Реальные растворы. Метод активностей. Определение активности по давлению пара (стр. 2 )

Осмотическое давление в разбавленных растворах можно рассчитать по уравнению

=,

где X2 – мольная доля растворенного вещества, – мольный объем растворителя. В очень разбавленных растворах это уравнение преобразуется в уравнение Вант-Гоффа:

= CRT,

В соответствии с т/д св-вами р-ры подразделяют на те или иные классы, прежде всего — на идеальные и неидеальные (называемые также реальными). Идеальными растворами называют такие растворы, для которых химический потенциал каждого компонента i имеет простую логарифмическую зависимость от его концентрации (например, от мольной доли xi):

i = 0 (p, T) + RT lnxi, 

где через  обозначен химический потенциал чистого компонента, зависящий только от давления р и температуры Т, и где R — газовая постоянная.

28

28. Понижение температуры плавления (замерзания) и повышение температуры кипения растворов.

Свойства разбавленных растворов, зависящие только от количества нелетучего растворенного вещества, называются коллигативными свойствами. К ним относятся понижение давление пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора, а также осмотическое давление.

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем:

Tзам. = = KК. m2,

Tкип. = = KЭ. m2.

где m2 – моляльность раствора, KК и KЭ – криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя, X2 – мольная доля растворенного вещества, Hпл. и Hисп. – энтальпии плавления и испарения растворителя, Tпл. и Tкип. – температуры плавления и кипения растворителя, M1 – молярная масса растворителя.

29

29. Осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа.

Осмотическое давление в разбавленных растворах можно рассчитать по уравнению

=,

где X2 – мольная доля растворенного вещества, – мольный объем растворителя. В очень разбавленных растворах это уравнение преобразуется в уравнение Вант-Гоффа:

= CRT,

где C – молярность раствора.

Уравнения, описывающие коллигативные свойства неэлектролитов, можно применить и для описания свойств растворов электролитов, введя поправочный коэффициент Вант-Гоффа i, например:

= iCRT или Tзам. = iKК. m2.

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита:

i = 1 + ( – 1),

где – количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.

30

30. Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.

Св-ва разбавленных р-ров, зависящие только от кол-ва нелетучего раств. в-ва, называются коллигативными свойствами. К ним относятся понижение давление пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора, а также осмотическое давление.

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем:

Tзам. = = KК. m2,

Tкип. = = KЭ. m2.

где m2 – моляльность раствора, KК и KЭ – криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя, X2 – мольная доля растворенного вещества, Hпл. и Hисп. – энтальпии плавления и испарения растворителя, Tпл. и Tкип. – температуры плавления и кипения растворителя, M1 – молярная масса растворителя.

Осмотическое давление в разбавленных растворах можно рассчитать по уравнению

=,

где X2 – мольная доля растворенного вещества, – мольный объем растворителя. В очень разбавленных растворах это уравнение преобразуется в уравнение Вант-Гоффа:

= CRT,

где C – молярность раствора.

Уравнения, описывающие коллигативные свойства неэлектролитов, можно применить и для описания свойств растворов электролитов, введя поправочный коэффициент Вант-Гоффа i, например:

= iCRT или Tзам. = iKК. m2.

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита:

i = 1 + ( – 1),

где – количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.

Растворимость твердого вещества в идеальном растворе при температуре T описывается уравнением Шредера:

,

где X – мольная доля растворенного вещества в растворе, Tпл. – температура плавления и Hпл. – энтальпия плавления растворенного вещества.

31

31. Условие химического равновесия. Термодинамический вывод закона действующих масс.

Химическим равновесием называется такое состояние обратимой химической реакции

aA + bB = cC + dD,

при котором с течением времени не происходит изменения концентраций реагирующих веществ в реакционной смеси. Состояние химического равновесия характеризуется константой химического равновесия:

,

где Ci – концентрации компонентов в равновесной идеальной смеси.

Константа равновесия может быть выражена также через равновесные мольные доли Xi компонентов:

.

Для реакций, протекающих в газовой фазе, константу равновесия удобно выражать через равновесные парциальные давления Pi компонентов:

.

Для идеальных газов Pi = CiRT и Pi = XiP, где P – общее давление, поэтому KP, KC и KX связаны следующим соотношением:

KP = KC (RT) c+d–a–b = KXP c+d–a–b.

Константа равновесия связана с rGo химической реакции:

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – т/д. равновесие в системе, между компонентами к-рой происходят хим. р-ции. Для данной р-ции где Аi - исходные реагенты; Вj - продукты; vi и vj - их стехиометрич. коэффициенты соотв., химическое равновесие достигается при условии: