Свойства разбавленных растворов неэлектролитов: давление насыщенного пара над раствором, температуры кипения и замерзания, осмотическое давление.

Давление пара растворителя над раствором. Давление насыщенного пара является важным свойством растворов, с которым связан и ряд других свойств. В результате естественного испарения над жидкостью образуется пар. Одновременно с ним протекает экзотермический процесс конденсации. При определенных условиях устанавливается равновесие (DG = 0), которое при данной температуре характеризуется давлением насыщенного пара. При растворении нелетучего компонента в данном растворителе его концентрация уменьшается, и в результате уменьшается число молекул растворителя, переходящих в пар. Это вызывает нарушение равновесия жидкость-пар в сторону процесса конденсации, и давление пара над раствором снижается.Следовательно, давление насыщенного пара растворителя над раствором (Р1) всегда меньше, чем над чистым растворителем (Р01)

Температура кипения (Т_кип). Т_кип прямо связана с давлением насыщенного пара над жидкостью. Любая жидкость начинает кипеть при температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнего давления. На рис. 6.1 показана диаграмма состояния воды.На ней в координатах Р-Т нанесены линии, точки которых показывают равновесные Р и Т между фазами жидкость-лед (аК), жидкость-пар (бК) и пар-лед (КК^/). Точка К - тройная точка системы, указывающая Р и Т, при которых в равновесии находятся все три фазы.

Поскольку давление пара растворов, в соответствии с первым законом Рауля, снижается, то, как видно из рис. 6.1, линия Кбсмещается вниз параллельно самой себе; это приводит к смещению точки кипения от б к б^/и температуры

кипения до пропорционально концентрации растворенного вещества, т.е. раствор всегда кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель (1-е следствие из закона Рауля).

Второй закон Рауля для кипения раствора: повышение температуры кипения раствора (DТ_кип) пропорционально моляльности раствора (С_m):

Температура замерзания (Тзам).Из диаграммы состояния воды (рис. 6.1) видно, что понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором смещает и тройную точку в положение К/ . Так как равновесие между жидкостью и твердой фазой почти не зависит от концентрации, то линия Ка смещается параллельно самой себе и точка замерзания а переходит в точку а/. В соответствии с этим температура замерзания Тзам понижается пропорционально (как и Ткип) концентрации: понижение температуры замерзания растворов (DТзам) пропорционально концентрации растворенных веществ.

Осмотическое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещества и температуры, если через перегородку диффундирует только растворитель. Голландский физико-химик Вант-Гофф предположил, что для осмотического давления можно применить уравнение состояния идеального газа, а именно:осмотическое давление раствора равно такому давлению, которое создавало бы растворенное вещество в объеме раствора, если бы оно находилось в газообразном состоянии (принцип Вант-Гоффа).

Сильные, слабые электролиты. Теория электролитической диссоциации.

ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.

НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.

Диссоциация – распад соединений на ионы.

Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.

При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.

К сильным электролитам относятся:

Растворимые соли (смотри таблицу растворимости);

Многие неорганические кислоты: HNO₃, H₂SO₄,HClO₃, HClO₄, HMnO₄, HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости);

Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости).

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы

При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.

К слабым электролитам относятся:

Почти все органические кислоты и вода (Н₂О);

Некоторые неорганические кислоты: H₂S, H₃PO₄,HClO₄, H₂CO₃, HNO₂, H₂SiO₃ (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости);

Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH)₂,Fe(OH)₂, Zn(OH)₂) (смотри основания-cлабые электролиты в таблице растворимости)

Теория Электролитической диссоциации:

1. При растворении в воде электролиты распадаются на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы). ионы в растворе взаимодействуют с молекулами воды (гидратация). Процесс диссоциации является обратимым.

2. Под действием постоянного электрического тока катионы движутся по катоду, анионы – к аноду.

3. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита и температуры.

Степень диссоциации (а) – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (N’) к общему числу растворенных молекул (N): а = N’/ N;

Сильный электролит – вещество, степень диссоциации которого больше 30%.. к сильным электролитам относят все соли , сильные кислоты, сильные основания.

Слабый электролит – вещество, степень диссоциации которого меньше 3%. к слабым электролитам относят слабые кислоты, слабые основания.

Степень диссоциации зависит от концентрации вещества в растворе, поэтому некоторые слабые электролиты при разбавлении могут стать сильными.

Константа диссоциации – константа равновесия электролитической диссоциации. она равна отношению произведений концентраций ионов, образующихся при диссоциации, к концентрации исходных частиц

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель.

Электролитическая диссоциация – это процесс распада молекул веществ на ионы под действием полярных молекул растворителя, а также при их расплавлении.

Водоро́дный показа́тель, pH (лат. pondus Hydrogenii — «вес водорода»; в русской традиции произносится «пэ-аш») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, количественно выражающая его кислотность. Равен по модулю и противоположен по знаку десятичному логарифму активности водородных ионов, выраженной в молях на один литр: pН = – lg[H+]

Индикаторы. Направление и полнота протекания реакций.

Индика́тор (лат. indicator — указатель) — соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH, еН и др. параметры

Прогноз направленности протекания окислительно-восстановительных реакций подчиняется единому правилу, действующему для всех донорно-акцепторных взаимодействий: реакция протекает преимущественно в том направлении, которое отвечает взаимодействию более сильного акцептора (окислителя) с более сильным донором (восстановителем).