Растворы

Растворы

1. Классификации дисперсных систем 2. Теория растворов. 3. Законы Рауля

Р×V = CMRT ; Росм = CMRT

Кстати, в списке лауреатов Нобелевской премии по химии имя Вант-Гоффа стоит первым. Нобелевскую премию он получил в 1901г "за открытие законов химической динамики и осмотического давления в растворах".

 

5.Свойства растворов электролитов.

С.Аррениус в 1882г. начал изучать электропроводность разбавленных водных растворов кислот, оснований, солей и через 5 лет (1887) пришел к выводу, что эти вещества при их растворении распадаются на электрически заряженные частицы - ионы.

Свои взгляды Аррениус изложил в двух статьях под общим названием "О диссо­циации растворенных в воде веществ" и представил к защите в Упсальском университете в качестве диссертационной работы на соискании докторской ученой степени (натурфилософия)

Теория Аррениуса была встречена шведскими химиками враждебно. Не найдя повода для отклонения диссертации, члены совета оценили работу в целом "удовлетворительно", т.е. ученая степень все же была присуждена, но такая оценка не позволяла после защиты получить должность доцента в университете.

Окончательный вариант ТЭД Аррениуса (1887г)

1. В растворах электролитов происходит самопроизвольный распад - диссоциация молекул на ионы, в результате чего раствор становится электропроводящим. Степень диссоциации a, различная для разных электролитов, определяет молярную электропроводимость.

2. Осмотическое давление, температура плавления и кипения растворов электролитов зависят не только от аналитической концентрации электролита, но и от степени его диссоциации.

3. Для одного и того же растворенного вещества степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора.

 

Распад молекул на ионы приводит к увеличению общего числа частиц, что оказывает определенное влияние на свойства растворов. Так, например, понижение температуры замерзания одномоляльного раствора NaCl почти в 2 раза превышает рассчитанное значение. Т.о., если сопоставить одни и те же характеристики для растворов электролитов, полученные опытным путем и рассчитанные на основе законов Рауля и Вант-Гоффа, то первые окажутся больше вторых:

 

 

Изотонический коэффициент i- это поправочный коэффициент, при введении которого законы Рауля и Вант-Гоффа становятся применимыми для растворов электролитов:

 

Очевидно, что для растворов электролитов iвсегда больше единицы. Физический смысл изотонического коэффициента состоит в увеличении общего числа частиц в растворе за счет частичного или полного распада растворен­ного вещества на ионы. При этом под частицами подразумевается как отдельные ионы, так и нераспавшиеся молекулы.

Количественной характеристикой электролитической диссоциации является степень диссоциации электролита в растворе. Это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул вещества в растворе:

По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые. Однако по величине альфа сделать такое разделение трудно, т.к. степень диссоциации зависит от многих факторов (природа растворителя, температура, концентрация). Процесс ЭД удобнее характеризовать, как и любой другой равновесный процесс, константой химического равновесия, которую в случае ЭД называют константой диссоциации. Так, для реакции

 

Чем больше K_Д, тем сильнее электролит, и наоборот. К_Д в-в – справочные данные. Следует отметить, что строго законы хим. равновесия применимы только к слабым электролитам.

Между K_Д и aсуществует количественная зависимость.

Примем для расмотренного выше процесса концентрацию вещества равной С, а степень диссоциации a, тогда:

 

Полученное соотношение - закон разбавления Оствальда.

В случае слабых электролитов a < < 1,откуда:

 

Для сильных электролитов степень диссоциации не отражает истинного количества молекул электролита, распавшихся на ионы. Опытным путем определяется так называемая кажущаяся степень диссоциации, которая всегда меньше истиной.

Для учета суммарного влияние ряда факторов, в частности, ассоциации сольватированных ионов, используется понятие активности, или эффективной концентрации.

Активность связана с истиной концентрацией с соотношением:

 

 

где f -коэффициент активности. Он характеризует степень отклонения поведения данного раствора от идеального. Для бесконечно разбавленных растворов f=l.

Степень диссоциации и изотонический коэффициент связаны между собой соотношением:

 

 

где n -число ионов, на которое распадается молекула электролита при диссоциации

 

6.Ионные реакции и их особенности.

В растворах электролитов реагирующими частицами являются гидратированные ионы. К ионным реакциям относятся процессы обмена ионами между электролитами. Направление обменной реакции между электролитами в растворе смещается в сторону образования малодиссоциированных, малорастворимых или газообразных продуктов реакции. При составлении ионных уравнений сильные электролиты (за исключением малорастворимых солей) записываются в виде ионов, слабые электролиты - в виде молекул.

Рассмотрим три условия протекания ионных реакций.

Действительно, концентрация ионов и после взаимодействия эквивалентных… Или же, мы считаем, что реакция пойдет «до конца»