Свойства растворов неэлектролитов. Явление осмоса. Закон Вант-Гоффа. Давление насыщенного пара растворителя над раствором. Первый и второй законы Рауля

T0 -температура кипения растворителя,

lисп. - удельная теплота испарения растворителя. Величина Е численно равна повышению tк моляльного раствора при условии сохранения свойств раствора до этой концентрации. Метод определения молярной массы на основе измерения понижения температуры замерзания Дtз растворов - метод криоскопии, на основе измерения повышения температуры кипения Дtк. - эбуллиоскопический метод. Более распространен первый метод, так как Дtк растворов обычно мала и на нее влияют такие факторы как изменение внешнего давления, перегрев раствора и т.д. Одним из важных свойств растворов является осмос. Если отделить раствор от растворителя мембраной, проницаемой лишь для частиц растворителя, то будет наблюдаться самопроизвольный переход растворителя в раствор. Явление самопроизвольной диффузии растворителя через полупроницаемую перегородку в раствор называется осмосом. Сила, рассчитанная на единицу площади мембраны, заставляющая переходить растворитель через полупроницаемую перегородку в раствор, называется осмотическим давлением. По определению Вант-Гоффа осмотическое давление разбавленных растворов численно равно произведению молярной концентрации и температуры:

р = с · R · T,

где с - молярная концентрация.

Так как с = n / v, где n - количество вещества (моль), v - объем раствора (л), то

р = n / v · R · T,

Зависимость осмотического давления от понижения давления пара растворителя над раствором выражается уравнением:

где М0 - молярная масса растворителя. Уравнение Вант-Гоффа распространяется только на разбавленные растворы. При изучении свойств растворов электролитов (кислоты, щелочи, соли) было обнаружено, что этим растворам присущи все основные свойства растворов неэлектролитов, такие, как понижение давления насыщенного пара над раствором, понижение температуры замерзания, повышение температуры кипения и осмотическое давление. Однако эти величины для растворов электролитов оказались иными, чем следовало ожидать, исходя из их молярных концентраций.

Вант-Гофф, чтобы применить законы растворов неэлектролитов к электролитам, ввел поправочный множитель, названный изотоническим коэффициентом i. Этот коэффициент показывал, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление (рtз., рtк.) больше вычисленного, т.е.

р = i · с · R · T

Дtз = i · К · m

и т.д.

Для растворов неэлектролитов i = 1, для электролитов - i > 1.

В 1887 году С. Аррениус выдвинул гипотезу, согласно которой в растворах электролитов молекулы распадаются на ионы - катионы и анионы. Очень скоро эта гипотеза превратилась в теорию электролитической диссоциации (ЭДС). Основные положения ее таковы:

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах, и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Электролиты при растворении в воде распадаются на ионы: положительные - катионы и отрицательные - анионы.

Диссоциация - процесс для большинства электролитов обратимый: наряду с распадом протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Водные растворы электролитов условно делятся на три группы: сильные, средние и слабые. Всвязи с чем введена величина степень диссоциации б = nдис. / nобщ., где nдис. - число молекул электролита, распавшихся на ионы, nобщ. - общее число молекул электролита в растворе.

Если б > 30% - это сильные электролиты, б = 5-30% имеют средние электролиты, б < 5% - слабые электролиты.