Типи рідких розчинів
де p - осмотичний тиск, Па; С - молярна концентрація розчину, моль / дм 3.
Осмотичний тиск - це тиск, який спостерігається в розчинах і викликається ударами частинок розчиненої речовини об стінки судини. Його вимірюють за допомогою приладів, які називаються осмометрі. Найпростіший осмометр складається з широкого судини з розчинником і осмотичної осередки з розчином, дно комірки затягнуте напівпроникною мембраною. Мембрани здатні пропускати частинки розчинника і затримувати частинки розчиненої речовини.
У осмометрі діють дві протилежно спрямовані сили: сила осмотичного тиску, яка сприяє всмоктуванню розчинника всередину осмометрі, і гідростатичний тиск стовпа рідини в осмометрі, яка перешкоджає, і в кінцевому рахунку, припиняє осмотичне всмоктування розчинника. У момент рівноваги осмотичнийтиск можна розрахувати за рівнянням:
де r - щільність розчину; h - висота підняття колоїдного розчину в осмометрі.
Для розчинів електролітів осмотичнийтиск, певне на осмометрі завжди більше, ніж розраховане за рівнянням (7.11). Це пов'язано з тим, що в електролітах молекул дисоціюють на іони, тобто, збільшується загальна кількість частинок в розчині, а, отже, і осмотичний тиск. Тому Вант-Гофф ввів ізотонічний коефіцієнт (i), який показує у скільки разів осмотичний тиск, певне досвідченим шляхом більше розрахованого:
Обчислюють ізотонічний коефіцієнт за рівнянням Арреніуса:
i = 1 + (k - 1) a, (7.14)
де k - число іонів, на яке дисоціює електроліт (наприклад, для AlCl3 = Al +3 + 3Cl -. k = 4); a - ступінь дисоціації електроліту, яка показує частку продіссоціірованних молекул електроліту.
a = число частинок, підданих дисоціації
загальне число частинок в розчині
Ізотонічний коефіцієнт змінюється в межах від 1 до 5 і відноситься тільки до розчиненого речовини. Для розбавлених розчинів електролітів рівняння (7.8; 7.9 та 7.11) мають вигляд:
Закони Рауля і Вант-Гоффа дотримуються лише в розведених розчинах. У міру підвищення концентрації розчиненого речовини зростають відхилення від законів ідеальних розчинів. Ці відхилення зумовлені різного виду взаємодіями між частинками розчиненої речовини, а також розчиненого речовини і розчинника. Облік впливу на властивості розчинів цих взаємодій дуже складний і не завжди практично здійснимо. Тому було запропоновано зберегти для опису властивостей розчинів все загальні закономірності, що застосовуються до ідеальних розчинів, але замість вхідних в них концентрацій компонентів ввести активність. Активність (а) пов'язана з концентрацією наступним співвідношенням:
де g - коефіцієнт активності, який формально враховує всі види взаємодії частинок в даному розчині, що призводять до відхилення від властивостей ідеального розчину. Його обчислюють за експериментальними даними або, використовуючи теоретичні методи розрахунку, з деякими з них познайомимося далі.
Таким чином, загальні властивості розчинів виражаються законами Рауля і Вант-Гоффа. У реальних розчинах замість концентрацій використовується активність.
Здатність до утворення рідких розчинів виражена в різному ступені у різних індивідуальних речовин. Одні речовини здатні розчинятися необмежено (вода і спирт), інші - лише в обмежених кількостях (кухонна сіль у воді).
Процес розчинення - мимовільний процес, що йде з зменшенням вільної енергії. Рідкі розчини можна розділити на: розчини газів в рідинах; розчини рідин в рідинах; розчини твердих тіл в рідинах. Розглянемо кожен тип рідких розчинів.
Розчини газів в рідинах. Гази при зіткненні з рідинами здатні розчинятися в ній. Розчинність газів залежить від їх природи, характеру рідини, сторонніх домішок, а також від тиску і температури. Розчинність одних і тих же газів в різних розчинниках різна. Гази, молекули яких неполярні, розчиняються, як правило, краще в неполярних розчинниках. І, навпаки, в полярних розчинниках краще розчиняються гази, молекули яких полярні. Наприклад, розчинність аміаку вище за все в воді, як в сильно полярної рідини (87,6 г в 100 г H2 O), толуолі ж, як в неполярному розчиннику, розчинність його незначна (0,048 г в 100 г толуолу).
Сторонні електроліти, що містяться у воді, як правило, зменшують розчинність газів; неелектролітів, схильні до дегідратації, знижують розчинність газів у воді, а не схильні до дегідратації незначно підвищують розчинність газів у воді.
Залежність розчинності газів від тиску виражається законом Генрі (1803): розчинність даного газу в рідині при постійній температурі прямо пропорційна його тиску над рідиною:
де С - концентрація газу в рідині; P - тиск газу над розчином; K - коефіцієнт пропорційності, що залежить від природи газу.
Розчинність газів в сильному ступені залежить від температури. Згідно з принципом Ле-Шательє, який можна застосувати для рівноважних систем, розчинність газів буде зменшуватися з нагріванням і збільшуватися при охолодженні.
Закон Генрі справедливий тільки для розбавлених розчинів і при малих тисках, тобто коли гази підпадають під дію законів ідеальних газів. Гази, що виступають у взаємодії з розчинником (HCl, NH3. SO2 і ін.), Закону Генрі не підкоряються.
Розчини рідин в рідинах. Залежно від природи рідини можуть змішуватися один з одним в різних співвідношеннях:
1) змішуються один з одним в будь-яких співвідношеннях з утворенням абсолютно однорідного розчину (вода і гліцерин, вода і етиловий спирт). При взаємному розчиненні рідин сили тяжіння між молекулами різних рідин однакові з силами тяжіння між молекулами однієї і тієї ж рідини. Для подібних розчинів зберігаються загальні властивості розчинів і виконуються закони Рауля і Вант-Гоффа;
2) мають обмежену розчинність один в одному (вода і анілін, вода і ефір). Причому розчинність залежить від природи змішуються рідин, температури, концентрації. Залежно від концентрації можуть утворюватися три фази: насичений розчин першої рідини в другій; насичений розчин другий рідини в першій і двошаровий система. Другий варіант спостерігається в тому випадку, коли сили зчеплення між різнорідними молекулами значно менше сил зчеплення між однорідними молекулами, тобто коли позитивні відхилення парціальних тисків пара розчину від закону Рауля великі і перевершують деяку граничну величину;
3) практично не розчинні один в одному (вода і бензол, вода і ртуть).
Якщо в систему, що складається з двох взаємно нерозчинних рідин, ввести третій речовина, яке розчиняється в обох рідинах, то воно розподілиться між ними. При цьому виконується закон розподілу Нернста-Шилова (1890): при постійній температурі співвідношення рівноважних концентрацій між несмешивающимися рідинами (фазами) є величиною постійною, незалежною від загальної кількості компонентів:
де Крас - коефіцієнт розподілу (залежить від природи розчинників і розчиняється речовини, температури); CА і СВ - молярні концентрації речовини в рідинах (фазах) А і В.
Закон розподілу знаходиться в основі методів екстракції (вилучення), в якому витягується один з компонентів сумішей (розчинів) за допомогою розчинника, що не змішується з розчином. Застосовують, наприклад, при очищенні стічних вод, в розподільній хроматографії і т. Д.
Розчини твердих тіл в рідинах. Розчинність твердих речовин також визначається природою розчинника і розчиненої речовини і залежить від температури. На відміну від розчинності газів, розчинність твердих тіл порівняно мало змінюється з тиском.
Розчинність (S) даної речовини називається кількість його, виражене в грамах, що насичує 100 г розчинника. До добре розчинним відносять речовини, що розчиняються більше 1 г в 100 г води; до малорастворимое відносять сполуки, що розчиняються від 0,001 до 1 г в 100 г води; до нерозчинним відносять сполуки, що розчиняються менш 0,001 г в 100 г води.
При розчиненні можуть утворитися розчини:
1) ненасичені - це розчини, які містять речовини, що розчиняється в меншій кількості, ніж допустимо розчинність;
2) насичені - розчини, що містять максимальну кількість речовини, допустиме розчинність при даній температурі;
3) пересичені - це розчини, які містять речовини, що розчиняється в більшій кількості, ніж насичені.
Пересичені розчини метастабільних, т. Е. Нестійкі. Їх отримують шляхом охолодження розчинів близьких до насичення і застосовують для перекристалізації речовин при їх очищенні від домішок або вирощуванні кристалів. У першому випадку охолодження проводять досить швидко, а в другому - повільно.
При розчиненні твердих речовин можуть утворюватися як розчини неелектролітів, так і розчини електролітів. До них застосовні загальні властивості розчинів.