Podle množství rozpuštěné látky a charakteru ustavené rovnováhy mezi rozpuštěnou látkou a rozpouštědlem se roztoky dělí na nenasycené, nasycené a přesycené (Oddíl 8.4).
Na základě výsledku interakce látky s rozpouštědlem se roztoky dělí na iontové (v nich je rozpuštěná látka částečně nebo úplně disociována na ionty) a molekulární (rozpuštěná látka je v rozpouštědle distribuována ve formě jednotlivých molekul).
Na základě elektrické vodivosti se řešení dělí na:
roztoky neelektrolytů, které nejsou schopny vést elektrický proud (molekulární roztoky);
roztoky elektrolytů, které vedou elektrický proud (iontové roztoky, vodiče druhého typu).
Rozpuštěné látky se dělí na neelektrolyty a elektrolyty.
Neelektrolyty jsou látky, které se v roztoku nedisociují (nerozpadají) na ionty a neroztaví se.
Elektrolyty jsou látky, které se v tavenině, vodě a dalších polárních rozpouštědlech disociují na ionty.
Obecné vlastnosti kapalných roztoků. Všechna řešení mají řadu společných vlastností:
1. Tlak nasycených par rozpouštědla nad roztokem je vždy nižší než nad čistým rozpouštědlem; Navíc čím vyšší je koncentrace rozpuštěné látky, tím nižší je tlak (tato vlastnost je popsána Raoultovým I zákonem).
Nasycená pára je pára v rovnováze s kapalinou; PROTIšpanělština=Vpodm.
2. Roztoky vždy vrou při vyšších teplotách a mrznou při nižších teplotách než čisté rozpouštědlo (tato vlastnost je popsána Raoultovým II zákonem).
3. Roztoky se vyznačují jevem osmózy (tuto vlastnost popisuje van’t Hoffův zákon).
Tyto vlastnosti kvantitativně závisí na počtu částic rozpuštěné látky, na koncentraci roztoku a na tom, zda je roztok elektrolytický nebo neelektrolytový.
Ke kvantitativnímu popisu vlastností roztoků se používá model ideálního řešení. Je-li při tvorbě roztoku tepelný efekt ∆H = 0, změna objemu ∆V = 0, změna entropie ∆S = ∆S ideálního roztoku, pak se roztok nazývá ideální. V ideálním řešení neexistuje žádná chemická interakce mezi složkami; každá složka se chová v ideálním roztoku nezávisle na ostatních složkách a vlastnosti roztoku za daných podmínek určuje pouze koncentrace rozpuštěné látky. Z reálných roztoků se pouze zředěné roztoky neelektrolytů svými vlastnostmi mohou blížit ideálnímu.
Mezi příklady neelektrolytových roztoků patří například roztoky kyslíku a cukru ve vodě, vodné roztoky organických alkoholů, roztoky uhlovodíků v uhlovodících atd.
8.7. Vlastnosti neelektrolytových roztoků
Tlak nasycených par nad roztokem. I Raoultův zákon.
V důsledku přirozeného procesu vypařování se nad kapalinou tvoří pára, jejíž tlak lze měřit pomocí tlakoměru (obr. 8.1). Endotermický proces vypařování je vratný; současně s tím dochází k exotermickému kondenzačnímu procesu:
V rovnováze (∆G=0) Všpanělština=Vpodm. Každý roztok je v rovnováze se svou nasycenou párou. Tlak nasycených par každé látky je při dané teplotě konstantní, s rostoucí teplotou se tlak par zvyšuje.
Tlak nasycených par kapaliny je určen počtem molekul kapaliny, které se odlomí od jejího povrchu za jednotku času.
Podívejme se na příklad (obr. 8.2). V první nádobě máme čistou vodu, ve druhé – roztok cukru ve vodě (neelektrolytový roztok; cukr je netěkavá látka a za těchto podmínek se nevypařuje).
Hlavní roli zde však hrají síly solvatační interakce mezi molekulami rozpouštědla a rozpuštěné látky. Tyto síly jsou mnohem silnější než adhezní síly mezi molekulami rozpouštědla, což vysvětluje přechod menšího počtu molekul rozpouštědla do plynné fáze.
Tlak nasycených par rozpouštědla (P) nad roztokem je tedy vždy nižší než tlak nad čistým rozpouštědlem (P): P < P. (R – P)=∆P – pokles tlaku nasycených par rozpouštědla nad roztokem. Poměr se nazývá relativní pokles tlaku par rozpouštědla.
V roce 1887 francouzský vědec chemik Francois Raul nainstalován I zákon: relativní pokles tlaku nasycených par rozpouštědla nad roztokem se rovná molárnímu zlomku rozpuštěné látky.
Matematický zápis I Raoultův zákon:
kde N2 – molární zlomek rozpuštěné látky.
Vyjádření molárního zlomku rozpuštěné látky N2 prostřednictvím vztahu dosadíme tuto rovnost do výrazu I Raoultova zákona, provedeme potřebné transformace, získáme druhou verzi psaní I Raoultova zákona:
kde N1 – molární zlomek rozpouštědla.
Tito. tlak nasycených par nad roztokem se rovná jeho tlaku nad čistým rozpouštědlem vynásobeném molárním zlomkem rozpouštědla.
Vaření a zmrazování neelektrolytových roztoků. II Raoultův zákon.
Důsledkem poklesu tlaku nasycených par rozpouštědla nad roztokem bude:
snížení bodu tuhnutí roztoku;
zvýšení bodu varu roztoku.
Zvažte stavový diagram vody a neelektrolytového roztoku. Na obrázku 8.3 je schematicky znázorněna závislost rovnovážného tlaku vodní páry na teplotě nad čistou vodou a roztokem.
V bodě varu je tlak par rovna vnějšímu tlaku, při teplotě tuhnutí je tlak par nad látkou v kapalném i pevném stavu stejný.
Čára AO – sublimační křivka – charakterizuje tlak nasycené vodní páry nad ledem, OB – křivka tání nebo krystalizace vody; OS – křivka vypařování nebo kondenzace vody.
V bodě O koexistují všechny tři fáze vody: kapalina, pára, led.
Čára О′С′ – křivka vypařování nebo kondenzace roztoku;
О′В′ – křivka tání nebo krystalizace roztoku.
Označení: t1 – teplota tuhnutí (krystalizace) roztoku při 760 mm Hg. Umění.; t2 – bod tuhnutí čisté vody (0 °C při 760 mm Hg); t3 – bod varu čisté vody (100 °C při 760 mmHg); t4 – bod varu roztoku.
Protože tlak nasycených par vody nad roztokem bude nižší než nad čistou vodou, bude změna jejího tlaku charakterizována křivkou O′C′, jejíž všechny body jsou umístěny pod odpovídajícími body křivky OS pro a čisté rozpouštědlo, tzn. Křivka varu pro roztok je nižší než pro čistou vodu. Z Obr. 8.3 je zřejmé, že při t = 100 °C je tlak nasycených par vody nad roztokem menší než atmosférický tlak (bod E), proto při této teplotě roztok nevře. Rovnoměrnosti tlaku je dosaženo v bodě D při teplotě t4. Při přechodu z vody do roztoku se mění i poloha křivky tání. Křivka varu i křivka tání roztoku jsou umístěny čím dále od odpovídajících křivek vody, tím je roztok koncentrovanější.
.Tžok =t4 – t3 = (tkip.r-ra – tkip.r-la) – zvýšení bodu varu roztoku oproti bodu varu rozpouštědla.
.Tnáměstek =t2 – t1 = (tzástupce ředitele – tnáměstek) – pokles bodu tuhnutí (krystalizace) roztoku oproti bodu tuhnutí rozpouštědla.
Závislost ∆tžok a ∆tnáměstek se stanoví z koncentrace roztoků Druhý Raoultův zákon:
zvýšení bodu varu a snížení bodu tuhnutí roztoků jsou úměrné molální koncentraci rozpuštěné látky, tj.
kde Kэб – koeficient úměrnosti, nazývaný ebulioskopická konstanta rozpouštědla; NAcr – kryoskopická konstanta rozpouštědla; Sm – molární koncentrace rozpuštěné látky, mol/kg.
Fyzický význam Kэб a Kcr: pokud sm= 1 mol/kg, pak ∆tnáměstek= Kcr, tj. Кcr – redukce tnáměstek roztok, jehož molalita je 1 mol/kg; .Tžok= Kэб, tj.. Doэб – zvýšit tžok roztok, jehož molalita je 1 mol/kg.
Кэб, K.cr – vlastnosti rozpouštědla, nikoli roztoku, závisí na povaze rozpouštědla (referenční hodnoty). Například,
pro vodu: pro benzen:
U jednomolárních roztoků různých neelektrolytů, bez ohledu na jejich složení, se teplota varu daného roztoku zvýší o stejnou hodnotu a bod tuhnutí se o stejnou hodnotu sníží. Bod varu jednomolárních vodných roztoků různého složení se tedy zvýší o 0,52 °C a bod tuhnutí se sníží o 1,86 °C.
Tento zákon ukazuje, že vlastnosti roztoků závisí pouze na počtu částic rozpuštěné látky, nikoli však na jejich velikosti, povaze atd.
Nazývá se měření poklesu teploty krystalizace roztoku ve srovnání s teplotou krystalizace čistého rozpouštědla kryoskopie. Nazývá se měření nárůstu teploty varu roztoku ve srovnání s teplotou varu čistého rozpouštědla ebulioskopie.
Pomocí metod kryoskopie a ebulioskopie se stanoví relativní molekulové hmotnosti rozpuštěného neelektrolytu. K tomu dosadíme do rovnice druhého Raoultova zákona „rozšířený“ vzorec pro výpočet molární koncentrace rozpuštěné látky B
kde MВ– molární hmotnost rozpuštěného neelektrolytu B, číselně stejná jako jeho relativní molekulová hmotnost, mB – hmotnost neelektrolytu B, g; mr-la – hmotnost rozpouštědla, kg.
Osmóza. Osmotický tlak. Van’t Hoffův zákon.
Pokud se dostanou do kontaktu dva roztoky s různými koncentracemi, molekuly rozpouštědla a rozpuštěné látky budou difundovat v opačných směrech, přednostně ve směru, kde je jejich koncentrace nižší. Taková obousměrná difúze povede k vyrovnání koncentrací (C1 = C2).
Uvažujme speciální případ jednosměrné difúze, kdy na hranici mezi roztokem a rozpouštědlem nebo mezi dvěma roztoky různých koncentrací je přepážka, která je propustná pro molekuly rozpouštědla a zadržuje částice rozpuštěné látky.
Představme si, že válec s roztokem je spuštěn do nádoby s vodou, jejíž spodní část je vyrobena z materiálu, který propouští rozpouštědlo, ale nedovoluje částicím rozpuštěné látky (polopropustné rozdělit). Výsledkem je nerovnovážný systém, protože pokud je ve vodě N1= 1, pak molární zlomek rozpouštědla v roztoku je voda N1
Proto v systému začne samovolný proces vyrovnávání koncentrace. Molekuly vodního rozpouštědla se přesunou do válce s roztokem (přenos rozpuštěné látky je vyloučen).
Jednosměrná difúze rozpouštědla do roztoku přes polopropustnou přepážku se nazývá osmóza.
Na Obr. Obrázek 8.4 ukazuje nejjednodušší zařízení pro monitorování osmózy, nazývané osmometr. V důsledku osmózy roztok stoupá vzhůru do válce, protože počet molekul vody pronikající za jednotku času ve směru od rozpouštědla k roztoku je větší než počet molekul vody procházejících membránou v opačném směru. směr. Po nějaké době se stoupání kapaliny ve válci zastaví a její hladina dosáhne výšky h nad hladinou kapaliny ve sklenici. Osmózou vznikl sloupec kapaliny o výšce h. Osmóza se zastaví, když se rychlosti průchodu molekul rozpouštědla polopropustnou přepážkou v obou směrech vyrovnají.
Pro kvantitativní charakterizaci osmotických vlastností roztoků ve vztahu k čistému rozpouštědlu je zaveden pojem osmotický tlak. Osmotický tlak (Posm) je míra síly na jednotku plochy, která nutí molekuly rozpouštědla pronikat polopropustnou přepážkou nebo, jinými slovy, tlak, který musí být aplikován na roztok, aby se osmóza zastavila. Osmotický tlak v roztoku neexistuje, objevuje se pouze tehdy, když je roztok oddělen od rozpouštědla polopropustnou membránou.
Osmotický tlak Posm závisí na teplotě roztoku a jeho koncentraci a nezávisí na povaze rozpouštědla a rozpuštěné látky. V roce 1886 to ukázal holandský chemik Van’t Hoff pro zředěné roztoky neelektrolytů, závislost osmotického tlaku na teplotě a koncentraci vyjadřuje rovnice (van’t Hoffův zákon):
kde Posm – osmotický tlak roztoku, kPa; C – molární koncentrace rozpuštěného neelektrolytu, mol/l; T – absolutní teplota, K.
Hodnotu C nahraďme poměrem ;, kde m je hmotnost rozpuštěné látky g; M – molární hmotnost rozpuštěné látky, g/mol; V – objem roztoku, l. Dosadíme tento vztah do vyjádření Van’t Hoffova zákona:
Formálně je van’t Hoffova rovnice podobná stavové rovnici ideálního plynu a vyjadřuje podobnost v chování zředěných roztoků neelektrolytů s ideálními plyny. Z výše uvedené rovnice vyjádříme hodnotu M:
Tento výraz umožňuje určit molekulovou hmotnost rozpuštěné látky měřením osmotického tlaku v osmometru.
Fenomén osmózy hraje důležitou roli v životě rostlin, zvířat i lidí. Stěny rostlinných buněk živých organismů jsou polopropustné membrány, kterými volně procházejí molekuly vody, ale látky rozpuštěné v buněčné míze jsou téměř zcela zadrženy. Proto osmóza způsobuje turgor (stav napětí) a plazmolýzu (smršťování) buněk. Jsou s ním spojeny procesy vstřebávání potravy a metabolismu. U vyšších zvířat a lidí je osmotický tlak v různých orgánech a tkáních o něco menší než 8 atm a je konstantní. Osmotický tlak se v přírodě vyskytuje široce, například ve studních, osmotický tlak trhá horniny atd.
Řešení je pevný nebo kapalný homogenní systém skládající se z molekul rozpouštědla, molekul rozpuštěné látky a produktů jejich interakce.
Na základě velikosti rozpuštěných látek se všechny vícesložkové roztoky dělí na:
· hrubé systémy (směsi);
· jemně disperzní systémy (koloidní roztoky);
· vysoce disperzní systémy (skutečné roztoky).
Podle jejich fázového stavu jsou řešení:
Na základě složení rozpuštěných látek jsou kapalné roztoky, které vedou elektrický proud, považovány za:
Podle složení fází: homogenní a heterogenní
Rozpouštědlo je ve své čisté formě ve stejném stavu agregace jako roztok. Pokud jsou látky ve stejných stavech agregace, pak rozpouštědlo je to, které je větší. Ve vlastnostech roztoku lze odhalit mnoho vlastností jeho jednotlivých složek, které se v chemii nesledují. spojení.
Pokud jsou molekulární nebo iontové částice distribuované v kapalném roztoku přítomny v takovém množství, že za daných podmínek již nedochází k dalšímu rozpouštění látky, roztok se nazývá nasycený. (Pokud například dáte 50 g NaCl do 100 g H2O, pak se při 20ºC rozpustí pouze 36 g soli). Nasycený je roztok, který je v dynamické rovnováze s přebytkem rozpuštěné látky.
Umístěním méně než 100 g NaCl do 20 g vody o teplotě 36ºC získáme nenasycený roztok. Nenasycený roztok – roztok obsahující méně látky než nasycený.
Při zahřátí směsi soli a vody na 100 °C se ve 39,8 g vody rozpustí 100 g NaCl. Pokud je nyní z roztoku odstraněna nerozpuštěná sůl a roztok je opatrně ochlazen na 20ºC, přebytečná sůl se vždy nevysráží. V tomto případě se zabýváme přesycený roztok. Přesycené roztoky jsou velmi nestabilní. Míchání, třepání nebo přidávání zrnek soli může způsobit krystalizaci přebytečné soli a přechod do nasyceného stabilního stavu.
Přesycený roztok – roztok obsahující více látky než nasycený.
Rozpustnost. Vliv různých faktorů na rozpustnost látek.
Rozpustnost – schopnost látky tvořit s jinými látkami homogenní systémy – roztoky, ve kterých je látka ve formě jednotlivých atomů, iontů, molekul nebo částic. Rozpustnost je vyjádřena koncentrací rozpuštěné látky v jejím nasyceném roztoku, buď v procentech nebo v hmotnostních či objemových jednotkách.
Rozpustnost závisí na rozpuštěné látce, rozpouštědle, teplotě, tlaku a přítomnosti dalších látek v rozpouštědle.
Rozpustnost většiny plynů roste s rostoucím tlakem a klesá s rostoucí teplotou. U pevných látek a kapalin je vliv tlaku na rozpustnost méně významný než u plynů.
Ve většině případů, když se teplota zvyšuje, rozpustnost se zvyšuje (například mnoho vápenatých solí má inverzní vztah). Protože rozpuštěná látka často zvyšuje bod varu rozpouštědla, rozpustnost při atmosférickém tlaku lze měřit nad bodem varu rozpouštědla. Při zvýšeném tlaku a teplotě se může rozpustnost značně zvýšit (například uhlovodíky a křemen, které jsou za normálních podmínek téměř nerozpustné, se při vysokém tlaku a teplotě ve vodě poměrně dobře rozpouštějí).
Přítomnost dalších látek v rozpouštědle může značně ovlivnit rozpustnost.
Příklady: 1) přidání solí do vodného roztoku nepolárních látek může vést k uvolnění nepolární látky do sraženiny v důsledku vysolovacího efektu,
2) přítomnost rozpuštěného kyslíku značně ovlivňuje rozpustnost rtuti ve vodě v důsledku účinků povrchové oxidace,
3) přítomnost malého množství vlhkosti v absolutním etanolu může značně změnit rozpustnost nepolárních látek.
Líbil se vám článek? Přidejte si ji do záložek (CTRL+D) a nezapomeňte ji sdílet se svými přáteli:
