43. Что называют криоскопической и эбуллиоскопической константой? Зависят ли они от природы растворенного вещества и природы растворителя?
I закон Рауля: для разбавленных растворов неэлектролитов относительное понижение давления пара раствора равно мольной доле нелетучего растворенного вещества:
Понижение t0 замерзания и повышение t0 кипения растворов неэлектролитов - II закон Рауля
t0к=Еb
t0з=Kb,
где t – повышение (понижение) температуры,
Е – эбулиоскопическая (выкипать) константа,
К – криоскопическая (замерзать) константа,
b – моляльная концентрация растворенного вещества.
где m2 и m1 - масса растворенного вещества и растворителя,
М - молярная масса растворенного вещества, 1000 – масса воды.
Закон имеет вид:
(эбулиоскопический метод)
(криоскопический метод)
Повышение температуры кипения (понижение температуры замерзания) растворов прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества.
44. Какие вещества называют электролитами? Чем отличаются их водные растворы от растворов неэлектролитов?
Электролитами называются вещества, которые в водном растворе или расплаве диссоциируют на ионы и проводят электроток.
Электролиты полностью диссоциирующие на ионы (нацело) называются сильными, неполностью (частично) диссоциирующие – средние или слабые. К электролитам относятся растворы кислот, оснований и солей. При диссоциации образуются катионы, положительно заряженные и анионы отрицательно заряженные ионы.
В растворах сильных электролитов нет молекул, присутствуют только ионы. В растворах слабых электролитов в равновесии находятся ионы со своими молекулами, поэтому процесс диссоциации обратимый, равновесный ступенчатый.
РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ, бинарные или многокомпонентные молекулярные системы, состав которых может изменяться непрерывным образом (по крайней мере, в некоторых пределах). В отличие от растворов электролитов, в растворы неэлектролитов (мол. растворах) заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют растворы неэлектролитов могут быть твердыми, жидкими и газообразными.
К чему сводятся реакции в растворах электролитов? Покажите на примере, как составляются ионно-молекулярные уравнения (в полной и сокращенной форме).
В обменных реакциях, протекающих в растворах электролитов, наряду с недиссоциированными молекулами слабых электролитов, твердыми веществами и газами участвуют также находящиеся в растворе ионы. Поэтому сущность протекающих процессов наиболее полно выражается при записи их в форме ионно-молекулярных уравнений. Например, уравнения реакций нейтрализации сильных кислот щелочами
HClO4 + NaOH →NaClO4 + H2O,
2HNO3 + Ba(OH)2 → Ba(NO3)2 + 2H2O,
выражаются одним и тем же ионно-молекулярным уравнением
H+ + OH– → H2O,
из которого следует, что сущность этих процессов сводится к образованию из ионов водорода и гидроксид-ионов малодиссоциированного электролита – воды. Аналогично уравнения реакций
BaCl2 +H2SO4 → BaSO4 + 2HCl,
Ba(NO3)2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2NaNO3
выражают один и тот же процесс образования из ионов Ва2+ и SO42— осадка малорастворимого электролита – сульфата бария
Ва2+ + SO42– → BaSO4↓.
На основании рассмотренных примеров можно сделать следующий вывод: реакции в растворах электролитов всегда идут в сторону образования наименее диссоциированных или наименее растворимых веществ. Из этого, в частности, следует, что сильные кислоты вытесняют слабые из растворов их солей
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl.
Суть этой реакции более точно отражается ионно-молекулярным уравнением, где формулы слабых электролитов записаны в виде молекул, а сильных – в виде ионов
CH3COO– + Na+ + H+ + Cl– → CH3COOH + Na+ + Cl– ,
или в сокращенном виде
CH3COO– + H+ → CH3COOH.
Аналогично протекают реакции между щелочами и солями слабых оснований. Например,
FeSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2↓
Fe2+ + SO42– + 2 Na+ + 2 OH– → SO42– + 2 Na+ + Fe(OH)2↓
Fe2+ + 2 OH– → Fe(OH)2↓.
Таким образом, реакции в растворах электролитов идут до конца если в результате взаимодействия веществ происходит образование осадка, выделение газа и образование слабого электролита. При написании ионно-молекулярных уравнений реакций, слабые электролиты, малорастворимые соединения и газы записываются в молекулярной форме, а находящиеся в растворе сильные электролиты – в виде составляющих их ионов.
Все рассмотренные уравнения реакций являются необратимыми т.к. равновесие в них смещено вправо вследствие малой растворимости BaSO4 иFe(OH)2, образовании уксусной кислоты CH3COOH и воды H2O.
Однако в обменные реакции могут вступать растворы сильных и слабых электролитов, что может приводить к образованию слабых электролитов. Такие реакции являются обратимыми. Например:
FeS +
2HCl 
FeCl2 + H2S.
Запишем его в ионно-молекулярной форме, оставив в виде молекул нерастворимый сульфид железа (FeS) и слабодиссоциируемый газообразный сероводород (H2S). Сильные электролиты (HCl и FeCl2) запишем в виде ионов.
FeS + 2 H+ + 2Cl- Fe2+ +2Cl- + H2S.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
FeS + 2 H+ Fe2+ + H2S.
Взаимодействие кислой соли и щелочи приводит к образованию средней соли и воды. Например:
KHCO3 + KOH K2CO3 + H2O.
Запишем полное ионно-молекулярное уравнение
K+ + HCO3– + K+ + OH– 2K+ + CO32– + H2O.
Исключив одинаковые ионы (не участвующие в реакции) в левой и правой частях уравнения, получаем сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
HCO3– + OH– CO32– + H2O.
При взаимодействии основной соли и кислоты образуется средняя соль и вода. Например:
NiOHNO3 + HNO3 Ni(NO3)2 + H2O.
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
NiOH+ + NO3– + H+ + NO3– Ni2+ + 2 NO3– + H2O
NiOH+ + H+ Ni2+ + H2O.
Амфотерные гидроксиды [Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и др.] растворяются в растворах щелочей с образованием комплексных солей. Например:
Zn(OH)2 + 2KOH K2[Zn(OH)4].
Запишем полное и сокращенное ионно-молекулярное уравнения
Zn(OH)2 + 2K+ + 2OH– 2K + + [Zn(OH)4]2–
Zn(OH)2 + 2OH– [Zn(OH)4]2–.
В сокращенном ионно-молекулярном уравнении сумма электрических зарядов левой части уравнения всегда равна сумме электрических зарядов правой части уравнения.