30 сент 2013

Закон Рауля.

Насыщенный пар-пар, находящийся в равновесии с его жидкостью.

Рис 1

Рис 2 C₁ C₂ C₃

p

C

Давление насыщенного пара раствора равна молярной дои растворителя.

Форм 1

Давление можно измерить в паскалях, в мм. рт. ст., и т.д.

Понижение разности давления.

Форм 2.

ΔP=P₀-P X₁-мольная доля растворителя

₂ X₂-мольная доля растворенного вещества

X₁+X₂=1

Относительное понижение давление насыщенного пара растворителя над раствором = мольная доля растворенного вещества.

Относительное давление насыщенного пара приводит к

Температура кипения - температура, при которой происходит уравновешенность внутреннего давления.

Если раствор кипит при более высокой температуре, то давление повышено.

1. Следствие – повышение температуры кипения прямо пропорционально моляльности раствора.

Моляльность показывает, сколько моль вещества приходится на 1 кг растворителя.

2. Метод определения моляльных масс по температуре понижения раствора носит название криоскопия.

Форм 3.

Форм 4.

Электролиты в результате электролитической диссоциации распадаются на ионы

Электролит диссоциацией называется самопроизвольно распад на ионы в растворе или расплаве. Вследствие диссоциации увеличивается число частиц. Для того чтобы закон Рауля и следствие из него, закон вант-Гоффа для осмоса можно было использовать для электролитов, надо ввести поправочный коэффициент , который показывает во сколько раз увеличивается число частиц вследствие электролитической диссоциацией.

Электролиты распад на ионы. Обозначим:

этот закон можно применять для электролитов.

Коэффициент можно определить экспериментально, нужно поделить Р осмоса электролита на Р осмоса неэлектролита.

Для сильных электролитов вводится кажущийся коэффициент диссоциации.

При бесконечном разбавлении стремится к 1. Показ число молекул, стремящихся к ней. NaCl (2)

Растворимость газа в жидкостях(закон Генри Дальтона)

Зависимость растворимости газа от давления.

Растворимость газов прямо пропорциональна давления газа над раствором .

Дальтон добавил: растворимость каждого элемента прямо пропорциональна его парциальному давлению.

Форм 6.

P(i)=P_общ *N(i)

C(x)=C₀(x)*e^{-K0*С(электролита )}

коэффициент пропорциональности называется константой генри имеет размерность(Па/л)

Мало растворяется закон генри дальтона используется в терапевтических целях(лечение в барокамерах более 2 атмосфер О₂)

Закон генри дальтона имеет и отрицательные явления.

Растворение газов в растворах электролитах называется законом Сеченого.

Газы в растворах электролитов растворяются хуже чем в чистой воде.

Форм 7.

ΔT_кип=i*C_m*E_обр

ΔT_зам=i*C_m*E_криос

Зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации раствора.

Возьмем уксусную кислоту. Форм 8.

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺ K_a – степень разведения

K_a=

Если диссоциация очень незначительна, 1-альфа стреми к 1.

Математическая запись закона разведения Остфальда.

Форм 9

отсюда С растет, а K_a уменьшается Аррениус считал, что различие между слабыми с сильными электролитами только в степени диссоциации.

Если степень диссоциации меньше 3, то это слабый электролит.

В растворах сильных электролитов молекул нет, есть только ионы.

В растворах сильных электролитов имеются ионы, ионный пары и ионные атмосферы, поэтому создается впечатление, что есть молекулы.

Для того чтобы сделать законы применимыми, была введена активность концентрации.

Рассчитав ионную силу раствора можно высчитать коэф активности.

Дебай и Хюккер сформулировали предельный закон Дибая-Хюккера:

- коэффициент активного иона в разбавленных растворах не завис от его природы, а зависит от заряда и ионной силы раствора.

В уравнении для всех расчётов надо вставлять активность ,а не концентрацию.

Электролитическая диссоциация воды-водородный показатель. Вода является слабым амфотерным электролитом и диссоциации ее может быть записан 2мя способами.

Закон действующих масс диссоциации воды 1,82*10^-16.

Форм 11

K_w=K_дис [H₂O]=[H⁺]+[OH^-]=10^-14

рН-водородный показ и гидрокс показ

форм 12.

pH+pOH=14

Измен рН используется в клиническом анализе.

рН крови=7,35+-0,08

рНжел сок=1-2

рНмоча=4,8-8,0

расчет рН растворов сильных кислот и оснований

форм 13 [H+]=C*α=C√(K_a/C)=√KC

pH=-lg(an) lg[H+]=0,5(lgKa+lgC)

pH=-lg[H+] -lg[H+]=0,5(-lgKa-lgC)

Найти pH 0,001 моль HCl pH=0,5(pKa-lgC)

pH=-log0,001=3 pH=14-0,5(pKa-lgC)

найти pH 0,002M NaOH

pH=14-pOH

сила электролитов характеризуется величиной степени диссоциации.

Форм 14

K_дис >10^-2 - сильн

Теория кислот оснований.

В наст время в химии используется теория кислот и основании теоритическая. Кислота -электролит, при диссоциации которого в качестве катиона образ только катионы Н, основание-электролит, при диссоциации которого образ только гидроксид анионы.

Если мы переход к органическое соединение, то большинство этих веществ неэлектролиты либо очень Слаб электролиты.

Протеолитическая теория оснований(бейстет и лоури)

Кислотами называется вещества, отдающие протоны.

Основание- вещества, получающие протоны

кислоты могут быть нейтральными, анионный, катионными. Сильной кислоте (хорошему донору протонов)

Соответствует сильное основание.

Вода проявляет двойственное свойства, она может принимать протоны, так и отдавать протоны.

Аминокислоты и белки являются амфотерными.

3 теория-электронная теория кислот и оснований(льюис)

С точки зрения теории кислотой является молекула, имеющая вакантную орбиталь.

В образ комплексное соединение, катион имеет вакантные орбитали.

между кислотой и основанием образ внутренняя сфера комплекса.

Теория ЖМКО:

кислоты:

1. Жесткие(большой заряд)

2. Мягкие(большой радиус и небольшой заряд)

3. Средней жесткости. Металлы жизни(4 период)

Основания

1. Жесткие

2. Средней жёсткости.

Теория ЖМКО говорит, что наиболее прочные сильные связи между кислотами и основаниями одной классификации.