Закон осмоса

Диффузия – это процесс самопроизвольного перемешивания вещества в растворе, приводящий к выравниванию его концентрации в объеме. Осмос - это процесс диффузии молекул вещества через полупроницаемую мембрану, которая обладает свойством пропускать молекулы в одном направлении и не пропускать их при диффузии молекул в обратном направлении.В результате осмоса в системе возникает избыточное давление – осмотическое (π). Его рассчитывают по закону Вант-Гоффа (закону осмоса):

где С_м – молярная концентрация раствора, R – газовая постоянная, Т – температура.

Уравнения 8.1.1 – 8.1.4 применимы только к растворам неэлектролитов. Для растворов электролитов в уравнение вводят поправочный коэффициент Вант-Гоффа (i) – изотонический коэффициент.

, Δ T кип = iECm

(8.1.5)   (8.1.7)

Δ T зам = iКCm,   π = iСмRТ.

(8.1.6)   (8.1.8)

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации электролита

где ν – количество ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы.

При большом разбавлении i равен числу ионов, на которые распадается электролит. Например, для раствора LiBr i =2, Na₂SO₄ – i = 3.

Распад электролита на ионы под влиянием полярных молекул растворителя (например, воды) называется электролитической диссоциацией.

АВ + n+m Н₂О ⇄ АВ (Н₂О) _n+m ⇄ А⁺(Н₂О) _n + В^–(Н₂О) _m

Сольватация – процесс взаимодействия молекул растворителя с частицами (ионами) растворенного вещества; частный случай сольватации – гидратация (если растворитель вода).

А⁺n(Н₂О) – гидратированный ион.

Количественной характеристикой процесса диссоциации является степень электролитической диссоциации.

Степень электролитической диссоциации (a) показывает отношение числа молекул диссоциирующих (распавшихся) на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества.

или

(8.2.1)

Степень диссоциации можно представить также как отношение равновесной концентрации ионов, на которые диссоциировала молекула к начальной концентрации электролита:

(8.2.2)

Степень диссоциации зависит от природы растворенного вещества, природы растворителя, от температуры, от концентрации раствора.

С повышением температуры степень диссоциации увеличивается, так как процесс распада молекул происходит с поглощением энергии.

Описать влияние природы растворенного вещества на степень диссоциации можно следующим образом. Электролиты делятся на истинные и потенциальные. Истинные электролиты имеют преимущественно ионный тип связи, их растворы образуются в две стадии: растворение и диссоциация:

КCl тв.+ (n + m)H₂O ⇄ K⁺ n (H₂O)р-р+ Cl^– m (H₂O) р-р.

Потенциальные электролиты имеют ковалентный полярный тип связи их растворы образуются в три стадии: растворение, ионизация и диссоциация:

CdCl₂ тв.+ (n + m)H₂O ⇄ CdCl₂(n + m)H₂Oр-р⇄

⇄ Cd²⁺ n (H₂O)р-р+ 2Cl^– m (H₂O) р-р.

По величине степени диссоциации (a) электролиты подразделяются на слабые, средние и сильные (табл. 8.2.1).

Таблица 8.2.1

Классификация электролитов (С = 0, 01 М)

Сильные электролиты – это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. В растворе сильного электролита растворённое вещество находится в основном в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют. В растворах сильных электролитов диссоциация необратима.

Слабые электролиты – вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов диссоциация обратима и существует равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами:

АВ ⇄ А⁺ + В^–.

7.2.1. Равновесие в растворах электролитов

Равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается соответствующей константой, называемой константой диссоциации.

Константа диссоциации (K _д) – отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.

,

(8.2.3)

где [А⁺], [В^-], [АВ] – равновесные молярные концентрации ионов и недиссоциированных частиц.

Значения констант диссоциации слабых электролитов определены экспериментально и приведены в справочниках. Для сильных электролитов константы отсутствуют, т. к. их диссоциация необратима. Например, диссоциация уксусной кислоты и константа диссоциации выражаются уравнениями:

CH₃COOH ⇄ CH₃COO^–+ H⁺, .

Если молекула слабого электролита состоит более чем из двух ионов, то его диссоциация идет по ступеням, и каждая ступень характеризуется своей константой диссоциации. Например, диссоциация H₂CO₃ может протекать в 2 ступени:

1 ступень H₂СO₃ ⇄ H⁺ + HСO₃^–

2 ступень: HСO₃^–⇄ H⁺+ СO₃^2–

Исходя из значений константы диссоциации, можно оценивать и сравнивать силу электролитов: чем меньше К _Д тем слабее электролит, и наоборот.

Для разбавленных растворов слабых электролитов между константой диссоциации, концентрацией раствора и степенью диссоциации существует связь, которая выражается законом разбавления Оствальда: степень диссоциации возрастает с уменьшением концентрации раствора (т.е. при его разбавлении).

(8.2.4)

Если степень диссоциации очень мала a< < 1, то (1–a)»1. Следовательно, закон разбавления Оствальда для слабых электролитов принимает вид:

или .

(8.2.5)