Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента)


НазваниеРастворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента)
страница1/8
Дата публикации20.04.2013
Размер0.75 Mb.
ТипДокументы
userdocs.ru > Химия > Документы
  1   2   3   4   5   6   7   8

  1. Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента).


Раствор – гомогенная система, образованная двумя или более веществами, которые, как правило, подразделяют на растворитель и растворённые вещества.

«Гомогенный» - значит, каждый из компонентов распределён в массе другого в виде своих частиц, то есть атомов, молекул или ионов
Растворитель - компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает.

Если вода является одним из веществ раствора, то, как правило, её считают растворителем.

Раствор находящийся при данных условиях в равновесии с растворяемым веществом, называется насыщенным раствором.

Раствор, в котором при данных условиях предел растворимости не достигнут, называется ненасыщенным.

Важной характеристикой раствора является относительное содержание а нём растворенного вещества и растворителя, которое называется концентрацией.

Качественно растворы делятся на разбавленные, в которых растворённого вещества мало, и концентрированные. в которых растворённого вещества много.

Способы выражения концентраций растворов:

  1. Мольная (молярная) доля вещества — концентрация, выраженная отношением числа молей вещества к общему числу молей всех веществ, имеющихся в растворе.

  2. Моляльность — количество растворённого вещества (число моль) в 1000 г растворителя. Измеряется в молях на кг, также распространено выражение в «моляльности». Так, раствор с концентрацией 0,5 моль/кг называют 0,5-мольным.


m=v/m2

ν — количество растворённого вещества, моль;

m2 — масса растворителя, кг.

Следует обратить особое внимание, что несмотря на сходство названий, молярная концентрация и моляльность — величины различные. Прежде всего, в отличие от молярной концентрации, при выражении концентрации в моляльности расчёт ведут на массу растворителя, а не на объём раствора. Моляльность, в отличие от молярной концентрации, не зависит от температуры.

  1. Массовая доля (С) – процентное содержание массы растворённого вещества к общей массе раствора.

  2. Мольная доля (Ni) — отношение количества молей данного компонента к общему количеству молей всех компонентов. Мольную долю выражают в долях единицы.

Например, в системе, состоящей из растворителя и единственного растворённого вещества, мольная доля последнего (N2) равна N2=n2/(n1+n2), а мольная доля растворителя (N1) равна N1=n1/(n1+n2), где n1 и n2 – соответственно количество вещества растворителя и количество растворённого вещества


  1. Молярная концентрация эквивалента или нормальность (Cн или н.) - отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора, выраженному в литрах.

*Молярная концентрация, или молярность (См или M) – отношение числа молей растворённого вещества (количества растворённого вещества) к объёму раствора, выраженному в литрах.

Меняется в зависимости от температуры.

  1. ^ Э.Д.С. гальванического элемента. Элемент Даниэля-Якоби.

Гальванический элемент - химический источник электрического тока, основанный на взаимодействии двух металлов и (или) их оксидов в электролите, приводящем к возникновению в замкнутой цепи электрического тока. Способен преобразовать энергию химической реакции в электрическую.

Электродвижущая сила (ЭДС) гальванического элемента - максимальное напряжение гальванического элемента, отвечающее обратимому протеканию происходящей в нём реакции. Если реакция протекает в стандартных условиях, то есть, если все вещества, участвующие в реакции, находятся в своих стандартных состояниях, то наблюдаемая при этом ЭДС называется стандартной электродвижущей силой E0.

ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый их которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. При вычислении электродвижущей силы меньший (в алгебраическом смысле) электродный потенциал вычитается из большего.

Рассмотрим устройство и принцип работы гальванического элемента Даниэля-Якоби. Он состоит из корпуса 1 (рис. 22), разделенного на две части пористой перегородкой 2. В каждую из частей помещаются электроды: медный 3 и цинковый 4. Медный электрод погружается в раствор сульфата меди, цинковый – в раствор сульфата цинка. Пористая перегородка предотвращает смешивание соприкасающихся растворов и пространственно разделяет окислительно-восстановительную реакцию, протекающую при замкнутой внешней цепи: окисление цинка и восстановление меди.

2ē переходят по цепи.

Итак, при работе элемента Даниэля-Якоби протекают процессы:

Окисление цинка:


Этот процесс окисления называют анодным, а электрод – анодом.

Восстановление ионов меди:


Процессы восстановления называют в электрохимии катодными, а электроды, на которых идут процессы восстановления – катодами.




  1. ^ Свойства растворов неэлектролитов. Законы Рауля.

К общим свойствам таких растворов относятся понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором и температура замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление.

Все растворы обладают способностью к диффузии. Диффузия – стремление вещества равномерно распределиться по всему предоставленному ему объёму.

Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом.

Равновесное давление раствора, препятствующее диффузии растворителя через перегородку, называется осмотическим давлением.

Ещё одним общим для всех растворов свойством является понижении давления насыщенного пара компонентов по сравнению с соответствующими характеристиками чистых веществ. Давление насыщенного пара определяет при данной температуре равновесие между жидким и газообразным состоянием вещества. Это равновесие устанавливается на границе раздела фаз. Концентрация молекул растворителя в поверхностном слое чистого растворителя, и равновесие может быть достигнуто при меньшем давлении насыщенного пара.

^ Закон Рауля:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества Δр/р0 = n/(n + N),
где n – число молей растворенного вещества; N – число молей растворителя.
При постоянной температуре давление насыщенного пара компонентами идеального раствора пропорционально его мольной доле в растворе: 

Где Pi – парциальное давление компонента над раствором, Xi – мольная доля этого компонента, P0i – коэффициент пропорциональности, равный давлению насыщенного пара чистого компонента.

^ Следствия из закона Рауля:

Температура кипения раствора, содержащего нелетучее растворённое вещество, всегда выше, чем чистого растворителя.

Температура замерзания раствора, содержащего нелетучее растворённое вещество, всегда ниже, чем чистого растворителя.
Повышение температуры кипения ΔТкип пропорционально моляльности раствора Сm.
ΔТкип. = КэСm,

Температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистого растворителя.
Это обусловлено более низким давлением пара растворителя над раствором, чем над чистым растворителем. Понижение температуры замерзания (кристаллизации) Тзам пропорционально моляльности раствора
ΔТзам = Кк Сm ,
где Кк – криоскопическая постоянная, зависящая от природы растворителя.

  1. ^ Диссоциация комплексных ионов. Константа нестойкости.

Внешнесферная диссоциация комплексных солей происходит в водных растворах практически полностью по типу сильных электролитов. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы комплексного соединения называют вторичной диссоциацией.

[Ni(NH3)4]SO4  [Ni(NH3)4]2+ + SO42- ;

Комплексные соединения обладают различной прочностью внутренней координационной сферы. Наряду с соединениями, внутренняя сфера которых отличается значительной прочностью и для которых диссоциация ничтожно мала, существуют соединения с крайне непрочной внутренней сферой. Растворы этих соединений практически не содержат комплексных ионов, так как они полностью диссоциируют на свои составные части, это - двойные соли. Диссоциация внутренней координационной сферы является обратимым процессом и проходит по типу слабых электролитов. Момент наступления равновесия характеризуется константой равновесия, которая в случае комплексного иона носит название константы нестойкости (КН).

Значения констант нестойкости различных комплексных ионов колеблются в широких пределах и могут служить мерой устойчивости комплекса. Чем меньше значение Кн, тем более прочен данный комплекс.

Для .

Вторичная диссоциация:





  1. ^ Осмос. Осмотическое давление растворов, закон Вант-Гоффа.

Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом.

Диффузия – стремление вещества равномерно распределиться по всему предоставленному ему объёму.

Можно создать условия, при которых может происходить диффузия только растворителя. Разделим раствор и растворитель пленкой, через которую проходят молекулы растворённого вещества. Такая пленка называется полупроницаемой перегородкой. В этом случае возможна только диффузия растворителя в раствор.

Если на конце стеклянной трубки сделать такую перегородку, обернув трубку, например, целлофаном, и, опустив её в воду, налить внутрь трубки какой-нибудь раствор, например сахара, то вследствие осмоса вода начнёт диффундировать в раствор. Для того, чтобы получилась полностью гомогенная система, вся вода должна перейти в раствор. Однако по мере диффузии воды объём раствора возрастает и давление на перегородку со стороны раствора увеличивается. Таким образом возникает сила – гидростатическое давление, препятствующая диффузии растворителя, и по достижении некоторого давления наступает равновесие: сколько молекул воды диффундирует в раствор, столько же выталкивается обратно увеличившимся давлением.

Равновесное давление раствора, препятствующее диффузии растворителя через перегородку, называется осмотическим давлением.

Вант-Гофф показал, что для разбавленных молекулярных растворов независимо от природы растворённого вещества и растворителя



Где Pосм – осмотическое давление, С – молярная концентрация раствора, T – абсолютная температура, R – константа, совпадающая с универсальной газовой постоянной.

^ Закон Вант-Гоффа:

Осмотическое давление разбавленных идеальных растворов численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворённое вещество, если бы при данной температуре оно в виде газа занимало объём раствора.

  1. ^ Электродные потенциалы.


Значения электродных потенциалов определяются относительно некоторого электрода, потенциал которого условно принят за нулевой. Таким эталонным электродом выбран водородный в стандартных условиях. Его устройство таково: платиновый электрод, покрытый мелкодисперсной платиной (платиновой чернью), погруженный в раствор серной кислоты с активностью ионов водорода 1 моль∙л–1, обдувается струей газообразного водорода под давлением 100 кПа; при этих условиях и при T = 298 K. Протекает следующая реакция: 2Н+ + 2e = H2

ЭДС гальванического элемента может быть представлена как разность двух электродных потенциалов φ, каждый из которых отвечает полуреакции, протекающей на одном из электродов. Зависимость электродного потенциала от концентраций веществ выражается уравнением Нернста:



Здесь φ0 – стандартный электродный потенциал; R – газовая постоянная; T – абсолютная температура; F – постоянная Фарадея (96500Кл/моль); n – число электронов, участвующих в электродном процессе; [Ox] и [Red] – произведения концентраций веществ, принимающих участие в соответствующей полуреакции в окисленной и восстановленной формах.
Если пластину металла, погруженного в раствор его соли с концентрацией 1 моль/л, соединить в гальванический элемент с водородным электродом, то возникшая разность потенциалов называется стандартным электродным потенциалом металла и обозначается как E°.

Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, образуют так называемый электрохимический ряд напряжений металлов.
Li, Rb, К, Ва, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au
1) Каждый металл может вытеснять (восстанавливать) из растворов их солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него.
2) Все металлы, имеющие отрицательный электродный потенциал (то есть те, которые стоят в ряду напряжений до водорода), могут вытеснять (восстанавливать) его из растворов кислот.

Как нетрудно догадаться, понятие стандартного электродного потенциала приложимо не только к системе металл/ион металла, но и к любой реакции, проходящей с участием электронов.


  1. ^ Растворы электролитов. Особенности применения законов неэлектролитов к разбавленным растворам электролитов. Изотонический коэффициент.

осмотическое давление, определенное экспериментально для солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению. Не зная, чем объяснить эти отклонения, но, стремясь сделать уравнения пригодными для растворов электролитов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель: i – изотонический коэффициент. Законы Рауля и Вант-Гоффа для растворов электролитов имеют вид:


Найденные Вант-Гоффом значения i для растворов солей, кислот, оснований имеют разные значения, зависящие от природы и концентрации растворителя, и изменяются от 1 до 4.

Увеличение π', Δt'к, Δt'з в растворах электролитов вызвано увеличением числа частиц в растворах, т.е. диссоциацией электролитов на ионы.

Активность. Законы Рауля и Вант-Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных растворах неэлектролитов. По мере повышения концентрации растворенного вещества возрастают отклонения от законов идеальных растворов. Эти отклонения обусловлены различного рода взаимодействиями между частицами растворенного вещества, растворенного вещества и растворителя. Поэтому для учета этих взаимодействий в законы идеальных растворов было предложено ввести вместо концентраций компонентов активности. Активность а связана с концентрацией соотношением a=yc

где – y -коэффициент активности, формально учитывает взаимодействия частиц в растворе, приводящие к отклонению от свойств идеального раствора.

Коэффициент активности вычисляют по экспериментальным данным. Для этого измеряют какое-либо свойство раствора и определяют коэффициент активности как частное от деления экспериментально полученной величины на теоретически рассчитанную по законам идеальных растворов:

Y= экспериментальная величина\ теоретическая величина

Итак, общие свойства растворов выражаются законами Рауля и Вант-Гоффа. В реальных растворах вместо концентрации используется активность.
  1   2   3   4   5   6   7   8

Похожие:

Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconВопросы к экзамену по химии 2 курс. Растворы. Способы выражения концентраций...
...
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) icon1. Относится к микроэлементам. Общая массовая доля его в организме человека составляет 1∙10
Относится к микроэлементам. Общая массовая доля его в организме человека составляет 1∙10-4 (масс)
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconТеоретические основы
Способы измерения рН растворов. Кислоты, их классификация на основе представлений об электролитической диссоциации. Индикаторы. Буферные...
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) icon1. фундамент не д б. слишком массивным. Для оценки исп показатели:...
Вид анализа, в ходе к-го оценивается величина активов, их стр-ра и динамика – оценка имущ-го полож-я
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconЛекція 2
Страны региона имеют высокий уровень развития экономики, лишь Ирландия заметно отстает от них. Доля промышленности в ввп стран составляет...
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconОпределение абсолютной доли рынка для каждой сбе
Формула: абсолютная доля рынка (см п. 1) / доля рынка компании – конкурента = абсолютная доля рынка / (объем продаж конкурента/емкость...
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconТеплоемкость тела и молярная теплоемкость

Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconПлан. Общие правила изготовления жлф. Концентрированные растворы....
При изготовлении жлф в первую очередь отмеривают рассчитанный объем воды, в котором последовательно растворяют твердые лекарственные...
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconБольшинство россиян (64%) считают, что в школах следует вводить форму...
Телей является и то, что школьная форма формирует чувство общности и сплоченности с классом, школой (18%). Лишь 15% опрошенных не...
Растворы. Способы выражения концентраций растворов (молярная, моляльная, массовая доля, мольная доля, молярная концентрация эквивалента) iconБухгалтерский учет 2
Доля иностранного учредителя в уставном капитале акционерного общества “Российские березы” определена в размере $ 10 тыс
Вы можете разместить ссылку на наш сайт:
Школьные материалы


При копировании материала укажите ссылку © 2015
контакты
userdocs.ru
Главная страница