Способы выражения концентраций растворов

Способы выражения  концентраций растворов 

Концентрацией раствора называется количество растворенного  вещества,

содержащееся  в определенном весовом или объемном количестве раствора или

растворителя.

Для характеристики состава раствора используются следующие способы выражения

концентраций:

     1) Массовая доля (w) – это доля, которую  составляет масса растворённого

вещества (mв) от массы раствора (mр-ра):

                     

где mв –  масса  вещества, кг.

mр-ра – масса  раствора, кг.

     2) Массовая доля в процентах (w,%) – это выраженная в процентах доля,

которую составляет масса растворённого вещества от массы раствора:

                   

     3) Молярная концентрация (СМ) – характеризует  количество

растворённого вещества (nв) в 1 литре раствора:

       моль/л       

так как                  то

                    

где V – объём  раствора, л.

МВ – молярная масса вещества, кг/моль.

Размерность моль/л  сокращённо обозначается большой буквой М.

     4) Нормальная концентрация (

) – характеризует  количество вещества эквивалента (nэ),

содержащегося в 1 литре раствора:

      моль·экв/л     

так как        то

          ,         

где fэ – фактор эквивалентности.

Размерность (моль-экв/л) сокращенно обозначается буквой Н.

     5) Моляльная концентрация (Сm) – характеризует количество

растворного вещества (nB), содержащегося в 1000 г растворителя   (m

р-ля):

    (моль/1000 г)   

или          (моль/1000г)

     6) Титр (Т) – характеризует массу  вещества, содержащуюся в 1 мл  раствора:

        г/мл.       

     7) Мольная доля (х) – характеризует долю, которая составляет количество

растворённого вещества от суммы количества веществ  всех компонентов раствора.

Мольная доля –  величина безмерная.

          ,         

где nB – количество молей растворенного вещества,

nр-ля – количество молей растворителя.

    

Общие свойства растворов 

По закону Рауля  понижение температуры кристаллизации и повышение температуры

кипения раствора (Δt) по сравнению с температурами  кристаллизации и

кипения

растворителя  выражается уравнением:

Δt= K ∙ m ∙100/ (M ∙ m1),

где К – криоскопическая  или эбуллиоскопическая константы.

m и М –  масса растворенного вещества  и его молярная масса;

m1- масса растворителя.

РАСТВОРЫ, однородные смеси переменного состава двух или большего числа

веществ (компонентов). Могут быть газовыми (напр., воздух), жидкими и

твердыми (напр., многие сплавы). В жидких растворах  компонент, находящийся в

избытке, называется растворителем, все остальные компоненты — растворенные

вещества. По концентрации растворенного вещества растворы подразделяют на

насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные. В растворах  протекают многие

природные и  промышленные процессы; изучение свойств  растворов связано с

такими практическими  проблемами, как разделение веществ (газов, нефтей),

глубокая очистка, подбор растворителей для реализации технологических

процессов.

              

Гидролиз солей

              

     ГИДРОЛИЗ (от гидро... и ...лиз), обменная реакция  (обменное разложение)

между веществом  и водой, напр., AlCl3 + 3H2O ↔ Al(OH)3 + 3HCl. Основа

многих технологических  и природных процессов.

В водных растворах  соли полностью диссоциируют на катионы  и анионы. Кроме них в

растворе есть ионы H+ и OH–, образующиеся вследствие

диссоциации молекул  воды. Если эти ионы при взаимодействии с ионами соли

образуют плохо  диссоциирующие соединения, то идет гидролиз соли – разложение

соли водой  с образованием слабого электролита. Возможность и характер

протекания гидролиза  определяется природой соли:

       
 
 

       
 
 

       
 
 

       
 
 

       
 
 

       
 
 

В первом случае гидролиз идет по катиону и pH < 7, во втором по аниону – pH

> 7, а в третьем  – по аниону и катиону, и  величина pH в этом случае зависит

от относительной  силы образующихся кислоты и основания. Соли, образованные

сильными основаниями  и сильными кислотами, гидролизу не подвергаются.

Константа равновесия для первого случая

       
 
 

Так как [H2O] = const, то K∙ [H2O] = Kг – константа гидролиза. Тогда

       
 
 

Умножив числитель  и знаменатель на [OH–], получим

        
 
 
 

Аналогично для  гидролиза по аниону

       
 
 

Для гидролиза  по катиону и аниону одновременно

       
 
 

Связь константы  гидролиза со степенью гидролиза  выводится подобно закону

разбавления Оствальда  и записывается так:

        
 
 
 

C – концентрация  соли в моль/л.

Для малых значений αг

       
 
 

Для многозарядных  катионов и анионов гидролиз протекает  ступенчато, причем в

основном по 1-й ступени.

Например, для  хлорида железа (FeCl3 → Fe3+ + 3Cl–) имеем:

       
 
 

       
 
 

       
 
 

Распространенной  ошибкой при составлении уравнений гидролиза является

использование сразу более одной молекулы воды.

Сравните:

·         Правильно:

        
 
 
 

·         Неправильно:

       
 
 

Гидролиз хлорида  железа идет преимущественно по первой ступени из-за

накапливания  ионов H+ и недостатка гидроксильных ионов, необходимых

для протекания реакции гидролиза (

ничтожно мала).

В результате гидролиза  многозарядных катионов образуются основные соли Fe(OH)Cl

2, Fe(OH)2Cl, а гидролиз  многозарядных анионов приводит  к

образованию кислых солей (NaHCO3, NaH2PO4).

Явление гидролиза  следует учитывать при приготовлении  растворов. Для

предотвращения  гидролиза растворы солей, подвергающиеся гидролизу по катиону,

необходимо подкислять.

    

Термохимические расчеты 

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ РЕАКЦИИ, количество теплоты, выделяемой или поглощаемой

системой при  химической реакции. Тепловой эффект работы равен изменению

внутренней энергии  системы при постоянном объеме или  изменению ее энтальпии

при постоянном давлении и отсутствии работы внешних  сил. В зависимости от

знака теплового  эффекта работы все химические реакции  подразделяют на эндо- и

экзотермические.

Теплота, высвобождаемая или поглощаемая конкретной химической реакцией,

пропорциональна степени превращения реагентов, определяемой по количеству

любого из расходуемых либо образующихся продуктов. Изменение внутренней

энергии или  энтальпии реагирующей системы  определяют по химическому уравнению

реакции. Например, сгорание смеси газообразных метана и кислорода описывается

термохимическим уравнением

    

Здесь буквы в скобках обозначают агрегатные состояния веществ (газ или

жидкость). Символом DH° обозначается изменение энтальпии  в химическом

превращении при  стандартных давлении 1 атм и температуре 298 K (25° С) (знак

градуса в верхнем  индексе H указывает, что данная величина относится к

веществам в  стандартных состояниях (при p = 1 атм  и T = 298

K)).

    

Энтропия. Энергия  Гиббса

 

Энергия Гиббса

 

Самопроизвольное  протекание изобарно-изотермического  процесса определяется

двумя факторами: энтальпийным, связанным с уменьшением энтальпии системы

(ΔH), и энтропийным  TΔS, обусловленным увеличением беспорядка  в

системе вследствие роста ее энтропии. Разность этих термодинамических

факторов является функцией состояния системы, называемой изобарно-

изотермическим  потенциалом или свободной энергией Гиббса (G, кДж):

       ΔG = ΔH – TΔS 

1  
 

      

2. Энергия Гиббса.  
 

При ΔG < 0 реакция  термодинамически разрешена и система  стремится к

достижению условия  ΔG = 0, при котором наступает равновесное  состояние

обратимого процесса; ΔG > 0 указывает на то, что процесс

термодинамически  запрещен.

      
 
 
 

Рисунок 3 

Изменение энергии  Гиббса: а – обратимый процесс; б – необратимый процесс.  
 

Записав уравнение (1) в виде ΔH = ΔG + TΔS, получим, что

энтальпия реакции  включает свободную энергию Гиббса и «несвободную» энергию

ΔS · T. Энергия  Гиббса, представляющая собой убыль  изобарного (P =

const) потенциала, равна максимальной полезной  работе. Уменьшаясь с течением

химического процесса, ΔG достигает минимума в момент равновесия (ΔG

= 0). Второе слагаемое ΔS · T (энтропийный фактор) представляет ту часть

энергии системы, которая при данной температуре  не может быть превращена в

работу. Эта связанная  энергия способна лишь рассеиваться в окружающую среду в