Изотонический коэффициент (i)

- его вводят, когда изучают Р_осм. для растворов сильных электролитов, он учитывает распад электролита на ионы при растворении с учётом его степени диссоциации. Находят экспериментально:

а) для соли типа NaCl i = 1 + a (т.е. i ® 2);

б) для соли типа CaCl₂ i = 2 + a (т.е. i ® 3);

,

где n – число ионов, на которые распадаются молекулы соли. Для таких растворов

.

Понижение давления насыщенных паров растворителя

Над любым растворителем в воздухе всегда находится какое-то количество газообразных молекул этого же растворителя. Чем выше температура, тем больше молекул растворителя в газообразном состоянии будет над раствором и соответственно давление паров растворителя (Р°) будет больше.

Если при этой же температуре измерить давление насыщенного пара растворителя уже над раствором какого-либо вещества (Р), то оно будет меньше. И всегда Р° > Р для любого растворителя.

Р = (Р° - Р) – абсолютное понижение давления пара растворителя.

- относительное понижение давления пара растворителя.

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворённого вещества:

, где ;

n – число моль (х₁ – растворитель; х₂ – растворённое вещество).

Следствие 1: повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем прямопропорционально его моляльной концентрации (В).

t_кип = Е × В, где Е - эбулиоскопическая константа, величина табличная (различна у разных растворителей). Она показывает, на сколько градусов повысится температура кипения раствора с В = 1 моль/кг растворителя.

( град/моль/кг Н₂О).

- моляльная концентрация.

Следствие 2: понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем прямопропорционально его моляльной концентрации:

t_зам = К × В, где К - криоскопическая константа, табличная величина

( град/моль/кг Н₂О).

Пример: При какой температуре закипит 50%-ный раствор сахарозы в воде?

= 342 г/моль.

50% раствор: на 1000 г Н₂О приходится 1000 г сахарозы;

в молях: .

В = 2,92 моль/кг р-ля.

.

.

Т_кип = 273 + 100 + 1,52 = 374,52 град К.

Для водных растворов изменение температур кипения и замерзания по сравнению с чистой Н₂О можно отобразить так:

Вопросы для закрепления материала:

1.Чему равен изотонический коэффициент для AlC1₃ – 2, 3 или 4?

2.Почему варенье можно хранить зимой в стеклянных банках в неотапливаемом помещении?

ТЕОРИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ

18 в. А. Лавуазье даёт следующее определение кислотам: «кислоты – это соединения, которые содержат кислород»; имел в виду открытые тогда H₂SO₄, HNO₃. Но более позднее открытие кислоты с формулой HCl поставило учёных в тупик.

19 в. С. Аррениус создаёт теорию электролитической диссоциации, в соответствии с которой:

а) кислоты – соединения, которые при диссоциации образуют ионы Н⁺;

б) основания – соединения, которые при диссоциации образуют ионы ОН^-;

в) амфолиты – вещества, которые в водных растворах могут высвобождать как Н⁺, так и ОН^-.

Но со временем возникли вопросы, на которые не могла ответить эта теория:

1) Как объяснить основные свойства NH₃; R-NH₂; ; (ведь амины – это очень большой класс органических оснований).

2) Как определить, кислотой или основанием будет полученное новое соединение?

Появились индикаторы.

20 в. Протолитическая теория И. Бренстеда и Т. Лоурипредлагает следующие определения:

Кислоты – доноры протонов (Н⁺):

кислота Û Н⁺ + основание.

Основания – акцепторы протонов:

основание + Н⁺ Û кислота.

Примеры:

1) .

2) .

Т.е. по этой теории расширяется привычный круг кислот и оснований: ими также могут быть заряженные ионы.

Появились понятия «сопряжённая кислота» и «сопряжённое основание».

Природа воды

Н₂О – амфолит по этой теории, т.к. может отдавать и присоединять протоны:

а) ;

б) .

(Н₃О⁺ - оксоний-ион).

При изучении поведения молекул чистой воды (например при выводе величины рН) можно записать Н₂О Û Н⁺ + ОН^-, а можно записать иначе:

.

.

Экспериментально установили, что в чистой воде при температуре 25°С соблюдается равенство: моль/л.

20 в. Г. Льюиспредлагает ещё одну теорию кислот и оснований.

Кислота – это акцептор электронной пары

Основание – донор электронной пары

Реакция нейтрализации будет выглядеть:

А + В = АВ.

По этой теории:

1) расширяется круг привычных кислот; к ним также будут относиться ионы металлов (Ме^Х+); соединения бора (BCl₃):

а) жёсткие кислоты(ж.к.) – это ионы щелочных, щелочно-земельных металлов и металлов с большим зарядом и маленьким радиусом (Li⁺, Ca²⁺, Al³⁺);

б) мягкие кислоты(м.к.) – тяжёлые ионы металлов с большим радиусом и малым зарядом (Cu⁺, Ag⁺, Hg²⁺).

2) Расширяется круг оснований; к ним относятся практически все лиганды и различные молекулы (NH₃ или их производные):

а) жёсткие основания(ж.о.) – лиганды: F^-, Cl^-, Н₂О, OH^- и соединения R₃N, NH₃; поляризуются слабо;

б) мягкие основания (м.о.)– лиганды объёмные, хорошо поляризуются: S^2-, HS^-, RSH, SCN^-, , CN^-, J^-.

3) Наиболее прочные соединения образуются между:

а) жёсткими кислотами и жёсткими основаниями;

б) мягкими кислотами и мягкими основаниями.

Пример: .

Становится понятно, почему реакция протекает в прямом направлении.

4) Однако эта теория имеет ограниченное применение, т.к. затруднена количественная оценка силы кислот и оснований. Если располагать основания по их силе в отношение одной кислоты, то получится один ряд, а если располагать эти же основания по отношению к другой кислоте, то получится другой ряд.