Характеристики и свойства истинных растворов (стр. 2 из 2)
.Нормальность (нормальная или эквивалентная концентрация) – отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора. Концентрация, выраженная этим способом, обозначается Сn или (после численного значения нормальности) буквой н. Так, 2 н. Н2SO4 означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 эквивалента Н2SO4, то есть 98 г Н2SO4.
.Эквивалент кислоты – это её количество, содержащее один эквивалент водорода, способного замещаться металлом.
Эквивалент основания – это его количество, которые реагирует с эквивалентами кислот.
Эквивалент соли может быть вычислен как частное от деления ее молярной массы на произведение числа ионов металла и его валентности:
Пользуясь растворами, состав которых выражен нормальностью, легко рассчитать, в каких объемных отношениях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка. Пусть V1 раствора вещества 1 с нормальностью N1 реагирует с V2 раствора вещества 2 с нормальностью N2. Это означает, что в реакцию вступило N1V1 эквивалентов вещества 1 и N2V2 эквивалентов вещества 2. Но вещества реагируют в эквивалентных количествах, следовательно
N1V1 = N2V2 и
Т.е. объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям.
Первый закон Рауля
Над каждой жидкостью (растворителем или раствором) устанавливается определенное давление пара, насыщающего пространство. Это давление характеризует состояние равновесия между жидкой фазой и находящимися над нею молекулами растворителя.
Рассмотрим растворы нелетучих веществ, такие, над которыми давление пара обусловлено определенной концентрацией молекул растворителя, а концентрация молекул растворенного вещества практически равна нулю или имеет ничтожно малую величину, которой можно пренебречь. Давление пара над такими растворами меньше, чем давление пара над чистыми растворителями при той же температуре.
Поверхность раствора, в отличие от поверхности чистого растворителя, частично занята молекулами нелетучего растворенного вещества. Это приводит к уменьшению числа молекул растворителя, испаряющихся в единицу времени. Следует также учитывать силы сольватационного воздействия между молекулами растворителя и растворенного вещества, которые могут быть прочнее сил сцепления молекул растворителя друг с другом.
Таким образом, добавление к растворителю любого растворимого в нем нелетучего вещества и образование раствора вызывает нарушение состояния равновесия между растворителем и его насыщенным паром и установление нового равновесия, при котором давление пара раствора будет несколько меньше давления пара растворителя при той же температуре.
Если обозначить давление пара растворителя через p0, давление пара раствора через p, то разность p0 – p =
p показывает величину понижения давления пара. Отношение этой разности к давлению пара растворителя показывает относительное понижение давления пара растворителя 
или 
.Согласно Первому закону Рауля относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:
или 
,где n2 и n1 – количества растворенного вещества и растворителя, соответственно.
После некоторых преобразований закон Рауля можно записать и таком виде:
и 
.Второй закон Рауля
Наряду с понижением давления пара изменяются также температуры кипения и замерзания указанных растворов. Растворы кипят при более высокой температуре, а замерзают – при более низкой, по сравнению с соответствующими температурами для чистого растворителя.
При кипении давление пара жидкости становится равным внешнему давлению. Из-за понижения давления пара раствора его надо нагреть до более высокой температуры, чем растворитель, чтобы давление его пара достигло внешнего давления и раствор мог закипеть.
Для выделения кристаллов льда из раствора последний должен быть охлажден до некоторой температуры, лежащей ниже температуры замерзания воды.
Таким образом, при растворении в воде вещества пределы жидкого состояния раствора расширены по сравнению с растворителем на число градусов, равное сумме повышения температуры кипения раствора Dtкип. и понижения его температуры замерзания Dtзам.. Значения величин Dtкип. и Dtзам пропорциональны моляльности раствора. Одномоляльные растворы различных веществ (неэлектролитов) характеризуются определенной для данного растворителя величиной повышения температуры кипения и, соответственно, понижения температуры замерзания.
Повышение температуры кипения одномоляльного раствора называется эбулиоскопической постоянной растворителя Екип, а понижение температуры замерзания – криоскопической постоянной растворителя Езам. Таким образом, в соответствии со вторым законом Рауля повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания разбавленных растворов неэлектролитов пропорциональны числу частиц растворенного вещества и не зависят от его природы:
Dtкип = Екип · m,
Dtзам = Езам · m;
где Екип и Езам – коэффициенты пропорциональности, соответственно - эбулиоскопическая и криоскопическая константы, зависящие только от природы растворителя. Для воды Езам = 1,86; Екип = 0,516; m – моляльность раствора.
Для случая, когда g г неэлектролита, молярная масса которого М, растворены в А г растворителя можно записать:
и 
; 
.Из этого выражения видно, что в соответствии с физическим смыслом эмбулиоскопической и криоскопической констант
Dtкип = Екип. и Dtзам. = Езам, когда g = М и А = 1000 г.
Осмотическое давление
Если раствор и растворитель разделены полупроницаемой (т.е. проницаемой только для растворителя) мембраной, то растворитель проникает в раствор, преодолевая избыточное давление, до достижения равновесного его значения – осмотического давления.
Осмотическое давление не зависит от природы растворителя и растворенного вещества, оно пропорционально молярной концентрации раствора СМ и абсолютной температуре Т:
р осм = СМ ×R×T,
где R – универсальная газовая постоянная. Подставляя в это выражение СМ=n/V, где n – химическое количество растворенного вещества, моль; V – объем раствора , л, получаем уравнение, аналогичное уравнению газового состояния:
росм×V = n×R×T.
Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно при данной температуре находилось в состоянии идеального газа и занимало объем равный объему расвтора.
При определении молярной массы растворенного вещества по величине осмотического давления используют соотношение:
,где m2 масса растворенного вещества, г; V – объем раствора, л.
Список литературы
Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. – С. 202-227.
Шиманович И.Е., Павлович М.Л., Тикавый В.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. – С. 115-121.
Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. – С. 46-52.