Concentrația molară sau molaritatea (CM) - cantitatea de substanță (# 957;) a componentului dizolvat conținut în 1 litru (dm 3) al soluției:
Concentrația molară a echivalenților (Cequ), (concentrația normală sau N normală) este cantitatea de substanță echivalentă (# 957; eq) a componentului dizolvat conținut în 1 litru (dm 3) al soluției:
Concentrația molară sau molitatea (b) este cantitatea de substanță (# 957) a componentei dizolvate în 1 kg de soluție:
Fracțiunea de masă (# 969;) este raportul dintre masa substanței dizolvate (mw.v.) și masa soluției (mp-ra). Se calculează, exprimată în fracțiuni ale unei unități sau în procente. Fracțiunea de masă, exprimată în procente, se numește concentrație procentuală:
Concentrația procentuală indică masa substanței dizolvate conținută în 100 g de soluție. De exemplu, (KOH) = 3% înseamnă că 100 g din această soluție conține 3 g de KOH și 97 g de H20.
Fracția molară (Ni) este raportul dintre cantitatea de substanță a componentului dizolvat (nv-v) (sau solvent, nр-л) și cantitatea totală a substanței din toate componentele soluției. De exemplu, într-un sistem constând dintr-un solvent și un solvent, fracția molară a substanței dizolvate este:
Fracție molară a solventului:
Exemple de rezolvare a problemelor
Exemplul 1. Se determină concentrația molară a unei soluții de NaOH cu o fracție de masă de 10% și o densitate de r = 1,1 g / cm3.
Observație: 1) Se scrie expresia pentru concentrația molară de soluție de NaOH.
2) 10% soluție este 10 g NaOH per 100 g soluție. Se găsește cantitatea de NaOH conținută în 10 g:
. și anume 0,25 moli de NaOH sunt conținute în 100 g de soluție.
3) Se găsește volumul unei soluții cu o masă de 100 g:
4) Calculați concentrația molară:
Răspuns: Concentrația molară a soluției de hidroxid de sodiu cu o fracție de masă de 10% este de 2,74 mol / l
Exemplul 2. Se găsește fracția molară a substanței dizolvate în soluția de zaharoză cu o fracție de masă de 67%.
REZOLUȚIE 1) Rețineți că fracția molară a substanței dizolvate este:
O soluție de 67% (în greutate) înseamnă că 100 g de soluție conține 67 g zaharoză și 33 g apă.
2) Determinați cantitatea de substanță zaharoasă și cantitatea de substanță apoasă:
Prin urmare, fracția molară de zaharoză este:
Răspuns: Fracțiunea molară de zaharoză într-o soluție de zaharoză cu o fracție de masă de 67% este de 0,097.
Exemplul 3. Ce volum de acid sulfuric cu o fracție de masă de 96% (densitate 1,84 g / cm3) și cantitatea de apă care trebuie preparată pentru a prepara 100 ml soluție de H2S04 15% (în greutate) (r = 1,10 g / cm3).
2) Din formula fracției de masă, găsim masa de acid sulfuric conținut în această soluție:
3) Să găsim masa unei soluții de 96% conținând 16,5 g H2S04:
4) Găsiți volumul unei soluții 96% de acid sulfuric:
Răspuns: 9,3 ml de soluție de acid sulfuric 96% și 110 - 16,5 = 93,5 g de apă vor fi necesare pentru a prepara 100 ml soluție 15% de H2S04.
Dispozitivele de dispersie sunt sisteme care constau din cel puțin două substanțe, dintre care unul este măcinat și distribuit în celălalt.
Substanța care formează o fază continuă în sistemul dispersat se numește mediul de dispersie, dar ceea ce este distribuit în mediu este o fază dispersată. Sistemele omogene de dispersie se numesc soluții reale sau soluții simple. Dimensiunile liniare ale particulelor lor nu depășesc dimensiunile ionilor și moleculelor individuale - până la 1 nm. dispersii heterogene subdivizate în sisteme coloidale (dimensiunile particulelor 1 până la 100 nm) sau grosier dispersate sisteme microheterogeneous (dimensiuni ale particulelor mai mari de 100 nm).
Sistemele coloidale a căror mediu de dispersie este lichid se numesc soluții coloidale sau soluri. Ele pot fi privite ca un caz special de soluții adevărate. Faza dispersată este o substanță dizolvată, iar mediul de dispersie este un solvent.
Pentru producerea de soluții coloidale, se utilizează orice reacție în urma căreia se formează compuși solubili:
Unitatea structurală a soluției coloidale este o micelă - este o particulă separată a unei faze dispersate cu un mediu de dispersie lichid. Să luăm în considerare formarea unei micale prin exemplul de reacție (21). Excesul uneia dintre componente acționează ca stabilizator al unei soluții coloidale, adică ca substanță care împiedică agregarea particulelor coloidale în particule mai mari și precipitații.
Să presupunem că există azotat de argint în exces. AgI greu solubil formează un agregat cristalin compus din molecule m de Agl. Agregatul adsorbtează ionii Ag + de pe suprafață. în exces. Acestea dau unitatea o sarcină pozitivă și se numesc ioni determinanți potențiali. Ionii agregați și cu potențial determinanți formează nucleul (m Agl) n Ag +. Un anumit număr de ioni ai semnalului opus - contra ionii - (n-x) NO3 - este conectat stabil la suprafața încărcată a nucleului. Ionii determinanți potențiali și contraionii legați formează un strat de adsorbție. Agregatul împreună cu stratul de adsorbție se numește granule sau particule coloidale. Ea are o sarcină electrică care coincide cu sarcina ionului de determinare a potențialului (x +). Particula coloidală conține numai o parte din contraioni prezenți în soluție. Contraionul xNO3 rămas rămâne în mediul de dispersie și formează un strat de difuzie. Încărcăturile de ioni care determină potențialul și contraioni sunt complet compensați. Prin urmare, micelul este neutru din punct de vedere electric.
Structura micelului solului de iodură de argint are forma:
unitatea de difuzie a adsorbției
Dacă în soluție există un exces de KI, micelă va avea forma:
Structura micelui solului de sulfat de bariu obținut prin reacția (22) cu un exces de clorură de bariu: 4] n Ba 2+ 2 (n-x) Cl -> 2 x + 2xCl -
Structura micelii solului Fe (OH) 3. 3] nFe3 + 3 (n-x) Cl -> 3 x + 3xC1 -
Stabilitate - capacitatea sistemelor coloidale de a-și menține starea și proprietățile neschimbate în timp. Există două tipuri de stabilitate: cinetică (sedimentare) și agregativă. Stabilitatea cinetică caracterizează capacitatea particulelor de fază dispersată de a rămâne în suspensie datorită mișcării intense a lui Brownian. Stabilitatea agregată caracterizează capacitatea particulelor de fază dispersată de a rezista agregării lor, adică consolidare și coalescență. Aceasta se datorează prezenței aceleiași încărcări electrice a particulelor fazei dispersate, care provoacă repulsia lor reciprocă. Stabilitatea solului poate fi deranjată prin eliminarea aceleiași încărcări a particulelor coloidale. Acest lucru se poate face prin adăugarea unui electrolit. Pierderea stabilității agregate a solului conduce la coagularea particulelor fazei dispersate. adeziunea lor Acest proces se numește coagulare. Coagularea cauzează o încălcare a stabilității cinetice, ceea ce duce la formarea unui precipitat (coagul). Acest proces se numește sedimentare.
Acțiunea de coagulare este posedată de acel ion care este încărcat opus unei particule. Capacitatea de coagulare a electrolitului crește odată cu creșterea încărcării ionului de coagulare. De exemplu, pentru solul de iodură de argint, acțiunea de coagulare va avea anioni cum ar fi Cl-. SO4 2-. PO4 3 -. Dintre acestea, ionul PO4 3 are cea mai bună acțiune de coagulare. Procesul de coagulare începe numai după atingerea unei anumite concentrații minime de electrolit, numită pragul de coagulare.
Compoziția aproximativă a coagulării solurilor de iodură de argint de argint:
Exemple de rezolvare a problemelor
Exemplul 1. Solul de iodură de argint Agl a fost obținut prin adăugarea la o soluție 0,02 L 0,01 M de KI 0,028 I dintr-o soluție de AgNO3 0,005 M. Determinați încărcarea particulelor solului obținut și scrieți formula micellei sale.
Determinați încărcătura solului obținut. Scrieți formula solului micelilor.
Observație: Când soluțiile AgNO3 și KI sunt amestecate, reacția are loc: AgNO3 + KI = AgI + KNO3
Determinați cantitatea de AgNO3 și KI. participarea la reacție:
CVAgNO3 = 0,005 x 0,028 = 1,4 x 10-4 mol
CVKI = 0,02 × 0,01 = 2,0 × 10-4 mol
Calculul arată că există un exces de KI în soluție. În consecință, ionii I - și particulele solului dobândesc o sarcină negativă ca nucleu al particulelor coloidale ale solului de iodură de argint. Contraionele sunt ionii K +. Formula micelară a solului de iodură de argint în condiția excesului de KI:
Exemplul 2. Ce volum de soluție de BaCl2 0,002 M trebuie adăugat la 0,03 l de soluție 0,0006 M de Al2 (SO4) 3. pentru a obține particule încărcate pozitiv de sol de sulfat de bariu. Scrieți formula de Micelle Sol solubil în BaSO4.
Găsiți VBaCl2. Scrieți formula solului micelilor.
. R e w formarea BaSO4 sol n e are loc conform ecuației reacției: 3BaCl2 + Al2 (SO4) 3 = 3BaSO4 + 2AlCl3
Dacă substanțele participă la raportul stoechiometric, atunci relația: (CV) BaCl2 = (CV) Al2 (SO4) 3 este validă. prin urmare
Pentru a obține particule pozitive de sol de BaSO4 în soluție, trebuie să existe un exces de clorură de bariu în comparație cu sulfatul de aluminiu. Prin urmare, pentru reacție, este necesar să se ia mai mult de 0,009 L dintr-o soluție de BaCl2 0,002 M. Formula de miceli de sol de sulfat de bariu: 4] xnBa 2+ 2 (n-x) Cl -> 2 x + 2x 2xCl -
Exemplul 3. Soluția de sulfură de zinc a fost obținută prin interacțiunea dintre soluțiile de Zn (NO3) 2 și Na2S. Determinați ce dintre electroliți a fost în exces dacă contraionii din câmpul electric se deplasează la anod. Scrieți formula solului micelilor.
Formarea solului ZnS are loc în conformitate cu ecuația de reacție: Zn (NO3) 2 + Na2S = ZnS + 2NaNO3
Anodul este un electrod încărcat pozitiv, particule negative se deplasează spre el. Aceasta înseamnă că contraionii din micelă au o sarcină negativă, iar micelul însuși este încărcat pozitiv, ceea ce este posibil în condițiile unui exces de Zn (N03) 2. Pe suprafața agregatului ZnS, ionii Zn2+ determinanți potențiali (deoarece soluția Zn (NO3) 2 este abundentă) sunt adsorbiți, creând astfel o sarcină pozitivă a micelii. Ionii agregați și potențiali determinanți formează nucleul cu care sunt legați contraionii - NO3 -.
Astfel, în exces, a fost luată o soluție de Zn (N03) 2. Formula micelară a solului de iodură de argint în condițiile unui exces de Zn (N03) 2:
Soluțiile de non-electroliți constau din particule neîncărcate. Acestea pot fi formate din perechi diferite de lichide organice, de exemplu benzen și toluen.
S-a stabilit că moleculele componentei dizolvate nevolatile ale soluției împiedică moleculele de solvent să scape din soluție. Conform legii, căderea de presiune a DP a vaporilor de solvenți saturați peste o soluție este proporțională cu fracția molară a substanței dizolvabile ne-volatile ni:
unde P 0 este presiunea de vapori saturată a solventului peste un solvent pur; P este presiunea de vapori saturată a solventului deasupra soluției; DP este diferența dintre presiunea de vapori saturată a solventului față de soluția P și solventul P 0; n este cantitatea de substanță dizolvată în soluție (mol); N este cantitatea de substanță solubilă (mol); ni este fracția molară a substanței dizolvate.
Din legea lui Raoul există două consecințe.
1. Punctul de fierbere al soluției este mai mare decât punctul de fierbere al solventului. Creșterea punctului de fierbere DTkp este proporțională cu concentrația molară a soluției cm:
unde Ke este constanta ebullioscopică a solventului.
unde g este masa solutului, g; G este masa de solvent, g;
Mr este masa molară a substanței dizolvate.
2. Punctul de îngheț al soluției este sub punctul de congelare al solventului pur. Scăderea temperaturii de congelare DTmax este proporțională cu concentrația molară a soluției cm:
unde Kk este constanta crioscopica.
Valorile lui R și R depind de natura solventului. Utilizarea ecuațiilor
(23 ± 25), putem determina masa molară a substanței Mr:
unde DT este schimbarea punctului de fierbere sau a punctului de îngheț al soluției;
La ºCe sau la ºKc
Trecerea spontană a unui solvent printr-o membrană semipermeabilă care separă soluția și solventul sau două soluții cu diferite concentrații de substanță dizolvată se numește osmoză. Osmoza se datorează difuziei moleculelor de solvenți printr-o membrană semipermeabilă (membrană), care transmite numai molecule de solvenți. Din punct de vedere cantitativ, osmoza se caracterizeaza prin presiunea osmotica. egală cu forța per unitate de suprafață și determinând moleculele de solvent să pătrundă prin partiția semipermeabilă.
Presiunea osmotică crește odată cu creșterea concentrației de substanță dizolvată și a temperaturii. Van't Hoff a sugerat că pentru o presiune osmotică se poate aplica ecuația de stare a unui gaz ideal:
unde p este presiunea osmotică (Pa); n este cantitatea de substanță (mol); V este volumul soluției (m 3); C este concentrația molară a soluției, R este constanta gazului universal, 8,3144 J / (mol × K).
Exemple de rezolvare a problemelor.
Exemplul 1. Se calculează presiunea osmotică a soluției care conține 1,4 litri
63 g de glucoză C6H12O6 la 0 ° C.
Dano: m = 63 g, V = 1,4 l, T = 0 ° C.
Soluția: Presiunea osmotică a soluției este determinată în conformitate cu legea Van't Hoff :. Cunoscând masa de glucoză, îi puteți găsi cantitatea de substanță n. masa molară a glucozei este de 180,16 g / mol. prin urmare, în 1,4 litri de soluție conține 0,35 moli de glucoză. Presiunea osmotică a acestei soluții:
Exemplul 2. Se determină punctul de fierbere și punctul de congelare a unei soluții care conține 1 g nitrobenzen C6H5NO2 în 10 g benzen. Constantele ebullioscopice și crioscopice sunt de 2,57 și respectiv 5,1 ° C. Punctul de fierbere al benzenului pur este de 80,2 ° C, punctul de îngheț este de -5,4 ° C.
Remediu 1) Din legea Raoult rezultă că
2) Se calculează masa molară de nitrobenzen:
3) Creșterea punctului de fierbere al soluției de nitrobenzen în benzen:
4) Punctul de fierbere al soluției: Tc = 80,2 ± 2,09 = 82,29 ° C.
5) Coborârea temperaturii de congelare a unei soluții de nitrobenzen în benzen:
6) Punctul de îngheț al soluției: T3 = 5,4-4,14 = 1,26 ° C
Exemplul 3. O soluție de camfor cu o masă de 0,552 g în 17 g de eter se fierbe la o temperatură de 0,461 ° C mai mare decât eterul pur. Concentrația erbulioscopică a eterului 2,16 ° C. Se determină greutatea moleculară a camforului.
Greutatea moleculară a camforului poate fi determinată folosind relația
Astfel, greutatea moleculară a camforului este de 155,14 g / mol.
Exemplul 4. Se calculează presiunea de vapori peste o soluție care conține 34,23 g zahăr C12H22O11. în 45,05 g apă la 65 ° C, dacă presiunea vaporilor de apă la această temperatură este de 2,5x104 Pa.
REZOLUȚIE 1) Scăderea relativă a presiunii de vapori a solventului asupra soluției conform legii lui Raoult este exprimată prin relația
2) Se calculează masa molară de zahăr și apă:
3) Să găsim cantitatea de substanță dizolvată și solvent:
4) Presiunea de vapori deasupra soluției:
Trimiteți-le prietenilor: