Осмотичний тиск

Якщо розчин і розчинник розділені напівпроникною (тобто проникною тільки для розчинника) мембраною, то розчинник проникає у розчин, долаючи надлишковий тиск, до досягнення рівноважного його значення - осмотичного тиску.

Осмотичний тиск не залежить від природи розчинника і розчиненої речовини, він пропорційний молярній концентрації розчину С_М і абсолютній температурі Т:

р _осм = С_М RT,

де R - універсальна газова стала.

Підставляючи в цей вираз С_М = n/V,

де n - кількість розчиненої речовини,моль;

V - об'єм розчину, л,

отримуємо рівняння, аналогічне рівнянню газового стану:

р_осмV = nRT.

Закон Вант-Гоффа: осмотичний тиск чисельно дорівнює тому тиску, який чинила б розчинена речовина, якщо б вона при даній температурі знаходилось в стані ідеального газу і займала об'єм що дорівнює об'єму розчинника.

При визначенні молярної маси розчиненої речовини за величиною осмотичного тиску використовують співвідношення:

,

де m₂ маса розчиненої речовини, г;

V - об'єм розчину, л.

Лекція 7 Розчини електролітів

План

1. Електролітична дисоціація. Ступінь дисоціації. Сильні і слабкі електроліти.

2. Рівновага в розчинах слабких електролітів. Константа дисоціації. Закон розбавляння Оствальда.

3. Особливості розчинів сильних електролітів. Поняття про іонну силу, активність іонів, коефіцієнт активності.

4. Добуток розчинності.

5. Дисоціація води. Водневий показник (рН). Буферні розчини.

6. Гідроліз солей.

Електролітична дисоціація – це розпад електролітів на іони під час розчинення їх у воді.

Для пояснення особливостей водних розчинів електролітів шведський учений С. Арреніус у 1887 р. запропонував теорію електролітичної дисоціації. Сучасний зміст цієї теорій можна звести до трьох положень:

1. Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на іони – позитивні і негативні.

Іони перебувають у стійкіших електронних станах, ніж атоми. Вони можуть складатися з одного атома – прості іони (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺) або з кількох атомів – складні іони (NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3-).

Сама назва “іон” – у перекладі з грецької означає “мандрівний”. У розчині іони безладно переміщуються (“мандрують”) у різних напрямках.

2. Під дією електричного струму іони набувають напрямленого руху: позитивно заряджені іони переміщуються до катода, негативно заряджені – до анода.. Тому перші називаються катіонами, а другі – аніонами.

3. Дисоціація – оборотний процес: паралельно з розщепленням молекул на іони (дисоціація) відбувається процес сполучення іонів (асоціація).

Тому в рівняннях електролітичної дисоціації замість знака “дорівнює” ставлять знак оборотності.

Теорія електролітичної дисоціації є однією з основних теорій в неорганічній хімії і повністю узгоджується з атомно-молекулярним вченням і теорією будови атома.

При розчиненні електролітів у воді диполі води (полярного розчинника) за рахунок орієнтаційної диполь-діпольної або іон-діпольної взаємодії притягуються до полярних молекул або іонів речовини, що розчиняється. Таким чином, першою стадією дисоціації завжди є гідратація (сольватація). У речовинах з полярними молекулами, наприклад у хлороводні HCl, під дією молекул розчинника відбувається сильне зміщення зв’язуючи електронів і зв’язок H – Cl стає іонним. Цю другу стадію дисоціації називають поляризацією молекул речовини, що розчиняється. Третьою стадією є саме дисоціація, тобто руйнування поляризованої молекули й утворення гідратованих іонів.

Роль розчинника полягає не тільки у створенні умов для поляризації й розділення іонів протилежного знака, але і в уповільненні їх рекомбінації. Іони, що перейшли у розчин, сольватовані (гідратовані), тобто внаслідок дисоціації утворюються не вільні іони, а відносно стійкі сполуки іонів з молекулами розчинника – сольвати іонів (якщо розчинник вода – гідрати іонів). Число молекул розчинника в сольватній оболонці іонів залежить від природи іонів, температури і концентрації розчину. Тому до рівняння дисоціації, як правило, пишуть формули іонів, а не їх гідратів і сольватів. Іноді роблять виключення для іона Н⁺, аби підкреслити хімічний характер взаємодії протона з молекулою води з утворенням стійкого оксоній-іона:

Н⁺ + Н₂О = Н₃О⁺.

Сольватні оболонки послаблюють електростатичну взаємодію іонів згідно закону Кулона тим сильніше, чим більша діелектрична проникненість ε розчинника. Тому електролітична дисоціація можлива не тільки в воді (ε = 81), але і в HCN (ε = 95), етанолі (ε = 27), мурашиній кислоті (ε = 58) та інших розчинниках.