Растворы – промежуточное положение между смесью и химическим соединением:

А) как смесь – перемены;

Б) как соединение – однородны.

В зависимости от размера частиц растворенного вещества:

Системы «растворитель-растворенное вещество»

г омогенные микрогетерогенные гетерогенные

10^-10 10^-9 10^-8 10^-7 ,м(размер)

и стинные коллоидные суспензии, эмульсии

растворы механические смеси

В зависимости от агрегатного состояния:

Растворитель (условно) - компонент раствора, концентрация которого выше, чем у других и который не меняет своего фазового состояния при образовании раствора

В зависимости от природы растворителя

Способы выражения концентрации растворов.

[моль/л, моль/дм³, моль/м³]

2 .

[моль/л, моль/дм³, моль/м³]

Пример:

C_М (Н₂SО₄) = 2 моль/л

Э (Н₂SО₄) = 1/2 Н₂SО₄ f(Н₂SО₄) = ½

С_Н = = 4 моль/л

[г/мл, г/см³]

4.Массовая доля вещества, :

(доли или 100%)

 - плотность раствора [г /мл, г/см³]

Растворение - G_{растворения} < 0  самопроизвольный, обратимый процесс.

растворение

А_(к) А_(р-р)

кристаллизация

Насыщенный раствор - в данных условиях дальнейшее самопроизвольное растворение невозможно: G_{растворения} = 0, _{растворения} = _{выделения}.

Ненасыщенный раствор - самопроизвольное растворение вещества еще возможно:

G_{растворения} < 0, _{растворения}  _{выделения}.

Пересыщенный раствор – содержание растворенного вещества больше, чем в насыщенном растворе – неустойчивое состояние.

Растворимость зависит от:

• природы вещества и растворителя,

• давления газа над раствором (если растворяемое вещество газ),

• о т температуры: с температуры растворимость

а) большинства твердых веществ ,

б) газообразных веществ

С_р C_p

CO₂

O₂ N₂

N₂

t,⁰C давление

Растворение - физико-химический процесс.

Ранее – физическая теория образования растворов: механическое диспергирование за счет сил диффузии.

Д.И.Менделеев – физико-химическая теория растворов (гидратная (сольватная) теория растворов).

: взаимодействие растворенного вещества и растворителя

Растворение NaCl_к в Н₂О:

Диполи молекул

Н₂О

Гидратированные ионы

Три стадии процесса растворения:

1) процесс ионизации -разрушение связей:

NaCl_к Na⁺_(г) + Cl^-_(г) ; Н_ион > 0; S_ион > 0

2 )процесс сольватации (гидратации)- взаимодействие растворителя с растворяющимся веществом с образованием - сольватов (гидратов): N Na⁺_(г) + aq Na⁺ aq _(р-р)

Cl^-_(г) + aq Cl^- aq _(р-р)

Н_сольв < 0; S_сольв  0

3) распределение (диффузия) по объему сольватов (гидратов):

Н_дифф > 0 , S_дифф > 0 – (величины существенно меньше 1 и 2 ст.)

Н_Р = Н_ион + Н_сольв + Н_дифф;

S_Р = S_ион + S_сольв + S_дифф;

Н⁰_298NaCl = 335кДж  Н_ион - доминирует

S⁰_298NaCl = 142 кДж/К  большое значение - хорошая растворимость

G⁰_{298раств}= -8,8 кДж/моль NaCl 

т.к. Нр > 0  с Т  раст-ть увеличивается.

Растворимость LiF_к  Li⁺_(р-р) +F^-_(р-р)

Н⁰_298LiF > 0 - Н_ион - доминирует

S⁰_298LiF = -33 кДж/К  G⁰_{298раств}  0 

LiF -малорастворимая соль

• eсли в H₂O растворяются г или ж 

Н_ион < Н_сольв  Нр < 0.

• Если растворяются к 

Н_ион  Н_сольв  Нр > 0

Cвойства растворов зависят от:

1. числа растворенных частиц (концентрации);

2) энергии взаимодействия молекул растворенного вещества друг с другом;

3) энергии взаимодействия молекул растворенного вещества и растворителя.

Если п.2,3 – малы – раствор идеальный  его свойства зависят только от концентрации

(разбавленные растворы неэлектролитов – сахар в воде)

C концентрации раствора  отклонения от законов идеальных растворов из-за взаимодействиями между частицами раствора.

Вместо концентрации (с) - активность (а).

а = с

 - коэффициент активности, учитывает все виды взаимодействия частиц в растворе.

 - вычисляют по экспериментальным данным

(температурам кипения, замерзания и др.)

 - безразмерная величина.

Э лектролитическая диссоциация:

(впервые Сванте Аррениус – 1886г)

NaCl_к + H₂O Na⁺aq + Cl^-aq

гидратированные ионы

NaCl_к H₂O Na⁺ + Cl^- Н_дисс 0 –эндотерм.пр.

Э лектролиты:

с тепень диссоциации :

 = с_дисс / с_о

с_о- исходная концентрация электролита

- зависит от:

1) природы растворенного вещества:

(СН₃СООН)  (НСl)

2) природы растворителя: 

ч ем   F  легче рвется связь под действием полярных молекул растворителя.

 (Н₂О) = 81

3 ) температуры: с Т  

4 ) концентрации раствора: с концентрации 

5) введения одноименного иона:

СН₃СООН  СН₃СОО^- + Н⁺

СН₃СООNH₄ СН₃СОО^- + NH₄⁺

равновесие смещается влево, т.е.  .

  3% - слабые электролиты – плохо распадаются на ионы;

3%    30% - средние электролиты;

  30% - сильные электролиты – практически нацело распадаются на ионы.

Процесс диссоциации - обратим Диссоциация слабой кислоты: НА  Н⁺ + А^

константа диссоциации:

 = 1 (взаимодействие слабое)  с = а =а

; [H⁺] – равновесная концентрация

Диссоциации слабого основания: RОН  R⁺ + ОН^-

Диссоциация комплексного иона:

[Cu(NH₃)₄]²⁺  Cu²⁺ + 4NH₃

К_Д зависит от:

• природы диссоциирующего вещества и растворителя;

• температуры.

С Т  К_Д , т.к. Н_дисс 0.

К_Д - не зависит от концентрации раствора

К²⁵_д - таблица

К_Д  10^-10 –очень слабые электролиты

К_Д = (10^-5 – 10^-9) – слабые электролиты

К_Д = (10^-2-10^-4) – средней силы электролиты

К_Д  10^-1 – сильные электролиты

ЗАВИСИМОСТЬ  от С_{слабого электролита}

Диссоциация муравьиной кислоты:

НСООН  НСОО^ + Н⁺.

с_о - исходная концентрация кислоты

 - степень диссоциации,

	НСООН	НСОО	Н+
Сисход	со	0	0
С	со	со	со
Сравн	со - со	со	со

закон разведения Оствальда

Е сли  << 1, то

упрощенная формула

закона Оствальда -

 - уменьшается с увеличением концентрации.

Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют ступенчато:

1 ст.: H₂SО₃  Н⁺ + HSО₃ ^ К_Д1 = 1,710^2.

2 ст.: HSО₃ ^-  H⁺ + SО₃^{2 } К_Д2= 6,310^8.

раствор имеет сложный ионно-молекулярный состав.

Сильные электролиты диссоциированы полностью:

CaCl₂  Ca²⁺ + 2Cl^

Al₂(SO₄)₃  2Al³⁺ + 3SО₄^2

С_ионов большая  свойства зависят от взаимодействия ионов друг с другом и с молекулами Н₂О.

П.Дебай и Э.Хюккель –1923г - ион окружен противоположно заряженными ионами – ионная атмосфера

Чем С_{электролита}  среднее расстояние между ионами  образование ионных пар .

Модель ионной атмосферы

Ионная сила раствора I -количественная характеристика межионного взаимодействия:

c_i – концентрация i -иона

z_i - заряд i -иона

  1  активность а =с.

Для электролита А_nВ_m

С редний коэффициент активности электролита _ - среднее геометрическое коэффициентов активности образующих его ионов:

для раствора Аl₂(SО₄)₃

_i - зависят от: 1) природы растворителя и

растворенного вещества;

2) концентрации раствора;

3) температуры.

Концентрация моль/1000г H2O	 электролитов
	NaCl	KCl	NaOH	KOH	HCl	H2SO4	CaCl2
0,001 0,01 0,1 0,5 1,0 2,0 5,0	0,965 0,874 0,778 0,681 0,657 0,668 0,874	0,966 0,901 0,769 0,651 0,607 0,576 -	0,966 0,900 0,776 0,693 0,679 0,700 1,060	0,966 0,900 0,766 0,712 0,735 0,683 1,670	0,966 0,904 0,796 0,758 0,809 1,010 2,380	0,830 0,544 0,265 0,156 0,132 0,128 0,208	0,840 0,580 0,518 0,448 0,500 0,792 0,890

• в области высококонцентрированных растворов  единицы, десятки и даже сотни.

• в области разбавленных растворов  к 1

• в области разбавленных растворов (ниже 0,1 моль/л)  зависят от концентрации и заряда ионов и мало зависят от природы растворенных веществ.

Ионы	Коэффициент активности для ионной силы
	0,001	0,01	0,02	0,05	0,07	0,1
водорода Однозарядные Двухзарядные Трёхзарядные	0,98 0,98 0,77 0,73	0,92 0,92 0,58 0,47	0.90 0,89 0,50 0,37	0,88 0,85 0,50 0,37	0,86 0,83 0,36 0,25	0,84 0,80 0,30 0,21

Задача

Определить активность ионов в 0,01 М растворе СаСl₂.