Основным вопросом термодинамической теории растворов является ус новление зависимости равновесных свойств растворов от состава и свойств компонентов. Эта теория в своей общей форме не зависит от молекул яр] структуры растворов и от природы молекулярных взаимодействий ме> компонентами растворов.

ЗАКОН РАУЛЯ.  ВИДЫ ПЕРЕГОНОК.

При анализе результатов измерений давления насыщенного пара растворов нелетучих и малолетучих веществ, подобных метилсалицилату в диэтиловом эфире, Рауль обнаружил важную закономер­ность. При постоянной температуре парциальное давление эфира в газовой фазе пропорционально его концентрации в растворе. Обоб­щением этих исследований  явился известный  закон  Рауля  (1887)

Р1 =Р01х1        

Где Р01 и Р1— давление пара растворителя над чистым растворите­лем и над раствором, в котором молярная доля растворителя равна х1 соответственно.

Элементарное теоретическое толкование этого закона: пусть жидкость А при некоторой температуре имеет давление насыщенного пара Р°. При растворений в ней нелетучего вещества В давление пара при той же температуре станет равным Р, а молярная доля вещест­ва А в растворе понизится с 1 до х, что приведет к уменьшению коли­чества молекул А, переходящих в пар. Если силовые поля молекул А и В одинаковы, то будут одинаковыми взаимодействия молекул А—А, А—В и В—В и число молекул, переходящих в пар, умень­шится пропорционально понижению молярной доли вещества А в растворе.

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

Растворы, подчиняющиеся закону Рауля при всех температурах и концентрациях, называют идеальными. Из этого определения и истолкования закона Рауля следует, что в идеальном растворе моле­кулы растворителя взаимодействуют с растворенным веществом так же, как взаимодействуют между собой молекулы растворителя и между собой молекулы растворенного вещества.

Перегонка – общепринятый способ разделения смеси жидкостей на составные части. Нередко перегонку применяют  для выделения какого-нибудь компонента из сложной смеси.

       Различают простую перегонку, фракционную или дробную, с водяным паром и перегонку под вакуумом.

КРИОСКОПИЯ. ЭБУЛИОСКОПИЯ.

Раствор, в отличие от чистой жидкости, не отвердевает целиком при одной температуре. Отвердевание раствора происходит обычно не при одной температуре, а на протяжении некоторого интервала температур.

       Температурой начала кристаллизации раствора называют также температуру,  при которой кристаллы растворителя находятся в равновесии с раствором данного состава. Температуру начала кристаллизации называют температурой замерзания раствора, обычно в тех случаях, когда эта температура не выше комнатной.

Величину понижения температуры замерзания ∆Т3 определяют как разность между температурами замерзания чистого растворителя Т03 и раствора Т3:

∆Т3 = Т03 - Т3

Понижение температуры замерзания пропорционально концентрации растворенного вещества в растворе:

∆Т3 = Кс,

Где  с - концентрация растворенного вещества, выражаемая моляльностью, К – молярное понижение температуры замерзания или криоскопическая постоянная.

       Если рассматривать растворы нелетучего вещества в летучих растворителях, температуры кипения таких растворов всегда выше температуры кипения чистого растворителя при том же давлении. Повышение температуры кипения будет в общем тем большим, чем выше концентрация раствора, и для разбавленных растворов его можно считать пропорциональным концентрации. Для растворов эти температуры являются более высокими, чем для чистого растворителя, и разность между ними

∆Ткип = Ткип – Т0кип

будет тем большей, чем выше концентрация раствора.

∆Ткип = Ес,

где Е - молярное повышение температуры кипения или эбулиоскопическая постоянная.

ЗАКОН РАСПРЕДЕЛЕНИЯ

Закон распределения: Отношение концентрации третьего компонента в двух равновесных жидких фазах является величиной постоянной при различных его концентрациях.

       Если величина частиц распределяемого вещества в одном из растворителей (а) вдвое меньше, чем в другом (б), то, как показал Нерст, можно пользоваться следующим уравнением:

С2а/Сb=К

Постоянная К называется коэффициентом распределения.

Лекции №7-8. Растворы электролитов.

Цель: ознакомиться с основными особенностями растворов электролитов.

Основные вопросы:

Основные положения теории электролитической диссоциации Аррениуса и ее развитие. Основные положения теории «сильных электролитов» Дебая-Хюккеля Теория электрической проводимости Дебая-Онзагера. Протолитическая теория кислот и оснований. Основные положения теории Бренстеда. Работы ,

Краткое содержание:

ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ АРРЕНИУСА И ЕЕ РАЗВИТИЕ.

Теория электролитической диссоциации основана в 1887 г. Аррениусом. Основные положения:

При растворении в воде или расплавлении солей, кислот и оснований (электролитов) происходит диссоциация этих веществ, т. е. распад на ионы. Ионы в растворе или расплаве находятся в состоянии постоянного хаотического движения. При пропускании электрического тока через растворы или расплавы электролитов положительно заряженные ионы (катионы) движутся к отрицательно заряженному электроду (катоду), отрицательно заряженные ионы – к положительно заряженному электроду (аноду).

Способность вещества проводить электрический ток можно характеризовать электропроводностью.

Удельной электропроводностью (называют электропроводность столбика вещества длиной 1 см при поперечном сечении 1 см2

       Эквивалентная электропроводность (л) есть электропроводность такого количества раствора данной концентрации, которое содержит 1 грамм-эквивалент растворенного вещества и которое помещено между электродами, находящимися на расстоянии 1 см.

Закон Кольрауша: эквивалентная электропроводность электролита при бесконечном разведении равна сумме ионных электропроводностей (подвижностей ионов).

ТЕОРИЯ «СИЛЬНЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ» ДЕБАЯ-ХЮККЕЛЯ

Теория Дебая и Хюккеля приводит к следующему соотношению, связывающему коэффициент активности электролита с ионной силой раствора:

Ig г=-A I

Активность выражает активную концентрацию электролита в растворе, отражая суммарно и влияние неполной диссоциации молекул (если она имеет место), и влияние взаимного притяжения разноименных ионов, и влияние гидратации ионов, и другие эффекты.

ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ПРОВОДИМОСТИ ДЕБАЯ-ОНЗАГЕРА.

Данная теория рассматривает чем обусловливается изменение эквивалентной электропро­водности растворов сильных электролитов при изменении концен­трации. Так как число ионов для объема раствора, содержащего 1 г-экв данного электролита, при этом не меняется, то изменение эквивалентной электропроводности с концентрацией вызывается только изменением скорости перемещения ионов. При данном гра­диенте внешнего поля эта скорость зависит лишь от сил, тормо­зящих перемещение ионов. Важнейшими из них являются влияние релаксации ионной атмосферы, электрофоретический эффект и силы трения. Рассмотрим лишь первые два из них, так как дей­ствие трения не нуждается в пояснении.

Каждый данный ион в растворе окружен ближе к нему распо­ложенными ионами противоположного знака, создающими вокруг него, как принято называть, ионную атмосферу. При перемещении под действием внешнего электрического поля ион частично выходит из этого окружения, которое вновь воссоздается в новом положении иона. Скорость, с которой происходит восстановление ионной атмо­сферы в новом месте, называется временем релаксации. Для бинар­ного электролита в достаточно разбавленных растворах оно об­ратно пропорционально концентрации раствора и валентности ионов. Для 0,1 н. растворов одно-одновалентных электролитов оно равно 0,6*10-9 с, а для 0,001 н. — 0,6*10-7 с.

Это показывает, что ионная атмосфера воссоздается все же не мгновенно. Следовательно, при движении иона сзади пего в каж­дый данный момент времени концентрация ионов противополож­ного знака несколько выше, чем впереди него. Такая асимметрия ионной атмосферы тормозит движение иона. Это торможение на­зывается эффектом релаксации или эффектом асимметрии.

Электрофоретический, или катафоретический, эффект заклю­чается в том, что под действием электрического поля ионы, состав­ляющие ионную атмосферу, сами перемещаются в противополож­ную сторону вместе с сольватирующими их молекулами раствори­теля, что создает дополнительное торможение передвижению рас­сматриваемого иона.

Для одно-одновалентных электролитов в очень разбавленных растворах теория сильных электролитов, отражая описанные эф­фекты, приводит, как показал Онзагер, к следующей зависимости эквивалентной электропроводности от истинной ионной концентра­ции (уравнение Онзагера):

Л=л0-(А+Вл0) с

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ. ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ БРЕНСТЕДА. РАБОТЫ ИЗМАЙЛОВА Н. А., УСАНОВИЧА М. И.

Обобщенная теория кислот и оснований была разработана Бренстедом.

Согласно этой теории кислоты – вещества, содержащие водород и способные при реакции отдавать протон (доноры протона), основания – вещества, способные присоединять протон (акцепторы протона).

       В результате изучения влияния различных растворителей на силу кислот (1950) было показано, что это влияние определяется прежде всего основностью растворителя, а также (в меньшей степени) его диэлектрической проницаемостью.

Лекция №9-11. Химическая кинетика.

Цель: ознакомиться с разделом физической химии – химическая кинетика, изучающая основные закономерности изменения скорости химических реакций от различных факторов.

Основные вопросы:

Скорость реакции, влияние различных факторов на скорость реакции. Классификация химических реакций в кинетике. Молекулярность и порядок реакции. Теория переходного состояния. Фотохимические процессы. Кинетика гетерогенных процессов. Роль диффузии.

Краткое содержание:

СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ, ВЛИЯНИЕ РАЗЛИЧНЫХ ФАКТОРОВ НА СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ.

Скорость химической реакции это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Различают среднюю и истинную скорости реакции.

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8