Розділи

-Розчинність

Розчинність різних речовин у тому самому розчиннику або будь-якої речовини в різних розчинниках може коливатись у досить широких межах. Кількісно розчинність визначають вмістом речо­вини (концентрацією) у насиченому розчині. Найчастіше розчинність визначають кількістю грамів речовини на 100 г розчинника. Наси­чені розчини характеризуються динамічною рівновагою (при сталій температурі):

Нерозчинена речовина ↔ Речовина у розчині.

У таких розчинах міститься максимальна при певній темпера­турі кількість речовини. Отже, насичений розчин – це розчин, в якому досягнута межа насичення для певних зовнішніх умов (температури або тиску). Якщо розчин містить менше розчиненої речовини, ніж потрібно для насичення, то такий розчин називається ненасиченим. У ненасичених розчинах межа насичення не досягну­та, але, змінюючи, наприклад, температуру розчину, можна її до­сягти.

Деякі речовини можуть утворювати так звані пересичені розчини, які при певній температурі містять більше розчиненої речовини, ніж це зумовлено межею розчинення. Проте на відміну від насичених розчинів, які є термодинамічне стабільними систе­мами, пересичений розчин – метастабільна (нестійка) система.

Вони утворюються при повільному і обережному охолодженні на­сичених розчинів деяких речовин. Тому внаслідок внесення у такий розчин затравки у вигляді кристала тієї самої речовини, яка утво­рює пересичений розчин, або іншої речовини з подібною криста­лічною формою, у осад випадає (кристалізується) надмір цієї речо­вини, а розчин стає насиченим (стабільним). Пересичені розчини утворюють такі солі, як сульфат і тіо­сульфат натрію Nа2SО4 і Nа2S2О3.

Розчинність газів у рідинах зале­жить від тиску і температури. Крім то­го, треба враховувати хімічну природу газу і можливість утворення хімічних сполук при взаємодії газу з розчинни­ком: при кімнатній температурі в одному об'ємі води розчиняється лише 0,02 об'єму азоту і близько 700 об'ємів аміаку.

Розчинність газів при сталому тиску зменшується з підвищенням температури. Залежність розчинності газу від тиску виражається законом Генрі – Дальтона: розчинність газу при сталій температурі в рі­дині прямо пропорційна його парціальному тиску.

У математичній формі закон Генрі – Дальтона можна записати у вигляді ізотерми розчинності (Т = соnst):

т = kр,

де т – маса газу, що розчиняється в 1л розчинника; р – тиск газу (або парціальний тиск, коли маємо суміш газів); k – коефїцієнт, який характеризує природу компонентів розчину. Кип'ятіння розчину дає змогу практично повністю позбутись розчинених у рідині газів.

При змішуванні двох рідин можливі кілька випадків. Рідини розчиняються одна в одній у будь-яких масових або об'ємних спів­відношеннях. Прикладом таких бінарних систем можуть бути систе­ми: спирт – вода, вода – гліцерин, бензол – гексан, ацетон – спирт та ін. До систем, в яких компоненти практично не розчинні один в одному, належать системи вода – азот, вода – ртуть.

Розчинність різних твердих речовин у тому самому розчиннику може змінюватись у широких межах. При підвищенні температури здебільшого розчинність твердих речовин збільшується, проте для деяких сполук вона може змен­шуватись. Зменшення розчин­ності з підвищенням температу­ри характерне для речовин, розчинення яких супроводиться виділенням теплоти. Це, на­приклад, Са(ОН)2, гіпс СаSО4·2Н2О. На рис.1 наведено криві розчинності деяких сполук.

На основі кривих або таб­лиць розчинності можна зробити висновок щодо доцільності очи­щення речовин від домішок пе­рекристалізацією. Якщо роз­чинність солі різко змінюється з підвищенням температури (наприклад, розчинність КNО3 при 0°С дорівнює 13,3 г солі на 100 г води, а при 100°С – відповідно 246 г), то вихід солі після її перекристалізації досягає 80–90 % від взятої до перекрис­талізації кількості.

Способи вираження концентрації розчинів

Найчастіше застосовують такі способи вираження концентрації розчинів, як масова, молярна, моляльна і нормальна.

Масова (процентна) концентрація (%) виражається числом грамів розчи­неної речовини, що міститься в 100 г розчину:

,

де т – маса розчиненої речовини; g – маса розчинника; (m + g) – маса розчину.

Масова частка – це відношення маси розчиненої речовини m до маси розчину (т + g), тобто масова частка о дорівнює ω = т/(т + g).

Молярна концентрація (молярність) виражається числом молів розчиненої речовини в 1 л розчину (моль/л):

,

де М – молярна маса розчиненої речовини; V – об’єм розчину (мл, см3).

Молярність розчину позначається буквою М. Наприклад, двомолярний 2М розчин Н2SО4 містить 2 моль/л, тобто 196,16 г Н2SО4 в 1 л розчину. Роз­чини, що містять в 1 л розчину 0,1 моль/л і 0,01 моль/л речовини, називаються відповідно децимолярними і сантимолярними,

Моляльна концентрація (моляльність) визначається числом молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника (моль/кг):

,

де g – маса розчинника (г).

Напри­клад, якщо в 1000 г води розчинено 98,08 г Н2SО4, то такий розчин одномоляльний (1m). Моляльність розчину позначається буквою т.

Молярна концентрація еквівалента (еквівалентна, нормальна концентрація, нормальність) визначається числом еквівалентів розчиненої речо­вини, яке міститься в 1л розчину:

,

де mЕ – молярна маса еквівалента (еквівалентна маса) розчиненої речовини.

По аналогії з молярною кон­центрацією на практиці молярну концентрацію еквівалента, або нормальність, виражають у молях на літр і позначають буквою н. або N.

Нормальність і молярність розчинів збігаються для одноосновних кислот (НСl, НNО3, СН3СООН) та однокислотних основ (КОН, NН3·Н2О). Якщо кислота, наприклад, трьохосновна, то нормаль­ність в три рази більша за її молярність. 1М розчину Н3РО4 від­повідає нормальність цієї кислоти, яка дорівнює трьом, тобто 1М Н3РО4 = 3н. Н3РО4.

Особливістю еквінормальних розчинів (еквінормальні – це роз­чини однакової нормальності) є те, що однакові об'єми їх взаємоді­ють без залишку. Так, 20 мл 1н. розчину КОН взаємодіє без за­лишку з 20 мл 1н. розчину будь-якої кислоти (НСl, Н2SО4, Н3РО4). Це і зрозуміло, оскільки, згідно із законом еквівалентів, речовини взаємодіють між собою в кількостях, пропорційних їхнім еквіва­лентам. В разі неоднакових нормальностей реагуючих розчинів останні взаємодіють в об'ємних співвідношеннях, обернено пропор­ційних їхнім нормальностям. Математично це можна виразити рівнянням

Знаючи нормальність і об'єм однієї речовини, а також об'єм іншої речовини, що вступає в реакцію з першою, можна обчислити її нормальність:

Мольна частка – це відношення числа молів розчиненої речо­вини до загального числа молів розчину (розчинника і розчиненої речовини). Якщо розчин складається з двох компонентів – розчи­неної речовини і розчинника, то мольна частка розчиненої речо­вини

,

де m, М1, n1 – маса, молярна маса і кількість речовини (число молів) розчиненої речовини; g, М2, n2 – те ж для розчинника.

Титр – кількість грамів розчиненої речовини в 1 мл роз­чину.

Колегативні властивості розчинів

Вивчення властивостей розбавлених розчинів неелектролітів показало, що їхні властивості змінюються прямо пропорційно кон­центрації розчинів. Властивості розчинів, які залежать лише від їхньої концентрації і не залежать від природи розчиненої речовини, називаються колегативними.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 
25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 
50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 
75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 88 89 90 91 92  Наверх ↑

Кращі книги