Общие свойства растворов(температура замерзания и кипения растворов,давление пара растворителя над раствором,осмотическое давление)

Понижение давления пара растворителя над раствором: при данной температуре давления насыщенного пара над жидкостью это постоянная величина.При растворении в воде какого либо твердого, нелетучего вещ-а давление насыщенного пара этой жидкости понижается.Таким образом давление насыщенного пара раствора над растворителем всегда меньше чем над чистым раствором дельта р=р₀-р-абсолютное понижение давления пара. Дельта р/р₀-относительное понижение давления пара.По закону Рауля относительное понижение давления пара растворителя над раствором =мольной доли вещ-а.Давление пара растворителя над раствором зависит от природы растворителя, молярной доли растворенного вещества, но не зависит от природы растворенного вещества. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения: температура кипения раствора содержащего нелетучее растворенное вещество всегда выше чем чистого растворителя.Температура замершего раствора содержащего нелетучее растворенное вещество всегда ниже, чем чистого растворителя. Осмотическое давление: диффузией называют стремление вещ-а равномерно распределяться по всему объему раствора, что приводит к выравниванию концентраций.Разделим раствор и растворитель пленкой через которую проходят молекулы растворителя, но не проходят молекулы растворенного вещества.Процесс односторонней диффузии растворителя через полупроницаемую мембрану назыв. Осмосом.Осмотическим назыв.то давление которое необходимо приложить к раствору чтобы прекратить осмос.Осмотическое давление не зависит от природы растворенное вещества и раствора.По закону Вангофа осмотическое давление зависит от концентрации и давления. Росм.=С*R*T, где Т-температура, С-молярная концентрация, R-молярная масса. Росм.=(m/M*V)*RT

29.Растворы электролитов.Изотонический коэффициент.Основные положения теории электролитической диссоциации. Вещества распадающиеся в расплавах или в растворах на ионы и проводимые ток назыв.электролиты.К электролитам относят соли, кислоты, щелочи.Вещ-а которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят назыв.неэлектролитами.к ним относятся большинство органических соединений.Для растворов электролитов осмотическое давление ниже давления пара, изменения температуры кипения и замерзания оказываются выше, чем это отвечает концентрации раствора.Чтобы распространить на на электролиты расчетные формулы данных законов был введен изотонический коэффициент i=P'осм/

Росм.=дельта t’кип./дельта tкип.=дельта р'/дельта р=дельта t’замерз/дельта t замерз. Теория электролитической диссоциации: 1) электролиты в расплавах или в водном растворе подвергаются ионизации т.е распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы.Положительно заряженные ионы называются катионами к ним относятся ионы металлов и ион водорода.Отрицательно заряженные ионы назыв.анионы, к ним относятся кислотные остатки и ОН 2)В следствии электролитической диссоциации водные растворы электролитов проводят электрический ток.Электропроводность в водных растворах электролитов пропорциональна общей концентрации ионов в растворе. 3)Возможность и степень распада на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя.При растворении ионных соединений происходит диссоциация т.к. ионные соединения уже состоят из ионов.Электролиты можно разделить на 2 группы: истинные электролиты(вещ-а имеющие ионую кристаллическую решетку) и потенциальные электролиты(вещ-а имеющие молекулярную структуру)

30.Равновесие в растворах электролитов.Степень электролитической диссоциации.Сильные и слабые электролиты. Для количественной характеристики процесса диссоциации было введено понятие степени диссоциации(a), это отношение числа диссоциирующих молекул (n) к общему числу растворенных молекул(n₀)По степени диссоциации все электролиты делят на слабые если a < 3%, средние если a от 3 до 30 процетов и сильные если a> 30%К сильным электролитам относят: растворенные в воде соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты.На степень диссоциации влияет природа растворителя, концентрация раствора, наличие одноименных ионов.Добавление одноименных ионов уменьшает диссоциацию слабых ионов.При растворении электролитов в растворах электролит диссациирует на ионы, в следствии чего число частиц в растворе становится больше по сравнению с раствором электролитом.

31.Константа диссоциации.Закон разбавления Оствальда. Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.Диссоциация слабых электролитов это обратный процесс.Константа диссоциации-константа равновесия процесса диссоциации.Кдис.зависит от природы электролита от природы растворителя, от температуры.Константа диссоциации указывает на прочность молекул в данном растворе.Чем она меньше тем слабее диссоциация, тем меньше ионов в растворе. К дис.=[K]*[A]/[KA]=Ca*Ca/C-Ca=Ca²/1-a-закон разбавления Оствальда, где

a-степень диссоциации, С-концентрация слабого электролита в растворе.Степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита или степень диссоциации увеличивается по мере разбавления раствора

32.Теория сильных электролитов.Активность ионов, ионная сила раствора.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью.Недиссоциируемые молекулы отсутствуют, степень диссоциации =1.Однако свойства растворов сильных электролитов не соответствует о их полной диссоциации.Измеряемая степень диссоциации может быть меньше 1 и стремиться к 1 лишь при бесконечном разбавлении.Эксперементальное определение степени диссоциации назыв.кажущейся степенью диссоциации.Ионы электролита взаимодействуют не только с растворителем но и друг с другом.Вокруг каждого иона в растворе создается ионная атмосфера, тоесть ионное облако состоящее из ионов с противоположным знаком заряда.Возникает эффект уменьшения ионов участвующих в химическом процессе.При движении ионов окружающая его ионная атмосфера тормозит движение и уменьшаетр подвижность ионов.Чем больше концентрация раствора тем сильнее проявляются тормозящие действия ионой атмосферы.Применять уравнение для константы диссоциации к сильным электролитам оказалось возможным при замене значения концентрации на активность.а-активность иона т.е эффективная концентрация иона соответственно которой он действует в химических реакциях.f-коэффициент активности учитывающий все все виды взаимодействия частиц в растворе f стремится к 1 лишь при бесконечном разбавлении, зависит от температуры, природы растворителя, растворенного вещества и от концентрации.Коэффициент активности данного иона зависит от его заряда и от ионной силы раствора(m)под которой понимают полусумму произведений концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда.

33.Кислоты, основания, соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Ступенчатая диссоциация кислот и оснований. Характер диссоциации средних, кислых основных, двойных солей. Амфотерные электролиты. Изменение кислотно-основных свойств соединения элементов. Кислотой назыв.электролит кот.диссоциируют с образованием ионов водорода.

Чем больше константа диссоциации кислоты тем она сильнее. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато

Константа полной диссоциации = проиведению константы соответствующих отдельным стадиям. Основанием назыв.электролит который диссоциирует с образованием гидроксил ионов ОН………………..

Многокислотные основания диссациируют ступенчато

Электролиты которые диссоциируют и как кислоты и как основания назыв.амфотерными.

Соли:

Кислые соли:

Основные:

Двойные соли:

Смешанные:

Комплексные:

34.Ионное произведение воды.Водородный показатель. Ионное произведение воды - произведение концентраций ионов водорода Н+ и ионов гидроксида OH- в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H₂O + H₂O - H₃O⁺ + OH⁻

или

H₂O - H⁺ + OH⁻

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

где:

[H⁺] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH⁻ ] — концентрация гидроксид-ионов;

[H₂O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации

Водоро́ дный показа́ тель, pH - мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентна концентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифм активности водородных ионов, выраженной в молях на литр.

Расчет: pH=-lg[H⁺]

pH кислых растворов pH < 7, pH щелочных растворов pH > 7, pH нейтральных растворов равен 7.

35.Реакции в растворах электролитов как реакции ионного обмена, условия их протекания.Реакция нейтрализации. Реакции между электролитами в растворе это реакции между ионами.Сильные электролиты в разбавленных растворах практически поностью ионизируют, поэтому уравнения реакции записанные в молекулярной форме для реакции в растворах не применимы т.к не дают возможности судить о направлении процесса.Реакция между электролитами в растворе возможна т.е необратимо протекает если один из продуктов реакции выделяется в виде газа или осадка или явл.слабым электролитом.Ионные реакции записываются с помощью ионно-молекулярных уравнений, полных и сокращенных.При этом сильные электролиты записываются в види ионов в молекулярной форме записывают нерастворимые вещ-а, газообразные веще-а и слабые электролиты.

Взаимодействие между кислотами и основаниями в результате которого образуется соль и вода назыв.реакцией нейтрализации.Нейтрализация доходит до конца когда единственным слабым электролитом в системе явл.вода.

Взаимная нейтрализация кислот и оснований различающихся по силе до конца не протекают, в силу протекания обратной реакции гидролиза образуются соли.