Колігативні властивості розчинів
Властивості розбавлених розчинів, які залежать тільки від кількості нелеткої розчиненої речовини, називаються колігативними властивостями. До них належать зниження тиску пари розчинника над розчином, підвищення температури кипіння та зниження температури замерзання, а також осмотичний тиск.
Осмотичний тиск π в розбавлених розчинах неелектролітів обчислюють за рівнянням Вант-Гоффа: π = СMRT, де СM – молярна концентрація розчину.
Зниження
тиску пари розчинника над розчином, р
(закон Рауля):
p1
= x1p0:
Δp = p0
– p1
= x2p0
= p0
Зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння розчинів неелектролітів відносно чистого розчинника:
ΔTзам = Tзам(розчинника) – Tзам(розчину) = KкрCm
ΔTкип = Tкип(розчину) – Tкип(розчинника) = KЕCm,
де Ккр – кріоскопічна стала розчинника, КЕ – ебуліоскопічна стала розчинника, Сm – моляльна концентрація розчину.
Для розчинів електролітів в рівняння, що описують колігативні властивості неелектролітів, вводять поправочний (ізотермічний) коефіцієнт Вант-Гоффа (і):
π = iCМRT; ΔTзам = iKкрCm; ΔTкип = iKЕCm.
Електроліти – речовини, що здатні до розпаду на йони в розчинах чи в розплавленому стані. Електролітична дисоціація – процес розпаду молекул на позитивно і негативно заряджені йони під дією полярних молекул розчинника. Кількісною характеристикою сили електроліту є ступінь електролітичної дисоціації (a) – відношення числа молекул, що розпалися на йони (n), до загального числа молекул, введених у розчин (N): a = n/N; 0 < a < 1. a залежить від природи електроліту і розчинника, температури і концентрації. Сильні електроліти практично цілком розпадаються на йони (a>0,3). Слабкі електроліти частково дисоційовані на йони (0 < a < 0,03), їх розчини містять йони і недисоційовані молекули. Неелектроліти –речовини, водні розчини і розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки.
Константа дисоціації (KD) – відношення добутку рівноважних концентрацій йонів у ступені відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул. Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на йони: чим вище KD, тим більше концентрація йонів у розчині.
Дослід 1. Порівняння електропровідності розчинів деяких речовин
а
) На
кожен стіл виділяється по 2 – 3
розчини (пляшки з позначкою «для
дисоціації»).
Розчини, що рекомендуються: HCl, H2SO4,
CH3COOH,
NaOH, NH4OH,
NaCl, KNO3,
глюкоза, цукор, гліцерин, спирт.
Досліджуваний розчин налити в склянку до нижньої мітки й опустити в розчин електроди. Уставити вилку електродів у розетку (U = 36 B ) і відзначити показання амперметра.
Після вимірювань розчин перелити в ту ж пляшку, а електроди вимити, помістивши їх спочатку в склянку з водопровідною, а потім у склянку з дистильованою водою.
Випробувати наступний розчин. Отримані дані (вони можуть бути різними) записати на дошці, а потім згрупувати електроліти по силі (заповнити таблицю 5 із зазначенням сили струму I). Сильними вважати електроліти, у яких I = 0,5 А, слабкими – 0,05 А.
Таблиця 6
Сильні електроліти |
Слабкі електроліти |
Неелектроліти |
|
|
|
Для всіх електролітів записати рівняння електролітичної дисоціації.
__________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
б) Злити розчини ацетатної кислоти й амоніаку, випробувати електропровідність отриманого розчину. Відзначити спостереження, скласти молекулярне та скорочено-йонне рівняння реакції та рівняння електролітичної дисоціації.
__________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
Дослід 2. Зсув рівноваги дисоціації слабких електролітів. Налити в пробірку розчин амоніаку, додати 1-2 краплі фенолфталеїну, перемішати вміст пробірки і розділити його на дві частини. В одну з пробірок додати кристалічний амоній хлорид. Порівняти забарвлення розчину в обох пробірках. Зробити висновки, використовуючи принцип Ле-Шательє.
__________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________