РОЗЧИНИ

Загальні відомості

Розчини - компонентами.

«розчинник»і «розчинена речовина» полярні неполярні

гідрофільні(притягують воду) та гідрофобні дифільними

Теорії розчинів

Фізична теорія розчинів.

ідеальними

Хімічна теорія розчинів.

Хімічна, чи сольватна, теорія розчинів було запропоновано 1887 р. Д.І. Менделєєвим, який встановив, що в реальномурозчині присутні як індивідуальні компоненти, а й продукти їх взаємодії. Дослідження водних розчинів сірчаної кислоти та етилового спирту, проведені Д.І. Менделєєвим, лягли в основу теорії, суть якої полягає в тому, що між частинками розчиненої речовини та молекулами розчинника відбуваються взаємодії, в результаті яких утворюються нестійкі сполуки змінного складу, які називаються сольватамиабо гідратамиякщо розчинником є ​​вода. Головну роль освіти сольватів грають неміцні міжмолекулярні сили, зокрема, водневий зв'язок.

У цьому слід прийняти таке трактування поняття «розчин»:

Розчином називається гомогенна система змінного складу, що складається з двох і більше компонентів та продуктів їх взаємодії.

З цього визначення випливає, що розчини займають проміжне положення між хімічними сполуками та сумішами. З одного боку, однорідні розчини, що дозволяє розглядати їх як хімічні сполуки. З іншого боку, в розчинах немає суворого стехіометричного співвідношення між компонентами. Крім того, розчини можна розділити на складові (наприклад, при упарюванні розчину NaCl можна виділити сіль в індивідуальному вигляді).

Зв'язок між різними способами

Кислоти та основи

Незважаючи на те, що поняття «кислота» та «основа» широко використовуються для опису хімічних процесів, єдиного підходу до класифікації речовин з точки зору віднесення їх до кислот або основ немає. Існуючі нині теорії ( іоннатеорія С. Арреніуса, протолітичнатеорія І. Бренстеда та Т. Лоуріі електроннатеорія Г. Льюїса) мають певні обмеження і, таким чином, застосовні лише у окремих випадках. Зупинимося докладніше кожної з цих теорій.

Теорія Арреніуса.

В іонній теорії Арреніуса поняття «кислота» та «основа» тісно пов'язані з процесом електролітичної дисоціації:

Кислотою є електроліт, що дисоціює в розчинах з утворенням іонів Н+;

Підставою є електроліт, що дисоціює в розчинах з утворенням іонів ОН - ;

Амфолітом (амфотерним електролітом) є електроліт, що дисоціює в розчинах з утворенням як іонів Н + , так і іонів ВІН - .

Наприклад:

НА ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄Ме(ОН) n ⇄Ме n + +nОН -

Відповідно до іонної теорії кислотами можуть бути як нейтральні молекули, так і іони, наприклад:

HF ⇄ H + + F -

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄H + +NH 3

Аналогічні приклади можна навести і для основ:

КОН К + + ВІН -

- ⇄Al(OH) 3 + ВІН -

+ ⇄Fe 2+ + ВІН -

До амфолітів відносять гідроксиди цинку, алюмінію, хрому та деякі інші, а також амінокислоти, білки, нуклеїнові кислоти.

В цілому, кислотно-основна взаємодія в розчині зводиться до реакції нейтралізації:

H + + ВІН - H 2 O

Однак ряд експериментальних даних показує обмеженість іонної теорії. Так, аміак, органічні аміни, оксиди металів типу Na 2 O, СаО, аніони слабких кислот тощо. без води виявляють властивості типових основ, хоча не мають у своєму складі гідроксид-іонів.

З іншого боку, багато оксидів (SO 2 , SO 3 , Р 2 Про 5 і т.д.), галогеніди, галогенангідриди кислот, не маючи у своєму складі іонів водню, навіть без води виявляють кислотні властивості, тобто. нейтралізують основи.

Крім того, поведінка електроліту у водному розчині та в неводному середовищі може бути протилежною.

Так, CH 3 COOH у воді є слабкою кислотою:

CH 3 COOH⇄CH 3 COO - +H + ,

а в рідкому фтороводороді виявляє властивості основи:

HF + CH 3 COOH⇄CH 3 COOH 2 + +F -

Дослідження подібних типів реакцій і особливо реакцій, що протікають у неводних розчинниках, призвели до створення більш загальних теорій кислот та основ.

Теорія Бренстеда та Лоурі.

Подальшим розвитком теорії кислот і основ стала запропонована І. Бренстедом і Т. Лоурипротолітична (протонна) теорія. Відповідно до цієї теорії:

Кислотою називають будь-яку речовину, молекули (або іони) якої здатні віддавати протон, тобто. бути донором протону;

Підставою називають будь-яку речовину, молекули (чи іони) якої здатні приєднувати протон, тобто. бути акцептором протону;

Таким чином, поняття основи значно розширюється, що підтверджується такими реакціями:

ВІН - + Н + Н 2 О

NH 3 +H + NH 4 +

H 2 N-NH 3 + +H + H 3 N + -NH 3 +

За теорією І. Бренстеда і Т. Лоурі кислота і основа складають сполучену пару і пов'язані рівновагою:

КИСЛОТА ⇄ ПРОТОН + ПІДСТАВА

Оскільки реакція перенесення протона (протолітична реакція) оборотна, причому у зворотному процесі теж передається протон, то продукти реакції є один до одного кислотою і основою. Це можна записати у вигляді рівноважного процесу:

НА + В ⇄ ВН + + А - ,

де НА - кислота, В - основа, ВН + - кислота, пов'язана з основою, А - - основа, пов'язана з кислотою НА.

приклади.

1) у реакції:

HCl+OH - ⇄Cl - +H 2 O,

HCl і H 2 O - кислоти, Cl - і OH - - відповідні пов'язані з ними основи;

2) у реакції:

HSO 4 - +H 2 O⇄SO 4 2 - +H 3 O + ,

HSO 4 - і H 3 O + - кислоти, SO 4 2 - і H 2 O - основи;

3) у реакції:

NH 4 + +NH 2 - ⇄ 2NH 3 ,

NH 4 + – кислота, NH 2 - – основа, а NH 3 виступає у ролі як кислоти (одна молекула), і підстави (інша молекула), тобто. демонструє ознаки амфотерності – здатності виявляти властивості кислоти та основи.

Таку здатність має і вода:

2Н 2 О ⇄ Н 3 О + + ВІН -

Тут одна молекула Н 2 Про приєднує протон (основа), утворюючи сполучену кислоту - іон гідроксонію Н 3 О + , інша віддає протон (кислота), утворюючи сполучену основу ВІН - . Цей процес називається автопротолізом.

З наведених прикладів видно, що на відміну від уявлень Арреніуса, теорії Бренстеда і Лоурі реакції кислот з основами не призводять до взаємної нейтралізації, а супроводжуються утворенням нових кислот і основ.

Необхідно також відзначити, що протолітична теорія розглядає поняття «кислота» і «основа» не як властивість, але як функцію, яку виконує з'єднання, що розглядається, в протолітичній реакції. Одна й та сама сполука може в одних умовах реагувати як кислота, в інших – як основа. Так, у водному розчині СН 3 СООН виявляє властивості кислоти, а в 100%-й H 2 SO 4 - основи.

Однак, незважаючи на свої переваги, протолітична теорія, як і теорія Арреніуса, не застосовна до речовин, що не містять атомів водню, але водночас виявляють функцію кислоти: галогенідів бору, алюмінію, кремнію, олова.

Теорія Льюїса.

Іншим підходом до класифікації речовин з погляду віднесення їх до кислот і підстав була електронна теорія Льюїса. В рамках електронної теорії:

кислотою називають частинку (молекулу чи іон), здатну приєднувати електронну пару (акцептор електронів);

основою називають частинку (молекулу або іон), здатну віддавати електронну пару (донор електронів).

Згідно з уявленнями Льюїса, кислота та основа взаємодіють один з одним з утворенням донорно-акцепторного зв'язку. Через війну приєднання пари електронів в атома з електронним дефіцитом виникає завершена електронна конфігурація - октет електронів. Наприклад:

Аналогічним чином можна уявити і реакцію між нейтральними молекулами:

Реакція нейтралізації в термінах теорії Льюїса розглядається як приєднання електронної пари гідроксид-іону до іону водню, що надає для розміщення цієї пари вільну орбіталь:

Таким чином, сам протон, який легко приєднує електронну пару, з погляду теорії Льюїса, виконує функцію кислоти. У зв'язку з цим кислоти за Бренстедом можуть розглядатися як продукти реакції між льюїсівськими кислотами та основами. Так, HCl є продуктом нейтралізації кислоти H + основою Cl - , а іон H 3 O + утворюється в результаті нейтралізації кислоти H + основою H 2 O.

Реакції між кислотами та основами Льюїса також ілюструють такі приклади:

До основ Льюїса також відносять галогенід-іони, аміак, аліфатичні та ароматичні аміни, кисневмісні органічні сполуки типу R 2 CO, (де R-органічний радикал).

До кислот Льюїса відносять галогеніди бору, алюмінію, кремнію, олова та інших елементів.

Очевидно, що в теорії Льюїса поняття «кислота» включає ширше коло хімічних сполук. Це тим, що з Льюїсу віднесення речовини до класу кислот зумовлено виключно будовою його молекули, визначальним электронно-акцепторные властивості, і обов'язково пов'язані з наявністю атомів водню. Льюїсівські кислоти, що не містять атомів водню, називають апротонними.

РОЗЧИНИ

Загальні відомості

Розчини -це гомогенні системи змінного складу, що складаються з двох і більше речовин, які називаються компонентами.За агрегатним станом розчини можуть бути газоподібними (повітря), рідкими (кров, лімфа) та твердими (сплави). У медицині найбільше значення мають рідкі розчини, які відіграють виняткову роль життєдіяльності живих організмів. З утворенням розчинів пов'язані процеси засвоєння їжі та виведення з організму продуктів життєдіяльності. У формі розчинів вводиться велика кількість лікарських засобів.

Для якісного та кількісного опису рідких розчинів використовуються терміни «розчинник»і «розчинена речовина»хоча в деяких випадках такий поділ є досить умовним. Так, медичний спирт (96% розчин етанолу у воді) швидше слід розглядати як розчин води у спирті. Усі розчинники діляться на неорганічні та органічні. Найважливішим неорганічним розчинником (а разі біологічних систем – єдиним) є вода. Це зумовлено такими властивостями води, як полярність, низька в'язкість, схильність молекул до асоціації, відносно високі температури кипіння та плавлення. Розчинники органічної природи поділяють на полярні(спирти, альдегіди, кетони, кислоти) та неполярні(Гексан, бензол, чотирихлористий вуглець).

Процес розчинення однаково залежить як від природи розчинника, і від властивостей розчиненої речовини. Вочевидь, що здатність утворювати розчини виражена в різних речовин по-різному. Одні речовини можуть змішуватися один з одним у будь-яких кількостях (вода та етанол), інші – в обмежених (вода та фенол). Однак слід пам'ятати: абсолютно нерозчинних речовин не існує!

Схильність речовини розчинятися у тому чи іншому розчиннику можна визначити, використовуючи просте емпіричне правило: подібне розчиняється у подібному.Дійсно, речовини з іонним (солі, луги) або полярним (спирти, альдегіди) типом зв'язку добре розчиняються у полярних розчинниках, наприклад, у воді. І навпаки, розчинність кисню в бензолі набагато вище ніж у воді, оскільки молекули O 2 і C 6 H 6 неполярні.

Ступінь спорідненості сполуки до певного типу розчинника можна оцінити, аналізуючи природу і кількісне співвідношення функціональних груп, що входять до його складу, серед яких виділяють гідрофільні(притягують воду) та гідрофобні(відштовхують воду). До гідрофільних відносять полярні групи, такі як гідроксильна (-OH), карбоксильна (-COOH), тіольна (-SH), аміно (-NH 2). Гідрофобними вважають неполярні групи: вуглеводневі радикали аліфатичного (-CH 3 -C 2 H 5) і ароматичного (-C 6 H 5) рядів. З'єднання, що мають у своєму складі як гідрофільні, так і гідрофобні групи, називають дифільними. До таких сполук відносять амінокислоти, білки, нуклеїнові кислоти.

Теорії розчинів

В даний час відомі дві основні теорії розчинів: фізична та хімічна.

Фізична теорія розчинів.

Фізичну теорію розчинів було запропоновано С. Арреніусом (1883) та Я. Г. Вант-Гоффом (1885). У цій теорії розчинник сприймається як хімічно інертна середовище, у якій рівномірно розподілені частки (молекули, іони) розчиненої речовини. При цьому передбачається відсутність міжмолекулярної взаємодії між частинками розчиненої речовини, так і між молекулами розчинника і частинками розчиненої речовини. Однак згодом з'ясувалося, що умовам даної моделі задовольняє поведінку лише малої групи розчинів, які були названі ідеальними. Зокрема, ідеальними розчинами можна вважати газові суміші і дуже розбавлені розчини неелектролітів.

Вище показано, що реакція чистої води нейтральна (рН = 7). Водні розчини кислот і основ мають, відповідно, кислу (рН< 7) и щелочную (рН >7) реакцію. Практика, однак, показує, що не тільки кислоти та основи, але й солі можуть мати лужну чи кислу реакцію – причиною цього є гідроліз солей. Взаємодія солей з водою, в результаті якого утворюються кислота (або кисла сіль), і основа (або основна сіль) називається гідролізом солей. Розглянемо гідроліз солей наступних основних типів: 1. Солі сильної основи та сильної кислоти (наприклад, KBr, NaNO3) при розчиненні у воді не гідролізуються, і розчин солі має нейтральну реакцію….

Добре відомо, що одні речовини в розчиненому або розплавленому стані проводять електричний струм, інші в тих умовах струм не проводять. Це можна спостерігати за допомогою приладу. Він складається з вугільних стрижнів (електродів), які приєднані проводами до електричної мережі. У ланцюг включена електрична лампочка, яка показує присутність або відсутність струму в ланцюзі. Якщо опустити електроди в розчин цукру, то лампочка не спалахує. Але вона яскраво займеться, якщо їх опустити в розчин хлориду натрію. Речовини, що розпадаються на іони в розчинах або розплавах і тому що проводять електричний струм, називають електролітами. Речовини, які за тих самих умов на іони не розпадаються і електричний струм не проводять, називаються неелектролітами. До електролітів відносяться кислоти, основи і майже всі солі, до неелектролітів — більшість органічних сполук.

Для пояснення особливостей водних розчинів електролітів шведським ученим С. Арреніусом у 1887 р. було запропоновано теорію електролітичної дисоціації. Надалі вона була розвинена багатьма вченими на основі вчення про будову атомів та хімічний зв'язок. Сучасний зміст цієї теорії можна звести до наступних трьох положень: 1. Електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на іони - позитивні та негативні. Іони перебувають у стійкіших електронних станах, ніж атоми. Вони можуть складатися з одного атома - це прості іони (Na+, Mg2+, Аl3+ і т.д.) або з декількох атомів - це складні іони (NО3-, SO2-4, РОЗ-4 і т.д.). 2. Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені іони рухаються до катода, негативно заряджені — до анода. Тому перші називаються катіонами, другі - аніонами. Спрямований рух іонів відбувається внаслідок тяжіння їх протилежно зарядженими електродами. 3. Дисоціація - оборотний процес: паралельно з розпадом молекул на іони (дисоціація) протікає процес з'єднання іонів (асоціація). Тож у рівняннях електролітичної дисоціації замість знака рівності ставлять знак оборотності. Наприклад,…

Істотним є питання щодо механізму електролітичної дисоціації. Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком. Як відомо, ці речовини складаються з іонів. При їх розчиненні диполі води орієнтуються навколо позитивного та негативного іонів. Між іонами та диполями води виникають сили взаємного тяжіння. В результаті зв'язок між іонами слабшає, відбувається перехід іонів із кристала в розчин. При…

За допомогою теорії електролітичної дисоціації дають визначення та описують властивості кислот, основ та солей. Кислотами називаються електроліти, при дисоціації яких як катіони утворюються тільки катіони водню Н3РО4 Н+ + Н2РО-4(перший ступінь) Н2РО-4 Н+ + НРO2-4 (другий ступінь) НРО2-4 Н+ PОЗ-4 (третій ступінь) Дисоціація багатоосновної кислоти протікає головним чином по першому ступені, меншою мірою по другому і лише незначною мірою - по третьому. Тому у водному розчині, наприклад, фосфорної кислоти поряд з молекулами Н3РО4 є іони (у послідовно зменшуються) Н2РО2-4, НРО2-4 і РО3-4. Підставами називаються електроліти, при дисоціації яких як аніони утворюються лише гідроксид-іони. Наприклад: KOH K+ + OH—;

Оскільки електролітична дисоціація процес оборотний, то в розчинах електролітів поряд з їх іонами присутні і молекули. Тому розчини електролітів характеризуються ступенем дисоціації (позначається грецькою літерою альфа α). Ступінь дисоціації — це відношення числа молекул N, що розпалися на іони, до загального числа розчинених молекул N: Ступінь дисоціації електроліту визначається дослідним шляхом і виражається в частках одиниці або у відсотках. Якщо α = 0, то дисоціація відсутня, і якщо α = 1 чи 100%, то електроліт повністю розпадається на іони. Якщо ж α = 20%, це означає, що з 100 молекул даного електроліту 20 розпалося на іони. Різні електроліти мають різну міру дисоціації. Досвід показує, що вона залежить від концентрації електроліту та від температури. Зі зменшенням концентрації електроліту,…

Згідно з теорією електролітичної дисоціації всі реакції у водних розчинах електролітів є реакціями між іонами. Вони називаються іонними реакціями, а рівняння цих реакцій — іонними рівняннями. Вони простіші рівнянь реакцій, записаних у молекулярній формі, і мають більш загальний характер. При складанні іонних рівнянь реакцій слід керуватися тим, що речовини малодисоційовані, малорозчинні (що випадають в осад) і газоподібні записуються в молекулярній формі. Знак ↓, що стоїть при формулі речовини, означає, що ця речовина йде зі сфери реакції у вигляді осаду, знак означає, що речовина видаляється зі сфери реакції у вигляді газу. Сильні електроліти, як повністю дисоційовані, записують як іонів. Сума електричних зарядів лівої частини рівняння повинна дорівнювати сумі електричних зарядів правої частини. Для закріплення цих положень розглянемо два приклади. Приклад 1. Напишіть рівняння реакцій між розчинами хлориду заліза (III) та гідроксиду натрію у молекулярній та іонній формах. Розіб'ємо розв'язання задачі на чотири етапи. 1….

КH2O = 1.10-4 Ця константа для води називається іонним добутком води, який залежить тільки від температури. При дисоціації води кожен іон Н+ утворюється один іон ОН—, отже, у чистій воді концентрації цих іонів однакові: [Н+] = [ОН—]. Використовуючи значення іонного добутку води, знаходимо: = [ОН-] = моль/л. Такими є концентрації іонів Н+ і ОН—…

1.2 ОСНОВНІ НАПРЯМКИ У РОЗВИТКУ ТЕОРІЇ РОЗЧИН

Фізична теорія розчинів. Розвиток поглядів на природу розчинів з давніх часів був пов'язаний із загальним ходом розвитку науки і виробництва, а також з філософськими уявленнями про причини хімічної спорідненості між різними речовинами. У 17 і першій половині 18в. широкого поширення у сфері природничих наук та філософії набула корпускулярна теорія розчинів. У цій теорії процес розчинення розглядався як механічний процес, коли корпускули розчинника входять у пори тіл і відривають частинки розчиняється речовини, які займають пори розчинника утворюючи єдиний розчин. Такі уявлення спочатку задовільно пояснили те що, що цей розчинник може розчиняти в повному обсязі речовини, лише деякі.

На початку 19 ст. створюються передумови у розвиток фізичної теорії розчинів, яка стала узагальненням низки досліджень. Фізична теорія розчинів, що виникла головним чином на основі робіт Я. Вант-Гоффа, С. Арреніуса та В. Оствальда, спиралася на експериментальне вивчення властивостей розведених розчинів (осмотичний тиск, підвищення температури кипіння, зниження температури замерзання розчину, зниження тиску пари над розчином) , залежні головним чином концентрації розчиненої речовини, а чи не від його природи. Осмос це мимовільне проникнення розчинника в розчин, віддалений від нього напівпроникною перегородкою, через яку може надходити розчинник, не може, проходить розчинена речовина.

Розчин і розчинник, розділені напівпроникною перегородкою, можна розглядати як дві фази. Рівновага розчинника по обидва боки від перегородки виражається рівністю його хімічного потенціалу в розчині (до якого додається додатковий тиск) та хімічного потенціалу чистого розчинника.

Кількісні закони (Вант-Гоффа, Рауля) були інтерпретовані у продовженні, що у розведених розчинах молекули розчиненої речовини подібні до молекул ідеального газу. Відступ від цих законів, що спостерігалися для розчинів електролітів, були пояснені на основі теорії електролітичної дисоціації С. Арреніуса.

Аналогія між сильно розведеними розчинами та газами багатьом ученим видалася настільки переконливою, що вони почали розглядати процес розчинення як фізичний акт. З погляду цих вчених розчинник є лише середовищем, у якому можуть дифундувати частинки розчиненої речовини. Простота уявлень фізичної теорії розчинів та успішне застосування її для пояснення багатьох властивостей розчинів забезпечили швидкий успіх цієї теорії.

Хімічна теорія розчинів. Д.І. Менделєєв та її послідовники розглядали процес утворення розчину як різновид хімічного процесу, котрій характерна взаємодія між частинками компонентів. Д.І. Менделєєв розглядав розчини як системи, утворені частинками розчинника, розчиненої речовини та нестійких хімічних сполук, які утворюються між ними та перебувають у стан часткової дисоціації. Д.І. Менделєєв наголошував, що процеси, що протікають у розчині, мають динамічний характер і на необхідність використання всієї суми фізичних та хімічних відомостей про властивості частинок, що утворюють розчин, підкреслював, що всі компоненти розчину рівноправні і без урахування властивостей та станів кожного з них не можна дати повної характеристики системи загалом. Велике значення вчений надавав вивченню властивостей розчинів як функції температури, тиску, концентрації; він уперше висловив думку про необхідність вивчення властивостей розчинів у змішаних розчинниках. Розвиваючи вчення Д.І. Менделєєва, прихильники хімічного погляду на природу розчинів вказали, що частинки розчиненої речовини рухаються над порожнечі, а просторі, зайнятому частками розчинника, із якими взаємодіють, утворюючи складні, різні за стійкістю сполуки. Розвитком теорії Д.І.Менделєєва є поліедрична теорія утворення розчинів, згідно з якою в рідині з однорідних та різнорідних молекул створюються елементарні просторові групи-поліедри. Проте хімічна теорія неспроможна пояснити механізм утворення ідеальних розчинів, відхилення властивостях реальних розчинів від властивостей ідеальних розчинів.

Розвиток хімічної теорії розчинів йшло в кількох напрямках, об'єднаних єдиною ідеєю про взаємодію розчинника з розчиненою речовиною. Ці дослідження стосувалися знаходження певних сполук у розчині на основі вивчення діаграм властивість-склад, вивчення тиску пари над розчинами, розподілу речовин між двома розчинниками, вивчення термохімії розчинів. Роботи щодо визначення сполук у розчинах були пов'язані з великими труднощами, оскільки прямим досвідом було неможливо довести існування складних сполук (гідратів) у водних розчинах, оскільки вони перебувають у стан дисоціації, і спроби виділити їх із розчинів у нерозкладеному вигляді закінчувалися невдачею. Велике значення на підтвердження хімічної теорії розчинів мали термодинамічні дослідження. Багато системах було показано, що з освіті розчину спостерігається охолодження чи нагрівання системи,що пояснювали хімічними взаємодією між компонентами. Хімічну природу процесу розчинення підтверджували і дослідження тиску пари над розчином, та вивчення розподілу речовин між двома розчинниками.

На початку 20 ст. накопичився великий експериментальний матеріал, що показує, що розчини є складними системами, в яких спостерігається явище асоціації, дисоціації, комплексоутворення, і при їх вивченні необхідно враховувати всі види взаємодії між частинками, що утворюються в розчині.

У зв'язку з великою різноманітністю розчинів для пояснення їх природи та властивостей використовуються уявлення та фізичної та хімічної теорії розчинів.

Адсорбція у хімії

Концепції сучасного природознавства (хімічна складова)

Основні закони хімії та стехіометричні розрахунки

Кількісне (за масою чи обсягом) вивчення багатьох реакцій та пояснення результатів експерименту призводить до стехіометричних законів. Основною фізичною величиною у хімії є кількість речовини. З 1 січня 1963 року...

Основні фізико-хімічні закономірності отримання плівок із розчинів полімерів

Полімери в розчинах, особливо концентрованих, утворюють структури, форма і розмір яких залежать від характеру взаємодії полімеру з розчинником, так і від умов, в яких знаходиться розчин (температура...

Пошук оптимального вмісту пігменту в покриттях на основі лаку алкіду ПФ-060

Проведені на кафедрі "Хімічна технологія лаків, фарб та лакофарбових покриттів" дослідження, які мають на меті пошук нових ефективних малотоксичних протикорозійних пігментів.

Отримання біогазу

Достатньо високий вміст метану в біогазі, а отже, і висока теплота згоряння, надають широкі можливості застосування біогазу.

Одержання диметилового ефіру дегідратацією метанолу на АlPO4+SiO2 каталізаторах

У хімічній галузі водень головним чином використовується для синтезу метанолу та аміаку. Інша частка водню, що припадає на цю галузь, використовується в інших хімічних виробництвах: наприклад...

Одержання диметилового ефіру дегідратацією метанолу на АlPO4+SiO2 каталізаторах

Найбільш великотоннажними процесами використання монооксиду вуглецю є гідроформування олефінів, карбонілювання метанолу з отриманням оцтової кислоти, синтез ненасичених і розгалужених карбонових кислот.

Одержання диметилового ефіру дегідратацією метанолу на АlPO4+SiO2 каталізаторах

Диметиловий ефір в даний час використовується головним чином як нешкідливий для навколишнього середовища наповнювач аерозольних балончиків.

Роль Менеделєєва у розвитку світової науки

Д.І. Менделєєв писав, що є чотири предмети, що склали його ім'я: три наукові відкриття (періодичний закон, хімічна теорія розчинів та вивчення пружності газів), а також «Основи хімії» - підручник-монографія, рівний якому, мабуть,...

Теорії та термодинаміка утворення розчинів полімерів

При розгляді теорій не робитиметься акцент на математичних викладках, а лише зупинюся на основних моментах: основні припущення та параметри, вид ключових рівнянь, переваги та недоліки теорій. З усього масиву...

Фізико-хімічні основи хроматографічного процесу

У завдання теорії хроматографії входить встановлення законів руху та розмиття хроматографічних зон. Основними факторами, покладеними в основу класифікації теорій хроматографії.

Характеристика процесу адсорбції

Єдиної теорії, яка досить коректно описувала б всі види адсорбції на різних поверхнях розділу фаз, немає; розглянемо тому деякі найпоширеніші теорії адсорбції.

Хімія комплексних сполук елементів підгрупи хрому

Подібно до того, як розвиток хімії було затримано флогістонною теорією, а розвиток органічної хімії - уявленнями про «життєву силу»...

Тема 7. Розчини. Дисперсні системи

Лекції 15-17 (6 год)

Мета лекцій:вивчити основні положення сольватної (гідратної) теорії розчинення; загальні властивості розчинів (закони Рауля, Вант-Гоффа, осмотичний тиск, рівняння Арреніуса); типи рідких розчинів; дати визначення розчинності; розглянути властивості слабких електролітів (константу розчинності, закон розведення Оствальда, іонний добуток води, рН середовища, добуток розчинності); властивості сильних електролітів (теорію Дебая-Хюккеля, іонну силу розчину); дати класифікацію дисперсних систем; розглянути стійкість колоїдних розчинів, коагуляцію, пептизацію, одержання колоїдно-дисперсних систем та властивості колоїдно-дисперсних систем (молекулярно-кінетичні, оптичні та електро-кінетичні).

Питання, що вивчаються:

7.1. Сольватна (гідратна) теорія розчинення.

7.2. Загальні властивості розчинів.

7.3. Типи рідких розчинів. Розчинність.

7.4. Властивості слабких електролітів.

7.5. Властивості потужних електролітів.

7.6. Класифікація дисперсних систем

7.7. Отримання колоїдно-дисперсних систем.

7.8. Стійкість колоїдних розчинів. Коагуляція. Пептизація.

7.9. Властивості колоїдно-дисперсних систем.

розчинаминазиваються гомогенні системи, що складаються з двох або більше речовин, склад яких може змінюватися в досить широких межах, допустимих розчинністю. Кожен розчин складається з кількох компонентів: розчинника ( А) та розчиненої речовини одного або декількох ( У).

Компонент- це однорідна за хімічними властивостями частина термодинамічної системи, яка може бути виділена з неї і існувати у вільному вигляді як завгодно довго.

Розчинник– це компонент, концентрація якого вища за концентрацію інших компонентів у розчині. Він зберігає свій фазовий стан при утворенні розчинів.

Будь-який розчин характеризується такими властивостями, як щільність, температура кипіння, температура замерзання, в'язкість, поверхневий натяг, тиск розчинника над розчином, осмотичний тиск і т. д. Ці властивості плавно змінюються при зміні тиску, температури, складу (концентрації). Концентрація розчину вказує кількість речовини, що міститься у певній ваговій кількості розчину або розчинника або певному обсязі розчину. У хімії застосовуються різноманітні способи вираження концентрації розчинів:

Масова частка розчиненої речовини (відсоткова концентрація (w))показує число г розчиненої речовини ( m в) у 100 г розчину ( m р), виявляється у %:

Молярна концентрація (С)показує число моль розчиненої речовини (n) в 1 дм³ розчину (V):

Виражається в моль/дм³, наприклад, С(1/1Н 2 SO 4) = 0,1 моль/дм³.

Молярна концентрація еквівалента– це число молей-еквівалентів розчиненої речовини в 1 дм³ розчину (V):

Виявляється у моль/дм³. Наприклад, С(1/2Н 2 SO 4) = 0,1 моль/дм³; (1/5 KМnO 4) = 0,02 моль/дм³.

Поняття еквівалент, фактор еквівалентності (наприклад, f екв (HCl) = 1/1; f екв (Н 2 SO 4) = 1/2; f екв (Na 2 CO 3) = 1/2; f екв (KMnO 4) = 1/5) і молярна маса еквівалента (наприклад, для карбонату натрію: M(1/2 Na 2 CO 3) = f екв M(Na 2 CO 3) = 1/2 M(Na 2 CO 3)) були розглянуті у вступі (параграф 2).

Моляльність (З m)показує число моль (n) розчиненої речовини 1000 г розчинника (m р-ля):

Виражається в моль/кг розчинника, наприклад m (NaCl) = 0,05 моль/кг.

Мольна частка– це відношення числа молей речовини до суми чисел молей у розчині:

де N А і N В – мольна частка розчинника та розчиненої речовини, відповідно. Мольна частка, помножена на 100%, утворює мольний відсоток, тому

N А + N В = 1. (7.6)

У практичній роботі важливо вміти швидко переходити від одних одиниць концентрації до інших, тому важливо пам'ятати, що

m р-ну = V р-ну ρ, (7.7)

де m р-ну - маса розчину, г; V р-ну - об'єм розчину, см 3; ρ – густина розчину, г/см 3 .

Процес розчинення є складним фізико-хімічним процесом, у якому найяскравіше проявляється взаємодія між частинками (молекулами чи іонами) різної хімічної природи.

На процеси розчинення багатьох речовин, що у різних агрегатних станах, великий вплив надає полярність молекул розчинника і розчиненої речовини. Слід зазначити, що таке розчиняється у такому. У полярних розчинниках (вода, гліцерин) розчиняються полярні молекули (KCl, NH 4 Cl тощо); у неполярних розчинниках (толуолі, бензині, тощо) розчиняються неполярні молекули (вуглеводні, жири і т.д.).

Сучасна теорія розчиненнязаснована на фізичній теорії Вант-Гоффа та С. Арреніуса та хімічної теорії Д. І. Менделєєва. Відповідно до цієї теорії процес розчинення складається з трьох стадій:

1) механічне руйнування зв'язків між частинками розчиненої речовини, наприклад, руйнування кристалічних ґрат солі (це фізичне явище);

2) освіта сольватів (гідратів), т. е. нестійких сполук частинок розчиненої речовини з молекулами розчинника (це хімічне явище);

3) мимовільний процес дифузії сольватованих (гідратованих) іонів по всьому об'єму розчинника (це фізичний процес). У розчині будь-яка заряджена частка (іон або полярна молекула) оточується сольватною оболонкою , Що складається з орієнтованих відповідним чином молекул розчинника. Якщо розчинником є ​​вода, то вживається термін гідратна оболонка , а саме явище зветься гідратація .

Процес утворення розчинів супроводжується тепловим ефектом, який може бути як ендотермічним, так і екзотермічним. Перша стадія розчинення завжди проходить із поглинанням тепла, а друга може проходити як із поглинанням, так і з виділенням тепла. Отже, сумарний тепловий ефект розчинення залежить від теплового ефекту утворення сольватів (гідратів). З'єднання молекул або іонів розчиняється з молекулами розчинника здійснюється, головним чином, за рахунок водневого зв'язку, або ж внаслідок електростатичної взаємодії полярних молекул речовин. Склад сольватів (гідратів) змінюється в залежності від температури і концентрації речовини, що розчиняється. З їх підвищенням число молекул розчинника, що входить у сольват (гідрат), зменшується. Таким чином, розчини займають проміжне положення між механічними сумішами та хімічними сполуками.

Теорія розчинів ще дозволяє у разі передбачати властивості розчинів за властивостями їх компонентів. Пояснюється це надзвичайно великою різноманітністю та складністю взаємодій між молекулами розчинника та частинками розчиненої речовини. Структура розчинів, як правило, буває значно складнішою за будову його окремо взятих компонентів.

По агрегатному стану всі розчини діляться втричі групи: розчини газів у газах чи газові суміші; рідкі розчини; Тверді розчини (сплави металів). Надалі розглядатимуться лише рідкі розчини.

Наприкінці XIX століття розчини вважалися фізичними утвореннями, в яких відсутні будь-які взаємодії між розчинником та розчиненою речовиною. Утворення розчину пояснювалося диспергуванням частинок розчиненої речовини в індиферентному середовищі розчинника. Основоположниками цих поглядів були такі відомі вчені, як Я. Вант-Гофф, С. Арреніус і В. Оствальд. В 1887 великий російський хімік Д. І. Менделєєв, спираючись на численні експериментальні дані, створив хімічну (гідратну) теорію розчинів. Основою цієї теорії була ідея про хімічний характер розчинення. У розчині утворюються сполуки між розчиненою речовиною та розчинником, що змінюють свій склад зі зміною температури та концентрації. Ці сполуки були названі Д. І. Менделєєвим гідратами, або сольватами. Гідрати, що утворюються, мають різну міцність. Більшість із них нестійка і існує лише у розчинах. Однак деяка частина гідратів є настільки міцними сполуками, що при виділенні розчиненої речовини розчину вода входить до складу зростаючого кристала в хімічно зв'язаному вигляді. Такі кристали були названі кристалогідратами, а вода, що входить до їх складу, - кристалізаційної. Прикладами кристалогідратів є CuS04 5Н20; Na2S04 ЮН20 та ін. Міцність сполук, що утворюються, визначається силами, що діють між розчинником і розчиненою речовиною. Нині відома природа цих сил. Сольвати (гідрати) утворюються за рахунок іон-дипольної, диполь-ди-польної, донорно-акцепторної взаємодії, за рахунок водневих зв'язків, а також дисперсійної взаємодії. Менделєєв не заперечував роль фізичного чинника утворенні розчинів. Він писав: «Дві зазначені сторони розчинення (фізична та хімічна) і гіпотези, досі прикладені до розгляду розчинів, хоча мають частково різні вихідні точки, згодом призведуть до загальної теорії розчинів, тому що одні загальні закони керують як фізичними, так і хімічними явищами». Погляди Д. І. Менделєєва повністю підтвердилися. В даний час процес розчинення розглядають як фізико-хімічний процес, а розчини – як фізико-хімічні системи. Хімічна теорія розчинів Д. І. Менделєєва дозволяла пояснити наявність теплових ефектів, що виникають при процесах розчинення речовин. Тепловий ефект процесу розчинення (ДНраств) можна подати у вигляді суми теплоти, необхідної для руйнування кристалічних ґрат речовини (ДНре1:1) і теплоти, що виділяється в процесі сольватації (ДНсольват), т. е. AHp^ є значною ендотермічною величиною, а ДНС0ЛЬВ близька до неї за значенням екзотермічна величина. Виходячи з цього, кінцевий знак теплового ефекту процесу розчинення визначатиметься величиною вкладу кожного з цих параметрів. При розчиненні ендотермічний. Це можна спостерігати, наприклад, при розчиненні у воді нітратів калію та амонію, хлориду калію та ін. При процес розчинення екзотермічний. Прикладом цього є розчинення у воді хлоридів кальцію та магнію, гідроксидів натрію та калію та ін. Отже, знак теплового ефекту визначається природою розчиненої речовини та розчинника, глибиною їх взаємодії між собою. Наявністю хімічної взаємодії між компонентами пояснюються об'ємні ефекти при розчиненні. Так, при розчиненні 1 л етилового спирту в 1 л води обсяг розчину, що утворюється, виявляється рівним не 2 л, а 1,93 л. У цьому випадку зменшення об'єму обумовлено, в основному, утворенням водневих зв'язків між гідроксильними групами води та спирту.