Масса хлорида натрия m1
Масса воды m2
Температура замерзания воды, оС t1 = 0оС
Температура замерзания раствора, t2
Понижение температуры раствора, оС Δ t = t1 – t2
Определите изотонический коэффициент Вант-Гоффа по уравнению (2):
(2)
Δ tтеор. рассчитывается по уравнению (3):
(3)
Рассчитайте кажущуюся степень диссоциации хлорида натрия по уравнению (4):
(4)
где n – число частиц, на которое распадается электролит (для NaCl n = 2).
Чему равна истинная степень диссоциации хлорида натрия? Объясните, почему кажущаяся степень диссоциации значительно меньше истинной?
5. ХОД ЗАНЯТИЯ:
Растворы – это гомогенные, термодинамически устойчивые системы переменного состава, состоящие минимум из двух компонентов: растворителя и растворенного вещества.
Классификация растворов
а) по агрегатному состоянию;
б) по размеру частиц растворенного вещества;
в) по степени насыщенности.
Растворение – это самопроизвольный обратимый физико-химический процесс, включающий три основные стадии.
1) стадия атомизации – разрушение кристаллической решетки растворяемого о вещества; процесс эндотермический (Dат Н > О);
2) стадия сольватации (гидратации) – образование сольватных (гидратных) оболочек вокруг частиц растворенного вещества; процесс экзотермический, (Dсол Н<О);
3) стадия диффузии – равномерное распределение растворенного вещества по всему объему раствора, (Dдиф Н ≈ О).
Таким образом, теплота растворения (DрН) является величиной интегральной:
DpH = DатН + DсолН +DдифН,
где DpH – тепловой эффект растворения 1 моль вещества в бесконечно большом объеме растворителя.
Как любой обратимый процесс, растворение доходит до равновесия, когда количество частиц, мигрирующих из растворяемого вещества в раствор, равно количеству частиц, перемещающихся из раствора в растворяемое вещество. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным.
|
|
Растворы бывают:
• ненасыщенные
• насыщенные
• пересыщенные (термодинамически неустойчивы)
Растворимость (S) – это способность вещества растворяться в данном растворителе. Она равна содержанию растворенного вещества в его насыщенном растворе при данной температуре.
Равновесие характеризуется при помощи константы растворимости Ks, являющейся частным случаем констант равновесия:
Ks = [A+]n · [B‾]m
Для бинарных электролитов n = m = 1,
Ks = [A+] · [B‾]
Соответственно, 
Факторы, влияющие на растворимость:
1) природа веществ;
2) температура;
3) давления (для газообразных систем);
Математически зависимость растворимости газа от давления описывается уравнением Генри (1803 г.):
S = k·p,
где k – константа Генри,
p – давление газа над раствором.
4) на растворимость газов влияет присутствие электролитов в растворе. Эта зависимость описывается уравнением Сеченова (1859 г.):
S = S0 e‾kc
где S и S0 – растворимость газа в растворе электролита и чистой воде,
с – концентрация электролита,
k – константа Сеченова.
5) концентрация компонентов системы.
Если в систему из двух несмешивающихся жидкостей добавить третий компонент, то отношение его концентраций в каждой из двух жидкостей есть величина постоянная при данной температуре (закон Нернста-Шилова)
|
|
Математическое выражение закона Нернста-Шилова:
содержание компонента в фазе 1
= К
содержание компонента в фазе 2
где K 
константа распределения
Растворение твердых веществ описывается схемой:
А(к.) + Н2О ↔ А(р-р), DрН > О
Коллигативными называются свойства растворов, зависящие только от их концентрации, точнее от соотношения числа частиц растворителя и растворенного вещества. Коллигативные свойства не зависят от природы веществ.
Важнейшими коллигативными свойствами растворов являются:
1) понижение давления пара над раствором;
2) повышение температуры кипения раствора;
3) понижение температуры замерзания раствора;
4) осмос и осмотическое давление.
Первый закон Рауля: давление пара над раствором нелетучего вещества меньше давления пара над чистым растворителем.
Для неэлектролитов 
Для электролитов 
– относительное понижения давления пара над раствором
i – изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа), характеризующий диссоциацию электролита на ионы
Криоскопический ("криос" – холод) и эбулиоскопический ("эбулио" – кипение) законы являются следствием первого закона Рауля.
Криоскопический закон Рауля: раствор нелетучего вещества замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель.
Температура замерзания (Тзам) – это температура, при которой давление пара над жидкостью равно давлению над твердым растворителем.
Для неэлектролитов DТзам = КCm
Для электролитов DТзам = i КCm
DТзам = Tзам(р-ль) – Tзам(р-р)
К – криоскопическая константа растворителя. К (Н2О) = 1,86
|
|
Эбулиоскопический закон Рауля: раствор нелетучего вещества кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель.
Температура кипения (Ткип) – это температура, при которой давление пара над жидкостью равно атмосферному давлению.
Математическое описание эбулиоскопического закона:
Для неэлектролитов DТкип = ЕCm
Для электролитов DТкип = i ЕCm
DТкип = Tкип(р-р) – Tкип(р-ль)
Е – эбулиоскопическая константа растворителя. Е (Н2О) = 0,52
Осмос – односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из разбавленного раствора в более концентрированный.
Пределом его протекания является состояние равновесия.
Осмотическое давление описывается уравнением Вант-Гоффа:
Для неэлектролитов: росм = См RT
Для электролитов: росм = i См RT
Давление, которое оказывает растворитель на мембрану в состоянии равновесия называется осмотическим (росм).
6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:
1) Константа растворимости BaSO4 равно 1·10ˉ10. Вычислить растворимость этой соли в воде.
2) У какого раствора: 100 г NaCl в 1 дмз воды или 100 г CaCl2 в 1 дмз воды, температура замерзания ниже? Какая из солей лучше для устранения обледенения?
3) Осмотическое давление плазмы крови равно при 37оС 7,7 атм. Какую навеску сахарозы следует взять для приготовления 0,5 л раствора, изотоничного крови?
4) Изотоничный коэффициент водного раствора соляной кислоты равен 1,66 (ω = 6,8 %). Вычислите температуру замерзания этого раствора.
7. ЛИТЕРАТУРА
ОСНОВНАЯ:
1. Конспект лекций;
2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под ред. Ю.А. Ершова – М., "Высшая школа", 1993 г., с. 50-84;
3. А.С. Ленский "Введение в биоорганическую и биофизическую химию", М., 1989 г., с. 103-125.
ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:
1. Практикум по общей химии. Под ред. Ю.А. Ершова – М., "Высшая школа", 2005 г., с. 32-37;
2. К.Н. Зеленин "Химия" – Санкт-Петербург "Специальная литература", 1997 г., с. 127-151.
Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В., Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А.
03.09.2010