Лекция 8 Растворы Разбавленные растворы неэлектролитов Закон

Лекция № 8 Растворы Разбавленные растворы неэлектролитов. Закон Рауля. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Криоскопия и эбуллиоскопия. Идеальные и реальные растворы. Понятие об активности и коэффициенте активности. Понятие о стандартном состоянии веществ в растворе

Общие свойства растворов • Коллигативные свойства - зависят от концентрации растворенных частиц, но не зависят от их природы (Δp, ΔTкип, ΔTзам, )

Разбавленные растворы неэлектролитов p 1 p 0 1

РАУЛЬ (Raoult), Франсуа Мари 10 мая 1830 г. – 1 апреля 1901 г • Первый закон Рауля: давление насыщенного пара над раствором равно произведению его давления над чистым растворителем на мольную долю растворителя.

p 1 = p 01 х 1 х1 + х2 = 1 х1 = 1 - х2 p 1 = p 01 (1 - х2) = p 01 - p 01 х2 или Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества

• Растворы, подчиняющиеся закону Рауля при всех концентрациях, называются идеальными

Температура кипения и замерзания (кристаллизации) растворов • Температура кипения – это температура при которой давление насыщенного пара жидкости равно внешнему давлению • Температура кристаллизации – это такая температура, при которой давление насыщенного пара над жидкостью равно давлению пара над твердым состоянием вещества Ткип р-ра > Ткип р-ля Ткрист. р-ра < Ткрист. р-ля

• Второй закон Рауля: повышение температуры кипения раствора (понижение температуры кристаллизации) неэлектролита пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. Ткип = kэб Сm, [Сm] = моль/кг р-ля, где kэб- эбуллиоскопическая постоянная, Ткип = Ткип р-ра - Ткип р-ля • Ткрист = kкр Сm, где kкр – криоскопическая постоянная; Ткрист = Ткрист р-ля - Ткрист р-ра • Если Сm = 1 моль/кг р-ля, • Ткрист= kкр ; Ткип = kэб.

Давление пара воды и раствора

• tзам, o. C; tкип, o. C; • H 2 O 0 • CH 3 COOH 16. 7 • C 6 H 6 5. 5 100 118. 80. 1 kкр kэб 1. 86 0. 52 13. 81 3. 07 5. 4 2. 57

Осмотическое давление Осмос – самопроизвольный переход вещества через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель Селективное проникновение частиц определенного сорта через мембрану

ВАНТ-ГОФФ (van't Hoff), Якоб Генрик 30 августа 1852 г. – 1 марта 1911 г. Нобелевская премия по химии, 1901 г. Осмотическое давление определяется законом Вант. Гоффа: осм·V = n. RT осм= (n. RT)/V = c·R·T, где c=n/V – молярная концентрация раствора (моль/л).

Определение молекулярной массы растворенного вещества где g – масса; М – молекулярная масса; индексы 1 и 2 – относятся к растворителю и к растворенному веществу где b –масса растворенного вещества, B -масса растворителя

Растворы электролитов Электролитическая диссоциация и ее причины. Степень диссоциации, константа диссоциации, изотонический коэффициент и их взаимосвязь. Теория сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила раствора. Константа диссоциации слабых электролитов.

Электролитическая диссоциация – это распад молекул электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя 1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют; 2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом; 3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т. е. растворы являются идеальными).

Электролитическая диссоциация полярных молекул и ионных кристаллов HCl + n. H 2 O = H+(H 2 O)x + Cl- (H 2 O)n-x KCl(k) + n. H 2 O =K+(H 2 O)x + Cl- (H 2 O)n-x

• степень диссоциации ( ) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул: • CH 3 COOH H+ + CH 3 COO– зависит от природы электролита и растворителя, температуры, концентрации, наличия посторонних веществ

• По степени диссоциации водные растворы электролитов условно делят (с=0. 1 моль/л, Т=273 С ): 1. > 50 % - сильный электролит; 2. 3% < < 50 % - электролит средней силы; 3. < 3% - слабый электролит

• К сильным электролитам относятся сильные кислоты: H 2 SO 4 , HCl , HBr, HI, H 2 Se. O 4, HNO 3 , HMn. O 4, HCl. O 3 , HCl. O 4; • Сильные основания: KOH, Na. OH, Li. OH, Rb. OH, Cs. OH, Ca(OH)2 - Ba(OH)2, Te. OH • хорошо растворимые соли: Na. Cl , KBr , NH 4 NO 3 и др

• К слабым электролитам относятся: • плохо растворимые соли (см. табл. растворимости), • Вода • большинство органических кислот (CH 3 COOH, HCOOH и др. ), • неорганические соединения: H 2 CO 3, H 2 S, HCN, H 2 Si. O 3, H 2 SO 3, HNO 2, HCl. O, HCNS, H 3 BO 3, NH 4 OH

• Для слабых электролитов устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами, которое характеризует константа диссоциации CH 3 COOH [A+] = [B–] = C; H+ + CH 3 COO– [AB] = C(1– )

Закона разбавления Оствальда Закон справедлив для электролитов типа 1: 1 Если <<1, то закон разбавления Оствальда упрощается: K= 2 с; степень диссоциации возрастает с разбавлением раствора

Изотонический коэффициент i= - число ионов, на которые диссоциирует молекула данного электролита. Если = 0 (неэлектролит), то i = 1; если = 1 (электролит), то i = . В случае реальных электролитов 0 < <1; 1 < i < .

• Природа растворенного вещества PH 3 H 2 S HCl полярность связи увеличивается, сила электролита увеличивается • Природа растворителя Диэлектрическая проницаемость - безразмерная величина (ε), показывающая, во сколько раз взаимодействие между зарядами в данной среде меньше, чем в вакууме. Растворители с низкой < 12 (диоксан, бензол); со средней 12 < < 50 (ацетон, метанол); с высокой > 50 (вода, HCN)

• Многоосновные кислоты • а также основания многовалентных металлов диссоциируют ступенчато: • H 2 CO 3 H+ + HCO 3– • HCO 3– H+ + CO 32– Всегда: KI > KIII > ….

• Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов CH 3 COOH H+ + CH 3 COO- + Na. CH 3 COO + HCl Na+ + CH 3 COOH+ + Cl- Введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает степень диссоциации этого электролита

Растворы сильных электролитов • активность (эффективная концентрация) а, связанная с концентрацией (c) через коэффициент активности i, который является мерой отклонения свойств реального раствора от идеального: ai = i ci Если i, = 1 то а = c Под активностью иона в растворе понимают ту его эффективную концентрацию, согласно которой он участвует в химических реакциях

• i – коэффициент активности иона, • ci – аналитическая концентрация иона, моль/л • Коэффициент активности – это мера электростатического взаимодействия данного иона с окружающей средой. • Для предельно разбавленных растворов, в которых практически отсутствуют силы взаимодействия ионов из-за отдаленности друг от друга, a = c, т. е. =1

Ионная сила раствора • Ионная сила – это мера электростатического взаимодействия между всеми ионами в растворе. • Ионная сила раствора определяется как полусумма произведений концентраций (c) всех ионов в растворе на квадрат их заряда: Пример: Al. Cl 3 Al 3+ + 3 Cl- с = 0. 1 моль/л

• Взаимосвязь между коэффициентом активности и ионной силой раствора 1. Чем более разбавлен раствор, тем ближе коэффициент активности к 1 и тем меньше различие между активностью и концентрацией. При одинаковой ионной силе коэффициент активности уменьшается с ростом заряда иона. Для разбавленных растворов сильных электролитов при 25 С применим предельный 2. 3. закон Дебая – Хюккеля (I<0. 01) : А = 1. 82 106( Т)-3/2; для воды при 25 С А =0. 51