ється насиченим розчином.
Насичений розчин може як завгодно довго перебувати в рівновазі з надлишком растворяемого речовини (О”G р-ня = 0), і його концентрація має максимально можливе в даних умовах значення.
4. Електроліти. Колігативні властивості розчинів електролітів
Електроліти - це речовини, розчини яких проводять електричний струм за допомогою іонів, на які вони розпадаються під дією полярних молекул розчинника.
Кількісною характеристикою дисоціації електроліту є ступінь дисоціації, яка дорівнює відношенню числа продіссоцііровавшіх молекул до загального числа молекул:
В
За ступенем дисоціації розрізняють сильні електроліти слабкі електроліти і електроліти середньої сили
Колігативні називаються властивості розчинів, що не залежать від природи розчиненої речовини, а тільки від його концентрації. Такі властивості проявляються повною мірою в ідеальних розчинах.
Ідеальними називаються розчини, при утворенні яких не відбувається зміни ентальпії та обсягу системи, не йдуть хімічні реакції між компонентами, а сили міжмолекулярної взаємодії між усіма компонентами однакова. Найбільш близькі до ідеальних - Розбавлені розчини неелектролітів. p> Для нескінченно розведених розчинів, стан яких близько до стану ідеальних, такими властивостями є:
- осмотичний тиск;
- зниження тиску насиченої пари над розчином;
- підвищення температури кипіння;
- зниження температури замерзання розчину.
Вивчення Колігативні властивостей розведених розчинів використовується для визначення молярної маси розчиненої речовини, а також його ступеня дисоціації або показника асоціації.
Осмос і осмотичний тиск
Процес мимовільного переходу (дифузії) розчинника через проникну перегородку з тієї частини системи, де концентрація розчиненого речовини нижче, в іншу, де вона вища, називається осмосом.
Кількісно осмос характеризується осмотичним тиском, тобто тиском, який потрібно прикласти до розчину, щоб припинити осмос. Осмотичний тиск є заходом прагнення розчиненої речовини (внаслідок теплового руху його молекул) перейти в процесі дифузії з розчину в чистий розчинник і рівномірно розподілитися по всьому об'єму розчинника. Негативну зміну енергії Гіббса системи в процесі осмосу відбувається головним чином за рахунок відповідної зміни ентропійного фактора.
Осмотичний тиск зростає із збільшенням концентрації розчину і температури, тобто слід приблизно тому ж закону, що і залежність тиску газу від тих же факторів. Вант-Гофф (1887) встановив закон, згідно з яким осмотичний тиск розчину одно тому тиску, яке виробляло б розчинена речовина, якщо б воно при тій же температурі знаходилося в газоподібному стані і займало об'єм, рівний об'єму розчину.
Це означає, що осмотичний тиск ідеального розчину можна обчислити за рівнянням Менделєєва - Клапейрона Рv = nRТ, де р == р ОЕМ , V - об'єм, займаний розчином; n - число молей розчиненої речовини.
Маючи на увазі, що n/V = ​​с - молярна концентрація розчину, отримуємо рівняння, що є математичним виразом осмотичного закону Вант-Гоффа:
В
Розчини, мають однакове осмотичний тиск, називають ізотонічними. Якщо деякий розчин А має більшу осмотичний тиск, ніж розчин В, то в цьому випадку говорять, що А гіпертонічен стосовно розчину В або що розчин У гіпотонічен стосовно розчину. А.
Для розчинів електролітів в рівняння для розрахунку осмотичного тиску необхідно ввести додатковий поправочний коефіцієнт i, званий ізотонічним коефіцієнтом Вант-Гоффа, який дорівнює відношенню числа окремих частинок (нормальних молекул, іонів або більше простих дочірніх молекул) N 1 до загального числа молекул розчиненої речовини N 0 ) в обсязі розчину:
В
В
Якщо з загального числа молекул розчиненої речовини a - частина їх початкового кількості розпалася на n дочірніх частинок, а інша частина молекул (1 - a) залишається в незмінному вигляді, то ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа дорівнюватиме
В
Для бінарного електроліту, що розпадається на 2 іона (n = 2), наприклад для NаС1, i == 1 + a; для трінарного електроліту (n = 3), наприклад для ВаСl 2 , i = 1 + 2a і т.д. Причому у всіх випадках a - це ступінь дисоціації розчиненої речовини, виражена в частках одиниці.
Закони Рауля і наслідки з них
Тиск пара, при якому в умовах певної температури настає динамічна рівновагу, що характеризується рівністю швидкостей випаровування і конденсації рідини, називається тиском насиченої пари.
У 1886 році Рауль встановив, що
відносне пониження тиску пари розчинника над розчином дорівнює мольной частці розчиненої речовини, тобто відношенню кількості молей розчиненої речовини до сумарної кількості молей розчиненої речовини і розчинника ( I закон Рауля)
