5.1) Представления об эл-литической диссоциации, модель гротгуса, представления фарадея.

6.1) классические методы исследования растворов эл-литов. Измерение осмотического давления, давления пара над раствором, криоскопия, эбулиоскопия, тепловой эффект реакции нейтрализации, корреляция между каталитическим действием кислот и их электропроводностью.

7.1) Теория Аррениуса, ионные равновесия, недостатки классической теории диссоциации.

Преимущества:

• Получили объяснение коллигативные свойства растворов электролитов

  • понижение температуры замерзания;

  • повышение температуры кипения;

  • осмотическое давление.

• Объяснено постоянство теплот нейтрализации сильных кислот и оснований.

Недостатки

• Степень диссоциации, определенная разными методами, может быть различной.

• Для концентрированных растворов экспериментальное значение степени диссоциации может превышать единицу.

• Константа диссоциации, определенная по Аррениусу, для сильных электролитов зависит от концентрации.

• Не указаны причины ионизации электролитов в растворе.

• Пренебрежение ион-дипольным взаимодействием делает невозможным объяснить процесс образования ионов и устойчивость ионных систем, ведь именно это взаимодействие является физической основой образования ионов в растворе при растворении электролита.

8.1) Энергия ионной кристаллической решетки,модельный метод борна, уравнение борна-ланде. Анализ уравнения. Константа маделунга (хлорид натрия).

9.1)Энергия сольватации, Энергия сольватации по борну, модель борна для сольватации вывод уравнения борна и борна-бьеррума. Расчет свободной энергии гиббса гидратации по фрумкину, энтропия сольватации.

Энтропия сольватации

Энергии и теплоты сольватации электролитов впервые были рассчитаны Борном и Габером (1919) при помощи циклов, основанных на законе Гесса.

NaCl (кр) Na+(газ) + Cl–(газ)

HL Hs+ Hs–

Na+ (aq) + Cl– (aq)

HNaCl – изменение энтальпии в ходе разрушения кристаллической решетки хлорида натрия (связь с энергией решетки: Gp = HNaCl – TS; при 298К TS составляет приблизительно 15 кДж/моль);

HL – теплота растворения хлорида натрия, экстраполированная на бесконечно разбавленный раствор соли;

Hs+ , Hs– – теплоты сольватации катиона и аниона.

Из этого цикла для теплоты сольватации хлорида натрия получаем:

HsNaCl = Hs+ + Hs– = HL – HNaCl = 4 – 772 = – 768 кДж/моль.

Данное уравнение позволяет найти теплоту гидратации, если известны теплоты растворения и энергия решетки. Теплоты растворения находят экспериментально, а энергии решеток рассчитывают либо по соответствующим уравнениям, либо из циклов, используя другие экспериментально определимые величины.

Полученное значение достаточно хорошо согласуется с энергией решетки, подсчитанной по уравнению Борна.

Фрумкин