Осмотическое давление.

Осмос – явление проникновения растворителя в раствор через полунепроницаемую перегородку.

Осмотическое давление – это давление, которое нужно оказать на раствор, чтобы осмос прекратился. Явление осмоса вызвано односторонней диффузией. .

Растворы электролитов.

Для электролитов . . .

1862 год Сванге-Арениус: электролитическая диссоциация – процесс распада частиц молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя.

Степень диссоциации , где n – число растворившихся молекул, а n₀ – исходное число молекул.

Степень диссоциации электролита зависит от: 1) от природы растворителя (проявляется через диэлектрическую проницаемость ); 2) от природы растворенного вещества и концентрации при данной T.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные, слабые, средней силы.

1. Сильные: . Неорганические к-ты (HCl, HBr, HI, H₂SO₄,HClO₄,HMnO₄), основания щелочных и щелочноземельных металлов (Ca, Sn, Ba) и почти все соли.

2. Слабые: . Неорганические кислоты (HSO₃, HF, HCN, HCNS, H₂S, H₂Se, H₃PO₃), органические кислоты, основания (NH₄OH, AlO₃, PO₃,d-элементы), соли (Fe(CNS)₃, Hg₂Cl₂)

3. Средние: . Неорганические кислоты (H₂CrO₄, MnO₄, HCOOH, H₃PO₄, H₂SO₃), основания (Mn(OH)₂).

С разбавлением раствора увеличивается.

Слабые электролиты

- разведение Оствальда, где С₀ – число образовавшихся ионов.

.

. (Z – число частиц, образующихся из 1 молекулы).

Чем меньше , тем слабее электролит.

Слабые многоосновные кислоты и многоосновные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато.

Слабые электролиты.

В виду высокой концентрации ионов в растворах сильных электролитов образуются частицы (ассоциаты или ионные пары).

В ионных парах ионы разделены одним или более слоями.

Для растворов электролитов в качестве Д.М. применяется активность ( - термоядерная характеристика (эффективная концентрация, в соответствии с которой, ионы проявляют себя в действии))

, где - коэффициент активности. Этот коэффициент характеризует отклонение поведения реального раствора от идеального. Для учета действия всех ионов на активность каждого из них Льюис и Рендел в 1918 году ввели характеристику – ионная сила раствора.

, где - заряд i-ого иона.

Ввиду того, что нельзя экспериментально определить коэффициент активности отдельного иона, используют средний коэффициент активности. - уравнение Де-Бойля и Хюпкеля.

Для растворов сильных электролитов в уравнение З.Д.М. включают не аналитические концентрации, а соответствующие активности ионов.

Индикаторы

Индикаторы – это вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от характера среды. В качестве индикаторов применяют слабые кислоты или слабые основания.

.

Индикаторы бывают: 1-цветные, 2-х цветные, 3-х цветные.

Произведение растворимости.

Абсолютно нерастворимого вещества не существует.

Произведение растворимости = ПР

ПР=ПР концентраций ионов труднорастворимого электролита в степенях, равных их числу в молекуле (справочная величина)

CaF_{2 . .}

На растворимость влияет Т, природа растворителя, присутствие посторонних электронов.

Равновесие в растворах комплексных солей.

Комплексные соли в водных растворах диссоциируют на ионы внешней и внутренних сфер по типу сильных электролитов.

Ионы внутренней сферы диссоциируют по типу слабых электролитов ступенчато.

. k_нест – константа нестойкости.

Обменные реакции в растворах электролитов

Это реакции, протекающие без изменения зарядов ионов в них участвующих. Обменные реакции протекают слева направо, если в результате образуется малорастворимое, малодиссационное газообразное вещество или КС.

Малорастворимые, малодисационные, газообразные вещества записывают в виде молекул, в независимости от части уравнения. Сильные, хорошо растворимые электролиты записывают в виде ионов, несмотря на часть уравнения.