b>:
,
- число молей розчиненої речовини
- число молей розчинника
- тиск насиченої пари над чистим розчинником
- тиск насиченої пари над розчином.
Закон Рауля, як і закон Вант-Гоффа, справедливий тільки для ідеальних розчинів, причому мається на увазі, що розчиняється речовини значно менш летучо, ніж розчинник (температура кипіння його щонайменше на 150-200 В° повинна бути нижче, ніж температура кипіння розчинника).
Підвищення температури кипіння і зниження температури кристалізації розчину. Ебулліоскопія і кріоскопія.
Кипіння являє собою фазовий перехід, при якому відбувається перетворення рідини в пару, причому бульбашки пари утворюються у всьому об'ємі рідини.
Температурою кипіння рідини називають ту температуру, при якій тиск насиченої пари над даною рідиною дорівнює зовнішньому. При цій температурі і відповідному їй тиску насиченої пари встановлюється рівновага між рідкою і газоподібної фазами (швидкість випаровування дорівнює швидкості конденсації), і обидві ці фази можуть співіснувати протягом тривалого часу. Якщо рідина - індивідуальне речовина і зовнішній тиск не змінюється, то кипіння її у відкритому посуді відбувається при постійній температурі до тих пір, поки повністю не зникне рідка фаза. Температура, при якій дана рідина кипить в умовах тиску 101325 Па, називають нормальною температурою кипіння. p> Замерзання (Затвердіння) являє собою фазовий перехід, при якому відбувається перетворення рідини на тверду речовину, частинки якого (кристали) утворюються в усьому об'ємі рідини.
Температурою замерзання (кристалізації) рідини називають ту температуру, при якій тиск насиченої пари над рідиною дорівнює тиску насиченої пари над випадають з неї кристалами твердої фази. При цій температурі і відповідному їй тиску насиченої пари встановлюється рівновага між рідкої і твердої фазами (швидкість кристалізації дорівнює швидкості плавлення) і обидві ці фази можуть співіснувати протягом тривалого часу. Якщо рідина - індивідуальна речовина і зовнішній тиск залишається постійним, то при її охолодженні температура буде залишатися постійною, відповідній температурі замерзання, до тих пір, поки не відбудеться повне затвердіння.
Для того, щоб змістити рівновагу в бік кристалізації треба понизити температуру, тому що кристалізація - це екзотермічний процес. Якщо розчинити в рідині якась речовина, концентрація її зменшиться і в системі рідина - тверда фаза посилиться процес плавлення. Звідси випливає залежність ( II закон Рауля):
Підвищення температури кипіння, а також зниження температури кристалізації розбавлених розчинів прямо пропорційно моляльну розчину і не залежить від природи речовини.
В
де: і К - ебулліоскопіческая і кріоскопічна константи (залежать від природи розчинника, не залежать від природи речовини і концентрації)
- моляльність розчину.
5. Слабкі електроліти. Закон розбавлення Оствальда
Дисоціація слабких розчинів - оборотний процес, до якого застосуємо закон дії мас:
В В
Константу рівноваги процесу дисоціації називають константою дисоціації.
Якщо дисоціація слабкого електроліту протікає по щаблях, то кожна щабель дисоціації характеризується своєї константою:
1-й ступінь:
2-й ступінь:
В
При цьому K 1 > K 2 , а K сум = K 1 В· K 2
Константа дисоціації не залежить від концентрації і є суворої характеристикою електроліту при даній температурі. Для слабких електролітів K дісс <10 -4 . p> Розглянемо процес дисоціації електроліту НА з концентрацією з і ступенем дисоціації:
В
Згідно рівняння дисоціації:
В
Тоді
В
Після підстановки отриманих виразів у рівняння для константи дисоціації отримаємо:
В
Так як <<1, то її величиною в знаменнику можна знехтувати:
В
або
В
Отримане співвідношення є математичним виразом закону розбавлення Оствальда: ступінь дисоціації електроліту зростає при розведенні розчину.
6. Сильні електроліти. Активність
Іонна сила розчину.
Сильні електроліти в розчині практично повністю дисоціюють на іони, тобто справжнє значення. Однак величина ступеня дисоціації, обумовлена ​​за фізичними властивостями цих розчинів (електропровідність, температура замерзання і т.д.) завжди менше одиниці. Крім того, до розчинів сильних електролітів непридатний закон дії мас в його звичайній формі.
Спостережувані відхилення у властивостях розчинів сильних електролітів пов'язані з сильним електростатичним взаємодією іонів в розчині. Кожен іон оточений В«іонної атмосферою В»з іонів протилежного знака...
