Осмотическое давление.

Осмос – явление проникновения растворителя в раствор через полунепроницаемую перегородку.

Осмотическое давление– это давление, которое нужно оказать на раствор, чтобы осмос прекратился. Явление осмоса вызвано односторонней диффузией..

Растворы электролитов.

Для электролитов ...

1862 год Сванге-Арениус: электролитическая диссоциация – процесс распада частиц молекул электролита на ионы под действием молекул растворителя.

Степень диссоциации, гдеn– число растворившихся молекул, аn₀– исходное число молекул.

Степень диссоциации электролита зависитот: 1) от природы растворителя (проявляется через диэлектрическую проницаемость); 2) от природы растворенного вещества и концентрации при даннойT.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные, слабые, средней силы.

1. Сильные: . Неорганические к-ты (HCl,HBr,HI,H₂SO₄,HClO₄,HMnO₄), основания щелочных и щелочноземельных металлов (Ca,Sn,Ba) и почти все соли.

2. Слабые: . Неорганические кислоты (HSO₃,HF,HCN,HCNS,H₂S,H₂Se,H₃PO₃), органические кислоты, основания (NH₄OH,AlO₃,PO₃,d-элементы), соли (Fe(CNS)₃,Hg₂Cl₂)

3. Средние: . Неорганические кислоты (H₂CrO₄,MnO₄,HCOOH,H₃PO₄,H₂SO₃), основания (Mn(OH)₂).

С разбавлением раствора увеличивается.

Слабые электролиты

- разведение Оствальда, где С₀– число образовавшихся ионов.

.

. (Z– число частиц, образующихся из 1 молекулы).

Чем меньше , тем слабее электролит.

Слабые многоосновные кислоты и многоосновные основания в водных растворах диссоциируют ступенчато.

Слабые электролиты.

В виду высокой концентрации ионов в растворах сильных электролитов образуются частицы (ассоциаты или ионные пары).

В ионных парах ионы разделены одним или более слоями.

Для растворов электролитов в качестве Д.М. применяется активность(- термоядерная характеристика (эффективная концентрация, в соответствии с которой, ионы проявляют себя в действии))

, где- коэффициент активности. Этот коэффициент характеризует отклонение поведения реального раствора от идеального. Для учета действия всех ионов на активность каждого из них Льюис и Рендел в 1918 году ввели характеристику –ионная сила раствора.

, где- зарядi-ого иона.

Ввиду того, что нельзя экспериментально определить коэффициент активности отдельного иона, используют средний коэффициент активности. - уравнение Де-Бойля и Хюпкеля.

Для растворов сильных электролитов в уравнение З.Д.М. включают не аналитические концентрации, а соответствующие активности ионов.

Индикаторы

Индикаторы – это вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от характера среды. В качестве индикаторов применяют слабые кислоты или слабые основания.

.

Индикаторы бывают: 1-цветные, 2-х цветные, 3-х цветные.

Произведение растворимости.

Абсолютно нерастворимого вещества не существует.

Произведение растворимости = ПР

ПР=ПР концентраций ионов труднорастворимого электролита в степенях, равных их числу в молекуле (справочная величина)

CaF_{2. .}

На растворимость влияет Т, природа растворителя, присутствие посторонних электронов.

Равновесие в растворах комплексных солей.

Комплексные соли в водных растворах диссоциируют на ионы внешней и внутренних сфер по типу сильных электролитов.

Ионы внутренней сферы диссоциируют по типу слабых электролитов ступенчато.

.k_нест– константа нестойкости.

Обменные реакции в растворах электролитов

Это реакции, протекающие без изменения зарядов ионов в них участвующих. Обменные реакции протекают слева направо, если в результате образуется малорастворимое, малодиссационное газообразное вещество или КС.

Малорастворимые, малодисационные, газообразные вещества записывают в виде молекул, в независимости от части уравнения. Сильные, хорошо растворимые электролиты записывают в виде ионов, несмотря на часть уравнения.