65 И 66 осмос, осмотическое давление. Закон вант-Гоффа. Осмотическое давление

Осмос ─ это диффузия вещества через полупроницаемую мембрану, через которую проходит растворитель, но не проходят растворённые вещества. Молекулы растворителя диффундируют из растворителя в раствор или из менее концентрированного раствора в более концентрированный, который разбавляется и высота его столба (h) увеличивается

Внешнее давление, которое нужно приложить, чтобы осмос прекратился, называется осмотическим и обозначается π. Экспериментально было найдено, что осмотическое давление пропорционально молярной концентрации раствора (с_м) и температуре (Т, К)

π = c_мRT,

Фактор	Формулы для расчёта
	неэлектролит	электролит
Осмотическое давление	π = cмRT	π = i ·cмRT
Повышение температуры кипения	Δ Т кипения = Е Н2О · с m	Δ Т кипения = i · Е Н2О · с m
Понижение температуры замерзания	Δ Т амерзания = КН2О · с m	Δ Т замерзания = i· К Н2О · с m

где R ─ универсальная газовая постоянная. Это уравнение называют законом Вант-Гоффа. В таком виде оно применимо только к растворам неэлектролитов.

X

67 Теория электролитической диссоциации Аррениуса.

В 1887 году шведский учёный С. Аррениус выдвинул гипотезу о том, что соли, кислоты и основания в воде диссоциируют на ионы ─ подвергаются электролитической диссоциации, механизм которой можно рассмотреть на примере диссоциации хлорида калия (рис. 4.4).

Рис. 4.4 ─ Схема процесса диссоциации хлорида калия

При растворении в воде полярные молекулы Н₂О ориентируются противоположно заряженными концами к ионам калия и хлора, которые гидратиратируются и отщепляются от кристалла соли. Электролитическая диссоциация (разложение вещества на ионы) записывается без участия молекул воды:

KCl → K⁺ + Cl¯.

Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные ─ анионами. Электролитическая диссоциация веществ с ковалентной полярной связью имеет предварительную стадию ионизации, когда под влиянием полярных молекул растворителя происходит увеличение полярности химической связи.

Количественно электролитическая диссоциация характеризуется степенью и константой диссоциации. Степень электролитической диссоциации (α) равна отношениючисла молекул, которые продиссоциировали на ионы, к общему числу молекул электролита:

69Степень и константы диссоциации

Константа электролитической диссоциации характеризует равновесие диссоциации только слабых электролитов. Чем меньше величина константы диссоциации, тем более слабым является электролит.

В растворах сильных электролитов концентрация ионов велика и проявляется взаимодействие ионов друг с другом, с полярными молекулами растворителя, на свойства раствора более сильное влияние оказывает процесс образования гидратов и т.д. Вся совокупность взаимодействий между частицами в растворах учитывается введением вместо концентрации «с» активности «а».

Электролитическая диссоциация слабых электролитов, как процесс обратимый, подчиняясь принципу Ле Шателье, увеличивается с разбавлением раствора, т.к. происходит уменьшение концентрации ионов в растворе. Кроме того, электролитическая диссоциация происходит с поглощением теплоты, а поэтому возрастает при нагревании.