Свойства разбавленных растворов неэлектролитов

Понижение давл пара растворителя над растовром пропорц мольной доле раств вещ-ва. Суть- уменьшение количества молекул растворителя за счет сольватации. Δр=Р n/(n+n) 1 закон Рауля. Повышение Т кип раствора приводит к необходимости увелич температуры, при кот р_пара=р_атм (кипение). Понижение Т кипения раств – пониж давл пара раств приводит к необходимости увелич темп, при кот р_пара=р_{пара над ТВ}. Повышение Т кип и пониж Т замерзания расвт не завияст от природы раств вещ-ва, а зависят только от кол-ва раств частиц (моляльной конц) – 2ой закон Рауля.ΔТ_кип=Em, Е – эбуллиоскопическая конст. ΔТ_зам=Km К- криоскопическая конст. Е и К – характеристики растворителя. Осмос – переход растворителя через полупроницаемую перегородку в раствор - стремление к выравниванию концентраций. Давл, кот нужно приложить, чтобы прекратить осмос назыв осмотич давл. Осм давл не зависит от природы компонентов раствора.Вант-Гофф: осмотич давл равно тому давл, кот оказывало бы раств вещ-во на стенки сосуда, если бы оно находилось в 0 объеме раствора в газообр сост. Р_осм=CRT, С – молярная конц. Можно опр молек массы вещ-в, но надо чтобы раствор был разб.

Растворы электролитов.

Растворы солей проводят эл ток вслдествие дисс солей на катионы и анионы. Дисс становится возможной благодаря взаим ионов с дипольными молекулами воды. Рез-т дисс – законы для разб растворов не работают – вследств дисс увелич число частиц. Появл изотонич коэфф i. P=iCRT, ΔТ_кип=iEm, ΔТ_зам=iKm. Изотонич коэфф связан со степ дисс электролита α (отношение числа распавшихся на ионы молекул к общему числу молекул). α= (i-1)/(n-1). Электролиты делятся на: сильные α≈1, средние α≈30%, слабые α<0.1. Сильные электролиты: соли, нек к-ты – HClO_4, H₂SO₄, HNO₃,HJ,HCl,HBr, гидроксиды щел мет, кальция, бария, стронция. Ост кислоты и основ – среднеи или слаб электролиты. Равно в растворе слаб элеткролита. КА↔К⁺+А^-. конц раствора С моль/л. К=[K⁺][A^-]/[KA]=C_αC_α/C-C_α=α²C/1-α. Для очень слабых электроитов α→0, К_д=α²С – закон разб Оствальда. К_д-конст дисс слабого электр – величина пост при данной темп, следоват чем больше С, тем меньше α. Степень дисс слаб электролита растет с разбавл. Для сильных электр, где α близка к 1, константа дисс теряет смысл. Кол-во ионов очень велико и при дост большой конц может набл ассоциация ионов. Для сильных электролитов Льюис ввел понятие кажущейся степени дисс и о кажущейся конц ионов – активности. а=γС, где а- активность, γ-коэфф активности. в разб раств а=С, т.е. γ→1. Средние соли дисс нацело: Na₂SO₄↔2Na⁺+SO₄^2-. Многоосн кислоты и многокисл основ дисс ступенчато: H₃PO₄↔H⁺ + H₂PO₄^-; H₂PO₄^-↔H⁺+HPO₄^2-; HPO₄²↔H⁺+PO₄^3-. Конст дисс по разл ступ сильно отлич друг от друга К₁>>К₂>>К₃. Но мы не учитывали, что образ гидратированные ионы. На самом деле происх: Zn²⁺ в воде [Zn(H₂O)₄]²⁺, Zn(OH)₂ на самом деле [Zn(OH)₂(H₂O)₂] и его диссоциация как амфотерного электролита происходит следующим образом: [Zn(OH)₂(H₂O)₂] «[Zn(OH)₃H₂O]^-+ H⁺ «[Zn(OH)₄]^2- + H⁺ или [Zn(OH)₂(H₂O)₂] «[ZnOH(H₂O)₃]⁺ + OH^- «[Zn(H₂O)₄]²⁺ + OH^-. Поэтому в растворе получаем не Na₂ZnO₂, a Na₂[Zn(OH)₄]. На степень дисс слаб электролита можно влиять 1) разбавлением 2)введением одноименных ионов. HCN↔H⁺+CN^- если ввести в раствор синильной кислоты ионы CN^- (NaCN), то по правилу Ле-Шателье равнов сместится влево и кол-во ионов водорода уменьш.