Для не электролитов

i – изотонический коэффициент,

n – число частиц.

2 -й Закон Рауля – повышение температуры кипения ∆Т_к и понижение температуры замерзания ∆Т_з разбавленных растворов не электролитов прямо пропорционально молельной концентрации раствора.

Р_мм кр. пара кр. растворителя

760

∆P=P⁰-P

46 P⁰

P

t_зам 0⁰ 100 ⁰С t_кип t ⁰C

1-е следствие

2-е следствие

Для не электролитов

Осмотическое давление

Осмос – это преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрации в раствор с большей концентрацией.

Осмотическое давление – это величина, измеряемая минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Реакции имеющие одинаковое осмотическое давление, называют изотоническим.

Законы осмотического давления Вант-Гоффа:

Гипернический раствор – осмотическое давление которых выше осмотического давления в клетках организма.

Гипотонический раствор – осмотическое давление которых ниже осмотического давления в клетках организма.

Изотонический раствор – это такой раствор который держит в равновесии все давления.

Изотонический р-р.

NaCl 0,9%

Гипотонический р-р.

Гипертонический р-р.

Осмоляльность – это количество соматически активных веществ в растворе в соотношении мили моль на килограмм.

2[Na⁺] + [Глюкоза] + [Мочевина] = 285 ммоль/кг.

Осмометрия

Изотонический коэффециен

,

Теория аррениуса

Слабые электролиты – это электролиты которые полностью ионизируются.

Сильные электролиты – это электролиты которые диссоциируются на ионы

СН₃СООН Н⁺ + СН₃СОО^- (обратима)

k_a – константа диссоциации кислоты

k_b – константа диссоциации основания

α – степень диссоциации

Закон Освальда – степень диссоциации слабого электролита возрастает с разбавлением раствора.

Сильный электролит

Ионная сила

Теория Дебая-Хюккеля

1. Все молекулы распадаются на ионы.

2. Ионы имеют положительную или отрицательную атмосферу.

В разбавлении сильных электролитов с одинаковой ионной силой, одинаковой зарядности они равны не зависимо от ионной силы.

Протолитическая теория Бренстеда-Лоури – кислота является донором протонов, а основание является акцептором протонов.

АН + В = А^- + ВН⁺

СН₃СООН + NH₃ = CH₃COO^- + NH₄

CH₃COOH + HNO₃ = CH₃COOH₂⁺ + NO₃

Протофиьный принимает протон и является основанием

Растворитель + протон = протофильный

Вода – амфолит

CH₃COOH + H₂O = CH₃COO + H₃O⁺

NH₃ + H₂O = NH₄⁺ + OH^-

NH₄⁺ + H₂O = NH₃ + H₃O⁺

К ИСЛОТЫ

нейтральные

HCl, H₂SO₄, HNO₃

H₂SO₄ = H⁺ + HSO₄^-

отричательно

заряженные

HSO₄^-, H₂PO₄^- = H⁺+ HPO₄^-

положительно заряженные

H₃O⁺, NH₄⁺ = H⁺ +NH₃

О

положительно заряженные

R-NH-NH₃+ = R-NH-NH₄

отричательно

заряженные

CH₃COO^- = CH₃COOH

нейтральные

H₂O, NH₃ + H⁺ = NH₄

СНОВАНИЯ

Электрона теория Льюиса – кислота принимает электронную пару, а основание отдаёт.

Диссоциация воды

Н₂О Н⁺+ОН^-

Ионное произведение воды – ионным произведение константой автоинизации воды, в чистой воде или любом водном растворе есть величина постоянная.

Расчёты рН:

pH + pOH = 14

10^-7 – нейтральна среда

меньше 10^-7 – кислая среда

больше 10^-7- щелочная среда

HA = H⁺ + A^-

HA = C(1/Z HA) – [H⁺]

H⁺ = OH^-

B + H₂O = BH⁺ + OH^-

[BH⁺] = [OH^-]

pH + pOH = 14

pOH = 14 – pH

pH = 14 – pOH

BH⁺ = B + H⁺

pH = - lg C[H⁺]

pOH = - lg C[OH^-]

pK_B = - lg K_B

pC = - lg C

Сильных электролитов	Слабых электролитов