ТЕМА 7. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ
Лекции.ИНФО


ТЕМА 7. ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ



Неэлектролиты – вещества, которые в водных растворах дробятся до молекул – электронейтральных частиц, поэтому не проводят электрический ток.

 

ОСМОС I ЗАКОН РАУЛЯ

Осмос – односторонняя диффузия р0

молекул низкомолекулярного ве- Жидкость ↔ Пар + ΔН

щества (растворителя) через полу- Н2О t˚↑

проницаемую мембрану. (Ле Шателье)

Осмотическое давление – давле – Насыщенный пар – пар,

ние, которое необходимо приложить находящийся в равновесии

к раствору II, чтобы привести его в с жидкостью при данной

равновесие с раствором I. температуре, а его давление –

Давление насыщенного пара.

Закон Вант-Гоффа

р1 – давление насыщенно-

Росм. = nRT V
го пара растворителя над раствором.

Р0 – давление насыщенного пара

над водой.

р1

n – число моль растворённого вещест- раствор ва (р.в.) сахара

V – объём раствора (л или м3);

R – универсальная газовая постоянная- р10, т.к. :

(8,31 Дж/моль·К) - испарение с меньшей поверхности;

T – температура (К) - часть молекул воды связана в

гидратные оболочки с

Pосм.–осмотическое давление пара (Па) молекулами р.в.

Росм. = СRT
n/V = С – молярная концентрация р0 – р1 – понижение давления пара

над раствором неэлектролита

 

 
 

 

 


Продолжение

 
 


относительное понижение

давления пара над раствором

р0 – р1 = N р0
Соотношения:

R = 8,31 Дж/моль·К - Закон Рауля

V – 1 м3 – 1·10-3 л N – мольная доля

 

N = n(р.в.) n(р.в.) + n(р-ля)
р – Па

R = 0,081 л·атм/ моль·К

V = 1 л

 

р – атм. n = m/ M

 
 


II ЗАКОН РАУЛЯ

Повышение температуры кипения Понижение температуры

Замерзания

       
 
Δt˚кип. = Е·С
 
Δt˚зам. = К·С

 


Е–эбулиоскопическая постоянная раст- К–криоскопическая постоянная

ворителя (в справочнике) раст ворителя (в справочнике)

 

Δt˚зам. = К·m(р.в.)·1000 Mr·m(р-ля)
С – моляльная концентрация – показывает число моль р.в., содержащихся в 1000 г растворителя

Δt˚кип. = Е·m(р.в.)·1000 Mr·m(р-ля)

 


Δt˚кип = t˚кип. р-ра - t˚кип. р-ля Δt˚зам = t˚зам. р-ля - t˚зам. р-ра

 
 


РЕШЕНИЕ ТИПОВОЙ ЗАДАЧИ ПО ТЕМЕ: «НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ»

 

Задача № 1

Чему равно при температуре 7,5ºС осмотическое давление раствора, в 1,5 л корого содержится 276 г глицерина (С3Н8О3).

Росм. = nRT ; подставляем данные в формулу.

V

М(С3Н8О3) = 92 г/моль

Росм. = nRT = 276·8,31·280,5 = 465 360 Па

V 92·1,5·10-3

Ответ: Росм.= 465360 Па.

 

Задача № 2.

Найдите при 65°С давление пара над раствором, содержащим 13,68 г сахара (С12Н22О11) в 90 г воды, если давление пара над водой при той же температуре равно 25 кПа.

Зная формулу I закона Рауля, вычисляем:

р1 = р0 – р0·N

N = n(р.в.)

n(р.в.) + n(р-ля)

n(р.в.) = m/M = 13,68/342 = 0,04 моль

n(р-ля) = 90/18 = 5 моль

р1 = 25·103 - 25·103·0,04/5,04 = 24801 Па

Ответ: р1 = 24801 Па.

Задача № 3.

При какой температуре будет замерзать 40 % раствор спирта С2Н5OH, если К=1,86.

Используем математическое выражение II закона Рауля:

 

Δt˚зам. = К·m(р.в.)·1000 = 1,86·40·1000 26,9 о

Mr·m(р-ля) 46·60

М(С2Н5OH) = 46 г/моль

m(р-ля) = 100 – m(р.в.) = 100 – 40 = 60г

зам .р-ра= t˚зам. р-ля - Δt˚зам. р-ра = 0 – 26,9 = - 26,9ºС

Ответ: Δt˚зам = - 26,9ºС.

ТЕМА 8. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ.

ИОННЫЕ УРАВНЕНИЯ РЕАКЦИЙ

 

Электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электролитическая диссоциация – процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул жидкого растворителя.

Количественно процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации (α).

 
 
α = n (число распавшихся молекул) ; N (исходное число молекул в растворе)  


α в % или в долях.

Электролиты

       
   
Слабые
 
Сильные
 


Диссоциируют на ионы

хорошо плохо

30% < α < 100% α < 30%

1. Кислоты: H2SO4; HNO3; HCl; HBr; 1. H2SO3; HNO2; H2S; H2CO3;

HI; HClO4; HMnO4. H2SiO3; H4SiO4; H3PO4; HCN и др.

 

2. Основания щелочных и щелочнозе- 2. NH4OH; Cu(OH)2; Zn(OH)2 и т.д.

мельных металлов (кроме Be и Mg):

LiOH; NaOH; KOH; RbOH; CsOH;

FrOH; Ca(OH)2; Ba(OH)2; Sr(OH)2

щелочи–хорошо растворимые в воде.

3. Почти все соли.

 

Диссоциация кислот и оснований.

Кислоты Основания
1. Сильные HCl → H+ + Cl‾ H2SO4 → H+ + HSO4 HSO4↔ H+ + SO42- 2. Слабые H3PO4 ↔ H+ + H2PO4 H2PO4↔ H+ + HPO42- HPO42- ↔ H+ + PO43- 1. Сильные NaOH Na+ + ОН- 2. Слабые Fe(OH)3 ↔ OH + Fe(OH)2+ Fe(OH)2+ ↔ OH + (FeOH)2+ (FeOH)2+ ↔ OH + Fe3+  

Выводы:

1. Кислоты – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы водорода и анионы кислотных остатков.

2. Основания – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металла и анионы гидроксогрупп (OH).

3. Сильные многоосновные кислоты и многокислотные основания по первой ступени диссоциируют необратимо, а далее – обратимо (ступенчато).

4. Слабые многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато и обратимо.

Диссоциация солей.

1. Нормальные (средние) Fe2(SO4)3→2Fe3++3SO42- CuCl2 → Cu2+ + 2 Cl‾ 2. Кислые NaHCO3 → Na+ + HCO3 сл. эл-т HCO3↔ H+ + CO32- 3. Основные MgOHCl MgOH+ +Cl‾ MgOH+ ↔Mg2++OH‾
4. Двойные KAl(SO4)2→K++Al3++2SO42- 5. Смешанные CaOCl2→Ca2++Cl‾+OCl‾ 6. Комплексные K3[Fe(CN)6]→3K++[Fe(CN)6]3+

Выводы:

1. Соли – электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

2. Нормальные, двойные, смешанные и комплексные соли диссоциируют по типу сильного электролита (необратимо) только в одну ступень.

3. Кислые, основные соли диссоциируют ступенчато, но по первой ступени необратимо (по типу сильного электролита), а далее – обратимо, как слабые электролиты.

Ионные реакции обмена – это реакции обмена между ионами в растворах электролитов.

Протекают, если образуются:

1) труднорастворимые вещества,

2) газообразные соединения;

3) слабые электролиты.









Читайте также:

Последнее изменение этой страницы: 2016-03-26; Просмотров: 251;


lektsia.info 2017 год. Все права принадлежат их авторам! Главная