СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Общая химия
Лектор – Голушкова Евгения Борисовна
Лекция 5 – Растворы и другие
дисперсные системы
Дисперсные системы
Дисперсная
система
система, в которой одно
вещество (дисперсная фаза)
равномерно распределено в
другом
(дисперсионная
среда).
Классификация дисперсных систем
• По агрегатному состоянию компонентов :
Тип
дисперсной системы
Фазовое состояние
Примеры
дисперсионной
среды
дисперсной фазы
Аэрозоль
Газ
Жидкая
Туман,облака
Аэрозоль
Газ
Твердая
Дым, пыль
Пена
Жидкая
Газ
Взбитые сливки,
мыльная пена
Эмульсия
Жидкая
Жидкая
Молоко, майонез
Золь
Жидкая
Твердая
Краски
Твердая эмульсия
Твердая
Жидкая
Масло
Гель
Твердая
Жидкая
Желе, агар-агар
Классификация дисперсных систем
По размерам частиц :
• грубодисперсные
(размер частиц 10-3 ÷10-5 см),
• высокодисперсные
гетерогенные
или
коллоидные
(размер частиц 10-5 ÷ 10-7см),
• гомогенные или истинные растворы
(размер частиц 10-7÷ 10-8 см).
Раствор – дисперсная система,
состоящая из двух или боле
компонентов, состав которой
можно изменять в
определенных пределах без
нарушения однородности.
Растворитель- компонент не
меняющий своего агрегатного
состояния при образовании
раствора.
Способы выражения концентрации растворов
1) Массовая доля (ω) – показывает сколько
грамм растворенного вещества растворено в
100 г раствора, выражается в долях или
процентах (доли умножаются на 100 %)

mвещества
mраствора
 100%
m вещества- масса растворенного в растворе
вещества, грамм
m вещества – масса раствора, грамм
2) Молярная концентрация (См,
М) – показывает сколько моль
растворенного вещества содержится
в 1 литре раствора
m
См 
M V
m - масса растворенного в растворе вещества,
грамм
М – молярная масса растворенного вещества,
г/моль
3) Молярная
концентрация эквивалента
вещества (эквивалентная, нормальная,
нормальность) (Сн, Н, СN, N) – показывает
сколько моль эквивалентов вещества
растворено
в 1 литре раствора
m
Сн 
M эк  V
m - масса растворенного в растворе вещества,
грамм
Мэк – молярная масса эквивалента растворенного
вещества, г/моль
V- объем раствора, л
4) Титр (Т) - количество граммов
растворенного вещества в 1мл
раствора (г/мл).
5) Моляльность
(Сm) – показывает сколько
моль растворенного вещества растворено в 1 кг
растворителя
m1  1000
Сm 
M  m2
m1 - масса растворенного в растворе вещества, гра
М – молярная масса растворенного вещества, г/мо
m2 – масса растворителя, грамм
6) Мольная
доля χ - показывает
отношение молей одного из компонентов
раствора к сумме молей всех компонентов
раствора
ni
i 
n1  n2  .....  ni
 








 
 

3

 

 






 
 



 


 


2
 

 
 


1
 

 

 

 
 





 
1. Диссоциация - разрушение химических и
межмолекулярных связей в веществе
ΔН>0, ΔS>0 (для твердых веществ)
ΔН<0, ΔS <0 (для газов)
2. Сольватация (в случае воды- гидратация) - соединение
ионов с растворителем
ΔН<0, ΔS <0
3. Диффузия – распределение сольватов или гидратов по
всему объему раствора
ΔН>0
Растворимость
растворение

 Раствор
Растворяемое вещество  фаза  

образование фазы
∆G° = -RTlnKp
Кр - константа равновесия между раствором и
нерастворенным веществом, она характеризует
растворимость вещества в данном
растворителе;
Факторы, влияющие на растворимость
1. Температура
2. Давление
3. Природа раство
рителя
Коллигативные свойства
растворов неэлектролитов
Второй закон Рауля:
повышение температуры кипения и
понижение температуры замерзания
разбавленных
растворов
неэлектролитов
пропорциональны
моляльности растворов
Tкип  К э  Сm
Tзам  К к  Сm
Т кип  Т  Т 0
Т зам  Т 0  Т
Сm — моляльность раствора;
Кэ - эбулиоскопическая постоянная растворителя (от лат. «ebbulire»
— выкипать );
Кк — криоскопическая постоянная растворителя (от греч. «криос» холод).
Т- температура кипения и замерзания раствора;
Т0 – температура кипения и замерзания чистого растворителя.
К э H 2O  0,52
К к H2O  1,86
Свойства растворов неэлектролитов
Формулы для определения молярной
массы растворенного вещества:
K э  m1 1000
M1 
Tкип  m2
K к  m1 1000
M1 
Tзам  m2
m1  R  T
М1 
P V
( P0  P)  m1
M1 
P  1
Теория электролитической диссоциации
•
Электролиты при растворении в воде распадаются
(диссоциируют) на ионы - частицы с положительным (катионы) и
отрицательным (анионы) зарядом. Ионы могут быть простыми
(Na+, Mg2+, Al3+ ит.д.),
сложными (NН4+, NO3-, SO42-)
или
комплексными [Zn(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]3-. В растворе ионы
беспорядочно передвигаются в различных направлениях.
•
Под действием электрического тока движение ионов становится
направленным: катионы движутся к катоду, анионы — к аноду.
•
Диссоциация - обратимый процесс, поэтому в уравнениях
(схемах) диссоциации вместо знака равенства ставится знак
обратимости.
Растворы электролитов
Степень диссоциации (α):
α> 0,3 (более 30%) – сильный
электролит
α < 0,3 ( менее 30%) – слабый
электролит
Сильные электролиты:
практически все растворимые соли,
все щелочи
ряд кислот: НСl, НВr, НI, HNO3, H2SO4, HClO3,
НСlO4, НМnО4
Слабые электролиты:
некоторые растворимые соли: HgCl2, Hg(CN)2,
Fe(CNS)3, Pb(CH3COO)2
NH4OH, Н2О2,
кислоты H2S, Н2СО3 Н3ВО3, H2SiO3, HCN,, НСlO,
НВrО, HIО, СН3СООН
Закон разбавления Оствальда

КД
СM
См - молярная концентрация электролита
Степень диссоциации уменьшается
с увеличением концентрации слабого электролита
Константа диссоциации Кд:
Кд≥ 10-1 - сильные электролиты,
Кд = 10-3 до 10-1- электролиты
средней силы
Кд < 10-3 -слабые электролиты.
Коллигативные свойства растворов
электролитов
изотонический коэффициент i -
Ссумм
i
С
Р  Р0  1  i
Tкип  К э  Сm  i
Росм  См  R  T  i
Tзам  К к  Сm  i
i 1

n 1
n – число ионов, на которые диссоциирует вещество в растворе