31. Температура кипения и замерзания растворов.

Тот факт, что давление паров над раствором отличается от давления паров над чистым растворителем, существенно влияет на процессы кристаллизации и кипения. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля.

Понижение температуры кристаллизации растворов.

Условием кристаллизации является равенство давления насыщенного пара растворителя над раствором давлению пара над твёрдым растворителем. Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, это равенство всегда будет достигаться при температуре более низкой, чем температура замерзания растворителя. Так, океанская вода начинает замерзать при температуре около минус 2 °C.

Разность между температурой кристаллизации растворителя T°_fr и температурой начала кристаллизации раствора T_fr есть понижение температуры кристаллизации.

Понижение температуры кристаллизации бесконечно разбавленных растворов не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

Поскольку по мере кристаллизации растворителя из раствора концентрация последнего возрастает, растворы не имеют определённой температуры замерзания и кристаллизуются в некотором интервале температур.

Повышение температуры кипения растворов

Жидкость кипит при той температуре, при которой общее давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Если растворённое вещество нелетучее (то есть давлением его насыщенных паров над раствором можно пренебречь), то общее давление насыщенного пара над раствором равно парциальному давлению паров растворителя. В этом случае давление насыщенных паров над раствором при любой температуре будет меньше, чем над чистым растворителем, и равенство его внешнему давлению будет достигаться при более высокой температуре. Таким образом, температура кипения раствора нелетучего вещества T_b всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении T°_b.

Повышение температуры кипения бесконечно разбавленных растворов нелетучих веществ не зависит от природы растворённого вещества и прямо пропорционально моляльной концентрации раствора

32. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты.

Растворами электролитов называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток. При растворении в воде и в ряде неводных растворителей свойства электролитов проявляют соли, кислоты и основания. Электролиты водных растворов полярных растворителей и расплавов распадаются на ионы. Процесс распада называется электролитической диссоциацией. Например, диссоциация НСl выразится уравнением:

НСl= Н⁺ + Сl^-

Лишь часть электролита диссоциирует в растворе на ионы. Степенью диссоциации электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе. Электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично. К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся HN0₃, H₂SO₄,HCl, НВг, HI, КОН, NaOH, В а( О Н )₂ и С а (О Н )₂. К слабым электролитам относится большинство органических кислот, а из важнейших неорганических соединений к ним принадлежат: НСОз, H₂S, HCN, H₂SiO₃.

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН = СНзСОO^-+H⁺

константа равновесия имеет вид K=[H⁺][CH₃COO^-]/[CH₃COO]

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах эти веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участивуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени:

Н₂CO₃ = H⁺ + H C O₃^-

НСО₃ = Н⁺ + С О₃^2-

Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации. Кислоты. Для кислот характерны следующие общие свойства:

а) способность взаимодействовать с основаниями с образованием солей;

б) способность взаимодействовать с некоторыми металлами с выделением водорода;

в) способность изменять цвета индикаторов, в частности, вызывать красную окраску лакмуса;

г) кислый вкус.

Поэтому теория электролитической диссоциации определяет кислоты как электролиты, диссоциирующие в растворах с образованием ионов водорода. У сильных к и с л о т, диссоциирующих нацело, свойства кислот проявляются в большей степени, у слабых — в меньшей. Чем лучше кислота диссоциирует, т. е. чем больше ее константа диссоциации, тем она сильнее.

Основания. Водные растворы оснований обладают следующими общими свойствами:

а) способностью взаимодействовать с кислотами с образованием солей;

б) способностью изменять цвета индикаторов иначе, чем их изменяют кислоты (например, они вызывают синюю окраску лакмуса);

в) своеобразным «мыльным» вкусом.

Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов.

Сила оснований, как и сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации данного основания, тем оно сильнее.