2. Температура кипіння і замерзання розчинів

У прямій залежності від тиску насиченої пари розчину нелеткої речовини знаходиться температура кипіння розчину.

Температурою кипіння рідини є температура, за якої тиск її парів стає рівним зовнішньому тиску (так, при 101,3 кПа температура кипіння води дорівнює 1000С, бензолу 800С).

Зниження тиску пари розчинника в результаті розчинення в ньому речовини означає необхідність підвищення температури розчину для відновлення порушеної рівноваги „рідина - пара”. Тоді температура кипіння розчину буде вищою за температуру кипіння розчинника.

Зі зниженням тиску пари над розчином пов'язана більш низька температура замерзання розчину у порівнянні з чистим розчинником (температура твердіння (замерзання) - це температура, за якої тиск пари над рідиною стає рівним тиску пари над твердою фазою). Температура твердіння розчину відповідає виділенню з нього першого кристалика твердої фази.

Оскільки для розбавлених розчинів зниження тиску пари пропорційно концентрації, то і підвищення температури кипіння, і зниження температури твердіння (замерзання) розбавлених розчинів пропорційно їх концентрації:

"Tкип = Е"m

"Tзам = К"m

де Е - ебуліоскопічна стала; К - кріоскопічна стала; m - моляльна концентрація розчину.

Константи Е і К не залежать від природи розчиненої речовини, а характеризують тільки розчинник.

Оскільки "Tкип і "Tзам змінюються пропорційно числу молів розчиненої речовини, а кожний моль містить однакове число молекул (6,02· 1023), то ці характеристики розчину залежать тільки від числа частинок розчиненої речовини. Звідси випливає другий закон Рауля:

підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання (твердіння) розчинів пропорційні числу частинок розчиненої речовини і не залежать від її природи.

Кріоскопія, кріометрія (грец. κrýos — холод, мороз + scopia — дослідження, огляд) — метод дослідження властивостей розведених розчинів, що базується на вимірюванні температури їх замерзання.

Ебуліоськопія - метод дослідження розчинів, заснований на вимірі підвищення їх температури кипіння в порівнянні з чистим розчинником. Використовується для визначення молекулярної маси розчиненої речовини, активності розчинника, міри дисоціації (або ізотонічного коефіцієнта).

32 Розчини електролітів. Електроліти - це речовини, які проводять електричний струм в розчиненому або розплавленому стані. Основні положення теорії електролітичної дисоціації

1) Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно й негативно заряджені йони. Розпад на йони здійснюється під дією диполів води. 2) Йони в розчині перебувають у гідратованому стані, тобто вони оточені диполями води. 3) Під дією електричного струму позитивно заряджені йони (катіони) рухаються до катода, негативно заряджені (аніони) — до анода. Завдяки руху йонів розчини електролітів проводять електричний струм. 4) У розчинах на йони розпадаються речовини з йонним і ковалентним полярним зв’язком.

Ступінь дисоціації або коефіцієнт дисоціації — кількісний показник,обчислений як відношення числа формульних одиниць розчиненої речовини,що розпалися на його йони,до їх загального числа дисоціації.

Позначається зазвичай α і є безрозмірною величиною.

Ступінь дисоціації залежить від концентрації. Для слабих електролітів, у яких можна знехтувати взаємодією йонів між собою, справедливий закон розведення Освальда

,

де n — концентрація молекул, які дисоціюють, K — певний параметр, який залежить від тиску й температури.

При дуже малій концентації ( ), ступінь дисоціації  , тобто усі молекули дисоційовані.

Електроліти класифікують на сильні й слабкі за ступенем їхньої дисоціації. Якщо α = 1  (або 100 %), то електроліт повністю розпадається на йони. Такі електроліти називають сильними. До таких електролітів належать луги, майже всі солі та значна кількість кислот.

33 Сильні й слабкі електроліти різняться здатністю дисоціювати у водних розчинах. Електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у відносно концентрованих розчинах високий (близький до 1), називають сильними, а електроліти, ступінь дисоціації яких навіть у розведених розчинах невеликий, - слабкими.

Сильними електролітами є луги та чи не всі солі. У розбавлених розчинах сульфатна, нітратна, хлоридна, бромідна, йодидна кислоти також дисоціюють практично повністю. З класифікацією кислот на сильні и слабкі ви ознайомилися минулого року.

Тепер вам зрозуміло, що критерієм цієї класифікації є ступінь електролітичної дисоціації кислот, тобто їхня приналежність до сильних чи слабких електролітів.

Пригадаймо, слабка карбонатна кислота міститься у газованих напоях (існує у вигляді гідрату С0₂ • Н₂0). Добре відомі вам з повсякденного життя кислоти - молочна, оцтова, аскорбінова (вітамін С) й ацетил-саліцилова (аспірин) кислоти - слабкі електроліти. Сульфітна, сульфідна, силікатна кислоти (пригадайте їхні хімічні формули, за погреби зверніться до таблиці «Розчинність кислот, основ і солей у воді») також слабкі електроліти. Слабкими електролітами є й гідроксиди металічних елементів (за винятком лугів). Ступінь дисоціації слабких електролітів зазвичай не перевищує 3 %.