Изменение температуры кипения растворов

2. Температура кипения раствора выше, чем температура кипения чистого растворителя:

∆T_кип=Т_{кип.р-ра}-Т_{кип.р-ля}, причём ∆T_кип=K*C_m

Условия кипения любых жидкостей: давление жидкости = давлению атмосферного столба.

Эбуллиоскопическая постоянная зависит только от свойств растворителя:

K= R(T^р-ля_кип)²*М_р-ля/1000*∆H^р-ля_исп

Где K- криоскопическая постоянная, С_m- мольная концентрация раствора, ∆H_исп.^р-ля – теплота плавления растворителя.

АD-зависимость P=f(T) для жидкого чистого растворителя;

BC- зависимость P=f(T) для твёрдого чистого растворителя;

Т₀,Т₁,Т₂ – начало кристаллизации чистых растворителей и растворов с увеличением концентраций.

Повышение температуры кипения (Т₀<T₁<T₂).

Осмотическое давление равно тому давлению, которое нужно приложить к раствору, чтобы привести его в равновесия с чистым растворителем, отделённым от него полунепроницаемой перегородкой. Р_{реал.газа}<Р_ид.газ; П_{реал.сист}>>П_{ид.сист}

Т.к. концентрации и химический потенциал растворителя сосуда 3 больше, чем в сосуде 1, начинается односторонняя диффузия молекул растворителя из сосуда 3 в сосуд 1. (рис.)

Осмотическое давление

Осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворённое вещество, если бы при данной температуре оно в виде газа занимало объём раствора (осмотический закон Вант-Гоффа): П=с*R*T

Осмотическое давление зависит от концентрации и от температуры раствора, но не зависит ни от природы растворённого вещества, ни от природы растворителя.

Представление об осмотическом давлении, как результате ударов молекул не верен.

µ⁰_р-ля=µ_р-ля- исходное для вывода П=сRT

Осмотическим давлением можно назвать то добавочное давления, которое увеличивает химический потенциал растворителя в растворе и этим компенсирует уменьшение химического потенциала растворителя, вызванное растворением второго компонента. Такая компенсация возможна при полунепроницаемой перегородки.

Свойства растворов электролитов. Электропроводность.

Электролиты - вещества, растворы (или расплавы) которых проводят электрический ток. Переносчиками электрического тока являются ионы, образовавшиеся в результате диссоциации молекул электролита. Способность деления молекул на ионы у разных веществ неодинакова.

Электролиты больше отличаются от идеальных растворов, чем неэлектролиты.

- растворы электролитов больше отчисляются по свойствам от идеальных растворов, чем растворы неэлектролитов. Это объясняется увеличение числа частиц в растворе электролита за счёт диссоциации и электростатическим взаимодействием между ионами.

- все общие свойства (понижение давления пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление) для растворов электролитов оказываются значительно большими, чем для растворов неэлектролитов той же концентрации.

Сильные электролиты – это те, которые практически полностью дисссоциированы (ɑ велика) и поэтому хорошо проводят ток, слабые же электролиты диссоциируют незначительно (ɑмала) и, вследствии этого, проводят ток хуже. Механизм и особенности проведения ионов описываются теориями Аррениуса и Дебая-Хюккеля.

- теория растворов слабых электролитов:

-современная теория электролитической диссоциации;

-количественные характеристики теории.

- теория растворов сильных электролитов:

-теория Дебая-Хюккеля;

-удельная и эквивалентная электропроводности;

-средне ионная активность и коэффициент активности.

Теория растворов слабых электролитов

План лекции

-особенности электролитической диссоциации ионного кристалла и поляризации молекулы диполями растворителя;

-количественные характеристики и особенности и диссоциации слабых электролитов;

-константа диссоциации в разбавленных и концентрированных растворах слабых электролитов;

-общие недостатки теории диссоциации Аррениуса.

Современная теория электролитической диссоциации

Электролитическая диссоциация - распад электролитов на ионы при растворении их в воде. Основные положения теории сводятся к следующему:

- электролиты при растворении в воду диссоциируют на ионы;

- под действием электрического ток движение ионов становится направленным;

- диссоциация является обратимым процессом.

Общая характеристика теории разбавленных и концентрированных растворов

1) Применима общая теория электролитической диссоциации Аррениуса;

2) Молекулы слабых электролитов диссоциируют незначительно;

3) Ионы, если и взаимодействуют друг с другом, то это не влияет на свойства раствора.

Два механизма ионизации молекул:

1. Ион-дипольное взаимодействие: При попадании твёрдых кристаллов в полярные растворителя. Обычно это кристаллы с ионным типом решётки.

2. Диполь-дипольное взаимодействие

Такой механизм имеет место при диссоциации кислот. Растворённое вещество и растворитель являются жидкими веществами.

В водных растворах это слабые кислоты (Н₂СО₃, Н₃ВО₃), слабые основания (Cu(OH)₂, NH₄OH), некоторые соли(HgCl₂, Hg(CN)₂), большинство органических кислот (уксусная, бензойная), а также фенолы и амины.

Реальные растворы слабых электролитов делятся:

- Разбавленные растворы;

- концентрированные растворы.

Количественными характеристиками электролитической диссоциации слабых электролитов являются:

- степень диссоциации ɑ, отношение числа диссоциируемых молекул к общему числу молекул; ɑ= число диссоциированных молекул/ число растворённых молекул;

- константа диссоциации(равновесия) К_дис. К_D=c_A+c_B^-/c_AB

Закон разбавления Освальда:

К_дис=ɑ²С/1-ɑ; ɑ=(ВЗЯТЬ ФОРМУЛУ)

Свойства разбавленных растворов

Разбавленные растворы по своим свойствам наиболее близки к идеальным растворам. Для них записывается: СH₃COOH<->H⁺+CH₃COO^-

Для таких растворов К_дис=const, не зависит от концентрации, а зависит от их отношения.

С повышением концентрации электролита константа диссоциации перестаёт быть постоянной и зависит от концентрации: К_дис=ɑ²С/1-ɑ.

Растворы слабых электролитов считаются разбавленными до тех пор пока К_дис не зависит от концентрации. Чаще всего граница разбавленных растворов до С_N=10^-6 г*экв/л. В более концентрированных растворах константа диссоциации не равна табличной!

Дата добавления: 2015-07-11