БИЛЕТ №30 Осмос. Закон Вант - Гоффа
В растворе частицы растворенного вещества и растворителя равномерно распределяются по всему объему раствора. Если смешать два раствора с разным содержанием растворенного вещества, то происходит самопроизвольный процесс выравнивания концентрации вещества во всем объеме раствора. Этот самопроизвольный процесс называется диффузией. Если между двумя растворами поместить полупроницаемую перегородку, которая проницаема только для молекул растворителя, то через нее пойдет односторонняя диффузия, называемая осмосом. В этом случае выравнивание концентраций растворов, разделенных полупроницаемой перегородкой, происходит за счет перехода молекул растворителя (z) из раствора с меньшей концентрацией растворенного вещества (См2 (х) ) в раствор с большей концентрацией (См1 (х)), так как в этом случае См1 (z) < Cм2( z).
мембрана
раствор I См1 (х) раствор II См2 (х),
молекулы (z)
Процесс перехода молекул растворителя через мембрану оказывает на нее давление, которое является количественной характеристикой осмоса. Осмотическое давление (Росм) – это равновесное давление раствора, которое препятствует диффузии растворителя черезполупроницаемую мембрану. Осмотическое давление зависит от концентрации раствора и температуры раствора, но не зависит от природы растворенного вещества и растворителя.
Закон Вант - Гоффа: для разбавленных растворов неэлектролитов осмотическое давление прямо пропорционально концентрации растворенного вещества и температуре:
Росм = СМ ·RT или Росм = [ m(x)·/ M(x) V(y)] RT ,
где Росм = [кПа], СМ = [моль/л], T - абсолютная температура (К), R- универсальная газовая постоянная, которая равна 8,314 Дж/(моль·К). Очевидно, что в растворах с одинаковой молярной концентрацией в единице объема раствора содержится одинаковое число молекул любого по природе неэлектролита, поэтому осмотическое давление для этих растворов будет одинаковым при Т=const.
|
БИЛЕТ №31 Электролиты - вещества, растворы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся кислоты, основания и соли. Электролиты в водных растворах диссоциируют (распадаются) на ионы - катионы (+) и анионы (-). Именно ионы переносят электрический ток в растворах.
Объяснение существования подвижных ионов в растворах электролитов было впервые предложено шведским ученым Аррениусом в 1883 г. Согласно его теории электролитической диссоциации, в растворах электролитов существует равновесие между активной частью электролита, способной проводить электрический ток, и неактивной, не проводящей тока. Теория электролитической диссоциации далее была развита в работах Вант - Гоффа, Менделеева. Диссоциация электролитов происходит при их растворении и является продуктом взаимодействия растворенного вещества и растворителя. К электролитам относятся твердые вещества с ионной кристаллической ионной решеткой (ионная связь), молекулы с полярной ковалентной связью. В общем случае процесс взаимодействия растворенного вещества с растворителем называется сольватацией, а если растворителем является вода, то – гидратацией. Гидратацию можно условно разделить на два составляющих процесса, которые протекают одновременно: разрыв связей в растворяемом веществе (эндотермический процесс) и образование гидратов (экзотермический процесс). Гидраты - это соединения разной прочности между ионами растворенного вещества и полярными молекулами воды. Гидратированные ионы электролита содержат в своем окружении разное число молекул растворителя.
NaCI кр + H2O NaCI р-р Na+ * m H2O + CI- pH2O,
Твердая фаза раствор гидрат катиона гидрат аниона
где n, p – число молекул растворителя в гидратной оболочке иона. Число молекул растворителя, взаимодействующих с одним ионом, называется числом гидратации. Число гидратации зависит от заряда иона, его размера и температуры раствора. Например, для катионов щелочных металлов число гидратации, определенное по скорости перемещения ионов без воздействия электрического тока, имеют следующие значения: ион Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+
число гидратации 120 66 16 14 13
Изотонический коэффициент
ί - изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа., который показывает, во сколько раз увеличивается число частиц электролита в растворе по сравнению с введенной молекулярной формой.
Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:
- осмотическое давление Росм = ί См RT;
- 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ίС ;
- 2-й закон Рауля tкp = ί Ккр Cm; Δtкип = ί Ккип Cm.
Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δtкp, Δtкип, Росм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δрвыч, Δtкp выч, Δtкип выч; Росм выч):
Δр Δtкp Δtкип Росм
ί = ——— = ——— = ——— = ——— .
Δрвыч Δtкp выч Δtкип выч Росм выч
Изотонический коэффициент ί связан со степенью диссоциации электролита αдис соотношением:
ί = l + αдис (p - l) или α = (ί - 1) /( p - 1).
Здесь p - число ионов, на которые распадается молекула электролита (для КСl p= 2, для ВаСl2 и Na2SO4 p = 3 и т.д). Экспериментально найденное значение изотонического коэффициента используют для вычисления степени диссоциации электролита растворе. При этом следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение дис выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации.
|
БИЛЕТ №32 Степень диссоциации. Все электролиты по способности распадаться на ионы делятся на сильные и слабые. Процесс диссоциации – обратимый процесс, поэтому в растворах электролит одновременно присутствует в ионной и молекулярной формах. Количественной оценкой способности электролитов распадаться на ионы является степень диссоциации - дис. Степень диссоциации показывает, какая часть электролита в растворе продиссоциировала и рассчитывается как отношение: дис = Смдис(100%) , См (?) где См р-р– концентрация электролита в растворе (моль/л), См дис – часть концентрации электролита в растворе, которая продиссоциировала. Из выражения для расчета дис очевидны неравенства:
См дис. См р-р и 0 дис 1.
Если дис = 0, то См дис = 0, растворенное вещество в растворе находится в молекулярной форме и является неэлектролитом. Если дис = 1, то См дис = См растворенное вещество на 100 % существует в растворе в ионной форме. Степень диссоциации (дис) зависит от природы электролита, концентрации и температуры раствора. По степени диссоциации все электролиты условно делятся на сильные и слабые. Деление проведено по значениям дис для 0,1 N растворов электролитов при Т= 25 оС или 20 оС.
Сильные электролиты – вещества, которые в 0,1 N растворе хорошо проводят электрический ток и диссоциируют больше чем на 30 %. К сильным электролитам относятся сильные кислоты и основания и хорошо растворимые соли.
Сильные кислоты Сильные основания Примеры растворимых солей
HCI, HBr, HI, HCIO4, LiOH, NaOH, KOH, RbOH, соли щелочных металлов,
HMnO4, H2SO4, H2SeO4, CsOH, FrOH, Sr(OH)2, соли азотной кислоты,
HNO3 Ba(OH)2 , Ca(OH)2 (усл) . соли NH4+.
К слабым электролитам относятся кислоты и основания, которые в 0,1 N растворе плохо проводят электрический ток и диссоциируют менее чем на 3-5%. К слабым электролитам относят также труднорастворимые соли, для которых низкая электропроводность раствора связана с малой концентрацией ионов соли в растворе (хотя дис солей близка к 1).
Электролиты средней силы характеризуются степенью диссоциации от 5% - 30%.
Для сильных электролитов различают истинное значение степени диссоциации дис и кажущееся или измеренное значение каж. . Для бесконечно разбавленных растворов электролитов (когда См 0) каж -→дис. → 1 (100%). В остальных случаях дис. > каж. Наблюдаемое отличие каж от ист для сильных электролитов связано с межионным взаимодействием электролита в растворе, которое уменьшает активную концентрацию ионов.
Концентрация ионов в растворе с известной молярной концентрации электролита рассчитывается по формуле: СM (ион) = n дис СM ,
где n – число катионов или анионов, на которые распадается электролит. Например, в растворе соли AI2(SO4)2 с молярной концентрацией СM и степенью диссоциации соли дис концентрацию ионов соли в этом растворе можно рассчитать, используя уравнение диссоциации соли:
Концентрация нач. состояния СM 0 0
AI2(SO4)3 2AI+3 + 3SO42-
Концентрация рав. состояния СM - дис СM 2дис СM 3 дис СM .
молекулярная форма ионная форма
Закон разбавления Оствальда
Степень диссоциации (αдис) и константа диссоциации (Кдис) слабого электролита количественно связаны между собой. Выведем уравнение этой связи на примере слабой одноосновной кислоты типа НАn.
Из уравнения НАn Н+ + Аn- видно, что из одной молекулы кислоты в растворе в результате диссоциации появляется один катион (Н+) и один анион (Аn-). Зная, какая часть электролита в растворе продиссоциировала, можно рассчитать концентрацию ионов в растворе. Пусть концентрация кислоты в растворе равна См (моль/ л), степень диссоциации кислоты в этом растворе - αдис, тогда:
Концентрация кислоты, которая продиссоциировала - См дис(НАn) = дис См (НАn)
Концентрация ионов в растворе - См (Н+) = См дис(НАn) = См (моль/л),
См (Аn-) = См дис(НАn) = дис См дис (моль/л).
Часть концентрация кислоты, которая не продиссоциировала и находится в растворе в молекулярной форме:
См(мол) = См (НАn) - См дис(НАn) = См (НАn) - дис См (НАn) = (1-дис) См.
Тогда запишем выражение для Крав с учетом сделанных вычислений:
Клис = Cм(Н+)*См(An-) = (дис См) *(дис См) = (дис)2 (См )2 = (дис)2 См
См (мол) (1-дис) См (1-дис) См (1-дис)
Для слабых электролитов дис << 1, поэтому уравнение для Кдис можно упростить:
Клис = дис2 См
Это выражение носит название закона разбавления Оствальда и определяет зависимость дис от концентрации слабого электролита в растворе: дис = (Клис / См(HAn))1/2.
Из уравнения видно, при уменьшении концентрации слабого электролита в растворе, степень диссоциации его увеличивается. Для многоосновных кислот по закону разбавления Оствальда степень диссоциации рассчитывается для каждой ступени отдельно.
Пример 1.Рассчитайте концентрацию ионов водорода в 0.01 М растворе сернистой кислоты.
Решение. Напишем уравнение диссоциации кислоты по ступеням и выпишем Кдис из справочника
H2SO3 H+ + HSO3- Кдис1 = 10-2 HSO3- H+ + SO32- Кдис2 = 10-8
Рассчитаем по закону Оствальда степень диссоциации по первой ступ ени дис1 и по второй - дис2
дис1 = (10-2 / 0,01) ½ = 1 (100%); дис2 = (10-8 / 0,01) ½ = 0,001 (0,1%).
Результаты расчета показали, что концентрация ионов водорода в растворе по первой ступени диссоциации в 1000 раз больше, чем по второй. Очевидно, что концентрацией ионов водорода по второй ступени диссоциации можно пренебречь.
Пример 2 Рассчитайте кажущуюся степень диссоциации хлорида алюминия в 0,4 М растворе этой соли, если концентрация иона хлора равна 0,99 моль/л.
Решение. Напишем уравнение диссоциации соли AICI3 AI3+ + 3CI-. Из уравнения видно, что при диссоциации одной молекулы соли в растворе появляется один катион AI3+ и три аниона хлора CI-. Очевидно, что
[CI-] = дис 3 *CM , а [AI3+] = дис CM.
Используя условия задачи, находим
дис = [CI-] / 3 CM = 0,99 / 3 0,4 = 0,825 (82,5 %).
|
БИЛЕТ №34 Диссоциация кислот По теории электролитической диссоциации к кислотам относятся электролиты, одним продуктом диссоциации которых является катион H+.
Диссоциация сильных одно- и двуосновных кислот в разбавленных растворах проходит по одной (первой) ступени (дис >30%), причем равновесие сдвинуто в сторону ионной формы кислоты. Например,
серная кислота Н2SO4 2H+ + SO42- ,
азотная кислота НNO3 H+ + NO3- ,
бромоводородная HBr H+ + Br-
Молек. форма ионная форма
равновесие-------------------------------------------
Слабые кислоты в растворах находятся преимущественно в молекулярной форме. Чем меньше дис, тем слабее кислота и тем больше равновесие сдвинуто в сторону молекулярной формы. Например:
уксусная кислота СH3CООН H+ + СH3CОО-,
азотистая кислота HNO2 H+ +NO2-.
Молек. форма ионная форма
<--------------------------равновесие
Слабые многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, причем степень диссоциации кислоты уменьшается на каждой последующей ступени диссоциации. Например:
угольная кислота H2CO3 H+ + HСO3- I-я ступень (дис1) , (дис1) >> (дис2)
└> Н+ + СO32- II –я ступень (дис2).
Диссоциация оснований
Основания – электролиты, одним из продуктов диссоциации которых является анион ОH-. Сильные основания, также как сильные кислоты, диссоциируют по одной ступени и находятся в растворе преимущественно в ионной форме:
Гидроксид калия КОН К+ + ОН- , .
Гидроксид стронция S r(OH)2 Sr+2 + 2OH-
Молек. форма ионная форма
равновесие-----------------------
К слабым основаниям относятся растворимый в воде гидроксид аммония NH4OH и труднорастворимые гидроксиды тяжелых металлов. Слабые многокислотные основания диссоциируют ступенчато, причем степень диссоциации основания уменьшается на каждой последующей ступени диссоциации. Например:
гидроксид аммония NH4OH <=> NH4+ + OH-
гидроксид алюминия AI(OH)3 <=> AI(OH)2+ + OH- I ступень
└> AI(OH)+2 + OH- II ступень
└> AI+3 + OH- III ступень
Молек. форма ионная форма
<----------------- равновесие
|
| |
Скачать 0.71 Mb.