10. Растворы: классификация растворов. Термодинамика образования растворов. Растворимость веществ. Влияние на растворимость природы компонентов. Влияние на растворимость внешних факторов - законы Генри и Дальтона. Закон Сеченова.

Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов. Каждый из компонентов раствора равномерно распределён между другими по всему объёму раствора в виде молекул, атомов или ионов.
Компоненты раствора: Растворитель (среда) и растворённое вещество (вещество, равномерно распределённое в растворителе в виде молекул и ионов).
Классификация растворов:
- по агрегатному состоянию: Газообразные (воздух, наркозные смеси); жидкие (кровь, моча); твёрдые (сплавы, применяемые в хирургии).
- по молярной массе растворённого в-ва: растворы НМВ (М(х) < 5000 г/моль); растворы ВМВ
(M(x) > 5000 г/моль).
- по размеру частиц:
истинные растворы, гомогенные, термодинамически устойчивые системы (d < 10(-7) см); коллоидные растворы – микрогетерогенные и ТД неустойчивые системы, и растворы ВМВ – гомогенны и ТД устойчивы, (d: 10(-5) – 10(-7)см); грубодисперсные растворы, гетерогенные системы, ТД неустойчивы (d > 10(-5) см).
- по наличию или отсутствию электролитической диссоциации: электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток (пр. основания, кислоты, соли); неэлектролиты – вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток (пр. органические соединения, газы).

Термодинамика образования растворов:
С термодинамической точки зрения в-во может растворять в каком-либо растворителе, если в результате этого процесса свободная энергия Гиббса системы уменьшается, т.е. ΔG = (ΔH – TΔS) < 0
1. Влияние энтальпийного фактора (ΔH) – ΔH зависит от изменения V системы, при растворении твёрдых и жидких веществ V системы не изменяется, => фактором влияющим на ΔH и на ΔG будет изменение внутренней энергии системы ΔE.

Процесс растворения вещества складывается из нескольких стадий:
1. Разрушение кристаллической структуры растворяемого вещества, т.е. фазовый переход, является эндотермическим процессом: ΔH_фп > 0.
2. Сольватация (гидратация) - это процесс взаимодействия частиц растворенного вещества с молекулами растворителя; экзотермический процесс: ΔH_сол (сольватации) < 0.
ΔH_раств = ΔH_фп + ΔH_сол
Если DH_фп > DН_сол – то процесс эндотермический,
Если DH_фп < DН_сол – то процесс экзотермический.

2. Влияние энтропийного фактора (ΔS) – при переходе вещества из упорядоченного твёрдого или жидкого состояния в растворы в системе возникает беспорядок, поэтому энтропия увеличивается. Это способствует протеканию процесса растворения, т.к. ΔG понижается, => растворимость твёрдых и жидких веществ при нагревании увеличивается. При переходе из газообразного состояния в растворенное в системе наблюдается возрастание упорядоченности из-за сольватации (гидратации) молекул, поэтому энтропия системы падает ΔS_раств<О.
Влияние энтропийного фактора на изменение ΔG является минимальным при низких температурах. Поэтому растворимость газов при охлаждении увеличивается, а с повышением температуры уменьшается.

Растворимость – свойство данного вещества растворяться в том или ином растворителе.
Процесс растворения протекает самопроизвольно до тех пор, пока в системе не установится состояние равновесия и ΔG = 0.
Насыщенный раствор – раствор, находящийся в динамическом равновесии с избытком растворённого вещества.
Влияние на растворимость природы компонентов.
Природа вещества определяется типом химической связи. Вещества с полярным ковалентным (HCl) и ионным (гетерополярным) типом связи (NaCl) лучше растворяются в полярных растворителях (например Н₂О), а с неполярной связью (O₂, N₂, С₆Н₆ и др.) – в неполярных растворителях.
Влияние на растворимость газов внешних факторов.
- температура: Растворение газов почти всегда сопровождаются выделением теплоты (ΔН_раств<0), т.к. проходит сольватация их молекул. Согласно принципу Ле Шателье повышение температуры понижает растворимость газов, и наоборот.
- давление: Т.к. при растворении газов в жидкости их объём уменьшается (ΔV<0), то увеличение давления повышает растворимость газов.
Закон Генри: Количество газа, растворенное при данной температуре в определенном объеме жидкости, при равновесии прямо пропорционально давлению газа над раствором.
С(Х)=Кг(Х)·Р(X)
С(Х) - концентрация газа Х в насыщенном растворе, [моль· дм^-3 ];
Кг - константа Генри, [моль· дм ^-3 ·Па^-1], зависит от природы газа, растворителя и температуры;
Р(Х) - давление газа над раствором, [Па].
Закон Дальтона: При растворении в жидкости смеси газов растворимость каждого из них пропорциональна его парциальному давлению. P_общее= P₁+ P₂+ P₃+…
Закон И.М. Сеченова: растворимость газов в растворах электролитов меньше, чем в чистых растворителях.
С(Х) - растворимость газа Х в растворе электролита;
С₀(Х) - растворимость газа Х в чистом растворителе;
е -основание натурального логарифма (е=2,7183);
Кс - константа Сеченова , зависит от природы газа, электролита и температуры;
Сэ - концентрация электролита, моль ·дм^-3.

11. Способы выражения концентрации растворов. Молярная концентрация вещества в растворе. Молярная концентрация эквивалента вещества в растворе. Титр раствора. Массовая доля растворённого вещества в растворе.

Молярная концентрация растворённого вещества в растворе - показывает число молей растворенного вещества в одном кубическом дециметре (литре) раствора. С(х) = n(х) / V, [моль/дм³, моль/л]
Химический эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая в обменной реакции эквивалентна одному протону, а в о/в реакции – одному электрону.
Молярная концентрация эквивалента вещества в растворе - показывает число моль эквивалента вещества в одном дм³ (л) раствора. Обозначают С(1/zX) [моль/дм³, моль/л, н].
Т итр раствора – отношение массы растворённого вещества к объёму раствора. t = m / V, [г/см³]
Массовая доля растворённого вещества в растворе – отношение массы растворённого вещества к массе раствора. W_в = m_в / m_р (%).
+ инф. в тетради.

Электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации. Сильные электролиты. Состояние ионов в растворах сильных электролитов. Межионное взаимодействие. Понятие об активности, коэффициент активности.

Электролиты – это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток (кислоты, основания, соли).
Электролитическая диссоциация – распад молекул на ионы.
Степень диссоциации электролита ( α ) - показывает отношение числа молекул электролита, распавшихся на ионы (n), к общему числу диссоциированных (n) и недиссоциированных (N) молекул:
 Величина α зависит от природы электролита, температуры и концентрации вещества в растворе.

Классификация электролитов по величине степени диссоциации (α):
1. Сильные электролиты: α > 0,3 (30%), в разбавленных растворах α -> 1 (100%) – сильные кислоты, растворимые основания – щёлочи, все растворимые соли.
2. Электролиты средней силы: 0,3 > α > 0,03 (от 3 до 30 %)
3. Слабые электролиты: α < 0,03 (<3%)
Константа диссоциации:  Чем больше величина К_д, тем сильнее диссоциирует электролит.
На практике используют величину рК_д (показатель константы диссоциации):
Чем выше значение рК_д, тем слабее диссоциирует электролит.
К_д  зависит от природы электролита, температуры и практически не зависит от концентрации вещества в растворе.
Для слабых электролитов справедлив закон Оствальда: степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Активность – это концентрация ионов в растворе с учётом сил межионного взаимодействия.
a(x) = f(x) * C(x), где a(x) – активность электролита, моль*дм(-3), С(х) – концентрация электролита, моль*дм(-3), f(x) – коэффициент активности - выражает отклонение свойств раствора с концентрацией С(х) от свойств идеального бесконечно разбавленного раствора данного электролита. Принимает значения от 0 до 1.
Если f(х)=1, тогда а(х)=С(х), ионы практически не связаны межионным взаимодействием. Это достигается в разбавленных растворах (C(x)≈10^-4 моль·дм^-3).
Если f(x)<1, тогда a(x)<C(x), ионы связаны силами межионного взаимодействия. При этом во всех расчетах используют именно активную концентрацию, меньшую по числовому значению, чем C(x).

Растворы, применяемые в медицинской практике и имеющие ионную силу равную 0,15 моль·кг^-1, называются физиологическими растворами. I физ = 0,15 моль·кг^-1.