Влияние температуры. Поскольку практически все реакции нейтрализации идут с выделением тепла, то обратные им реакции гидролиза должны протекать с поглощением тепла: МА + Н20 <=> НА + МОН – Q.
Тогда, в соответствии с принципом Ле Шателье-Брауна, увеличение температуры должно сместить равновесие в сторону эндотермической реакции, т. е. привести к увеличению степени гидролиза соли.
Влияние одноименного иона. В соответствии с принципом равновесия добавление одноименного иона, например катиона водорода, к раствору соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, или гидроксид-аниона к раствору соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, должно сдвинуть равновесие реакции гидролиза влево, в сторону исходных веществ, т. е. уменьшить степень гидролиза соли. Удаление соответствующих ионов должно сместить равновесие вправо, в сторону продуктов реакции гидролиза, т. е. увеличить степень гидролиза. Например:
1.NH4+ + Н2О <=> NH4OH + Н+;
2.СН3СОО– + Н2О <=> СН3СООН + ОН–.
Вопрос № 26. Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов
Коллигативные свойства – свойства, количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворённого вещества и от количества растворителя.
Идеальные растворы – растворы, в которых отсутствует взаимодействие между частицами (молекулами, атомами, ионами). Их образование не должно сопровождаться тепловым эффектом и изменением объёма системы. К идеальным растворам близки растворы газов.
Первый закон Рауля:
«Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества».
Р0 – Р / Р0 = N ,
47
где Р0 – давление насыщенного пара чистого растворителя над растворителем; Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором;
N – мольная доля растворенного вещества.
N = ⱱр.в. / ⱱр.в. + ⱱр-ля
Растворы, поведение которых описывается 1-м законом Рауля, при всех концентрациях и температурах, являются идеальными. Тем не менее, для реальных разбавленных растворов этот закон также применим (приближённо!)), так как чем разбавленнее раствор, тем более он похож на идеальный.
Из закона Рауля следует, что:
1)давление пара растворителя над раствором меньше, чем над чистым растворителем Р < Р0.
2)чем концентрированнее раствор, тем ниже давление пара растворителя над раствором.
Эбулиоскопический и криоскопический эффект
Эбулиоскопия – раздел, изучающий закономерности перехода веществ из жидкого состояния в газообразное при увеличении температуры.
Второй закон Рауля (эбулиоскопический):
«Повышение температуры кипения раствора прямопропорционально моляльной концентрации растворённого вещества».
∆Ткип = Е ∙ Сm ,
где Е – эбулиоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя. Для воды она равна 0,52 град ∙ кг / моль.
Криоскопия – раздел, изучающий закономерности замерзания жидкостей.
Второй закон Рауля (криоскопический):
«Понижение температуры замерзания раствора прямопропорционально моляльной концентрации растворённого вещества».
∆Тзам = К ∙ Сm ,
где К – криоскопическая постоянная, зависящая только от природы растворителя. Для воды она равна 1,86 град ∙ кг / моль.
48
Осмос. Осмотическое давление
Осмос – одностороннее проникновение молекул растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану в раствор или диффузия растворителя через мембрану из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.
Осмотическое давление (росм,) – сила, осуществляющая осмос.
С точки зрения термодинамики движущей силой осмоса является стремление системы к выравниванию концентраций по обе стороны от мембраны.
Закон Вант-Гоффа:
«Осмотическое давление равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно в виде идеального газа занимало тот же объем при той же температуре».
Росм = СRT ,
где Росм – осмотическое давление, кПа; С – молярная концентрация, моль/л;
R – универсальная газовая постоянная = 8,31 Дж/моль ∙ К; Т – абсолютная температура, К.
Чтобы рассчитать осмотическое давление электролитов Вант-Гофф ввел в
формулу поправочный коэффициент i – изотонический коэффициент, который определяется экспериментально.
Физический смысл изотонического коэффициента: i показывает, во сколько раз увеличилось общее число частиц в растворе в результате диссоциации.
Для неэлектролитов i = 1, а для электролитов i > 1. Изотонический коэффициент рассчитывается по формуле:
i = 1 + α( n – 1), где α – кажущаяся степень диссоциации (экспериментальное значение α), в долях единицы; n – число ионов, на которые распадается молекула.
49
Вопрос № 27. Основные понятия термодинамики. Первое начало термодинамики
Химическая термодинамика – наука об энергетике химических процессов, о превращении энергии химической реакции в работу, тепло и о законах этих превращений.
Тепловой эффект химической реакции (Q, кДж) – это количество выделившегося или поглощенного в результате реакции тепла.
Экзотермическая реакция – реакция, протекающая с выделением тепла, при этом система расходует энергию, т.е. ее энергия уменьшается:
А + В = АВ + Q.
Эндотермическая реакция – реакция, протекающая с поглощением тепла, при этом система получает дополнительную энергию, т.е. ее энергия возрастает:
А + В = АВ – Q.
Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.
Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой только энергией.
Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом и энергией.
Изохорным называется процесс, протекающий без изменения объема системы.
Изобарным называется процесс, протекающий при постоянном давлении системы.
Изотермическим называется процесс, протекающий при постоянной температуре.
Стандартное состояние системы – наиболее устойчивое ее состояние в стандартных условиях (Р = 1 атм.(101,325 кПа), Т = 298 К (25 °С), С = 1 моль/л).
Функция состояния системы – определенный закон, описывающий поведение определенной системы в определенных условиях при изменении ее параметров.
Внутренняя энергия – (U, кДж/моль) – функция состояния системы,
являющаяся совокупностью всех видов энергии составляющих ее частиц, она
50