Закон Рауля

Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего вещества прямопропорционально Молярной доле растворённого вещества.

p = p0 N,

где

p - давление пара над раствором, ПА;

p0 - давление пара над чистым растворителем;

N - мольная доля растворителя.

Влияние растворённого вещества на температуру замерзания и кипения растворов. По закону Рауля для разбавленных растворов понижение давления пара пропорционально концентрации раствора. Следовательно, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания таких растворов должно возрастать с увеличением их концентрации.

Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль установил: повышение температуры кипения ΔТк и понижение температуры замерзания ΔТ3 разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации раствора:

ΔТк =Cm E,

ΔТ3 = Cm K,

где Cm – молярная концентрация, моль/кг;

К и E – коэффициенты пропорциональности,

Э булиометрическая константа численно равна повышению температуры кипения одномолярного раствора.

Криометрическая константа численно равна понижению температуры замерзания одномолярного раствора.

Эбулиометрические и криометрические константы зависят только от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества (идеальные раст–воры).

Осмос – процесс диффузии вещества через полупроницаемую мембрану, через которую проходит растворитель но не проходит растворённое вещество.

Необходимым условием возникновения осмоса является наличие растворителя и раствора или двух растворов различной концентрации, разделенных полупроницаемой мембраной.

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

Законы осмотического давления. Закон Вант-Гоффа.

определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

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.

Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации. С. Аррениуса. Электролиты сильные и слабые. Степень и константа электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация кислот, основания, солей.

Электролиты, которые практически полностью диссоциируют на ионы (ионизируются), называются сильными, а электролиты, которые не полностью ионизируются, – слабыми.

В растворе слабых электролитов наряду с ионами существуют неионизированные молекулы. Именно неполной ионизацией С. Аррениус объяснил, почему изотонический коэффициент растворов слабых электролитов не равен целому числу.

Для количественной характеристики полноты диссоциации введено понятие степени диссоциации (ионизации).

Степенью диссоциации (ионизации) электролита называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу его молекул, введенных в раствор.

Иначе говоря, ан – доля молекул электролита, распавшихся на ионы. Степень диссоциации ан выражается в процентах или долях единицы:

αн = Nн/ Np,

где N – число молекул электролита, распавшихся на ионы;

Np– число молекул электролита, введенных в раствор (растворенных).

По степени диссоциации электролиты условно подразделяют на сильные (αн > 30%) и слабые (αн < 3%). В промежутке электролиты считаются средней силы.

К сильным электролитам относят почти все соли. Из наиболее важных кислот и оснований к ним принадлежат H2SO4, HCI, НВг, HI, HNO3, NaOH, КОН, Ва(ОН)2. К слабым электролитам принадлежит большинство органических кислот, а также некоторые неорганические соединения – H2S, HCN, Н2СО3, SО3, НСl0, Н2O, Н3ВО3, Hg2CI2, Fe(SCN)3

Степень диссоциации зависит от температуры.

На степень электролитической диссоциации влияет концентрация раствора.

При разбавлении раствора степень диссоциации значительно возрастает.

Добавление к раствору слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень его диссоциации.

Константа диссоциации (ионизации), определяется законом действующих масс.

Закон действующих масс применим к обратимым реакциям, т. е. к растворам слабых электролитов

Согласно закону действующих масс константу равновесия записывают следующим образом:

КД = (Ktm+)n+(Ann-)m + (KtnAnm)

где (Ktm+) и (Ann-) – молярные равновесные концентрации ионов электролита;

(KtnAnm) – молярная равновесная концентрация недиссоциированных молекул электролита;

КД – константа равновесия, называемая константой диссоциации.

Чем больше константа диссоциации КД, тем сильнее диссоциирует электролит. В отличие от степени диссоциации КД зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концентрации раствора. Таким образом, и константа, и степень электролитической диссоциации – количественные характеристики диссоциации. Естественно, что между ними существует связь. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

Поиск по сайту: