14) Коллигативные свойства растворов. Понижение температуры замерзания. Повышения температуры кипения. Закон Рауля.

Коллигативные свойства – свойства , котрые определяют только концентрацией растворимых веществ и не зависит от химического состава раствора. Эти свойства относятся только к растворам, содержащим нелетучие растворенные вещества.

Два основных показателя:

- понижение температуры замерзание (1)

- повышение температуры кипение (2)

(1) за температуру замерзания раствора принимают температуру начала его кристаллизации

∆Тзам=Тзам р-ля – Т зам р-ра

∆Тзам=Кк-Сm (1), Кк – крискоскопическая константа

∆Тзам=Тзал р-ля – Т р-ра

∆Ткип=Ткип р-ра – Ткип р-ля

∆Ткип=Кэ-Сm (2), Кэ – эбуллиоскопическая константа

(1)+(2) – закон Рауля

Следствие из закона Рауля:

Понижение температуры замерзания и новые температуры кипения прямо пропорциональны числу частиц раств вещ.

Выводы:

1) растворы нелетучих веществ в летучем растворителе кипят при более высокой температуре, чем чистый растворитель

2) растворы кристаллизуются или замерзание при более низкой температуре, чем чистый растворитель

15) Произведение растворимости. Условия образования осадка.

Насыщенный раствор – раствор, находящийся в состоянии равновесия с растворенным веществом.

Ненасыщенный раствор – раствор, в котором можно растворить добавочное количество растворенного вещества.

Пересыщенный раствор – неустойчивая неравновесная система, в кот наблюдается самопроизвольный переход в равновесное состояние.

ПР=[K+]нас*[An-]

Произведение растворимости – произведение концентраций ионов насыщ раствора, кот образуется в результате диссоциации слабого электролита в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам

Условие образование осадка – это превышение произведения концентраций ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам над произведением растворимости.

16. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент. Основные положения теории электролитической диссоциации. Катионы. Анионы.

Электролиты – это вещества, способные диссоциировать на ионы в воде или других полярных жидкостях, а также в расплавах и поэтому способны проводить электрический ток.

i – изотонический коэффициент; i – число, которое показывает, во сколько раз число частиц в растворе электролита увеличится в результате электролитической диссоциации.

Закон Вант-Гоффа: P(осм) = i*C_M*R*T, где P(осм) – осматическое давление; C_M – молярная концентрация; Т – температура; R=8,31 Дж/(моль*К)

Явление распада электролитов на ионы называется электролитической диссоциацией (1883 г. Сванте Аррениус).

Основные положения теории электролитической диссоциации: I) молекулы электролита при растворении в воде в большей/в меньшей степени диссоциируют на ионы. Каждое вещество даёт 2 типа ионов: 1)Cа²⁺; NH₄⁺ - катионы; 2)NO₃^- SO₄^2- - анионы.

II) Ионы в растворах электролитов движутся беспорядочно. Под действием постоянного электрического тока положительнозаряженные катионы движутся к катоду, а анионы – к аноду.

III) Процесс электролитической диссоциации является обратимым

Молекулы --------------> ионы (диссоциация) Молекулы <------------- ионы (ассоциация)

17. Сильные электролиты. Активность иона. Коэффициент активности. Ионная сила раствора. Классификация электролитов:

а) сильные;

б) слабые.

Сильные электролиты – это электролиты полностью диссоциирущие в водных растворах. К ним относятся:

1) основания – гидроксиды щелочных и щелочноземльных Ме (искл. – NH₄OH).

КОН = К⁺ + ОН^-

2) кислоты – HNO₃ ; HCl; H₂SO₄ (сильные кислоты)

H₂SO₄ = 2Н⁺ + SO₄^2-

3) большинство солей

Ca(NO₃)₂ = Cа²⁺ + 2 NO₃^-

Активность иона:

a = f * C_M; где f – коэффициент активности, C_M – молярная концентрация.

а = [моль/л]

I = 0,5*( C_M1* Z₁² + C_M2* Z₂² + C_Mn*Z_n²), где I – ионная сила раствора, Z – заряд иона.

18. Слабые электролиты. Константы диссоциации слабых электролитов. Степень диссоциации. Закон Оствальда. Слабые электролиты – это электролиты, которые диссоциируют в водных растворах неполностью. Частичная электролитическая диссоциация объясняется обратимостью. К ним относятся:

1) слабые кислоты: H₂S; H₂СO₃;

2) слабые основания: Cu(ОН)₂; NH₄OH

HCN ↔ H⁺ + CN^-

K_х.р. = ([H⁺][CN^-])/[HCN] = K_дис

K_дис = ([K⁺][An^-])/[KAn] – табл.

Степень диссоциации (ά) – это число, которое показывает долю электролита, распавшегося на ионы.

ά <1; K_дис = (ά² * C_M)/(1- ά) – закон Оствальда