В химической термодинамике рассматриваются лишь начальные и конечные состояния взаимодействующих веществ (термодинамических систем) без учета путей, по которым протекают процессы, и развития процессов во времени. В нее включены также термохимия, учения о химических равновесиях, фазовых переходах и о возможности самопроизвольных протеканий процессов. Для термодинамического описания систем используются так называемые функции состояния:
1. Внутренняя энергия системы U. Абсолютную величину U определить невозможно. Экспериментально можно определить изменение внутренней энергии системы DU по количеству энергии, отданной окружающей среде или принятой от нее, например, в изохорном процессе без совершения работы (V = const). Так, уравнение (8) представляет собой математическое выражение первого закона термодинамики: сообщенная системе теплота расходуется на приращение внутренней энергии и на совершение работы рDV против внешних сил (р):
Q = DU + p DV. (8)
При V = const DV = 0 и вместо (8) будет справедливо (9):
Q*(V) = DU или Q(V) = U2 – U1. (9)
2. Энтальпия Н больше внутренней энергии системы на
величину работы ее расширения:
Н = U + p V. (10)
Абсолютное значение Н определить также невозможно, но в изобарных процессах (р = const) подводимая к системам или отводимая от них теплота идет на изменение энтальпии:
Q(р) = DН (11)
где DН = DU + p DV или DН = Н2 – Н1.
Химические взаимодействия, как правило, сопровождаются тепловыми эффектами. Если они протекают с выделением теплоты, то называются экзотермическими, если с поглощением теплоты – эндотермическими. Уравнения реакций, учитывающие тепловые эффекты, называются термохимическими. Например:
|
|
2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (г)* + 476 кДж. (12)
В термохимии тепловые эффекты экзотермических реакций считаются положительными Qp** > 0 (как в реакции (12)), а эндотермических реакций – отрицательными Qp < 0. В химической термодинамике принята обратная система знаков, т.е. теплота, поглощенная системой, считается положительной, а теплота, отданная системой, - отрицательной. Тепловые эффекты при р = const отождествляются с изменением энтальпии и не включаются в уравнения, а записываются рядом. Например, вместо (12) можно написать:
2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (г); DНр = - 476 кДж, (13)
т.е. DНр = - Qp. Эта реакция обратима. В прямом направлении она экзотермическая и идет с уменьшением энтальпии (DНp < 0 или Qp > 0), а в обратном направлении она эндотермическая (DНp > 0 или Qp < 0) и протекает в соответствии с законом Лавуазье - Лапласа: теплота, выделяющаяся при образовании вещества, равна теплоте, поглощаемой при разложении такого же его количества на исходные составные части. Это положение является частным случаем закона сохранения материи и энергии.
Более глубокое обобщение термохимических закономерностей содержит закон Гесса: тепловой эффект химических реакций, протекающих при постоянном давлении, не зависит от числа промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состояниями системы. Этот закон можно проиллюстрировать схемой:
А + В = АВ, (DН)
А АВ
А + С = АС, (DН1) АС + В = АВ + С, (DН2)
АС
Здесь образование соединения АВ представлено двумя путями: непосредственным синтезом из простых веществ (DН) или через стадию образования промежуточного соединения АС (DН1), которое, реагируя с В (DН2), дает тот же конечный продукт. В соответствии с законом Гесса тепловой эффект прямого синтеза АВ равен сумме тепловых эффектов реакций с участием промежуточного продукта АС:
|
|
DН = DН1 + DН2.
Закон Гесса позволяет производить с термохимическими уравнениями химических реакций алгебраические действия, в частности, записывать тепловые эффекты реакций в любых частях уравнений. Как следствие из закона Гесса, тепловой эффект реакции образования из простых веществ одного моля соединения в стандартном состоянии (наиболее устойчивое состояние при данной температуре и р = 1,013 × 105 Па) не зависит от способа его получения и называется теплотой или энтальпией образования. При 298 К или 25 °С энтальпия образования обозначается DН°298 или DН°; верхний индекс «о » указывает на величины в стандартных условиях. Энтальпии образования химических соединений в кДж/моль даны в таблицах термодинамических величин; для простых веществ в их наиболее устойчивом состоянии они приняты равными нулю (например, DН°(О2) (г) = 0).
3. Функции состояния DН и DU не дают возможности судить о направлении процесса, а указывают лишь на то, что энергия изолированных систем постоянна. Известный принцип Бертло, согласно которому химические реакции самопроизвольно протекают в сторону уменьшения энтальпии, DНр < 0 – энтальпийный движущий фактор самопроизвольных процессов (в сторону выделения теплоты), имеет ограниченное применение. В некоторых процессах теплота поглощается. Например, плавление кристаллического вещества происходит при постоянной температуре и сопровождается поглощением так называемой скрытой теплоты плавления DНпл (энтальпии плавления). Аналитически этот процесс можно представить равенством:
|
|
DНпл = Тпл DSпл, (14)
где DSпл – величина, характеризующая процесс в системе, на который расходуется поглощаемая теплота. Так как DНпл является функцией состояния, то и DSпл должна быть функцией состояния. Эту функцию назвали энтропией S, она характеризует тепловое состояние систем и служит мерой их неупорядоченности (из (14) следует DS=DH/T). Второй закон термодинамики использует понятие энтропии: в изолированных системах самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения энтропии. Таким образом, если в изолированной системе в результате процесса DS > 0, то процесс термодинамически возможен (энтропийный движущий фактор самопроизвольных процессов), если же DS < 0, то его самопроизвольное протекание исключается.
4. В неизолированных системах возможны процессы, сопровождающиеся уменьшением энтропии (DS < 0), например, кристаллизация расплава или конденсация пара, протекающие при условии отвода тепла в окружающую среду. Оказалось целесообразным введение еще одной функции состояния, которая учитывает совместное влияние на возможность самопроизвольного протекания процессов энтальпийного (DН) и энтропийного (DS) факторов. Эта функция представляет собой разность
DG = DH - TDS. (15)
Функция G называется свободной энергией Гиббса и является мерой устойчивости систем при постоянном давлении. Если DG < 0, то в процессе взаимодействия происходит уменьшение свободной энергии, и он термодинамически возможен. Если DG > 0, то протекание процесса невозможно. Если DG = 0, то система находится в равновесном состоянии. Сказанное справедливо как для изолированных, так и для открытых систем.
Домашнее задание по химической термодинамике включает задачи на определение энтальпии образования веществ, изменений термодинамических функций систем в различных процессах: DH, DS, DG, на законы Гесса и Лавуазье - Лапласа. В некоторых из них необходимо пользоваться следующими формулами:
DH°р = åDH°прод - åDH°реаг; (16)
DS°р = åS°прод - å S°реаг; (17)
DG°р = åG°прод - åG°реаг (18)
с учетом стехиометрических коэффициентов уравнений реакций, например:
а А + b В = с С + d D;
DH°р = с DH°(С) + d DH°(D) - а DH°(А) - b DH°(В)
(индексы: р – реакции, прод – продуктов реакции, реаг – реагентов).
Следует учитывать также, что DG° образования простых веществ приняты равными нулю, а для химических соединений они даны в таблицах термодинамических величин. Значения S° простых веществ не равны нулю и наряду с величинами S° химических соединений даны в таблицах термодинамических величин. При переходе некоторого количества вещества из кристаллического в жидкое состояние и далее в газообразное возрастает его энтропия (как и неупорядоченность):
Sк < Sж < Sг .
Наибольший скачок величин S происходит при переходе веществ из конденсированного состояния в газообразное. Поэтому при постоянном давлении чем больший объем занимает реакционная система, тем больше ее энтропия.
*****
Задача 1. Тепловой эффект какой реакции необходимо определить при измерении стандартной энтальпии образования карбоната магния MgCO3?
При решении подобных задач следует учитывать, возможно или невозможно получить химическое соединение синтезом из простых веществ. Если это возможно, то следует использовать уравнение реакции синтеза. Например:
3/2 H2 (г) + 1/2 N2 (г) = NH3 (г) + Qp;
DН°р = - Q°p;
DН°р = DН°(NH3) - 3/2 DН°(H2) - 1/2 DН°(N2);
DН°(H2) = 0; DН°(N2) = 0; DН°(NH3) = DН°р ;
DН°(NH3) = - Q°p.
Если химическое соединение невозможно получить синтезом из простых веществ, то его следует разложить нагреванием на простые вещества, что возможно практически для любых веществ. Например:
MgСО3(к) + Q p = Mg(к) + С(графит) + 3/2 О2(г);
MgСО3(к) = Mg(к) + С(графит) + 3/2 О2(г) - Q p,;
DН°р = Q°p;
DН°р = DН°(Mg) + DН°(C) + 3/2 DН°(O2) - DН°(MgCO3);
DН°(Mg) = 0; DН°(C) = 0; DН°(O2) = 0;
DН°(MgCO3) = - DН°р ;
DH°(MgCO3) = - Q°p.
*****
Задача 2. При разложении некоторого количества аммиака на простые вещества было израсходовано 36,96 кДж теплоты и выделилось при н.у. 26,88 л водорода. Определить энтальпию образования аммиака.
1) Напишем уравнение эндотермической реакции разложения аммиака:
х NH3 (г) ® х/2 N2 (г) + 3x/2 H2 (г) - 36,96 кДж;
DH°р = - Qр; DH°р = 36,96 кДж.
2) Вычислим число молей аммиака, подвергшегося разложению:
а) n(Н2) = V / VM = 26,8 л / 22,4 (л/моль) = 1,2 моль;
б) 3 х /2 = 1,2 моль; х = 0,8 моль.
3) Вычислим DН°(NH3):
DН°р = 0,4 моль × DН°(N2) +1,2 моль × DН°(Н2) - 0,8 моль × DН°(NH3);
DН°(N2) = 0; DН°(Н2) = 0;
DН°(NH3) = -36,96 кДж / 0,8 моль = - 46,2 кДж/ моль.
Ответ: энтальпия образования аммиака – 46,2 кДж/моль.
*****
Задача 3. Известно, что реакция 2NO (г) + O2 (г) ® 2NO2 (г) протекает самопроизвольно в обычных условиях. Предскажите знаки DH°р, DS°р, DG°р. Возможен ли этот процесс в изолированной системе?
1) DG°р < 0, так как реакция самопроизвольна.
2) DS°р < 0, так как объем реагентов больше объема продуктов.
3) DН°р < 0 при DG°р < 0 и DS°р < 0 по равенству DG = DH - TDS.
4) Данный процесс не может протекать в изолированной системе, так как в ней самопроизвольно может протекать только процесс с увеличением энтропии (DS°р > 0).
*****
Задача 4. Изменение энтальпии в реакции 2С(графит) + 3Н2 (г) = С6Н6 (г) меньше нуля. При каких температурах возможна данная реакция?
1) DН°р < 0 по условию задачи; DS°р < 0, так как объем продуктов меньше объема реагентов.
2) При DG°р < 0 реакция возможна, т.е. DH°р - TDS°р < 0, откуда реакция возможна при Т < DН°р / DS°р.
*****
Задача 5. В реакции 4FeO (к) + O2 (г) = 2Fe2O3 (к) энергия Гиббса уменьшается (DG°р < 0). Какая степень окисления более характерна для железа в стандартных условиях?
Реакция самопроизвольно протекает вправо:
+2 -2 +3 -2
FeO ® Fe2O3,
следовательно для железа более характерна степень окисления +3.
*****
Задача 6. Энтальпии растворения при комнатной температуре в большом объеме воды одного моля безводного хлорида магния (DН1) и одного моля его кристаллогидрата MgCl2 × 6H2O (DН2) соответственно равны –149,90 и -12,36 кДж/ моль. Вычислить энтальпию гидратации безводного хлорида магния (DН).
По закону Гесса: DH1 = DH + DH2,
откуда DН = DH1 - DH2,
DН = -149,90 кДж/моль + 12,36 кДж/моль = -137,54 кДж/ моль.
*****
Задача 7. Вычислить стандартную энтальпию образования сероуглерода, воспользовавшись данными о стандартных энтальпиях образования веществ и термохимическим уравнением:
CS2 (г) + 3O2 (г) = CO2 (г) + 2SO2 (г) + 871,2 кДж;
DH°(SO2) (г) = -296,9 кДж/ моль; DH°(CO2) (г) = -393,5 кДж/ моль.
Сколько теплоты выделится, если сжечь 1 кг сероуглерода?
1) Задача на следствие из закона Гесса:
DH°р = (2×DH°(SO2) + 1×DH°(CO2)) - (1× DH°(CS2) + 3× DH°(O2)),
где DH°р = - Qр = -871,2 кДж; DH°(O2) = 0.
2×DH°(SO2) + 1×DH°(CO2) - DH°р
DH°(CS2) = =
2 моль × (-296,9 кДж/ моль) + 1моль × (-393,5) кДж/ моль + 871,2 кДж = =
1 моль
= 116,1 кДж/моль.
2) Найдем, сколько молей сероуглерода содержится в 1 кг:
М = 76 г/ моль;
n = m / M = 1000 (г) / 76 (г/моль) = 13,16 моль.
3) Вычислим количество теплоты, выделившееся при сгорании 1 кг CS2:
1 моль CS2 ------------------- 871,2 кДж,
13,16 моль CS2 ------------------- Q кДж,
Q = 871,2 кДж / моль × 13,16 моль = 11463 кДж.
*****
Задача 8. Определите возможность разложения карбоната стронция при 298 К (Т1) и 2000 К (Т2). Выразите зависимость DG = f (Т) графически и сделайте вывод о влиянии температуры на процесс разложения карбоната стронция.
SrCO3 (к) = SrO (к) + CO2 (г);
DH°(SrCO3) (к) = -1225,4 кДж/ моль; DH°(CO2) (г) = -393,5 кДж/ моль;
S°(SrCO3) (к) = 97,1 Дж/ моль × K; S°(CO2) (г) = 213,7 Дж/ моль × K;
DH°(SrO) (к) = -590,5 кДж/ моль; S°(SrO) (к) = 55,2 Дж/ моль × K.
Критерий самопроизвольного протекания процесса:
DGр < 0, где DG р = DH р - TDS р.
1) По следствию из закона Гесса определим DH°р и DS°р:
DH°р = (1×DH°(SrO) + 1×DH°(CO2)) - 1×DH°(SrCO3) =
= 1моль (-590,5 кДж/ моль) + 1моль (-393,5 кДж/ моль) –
- 1моль (-1225,4 кДж/ моль) = 241,4 кДж;
DS°р = (1 ×S°(SrO) + 1×S°(CO2)) - 1× S°(SrCO3) =
= 1моль (55,2 Дж/ моль × К) + 1моль (213,7 Дж/ моль × К) -
- 1моль (97,1 Дж/ (моль × К) = 171,8 Дж/ К.
2) Вычислим DG° для указанных температур:
DG°р = DH°р - Т1 DS°р = 241,4 кДж - 298 К× 171,8 × 10 -3 кДж/К =
= 190,2 кДж;
DG°р > 0 - самопроизвольный процесс при 298 К невозможен.
DG°р = DH°р - Т2 DS°р = 241,4 кДж - 2000 К × 171,8 × 10-3 кДж/К =
= - 102,2 кДж.
DG°р < 0 - при 2000 К процесс идет самопроизвольно.
3) Построим график линейной зависимости DG (Т):
DG, кДж
200
100
0 Т, К
1000 2000
-100
-200
Ответ: система находится в равновесии при температуре ~1400 К
(DG =0); при меньшей температуре процесс разложения карбоната стронция невозможен, а при большей температуре карбонат стронция разлагается.
*****
Домашнее задание 3
Растворы
Эта тема домашнего задания включает задачи на законы Рауля, ионное произведение воды и рН растворов, реакции между ионами и гидролиз солей.
Способы выражения концентрации растворов:
1. Молярная концентрация (c) показывает, сколько молей растворенного
вещества содержится в 1 литре раствора:
c = n1 / V3* = m1 / M1V3 , моль/ л. (19)
2. Эквивалентная концентрация или нормальность (cэ) показывает,
сколько молей эквивалентов вещества (n э) содержится в 1 литре раствора:
cэ = n э(1) / V3 = m1 / Mэ(1)V3, моль/ л. (20)
3. Моляльная концентрация, или моляльность, (b) показывает, сколько
молей вещества содержится в 1 кг растворителя:
b = n1 / m2 = m1 / M1 m2, моль/ кг растворителя. (21)
4. Мольная доля (x i) – это отношение числа молей одного из компонентов раствора к сумме молей веществ, входящих в раствор. Для бинарного раствора x1 + x2 = 1.
x 1 = n1 / (n1 + n2), x 2 = n2 / (n1 + n2 ), (22)
где x1 - мольная доля растворенного вещества; x2 - мольная доля растворителя.
5. Массовая (wi) или объемная (ji) доли одного из компонентов
раствора являются безразмерными величинами, равными отношению массы или объема этого компонента соответственно к общей массе или к общему объему раствора:
w1 = m1 / m3, j1 = V1 /V3. (23)
Величины wi и ji выражаются в виде десятичной дроби. Для каждого раствора суммы wi или ji равны единице. Например, если в бинарном растворе массовая доля NaCl составляет 0,12 (это - w1), то массовая доля воды будет составлять 0,88 (w2 = 1 – 0,12 = 0,88). В этом случае в каждых ста граммах раствора содержится 12 г NaCl и 88 г Н2О.
Используя формулы (19) – (22), можно перейти от одного способа выражения концентрации к другому. Покажем это на примере перехода от нормальной концентрации к молярной. Учитывая (19) и (20), после несложных преобразований получим:
c = cэ Mэ(1)/ М1 или cэ = c М1 / Mэ(1). (24)
Поскольку Mэ £ М, то cэ ³ c.
*****
Законы Рауля
Такие свойства растворов как понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с соответствующими свойствами чистого растворителя не зависят от природы растворенного вещества, а зависят только от числа растворенных частиц (молекул, ионов). Для двухкомпонентных разбавленных молекулярных растворов, состоящих из растворителя и нелетучего растворенного вещества, законы Рауля можно сформулировать следующим образом:
Первый закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворенного вещества:
Dр / р2 = х1, (25)
где Dр = р2 – р3; р3 и р2 - давление насыщенного пара растворителя соответственно над раствором и над чистым растворителем; х1 - мольная доля растворенного вещества.
Второй закон Рауля: 1) повышение температуры кипения раствора пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:
DТк = КЭ b, (26)
где DТк = Тк(3) - Тк(2); Тк(3) - температура кипения раствора; Тк(2) - температура кипения чистого растворителя; КЭ - эбуллиоскопическая постоянная растворителя, не зависящая от природы растворенного вещества; b - моляльная концентрация растворенного вещества;
2) понижение температуры замерзания раствора пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества:
DТз = КК b, (27)
где DТз = Тз(2) - Тз(3); Тз(3) - температура замерзания раствора; Тз(2) - температура замерзания чистого растворителя; КК - криоскопическая постоянная растворителя, не зависящая от природы растворенного вещества.
Так как электролиты диссоциируют в растворителях на ионы, то частиц в их растворах становится больше в i раз по сравнению с числом молекул, введенных в раствор (i – изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа):
i = 1 + a (n - 1), (28)
где a - степень диссоциации, а n - число ионов, образующихся из одной молекулы электролита, и тогда вместо формул (25) - (27) следует использовать формулы (29) – (31):
Dр / р2 = i n1 / (i n1 + n2), (29)
DТк = i КЭ b, (30)
DТз = i КК b. (31)
По экспериментальным данным и этим формулам можно определить изотонический коэффициент, а далее найти значение степени диссоциации:
a = (i - 1) / (n - 1). (32)
При диссоциации сильных электролитов истинное значение a равно единице, а i = n и если экспериментально устанавливают, чтоa < 1, а i < n, то a в этом случае является кажущейся величиной и это обусловлено межионными взаимодействиями. У слабых электролитов степень диссоциации меньше единицы и определяется следующим соотношением:
a = Nд / N, (33)
где Nд - число молекул, подвергшихся диссоциации; N - число молекул, введенных в раствор.
*****
Задача 1. Раствор, содержащий 3,28 г нитрата кальция в 2000 г воды (1), кипит при температуре 100, 015 °С, а раствор, содержащий 12,3 г этой же соли в 2500 г воды (2), кипит при температуре 100,043 °С. Эбуллиоскопическая постоянная воды равна 0,52. Вычислить степень диссоциации соли в каждом растворе и объяснить различие в полученных результатах.
1) Эта задача на второй закон Рауля для электролитов и соотношение изотонического коэффициента со степенью диссоциации:
(а) DТк = i КЭ b,
(б) a = (i - 1) / (n - 1).
2) Дадим характеристику растворенному веществу. Нитрат кальция Ca(NO3)2 - это соль, сильный электролит, в растворе диссоциирует на три иона (n = 3):
Ca(NO3)2 Ca2+ + 2NO3- ,
его молярная масса:
М1 = 164 г/ моль.
3) Выразим изотонический коэффициент через величины формулы (а) и найдем значения этих величин для растворов (1) и (2):
i = DТк / КЭ b;
а) DТк,(1) = 100,015 °С - 100 °С = 0,015 °С,
DТк,(2) = 100,043 °С - 100 °С = 0,043 °С,
где 100 °С – температура кипения воды.
б) По формуле b = n1 / m2 = m1 / M1m2 :
b(1) = 3,28 г / [164 (г/моль) × 2 кг] = 0,01 моль/ 1 кг воды.
b(2) = 12,30 г / [164 (г/моль) × 2,5 кг ] = 0,03 моль/ 1 кг воды.
в) i (1) = 0,015 °С / [0,52 ( °С× кг воды/моль) × 0,01 (моль/1 кг воды)] = 2,88;
i (2) = 0,043 °С / [0,52 (°С × кг воды/моль) ×0,03 (моль/1 кг воды)] = 2,76.
4) Вычислим по (б) экспериментальные значения степени электролитической диссоциации a растворов:
a (1) = (2,88 - 1) / (3 - 1) = 0,94;
a (2) = (2,76 - 13) / (3 - 1) = 0,88.
Ответы на вопросы задачи:
1. В 0,01-моляльном растворе кажущаяся степень диссоциации равна 0,94, а в 0,03-моляльном растворе - 0,88.
2. Так как значения степени диссоциации сильного электролита отличается от единицы, то это кажущиеся значения, обусловленные межионными взаимодействиями. Чем выше концентрация раствора, тем интенсивнее межионные взаимодействия и тем в большей степени a отличается от единицы, поэтому a(1) > a(2).
*****
Задача 2. Определить, на сколько ионов диссоциирует в водном растворе соль, массовая доля которой составляет 0,0027, если a = 1 и раствор замерзает при температуре минус 0,15 °С. Молярная масса соли равна 134 г/моль. Криоскопическая постоянная воды 1,86.
1) Задача на второй закон Рауля для электролитов и соотношение изотонического коэффициента со степенью диссоциации:
(а) DТз = i КК b,
(б) a = (i - 1) / (n - 1).
2) Выразим изотонический коэффициент через величины формулы (а) и найдем их значения:
i = DТз / Кк b.
а) DТз = Тз(2) - Тз(3) = 0,00 °С - (-0,15) °С = 0,15 °С,
где 0,00 °С – температура замерзания воды.
б) Переведем процентную концентрацию раствора в моляльность, для чего вначале определим массу растворенного вещества, приходящуюся на 1 кг растворителя:
w = m1 / (m1 + 1 кг) = 0,0027,
m1 = 0,002707 кг,
b = m1 / M1m2 = 2,707 г / [134 (г/моль) × 1 кг] = 0,02 моль/ кг воды.
3) Рассчитаем изотонический коэффициент:
i = 0,15 °С / [1,86 (°С × кг воды/моль) ×0,02 (моль/ кг) ] = 4,0.
4) Вычислим n из (б):
n = 1 + (i - 1) / a = 1 + (4,0 - 1) / 1 = 4.
Ответ: Электролит диссоциирует в воде на 4 иона.
*****
Задача 3. Определить степень диссоциации иодида натрия в этаноле, если при температуре 77,4 °С давление насыщенного пара этанола над раствором, содержащим 0,34 г NaI в 21,67 г C2H5OH, равно 100621 Па. Известно также, что этанол при этой температуре кипит.
1) Задача на первый закон Рауля для электролита и соотношение изотонического коэффициента со степенью диссоциации:
(а) Dр / р2 = i n1 / (i n1 + n2),
(б) a = (i - 1) / (n - 1).
2) Вычислим молярные массы, числа молей соли и этанола:
M1 = 150 г/ моль, n1 = 0,34 / 150 = 2,26 × 10–3 (моль);
M2 = 46 г/ моль, n2 = 21,67 / 46 = 0,47 (моль).
3) Вычислим Dр, учитывая, что р2 – давление насыщенных паров этанола над чистым этанолом при кипении равно атмосферному давлению 101325 Па:
Dр = р2 – р3 = 101325 Па – 100621 Па = 704 Па.
4) Вычислим изотонический коэффициент:
704 Па / 101325 Па = i × 2,26 × 10–3 моль / (i × 2,26 × 10–3 + 0,47 моль),
i = 1,45.
5) Найдем n по реакции диссоциации NaI:
NaI Na+ + I-, n = 2.
6) Вычислим степень диссоциации по (б):
a = (1,45 - 1) / (2 - 1) = 0,45.
Ответ: Степень диссоциации иодида натрия в этаноле 0,45.
*****