В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах - страница 25

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 

V = 4,51/1,40 = 3,22 л;  V2 = 1,94/1,07 = 1,81 л.

II   спосіб. На практиці часто застосовують діагональну схему правила
змішання («правило хреста»). Для цього по вертикалі записують процентну
концентрацію або масові частки вихідних розчинів (с
1 і с 2), правіше між
ними - концентрацію (або масову частку) розчину, що готується (с
3) і
проводять віднімання (з більшого числа меншого) по діагоналі, тобто за
такою схемою:

w1       (w3 - w2) - масові частки 1 -го розчину \ /

/ \

w2       (w1 - w3) - масові частки 2-го розчину

Отримані величини показують масові частки вихідних розчинів, необхідні для приготування розчину заданої концентрації.

Застосовуючи це правило для розв'язання даного завдання, отримаємо:

50 28

\ /

38

/ \

10 12Тобто для приготування 38% розчину треба узяти 28 масових часток 50% розчину і 12 часток 10% розчину.

Тепер треба обчислити масу 5 л розчину (m), що готується, за його відомою густиною:

m = V р = 5 ■ 1,29 = 6,45 кг.

Оскільки всіх часток 40, тобто (28 + 12), то одній частині відповідатиме 6,45

маса, що дорівнює---------- = 0,161 кг.

40

Отже, маса 50% розчину H2SO4 (m') повинна бути:

m' = 28 ■ 0,161 = 4,51 кг, а маса 10% розчину цієї кислоти (m") буде:

m" = 12 ■ 0,161 = 1,93 кг. А зараз за густиною розчинів обчислимо їх об'єми

4 51 194

V = — = 3,22 л;   V2 = -^—= 1,81 л.
1   1,40                            2 1,07

Як видно, ці результати співпадають з тими, що одержані першим методом.

 

Контрольне завдання. Вирішить за допомогою «правила хреста» приклад 11.4.

Приклад 11.7. Розрахуйте, скільки літрів 30% соляної кислоти, густина якої р = 1,15 г/мл, буде потрібно для розчинення 50 г сплаву магнію з алюмінієм, що містить 20% магнію.

Розв'язання. При вирішенні подібних завдань, коли в розчині перебігають хімічні реакції, необхідно спочатку скласти рівняння цих реакцій. У даному випадку сплав магнію з алюмінієм розчиняється в соляній кислоті. Напишемо окремо рівняння реакцій взаємодії магнію і алюмінію із соляною кислотою

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

За цими рівняннями на підставі стехіометричних співвідношень між металами і HCl можна обчислити, скільки грамів хлороводню необхідно для розчинення металів. Масу кожного метала знаходимо з процентного складу сплаву, а саме: m(Mg) = 50 ■ 0,2 = 10 г, а m(Al) = 50 - 10 = 40 г.З першого рівняння виходить, що на один моль Mg витрачається 2 моль HCl, тобто

n(Mg) = 1 n'(HCl) 22- n(Mg) = w'(HCl)

2

m(Mg) = m/(HCl) M (Mg) = M (HCl)

10 m,(HCl)

2

24,3 36,5

звідки                              m (HCl) = 2 ■ 10 ■ 36,5/24,3 = 30,0 г.

Аналогічним чином знаходимо масу HCl, необхідну для розчинення алюмінію. З другого рівняння видно, що стехіометричне відношення Al до HCl дорівнює 2/6 = 1/3, тобто

n(Al) = 1 w'(HCl) ~ 3

3 ■ n(Al) = w"(HCl)

3

m(Al) = m//(HCl) M (Al) = M (HCl)

40 m (HCl)

3

27 36,5

звідки

m,,(HCl) = 3 ■ 40 ■ 36,5/27 = 162,2 г.

Маса HCl, що витрачена на розчинення обох металів, дорівнює сумі m(HCl) = m,(HCl) + m,,(HCl) = 30,0 + 162,2 = 192,2 г.

Тепер можна розрахувати масу 30% розчину соляної кислоти, необхідної для розчинення металів. Оскільки

С% = -^ 100 = 30%, m

то

m(HCl) 100   192,2 100 глл
m = —------ ------- =-------------- = 641 г.

30 30

Об'єм V кислоти обчислюємо за відомою густиною розчину

m 641

V = — =          = 557 мл = 0,557 л.

р 1,1512. КОЛІГАТИВНІ ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИНІВ

 

Основні поняття: ідеальний розчин; зниження тиску пари розчинника над розчином Ар; зниження температури кристалізації (замерзання) At3 і підвищення температури кипіння Аґк розчину; кріоскопічна Кк і ебуліоскопічна Ке константи розчинника; осмос, осмотичний тиск П; ізотонічний коефіцієнт і; хімічний потенціал ji..

Перелік умінь: використовуючи закони Рауля і Вант-Гоффа, розраховувати тиск пари розчинника над розчином p, температуру кристалізації (замерзання) t3 розчину, температуру кипіння їк розчину, осмотичний тиск П розчинів, кріоскопічну Кк і ебуліоскопічну Ке константи розчинника, молекулярну масу розчиненої речовини, ізотонічний коефіцієнт і.

 

Розчини - гомогенні системи, що складаються з двох або більше компонентів, склад яких в певних межах (часто - дуже значних) може безперервно змінюватися.

Змішування компонентів на атомно-молекулярному рівні -найважливіша особливість розчинів як фізико-хімічних систем. Процес змішування супроводжується значним збільшенням хаотичності розподілу частинок і, отже - ентропії, що пояснює підвищену термодинамічну стійкість розчинів.

Багато властивостей розчинів безпосередньо витікають саме з цих фундаментальних особливостей. Відмітимо, що саме ентропією змішування вихідних речовин і продуктів визначається можливість кінетичної оборотності хімічних реакцій. У числі учасників оборотної реакції обов'язково повинні бути фази, що є розчинами - рідкими, твердими або газоподібними.

Величина ентропії змішування залежить в першу чергу від концентрації компонентів, а не від їх хімічної природи. Тому багато властивостей розчинів залежать від концентрації всіх видів частинок розчиненої речовини (молекул, атомів, іонів) і не залежать від природи цих частинок. Такі властивості називають колігативними. До них відносять тиск пари розчинника, температури кипіння і кристалізації (замерзання) розчинів, осмотичний тиск.

У розчинах неелектролітів розчинена речовина знаходиться у вигляді молекул. Тому концентрація частинок в розчинах неелектролітів залежить від числа молекул (N) у розчині.У розчинах електролітів молекули розчиненої речовини повністю або частково дисоціюють на іони. Тому загальне число частинок (молекул або

N'

іонів) N ' збільшується в i разів, тобто i = ^ Це число i називається

ізотонічним коефіцієнтом. Для розчинів неелектролітів i = 1.

Отже, чисельні величини, що виражають відповідні колігативні властивості розчину електроліту, будуть в i разів більші, ніж для розчину неелектроліту такої ж концентрації.

 

Тиск пари розчинника над розчином. Закон Рауля

Важливою фізико-хімічною характеристикою розчинів є тиск пари над розчином. Якщо розглядати розчин, утворений двома речовинами (1 -розчинник, 2 - розчинена речовина), то його склад в мольних частках підкоряється співвідношенню N1 + N2 = 1. Для чистого розчинника N1 = 1 і тиск насиченої пари над ним буде р*. При введенні в розчинник речовини, що розчиняється, мольна частка розчинника в розчині стає меншою за 1 і, відповідно, тиск насиченої пари розчинника р над розчином менший, ніж над чистим розчинником, тобтоp <p*.

Різниця Ар = (p* -p) є зниження тиску пари розчинника над розчином. Ap   p * - p

Відношення — =---------------     називається відносним зниженням тиску пари

p *     p *

розчинника над розчином.

Наприкінці 19 століття французький вчений Рауль встановив закон, що

носить його ім'я, який формулюється так: відносне зниження тиску

насиченої пари розчинника над розчином дорівнює мольній частці

розчиненої речовини, тобто

^ = N2 = -*- (12.1)

 

або

 

Ap = p * N2 = p * —П^— (12.2)

n1 + n2

де n1 і n2 - число моль розчинника і розчиненої речовини відповідно.

При застосуванні закону Рауля до електролітів необхідно ввести ізотонічний коефіцієнт:

іП?2

n1 + in2

Ap = p * •Для дуже розбавлених розчинів in2 << n1 і можна прийняти:

Ap = i p * N2,отже в цьому випадку i


ApФізико-хімічний зміст закону Рауля легко зрозуміти, якщо врахувати,

Рис. 12.1. Схема, що
ілюструє рівновагу розчину з
газовою фазою                                                                      
увип = h N1

тоді як швидкість зворотного переходу (конденсації) пропорційна р і від N1

не залежить:

^конд     k р.

При рівновазі газової фази з рідиною швидкість випаровування дорівнює швидкості конденсації:

h N1 = hp,

що на поверхні розчину частинки розчиненої речовини «блокують» перехід молекул розчинника в газову фазу (рис.12.1). Швидкість переходу молекул розчинника в пару (швидкість випаровування) виявляється пропорційною кількості молекул розчинника в поверхневому шарі розчину, яка у свою чергу пропорційна мольній частці N17»-

 

звідки p

 

Для чистого розчинника (N1=1)p*Отже,

p = p * N1, (12.3) що є іншою математичною формою закону Рауля. Насправді, рівняння (12.3) можна перетворити таким чином

N 2

N 2

p* - p Ap

p*

p= p* •N1 = p* (1 - N2),

p*

що співпадає із звичайним записом закону Рауля.Температури кипіння і замерзання розчину

Зі зниженням тиску пари розчинника над розчином безпосередньо пов'язані такі властивості, як температура кипіння і температура замерзання (кристалізації) розчину. Точніше кажучи, всі ці властивості є наслідком однієї причини - підвищення термодинамічної стійкості, а звідси і інтервалу стабільного існування розчину в результаті підвищення ентропії при змішанні частинок.

Чи змінюватимуться і як температури кипіння і кристалізації розчину в порівнянні з чистим розчинником? Щоб відповісти на це питання, треба визначити, що розуміють під температурою кипіння і температурою кристалізації рідини.

Температурою кипіння називається температура, при якій тиск насиченої пари над рідиною стає рівним атмосферному тиску.

Температурою кристалізації називається температура, при якій дана рідина починає перетворюватися на тверду речовину. При цьому тиск насиченої пари над речовиною в рідкому і твердому станах однаковий (це витікає із визначення поняття рівноваги).

р, мм рт.ст. 760

З підвищенням температури тиск пари над твердою або рідкою речовиною збільшується. Вплив тиску пари на температури кипіння і кристалізації води і водного розчину зручно розглянути на фазовій діаграмі

(рис. 12.2). На цьому рисунку ОА -

t, °С

крива тиску пари над чистим
розчинником; СВ
- крива тиску пари
над розчином; ^
- температура
кипіння розчину;
- підвищення
температури кипіння розчину;
t3 -
температура замерзання розчину;
Dt3
-               зниження температури

кристалізації розчину.

На діаграмі крива СВ лежить нижче за криву ОА, тому що при будь-якій температурі тиск насиченої пари розчинника над розчином нижчий, ніж над чистим розчинником. Тому температура кипіння розчину ^ вища за температуру кипіння чистого розчинника tc* на = ^ - t*, а температура кристалізації розчину ^ нижча за температуру кристалізації чистого розчинника t* на Д;з =     - t3. Такимчином, розчини киплять при вищій, а кристалізуються при нижчій температурі, ніж чистий розчинник, тобто інтервал стійкого стану розчинів розширюється в порівнянні з чистим розчинником.

Рауль встановив, що підвищення температури кипіння (Лік) і зниження температури кристалізації (Ліз) розчинів неелектролітів прямо пропорційні моляльній концентрації Cmрозчиненої речовини:

Страницы:
1  2  3  4  5  6  7  8  9  10  11  12  13  14  15  16  17  18  19  20  21  22  23  24  25  26  27  28  29  30  31  32  33  34  35  36  37  38  39  40  41  42  43  44  45  46  47  48  49  50  51  52  53  54  55  56  57  58  59  60  61  62  63  64  65  66  67 


Похожие статьи

В В Приседський, В М Виноградов, О І Волкова - Курс загальної хімії у прикладах