Коллигативные свойства(криоскопия, эбуллиоскопия, осмометрия)растворов электролитов. Изотонический коэффициент, его вычисление.

Свойства растворов нелетучих веществ: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания (плавления) и осмос, называют коллигативными (или коллективными). Это означает, что они связаны только с числом молекул растворённого вещества в системе и не зависят от его природы - химических свойств, размеров и конфигурации молекул и др. Одной из главных причин, обусловливающих коллигативные свойства растворов, является понижение давления пара растворителя над раствором.

Криоскопия — метод исследования растворов, в основе которого лежит измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя.

Эбулиоскопия — метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Используется для определения молекулярноймассы растворенного вещества, активности растворителя, степени диссоциации (или изотонического коэффициента)

ОСМОМЕТРИЯ -совокупность методов определения осмотич. давления

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i ) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы:

I=1+α (n-1)

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель как мера активной реакции среды.

электролитическая диссоциация, - распад молекул на заряженные частицы называемые ионами. При распаде одной молекулы воды образуется два иона; катион (положительно заряженный ион) водорода и анион (отрицательно заряженный ион) гидроксид:

H₂O = H⁺ + OH⁻

Данный процесс является обратимым, т. е. протекает как в прямом, так и в обратном направлениях. В результате этого обратимого процесса устанавливается равновесное состояние. При равновесии число молекул, распадающихся на ионы, равно числу молекул, образующихся из ионов.

Вещества, распадающиеся на ионы, называются электролитами. К ним относится вода.

Водородный показатель (рН) — мера активной реакции (кислотности или щелочности) среды. Водородный показатель равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов [Н + ], выраженной в грамм-ионах на литр (рН= = —lg[H + ]), т. е. представляет собой взятый с обратным знаком показатель степени, в которую надо возвести 10, чтобы получить [Н + ].

Константа диссоциации слабых электролитов. Степень диссоциации. Закон разведения Оствальда.

Константа диссоциации слабого электролита - величина постоянная и практически не зависит от концентрации раствора, а зависит только от температуры

Степень диссоциации зависит от концентрации и от присутствия в растворе электролитов с одноименным ионом

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации.

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn:

Константа равновесия K_c этой реакции и есть K_д:

Закон разведения Оствальда

закона разведения В.Ф.Оствальда(1888):

a2 С К = ¾ ¾ ¾ , 1 - a

получим

l2 С К = ¾ ¾ ¾ ¾ ¾ . l¥ (l¥ - l)

 

Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.

Последняя в данном растворителе и для данного электролита зависит только от температуры.

При очень низкой степени диссоциации (α < 1%) принимают, что (1 − α ) ≅ 1. Тогда уравнение Оствальда упрощается до формулы: Kд = α 2 с0. В таком приближенном виде уравнение Оствальда чаще всего и используется химиками.

Рассматривая зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита мы обнаруживаем, что повышение концентрации ведет к снижению степени диссоциации, а разбавление раствора, наоборот, к ее повышению.

⇐ Предыдущая567891011121314Следующая ⇒

Поделиться: