28. Расчет рН сильных и слабых электролитов.

Сильные кислоты/основания	pH=-lg*n*Cm(к-ты) [H+]=n*C(к-ты)	pH=14+lg(n*Cосн) [OH-]=n*Cосн
Слабые	pH=1/2pKg-1/2lg*Cк-ты [H+]=	pH=14-1/2pKg+1/2lg*Cocн [OH-]=

29. Буферные растворы – растворы, которые не изменяют значения pH при разбавлении и при введении в раствор небольших количеств сильных кислот или оснований.

Классификация

1. Б. растворы 1 типа: слабая кислота и ее соль

CH₃COOH-CH₃COONa – ацетатная буферная система

HCOOH-HCOONa – формиатная

H₂CO₃-NaHCO₃ – гидрокарбонатная

К данным буферам относят растворы, образованные солями многоосновных кислот.

NaHCO₃-Na₂CO₃ – карбонатная буферная система

NaH₂PO₄-Na₂HPO₄ – фосфатная

2. Б. растворы 2 типа: слабое основание и его соли

NH₄OH-NH₄Cl – аммиачная буферная система

3. Б. растворы АК и белков

1 типа: pH=pKg-lg( )

[H⁺]=

2 типа: pH=14-pKg+lg( )

[OH^-]=

Буферная емкость, В – количество электролита (кислоты или щелочи) в моль*экв (n_э) добавление которых к 1л буферного раствора изменяет рН на 1

В=

29. Свойства, которые не зависят от природы растворенного вещества и растворителя, а зависят от числа растворенных частиц. Проявляются в разбравленных растворах летучих соединений.

К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором;

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей;

3) осмотическое давление.

Коллигативные свойства подчиняются законам Рауля и Вант-Гоффа, которые выведены эмпирическим путем.

1. Понижение давления пара растворителя над раствором, Δр (I закон Рауля): понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально молярной доле растворенного вещества.

Математическое выражение: Р 0 –Р = Р0·χ , где Р0 – давление насыщенного пара растворителя над чистым растворителем,

Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором,

χ- молярная доля растворенного вещества.

χ = n2 /n1 + n2,

где n1 – количество растворителя;

n2 – количество растворенного вещества, моль.

Если обозначить (Р0–Р) через ΔР, получим:

Р0–Р/Р0 = ΔР/Р0. Это отношение называют относительным понижением давления насыщенного пара растворителя над раствором: ΔР/Р 0 = χ.

2. Повышение температуры кипения понижение температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем.

II з Рауля: повышение t кипения и понижение t замерзания растворов пропорциональны молярной концентрации растворенного вещества.

ΔTк=К_Е*Cm

E – эбулоскопическая константа, См – молярн конц, моль/кг

ΔTз=К_К*Cm

К-криоскопическая константа

Молярная концентрация – число моль растворенного вещества, содержащегося в 1кг растворителя.

Сm= , моль/кг

Физический смысл коэф-тов: показывают изм-ние t кип и t зам р-ров при конц-ции в-ва 1 моль/кг

К_Е(H₂O)=0.52^oкг/моль

К_К(H₂O)=1,86 ^oкг/моль

tкип= tкип- Δt

tзам= tзам- Δt

29. ППМ – перегородка, через к-ю могут проходить мол-лы р-ля (мелкие объекты), но не могут мол-лы раст. в-ва (круп объекты).

Осмос – односторонняя диффузия воды (р-ля) через полупроницаемую мембрану, разделяющая р-р и р-ль или 2 р-ра с различной конц-ей.

Осмотич дав-ние – дав-ние, к-е нужно приложить извне, чтобы остановить осмос.

Дав-ние тем больше, чем больше разница конц-ций р-ров.

З. осмотич дав-ния (Вант-Гофф, 1887)

Осм дав-ние прямо пропорц-но его молярной конц-ции:

Росм(π)=СмRT, кПа

R – универс газ пост-ная, Дж/моль*К = 8,31

101,3кПа=1атм=760мм.рт.ст.

29. В р-рах электролитов осм дав-ние выше, чем осм дав-ние неэлектролита той же конц-ции. Электролит дис-ет на ионы, т.е. общ число частиц в р-ре увеличивается.

Изотонич коэф показывает отношение общего числа частиц в р-ре электролита к исх-му числу мол-л раст в-ва.

Для неэлектролитов i=1

Для электролитов i>1

ΔТ=iKзСм, ΔТ=iК_ЕСм, Росм=iCmRT

I=1+α(n-1), где n – число частиц, образующихся при диссоциации

i-1=α(n-1)

α=

Дисперсность – раздробленность, рассеянность.

Дисперсная сис-ма – многофазная сис-ма, комп-ты к-рой равномерно распр-ны др в друге и состоит из диперсной фазы и дисперсионной среды.

Дисперсионная среда – сплошная непрерывная фаза.

Дисперсная фаза – сов-ть частиц, равномерно распр-ных в дисперсионной среде.

Дисперсная сис-ма должна удовлетворять требованиям:

1. Гетерогенность – иметь неск-ко фаз, отличающихся по св-вам

2. Раздробленность – дисперсность

3. Дисперсная фаза должна быть нерастворима в дисперсионной среде

Классификация

1. По агрегат сост-ю дисперсионной среды и дисперсной фазы.

2. По размеру частиц дисперсной фазы

3. По хар-ру взаим-вия м/у частицами дисперсной фазы и дисперсионной среды, дисперсные сис-мы подразд-ют на:

Лиофильные коллоиды – обр-ся самопроизвольно благодаря интенсивному взаимодействию м/у частицами дисперсной среды и дисперсионной фазы. Сохр-ют устойчивость без стабилизаторов. Структурная ед-ца – макромолекула.

Лиофобные – сис-мы, в к-рых почти полностью отсутствуют взаим-вия м/у дисперсионными средой и фазой. Эти сис-мы пол-ют только с затратой энергии и устойчивы в присутствии стабилизаторов. Структурная ед-ца сис-мы – мицелла.