3.2.2 Осмос

Осмос – самопроизвольный переход раствори­теля через полупроницаемую мембрану, разделяющую два раствора с различной концентрацией растворенно­го вещества. Осмос количественно характеризуется осмотическим давлением – это сила (на единицу площади), заставляющая растворитель переходить через полунепроницаемую перегородку в раствор. Осмос обусловлен диффузией молекул растворителя через полупроницаемую перегородку, которая пропускает только молекулы растворителя. Молекулы растворителя диффундируют из растворителя в раствор или из менее концентриро­ванного раствора в более концентрированный, поэтому концентриро­ванный раствор разбавляется.

Математически осмос выражается уравнением Вант-Гоффа:

р = СRТ,

(3.14)

где р – осмотическое давление, кПа,

С – молярная концентрация раствора,

R – газовая постоянная,

Т – абсолютная температура.

Осмотическое давление возрастает с увеличением концен­трации растворенного вещества и температуры.

Уравнение Вант-Гоффа по форме записи соответствует уравнению состояния идеального газа: рV = nRТ. Так как С = n ∕ V получаем, р = СRТ. Проведя аналогию, можно сказать, что осмотическое давление равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно находилось в газообразном состоянии и занимало объем равный объему раствора.

Осмос играет очень важную роль в био­логических процессах, обеспечивая поступ­ление воды в клетки и другие структуры. Концентрированные растворы сахара (сироп) и соли (рассол) широко применяются для консервирования продуктов, так как вызыва­ют удаление воды из микроорганизмов.

Если создать внешнее давление выше осмотического, то растворитель из более концентрированного раствора будет переходить в разбавленный раствор (или чистый растворитель). Этот процесс называется обратным осмосом. Он используется для очистки природных и сточных вод, для получения питьевой воды из морской.

3.3 Растворы электролитов

3.3.1 Электролитическая диссоциация

При экспериментальной проверке законов Рауля и осмоса оказалось,

что для ряда растворов экспериментальные значения были больше теоретических, нередко в несколько раз. Для применения к ним законов неэлектролитов необходимо было вводить в соответствующие формулы поправочный, так называемый, изотонический коэффициент (i).

Для таких сильных электролитов, как HCl, Ca(NO₃)₂, Cr(NO₃)₃ i составляют значения близкие соответственно к числам 2, 3, 4. Из записи электролитической диссоциации данных соединений видно, что количества образующихся ионов согласуются с приведенными значениями i:

HCl ® H⁺ + Cl^– i = 2,

Ca(NO₃)₂ ® Ca²⁺ + 2NO₃^– i = 3,

Cr(NO₃)₃ ®Cr³⁺ + 3NO₃^– i = 4.

Для слабых электролитов значения i были больше единицы, но не превышали два. Это объясняется частичной диссоциацией слабых электролитов.

Было установлено, что диссоциации подвергаются вещества с ионной или полярной связями при растворении их в растворителях с большой диэлектрической проницаемостью. К таким растворителям в первую очередь относится вода.

Механизм электролитической диссоциации хлорида калия в воде приведен на рисунке 3.2.

Р Рисунок 3.2 – Схема растворения и диссоциации хлорида калия

Из данной схемы видно, что продукты диссоциации электролита (ионы) в результате электростатического взаимодействия с растворителем образуют сольваты или в случае воды – гидраты.

Особенностью таких растворов было то, что они проводили электрический ток.

Для объяснения данных явлений Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация – это распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.