48.Закон Рауля и его следствия. Замерзание и кипение растворов.

Закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного в-ва: (р₀-р)/р_о=Х_В , где Х_В-молярная доля растворенного в-ва; р_о-давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем; р-давление насыщенного пара растворителя над раствором. Закон Рауля справедлив для идеального раствора.

Следствие из закона Рауля:1) температура кипения раствора выше чем температура чистого растворителя; 2)температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже чем температура замерзания чистого растворителя.

∆Т_кип = к_э*m , ∆Т_зам = к_к*m m-моляльность, к_э-эбулеоскопическая постоянная , к_к- криоскопическая постоянная (постоянные зависят от природы растворителя,но не от растворенного в-ва) .

49.Закон Вант-Гоффа. Осмос. Осмотическое давление.

Осмос- переход растворителя из менее концентрированного раствора в более концентрированный раствор в-ва.

В системе начинается самопроизвольный процесс выравнивания концентраций. Благодаря осмосу объем раствора сахара постепенно растет, что приводит к заполнению вертикальной трубки. По мере поднятия уровня раствора в трубке будет создаваться давление водяного столба (гидростатическое). На некой высоте Н гидростатическое давление достигнет определенной величины и осмос прекратится- наступит равновесие. Гидростатическое давление- давление, которое является количественной характеристикой осмоса (осмотическое давление).

Вант-Гофф установил : π=С*R*T .

51.Теория электролитической диссоциации.

При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют ) на ионы. Этот процесс называется электролитической диссоциацией.

1. Электролиты в водном растворе распадаются на ионы (диссоциируют).

2. Диссоциация – обратимый процесс.

3. Электролиты – в-ва с ионной и ковалентной полярной связью.

4. В водном растворе диссоциация происходит под действием полярных молекул воды.

Все ионы гидротированы и перемещаются вместе со своей гидрарной оболочкой.

52.Степень и константа диссоциации.

Степень диссоциации электролита α - это отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул растворенного вещ-ва.

α=N_дисс / N_общ * 100%

Степень диссоциации зависит от природы растворителя, температуры и концентрации раствора: при повышении температуры и понижении концентрации Ст. диссоциации возрастает. Степень диссоциации электролитов изменяется в пределах 0< α ≤1( значение α=0 относится к неэлектролитам).

α→1 (100٪) – сильные электролиты (полностью распадаются на ионы) хорошо растворимые щёлочи, соли, кислоты

0,03<α<0,3(3-30 %) – средние электролиты

α < 0,03 (3٪ ) – слабые электролиты

Константа диссоциации – это константа равновесия распада слабого электролита.

Если электролит сильный, то концентрация недиссоциированных молекул вещества равно нулю и Кд не применима.

Чем меньше α и Кд, тем слабее электролит.

53.Закон разбавления Оствальда.

Многоосновные кислоты и основания двух и более валентных металлов диссоциируют ступенчато.

Протолиз – промежуточная стадия различных реакций. Первое равновесие- первая ступень протолиза- характеризуется константной кислотности, обозначаемой К_К1, а второе- вторая ступень протолиза - константой кислотности К_К2. Суммарная константа кислотности равна К_К= К_К1* К_К2. Аналогично для ступенчатой диссоциации оснований.

Если обозначит концентрацию электролита, распавшегося на два иона через С_В, а степень его диссоциации через α, то уравнение константы протолиза имеет вид :

К_к.о= с_в*α²/(1- α)

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Оно дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях электролита, если известна его константа диссоциации.

Для растворов, в котором диссоциация электролита очень мала уравнение Оствальда уп рощается. Т.к. α<< 1 ,то величиной α в знаменателе можно пренебречь. При этом уравнение принимает вид:

К_к.о= α²*с_в или α= √(К_к.о/с_в)

Это уравнение наглядно показывает связь, существующую между концентрацией слабого электролита и степенью его диссоциации: степень диссоциации возрастает при разбавлении раствора.

54. Активность и коэффициент активности.

Для оценки состояния ионов в растворе пользуются величиной, называемой активностью.

Под активностью иона понимают ту эффективную, условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Активность иона равна его концентрации, умноженной на коэффициент активности. Поскольку обычно для характеристики растворов электролита используется молярная доля(Х_в), моляльная(С_м) и молярная(С_в) концентрации вещества в растворе, то и используется 3 различных вида коэффициентов активности:

а_в =f*x_в a_в=γ*С_м а_в=y*С_в

Где f, γ и y - соответственно рациональный, моляльный и молярный коэффициенты активности. Коэффициенты различных ионов. В концентрированных растворах коэффициент активности обычно меньше единицы, а с разбавлением раствора он приближается к единице. Если же коэффициент активности близок к единице, то это свидетельствует о слабом меж ионном взаимодействии.

55.Обменные реакции в растворах электролитов, полнота их протекания.

56.Гидролиз солей.

Гидролиз- взаимодействие вещества с водой, при котором составные части в-ва соединяются с составными частями воды.

Все соли делятся на:

1.соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой – гидролизу не подвергаются.

2.соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К2С03, Na2S — гидролиз по аниону); Na2CO3+H2O = NaHCO3+NaOH

2Na++CO32-+ H++OH-= Na++ OH-+ Na++ H+CO3-

CO32-+H2O = HCO3-+OH- Реакция среды - щелочная

3.соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой— гидролиз по катиону); CuCl2+H2O˂—˃ HCl+CuOHCl

Образуется слабодиссоциируемый катион CuOH+.Cu2++ 2Cl-+H++OH- ˂—˃ H++ Cl-+ CuOH+ + Cl-

Cu2++HOH = CuOH++H+

в растворе накапливается H+ ионы => Среда кислая

4. соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой - полный гидролиз : Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑

Данная реакция гидролиза необратима, т.к. образуется осадок и выделяется сероводород

Гидролиз усиливается

а) при нагревании раствора ( гидролиз обычно эндотермический процесс )

б) при разбавлении раствора водой

57. Количественные характеристики ионных равновесий (произведение растворимости, ионное произведение воды и водородный показатель среды, константа нестойкости комплексных ионов, константа гидролиза).

Произведение растворимости (ПР ) - это произведение концентраций ионов в насыщенном растворе данного вещества записанное в соответствии с законом действующих масс. ПР - величина постоянная при данной Т.

CaCL₂ →Ca²⁺+2CL^- CaCL₂ ↔Ca²⁺+2CL^-

Тогда ПР=a_ca²+ * a²_CL-Если активность в-ва мала, то его насыщенный раствор является разбавленным и тогда активности можно заменить на концентрации. ПР=[Ca²⁺][CL^-]²

Ионное произведение воды.

Вода - слабый электролит, плохо диссоциирует на ионы.

H₂O H⁺+OH^- K_H2O=[H⁺][OH^-]/[H2O]

При 25^о с К_Н2О = 1.8*10^-16[H₂O]-молярная концентрация недиссоциирующей молекулы водыДля 1 л – 1000г[H₂O]=1000/18*1л =55.56 моль/л

Тогда [H⁺]*[OH^-]=1.8*10-16*55.56=1*10^-14

Ионные произведение воды позволяет рассчитать концентрацию гидроксид-ионов Н⁺ при известной концентрации ОН ^- и наоборот. К_Н2О растет с ростом Т.

Водородный показатель среды.

рН-количественная характеристика реакции среды в растворе.

рН=-lg[H⁺] pH=0÷14

pH=7Нейтральная среда т.е. [H⁺]=[OH^-]=10-7 моль/л

рН<7Кислая среда т.е. [H⁺]=[OH^-]>10-7 моль/л

рН>7Щелочная среда т.е. [H⁺]=[OH^-]<10-7 моль/л

Константа нестойкости комплексных ионов. К_нест

Относится к комплексам.

Диссоциация комплекса может быть представлена в виде двух ступеней.

Пример:[Ag(NH₃)₂]Cl ↔[Ag(NH₃)₂]⁺+Cl^- I ступень

→^{Равновесие}

[Ag(NH₃)₂]+ ↔Ag⁺+2NH₃⁰ II ступень

←^{равновесие}

К равновесия этих процессов называется К_нест комплекса.К_нест=[Ag⁺]*[NH₃]²/[Ag(NH₃)₂]⁺

Константа гидролиза. Кг.

М⁺А^-+Н₂О↔ МОН+НА(М-катион ; А-анион)

К_равн=[МОН]*[НА]/[МА][Н₂О] Но т.к. концентрация воды в разбавленных растворах- величина постоянная, тогда

К_г = [MOH]*[HA]/[MA]. Константа гидролиза характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг тем в большей степени протекает гидролиз.