Контрольні питання:

1. Які сили діють між молекулами у розчині? Яка внутрішня структура розчину?

2. Від яких факторів залежить тиск насиченого пару рідини?

3. Сформулюйте закон Рауля, напишіть його математичний вираз та поясніть вхідні у нього члени.

4. Що таке кріоскопічна постійна? Як визначається кріоскопічна постійна?

5. Що таке ебуліоскопічна постійна? Як визначається ебуліоскопічна постійна? Від яких факторів залежить її величина?

6. Що таке осмотичний тиск?

7. Які перепони мають назву напівпроникні? Наведіть приклади.

Задачі:

1. Молярна доля хлориду цинку у водному розчині дорівнює 0,0422, густина розчину дорівнює 1,238г/см³. Визначити: а) моляльність, б) молярну концентрацію розчину.

2. Тиск пару розчину, який містить анілін масою 0,425г у ефірі масою 100г, при 20 ⁰С дорівнює 587,7 гПа. Тиск пару над чистим ефіром при цієї ж температурі дорівнює 589,7 гПа. Визначити відносну молекулярну масу аніліну.

3. Зниження температури замерзання бензолу при розчиненні у ньому камфори дорівнює 0,626⁰. Температура замерзання бензолу 5,5 ⁰С, а удільна теплота плавлення його 126 Дж/г. Розрахувати відносне зниження тиску насиченого пару розчину у відсотках.

4. Розчин саліцилової кислоти у етиловому спирті кипить при температурі 78,584⁰С. Температура кипіння спирту дорівнює 78,3⁰С, а удільна теплота випарювання його при цієї температурі 853,5 Дж/г. Розрахувати тиск пару над розчином при 78,3⁰С.

5. Осмотичний тиск водного розчину гемоглобіну, який містить 32 г/л при 17⁰С, дорівнює 4384 Па. Визначити відносну молекулярну масу гемоглобіну.

Лабораторна робота № 17. Розчини електролітів

Мета роботи – ознайомитися з теорією електролітичної дисоціації, теорією сильних електролітів Дебая – Гюккеля, навчитися розраховувати константу дисоціації слабких електролітів, визначати коефіцієнт активності іонів та порівнювати хімічну активність кислот, характер дисоціації гідроксидів та солей.

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

У попередній лабораторній роботі було показано, що відповідно до законів Рауля, такі фізичні властивості розчинів, як зниження тиску насиченої пари, підвищення темпера­тури кипіння розчинів, зниження температури замерзання розчинів, визначаються числом молів (частинок) розчинених речовин і не залежать від їх природи. Але для розчинів електролітів (солей, кислот, основ), тобто речовин, які у розплавленому стані або у розчині здатні проводити електричний струм, спостерігаються відхилення від законів Рауля. Вант-Гофф установив, що такі самі відхилення спостерігаються стосовно зниження тиску на­сиченої пари ∆Р та підвищення температури кипіння роз­чину ∆Т_К. Тому для кількісного врахування всіх цих від­хилень досить ввести один поправочний множник, назва­ний ізотонічним коефіцієнтом і, який дає змогу застосовувати закони Рауля до розбавлених розчинів електролітів. Цей множник визначається із співвідношення:

(1)

де у чисельнику - експериментальні, а у знаменнику — теоретичні значення вказаних параметрів розчину. Якщо відоме значення і, то параметри ∆Р', ∆Т'_к , ∆Т'_з для розчинів електролітів можна обчислити за формулами:

∆Р'= і*∆Р = і*Р₀ *N(Х); (2)

∆Т'_к = і*∆Т_к=і*Е*b(Х); (3)

∆Т'_з = і*∆Т₃=і*к* b (Х). (4)

Числові значення ізотонічного коефіцієнта залежать від природи електроліту та його концентрації в розчині. Для прикладу наведемо значення і для розчинів деяких елек­тролітів однакової моляльної концентрації, що дорівнює 0,1 моль/кг: КС1 - 1,85; Ва(ОН)₂ - 2,54; Н₂SО₄ - 2,2; СН₃СООН - 1,01; NH₄0Н - 1,01.

Зі зменшенням концентрації електроліту (з розбавленням розчину) значення і зростають, поступово наближаючись до цілих чисел: для розчину КС1 - до 2, для СН₃СООН і NH₄0H - теж до 2, але дуже повільно, Ва(ОН)₂ і Н₂SО₄ - до 3.

Аналізуючи ці дані, С.Арреніус дійшов висновку, що кількість частинок у розчині електроліту збільшується, тому що електроліти в процесі розчинення розпадаються на дрібніші заряджені частинки - іони, їх рух в електричному полі пояснює здатність електролітів проводити електричний струм. Позитивно заряджені частинки рухаються до негативного електрода — катода і називаються катіонами, а негативно заряджені частинки рухаються до позитивного електрода -анода і називаються аніонами. За своїми властивостями іони суттєво відрізняються від нейтральних атомів та молекул, з яких утворилися.

С.Арреніус з'ясував фізичний зміст ізотонічного коефіці­єнта. Цей коефіцієнт показує, у скільки разів збільшується число частинок у розчинах електролітів внаслідок їх дисоціації на іони. Якби електроліти повністю розпада­лися на іони, число частинок збільшилося б у ціле число разів. Так, за повної дисоціації КС1, NH₄0H, СН₃СООН коефіцієнт і має дорівнювати двом, Н₂SО₄, Ва(ОН)₂ - трьом і т.д. Оскільки знайдені значення і були меншими від цих чисел, Арреніус припустив, що дисоціація відбувається неповністю, тобто зворотно.

Для кількісної характеристики процесу дисоціації було введено поняття ступінь дисоціації а - відношення числа молекул, що розпалися на іони N_дис, до вихідного числа N розчинених молекул:

α= (5)

Ступінь дисоціації можна обчислити за значенням ізо­тонічного коефіцієнта, який визначають, вимірюючи тем­ператури замерзання або кипіння розчину (1). Для того, щоб встановити зв'язок між цими величинами, рівняння (5) представимо у вигляді:

N_дис= α*N

Якщо під час дисоціації однієї молекули електроліту утворюється g іонів, то з α*N таких молекул - g α*N іонів. У розчині залишиться (N- α*N) недисоційованих молекул. Загальне число частинок розчиненої речовини (молекул та іонів) у розчині становитиме gα*N + (N- α*N). Ізотонічний коефіцієнт - це відношення загального числа частинок у розчині до числа вихідних розчинених молекул:

звідки: (6)

Для розчинів багатьох електролітів на основі експериментально визначених ∆Т'_к і ∆Т'_з були розраховані значення ізотонічного коефіцієнта та ступеня дисоціації. Ці значен­ня ступенів дисоціації збігалися з величинами а, які були знайдені іншим методом - вимірюванням електропровід­ності розчинів. Це підтвердило положення теорії електро­літичної дисоціації, розробленої Арреніусом.