-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.
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 ↑