16. Растворы неэлектролитов. Упругость пара чистого растворителя и раствора. Температура замерзания и кипения растворов. Определение молекулярной массы вещества методами криоскопии и эбулиоскопии.
Вещества, которые не распадаются на ионы в растворах или расплавах, и поэтому не проводящие электрический ток, называют неэлектролитами.
Если на поверхность раствора какого-либо вещества осторожно налить, избегая перемешивания, слой более разбавленного раствора этого вещества или чистого растворителя, то спустя некоторое время концентрация растворенного вещества будет одинаковой по всему объему раствора. Такое выравнивание концентраций связано со стремлением частиц обоих компонентов раствора к равномерному распределению по всему объему. Частицы растворенного вещества, проявляя общую тенденцию к увеличению энтропии (неупорядоченности), переходят из области более концентрированного раствора в менее концентрированный или в чистый растворитель, а частицы растворителя двигаются в противоположном направлении.
Между осмотическим давлением раствора и понижением упругости пара растворителя над ним имеется прямая связь.
Величина - - представляет собой относительное понижение упругости пара растворителя, а величину - N, называют мольной долей растворенного вещества.
Упругость паров растворов нужно рассматривать с учетом упругости паров растворителя и растворенного вещества, если оно относительно летуче.
При растворении в жидкости какого-нибудь нелетучего вещества упругость пара растворителя понижается.
Зная экспериментально величину понижения упругости пара растворителя над раствором и значение упругости пара чистого растворителя, находят согласно закону Рауля кажущуюся ( эффективную) молярную долю полимера в растворе.
Любая жидкость закипает, когда давление ее пара становится равным атмосферному давлению. Так как, согласно закону Рауля, давление пара над раствором ниже давления пера над чистым растворителем, то для того, чтобы раствор закипел, его надо нагреть до более высокой температуры, чем растворитель.
Замерзает раствор тогда, когда давление насыщенного пара его становится равным давлению насыщенного пара твердого растворителя (льда).
Таким образом, раствор кипит при более высокой температуре, а замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель.
Повышение температуры кипения (ДТкип) и понижение температуры замерзания (∆Тзам) раствора прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества (следствие закона Рауля):
∆Тзам = КТ ∙ сm(B); ∆Ткип = ЭТ ∙ cm(B),
где ∆Тзам – понижение температуры замерзания; ∆Ткип – повышение температуры кипения; КТ - криоскопическая константа; ЭТ – эбулиоскопическая константа; cm(B) – моляльная концентрация раствора. Заменив в уравнениях cm(B) его выражением по формуле для моляльной концентрации получим:
∆Тзам = 
; ∆Ткип = 
Температурой кипения жидкости является температура, при которой давление ее паров становится равным внешнему давлению (так, при 101,3 кПа температура кипения воды равна 100 °С). Температурой замерзания (кристаллизации) жидкости является температура, при которой давление пара над жидкостью равно давлению пара над твердой фазой. Если обозначить температуры замерзания и кипения раствора Т3 и Тк, а эти же величины для растворителя Т°3 и Т°к, то получим:
ДТк = Тк – Т°к > 0,
ДТ3 = Т°3 – Т3 > 0.
Эффекты повышения температуры кипения и понижения температуры замерзания растворов качественно могут быть объяснены с помощью принципа Ле Шателье.
Действительно, если в равновесную систему «жид–кость – пар» (например, Н2О(ж) – Н2О(г)), ввести растворимое нелетучее вещество, то давление пара раствори–теля над раствором уменьшится. Чтобы компенсировать понижение давления пара и достигнуть прежнего равновесного состояния, раствор нужно нагреть до более вы–сокой температуры (больше 373°К), так как процесс эн–дотермический.
Пусть имеется равновесная система «твердая фаза – жидкость», например Н2О(т) > Н2О(ж), при 273°К. Если растворить в жидкой фазе некоторое количество не– летучего вещества (нерастворимого в твердой фа–зе), то концентрация молекул воды в жидкой фазе уменьшится. В соответствии с принципом Ле Шателье начнет идти процесс, увеличивающий количество воды в жидкой фазе, – плавление льда. Для установления нового равновесия раствор необходимо охладить, т. е. понизить температуру, так как процесс экзотермический.
Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль установил: повышение температуры кипения ДТк и понижение температуры замерзания ДТ3 разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации раствора.
Эбулиоскопия — метод исследования температур кипения растворов.
Если растворенное вещество нелетуче, то пар над раствором состоит из молекул растворителя. Такой раствор начинает кипеть при более высокой температуре (Т) по сравнению с температурой кипения чистого растворителя (Т0).
Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя при данном постоянном давлении называетсяповышением температуры кипения раствора. Эта величина зависит от природы растворителя и концентрации растворенного вещества.
Криоскопия – метод исследования температур замерзания (кристаллизации) растворов.
Растворы в отличие от чистого растворителя жидкости не отвердевает при одной температуре. При охлаждении растворов наблюдается их замерзание или кристаллизация.
17. Электролитическая диссоциация. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты, примеры. Напишите молекулярное и ионно-молекулярное уравнения реакций взаимодействия гидроксида аммония и хлорида железа (III).
Электролитическая диссоциация – это распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя (воды). Основной причиной электролитической диссоциации является взаимодействие молекул электролита с полярными молекулами растворителя.
Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.
Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты в растворах практически диссоциированы полностью. К этой группе электролитов относится большинство солей, щелочей и сильных кислот. К слабым электролитам принадлежат слабые кислоты и слабые основания и некоторые соли: хлорид ртути (II), цианид ртути (II), роданид железа (III), иодид кадмия. Растворы сильных электролитов при больших концентрациях обладают значительной электропроводностью, причем она с разбавлением растворов возрастает незначительно.
Растворы слабых электролитов при больших концентрациях отличаются незначительной электропроводностью, сильно увеличивающейся при разбавлении растворов.
При растворении вещества в каком-либо растворителе образуются простые (несольватированные) ионы, нейтральные молекулы растворенного вещества, сольватированные (в водных растворах гидратированные) ионы, ионные пары (или ионные двойники), представляющие собой электростатически ассоциированные группы противоположно заряженных ионов, образование которых наблюдается в подавляющем числе неводных растворов электролитов, комплексные ионы, сольватированные молекулы и др.
В водных растворах сильных электролитов существуют только простые или сольватированные катионы и анионы. В их растворах нет молекул растворенного вещества.
?????
18. Вода как электролит. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН для нейтрального, кислого и щелочного растворов.
Вода и электролиты – неотъемлемые компоненты организма, создающие среду почти для всех клеток и позволяющие метаболитам и газам проходить в клетки и выходить из них.
Молекулы воды постоянно распадаются (диссоциируют) на протоны и гидрокси-анионы, и соответственно обратно ассоциируются. В дистилированной воде концентрации обоих равны 10-7 моль на литр, а ионное произведение, соответственно 10-14, и оно сохраняется, при изменении концентрации каждого из компонентов. А этот показатель в концентрации, если его взять без минуса - это будет рН, ну или рОН, смотря по концентрации чего смотрим.
Иомнное произведемние водым — произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH− в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.
Водородный показатель (рН) величина, характеризующая активность или концентрацию ионов водорода в растворах. Водородный показатель обозначается рН.
Водородный показатель численно равен отрицательному десятичному логарифму активности или концентрации ионов водорода, выраженной в молях на литр:
pH=-lg[ H+ ]
Определяется с помощью индикаторной бумаги.
Название индикатора | Цвет индикатора в различных средах | ||
В кислой | В нейтральной | В щелочной | |
Метиловый оранжевый | Красный (рН < 3, 1) | Оранжевый (3, 1 < рН < 4, 4) | Жёлтый (рН > 4, 4) |
Метиловый красный | Красный (рН < 4, 2) | Оранжевый (4, 2 < рН < 6, 3) | Жёлтый (рН > 6, 3) |
Фенолфталеин | Бесцветный (рН < 8) | Бледно-малиновый (8, 0 < рН < 9, 8) | Малиновый (рН > 9, 8) |
Лакмус | Красный (рН < 5) | Фиолетовый (5 < рН < 8) | Синий (рН > 8) |
19. Слабые электролиты. Степень диссоциации и константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда. Влияние добавления одноименного иона на диссоциацию слабого электролита.
Слабые электролиты – см. 17 вопрос. Степень диссоциации – см. 17 вопрос. Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая характеризует склонность объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на частицы, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль диссоциирует в водном растворе на ионы.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 |
