Задача 17. Определите осмотическое давление 0, 105 М водного раствора 1,3-пропандиола НОС3Н6ОН (Росм) при Т = 20 ºС

Определите осмотическое давление 0, 105 М водного раствора 1,3-пропандиола НОС3Н6ОН (Росм) при Т = 20 ºС, если .

Решение

R - универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль*К)

Т - температура, К. Т=t+273=273+20=293 К

Молярная концентрация С=0,105 моль/л

Тогда:

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

- растворы, содержащие в заметных концентрациях заряженные частицы, образующиеся в результате электролитической диссоциации растворенного вещества.

Электролитическая диссоциация – процесс образования ионов (Аррениус 1886 г).

Растворение молекулярных веществ:

а) образование сольватированной молекулы:

АВ+(n+m)S Û AB(n+m)S (а)

АВ - растворяемое вещество; S - полярные молекулы растворителя

АВ(n + m)S - сольватированная молекула (сольват).

б) сольват диссоциирует на сольватированные ионы:

АВ(n + m)S Û Аq+nS + Bq-mS (б)

Процесс сольватации может остановиться на любой стадии.

· только стадия (а) - раствор неэлектролита. Ионов в растворе нет, ионной проводимости нет.

(раствор кислорода и сахара в воде, бензола в толуоле)

· стадии (а) и (б) - раствор электролита. Идет электролитическая диссоциация с образованием ионов.

Уравнения электролитической диссоциации (опуская промежуточные стадии, указав лишь начальные и конечные продукты реакции): АВ + (n + m)S Û Аq+nS + Вq-mS

(диссоциация муравьиной кислоты в воде HСООН + (n + m2О Û HСОО- nН2О + Н+ mН2О;

обычно записывают: НСООН Û НСОО- + Н+

n и m - стехиометрический состав сольватов, не постоянен, зависит от концентрации, температуры и других параметров раствора).

При растворении ионного соединения стадии (а) и (б) -образования сольватов и электролитическая диссоциация совмещены и могут протекать практически необратимо:

Аq+Вq- + (n + m)S ® Аq+nS + Bq-mSили Аq+Вq- ® Аq+ + Bq-

(диссоциация хлористого натрия в воде NaCl ® Na+ + Cl-)

Примеры электролитов: растворы щелочей, солей и ряда неорганических кислот в воде, растворы ряда солей в жидком аммиаке, ацетонитриле и др. органических растворителях.

Наиболее часто растворы электролитов классифицируют по степени диссоциации a: a = сдис / со - отношение числа молекул, диссоциированных на ионы сдис, к общему числу молекул растворенного электролита с0 (исходной концентрация электролита).

Классификация веществ по степени диссоциации:

a = 0 – неэлектролиты, сдис= 0

a = 1 – сильные электролиты сдис= с0

a < 1 - слабые электролиты сдис < с0

a- зависит от:

1. Природы растворенного вещества: a(НF) < a(НСl)

2. Природы растворителя: чем e↑, тем легче рвется связь под действием полярных молекул растворителя и a вышеe2О) = 81 e6Н6) = 2

3. Температуры: зависимость определяется тепловым эффектом (при DН0дис˂0a уменьшается, а при DН0дис˃0 a увеличивается с ростом Т)

4. Концентрации раствора: с ↑концентрации a уменьшается.

5. При введении одноименного иона (СН3СООNH4→СН3СОО- + NH4+) равновесие диссоциации уксусной кислоты смещается влево и a уменьшается СН3СООН Û СН3СОО- + Н+.

Водные растворы электролитов

Слабые электролиты (a < 1)

слабые электролиты – вода, водные растворы многих неорганических и органических кислот, оснований р-, d- и f-элементов

Для расчета используют основные положения теории Аррениуса: к обратимому процессу диссоциации может быть применен закон действующих масс. Константа равновесия КС называется константой диссоциации.

Чем меньше КД в данном растворителе, тем слабее диссоциирует электролит.

Для процесса диссоциации слабой кислотыНА Û Н+ + А-

константа диссоциации кислоты Кд

g ≈1 (взаимодействие слабое) Þ а =g ×с = с Þ

где [H+] – равновесная концентрация Н+

Для процесса диссоциации слабого основанияRОН Û R+ + ОН-

константа диссоциации основания Кд

Зависимость a от концентрации слабого электролита

Диссоциация муравьиной кислоты: НСООН Û НСОО- + Н+.

(1 - a)со о о

со - исходная концентрация кислоты

a - степень диссоциации,

  НСООН НСОО- Н+
Сисх со
о о о
Сравн со - aсо о о

КД = 1,77×10-4 при t = 25° С.

Закон разведения Оствальда:

или где V= 1/С0 – разведение.

Степень диссоциации

Если a<<1, то КД » a2со -приближенная формула закона Оствальда,тогда для расчетов с Кд < 10-4.

ВЫВОД: a уменьшается с увеличением концентрации.

 

Многоосновные слабые кислоты (H2SO3, H2CO3 и т.д.) и многокислотные основания (Zn(OH)2, Al(OH)3 и т.д.) диссоциируют ступенчато:

1-ая ступень Zn(ОН)2 Û ZnОН+ + ОН- КД1 = 4,4×10-5.

2-ая ступень ZnОН+ Û Zn2+ + ОН- КД2 = 1,5×10-9.

 

· Константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем предыдущей: КД2 << КД1

· КД зависит

- от природы диссоциирующего вещества и растворителя (чем меньше КД, тем устойчивее частица),

- от температуры: с Т↑обычно КД↓ (∆Н < 0 )

· КД не зависит от концентрации раствора.

· величины КДтабулированы при 250 С.

 

Сильные электролиты (a = 1)

В водных растворах сильные электролиты -почти все соли, щелочи (гидроксиды s-металлов, кроме Be(OH)2 Mg(OH)2), кислоты: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4

Сильные электролиты диссоциируют полностью, необратимо(нет нераспавшихся частиц):

Ba(OH)2 ® Ba2+ + 2OH-

Al2(SO4)3 ® 2Al3+ + 3SО42-

Þсионов большая Þ свойства растворов зависят от взаимодействия ионов друг с другом и с Н2О. g ≠ 1

 

П.Дебай и Э.Хюккель (1923г.) – понятие ионной атмосферы: каждый ион окружен противоположно заряженными ионами, каждый ион - центр своей ионной атмосферы; в очень концентрированных растворах – ионные пары

При расчете растворов сильных электролитов все основные параметры раствора выражают какфункцию суммарного взаимодействия атмосфер с центральными ионами.Энергия этого взаимодействия ↑ при ↑ С и при ↓ Rатм и при ↑плотности заряда атмосферы. В расчетах вместо С используют активность а =g×с

g± - средний коэффициент активности электролита(определяют экспериментально).

Для электролита АnВm → nАm+ + mВn-

g± = среднее геометрическое коэффициентов активности образующих его ионов:

 

Средний коэффициент активности электролита g± зависит от природы растворителя и вещества, концентрации, Т

В разбавленных растворах (С<0,1) gi зависит от концентрации и заряда ионов.

Правило ионной силы:

ионы с одинаковой абсолютной величиной заряда в разбавленных растворах сильных электролитов с одинаковой ионной силой имеют равные коэффициенты активности.

Ионная сила раствора I -количественная характеристика межионного взаимодействия: I = 0,5×å (сi ××z2i)

где ci – концентрация i -иона

zi - заряд i -иона

Коэффициенты активности отдельных ионовgiопределяют приближенно:

1.По правилу ионной силы, используя справочник для 0,001< I < 0,1

(gI = f(I) - справочная величина)

Ионы Коэффициент активности для ионной силы
0,001 0,01 0,02 0,05 0,07 0,1
Водорода Однозарядные Двухзарядные Трёхзарядные 0,98 0,98 0,77 0,73 0,92 0,92 0,58 0,47 0.90 0,89 0,50 0,37 0,88 0,85 0,50 0,37 0,86 0,83 0,36 0,25 0,84 0,80 0,30 0,21

 

2.По формулам Дебая-Гюккеля для водных растворов:

(для I » 10) (для I £ 0,01)

Коэффициенты активности отдельных ионов gi:

ü в области высококонцентрированных растворов gi=1 и больше.

ü в области очень разбавленных растворов gi → 1

ü в области разбавленных растворов (ниже 0,1 моль/л) g зависят от концентрации и заряда ионов и мало зависят от природырастворенных веществ.

 








Дата добавления: 2014-12-03; просмотров: 698;


Поиск по сайту:

При помощи поиска вы сможете найти нужную вам информацию.

Поделитесь с друзьями:

Если вам перенёс пользу информационный материал, или помог в учебе – поделитесь этим сайтом с друзьями и знакомыми.
helpiks.org - Хелпикс.Орг - 2014-2024 год. Материал сайта представляется для ознакомительного и учебного использования. | Поддержка
Генерация страницы за: 0.025 сек.