Тиск, кПа

С А

101,3

D E

		Потрійна точка води
		Вода
		Крига

Пара

О

В

0,01 100 Температура,°С

Рисунок 1

При замерзанні води на кожен моль витрачається 5,964 кДж теплоти. Така ж кількість теплоти поглинаєтъся на кожен моль при таянні льоду.

Перехід води в лід супроводжується значним збільшенням об'єму, внаслідок чого густина льоду зменшується і становить

0,92 г/см³, тобто лід легший від води, тому і не тоне, а плаває на поверхні водоймищ. 3 підвищенням тиску температура замерзання спочатку знижується, а потім, після 202,63 МПа, починає підвищуватись і доходить до нуля, Дослідження показали, що під тиском вище 202,63 МПа, крім звичайного льоду, можуть утворитись ще 4 різні форми льоду з густиною більше 1 г/см³.

Лід як і вода може випаровуватисъ. У замкнутому просторі випаровування льоду продовжується до того часу, доки тиск утворюючої пари не досягне деякої певної (при даній температурі) величини. Тиск пари льоду при 0,01 °С такий же, як і тиск водяної пари при 0,01 °С, тобто дорівнюе 45 Па. 3 пониженням температури тиск пари льоду швидко зменшується: при мінус 20 °С він дорівнює 7,84 Па, а при мінус 50 °С складає 2,94 Па. Тому випаровування льоду йде повільніше, ніж випаровування рідкої води.

Характерною рисою води є те, що вона одночасно може існувати в усіх трьох фазах. Це наочно можна уявити, склавши так звану диаграму стану води (дивись малюнок 1).

На цій диаграмі лінія ОА є кривою тиску пари води, а лінія ОВ — крива тиску пари льоду. Точки кривої ОА показують, при якій температурі і при якому тиску можуть одночасно існувати у рівновазі вода і пара. Точки кривої ОВ визначаютъ умови рівноваги між льодом і парою. Обидві ці криві перетинаються у точці О, яка показує температуру і тиск, при яких можуть знаходитись у рівновазі три фази. Тому точка 0 називається потрійною точкою стану води. Їй відповідають тиск 4,6 мм. рт. ст. і температура 0,01 °С. Крива ОС показує вплив тиску на точку плавлення льоду. Кожній точці відповідає відповідний тиск і відповідна температура, при яких льод і вода знаходяться у динамічній рівновазі. Всі три криві ОА, 0В і ОС ділять всю площу діаграми на три зони, із яких кожна відповідає стійкості тільки одному із трьох агрегатних станів води. При температурах і тиску, відповідаючих певним точкам, які лежать в зоні ОСА, вода може існувати тільки в рідкому стані, в зоні ОВА—тільки пароподібному, в зоні ВОС – твердому стані (крига).

Розчинами називають гомогенні системи, що складаються з розчинника, розчиненої речовини та продуктів їх взаємодії.

Розчинення відбувається відповідно до закону дифузії. Швидкість переходу розчинюванної речовини в розчинник збільшується при підвищенні ступеня дисперсності, температури (для твердих і рідких речовин), тиску (для газів). Процес розчинення є не тільки механічним процесом, він супроводжується також зміною об’єму і теплового ефекту. Це свідчить про те, що при розчиненні відбувається хімічна взаємодія між розчинником і розчинюваною речовиною. На основі експериментальних даних Д.І. Мендєлєєв розробив гідратну теорію, згідно з якою процес розчинення є сукупністю фізичних і хімічних процесів. При розчиненні руйнуються хімічні зв’язки в речовині яка розчиняється (перший процес), що пов’язано з витратами енергії (ΔН₁>0).

Наступний (другий) процес, пов’язаний із взаємодією між частинками розчиненої речовини й розчинником (сольватація) утворюються нові хімічні зв’язки що, супроводжується виділенням енергії (ΔН₂<0).

Якщо при розчиненні речовин теплота поглинається(ендотермічний процес), то тепловий ефект першого процесу більший, ніж тепловий ефект другого, а при екзотермічному процесі розчинення – навпаки.

Зв’язок між молекулами води та іонами буває настільки міцним,що вони викриталізовуються разом, утворюючи кристалогідрати. Тому, солі у вигляді кристалогідратів мають забарвлення, зумовлене наявністю іонів, що зв'’зані з молекулами води.

CuSO₄ 5H₂O FeSO₄ 7H₂O Na₂SO₄ 10H₂O

Мідний купорос Залізний купорос Глауберова сіль

/голубе забарвлення/ /зелене забарвлення/ /безбарвна/

Під концентрацією розчину розуміють масу або об’єм розчиненої речовини, що міститься в певній масі або об’ємі розчину.

Розчинність речовини виражають за допомогою коефіцієнта розчинності, який відповідає кількості грамів речовини, яку можна розчинити в 1 л води при даній температурі.

Розрізняють масову й об’ємну концентрацію.

Масова концентрація вказує кількість грамів речовини, що міститься в певній масі розчину, і виражається як масова частка розчиненої речовини.

Під масовою часткою розуміють співвідношення маси розчиненої речовини m_реч. і розчину m_р:

Якщо частка маси виражається в процентах, то співвідношення множиться на 100%:

.

Приклад. Визначити масову частку хлориду натрію в розчині, що утворюється при розчиненні 20 г NaCl у 180 г води. Визначаємо масу розчину і підставляємо це значення в формулу:

Під молярністю розчину розуміють кількість молів розчиненої речовини, що міститься в 1000 г розчину. Наприклад, якщо в 1000 г розчину 2 моль сірчаної кислоти, то розчин буде двомольним.

Молярна концентрація – це відношення кількості речовини, що міститься в розчині, до об’єму розчину.

Молярну концентрацію обчислюють за формулою

,

де - кількість молів розчиненої речовини;

v – об’єм розчину.

Приклад. Визначити молярну концентрацію розчину їдкого натру, якщо в 200 мл розчину міститься 0,5 моль NaOH/

Молярна концентрація еквівалента – це відношення кількості речовини еквівалента, що міститься в розчині, до об’єму цього розчину. Розраховують за формулою

,

де - кількість молів еквівалента;

- об’єм розчину, л.

Під еквівалентом речовини розуміють таку її кількість, яка взаємодіє з однією масовою частиною водню або заміщує її при хімічних реакціяї.

Для визначення молярної маси еквівалента основи молярну масу основи розподіляють на кількість гідроксильних груп. Наприклад:

Для визначення молярної маси еквівалента кислоти молярну масу її розподіляють на кількість атомів водню. Наприклад:

Молярна маса еквівалента солі дорівнює відношенню молярної маси солі до добутку валентності металу на кількість його атомів. Наприклад:

Приклад. Визначити молярну концентрацію еквівалента розчину сульфату міді (ІІ) творився при розчиненні розчиненні20 г СиSO₄

у 500 мл розчинника.

Визначаємо молярну масу еквівалента СиSO₄:

;

Використання молярної концентрації еквівалента спрощує розрахунки. Речовини взаємодіють між собою в кількостях, що дорівнюють їхнім еквівалентам. Це означає, що один еквівалент кислоти взаємодіє з одним еквівалентом лугу під час реакції нейтралізації, утворюючи при цьому один еквівалент солі й один еквівалент води:

Н₂SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + 2H₂O.

Знаючи молярну концентрацію еквівалента й еквівалент розчиненої речовини, легко визначити масу речовини, що міститься в 1 мл розчину. Для цього необхідно масу розчиненої речовини поділити на 1000. Ця величина називається титром (Т):

;

Приклад. Обчислити титр розчину NaOH з молярною концентрацією еквівалента 2 моль/л:

С_екв. = 2 моль/л; М_{екв(.NaOH)} = M _NaOH = 40 г/моль;

Розчин з відомим титром називається титрованим. Для приготування титрованого розчину необхідно взяти точну наважку речовини, розчинити її в мірній колбі у воді та долити воду до потрібного об’єму.

Користуючись титрованим розчином лугу, можна визначити молярну концентрацію еквівалента. Оскільки розчин з однаковою молярною концентрацією еквівалента містить однакові кількості еквівалентів, то ці розчини реагують між собою в об’ємному співвідношенні 1:1. При різних концентраціях речовини реагують між собою в об’ємах, обернено пропорційних їхнім концентраціям:

де С_{екв. к} і С_{екв. л} – відповідно молярні концентрації еквівалентів кислоти та лугу;

V_л і V_к – відповідно об’єми лугу та кислоти.

Метод титрування широко використовується в аналітичній, біологічній хімії при проведенні біохімічних аналізів.

Для розчинів характерні явища осмосу і дифузії. Під дифузією розуміють самочинне перенесення речовини з розчину з більшою концентрацією в розчин із меншою концентрацією.

Якщо на межі поділу розчин-розчинник встановити напівпроникну перетинку, то крізь неї дифундуватиме тільки розчинник.

Однобічна дифузія називається осмосом. Внаслідок осмосу збільшується об’єм розчину. При цьому створюється додатковий тиск, який називається осмотичним. Осмотичний тиск залежить від концентрації розчину і температури.

Я.Х. Вант – Гофф встановив математичну залежність між тиском, концентрацією і температурою розчину:

р =С_мRT,

де р – осмотичний тиск;

C_м – молярна концентрація;

R –універсальна газова стала (8,3151 Дж/моль К);

T –абсолютна температура.

Поєднання цього рівняння з рівнянням стану ідеальних газів Клайперона-Менделєєва призвело до відкриття закону Вант-Гоффа: осмотичний тиск розбавленого розчину дорівнює такому тиску, який створювала б розчинена речовина, якби вона перебувала у вигляді газу, і при такій самій температурі займала такий самий об’єм, як і розчин.

Виходячи з цього закону, ми можемо визначити тиск, об’єм, масу розчиненої речовини, температуру розчину, оскільки:

Підставивши ці значення в рівняння Вант-Гоффа, дістанемо такий вираз:

де р – осмотичний тиск розчину;

m – маса розчиненої речовини;

М – молекулярна маса розчиненої речовини;

V - об’єм розчину. Осмос має велике значення в життєдіяльності людини, тварин і рослин. Надходження води та поживних речовин з грунту в рослини, пружність рослинних і тваринних клітин, рух крові по кровоносних судинах – все це вияв осмосу.

У концентрованих розчинах вода дифундує з клітин у розчин, клітини при цьому втрачають воду, а також, і пружність, рослини при цьому в’януть, тваринні організми вимирають, порушуються біохімічні процеси. Це явище називається плазмолізом.

Осмотичний тиск крові та лімфи людини становить близько 0,8 МПа.

Теорія електролітичної дисоціації

У 1867 р. С. Арреніус висунув гіпотезу, що при розчиненні у воді молекули речовини розпадаються на позитивно (катіони) і негативно (аніони) заряджені частинки. Ця гіпотеза лягла в основу теорії електролітичної дисоціації.

Із сучасної точки зору суть теорії електролітичної дисоціації полягає в тому, що:

1) при розчиненні в полярних розчинниках (і деяких неполярних) електроліти частково або повністю розпадаються на іони:

2) дисоціації піддаються речовини з іонним та полярним ковалентним зв’язками.

Якщо розчиняється речовина з іонним типом зв’язку, то полярні молекули води орієнтуються навколо цих іонів. Завдяки силам взаємодії, що виникають між іонами і молекулами води, зв’язки між іонами розчиненої речовини розриваються і в розчині з’являються гідратовані іони.

При розчиненні речовин з ковалентним полярним типом зв’язку виникають сили взаємодії між полярними молекулами розчиненої речовини і розчинника, внаслідок чого послабляються зв’язки в полярній молекулі, що зумовлює утворення іонів. На цей процес спливає діелектрична стала розчинника . Чим вона вища, тим легше послаблюється зв’язок між іонами.

Електрична дисоціація здебільшого є оборотним процесом. Взаємодія між молекулами або іонами розчинюваної речовини і молекулами розчинника називається сольватацією. Вона може складатись з декількох процесів: молекулярної дісоціації, утворення сольватів (продуктів сольватації), іонізації й електролітичної дисоціації. Молекулярна дисоціація має місце, коли розчинювана речовина існує у вигляді асоціатів, які при розчиненні розпадаються на окремі молекули.

Однією з характерних ознак процесу дисоціації при великому розбавленні є ступінь дисоціації . Ступінь дисоціації показує, скільки молекул із загальної їх кількості розщепилося на іони:

де n – кількість молекул, що розщепились;

N –загальна кількість молекул.

Величина ступеня дисоціації залежить від концентрації розчиненої речовини і температури. Тому кількісною характеристикою електролізу вважають константу електролітичної дисоціації К, яка залежить від температури і природи розчиненої речовини.

Константа дисоціації – це відношення добутку концентрацій іонів у розчині до концентрації недисоційованих молекул.

В. Оствальд встановив залежність між константою К, ступенем дисоціації і молярною концентрацією розчину:

.

Для дуже слабких електролітів знаменник є малою величиною, якою можна знехтувати.

Тому закон Оствальд для таких розчинів можна записати так:

,

звідки

.

За значенням константи дисоціації електроліти поділяють на сильні й слабкі. Але такий поділ умовний, оскільки чіткої межі між ними не існує. Такий поділ відображає стан речовин, а не природу сполук. Залежно від різних факторів речовина може виявляти властивості як слабкого, так і сильного електроліту.

У розчинах слабких електролітів процес дисоціації проходить тільки частково і в розчинах встановлюється динамічна рівновага між недисоційованими молекулами та іонами. Для таких розчинів застосований закон діючих мас.

Так, для оцтової кислоти, яка дисоціює за схемою

СН₃СООН = СН₃СОО^- + Н⁺,

Константа рівноваги дорівнює константі дисоціації

.

Константу рівноваги процесу дисоціації називають також константою дисоціації. Вона залежить від природи розчинюваної речовини і розчинника, від температури, але не залежить від концентрації розчину. З підвищенням температури константа дисоціації, як правило, зменшується.

Згідно з принципом Ле Шательє, така температурна залежність вказує на екзотермічність процесу дисоціації.

Константа дисоціації є важливою характеристикою слабких електролітів, оскільки характеризує міцність їх молекул у даному розчині.