19. Концентрація розчинів. Методи вираження концентрації розчинів

Скачати 196.84 Kb.

Назва	19. Концентрація розчинів. Методи вираження концентрації розчинів
Дата	20.03.2013
Розмір	196.84 Kb.
Тип	Документи

bibl.com.ua > Фізика > Документи

19. Концентрація розчинів. Методи вираження концентрації розчинів

Концентрацією розчину називають фізичну величину, що показує яка кількість речовини або яка маса речовини міститься в одиниці об'єму розчину:

$c = \frac{n}{v}$ або $c = \frac{m}{v}$

де n -кількість моль розчиненої речовини, m - маса розчиненої речовини, V - об'єм розчину.

В системі СІ концентація вимірюється в моль/м³ або кг/м³; кратні одиниці вимірювання - моль/л (скорочено позначають М, наприклад, 1М - одномолярний розчин -такий, що містить 1 моль розчиненої речовини в 1 літрі розчину); г/см³ - титр розчину.

Для вираження кількісного складу розчину існують також інші величини:

масова частка: відношення маси розчиненої речовини до маси розчину;
молярна частка: відношення кількості молів розчиненої речовини до загальної кількості молів речовин у розчині;
об'ємна частка:відношення об'єму розчиненої речовини до об'єму розчину - останній, як правило, не дорівнює сумі об'ємів компонентів;
моляльність: відношення кількості молів розчиненої речовин до маси розчинника вираженої в кг(показує скільки молів розчиненої речовини міститься в одному кілограмі розчинника).

Мольні долі – дозволяють дізнатись мольну долю розчиненої речовини в розчині й мольну долю розчинника в розчині. А – розчинена речовина; В – розчинник; N(A) – кількість молей розчиненої речовини в розчині; N(В) – кількість молей розчинника в розчині; N(А)+ N(В) – загальна кількість молей у розчині.

C =N(A)/(N(A)+N(B))*100% N=m/M C = N(B)/(N(A)+N(B))*100%

Процентна концентрація (масові долі) – указує скільки грамів розчиненої речовини міститься в 100 г розчину:

W=m(речовини)/m(розчину)*100% Титр - відношення маси розчиненої речовини до об'єму розчинника:

20. Осмос. Осмотичний тиск. Закони Вант-Гоффа та Рауля

О́смос — спонтанний перехід, однобічна дифузія через напівпроникну перегородку (мембрану), яка відокремлює розчин від чистого розчинника або розчину меншої концентрації. Зумовлений прагненням системи до термодинамічної рівноваги і вирівнювання концентрацій розчину з обох боків мембрани. Характеризується осмотичним тиском, що дорівнює надлишковому зовнішньому тискові, який треба докласти з боку розчину, щоб припинити осмос. Відіграє важливу роль у фізіологічних процесах, використовується при дослідженні полімерів, біологічних структур.

Осмоти́чний ти́ск (або дифу́зний ти́ск) — термодинамічний параметр, що характеризує прагнення розчину понизити свою концентрацію при зіткненні з чистим розчинником внаслідок зустрічної дифузії молекул розчинника та розчиненої речовини.

Якщо розчин відділений від чистого розчинника напівпроникною мембраною, то можлива лише одностороння дифузія — осмотичне всмоктування розчинника крізь мембрану в розчин. У цьому випадку осмотичний тиск стає доступною для прямого вимірювання величиною, що дорівнює надлишковому тиску, що треба прикласти з боку розчину для вирівнювання кількості розчинника з обох боків напівпроникної мембрани при осмотичній рівновазі. Осмотичний тиск зумовлений зниженням хімічного потенціалу розчинника в присутності розчиненої речовини.

Тенденція системи вирівнювати хімічні потенціали у всіх частинах свого об'єму та переходити до стану з нижчим рівнем вільної енергії викликає осмотичний (дифузійний) перенос речовин.

Осмотичний тиск в ідеальних та сильно розбавлених розчинах не залежить від природи розчинника та розчинених речовин; при постійній температурі він визначається тільки числом «кінетичних елементів» — іонів, молекул, асоціатів або колоїдних часток — в одиниці об'єму розчину.

Перші виміри осмотичного тиску провів В. Пфефер у 1877 році, досліджуючи водні розчини очеретяного цукру. Його дані дозволили Я. Г. Вант-Гоффувстановити (у 1887 р.) залежність осмотичного тиску від концентрації розчиненої речовини, яка збігаєтся за формою з законом Бойля-Маріотта дляідеальних газів. Виявилось, що осмотичний тиск чисельно дорівнює тиску, який би завдавала розчинена речовина, якщо б вона при даній температурі знаходилось в стані ідеального газу та займала об'єм, що дорівнює об'єму розчину.

Для дуже розбавлених розчинів недисоціюючих речовин знайдена закономірність, що досить точно описується рівнянням:

$pv=\nu rt \,$

де $\nu \,$ — число молей речовини в розчині об'єму V; R — універсальна газова стала; Т — абсолютна температура (в Кельвінах), p — величина осмотичного тиску.

У випадку дисоціації речовини в розчині на іони в праву частину рівняння вводиться множник і > 1, що називається коефіцієнтом Вант-Гоффа і відповідає кількості кінетично-активних елементів в розчині; при асоціації розчиненої речовини і < 1. Так, наприклад, хлорид кальцію CaCl₂ при розчиненні дисоціює на три іони, тож для обчислення кількості осмотично-активних кінетичних елементів (в молях) кількість цієї речовини треба помножити на три; отже в даному випадку і = 3.

Осмотичний тиск реального розчину ( $p\'$ ) завжди менший, ніж ідеального (p«), причому відношення р' / р» = g, що називається осмотичним коефіцієнтом, зростає при збільшенні концентрації.

Розчини з однаковим осмотичним тиском називаються ізотонічними або ізоосмотичними. Так, різноманітні кровезамісники та фізіологічні розчини ізотонічні відносно серединних рідин організму. Для всіх хребетних тварин (в тому числі і людини) ізотонічним відносно рідин їхнього організму є 0,9 % розчин солі (NaCl) у воді.

Якщо один розчин порівняно з іншим має більш високий осмотичний тиск, його називають гіпертонічним, а якщо менший осмотичний тиск — гіпотонічним.

Правило Вант-Гоффа — емпіричне правило, яке дозволяє в першому наближенні оцінити вплив температури на швидкість протікання хімічної реакції в невеликому температурному інтервалі (зазвичай від 0 °C до 100 °C). Я. Г. Вант-Гофф на основі багатьох експериментів сформулював наступне правило:

При збільшенні температури на кожні 10 градусів константа швидкості гомогенної елементарної реакції збільшується в два-чотири рази.

Правило описується наступним рівнянням:

$v_2=v_1\cdot y^{(t_2-t_1)/10}$

де

- швидкість реакції при температурі

— швидкість реакції при температурі

, y — температурний коефіцієнт швидкості реакції (якщо він, наприклад, дорівнює 2, то швидкість реакції буде збільшуватись в 2 рази при збільшенні температури на 10 градусів).

Правило Вант-Гоффа має обмежену область застосування. Багато реакцій йому не підкоряються, наприклад реакції, що відбуваються при високих температурах, дуже швидкі та дуже повільні реакції. Правилу Вант-Гоффа також не підкоряються реакції, в яких беруть участь великі молекули, наприклад білки в біологічних системах. Температурну залежність швидкості реакції більш коректно описує рівняння Арреніуса.

З рівняння Вант-Гоффа температурний коефіцієнт вираховується за формулою:

$y=\left(\frac{v_2}{v_1}\right)^{10/(t_2-t_1)}$

Зако́н Рау́ля (рос. закон Рауля; англ. Raoult’s law; нім. Raoultsches Gesetz n) — парціальні тиски р_і пари кожного з компонентів ідеального розчину при постійній температурі є пропорційними до молярних часток цих компонентів в рідкій фазі

:

$p_i = p_i^\prime x_i$ ,

де $p_i^\prime$ — пружність пари чистого розчинника.

Залежність зниження тиску пари розчинів від їхньої концентрації виражається першим законом Рауля (1887р.): відносне зниження тиску насиченої пари над розчином прямопропорційне мольній частці розчиненої речовини.

Другий закон Рауля: підвищення температури кипіння, або зниження температури замерзання розчину прямопропорційне молярній концентрації розчиненої речовини. Коефіцієнти пропорційності називають відповідно ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі. Значення коефіцієнтів залежать лише від природи розчинника.

21. Процеси кипіння та замерзання розчинів. Закони Рауля. Антифризи, їх застосування в автомобільному транспорті

Температура кипіння і замерзання розчинів

У прямій залежності від тиску насиченої пари розчину нелеткої речовини знаходиться температура кипіння розчину.

Температурою кипіння рідини є температура, за якої тиск її парів стає рівним зовнішньому тиску (так, при 101,3 кПа температура кипіння води дорівнює 1000С, бензолу 800С).

Зниження тиску пари розчинника в результаті розчинення в ньому речовини означає необхідність підвищення температури розчину для відновлення порушеної рівноваги „рідина - пара”. Тоді температура кипіння розчину буде вищою за температуру кипіння розчинника.

Зі зниженням тиску пари над розчином пов'язана більш низька температура замерзання розчину у порівнянні з чистим розчинником (температура твердіння (замерзання) - це температура, за якої тиск пари над рідиною стає рівним тиску пари над твердою фазою). Температура твердіння розчину відповідає виділенню з нього першого кристалика твердої фази.

Оскільки для розбавлених розчинів зниження тиску пари пропорційно концентрації, то і підвищення температури кипіння, і зниження температури твердіння (замерзання) розбавлених розчинів пропорційно їх концентрації:

"Tкип = Е"m

"Tзам = К"m

де Е - ебуліоскопічна стала; К - кріоскопічна стала; m - моляльна концентрація розчину.

Константи Е і К не залежать від природи розчиненої речовини, а характеризують тільки розчинник.

Оскільки "Tкип і "Tзам змінюються пропорційно числу молів розчиненої речовини, а кожний моль містить однакове число молекул (6,02· 1023), то ці характеристики розчину залежать тільки від числа частинок розчиненої речовини. Звідси випливає другий закон Рауля:

підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання (твердіння) розчинів пропорційні числу частинок розчиненої речовини і не залежать від її природи.

Зако́н Рау́ля (рос. закон Рауля; англ. Raoult’s law; нім. Raoultsches Gesetz n) — парціальні тиски р_і пари кожного з компонентів ідеального розчину при постійній температурі є пропорційними до молярних часток цих компонентів в рідкій фазі

тверді електроліти (AgCl, AgI, PbF₂, Ag₄RbI₅)
рідкі (розчини солей, кислот, лугів)
розплавлені (NaOH, MgCl₂ та ін.).

У твердих електролітах електропровідність може бути зумовлена рухом:

лише йонів одного типу (напр., катіонами Ag⁺ в AgI, аніонами F^- в PbF₂);
одночасно катіонами і аніонами;
електронною складовою провідності поряд з іонною.

В розчинах – завдяки електролітичній дисоціації на йони під дією йонізуючого розчинника або в результаті хімічної реакції. За ступенем дисоціації розрізняють Е. сильні та слабкі. Е. є у всіх рідких системах живих організмів, слугують середовищем для проведення хімічних синтезів.

2) Складники рідкого електроліту - речовини, що, самі необов'язково будучи провідниками, здатні утворювати йони внаслідок розчинення в йонізуючих розчинниках (воді, ацетонітрилі, спирті та ін.) або в результаті реакції, чим зумовлюється провідність розчину.

Електроліти́чна дисоціа́ція — явище розпаду нейтральних молекул на іони, що відбувається в електролітах. Наприклад, молекула солі NaCl розпадається при розчиненні на іони Na⁺ та Cl^-.

Полярні розчинники ослаблюють електростатичну взаємодію між зарядженими складовими молекули, зв'язок між якими має іонний характер. Ослаблення взаємодії з макроскопічної точки зору зумовлене великою діелектричною проникністю розчинника. Наприклад, для води діелектрична проникність дорівнює 81, тому вода такий гарний розчинник. З мікроскопічної точки зору, молекули полярного розчинника — диполі, що орієнтуються поряд із молекулою розчиненої речовини таким чином, щоб кулонівська сила їхнього притягання протидіяла кулонівським силам іонного зв'язку. Як наслідок, молекула розчиненої речовини розпадається на іони, які можуть існувати в електроліті завдяки екрануванню створеного ними електростатичного поля.

23.Реакції в розчинах електролітів. Іонно-молекулярні рівняння

$c:\users\дима\desktop\химия\img021.jpg$

24.Дисоціація води. Іонний добуток води. Водневій показник (рН). Індикатори.

pH, Водневий показник — величина, що показує міру активності іонів водню (Н⁺) в розчині, тобто ступінь кислотності або лужності цього розчину. Для розведених розчинів можна користуватись терміном «концентрація» замість «активність» у цьому визначенні.

У водних розчинах активність іонів водню визначається константою дисоціації води (K_w=1,011 × 10⁻¹⁴ при 25 °C) та взаємодією з іншими іонами в розчині. Завдяки такому значенню константи дисоціації нейтральний розчин (де активність іонів водню дорівнює активності гідроксильних груп ОН⁻) має значення рН, що дорівнює 7. Водні розчини із значенням рН, меншим ніж 7, вважаються кислотними, із значенням рН більшим 7 — лужними.

Формула для обчислення величини рН (що не має одиниць розмірності) є наступною:

$\mbox{ph} = -\lg \left[ \mbox{h}^+ \right]$

[H⁺] показує концентрацію іонів Н⁺ (або, якщо казати точніше, для водних розчинів — іонів гідроксонію [H₃O⁺]), вимірених в молях на літр (одиниця концентрації, що називається «молярність»). В розчинах невисокої концентрації активність іонів збігається з величиною їхньої концентрації.

рН абсолютно чистої води мусить мати значення 7. Але в реальності такого майже ніколи не трапляється — наприклад завдяки тому, що, при розчинюванні у воді вуглекислого газу (СО₂) з повітря, утворюється вугільна кислота Н₂СО₃, яка при дисоціації на іони Н⁺ та СО2−3 може зменшувати значення рН води до величини 5,7-6.

pH більшості відомих розчинів коливається між значеннями 0 та 14. Відомі розчини із значенням рН меншим нуля та більшим 14, але у таких випадках замість pH, як характеристики кислотності розчину, зазвичай користуються концентрацією кислоти або лугу .

Іонний добуток води показує, що: зміна концентрацій одного йону не може проходити без зміни концентрації іншого; співвідношення концентрацій вільних водневих та гідроксильних йонів визна-чає активну реакцію розчину:вільні водневі йони визначають активну кислот-ність, а вільні гідроксильні йони визначають активну лужність середовища.

Елеме́нти-індика́тори (рос.элементы-индикаторы, англ. indicator elements; нім. Indikatorelemente n pl) — мікроелементи, розподіл яких в тих або інших типах природних утворень може бути використаний як ознака для пошуків родовищ.

При геохімічних пошуках рудних родовищ як елементи-індикатори використовують:

метали (головні компоненти руд) та інші елементи, які концентруються спільно з ними в рудну стадію (прямі елементи-індикатори);
елементи-супутники, які фіксуються у рудному тілі і вмісних породах в до- або пострудну стадію (непрямі елементи-індикатори).

Часто використовуваними досить універсальними елементи-індикатори служать As, Ag, Cu, Zn, Pb, Sn, Мо, W, Sb, Li, Be.

Детальний аналіз розподілу елементів-індикаторів, їх співвідношень дозволяє не тільки виявити ділянки, перспективні на виявлення оруденіння, але і зробити попередню оцінку прогнозних запасів корисних копалин, оцінити рівень ерозійного зрізу рудного тіла.

25.Твердість води та методи її усунення. Типи твердості

Жорсткість води́ — якщо вода містить значні кількості солей кальцію і магнію, то таку воду називають твердою, а коли цих солей зовсім немає, або вони містяться в незначних кількостях, то —м'якою.

Відрізняють тимчасову, або карбонатну, твердість води і сталу. Тимчасова твердість обумовлюється наявністю кислих карбонатів (гідрокарбонатів) кальцію і магнію: Ca(HCO₃)₂ і Mg(HCO₃)₂, а стала — наявністю сульфатів і хлоридів кальцію і магнію: CaSO₄, MgSO₄, CaCl₂ і MgCl₂. Загальна твердість води являє собою суму тимчасової і сталої твердості.

Тверда вода непридатна майже для всіх галузей виробництва. Так, наприклад, тверду воду не можна вживати для прання білизни, миття шерсті і фарбування тканин, бо в ній мило втрачає свою мийну здатність. Це пояснюється тим, що розчинний у воді стеарат натрію С₁₇Н₃₅COONa, який становить головну складову частину мила, переходить у нерозчинний стеарат кальцію (або магнію), утворюючи так зване кальцієве (або магнієве) мило:

2С₁₇Н₃₅COONa + CaSO₄ = Са(С₁₇Н₃₅СОО)₂ ↓ + Na₂SO₄

При цьому мильна піна утворюється тільки після повного осадження іонів кальцію і магнію, на що непродуктивно витрачається багато мила. Крім того, утворюваний осад кальцієвого і магнієвого мила міцно осідає на волокнах тканин і забруднює їх, а при фарбуванні утворює плями.

Тверда вода непридатна і для цілого ряду інших виробництв: паперового, шкіряного, крохмального, спиртового тощо. Вона непридатна і для паросилового господарства, бо при кип'ятінні води утворюється накип, який погано проводить тепло, внаслідок чого збільшується витрата палива. Накип викликає інтенсивне руйнування стінок котлів, що може призвести до аварії.

Для приготовлення їжі тверду воду теж не вживають, бо в ній погано розварюються м'ясо і овочі. Для пиття вона теж непридатна.

Для зниження твердості води застосовують різні способи. Серед них найпоширенішим є так званий содово-вапняний спосіб. Суть його полягає в тому, що до води додають розраховану кількість розчину гідроксиду кальцію Са(ОН)₂ (вапняна вода) і соди Na₂CO₃. Розрахунок кількості розчинів Са(ОН)₂ та Na₂CO₃ проводять за такими формулами:

V_Са(ОН)2 = (Тв_карб*V_H2O)/(1000*C_Са(ОН)2)
та
V_Na2CO3 = (Тв_некарб*V_H2O)/(1000*C_Na2CO3)
де C_Са(ОН)2 та C_Na2CO3 - концентраціїї Са(ОН)₂ та Na₂CO₃ відповідно у моль/дм³,V - об'єми води та розчинів реагентів у см³; Тв_карб та Тв_некарб - карбонатна та некарбонатна твердості пом'якшуваної води у моль/дм³.
Гідроксид кальцію знижує карбонатну (тимчасову) твердість:

Ca(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃ ↓ + 2Н₂О
Mg(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = MgCO₃ ↓ +CaCO₃ ↓ +2Н₂О

Сода знижує сталу твердість води:

СаСl₂ + Na₂СО₃ = СаСО₃ ↓ +2NaCl
MgSO₄ + Na₂СО₃ = MgCO₃ ↓ + Na₂SO₄

Утворені осади карбонатів кальцію і магнію відфільтровують. Карбонатну твердість можна усунути також шляхом нагрівання води до кипіння. При цьому кислі карбонати розкладаються з утворенням нормальних карбонатів кальцію і магнію, які виділяються в осад:

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃ ↓ + Н₂О + СО₂ ↑
Mg(НСО₃)₂ = MgCO₃ ↓ + Н₂О + СО₂ ↑

Тому карбонатну твердість називають також тимчасовою.

Також дієвим та економічно вигідним є використання іонітів(іоннообмінних смол) які за рахунок заміщення металу солей твердості на натрій, при повному насиченні смоли, її регенерують.

Схожі:

Приготування індикаторів згідно ДФ Техніка приготування розчинів точної концентрації із фіксаналів, за точно взятою наважкою, за приблизно взятою наважкою. Приготування...	Приготування індикаторів згідно ДФ Техніка приготування розчинів точної концентрації із фіксаналів, за точно взятою наважкою, за приблизно взятою наважкою. Приготування...
Задачі на розчини посідають особливе місце в курсі хімії. Їхнє значення... Характеристикою розчину є кількість речовини, яка міститься в певній масі або об’ємі розчину. Ця характеристика називається концентрацією....	Уроку з трудового навчання Тема: Остаточна обробка виробу Морилками називають цілу лінійку розчинів для забарвлення\|фарбування\| дерева. Випускається морилка також і у вигляді порошку, який...
Тема 16. Одержання, очистка та властивості колоїдних розчинів Окрема клітина живого організму є гетерогенною колоїдною системою. Кров, протоплазма, м’язові й нервові клітини, біологічні мембрани,...	Абсолютна і відносна концентрація Конкурентні переваги кластерів як об’єднань підприємств взаємопов'язаних галузей
Українські письменники © Надмірна концентрація уваги на Об'єктах може призвести до короткотривалих емоційних коливань. Не розглядати за кермом	Атмосферне явище у вигляді осаду крапель води.(роса) Прилад, за допомогою якого визначають концентрації шкідливих речовин.(газоаналізатор)
Методи політології Сучасна політологія використовує різнобічні теоретичні, філософські, загальнологічні та емпіричні методи дослідження	ПРОМИСЛОВІСТЬ Загальна характеристика господарства, економічний потенціал Укажіть форму суспільної організації виробництва за описом: «Випуск на одному підприємстві певного виду продукції»: А. кооперація...

Додайте кнопку на своєму сайті:
Портал навчання