Тема: «Периодическая система Д.И. Менделеева»

Лекция № 1

Тема: «Строение атома»

Основы квантовой теории

Квантовые числа

Принцип Паули

Правило Гунда

Принцип минимальной энергии

Правило Клечковского

Основы квантовой теории

Атомы элементов имеют очень сложное строение. В недрах атома найдено огромное множество частиц, названных элементарными.

Атом - наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Каждому химическому элементу соответствует совокупность определенных атомов. Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Атомы элементов характеризуются атомной массой. За единицу атомной массы принята 1/12 часть атома углерода - 12 (изотоп ₁₂С). Эту единицу называют углеродной единицей.

Ядро занимает очень небольшую часть всего объема атома. Однако при этом почти вся масса атома сосредоточена в его ядре, и поэтому плотность ядра чрезвычайно велика. Ядро состоит из протонов и нейтронов, которые вместе взятые имеют название - нуклоны. Протон- устойчивая элементарная частица с массой, близкой к углеродной единице. Заряд протона равен заряду электрона, но имеет обратный знак. Если заряд электрона принять за -1, то заряд протона равен +1. Протон - это атом водорода, лишенный электрона. Нейтрон - нейтральная элементарная частица, масса нейтрона приблизительно равна массе протона. Число нуклонов в ядре определяет массу атома и называется массовым числом. Зависимость между числом протонов Z, числом нейтронов N и массовым числом атома А выражается уравнением: А = Z+N. Количество электронов в атоме равно количеству протонов в его ядре, поэтому заряд электронной оболочки компенсирует положительный заряд ядра.

Основные представления о строении атома основаны на квантовой теории, которая была разработана многими отечественными и зарубежными учеными. В основе квантовой теории лежит принцип неопределенности. Сущность его состоит в том, что отдельные события, в которых участвуют частицы (в том числе и электрон, ядра и атомные системы), можно предсказать лишь в смысле их вероятности. Основным уравнением квантовой теории является уравнение Планка: Е = hn, где Е - энергия (эрг (Дж)), h - постоянная Планка (6, 626-1 0" ²⁷ эрг-с), n - частота (Гц). М. Планк высказал предположение, что вещества поглощают и испускают энергию дискретными порциями или квантами. Итак, энергия кванта Е пропорциональна частоте излучения n.

В 1905 г А. Эйнштейн предсказал, что любое излучение представляет собой поток квантов энергии, называемых фотонами. Из теории Эйнштейна следует, что свет имеет двойственную природу.

В 1924 г Луи де Бройль выдвинул предположение, что электрон также характеризуется корпускулярно-волновым дуализмом. Де Бройль предложил уравнение, связывающее длину волны электрона (или любой другой частицы) с массой m и скоростью l=h/mu. Волны де Бройля интерпретируются как волны вероятности.

Датский ученый Н. Бор, используя модель Резерфорда и теорию Планка, предложил модель строения атома водорода, согласно которой электроны двигаются вокруг ядра не по любым, а лишь по разрешенным орбитам, на которых электрон обладает определенными энергиями.

При переходе электрона с одной орбиты на другую атом поглощает или испускает энергию в виде квантов. Атом водорода обладает минимальной энергией, когда электрон находится на первой орбите (n=1). Такое состояние называют основным. При переходе электрона на более высокие орбиты атом становится возбужденным. Такое состояние атома неустойчиво. Теория Бора позволила рассчитать энергию электронов, значение квантов энергии, испускаемых при переходе электрона с одного уровня на другой. Однако теория Бора имела ряд недостатков. Она не смогла объяснить поведение электрона в магнитном поле и все атомные спектральные линии. Теория Бора оказалась непригодной для многоэлектронных атомов.

Работы Планка, Эйнштейна, де Бройля, Бора, Шредингера и Гейзенберга заложили основу квантовой механики, изучающей движение и взаимодействие микрочастиц.

В соответствии с квантовомеханическими представлениями невозможно точно определить энергию и положение электрона, поэтому в квантовомеханической модели атома используют вероятностный подход для характеристики положения электрона. Вероятность нахождения электрона в определенной области пространства описывается волновой функцией Y, которая характеризует амплитуду волны как функцию координат электрона. В наиболее простом случае эта функция и называется орбиталью. Итак, орбиталь - это область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона.

Так как электрон несет отрицательный заряд, то его орбиталь представляет собой определенное распределение заряда, которое получило название электронного облака.

Квантовые числа

Для характеристики поведения электрона в атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое.

Главное квантовое число n определяет запас энергии электрона в атоме и размеры электронных орбиталей. Главное квантовое число принимает значение 1, 2, 3, 4, 5... и характеризует энергетический уровень. Чем больше п, тем выше энергия. Энергетические уровни обозначают буквами и цифрами.

 

Обозначение
Буквенное	К	L	М	N	О	Р	Q
Числовое (n)	1	2	3	4	5	6	7

Орбитальное квантовое число 1 определяет форму атомной орбитали. Электронные оболочки расщеплены на подоболочки, поэтому орбитальное квантовое число также характеризует энергетические подуровни в электронной оболочке атома. Орбитальные квантовые числа принимают значение от 0 до (n-1). Подоболочки обозначают буквами:

Подуровень	s	p	d	f
Орбитальное квантовое число	0	1	2	3

Номер энергетического уровня и число подуровней совпадают.

Электроны с орбитальным квантовым числом 0 называются s-электронами. Орбитали и электронные облака имеют сферическую форму. Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются р- электронами. Орбитали и соответственно электронные облака имеют форму, напоминающую гантель: Электроны с орбитальным квантовым числом 2 называются d-электронами. Орбитали имеют четырехлепестковую форму.

Электроны с орбитальным квантовым числом 3 получили название f-электронов. Форма их орбиталей еще сложнее, чем форма d-орбиталей.

Магнитное квантовое число m_l характеризует пространственную ориентацию электронных облаков. Оно принимает любое целое значение от -1 до +1, включая 0. Например, для 1=3 магнитные квантовые числа имеют значения -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3. Таким образом, в данной подоболочке (f-подуровне)существует семь орбиталей. Соответственно в подоболочке s (1=0) имеется одна орбиталь. Условно атомную орбиталь обозначают в виде клетки ٱ.

Спиновое квантовое число m_s характеризует вращение электрона вокруг собственной оси (спин). Величину и ориентацию спина определяет спиновое квантовое число, которое может принимать значения s и - s. Положительное и отрицательное значения спина связаны с его направлением. Так как спин -величина векторная, то его условно обозначают стрелкой, направленной вверх ­ или вниз: ¯ . Электроны с одинаковым направлением спина называются параллельными, при противоположных значениях - антипараллельными. Два электрона с одинаковыми значениями n, 1, m_l, но с противоположно направленными спинами ¯ ­ называются спаренными, а с параллельными - неспаренными.

Распределение электронов в атомах элементов определяется основными положениями: принципом Паули, принципом наименьшей энергии, правилом Гунда и правилом Клечковского.

Принцип Паули.

В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Другими словами, на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковыми спинами, то есть допускается заполнение ­¯ и не допускается ¯ ¯ . Из принципа Паули вытекает следствие: максимально возможное число электронов на каждом энергетическом уровне равно удвоенному значению квадрата главного квантового числа: N = 2n².

Принцип минимальной энергии

Согласно этому принципу электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке повышения уровня их энергии. Первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. Так как энергия электрона в основном определяется значениями главного и орбитального квантовых чисел, то сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел m и l является наименьшей.

Правило Гунда

Правило Гунда применяется при заполнении электрoнами энергетических подуровней. В данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным, суммарный спин спаренных электронов равен нулю.

Так, если в трех р — ячейках надо разместить три электрона, то каждый из них будет располагаться в отдельной ячейке следующим образом:          

Правило Клечковского

Увеличение энергии и заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n+1, а при равной сумме n+1 в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд: 1s< 2s< 3s < 3р< 4s< 3d< 4р< 5s< 4d< 5р< 6s< 5d ~ 4f < 6 р < 7s и так далее. Исключение составляют d и f элементы с полностью и наполовину заполненными подоболочками, у которых наблюдается провал электронов - например, медь, серебро, хром, палладий, молибден, ниобий, платина.

 

Контрольные вопросы:
1. Как вы понимаете корпускулярно-волновые свойства атомов?
2. Что такое орбиталь? Физический смысл Ψ 2? Типы орбиталей?
3. Квантовые числа, что они описывают?
4. Что такое энергетический (электронный) уровень, подуровень?

 

Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 60 - 88.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 17 – 25

 

 

План

Радиусы атомов и ионов

Ионизационный потенциал

Электроотрицательность

Радиусы атомов и ионов

Атомы не имеют строго определенных границ из-за корпускулярно-волнового характера электронов. Поэтому абсолютное значение радиуса атома определить невозможно. Можно условно принять за радиус атома теоретически рассчитанное значение расстояния от ядра до наиболее удаленного от него максимума электронной плотности, или половину расстояния между центрами двух атомов в кристаллах.

Пример. Алмаз С                          C;  г = 0, 77А°

                             1, 54 A⁰

Атомные радиусы металлов в периодах с ростом порядкового номера элемента уменьшаются, так как при одинаковом числе электронных слоев возрастает заряд ядра, который сжимает электронные оболочки. В пределах каждой подгруппы элементов, как правило, радиусы атомов увеличиваются сверху вниз, так как возрастает число энергетических уровней.

Радиусы ионов отличаются от радиусов атомов, так как они или лишились электрона(-ов), или их присоединили. Поэтому радиусы положительно заряженных ионов меньше, а радиусы отрицательно заряженных ионов больше, чем радиусы соответствующих атомов. Радиусы ионов также находятся в периодической зависимости от порядкового номера элемента. Например, в пределах одной подгруппы радиусы ионов одинакового заряда возрастают с увеличением заряда ядра (порядкового номера) элемента.

Ионизационный потенциал

Одним из важнейших свойств химического элемента, непосредственно связанным с электронной структурой атома, является ионизационный потенциал. Ионизационным потенциалом (Е_u) называется та наименьшая энергия, которую необходимо затратить, чтобы отделить электрон от атома и удалить его на бесконечно большое расстояние.

Величину ионизационного потенциала принято выражать в электрон-вольтах на атом или килоджоулях на моль. Атомы элементов - восстановителей, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы. Для данного атома или молекулы энергия, необходимая для удаления первого электрона, называется первым ионизационным потенциалом E₁, второго - вторым ионизационным потенциалом Е₂ и так далее.

Атомы с небольшим потенциалом ионизации проявляют восстановительные свойства. Атомы с высоким потенциалом ионизации находятся в нейтральном состоянии. Потенциал ионизации возрастает по периоду. В пределах главных подгрупп потенциал ионизации убывает с увеличением порядкового номера элементов. Это обусловлено увеличением размеров атомов и расстоянием внешних подоболочек от ядра.

Сродство к электрону

Сродством к электрону называется энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу. Сродство к электрону выражается в тех же единицах, что и ионизационный потенциал.

Атомы элементов-окислителей, принимая электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы. Энергия сродства к электрону изменяется в соответствии с характером электронных структур атомов элементов. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. Наибольшие значения сродства к электрону имеют галогены, кислород, сера, наименьшие - элементы с электронной конфигурацией s² (Не, Ве, Мg, Zn) или наполовину заполненными р-подоболочками (Ne, Аг, Кг, N, Р, Аs).

Электроотрицательность

Для характеристики способности атомов в соединениях притягивать к себе электроны введено понятие электроотрицательности (ЭО). Учитывая, что эта способность атомов зависит от типа соединений, валентного состояния элемента, эта характеристика имеет условный характер.

Имеется несколько шкал электроотрицательности. Согласно Р. Малликену, электроотрицательность равна полусумме энергии ионизации и энергии сродства к электрону.

Учитывая сложность определения величины сродства к электрону, американский ученый Л. Полинг предложил вместо абсолютных значений электроотрицательности использовать относительные значения. Он принял электроотрицательность фтора равной 4. Тогда электроотрицательность лития, по отношению к которой были определены электроотрицательности других элементов, получилась равной 1. Электроотрицательность возрастает слева направо для элементов каждого периода и уменьшается в направлении сверху вниз для элементов одной и той же группы периодической системы Д.И. Менделеева.

 

Контрольные вопросы:
1. Правило Клечковского.
2. Сформулируйте основные принципы заполнения АО электронами.
3. Периодический закон Менделеева.
4. Периодическая система элементов. Электронная структура атомов
химических элементов.
5. Периодически изменяющиеся свойства атомов и их влияние на
химические свойства атомов.

 

Список рекомендуемой литературы:
1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.:
КНОРУС, 2009. - С. 88 - 106.
2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов
- 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 25 – 34.

 

План

Комплексные соединения

Строение молекул

Изучением строения и физико-химические свойства молекул, комплексов, кристаллов и так далее занимается квантовая химия, используя представления современных квантовых теорий, в частности, квантовой механики, наибольшее распространение получили два квантово-механических способа приближенного расчета систем из ядер и электронов - метод валентных связей (МВС) и метод молекулярных орбиталей (ММО).

Метод валентных связей или локализованных электронных пар. Его основные положения:

1. Химическая связь между двумя атомами возникает в результате перекрывания атомных орбиталей (АО) с образованием электронных пар.

Характеристики химической связи (энергия, длина, полярность и др.) определяются типом перекрывания АО. Согласно теории валентных связей, ковалентная связь направлена в сторону максимального перекрывания АО реагирующих атомов.

Следует отметить, что электронная структура молекулы существенно отличается от электронной структуры образующих ее атомов. Изменения претерпевает электронная структура внешних оболочек и подоболочек атомов. У атомов в молекуле сохраняются лишь электронные конфигурации внутренних электронных оболочек, не перекрывающихся при образовании связей.

Валентность по обменному механизму МВС. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов с образованием химических связей называется валентностью. Количественной мерой валентности считают число неспаренных электронов у атома в основном или возбужденном состоянии. Это неспаренные электроны внешних оболочек у s- и р-элементов, внешних и предвнешних оболочек у d- элементов, внешних, (n-1) и (n-2) оболочек у f- элементов. При образовании химической связи атом может переходить в возбужденное состояние в результате разъединения пар электронов и переходе одного из них на свободную орбиталь той же оболочки. Пример.

Са: ...4s²4р°, валентность В = 0. При возбуждении Са+hn=Са*

Са*: ... 4s¹4p¹, В=2. Таким образом, атом кальция может проявлять валентность равную 0 и 2.

Если в соединении кроме ковалентных связей, образованных по обменному механизму, есть связи, образованные по донорно-акцепторному механизму, то суммарная валентность элемента равна числу неспаренных электронов плюс число связей, образованных по донорно-акцепторному механизму. Например, в ионе аммония азот проявляет валентность, равную 4 (cмотри выше).

Порядок и энергия связи.

Порядок связи n = (N_св–N_р)/2, где N_св – число электронов на связывающих МО, N_р - на разрыхляющих, 2 – число взаимодействующих атомов. Порядок связи может быть не только целым, но и дробным: n= 1, 3/2, и т.д.

Энергия связывающих МО ниже энергии разрыхляющих МО. Энергия связи возрастает при переходе от комбинаций АО первой оболочки к комбинациям АО второй и других оболочек с более высокими главными квантовыми числами. Энергия МО, образуемых из s-АО, ниже энергии МО, образуемых из р-АО или d-АО.

E

 

 

 

 

 

Диаграмма энергетических уровней АО и МО молекулы О₂.

Порядок связи n = (6-2)/2 = 2. На разрыхляющей р-орбитали имеются два неспаренных электрона, поэтому молекула парамагнитна.

Сравнение МВС и ММО

Оба метода имеют общие положения:

Межмолекулярные связи

К основным видам межмолекулярного взаимодействия относят вандерваальсовы силы, водородные связи и донорно-акцепторные взаимодействия.

Вандерваальсовы силы обуславливают притяжение межу молекулами и включают в себя три составлющие: диполь- дипольное взаимодействия, индукционное и дисперсионное взаимодействия.

 

 

Комплексные соединения

Комплексные соединения образуются за счет донорно- акцепторных связей (по другому они называются также координационными соединениями). Так, атом азота в аммиаке (донор) отдает на связь пару электронов, а атом бора (акцептор) -вакантную орбиталь. В результате образуется ковалентная связь:

                                           H     F      H F                        

                                                    ׀   ׀           ׀ ׀

H-N: + B-F = H-N-B-F

                                                    ׀   ׀           ׀ ׀

                                           H  F       H F       

 

    По координационной теории Вернера комплексные соединения состоят из двух сфер: внешней и внутренней, например: [Сu(NН₃)₄]SО₄; SО₄^2- - внешняя сфера, [Сu(NН₃)₄]⁺² - внутренняя, которая включает центральный ион - комплексообразователь Сu²⁺ и лиганды NНз. Лигандами могут быть молекулы аммиака или гидроксил-анионы: [Zn(ОН)₄]^2-. Число лигандов, координируемых комплексообразователем, называется координационным числом, в данных примерах оно равно 4. В зависимости от заряда различают анионные [РF₆]^-, [Zn(СN)₄]^2- и катионные [Сu(NН₃)₄]²⁺, [Ni(Н₂О)₄]²⁺. Заряд комплекса равен алгебраической сумме заряда центрального иона и заряда лигандов.

Принцип Ле-Шателье.

Закон действия масс

 

    Закон действия масс открыт в 1867 году двумя учеными К. Гульдбергом и П. Ваге. При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции.

    Для реакции m А+ n В = С этот закон выражается соотношением ύ = k [ A ] ^m [ B ] ⁿ

    Здесь [А], [В] - концентрации реагирующих веществ в моль/л, m, n - стехиометрические коэффициенты, k - константа скорости реакции, л/моль·с. При [А]=[В]=1 моль/л ύ = k.

    Следовательно, константа скорости выражает собой скорость данной реакции при условии, что концентрации реагирующих веществ равны 1 моль/л. Чем выше величина k, тем быстрее протекает данная реакция. Константа скорости зависит от температуры и природы реагирующих веществ.

 

Принцип Ле-Шателье.

 

    Химическое равновесие, отвечающее равенству скоростей прямой и обратной реакций, и минимальному значению энергии Гиббса, является наиболее устойчивым состоянием системы при заданных условиях, и остается неизменным до тех пор, пока сохраняются постоянными параметры, при которых равновесие установилось. При изменении условий равновесие нарушается и смещается в ту или иную сторону. Направленные смещения равновесия определяются принципом Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в том направлении, которое ослабляет эффект внешнего воздействия.

    Смещение равновесия может быть вызвано изменением температуры, давления, концентрации одного (или нескольких) реагента.

    При повышении температуры увеличивается константа равновесия эндотермического процесса (Δ Н> 0). Это значит, что при повышении температуры равновесие смещается вправо, в сторону прямой реакции, идущей с поглощением теплоты. Константа равновесия экзотермического процесса (Δ Н< 0) при повышении температуры уменьшается. Это значит, что при повышении температуры равновесие экзотермической реакции смещается влево.

    Смещение равновесия может быть вызвано изменением концентрации одного из компонентов: добавлением вещества в равновесную систему или выводом его из системы. Согласно принципу Ле-Шателье, при увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в правую сторону, а при увеличении концентрации одного из продуктов реакции - в левую.

    Если в обратимой реакции участвует хотя бы одно газообразное вещество, смещение равновесие может быть вызвано изменением давления. Повышение давления при постоянной температуре равносильно сжатию газа, то есть увеличению его концентрации. При увеличении концентрации газообразного компонента скорость реакции в соответствии с законом действия масс возрастает, что приводит к смещению равновесия в направлении уменьшения концентрации газообразного компонента. При понижении давления при постоянной температуре газ расширяется, и его концентрация в системе падает. Это вызывает уменьшение скорости реакции, равновесие смещается в направлении увеличения давления газа. Например, при увеличении давления в системе СаСОз ↔ СаО+СO₂ возрастает скорость обратной реакции ύ = k₂[СО₂], что приводит к смещению равновесия в левую сторону. При понижении давления на ту же систему скорость обратной реакции уменьшается, это приводит к смещению равновесия в правую сторону. В системе 2НС1↔ Н₂+Cl₂ все вещества газообразные, при изменении давления смещения не произойдет, так как обе скорости возрастут одинаково.

    Итак, в соответствии с принципом Ле-Шателье при повышении давления равновесие смещается в сторону образования меньшего числа молей газообразных веществ и соответственно в сторону уменьшения давления в системе. Наоборот, при внешнем воздействии, вызывающим понижение давления, равновесие смещается в сторону образования большего числа молей газа, что противодействует внешнему воздействию и вызывает увеличение давления в системе.

 

 

Тема: «Растворы. Растворы неэлектролитов»

 

План

 

1. Общая характеристика растворов. Растворимость

2. Способы выражения концентрации растворов

3. Общие свойства растворов. Законы Рауля и Вант-Гоффа.

    Растворение - сложный физико-химический процесс. В зависимости от природы растворенного вещества и растворителя преобладает либо физическая, либо химическая сторона явления. Физическая - статистическое распределение растворенного вещества (разрушение кристаллической решетки, процесс эндотермический, Δ Н₁> 0). Химическая - гидратация образующихся частиц, процесс экзотермический, Δ Н₂< 0. Знак суммарного процесса растворения определяется соотношением величин Δ Н₁ и Δ Н₂.

    Очень многие химические реакции, в том числе технические и жизненно важные, протекают в жидких растворах. Растворами называют гомогенные смеси переменного состава, находящиеся в состоянии химического равновесия. Растворы - это как минимум двухкомпонентные системы. Растворитель сохраняет свое фазовое состояние при образовании раствора. Его концентрация по определению выше, чем концентрации других компонентов.

    Многие свойства растворов зависят от их концентрации. Концентрацией называется отношение количества или массы вещества, содержащегося в системе, к объему или массе этой системы.

    Молярная концентрация вещества В С_в – отношение количества вещества ( , моль) к объему системы (V, л):  моль/л или моль/м³.

    Молярная доля вещества В (х_в) - отношение количества вещества (моль), содержащегося в системе, к общему количества вещества (моль). Молярная доля может быть выражена в долях единицы и в процентах.

    Объемная доля вещества В (φ _в) - отношение объема компонента, содержащегося в системе, к общему объему системы. Объемная доля может быть выражена в долях единицы и в процентах.

    Массовая доля вещества В (ω _в) - отношение массы данного компонента к общей массе этой системы. Может быть выражена в долях единицы и в процентах.

    Растворимость. При растворении веществ возникает равновесие, при котором скорость растворения фазы равна скорости ее образования.

Растворенное вещество (фаза) ↔ раствор

    При равновесии изменение энергии Гиббса равно нулю. Раствор, в котором устанавливается равновесие между растворением и образованием (осаждением, кристаллизацией, выделением вещества), называется насыщенным, а концентрация такого раствора — растворимостью. Растворимость газов уменьшается с увеличением температуры. Растворимость твердых веществ может как увеличиваться, так и уменьшаться, а также мало зависеть от температуры.

    Растворимость вещества зависит от свойств растворителя. Вещества с одинаковым характером связей имеют большую тенденцию к взаимной растворимости - подобное растворяется в подобном. Например, полярные и ионные вещества хорошо растворимы в полярных растворителях, неполярные - в неполярных растворителях.

    Общие свойства растворов - те свойства, которые не зависят от природы растворенных веществ, а только от их концентрации. Они также называются коллигативными. Такие свойства характерны для идеальных растворов.

    Идеальным называют раствор, в котором не происходит химической реакции между компонентами, а силы межмолекулярного взаимодействия между компонентами одинаковы. Энтальпия образования такого раствора равна нулю, каждый компонент является независимым от других. К идеальным растворам по своим свойствам приближаются лишь очень разбавленные растворы.

    К общим свойствам растворов относят понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором и температуры замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление. Растворенным веществом в таких растворах является нелетучее вещество, давлением пара которого можно пренебречь.

    Закон Рауля. Понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором Δ р_А пропорционально молярной доле растворенного нелетучего вещества

х_в: р°_А – р_А = Δ р _а = р°_А х_В,

где р°_а, р_а - давления насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и раствором. Из уравнения видно, что с увеличением содержания нелетучего растворенного вещества давление пара растворителя над раствором уменьшается, то есть р°_а> р_а.

    Из закона Рауля следует:

1. Температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя, потому что давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным атмосферному (условие кипения жидкости) при более высокой температуре, чем в случае чистого растворителя. Повышение температуры кипения пропорционально моляльности раствора:

Δ Т_кип=К_эС_m.

Здесь К_э - эбуллиоскопическая константа растворителя.

2. Температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя, потому что давление пара растворителя над раствором ниже, чем над растворителем. Понижение температуры замерзания пропорционально моляльности раствора:

Δ Т_3ам⁼К_кС_m.

Здесь К_к - криоскопическая константа.

Значения эбуллиоскопической и криоскопической констант зависят от природы растворителя; для воды они составляют соответственно 0, 52 и 1, 85 кг·К/моль.

    Используя следствие из закона Рауля, можно определить молярную массу вещества. Для этого экспериментально определяют изменение температуры кипения или замерзания раствора. Зная массу растворенного вещества m_в, его молярную массу находят по уравнению:

,

где К - либо эбулио-, либо криоскопическая константы.

    Закон Вант-Гоффа. Самопроизвольный переход растворителя через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и растворитель, либо два раствора с различной концентрацией растворенного вещества, называется осмосом. Перегородка пропускает только молекулы растворителя, которые переходят из раствора с меньшей концентрацией в более концентрированный раствор. Концентрированный раствор разбавляется и увеличивается высота его столба. Количественно осмос характеризуют осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади поверхности и заставляющей молекулы растворителя проникать через полупроницаемую перегородку. Осмотическое давление возрастает с увеличением концентрации растворенного вещества и температуры. Вант-Гофф предложил для осмотического давления применить уравнение состояния идеального газа pV=nRТ, или p=nRТ/V. Отсюда

p=СRТ - осмотическое давление.

С -молярная концентрация раствора.

    Осмос играет важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды в клетки и другие структуры. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими; если осмотическое давление выше внутриклеточного, то оно называется гипертоническим, ниже -гипотоническим. Среднее осмотическое давление крови при 36°С равно 78 кПа. Гипертонические растворы, например, соли и сахара (рассол), широко применяют для консервирования овощей (огурцов), так как они вызывают удаление воды из микроорганизмов. Огурцы в крепком рассоле сморщиваются, в гипотоническом растворе - разбухают.

    Законы Рауля и Вант-Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных растворах неэлектролитов, являющихся моделью идеальных растворов, в реальных растворах вместо концентрации используется активность, о которой подробно будет сказано в следующей лекции.

 

 

Тема: «Растворы электролитов»

 

План

 

1. Растворы электролитов. Основные положения теории электролитической диссоциации.

2. Степень электролитической диссоциации.

3. Сильные и слабые электролиты. Константа диссоциации.

4. Активность электролитов. Применение законов Рауля и Вант-Гоффа к растворам электролитов.

5. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

6. Ионно-молекулярные реакции в растворах. Произведение растворимости.

7. Реакции нейтрализации и гидролиз солей.

 

Общие свойства растворов электролитов

 

12345Следующая ⇒

Поделиться: