одновременно начнет протекать и обратный процесс – конденсация пара, т.е. переход молекул растворителя обратно в жидкость. Причем конденсация является экзотермическим процессом и сопровождается выделением теплоты.

Со временем скорости обоих процессов уравняются и в системе установится динамическое равновесие, при котором число молекул растворителя, испарившихся с поверхности жидкости за единицу времени, будет равно числу молекул, перешедших в жидкость из газообразной среды. Но при этом какое-то постоянное и не меняющееся во времени число молекул растворителя будет находиться над его поверхностью, образуя насыщенный пар. Давление этого пара на жидкость называют давлением насыщенного пара чистого растворителя (р0).Его можно измерить с помощью манометра.

При неизменной температуре и внешнем давлении р0 остается постоянным и зависит только от природы жидкости и поэтому является одной из ее физических характеристик.

Из закона Рауля вытекают два важных следствия:

1)Растворы кипят при более высокой температуре чем чистый растворитель;

2)Растворы замерзают при более низкой температуре чем чистый растворитель.

Рассмотрим их более подробно.

Кипение является физическим процессом перехода жидкости в газообразное состояние или пар, при котором пузырьки газа образуются по всему объему жидкости.

Жидкость закипает, когда давление ее насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если внешнее давление (например, атмосферное) не изменяется, а сама жидкость является индивидуальным и химически чистым веществом, то кипение

ее в открытом подогреваемом сосуде происходит при постоянной температуре до тех пор, пока полностью не исчезнет жидкая фаза.

Так при атмосферном давлении равном 101,325 кПа температура кипения очищенной (дистиллированной) воды равна 100оС или 373,16K.

Если же в Н2О растворить какое-нибудь нелетучее вещество, то давление ее насыщенного пара понизится. Чтобы получившийся раствор закипел, необходимо нагреть его до температуры выше, чем 373,16K, т.к., только при таких условиях давление насыщенного пара растворителя снова станет равным атмосферному.

Замерзание или кристаллизация представляет собой физическое явление, сопровождающееся превращением жидкости в твердое вещество. Причем кристаллические структуры образуются во всем объеме жидкости.

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050

Процесс замерзания начинается, если давление насыщенного пара над жидкостью становится равным давлению насыщенного пара над ее твердыми кристалликами.

Если внешнее (атмосферное) давление остается постоянным, а жидкость не содержит посторонних примесей, то в процессе кристаллизации температура охлаждаемой жидкости будет оставаться постоянной до тех пор, пока жидкая фаза полностью не превратится в твердую.

32.

РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ, бинарные или многокомпонентные мол. системы, состав к-рых может изменяться непрерывным образом (по крайней мере, в нек-рых пределах). В отличие от растворов электролитов, в растворах неэлектролитов (мол. р-рах) заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют. Растворы неэлектролитов могут быть твердыми, жидкими и газообразными.

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

Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану. Это давление стремится уравнять концентрации обоих растворов

вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя.

правило вант-гоффа: При увеличении температуры на каждые 10 градусов скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза….закон осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

Изотоническими называются растворы, у которых осмотическое давление равно осмотическому давлению плазмы крови. Кровяная плазма, лимфа, слезная и спинномозговая жидкости имеют постоянное осмотическое давление, поддерживаемое специальными осмо регуляторами.

Явления осмоса играют очень важную роль в жизни животных и растительных организмов. Оболочки клеток представляют собой перепонки, легко проницаемые для воды, но почти непроницаемые для веществ, растворенных во внутриклеточной жидкости. Проникая в клетки, вода создает в них избыточное давление, которое слегка растягивает оболочки клеток и поддерживает их в напряженном состоянии. Вот почему такие мягкие органы растения, как травянистые стебли, листья, лепестки цветов, обладают упругостью.

Если срезать растение, то вследствие испарения воды объем внутриклеточной жидкости уменьшается, оболочки клеток опадают, становятся дряблыми - растение вянет. Но стоит только начавшее вянуть растение поставить в воду, как начинается осмос, оболочки клеток снова напрягаются и растение принимает прежний вид.

33.

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050

Раствор – это однородная смесь переменного состава, состоящая из растворяемого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

Раствор, в котором данное вещество при определённой температуре больше не растворяется, называется насыщенным, а раствор, в котором это вещество ещё может растворяться, – ненасыщенным.

Кристаллогидраты

Если растворитель – вода, то продукты присоединения молекул воды к частицам растворяемого вещества называются гидратами, а процесс их образования – гидратацией.

Гидраты – очень неустойчивые соединения, и при выпаривании воды из раствора они легко разрушаются. Однако некоторые гидраты могут удерживать воду даже в твёрдом кристаллическом состоянии.

Такие вещества называют кристаллогидратами. Кристаллогидратами является большинство природных минералов. Много веществ получают в чистом виде в форме кристаллогидратов.

Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.

Сольваты – это неустойчивые соединения переменного состава. Если растворителем является вода, их называют гидратами. Сольваты (гидраты) образуются за счет иондипольного, донорно-акцепторного взаимодействий, образования водородных связей и т.д.

34.

Если в замкнутый сосуд, из которого предварительно удалили воздух, поместить чистый растворитель, например, воду то в результате естественного процесса испарения над жидкостью образуется пар. Он будет состоять из молекул жидкости, оторвавшихся от ее верхнего слоя в результате своего хаотического теплового движения и перешедших в газовую фазу. На совершение данного процесса необходимо затратить определенное количество энергии, чтобы преодолеть силы притяжения между молекулами жидкой фазы. Эндотермический процесс испарения обратим. По мере накопления молекул в газовой фазе над поверхностью жидкости одновременно начнет протекать и обратный процесс – конденсация пара, т.е. переход молекул растворителя обратно в жидкость. Причем конденсация является экзотермическим процессом и сопровождается выделением теплоты.

Со временем скорости обоих процессов уравняются и в системе установится динамическое равновесие, при котором число молекул растворителя, испарившихся с

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050

поверхности жидкости за единицу времени, будет равно числу молекул, перешедших в жидкость из газообразной среды. Но при этом какое-то постоянное и не меняющееся во времени число молекул растворителя будет находиться над его поверхностью, образуя насыщенный пар. Давление этого пара на жидкость называют давлением насыщенного пара чистого растворителя (р0).Его можно измерить с помощью манометра.

При неизменной температуре и внешнем давлении р0 остается постоянным и зависит только от природы жидкости и поэтому является одной из ее физических характеристик.

Из закона Рауля вытекают два важных следствия:

1)Растворы кипят при более высокой температуре чем чистый растворитель;

2)Растворы замерзают при более низкой температуре чем чистый растворитель.

Рассмотрим их более подробно.

Кипение является физическим процессом перехода жидкости в газообразное состояние или пар, при котором пузырьки газа образуются по всему объему жидкости.

Жидкость закипает, когда давление ее насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если внешнее давление (например, атмосферное) не изменяется, а сама жидкость является индивидуальным и химически чистым веществом, то кипение

ее в открытом подогреваемом сосуде происходит при постоянной температуре до тех пор, пока полностью не исчезнет жидкая фаза.

Так при атмосферном давлении равном 101,325 кПа температура кипения очищенной (дистиллированной) воды равна 100оС или 373,16K.

Если же в Н2О растворить какое-нибудь нелетучее вещество, то давление ее насыщенного пара понизится. Чтобы получившийся раствор закипел, необходимо нагреть его до температуры выше, чем 373,16K, т.к., только при таких условиях давление насыщенного пара растворителя снова станет равным атмосферному.

Замерзание или кристаллизация представляет собой физическое явление, сопровождающееся превращением жидкости в твердое вещество. Причем кристаллические структуры образуются во всем объеме жидкости.

Процесс замерзания начинается, если давление насыщенного пара над жидкостью становится равным давлению насыщенного пара над ее твердыми кристалликами.

Если внешнее (атмосферное) давление остается постоянным, а жидкость не содержит посторонних примесей, то в процессе кристаллизации температура охлаждаемой жидкости будет оставаться постоянной до тех пор, пока жидкая фаза полностью не превратится в твердую.

35.

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050

ТЕОРИЮ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. В растворах в результате воздействия полярных молекул растворителей молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Общее число частиц в растворах электролитов оказывается больше, чем следует из их молярной или моляльной концентрации.

ИСТИННЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической решеткой ионного типа (соли и основания), они полностью диссоциируют на ионы не только в растворах но и в расплавах. ПОТЕНЦИАЛЬНЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической структурой молекулярного типа (кислоты и некоторые соли). В расплавах они не диссоциируют на ионы, а в растворах образуются ионы вследствие химического взаимодействия их молекул с молекулами растворителя. В разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна и поэтому ее включают в константу равновесия, а полученную величину называют КОНСТАНТОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы электролитов характеризуются степенью ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ , измеряемой долями единицы и показывающей какая часть молекул, введенных в раствор диссоциирует на ионы. Изотонический коэф-т связан со степенью электролитической диссоциации и показывает во сколько раз число частиц всех видов в растворе электролита больше числа введенных в него молекул.

Диссоциация. Кислоты в растворах диссоциируют на катионы водорода, точнее на ионы гидроксония-гидратированные ионы водорода и анионы кислотных остатков. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Сильные кислоты: марганцовая, хлорная, азотная, хлороводородная, иодоводородная, серная. Средние: ортофосфорная и сернистая.

Слабые: все органические кислоты, угольная, фтороводородная, кремниевая , борная, сероводородная и др. Основания в растворах диссоциируют на гидратированные ионы ОН и катионы металлов. Если в состав оснований входят несколько групп ОН, то их диссоциация протекает ступенчато. Сильные основания образуют металлы подгрупп А первой и второй групп периодической таблицы(кроме бериллия). Все остальные образуют слабые основания.(аммиак,гидразин, и др).

Соли практически все являются истинными и сильными электролитами. Поэтому они полностью распадаются на ионы, и в их растворах нет равновесий между растворенными молекулами и ионами.

Закон разбавления Оствальда: чем выше концентрация раствора электролита, тем меньше величина. При бесконечном разбавлении растворов все слабые электролиты можно отнести к группе сильных электролитов. И классификацию электролитов по их силе относят к растворам с концентрацией от 5 до 10% масс. Закон разбавления Оствальда

для слабого бинарного электролита:

Кд = 2См/(1- )

Истинные Электролиты , т.е. в-ва ионного характера – соли, диссоциируют на ионы уже при расплавлении в результате ослабления связей между ионами в кристаллической решетке. Потенциальные электролиты – в-ва ковалентного характера, к которым относятся кислоты, при расплавлении не диссоциируют, т.к. в их кристаллической решетке ионов не содержится. Количественную силу электролита оценивают с помощью понятия степень диссоциации, под которой понимают отношение числа молекул

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050

распавшихся на ионы к общему числу молекул электролита введенного в

раствор. С.Д. выражается долями единицы - правильной дробью. Сильные электролиты - степень диссоциации которых больше 0,5 а слабые – меньше 0,2,электролиты с промежуточными значениями называют средней силы. К равновесию в растворе потенциального электролита между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия и для него может быть определена константа равновесия, это отношение констант скорости прям. и обр. реакц. :

К = k1/k2= ( [C]P [D]q)/([A]m [B]n)

Истинные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы. Вследствие усиленного взаимодействия между ионами в растворе сильного электролита происходит процесс, который приводит к кажущемуся уменьшению степени его диссоциации.Но падение степени диссоциации объясняется не образованием молекул, а усилением тормозящего движения ионов друг на друга. Поэтому экспериментально определяемое значение степени диссоциации истинного электролита оказывается меньше единицы и называется кажущейся степенью диссоциации.

36.

ТЕОРИЮ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. В растворах в результате воздействия полярных молекул растворителей молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Общее число частиц в растворах электролитов оказывается больше, чем следует из их молярной или моляльной концентрации.

ИСТИННЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической решеткой ионного типа (соли и основания), они полностью диссоциируют на ионы не только в растворах но и в расплавах. ПОТЕНЦИАЛЬНЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической структурой молекулярного типа (кислоты и некоторые соли). В расплавах они не диссоциируют на ионы, а в растворах образуются ионы вследствие химического взаимодействия их молекул с молекулами растворителя. В разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна и поэтому ее включают в константу равновесия, а полученную величину называют КОНСТАНТОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы электролитов характеризуются степенью ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ , измеряемой долями единицы и показывающей какая часть молекул, введенных в раствор диссоциирует на ионы. Изотонический коэф-т связан со степенью электролитической диссоциации и показывает во сколько раз число частиц всех видов в растворе электролита больше числа введенных в него молекул.

Диссоциация. Кислоты в растворах диссоциируют на катионы водорода, точнее на ионы гидроксония-гидратированные ионы водорода и анионы кислотных остатков. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Сильные кислоты: марганцовая, хлорная, азотная, хлороводородная, иодоводородная, серная. Средние: ортофосфорная и сернистая.

Слабые: все органические кислоты, угольная, фтороводородная, кремниевая , борная, сероводородная и др. Основания в растворах диссоциируют на гидратированные ионы ОН и катионы металлов. Если в состав оснований входят несколько групп ОН, то их диссоциация протекает ступенчато. Сильные основания образуют металлы подгрупп А

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050

первой и второй групп периодической таблицы(кроме бериллия). Все остальные образуют слабые основания.(аммиак,гидразин, и др).

Соли практически все являются истинными и сильными электролитами. Поэтому они полностью распадаются на ионы, и в их растворах нет равновесий между растворенными молекулами и ионами.

Закон разбавления Оствальда: чем выше концентрация раствора электролита, тем меньше величина. При бесконечном разбавлении растворов все слабые электролиты можно отнести к группе сильных электролитов. И классификацию электролитов по их силе относят к растворам с концентрацией от 5 до 10% масс. Закон разбавления Оствальда

для слабого бинарного электролита:

Кд = 2См/(1- )

Истинные Электролиты , т.е. в-ва ионного характера – соли, диссоциируют на ионы уже при расплавлении в результате ослабления связей между ионами в кристаллической решетке. Потенциальные электролиты – в-ва ковалентного характера, к которым относятся кислоты, при расплавлении не диссоциируют, т.к. в их кристаллической решетке ионов не содержится. Количественную силу электролита оценивают с помощью понятия степень диссоциации, под которой понимают отношение числа молекул распавшихся на ионы к общему числу молекул электролита введенного в

раствор. С.Д. выражается долями единицы - правильной дробью. Сильные электролиты - степень диссоциации которых больше 0,5 а слабые – меньше 0,2,электролиты с промежуточными значениями называют средней силы. К равновесию в растворе потенциального электролита между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия и для него может быть определена константа равновесия, это отношение констант скорости прям. и обр. реакц. :

К = k1/k2= ( [C]P [D]q)/([A]m [B]n)

Истинные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы. Вследствие усиленного взаимодействия между ионами в растворе сильного электролита происходит процесс, который приводит к кажущемуся уменьшению степени его диссоциации.Но падение степени диссоциации объясняется не образованием молекул, а усилением тормозящего движения ионов друг на друга. Поэтому экспериментально определяемое значение степени диссоциации истинного электролита оказывается меньше единицы и называется кажущейся степенью диссоциации.

В ионной теории Аррениуса понятия «кислота» и «основание» тесно связаны с процессом электролитической диссоциации:

Кислотой является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов Н+;

Основанием является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием ионов ОН ;

Амфолитом (амфотерным электролитом) является электролит, диссоциирующий в растворах с образованием как ионов Н+, так и ионов ОН .

37.

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050

ТЕОРИЮ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ. В растворах в результате воздействия полярных молекул растворителей молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы). Общее число частиц в растворах электролитов оказывается больше, чем следует из их молярной или моляльной концентрации.

ИСТИННЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической решеткой ионного типа (соли и основания), они полностью диссоциируют на ионы не только в растворах но и в расплавах. ПОТЕНЦИАЛЬНЫЕ электролиты – это вещества с кристаллической структурой молекулярного типа (кислоты и некоторые соли). В расплавах они не диссоциируют на ионы, а в растворах образуются ионы вследствие химического взаимодействия их молекул с молекулами растворителя. В разбавленных растворах концентрация воды практически постоянна и поэтому ее включают в константу равновесия, а полученную величину называют КОНСТАНТОЙ ДИССОЦИАЦИИ.

Растворы электролитов характеризуются степенью ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ , измеряемой долями единицы и показывающей какая часть молекул, введенных в раствор диссоциирует на ионы. Изотонический коэф-т связан со степенью электролитической диссоциации и показывает во сколько раз число частиц всех видов в растворе электролита больше числа введенных в него молекул.

Диссоциация. Кислоты в растворах диссоциируют на катионы водорода, точнее на ионы гидроксония-гидратированные ионы водорода и анионы кислотных остатков. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Сильные кислоты: марганцовая, хлорная, азотная, хлороводородная, иодоводородная, серная. Средние: ортофосфорная и сернистая.

Слабые: все органические кислоты, угольная, фтороводородная, кремниевая , борная, сероводородная и др. Основания в растворах диссоциируют на гидратированные ионы ОН и катионы металлов. Если в состав оснований входят несколько групп ОН, то их диссоциация протекает ступенчато. Сильные основания образуют металлы подгрупп А первой и второй групп периодической таблицы(кроме бериллия). Все остальные образуют слабые основания.(аммиак,гидразин, и др).

Соли практически все являются истинными и сильными электролитами. Поэтому они полностью распадаются на ионы, и в их растворах нет равновесий между растворенными молекулами и ионами.

Закон разбавления Оствальда: чем выше концентрация раствора электролита, тем меньше величина. При бесконечном разбавлении растворов все слабые электролиты можно отнести к группе сильных электролитов. И классификацию электролитов по их силе относят к растворам с концентрацией от 5 до 10% масс. Закон разбавления Оствальда

для слабого бинарного электролита:

Кд = 2См/(1- )

Истинные Электролиты , т.е. в-ва ионного характера – соли, диссоциируют на ионы уже при расплавлении в результате ослабления связей между ионами в кристаллической решетке. Потенциальные электролиты – в-ва ковалентного характера, к которым относятся кислоты, при расплавлении не диссоциируют, т.к. в их кристаллической решетке ионов не содержится. Количественную силу электролита оценивают с помощью понятия степень диссоциации, под которой понимают отношение числа молекул

vk.com/id446425943

vk.com/club152685050