Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов

Тесты по физической химии вариант 2

Электрическая проводимость растворов — тестирование

Тесты по теме  Гетерогенные равновесия

Тесты по физической химии вариант 2 — 4.5 5 2 votes

Источник: https://testua.ru/khimiya/337-testy-po-khimii-fizicheskaya-khimiya.html

Коллигативные свойства растворов

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

Закон вант гоффа для неэлектролитов и электролитов

Часть I. Теория. Общая химия

Растворы и их значение в процессах жизнедеятельности

1. Коллигативные свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Закон Рауля: формулировки, расчетные формулы.

Неэлектролиты — вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, так как их молекулы не диссоциируют на ионы. К неэлектролитам относятся спирты, углеводы и т.д. Вразбавленном растворе неэлектролита число частиц совпадает с числом молекул. При этом молекулы растворенного вещества практически не взаимодействуют друг с другом из-за большого расстояния между ними.

закон Вант-Гоффа).

Осмотическое давление и концентрацию раствора позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева: Pосм = CМ·R·T, где:

• CМ — молярная концентрация раствора, моль/л,
• R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);
• T — абсолютная температура раствора.

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент: Pосм = i·CM·R·T, где:

• i — изотонический коэффициент раствора (для растворов электролитов i 1, а для растворов неэлектролитов i = 1).

Изотонический раствор Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует.

Уравнение вант гоффа для электролитов и неэлектролитов

« РАСТВОРЫ»

Вопросы лекции:

1.Основные понятия и определения.

2.Идеальные растворы. Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов и электролитов.

Важно

Законы Рауля, Вант-Гоффа.

3.Электролитическая диссоциация. Слабые и сильные электролиты. Степень и константа диссоциации.

Даже особо чистые металлы, получаемые методами вакуумной или зонной плавки, содержат определенное количество примесей, около 10–6% (масс.) и по существу являются твердыми растворами.

Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Степень диссоциации — величина, характеризующая состояние равновесия в реакции диссоциации в гомогенных (однородных) системах.Степень диссоциации равна отношению продиссоциированных молекул вещества n {\displaystyle n} к общему числу его молекул N {\displaystyle N}. Выражается в долях или процентах.а=)n/N)х100%.

Эту воду называют кристаллизационной водой, а сами кристаллические образования — кристаллогидратами, состав которых выражают формулами CuSO4·5H2O, FeSO4·7H2O, Na2SO4·10H2O и т.п.

Процесс растворения кристаллических веществ в воде состоит из двух последовательных стадий, каждая из которых сопровождается тепловым эффектом:

1 стадия — разрушение кристаллической решетки растворяемого вещества на отдельные частицы — идет с поглощением теплоты (?Н1 0).

2 стадия — взаимодействие частиц растворенного вещества с молекулами воды (гидратация) — идет с выделением теплоты (?Н2 < 0).

Таким образом, тепловой эффект растворения ?Н является алгебраической суммой двух тепловых эффектов: ?Н = ?Н1 + ?Н2.

Растворимостьюназывают способность данного вещества растворяться в том или ином растворителе.

Закон вант гоффа для электролитов и неэлектролитов

Исходя из этого, Вант-Гофф внес в соответствующие уравнения для растворов электролитов поправку, получившую название коэффи­циента Вант-Гоффа или изотонического коэффициента (i). При этом Р = iСRТ.

Изотонический коэффициент показывает, во сколько раз наблюдаемое осмотическое давление (Рпр) раствора больше теоретически вычислен­ного (Ртеор) для раствора неэлектролита.

Отсюда следует:

*

Таким образом, коэффициент iможно найти, если измерить непосредственно осмотическое давление с помощью осмометра Пфеффера или криоскопическим методом, что значительно проще.

Коэффициент Вант-Гоффа для неэлектролитов, растворенных в воде, равен 1, а для электролитов он больше единицы. Значение коэф­фициента растет по мере разбавления электролита.

Также и другие свойства растворов этих веществ оказались значительно большими, чем для веществ первой группы.

Желая примирить эти кажущиеся противоречия, Ватг–Гофф ввел в свое уравнение коэффициентi, в дальнейшем получивший название изотонического коэффициента.

? = i·CмRT

Вант–Гофф установил, что коэффициент iзависит от природы растворенного вещества, а иногда и от концентрации раствора, но каков физический смысл этого коэффициента он не знал.

Далее было установлено, что для расчета давления насыщенного пара над раствором, повышения температуры кипения или понижения температуры замерзания растворов электролитов в соответствующие уравнения вводиться коэффициент i:

?Ткип.
=i·Кэ ·Сm

?Тзам.

Для растворов слабых электролитов характерна очень небольшая величина электро-проводности.

К электролитам средней силы относятся фосфорная, мышьяковая, йодная, хромовая, сернистая кислоты и целый ряд других соединений,

3. Силы взаимодействия между ионами отсутствуют и растворы элек­тролитов ведут себя подобно идеальным газовым системам. Это поло­жение автором теории электролитической диссоциации и его последо­вателями прямо не высказывалось, но оно лежит в основе всех ее коли­чественных соотношений.

При помощи трех постулатов теория электролитической диссоциа­ции смогла объяснить многие свойства раствора, дать их количествен­ную характеристику и истолковать многочисленные факты и законо­мерности.

В своих работах Аррениус показал, что степень диссоциации элек­тролита а можно связать с коэффициентом Вант-Гоффа i.

Образующийся гидрат диссоциирует на гидратированные ионы (стадия электролитической диссоциации):

КА(m+n)Н2О D К+·mН2О + А–·nН2О. (б) Схематично процесс гидратации, на примере реакций (а) и (б), представлен

на рис. 8.5.

Процесс гидратации может остановиться на любой стадии. Если процесс гидратации останавливается на стадии (а), то система представляет собой раствор неэлектролита.

Она характеризуется отсутствием ионов в растворе и соответственно не обладает ионной электрической проводимостью. Если процесс гидратации протекает до стадии (б), то система является раствором электролита, т.е.
имеет место электролитическая диссоциация с образованием ионов.

Значения Кэ и Кк зависят от природы растворителя и не зависят от природы растворенного вещества и его концентрации.

Значения Кэ и Кк — справочные величины.

Осмотическое давление —

3. Электролитическая диссоциация.

Итак, мы с вами познакомились с основными свойствами разбавленных растворов: понижением давления насыщенного пара над раствором, повышением температуры кипения и понижением температуры замерзания растворов и осмотическим давлением.

Что можно еще добавить к этому вопросу? А добавить нужно следующее: исследование свойств разбавленных растворов многочисленных веществ показало, что все вещества могут быть разделены на две группы.

К первой группе принадлежат те вещества, разбавленные растворы которых оказывают осмотическое давление, равное вычисленному по закону Вант–Гоффа.

Например, уравнение диссоциации слабого электролита гидроксида аммония имеет вид

NН­4ОН D NН4+ + ОН-

К слабым электролитам относят воду, почти все органические кислоты (муравьиную, уксусную, бензойную и т.д.

), ряд неорганических кислот (H2SO3, HNO2, H2CO3, H3AsO4, H3AsO3, H3BO3, H3PO4, H2SiO3, H2S, H2Se, H2Te, HF, HCN, HCNS), основания p-, d-, f- элементов (Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2 и т.д.

), гидроксид аммония, гидроксиды магния и бериллия, некоторые соли (CdI2, CdCl2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(CNS)3 и т.д.).

Численное значение степени электролитической диссоциации зависит от различных факторов:

1. Природа растворителя.

Это связано с величиной диэлектрической проницаемости растворителя ε.

Закон разбавления Оствальда.

При растворении в воде не все вещества имеют способность проводить электрический ток. Те соединения, водные растворы которых способны проводить электрический ток называются электролитами.
Электролиты проводят ток за счет так называемой ионной проводимости, которой обладают многие соединения с ионным строением (соли, кислоты, основания).

Электролитическая диссоциацияпредполагает, что молекулы электролита в растворе распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно катионами и анионами.Теория выдвигает следующие постулаты:

1. В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют.
Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.

2. Диссоциация — явление обратимое и равновесное.

3.

Источник: http://yuridiada.ru/zakon-vant-goffa-dlya-neelektrolitov-i-elektrolitov