Ответы по химии ворд

1)Модель атома Резерфорда. На основании результатов опытов по наблюдению рассеивания альфа-частиц в веществе Резерфорд предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели строение атома подобно строению солнечной системы. В центре каждого атома имеется положительно заряженное ядро радиусом ≈ 10-10м подобно планетам обращаются отрицательно заряженные электроны. Почти вся масса сосредоточена в атомном ядре. Альфа-частицы могут без рассеяния проходить через тысячи слоёв атомов так, как большая часть пространства внутри атомов пуста, а столкновения с лёгкими электронами почти не влияют на движение тяжёлой альфа-частицы. Рассеяние альфа-частиц происходит при столкновениях с атомными ядрами. Модель атома Резерфорда не смогла объяснить все свойства атомов. Согласно законам классической физики атом из положительно заряженного ядра и электронов, обращающимся по круговым орбитам, должен излучать электромагнитные волны. Излучение электромагнитных волн должно приводить к уменьшению запаса потенциальной энергии в системе ядро – электрон, к постепенному уменьшению радиуса орбиты электрона и падению электрона на ядро. Однако атомы обычно не излучают электромагнитные волны, электроны не падают на атомные ядра, то есть атомы устойчивы.

Квантовые постулаты Н. Бора. Основные свойства атомов получают последовательное качественное объяснение на основе принятия квантовых постулатов Н. Бора.

1. Электрон вращается вокруг ядра только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам.

2. Атомная система может находиться лишь в определённых стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых соответствует определённая энергия Е. Атом не излучает энергию в стационарных состояниях.

Стационарное состояние атома с минимальным запасом энергии называется основным состоянием, все остальные состояния называются возбуждёнными (квантовыми) состояниями. В основном состоянии атом может находиться бесконечно долго, время жизни атома в возбуждённом состоянии длится 10-9-10-7 секунды.

3. Излучение или поглощение энергии происходит только при переходе атома из одного стационарного состояния в другое. Энергия кванта электромагнитного излучения при переходе из стационарного состояния с энергией Еm в состояние с энергией Еn равна разности энергий атома в двух квантовых состояниях:

∆Е = Еm – Еn = hv, где v – частота излучения, h = 2ph = 6,62 ∙ 10-34 Дж ∙с.

Квантовая модель строения атома. Основой современной теории строения атома является планетарная модель, дополненная и усовершенствованная. Согласно данной теории, ядро атома состоит из протонов (положительно заряженных частиц) и нейтронов (не имеющих заряда частиц). А вокруг ядра по неопределённым траекториям движутся электроны (отрицательно заряженные частицы).

2) Атомы характеризуются определенным значением заряда ядра и равным ему числом электронов, которые распределяются по энергетическим уровням. Поведение электронов в атоме можно охарактеризовать четырьмя квантовыми числами.

Главное квантовое число n - определяет энергию электрона и размеры электронных облаков. Энергия зависит от расстояния между электроном и ядром: чем ближе к ядру электрон, тем меньше его энергия. Т.е. главное квантовое число определяет расположение электрона на том или ином энергетическом уровне (квантовом слое). Установлено, что n совпадает с номером периода, принимает численные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…∞. и имеет, соответственно, буквенные обозначения К L M N O P Q.

Орбитальное квантовое число l (называемое также побочным или азимутальным) - определяет форму электронного облака и расщепление энергетического уровня на подуровни. Принимает целочисленные значения от 0 до (n - 1) и обозначается строчными буквами l = 0 ( s ), 1( p ), 2 ( d ), 3 ( f ).

Магнитное квантовое число ml. Характеризует ориентацию облаков в пространстве. Магнитное квантовое число принимает целочисленные значения 0, 1, 2, ..., ± l.

l = 0(s), ml = 0 соответствует одной атомной орбитали на s-подуровне; l = 1(p), ml = ±1, 0 – три возможных ориентации соответствуют трем атомным орбиталям на p – подуровне; l = 2(d), ml = ±2, ±1, 0 (5) – пять атомных орбиталей на d- подуровне; l = 3, ml = ±3, ±2, ±1, 0 –семь атомных орбиталей на f –подуровне.

Спиновое квантовое число ms. Изучение атомных спектров показало, что каждый электрон характеризуется собственным механическим моментом движения, который называется спин. Проекция спина на физически выделенное направление z, например, магнитным полем равна: Спиновое квантовое число имеет только два значения + 1/2 и -1/2. Положительные и отрицательные значения спина связаны с его направлением. Электроны с разными спинами обычно обозначаются противоположно направленными стрелками.

3) Распределение электронов в атоме по уровням, подуровням и атомным орбиталям получило название электронной формулы элемента. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. В случае если один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная конфигурация будет характеризовать возбужденное состояние атома. При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами - подуровни(s, p, d, f), а степень буквенных обозначений подуровней обозначает число электронов в данном подуровне. Например, электронная конфигурация водорода-1s1, лития - 1s22s1, бора - 1s22s22p1, магния - 1s22s22p63s2.

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают следующие принципы и правила.

Принцип наименьшей энергии:

устойчивому состоянию электрона в атоме соответствует наименьшее значение его энергии. Т.е. электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии.

Правило Клечковского:

заполнение электронных орбиталей в атомах электронами происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l. При равенстве этих сумм для 2-х орбиталей сначала заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Правило Клечковского является теоретическим обоснованием периодической системы. В соответствии с ним подуровни заполняются в следующей последовательности: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s = 3d < 4p < 5s = 4d < 5p… Исключение составляют элементы, у которых наблюдается провал электронов, Cu, Aq, Cr, Mo, Pd, Pt.

Принцип Паули (1925г.):

в атоме не может быть 2-х электронов, имеющих одинаковый набор всех 4-х квантовых чисел. Отсюда следует, что на каждой орбитали может быть не более двух электронов - s2, p6, d10, f14.

Т.е. заполнение орбиталей подуровня начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.

4)Электронная конфигурация атома элемента определяет свойства этого элемента в Периодической системе.

Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов - номеру группы, к которым относится данный элемент.

Если валентные электроны расположены только на атомной s-орбитали, то элементы относятся к секции s-элементов (IA-, IIA- группы); если они расположены на s- и p-орбиталях, то элементы относятся к секции p-элементов (от IIIA- до VIIIA-группы).

Водород Н (1s1) всегда рассматривают отдельно как первый элемент Периодической системы, а гелий Не (1s2) причисляют к VIIIA-группе ввиду подобия химических свойств всех благородных газов.

В соответствии с энергетической последовательностью подуровней, начиная с элемента скандий Sc, в Периодической системе появляются Б-группы; а у атомов этих элементов заполняется d-подуровень предыдущего уровня. Такие элементы называются d-элементами, их в каждом периоде - десять, например в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn (переходные элементы).

Следует учитывать, что полностью и наполовину заселенные энергетические подуровни обладают повышенной устойчивостью. Поэтому в атомах хрома Cr и меди Cu, ввиду близости энергий 4s- и 3d-подуровней, происходит переход одного электрона с 4s- на 3d-орбиталь. В атомах d-элементов 4-го периода валентные электроны занимают не только внешний 4s-подуровень, но и внутренний (точнее предвнешний) 3d-подуровень.

Например, для атома марганца (VIIБ-группа) с формулой [18Ar] 3d54s2 все семь электронов (d5s2) – валентные.

У атома цинка (30Zn = [18Ar,3d10] 4s2) 3d-подуровень заселен полностью и валентными будут только два внешних 4s-электрона (4s2).

Таким образом, электронное строение атомов всех элементов можно вывести из координат атомов в Периодической системе (т.е. из номера группы и периода соответствующего элемента.

5) Ковалентная химическая связь – связь, которая возникает за счёт образования электронных пар в одинаковой мере принадлежащих 2-м взаимодействующим атомам.

1. Насыщаемость- способность атомов образовывать ограниченное число ковалентных связей. Например, нельзя присоединить еще один атом водорода к молекуле H2 или HCl так как спин электрона водорода окажется параллельным спину одного из электронов в связующей электронной паре и будет происходить отталкивание водорода. Благодаря насыщаемости связей молекулы имеют определенный состав: H2, а не H3; HCl, а не H2Cl и т.д.

2. Направленность ковалентной связи определяет пространственную структуру молекул. Так как атомные орбитали пространственно ориентированы, то перекрывание электронных облаков происходит по определенным направлениям, что и обусловливает направленность ковалентной связи. Количественно направленность выражается в виде валентных углов между направлениями химической связи в молекулах.

3. Полярность ковалентной связи. Если ковалентная связь образована одинаковыми атомами, например, Н - Н, О = О, Cl - Cl, то обобществленные электроны равномерно распределены между ними. Такая связь называется ковалентной неполярной. Если же один из атомов сильнее притягивает электроны, то электронная пара смещается в сторону этого атома и в этом случае возникает полярная ковалентная связь. Критерием способности атома притягивать электрон может служить электроотрицательность (ЭО). Чем выше ЭО у атома, тем вероятнее смещение электронной пары в сторону ядра этого атома.

6) Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d, f) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением одинаковых орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам. Гибридизация атомных орбиталей позволяет отразить нарушение сферич. симметрии распределения электронной плотности атома при образовании хим. связи. Сущность гибридизации атомных орбиталей состоит в том, что электрон молекулы вблизи выделенного атомного ядра характеризуется не отдельной атомной орбиталью (АО), а линейной комбинацией атомных орбита-лей с разл. значениями азимутального и магнитного квантовых чисел.

σ-связь(сигма-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием электронных облаков «по осевой линии». Характеризуется осевой симметрией. Связь, образующаяся при перекрывании гибридных орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра атома.

Пи-связь (π-связь) — ковалентная связь, образующаяся перекрыванием p-атомных орбиталей. В отличие от сигма-связи, осуществляемой перекрыванием s-атомных орбиталей вдоль линии соединения атомов, пи-связи возникают при перекрывании p-атомных орбиталей по обе стороны от линии соединения атомов. Считается, что пи-связь реализуется в кратных связях — двойная связь состоит из одной сигма- и одной пи-связи, тройная — из одной сигма- и двух ортогональных пи-связей.

7) Ионная связь — химическая связь, образующаяся между атомами с большой разностью электроотрицательностей, при которой общая электронная пара полностью переходит к атому с большей электроотрицательностью.

Способность элементов образовывать простые ионы обусловлена электронной структурой их атомов. Эту способность можно оценить энергией ионизации и сродством атомов к электрону. Легче всего образуют катионы щелочные и щелочно-земельные металлы.

Так как ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении, ионная связь в отличие от ковалентной отличается ненаправленностью.

Взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей. Поэтому они могут притягивать и другие ионы противоположного знака, то есть ионная связь отличается ненасыщенностью.

СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ (окислительное число), условный показатель, характеризующий заряд атома в соединениях. В молекулах с ионной связью совпадает с зарядом иона, напр. в NaCl степень окисления натрия +1, хлора -1. В ковалентных соединениях за степень окисления принимают заряд, который получил бы атом, если бы все пары электронов, осуществляющие химическую связь, были целиком перенесены к более электроотрицательным атомам, напр. в HCl степень окисления водорода +1, хлора -1. Понятие степень окисления используется, напр., при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций.

8) Металлическая связь. Связь между положительными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов называется металлической связью.

Водородная связь – одна из разновидностей взаимодействия между полярными молекулами, образуется между электроотрицательными атомами одной молекулы и атомами водорода другой, типа Н-Х (Х – это F, O, N, Cl, Br, I) за счет сил электростатического притяжения. Связь между водородом и одним из этих атомов характеризуется достаточной полярностью, поскольку связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Водород в данном случае расположен на положительном конце диполя. Два и более таких диполя взаимодействуют между собой так, что ядро атома водорода одной молекулы (положительный конец диполя) притягивается неподеленной электронной парой второй молекулы. Данная связь проявляется в газах, жидкостях и твердых телах. Она относительно прочна. Наличие водородной связи обусловливает повышение устойчивости молекул вещества, а также повышению их температуры кипения и плавления. Образование водородных связей играет важную роль как в химических, так и в биологических системах.

Водородная связь бывает внутри- и межмолекулярной, молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей.

9) Термодинамика позволяет установить степень устойчивости системы и принципиальную возможность осуществления в ней того или иного процесса, а также сопоставить термодинамическую вероятность протекания в системе различных реакций.

Стандартные состояния - условно принятые термодинамические состояния индивидуальных веществ и компонентов растворов. Представление о С. с. введено в связи с тем, что простые термодинамические закономерности не описывают достаточно точно поведение реальных веществ, когда количественной характеристикой служит давление р или концентрация с.

10) Закон Гесса. Открыт в 1840 г российским ученым Г.И.Гессом. Тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном давлении или постоянном объеме не зависит от пути протекания реакции и определяется природой и состоянием исходных веществ и конечных продуктов, а также температуры.

1 следствие

Энтальпии прямой и обратной реакций равны по величине, но противоположны по знаку.

2 следствие

Если какую-либо произвольную реакцию можно получить путём алгебраического сложения нескольких других реакций осуществ. Между веществами в тех же состояниях и при той же температуре, то произведя точно такие же алгебраические действия с энтальпиями других реакций получим энтальпию искомой реакции.

3 следствие

Тепловой эффект химической реакции равен разности между суммами теплот (энтальпий) образования продуктов реакции и исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении.

11) Во многих случаях самопроизвольные процессы (процессы, происходящие без подвода энергии от внешнего источника) в природе протекают при наличии разности потенциалов, например, разность электрических потенциалов, обусловливает перенос заряда, а разность гравитационных потенциалов – падение тела. Эти процессы заканчиваются при достижении минимума потенциала. Движущей силой химических процессов, протекающих при постоянных давлении и температуре является изобарно-изотермический потенциал, называемый в настоящее время энергией Гиббса и обозначаемый G. Изменение энергии Гиббса в химическом процессе определяется соотношением

ΔG = ΔH –TΔS, (2.16)

где ΔG – изменение энергии Гиббса химического процесса; ΔH – изменение энтальпии химического процесса; ΔS – изменение энтропии химического процесса; Т – температура в Кельвинах.

Уравнение (2.16) может быть представлено в следующем виде: ΔH = ΔG + TΔS. (2.17)

Смысл уравнения (2.17) в том, что часть теплового эффекта реакции расходуется на совершение работы (ΔG), а часть рассеивается в окружающую среду (TΔS).

Энергия Гиббса является критерием принципиальной возможности самопроизвольного протекания реакции. Если в ходе реакции энергия Гиббса уменьшается, то процесс может протекать в данных условиях самопроизвольно ΔG < 0. Процесс в данных условиях неосуществим, если ΔG > 0. Реакция является обратимой, т.е. может протекать и в прямом и в обратном направлении, если ΔG = 0 (термодинамическое условие химического равновесия).

Энтальпийный и энтропийный факторы. Процессы могут протекать самопроизвольно (ΔG<0), если они сопровождаются уменьшением энтальпии (ΔH<0) и увеличением энтропии системы (ΔS>0). Если же энтальпия системы увеличивается (ΔH>0), а энтропия уменьшается (ΔS<0), то такой процесс протекать не может (ΔG>0). При иных знаках ΔS и ΔН принципиальная возможность протекания процесса определяется соотношением энтальпийного (ΔH) и энтропийного (ТΔS) факторов.

Химическое сродство "Способность каждого простого тела соединяться с другими элементами и образовывать с ними сложные тела, в большей или меньшей степени склонные давать новые, сложнейшие соединения, составляет основной характер каждого элемента. Так, например, сера соединяется легко и с металлами, и с кислородом, и с хлором, и с углеродом, серебро же и золото трудно вступают в соединения, и многие происходящие из них соединения непрочны, легко разлагаются при накаливании. Причину, или силу, побуждающую вещество к X. изменениям, должно считать в то же время причиной, удерживающей разнородные элементы в соединении и придающей образовавшимся веществам известную степень прочности. Эту причину, или силу, называют сродством, или X. сродством"

12) Закон действия масс — устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии. Закон Действия масс установлен в 1864—1867 гг. К. Гульдбергом и П. Вааге. Согласно Закону Действия масс скорость, с которой вещества реагируют друг с другом, зависит от их концентрации. Закон Действия масс широко используется при различных расчетах химических процессов. Он позволяет решить вопрос, в каком направлении возможно самопроизвольное течение рассматриваемой реакции при заданном соотношении концентраций реагирующих веществ, какой выход нужного продукта может быть получен.

Свойства константы равновесия

1.Константа равновесия химической реакции – сугубо положительная безразмерная величина, которая зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

2. Если величина K>>1, реакция необратимо протекает вправо, в сторону продуктов реакции.

3.Если величина K<<1, реакция необратимо протекает влево, в сторону исходных веществ.

4.Если величина k = 1, то реакция является термодинамически обратимой.

5. Увеличиваются содержания продуктов реакции, смещения равновесия вправо.

13)При увеличении температуры, константа равновесия возрастает. Для экзотермической реакции с увеличением темп. Константа равновесия убывает и равновесие смещается влево, в сторону исходных веществ.

Согласно законам термодинамики изменение двления в интервале от 0 до 100 атм. не влияет на величину константы равновесия. При увеличении давления, равновесие смещается в сторону реакции, протекающей с уменьшением количества газообразующих веществ.

Характер смещения равновесия можно прогнозировать, применяя принцип французского ученого Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет внешнее воздействие.

Принцип Ле Шателье следует из закона действующих масс. Если система находится при постоянной температуре, то константа равновесия при внешних воздействиях остается постоянной. Поэтому любое изменение равновесных концентраций веществ должно приводить к такому изменению равновесных концентраций других веществ, чтобы соблюдалось постоянство константы равновесия.

14) Скорость химической реакции — изменение количества одного из реагирующих веществ за единицу времени в единице реакционного пространства. Является ключевым понятиемхимической кинетики. Скорость химической реакции — величина всегда положительная, поэтому, если она определяется по исходному веществу (концентрация которого убывает в процессе реакции), то полученное значение умножается на −1. .Молекулярность реакции – это минимальное число молекул, участвующих в элементарном химическом процессе. По молекулярности элементарные химические реакции делятся на молекулярные (А →) и бимолекулярные (А + В →); тримолекулярные реакции встречаются чрезвычайно редко.  Если реакция протекает последовательно через несколько гомогенных или гетерогенных элементарных стадий, то суммарная скорость всего процесса определяется самой медленной его частью, а молекулярность заменяется порядком реакции – формальным показателем при концентрации реагирующих веществ. Поэтому весь процесс в целом лучше характеризует порядок реакции.  Порядок реакции по данному веществу — показатель степени при концентрации этого вещества в кинетическом уравнении реакции.  Для элементарных реакций порядок реакции - целочисленная величина, совпадающая с молекулярностью реакции. Для всех других (не элементарных, сложных) реакций их порядки МОЖНО ОПРЕДЕЛИТЬ ТОЛЬКО ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНО. Причем они могут иметь как целочисленные, так и дробные и (даже нулевое! ) значение. В реальных кинетических исследованиях редко встречается порядок реакции выше третьего.

15)Зависимость скорости химической реакции от температуры определяет правило Вант-Гоффа, которым мы воспользуемся при решении задачи. Правило Вант-Гоффа: скорость большинства химических реакций при повышении температуры на каждые 10 возрастает в 2-4 раза. Математически правило Вант-Гоффа выражается формулой: где: – температурный коэффициент; – скорость химической реакции при температурах , соответственно. Энергия активации - это своеобразный энергетический барьер, который нужно преодолеть частицам, вступающим в химический процесс для его инициирования. Измеряется в кДж/моль. в присутствии катализатора реакция протекает по энергетически более выгодному пути, что позволяет проводить процесс с большей скоростью. Исходное (/) и конечное (//) энергетические состояния реакционной системы в присутствии катализатора и без него остаются одинаковыми; следовательно, катализатор не может изменить состояние химического равновесия, которое не зависит от пути реакции. Роль катализатора состоит лишь в изменении скорости достижения состояния равновесия. Катализатор может увеличивать скорость только тех процессов, которые разрешены термодинамически, но не может инициировать термодинамически невозможные реакции. Некоторые химические реакции без катализаторов практически неосуществимы, например, из-за слишком большой энергии активации. Казалось бы, что для преодоления высокого энергетического барьера можно повысить кинетическую энергию молекул, т. е. увеличить температуру. Но для многих обратимых экзотермических реакций повышение температуры приводит к смещению равновесия в обратную сторону и делает реакцию неразрешенной термодинамически. В таких случаях применение катализатора не только оправдано, но и необходимо. Катализатор снижает энергию активации реакции и позволяет тем самым проводить ее при существенно более низких температурах.

16)Раствор –это однородная смесь, состоящая из 2-х или более компонентов, относительно содержание которых можно изменять в широких пределах не нарушая однородности.

Растворимость-способность вещества образовывать с др. вещ. Однородные системы – растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов или частиц. Растворимость газов в жидкости зависит от Т. И Р. Растовримость жидких и твёрдых веществ – только от Т.

Произведение растворимости – произведение концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной Т. и Р. Произведение растворимости – величина постоянная.

17)Механизм образования растворов. Под влиянием растворителя от поверхности тв. вещества постепенно отрываются отдельные ионы или молекулы и равномерно распредел. по всему объёму растворителя. Если растворитель соприкасается с большим количеством вещества, то через некоторое время раствор становится насыщенным. Т. о. в процессе растворения частиц растворяемого вещества под действием хаотически движущихся частиц растворителя переходит в раствор, образуя качественно новую однородную систему.

Классификация растовров:

1.Твёрдые 2.Жидкие 3.Газообразные 4.Концентрированные 5.Разбавленные 6.Истинные 7.Коллоидные

Способы выражения концентрации

1)Массовая доля

2)Мольная доля i-того компонента в растворе.

3)Молярная концентрация i-того компонента в растворе

4)Молярная концентрация эквивалентов

5)Титр растворённого вещества (Ti)

6)Растворимость вещества

7)Моляльность

18)Коллигативные свойства растворов – это те свойства, которые при данных условиях оказываются равными и независимыми от химической природы растворенного вещества, свойства растворов, которые зависят лишь от количества кинетических единиц и от их теплового движения.

1.Понижение давления пара.

2.Понижение Т. кристаллизации раствора.

3. Повышение Т. кипения.

4. Осмотическое давление.

Осмос - процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону бо́льшей концентрации растворённого вещества (меньшей концентрации растворителя).

Осмос участвует в переносе питательных веществ в стволах высоких деревьев, где капиллярный перенос не спосбен выполнить эту функцию.

Впервые осмос наблюдал Жан-Антуан Номме в 1748 г.

19)Закон Рауля. Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом. Pi = Pi *X;

Относительное понижение парциального давления пара растворителя над растовром не зависит от природы растворённого вещества и равно его мольной доле в расвтворе.

20)2-закон Рауля. Повышение Т. кипения. Жидкость кипит при той Т. , при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если растворённое вещество не летуче, то общее Р насыщенного пара над раствором = парциальному Р паров растворителя.