Растворимость. Способы выражения концентрации

При изучении данной темы необходимо обратить внимание на следующие основные понятия теории растворов.

Растворы представляют собой дисперсные системы, в которых частицы одного вещества равномерно распределены в другой. В дисперсных системах различают дисперсионную среду и дисперсную фазу (измельченное в дисперсионной среде вещество), которые могут существовать в трех агрегатных состояниях (Г - газ, Ж - жидкость, Т - твердое вещество). Итак, возможны 9 типов дисперсных систем, но к растворам чаще относят системы Г + Ж, Ж + Ж, Т + Ж (первая буква - дисперсная фаза, вторая - дисперсионная среда).

В зависимости от размеров частиц дисперсной фазы различают истинные растворы (частицы с размером 0,1-1 нм), коллоидные системы (1-100 нм) и грубодисперсные системы (размер частиц более 100 нм). К грубодисперсным системам относятся суспензии, эмульсии, пены. Следует обратить внимание на отличительные свойства истинных растворов от свойств других систем.

Истинные растворы - это гомогенные термодинамически устойчивые дисперсные системы, состоящие из двух и более компонентов, способных существовать независимо друг от друга, соотношение между которыми может варьировать в широких пределах. Размер частиц дисперсной фазы в них равен размерам молекул или ионов.

Необходимо ознакомиться с механизмом и термодинамикой процесса растворения, обратив внимание, что интегральная теплота растворения (ΔН_р.) отражает влияние двух факторов - ΔН фазового перехода вещества дисперсной фазы (или энергию ее кристаллической решетки) и ΔН сольватации:

∆Н_р. =ΔН_ф.п. + ∆Н_сольв.

Итак, при растворении веществ всегда наблюдается выделение или поглощение теплоты. Энтропия систем Ж + Ж и Т + Ж растет (ΔS> 0), так как вещества с более упорядоченного состояния переходят в менее упорядочен. При растворении газов энтропия системы Г + Ж уменьшается (ΔS<0). Но во всех случаях изобарно-изотермический потенциал всегда уменьшается (ΔG_p<0), то есть, растворение - самопроизвольный процесс.

Следует обратить внимание на растворимость органических и неорганических веществ в воде и других растворителях (спиртах, кетонах, эфирах, углеводородах и т.д.), пользуясь известным правилом: «подобное растворяется в подобном». Например, полярные растворители, вода, ацетон, этанол, диметилформамид, ацетонитрил смешиваются и растворяются друг в друге в неограниченном соотношении. Практически отсутствует взаимная растворимость в системах с противоположными свойствами компонентов: вода-октан, вода-бензол. При растворении газов в жидкости возможно образование двух систем: с наличием химического взаимодействия и с ее отсутствием. В случае наличия химического взаимодействия (например, растворение NH₃, НCl, HBr в воде) растворимость газов значительно выше, чем при ее отсутствии (O₂, N₂, CO, инертные газы). В последнем случае зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри-Дальтона (1802): при постоянной температуре растворимость газа в жидкости (С) прямо пропорциональна его парциальному давлению (Р):

С = k·Р,

где k - коэффициент пропорциональности.

Растворы с большой концентрацией растворенного вещества называются концентрированными, а с малой - разбавленными. Когда раствор находится в динамическом равновесии с одним из компонентов раствора, он называется насыщенным, а его концентрация соответствует растворимости этого компонента. Под растворимостью обычно понимают массу растворенного вещества в 100 г растворителя в насыщенном растворе.

В практике насыщенными растворами пользуются редко, характеризовать концентрацию раствора по величине растворимости неудобно. В связи с этим для количественной характеристики растворов применяют другие способы выражения концентрации. Они достаточно подробно рассмотрены в задачнике Н.Л. Глинки. Стоит запомнить основные пять способов:

1. Доли - мольная (объемная, массовая) - отношение количества молей (объема, массы) одного из веществ к сумме количества молей (объемов, масс) всех веществ смеси:

мольная - х_А = ;

объемная - j_А= ;

массовая -

Сумма долей смеси равна единице.

2. Моляльность - число молей растворенного вещества в 1000 г растворителя;

С_m = (моль/кг), где m₁, m₂ - массы растворенного вещества и растворителя, г.

3. Молярность - число молей растворенного вещества в 1 л раствора;

С_М = (моль / л), где V - объем раствора, л.

4. Нормальность (молярная концентрация эквивалента) - число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора;

С_н = (моль-экв/л); m_э1 - эквивалентная масса растворенного вещества.

5. Титр - количество граммов растворенного вещества, содержащихся в 1 мл раствора; Т = (г / мл).

При определении концентрации неизвестного раствора методом титрования используют закон эквивалентов, для растворов имеет вид:

С_н1×V₁ =С_н2 ×V₂.

При растворении в воде малорастворимых неорганических веществ (например, BaSO₄, Ag₂ClO₄, Fe(OH)₃, AgCl) большая часть вещества остается в осадке, между которым и насыщенным раствором устанавливается равновесие:

BaSO₄ = [BaSO₄] =Ва²⁺ + SO₄²ˉ,

константа которого имеет выражение: К = [ Ва²⁺] [SО₄^2ˉ] / [ВаSО_{4 тв.} ]. Поскольку в раствор переходит незначительная часть сульфата бария, то можно констатировать, что количество твердой фазы при постоянной температуре практически не меняется. Итак, [Ва²⁺] [SО₄^2ˉ] = К·[ВаSО_{4 тв.}] = const = ПР.

Произведение растворимости (ПР) - показатель растворимости: чем меньше величина ПР, тем меньше вещества способно переходить в раствор. Растворимость малорастворимого вещества легко найти, если воспользоваться табличными данными произведения растворимости.

Например, растворимость ВаSО₄ находят из таких соотношений:

[BaSO₄] = [ Ва²⁺] = [SО₄^2ˉ] = √ПР = √1,1·10^-10 = 1,08·10^-5 моль/л = 1,08·M_BaSO4·10^-5 ≈ 2,5·10^-3 г/л. Аналогично, растворимость Ag₂CrO₄ равна:

[Ag₂CrO₄] = [ CrO₄^2ˉ] = ³√ПР/4 = ³√4.05·10^-12 ≈ 1·10^-4 моль/л

В насыщенном растворе малорастворимого соединения K_mA_n устанавливается равновесие:

K_mA_n = mKⁿ⁺ + nA^m-

твердая фаза насыщенный раствор

То есть, ПР = [Kⁿ⁺]^m · [A^m-]ⁿ. В общем виде растворимость K_mA_n в моль / л определяют по формуле:

P _KmAn = ^m+n√ПР(_KmAn)/(m^m · nⁿ) .

Добавление одноименного иона в систему «осадок-раствор» будет смещать равновесие в сторону выпадения осадка.

Задача 1. Определить молярную, нормальную концентрации и титр 40%-ного раствора Н₂SO₄ (ρ = 1,31 г / см³).

Решение. По формуле = находим массу растворенного вещества Н₂SO₄:

m = ×m_р-ра. = × ×V = 0,40×1,31г/мл×1000 мл = 524 (г), (где V = 1000 мл).

Находим молярную концентрацию: С_М = = = 5,35 (моль/л).

Находим нормальную концентрацию: С_н = = = 10,7 (моль-экв / л).

Находим титр: Т = = = 0,524 (г/мл).

Задача 2. Сколько граммов Na₂CO₃ необходимо для полного взаимодействия его со 100 мл 4 н. раствора НСl?

Решение. Задача решается по закону эквивалентов.

Из формулы С_н = следует: V_HCl×C_н(НCl) . Комбинированное выражение закона эквивалентов имеет вид для данного случая: Þ m_{Na СО} = m_{экв(Na СО )}×V_HCl×C_н(HCl) =53×0,1×4 = 21,2 (г).

Задача 3. В лаборатории есть раствор с процентной концентрацией хлорида натрия 20 и 10%. Определите массу каждого из растворов, которые необходимо смешать для приготовления 300 г раствора с процентной концентрацией 12%.

Решение. При выполнении экспериментальных работ часто приходится рассчитывать концентрацию раствора, образующегося при разбавлении, концентрировании или смешивании двух растворов. В этом случае удобно использовать «правило креста»:

где С₁ и С₂ - концентрации исходных, С₃ - конечных растворов, причем С₁> C₃, а С₃> C₂. Для массовых значений выражения концентрации находим: ; для объемных: . В случае разбавления раствора чистым растворителем С₂ принимается равным нулю. Эту задачу можно решить с помощью "правила креста". Составляем диаграмму:

где х₁ и х₂ - соответствующие массовые части растворов. Как следует из этой диаграммы, для приготовления необходимого раствора следует взять 2 массовые части 20% и 8 массовых частей 10% растворов.

Рассчитаем массы каждого из растворов по формулам:

m₁ = = 60 (г); m₂ = 240 (г) или m₂ = 300 - m₁ = 300-60 = 240 (г).

Задача 4: Определить растворимость Ca₃(PO₄)₂ в моль / л и в г / л.

Решение: В водном растворе Ca₃(PO₄)₂ диссоциирует по уравнению:

Ca₃(PO₄)₂ = 3 Ca ²⁺ + 2PO₄^3-

То есть, трем катионам Ca²⁺ соответствуют два аниона PO₄^3-. Растворимость фосфата кальция определяют с учетом значения произведения растворимости:

ПР_Ca3(PO4)2 = [Ca ²⁺ ]³ · [PO₄^3-]² = 3 ·10^-33

Р _Ca3(PO4)2 = ³⁺²√ПР_Ca3(PO4)2/3³· 2² = ⁵√3 · 10^-33/108 ≈ 1,2 · 10^-7 моль/л

Молярная масса Ca₃(PO₄)₂ равна 310 г / моль. Итак, растворимость Ca₃(PO₄)₂ = 1,2 · 10^-7 · 310 = 3,72 · 10^-5 г / л.