 |
|
Растворы электролитов.
Растворы – гомогенная система, содержащая 2 или более компонента. Дисперсные(раздробленные) системы, компоненты к-х равномерно распределены друг в друге. Совокупность распределенных частиц – дисперсная фаза, а фаза в к-й распределены эти частицы – дисперсная среда. Растворитель – его больше, растворенное в-во – твердое, или то, к-го меньше.
Классификация р-в:
По дисперсности(размер частиц) грубодисперсные(взвеси,суспензия,эмульсии,пены) d≥100нм, коллоидные(золи) 1нм≤d≤100нм, истинные р-ры молекул или ионной степени дисперсности(сахар в воде)
По агрегатному состоянию твердые р-ры(сплавы), жидкие р-ры, газообразные р-ры(воздух).
По содержанию растворенного в-ва концентрированные, разбавленные, насыщенные(дальнейшее растворение не происходит), ненасыщенные, пересыщенные(неустойчивые)
По растворимости Для характеристики растворимости используют коэффициент растворимости k=m/100г воды при 20°С. k>10–хорошо растворимые, 0,01<k <10 –малорастворимые, k<0,01 –практически нерастворимые. Максимальная растворимость – хлорид сурьмы – SbCl3 в 100г воды – 600г при Т=0°С, при Т=40°С – 1368г хлорида сурьмы. Сахар при Т=20°С 500г в 100г воды.
Идеальные растворы – нет взаимодействия между компонентами – к ним приближаются очень разбавленные растворы.
Свойства растворов неэлектролитов: КОЛЛЕГАТИВНЫЕ – не зависят от концентрации, природы вещества, общие св-ва.
1. Уменьшение давления насыщенного пара над раствором.
2. Увеличение Т кипения р-ра.
3. Уменьшение Т замерзания р-ра.
4. Увеличение осмотического давления – избыточного давления, возникающего при установлении равновесия в разнице уровней растворов. Определяется внешним давлением на раствор, при котором осмос прекращается(величина гидростатического давления столба жидкости высотой h).
Рассмотрим по порядку:
1. В результате испарения – над жидкостью пар, при растворении нелетучего компонента в растворителе – число молекул растворителя, переходящего в пар – уменьшается. Это вызывает нарушение равновесия жидкость-газ. При этом давление насыщенного пара снижается.
I закон Рауля: Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем. РО-Р=ΔР= РО*χ , χ – мольная доля растворенного в-ва
ΔР/РО=χ относительное понижение давления пара над р-м равно мольной доле растворенного в-ва.
2. II з-н Рауля: Увеличение Т кипения р-ра пропорционально моляльной концентрации раствора. kЭ – эбуллиоскопическая константа. ΔTКИП= kЭСm
3. III з-н Рауля:Уменьшение Т замерзания р-ра пропорционально моляльной концентрации р-ра. kК – криоскопическая константа. ΔTЗАМ= kКСm
II и III з-ны Рауля можно проиллюстрировать на примере фазовой диаграммы воды. Раствор кипит, если Р=РНАСЫЩЕННОГО ПАРА
Т.к. давление пара над р-м меньше давления насыщенного пара, то изобразить такую же диаграмму для р-ра, то соответственные линии пойдут ниже. Пунктиром – фазовая диаграмма раствора. Рауль предложил ΔTКИП и ΔTЗАМ использовать для определения молярных масс растворяемого в-ва.
4. Осмос – явление односторонней диффузии через полупроницаемую перегородку. В результате односторонней диффузии растворитель переходит в р-р, что создает давление, что можно определить по высоте столба жидкости n. РОСМ=h.
З-н Вант-Гоффа: осмотическое давление разбавленного р-ра равно тому давлению, к-е производило бы растворенное в-во, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объемы р-ра.
Вант-Гофф предположил, что для можно использовать ур-е состояния идеального газа. РОСМ=СМRТ. РОСМ=такому Р, к-е создавало бы растворение в-ва, если бы оно находилось в газообразном состоянии. Раствор с одинаковыми РОСМ – изотонические.
Получение р-в: для реальных р-в электролитов все приведенные ранее ф-лы можно использовать с учетом изотонического коэффициента.
i=C(суммарная концентрация всех ионов)/С(общая молярная)
РОСМ(электролита,реал.р-в)= iCMRT, ΔTЗАМ=ikКCm
Возникновение растворов: при растворении ионного кристалла в полярном растворителе процесс растворения можно представить состоящим из 3х этапов
1.Диполи воды благодаря ориентационному эффекту окружают кристалл и начинают его разрушать. ММВ. 2. диполи растворителя окружают ионы, создавая соответствующие сольватные или гидратные(если растворитель вода) оболочки. Имеет место ион-дипольное взаимодействие. Может наступить граница полной гидратации – разобраны все молекулы растворителя. Эти оболочки иногда называют «шубами». 3. Ионов много, они подходят друг к другу – ион-ионное взаимодействие→уменьшение концентрации ионов.
Сильные электролиты: из-за ион-ионного взаимодействия для р-ра сильных электролитов вводят понятие активной концентрации(а).
а=faC fa= а/C<1(обычно). fa – по таблицам в зависимости от ионной силы р-ра. Ионная сила р-ра(I) I=½∑СiZi2, Сi-концентрация, Zi-заряд.
К сильным электролитам относятся: кислоты HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4; основания (щелочи) LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sc(OH)2; соли(почти все) Al2(SO4)3, KMnO4, NaCl, Na2SO4.
Типы взаимодействия в р-х: 1.ММВ 2. И-д 3.И-и.
Основные характеристики: a – активная концентрация, I – ионная сила, fa – коэффициэнт активности.Принято считать, что при СМ≤0,01 fa=1 – граница полной гидратации.Ионная атмосфера.
Вычисление pH р-ра: 1.Рассчитать I 2.Определить fa. 3.Рассчитать aH+= faCH+ 4.Найти pH
Растворы сильных электролитов не подчиняются закону действующих масс.
К слабым электролитам относятся кислоты большинство органических, H2S, HNO2, HCO3, основания Mg(OH)2, Al(OH)3, Mn(OH)2, соли(некоторые) Fe(SCN)3, Hg2Cl2.
Типы взаимодействия в р-х: 1.ММВ 2. И-д.
Основные характеристики: С - конц.р-ра, α – степень диссоциации, КДИС – константа диссоц.
Вычисление pH р-ра: 1.Рассчитать СИОН=[Н+]= КДИСС или [ОН+]= КОСНС 2. Найти pH
Неэлектролиты:
I закон Рауля: ΔР/РО=χ II з-н Рауля: ΔTКИП= kЭСm III з-н Рауля:ΔTЗАМ= kКСm
РОСМ= CMRT