14,15. Растворы. Давление. Осмос. Законы Вант-Гоффа и Рауля

ОСМОС – явление, обусловленное переносом растворителя через полупроницаемую мембрану или процесс диффузии растворителя из менее концентрированного раствора в более концентрированный раствор.

Закон Вант-Гоффа - закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества. Выводится из ур-ия Менделеева-Клапейрона:

PV= νRT  заменим Р на p (осмотическое давление) и ν/V=C  [p = CRT]

Обратный осмос: если на раствор с большей концентрацией воздействует внешнее давление, превышающее осмотическое, молекулы воды начнут двигаться через полупроницаемую мембрану.

Закон Генри: Растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорциональна его парциальному давлению над раствором. Cмасс. = К ∙ Р , где К – константа Генри, Р – парциальное давление. Повышение давления приводит к пропорциональному росту растворимости газа.

Д авление насыщенного пара растворителя над раствором:

I закон Рауля: Относительное понижение давления

насыщенного пара растворителя над раствором равно

мольной доле растворенного вещества.

Р0 – давление насыщенного пара над растворителем, Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором, c = мольная доля растворенного вещества в растворе.

II закон Рауля: Повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества.

m, g – массы растворенного вещества и раствора, [г], M – молярная масса растворенного вещества [г/моль], Ккип. – эбулиоскопическая константа ( молярное повышение температуры кипения.) 0С

III закон Рауля: Понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества.(формула та же почти)

t (кип. р-ра) = t (кип. р-ля) + D t(кип.) = t (кип. р-ля) + К кип.∙ С

16,17.Электролиты и неэлектролиты

По способности проводить электрический ток все вещества подразделяются на: проводники и диэлектрики (изоляторы). Проводники I рода (металлы) характеризуются электронной проводимостью. Проводники II рода (электролиты) характеризуются ионной проводимостью.

Электролитами называются вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. (кислоты, основания, соли);Неэлектролиты - не проводят электрический ток. Это вещества с ковалентными неполярными или малополярными связями.[газы (азот, кислород), некоторые твердые вещества (сера, кремний), органические соединения (сахароза, бензол, спирт)].

Электролитическая диссоциация - это процесс распада вещества на ионы, происходящий под действием полярных молекул растворителя.

Основные положения теории электролитической диссоциации (С. Аррениус, 1887г.):

• При растворении в воде (или в расплаве) электролиты распадаются на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).

• Ионы в растворах сольватированы (гидратированы)AnBm + aq D nAm+∙ aq + mBn-∙ aq

• Под действием электрического тока катионы (+) движутся к катоду (-), а анионы (-) – к аноду (+).

• Электролитическая диссоциация - процесс обратимый (обратная реакция называется моляризацией, прямая - диссоциацией).AnBm ↔ nAm+ + mBn-

Кислоты – сложные вещества, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка. HCl D H+ + Cl- фактически: HCl + H2O D H3O + + Cl-, где H3O + - ион оксония (гидроксония)

Основания – сложные вещества, диссоциирующие на анионы гидроксила и катионы металла.

Ва(OH)2 D Ba2+ + 2OH-

Соли – сложные вещества, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Al2(SO4)3 D 2Al3+ + 3SO42-

Амфотерные электролиты (Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2 и др.) - дисоциируют как по типу основания, так и по типу кислоты.

в кислой среде в щелочной среде Zn2++ 2OH- D Zn(OH)2 D ZnO22-+2Н+ Н2ZnO2

Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOHтв. = Na2ZnO2 + 2H20 при сплавлении

Количественные хар-ки проц-а диссоциации:

1.)Степень электролитической диссоциации (α) показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу молекул растворенного вещества в растворе (N). α=n/N, 0< α <1

Электролиты: слабые (α<3%), средние (3%<α<30%), сильные (α> 30%)

К слабымым электролитам относятся вещества с неполярными или слабо полярными связями.

(H2O, H2CO3, Fe(OH)3); К сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями (кис-ты HCl,HBr,HI,HClO4,H2SO4,HNO3,HMnO4,HCrO4, растворимые в воде основания LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2) NH4OH – слабый электролит!

Степень диссоциации зависит: от природы электролита (I ступень: КНСО3 D К+ + НСО3-

II cтупень: НСО3 - D Н+ + СО32-); от природы растворителя (закон Кулона с учетом ε);

от температуры (с возрастанием температуры диссоциация увеличивается); от концентрации

(с увеличением разбавления диссоциация увеличивается).

Сила кислоты или основания	Значение константы диссоциации
Сильные Средней силы Слабые Очень слабые	>1 1 – 10-4 10-4 - 10-10 < 10-10

2.)Константа диссоциации - константа равновесия процесса диссоциации, не зависит от концентрации. Чем больше константа диссоциации электролита, тем он сильнее.

Ступенчатая диссоциация: Многоосновные кислоты, многокислотные основания, кислые и основные соли диссоциируют ступенчато и каждая ступень характеризуется собственным значением константы диссоциации. К1> К2 > К3

Закон разбавления Оствальда:

Кд=С* α^2

AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3

Ag+ + Cl- → AgCl↓

Для описания реальных св-в сильных электролитов исп. понятие эффективной (кажущейся) концентра-ции или активности: а = с ∙ f, а – активность, f – коэф. активности. В сильно разб. р-рах: f ≈ 1 и а ≈ с.

Условия необратимости реакций ионного обмена: образуется осадок Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓+ 2NaOH; выделяется газ CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H20 +CO2↑; образуется вода или другой слабый электролит 2KCN + H2SO4 → K2SO4 + 2HCN