Вода и растворы. Лекция 3

Июль 23, 2022

Главная
Химия
Вода и растворы. Лекция 3

Содержание

2. Растворы – термодинамически устойчивые системы переменного состава, состоят не менее чем из двух компонентов и продуктов
4. По степени дисперсности – взвесями, коллоидными и истинными растворами. Если размер частицы растворенного вещества не превышает
6. образованию структур переменного состава. Взаимодействие одинаковых частиц растворителя или растворенного вещества - образуются ассоциаты. Взаимодействие между
7. Процесс образования раствора идет самопроизвольно даже если ∆??>0, т.к. энтропия ∆S? возрастает. Раствор, при котором ∆G?=0
8. Для жидких растворов процесс идёт самопроизвольно (ΔG Раствор, в котором при данных условиях вещество больше не
9. Образование жидких растворов сопровождается процессом сольватации Сольватация – совокупность энергетических и структурных изменений, происходящих в растворе
10. Сольватация в водных растворах называется гидратацией. Гидратация – причина образования аквакомплексов и кристаллогидратов
11. Концентрация растворённого вещества в насыщенном растворе называется растворимостью. Растворимость зависит от: природы растворённого вещества и растворителя,
12. Концентрация и способы ее выражения Концентрация – количество растворенного вещества, содержащееся в определенном количестве раствора или
14. 3. Молярность раствора – число молей растворенного вещества в одном литре раствора. 4. Моляльность раствора -
15. Растворы неэлектролитов. Закон Рауля и его следствия Раствор называется идеальным, если в нем отсутствует взаимодействие между
16. Закон: Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора над раствором Рi прямо пропорционально мольной доле этого компонента
17. Вывод из закона Рауля - относительное понижение упругости пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного
18. Общее давление насыщенного пара над раствором равно сумме парциальных давлений насыщенных паров компонентов раствора: С ростом
20. 1. Растворение нелетучего компонента в растворителе приводит к расширению температурной области существования жидкой фазы. 2. Понижение
21. Все жидкости характеризуются строго определенными температурами замерзания и кипения. Присутствие в жидкости растворенного вещества понижает температуру
23. Физический смысл криоскопической константы растворителя: K – величина, показывающая насколько градусов понижается температура кристаллизации раствора, содержащего
24. Повышение температуры кипения разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от
25. Разбавленные растворы неэлектролитов обладают коллигативными свойствами. Коллигативными называются свойства растворов, зависящие только от концентрации, но не
27. Осмос – диффузия вещества, обычно растворителя, через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель или два
28. Молекулы или ионы растворённого вещества не проходят сквозь мембрану и оказывают на неё давление, равное давлению
29. Обратный осмос Прямой осмос Осмотическое равновесие В разбавленных растворах осмотическое давление вычисляется по закону осмотического давления
30. -осмотическое давление прямо пропорционально абсолютной температуре т.е. осмотическое давление не зависит ни от вида растворённого вещества,
34. Растворы сильных электролитов. Понятие о теории сильных электролитов Петер Дебай, Нобелевская премия по химии 1936г. Эрих
35. 4. Межионное взаимодействие приводит к снижению подвижности ионов и уменьшает степень их участия в процессах, происходящих
36. Для реальных растворов вместо понятия «концентрация» ввели «активность». Активность связана с концентрацией через коэффициент активности, который
38. Скачать презентацию

Слайд 2

Растворы – термодинамически устойчивые системы переменного состава, состоят не менее чем

из двух компонентов и продуктов их взаимодействия. Простейшие составные части раствора, которые могут быть выделены в чистом виде, называются компонентами раствора. Компонент, который находится в избытке, считается растворителем, а остальное – растворенными веществами. Как и любая химически равновесная в данных условиях система, растворы должны обладать минимумом свободной энергии Гиббса.

Общая характеристика растворов

Слайд 3

Слайд 4

По степени дисперсности – взвесями, коллоидными и истинными растворами. Если размер

частицы растворенного вещества не превышает 10-9м, растворы называют истинными. В истинном растворе распределенное в среде вещество диспергировано до атомного или молекулярного уровня. Истинные растворы устойчивы и не разделяются при сколь угодно долгом стоянии.

Слайд 5

Слайд 6

образованию структур переменного состава. Взаимодействие одинаковых частиц растворителя или растворенного вещества

- образуются ассоциаты. Взаимодействие между частицами растворителя и растворяемого вещества - сольватов. Растворения вещества в воде - гидраты. Изменение энтальпии этой стадии ∆Н2<0;
3. Диффузия или равномерное распределение ассоциатов, сольватов по объему раствора. Изменение энтальпии ∆Н3>0;
Тепловой эффект процесса растворения 1 моль вещества в данном растворителе при данной температуре называется теплотой или энтальпией растворения ∆??, кДж/моль.

Слайд 7

Процесс образования раствора идет самопроизвольно даже если ∆??>0, т.к. энтропия ∆S?

возрастает. Раствор, при котором ∆G?=0 и дальнейшее самопроизвольное растворение вещества невозможно, называют насыщенным раствором.
Знак изменения ∆?? определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, основной вклад вносят:
разрушение кристаллической решётки на свободные ионы
взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя

Слайд 8

Для жидких растворов процесс идёт самопроизвольно (ΔG<0) до установления динамического равновесия

между твёрдой и жидкой фазами
Раствор, в котором при данных условиях вещество больше не может растворяться, называется насыщенным.
1. При растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается (ΔS<0)
2. При растворении кристаллов в жидкости энтропия возрастает (ΔS>0)
3. Чем сильнее взаимодействие растворённого вещества и растворителя, тем больше роль энтальпийного фактора в образовании раствора

Слайд 9

Образование жидких растворов сопровождается процессом сольватации
Сольватация – совокупность энергетических и структурных

изменений, происходящих в растворе
Сольваты – соединения, представляющие собой частицы растворённого вещества, окружённые определённым (или переменным) числом молекул растворителя (сольватной оболочкой)
Сольваты тем легче образуются и тем более устойчивы, чем более полярны частицы растворённого вещества и растворителя

Сольватация

Слайд 10

Сольватация в водных растворах называется гидратацией. Гидратация – причина образования аквакомплексов

и кристаллогидратов

Слайд 11

Концентрация растворённого вещества в насыщенном растворе называется растворимостью. Растворимость зависит от:

природы растворённого вещества и растворителя, взаимодействия частиц растворённого веществ между собой и с молекулами растворителя и от внешних условий (температуры и давления)
Неограниченная взаимная растворимость: смеси полярных веществ (вода - серная кислота, вода – этанол) или смеси неполярных веществ (бензол – толуол).
Ограниченная взаимная растворимость: полярные и малополярные жидкости; изменение условий приводит к расслоению жидкостей (вода – анилин, тетрахлорид углерода - вода).
Полная взаимная нерастворимость: смеси полярных и неполярных жидкостей (вода – бензол, ртуть - вода)

Слайд 12

Концентрация и способы ее выражения
Концентрация – количество растворенного вещества, содержащееся в

определенном количестве раствора или растворителя.
1.Массовая доля растворённого вещества - отношение массы вещества к массе раствора
Пример: пусть m(CaCl2) = 10 г, тогда ω(CaCl2) = (10/100) ґ 100% = 10%.

Слайд 13

Слайд 14

3. Молярность раствора – число молей растворенного вещества в одном литре

раствора.
4. Моляльность раствора - число молей растворенного вещества на 1000 г растворителя.
5. Титр (Т, г/мл)– число растворенного вещества в одном миллилитре раствора. При титровании используется закон эквивалентов:

Слайд 15

Растворы неэлектролитов. Закон Рауля и его следствия
Раствор называется идеальным, если в

нем отсутствует взаимодействие между частицами (молекулами, атомами, ионами). Тепловой эффект при образовании идеального раствора равен нулю, объём не изменяется, а энтропия равна идеальной энтропии смешения
ΔH=0 ΔV=0 ΔS=ΔSид
Идеальным называется раствор, для компонентов которого при всех составах и температурах выполняется закон Рауля. Закон справедлив только для разбавленных растворов неэлектролитов.

Слайд 16

Закон: Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора над раствором Рi прямо

пропорционально мольной доле этого компонента Xi в растворе.
- давление насыщенного пара над чистым компонентом. Для бинарного раствора: давление насыщенного пара растворителя Рр-ля над раствором равно его давлению над чистым растворителем , умноженному на мольную долю растворителя в растворе Х1. Отсюда следует, что , так как Х1< 1

Слайд 17

Вывод из закона Рауля - относительное понижение упругости пара растворителя над

раствором равно мольной доле растворенного нелетучего компонента.
Уменьшение давления насыщенного пара над раствором может быть объяснено уменьшением поверхности испарения при добавлении растворяемого вещества

Слайд 18

Общее давление насыщенного пара над раствором равно сумме парциальных давлений насыщенных

паров компонентов раствора:
С ростом давления пара и с увеличением концентрации раствора наблюдается отклонение от закона Рауля. В неидеальном предельно разбавленным растворе растворитель подчиняется законам идеальных растворов, а растворённое вещество не подчиняется
Для растворённого вещества выполняется закон Генри:

Слайд 19

Слайд 20

1. Растворение нелетучего компонента в растворителе приводит к расширению температурной области

существования жидкой фазы.
2. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.
3. Растворы, содержащие одинаковое число молей растворенных веществ в одинаковых молях растворителя, обнаруживают одно и то же понижение температуры замерзания и одно и то же повышение температуры кипения.

Следствия из закона Рауля:

Слайд 21

Все жидкости характеризуются строго определенными температурами замерзания и кипения. Присутствие в

жидкости растворенного вещества понижает температуру замерзания раствора и повышает его температуру кипения. Этот факт вытекает из 1-го закона Рауля

Ратм.

tз tз0 tк0 tк

tз0– температура замерзания чистой воды;
tз– температура замерзания раствора;
tк0– температура кипения чистой воды;
tк– температура кипения чистого раствора;
Ратм. – атмосферное давление.

Слайд 22

Слайд 23

Физический смысл криоскопической константы растворителя: K – величина, показывающая насколько градусов

понижается температура кристаллизации раствора, содержащего в 1000 г растворителя 1 моль вещества.
Физический смысл эбуллиоскопической константы растворителя: Е – величина, показывающая насколько градусов повышается температура кристаллизации раствора, содержащего в 1000 г растворителя 1 моль вещества. Каждый растворитель имеет свою эбулиоскопическую постоянную, не зависящую от природы растворенного вещества: КЭ для воды составляет 0,52 К/моль, для бензола 2,57 К/моль

Слайд 24

Повышение температуры кипения разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации

раствора и не зависит от природы растворённого вещества (второе следствие из закона Рауля) Понижение температуры замерзания разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества (первое следствие из закона Рауля).

Слайд 25

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают коллигативными свойствами. Коллигативными называются свойства растворов, зависящие

только от концентрации, но не от природы растворённых веществ. К ним относятся:
- повышение температуры кипения раствора
- понижение температуры замерзания раствора
- осмотическое давление
-давление пара компонента (растворителя или растворённого вещества) над раствором
- растворимость
-распределение вещества между двумя несмешивающимися растворителями

Слайд 26

Слайд 27

Осмос – диффузия вещества, обычно растворителя, через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор

и чистый растворитель или два раствора разной концентрации
Полупроницаемая мембрана – перегородка, пропускающая молекулы растворителя, но не пропускающая молекулы или ионы растворённого вещества.
Молекулы растворителя свободно проходят через мембрану и давления на неё не оказывают.

Осмотическое давление

V – объём растворителя, л
n – число молей

Осмотическое давление растворов

Слайд 28

Молекулы или ионы растворённого вещества не проходят сквозь мембрану и оказывают

на неё давление, равное давлению газа на стенку сосуда при той же концентрации данных молекул и температуре (осмотическое давление). Осмотическое давление равно тому газовому давлению, которым обладало бы растворённое вещество, если бы находясь в газообразном состоянии при той же температуре оно занимало тот же объём, который занимает раствор. Осмотическое давление равно избыточному внешнему давлению, которое следует приложить со стороны раствора, чтобы прекратить осмос, т.е. создать условия осмотического равновесия. Превышение избыточного давления над осмотическим приводит к обратной диффузии растворителя – обратный осмос.

Слайд 29

Обратный осмос
Прямой осмос
Осмотическое равновесие
В разбавленных растворах осмотическое давление вычисляется по

закону осмотического давления Вант-Гоффа:
Из уравнения Вант-Гоффа следует, что:
-чем больше концентрация раствора, тем больше создаваемое им осмотическое давление

Слайд 30

-осмотическое давление прямо пропорционально абсолютной температуре т.е. осмотическое давление не зависит

ни от вида растворённого вещества, ни от растворителя. Измерив осмотическое давление для раствора какого-либо вещества, можно рассчитать его молярную концентрацию, а затем и его молярную массу:

Слайд 31

Слайд 32

Слайд 33

Слайд 34

Растворы сильных электролитов. Понятие о теории сильных электролитов
Петер Дебай, Нобелевская

премия по химии 1936г.

Эрих Хюккель

Основные положения теории
Дебая-Хюккеля:
1.Сильные электролиты в водных
растворах полностью ионизированы.
Ионы – материальные точки с зарядами;
2. При высокой концентрации ионов
и малыми расстояниями между ними
ионы взаимодействую между
собой (кулоновские взаимодействия)
3. Межионное взаимодействие приводит к тому, что каждый из ионов становится окружен противоионами, так называемой ионной атмосферой.

Слайд 35

4. Межионное взаимодействие приводит к снижению подвижности ионов и уменьшает степень

их участия в процессах, происходящих в растворах
Суммарный заряд атмос - феры равен по величине заряду центрального иона. Каждый ион одновременно является центральным ионом и входит в состав ионной атмосферы другого иона.
Модель ионной атмосферы

Слайд 36

Для реальных растворов вместо понятия «концентрация» ввели «активность». Активность связана с

концентрацией через коэффициент активности, который выражает отклонение раствора с концентрацией C(x) от поведения раствора при бесконечном разведении, т.е. в отсутствии межионных взаимодействий. Эта закономерность называется правило ионной силы. Ионная сила – мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе.