Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Осмотическое давление, его физический смысл и проявление. Формула вант-гоффа.
Осмотическое давление, диффузное давление, термодинамический параметр, характеризующий стремление раствора к понижению концентрации при соприкосновении с чистым растворителем вследствие встречной диффузии молекул растворённого вещества и растворителя. Если раствор отделен от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, то возможна лишь односторонняя диффузия — осмотическое всасывание растворителя через мембрану в раствор. В этом случае осмотическое давление становится доступной для прямого измерения величиной, равной избыточному давлению, приложенному со стороны раствора при осмотическом равновесии Осмотическое давление зависит от концентрации веществ, растворённых в их жидких средах. В процессе осмоса происходит переход молекул воды из одного раствора в другой, но только в одном направлении. p=СRT, (осмотическое давление) где R – универсальная газовая постоянная. Это уравнение по форме совпадает с уравнением состояния идеального газа, так как связь между концентрацией и объемом выражается, как С= Таким образом осмотическое давление равно тому газовому давлению, которым обладало растворенное вещество, если бы, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, оно занимало бы весь объем, который занимает раствор. Этот закон называется законом Вант-Гоффа. Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Кислоты, основания, соли с позиции теории Аррениуса. Роль растворителя в процессе распада электролита на ионы. Диэлектрическая проницаемость растворителя. Сольватация ионов и молекул. Раствор электролита – это раствор, который способен проводить электрический ток. Примерами растворов электролитов могут служить растворы щелочей, солей и неорганических кислот в воде, растворы ряда солей и жидком аммиаке и некоторых органических растворителях, например ацетонитриле. Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С. Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации, основывающуюся на следующих постулатах: 1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют; 2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом; 3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).
Кислоты — это вещества, образующие в водном растворе ионы гидратированные катионыводорода Н+ (ионы гидроксония) и анионы кислотного остатка. Основания — вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием катионов металла или аммония и гидроксид-анионов ОН−. Соли — вещества, диссоциирующие с образованием катиона металла или аммония и аниона кислотного остатка. Диэлектрическая проницаемость растворителя оказывает большое влияние на силу растворенных кислот или оснований, поскольку в результате процесса диссоциации образуются противоположно заряженные ионы, а также оказывают существенное влияние на электропроводность растворов электролитов. Еслидиэлектрическая проницаемость растворителя достаточно низкая, то даже сильные электролиты диссоциируют в очень незначительной степени, и такие растворы имеют невысокую ионную силу. Чемменьше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем сильнее будет выражено это взаимодействие между ионами Сольватация — связывание молекул растворителя молекулами или ионами растворённого вещества или набухшего твёрдого тела. В случае связывания молекул воды сольватацияназывается гидратацией. Обычно различают первичную сольватацию — взаимодействие молекул (ионов) вещества с ближайшими молекулами растворителя, и вторичную сольватацию — взаимодействие первично сольватированных молекул (ионов) с более удалёнными молекулами растворителя. Сольватация влияет на термодинамические и др. свойства раствора; ею обусловлены электролитическая диссоциация электролитов в полярных растворителях, растворимость неэлектролитов, многие жидкофазные химические реакции. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации, ее связь с изотоническим коэффициентом. Константа диссоциации и закон разбавления Оствальда. Ступенчатая диссоциация слабых электролитов. Влияние одноименных ионов на равновесие диссоциации слабого электролита в растворе. Состояние сильных электролитов в водных растворах. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы Nдисс.,к общему числу молекул растворенного электролита N:
a = Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными. Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми. К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HI, HClO4, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных. К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO2, H2SO3, H2S, H2SiO3, HCN, H3PO4) и большинство органических кислот (СН3СООН, Н2С2О4 и др. Тогда константа диссоциации будет равна: Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Данное уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов (при a <<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом: К д a2C, или a» Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше Кд, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Ступенчатая диссоциация электролитов. Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждая стадия ступенчатой диссоциации многоосновной кислоты характеризуется своей константой диссоциации. H3PO4 ⇆ H+ + H2PO4– H2PO4– ⇆ H+ + HPO42– HPO42– ⇆ H+ + PO43– Аналогичные соотношения характеризуют и ступенчатую диссоциацию оснований многовалентных металлов. Fe(OH)2 ⇆ FeOH+ + OH– FeOH+ ⇆ Fe2+ + OH– При ступенчатой диссоциации веществ распад по первой ступени всегда происходит в гораздо большей степени, чем по второй; по второй стадии – больше, чем по третьей и т.д. Иначе говоря, соблюдается неравенство: K1 >> K2 > K3 >.... Это объясняется тем, что энергия, необходимая для отрыва иона от нейтральной молекулы, меньше, чем от заряженной частицы. Степень электролитической диссоциации вещества зависит не только от его концентрации в растворе, но и от присутствия в растворе других электролитов. Степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор сильного электролита, содержащего одноименный (т.е. общий) ион с исходным электролитом. Рассмотрим равновесие в растворе аммиака: Константу равновесия этой реакции можно представить уравнением Если к раствору аммиака прилить сильный электролит, содержащий одноименные ионы, например, хлорид или нитрат аммония, то концентрация катионов NH4+повысится во много раз. Нарушенное таким образом равновесие будет восстанавливаться в результате соединения ионов NH4+ и OH- в недиссоциированные молекулы NH4OH. Следовательно,степень диссоциации слабого электролита понижается при введении в раствор какого-либо сильного электролита, содержащего одноименный с ним ион. Сильные электролиты в водных растворах практически полностью диссоциируют на ионы и истинная степень диссоциации для них равна 100% вне зависимости от концентрации электролита в растворе, что подтверждается физическими и физико-химическими методами исследования.
|
||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-01-19; просмотров: 266; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.145.178.157 (0.007 с.) |