КОЛІГАТИВНІ ВЛАСТИВОСТІ РОЗЧИНІВ.
1. Основні положення. Типи розчинів.
2. Вода, як найбільш поширений розчинник.
3. Хімічна взаємодія компонентів при утворенні розчинів.
4. Розчинність. Ненасичені, насичені і пересичені розчини.
5. Способи вираження концентрації розчинів.
6. Колігативні властивості розчинів.
1.
2. Основні положення. Типи розчинів.
1. Якщо в якій-небудь речовині (середовищі) розподілена у вигляді дуже маленьких частинок інша речовина, то така система називається дисперсною.
Найбільше значення в хімії мають дисперсні системи, в яких середовищем є рідина. Властивості дисперсних систем, в першу чергу їх стійкість, дуже сильно залежить від розмірів в розподілених частинок. Якщо останні дуже великі порівняння з молекулами, дисперсійні системи нестійкі і розподілена речовина самовільно осідає вниз (або навпаки, якщо вона питомо легша від середовища, то піднімається вгору). Подібні малостійкі дисперсні системи з порівняно крупними розподіленими частинками називаються зависями.
Навпаки, якщо розподілена речовина знаходиться у вигляді окремих молекул, то утворюються системи достатньо стійкі, які не розділяються при як завгодно довгому стоянні. Такі системи називають молекулярними розчинами (або просто розчинами).
Проміжну область займають колоїдні розчини, в яких розміри розподілених частинок знаходяться між розмірами частинок зависі і молекулярного розчину. Хоча різких меж між розглянутими системами не існує, однак наближено можна вважати зависями системи з діаметром розподілених частинок більше 1мкм ( 1 мкм =10 -6 м), а молекулярними – з діаметром частинок менше 0,1мкм; відповідно колоїдні розчини 1 – 0,1мкм. Термін “колоїдний” походить від грецького “колла”, тобто подібний до клею.
До грубодисперсних систем (зависі) належать суспензії і емульсії. Прикладом суспензії може бути система, яка утворюється при збовтуванні глини, крейди (СаСО3) у воді, а емульсії – молоко, в якому дисперсною фазою виступають краплини жиру.
Якщо речовина (дисперсна фаза) диспергована до розмірів молекул або іонів (менш ніж 1нм), утворюється гомогенна система – істинний розчин, або просто розчин. У розчинах між диспергованою речовиною і дисперсійним середовищем (розчинником) немає поверхні поділу і тому розчин є гомогенною системою. Відсутність поверхні поділу зумовлює також високу стійкість розчинів, чого не можна сказати про гетерогенні системи (суспензії, емульсії, колоїдні розчини0, в яких є поверхні поділу і які є гетерогенними системами. Протягом тривалого часу розчини не розділяються на складові компоненти.
Отже, розчин – гомогенна термодинамічно стійка система змінного складу, яка складається з двох або більше компонентів.
Залежно від агрегатного стану розчиненої речовини і розчинника (дисперсійного середовища) розчини бувають: газоподібні, тверді, рідкі.
Газоподібні розчини – це суміші газів.
Гомогенні тверді розчини можуть утворювати солі, метали або оксиди. Відомі тверді розчини двох типів: заміщення і вкорінення.
Як і в індивідуальних кристалічних речовинах, в твердих розчинах атоми, іони або молекули утримуються в кристалічній решітці силами міжатомної, міжіонної або міжмолекулярної взаємодії. Але кристалічну решітку твердого розчину утворюють частинки двох чи більше речовин, розміщених відносно один одного невпорядковано. Іншими словами, твердий розчин представляє собою змішаний кристал. В залежності від способу розміщення частинок розрізняють тверді розчини заміщення і включення.
Тверді розчини заміщення утворюються в тому випадку, якщо кристалічні решітки компонентів однотипні і розміри компонентів близькі. Необхідною умовою утворення твердих розчинів є також подібність хімічних властивостей речовин (однаковий тип хімічного зв’язку). Так, в кристалі КСl іони хлору можуть бути поступово заміщені іонами брому, тобто можна здійснити практично неперервний перехід від складу КСl до складу KBr без помітної зміни стійкості кристалічної решітки. Властивості твердих розчинів, які утворюються теж неперервно змінюються від КСl до KBr. Деякі приклади іонних, атомних, молекулярних і металічних твердих розчинів заміщення: Si – Ge, Se – Te (ковалентні кристалічні решітки), КСl – KBr, K2SO4 – K2BeF4 (іонна кристалічна решітка), Ag – Au, Au – Pt (металічна кристалічна решітка), Br2 –I2 (молекулярна кристалічна решітка).
Якщо розмір частинок одного з компонентів не перевершує 2/3 розміру частинок другого, то можливе утворення твердих розчинів включення шляхом проникнення менших за розміром частинок в порожнини кристалічної решітки, утвореної більш крупними частинками. Тверді розчини включення, наприклад, утворюються при одночасній кристалізації заліза і вуглецю; при поглинанні деякими металами водню. Утворення твердих розчинів з компонентів супроводжується (як і у випадку рідких розчинів):
· Енергетичним ефектом;
· Зміною загального об’єму;
· Зміною ряду властивостей вихідних компонентів.
Тверді розчини отримують частіше всього при кристалізації рідких розчинів.
Так, твердий розчин Ag – Au утворюється при кристалізації рідкого сплаву цих металів; при одночасній кристалізації з водного розчину або з розплаву утворюються змішані кристали КСl – KBr.
Рідкі розчини утворюються при розчиненні газоподібних, рідких або твердих речовин у дисперсійному середовищі (розчиннику). Цей тип розчинів, які належать до рідких однофазних систем, є найважливішим, оскільки більшість біологічних, геологічних і хімічних процесів відбуваються за участю рідких розчинів. Велике значення мають розчини в будівельній справі, технології напівпровідників, різних галузях науки, техніки і промисловості.
У рідких розчинах розчинником, як правило, є рідини, зокрема вода. Незалежно від вмісту розчиненої речовини за розчинник ввіжають той компонент розчину, агрегатний стан якого не змінюється, тобто залишається рідким. Це насправді так, коли мова йде про розбавлені розчини. Висококонцентровані розчини, в яких переважає вміст розчиненої речовини, розглядають як розчини води в іншому компоненті. Це, наприклад, системи метанол-вода з вмістом метанолу 80-90 %, сіль-вода, яка є розчином води в невпорядкованій кристалічній решітці електроліту.
3. Вода, як найбільш поширений розчинник.
Вода – найбільш поширена речовина на Землі. Природня вода не буває абсолютно чистою. Найбільш чистою є дощова вода, але й вона містить незначні кількості різних домішок, які захоплює з повітря. Кількість домішок в прісних водах лежить в межах 0,01 до 0,1%. Морська вода містить 3,5% розчинених речовин, головну масу яких складає NaCl.
Природня вода містить солі Са і Мg (Cl–, SO42-, HCO3–) і називається твердою.
Твердість води визначається сумарною концентрацією іонів кальцію і магнію в мілімолях на літр (ммоль/л) або ммоль/кг.
Вода з твердістю менше 2ммоль/л називається м’якою, від 2 до 10 – середньою і більше 10 – твердою.
Фізичні властивості води.
Густина води при переході її з твердого стану в рідкий не зменшується, як майже у всіх інших речовин, а зростає. При нагріванні води від 0 до 4°С густина її також зростає. Так при 4°С вода має максимальну густину і лише при подальшому нагріванні її густина зменшується.
Якщо б при пониженні температури і при переході з рідкого стану в твердий густина води змінювалася б так, як це відбувається у більшості речовин, то із настанням зими поверхневі шари природніх вод охолоджувалися б до 0°С і опускалися б на дно, звільняючи місце більш теплим шаром (їх густина менша), і так продовжувалося б до тих пір, поки вся маса води не набувала б температуру 0°С. далі вода починала б замерзати, лід опускався б на дно і водойма промерзала б на всю глибину. При цьому багато форм життя були б неможливі. Але так, як найбільшої густини вода досягає при 4°С, то переміщення її шарів, яке викликане охолодженням, закінчується по досягненню цієї температури. При дальшому пониженні температури охолоджений шар, який володіє меншою густиною, залишається на поверхні, замерзає і тим самим захищає нижче лежачі шари від подальшого охолодження і замерзання.
У льоді атом кисню кожної молекули води приймає участь утворенні двох водневих зв’язків з сусідніми молекулами.
Утворення водневих зв’язків призводить до такого розміщення молекул води при якому вони дотикаються одна одної своїми різнойменними полюсами. Структура льоду належить до найменш щільних структур, у ній існують пустоти,розміри яких дещо перевищують розміри молекул води. При плавленні льоду його структура руйнується, об’єм, який починає займати вода порівняно з об’ємом льоду є меншим, тому густина зростає. По мірі нагрівання води уламків структури льоду стає все менше, що приводить до подальшого зростання густини води. В інтервалі температур від 0 до 4°С цей ефект переважає над тепловим розширенням, так, що густина води продовжує зростати. Однак, при нагріванні вище 4°С посилюється вплив (і починає домінувати) теплового руху молекул і густина води зменшується. Тому при 4°С вода має максимальну густину.
Залежність фазових переходів води від температури і тиску зображують на діаграмі стану води. Діаграма стану (або фазова діаграма) представляє собою графічне зображення залежності між величинами, які характеризують стан системи, і фазовими перетвореннями в системі.
Діаграма показує ті стани води, які термодинамічно стійкі при певних значеннях температури і тиску. Вона складається з трьох кривих, які розмежовують всі можливі температури і тиски на три області, які відповідають Л., П., Р.
Розглянемо криву ОА, яка відокремлює області пари і рідини. Уявимо собі циліндр, з якого видалено повітря, після чого введена деяка кількість чистої води, вільної від газів, розчинених речовин. Циліндр має поршень, який закріплений у деякому положенні. Через деякий час частина води випаровується і над її поверхнею буде насичена пара. Можна виміряти її тиск і переконатися, що цей тиск постійний в часі і не залежить від положення поршня. Якщо збільшити температуру всієї системи і знову виміряти тиск насиченої пари, то він зросте. Повторюючи такі вимірювання при різних температурах, знайдемо залежність тиску насиченої пари від температури. Крива ОА представляє собою графік цієї залежності: точки яких рідка вода і водяна пара знаходиться в рівновазі. Крива ОА називається кривою рівноваги рідина-пара або кривою кипіння.
Рухаючись з області пари вліво по горизонталі, аналогічним способом одержуємо криву ОВ, яка показує ті пари значень температури і тиску, при яких в рівновазі знаходяться лід іводяна пара. Крива називається кривою рівноваги твердий стан – пара або кривою сублімації.
Всі три криві перетинаються в точці О. Координати цієї точки – це єдина пара значень температури і тиску, при яких в рівновазі можуть знаходитися всі три фази: лід, рідка вода і пара. Вона називається потрійною точкою.
Праворуч крива кипіння закінчується в критичній точці. При температурі, яка відповідає цій точці, величини, які характеризують фізичні властивості рідини і пари, стають однаковими, так що відмінність між Р і П зникає.
t критН2О = 374,2°С, Ркрит = 22,12 мПа.
Перетворення, які відбуваються з водою при атмосферному тиску, відображаються на діаграмі точками або відрізками, розміщеними на горизонталі, яка відповідає 101,3 кПа. Так, плавлення льоду або кристалізація води відповідає точці Д, кипіння води – точці Е, нагрівання або охолодження води – відрізку ДЕ.
3.Хімічна взаємодія компонентів при утворенні розчинів.
Розчини, як дво- і більш компонентні системи, склад яких може змінюватись у досить широких межах, нагадують механічні суміші. Проте, змінність складу розчинів ще не означає, що між компонентами розчинів немає хімічної взаємодії.
Фізична теорія розчинів (Я. Вант-Гофф і С. Арреніус) розглядає процес розчинення, як простий розподіл (диспергування) однієї речовини у всьому об’ємі іншої, а отже, властивості розчинів мають залежати лише від концентрації розчиненої речовини. За фізичною теорією розчинник – це індиферентне середовище, в якому хаотично розподілені часточки розчиненої речовини.
Але, насправді, властивості розчинених речовин відрізнялися від хімічних властивостей цих же речовин у твердому стані.
Виникає хімічна теорія розчинів (Д.І.Менделєєв). головна ідея цієї теорії припускає хімічну взаємодію компонентів розчину і утворення неміцних і частково дисоційованих сполук між розчиненою речовиною і розчинником. Такі сполуки називаються сольватами (гідратами), а процес їх утворення внаслідок взаємодії компонентів розчину – сольватацією (гідратацією). Терміни “гідрати” і “гідратація” застосовують, коли розчинником є вода.
Існування сольватів (гідратів) у розчині підтверджується виділенням відповідних сполук з рочинів у вигляді кристалосольватів або кристалогідратів. Так, якщо розчинити у воді безводні солі, наприклад, CuSO4, NaCO3,Mg(ClO4)2, то потім з рочину вони виділяються у вигляді кристалогідратів складу: CuSO4 ×5Н2О, NaCO3× 10Н2О,Mg(ClO4)2 ×6Н2О. Подібно поводять себе більшість солей і деякі представники інших класів неорганічних сполук. Зневодних розчинників також можна добути кристалосольвати. Наприклад, CaCl2× 6CH3OH, Mg(ClO4)2 × 6CH3OH. Про утворення сольватів або гідратів можна дізнатися за зовнішніми змінами, що відбуваються з розчинами, наприклад, за :
1. зміною об’єму при розчиненні спирту і Н2SO4 у воді;
2. за зміною забарвлення розчину при розчиненні (білий СuSO4утворює голубо-сині розчини, а синій безводний СоСl2 – рожеві розчини).
Внаслідок перебігу процесів сольватації або гідратації розчинення речовин у розчинниках супроводиться певним енергетичним ефектом. Зміна ентальпії при розчиненні одного моля речовини називається ентальпією розчинення цієї речовини у даному розчиннику. Тепловий ефект розчинення (екзо- чи ендотермічний) залежить від двох величин:
1. енергії кристалічної решітки речовини;
2. енергії взаємодії розчиненої речовини з молекулами розчинника (ентальпія сольватації).
Процес розчинення супроводиться спочатку руйнуванням решітки речовини (затрачається енергія, що дорівнює за величиною енергії кристалічної решітки речовини, але протилежна за знаком) і сольватацією (виділяється кількість теплоти, яка дорівнює ентальпії сольватації). Якщо позначити енергію кристалічної решітки Е, а ентальпію сольватаціїDН1, то теплота розчинення DН° дорівнює алгебраїчній сумі цих протилежних енергетичних ефектів:
DН0 = DН1 – Е, де
DН1 – ентальпія сольватації,
Е – енергія кристалічної решітки; -Е – енергія руйнування кристалічної решітки,
DН0 – теплота ( ентальпія) розчинення.
З цього рівняння випливає, що розчинення речовини відбувається з виділенням теплоти (екзотермічно, DН0 < 0), якщо ентальпія сольватації перевищує енергію кристалічної решітки, тобто DН1 > Е.
При Е>DН1 розчиненя супроводиться поглинанням теплоти (ендотермічно).
Прикладом ендотермічних процесів є розчинення КNO3, NH4NO3, NaCl, KNCS; тому деякі з них використовуються для добування холодних сумішей.
Розчинення кислот H2SO4, HNO3, HCl, лугів NaOH, KOH відбувається з виділенням теплоти.
Отже, існування в розчинах і твердому стані сольватів (гідратів), а також теплові ефекти, що супроводять процеси розчинення, свідчать про те, розчини є проміжним станом між механічними сумішами і хімічними сполуками.
4. Розчинність. Ненасичені, насичені і пересичені розчини.
Коли кристал вносять у рідину, в якій він може розчинятися, від його поверхні відриваються окремі молекули. Останні завдяки дифузії рівномірно розподіляються по всьому об’єму розчинника. Відокремлення молекул від поверхні твердого тіла зумовлюється, з одного боку, їх власним коливальним рухом, а з другого боку, – притягання з сторони молекул розчинника. Цей процес повинен би був продовжуватися до повного розчинення будь-якої кількості кристалів, якщо б одночасно не відбувався б зворотній процес – кристалізація. Молекули, які перейшли в розчин, вдаряючись у ще нерозчинені кристали речовин, знову притягуються кристалами і входять у їх склад. Цей перехід молекул з розчину у кристалічний стан буде тим інтенсивнішим, чим вище концентрація їх в розчині. А так, як остання по мірі розчинення речовини зростає, то, нарешті, наступить такий момент, коли швидкість розчинення стає рівною швидкісті кристалізації.
Тоді встановлюється динамічна рівновага, при якій за одиницю часу стільки ж молекул розчинення, скільки і виділяється з розчину.
Розчин, який знаходяться в рівновазі з речовиною, яка розчиняється називається насиченим розчином.
Розчинність різних речовин у тому самому розчиннику або будь-якої речовини в різних розчинниках може коливатись у досить широких межах. Кількісно розчинність визначають вмістом речовини (концентрацією) у насиченому розчині. Найчастіше розчинність визначають кількістю грамів речовини на 100г розчинника.
Отже, насичений розчин – це розчин, в якому досягнута межа насичення для певних зовнішніх умов (t° або р).
Якщо розчин містить менше розчиненої речовини, ніж потрібно для насичення, то такий розчин називаєтьсяненасиченим розчином. У ненасичених розчинах межа насичення не досягнута, але, змінюючи, наприклад, температуру розчину, можна її досягти.
Деякі речовини можуть утворювати так звані пересичені розчини, які при певній температурі містять більше розчиненої речовини, ніж це зумовлено межею розчинення.
Проте на відміну від насичених розчинів, які є термодинамічно стабільними системами, пересичений розчин – нестійка система.вони утворюються при повільному і обережному охолодженні насичених розчинів деяких речовин. При внесенні в такий розчин затравки у вигляді кристала тієї самої речовини, яка утворюює перенасичений розчин, або іншої речовини з подібною кристалічною формою, у осад випадає (кристалізується) надмір цієї речовини, а розчин стає насиченим (стабільним). Пересичені розчини утворюють такі солі, як сульфат і тіосульфат натрію: Na2SO4 і Na2S2O3.
Вивчення розчинності виявило наступні закономірності. Взаємне розчинення речовин відбувається тим легше, чим ближчі їх хімічні будови і характер (тип) зв’язку:
· речовини з іонними зв’язками добре розчинні в полярних розчинниках солі добре розчинні у розплавах солей та воді, але нерозчинні у (бензолі) неполярних розчинниках;
· речовини з полярними або з молекулами, які легко поляризуються, тим легше взаємно розчинні, чим ближчий характер їх міжмолекулярних взаємодій (ацетон розчинний в ефірі і спирті; аміак у воді); неполярні і молекули, які важко поляризуються, добре розчинні одне в одному (рідкий азот в рідкому кисні);
· речовини з різним типом зв’язку і міжчастинкових взаємодій взаємно нерозчинні (метали нерозчинні у воді (за окремим винятком)) і органічних розчинниках.
Оскільки, процес розчинення може проходити ендо- і екзотермічно, то вплив температури на розчинення речовин значний (суттєвий). Якщо процес розчинення відбувається ендотермічно, то з підвищенням температури розчинність зростає, а якщо екзотермічно, то – зменшується. Залежність між розчинністю і температурою зручно зображати графічно – у вигляді кривих розчинності.
При розчиненні твердих речовин у воді, об’єм системи звичайно змінюється незначно. Тому розчинність речовин, які знаходяться в твердому стані, практично не залежить від тиску.
Рідини можуть розчинятися в рідинах. Деякі з них необмежено розчинні взаємно, тобто змішуються в будь-яких пропорціях: етанол-вода; інші – взаємно розчинні до певної межі. Так, якщо змішати інтенсивно диетиловий ефір з водою, то утворяться два шари: верхній – насичений розчин води в ефірі, нижній – насичений розчин ефіру у воді. В більшості випадків з підвищенням температури взаємна розчинність рідин збільшується доти, поки не буде досягнута температура, при якій обидві рідини змішуються в будь-якій пропорціях.
Температура, при якій обмежена взаємна розчинність рідин переходить в необмежену, називається критичною температурою розчинення. Так при t°< 66,4°С фенол обмежено розчинний у воді, а вода – в фенолі. Температура 66,4°С – критична температура розчинення для системи вода – фенол: починаючи з цієї температури, обидві рідини необмежено розчинні одна в одній.
Як і у випадку розчинення твердих тіл,взаємне розчинення рідин звичайно не супроводжується значною зміною об’єму. Тому взаємна розчинність рідин мало залежить від тиску і помітно зростає лише при дуже високих тисках (порядку тисяч атмосфер).
H2O – C2H5OH – (CH3)2CO – (C2H5)2O – CHCl3 – C6H6 – CCl4 – CS2 – C6H14.
Розчинність газів – процес екзотермічний, тому з підвищенням температури розчинність газів зменшується. Кип’ятінням води можна видалити з неї все розчинене у ній повітря. Однак розчинення газів в органічних рідинах нерідко супроводжується поглинанням теплоти; в таких випадках з підвищенням t° розчинність газу зростає.
При розчиненні газу в рідині встановлюється рівновага:
Газ + рідина Û насичений розчин газу в рідині.
При цьому об’єм системи істотно зменшується. Відповідно, підвищення тиску повинно приводити до зміщення рівноваги вправо, тобто до збільшення розчинності газу.
Молекули газу, які містяться над рідиною в закритій посудині, бомбардують поверхнею рідини і розчиняються в рідині із швидкістю пропорційною концентрації газу. Молекули газу в розчині вдаряються в поверхню рідини з середини і вилітають з рідини. В міру розчинення газу концентрація розчинених молекул буде збільшуватися, швидкість їх виділення з розчину теж буде зростати, доки врешті не вирівняється із швидкістю розчинення. В результаті встановлюється рівновага, тобто рідина буде вже насиченою газом.
Якщо тепер збільшити тиск газу, приблизно, наприклад, в 2 рази, то у стільки ж разів зросте і концентрація його молекул над рідиною, а відповідно і швидкість розчинення газу. Рівновага порушиться. Щоб при новому значенні тиску знову встановилася рівновага, концентрація розчинених молекул також повинна зростати вдвоє.
Отже, висновком звідси є закон Генрі-Дальтона:
Розчинність газу при сталій температурі в рідині прямо пропорційна його парціальному тиску.
Або в математичній формі (Т = соnst):
m = k×p,
де m – маса газу, який розчиняється в 1 л розчинника;
р – тиск газу (або парціальний тиск, коли маємо суміші газів);
k – коефіцієнт, який характеризує природу компонентів розчину.
Важливий наслідок із закону Генрі: об’єм газу, який розчиняється при постійній температурі в даному об’ємірідини, не залежить від його парціального тиску.
Саме тому розчинність газів звичайно виражають не в грамах, а в мілілітрах, вказуючи об’єм газу, який розчиняється в 100мл розчинника.
Якщо над рідиною знаходиться суміш декількох газів, то розчинність кожного з них визначається його парціальним тиском. Це необхідно врахувати при розрахунку розчинності газів, які є в суміші з іншими газами.
Розчинність деяких газів в 100мл води:
H2 (25°C)- 1,8мл
O2 – 3,1
N2 – 1,5
CO2 – 87,8
Cl2 – 236,0
CH4 – 3,3
Наявність у воді розчинених солей, як правило знижує розчинність газів. Тому, наприклад, морська вода розчиняє повітря дещо гірше від річкової. При більш або менш значних концентраціях розчинених солей істотне значення має природа їх.
Парціальним тиском називається внесок кожного з газів в загальний тиск. Або парціальний тиск – це тиск, який створював би газ, якби займав весь простір посудини.
Закон Дальтона парціальних тисків звучить так:
В суміші газів, які хімічно не взаємодіють між собою, сумарний тиск рівний сумі парціальних тисків газів, що утворюють цю суміш.
Парціальний тиск кожного газу рівний добутку загального тиску цього газу.
5. Способи вираження концентрації розчинів.
Найчастіше застосовують наступні способи:
· масова частка;
· об’ємна частка;
· молярна концентрація;
· мольна частка;
· моляльна концентрація;
· титр розчину.
Масова частка – це відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. Виражається в частці від 1 або в %:
W = m(розч.реч-ни) / m(р-ну) × 100%
Об’ємна частка – це відношення об’єму розчиненої речовини до об’єму розчину. Виражається в частці від 1 або в %:
WV = Vреч / Vзаг × 100%
Молярність (молярна концентрація) – це число молів розчиненої речовини в 1 л розчину. Виражається в моль/л:
(М)СМ = n(реч, моль) / Vроз – ну (моль/л)
молярна концентрація еквівалента (нормальність, нормальна концентрація) – це число еквівалентів розчиненої речовини в 1л розчину. Нормальність позначають N і вимірюють в молях на літр: N, моль/л.
N = n(еквів) / Vр-ну, моль/л
Доповнення до закону еквівалентів: якщо дві речовини 1 і 2 взаємодіють між собою, то для їх розчинів з концентраціями N1 і N2 характерна рівність:
N1 ×V1 = N2 ×V2
Де N1 і N2 – нормальності розчинів речовин 1 і 2, які взаємодіють між собою;
V1 і V2 – об’єми розчинів речовин 1 і 2.
Знаючи, нормальність і об’єм однієї речовини, а також об’єм іншої речовини, що вступає в реакцію з першою, можна розрахувати її нормальність:
N2 = N1 ×V1/ V2
Мольна частка – це відношення числа молів розчиненої речовини до загального числа молів розчину (розчинника і розчиненої речовини). Якщо розчин складається з двох компонентів – розчиненої речовини і розчинника, то мольна частка розчиненої речовини:
Х1 = n1/(n1+n2)
Де n1, n2 – кількості молів розчиненої речовини у розчині і розчинника відповідно.
Моляльна концентрація (моляльність) – це кількість молів розчиненої речовини в 1 кг розчинника. Позначається :
m = n(реч)/Vр-ну, (г/мл, г/л)
Титр розчину – це число грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину
Т = m(реч)/Vр-ну, (г/мл).
Властивості розчинів, які не залежать від природи компонентів, а залежать від кількості частинок в системі називаются колігативними.
¡ Дифузія
¡ Осмотичний тиск
¡ Зниження тиску пари розчинника над розчином
¡ Підвищення температури кипіння розчинів
¡ Зниження температури замерзання розчинів
¡
Дифузія – це самочинний процес вирівнювання концентрації розчиненої речовини в результаті хаотичноготеплового руху частинок
¡ Одностороння дифузія молекул розчинника через напівпроникну мембрану в більш концентрований розчин називається осмосом.
¡ Сила, яка змушує розчинник переходити через напівпроникну мембрану в розчин, називається осмотичним тиском.
Закон Вант-Гоффа
¡ де С – молярна концентрація розчину
¡ R – універсальна газова стала
¡ T – абсолютна температура
¡ Осмотичний тиск ідеального розчину дорівнює тому тиску, який чинила б розчинена речовина, як би вона, перебувала в газоподібному стані при тій же температурі, займала б той же об*єм, який займає розчин.
Ізотонічні, гіпертонічні та гіпотонічні розчини
¡ Розчини з однаковим осмотичним тиском називаються ізотонічними.
0,9% NaCl – ізотонічний (фізіологічний) розчин
¡ Розчини з більшим осмотичним тиском від стандартного розчину називаються гіпертонічними
¡ Розчини з меншим осмотичним тиском від стандартного розчину називаються гіпотонічними
Рекомендована література
1. Порецький А.В., Баннікова-Безродна О.В., Філіппова Л.В. Медична хімія: Підручник. — К.: ВСВ “Медицина”, 2012. — 384 с.
2. Музиченко В.П. Медична хімія Медицина (Київ). – 2010. – 496 с.
3. Миронович Л.М. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2008. – 159 с.
4. Медицинская химия: учебник / В. А. Калибабчук [и др.] ; ред. В. А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008. – 400 с.
5. Калібабчук В.О. Медична хімія: Підр.для вузів/В.О. Калібабчук, Л.І. Грищенко, В.І. Миронович Л.М., Мардашко О.О. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2007. – 168 с.
6. Григор’єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1991. – 431 с.
7. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. –К.: Вища школа, 1998. – 480с.
8. Глінка М.Л. Загальна хімія. К.: Вища школа, 1982. –724 с.
9. Хухрянский В.Г., Циганенко А.Я., Павленко Н.В. Химия биогенных элементов. – К.: Высшая школа, 1990. –208 с.
10. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1988.– 640 с.
11. intranet.tdmu.edu.ua
