Свойства растворов рассматриваются с точки зрения термодинамики и молекулярно-кинетической теории. После уточнения понятия «раствор» следует обратить внимание на методы выражения концентраций, ибо концентрация является важнейшей характеристикой раствора.

Тема   «Свойства растворов».

Студенты должны:

-        знать:

основные характеристики растворов; теорию растворов Менделеева; механизм растворения газообразных, жидких  и твердых веществ; свойства разбавленных растворов: диффузия и осмос, их значение в пищевой промышленности и физиологии питания; первый и второй законы Рауля; замерзание и кипение растворов; отличие свойств электролитов и неэлектролитов; выражение ионного произведения воды и рН среды; что такое буферные растворы, их использование при исследовании овощных полуфабрикатов;

-        уметь:

определять: процентную, молярную концентрации, титр и нормальность раствора, величину осмотического давления, рН среды раствора, значение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов; рассчитывать величины повышения температуры кипения и понижения температуры замерзания растворов; составлять уравнения диссоциации кислот, солей и оснований; определять силу электролита; составлять буферные растворы.

Лабораторные работы.

1. Тема «Определение энтальпий растворения и химических реакций».
2. Тема «Определение рН среды индикаторами».

Практическая работа.

Тема «Определение осмотического давления, температур кипения, замерзания, рН среды, [H⁺] и [OH^-] (решение задач)».

Содержание учебного материала.

            Общая характеристика растворов. Методы выражения концентраций. Механизм растворения. Сольватная (гидрантная) теория растворов Д.И. Менделеева.

            Растворимость газов в жидкостях, зависимость от температуры и давления. Использование теории растворов при приготовлении и хранении газированных напитков. Растворимость жидкостей, ее виды. Растворимость в двухслойных жидкостях. Экстракция, ее практическое применение в технологических процессах.

            Растворимость твердых веществ, зависимость от температуры и степени измельчения. Использование этих факторов в технологических процессах приготовления пищи.

            Свойства разбавленных растворов. Диффузия. Зависимость скорости диффузии от температуры, размера частиц, вязкости среды, степени невыравненности концентраций.

            Формула Эйнштейна. Закон Фика. Влияние скорости диффузии на количество экстрактивных веществ, выделяемых мясом, рыбой, овощами в различных технологических режимах, возможность управления технологическими процессами.

            Роль диффузии в хлебопечении, ее влияние на качество продукции.

            Значение диффузии в физиологии питания.

            Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Плазмолиз, плазмоптис и тургор в живых клетках. Растворы изотонические, гипертонические, гипотонические. Значение осмоса в процессах усвоения пищи микроорганизмами, обмена веществ при консервировании пищевых продуктов. Давление пара над раствором. Первый закон Рауля. Замерзание и кипение растворов. Второй закон Рауля. Антифризы.

            Свойства растворов электролитов. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, ее зависимость от температуры и концентрации растворов. Константа диссоциации, независимость этой величины от концентрации раствора. Закон разведения Оствальда.

            Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Нейтральная, кислая, щелочная среда. Водородный показатель. Зависимость между концентрацией ионов водорода и рН среды. Индикаторы. Прибор иономер. Применение индикаторов при анализе мясных натуральных полуфабрикатов, котлетной массы, содержания молока в кофе с молоком.

            Влияние рН среды на течение ферментативных процессов. Влияние рН среды на технологические процессы тушения мяса (выбор соуса), маринования, тепловой обработки растительных продуктов: гидролиз протопектина до пектина. Влияние рН на устойчивость эмульсии молока. Буферные растворы, в том числе тканевых жидкостей, крови, молока. Использование буферных растворов при исследовании овощных полуфабрикатов.

Методические рекомендации.

            Свойства растворов рассматриваются с точки зрения термодинамики и молекулярно-кинетической теории. После уточнения понятия «раствор» обратите внимание на методы выражения концентраций, ибо концентрация является важнейшей характеристикой раствора. При изучении сущности растворения рассмотрите гидратную систему раствора Д.И. Менделеева, согласно которой процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворяемого вещества с молекулами растворителя. Растворение сопровождается тепловым эффектом, называемым теплотой растворения. Тепловой эффект растворения является суммой двух слагаемых:

а)  энергии гидратизации (теплота, выделяемая при гидратизации молекул);

б) энергии кристаллической решетки (теплота, затрачиваемая на разрушение кристаллической решетки).

            Характеризуя растворимость газов, жидкостей и твердых веществ, обратите внимание на влияние природы растворителя и растворимого вещества на процессе растворения. Изучите закон распределения и условия наиболее выгодного экстрагирования веществ, например, при пассеровании овощей. Знакомясь с диффузией и осмосом  разбавленных растворов, нетрудно заметить сходство между идеальными растворами и идеальными газами. Идеальные растворы ведут себя как газы и подчиняются законам идеальных газов, поэтому для количественной характеристики осмотического давления Вант-Гофф воспользовался уравнением состояния идеальных газов. После изучения законов осмоса усвойте методику решения задач по определению массы растворенного вещества.

            Пример 1. Вычисление осмотического давления раствора

 Вычислите осмотическое давление раствора, содержащего в 1,4 л 63 г глюкозы С₆Н₂О₆ при 0⁰С.

            Запишите условие задачи в математической форме.

Дано:                                                           Решение.

 

V(р-ра) = 1,4 л                          Осмотическое давление раствора

                                                определяется с помощью закона

m(С₆Н₁₂О₆) = 63 г                                   Вант-Гоффа: Р_осм = (n * T * R) / V,

                                               где n – число молей растворенного

t = 0⁰C                                     вещества; V – объем раствора, м³;

                                               R – молярная газовая постоянная, равная

R = 8,31 Дж/моль К                   8,31 Дж/моль К.

                                               В 1,4 л раствора содержится 63 г глюкозы,

                                               моль которой равен 180 г.

Р_осм - ?                                    Следовательно, в 1,4 л раствора содержится

                                               молей     глюкозы:

                        n = 63 / 180 = 0,35 молей.

Осмотическое давление этого раствора глюкозы равно:

Р_осм = (0,35 * 8 * 8,31 * 273) / (1,4 * 10^-3) = 5,67 * 10⁵ Па.

            Пример 2.       Определение молекулярной массы неэлектролита по осмотическому давлению раствора.

            Рассчитайте молекулярную массу неэлектролита, если в 5 л раствора содержится 2,5 г неэлектролита. Осмотическое давление этого раствора равно 0,23 * 10⁵ Па при 20⁰С.

Дано:                                                    Решение.

 

V = 5 л                                   Заменив число молей n выражением

                                               m / M, где m -  масса растворимого

m = 2,5 г                                 вещества, М – его молярная масса, получим:

                                                        Р_осм = (m * R * T) / (M * V).

Р_осм = 0,23 * 10⁵ Па               Отсюда,

                                            молярная масса растворенного вещества равна:

                                                                 М = (m * R * T) /  P_осм  * V).

t = 20⁰С                                    Молярная масса неэлектролита равна:

                                               М = (2,5 * 8,31 * 293) / (0,23 * 10⁵ * 5 * 10^-3) =

М - ?

                                                          = 52,96 г/моль.

Приведите примеры диффузии и осмоса, имеющие место в биологии, технологии приготовления пищи. Зависимость понижения давления насыщенного пара от концентрации установлена французским ученым Раулем (первый закон Рауля). Второй закон Рауля говорит о повышении температуры кипения и понижения температуры замерзания растворов в зависимости от концентрации.

Законы Рауля лежат в основе варки при повышенном давлении (повышенной температуре) – в автоклавах, в которых поддерживается избыточное давление пара до 250 кПа (температура до 140⁰С). Варка при повышенном давлении используется для интенсификации варки костного бульона.

При пониженном давлении (пониженной температуре) – в сосудах, в которых поддерживается разряжение (вакуум-аппараты), температура кипения жидкой среды в них ниже 100⁰С. варка при пониженном давлении используется для интенсификации процесса выпаривания и при сгущении молока.

Обратите внимание на физический смысл криоскопической и эбуллиоскопической константы, математическое выражение закона Рауля и определение молекулярной массы растворенного вещества неэлектролита по формуле:

М = (K * m * 1000) / (∆t * A)

где К – константа (криоскопическая или эбуллиоскопическая);

      m – масса растворенного вещества;

      А – масса растворителя;

      ∆t – повышение температуры кипения (или понижение температуры замерзания);

      М – молекулярная масса растворенного вещества.

            Эту формулу используйте для решения задач, которые даны на стр. 222 учебника Липатникова.

            Понижение температуры замерзания растворов используется на практике для приготовления хладоносителей жидкостей, которые охлаждают до низких температур и подают по трубам к месту потребления холода.  Для этих целей применяют растворы хлорида натрия, хлорида кальция, этиленгликоля, но они вызывают коррозию труб. Более удобные водные растворы пропиленгликоля, не вызывающие коррозию и не замерзающие при температуре до -50⁰С.

            Переход от растворов неэлектролитов к растворам электролитов начните с определения электролитов. Затем рассмотрите отклонение свойств растворов от закона Рауля и Вант-Гоффа.

            Законы Рауля и Вант-Гоффа полностью подтверждались на опыте, пока исследованиям подвергались водные растворы органических веществ, а также растворы в неводных растворителях, например, эфире, бензоле, но они оказались неприменимы к водным растворам кислот, оснований, солей, т.е. к растворам электролитов.

            Например,  раствор,  содержащий  в  1000  г  воды  один  моль  хлорида  натрия,  замерзает не при

-1,86⁰С, а при температуре примерно вдвое низшей. Такое понижение температуры замерзания наблюдалось бы приблизительно у двумолярного раствора любого неэлектролита.

            Значит, при растворении хлорида натрия частичек в растворе стало в два раза больше, поэтому они вызвали в два раза большее понижение температуры замерзания.

            Такая аномалия наблюдается и у водных растворов других солей, а также кислот и оснований. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения для них всегда больше теоретического.

            В 1887 году шведский ученый Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, сущность которой сводится к следующему: вещества, растворы которых являются электролитами, при растворении распадаются на частицы (ионы), несущие положительные и отрицательные заряды.

            Следовательно, законы Рауля и Вант-Гоффа верны и для растворов электролитов, если учитывать как недиссоциированные частицы, так и образующиеся при их распаде ионы.

            Диссоциация кислот, солей и оснований на ионы происходит под влиянием природы растворителя и растворяемого вещества. Так как процесс распада на ионы является обратимым, то применение к нему закона действия масс позволяет находить степень и константу диссоциации. По величине степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. Между степенью диссоциации и константой диссоциации К слабого электролита существует зависимость:

К = (α² * С) / (1 - α)

            Где С – концентрация раствора, г-экв/л. Если α для слабого электролита мала, то (1 -  α) ≈ 1, в этом случае К = α² * С.

            Пользуясь формулой, можно производить расчеты по определению степени диссоциации и концентрации.

            Пример 1.

            Чему равна степень диссоциации 0,1 н раствора молочной кислоты, если константа диссоциации ее при 25⁰С равна 1,4 * 10^-4?

            Решение.

            Используем формулу К = α² * С.

Отсюда α² = К / С, α = , α =  =  =  = 3,74 * 10^-1 = 0,374.

            Обратите внимание, что при диссоциации воды образуются ионы водорода и гидроксила, произведение концентраций которых при постоянной температуре есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. Научитесь характеризовать кислотность или щелочность среды как по концентрации ионов водорода, так и по величине рН раствора. Научитесь различать общую и активную кислотность и производить несложные расчеты (см. с. 222 учебника Липатникова).

            Пример 2.

            Вычислить рН раствора, в котором концентрация ионов гидроксила равна [ОН^-] = 1,38 * 10^{-6 г ион/л.}

            Решение.

            Из равенства [H⁺] * [OH⁺] = 10^{-14 г ион/л получим:}

[Н⁺] = 10^-14 / 1,38 * 10^-6 = 1 * 10^-8 / 1,38 = 0,725 * 10^-8 = 7,25 * 10^-9

рН = -lg[Н⁺]

рН = -lg 7,25 * 10^-9 = - (lg 7,25 + lg 10^-9) = - (0,86 - 9) = -0,86 + 9 = 8,14

            Следовательно, рН = 8,14 – среда щелочная.

            Ознакомьтесь с методами определения рН, а также с буферными растворами, ибо эти понятия нужны при изучении товароведения, технологии приготовления пищи и технохимического контроля.

            Разбавленные растворы сильных кислот и оснований при их дальнейшем разбавлении или при добавлении к ним кислоты (щелочи) легко изменяют значение рН. Однако на практике часто возникает необходимость иметь раствор с постоянным и стабильным водородным показателем. Свойство раствора сохранять определенной значение водородного показателя называется буферным действием, а растворы, обладающие буферным действием, называются буферными растворами.

            Разберите на примерах буферные растворы и отметьте их значение на практике.

Вопросы для самоконтроля.

1. Что называется раствором, растворителем и растворенным веществом?
2. Какие методы выражения концентраций растворов вам известны?
3. В чем сущность гидратной теории растворов Д.И. Менделеева?
4. Какие факторы влияют на растворимость газов?
5. Как влияет природа жидкостей на их растворимость?
6. Чем отличается осмос от диффузии?
7. Сформулируйте закон Вант-Гоффа. Применим ли этот закон к растворам любой концентрации?
8. Дайте формулировку законов Рауля и выведите их математическую формулу.
9. Какая взаимосвязь существует между понижением давления пара, понижением температуры замерзания и повышением точки кипения растворов?
10.  Чем можно объяснить наличие изотонического коэффициента в формуле Вант-Гоффа, если учитывать теорию электролитической диссоциации?
11.  Что влияет на ионизирующую силу растворителя?
12.  Объясните влияние типа связи в молекулах растворяемых веществ на процесс диссоциации.
13.  Что показывает степень электролитической диссоциации?
14.  Напишите уравнение диссоциации для серной кислоты.
15.  Что называется водородным показателем?
16.  В чем заключается буферное действие раствора?