 |
Главная Случайная страница Контакты | Мы поможем в написании вашей работы! | |
Определения, законы и формулы
|
|
ОСНОВНЫЕ ПОЛОЖЕНИЯ ТЕОРИИ РАСТВОРОВ.
ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ И РЕАКЦИИ
Определения, законы и формулы
Растворами называют однофазные системы, состоящие из двух и более компонентов. Состав растворов можно изменять в некоторых пределах без выделения новой фазы.
Закон Рауля (справедлив для разбавленных растворов нелетучих соединений): относительное понижение давления пара растворителя равно мольной доле растворенного вещества
. (4.1)
Из закона Рауля следует, что раствор замерзает при меньшей, а кипит при бóльшей температуре, чем чистый растворитель. Для понижения температуры кристаллизации (замерзания) D Т кр и повышения температуры кипения D Т кипрастворов справедливы соотношения:
D Т кр = K кр · Сm; (4.2)
D Т кип = Е · Сm,(4.3)
где Сm – моляльная концентрация растворенного вещества; К кри Е – соответственно криоскопическая и эбуллиоскопическая постоянные растворителя. Для воды K кр= 1,86; Е = 0,52.
Осмос – самопроизвольный процесс одностороннего проникновения молекул растворителя через мембрану. Минимально необходимое давление, делающее осмос невозможным, называется осмотическим. Вант-Гофф установил закон зависимости осмотического давления от молярной концентрации раствора:
p осм = С M · R · T. (4.4)
Отсюда следует
(4.5)
Вид зависимости (4.5) позволяет дать следующую формулировку закона Вант-Гоффа: осмотическое давление равно тому давлению, которое имело бы растворенное вещество, если бы оно было газом и занимало объем раствора.
Формулы (4.1) – (4.5) справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов.
Соединения, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называют электролитами. Доля продиссоциировавших при растворении молекул называется степенью диссоциации α; 0 < α ≤ 1.
Изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i) показывает, во сколько раз общее число всех частиц в растворе превышает число растворенных молекул. Коэффициент i можно рассчитать по величине α, которая, в свою очередь, может быть найдена из значения константы диссоциации электролита KД:
,(4.6)
где n – количество ионов, на которые распадается частица электролита при диссоциации.
Законы Рауля и Вант-Гоффа для разбавленных растворов электролитов имеют вид
; (4.7)
Δ Т кр = i · K кр · Сm;(4.8)
Δ Т кип = i · Е · Сm;(4.9)
p осм = i · СM · R · T. (4.10)
Электролиты называют сильными, если при Сн = 1 моль/дм3 α> 0,5 (к ним относятсяпрактически все растворимые соли, HCl, H2SO4, HNO3, NaOH, Ba(OH)2 и др.), и слабыми, если при Сн = 1 моль/дм3 α < 0,5 (CH3COOH, HCN, H2S, HNO2, H2CO3, H2SO3, Сu(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 и др.).
Закон разбавления Оствальда связывает константу равновесия диссоциации слабого электролита KД с величиной степени диссоциации α при данной молярной концентрации С:
, а при α << 1: 
. (4.11)
Электролиты, проявляющие свойства и кислот, и оснований, называют амфотерными. Пример амфотерного соединения – гидроксид цинка Zn(OH)2:
Zn(OH)2 + 2 H+ = Zn2+ + 2 H2O;
Zn(OH)2 + 2 ОH– = ZnО22– + 2 H2O (при сплавлении);
Zn(OH)2 + 2 OH– = [Zn(OH)4]2– (в растворе).
Ионные равновесия и реакции. Реакции ионного обмена протекают в том случае, когда возможно образование менее диссоциированных продуктов, чем исходные вещества. При составлении ионных уравнений принято сильные электролиты записывать в ионной форме, а слабые – в молекулярной. Например, для реакции нейтрализации сильной кислоты сильным основанием ионное уравнение имеет вид
Н+ + ОН– = H2O.
Равновесие диссоциации воды. Для водных растворов ионное произведение К W– величина постоянная при данной температуре:
К W = [H+] · [OH–] = 1 · 10–14 (при t = 25 oC). (4.12)
Водородный показатель – логарифмическая форма выражения молярной концентрации свободных ионов Н+:
рН = –lg [H+]. (4.13)
Дата публикования: 2015-02-20; Прочитано: 470 | Нарушение авторского права страницы | Мы поможем в написании вашей работы!
