Главная страница | Контакты | Случайная страница Автомобили Астрономия Биология География Дом и сад Другие языки Другое Информатика История Культура Литература Логика Математика Медицина Металлургия Механика Образование Охрана труда Педагогика Политика Право Психология Религия Риторика Социология Спорт Строительство Технология Туризм Физика Философия Финансы Химия Черчение Экология Экономика Электроника

Общие свойства растворов(температура замерзания и кипения растворов,давление пара растворителя над раствором,осмотическое давление)

Понижение давления пара растворителя над раствором: при данной температуре давления насыщенного пара над жидкостью это постоянная величина.При растворении в воде какого либо твердого,нелетучего вещ-а давление насыщенного пара этой жидкости понижается.Таким образом давление насыщенного пара раствора над растворителем всегда меньше чем над чистым раствором дельта р=р₀-р-абсолютное понижение давления пара. Дельта р/р₀-относительное понижение давления пара.По закону Рауля относительное понижение давления пара растворителя над раствором =мольной доли вещ-а.Давление пара растворителя над раствором зависит от природы растворителя, молярной доли растворенного вещества,но не зависит от природы растворенного вещества. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения: температура кипения раствора содержащего нелетучее растворенное вещество всегда выше чем чистого растворителя.Температура замершего раствора содержащего нелетучее растворенное вещество всегда ниже,чем чистого растворителя. Осмотическое давление:диффузией называют стремление вещ-а равномерно распределяться по всему объему раствора,что приводит к выравниванию концентраций.Разделим раствор и растворитель пленкой через которую проходят молекулы растворителя,но не проходят молекулы растворенного вещества.Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану назыв. Осмосом.Осмотическим назыв.то давление которое необходимо приложить к раствору чтобы прекратить осмос.Осмотическое давление не зависит от природы растворенное вещества и раствора.По закону Вангофа осмотическое давление зависит от концентрации и давления. Росм.=С*R*T,где Т-температура,С-молярная концентрация,R-молярная масса. Росм.=(m/M*V)*RT

33.Растворы электролитов.Изотонический коэффициент.Основные положения теории электролитической диссоциации. Вещества распадающиеся в расплавах или в растворах на ионы и проводимые ток назыв.электролиты.К электролитам относят соли,кислоты,щелочи.Вещ-а которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят назыв.неэлектролитами.к ним относятся большинство органических соединений.Для растворов электролитов осмотическое давление ниже давления пара,изменения температуры кипения и замерзания оказываются выше,чем это отвечает концентрации раствора.Чтобы распространить на на электролиты расчетные формулы данных законов был введен изотонический коэффициент i=P'осм/

Росм.=дельта t’кип./дельта tкип.=дельта р'/дельта р=дельта t’замерз/дельта t замерз. Теория электролитической диссоциации: 1) электролиты в расплавах или в водном растворе подвергаются ионизации т.е распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы.Положительно заряженные ионы называются катионами к ним относятся ионы металлов и ион водорода.Отрицательно заряженные ионы назыв.анионы,к ним относятся кислотные остатки и ОН 2)В следствии электролитической диссоциации водные растворы электролитов проводят электрический ток.Электропроводность в водных растворах электролитов пропорциональна общей концентрации ионов в растворе. 3)Возможность и степень распада на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя.При растворении ионных соединений происходит диссоциация т.к. ионные соединения уже состоят из ионов.Электролиты можно разделить на 2 группы:истинные электролиты(вещ-а имеющие ионую кристаллическую решетку) и потенциальные электролиты(вещ-а имеющие молекулярную структуру)

34.Равновесие в растворах электролитов.Степень электролитической диссоциации.Сильные и слабые электролиты. Для количественной характеристики процесса диссоциации было введено понятие степени диссоциации(a),это отношение числа диссоциирующих молекул (n) к общему числу растворенных молекул(n₀)По степени диссоциации все электролиты делят на слабые если a < 3%,средние если a от 3 до 30 процетов и сильные если a> 30%К сильным электролитам относят:растворенные в воде соли,основания щелочных и щелочноземельных металлов,кислоты.На степень диссоциации влияет природа растворителя,концентрация раствора,наличие одноименных ионов.Добавление одноименных ионов уменьшает диссоциацию слабых ионов.При растворении электролитов в растворах электролит диссациирует на ионы,в следствии чего число частиц в растворе становится больше по сравнению с раствором электролитом.

35.Константа диссоциации.Закон разбавления Оствальда. Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.Диссоциация слабых электролитов это обратный процесс.Константа диссоциации-константа равновесия процесса диссоциации.Кдис.зависит от природы электролита от природы растворителя,от температуры.Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе.Чем она меньше тем слабее диссоциация,тем меньше ионов в растворе. К дис.=[K]*[A]/[KA]=Ca*Ca/C-Ca=Ca²/1-a-закон разбавления Оствальда,где

a-степень диссоциации,С-концентрация слабого электролита в растворе.Степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита или степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора

36.Теория сильных электролитов.Активность ионов,ионная сила раствора.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью.Недиссоциируемые молекулы отсутствуют,степень диссоциации =1.Однако свойства растворов сильных электролитов не соответствует о их полной диссоциации.Измеряемая степень диссоциации может быть меньше 1 и стремиться к 1 лишь при бесконечном разбавлении.Эксперементальное определение степени диссоциации назыв.кажущейся степенью диссоциации.Ионы электролита взаимодействуют не только с растворителем но и друг с другом.Вокруг каждого иона в растворе создается ионная атмосфера,тоесть ионное облако состоящее из ионов с противоположным знаком заряда.Возникает эффект уменьшения ионов участвующих в химическом процессе.При движении ионов окружающая его ионная атмосфера тормозит движение и уменьшаетр подвижность ионов.Чем больше концентрация раствора тем сильнее проявляются тормозящие действия ионой атмосферы.Применять уравнение для константы диссоциации к сильным электролитам оказалось возможным при замене значения концентрации на активность.а-активность иона т.е эффективная концентрация иона соответственно которой он действует в химических реакциях.f-коэффициент активности учитывающий все все виды взаимодействия частиц в растворе f стремится к 1 лишь при бесконечном разбавлении,зависит от температуры,природы растворителя,растворенного вещества и от концентрации.Коэффициент активности данного иона зависит от его заряда и от ионной силы раствора(m)под которой понимают полусумму произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

37.Кислоты, основания,соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ступенчатая диссоциация кислот и оснований. Характер диссоциации средних, кислых основных, двойных солей. Амфотерные электролиты. Изменение кислотно-основных свойств соединения элементов. Кислотой назыв.электролит кот.диссоциируют с образованием ионов водорода.

Чем больше константа диссоциации кислоты тем она сильнее. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато

Константа полной диссоциации = проиведению константы соответствующих отдельным стадиям. Основанием назыв.электролит который диссоциирует с образованием гидроксил ионов ОН………………..

Многокислотные основания диссациируют ступенчато

Электролиты которые диссоциируют и как кислоты и как основания назыв.амфотерными.

Соли:

Кислые соли:

Основные:

Двойные соли:

Смешанные:

Комплексные:

38.Ионное произведение воды.Водородный показатель. Ионное произведение воды - произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH- в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H₂O + H₂O - H₃O⁺ + OH⁻

или

H₂O - H⁺ + OH⁻

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH⁻] — концентрация гидроксид-ионов;

[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации

Водоро́дный показа́тель, pH - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Расчет: pH=-lg[H⁺]

pH кислых растворов pH < 7, pH щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7.

39.Реакции в растворах электролитов как реакции ионного обмена,условия их протекания.Реакция нейтрализации. Реакции между электролитами в растворе это реакции между ионами.Сильные электролиты в разбавленных растворах практически поностью ионизируют,поэтому уравнения реакции записанные в молекулярной форме для реакции в растворах не применимы т.к не дают возможности судить о направлении процесса.Реакция между электролитами в растворе возможна т.е необратимо протекает если один из продуктов реакции выделяется в виде газа или осадка или явл.слабым электролитом.Ионные реакции записываются с помощью ионно-молекулярных уравнений,полных и сокращенных.При этом сильные электролиты записываются в види ионов в молекулярной форме записывают нерастворимые вещ-а,газообразные веще-а и слабые электролиты.

Взаимодействие между кислотами и основаниями в результате которого образуется соль и вода назыв.реакцией нейтрализации.Нейтрализация доходит до конца когда единственным слабым электролитом в системе явл.вода.

Взаимная нейтрализация кислот и оснований различающихся по силе до конца не протекают,в силу протекания обратной реакции гидролиза образуются соли.