23. Осмос. Роль осмоса в природе и технике. Вычисление осмотического давления.

Осмос

Е сли разделить мембраной, через которую способны проходить только молекулы растворителя, два раствора, в которых различны концентрации растворенного вещества χ₁(B) и χ₂(B), то возникнет процесс перехода через мембрану растворителя из того раствора, где концентрация растворенного вещества ниже в тот раствор, где концентрация растворенного вещества выше.

Переход растворителя через полупроницаемую мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный называется осмосом.

Осмотическое давление раствора π – это давление, численно равное тому внешнему давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос. Для растворов неэлектролитов невысоких концентраций зависимость осмотического давления раствора от температуры и концентрации выражается уравнением Вант-Гоффа:

π = C(B)RT

где: π – давление, кПа;

C(B) – концентрация растворенного вещества, моль/м³;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/моль K;

T – температура раствора, измеренная по шкале Кельвина.

24. Теория электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент, степень диссоциации, константа диссоциации электролита.

Физический смысл изотонического коэффициента был выяснен шведским ученым Сванте Аррениусом. Он выдвинул в 1887 г. теорию электролитической диссоциации.

Ее основные положения:

1. При растворении в воде молекулы электролитов диссоциируют на положительно и отрицательно заряженные ионы.

2. Положительно заряженные ионы (катионы) представляют собой главным образом ионы водорода и ионы металлов. Все остальные ионы (анионы) заряжены отрицательно.

3. Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации α, выраженной в долях единицы или процентах:

α = N_прод./N

N – число внесенных в раствор молекул;

N _прод. – число продиссоциировавших молекул.

По величине степени диссоциации электролиты делятся на сильные, степень диссоциации которых находится в интервале от 0,3 до 1, средней силы со степенью диссоциации от 0,03 до 0,3 и слабые со степенью диссоциации менее 0,03.

К сильным электролитам относятся некоторые минеральные кислоты (серная, азотная, соляная), щелочи (едкий натр и едкое кали), большинство солей, к слабым некоторые минеральные кислоты (HNO₂, HCN, H₂SO₃), большинство оснований (гидроксид меди (II), гидроксид железа (III)), практически все органические кислоты (уксусная к-та).

Поскольку благодаря диссоциации молекул веществ на ионы реальные концентрации частиц в растворе оказываются большими, чем рассчитанные без учета диссоциации и приходится вводить изотонический коэффициент.

Так, в водном растворе уксусная кислота диссоциирует, поэтому концентрация частиц становится больше исходной концентрации молекул:

CH₃COOH ↔ CH₃COO- + H+

Изотонический коэффициент при этом i › 1.

Но возможен процесс и ассоциации: для бензольного раствора уксусной кислоты i < 1, так как в этом растворе число частиц меньше числа молекул, в результате реакции ассоциации в соответствие с уравнением (димеризация)