IV. Растворы неэлектролитов.

1. Закон осмотического давления Вант-Гоффа. (Вывод)

Закон Вант-Гоффа - это закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества. Открыт Я. Х. Вант-Гоффом.

Осмос - перенос вещества из одного раствора в другой через мембрану. Мембраны, проницаемые не для всех, а лишь для определенных веществ, называют полупроницаемыми.

Осмотическим давлением называется величина, измеряемая минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Законы осмотического давления.

Вант-Гофф предложил эмпирическое уравнение для расчета осмотического давления разбавленных растворов неэлектролитов:

π = С_(Х)RT,

где π – осмотическое давление, кПа;

С_(Х) – молярная концентрация, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная, равная

8,31 кПа – л/(моль – К);

Т – абсолютная температура, К.

Хотя закон Вант—Гоффа был установлен на основе экспериментальных данных, он может быть выведен из условий термодинамического равновесия при ΔG = 0. Поэтому этот закон следует рассматривать как следствие второго начала термодинамики.

Выражение в вышеуказанной форме аналогично уравнению Клапейрона—Менделеева для идеальных газов, однако эти уравнения описывают разные процессы.

2. Закон Генри. (Объекты, к которым он применим, формулировка).

Закон Генри - закон, по которому при постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором. Закон пригоден лишь для идеальных растворов и невысоких давлений.

Закон описан английским химиком У. Генри в 1803 г.

Закон Генри записывается обычно следующим образом:

p – парциальное давление газа над раствором,

k – коэффициент Генри,

C – концентрация газа в растворе в долях моля.

Различные константы Генри могут быть преобразованы друг в друга, например: или , где R – универсальная газовая постоянная, T – температура системы.

3. Закон Рауля. (Объекты, к которым он применим, формулировка).

Закон Рауля. Относительное понижение упругости пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего компонента.

- барометрическая формула Больцмана.

Следствия из закона Рауля:

1. Растворение нелетучего компонента в растворителе приводит к расширению температурной области существования жидкой фазы.

2. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения прямо пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.

3. Растворы, содержащие одинаковое число молей растворенных веществ в одинаковых молях растворителя, обнаруживают одно и то же понижение температуры замерзания и одно и то же повышение температуры кипения.

V. Растворы электролитов. 1. Теория электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Примеры.

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость.

Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

Константа диссоциации Kd определяется активностями катионов, анионов и недиссоциированных молекул следующим образом: , где - средний коэффициент активности электролита.

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

●почти все органические кислоты и вода;

●некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO₂, HNO₂, HCN, H₂S, HBrO, H₃PO₄,H₂CO₃, H₂SiO₃, H₂SO₃ и др.;

●некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)₃, Zn(OH)₂ и др.; а также гидроксид аммония NH₄OH.

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1.

К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).