Выполнить вопрос из теста № 22.

Лабораторная работа №2.

Растворимость солей.

Цели:

1. Изучить способность солей к растворимости.

2. Экспериментально оценить растворимость сульфатов и карбонатов (по величине осадков в пробирке) Na, Mg, Ca, Sr, Ba, Pb.

3. Составить ряд по уменьшению растворимости по сульфатам и карбонатам.

4. Найдите в справочнике величину ПР соответствующих сульфатов и карбонатов.

5.Составить ряд по уменьшению ПР ( уменьшению растворимости) сульфатов и карбонатов.

6. Сравнить оба ряда и сделать выводы.

Модель 6.2. Растворимость солей.   Эта модель демонстрирует растворимость солей ряда металлов: магния, кальция, стронция, бария, свинца. В модели можно исследовать растворимость сульфатов и карбонатов этих металлов. Количество осадка, изображаемого в пробирке, символизирует растворимость соответствующего сульфата или карбоната (чем больше осадка, тем меньше растворимость). В процессе экспериментов вы можете убедиться, что растворимость соли зависит не только от катиона, но и от аниона. Из сульфатов исследуемых металлов полностью растворим только MgSO4. Растворимость сульфатов уменьшается в следующем ряду: CaSO4 > SrSO4 > PbSO4 > BaSO4. Полностью растворимых солей среди карбонатов изучаемых металлов нет. Растворимость уменьшается в следующем порядке: MgCO3 > CaCO3 > BaCO3 > SrCO3 > PbCO3. Выполнить вопросы №22, №26 из теста.

Растворимостью вещества при данных условиях называют его концентрацию в насыщенном растворе. В таком растворе достигается равновесие между растворяемым веществом и раствором. В отсутствие равновесия раствор остается стабильным, если концентрация растворенного вещества меньше его растворимости (ненасыщенный раствор), или нестабильным, если в растворе содержится вещества больше его растворимости (пересыщенный раствор).

Растворы неэлектролитов.

По термодинамическому признаку растворы делятся на идеальные и реальные. Для идеальных растворов предполагается, что между компонентами раствора любыми взаимодействиями можно пренебречь. Следовательно, любое свойство растворяемых веществ при их смешении не должно меняться. Например, при смешении близких по свойствам бензола и толуола давление пара P над раствором в соответствии с законом Рауля будет аддитивной величиной

Здесь и , и – соответственно давление и мольные доли бензола и толуола.

Рисунок 6.1. Зависимость давления пара над смесью бензол–толуол от мольной доли.

Если раствор сохраняет свойства идеальности при любых концентрациях, его называют идеальным (растворы изотопов). Часто раствор приобретает эти качества только при достаточно большом разведении, это – «бесконечно разбавленный» раствор при χ→0. Во всех прочих случаях раствор считается реальным.

Взаимодействие между компонентами раствора, выражаемое через энтальпию сольвации ΔH_сольв, служит в определенных пределах мерой идеальности раствора. Д. И. Менделеев показал, что взаимодействие между компонентами раствора может рассматриваться как химический процесс образования соединений переменного состава – сольватов. Этот подход лежит в основе химической или сольватной теории растворов. Если при кристаллизации твердая фаза содержит молекулы растворителя, то ее называют кристаллосольватом.

Закон Генри.

Если растворенное вещество характеризуется большой упругостью пара по сравнению с упругостью пара растворителя (P_B >> P_A) и при этом оба компонента раствора химически инертны, то растворение такого газообразного вещества в жидкости подчиняется закону Генри: при постоянной температуре давление летучего (газообразного) компонента P_B прямо пропорционально его мольной доле χ_B:

(6.1)

K_H – константа Генри.

В табл. 6.1 приведены константы Генри некоторых газов для воды.

Газ H2 He Ar N2 O2 CO2 KH 29,3

Таблица 6.1. Константы Генри для воды при 298 K.

Из уравнения (6.1) следует, что KH определяется выбором единиц давления и концентрации.

Законы Рауля.

Если упругость пара растворенного вещества очень мала P_B << P_A, то его парциальным давлением можно пренебречь (нелетучий компонент), и тогда упругость пара над раствором будет зависеть только от парциального давления растворителя:

Это первый закон Рауля – парциальное давление над раствором прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества. После подстановки χ_A = 1 – χ_B и несложных преобразований

получаем

Относительное понижение упругости пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества. Это закон Рауля для нелетучего растворенного компонента. Из этого закона можно вывести два следствия, которые в объединенном виде формируются как второй закон Рауля.

Рисунок 6.2. Зависимость повышения температуры кипения ΔTкип и понижения температуры замерзания ΔTзам раствора от концентрации растворенного вещества.

На рис. 6.2 приведены зависимости P(T) чистого растворителя и двух его растворов P'(T) и P''(T).

Выразим мольную долю через моляльную концентрацию Для двухкомпонентного раствора . При << 1 получим

Из подобия треугольников следует

По определению, при (B) = 1 моль∙ повышение температуры равно – эбулиоскопической константе для данного растворителя. Тогда повышение температуры кипения для данного раствора будет пропорционально его моляльной концентрации:

Проведя аналогичное исследование, касающееся понижения температуры замерзания раствора, получим

где K_кр – криоскопическая константа.

Второй закон Рауля – понижение температуры кипения и повышение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

K_эб и K_кр являются экстраполяционными величинами от малых концентраций растворенного вещества, где выполняется этот закон, на C_m(B) = 1, где этот закон уже не действует (рис. 6.3). В табл. 6.2 приведены K_кр и K_эф для воды и бензола.

Рисунок 6.3. Иллюстрация справедливости второго закона Рауля для разбавленных растворов и экстраполяционной природы Kкр и Kэб.

Kкр Kэб вода 1,86 0,52 бензол 5,07 2,60

Таблица 6.2. Криоскопические и эбулиоскопические константы для воды и бензола (град∙моль–1∙кг).

Второй закон Рауля дает легко осуществимую экспериментально возможность определения молекулярных масс некоторых молекулярных соединений, неспособных к диссоциации в данном растворителе. Действительно, моляльная концентрация растворенного вещества может быть представлена в виде соотношения C_m = g_B ∙ 1000 / μ_B ∙g_A, где g_A – вес растворителя, g_B – вес растворенного вещества, μ_B – его молярная масса. Тогда из ΔT = K_кр · m получим молярную массу растворенного вещества:

Осмос.

Если система, разделенная мембраной, представляет собой растворы, в которых через мембрану способны проходить только молекулы растворителя, то свойства ее будут определяться разностью мольных долей (концентраций) растворителя по обе стороны мембраны.

Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением. Явление осмоса чрезвычайно разнообразно и во многом определяется природой мембраны и компонентов раствора.

Лабораторная работа №3.

Осмос.

Цели:

1. Изучить понятие «осмос».

2. Наблюдать явление в ходе лабораторной работы.

3. Вычислить осмотическое давление (Р).

Модель 6.3. Осмос. Эта модель демонстрирует явление осмоса как в мелком, так и в крупном масштабе. Вы видите неподвижные стакан и трубку с водой за пористой перегородкой в левом окне, а в правом окне, в крупном масштабе – движение молекул воды в стакане. Затем трубка начинает опускаться в стакан, в результате чего молекулы воды из стакана могут переходить в трубку сквозь пористую перегородку. Однако их обратное проникновение затруднено наличием растворенного вещества (схематически показанного в модели розовыми образованиями оваль ной формы), не проникающего через пористую перегородку. В результате молекулы воды реже проходят в обратном, нежели в прямом направлении. Это и создает суммарный поток молекул воды, направленный в трубку, и уровень воды в ней начинает повышаться. Он повышается до тех пор, пока избыточное давление воды в трубке не уравняет потоки молекул в ту и в другую сторону. Это избыточное давление и называется осмотическим давлением.

Выполнить вопросы №25 из теста.

Представим, что сосуд с двумя горлами для залива раствора разделен мембраной M (рис. 6.4). В каждую часть сосуда зальем растворы, отличающиеся только концентрацией. Поскольку мольные доли растворителя по обе стороны мембраны не совпадают, то стремление их к выравниванию приведет к переходу части растворителя в ту часть сосуда, где концентрация растворенного вещества больше. Увеличение количества растворителя эквивалентно возрастанию давления, и если мембрана способна к деформации, она изогнется в сторону с меньшей концентрацией растворенного вещества (рис. 6.4а).

Если мембрана жесткая, то в отсеке с большей концентрацией количество растворителя будет возрастать до тех пор, пока гидростатическое давление h (рис. 6.4б) не станет равным осмотическому давлению и не прекратит осмос.

Рисунок 6.4. Схема разности осмотических давлений при χ1 < χ2 при эластичной (а) и жесткой (б) мембранах.

Осмотическое давление π – внутреннее давление растворенного вещества, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос; оно зависит от температуры и концентрации.

Эту зависимость Вант-Гофф уподобил поведению идеального газа:

По Вант-Гоффу осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре. Поскольку объем (разбавление) обратно пропорционален концентрации, то закон Вант-Гоффа можно записать в виде

Так как объем одного моля газообразного вещества при нормальных условиях равен 22,4 литра, то осмотическое давление раствора, содержащего 1 моль вещества, равно 22,4 атм.

Измерение осмотического давления раствора используется для определения молекулярных масс даже разбавленных растворов, что позволяет оценивать молекулярные массы растворимых высокомолекулярных соединений, в частности, биополимеров. Заменив C(B) в формуле Вант-Гоффа соотношением (m(B) ∙ 1000 / μ(B) ∙ V), получим уравнение, позволяющее вычислять молекулярные массы растворенных веществ:

m(B) – масса растворенного вещества, V – объем раствора.

Если растворы характеризуются одинаковыми осмотическими давлениями, то по Вант-Гоффу такие растворы называются изотоническими. Независимо от природы растворенного вещества, изотоничность является следствием одинакового числа частиц в растворе.

Поскольку при растворении реальное число частиц может отличаться от числа растворенных молекул, Вант-Гофф ввел понятие изотонического коэффициента i. По определению это отношение числа всех частиц к числу растворенных молекул:

(6.1)

В бензольном растворе уксусной кислоты i < 1, ибо в этом растворе число частиц меньше числа молекул, в результате реакции ассоциации в соответствие с уравнением

Если же в растворе преобладает не ассоциативный, а диссоциативный или ионизационный механизмы взаимодействия, то i > 1. Так, в водном растворе уксусная кислота диссоциирует CH₃COOH = CH₃COO^– + H⁺, и число частиц становится больше числа молекул.

Модель 6.4. Полунепроницаемая мембрана.

Моделируется процесс возникновения осмотического давления в системе с полупроницаемой перегородкой. Перегородка, разделяющая сосуд на две половины, проницаема для одного из газов и непроницаема для другого. Модель позволяет продемонстрировать закон Дальтона для смеси газов.

Если в сосуде находится смесь газов, то каждый из них вносит свой вклад в общее давление. Парциальным давлением называют давление одного из газов при условии, что все остальные удалены из сосуда. Экспериментально установленный закон Дальтона утверждает: давление в смеси химически невзаимодействующих газов равно сумме их парциальных давлений:

P = P1 + P2 + ...

При этом парциальное давление каждого из газов подчиняется в случае достаточно разреженных газов уравнению состояния идеального газа:

P1V = (m1/μ1)RT; P2V = (m2/μ2)RT; ...,

где V – объем смеси, T – абсолютная температура, m₁, m₂, ... – массы различных газов в смеси, μ₁, μ₂, ...– их молярные массы.

Примером газовой смеси является воздух, состоящий из азота, кислорода, углекислого газа и других газов.

Иллюстрацией закона Дальтона может служить процесс диффузии газа через полупроницаемую перегородку (мембрану). Пусть в начальный момент два разных газа занимают две половины сосуда, разделенные полупроницаемой мембраной. Температуры обоих газов и их начальные давления одинаковы. Мембрана полностью непроницаема для одного из газов и частично прозрачна для другого. В процессе диффузии газа через полупроницаемую перегородку давление в одной половине сосуда возрастает в соответствии с законом Дальтона, а в другой – падает. Это явление носит название осмоса.