Растворы. Лекция №4

Способы выражения концентраций

Способы выражения концентраций

Способы выражения концентраций

Способы выражения концентраций

Коллигативные свойства растворов

Якоб Хендрик Вант-Гофф (нидерл. Jacobus Henricus (Henry) van 't Hoff; 30 августа 1852, Роттердам — 1 марта 1911, Берлин) — голландский химик, первый лауреат Нобелевской премии по химии (1901 год) «В знак признания огромной важности открытия законов химической динамики и осмотического давления в растворах».

Осмотическое давление
– это давление, которое нужно приложить, чтобы привести раствор в равновесие с чистым растворителем, отделенным от него полупроницаемой мембраной
π= Р гидр.
π плазмы крови человека =
= 7.4-7.8 атм( 740 – 780 кПа)
π рыб до15 атм
π растений до 100 атм

Закон Вант – Гоффа
π = См R T
П – осмотическое давление (кПа)
R – универсальная газовая постоянная 8,31 (л*кПа/моль*К)
T - абсолютная температура (К)
См – молярная концентрация (моль/л)
P = n/V RT или PV = nRT

i показывает, во сколько раз истинная концентрация кинетически активных частиц в растворе электролита больше, чем в растворе неэлектролита с той же концентрацией
π = iСм R T
i = 1 для НЕЭЛЕТРОЛИТов
i = n для сильных электролитов
NaCl Na+ + Cl- i = 2
i = 1 + α(n-1) для слабых электролитов
Изотонический коэффициент
(коэффициент Вант - Гоффа i)

Франсуа Мари Рауль (фр. François-Marie Raoult; 10 мая 1830, Фурн-ан-Веп, Нор, — 1 апреля 1901, Гренобль) — французский химик и физик, член-корреспондент Парижской академии наук (1890).
С 1867 — в Гренобльском университете (профессор с 1870). Член-корреспондент Петербургской АН (1899). Исследуя в 1882—88 понижение температуры кристаллизации, а также понижение давления пара (или повышение температуры кипения) растворителя при введении в него растворённого вещества, открыл закон Рауля, применяемый для определения молекулярных масс веществ в растворённом состоянии.

Закон Рауля (1886)
Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита пропорционально мольной доле растворенного вещества
P0 - давление насыщенного пара над чистым растворителем, Па
P – давление насыщенного пара растворителя над раствором , Па
N2 - мольная доля растворенного вещества

Причины
Уменьшение Поверхности Испарения
Уменьшение Концентрации Растворителя:

Электролиты – это вещества, способные в растворах и расплавах диссоциировать на ионы. К ним относятся соединения с ионным и ковалентным полярным типом связи: соли, кислоты, основания, вода.
Самопроизвольный распад электролитов на ионы, протекающий под воздействием растворителя, называется электролитической диссоциацией, теория которой была создана в 1884-1887 г.г. шведским ученым С. Аррениусом.

Сванте Аррениус (1859-1927)
Шведский физико-химик, основные работы которого посвящены учению о растворах электролитов и кинетике химических реакций. Лауреат Нобелевской премии (1903)

C продиссоциированных = _________________ C всех молекул
Степень диссоциации α зависит от:
Природы растворителя и растворенного вещества
Температуры
Концентрации раствора
Наличия в растворе одноименных ионов

Схема диссоциации электролита ионного строения
+
+
+
+
+
+
+
+
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
-
+
+
+
+
+
+
-
+
+
-

Условия протекания реакции
образование осадка
образование газообразного продукта реакции
образование более слабого электролита, чем исходные вещества: например, воды

Теория слабых электролитов
К слабым электролитам относятся ковалентные соединения, обратимо (частично) диссоциирующие в водных растворах.
К ним относятся:
а) почти все органические и многие неорганические кислоты: H2S, H2SO3, HNO2, HCN, и др;
б)труднорастворимыи основания, а также NH4OH
в) некоторые соли HgCl2, Fe(CNS)3;
г) вода.

Классификация кислот

Н2О = Н+ + ОН-
Константа диссоциации – константа равновесия
кН2О =
Константа диссоциации К зависит от:
природы электролита
температуры

Слабые электролиты подчиняются закону разбавления Оствальда, получившего Нобелевскую премию в 1909 за работы в области химического равновесия.
Ф.В.Оствальд (1853-1932)

При α<<1
Вывод закона разбавления Оствальда