Лекция Растворы (13.10.2026)

1.

ФГБОУ ВО «Магнитогорский государственный
технический университет
им. Г.И.Носова»
Растворы
Магнитогорск, 2020

2.

1. Основы теории растворов
3
Раствор – это гомогенная система переменного
состава, состоящая из двух или более компонентов.
Раствор = растворенное вещество + растворитель
Компонент, агрегатное состояние которого не
изменяется при образовании раствора, принято
считать растворителем.
В
зависимости
от
фазового
состояния
растворителя растворы могут быть твердыми,
жидкими и газообразными.

3.

1. Основы теории растворов
4
Если
раствор
образован
веществами,
находящимися в одинаковом агрегатном состоянии
(Г – Г, Ж – Ж, Т – Т), растворителем считают
компонент, количество которого в растворе
преобладает.
Если один из компонентов раствора жидкость,
то именно ее считают растворителем.

4.

4
1. Основные понятия
Количество
вещества,
которое
может
раствориться при данных температуре и давлении в
определенном количестве растворителя, называется
растворимостью S:
S=
mв-ва
100 г р-ля
[г/100 г р-ля]
Растворимость, выраженная в моль/л, называется
молярной растворимостью L:
L = S/Мв-ва,
где Мв-ва – молекулярная масса вещества, г/моль.

5.

1. Основы теории растворов
4
При растворении вещества, протекающем с
поглощением энергии (эндотермический процесс),
повышение температуры приводит к увеличению
его растворимости.
Если же образование раствора сопровождается
выделением энергии (экзотермический процесс), то
растворимость с ростом температуры понижается
(растворение в воде щелочей, многих солей Li, Mg,
Al).

6.

2. Концентрации
4
КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ
Раствор, находящийся в фазовом равновесии с
растворяемым
веществом,
называется
насыщенным.
Пересыщенные растворы – это растворы, в
которых содержание растворенного вещества
больше, чем в насыщенном растворе этого же
вещества при этих же значениях температуры и
давления.
Ненасыщенные растворы – это растворы, в
которых при данных температуре и давлении
возможно
дальнейшее
растворение
уже
содержащегося в нем вещества.

7.

2. Концентрации
4
Наибольшее практическое значение имеют
ненасыщенные растворы.
При этом растворы с низким содержанием
растворенного
вещества
называются
разбавленными,
а
с
высоким
–
концентрированными.
Для определения содержания растворенного
вещества в растворе используют концентрации.
Концентрация – это физическая величина,
определяющая количественный состав раствора.

8.

4
2. Концентрации
Существует несколько способов выражения
концентрации раствора:
1. Процентная концентрация (массовая доля) ω
показывает сколько граммов растворенного
вещества содержится в 100 г раствора.
ω =m в ,
mр
[доли ед. , %]
где m в – масса растворенного вещества, г;
mр – масса раствора, г.

9.

4
2. Концентрации
2. Молярная концентрация СМ показывает
сколько молей растворенного вещества содержится
в 1 л раствора.
СМ (В)=
n(В)
Vр
, [моль/л ]
где n(В) – количество вещества, моль,
Vр – объем раствора, л.
n(В) = mв , [моль]
М(В)
где М(В) – молярная масса вещества, г/моль.

10.

2. Концентрации
4
3. Молярная концентрация эквивалента Сэк
(нормальная концентрация Сн) показывает какое
количество эквивалентов растворенного вещества
nэк(В) содержится в 1 л раствора.
Сэк(В)=
nэк , [моль·эк]
Vр
л
Количество эквивалентов растворенного вещества:
nэк = mв ,
[моль·эк]
Мэк(В)
где Мэк(В) – молярная масса эквивалента вещества,
г/ моль·эк.

11.

2. Концентрации
Мэк(В) =М(В)·fэк
где fэк – фактор эквивалентности – это число,
которое показывает какую часть реальной частицы
(молекулы, иона или атома) составляет эквивалент
данного вещества.
Эквивалент – это условная единица, которая
может взаимодействовать с одним ионом водорода
или замещать его.

12.

2. Концентрации
fэк для кислот, оснований, солей определяется по
формуле:
fэк =
1
.
заряд иона·число ионов
fэк (H3PO4) = 1 = 1
1·3
3
fэк (Ва(ОН)2) = 1 = 1
1·2 2
fэк (Al2(SO4)3) = 1 = 1
2·3 6
Сэк (В)= СМ(В) / fэк

13.

2. Концентрации
Закон эквивалентов для реакций в растворах:
Вещества взаимодействуют друг с другом в
количествах, пропорциональных их эквивалентам.
nэк (В1) = nэк (В2)
Сэк(В1)· V1 = Сэк(В2)· V2
4. Титр Т показывает какая масса растворенного
вещества содержится в 1 мл раствора.
Т(В) = mв [г/мл]
Vр
Т(В) = Сэк(В)·Мэк(В)
1000

14.

2. Концентрации
5. Моляльная концентрация Сm показывает
какое количество вещества находится в 1 кг
растворителя.
Сm = n (В)
[моль/кг]
m р-ля
Поскольку, масса раствора определяется как:
mр = mв +mр-ля
Следовательно, масса растворителя равна:
mр-ля = mр - mв

15.

2. Концентрации
6. Молярная доля вещества (мольная доля) N
показывает отношение количества вещества к
общему количеству веществ в растворе.
N(B) =
n(B)
.
n(B) + n р-ля

16.

3. Общие свойства растворов
Общие свойства растворов
Общими (коллигативными) являются свойства
растворов, которые зависят от концентрации и
практически не зависят от природы растворенных
веществ.
К ним относятся:
- явление осмотического давления;
- понижение давления пара растворителя над
раствором;
- повышение температуры кипения раствора;
- понижение температуры замерзания раствора.
Количественное выражение этих свойств зависит
только от числа находящихся в растворе частиц
растворенного вещества и от количества растворителя.

17.

3. Общие свойства растворов
Эти свойства проявляются в идеальных растворах.
Идеальным называют раствор, в котором не
происходят химические реакции между компонентами,
а силы межмолекулярного взаимодействия между
компонентами одинаковы.
Из реальных растворов только разбавленные
растворы неэлектролитов (растворы нелетучего
вещества в летучем растворителе) по своим свойствам
приближаются к идеальным растворам.

18.

3. Общие свойства растворов
Осмотическое давление
Самопроизвольный переход растворителя через
полупроницаемую мембрану (проницаемую только
для растворителя), разделяющую раствор и
растворитель или два раствора с различной
концентрацией растворенного вещества, называется
осмосом (от греч. osmos – толчок, давление).
Осмос
обусловлен
диффузией
молекул
растворителя
в
раствор
или
из
менее
концентрированного
раствора
в
более
концентрированный, поэтому концентрированный
раствор разбавляется, при этом увеличивается высота
его столба.

19.

3. Общие свойства растворов
Количественно
осмос
характеризуется
осмотическим давлением,
равным
силе,
приходящейся на единицу
площади поверхности и
заставляющей
молекулы
растворителя
проникать
через
полупроницаемую
перегородку. Оно равно
давлению столба раствора
в осмометре высотой h.

20.

3. Общие свойства растворов
Если внешнее давление, приложенное к более
концентрированному
раствору,
p
выше
осмотического π, т.е. p > π, то скорость перехода
молекул растворителя из концентрированного
раствора будет больше, и растворитель будет
переходить в разбавленный раствор (или чистый
растворитель).
Этот процесс, называемый обратным осмосом,
используется для очистки природных и сточных вод,
для получения питьевой воды из морской воды.

21.

3. Общие свойства растворов
Вант – Гофф предположил, что осмотическое
давление возрастает с увеличением концентрации
растворенного вещества и температуры.
π = c·R·T,
где π – осмотическое давление;
с – молярная концентрация раствора.
Осмос
играет
очень
важную
роль
в
биологических процессах, обеспечивая поступление
воды в клетки и другие структуры организма.

22.

3. Общие свойства растворов
Законы Рауля
Молекулы нелетучего растворенного компонента
раствора препятствуют улетучиванию из раствора
молекул растворителя, что приводит к уменьшению
давления пара растворителя над раствором и, как
следствие, к повышению температуры кипения
раствора
и
понижению
температуры
его
кристаллизации
(по
сравнению
с
чистым
растворителем).
Эти
явления
обусловлены
только
числом
растворенных частиц в определенном количестве
данного растворителя и не зависят от природы
растворенного вещества. В этом заключается сущность
законов Рауля.

23.

3. Общие свойства растворов

24.

3. Общие свойства растворов
Ι (тонометрический) закон Рауля: Понижение
давления насыщенного пара растворителя над
раствором ΔpA пропорционально молярной доле
растворенного нелетучего вещества NB.
Математическое выражение закона:
p0A – pA = ΔpA = p0A· N(В),
где p0A, pA – давление насыщенного пара
растворителя
соответственно
над
чистым
растворителем и над раствором;
ΔpA – разность между давлением насыщенного пара
растворителя над растворителем p0A и раствором pA;
N(В) – молярная доля растворенного нелетучего
вещества.

25.

3. Общие свойства растворов
ΙΙ (эбуллиоскопический и криоскопический)
закон Рауля: повышение температуры кипения или
понижение
температуры
замерзания
прямо
пропорционально
моляльной
концентрации
растворенного вещества:
ΔТкип = Кэ·Сm,
ΔТзам = Кк·Сm,
где ΔТкип – повышение температуры кипения;
ΔТзам – понижение температуры замерзания;
Кэ – эбуллиоскопическая константа растворителя;
Кк – криоскопическая константа растворителя;
Сm – моляльная концентрация раствора.