Растворы неэлектролитов законы рауля и вант-гоффа

Растворы неэлектролитов законы рауля и вант-гоффа

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два — четыре раза.

Уравнение, которое описывает это правило следующее:

где — скорость реакции при температуре,— скорость реакции при температуре,— температурный коэффициент реакции (если он равен 2, например, то скорость реакции будет увеличиваться в 2 раза при повышении температуры на 10 градусов).

Следует помнить, что правило Вант-Гоффа применимо только для реакций с энергией активации 60-120 кДж/моль в температурном диапазоне 10-400 o C. Правилу Вант-Гоффа также не подчиняются реакции, в которых принимают участие громоздкие молекулы, например белки в биологических системах. Температурную зависимость скорости реакции более корректно описывает уравнение Аррениуса.

Из уравнения Вант-Гоффа температурный коэффициент вычисляется по формуле:

Осмос играет важную роль во многих биологических процессах. Мембрана, окружающая нормальную клетку крови, проницаема лишь для молекул воды,кислорода, некоторых из растворённых в крови питательных веществ и продуктов клеточной жизнедеятельности; для большихбелковыхмолекул, находящихся в растворённом состоянии внутри клетки, она непроницаема. Поэтому белки, столь важные для биологических процессов, остаются внутри клетки.

Осмос участвует в переносе питательных веществ в стволах высоких деревьев, где капиллярный перенос не способен выполнить эту функцию.

Осмос широко используют в лабораторной технике: при определении молярных характеристик полимеров, концентрировании растворов, исследовании разнообразных биологических структур. Осмотические явления иногда используются в промышленности, например при получении некоторых полимерных материалов, очистке высоко-минерализованной воды методом обратного осмосажидкостей.

Клетки растений используют осмос также для увеличения объёма вакуоли, чтобы она распирала стенки клетки (тургорное давление). Клетки растений делают это путём запасания сахарозы. Увеличивая или уменьшая концентрацию сахарозы в цитоплазме, клетки могут регулировать осмос. За счёт этого повышается упругость растения в целом. С изменениями тургорного давления связаны многие движения растений (например, движения усовгорохаи других лазающих растений). Пресноводныепростейшиетакже имеют вакуоль, но задача вакуолей простейших заключается лишь в откачивании лишней воды из цитоплазмы для поддержания постоянной концентрации растворённых в ней веществ.

Осмос также играет большую роль в экологии водоёмов. Если концентрация солии других веществ в воде поднимется или упадёт, то обитатели этих вод погибнут из-за пагубного воздействия осмоса.

studfiles.net

Свойства растворов неэлектролитов

Свойства растворов неэлектролитов — раздел Химия, Основные понятия и законы химии Разбавленные Растворы Неэлектролитов Обладают Рядом Свойств, .

Разбавленные растворы неэлектролитов обладают рядом свойств, количественное выражение которых зависит от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.

Зависимость этих свойств от концентрации выражается уравнениями, являющимися математическими выражениями законов Рауля и Вант-Гоффа:

1. Относительное понижение давления паров растворителя над раствором (D р) равно мольной доле растворенного неэлектролита (I закон Рауля):

D p= p0-p1= p0 , (6.1)

где р1 – парциальное давление насыщенного пара растворителя над раствором; р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем; n1 – количество растворителя; n2 – количество растворенного вещества.

2. При растворении неэлектролита расширяется температурный интервал существования жидкой фазы растворителя вследствие смещения его температуры кристаллизации (замерзания) в низкотемпературную область, а температуры кипения – в высокотемпературную (II закон Рауля):

где D Тф.п изменение температуры фазового перехода (кристаллизации или кипения); К – коэффициент пропорциональности, зависящий от свойств растворителя; для кристаллизации – криоскопическая константа (Кк), для кипения – эбуллиоскопическая константа (Кэ). Для наиболее распространенного растворителя – воды эти константы равны: Кк = 1,86 К/моль, Кэ = 0,52 К/моль. Ст – моляльная концентрация растворенного вещества.

3. При постоянной температуре осмотическое давление раствора неэлектролита Р,Па, пропорционально его молярной концентрации (закон Вант-Гоффа):

где СМ – молярная концентрация; R – газовая постоянная (8,314 Дж/моль×К),

Т – температура, К.

Пример 1.При какой температуре замерзает водный раствор, полученный из 250 г воды и 54 г глюкозы С6Н12О6?

Решение.При пересчете на 1000 г воды, содержание глюкозы в растворе равно 216 г. Так как мольная масса глюкозы составляет 180 г/моль, то моляльность раствора равна Сm=216/180=1,20 моль/кг Н2О.

По формуле (6.2) находим D tкрист =К× Сm =1,86×1,20=2,23°С.

Так как чистая вода кристаллизуется при 0°С, то раствор будет кристаллизоваться при tкр р-ра= t кр.р-ля— D t крист=0-2,23=-2,23 0 С.

Пример 2. Давление пара воды при 25°С равно 23,76 мм рт. ст. Вычислить давление пара водного раствора, содержащего 18 г. мочевины CO(NH2)2 в 360 г воды.

Решение.Согласно условию задачи, р0 =23,76 мм рт. ст. Рассчитаем количество молей растворенного вещества (n2) и растворителя (n1):

,

.

Отсюда, на основании формулы (6.1) получаем:

Ответ: р = 23,41 мм рт. ст.

Эта тема принадлежит разделу:

Основные понятия и законы химии

Российской Федерации. Федеральное государственное АВТОНОМНОЕобразовательное учреждение высшего профессионального образования.

Если Вам нужно дополнительный материал на эту тему, или Вы не нашли то, что искали, рекомендуем воспользоваться поиском по нашей базе работ: Свойства растворов неэлектролитов

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Контрольных работ по общей химии
Введение Химия – одна из фундаментальных наук естествознания, формирующих естественно-научное мировоззрение будущих специалистов. Наличие пр

Фактор эквивалентности химического элемента Х в его соединениях равен
fэ (Х) = 1:|с.о.| , где с.о. – степень окисления элемента Х в данном соединении. Пример 1.Найти величины факторов экви

Фактор эквивалентности вещества Х, участвующего в окислительно-восстановительном процессе, равен
fэ (Х) = 1: Nе, где Nе – количество электронов, которые теряет или присоединяет одна молекула вещества Х.

Фактор эквивалентности вещества Х, участвующего в ионообменном процессе, равен
fэ (Х) = 1: (Ni·|zi|), где Ni и zi — соответственно число и заряд ионов, которыми обменивается молекула реагирующего

Й уровень
1-5. При взаимодействии m, г, n-валентного металла с серной кислотой выделилось V, мл, (н.у.) водорода. Рассчитайте эквивалентную и мольную массы металла, массу прореагирова

Й уровень
16-20. В нижеприведенной реакции определите факторы эквивалентности и эквивалентные массы исходных веществ. Для окислительно-восстановительных реакций найдите массу окислите

Й уровень
31-35. Какой объем (н.у.) вещества А образуется при взаимодействии N молекул вещества Б с кислородом: Задачи

Состав атома
Атом – это мельчайшая, химически неделимая электронейтральная частица вещества. В центре атома находится ядро, состоящее из протонов р и нейтронов n. Вокруг ядра вращаются электроны

Строение электронных оболочек
Заполнение электронами энергетических уровней и подуровней происходит в соответствии с принципом минимальной энергии, правилами Гунда и Клечковского:

Геометрические и энергетические характеристики атомов
Атомный радиус.Атом не имеет строго определенных границ. За его радиус принимается расстояние от ядра до главного максимума плотности внешних электронных оболочек. С увеличением за

Химическая связь.
Под химической связью понимают результат взаимодействия двух и более атомов, приводящий к образованию устойчивой многоатомной системы. Важнейшими видами химической связи являются: ковалент

Й уровень
41-45. Составьте электронную формулу атома элемента с порядковым номером Z. К какому электронному семейству принадлежит этот элемент? Составьте уравнение β—

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Для прогнозирования физико-химических процессов очень важно заранее знать, возможна ли реакция между теми или иными веществами, приведенными в химический контакт. В случае, если реакция в данных ус

Термохимия
Термохимия изучает тепловые эффекты химических процессов. Протекание химических реакций всегда связано с выделением или поглощением теплоты. Химические реакции, в результате которых выделяется тепл

Химическое сродство
Чтобы понимать химические процессы и управлять ими, необходимо знать ответ на вопрос: каковы движущие силы и критерии самопроизвольных химических процессов. Одной из движущих сил химической реакции

Й уровень
91-95. Рассчитайте стандартный тепловой эффект реакции, предварительно подобрав коэффициенты в уравнении, и установите, является ли реакция экзо- или эндотермической. Станда

Й уровень
121-125. Вычислите количество теплоты, выделившееся при сгорании углеродсодержащего топлива А массой m, в котором также содержится негорючий компонент с массовой долей Сm

Химическая кинетика
Раздел химии, изучающий скорости и механизмы протекания реакций, называется химической кинетикой. При определении скоростей учитывается, что реакции могут быть гомогенными, то есть

Химическое равновесие
При некоторой температуре энтальпийный и энтропийный факторы уравниваются, две противоположные тенденции уравновешивают друг друга, т.е. ΔΗ = ΤΔS. В этом случае соблюдается усло

Решение.
1. Влияние концентраций (парциальных давлений) компонентов системы. Если, например, в систему добавить метан, т.е. увеличить его концентрацию, то равновесие системы нарушится. При этом ускор

Й уровень
161 – 165 Во сколько раз изменится скорость прямой гомогенной реакции, если концентрацию вещества А увеличить в X раз, а концентрацию вещества В умень

Й уровень
176-180. В гомогенной химической реакции установилось состояние равновесия с константой равновесия, равной k. Рассчитайте равновесные концентрации всех веществ

Й уровень
206-210.В какой массе воды нужно растворить 100 г вещества А, чтобы получить Х% по массе раствор? Какова молярность этого раствора, если его плотность равна ρ г/

Й уровень
221-225. Вычислите нормальность и титр раствора Н2С2О4·2Н2О, полученного растворением Х, г ее в Y, см3, воды. Плотность получ

Й уровень
236-240. При охлаждении 2,0 кг Х%-го по массе раствора соли А из него выкристаллизовалось m, г, соли. Вычислите массовую долю (%) соли в охлажденном растворе и его нормальную конце

Й уровень
246-250. Для приготовления антифриза на V, л, воды было взято m, г, вещества А.Чему равна температура замерзания приготовленного антифриза? Задачи

Й уровень
261-265. Какой объем вещества А плотностью r, кг/л, необходимо добавить на каждый литр воды , чтобы получить антифриз, замерзающий при температуре – 20°С?

Й уровень
276-280. При температуре 315 К давление насыщенного пара над водой равно 8,2 кПа (61,5 мм рт.ст.). На сколько понизится давление пара при указанной температуре, если в m, г,

Электролитическая диссоциация
Электролиты – вещества, расплавы или растворы в полярных растворителях которых проводят электрический ток. Причина этого явления состоит в том, что в данных условиях такие вещества

Произведение растворимости
Для практически нерастворимого продукта АВ, образующего твердую фазу, процесс его диссоциации характеризуется константой равновесия Кравн= =[А+]·[В-], в выражение к

Й уровень
286-290. найти изотонический коэффициент для раствора электролита с концентрацией растворенного вещества СМ, если известно, что в 1 дм3 этого раствора содержи

Й уровень
301. Раствор, содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды, кристаллизуется при температуре – 0,13 ºC. Вычислить кажущуюся степень диссоциации Na2СO3.

Й уровень
311. Нужно приготовить раствор, содержащий в 1 дм3 0,5 моля NaCl, 0,16 моля КCl и 0,24 моля К2SO4. Как это сделать, имея в своем распоряжении тольк

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ. ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ.
Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению Н2О↔ Н+ + ОН- Константа диссоциации воды весьма мала и составляет при 25º

Й уровень
321-325. Найти концентрацию ионов Н+ в растворах, в которых концентрация гидроксид-ионов составляет А: Задачи

Й уровень
331. Рассчитать рН раствора, полученного смешением 25 см3 0,5М раствора НСl, 10 см3 0,5М раствора NaOΗ и 15 см3воды. 332

ИОНООБМЕННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отр

Й уровень
336-340. Записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций между веществами А и Б, приводящих к образованию малорастворимых осадков или газов:

Й уровень
356-360. Составьте уравнения гидролиза солей А и Б в молекулярной и ионно-молекулярной формах и укажите, как изменится (уменьшится или увеличится) степень гидролиза этой сол

Й уровень
371-375. Записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения реакций между водными растворами следующих веществ: Задачи

КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Молекулярные соединения, образующие комплексные ионы, способные к существованию как в растворе, так и в кристалле, называются комплексными. Строение комплексных соединений объясняет координационная

Й уровень
386-390. Составить выражение для константы нестойкости комплексного иона А и определить в нем степень окисления иона – комплексообразователя: Задачи &nbsp

Й уровень
391-395. Составить координационную формулу комплексной соли с названием А и написать для нее уравнения первичной и вторичной диссоциации: Задачи

Й уровень
396-400. Составить уравнения первичной и вторичной диссоциации комплексного соединения А. Написать в молекулярной и ионно-молекулярной формах уравнения обменных реакций, происходящ

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
Окислительно-восстановительными называются реакции, которые сопровождаются изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Степень окисления – это условн

Й уровень
401-405. Исходя из степени окисления элемента А в соединениях Б, В, Г, определите, какое из них может быть только окислителем, только восстановителем или может проявлять оки

Й уровень
416-420.Составьте электронные уравнения окисления или восстановления элемента

Й уровень
431-435. На основе сравнения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов окислителей в левой и правой частях уравнения определить направление окислительно-восстан

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЕ ЯВЛЕНИЯ
Самопроизвольно протекающие окислительно-восстановительные реакции при пространственном разделении процессов окисления и восстановления могут создавать электрическую энергию вследствие уменьшения с

Гальванический элемент
Гальванический элемент – это устройство, способное преобразовывать свободную энергию Гиббса окислительно-восстановительной реакции в электрическую. Элемент состоит из двух

Электролиз
Электролизом называется процесс раздельного окисления и восстановления на электродах, опущенных в раствор электролита, осуществляемый за счет протекания тока от внешнего источника ЭДС. При этом на

Й уровень
441-445. Дана схема гальванического элемента. Напишите электронные уравнения электродных процессов и уравнение токообразующей реакции, протекающих в этом элементе:

Уровень
471-475. Дана схема гальванического элемента. Напишите электронные уравнения электродных процессов и уравнение токообразующей реакции, протекающих в этом элементе. Рассчитай

Й уровень
501-505. Дана схема гальванического элемента. Напишите электронные уравнения электродных процессов и уравнение токообразующей реакции, протекающих в этом элементе. Рассчитайте

Термодинамические свойства простых веществ и соединений
В таблице указаны жидкое (ж), газообразное (г) и твердое (т) состояния веществ. Вещество DН0,кДж/моль DG 0, кДж/моль

allrefs.net

Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа

ИДЕАЛЬНЫЕ РАСТВОРЫ. ЗАКОНЫ ВАНТ-ГОФФА, РАУЛЯ И ГЕНРИ.

Идеальныминазываются растворы, образованные компонентами, у которых силы взаимодействия между однородными и разнородными молекулами одинаковы (т.е. объём раствора равен сумме объёмов растворителя и растворенного вещества и образование раствора не сопровождается выделением или поглощением теплоты). В идеальных растворах свойства отдельных компонентов не отличаются от их свойств в чистом индивидуальном виде, поэтому природа идеальных растворов достаточно проста. Их поведение точно описывают законы Вант-Гоффа и Рауля, которые называют законами идеальных растворов.

Если трубку, заполненную раствором (например, сахара), отделить от воды полупроницаемой мембраной (которая пропускает только молекулы воды, но не сахара), то через мембрану происходит диффузия молекул воды в раствор и уровень жидкости в трубке поднимается. Это приводит к увеличению давления в нижней части раствора, что затрудняет дальнейшую диффузию воды. При некоторой высоте () столба раствора в трубке скорости диффузии воды из наружнего сосуда во внутрений и обратно сравняются и подъём жидкости в трубке прекратится, т. е. система придёт в равновесие. Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку от раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества к раствору с большей концентрацией называют осмосом. Давление, которое нужно приложить в процессе осмоса к раствору, чтобы привести его уровень к уровню чистого растворителя, называют осмотическим давлением.

Вант-Гофф, анализируя результаты изучения осмотического давления разных растворов, пришел к выводу: в разбавленных растворах (С ≤ 0,01моль/л) растворитель и раствореное вещество ведут себя подобно газам. Поэтому к разбавленным растворам применимо уравнение состояния идеальных газов в следующей форме:

, (28)

где π – осмотическое давление, n – число молей растворенного вещества. Решив это уравнение относительно p и произведя замену n/V = C, получают выражение, называемое законом Вант-Гоффа:

, (29)

где С – концентрация растворенного вещества, моль/л.

Закон Рауля.

При анализе результатов измерений давления насыщенного пара растворов нелетучих веществ Ф.М. Рауль обнаружил важную закономерность:

парциальное давление насыщенного пара -го компонента над раствором (pi) равно произведению давления насыщенного пара над чистым компонентом (p0i) на мольную долю (xi) этого компонента в растворе:

. (30)

Уравнение (30) носит название закона Рауля.

studopedia.ru

Растворы неэлектролитов законы рауля и вант-гоффа

1. Основные понятия и определения.

2. Идеальные растворы. Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов. Законы Рауля, Вант-Гоффа.

3. Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Степень и константа диссоциации. Активность.

4. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель. Ионное произведение воды.

5. Гидролиз солей.

Химически чистое вещество представляет собой предельное состояние, которое практически не достигается. Даже особо чистые металлы, получаемые методами вакуумной или зонной плавки, содержат определенное количество примесей, около 10 –6 % (масс.) и по существу являются твердыми растворами. Образование растворов — систем, не подчиняющихся стехиометрическим законам (сохранения массы, постоянства состава, кратных и объемных отношений, эквивалентов), и обладающих переменным составом, существенно изменяет условия протекания химических реакций между компонентами. Растворы широко распространены в природе (особенно водные) и играют важную роль во многих отраслях промышленности и техники.

Изучение физико–химических свойств растворов, условий их образования обогащает и углубляет представления о механизме и закономерностях протекания химических процессов.

ВОПРОС 1. Раствор — гомогенная физико–химическая система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.

По агрегатному состоянию растворы разделяют на жидкие, твердые и газообразные (рис.1). Наиболее значительную роль в химии и особенно в биохимии играют жидкие растворы.

Компонентами раствора являются растворитель (среда) и растворенное вещество, равномерно распределенное в растворителе в виде молекул или ионов. Под растворителем обычно понимают то вещество, которое находится в таком же агрегатном состоянии, как и раствор в целом. Если вещества, составляющие раствор, имеют одинаковое агрегатное состояние (например, спирт и вода), то растворителем называют то из веществ, которое имеется в большем количестве.

Относительные количества компонентов раствора можно изменять в довольно широких пределах.

Рис.1. Классификация растворов

Процесс растворения вещества нельзя считать чисто физическим явлением. При растворении происходит химическое взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами растворителя, в результате чего образуются соединения, называемые сольватами. Если растворителем является вода, то эти соединения называют гидратами.

Как правило, гидраты — соединения менее прочные, чем обычные химические соединения. Однако часто гидратная вода настолько прочно связывается с молекулами растворенного вещества, что при кристаллизации входит в состав твердой фазы. Эту воду называют кристаллизационной водой, а сами кристаллические образования — кристаллогидратами, состав которых выражают формулами CuSO 4 ·5 H 2 O , FeSO 4 ·7 H 2 O , Na 2 SO 4 ·10 H 2 O и т.п.

Процесс растворения кристаллических веществ в воде состоит из двух последовательных стадий, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом:

1 стадия — разрушение кристаллической решетки растворяемого вещества на отдельные частицы — идет с поглощением теплоты (?Н1 > 0).

2 стадия — взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами воды (гидратация) — идет с выделением теплоты (?Н2 0 А–РА = ?РА = Р 0 А· N в

количественно выражает связь между концентрацией растворенного вещества в растворе и давлением насыщенного пара растворителя над раствором. Его называют законом Рауля: понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором ?РА пропорционально мольной доле растворенного нелетучего вещества · N в.

Здесь Р 0 А и РА — давления насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором; ?РА – разность между давлениями насыщенного пара растворителя над раствором РА и растворителем Р 0 А.

Из выражения закона Рауля следует, что с увеличением содержания нелетучего растворенного компонента давление пара растворителя над раствором уменьшается.

Из закона Рауля возникают два следствия. Согласно одному из них температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. Это обусловлено тем, что давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным атмосферному давлению (условие кипения жидкости) при более высокой температуре, чем в случае чистого растворителя.

Повышение температуры кипения ?Ткип. пропорционально моляльности раствора.

где Кэ — эбуллиоскопическая постоянная ( ebullir — выкипать, skopeo — смотрю). Она означает повышение температуры кипения раствора при его моляльной концентрации, равной 1.

Вспомнив определение моляльности раствора можно записать:

Согласно второму следствию из закона Рауля температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания (кристаллизации) чистого растворителя. Раствор замерзает при более низкой температуре, чем растворитель, так как молекулы растворенного вещества при понижении температуры препятствуют формированию кристаллической решетки при затвердевании раствора.

Понижение температуры замерзания (кристаллизации) ?Тзам. пропорционально моляльности раствора:

где Кк — криоскопическая постоянная ( kryos лед, холод). Она означает понижение температуры затвердевания раствора при его моляльной концентрации, равной 1.

Значения Кэ и Кк зависят от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества и его концентрации.

3. Электролитическая диссоциация.

Итак, мы с вами познакомились с основными свойствами разбавленных растворов: понижением давления насыщенного пара над раствором, повышением температуры кипения и понижением температуры замерзания растворов и осмотическим давлением.

Что можно еще добавить к этому вопросу? А добавить нужно следующее: исследование свойств разбавленных растворов многочисленных веществ показало, что все вещества могут быть разделены на две группы.

К первой группе принадлежат те вещества, разбавленные растворы которых оказывают осмотическое давление, равное вычисленному по закону Вант–Гоффа. К таким веществам относятся сахароза, глюкоза, глицерин и многие другие вещества–неэлектролиты. Неэлектролиты — вещества, не распадающиеся в растворах на ионы, и соответственно, не проводящие электрический ток.

Вторую группу составляют соли, основания и кислоты. Эти вещества называют электролитами (электролиты — вещества, распадающиеся в растворах на ионы, и проводящие электрический ток). Осмотическое давление разбавленных растворов этих веществ оказалось больше, чем можно было бы ожидать по теории Вант–Гоффа, причем настолько больше, что это нельзя было объяснить погрешностями опытов. Также и другие свойства растворов этих веществ оказались значительно большими, чем для веществ первой группы.

Желая примирить эти кажущиеся противоречия, Ватг–Гофф ввел в свое уравнение коэффициент i , в дальнейшем получивший название изотонического коэффициента.

Вант–Гофф установил, что коэффициент i зависит от природы растворенного вещества , а иногда и от концентрации раствора, но каков физический смысл этого коэффициента он не знал. Далее было установлено, что для расчета давления насыщенного пара над раствором, повышения температуры кипения или понижения температуры замерзания растворов электролитов в соответствующие уравнения вводиться коэффициент i :

Но в чем же все-таки физический смысл изотонического коэффициента?

Ознакомившись с работой Вант–Гоффа, Аррениус пришел к выводу, что коэффициент i правильнее было бы назвать не изотоническим, а коэффициентом диссоциации, учитывающим увеличение числа частиц в растворе в результате электролитической диссоциации.

Электролитической диссоциацией называют частичный или полный распад растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем.

По мнению Аррениуса, диссоциация электролитов на ионы приводит к значительному увеличению общего числа частиц в растворе, по сравнению с числом частиц в растворах неэлектролитов. А поскольку осмотическое давление, давление насыщенного пара растворителя над раствором, температуры кипения и замерзания растворов (т.е. все коллигативные свойства растворов) зависят от числа частиц растворенного вещества, находящихся в единице объема раствора, то с увеличением этого числа эти свойства тоже увеличиваются.

Таким образом, изотонический коэффициент Вант–Гоффа является мерой увеличения частиц в растворе вследствие электролитической диссоциации.

или иными словами, изотонический коэффициент — величина, показывающая во сколько раз значения А, ? , кип. и ?Тзам. в растворах электролитов больше тех же величин, в растворах неэлектролитов.

Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то коллигативные свойства растворов электролитов всегда были бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлектролитов. Но еще Вант–Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам.

Аррениус объяснил это факт тем, что лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы, и ввел понятие степени диссоциации. Степенью диссоциации электролита (?) называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Т.е. ? =

Позже было установлено, что электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. (?

1, а по-честному ? >0,3). Понятие степени диссоциации к ним практически не применимо, а отклонение изотонического коэффициента i от целочисленных значений объясняется другими причинами.

Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К сильным электролитам относятся:

1) почти все соли (кроме CdCl 2 , HgCl 2 и некоторых других);

2) большинство минеральных кислот (например, H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl , HBr , HI , HClO 4 );

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты (например, H 2 CO 3 , H 2 S , HCN , HNO 2 , HClO , H 3 BO 3 , H 3 AsO 3 );

3) гидроксиды почти всех металлов (за исключением щелочных и щелочно–земельных металлов), а также гидроксид аммиака.

К слабым электролитам относится также вода.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты.

Пусть температура, при которой протекает обратимая реакции электролитической диссоциации, постоянна, тогда в данной системе наступит равновесие, и концентрации непродиссоциировавших молекул СН3СООН, а также ионов – продуктов диссоциации, становятся постоянными. Получаем:

Константа равновесия в данном случае называется константой диссоциации, т.к. она характеризует способность электролита диссоциировать на ионы: чем больше КД, тем больше ионов в растворе.

КД зависит от природы электролита, природы растворителя и, как любая константа равновесия, от температуры, но не зависит от концентрации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато. Так, диссоциация Н3РО4 можно представить уравнениями:

Всегда К123, поэтому в растворах таких кислот в заметных количествах присутствуют только те ионы, которые образуются только по первой ступени диссоциации.

Понятие константы диссоциации неприменимо к сильным электролитам, т.к. в растворах сильных электролитов отсутствует равновесие между молекулами и ионами (молекулы практически полностью распадаются на ионы).

При добавлении одного из продуктов диссоциации, т.е. одноименного иона, будет смещать равновесие влево. Следовательно, введение в раствор слабого электролита одноименных ионов подавляет диссоциацию электролита, а значит и уменьшает степень диссоциации.

Определим зависимость между константой диссоциации, степенью диссоциации и концентрацией раствора.

Пусть С – первоначальная концентрация уксусной кислоты, моль/л;

— степень ее диссоциации, тогда С — концентрация продиссоциированных молекул кислоты; С-С = С(1- )- концентрация недиссоциированных молекул кислоты. Поскольку из 1 молекулы СН3СООН образуется 1 ион Н + и 1 ион СН3СОО — , то [Н + ]=[ СН3СОО — ]= С , подставляем это в уравнение константы диссоциации:

Для слабого электролита при не слишком низкой концентрации степень диссоциации очень мала, и 1-

Эти выражения характеризуют закон разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна корню квадратному из концентрации раствора, т.е. увеличивается с разбавлением раствора.

В данной форме закон применим для бинарных электролитов.

4. Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель .

Особо следует остановиться на равновесии электролитической диссоциации наиболее распространенного природного растворителя — воды.

Вода, представляет собой слабый электролит. В ничтожно малой степени молекулы воды диссоциируют в соответствии с уравнением:

Этот процесс называется самоионизацией или автопротолизом. В данном случае мы записали упрощенную схему разложения воды.

С учетом гидратации ионов водорода уравнение диссоциации можно представить так:

Хотя установлено, что, кроме иона гидроксония Н3О + , в растворе существуют и более сложные гидраты: диаквапротон Н5О2 + , триаквапротон Н7О3 + и др.

Константу диссоциации воды можно записать в виде:

При 25°С (298 К) константа диссоциации воды равна 2·10 —16 . В знаменателе стоит молярная концентрация недиссоциированных молекул воды. Поскольку степень диссоциации воды очень мала, то концентрацию недиссоциированных молекул можно считать равной общей концентрации молекул воды, которая постоянна при Т= const . Поэтому константа равновесия процесса диссоциации воды определяется произведением равновесных молекулярных концентраций ионов:

Общая концентрация молекул воды можно рассчитать, разделив массу 1 литра воды на массу ее моля:

1000/18 = 55 моль/л

Подставляя эту величину в последнее уравнение, получим:

[Н + ]·[ОН – ] = 2·10 –16 · 55 = 10 –14 = К w

Произведение концентраций ионов [Н + ] и [ОН – ] называют ионным произведением воды К w .

Диссоциация воды есть эндотермический процесс, поэтому ионное произведение воды К w увеличивается с ростом температуры.

Как всякая константа равновесия, К w не зависит от концентраций ионов Н + и ОН – в растворе. Так, если в Н2О добавить кислоты, концентрация ионов Н + резко возрастет. Тогда за счет подавления диссоциации Н2О равновесие этого процесса сместится влево и концентрация ионов ОН – в растворе уменьшится, но ионное произведение Н2О останется неизменным.

Для указания концентрации ионов водорода в растворе используют водородный показатель

а для обозначения концентрации ионов гидроксида — гидроксидный показатель:

Так как в соответствии с уравнением диссоциации воды концентрации ионов H + и О H – в воде одинаковы, и исходя из выражения ионного произведения воды (при 298 К [Н + ]·[ОН – ] = К w = 10 –14 ) имеем, что:

Следовательно pH = p О H = 7. Такие растворы называют нейтральными.

В кислой среде [ H + ] > [О H – ], pH 7;

В щелочных растворах [ H + ] – ], pH > 7 , а p О H + ]

Концентрацию ионов водорода в растворе слабых кислот определяют по уравнению Оствальда (Кд = ? 2 ·с) или

[ H + ] = ?·с = ?Кд·с (где ? – степень диссоциации, с – концентрация кислоты)

Аналогично определяется концентрация ионов гидроксида:

5. Гидролиз солей

Процесс растворения и сольватации многих солей в воде сопровождается образованием нейтральных растворов.

Однако некоторые соли взаимодействуют с водой так, что образуются кислотные или щелочные растворы. В этом можно убедиться, если добавить немного фенолфталеина в раствор сульфита натрия Na 2 SO 3 или при­ лить к раствору сульфата алюминия Al 2 ( SO 4 )3 несколько капель лакму­ са. Малиновое окрашивание индикатора в первом растворе и красное во втором убедительно свидетельствует, что растворы не нейтральны. Раствор сульфита натрия имеет щелочную реакцию, а сульфата алю­ миния — кислую. Но как в этих растворах появились избыточные Н + — и ОН – -ионы? Они появились из воды в результате протекания процесса гидролиза.

Гидролиз солей — это химическая реакция ионного обмена между водой и растворенными в ней солями, приводящее к увеличению кислотности или щелочности раствора.

Рассмотрим почему и как протекает эта реакция:

Все ионы соли в растворе окружены гидратной оболочкой. На ионах сосредоточен значительный электрический заряд, а молекулы воды поляризованы, причем поляризация усиливается за счет электри­ ческого поля, индуцируемого зарядом иона (так называемая наве­ денная поляризация). Наиболее сильно эффект дополнительной по­ ляризации проявляется в молекулах из ближайшего к иону слоя гидратной оболочки. Это делает возможным разрыв О–Н связи в молекуле воды и образование новой связи Kat – OH или An – H ( Kat – катион, An – анион). Схематически этот процесс можно представить следующим образом:

Kat n + + НОН ? Kat – OH ( n –1) + H + (а)

An n – + НОН ? An – H ( n –1) + ОН – (б)

Образовавшиеся частицы могут быть электронейтральными ( n = 1) или нести заряд, в зависимости от зарядов исходных ионов. Если обе реакции (а) и (б) обратимы, а это возможно только в случае когда Kat – OH и An –Н являются сильными электролитами, т.е. мгновенно подвергаются диссоциации, то в растворе не возникает избыточного количества ни протонов, ни гидроксид ионов. Среда остается нейтральной. В этом случае говорят, что гидролиз не протекает. Е сли одна из стадий обратима, а другая нет, то в растворе возникнет не­которое избыточное, по сравнению с нейтральным раствором, ко­ личество этих ионов. Таким образом, раствор соли уже не будет иметь нейтральную среду, а приобретет кислую или щелочную ре акцию. Данный процесс называется гидролизом. И он возможен только в случае, когда либо Kat OH , либо An –Н являются слабыми электролитами.

Иными словами, для того чтобы в растворе соли протекал процесс гидролиза, необходимо, чтобы соль в своем составе содержала либо катионы слабого основания, либо анионы слабой кислоты, либо и те и другие, которые могут связывать соответственно ионы ОН – и Н + с образованием слабого электролита.

Рассмотрим возможные случаи гидролиза.

1) Для солей, образованных сильной кислотой и сильным основанием:

NaCl — гидролизу не подвергается, рН = 7

2) Для солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием ( гидролиз соли по аниону):

гидролиз соли по аниону

3) Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз соли по катиону):

Ag + + НОН ? AgOH + Н + рН –5 КД( HNO 2 ) = 4·10 –4 среда слабокислая.

В рассмотренных нами случаях гидролиз шел по первой ступени, то есть присоединялся один ион Н + или ОН – . Если валентность атома металла или кислотного остатка больше единицы, то он может присоединять большее количество Н + или ОН – . В таком случае гидролиз идет ступенчато:

Гидролиз по первой ступени называется простым, обратимым. Гидролиз, сопровождающийся уходом продуктов реакции из зоны реакции или образованием осадка, часто называют необратимым (полным, сложным). Со(ОН)2 осадок, значит рассмотренный нами пример является случаем необратимого гидролиза.

При полном гидролизе реализуются не только первая, но и последующая ступени.

На практике возникает необходимость расчета рН раствора соли после гидролиза, а также степени гидролиза — глубины протекания гидролиза.

Степень гидролиза ( h ) — отношение числа молей соли, подвергшихся гидролизу, к исходному количеству растворенной соли в молях.

Степень гидролиза ( h ) — отношение концентрации гидролизованных молекул Сгидр. к исходной концентрации растворенных молекул электролита:

Степень гидролиза, как правило, невелика. Так, в 0,1 М растворе С H 3 СОО Na при 298 К составляет примерно 10 –4 , т.е в этом растворе гидролизована лишь одна из 10000 молекул. Причина столь низкой степени гидролиза кроется в том, что один из участников реакции — вода является очень слабым электролитом. Поэтому положение равновесия реакции гидролиза сильно смещено в сторону исходных веществ. Степень гидролиза возрастает с увеличением температуры, поскольку гидролизпроцесс эндотермический.

Равновесие гидролиза, как любое химическое равновесие, можно охарактеризовать величиной константы равновесия. Эта величина называется константой гидролиза Кг. Выражение константы гидролиза хлорида алюминия по первой ступени имеет вид:

I ступень: Al 3+ + H 2 O ? AlOH 2+ + H +

К 1 г = [ AlOH 2+ ]·[ H + ] / [ Al 3+ ]

Константа гидролиза и степень гидролиза связаны между собой отношением, аналогичным закону разбавления Оствальда:

Кг = h 2 · c / 1– h

Концентрация [ОН – ] = h ·с = ?Кг.·с, поэтому при гидролизе по аниону:

рН = 14 + 0,5 lg ( K г .· c )

Концентрация [Н + ] = h ·с = ?Кг.·с, следовательно, при гидролизе по катиону:

рН = –0,5 lg ( K г .· c )

Итак, при гидролизе солей, образованных слабыми кислотами или (и) основаниями, происходит подщелачивание или подкисление раствора. Степень гидролиза возрастает с разбавлением раствора и при увеличении температуры.

Гидролиз играет важную роль в природных и технологических процессах. Например, расщепление пищи в желудочно–кишечном тракте идет по реакции гидролиза ее компонентов. Гидролиз используется в технике при получении ценных продуктов из древесины, жиров и других веществ.

natalibrilenova.ru

Популярное:

  • Как оформить карту спасибо от сбербанка Подключаем бонусы Спасибо от Сбербанка через телефон Программа накопления баллов, которые можно использовать вместо части суммы при оплате, возможна для активации на любом карточном продукте. В статье описаны особенности […]
  • На третьего ребенка дают материнский капитал Как получить материнский капитал на третьего ребенка в 2018 году Начиная с 2007 года, в РФ действует программа государственной поддержки семей, в которых воспитывается двое или трое детей. Речь идет о материнском капитале, […]
  • Материнский капитал близняшками Можно ли получить материнский капитал за двойню в 2018 году Появление на свет близнецов – это радость, умноженная на 2, еще один комплект приданного, еще одна бутылочка, соска и прочие дорогостоящие принадлежности. Однако, […]
  • Налоги с призовым Победители The International получат лишь три миллиона долларов Стала известная точная сумма, которую получат на руки чемпионы турнира The International по DOTA 2. Об этом в своём блоге рассказал директор организации Newbee. Как […]
  • Тяжкие преступление пример Виды тяжких преступлений Какими бывают виды тяжких преступлений? Уголовный Кодекс РФ разъясняет, что это преступления, которые физическое лицо или группа совершили по неосторожности либо же умышленно. Наказание по максимуму […]
  • Отличия юриста от адвоката Адвокат Уфа Обновлено 25.10.2016 г. В настоящее время гражданам предлагаются различные юридические услуги, предоставляемые юристами и адвокатами. Зачастую многие люди путают или не различают этих понятий. Однако разница между […]
  • Таможенные правила италии Таможня Италии Если Вы собрались посетить Италию, то должны знать правила въезда в данную страну. Итальянская таможня довольно редко проводит досмотр багажа, она руководствуется самыми обычными правилами и нормами вывоза и […]
  • Стаж судьи в отставке Какая пенсия начисляется судьям в России в 2018 году В соответствии с этим законом судьей считается физическое лицо, наделенное особым статусом, при этом может осуществлять суд над гражданами государства и занимает […]