12. Свойства растворов неэлектролитов. Давление пара. Криоскопия и Эбуллиоскопия. Осмотическое давление..

Растворы неэлектролитов- вещ-ва, не проводящие электр. ток- оксиды, газообразные вещ-ва, большинство органич. вещ-в, так как их молекулы не распадаются на ионы. Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами- понижение давления пара над раствором. Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем- относительное понижение давления над раствором. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещ-ва.Температура кипения раствора всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя, так же и с температурой замерзания(Δt_кип=Еm;Δt_зам=Km, где m- моляльность, E и К- эбуллиоскопическая и криоскопическая постоянные). Явление, связанное со способностью проходить через мембрану, в частности, только молекул растворителя, называется осмосом, а вызываемое им изменение давления по обе стороны мембраны – осмотическим давлением. Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора численно равно тому газовому давлению, которое имело бы растворенное вещество, будучи переведенным в газообразное состояние в том же объеме и при той же температуре.

Закон Рауля: Величина относительного понижения давления пара над раствором по сравнению с чистым растворителем пропорционально концентрации растворенного вещества ∆Р=(Р₀-Р)/Р₀=

Р₀ – давление пара над чистым растворителем, Р – давление пара над раствором, N_г – молярная доля растворенного вещества. Существует два следствия связанные с кипением и замерзанием раствора по сравнению с растворителем.

1) повышение температуры кипения растворов по сравнению с растворителем называется эбуллиоскопия и выражается математическим выражением ∆Т_кип= К_Е*С_m∆∆

К_Е – эбуллиоскопическая постоянная для данного раствора,

С_m – молярная концентрация

2) Криоскопия – показывает температуру замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. ∆Т_зам= К_к*С_m, К_к – криоскопическая постоянная.

Осмос (от греч. osmos – толчок, давление), односторонний перенос растворителя через полупроницаемую перегородку (мембрану), отделяющую раствор от чистого растворителя или раствора меньшей концентрации. Обусловлен стремлением системы к термодинамическому равновесию и выравниванию концентраций раствора по обе стороны мембраны.

Осмотическое давление – это сила приходящееся на единицу поверхности и заставляющая проникать молекулы растворителя через полупроницаемую перегородку. Не зависит от природы растворителя и растворенного вещества. Р_осм=cRT.

13. Теория электролитической диссоциации. Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты.

Электролиты - вещества, проводящие электрический ток в расплавленном и растворенном состоянии. В среде высокой диэлектрической проницаемости (спирты, вода и др.) они распадаются на ионы. Процесс распада молекул на ионы называется электролитической диссоциацией.

Диссоциация электролитов на ионы сопровождается сольватацией, т.е. взаимодействием ионов с полярными молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то термин сольватация заменяется термином гидратация.

Электролитическая диссоциация – процесс обратимый, и в растворах электролитов существует равновесие между ионами и молекулами.

Степень диссоциации () показывает отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. Степень диссоциации зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, присутствия в растворе одноименных ионов, температуры.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные, средние и слабые. К сильным электролитам относятся такие, которые в 0,1 М растворе имеют >30%. Сильными электролитами являются: 1) почти все соли (кроме HgCl₂, СdCl₂, Fe(SCN)₃, Pb(CH₃COO)₂ и некоторые другие); 2) многие минеральные кислоты, например HNO₃, HCl, H₂SO₄, HI, HBr, HСlO₄ и др.; 3) основания щелочных и щелочно-земельных металлов, например KOH, NaOH, Ba(OH)₂ и др.

У средних электролитов  = 3 - 30 % в 0,1 М растворах; к ним относятся, например, H₃PO₄, H₂SO₃, HF, Mg(OH)₂ .

Для слабых электролитов в 0,1 М растворах  < 3 %; слабыми электролитами являются H₂S, H₂CO₃, HNO₂, HCN, H₂SiO₃, H₃BO₃, HClO и др., а также большинство оснований многовалентных металлов, NH₄OH и вода. Об относительной силе электролитов можно судить по электрической проводимости их растворов.