24.Криоскопия и эбулиоскопия.

Криоскопия (от греч. kryos — холод и scopeo — смотрю) — измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем. Метод криоскопии, предложенный в 1882 г. Ф. Раулем, применяют для определения молекулярной массы растворенного вещества. При этом берут соответствующее количество чистого растворителя и измеряют его температуру замерзания. Затем вновь расплавляют растворитель, вносят в него навеску изучаемого вещества и измеряют температуру начала замерзания полученного раствора при помощи того же термометра. Понижение температуры замерзания предельно разбавленного раствора прямо пропорционально его моляльной концентрации (закон Рауля).

Эбулиоскопия (от лат. ebulio — вскипаю) — измерение повышения температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем для определения молекулярной массы растворенного вещества. Основано на законе Рауля.

Тот факт, что давление паров над раствором отличается от давления паров над чистым растворителем, существенно влияет на процессы кристаллизации и кипения. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля.

25. Растворы. Химическое равновесие в растворах электролитов.

Ва(ОН)2, НСl, НNO3, H2SO4, HJ, NaOH, KOH, HClO4 – сильные электролиты (Это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы.)

HClO, HNO2, H2S, H2CO3, HCN, H3PO4, CH3COOH – слабые электролиты (Вещества, частично диссоциирующие на ионы.).

Сильные электролиты распадаются нацело, поэтому они не имеют постоянной равновесия (распад полностью).

Слабые электролиты количественно характеризуются с помощью степени и постоя нной диссоциации.

Причиной электролитической диссоциации является взаимодействие молекул растворенного вещества(в ковал пол св) с полярным растворителем (в частности с водой).

Это взаимодействие называется сольватацией. (в случе с водой гидротацией).

Степень диссоциации – отношение числа диссоциированных молекцл к общему числу растворенных молекул.

α = n/N α≤1 – степень диссоциации.

α>30% (0.3) – сильный электролит;

α<3% (0.03) – слабый электролит; между ними – средний эл-ит.

Константа диссоциации К_д = с²α²/с(1- α) = сα²/(1- α) – закон разбавления Оствальда.

α = √к/с

1) Степень диссоциации слабого электролита зависит от природы электролита;

2) .....от температуры;

3) от разбавления электролита (чем меньше конц-ия, тем больше α). В бесконечно разбавленных растворах α стремиться к 1.

26. Сильные и слабые электролиты.

(См пред. 25)

27. Ионное произведение воды. Водородный показатель.

Учитывая, что при комнатной температуре на ионы распадается лишь одна из примерно 10⁸ молекул воды, активности ионов в уравнении могут быть заменены их концентрациями, а концентрацию нераспавшихся молекул воды можно считать равной общей концентрации молекул воды. Концентрацию молекул можно рассчитать, разделив массу 1 л воды на массу ее моля:

1000/18 = 55,5 моль/л.

Считая эту величину постоянной, можно уравнение (8.16) записать в виде:

[Н+][ОН-] = Кд55,5 = Къ,

где Къ — ионное произведение воды. Так как в соответствии с уравнением диссоциации концентрации ионов Н+ и ОН~ в воде одинаковы, их можно определить, зная ионное произведение воды. При 295 К ионное произведение воды равно 10"1 . Отсюда

[Н+] = [ОН-] = √Кв 10-7 моль/л.

Диссоциация воды — процесс эндотермический, поэтому константа Къ сильно зависит от температуры.

Ионное произведение воды при 250 в любом водном растворе равно 10-14.

Водородный показатель рН. В соответствии с теорией электролитической диссоциации ионы Н+ являются носителями кислотных свойств, а ионы ОН- — носителями основных свойств. Поэтому раствор будет нейтральным, когда а(Н)=а(ОН)=√Кв – кислым, когда

А(Н) >а(ОН). и щелочным, когда а<а.

Для характеристики кислотности (щелочности) среды введен специальный параметр — водородный показатель, или рН. Водородным показателем, или рН, называется взятый с обратным знаком десятичный логарифм активности ионов водорода в растворе:

pH = -lgaH+.

Водородный показатель определяет характер реакции раствора. Например, при 295 К она нейтральна при рН 7 (ан. — 10-7 моль/л). При рН < 7 (ан, > 10-7 моль/л) реакция раствора кислая, при рН > 7 (ан, < 10~7 моль/л) — щелочная. Значение рН 7 соответствует нейтральному раствору только при 295 К (22°С). С изменением температуры меняются Къ (см. ранее) и концентрация ионов Н+ в нейтральном растворе.

Таким образом, зная рОН, можно легко рассчитать рН, и наоборот, по известному значению рН легко определяется рОН. рК=рН+рОН.