Міністерство освіти і науки України

Маріупольський коледж Донецького національного університету

економіки і торгівлі  імені Михайла Туган - Барановського

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

МЕТОДИЧНА РОЗРОБКА

 

семінарського заняття

 

з теми «Властивості розчинів»

з дисципліни «Фізична та колоїдна хімія»

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Маріуполь, 2021

Методична розробка семінарського заняття з теми «Властивості розчинів» з дисципліни «Фізична та колоїдна хімія» при підготовці молодших спеціалістів зі спеціальності 181 «Харчові технології», спеціалізації «Технологія харчування».

Підготувала: Черноус В. В. – викладач хімії, викладач-методист кваліфікаційної категорії «спеціаліст вищої категорії» Маріупольського коледжу Донецького національного університету економіки і торгівлі імені Михайла Туган-Барановського.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ЗМІСТ
1.	Вступ ……………………………………………………………..	4
2.	Навчальна методична картка …………………………………...	7
3.	Методика проведення семінарського заняття …………………	10
4.	Висновки та рекомендації ………………………………………	28
5.	Література …………………………………………………..	29
	Додатки ………………………………………………………	30

 

ВСТУП

Для сучасної освіти України є важливим запровадження системних змін, оновлень у змісті, формах, методах освіти. Інноваційна діяльність набирає значної сили і значення, про що йдеться у відповідних нормативно-правових документах, зокрема в Законах України «Про освіту», «Про вищу освіту».

Сучасні соціальні та економічні умови в нашій державі сприяють підвищенню вимог до якостей спеціаліста, зумовлюють формування такої особистості, яка характеризується не репродуктивним, а творчим типом мислення, ініціативою, самостійністю при розв’язанні проблем. Тому навчання молодих спеціалістів повинно ґрунтуватися не на трансляції готових знань, а на створенні умов для творчої активності.

Методичними засобами, які реалізують такий підхід, є інтерактивні методи навчання. Суть інтерактивного навчання у тому, що навчальний процес відбувається за умов постійної активної взаємодії всіх студентів. Це співнавчання, взаємонавчання (колективне, групове, навчання у співпраці), само- і взаємоконтроль якості засвоєних знань, де і студент, і викладач є рівноправними, рівнозначними суб’єктами навчання, розуміють, що вони роблять, знають, уміють і здійснюють.

Використання інтерактивних методів навчання вимагає активізації навчальних можливостей студента замість переказування абстрактної «готової» інформації, відірваної від їхнього життя і суспільного досвіду.

При застосуванні інтерактивних методів навчальна діяльність набуває для студента творчого характеру, а тим самим викликає у нього інтерес до вивчення даного матеріалу.

Використання нових педагогічних технологій у  освітньому процесі дозволяє викладачам реалізувати свої педагогічні ідеї, а студентам дає можливість краще засвоїти навчальний матеріал. Так реалізується найважливіша вимога сучасної освіти − вироблення в суб'єктів освітнього процесу індивідуального стилю діяльності, культури самовизначення, відбувається особистісний розвиток.

Головним питанням сьогодення в системі нової освіти є опанування студентами вмінь і навичок саморозвитку особистості, що значною мірою досягається шляхом впровадження інноваційних технологій в процес  навчання.

При цьому можуть і повинні бути використані особистісно-зорієнтовані інноваційні педагогічні технології. Ефективність їх значною мірою залежить від того, як реалізується творчий потенціал особистості студента. Тому повинні змінитися пріоритети в діяльності викладача. Від пояснювально-ілюстративного методу, від трансляції готового навчального змісту, від просвітительства студентів викладач повинен перейти до нових особистісно-зорієнтованих методів, у яких посилено творчо-діяльнісний компонент. Це зумовлює появу освітніх інновацій, покликаних істотно змінити освітній процес.

Перехід сучасного суспільства до інформаційної епохи свого розвитку висуває перед освітою одне з головних завдань − формування основ інформаційної культури майбутнього фахівця. Реалізація цього завдання неможлива без включення інформаційного компонента в систему хімічної освіти.

Семінар − вид навчальних занять практичного характеру, спрямованих на поглиблення, розширення, деталізацію і закріплення теоретичного матеріалу. Семінарські заняття сприяють активізації пізнавальної діяльності студентів, формуванню самостійності суджень, умінню відстоювати власні думки, аргументувати їх на основі наукових фактів. Вони сприяють оволодінню фундаментальними знаннями, допомагають розвивати логічне мислення, формувати переконання, оволодівати культурою толерантності, активно впливати на соціальне становлення особистості. За способом проведення семінарські заняття бувають різних видів: розгорнута бесіда, диспут, коментоване читання, розв’язування задач, обговорення доповідей, повідомлень, результатів творчих робіт.

А проведення семінарського заняття з використанням комп’ютерних технологій це і є впровадженням інноваційних технологій в освітній процес.

Тема «Властивості розчинів» поділена на 5 органічно пов’язаних між собою питань. Розгляд одного питання є основою для наступного. Це дає змогу залучити до обговорення питань максимум студентів. Доцільно заохочувати слухачів виступати з уточненнями і доповненнями. Семінар передбачає попередню підготовку студентів.

За тиждень до семінару викладач дає студентам питання з теми, до яких треба підготуватися. У підготовці до семінару студентам рекомендується опрацювати основну і додаткову літературу. В ході підготовки до семінару студенти радяться з викладачем, консультуються, готують творчі завдання.

Під час проведення семінарського заняття викладач використовує слайди з теми за допомогою комп’ютерної програми Power Point як засіб наочності з одночасним коментуванням. Форма сприйняття слайдів пов’язана з їх змістом та несе в собі аналітичний та синтезуючий характер. Використання комп’ютерної техніки дозволяє студентам краще засвоїти, систематизувати матеріал з теми.

НАВЧАЛЬНО – МЕТОДИЧНА КАРТКА

План заняття

 

Дисципліна	Фізична та колоїдна хімія
Тема заняття	Семінар за темою «Властивості розчинів»
Вид заняття  (тип уроку)	Семінарське заняття
Форма проведення:	Дискусійне обговорення

 

Мета заняття	Навчальна:
	перевірити засвоєння знань студентами за темою, поглибити знання про властивості розчинів.
	Розвиваюча:
	формування наукового світогляду, самостійного логічного мислення.
	Виховна:
	виховання свідомого засвоєння дисципліни;
	формування відчуття відповідальності, самостійності студентів, збільшення ступеня організованості.

 

 

Міжпредметні зв’язки	Забезпечуючі: технологія виробництва кулінарної продукції, товарознавство
	харчових продуктів, неорганічна, органічна хімія.
	Забезпечувані: основи стандартизації та контроль якості харчової продукції, технологія
	виробництва кулінарної продукції.

 

Забезпечення заняття

Наочні посібники: періодична система хімічних елементів Д.І Мендєлєєва, таблиця розчинності.

Роздавальний матеріал: картки контролю знань студентів.

Технічні засоби навчання: мультимедіа, ноутбук.

Навчальне місце:  кабінет хімії

                                                        ЛІТЕРАТУРА:

Обов’язкова:

1. В.Е. Ліпатніков, К.М. Казаков «Фізична і колоїдна хімія»  М. Вища школа, 1981 р. с. 89-118.

Додаткова:

2. С.В. Горбунова, Е.А. Муловрова «Фізична і колоїдна хімія» М., 2013 р.

Хід заняття

№ елемента	Елементи заняття, навчальні питання, форми її методи навчання	Добавлення, змінення, зауваження
1	2	3
І.       ІІ.         ІІІ.         IV.                     V.   VІ.     VІІ.	Організаційний момент.         Привітання студентів.         Перевірка готовності аудиторії до заняття, перевірка наявності студентів. Ознайомлення студентів з темою та навчальною метою. Викладач повідомляє, що темою семінарського заняття є «Властивості розчинів» . Навчальна мета і основне завдання – перевірка і систематизація отриманих знань за темою. Мотивація навчання Значення теми «Властивості розчинів» у майбутній професійній діяльності, для вивчення хімічних сполук, що становлять основу харчових продуктів, для фізико-хімічних методів аналізу якості сировини, напівфабрикатів і готової продукції. Семінар 4.1 Обговорення плану. 4.2 Узагальнення теоретичного навчального матеріалу за планом: 1. Розчинність газів, рідини та твердих речовин. 2. Дифузія та осмос. 3. Закони Рауля. 4. Властивості розчинів електролітів. 5. Дисоціація води. Водневий показник. Реферативні доповіді студентів (презентації) Гідратна теорія розчинів Д.І. Менделєєва.  С. Арреніус – автор  теорії електролітичної дисоціації. Коментар відповідей, доповідей студентів. Виставлення оцінок. Підсумок семінарського заняття. Логічне завершення дискусії. Студенти самостійно роблять висновки про значення теми. Домашнє завдання: В.Е. Ліпатніков, К.М. Казаков «Фізична і колоїдна хімія»  М. Вища школа, 1981 р. с. 89-118.	3 хв.       3 хв.         5-7 хв.         40-45 хв. слайд 40 хв. презентація         7-10 хв. слайди     5 хв. 3-5 хв.     2-3 хв.

 

 

 

 

 

СЕМІНАР

за темою «Властивості розчинів»

 

Мета: перевірити засвоєння знань за темою «Властивості розчинів»

 

ПЛАН

1. Розчинність газів, рідини та твердих речовин.

2. Дифузія та осмос.

3. Закон Рауля.

4. Властивості розчинів електролітів.

5. Дисоціація води. Водневий показник.

 

Реферати за темами:

 

3. Гідратна теорія розчинів Д.І. Менделєєва.
4.  С. Арреніус – авто теорії електролітичної дисоціації.

 

 

Література:

 

Обов’язкова:  В.Е. Ліпатніков, К.М. Казаков «Фізична і колоїдна хімія»  М. Вища школа, 1981р.

 

Додаткова: С.В. Горбунова, Е.А. Муловрова «Фізична і колоїдна хімія» М., 2013 р.

О.А. Стрельцов. Фізична і колоїдна хімія. Львів. Ліга-прес., 2002р.

МЕТОДИКА ПРОВЕДЕННЯ СЕМІНАРСЬКОГО ЗАНЯТТЯ

Успішність проведення семінарського заняття залежить як від якісної підготовки студентів так і підготовки викладача. Потрібно підготувати навчальну аудиторію, забезпечити її технічними засобами навчання, наочними посібниками. Треба перевірити роботу комп’ютера та мультимедійної системи. Основна умова правильного проведення заняття - це старанна підготовка викладача до заняття. Для цього потрібно скласти план заняття, написати навчально-методичну карту, передбачити час на виконання кожного завдання, скласти питання до опитування студентів. Викладач завчасно готує завдання, проводить консультації зі студентами.

Заняття починається з організаційного моменту:

1) перевірка наявності студентів;

2) перевірка готовності аудиторії до занять;

3) відповіді на запитання студентів, які виникли під час підготовки домашнього завдання.

Ознайомлення студентів з темою та навчальними цілями заняття

Викладач повідомляє тему заняття та нагадує питання, які студенти повинні були вивчити, готуючись до семінару, пропонує студентам провести семінарське заняття в дискусійній формі. Кожен студент згідно питань до теми готується до семінару. Вони готують презентації, реферати, доповіді. Навчальна мета і основне завдання – перевірка і систематизація отриманих знань за темою.

Мотивація навчальної теми

Викладач мотивує вивчення даної теми, вказавши на її значення у майбутній професійній діяльності, для вивчення хімічних сполук, що становлять основу харчових продуктів, для фізико-хімічних методів аналізу якості сировини, напівфабрикатів і готової продукції.

Вступне слово викладача

Розчини в житті людини мають велике значення, особливо водні розчини. Скільки води знаходиться в організмі людини? Де у повсякденному житті використовується вода? Чи можливо приготувати їжу без використання води? Що таке розчини?

На ці та інші питання стосовно водних розчинів відповідають студенти у фронтальній бесіді.

Доцільно тут використання кадрів з фільму про воду.

Далі проводиться узагальнення теоретичного навчального матеріалу за планом:

1. Розчинність газів, рідини та твердих речовин.

2. Дифузія та осмос.

3. Закони Рауля.

4. Властивості розчинів електролітів.

5. Дисоціація води. Водневий показник.

При розгляді питань використовуються слайди презентації «Властивості розчинів».

Реферативні доповіді студентів (презентації).

1. Гідратна теорія розчинів Д.І. Менделєєва.

2.С. Арреніус – автор теорії електролітичної дисоціації.

Студенти роблять реферативні доповіді надають інформацію з питань семінарського заняття і використовують при цьому слайди презентацій.

В процесі дискусійного обговорення проводяться уточнення та доповнення матеріалу з питань семінару.

Коментар відповідей, доповідей студентів

За активну роботу, за виконання завдань викладач виставляє оцінку, коментує їх. Визначаються позитивні і негативні (якщо є) моменти по кожному студенту.

Підсумок семінарського заняття

Логічне завершення дискусії. Студенти самостійно роблять висновки про значення теми «Властивості розчинів».

Домашнє завдання

Як форма самостійної роботи домашнє завдання студентів відіграє важливу роль в освітньому процесі. Виконуючи його, студенти запам’ятовують цілий ряд фактичних знань, встановлюють причинно-слідчі зв’язки, вчаться використовувати знання,

Викладач задає студентам домашнє завдання. Виділяє час на ознайомлення з методичними рекомендаціями по вивченню теми.

Теоретичний матеріал «Властивості розчинів»

Склад розчинів. Способи вираження концентрації

Склад розчинів найчастіше виражають через вміст розчиненої речовини. Вміст розчиненої речовини у розчині називають концентрацією. Є такі способи вираження концентрації (в дужках у деяких випадках наводяться колишні назви, які зараз вживати не рекомендується):

1. Масова частка со (масовий процент, процентна концентрація), визначається як відношення маси розчиненої речовини т(Х) до загальної маси розчину т_р:

V - об’єм, р - густина розчину. Якщо розчин складається з двох компонентів, т_р= т(Х) + m(S), де m(S) - маса розчинника.

Сума масових часток усіх компонентів розчину дорівнює одиниці або 100%: ω (S) + (O(X₁) + ω(Х₂) +... = 1 (100%).

2.    Молярна частка N - це відношення кількості роз­чиненої речовини п(Х) до загального числа молів усіх ре­човин у розчині Σ n₁:

Наприклад, для двокомпонентної системи:, де n(S) - число молів розчинника. Сума молярних часток усіх компонентів розчину також дорівнює одиниці:

Масова та молярна частки - безрозмірні величини.

3.    Молярна концентрація C(X) визначається як від­ношення кількості розчиненої речовини п(Х) до об’єму розчину (розмірність моль/л, або моль/дм³):

де V_p - об’єм розчину.

4.    Молярна концентрація еквівалентів(нормальна або еквівалентна концентрація; визначається як відношення числа молів еквівалентів розчиненої речовинидо об’єму розчину V_p (розмірність моль-екв./л):

де т - маса (наважка) розчиненої речовини;молярна маса еквівалентів розчиненої речовини; г - число еквівалентності.

5.    Моляльність (моляльна концентрація) b(Х) - кіль­кість розчиненої речовини п(Х) в 1 кг розчинника (роз­мірність моль/кг):

де m(S) - маса розчинника (кг).

Якщо задані маси, об’єм або кількість розчиненої речови­ни та розчинника (чи розчину), для розрахунків концен­трації використовують наведені вище вирази, а також відомі співвідношення між масою та об’ємом речовин (т = p-V) та між масою і кількістю речовини:

 

Процес розчинення. Сольватація. Теплота розчинення

Розчинення - складний фізико-хімічний процес взаємодії розчинника і розчиненої речовини. Про це свідчить зокрема те, що утворення розчинів супроводжується тепловими ефек­тами, іноді досить значними. Так, під час розчинення гідро­ксиду калію у воді теплота виділяється, а розчинення хлориду калію у воді супроводжується поглинанням теплоти.

В процесі утворення істинних розчинів між частинками речовини, що розчиняється, руйнуються зв’язки, внаслідок чого утворюються окремі молекули або іони, які під дією теплового руху частинок та дифузії рівномірно розподіля­ються в розчиннику. Наприклад, при розчиненні хлориду калію іони K⁺ та Cl-, що утворюють кристалічну гратку, треба відірвати один від одного, для чого витрачається енергія, яка відповідає енергії іонної кристалічної гратки.

При розчиненні йоду у воді треба подолати сили диспер­сійної міжмолекулярної взаємодії між молекулами I₂. Тоб­то процес розриву зв’язків між частинками речовини, що розчиняється, Є ендотермічним,                     ΔН розр.зв. > 0. Якби не відбувались якісь інші процеси, то розчинення завжди су­проводжувалося б поглинанням теплоти.

Однак численні приклади розчинення з виділенням теп­лоти свідчать, що одночасно відбуваються й інші процеси. Дійсно, рушійною силою розчинення є утворення нових зв’язків, що виникають при взаємодії частинок розчиненої речовини з молекулами розчинника. Цей процес на­зивається сольватацією (для водних розчинів - гідрата­цією). Він супроводжується виділенням енергії, ΔН _cольв < 0.

Явище сольватації зумовлене відомими видами взаємодії між молекулами розчинника і частинками розчиненої ре­човини: орієнтаційною, індуктивною, дисперсійною та вод­невим зв’язком. Коли розчиняється неполярна речовина в неполярному розчиннику, наприклад бензол у гексані, сольватація зумовлена дисперсійною взаємодією. При роз­чиненні неполярної речовини в полярному розчиннику (на­приклад, йоду у воді) до дисперсійної взаємодії додається індукційна. Якщо полярну речовину розчиняти в поляр­ному розчиннику, наприклад метанол у воді, мають місце всі згадані вище види міжмолекулярної взаємодії, але най­суттєвішим є вклад водневого зв’язку.

Іноді під час розчинення відбуваються хімічні перетво­рення речовин. Наприклад, при розчиненні хлороводню у воді відбувається процес дисоціації HCl на іони і утворення іона гідроксонію H₃O⁺ за рахунок донорно-акцепторного зв’язку між іоном Н⁺(акцептор) та молекулою H₂O (донор).

Загальний тепловий ефект розчинення ΔН ^r_pозч дорівнює алгебраїчній сумі зазначених вище теплових ефектів:

Знак теплового ефекту розчинення залежить від спів­відношення складовихЯкщо в процесі сольватації енергії виділяється більше, ніж витрачається на розрив зв’язків між частинками речовини, що розчи­няється, процес розчинення екзотермічний, ΔН _розч < 0. Як­що ж на розрив зв’язків енергії витрачається більше, ніж виділяється при сольватації, то речовина розчиняється із вбиранням теплоти, ΔН _pозч > 0. Теплоти розчинення деяких речовин у воді подані в таблиці.

Таблиця 1. Теплоти розчинення деяких речовин у п молях води за 298 K

Речовина	n	ΔН р, КДж/моль	Речовина	n	ΔН р, КДж/моль
CH3OH(P)	∞	-1,6	НГ(г)	∞	-60,7
СО2(г)	1600	-19,7	H3BO3(K)	∞	-21,8
CaCl 2 (к)	100	-74,8	NH3(F)	100	-34,1
CaCl2-6Н2 О(к)	400	19,1	NH4Cl(K)	∞	14,8
FeCl3(K)	1000	-132,4	NaCl(K)	200	5,1
НВг(г)	∞	-85,1	NaOH(K)	200	-42,3
НС1(г)	∞	-74,8	Na2SO4 10Н2O(K)	400	78,5

 

Розчинення як оборотний процес. Розчинність

Утворення розчинів найчастіше є оборотним процесом. Дійсно, якщо, наприклад, невелику порцію хлориду калію внести у воду, то ця порція солі розчиниться; те ж саме від­будеться і з наступною порцією. Але при подальшому дода­ванні хлориду калію можна помітити, що процес розчинен­ня поступово уповільнюється. Врешті розчинення цієї спо­луки у воді припиняється. Чому? Адже має місце великий надлишок молекул води, і далі був би можливий процес соль­ватації іонів солі, завдяки якому може відбуватися процес розчинення. Дійсно, процес розчинення продовжується, але треба врахувати, що одночасно має місце і зворотний про­цес - виділення речовини з розчину. Швидкість зворотного процесу зростає при збільшенні концентрації розчину, тому він поступово врівноважує процес розчинення. У насичено­му розчині швидкість розчинення дорівнює швидкості виділення речовини з розчину (для розчинених твердих ре­човин це називають кристалізацією). Такий розчин перебуває в рівновазі з розчиненою речовиною. Концентрація речовини в насиченому розчині є мірою її розчинності.

Якщо концентрація розчину є меншою, ніж у насиче­ному, швидкість розчинення буде більшою від швидкості виділення речовини з розчину; такий розчин називається ненасиченим.

Для деяких речовин можна отримати розчини, концен­трація яких за даної температури вища, ніж концентрація насиченого розчину. Наприклад, за нагрівання можна одер­жати досить концентрований розчин ацетату натрію, відді­лити його від твердої фази і обережно охолодити, після чого концентрація солі буде більшою, ніж у насиченому розчині, але її надлишок з розчину не виділяється. Такі розчини на­зиваються пересиченими. Вони нестійкі, і якщо внести в такий розчин центр кристалізації (кристалик розчиненої речовини, пил тощо), надлишок розчиненої речовини ви­кристалізується (швидкість виділення речовини з розчину більша за швидкість розчинення) і розчин стане насиченим. Цей прийом часто застосовують для очищення речовин (метод перекристалізації), оскільки домішки лишаються в розчині.

Розчинність речовин залежить від природи речовин, які утворюють розчин, температури, а для газів - ще й від тиску.

Залежність розчинності від природи компонентів розчину

Ще й досі не існує кількісної теорії, за допомогою якої можна було б розраховувати розчинність речовин. Це по­яснюється складним характером процесів, що відбуваються під час розчинення. Але відомі деякі правила та законо­мірності, за допомогою яких можна якісно пояснити вплив природи речовин на розчинність. Так, ще алхіміки дійшли висновку, що «подібне розчиняється у подібному». Дійсно, у розчинниках, які складаються з полярних молекул (вода, рідкий аміак, спирти) найчастіше добре розчиняються саме полярні речовини (мінеральні кислоти, луги, деякі солі). У ряді випадків розчинність може бути необмеженою (вода - етанол, вода - сульфатна кислота тощо). Навпаки, непо­лярні речовини, такі, як бензол, йод, мідь, азот, у воді роз­чиняються мало. Але бензол може необмежено розчинятися у подібній до себе речовині - толуолі, йод добре розчиня­ється у бензолі, а мідь - у іншому металі - ртуті.

Вплив температури та тиску на розчинність речовин у рідинах

Розчинність речовин залежить не тільки від природи розчиненої речовини і розчинника, але й від температури та тиску.

Коли тверда речовина розчиняється в рідкому розчин­нику, відбувається руйнування кристалічної решітки ре­човини, що розчинюється, на що витрачається енергія (ΔH_pозч.зв > 0), і сольватація, яка супроводжується виді­ленням енергії (ΔHс_ольв < 0). Найчастіше на руйнування кристалічної гратки енергії витрачається більше, ніж ви­діляється за сольватації:тобто біль­шість твердих речовин розчиняється із вбиранням теплоти (ΔH_poзч > 0). Але є тверді речовини, які розчиняються в рідинах з виділенням теплоти (ΔH_розч <0). Це можливе, коли

(приклади див. у табл.1).

для оборотних процесів вплив температури на розчин­ність можна пояснити, використовуючи принцип Ле Шательє. З підвищенням температури в системі буде перева­жати процес, що послаблює зростання температури, тобто ендотермічний процес. А таким процесом найчастіше є розчинення твердих речовин. Тому в більшості випадків розчинність твердих речовин у рідинах за нагрівання зрос­тає. Але відомі випадки, коли розчинення твердих речовин перебігає з виділенням теплоти; тоді за нагрівання їх роз­чинність зменшується. Якщо розчинення супроводжується незначним тепловим ефектом, то розчинність практично не залежить від температури. Наприклад, розчинність ніт­рату калію, нітратів плюмбуму і аргентуму з підвищенням температури значно зростає, а хлориду натрію - змінюється незначною мірою. Для сульфату натрію залежність роз­чинності від температури має складніший характер: до 32,4°С (305,55 К) розчинність його швидко збільшується, а далі з підвищенням температури - зменшується. Це по­яснюється тим, що нижче 32,4°С у рівновазі з насиченим розчином перебуває кристалогідрат Na₂SO₄ IOH₂O, розчи­нення якого супроводжується вбиранням теплоти, вище даної температури кристалогідрат переходить у безводну сіль Na₂SO₄, яка розчиняється з виділенням теплоти. Ві­домості про розчинність різних речовин залежно від тем­ператури можна знайти в спеціальних таблицях, на основі яких будуються графіки - криві розчинності (рис.1).

Тиск практично не впливає на розчинність твердих ре­човин у рідинах, оскільки об’єм системи зі зміною тиску в процесі розчинення змінюється мало.

Розглядаючи взаємну розчинність рідин, треба зазна­чити, що під час їх змішування                    Рис. 9.1. Криві розчинності деяких солей у воді.

мають місце випадки, коли рідини: а) розчиняються одна в одній необмежено (етанол- вода); б) розчиняються обмежено (фенол-вода), в) прак­тично одна в одній не розчиняються (ртуть-вода). Як вже зазначалося, розчинність перш за все визначається при­родою цих рідин.

Вплив температури на розчинність розглянемо для ви­падку “б” - обмеженої розчинності рідин. Так, у системі вода - фенол під час змішування речовин за звичайних умов утворюються дві різні фази - розчини фенолу у воді та води у фенолі. Склад їх неоднаковий і залежить від температури: так за 293 K у першому з цих розчинів міс­титься 8% фенолу і 92% води, в другому - 72% фенолу та 28% води. Процес розчинення фенолу у воді та води у фенолі супроводжується поглинанням теплоти, тому з на­гріванням взаємна розчинність речовин збільшується, тобто зростає концентрація фенолу в першому розчині та води в другому. Склад фаз наближається один до іншого, і за 339 K лишається одна фаза (36% фенолу і 64% води), тобто в системі настає необмежена розчинність. Температура, по­чинаючи з якої дві рідини необмежено змішуються, нази­ваються критичною температурою розчинення. За охо­лодження система повертається до стану обмеженої роз­чинності і розшаровується (знову утворюються дві фази).

Зауважимо, що зростання взаємної розчинності рідин та перехід до стану необмеженої розчинності за нагрівання спо­стерігається далеко не завжди. Вплив температури на роз­чинність рідин у рідинах часто має досить складний характер.

Розчинність газів у рідинах залежить від природи ре­човин, що утворюють розчин, температури і тиску.

Розглядаючи вплив температури на розчинність газів, перш за все визначимо, якими тепловими ефектами харак­теризується цей процес. Відомо, що енергія розриву зв’язків між молекулами газу близька до нуля через велику від­стань і слабку взаємодію між молекулами, тобто ΔH_pозчs ~ 0. Тому згідно з формулою ΔH_pозч = ΔH_coльв. Оскільки ΔH_coльв < 0, то і ΔH_pзч < 0, тобто процес розчинення в цьому випадку відбувається з виділенням теплоти. Вна­слідок цього, згідно з принципом Ле Шательє, підвищення температури знижує розчинність газів.

Зі збільшенням зовнішнього тиску, згідно з принципом Ле Шательє, у рівноважній системі більшою мірою повинен відбуватися процес, який послабить підвищення тиску. То­му частина молекул газу перейде в розчин і розчинність збіль­шиться. Залежність розчинності газу від тиску визначається законом Генрі: за сталої температури розчинність газу в рідині прямо пропорційна його парціальному тиску:

Де т- маса газу, розчиненого в даному об’ємі рідини; P - тиск (ат.); k - коефіцієнт пропорційності, який залежить від при­роди речовин, що утворюють розчин, і від температури. Коли P=I ат., т = k, тобто k - розчинність газу за нормальним тиском.

Якщо над рідиною знаходиться суміш кількох газів, то роз­чинність кожного з них визначається його парціальним тиском.

Закон Генрі справедливий тільки для досить розбавлених розчинів за невисоких тисків та відсутності хімічної взаємодії між молекулами розчиненої речовини і розчинника.

Температури кипіння і кристалізації розчинів

Тиск насиченої пари над розчинами

Як зазначалося, багато важливих хімічних реакцій прово­дять саме в розчинах. Після цього речовини, що утворилися, виділяють перегонкою або кристалізацією, тому велике значення мають питання кристалізації та кипіння розчи­нів. Температури кипіння і кристалізації розчинів пов’я­зані зі зміною тиску насиченої пари над розчинами.

Тиск насиченої пари над чистою рідиною залежить тіль­ки від температури. Але якщо за даної температури в рідині розчиняти якусь нелетку речовину, то тиск насиченої пари зміниться. Дійсно, концентрація розчинника в розчині змен­шується, внаслідок чого зменшується швидкість випарову­вання, і тому нова рівновага встановлюється за меншого тиску насиченої пари. Зменшення тиску насиченої пари над розчином можна також пояснити, виходячи з принципу Ле Шателье: при зменшенні концентрації розчинника в рідкій фазі рівновага в системі рідина - пара зміщується таким чином, щоб послабити це зменшення. Тому частина молекул розчинника переходить з пари в рідину; зменшення числа молекул в одиниці об’єму пари приводить до зниження тиску насиченої пари. Французький вчений Ф.М. Рауль (1830-1901) встановив, що зниження тиску насиченої пари над розчином пропорційне концентрації розчиненої речовини.

Якщо через P₀ позначити тиск насиченої пари над роз­чинником, а через P - над розчином, то P₀ - P = ΔP - зни­ження тиску насиченої пари над розчином. Відношення ΔP / P₀ називається відносним зниженням тиску насиченої пари. Його величина визначається першим законом Payля:

відносне зниження тиску насиченої пари розчин­ника над розчином дорівнює молярній частці роз­чиненої речовини:

З даного формулювання випливає, що зниження тиску насиченої пари над розчином залежить від кількості час­тинок (молекул) розчиненої речовини і не залежить від її природи та температури.

Гпідвищення температури кипіння розчинів

Рідина починає кипіти, коли тиск насиченої пари над нею зрівнюється з зовнішнім тиском. Тиск насиченої пари розчинника над розчином нижчий, ніж над чистим розчин­ником, тому за температури кипіння розчинника T⁰_k розчин не кипітиме. Щоб розчин закипів, його треба нагріти до вищої температури T_k (див. рис. 2), коли тиск його насиченої пари стане рівним зовнішньому тиску. У більш концентро­ваному розчині підвищення температури кипіння розчину (AT_k=T_k-T_k⁰) буде більшим, оскільки більш значним є зниження тиску насиченої пари над розчином (ΔР). Оскільки ΔР, згідно з першим законом Рауля, пропорційне числу молів розчиненої речовини, то й AT_k перебуватиме в такій самій залежності від цієї величини. Тому:

підвищення температури кипіння розчину ΔT_k про­порційне числу молів розчиненої речовини в певній кількості розчинника:

де b (X) - моляльність розчину, тобто число молів розчи­неної речовини в 1 кг розчинника.

Фізичний зміст коефіцієнта пропорційності E можна ви­значити, коли величина b (Х) буде дорівнювати одиниці. За цих умов ΔT_k = Е. Це - ебуліоскопічна стала розчинника, яка вказує на підвищення температури кипіння одномоляльного розчину (1 моль розчиненої речовини в 1 кг розчинника).

Якщо взяти розчини різних речовин в одному й тому ж розчиннику, наприклад водні розчини глюкози, цукру, глі­церину, з однаковою моляльною концентрацією, то їх тем­ператури кипіння мають бути однаковими. Саме це експе­риментально довів Рауль. Можна також зробити висновок, що значення ебуліоскопічної сталої E не залежить від при­роди розчиненої речовини.

Рис. 2. Підвищення температури кипіння (ΔТ_к) та зниження температури замерзання (ΔT₃) розчину: OA - тиск пари над рідким розчинником; OS - тиск пари над твердим розчинником; О’А’ - тиск пари над розчином.

 

Аналогічні досліди з розчинами, які містять однакову речовину в різних розчинниках, показують, що величина E залежить від природи розчинника і для кожного даного розчинника є сталою величиною. Так, для води, бензолу і оцтової кислоти ебуліоскопічна стала E становить відпо­відно 0,52; 2,57 і 3,1 К/моль.

Зниження температури кристалізації (замерзання) розчинів

Як було показано, рідка фаза (вода) і тверда фаза (лід) перебувають у рівновазі, коли тиск наси­ченої пари над цими фазами однаковий. На рис. 2 ця умова виконується в точці О, де перетинаються криві тиску насиченої пари над рідкою і твердою фазами (криві OA і OB). Отже, точці O відповідає температура кристалізації (замерзання) чистого розчинника.

Коли охолоджувати розбавлений розчин, то за певної тем­ператури також починається кристалізація розчинника (при охолодженні розбавленого водного розчину утворюються кристали льоду). Рівновага в системі рідкий розчин ↔ твердий розчинник настане, коли тиск насиченої пари над цими фазами стане однаковим. Оскільки тиск насиченої пари над розчином нижчий, ніж над чистим розчинником, криві тиску пари над розчином (О' А') і над твердим розчинником (OB) перетинаються за більш низької температури (точка O'). Отже, кристалізація розчину починається за нижчої температури, ніж розчинника. Різниця температур кристалізації розчинника (T₃⁰) і розчину (T₃) називається зниженням температури замерзання розчину: ΔT₃ = Т° - T₃. Чим вищою є концентрація розчину, тим більше знижується тиск насиченої пари і температура крис­талізації розчину стає нижчою. Отже, зниження температу­ри замерзання розчину пропорційне числу молів розчиненої речовини в певній кількості розчинника:

де b (Х) - моляльність розчину, к - кріоскопічна константа розчинника, яка показує зниження температури замерзан­ня одномоляльного розчину (якщо 6 = 1 моль/кг, ΔT₃ = к). г: Як і ебуліоскопічна константа, к залежить тільки від природи розчинника. Для води вона становить 1,86, для бензолу 5,12, для оцтової кислоти 3,9 К/моль.

Отже, ΔT₃ (як і ΔТ_К) не залежить від природи розчиненої речовини, а тільки від числа її молів, тобто від числа її частинок у розчині.

Наведені вище залежності ΔT₃ і ΔT_k розчинів від їх кон­центрацій називають другим законом Рауля.

Закони Рауля придатні лише для розбавлених розчинів нелетких неелектролітів.

Дисоціація води і водневий показник водних розчинів

Чиста вода за звичайних умов незначною мірою прово­дить електричний струм. Це пояснюється тим, що при­близно лише одна з 10 млн. молекул дисоціює на іони:

Константа дисоціації водиза ст.у. (298 К) дорівнює 1,8∙10^-16. Цей процес є ендотермічним і зворотним до реакції нейтралізації сильної кислоти силь­ною основою. Внаслідок незначної дисоціації можна вва­жати, що концентрація недисоційованої частини (молекул H₂O) є сталою. Розрахуємо [H₂O], прийнявши до уваги, що маса 1 л води за звичайних умов близька до 1000 г (точно 1000 г за 4°С):

Перенесемо сталі члени у виразі константи дисоціації в ліву частину:

Це означає, що за певної температури добуток K∙[H₂O] є сталою величиною. За 298 K він дорівнює 1,8-10^-16 ∙ 55,56 = 10^-14 і називається іонним добутком води К_в:

Kв - є сталою величиною не тільки в чистій воді, а й у роз­бавлених водних розчинах кислот, основ і солей, коли кон­центрація розчиненої речовини істотно менша від концентрації води. Умовно межею розбавлених розчинів можна вважати такі, концентрація розчиненої речовини в яких не перевищує 1 моль/л, тобто не більше 2% молярної концентрації води.

Іонний добуток залежить від температури. За нагрі­вання, згідно з принципом Ле Шательє, посилюється про­цес, що йде з поглинанням теплоти, тобто процес утворення іонів. Тому іонний добуток води збільшується: при 0; 25 і 100⁰C його значення відповідно дорівнюють 0,13∙10^-14, 1∙10^-14 і 76 10^-14.

У чистій воді та нейтральних розчинах солей і неелетролітів виконується умова: [Н⁺] = [ОН^-]. Оскільки добу­ток цих величин дорівнює Kв, то:                                                

За температури 298 К, коли K_в = IO¹⁴ , [Н+] = [ОН-] = 10-⁷моль/л.

У розчинах кислот [H⁺] збільшується. Рівновага про­цесу дисоціації води зсувається так, щоб послабити зрос­тання концентрації цих іонів, тобто в бік недисоційованих молекул води. Тому концентрація іонів OH зменшується, а іонний добуток K_b залишається сталим. У кислому се­редовищі [Н⁺] > 10 ⁷ моль/л, а [OH^-] < 10^-7 моль/л.

У розчинах лугів [ОН^-] > 10^-7 моль/л. Рівновага дисо­ціації води також зсувається в бік утворення молекул води і концентрація йонів H⁺ зменшується. Отже, в лужних розчинах [H⁺] < IO^-7 моль/л, а добуток концентрацій іонів H⁺ і OH^- (тобто Kв також не змінюється.

Для характеристики кислотності середовища зручно ко­ристуватися водневим показником pH, який дорівнює від’ємному десятковому логарифму активності іонів гід­рогену: pH = - Ig а_н+.

Щодо розбавлених розчинів, можна вважати, що а_н+ ≈[Н⁺], тому:

pH=-lg[H⁺].

У чистій воді та в нейтральних середовищах, де [H⁺] = 10^-7 моль/л, pH =-Ig10^-7 = 7 . У кислих середовищах, де [H⁺] > 10^-7, значення pH < 7 і в лужних середовищах, де [Н⁺3 < 10 ⁷ моль/л, значення pH > 7.

Наведемо приклади розрахунків значень pH в розчинах лугів та сильних кислот. Одержані значення pH є наближе­ними, оскільки в розрахунках знехтуємо різницею між ак­тивними та загальними концентраціями іонів. Так, у роз­чині сильної кислоти, наприклад хлоридної чи нітратної, концентрація якої складає 0,1 моль/л, [H⁺] = 10^-1 моль/л, оскільки кислота дисоціює практично повністю і під час ди­соціації однієї молекули кислоти утворюється один іон H⁺. Тоді дістанемо: pH = -lg[H⁺] = -Ig0, 1 = 1. Якщо концентра­ція цієї кислоти складає 1 моль/л (цю концентрацію можна умовно вважати межею розбавленого розчину), pH = - Ig 1 = 0.

У розчині гідроксиду калію за умови, що C(KOH) = 0,01 моль/л, [ОН^-] також дорівнює 0,01 моль/л, оскільки KOH дисоціює повністю. З виразу для іонного добутку води (10.9) випливає: [H⁺ ] • 0,01 = IO^-14, звідки [H⁺ ] = IO^-12 моль/л, а pH = 12. Якщо C(KOH) = 1 моль/л, [ОН^-] = 1 моль/л. Тоді добуток [H⁺] I = IO¹⁴, концентрація H⁺ = IO¹⁴, звідки pH = 14.

Таким чином, у розбавлених водних розчинах, коли концен­трація сильної кислоти або лугу не перевищує 1 моль-екв/л, за 298 K (25°С) можна прийняти, що у кислому середовищі значення pH змінюється в межах від 0 до 7, а в лужному - від 7 до 14, виключаючи саме значення 7 (нейтральне се­редовище). Наведені значення pH є дещо наближеними, оскільки в розрахунках нехтували різницею між актив­ними та аналітичними концентраціями іонів.

На практиці для визначення pH середовища використо­вують індикатори та спеціальні вимірювальні прилади – іономіри (рН-метри).

ВИСНОВКИ ТА РЕКОМЕНДАЦІЇ

Одне з основних направлень сучасного освітнього процесу − вміння студентів працювати з інформацією, находити і вибирати необхідний матеріал, аналіз та використання інформації в реальних умовах.

Студенти при проведенні семінарського заняття включаються у пошукову, пізнавальну діяльність, вчаться находити та обробляти інформацію.

Цей метод сприяє організації спільної діяльності, діалогічному спілкуванню, як між викладачами і студентами, так і між самими студентами в процесі приготування відповідей на запитання семінару, розвитку комунікативних вмінь, що важливо для успішної професійної реалізації студентів.

Елементи семінарського заняття дають можливість підвищити зацікавленість студентів до процесу навчання і більш активно сприймати навчальний матеріал. Таким чином реалізується головна мета − навчити студентів орієнтуватися в потоці інформації і вміти користуватися нею.

Методична розробка може бути рекомендована викладачам для застосування у підготовці семінарських занять та використання в роботі викладачів хімічних дисциплін.

ЛІТЕРАТУРА

 

1. Горбунова С.В., Муловрова Е.А. «Фізична і колоїдна хімія» М., 2013 р.

2. Ліпатніков В.Е., Казаков К.М. «Фізична і колоїдна хімія»  М. Вища школа, 1981 р. с. 89-118.

3. Стрельцов О.А., Мельничук Д. О. та ін. Фізична і колоїдна хімія: Підручник для студентів аграрних закладів освіти. – Львів: Ліга-Прес, 2002. – 456с.

4. Інтернет ресурси:

http://www.hemi.nsu.ua

http://www.chemistry.ua