7.4. Свойства растворов неэлектролитов

К неэлектролитам относятся растворы, которые не проводят электрический ток. В таких растворах нет заряженных частиц. Примеры: растворы сахара, глюкозы, мочевины и др.

Поведение таких растворов подчиняется законам Рауля и закону Вант – Гоффа, по которым можно рассчитать температуры замерзания и кипения, а также молярные массы растворенных веществ.

Рауль экспериментально установил зависимость между концентрацией растворов неэлектролитов и изменением температуры кипения и замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем. Он выразил эту зависимость уравнениями:

t_зам. = k_кр. ^. C_m; t_кип. = k_эб. ^. C_m,

где t_зам. – понижение температуры замерзания растворов;

t_кип. – повышение температуры кипения растворов;

k_кр. – криоскопическая константа, для воды она равна 1,86;

k_эб. – эбулиоскопическая константа, для воды она равна 0,52;

C_m – моляльная концентрация растворов;

k_кр., k_эб. – постоянные величины, зависимые от природы растворителя и независимые от концентрации растворов.

Физический смысл постоянных k_кр. и k_эб. при концентрации растворов, равной 1 моль/1000 г:

k_кр. = t_зам.; k_эб. = t_кип.

Пример расчета по законам Рауля

Пример. Вычислить температуру кипения и замерзания раствора глюкозы C₆H₁₂O₆ с массовой долей глюкозы 2%.

Д ано: Решение.

k_эб. = 0,52 Масса глюкозы:

k_кр. = 1,86 m (x) =  ^. m = 0,02 ^. 100 = 2 г.

 (С₆Н₁₂О₆) = 2% (0,02) Масса воды:

^{___________________________________} m (Н₂О) = 100 – 2 = 98 г.

t_кип. - ?, t_зам. - ? М (глюкозы) = 6 ^. 12 + 12 + 6 ^. 16 = 180 г/моль.

Расчет ведем по законам Рауля:

t_зам. = k_кр. ^. C_m;

2 ^. 1000

t_кип. = k_эб. ^. C_m. С_m = ^____________ = 0,113 моль/1000 г.

180 ^. 98

t_кип. = 0,52 ^. 0,113 = 0,06; t_кип. = 100 + 0,06 = 100,06С.

t_зам. = 1,86 ^. 0,113 = 0,21; t_зам. = 0 - 0,21 = - 0,21С.

Ответ: раствор кипит при 100,06С, а замерзает при - 0,21С.

7.5. Свойства растворов электролитов

К электролитам относят растворы, которые проводят электрический ток. В таких растворах имеются положительно и отрицательно заряженные частицы – ионы.

Na – 1ē = Na⁺

атом ион

Растворы электролитов: кислоты (НСl, H₂SO₄), основания (NaOH, Ca(OH)₂) и соли (NaCl, Na₂SO₄).

Наличие в растворах ионов объясняется процессом диссоциации электролитов.

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ – распад молекул электролитов на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Причины диссоциации

1. Диссоциация соединений с ионной связью.

В соединениях с ионной связью уже имеются ионы в узлах кристаллической решетки. Молекулы воды имеют полярную связь, диполь воды ориентируется относительно ионов противоположно заряженными концами. При колебательных движениях молекул воды связи между ионами ослабевают, и ионы переходят в раствор в окружении молекул воды (гидратированные).

NaCl  Na⁺ + Cl^-

При написании уравнений диссоциации записываются ионы в «чистом» виде, т.е. без молекул воды.

2. Диссоциация соединений с полярной связью.

Диполи воды также oкpужают полярную молекулу, притягиваясь к ней противоположно заряженными концами, и при колебательных движениях молекул воды происходит поляризация молекулы электролита. Она становится ионной, наступает разрыв связей, образуются гидратированные ионы:

НCl  Н⁺ + Cl^-

В растворе существует гидратированный ион водорода - ион гидроксония:

Н⁺ + Н₂О  Н₃О⁺

Но при написании ионных уравнения записывается негидратированный ион водорода Н⁺.