О растворах (стр. 1 из 3)
РАСТВОРЫ
1. Основные понятия учения о растворах
Растворы – это твердые или жидкие гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.
Любой раствор состоит из растворённого вещества и растворителя.
Растворитель – это компонент, который в растворе находится в том же агрегатном состоянии, что и до растворения. Например, в водном растворе глюкозы растворителем является вода, а глюкоза – растворённое вещество).
В растворах электролитов всегда электролиты считаются растворёнными веществами.
Классификация растворов.
I. По агрегатному состоянию различают газовые, жидкие и твёрдые растворы. Но обычно термин растворы относится к жидким системам.
II. В зависимости от молярной массы растворенного вещества различают растворы низкомолекулярных соединений и растворы высокомолекулярных соединений:
1) растворы низкомолекулярных соединений (НМС) – молярная масса менее 5000 г./моль;
По наличию или отсутствию электролитической диссоциации растворы НМС делят на 2 класса:
· растворы электролитов – это растворы веществ, которые диссоциируют на ионы – солей, кислот, оснований. Например, растворы NaCl, HCl, KOH.
· растворы неэлектролитов – это растворы веществ, которые практически не диссоциируют на ионы. Например, растворы глюкозы, сахарозы, мочевины.
2) растворы высокомолекулярных соединений (ВМС) – молярная масса более 5000 г./моль.
Большинство ВМС – полимеры, макромолекулы которых состоят из большого числа повторяющихся мономерных звеньев.
2. Термодинамика процессов растворения
Растворение – это физико-химический процесс. При растворении идут как физические процессы (диффузия), так и химические (сольватация – образование химических связей между частицами растворяемого вещества и растворителя). Если растворителем является вода, то процесс называется гидратацией.
Согласно 2-му закону термодинамики при р=const и Т=const вещества самопроизвольно будут растворяться, если энергия Гиббса системы будет при этом понижаться, т.е.
G = ( H– T S) < 0.Величина
H называется энтальпийным фактором растворения.Величина T
Sназывается энтропийным фактором растворения.При растворении твердых и жидких веществ энтропия системы обычно возрастает (
S >0); при растворении газов энтропия системы обычно уменьшается ( S <0).Энтальпия при растворении может как увеличиваться (NaCl), так и уменьшаться (KOH).
Таким образом, образование растворов (в отличие от механических смесей) сопровождается изменением энтальпии, энтропии и объёма системы.
3. Способы выражения концентрации растворов
Концентрация является важной характеристикой раствора. Концентрация определяет относительное содержание компонентов в растворе.
Массовая доля равна отношению массы растворённого вещества к массе раствора:
Молярная концентрация – это количество вещества, содержащееся в одном литре раствора (моль/л):
Молярная концентрация эквивалента (нормальная концентрация) – это число молей эквивалентов вещества, содержащихся в одном литре раствора (моль/л):
, где 
- количество вещества эквивалента (моль); 
- фактор эквивалентности;V(р-ра) – объём раствора (л).
Эквивалент – это реальная или условная частица вещества, которая в кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода, а в окислительно-восстановительной эквивалентна одному электрону.
Фактор эквивалентности
– число, обозначающее, какая доля реальной частицы вещества Х эквивалентна одному иону водорода в данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной окислительно-восстановительной реакции.Фактор эквивалентности рассчитывают на основе стехиометрии данной реакции из равенства
где z – основность кислоты или кислотность основания данной кислотно-основной реакции, а также число электронов, присоединяемых или теряемых частицей в данной окислительно-восстановительной реакции.
Молярной массой эквивалента вещества Х называют величину, измеряемую произведением фактора эквивалентности на молярную массу вещества Х
где
- молярная масса эквивалента.Молярная масса эквивалента вещества – это масса одного моль эквивалентов. В разных реакциях одно и тоже вещество может иметь разные эквиваленты.
Моляльная концентрация – это количество вещества, содержащееся в одном килограмме растворителя (моль/кг):
Молярная доля равна отношению количества растворённого вещества к общему количеству веществ в растворе:
Как правило, вещество обладает определённой растворимостью в данном растворителе. Под растворимостью понимают концентрацию вещества в насыщенном растворе.
Раствор, находящийся в равновесии с растворяющимся веществом, называется насыщенным раствором.
Насыщенный раствор может как угодно долго находиться в равновесии с избытком растворяемого вещества (ΔGр−ния = 0), и его концентрация имеет максимально возможное в данных условиях значение.
4. Электролиты. Коллигативные свойства растворов электролитов
Электролиты – это вещества, растворы которых проводят электрический ток посредством ионов, на которые они распадаются под действием полярных молекул растворителя.
Количественной характеристикой диссоциации электролита является степень диссоциации
, которая равна отношению числа продиссоциировавших молекул к общему числу молекул: 
По степени диссоциации различают сильные электролиты
слабые электролиты 
и электролиты средней силы 
Коллигативными называются свойства растворов, которые не зависят от природы растворенного вещества, а только от его концентрации. Такие свойства проявляются в полной мере в идеальных растворах.
Идеальными называются растворы, при образовании которых не происходит изменения энтальпии и объема системы, не идут химические реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между всеми компонентами одинакова. Наиболее близки к идеальным – разбавленные растворы неэлектролитов.
Для бесконечно разбавленных растворов, состояние которых близко к состоянию идеальных, такими свойствами являются:
– осмотическое давление;
– понижение давления насыщенного пара над раствором;
– повышение температуры кипения;
– понижение температуры замерзания раствора.
Изучение коллигативных свойств разбавленных растворов используется для определения молярной массы растворенного вещества, а также его степени диссоциации или показателя ассоциации.
Осмос и осмотическое давление
Процесс самопроизвольного перехода (диффузии) растворителя через проницаемую перегородку из той части системы, где концентрация растворенного вещества ниже, в другую, где она выше, называется осмосом.
Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, т.е. давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы прекратить осмос. Осмотическое давление является мерой стремления растворенного вещества (вследствие теплового движения его молекул) перейти в процессе диффузии из раствора в чистый растворитель и равномерно распределиться по всему объему растворителя. Отрицательное изменение энергии Гиббса системы в процессе осмоса происходит главным образом за счет соответствующего изменения энтропийного фактора.
Осмотическое давление растет с увеличением концентрации раствора и температуры, т.е. следует примерно тому же закону, что и зависимость давления газа от тех же факторов. Вант-Гофф (1887) установил закон, согласно которому осмотическое давление раствора равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объему раствора.
Это значит, что осмотическое давление идеального раствора можно вычислить по уравнению Менделеева – Клапейрона рV= nRТ, где р == роем, V – объем, занимаемый раствором; n – число молей растворенного вещества.