6.3. Криоскопия (kryos – холод) (понижение температуры замерзания раствора).

моляльность

Т_о – Т₁ = Т_зам = K m = .

b) Почему?

с) Следствие- понижение температуры замерзания раствора

Т_m,B

Т_m,A

А

В

Задание 2. Почему уменьшается температура замерзания раствора

6.4. Эбулиоиоскопия (ebulio – вскипаю) – повышение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.

.

Замечание: Т_зам и Т_кип характеризуют только растворитель.Что позволяют определить?- М, если известны Е, g,G.

6.5. (а) Осмос (osmos – толчок, давление) – односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану, отделяющую раствор от чистого растворителя или раствора с меньшей концентрацией.

Рис 2. Опыт, иллюстрирующий явление осмоса. а)Начало опыта.1- полупроницаемая мембрана; 2- вода;3- концентрированный раствор; б)конец опыта: h- высота столба, компенсирующего осмотическое давление

(б) Причина: стремление системы к равновесию – выравниванию концентрации по обе стороны от мембраны:

S > 0.

(в) Осмос можно предотвратить, если к раствору приложить внешнее давление (). Оно называется осмотическим:  = сRT.

(г) Особенности .

(1) Случайное сходство с идеальными газами:

 = RTc_B = RT ; т.е. V = n_BRT.

PV = nRT.

(2) Отличие: Давление, создаваемое газом – результат удара молекул о перегородку, осмос же – проникновение молекул растворителя через полупроницаемую перегородку.

(д) Биологическое значение осмотического давления.

Оболочка клетки – полупроницаемая мембрана.

К летка	Вода	 Набухание клеток   лизис (разрыв)
с1	с2 ~ 0
I с1 >> с2

К Н2О летка	Раствор
с1 с2

с₂ > с₁  сморщивание клеток

Осмотическое давление крови 7,7 атм при 37^оС,

у растений – до 170 атм.

ФХФ 17 октября 2012

Лекция 5 Растворы 2

§1. Электролитическая диссоциация.

.

α -степень диссоциации- э то отношение числа распавшихся молекул к общему числу молекул растворителя.

§ 2. Изотонический коэффициент

– изотонический коэффициент, показывает, во сколько раз число всех частиц в растворе больше числа исходных частиц.

Задание 5.1. Вывести связь между α , i и ν –числом ионов, на которое распадается каждая молекула электролита:

i = 1 + α ( ν – 1)

§ 3. Коллигативные свойства растворов электролитов и неэлектролитов.

	Закон	Неэлектролиты	Электролиты
1	Закон Рауля	х
2	Следствия из закона Рауля	Тзам = К∙м =K∙g∙1000/G∙Mr Ткип = E∙м =E∙g∙1000/G∙Mr	Тзам = i∙К∙м Ткип = i∙E∙м
3	Закон осмотического давления	= nRT/V = C∙R∙T	=i∙C∙R∙T

§ 4. Слабые электролиты

(1 моль СН₃СООН в V литрах раствора).

СН₃СООН = Н⁺ + СН₃СОО ^

(1-)с с с

закон разведения

–

(слабые электролиты)

К – мало.

Сильные электролиты К – велико

АВ = А + В

велико

§5. Гетерогенные равновесия. Произведение растворимости.

АВ_ТВ =

= ПР (Т = const)

Произведение растворимости (ПР) – произведение молярных концентраций ионов:

а) малорастворимого;

b) сильного электролита;

с) в его насыщенном растворе;

d) при постоянной температуре.

§ 6 Теория кислот и оснований

§ 6. 1. Определение понятий «кислота», «основание».

В 1880 г. Аррениус и Оствальд предложили следующие определения: кислота – вещество, дающее в растворе ионы водорода; основание – вещество, дающее в растворе ион ОН-

Недостаток: а) нет иона Н+; б) модель не работает для неводных сред – газы, твердые вещества. Поскольку наиболее распространенным растворителем, в котором проводятся химические реакции, является вода, то в развитие теории Аррениуса в1923 г. Бренстед и Лоури предложили протолитическую модель кислот и оснований. В соответствии с ней:

Кислота – соединение, передающее протон другому соединению (кислота – донор протона).

Основание – соединение, принимающее протон (основание – акцептор протона), например

HCl + H₂O ↔ Cl- + H₃O+

кислота 1 основание 2 основание 1 кислота 2

H2O + NH3 ↔ NH4+ + OH-

кислота 1 основание 2 кислота 2 основание 1