Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов

Законы рауля и вант гоффа для растворов неэлектролитов

Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов

Уменьшение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества ∆Тзам ~ Сm, ∆Тзам = То пл– Т пл. р-ра.Коэффициентом пропорциональности является криоскопическая постоянная растворителя K ∆Тзам = KСm,Физический смысл K: криоскопическая постоянная одномоляльного раствора численно равна ∆Тзам. K =

[

].

Закон Рауля и его следствия в таком виде для растворов электролитов не соблюдаются.

Также было замечено, что компоненты раствора обладают способностью к диффузии.

Например, если раствор и растворитель разделить полупроницаемой перегородкой (пленка растительного или животного происхождения; например, пергамент, целлофан)

Коллигативные свойства растворов

Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. К их числу относятся:

  1. Осмотическое давление раствора.
  2. Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
  3. Понижение давление паров
  4. Повышение температуры кипения

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.Давление насыщенного пара (т.е.

4. Растворы неэлектролитов.

Закон Рауля и его следствия

Физическая химия: конспект лекцийБерезовчук А В Рассмотрим модель идеального раствора. Раствор называется идеальным, если в нем отсутствует взаимодействие между частицами (молекулами, атомами, ионами). Растворы неэлектролитов – частицы, плохо растворимые в воде, так как нет носителя электрического заряда.

Закон Рауля справедлив только для разбавленных растворов неэлектролитов.

Пусть PBO – давление пара над чистым растворителем, при постоянной температуре T1; PB – давление пара растворителя при этой же температуре, но над раствором, состоящим из нелетучего компонента А (сахар), и чистым жидким растворителем В:PB = f (T).

Разность PBO – PB равна понижению давления пара.Величина (PBO – PB) /PBO – относительное понижение упругости пара = XA = ?P/PBO, где XA – мольная доля, PBO > PB, ?P = PBO – PB – абсолютное понижение упругости пара.Закон Рауля.

Типы растворов. Способы выражения концентрации.

Идеальные и неидеальные растворы.

Коллигативные св-ва растворов. Законы Генри, Рауля, Вант-Гоффа

6Растворы – это гомогенные (однофазные) системы переменного состава, состоящие из двух или более веществ (компонентов). По характеру агрегатного состояния растворы мо-гут быть газообразными, жидкими и твердыми.

Обычно компонент, который в данных услови-ях находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор, считают раство-рителем, остальные составляющие раствора – растворенными веществами.

Истинные растворы – термодинамически устойчивые сис-темы, неограниченно стабильные во времени.

Осмос. Осмотическое давление.

Закон Вант-Гоффа

23 Если привести в соприкосновение два раствора с разными концентрациями, то молекулы растворителя и растворенного вещества будут диффундировать в противоположных направлениях, преимущественно в том направлении, где их концентрация ниже. Такая двусторонняя диффузия приведет к выравниванию концентраций (С1=С2).

Рассмотрим особый случай односторонней диффузии, когда на границе между раствором и растворителем или между двумя растворами различной концентрации находится перегородка, проницаемая для молекул растворителя и задерживающая частицы растворенного вещества. Представим себе, что в сосуд с водой опущен цилиндр с раствором, нижняя часть которого изготовлена из материала, пропускающего растворитель, но не пропускающего частицы растворенного вещества (полупроницаемая перегородка).

Получается неравновесная система, т.к.

если в воде N1=1, то в растворе мольная доля растворителя – воды N1 Поэтому в системе начнется самопроизвольный процесс выравнивания концентраций.

Осмос. Осмотическое давление.

Закон Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов

Стр 1 из 24 Часть I.

Теория. Общая химия Растворы и их значение в процессах жизнедеятельности 1.

При этом молекулы растворенного вещества практически не взаимодействуют друг с другом из-за большого расстояния между ними.

Поведение этих молекул в растворе аналогично поведению молекул идеального газа.Разбавленные растворы неэлектролитов, как идеальных разбавленных растворов обладают рядом свойств ( коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.

Закон рауля и вант гоффа для растворов электролитов

Коллигативные свойства растворов Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества.

К коллигативным свойствам растворов относят: 1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, 2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей. 3) осмотическое давление. 1 закон Рауля.

Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.

, где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па; Р0 – давления насыщенного пара над растворителем, Па; c (р-ля) – мольная доля растворителя; n (раств.

в-ва) – количество растворенного вещества, моль; n (р-ля) – количество вещества растворителя, моль.

Иногда закон Рауля определяют следующим образом.

Справочник химика 21

Обозначим через Р , через А/кип—, А/зам — , не подчиняющегося и Рауля, а через Р, А/кип и А/зам — значения тех же величии, по . Поскольку и , и и кипения находящихся в , то коэффициент i отношениями . . . растворов показало, что все их (, и кипения, ) изменяются вещества .

Эта формулировка представляет обобщенный Рауля — . Эта оказалась справедливой для в воде и для растворов в . При солей, кислот, оснований было обнаружено, что изменение в зависимости от состава превышает ожидаемую величину.

Например, Na l превышает почти в два раза для воды (3,36° вместо 1,86″ ). Это свидетельствует о том, что в , оснований и солей не соответствует раствора.

Электролиты отличаются от так называемых свойств. , и электролитов гораздо больше зависят от концентрации, чем этого следовало ожидать по — .

Эти отклонения получили объяснение только после того, как в 1887 г. высказал гипотезу об .

Задачи на законы разбавленных растворов неэлектролитов (законы Вант-Гоффа и Рауля)

Для решения данных задач кроме молярной концентрации С (моль/л) необходимо знать и такие способы выражения концентраций растворов, как моляльная концентрация b (моль/кг) и молярная доля N. Моляльная концентрация b – это отношение количества вещества (в молях), содержащегося в растворе, к массе растворителя (в кг).

Молярная доля N – отношение количества вещества одного компонента n, содержащегося в системе, к общему количеству вещества системы. N – безразмерная величина. Пример 1. Определить молярную массу вещества, если 1 л раствора, содержащего 14 г этого соединения, имеет при 25°С осмотическое давление 700 кПа.

Дано: V=1 л m=14 г Т=25+273=298К Росм.=700 кПа М(х) – ?

Источник: http://pravogrid.ru/zakony-raulja-i-vant-goffa-dlja-rastvorov-neehlektrolitov-98196/

Типы растворов. Способы выражения концентрации. Идеальные и неидеальные растворы. Коллигативные св-ва растворов.

Законы Генри, Рауля, Вант-Гоффа

Коллоидные растворы — дисперсные системы, промежуточные между истинными растворами и грубодисперсными системами — взвесями. В них дисперсные частицы не выпадают в осадок за счёт броуновского движения.

Коцентрированный р-р(содержащий относительно большое к-во растворенного вещ-ва); 2.Разбавленный р-р (содержание растворенного в-ва мало по сравнению с массой растворителя). Способы выражения концентрации растворов: Массовая доля — отношение массы данного компонента, содержащегося в системе(р-ре), к общей массе.

Объемная доля — отношение объема компонента к общему объему.

Второй закон Рауля

Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить перемещение растворителя в раствор через мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель, есть осмотическое давление π. Осмотическое давление идеальных растворов линейно зависит от температуры и молярной концентрации раствора С и может быть рассчитано по уравнению (III.16):

принцип Вант-Гоффа: осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор. Выражает взаимосвязь между степенью диссоциации электролита и ее константой диссоциации: K = (α2 C) (1 — α).

Источник: http://msaratov.ru/zakony-raulja-i-vant-goffa-dlja-rastvorov-neehlektrolitov-56512/

Законы фика и вант гоффа

Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов

Вант офф Вант офф закон Вант-Гофф Вант-Гофф влияние растворителя на равновесие изотонический коэфициент осмотическое давление теория растворов формула закона разведения химическое равновесие химическая термодинамика цикл Давление законы Закон Вант-Гоффа Опыт 17.

Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа

Вант офф Вант офф закон Вант-Гофф Вант-Гофф влияние растворителя на равновесие изотонический коэфициент осмотическое давление теория растворов формула закона разведения химическое равновесие химическая термодинамика цикл Давление законы Закон Вант-Гоффа Опыт 17.

Осмотическое давление растворов (закон Вант-Гоффа) Осмотическое давление Осмотическое давление закон Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов.

Правило Вант-Гоффа является весьма грубым и применимо только в очень ограниченном интервале температур.

Отступление от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электролитов

Для реакции 2N2O 2N2 O2 константа скорости при температуре 986 К равна 6,72 л/(моль.

Очевидно, что правило Вант-Гоффа противоречит не только уравнению Аррениуса, но и многим экспериментальным данным.

  • Если растворы характеризуются одинаковыми осмотическими давлениями, то по Вант-Гоффу такие растворы называются изотоническими.
  • В двух реакциях одинакового порядка разница энергий активации составляет E2 — E1 = 40 к Дж/моль.
  • Для разрыва связей в сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость реакции значительно выше.
  • Реакции между ионами в растворах электролитов протекают практически мгновенно.
  • Таким образом, существуют только определенные соотношения между энергией активации реакции и температурой ее проведения, при которых правило Вант-Гоффа выполняется.

Нидерландский химик Якоб Генрик Вант-Гофф родился в Роттердаме, в семье врача Якоба Генрика Вант-Гоффа.

По настоянию родителей Вант-Гофф начал изучать инженерное дело в Политехнической школе в Дельфте.

Законы Рауля и Вант-Гоффа — studopedia.su

В ней Вант-Гофф за два года прошел трехлетнюю программу обучения и лучше всех сдал выпускной экзамен.

Диффузия в растворах. Осмос и осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа

Два года спустя Вант-Гофф продолжил свои занятия в Парижском университете, где и завершил работу над диссертацией.

  • В отличие от большинства химиков своего времени Вант-Гофф имел основательную математическую подготовку.
  • Исследования ученого не остановились на открытии закона. Допустим, что в растворе содержится 100 г растворителя (бензола).
  • Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины, содержащего 5 г мочевины CH4N2O в 200 г воды. Энергию активации можно определить, измерив константу скорости при двух температурах. Стадией, определяющей скорость реакции, является мономолекулярный разрыв связи C- C в трихлорацетат-ионе.

Разложение ацетондикарбоновой кислоты в водном растворе — реакция первого порядка.

С1 и С2 — молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2 соответственно (знак ( ) – если скорость определяется по продукту реакции, знак (–) – по исходному веществу).

Вант-Гоффа закон — это. Что такое Вант-Гоффа закон?

Реакции протекают в направлении разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными связями.

С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема) чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ — скорость реакции возрастает.

Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Зависит ли

Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости реакции не входит. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость, оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.

Обратимые реакции — химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях.

  • Химическое равновесие — состояние системы, в котором скорость прямой реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2).
  • При химическом равновесии концентрации веществ остаются неизменными.
  • Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону образования продуктов прямой реакции. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции.
  • При повышении концентрации хотя бы одного из реагирующих веществ скорость химической реакции возрастает в соответствии с кинетическим уравнением.

Химические реакции, протекающие в гомогенных системах (смеси газов, жидкие растворы), осуществляется за счет соударения частиц. правило, основанное не на теории, а выведенное из опытных данных.

Они вступают во взаимодействие с реагентами с образованием промежуточного химического соединения и освобождается в конце реакции. Других способов изучения скорости реакции в то время не было.

Если это не удавалось (например, водный раствор замерзал), то скорость такой реакции не изучали.

Здесь вы сможете создать свой конспект который поможет вам в учёбе.

И здесь были свои ограничения – например, раствор мог закипеть, т.е.

Диффузия и осмос. Осмотическое давление, закон Вант-Гоффа

После наступления химического равновесия в системе с одинаковой скоростью протекают и прямые, и обратные реакции без каких бы то ни было конечных превращений.

  • Вант-Гофф вычислял осмотическое давление, а потом измерял его осмометром.
  • Их физический смысл заключается в том, что области выполнения правила Вант-Гоффа соответствует только область между параболами. Вант-Гофф стал студентом естественно-математического факультета Лейденского университета.
  • Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике используют два основных соотношения — правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.
  • РАСТВОРы электролитов Отступление от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электролитов.

Основные положения теории сильных электролитов Активность и ионная сила электролита. Удельная электропроводность Эквивалентная электропроводность растворов Отступление от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электролитов.

Коллигативные свойства, законы Рауля, закон Вант-Гоффа

Законы Вант-Гоффа и Рауля справедливы для идеальных раст­воров, в которых не происходит химическое взаимодействие между компонентами раствора, а также диссоциация или ассоциация молекул растворенного вещества.

  • Однако опыт показывает, что не все растворы подчиняются этим законам.
  • Установлено, что растворы, которые способны проводить электрический ток (электролиты), имеют более высокое, чем по закону Вант-Гоффа, осмотическое давление.
  • Эти раст­воры кипят при более высокой температуре и замерзают при более низкой, чем это следует из закона Рауля.
  • Такими свойствами обладают растворы солей, кислот и оснований.

Обобщая наблюдения, Вант-Гофф пришел к выводу, что в отношении осмотического давления растворы электролитов ведут себя так, как будто они содержат больше частиц, чем это следует из аналитической концентрации.

Исходя из этого, Коэффициент Вант-Гоффа для неэлектролитов, растворенных в воде, равен 1, а для электролитов он больше единицы.

Значение коэф­фициента растет по мере разбавления электролита.

Законы — вант-гофф — Большая Энциклопедия

Для растворов, в которых имеет место ассоциация молекул растворенного вещества, коэффициент iбывает меньше единицы.

Причину отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электролитов впервые разъяснил шведский ученый С. Электролиты обладают способностью при растворении в соответ­ствующих растворителях (например, в воде, к которой первоначально и относилась теория Аррениуса) диссоциировать на противоположно заряженные частицы – ионы.

Закон вант гоффа

Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов
Перейти к контенту

Поведение этих молекул в растворе аналогично поведению молекул идеального газа.Разбавленные растворы неэлектролитов, как идеальных разбавленных растворов обладают рядом свойств ( коллигативные свойства), количественное выражение которых зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества и от количества растворителя.

К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

Закон Рауляописывает зависимость между давлением насыщенного пара растворителя над раствором и концентрацией растворенного вещества.Насыщеннымназывают пар, находящийся в равновесии с жидкостью. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

В 1886 (1887) году Ф. М.

В чистом виде диффузия происходит при контакте раствора или растворителя с плотной средой. В этих случаях скорость диффузии зависит главным образом от структуры плотного материала, которая создает дополнительные препятствия для перемещения молекул диффундирующего вещества.

Осмос — процесс односторонней диффузии через полупроницаемую мембрану молекул растворителя в сторону большей концентрации.

Осмотическое давление (обозначается π) — избыточное гидростатическое давление на раствор, отделённый от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при котором прекращается диффузия растворителя через мембрану.

Закон вант гоффа формула

где Росм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);

Т – абсолютная температура, К;

V(р-ра) – объем раствора, л.

Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов.
Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i). Это поправочный коэффициент, который учитывает увеличение числа частиц в растворе электролита из-за диссоциации на ионы.

Закон вант гоффа осмос

Внимание Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и Δt можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:

tкип.(р-ра) = tкип.(р-ля) + Δtкип. tзам.(р-ра) = tзам.(р-ля) – Δtзам.

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа для растворов неэлектролитов.

Осмосом называется одностороннее проникновение молекул растворителя (диффузия) через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

осмос – самопроизвольный процесс.

Пример: Если в закрытый стеклянный сосуд поместить стакан с чистым растворителем и стакан с раствором какого-либо нелетучего вещества (уровни жидкостей в сосудах одинаковы), то через некоторое время уровень жидкости в первом стакане понизится, а уровень раствора во втором стакане повысится. В этом случае происходит переход растворителя из первого стакана во второй стакан, что обусловлено (по закону Рауля) более низким давлением пара рас–творителя над раствором, чем над чистым раствори–телем.

Важно

При этом воздушное пространство между растворителем и раствором выполняет роль полупроницаемой мембраны.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

Закон Вант-Гоффа.

Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора.

Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов

Степень диссоциации – a — это отношение числа молекул N, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита N0:

α выражают в долях единицы или в %.

По степени диссоциации электролиты делят на сильные или слабые.

При растворении в воде сильные электролиты диссоциируют практически полностью, процесс диссоциации в них необратим. У сильных электролитов степень диссоциации в растворах равна единице (α=1) и почти не зависит от концентрации раствора.

В уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак “=” или “ ”. Например, уравнение диссоциации сильного электролита сульфата натрия имеет вид

Nа2SО4 = 2Nа+ + SО42-.

К сильным электролитам в водных растворах относятся почти все соли, основания щелочных и щелочноземельных металлов, кислоты: H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI, HСlO4, HClO3, HBrO4, HBrO3, HIO3, H2SeO4, HMnO4, H2MnO4 и т.д.

К слабым электролитам относятся электролиты, степень диссоциации которых в растворах меньше единицы (α

Источник: https://ekodez66.ru/zakon-vant-goffa

Коллигативные свойства растворов

Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов

Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. Это такие свойства, на которые не оказывает влияние природа растворенного вещества, а зависят они исключительно от количества частиц этого растворенного вещества.

К их числу относятся:

  • Понижение давление паров
  • Повышение температуры кипения
  • Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
  • Осмотическое давление раствора.

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Понижение давление паров

Давление насыщенного пара (т.е. пара, который пребывает в состоянии равновесия с жидкостью) над чистым растворителем называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Если в некотором растворителе растворить нелетучее вещество, то равновесное давление паров растворителя при этом понижается, т.к.

присутствие какого – либо вещества,  растворенного в этом растворителе, затрудняет переход частиц растворителя в паровую фазу. Экспериментально доказано, что такое понижение давления паров напрямую зависит от количества растворенного вещества.

В 1887 г. Ф.М. Рауль описал количественные закономерности коллигативных свойств растворов.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля заключается в следующем:
Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

p = p0 · χр-ль

p = p0 · nр-ля/(nв-ва + nр-ля),  где

p — давление пара над раствором, Па;

p0 — давление пара над чистым растворителем, Па;

χр-ль — мольная доля растворителя.

nв-ва и nр-ля – соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.

Иногда Первому закону Рауля дают другую формулировку: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

 (p0 – p)/p0 = χв-ва

(p0 – p)/p0 = nв-ва/(nв-ва + nр-ля)

При этом принимаем, что χв-ва + χр-ль = 1

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:

p0 – p = Δр

Δp = i · p0 · χв-ва, где

Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

χв-ва — мольная доля вещества в растворе

i – изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе.

То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации.

Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:

i = 1+α(n—1), где

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации)

Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при  уравнивании давления ее паров и внешнего давления.

При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.

Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.

Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как II закон Рауля:

ΔTкип = E· mв-ва,

ΔTкрист = K·mв-ва, где

E—эбулиоскопическая константа,

K — криоскопическая константа,

mв-ва — моляльность вещества в растворе.

Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:

ΔTкип = i·E·mв-ва

ΔTкрист = i·К·mв-ва

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида. Так, перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.

ОСМОС

Представим  два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию.

Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к  раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением.

Осмотическое давление и концентрацию раствора позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает  уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

π = C·R·T,

где C — молярная концентрация раствора, моль/м3,

R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);

T — абсолютная температура раствора.

Преобразуем уравнение следующим образом:

C = n/V = m/(M·V)

π = т·R·T / M·V или

π·V = m·R·T /M

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:

π` = i·C·R·T ,

где i — изотонический коэффициент раствора.

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

Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими. Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.

Источник: http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/kolligativnye-svojstva-rastvorov.html

Мастер в праве
Добавить комментарий