Бабочки, конечно, ничего не знают о змеях. Зато о них знают птицы, охотящиеся на бабочек. Птицы, плохо распознающие змей, чаще становятся...
Октавой называется интервал между двумя ближайшими одноименными звуками: до и до, ре и ре и т. д. С точки зрения физики «родство» этих...
В 27 году до н. э. римский император Октавиан получил титул Август, что на латыни означает «священный» (в честь этого же деятеля, кстати,...
Известная шутка гласит: «NASA потратило несколько миллионов долларов, чтобы разработать специальную ручку, способную писать в космосе....
Известно порядка 10 миллионов органических (то есть основанных на углероде) и лишь около 100 тысяч неорганических молекул. Вдобавок...
В отличие от обычного стекла, кварцевое пропускает ультрафиолет. В кварцевых лампах источником ультрафиолета служит газовый разряд в парах ртути. Он...
При большом перепаде температур внутри облака возникают мощные восходящие потоки. Благодаря им капли могут долго держаться в воздухе и...
Растворение газов воде представляет собой экзотермический процесс. Поэтому растворимость газов с повышением температуры уменьшается. При растворении газа в жидкости устанавливается равновесие
Газ + Жидкость ↔ Насыщенный раствор (1).
При этом объём системы существенно уменьшается. Следовательно, повышение давления должно приводить к смещению равновесия вправо, то есть к увеличению растворимости газа.
Генри сформулировал данную закономерность в более общем виде:
парциальное давление пара растворенного вещества над раствором пропорционально молярной доле растворенного вещества в растворе.
Данное утверждение называется законом Генри, математическая формула которого имеет вид:
где Р – давление, k – константа Генри, Х – мольная доля растворенного вещества.
Из закона Генри вытекает следствие:
объём газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объёме жидкости, не зависит от его парциального давления.
Газы подчиняются закону Генри при невысоких давлениях и в случае отсутствия химического взаимодействия между молекулами газа и молекулами растворителя.
Закон Генри играет важную роль в промышленности. При промышленном получении водорода с помощью процесса Боша для удаления диоксида углерода из водорода газообразную смесь этих газов пропускают под высоким давлением через воду. При давлении порядка 50 атм диоксид углерода хорошо растворяется в воде и почти полностью удаляется из водорода.
Другим примером является кессоннова болезнь. Это болезненное состояние возникает у водолазов, когда они слишком быстро поднимаются с глубины, где находились под повышенным давлением, на поверхность, где нормальное атмосферное давление. При подъёме и уменьшении давления происходит одновременное уменьшение растворимости азота в крови. Это приводит к выделению пузырьков азота в кровеносной системе, что вызывает сильные болевые ощущения. Более того, пузырьки азота препятствуют кровообращению в мелких кровеносных сосудах мозга и других частях тела. Во избежание кессонновой болезни водолазам приходится медленно подниматься с глубины на поверхность.
Зависимость растворимости газов в жидкости определяется законом Генри :
«Растворимость газа в жидкости прямо пропорциональна парциальному давлению газа при постоянной температуре».
Условием рановесного распределения вещества между газом и жидкостью является равенство химических потенциалов между жидкой и газовой фазами:
Химический потенциал описывается уравнением:
C =Г· P – закон Генри.
Г - постоянная Генри, C – мольная доля растворенного вещества.
Уравнение применимо для идеальных растворов. Если происходит диссоциация или ассоциация:
C n =Г· P
n-коэффициент, учитывающий изменение числа частиц в растворе.
Вообще, при растворении газа в жидкости устанавливается равновесие:
Газ + Жидкость = Насыщенный раствор газа в жидкости
При этом объем системы существенно уменьшается. Следовательно, повышение давления должно приводить к смещению равновесия вправо, т. е. к увеличению растворимости газа; и наоборот.
Растворимость газа в жидкости зависит от ряда факторов : природа растворителя и растворимого вещества, давления, газовой фазы и температуры.
Наибольшее влияние на растворимость газов в жидкостях оказывает природа веществ. Так, в 1 литре воды при t = 18 °C и P = 1 атм. растворяется 0.017 л. азота, 748.8 л. аммиака или 427.8 л. хлороводорода. Аномально высокая растворимость газов в жидкостях обычно обусловливается их специфическим взаимодействием с растворителем – образованием химического соединения (для аммиака) или диссоциацией в растворе на ионы (для хлороводорода). Газы, молекулы которых неполярны, растворяются, как правило, лучше в неполярных жидкостях – и наоборот. Зависимость растворимости газов от давления выражается законом Генри (Генри–Дальтона). Газы, способные к специфическому взаимодействию с растворителем, данному закону не подчиняются.
Растворимость газов в жидкостях существенно зависит от температуры ; количественно данная зависимость определяется уравнением Клапейрона–Клаузиуса (здесь X – мольная доля газа в растворе, λ – тепловой эффект растворения 1 моля газа в его насыщенном растворе):
Как правило, при растворении газа в жидкости выделяется теплота (λ < 0), поэтому с повышением температуры растворимость уменьшается. Растворимость газов в жидкости сильно зависит от концентрации других растворенных веществ.
Зависимость растворимости газов от концентрации электролитов в жидкости выражается формулой Сеченова (X и X o – растворимость газа в чистом растворителе и растворе электролита с концентрацией C):
Таким образом, суммируя вышесказанное можно сделать следующие выводы. Поскольку растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс, их растворимость с повышением температуры уменьшается. Если оставить в теплом помещении стакан с холодной водой, то внутренние стенки его покрываются пузырьками газа - это воздух, который был растворен в воде, выделяется из нее вследствие нагревания. Значит, простым кипячением воды можно удалить из воды весь растворенный в ней воздух. Также процесс растворения подчиняется принципу Ле Шателье.
Равномерное распределение сольватов (гидратов) в растворителе. Является следствием диффузии и требует затраты энергии.
Основные понятия химии
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Введение
Химия является фундаментальной естественнонаучной дисциплиной. Знание химии необходимо для плодотворной творческой деятельности инженера любой специальности. Изучение химии позволяет получить современное научное представление о строении вещества, физических и химических превращениях неорганических и органических веществ, о свойствах технических материалов и применении химических процессов в современной технике. Знание химии необходимо для успешного последующего изучения общенаучных и специальных дисциплин.
Окружающий нас мир материален. Материя существует в виде вещества и поля. Поле – вид материи не имеющий массы покоя.
Вещество– вид материи, обладающий при данных условиях определёнными физическими свойствами . Например, вода при стандартных условиях (25 0 С, 1 атм.) бесцветная жидкость со следующими константами: мольная масса 18 г/моль, плотность 1 г/мл (при 4 °С), температуры фазовых переходов: замерзания и кипения соответственно 0 и 100 °С (при р = 1 атм.), теплоемкость жидкой воды 4,18 Дж/г·К и др. константы.
Вещества состоят из атомов или молекул. Основы атомно-молекулярного учения впервые были изложены М.В. Ломоносовым в 1741 году.
Атом– электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов . Главной характеристикой атома является заряд ядра, равный числу протонов в атоме. В состав ядра, за исключением изотопа водорода 1 Н, входят также нейтральные частицы нейтроны.
Элемент – разновидность атомов имеющих одинаковый заряд ядра .
Изотоп – вид атомов, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу . Это связано с различным содержанием нейтронов в атоме одного элемента. Изотопы по физическим константам и химическим свойствам отличаются незначительно. Исключение составляют изотопы водорода: протий (Н) – 1 Н, дейтерий (D) – 2 Н и тритий (Т) – 3 Н. При переходе от протия к дейтерию и тритию атомная масса возрастает соответственно в два и три раза, что приводит к значительному различию физико-химических свойств данных изотопов.
Молекула – это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
Моль – это количество вещества, содержащее столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12 г изотопа углерода 12 С. Один моль атомов углерода 12 С содержат 6,02·10 23 (число Авогадро) атомов углерода. Например, один моль Н 2 SО 4 содержит 6,02·10 23 молекул Н 2 SО 4 .
Мольная масса – это масса одного моля вещества.
Например, М(Н 2 SО 4) = 98 г/моль.
Количество молей вещества обозначается n(x) и вычисляется по формуле
где М(х) – мольная масса вещества х,
fэкв.(х) – фактор эквивалентности вещества х.
Например, М(½Н 2 SО 4) = 98 · ½ = 49 г/моль.
Фактор эквивалентности вещества – это число показывающее, какая доля атома или молекулы вещества эквивалентна в кислотно-основной реакции одному иону Н + или в окислительно-восстановительной реакции одному электрону. Например: fэкв.(Н 2 SО 4) = ½, fэкв.(А1) = 1 ∕ 3 .
Количество моль эквивалентов вещества обозначается n. Например, n(½Н 2 SО 4) = 0,6 моль эквивалента Н 2 SО 4 .
1.2 Основные законы химии
Закон сохранения массы – масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.
Закон сохранения энергии – при любых взаимодействиях, имеющих место в изолированной системе, энергия этой системы остается постоянной и возможны лишь переходы одного вида энергии в другой в эквивалентных соотношениях.
Законы сохранения массы и энергии были открыты и экспериментально подтверждены М.В. Ломоносовым.
Закон постоянства состава –любые химически индивидуальные соединения имеют один и тот же количественный состав независимо от способа его получения.
Закон Авогадро – в равных объемах любых газов при одинаковых условиях содержится одно и то же число молекул . В газах расстояния между отдельными молекулами настолько велики, что собственный размер молекул практически не влияет на общий объем газа. На практике широко применяется следствие из закона Авогадро – один моль любого газа при нормальных условиях (0 0 С, 1 атм.) занимает объем 22,4 л (мольный объем).
Закон эквивалентов – числа моль эквивалентов всех веществ, участвующих и образующихся в реакции, одинаковы . Для уравнения реакции записанного в общем виде аА + вВ = сС выполняется следующее соотношение:
2) Объемы реагирующих веществ – обратно пропорциональны их нормальным концентрациям:
 | (1.5) |
Приведенные выше законы объединяют под общим названием стехиометрические законы. Они позволяют проводить расчеты по формулам веществ и по уравнениям реакций.
2 ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
2.1 Простые вещества
Простые вещества состоят из атомов одного элемента. Например: Н 2 , О 2 , Fe и т.д. Один элемент может существовать в виде нескольких простых веществ – аллотропических модификаций . Например, О 2 – молекулярный кислород, О 3 – озон.
Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Металлы, в отличие от неметаллов, обладают высокой электро- и теплопроводностью, пластичностью, ковкостью. По химическим свойствам металлы являются только восстановителями, а неметаллы – как окислителями, так и восстановителями. В соответствии с общими закономерностями изменения свойств элементов в периодической таблице, наиболее активным металлом является франций, а неметаллом – фтор. При движении в периодической таблице от франция к фтору металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.
2.2 Сложные вещества
Сложные вещества состоят из атомов различных элементов.
При соединении двух элементов образуются бинарные соединения. Данные соединения образуется при взаимодействии металла с неметаллом или неметалла с неметаллом. Например: КС1, Н 2 О, НС1 и т.д. Из бинарных соединений наиболее распространенными являются оксиды.
К основным классам неорганических соединений относятся также кислоты, основания и соли. Например: Н 2 СО 3 , КОН, К 2 СО 3 и т.д.
Оксиды – соединения элементов с кислородом . Оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие оксиды – не образуют кислоты, основания и соли . Например: NO, CO и др.
Солеобразующие оксиды – при определённых химических реакциях образуют соли . Солеобразующие оксиды подразделяются на кислотные, основные и амфотерные.
Кислотные оксиды – при взаимодействием с водой образуют кислоты .
Например, СО 2 + Н 2 О = Н 2 СО 3 .
Кислотные оксиды образуют все неметаллы, а также металлы в степени окисления +3 и выше. Например: СО 2 , Р 2 О 3 , Р 2 О 5 , SО 3 , СrО 3 и др.
Некоторые оксиды являются смешанными оксидами двух кислот. Например, NО 2 является смешанным оксидом азотной и азотистой кислот 2NО 2 + Н 2 О = HNО 3 + HNО 2 .
Основные оксиды – при взаимодействием с водой образуют основания .
Например, Na 2 О + Н 2 О = 2NaOH.
К основным оксидам относятся все оксиды, образованные щелочными, щелочноземельными и другими металлами в степенях окисления не выше +3. Например: Na 2 О, СаО, BaO, MgO, NiO и др.
Амфотерные оксиды – это оксиды проявляющие как кислотные так и основные свойства . Например:
Сr 2 О 3 + 6НС1 = 2СrС1 3 + 3Н 2 О,
Сr 2 О 3 + 2NaOH= 2NaCrО 2 + Н 2 О.
Примеры амфотерных оксидов: BeO, ZnO, А1 2 О 3 , PbO, РbО 2 , Fe 2 О 3 и др.
В настоящее время за основу номенклатуры неорганических соединений принята номенклатура, разработанная Международным Союзом по теоретической и прикладной химии (IUPAC).
Названия оксидов образуются от слова «оксид» и названия элемента в родительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то в название
оксида включают валентность элемента. Например:
FeO– оксид железа(II), Fe 2 О 3 – оксид железа(III).
Формулы соединений можно выражать посредством брутто-формул, которые показывают, какие элементы и в каком соотношении входят в состав соединения, а также графических формул, которые показывают не только состав, но и последовательность соединения атомов в соединении. Например, для оксида алюминия: брутто-формула – А1 2 О 3 ,
графическая формула - О=А1–О–А1=О.
Существуют также смешанные оксиды. Например, Fe 3 О 4 стехиометрически состоит из двух оксидов FeО и Fe 2 О 3 . В данном соединении FeО проявляет основные свойства, а Fe 2 О 3 – кислотные, поэтому этот оксид можно отнести к классу солей Fe(FeО 2) 2 – феррит железа(II). Структурную формулу можно представить следующим образом: О= Fe–О–Fe–О–Fe=О.
Кислоты – соединения диссоциирующие в водном растворе на катионы водорода и анионы кислотного остатка . Сильные кислоты диссоциируют полностью и необратимо по всем ступеням, а слабые – обратимо и ступенчато. Например: H 2 SО 4 →2Н + + SО 4 2 – ;
Н 2 СО 3 ↔ Н + + НСО 3 – (I–ступень), НСО 3 – ↔ Н + + СО 3 2 – (II–ступень).
Названия бескислородных кислот состоят из двух частей: название элемента, образовавшего кислоту, а затем слово «водородная». Например: НС1 – хлороводородная, H 2 S– сероводородная и др.
Названия кислородсодержащих кислот, содержащих кислотообразующий элемент в высшей степени окисления, состоят из названия элемента с окончанием –ная и добавлением слова «кислота». Если кислотообразующий элемент имеет ещё одну (более низкую) степень окисления, то в названии кислоты появляется суффикс – истая . Например:
H 2 SO 4 – серная кислота, H 2 SO 3 – сернистая кислота.
Если оксид образует несколько кислородсодержащих кислот с разным содержанием молекул воды, то к названию кислоты с меньшим её содержанием добавляется приставка мета- , а при наибольшем её содержании приставка орто- . Например:H 2 SiО 3 – метакремниевая и H 4 SiО 4 – ортокремниевая кислоты.
Основания – соединения диссоциирующие в водном растворе на гидроксид-ионы и катионы металла . Например: Са(OH) 2 → Сa 2+ + 2ОН – ;
Fe(OH) 2 ↔ FeОН + + ОН – (I–ступень),FeОН + ↔ Fe 2+ + ОН – (II–ступень).
Названия оснований состоит из слова «гидроксид» и названия катиона в родительном падеже. Например:
NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH) 3 – гидроксид железа(III).
Соли – соединения диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка. Например, Аl 2 (SО 4) 3 → 2Аl 3+ + 3SО 4 2- .
Соли образуются в результате реакции нейтрализации. Это реакция взаимодействия кислоты с основанием или их оксидов приводящая к образованию нейтрального соединения (соли). Например:
Н 2 SО 4 + 2NаОН = Nа 2 SО 4 + 2Н 2 О,
Н 2 SО 4 + Nа 2 О = Nа 2 SО 4 + Н 2 О,
SО 3 + NаОН = Nа 2 SО 4 + Н 2 О,
SО 3 + Nа 2 О = Nа 2 SО 4 .
Если для реакции взяты стехиометрические количества кислоты и основания, то образуются средние соли. Например:
Н 2 СО 3 + 2NаОН = Nа 2 СО 3 + 2Н 2 О, Mg(ОН) 2 + 2HCl = Mg(ОН) 2 + 2Н 2 О.
В случае стехиометрического избытка слабой кислоты или слабого основания возможно образование кислых или основных солей. Например:
Н 2 СО 3 + NаОН = NаНСО 3 + Н 2 О – кислая соль,
NаНСО 3 – гидрокарбонат натрия;
Mg(ОН) 2 + HCl = MgОНCl + Н 2 О – основная соль,
MgОНCl– хлорид гидроксомагния.
Название соли включает латинское название кислотного остатка с прибавлением русского названия металла. Для бескислородных кислот к названию кислотного остатка присоединяется окончание – ид. Например, СuС1 2 – хлорид меди(II). В случае солей кислородсодержащих кислот, с кислородсодержащим элементом в высшей степени окисления, к названию кислотного остатка присоединяется окончание – ат. Если кислородсодержащий элемент имеет вторую (более низкую) степень окисления, то к названию кислотного остатка присоединяется окончание – ит. Например:
Nа 2 SО 4 – сульфат натрия, Nа 2 SО 3 – сульфит натрия.
Для солей кислородсодержащих кислот с кислотообразующим элементом, проявляющим более двух степеней окисления, прибавляются следующие приставки и суффиксы, которые приведены ниже на примере кислородсодержащих солей хлора:
NaСlO, NaСlO 2 , NaСlO 3 , NaСlO 4 .
гипохлорит натрия, хлорит натрия, хлорат натрия, перхлорат натрия.
Оксиды, гидроксиды и соли элементов III-периода.
На примере элементов III-периода составим формулы возможных оксидов и образуемых из них кислот, оснований и солей:
1) Оксиды:
Nа 2 О, МgО, Аl 2 О 3 , SiО, SiО 2 , Р 2 О 3 , Р 2 О 5 , SО 2 ,SО 3 , Сl 2 О, Сl 2 О 3 , Сl 2 О 5 , Сl 2 О 7 ;
2) Гидроксиды:
NаОН, Мg(ОН) 2 , Аl(ОН) 3 , Н 3 АlО 3 , Н 2 SiО 3 , Н 3 РО 3 , Н 3 РО 4 , Н 2 SО 3 , Н 2 SО 4 , НСlО, НСlО 2 , НСlО 3 , НСlО 4 ;
NаСl, МgCl 2 , АlCl 3 , К 3 АlО 3 , К 2 SiО 3 , К 3 РО 3 , К 3 РО 4 , К 2 SО 3 , К 2 SО 4 ,КСlО, КСlО 2 , КСlO 3 , КСlО 4 .
Из приведенных формул видно, что в периодах с увеличением порядкового номера элемента основные свойства ослабевают, а кислотные усиливаются, проходя через амфотерные.
ТЕМА 2 «РАСТВОРЫ»
ЛЕКЦИЯ №3
«ОБЩИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ»
1 Классификация систем, состоящих из двух и более веществ
Системы, состоящие из двух и более веществ, в зависимости от размеров частиц можно разделить на дисперсные системы, коллоидные растворы и истинные растворы .
В дисперсных системах размеры частиц находится в интервале 10 -3 ÷ 10 -5 см, в коллоидных растворах – 10 -5 ÷ 10 -7 см и в истинных растворах менее 10 -7 см, то есть в истинных растворах вещество раздроблено до отдельных молекул.
Таблица 1 – Классификация дисперсных систем
Дисперсные системы термодинамически неустойчивы и с течением времени разделяются.
Коллоидные растворы, в отличие от дисперсных систем, характеризующихся такой степенью раздробленности компонентов, при которой броуновское движение препятствует осаждению частиц. Коллоиды находятся в метастабильном состоянии и достаточно небольшого внешнего воздействия, чтобы началась коагуляция и разделение компонентов коллоидного раствора.
Коллоиды по внешнему виду напоминают истинные растворы – они прозрачны. Однако при прохождении светового луча, через прозрачный коллоидный раствор, он становится видимым сбоку на темном фоне. Этот оптический эффект называется конусом Тиндаля (рисунок1).
I - истинный раствор II - коллоидный раствор
Рисунок 1 – Эффект светорассеяния при прохождении луча света через коллоидный раствор
В истинных растворах растворенное веществ и растворитель измельчены до атомного или молекулярного уровня и равномерно распределены по всему объему раствора. Истинные растворы – термодинамически устойчивые системы. В последующем вместо названия истинный раствор будет применяться термин «раствор» .
Раствор – это однородная система, состоящая из двух или более компонентов.
Растворы имеют большое практическое значение, в них протекают многие химические реакции, в том числе и жизненно важные, лежащие в основе обмена веществ в живых организмах. В большинстве пищевых технологий применяются растворы. Последующий материал посвящен изучению свойств водных растворов.
2 Способы выражения состава растворов
Приведем наиболее часто употребляемые в химии способы выражения состава раствора:
1) Массовая доля (ω) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора
Массовая доля выражается в долях от единицы или в процентах (в долях от ста). Процентная концентрация показывает, сколько граммов растворённого вещества содержится в 100 г раствора.
Пример – ω(Н 2 SО 4) = 3% или 3% Н 2 SО 4 , т.е. в 100 г раствора содержится 3 г Н 2 SО 4 .
2) Мольная доля (N) – отношение количества молей растворенного вещества к общему числу молей раствора.В случае двухкомпонентного раствора формула имеет вид
Мольная доля показывает, сколько молей растворенного вещества приходится на один моль раствора.
Пример – N(Н 2 SО 4) = 0,2, т.е. на один моль раствора приходится 0,2 моль Н 2 SО 4 .
Массовая и мольная доли является безразмерными величинами.
3) Молярная концентрация (С)– отношение количества молей растворенного вещества к объему раствора
.
Сокращенное обозначение молярной концентрации – М. На практике молярную концентрацию выражают обычно в моль/л.
Пример – 2М Н 2 SО 4 или С(Н 2 SО 4) = 2 моль/л.
4) Молярная концентрация эквивалента или нормальная концентрация (н) – отношение количества моль эквивалентов растворенного вещества к объему раствора
Пример – С(1/2 Н 2 SО 4) = 0,4 моль экв./л или 0,4 н Н 2 SО 4 , т.е. в одном литре раствора содержится 0,4 моль эквивалента Н 2 SО 4 .
5) Моляльная концентрация (Сm) – отношение количества молей растворенного вещества к 1 кг растворителя
.
Пример – С m (Н 2 SО 4) = 0,3 моль/кг, т.е. на 1 кг растворителя приходится 0,3 моль Н 2 SО 4 .
3 Физико-химические процессы образования растворов
В основе современных представлений образования растворов лежит гидратная теория Д. И. Менделеева. Он считал, что растворение не только физический, но и химический процесс взаимодействия растворенного вещества с растворителем. Об этом свидетельствует выделение или поглощение тепла, изменение объема, окраски и другие явления, протекающие в процессе растворения.
Процесс растворения включающие три основные стадии:
1) Разрушение растворенного вещества до уровня молекул или ионов. Этот процесс требует затраты энергии.
2) Взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества. Этот процесс называется сольватацией или гидратацией, если растворителем является вода. Сольватация (гидратация) сопровождаются выделением энергии.
Суммарный тепловой эффект процесса растворения определяется суммой всех тепловых эффектов процессов протекающих при растворении.
4 Растворимость
Это способность вещества растворяться в растворителе. Количественно растворимость характеризуется концентрацией насыщенного раствора. Насыщенным является раствор в котором растворенное вещество находящийся в равновесии с раствором. Растворы с меньшей концентрацией, чем в насыщенном, называются ненасыщенными, с большей – пересыщенными.
Растворимость веществ зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от внешних условий (давления, температуры и т. д.).
На растворимость также оказывает влияние природа растворителя. Обычно вещества с ионным и высокополярными связями лучше растворяются в полярных растворителях (вода, спирт, жидкий аммиак и др.), а вещества с неполярными или слабополярными связями – в неполярных растворителях (бензол, сероуглерод и др.). Это подтверждает известное правило: «подобное растворяется в подобном».
4.1 Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри
Влияние давления на растворимость газов в жидкостях выражается законом Генри:
С = k · p,
где C- концентрация газа в насыщенном растворе,
Растворимостью называется способность вещества растворяться в том или ином растворителе. Мерой растворимости вещества при данных условиях служит содержание его в насыщенном растворе. Поэтому численно растворимость может быть выражена теми же способами, что и состав, например, процентным отношением массы растворенного вещества к массе насыщенного раствора или количеством растворенного вещества, содержащимся в 1 л насыщенного раствора. Часто растворимость выражают также числом единиц массы безводного вещества, насыщающего при данных условиях 100 единиц массы растворителя; иногда выраженную этим способом растворимость называют коэффициентом растворимости.
Растворимость различных веществ в воде изменяется в широких пределах. Если в 100 г воды растворяется более 10 г вещества, то такое вещество принято называть хорошо растворимым; если растворяется менее 1 г вещества - малорастворимым и, наконец, практически нерастворимым, если в раствор переходит менее 0,01 г вещества.
Растсорение большинства твердых тел сопровождается поглощением теплоты. Это объясняется затратой значительного количества энергии на разрушение кристаллической решетки твердого тела, что обычно не полностью компенсируется энергией, выделяющейся при образовании гидратов (сольватов). Прилагая принцип Ле Шателье к равновесию между веществом в кристаллическом состоянии п его насыщенным раствором
приходим к выводу, что в тех случаях, когда вещество растворяется с поглощением энергии, повышение температуры должно приводить к увеличению его растворимости
В большинстве подобных случаев с повышением температуры взаимная раствори-мость жидкостей увеличивается до тех пор, пока не будет достигнута температура, при которой обе жидкости смешиваются в любых пропорциях.
При растворении твердых тел в воде объем системы обычно изменяется незначительно. Поэтому растворимость веществ, находящихся в твердом состоянии, практически не зависит от давления.
Жидкости также могут растворяться в жидкостях. Некоторые из них неограниченно растворимы одна в другой, т. е. смешиваются друг с другом в любых пропорциях, как, например, спирт и вода, другие - взаимно растворяются лишь до известного предела.
Температура, прн которой ограниченная взаимная растворимость жидкостей переходит в неограниченную, называется критической температурой растворения
закон распределения, согласно которому вещество, способное растворяться в двух несме-ишвающихся растворителях, распределяется между ними так, что отношение его концентраций в этих растворителях при постоянной температуре остается постоянным, независимо от общего количества растворенного вещества:
Здесь С1 и С2-концентрации растворенного вещества в первом и втором растворителях; /(- так называемый коэффициент распределения.
Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс. Поэтому растворимость газов с повышением температуры уменьшается. Если оставить в теплом помещении стакан с холодной водой, то внутренние стенки его покрываются пузырьками газа - это воздух, который был растворен в воде, выделяется из нее вследствие нагревания. Кипячением можно удалить из воды весь растворенный в ней воздух.
Однако растворение газов в органических жидкостях нередко сопровождается поглощением теплоты; в подобных случаях с ростом температуры растворимость газа увеличивается.
Закон Генри :Масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.
Закон Генри может быть выражен уравнением
где С - массовая концентрация газа в насыщенном растворе; р - парциальное давление; k - коэффициент пропорциональности, называемый константой Генри (или коэффициентом Генри).
Отметим важное следствие закона Генри: объем газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, не зависит от его парциального давления. Если над жидкостью находится смесь нескольких газов, то растворимость каждого из них определяется его парциальным давлением.
Это необходимо учитывать при расчете растворимости газов, находящихся в смеси с другими газами. Газы подчиняются закону Генри пи не очень высоких давлениях и притом лишь в случае, когда они не вступают в химическое взаимодействие с растворителем. При высоких давлениях, когда поведение всех газов заметно отличается от идеального, отклоненне от закона Генри наблюдается и в случае газов, химически не взаимодействующих с растворителем.
