1.11 Дисперсные системы. Растворы, растворимость. Факторы влияющие на растворимость. Способы выражения концентрации растворов (молярная и мольная концентрации эквивалента, молярная и массовая доли).

Растворы – однородные системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействия. Растворы бывают Насыщенный раствор находится в равновесии с твердой фазой растворенного вещества. Ненасыщенный – концентрация раствора меньше концентрации насыщенного раствора. Перенасыщенный – содержит вещества больше чем надо для насыщения раствора (неустойчивая система). Образование раствора происходит самопроизвольно. Величина уменьшения термодинамического потенциала зависит от состава раствора. Растворение – химические взаимодействие между молекулами растворителя и растворяемого вещества. Концентрация раствора – количество растворенного вещества, содержащиеся в определенном количестве раствора. Массовая доля – отношение массы вещества к массе раствора. в долях единицы. Молярная доля – отношение количества вещества компонента системы к сумме количеств веществ компонентов Моляльная концентрация – отношение количества вещества растворенного соединения к массе растворителя

Молярная концентрация – отношение количества вещества растворенного соединения к объему раствора. . Молярная концентрация эквивалента – отношение количества вещества эквивалента растворенного соединения к объему раствора. . В случае когда реагируют в равных объемах С_1/Z*1V₁= С_1/Z*2V₂

1.13 Идеальный раствор. Законы Рауля. Понижение давления насыщенного пара, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения растворов неэлектролитов.

Растворы - это однородные системы, состоящие из двух и более компонентов и продуктов их взаимодействии. Давлением насыщенного пара жидкости наз. давление, которое установилось над жидкостью, когда скорость испарения жидкости = скорости конденсации пара в жидкость. 1 закон Рауля. Относительное понижение давления пара растворителя над раствором = мольной доле растворенного вещества Растворы подчиняющиеся этому закону называются идеальными. Растворы всегда кипят при более высокой температуре, чем чистый растворитель, при увеличении концентрации растворенного вещества повышается температура кипения. 2 закон Рауля. Эбулиоскопический. Повышение температуры кипения раствора неэлектролита пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. , Е эбуллиоскопическая константа. Постоянна для каждого растворителя и не зависит от того, какой неэлектролит растворен. Е= повышению температуры кипения , вызываемому 1 молем вещества, растворенным в 1000 г. растворителя. Криоскопический. Понижение температуры замерзания раствора неэлектролита пропорционально мольльной концентрации растворенного вещества. , К криоскопическая константа постоянна для каждого растворителя и = понижению температуры замерзания растворов в которых на 1000 г. растворителя приходится 1 моль растворенного неэлектролита.

1.14 Явление осмоса. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа применительно к растворам неэлектролитов. Роль осмотического давления в биологических системах.

Осмос – односторонняя диффузия молекул растворителя в растворе через мембрану, непроницаемую для растворенного вещества. Диффузия – самопроизвольный процесс перехода растворенного вещества в растворе из области с большей его концентрацией в область с меньшей концентрацией. Осмотическое давление – сила осуществляющая осмос. Имеет огромное значение в природе. Благодаря осмотическому давлению в растительных клетках растения через корневую систему всасывается большое количество воды. Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора численно = тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, = объему раствора. Для идеальных растворов С( х) – молярная концентрация, R –универсальная газовая = 101,325 кПа, Т – температура К. уравнение Вант-Гоффа позволяет изменением значений осмотического давления и температуры определять молекулярную массу вещества, если известны его масса и объем

1.15 Основные положения теории электролитической диссоциации. Влияние природы растворителя и растворенного вещества на диссоциацию. Состояние ионов в водных растворах. Гидратация ионов. Роль гидратации ионов Рауля и Вант-Гоффа.

Электролитическая диссоциация – процесс распада молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя. Катионы – положительно заряженные ионы металлов. Анионы – отрицательно заряженные ионы кислотных осадков. Под действием внешнего электромагнитного поля катионы движутся к отрицательно заряженному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному аноду. Процесс диссоциации обратим. Факторы влияющие на степень диссоциации: природа электролита. Все вещества образованные с помощью ионной связи, являются сильными электролитами. Природа растворителя. Чем полярнее молекулы растворителя, тем больше степень диссоциации. Полярные растворители – вода, жидкий аммиак. Концентрация раствора. Чем меньше концентрация раствора, тем больше степень диссоциации т.к. уменьшается вероятность обратного процесса. Изменение температуры. Нагревание и охлаждение мало влияют на степень диссоциации. Только у воды при увеличении температуры степень диссоциации заметно повышается. Влияние одноименных ионов. Присутствие одноименных ионов понижает степень диссоциации слабых электролитов.