Тема 7. физико-химические свойства растворов неэлектролитов

Неэлектролиты – вещества, которые в водных растворах дробятся до молекул – электронейтральных частиц, поэтому не проводят электрический ток.

ОСМОС I ЗАКОН РАУЛЯ

Осмос – односторонняя диффузия р₀

молекул низкомолекулярного ве- Жидкость ↔ Пар + ΔН

щества (растворителя) через полу- Н₂О t˚↑

проницаемую мембрану. (Ле Шателье)

Осмотическое давление – давле – Насыщенный пар – пар,

ние, которое необходимо приложить находящийся в равновесии

к раствору II, чтобы привести его в с жидкостью при данной

равновесие с раствором I. температуре, а его давление –

Давление насыщенного пара.

Закон Вант-Гоффа

р₁ – давление насыщенно-

Росм. = nRT V

го пара растворителя над раствором.

Р₀ – давление насыщенного пара

над водой.

р₁

n – число моль растворённого вещест- раствор ва (р.в.) сахара

V – объём раствора (л или м³);

R – универсальная газовая постоянная- р₁<р₀, т.к. :

(8,31 Дж/моль·К) - испарение с меньшей поверхности;

T – температура (К) - часть молекул воды связана в

гидратные оболочки с

P_осм.–осмотическое давление пара (Па) молекулами р.в.

Росм. = СRT

n/V = С – молярная концентрация р₀ – р₁ – понижение давления пара

над раствором неэлектролита

Продолжение

относительное понижение

давления пара над раствором

р0 – р1 = N р0

Соотношения:

R = 8,31 Дж/моль·К - Закон Рауля

V – 1 м³ – 1·10^-3 л N – мольная доля

N = n(р.в.) n(р.в.) + n(р-ля)

р – Па

R = 0,081 л·атм/ моль·К

V = 1 л

р – атм. n = m/ M

II ЗАКОН РАУЛЯ

Повышение температуры кипения Понижение температуры

Замерзания

	Δt˚кип. = Е·С		Δt˚зам. = К·С

Е–эбулиоскопическая постоянная раст- К–криоскопическая постоянная

ворителя (в справочнике) раст ворителя (в справочнике)

Δt˚зам. = К·m(р.в.)·1000 Mr·m(р-ля)

С – моляльная концентрация – показывает число моль р.в., содержащихся в 1000 г растворителя

Δt˚кип. = Е·m(р.в.)·1000 Mr·m(р-ля)

Δt˚_кип = t˚_{кип. р-ра} - t˚_{кип. р-ля} Δt˚_зам = t˚_{зам. р-ля} - t˚_{зам. р-ра}

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ»

Задача № 1

Чему равно при температуре 7,5ºС осмотическое давление раствора, в 1,5 л корого содержится 276 г глицерина (С₃Н₈О₃).

Р_осм. = ^nRT ; подставляем данные в формулу.

V

М(С₃Н₈О₃) = 92 г/моль

Р_осм. = ^nRT = ^{276·8,31·280,5} = 465 360 Па

V 92·1,5·10^-3

Ответ: Р_осм.= 465360 Па.

Задача № 2.

Найдите при 65°С давление пара над раствором, содержащим 13,68 г сахара (С₁₂Н₂₂О₁₁) в 90 г воды, если давление пара над водой при той же температуре равно 25 кПа.

Зная формулу I закона Рауля, вычисляем:

р₁ = р₀ – р₀·N

N = ^n(р.в.)

n(р.в.) + n(р-ля)

n(р.в.) = m/M = 13,68/342 = 0,04 моль

n(р-ля) = 90/18 = 5 моль

р₁ = 25·10³ - 25·10³·0,04/5,04 = 24801 Па

Ответ: р₁ = 24801 Па.

Задача № 3.

При какой температуре будет замерзать 40 % раствор спирта С₂Н₅OH, если К=1,86.

Используем математическое выражение II закона Рауля:

Δt˚_зам. = ^{К·m(р.в.)·1000} = ^{1,86·40·1000} 26,9 ^о

Mr·m(р-ля) 46·60

М(С₂Н₅OH) = 46 г/моль

m(р-ля) = 100 – m(р.в.) = 100 – 40 = 60г

t˚_{зам .р-ра}= t˚_{зам. р-ля} - Δt˚_{зам. р-ра} = 0 – 26,9 = - 26,9ºС

Ответ: Δt˚_зам = - 26,9ºС.

ТЕМА 8. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул жидкого растворителя.

Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации (α).

	α = n (число распавшихся молекул) ; N (исходное число молекул в растворе)

α в % или в долях.

Электролиты

		Слабые
	Сильные

Диссоциируют на ионы

хорошо плохо

30% < α < 100% α < 30%

1. Кислоты: H₂SO₄; HNO₃; HCl; HBr; 1. H₂SO₃; HNO₂; H₂S; H₂CO₃;

HI; HClO₄; HMnO₄. H₂SiO₃; H₄SiO₄; H₃PO₄; HCN и др.

2. Основания щелочных и щелочнозе- 2. NH₄OH; Cu(OH)₂; Zn(OH)₂ и т.д.

мельных металлов (кроме Be и Mg):

LiOH; NaOH; KOH; RbOH; CsOH;

FrOH; Ca(OH)₂; Ba(OH)₂; Sr(OH)₂ –

щелочи–хорошо растворимые в воде.

3. Почти все соли.

Диссоциация кислот и оснований.

Кислоты	Основания
1. Сильные HCl → H+ + Cl‾ H2SO4 → H+ + HSO4‾ HSO4‾↔ H+ + SO42- 2. Слабые H3PO4 ↔ H+ + H2PO4‾ H2PO4‾ ↔ H+ + HPO42- HPO42- ↔ H+ + PO43-	1. Сильные NaOH Na+ + ОН- 2. Слабые Fe(OH)3 ↔ OH‾ + Fe(OH)2+ Fe(OH)2+ ↔ OH‾ + (FeOH)2+ (FeOH)2+ ↔ OH‾ + Fe3+

Выводы:

1. Кислоты – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков.

2. Основания – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп (OH^‾).

3. Сильные многоосновные кислоты и многокислотные основания по первой ступени диссоциируют необратимо, а далее – обратимо (ступенчато).

4. Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато и обратимо.

Диссоциация солей.

1. Нормальные (средние) Fe2(SO4)3→2Fe3++3SO42- CuCl2 → Cu2+ + 2 Cl‾	2. Кислые NaHCO3 → Na+ + HCO3‾ сл. эл-т HCO3‾↔ H+ + CO32-	3. Основные MgOHCl MgOH+ +Cl‾ MgOH+ ↔Mg2++OH‾
4. Двойные KAl(SO4)2→K++Al3++2SO42-	5. Смешанные CaOCl2→Ca2++Cl‾+OCl‾	6. Комплексные K3[Fe(CN)6]→3K++[Fe(CN)6]3+

Выводы:

1. Соли – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

2. Нормальные, двойные, смешанные и комплексные соли диссоциируют по типу сильного электролита (необратимо) только в одну ступень.

3. Кислые, основные соли диссоциируют ступенчато, но по первой ступени необратимо (по типу сильного электролита), а далее – обратимо, как слабые электролиты.

Ионные реакции обмена – это реакции обмена между ионами в растворах электролитов.

Протекают, если образуются:

1) труднорастворимые вещества,

2) газообразные соединения;

3) слабые электролиты.

При составлении ионных уравнений реакций:

· на ионы расписывают сильные электролиты (6 сильных кислот, 9 сильных оснований, все растворимые соли),

· слабые электролиты, труднорастворимые вещества (осадки), газообразные соединения записывают в виде молекул.

1. Na₂SO₄ + BaCl₂ → 2 NaCl + BaSO₄ ↓ (молекулярное уравнение)

2. 2Na⁺+SO₄^2-+Ba²⁺+2Cl‾→2Na⁺+2Cl‾+BaSO₄↓ (полное ионное уравнение)

3. SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄ ↓ (краткое ионное уравнение)