Поиск в базе сайта:
Лекция Свойства растворов электролитов Лектор Мамонтов Виктор Васильевич icon

Лекция Свойства растворов электролитов Лектор Мамонтов Виктор Васильевич




НазваниеЛекция Свойства растворов электролитов Лектор Мамонтов Виктор Васильевич
Дата конвертации22.03.2013
Вес445 b.
КатегорияЛекция


Лекция 7. Свойства растворов электролитов

  • Лектор

  • Мамонтов Виктор Васильевич


1. Растворы электролитов

  • Законы Рауля справедливы лишь для очень разбавленных растворов, при условии, что в растворе они не диссоциируют на ионы (т.е. они неэлектролиты).

  • Растворы электролитов (соли, кислоты, основания) обладают способностью проводить электрический ток. В 1887 г. Вант-Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах электролитов превышает вычисленное по уравнению

  • Росм = СМ·R·T

  • Подобное отклонение измеренных величин от вычисленных наблюдается также для tкип и tзам растворов электролитов.



Вант-Гофф ввел поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называют изотоническими.

  • Вант-Гофф ввел поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называют изотоническими.

  • Вводя i в уравнения, получаем соотношения, пригодные для описания свойств разбавленных растворов всех веществ:

  • Росм = i·СМ·R·T Ткип = i·Е·Сm Р = i·Р0·N1 Тзам = i·К·Сm

  • Изотонический коэффициент i зависит от природы раствора и его концентрации, но для одного и того же раствора значение i одинаково во всех 4-х приведенных уравнениях.



Вант-Гофф Якоб Хендрик

  • Вант-Гофф Якоб Хендрик

  • (1852 – 1911)

  • первая Нобелевская премия по химии, 1901 г.



Распад молекул электролитов на ионы в среде растворителя называется электролитической диссоциацией.



Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита пользуются степенью электролитической диссоциации .

  • Для количественной характеристики соотношения диссоциированных и недиссоциированных молекул электролита пользуются степенью электролитической диссоциации .

  • Степень электролитической диссоциации () равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества:

  • α = (Cдис/Собщ)·100%



Изотонический коэффициент и степень диссоциации электролита связаны друг с другом.

  • Изотонический коэффициент и степень диссоциации электролита связаны друг с другом.

  • Пусть раствор содержит 1 моль электролита (т.е. число молекул равно NA). Если каждая молекула распадется на n ионов, то:

  • число образующихся ионов = NA·n·α

  • число недиссоциировавших молекул = = NA – NA·α = NA·(1 – α)

  • Отношение общего числа молекул к числу молекул растворенного вещества дает изотонический коэффициент i:

  • i = [NA·n·α + NA·(1 – α)] / NA = (n – 1)·α + 1

  • α = (i – 1) / (n – 1)



По степени диссоциации электролиты разделяют на сильные, слабые и средней силы: >30%   сильные, 3%<<30%   средние, <3%   слабые. Все указанные значения относятся к 0,1М раствору.

  • По степени диссоциации электролиты разделяют на сильные, слабые и средней силы: >30%   сильные, 3%<<30%   средние, <3%   слабые. Все указанные значения относятся к 0,1М раствору.

  • Сильные электролиты: почти все соли, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов, HNO3, H2SO4, HClO4, HCl, HI, HBr.



2. Ионные равновесия в растворах электролитов

  • Диссоциация обратимый процесс, поэтому для диссоциации веществ в растворе справедливы общие законы равновесия:

  • KnAm  nKm+ + mAn-

  • Константа равновесия в этом случае называется константой диссоциации:



2.1. Равновесие в растворах слабых электролитов

  • Пусть растворен в воде электролит КА, тогда

  • КА  К+ + А 

  • Если растворен 1 моль электролита, то [K+] = [A ] = α·CM= α·(n/V); [KA] = (1–α)·(n/V).

  • Получили закон разбавления В. Оствальда.



Если <<1, то

  • Если <<1, то

  • Вывод: степень диссоциации слабого электролита при разбавлении возрастает. Для слабых электролитов (Кд<10-4 при СМ=0,1М) получим <3%.

  • Ионное равновесие можно сместить добавлением сильного электролита, имеющего одноименный ион.



Гидролиз солей



Похожие:




©fs.nashaucheba.ru НашаУчеба.РУ
При копировании материала укажите ссылку.
свазаться с администрацией