Растворы электролитов.

Растворы – гомогенная система, содержащая 2 или более компонента. Дисперсные(раздробленные) системы, компоненты к-х равномерно распределены друг в друге. Совокупность распределенных частиц – дисперсная фаза, а фаза в к-й распределены эти частицы – дисперсная среда. Растворитель – его больше, растворенное в-во – твердое, или то, к-го меньше.

Классификация р-в:

По дисперсности(размер частиц) грубодисперсные(взвеси, суспензия, эмульсии, пены) d≥ 100нм, коллоидные(золи) 1нм≤ d≤ 100нм, истинные р-ры молекул или ионной степени дисперсности(сахар в воде)

По агрегатному состоянию твердые р-ры(сплавы), жидкие р-ры, газообразные р-ры(воздух).

По содержанию растворенного в-ва концентрированные, разбавленные, насыщенные(дальнейшее растворение не происходит), ненасыщенные, пересыщенные(неустойчивые)

По растворимости Для характеристики растворимости используют коэффициент растворимости k=m/100г воды при 20°С. k> 10–хорошо растворимые, 0, 01< k < 10 –малорастворимые, k< 0, 01 –практически нерастворимые. Максимальная растворимость – хлорид сурьмы – SbCl₃ в 100г воды – 600г при Т=0°С, при Т=40°С – 1368г хлорида сурьмы. Сахар при Т=20°С 500г в 100г воды.

Идеальные растворы – нет взаимодействия между компонентами – к ним приближаются очень разбавленные растворы.

Свойства растворов неэлектролитов: КОЛЛЕГАТИВНЫЕ – не зависят от концентрации, природы вещества, общие св-ва.

1. Уменьшение давления насыщенного пара над раствором.

2. Увеличение Т кипения р-ра.

3. Уменьшение Т замерзания р-ра.

4. Увеличение осмотического давления – избыточного давления, возникающего при установлении равновесия в разнице уровней растворов. Определяется внешним давлением на раствор, при котором осмос прекращается(величина гидростатического давления столба жидкости высотой h).

Рассмотрим по порядку:

1. В результате испарения – над жидкостью пар, при растворении нелетучего компонента в растворителе – число молекул растворителя, переходящего в пар – уменьшается. Это вызывает нарушение равновесия жидкость-газ. При этом давление насыщенного пара снижается.

I закон Рауля: Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем. Р_О-Р=Δ Р= Р_О*χ , χ – мольная доля растворенного в-ва

Δ Р/Р_О=χ относительное понижение давления пара над р-м равно мольной доле растворенного в-ва.

2. II з-н Рауля: Увеличение Т кипения р-ра пропорционально моляльной концентрации раствора. k_Э – эбуллиоскопическая константа. Δ T_КИП= k_ЭС_m

3. III з-н Рауля: Уменьшение Т замерзания р-ра пропорционально моляльной концентрации р-ра. k_К – криоскопическая константа. Δ T_ЗАМ= k_КС_m

II и III з-ны Рауля можно проиллюстрировать на примере фазовой диаграммы воды. Раствор кипит, если Р=Р_{НАСЫЩЕННОГО ПАРА}

Т. к. давление пара над р-м меньше давления насыщенного пара, то изобразить такую же диаграмму для р-ра, то соответственные линии пойдут ниже. Пунктиром – фазовая диаграмма раствора. Рауль предложил Δ T_КИП и Δ T_ЗАМ использовать для определения молярных масс растворяемого в-ва.

4. Осмос – явление односторонней диффузии через полупроницаемую перегородку. В результате односторонней диффузии растворитель переходит в р-р, что создает давление, что можно определить по высоте столба жидкости n. Р_ОСМ=h.

З-н Вант-Гоффа: осмотическое давление разбавленного р-ра равно тому давлению, к-е производило бы растворенное в-во, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объемы р-ра.

Вант-Гофф предположил, что для можно использовать ур-е состояния идеального газа. Р_ОСМ=С_МRТ. Р_ОСМ=такому Р, к-е создавало бы растворение в-ва, если бы оно находилось в газообразном состоянии. Раствор с одинаковыми Р_ОСМ – изотонические.

Получение р-в: для реальных р-в электролитов все приведенные ранее ф-лы можно использовать с учетом изотонического коэффициента.

i=C(суммарная концентрация всех ионов)/С(общая молярная)

Р_ОСМ(электролита, реал. р-в)= iC_MRT, Δ T_ЗАМ=ik_КC_m

Возникновение растворов: при растворении ионного кристалла в полярном растворителе процесс растворения можно представить состоящим из 3х этапов

1. Диполи воды благодаря ориентационному эффекту окружают кристалл и начинают его разрушать. ММВ. 2. диполи растворителя окружают ионы, создавая соответствующие сольватные или гидратные(если растворитель вода) оболочки. Имеет место ион-дипольное взаимодействие. Может наступить граница полной гидратации – разобраны все молекулы растворителя. Эти оболочки иногда называют «шубами». 3. Ионов много, они подходят друг к другу – ион-ионное взаимодействие→ уменьшение концентрации ионов.

Сильные электролиты: из-за ион-ионного взаимодействия для р-ра сильных электролитов вводят понятие активной концентрации(а).

а=f_aC f_a= а/C< 1 (обычно). f_a – по таблицам в зависимости от ионной силы р-ра. Ионная сила р-ра(I ) I=½ ∑ С_iZ_i², С_i-концентрация, Z_i-заряд.

К сильным электролитам относятся: кислоты HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄; основания (щелочи) LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂, Sc(OH)₂; соли(почти все) Al₂(SO₄)_3,KMnO₄, NaCl, Na₂SO₄.

Типы взаимодействия в р-х: 1. ММВ 2. И-д 3. И-и.

Основные характеристики: a – активная концентрация, I – ионная сила, f_a – коэффициэнт активности. Принято считать, что при С_М≤ 0, 01 f_a=1 – граница полной гидратации. Ионная атмосфера.

Вычисление pH р-ра: 1. Рассчитать I 2. Определить f_a. 3. Рассчитать a_H⁺= f_aC_H⁺ 4. Найти pH

Растворы сильных электролитов не подчиняются закону действующих масс.

К слабым электролитам относятся кислоты большинство органических, H₂S, HNO₂, HCO₃, основания Mg(OH)₂, Al(OH)₃, Mn(OH)₂, соли(некоторые) Fe(SCN)₃, Hg₂Cl₂.

Типы взаимодействия в р-х: 1. ММВ 2. И-д.

Основные характеристики: С - конц. р-ра, α – степень диссоциации, К_ДИС – константа диссоц.

Вычисление pH р-ра: 1. Рассчитать С_ИОН=[Н⁺]= К_ДИСС или [ОН⁺]= К_ОСНС 2. Найти pH

Неэлектролиты:

I закон Рауля: Δ Р/Р_О=χ II з-н Рауля: Δ T_КИП= k_ЭС_m III з-н Рауля: Δ T_ЗАМ= k_КС_m

Р_ОСМ= C_MRT

12 Следующая ⇒