Тиск пару розведених розчинів. Закон Рауля

де, Ро-тиск пари над чистим розчинником, Па

Р - тиск пари над розчином, Па;

n - кількість молей розчиненої речовини, моль

N – кількість молей розчинника.

Для електролітів:

Приклад 1: Осмотичний тиск розчину, який містить 7,5 г цукру у 625 см³ розчину 8, 307 ∙ 10⁴ Па при 12 ⁰С. Визначити молекулярну масу цукру.

Дано: СІ Рішення:

m= 7,5 г По закону Вант-Гоффа для розчину неелектроліту: V = 625 см³ 625∙10^{-4 м3}

T = 12 ⁰С 285 К П = СRT, С = n/V, n = m/M, П= mRT / (MV)

P = 8,307 ×10⁴ Па М = mRT / (PV)

М = 7,5 ∙ 8,314 ∙ 285/(8,307∙10⁴ ∙ 6,25∙10^-4) =

М -? = 342 г/моль

Відповідь: молекулярна маса речовини – 342 г/моль – це цукор.

Приклад 2: Тиск пару розчина, який містить 13,38 г у 200 г води, тиск 99560 Па при 100 ⁰С. Визначити ступінь дисоціації солі у розчині.

Дано: Рішення:

m₁= 13,38 г По закону Рауля для відносного зниження тиску пару над розчином

m₂=200 г електроліту:

P = 99560 Па (P₀ – P)/ P₀ = і n /N, n = m₁ /M₁, N = m₂ /M₂

P₀ = 101325 Па ((P₀ – P)/ P₀ = і m₁ M₂/ m₂ M₁

і = (P₀ – P) ∙ N /(P₀ - n)

a -? n = 13,38 /164 = 0,08 моль.

N = 200/ 18 = 11,1 моль

і = (101325-99560) × 11,1/ (101325 – 0,08) = 2,4

a = (і -1) / (К-1)

Ca(NO₃)₂ = Ca⁺²+ 2NO₃^-, К = 3

a = (2,4 – 1) / (3 – 1) = 0,7 × 100 = 70%

Відповідь: ступінь дисоціації – 70%.

Приклад 3: Скільки грамів глюкози потрібно добавити у 100 г води, щоб розчин закипів при 102,5?

Дано: Рішення:

L = 100 г По закону Рауля для відносного визначення температури кипіння для

t_з = 102,5 ⁰C розчину неелектроліту:

DТ_к = Е_кС С = n ∙ 1000 /L

DТ_к = Е× n × 1000/L= E× n ∙1000 /(L∙M)

m -? m = 2,5 ∙ 180 ∙100/ (0,56∙1000) = 80,36 г

DТ_к = Т_{к.розчиника} - Т_{к. розчину}

DТ_к = 102,5 – 100 = 2,5 ⁰С

М (С₆Н₁₂О₆) = 12∙6 + 12 + 16∙6 = 180 г/моль

Відповідь: потрібно добавити у 100 г води 80,36 г глюкози.

Завдання для самостійного рішення.

1. Визначити при 25⁰С тиск пару розчина глюкози С₆Н₁₂О₆, концентрація якого 0,2 масової долі. Тиск пару води при 25 ⁰С 3167,73 Па.

2. Визначити осмотичний тиск розчину, який містить 10 г нафталіну у 2 л бензолу при 20 ⁰С.

3. Визначити осмотичний тиск при 25 ⁰С водного розчину, який містить 225 г цукру у 5 л розчину.

4. Розчин, який містить 9 г розчиненої речовини (неелектроліту) у 250 см³ розчину, має осмотичний тиск 4,56 ∙ 10⁵ Па. Визначити молярну масу розчиненої речовини.

Практична робота № 4

Тема: Визначення напряму зміщення хімічної рівноваги.

Мета: Навчитися визначати напрямок зміщення хімічної рівноваги.

Методичні вказівки.

Під швидкістю хімічної реакції розуміють зміну концентрації однієї з реагуючих речовин за одиницю часу.

Швидкість хімічних реакцій залежіть від хімічного складу реагуючих речовин і від умов проведення реакції, а саме від концентрації реагуючих речовин, розміру частинок твердих реагентів і температури., наявності каталізатора.

Основний закон хімічної кінетики: який установлює залежність швидкості реакції від концентрації реагуючих речовин: швидкість хімічної реакції пропорціональна добутку концентрації реагуючих речовин за одиницю часу. Схематично це виражається так:

V = k[А] [В]

де v – швидкість хімічної реакції;

k – коефіцієнт пропорційності, який називається константою швидкості хімічної реакції

[ А ][ В] - молярні концентрації речовин.

Вплив температури: залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа, згідно з яким при підвищенні температури на кожні 10 ⁰С швидкість реакції збільшується в 2-4 рази.

Хімічна рівновага – це стан, при якому швидкість прямої реакції і швидкість зворотної реакції однакові.

Зміщення хімічної рівноваги відбувається при зміні умов проходження реакції (концентрації реагуючих речовин, температури та тиску). Щоб визначити, в який бік зміститься рівновага при зміні зовнішніх умов, треба користуватися принципом Ле – Шательє. Згідно з цим принципом, якщо на систему, що знаходиться в стані рівноваги, подіяти з зовні (змінити концентрацію, температуру, тиск), то ця дія буде сприяти тій реакції з двох протилежних, яка буде послаблювати цю дію.

Приклад 1: Визначити, в який бік зміститься рівновага при зміні зовнішніх умов в реакції N₂ + H₂ = 2 NH₃ + Q, якщо підвищити температуру в рівноважній системі.

Розв’язання:

Відповідно до принципу Ле – Шательє з підвищенням температури рівновага екзотермічної реакції зміщується в бік вхідних речовин реакції.

В даному випадку реакція екзотермічна, тому хімічна рівновага зміститься в бік зворотної реакції, яка іде з поглинанням теплоти.

Приклад 2: При температурі 200 ⁰С деяка реакція закінчується за 32 хвилини. Через скільки хвилин закінчиться ця реакція при 250 ⁰С, якщо температурний коефіцієнт швидкості реакції дорівнює 4?

Розв’язання:

При збільшенні температури від 200 до 250 ⁰С швидкість реакції зростає відповідно до правила Вант-Гоффа в 4∙ 10^250-200 = 4⁵ = 1024 рази.

Отже, якщо реакція при 200 ⁰С закінчується за 32 хв., то при 250 ⁰С вона закінчується за 32:1024 = 0,03 хв. = 1,8 с. При 150 ⁰С реакція буде відбуватися повільніше: 4∙ 10^200-150 = 4⁵ = 1024 рази і закінчується через 32 × 1024 = 32768 хв. = 22,8 доби.

Завдання для самостійного рішення.

1. Що називається зворотними реакціями? Приклад.

2. В яку сторону зміститься рівновага реакції

2 СО + О₂ = 2 СО₂ + Q Дж

а) при зниженні температури? Чому?

б) при підвищенні температури? Чому?

3. Який фізичний зміст константи швидкості хімічної реакції?

4. При 80 ⁰С деяка реакція закінчується 16 хвилин. Скільки знадобиться часу для проведення тієї ж реакції: а) при 120⁰С; б) при 60⁰С. Температурний коефіцієнт цієї реакції = 2.

5. Поясніть вплив тиску на хімічну рівновагу. Приклад.

Практична робота № 5

Тема: Закони Фарадея. Електродні потенціали та Е.Р.С. гальванічних елементів.

Мета: Навчитися вирішувати задачі використовуючи закони Фарадея та рівняння Нернста.

Методичні вказівки.

Електролізом називається електронний хімічний процес, який спостерігається при проходженні постійного електричного струму через електроліти. При електролізі на електродах безперервно протікають окислювально-відновні процеси: на катоді – процес відновлення, на аноді – окислення. Продукти цих реакцій відкладаються на електродах, або вступають у повторні реакції (взаємодіють між собою з молекулами речовини електроліта), або накопичуються в розчині електролітів. Протікання первинних анодних і катодних процесів підпорядковуються законом, встановленим англійським вченим М.Фарадеєм (1834):

1. Маса речовини m, виділена на електроді електричним струмом, прямо пропорційна кількості електрики Q, яка пройшла через електроліт:

m = K × Q

Q = I × t

де: І – сила струму, А

t - час пропускання струму, сек

К – електрохімічний еквівалент, який дорівнює кількості речовини (кг), виділеного при проходженні 1 кулона (Кл), або 1 ампер × секунди (1 А × с) електрики.

m = K × І × t

2. Вага різних речовин, виділенні однією і тією ж кількістю електрики, прямо пропорційна їх хімічним еквівалентам (Е):