Осмос. Осмотическое давление. Закон Рауля. Следствия.

Односторонняя диффузия определенного сорта частиц в раствор через полупроницаемую перегородку называется осмосом.

Сила, обуславливающая осмос отнесенная к единице поверхности полупроницаемой перегородки называется осмотическим давлением (Росм ).

Рауль Ф.М. показал, что давление насыщенного пара растворителя над раствором р меньше, чем над чистым растворителем р°. Разность

р° – р = ∆р называется абсолютным понижением давления пара над

раствором. Эта величина, отнесенная к давлению пара чистого растворителя, т.е. (р° – р)/р°=∆р/р°, называется относительным понижением давления пара.

Согласно закону Ф.М. Рауля (1886):

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле

растворенного нелетучего вещества

(р° – р)/р° = ХА = nA/(nA + nB) = mA/MA(mA/MA + mB/MB).

Следствие: понижение относительного давления насыщенного пара растворителя над раствором приводит:

а) к понижению t° замерзания

∆t° замерзания = К * Сm

К - криоскопическая константа ( кг* градус/моль)

∆t° замерзания = ∆t° замерзания растворитель - ∆t° замерзания раствора

б) к повышению t° кипения раствора по сравнению с чистым растворителем

∆t° кипения = Е * С m

Е - эбулископическая константа ( кг* градус/моль)

∆t° кипения = ∆t° кипения раствора - ∆t° кипения растворителя

Сm = m * 1000/ M * a

∆t° замерзания = K * (m * 1000/ M * a)

∆t° кипения = E * (m * 1000/ M * a)

Растворы электролитов. Теория Аррениуса. Диссоциация кислот, солей, оснований. Степень электролитической диссоциации.

Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать распад последнего на ионы.

Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией или ионизацией веществ в растворах – С. Аррениус (1887 г) Провел исследования и установил ,что вещества диссациируют на ионы при отсутствие электрического тока и предложил теорию электролитической диссоциации.

Основные положения теории электролитической диссоциации:

1) электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательные ионы;

2) под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно

заряженные ионы – к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые – анионами;

3) не все электроны в одинаковой степени распадаются на ионы

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются электролитами.

Электролиты при растворении в воде практически польностью диссоциирующие на ионы называются сильными.

Электролиты при растворении в воде, диссоциирующие на ионы лишь частично, называются слабыми.

Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества, называется степенью электролитической диссоциации (α):

α = Nи /No

где Nи – число молекул распавшихся на ионы; No – общее число молекул в растворе.

По степени диссоциации электролиты делятся на: сильные – α > 30 %; средней силы – 3 % < α > 30 %; слабые – α < 3 %.

Вант-Гоффа Я.Г. для использования уравнений, которые описывают свойства неэлектролитов, ввел в эти уравнения поправочный коэффициент i – изотонический коэффициент, Изотонический коэффициент зависит от

природы раствора и его концентрации, но для одного и того же раствора значение изотонического коэффициента одинаково. Таким образом, для растворов электролитов:

Росм = iсRT; (р° – р)/р° = iХА = inA/(nA + nB) = imA/MA(mA/MA + mB/MB);

∆t = iKcm = iKmр.в1000/Mmр-ля.

Степень электролитической диссоциации связана с изотоническим коэффициентом соотношением: α = (i – 1)/(n – 1).

Закон разбавления Оствальда. Константа диссоциации.

Константа диссоциации зависит от природы элемента и растворителя, t°,но не зависит от концентрации раствора характеризующая способность данной кислоты или данного основания распадаться а ионы . Чем выше константа диссоциации тем легче электролит диссоциирует .

CH3COOH -> H + CH3COO

К равновесия = [ H ] * [ CH3COO2 ] / [ CH3COOH ]

Kg = α2 * c

α2 = kg/c закон освальда (1888 г)

Закон:

Степень диссоциации слабого электролита увеличивается, при разбавлении раствора обратно пропорционально корню квадратному из его малярной концентрации.

Константа диссоциации величина постоянная для слабых эликтролитов

Теория электролитической диссоциации для сильных электролитов. Активность. Коэффициент активности. Ионная сила.