Номера заданий для контрольной работы

Предпо-следняя цифра шифра	Последняя цифра шифра
				168,

Тема 1. Основные термодинамические представления.

Понятия химической термодинамики. Энтальпия. Закон Гесса. Понятие энтропии. Энергия Гиббса. Термодинамические расчеты по реакции.

 

Химическая термодинамика исследует закономерности превращений энергии в химических процессах. Она изучает движущие силы химических реакций, их направление и возможности реального осуществления в данных условиях, а также их энергетические характеристики.

Энтальпия – функция состояния, увеличение которой равно теплоте, полученной системой в изобарном процессе.

Тепловым эффектом химической реакции называют максимальное количество тепла, которое выделяется или поглощается в необратимом процессе при постоянном объеме или давлении. Уравнение реакции, для которой указываются соответствующие изменения энтальпии, называются термохимическими.

Химические реакции, при протекании которых во внешнюю среду выделяется теплота и происходит уменьшение энтальпии системы (Δ Н_r <0), называются экзотермическими. Реакции, в результате которых система поглощает теплоту извне и энтальпия возрастает (ΔН_r>0), называются эндотермическими.

Для многих реакций изменение энтальпии можно рассчитать с помощью справочных таблиц стандартных энтальпий образования реагентов и продуктов этих реакций. На основе таких расчетов может быть предсказана энергетика без проведения эксперимента.

Энтальпией образования ( Δ H_f) (formation – образование) соединения называют изменение энтальпии системы, сопровождающее образование 1 моль соединения из простых веществ. Энтальпии образования простых веществ принимают равными нулю. Если исходные вещества и продукты реакции находятся в стандартном состоянии (р = 1 атм = 10⁵ Па, Т = 298 К), энтальпию образования называют стандартной, обозначают Δ H_f º, измеряют в килоджоулях на моль (кДж/моль); энтальпию реакции в стандартных условиях обозначают Δ H_r º.

ЗаконГесса: при постоянных давлении и температуре изменение энтальпии при образовании продуктов из данных реагентов не зависит от числа и вида реакций, в результате которых образуются эти продукты, а определяется начальным и конечным состоянием веществ.

Следствие из закона Гесса: изменение энтальпии реакции равно алгебраической сумме энтальпий образования стехиометрического количества продуктов за вычетом алгебраической суммы энтальпий образования стехиометрического количества реагентов. Для реакции, представленной в общем виде

ν_AA + ν_BB = ν_CC + ν_DD,

следствие из закона Гесса запишется с помощью равенства:

Δ H_r º = ν_C Δ H_f º (C) + ν_D Δ H_f º (D) −ν_B Δ H_f º (B) −ν_A Δ H_f º (A).

Примеры решения задач

Задача 1. Вычислите изменение энтальпии реакции:

4NH₃(г) + 5O₂(г) = 4NO(г) + 6H₂O(г).

Согласно следствию из закона Гесса:

Δ Н_r º = 6Δ Н_f º(H₂O) + 4Δ Н_f º(NO) – 4Δ Н_f º(NH₃).

Пользуясь табл.1 приложения, находим Δ H_f º и подставляем:

Δ H_r º = 6·(–242) + 4·90 – 4·(–46) = –908 кДж.

Δ Н_r º < 0, реакция экзотермическая.

Задача 2. Определите изменение энтальпии реакции, считая, что все вещества находятся в жидком состоянии:

С₂Н₅ОН + СН₃СООН = СН₃СООС₂Н₅ + Н₂О

Для органических веществ определены Δ Н_c º.

Изменение энтальпии реакции составит:

Δ Н_r º = Δ Н_c º (С₂Н₅ОН) + Δ Н_c º (СН₃СООН) – Δ Н_c º (СН₃СООС₂Н₅) – Δ Н_c º (Н₂О).

Δ Н_r º = –1367 – 874 + 2254 = 13 кДж.

Δ Н_r º > 0, реакция эндотермическая.

Задача 3. Вычислите энтальпию образования этана С₂Н₆ из простых веществ, если известно, что:

С₂Н₆(г) + 3,5О₂(г) = 2СО₂(г) + 3Н₂О(ж), Δ Н º _r = –1560 кДж;

Δ Н º _f (СО₂) = –393,5 кДж/моль;

Δ Н º _f (H₂О_ж) = –285,84 кДж/моль.

Согласно следствию из закона Гесса:

Δ Н º _r = 3Δ Н º _f (H₂O_ж) + 2Δ Н º _f (СO_{2 г}) – Δ Н º _f (С₂H_{6 г}),

Δ Н º _f (С₂H_{6 г}) = 3Δ Н º _f (H₂O _ж) + 2Δ Н º _f (СO_{2 г}) – Δ Н º _r,

Δ Н º _f (С₂H_{6 г}) = 3·(–285,84) + 2·(–393,5) + 1560 =

= –84,5 кДж/моль.

 

Энтропия химической реакции

Мерой неупорядоченности состояния системы служит термодинамическая функция, получившая название энтропии.

Важное значение понятия «энтропия» связано с тем, что на основе этой величины можно прогнозировать направление самопроизвольного протекания процессов. Однако применимость изменения энтропии как критерия направленности процессов ограничивается изолированными системами. Любой самопроизвольный процесс может протекать в изолированной системе лишь в том случае, когда он характеризуется увеличением энтропии. Энтропия вещества в стандартном состоянии называется стандартной энтропией Sº.

В отличие от других термодинамических функций можно определить не только изменение, но и абсолютное значение энтропии.

Энтропия является функцией состояния системы. Изменение энтропии системы в результате протекания реакции (Δ S_r) равно сумме энтропий продуктов реакции за вычетом энтропий исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов. Например, изменение энтропии реакции (Δ S_r º):

СН₄(г) + Н₂О(г) = СО(г) + 3Н₂(г);

Δ S_r º = S º(СО) + 3 S º(Н₂) – S º(Н₂О) – S º(СН₄).

Пользуясь таблицей приложения, находим S º веществ.

Δ S_r º = 197,54 + 3·130,58 – 186,19 – 188,7 = 219,39 Дж/К.

Энтропия системы в результате реакции возросла, что говорит о переходе системы от более упорядоченного состояния к менее упорядоченному.

 

Энергия Гиббса и направленность

Химических реакций

Энтальпийный и энтропийный факторы, характеризующие две противоположные тенденции процессов, взятые по отдельности, не могут быть критериями самопроизвольного течения химических реакций. Для изобарно-изотермических процессов их объединяет функция, называемая энергией Гиббса процесса:

Δ G = Δ H – T Δ S.

Энергия Гиббса служит критерием самопроизвольного протекания химической реакции при изобарно-изотермических процессах. Химическая реакция принципиально возможна, если энергия Гиббса уменьшается, т. е. ΔG<0. Это уравнение является условием возможности самопроизвольного протекания реакции в прямом направлении. Химическая реакция не может протекать самопроизвольно, если энергия Гиббса возрастает, т. е. ΔG>0. Термодинамическим условием возможности самопроизвольного протекания обратной реакции является возрастание энергии Гиббса Δ G >0. Если Δ G =0, то реакция может протекать как в прямом, так и в обратном направлениях, т. е. реакция обратима.

Направление химических реакций зависит от их характера. Условие Δ G <0 соблюдается при любой температуре для экзотермических реакций (Δ Н <0), у которых Δ S >0. У таких реакций обе движущие силы (Δ Н и Т Δ S) направлены в сторону протекания прямой реакции и Δ G <0 при любых температурах. Такие реакции самопроизвольно могут идти только в прямом направлении, т. е. являются необратимыми. Примером служит реакция:

С (графит) + О₂ = СО.

Эта реакция экзотермична (Δ Н = –110,5 кДж/моль), в результате ее протекания возрастает число молей газообразных веществ (Δ S =89,38 Дж/(моль·К)), т. е. при любых температурах Δ G <0.

Эндотермическая реакция (Δ Н >0), в результате которой уменьшается число молей газообразных веществ (Δ S <0), не может протекать самопроизвольно в прямом направлении при любой температуре, так как всегда Δ G >0.

Возможности протекания многих реакций зависят от температуры, так как с изменением температуры меняется знак энергии Гиббса этих реакций. Если в результате экзотермической реакции Δ Н <0 и Δ S <0, то при невысокой температуре |Δ Н | < | Т Δ S |, и реакция может самопроизвольно протекать в прямом направлении (Δ G <0). При высоких температурах |Δ Н | > | Т Δ S |, и прямая реакция самопроизвольно протекать не может (Δ G >0), а обратная возможна.

 

Энергия Гиббса образования химического соединения

Энергия Гиббса является функцией состояния процесса. Изменение энергии Гиббса системы при образовании 1 моль соединения из простых веществ, устойчивых при
298 К, называется энергией Гиббса образования химического соединения. Если вещество находится в стандартном состоянии, то энергия Гиббса называется стандартной Δ G_fº. Единица измерения − кДж/моль. Энергия Гиббса является функцией состояния, т. е. ее изменение не зависит от пути протекания процесса, а лишь от исходного и конечного состояний системы. Поэтому энергию Гиббса химической реакции Δ G_r (кДж) можно рассчитать как сумму энергий Гиббса продуктов за вычетом энергий Гиббса исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов.

Например, изменение энергии Гиббса получения водорода методом взаимодействия метана и водяного пара:

СН₄ (г) + 2Н₂О (г) = СО₂(г) + 4Н₂ (г)

рассчитывается по уравнению:

Δ G º _r = Δ G º _f (СО₂) + 4Δ G º _f (Н₂) – Δ G º _f (СН₄) – 2ΔGº _f (Н₂О_(г))

Δ G_f º простых веществ принимают равными нулю.

 

Задания для выполнения контрольной работы

 

1. Дайте определения понятиям: термодинамическая система, среда, параметры состояния системы.

2. Классификация систем по характеру взаимодействия с окружающей средой.

3. Дайте определение изобарному, изохорному, изотермическому, изобарно-изотермическому процессам.

4. Назовите функции состояния системы.

5. Энтальпия системы и ее изменение.

6. Тепловой эффект реакции для изохорного и изобарного процессов.

7. Значения энтальпии для экзотермического и эндотермического процессов.

8. Термохимические уравнения.

9. Дайте определения понятиям: энтальпия образования, стандартная энтальпия образования.

10. При длительном хранении некоторых веществ в пылевидном состоянии происходит их самовозгорание. Каким является этот процесс: экзотермическим или эндотермическим?

11. Закон Гесса, расчет Δ H химической реакции.

12. Самопроизвольные процессы; условия протекания самопроизвольных процессов.

13. Энтропия химической реакции. Второй закон термодинамики для изолированных систем.

14. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся понижением энтальпии системы (экзотермические процессы).

15. Приведите примеры самопроизвольных процессов, сопровождающихся переходом системы из более упорядоченного в менее упорядоченное состояние.

16. Энтальпийный и энтропийный факторы изобарно-изотермических процессов. Энергия Гиббса.

17. Расчет энергии Гиббса химических реакций.

18. Различие между энергией Гиббса и стандартной энергией Гиббса.

19. Вычислите, какое количество теплоты выделится при восстановлении Fe₂O₃ металлическим алюминием, если получено 336,1 г железа.

20. Вычислите тепловой эффект реакции восстановления оксида железа (II) водородом, исходя из следующих термохимических уравнений:

FeO(к) + СО(г) = Fe(к) + СO₂(г) + 13,18 кДж;

СО(г) + 1/2О₂(г) = СО₂(г) + 283,0 кДж;

Н₂(г) + СО₂(г) = Н₂О(г) + 241,83 кДж.

21. При взаимодействии газообразных сероводорода и оксида углерода (IV) образуются пары воды и сероуглерода CS₂(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции, вычислите ее тепловой эффект в стандартных условиях.

22. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 4,48 л этилена в стандартных условиях.

23. При сгорании 23 г этилового спирта выделилось 622,6 кДж теплоты. Вычислите стандартную энтальпию образования С₂Н₅ОН.

24. Тепловой эффект реакции 3N₂O(г) + 2NH₃(г) = 4N₂(г) + 3Н₂O(г) равен 878,64 кДж. Вычислите ΔHº_f(N₂O).

25. Определите количество теплоты, которое выделится при взаимодействии 1 моля калия с водой в стандартных условиях.

26. Определите стандартную энтальпию образования сероуглерода CS₂, если известно, что CS₂(ж) + 3О₂(г) = СО₂(г) + 2SO₂(г) – 1075 кДж.

27. Вычислите тепловые эффекты реакций сгорания 10 г следующих веществ: С (графит), Н₂(г), Р(к), Мg(к), Н₂S(г), С₂Н₅ОН(ж), С₆Н₁₂О₆(к).

28. При растворении 16 г СаС₂ в воде выделяется 31,5 кДж теплоты. Определите стандартную энтальпию образования Са(ОН)₂.

29. Определите стандартную энтальпию образования Fe₂O₃, если в реакции 2Fe + Аl₂O₃ = Fe₂O₃ + 2Al на каждые 86 г Fe₂O₃ поглощается 426,5 кДж теплоты.

30. Тепловой эффект реакции SО₂(г) + 2Н₂S(г) = 2S(к) + 2Н₂О(ж) равен 234,5 кДж. Определите стандартную энтальпию образования Н₂S.

31. Вычислите стандартную энтальпию образования сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁, если тепловой эффект реакции

С₁₂Н₂₂О₁₁ + 12О₂(г) = 12 СО₂(г) + 11Н₂О(ж)

равен –5694 кДж.

32. Рассчитайте количество теплоты, которое выделится при сгорании: а) 1 л метана; б) 1 л пропана.

33. Определите количество теплоты, которое выделится при образовании 112 л НСl (г) из простых веществ.

34. На разложение 1 моль МnО₂ по реакции 3МnО₂(к) = Мn₃О₄(к) + О₂ требуется 67 кДж теплоты. Вычислите Δ H º _f (Мn₃О₄).

35. Окисление аммиака протекает по уравнению

4NН₃(г) + 3О₂(г) = 2N₂(г) + 6Н₂О(ж) – 1528 кДж.

Определите энтальпию образования NН₃(г) и NН₄ОН, если теплота растворения NН₃(г) в воде равна –34,66 кДж.

36. Тепловой эффект реакции сгорания жидкого бензола с образованием паров воды и диоксида углерода равен –3135 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования бензола Δ H º _f.

37. При взаимодействии 3 моль оксида азота (I) N₂O с аммиаком образуются азот и пары воды. Тепловой эффект реакции равен –877,76 кДж. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования N₂O(г).

38. При сгорании газообразного аммиака образуются пары воды и оксид азота (II) NO(г). Вычислите тепловой эффект реакции в расчете на 1 моль NН₃(г). Напишите термохимическое уравнение этой реакции.

39. Определите, сколько тепла выделится при получении 269 г хрома алюмотермией: Сr₂O₃(к) + 2Al(к) = Al₂O₃(к) + 2Сr(к).

40. Вычислите тепловой эффект реакции СаО(к) + 3С(к) = СаС₂(к) + СО(г), если образовалось 0,5 кг карбида кальция.

41. Вычислите энтальпию образования жидкого бензола, если тепловой эффект реакции С₆Н₆(ж) + 7,5О₂(г) = 6СО₂(г) + 3Н₂О(г) равен 3136,3 кДж.

42. Напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этилового спирта, в результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV). Вычислите теплоту образования С₂Н₅ОН(ж), если известно, что при сгорании 11,5 г его выделилось 308,71 кДж теплоты.

43. Реакция разложения МnО₂ выражается уравнением:

3МnО₂(к) = Мn₃О₄(к) + О₂

Рассчитайте тепловой эффект реакции, зная, что энтальпия образования МnО₂ равна –403,42 кДж/моль.

44. Напишите термохимическое уравнение реакции взаимодействия между СО(г) и Н₂О(г). Рассчитайте, сколько теплоты выделится при протекании этой реакции, если получено 67,2 л метана.

45. Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 165 л ацетилена (С₂Н₂), если продуктами сгорания являются оксид углерода (IV) и пары воды.

46. Вычислите тепловой эффект и напишите термохимическое уравнение реакции горения 1 моль этана С₂Н₆(г), в результате которой образуются пары воды и оксид углерода (IV). Вычислите, сколько теплоты выделится при сгорании 1 м³ этана.

47. При взаимодействии 6,3 г железа с серой выделилось 11,31 кДж теплоты. Вычислите теплоту образования сульфида железа (FeS).

48. При получении 1 моль Са(ОН)₂ из СаО(к) и Н₂О(ж) выделилось 32,53 кДж тепла. Напишите термохимическое уравнение этой реакции и вычислите теплоту образования СаО (Δ H º _f).

49. Вычислите Δ Gº для следующих реакций:

а) 2NaF(к) + Cl₂(г) = 2NaCl(к) + F₂(г);

б) PbO₂(к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnО(к).

50. Рассчитайте изменение энтропии при плавлении 3 моль уксусной кислоты СН₃СООН, если температура ее плавления 16,6°С, а теплота плавления 194 Дж/г.

51. Восстановление Fe₃O₄ оксидом углерода идет по уравнению Fe₃O₄(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂(г). Вычислите Δ Gº и сделайте вывод о возможности самопроизвольного протекания реакции в стандартных условиях.

52. Сделайте вывод о возможности восстановления PbO₂(к) цинком по реакции PbO₂(к) + 2Zn(к) = Pb(к) + 2ZnО(к) в стандартных условиях.

53. Подтвердите расчетом, что реакция горения ацетилена идет по уравнению С₂Н₂(г) + 5/2О₂(г)= Н₂О(ж) + СО₂(г) в стандартных условиях.

54. Рассчитайте, при какой температуре наступит равновесие в системе 4НСl(г) + О₂(г) = 2Н₂О(г) + 2Сl₂(г),
Δ H º _r = –114,2 кДж.

55. Сделайте вывод о возможности использования нижеприведённой реакции для получения аммиака в стандартных условиях:

NН₄Сl(к) + NаОН(к) = NaCl(к) + Н₂О(г) + NН₃(г)

56. Укажите, какие из приведенных реакций протекают самопроизвольно и являются экзотермическими в стандартных условиях:

а) 2Н₂О₂(ж) = 2Н₂О(ж) + О₂(г);

б) 3Н₂(г) + N₂(г) = 2NН₃(г);

в) N₂О₄(г) = 2NО₂(г).

57. Рассчитайте Δ Gº реакции 2Нg₂Сl₂ = 2НgСl₂ + 2Нg и сделайте вывод о возможности самопроизвольного процесса.

58. Исходя из величин Δ G_f º соединений, участвующих в реакции, определите возможность самопроизвольного протекания реакции:

Al₂O₃(к) + 3SO₃(г) = Al₂(SO₄)₃(к).

59. Зная тепловой эффект реакции и стандартные энтропии образования веществ, определите Δ Gº реакции Н₂(г) + СО₂(г) = СО(г) + Н₂О(ж), Δ Hº_r = –2,85 кДж. Сделайте вывод о возможности самопроизвольного процесса.

60. Определите возможность самопроизвольного протекания реакции NН₃(г) + НСl(г) = NН₄Сl(г) при 30°С.

61. Вычислите изменение энтропии при испарении
250 г воды при 25°С, если молярная теплота испарения воды при этой температуре равна 44,08 кДж/моль.

62. Рассчитайте, при какой температуре, 1000 К или 3000 К, возможна реакция ТiO₂(к) + 2С(к) = Тi(к) + 2СО(г).

63. Определите возможность получения метана по реакции:

СО(г) + 3Н₂(г) = СН₄(г) + Н₂О(г) в стандартных условиях.

64. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₃O₄: Fe₃O₄(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂(г); Δ H º _r = 34,55 кДж.

65. Вычислите, при какой температуре начнется диссоциация пентахлорида фосфора, протекающая по реакции: РСl₅(г) = РСl₃(г) + Сl₂(г); Δ H º _r = 92,59 кДж.

66. Вычислите изменение энтропии для реакций, которые могут быть описаны уравнениями:

2СН₄(г) = С₂Н₂(г) + 3Н₂(г);

С(графит) + О₂(г) = СО₂(г);

N₂(г) + 3Н₂(г) = 2NН₃(г).

Объясните величину и знак Δ S º.

67. Рассчитайте, при какой температуре наступит равновесие системы: СО(г) + 2Н₂(г) = СН₃ОН(ж); Δ H º _r = −128,05 кДж.

68. Эндотермическая реакция протекает по уравнению:

СН₄(г) + СО₂(г) = 2СО(г) + 2Н₂(г); Δ H º _r = 247,37 кДж.

Рассчитайте, при какой температуре начнется эта реакция.

69. Определите Δ G º реакции, протекающей по уравнению:

4NН₃(г) + 5О₂(г) = 4NО(г) + 6Н₂О(г).

Сделайте вывод о возможности протекания ее в стандартных условиях.

70. Сделайте вывод о возможности протекания реакции в стандартных условиях: СН₄(г) + СО₂(г) = 2СО(г) + 2Н₂(г).

71. Определите, при какой температуре наступит равновесие в системе: Н₂(г) + СО₂(г) = СО(г) + Н₂О(пар);
Δ H º _r = -2,85 кДж.

72. Определите, при какой температуре, 500 К или 2000 К, будет самопроизвольно протекать реакция:

Fe₂O₃(к) + 3Н₂(г) = 2Fe(к) + 3Н₂О(г).

73. Определите, какой из карбонатов, СаСО₃ или
ВаСО₃, можно получить по реакции взаимодействия соответствующего оксида с углекислым газом в стандартных условиях.

74. Определите, при какой температуре начнется реакция восстановления Fe₂O₃ оксидом углерода:

Fe₂O₃(к) + СО(г) = 2FeO(к) + СО₂(г); ΔHº_r = 64,75 кДж.

75. Определите возможность получения метана по реакции СО(г) + 3Н₂(г) = СН₄(г) + Н₂О(г) при 40°С.

76. Укажите, какая из двух реакций:

а) 2Fe(к) + Аl₂O₃(к) = Fe₂O₃(к) + 2Al(к);

б) Fe₃O₄(к) + СО(г) = 3FeO(к) + СО₂(г)

будет протекать самопроизвольно в стандартных условиях.

77. Вычислите Δ Sº и Δ Gº следующих реакций и определите возможность их осуществления в стандартных условиях:

а) 2КСlО₃(к) = 2КСlО(к) + 2О₂(г);

б) Са(ОН)₂(к) + СО₂(г) = СаСО₃(к) + Н₂О(ж).

 

Тема 2. Учение о растворах

Физическо-химическая теория растворов. Роль растворителя в образовании растворов. Понижение давления насыщенного пара над раствором по сравнению с давлением насыщенного пара чистого растворителя. Закон Рауля. Следствия из закона Рауля. Криоскопия. Эбуллиоскопия. Диффузия. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Идеальные растворы. Реальные растворы. Теория сильных электролитов. Сильные электролиты.

Расчет рН в растворах сильных и слабых электролитов. Закон разбавления Оствальда. Буферные системы, их состав и механизм действия. Расчет рН буферных растворов. Буферная емкость.

Многие химические процессы протекают лишь при условии, что участвующие в них вещества находятся в растворенном состоянии. Растворами называют многокомпонентные гомогенные системы переменного состава. Растворителем называют вещество, которое не меняет своего агрегатного состояния и чаще всего находится в избытке.

Растворы электролитов – растворы, проводящие электрический ток; это растворы диссоциирующих на ионы солей, кислот, оснований, амфолитов. Например, растворы КNO₃, HCl, KOH, Al(OH)₃. Растворы неэлектролитов – растворы веществ, практически не диссоциирующих в воде. Например, растворы сахарозы, глюкозы, мочевины.

Общими являются свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворенных веществ, их называют также коллигативными. Такие свойства могут проявляться в идеальных растворах. К идеальным растворам по своим свойствам приближаются лишь очень разбавленные растворы. К общим свойствам растворов относятся: понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором и понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление. Эти свойства проявляются в случае растворов нелетучих растворенных веществ, давлением паров которых можно пренебречь.

Французский ученый Рауль открыл закон, согласно которому понижение давления насыщенного пара растворителя А над раствором ∆р_А пропорционально молярной доле растворенного нелетучего вещества χ _{B :}:

р ° _А – р_А = ∆ р_А = р ° χ_B,

где р ° _А, р_А – давление насыщенного пара растворителя соответственно над чистым растворителем и над раствором;

∆ р_А – разность между давлением насыщенного пара над раствором (р_А) и растворителем (р ° _А). Из приведенного уравнения следует, что с увеличением содержания нелетучего компонента давление пара над раствором уменьшается.

Из закона Рауля вытекают два следствия.

Согласно одному из них, температура кипения раствора выше температуры кипения растворителя. Разность температур кипения раствора t ₁ и чистого растворителя t ₀ (∆ t_кип = t ₁ − t ₀) называется повышением температуры кипения раствора. Повышение температуры кипения ∆ t_кип пропорционально моляльной концентрации раствора:

∆ t_кип = К_ЭС_m,

где К_Э – эбуллиоскопическая постоянная растворителя, град·кг/моль;

t ₁ – температура кипения раствора;

t ₀ – температура кипения чистого растворителя;

С_m – моляльная концентрация, моль/кг

С_m = ;

m_в – масса вещества;

M_в – молярная масса вещества, г/моль;

m_р-ля – масса растворителя, кг.

Согласно второму следствию из закона Рауля, температура замерзания (кристаллизации) раствора ниже температуры замерзания чистого растворителя. Разность температур замерзания чистого растворителя t ₀ и начала замерзания раствора t ₁ (∆ t_зам = t ₀ - t ₁) называется понижением температуры замерзания раствора. Понижение температуры замерзания ∆ t_зам пропорционально моляльной концентрации раствора:

∆t_зам = К_КС_m,

где К_к – криоскопическая постоянная;

t ₁ – температура замерзания раствора;

t ₀ – температура замерзания чистого растворителя.

Значения К_к и К_э зависят от природы растворителя.