ТЕМА 7. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

⇐ ПредыдущаяСтр 6 из 15Следующая ⇒

Неэлектролиты – вещества, которые в водных растворах дробятся до молекул – электронейтральных частиц, поэтому не проводят электрический ток.

ОСМОС I ЗАКОН РАУЛЯ

Осмос – односторонняя диффузия р₀

молекул низкомолекулярного ве- Жидкость ↔ Пар + Δ Н

щества (растворителя) через полу- Н₂О t˚ ↑

проницаемую мембрану. (Ле Шателье)

Осмотическое давление – давле – Насыщенный пар – пар,

ние, которое необходимо приложить находящийся в равновесии

к раствору II, чтобы привести его в с жидкостью при данной

равновесие с раствором I. температуре, а его давление –

Давление насыщенного пара.

Закон Вант-Гоффа

р₁ – давление насыщенно-

Р_осм. = ^nRT V

го пара растворителя над раствором.

Р₀ – давление насыщенного пара

над водой.

р₁

n – число моль растворённого вещест- раствор ва (р.в.) сахара

V – объём раствора (л или м³);

R – универсальная газовая постоянная- р₁< р₀, т.к.:

(8, 31 Дж/моль·К) - испарение с меньшей поверхности;

T – температура (К) - часть молекул воды связана в

гидратные оболочки с

P_осм.–осмотическое давление пара (Па) молекулами р.в.

Р_осм. = СRT

n/V = С – молярная концентрация р₀ – р₁ – понижение давления пара

над раствором неэлектролита

Продолжение

относительное понижение

давления пара над раствором

^р0^{– р1} = N р₀

Соотношения:

R = 8, 31 Дж/моль·К - Закон Рауля

V – 1 м³ – 1·10^-3 л N – мольная доля

N = ⁿ⁽^р.в.) n(р.в.) + n(р-ля)

р – Па

R = 0, 081 л·атм/ моль·К

V = 1 л

р – атм. n = m/ M

II ЗАКОН РАУЛЯ

Повышение температуры кипения Понижение температуры

Замерзания

Δ t˚ _кип. = Е·С

Δ t˚ _зам. = К·С

Е–эбулиоскопическая постоянная раст- К–криоскопическая постоянная

ворителя (в справочнике) раст ворителя (в справочнике)

Δ t˚ _зам. = ^К·^m^{(р.в.)·1000} Mr·m(р-ля)

С – моляльная концентрация – показывает число моль р.в., содержащихся в 1000 г растворителя

Δ t˚ _кип. = ^Е·^m(^р.в.⁾^·¹⁰⁰⁰ Mr·m(р-ля)

Δ t˚ _кип = t˚ _{кип. р-ра} - t˚ _{кип. р-ля} Δ t˚ _зам = t˚ _{зам. р-ля} - t˚ _{зам. р-ра}

РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ»

Задача № 1

Чему равно при температуре 7, 5º С осмотическое давление раствора, в 1, 5 л корого содержится 276 г глицерина (С₃Н₈О₃).

Р_осм. = ^nRT; подставляем данные в формулу.

М(С₃Н₈О₃) = 92 г/моль

Р_осм. = ^nRT = ^{276·8, 31·280, 5} = 465 360 Па

V 92·1, 5·10^-3

Ответ: Р_осм.= 465360 Па.

Задача № 2.

Найдите при 65°С давление пара над раствором, содержащим 13, 68 г сахара (С₁₂Н₂₂О₁₁) в 90 г воды, если давление пара над водой при той же температуре равно 25 кПа.

Зная формулу I закона Рауля, вычисляем:

р₁ = р₀ – р₀·N

N = ⁿ^(р.в.)

n(р.в.) + n(р-ля)

n(р.в.) = m/M = 13, 68/342 = 0, 04 моль

n(р-ля) = 90/18 = 5 моль

р₁ = 25·10³ - 25·10³·0, 04/5, 04 = 24801 Па

Ответ: р₁ = 24801 Па.

Задача № 3.

При какой температуре будет замерзать 40 % раствор спирта С₂Н₅OH, если К=1, 86.

Используем математическое выражение II закона Рауля:

Δ t˚ _зам. = ^К·^m^{(р.в.)·1000} = ^{1, 86·40·1000}26, 9^о

Mr·m(р-ля) 46·60

М(С₂Н₅OH) = 46 г/моль

m(р-ля) = 100 – m(р.в.) = 100 – 40 = 60г

t˚ _зам _.р-ра= t˚ _{зам. р-ля} - Δ t˚ _{зам. р-ра} = 0 – 26, 9 = - 26, 9º С

Ответ: Δ t˚ _зам = - 26, 9º С.

ТЕМА 8. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул жидкого растворителя.

Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации (α ).

α = ⁿ^{(число распавшихся молекул)}^; ^N^{(исходное число молекул в растворе)}

α в % или в долях.

Электролиты

Слабые

Сильные

Диссоциируют на ионы

хорошо плохо

30% < α < 100% α < 30%

1. Кислоты: H₂SO₄; HNO₃; HCl; HBr; 1. H₂SO₃; HNO₂; H₂S; H₂CO₃;

HI; HClO₄; HMnO₄. H₂SiO₃; H₄SiO₄; H₃PO₄; HCN и др.

2. Основания щелочных и щелочнозе- 2. NH₄OH; Cu(OH)₂; Zn(OH)₂ и т.д.

мельных металлов (кроме Be и Mg):

LiOH; NaOH; KOH; RbOH; CsOH;

FrOH; Ca(OH)₂; Ba(OH)₂; Sr(OH)₂ –

щелочи–хорошо растворимые в воде.

3. Почти все соли.

Диссоциация кислот и оснований.

Кислоты	Основания
1. Сильные HCl → H⁺ + Cl‾ H₂SO₄ → H⁺+ HSO₄^‾ HSO₄^‾↔ H⁺ + SO₄^2- 2. Слабые H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^‾ H₂PO₄^‾↔ H⁺ + HPO₄^2- HPO₄^2- ↔ H⁺ + PO₄^3-	1. Сильные NaOH Na⁺ + ОН^- 2. Слабые Fe(OH)₃ ↔ OH^‾ + Fe(OH)₂⁺ Fe(OH)₂⁺↔ OH^‾ + (FeOH)²⁺ (FeOH)²⁺ ↔ OH^‾ + Fe³⁺

Выводы:

1. Кислоты – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков.

2. Основания – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп (OH^‾).

3. Сильные многоосновные кислоты и многокислотные основания по первой ступени диссоциируют необратимо, а далее – обратимо (ступенчато).

4. Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато и обратимо.

Диссоциация солей.

1. Нормальные (средние) Fe₂(SO₄)₃→ 2Fe³⁺+3SO₄^2- CuCl₂ → Cu²⁺ + 2 Cl‾	2. Кислые NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃^‾ сл. эл-т HCO₃^‾↔ H⁺ + CO₃^2-	3. Основные MgOHCl MgOH⁺+Cl‾ MgOH⁺↔ Mg²⁺+OH‾
4. Двойные KAl(SO₄)₂→ K⁺+Al³⁺+2SO₄^2-	5. Смешанные CaOCl₂→ Ca²⁺+Cl‾ +OCl‾	6. Комплексные K₃[Fe(CN)₆]→ 3K⁺+[Fe(CN)₆]³⁺

Выводы:

1. Соли – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

2. Нормальные, двойные, смешанные и комплексные соли диссоциируют по типу сильного электролита (необратимо) только в одну ступень.

3. Кислые, основные соли диссоциируют ступенчато, но по первой ступени необратимо (по типу сильного электролита), а далее – обратимо, как слабые электролиты.

Ионные реакции обмена – это реакции обмена между ионами в растворах электролитов.

Протекают, если образуются:

1) труднорастворимые вещества,

2) газообразные соединения;

3) слабые электролиты.

⇐ Предыдущая 1 2 3 4 567 8 9 10 Следующая ⇒