1 Растворы
1.1 Основные понятия и определения
Раствор – это многокомпонентная, гомогенная, термодинамически равновесная система, образованная за счет всех возможных сил взаимодействия между всеми составляющими ее частицами.
Раствор образуется из компонентов самопроизвольно. Поэтому, его образование при постоянных температуре и давлении, идет с уменьшением энергии Гиббса. Величина энергии Гиббса одного моля раствора зависит от состава (рисунок 1.1)
Рисунок 1.1 - Энергия Гиббса бинарного раствора
Пунктирная линия - энергия Гиббса системы из несмешивающихся компонентов А и В. Кривая линия - энергия Гиббса гомогенной системы, все ее точки лежат ниже прямой линии.
1.2 Способы выражения состава раствора
Состав раствора выражается различными способами:
а) в виде долей или процентов.
Массовая доля Wi и массовый процент Wi, (%)
,
,
где
-
массаi-го
компонента и масса всего раствора.
Объемная
доля
и объемный процент
,
(%)
,
где Vi, Vобш – объем i-гo компонента и общий объем раствора.
Молярная доля Xi и молярный процент Xi, (%)
,
где
-
количество i-гo
компонента и общее количество всех
компонентов раствора;
б) в виде концентраций.
Молярная концентрация, С, моль/м3; моль/л - это количество вещества в единице объема раствора:
.
Примеры обозначения: С(Н2SO4) = 0,1 моль/л; C(NH4+) = 20 моль/л;
Молярная концентрация эквивалента (нормальность) - то же, что и молярная концентрация, но в качестве структурной единицы взят эквивалент.
В некоторых реакциях, в частности, нейтрализации, окисления-восстановления, ионного обмена, принимает участие не целая частица, а лишь ее часть, называемая эквивалентом. Эквивалент есть 1/Z часть молекулы. При Z = 1 эквивалент идентичен самой частице. Число Z называется числом эквивалентности.
Пример обозначения:
С(
Н2SO4)
= 0,1 моль/л.
Молярная концентрация
эквивалента больше или равна молярной
концентрации. Так, С(
Н2SO4)
= 2С(Н2SO4);
С(НСl)
= С(НСl).
В первом случае число эквивалентности
равно двум, во втором случае - единице.
Массовая концентрация - масса данного вещества в единице объема раствора (не путать с плотностью):
,
кг/м3;
.
Моляльность - количество вещества в 1 кг растворителя:
bi
.
Пример обозначения: b(H2S04 /H20) = 0,1 моль/кг. Часто в литературе моляльность обозначается "m". Однако, согласно ГОСТ 8.417-2002, моляльность (в отличие от массы) должна обозначаться b.
1.3 Закон Рауля. Идеальные растворы
Свойства
растворов являются сложной функцией
состава, температуры, давления
и в значительной мере определяются
характером межмолекулярных взаимодействий,
главным образом, соотношением энергий
взаимодействия между
одно- и разнородными частицами
.
Предсказать свойстварастворов,
зная их состав и свойства компонентов,
удается лишь для простейших случаев -
идеальных растворов. Они получаются из
веществ с одинаковыми размерами молекул
и энергиями межчастичных взаимодействий:
.
При
этом смешение не сопровождается тепловым
эффектом, Нсмеш
= 0,
изменением
объема при смешении
.
При анализе результатов измерений давления насыщенного пара растворов нелетучих веществ Ф. Рауль обнаружил, что:
«Парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально его молярной доле в растворе»:
,
где К
- коэффициент пропорциональности, равный
-
давлению пара чистого растворителя.
.
(1.1)
Эта закономерность получила название закона Рауля.
Примечание: в термодинамике принято цифрой 1 обозначать растворитель; цифрой 2 – растворенное вещество.
Растворы, в которых оба компонента летучи и каждый из них подчиняется закону Рауля, являются идеальными.
Линейная зависимость парциального давления от состава приводит к линейной зависимости и общего давления от состава (рисунок 1.2). Так, для системы А - В:
;
.
(1.2)
Поскольку ХА + Хв = 1,
.
Рисунок 1.2-Зависимость парциальных и общего давления паров от состава идеального раствора
Часто закон Рауля используется в виде уравнения:
= Х2,
(1.3)
что отвечает формулировке:
«Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества».