Розчинення в розчинах електролітів

Часткова концентрація розчинів неелектролітів виражається молекулами, розчинів сильних електролітів – іонами, слабих електролітів - молекулами і іонами.

Щоб знайти часткову концентрацію розчину електроліту, крім кількості молів і молекул, необхідно знайти ступінь дисоціації  і кількість іонів, на які дисоціюють молекули k.

Розрахувати часткову концентрацію розчину H₂SO₄, що містить 1000 молекул кислоти, якщо ступінь дисоціації цієї кислоти 70%.

1)Скільки молекул продисоційованих на іони?

всі молекули - 100%

х молекул - 70%

х = 1000 ∙ 70 / 100 = 700

2) Скільки недисоційованих молекул ?

1000-700 = 300

3) Скільки іонів у розчині ?

H₂SO₄  2Н⁺ + SO₄^2- = 3 іона

3 ∙ 700 = 2100 ( іонів )

4) Часткова концентрація розчину дорівнює :

2100 + 300 = 2400

Два розчини, які містять однакову кількість молів розчиненої речовини, а відповідно і молекул, називаються еквімолекулярними.

У теорію розчинів Вант - Гофф вводить поняття ізотонічного коефіцієнту і, який показує, у скільки разів часткова концентрація електроліту більша, ніж часткова концентрація еквімолекулярного розчину неелектроліту.

де, n- чаткова концентрація електроліту

n- часткова концентрація неелектроліту;

Ізотонічний коефіцієнт показує, у скільки разів усі фізичні властивості розчинів електролітів яскравіше виражені, ніж фізичні властивості неелектролітів.

і= n/n; і= П/П; і= Р/Р; і= t_к/t_k; і= t_з/t_з.

Ізотонічний коефіцієнт знаходиться у такій залежності із ступенем електролітичної дисоціації.

∙ 100%

k – величина, яка показує на скільки іонів дисоціює молекула.

Оскільки цей закон використовують для розведених розчинів електролітів, то

n – має маленьке значення і закон Рауля записується так :

Р- зниження тиску пари над розчином:

Р = Р₀ – Р

Для розв’язання задач використовують:

Закон Рауля для підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання

Усі розчини киплять при більш високій температурі, ніж чисті розчинники, а замерзають при більш низькій температурі. Це пов'язано з тиском пари над розчинам.

Закон Рауля: "Підвищення t кипіння розчину і зниження t замерзання пряме пропорційні молярній концентрації розчину" :

t_к = E ∙ C

t₃ = К ∙ С

де, С - моляльна концентрація, яка виражається кількістю молів розчиненої речовини у 1000 г. розчинника.

де, n - кількість молів розчиненої речовини

L - кількість розчинника

де, Е - ебуліоскопічна постійна величина, яка показує на скільки градусів підвищилась t кипіння розчинника, якщо в ньому присутній 1 моль речовини.

К - кріоскопічна постійна, яка показує на скільки градусів знизиться t замерзання розчинника, якщо у ньому розчинити 1 моль речовини, якщо: n = m / М, то отримаємо:

t_k = 100 + t_k

t_з = 0 - t_з

Визначення молекулярної ваги речовини методами кріоскопії і ебуліоскопії.

1) Якщо кріоскопічна константа К даного розчинника відома, то використовуючи формулу, можна знайти дослідним шляхом молекулярну масу розчинених речовин:

2) Пристрій для кріоскопічних вимірів.

У широкий товстостінний стакан з мішалкою, оточений зверху для термоізоляції ватою, кладуть охолоджену суміш з снігу або льоду і повареної солі. У цю суміш крізь кришку склянки опускають широку пробірку, в яку на пробці встановлюють більш вузьку пробірку, яка має боковий тубус, необхідний для введення наважки досліджуваної речовини. Пробірка закривається пробкою, крізь яку проходять термометр та мішалка.

3) Можна розрахувати молекулярну вагу, використовуючи ебуліоскопічну константу К:

Використовуючи цю формулу, визначають молекулярну вагу розчинених речовин по підвищенню точки кипіння розчину:

; ; ; .

З цих формул видно, що всі фізичні властивості речовин неелектролітів залежать від кількості молів розчиненої речовини (n), а саме від часткової концентрації розчину, так як по кількості молів розчиненої речовини можливо знайти кількість молекул або часткову концентрацію розчину, яка виражається кількістю частин розчиненої речовини у визначеному об'ємі розчинника.

Лекція № 8

Тема: Хімічна кінетика. Швидкість хімічної реакції, хімічна рівновага, принцип Ле-Шательє.

Мета: Вивчити основні поняття хімічної кінетики, навчитися визначати швидкість прямої та зворотної реакції, хімічну рівновагу, користуватися принципом Ле-Шательє, визначати умови перебігу прямої та зворотної реакції.

Хімічна кінетика.

Швидкість хімічної реакції.

Константа швидкості реакції в гомогенній системі та гетерогенній.

Сутність хімічної реакції зводиться до розриву зв'язків у вихідних речовинах та виникнення нових зв'язків в продовженні реакції. Утворення зв’язків проходить з виділенням теплоти, розрив з поглинанням теплоти. З швидкістю хімічної реакції пов'язані уявлення про перетворення речовин. Вчення про швидкість хімічної реакції називається хімічною кінетикою.

Під швидкістю хімічної реакції розуміють зміну концентрації одної з реагуючих речовин за одиницю часу при незмінному об'ємі системи. Розглянемо в загальному вигляді:

А + В = С + Д

С

С₁



С₂

V=(C/ )

Швидкість реакції може бути визначена лише для деякого проміжку часу. Оскільки концентрація речовини А у момент часу ₁ вимірюється величиною С₁, а у момент ₂ величиною С₂, то за проміжок як  = ₁ -₂, зміна концентрації речовини складе С = С₁ – С₂.

Середня швидкість реакції:

Практика показує, що при збільшенні концентрації реагуючих речовин швидкість реакції збільшується. К. Гульдберг та П.Bare ( І867p.) відкрили основний закон хімічної кінетики - закон діючих мас: при постійній температурі швидкість хімічної реакції прямо пропорційна добутку концентрації реагуючих речовин.

Н₂ + І₂  2НІ, V = k[H₂][I₂],

2NO + О₂  2NO₂, V = k[NO]²[О₂]

V = k[A]^m  [B]ⁿ

для реакції типу mA + nB  С - це гомогенні реакції

k - коефіцієнт пропорційності чи const швидкості реакції

[ А ] [ В ] - молярні концентрації речовин А та В

m та n - стехіометричні коефіцієнти.

V = kC_a^m ∙ С_вⁿ

Фізична суть k: якщо концентрація кожної з реагуючих речовин дорівнює

1 моль/л, тоді V = k, кінетичне рівняння реакції.

В кінетичне рівняння не включають речовини, які знаходяться в твердому стані, оскільки вони реагують поверхнево, а не всім об'ємом.

С + О₂ = СО₂ V = k [О₂]

Реакція протікає тим швидше, чим більше концентрація О₂. Це гетерогенні реакції. Для них треба враховувати 3 стадії:

1) вступ реагуючих речовин до поверхні;

2) хімічна взаємодія на поверхні;

3) звільнення поверхні від продукту реакції.

В залежності від природи реакції одна із стадій може виявитися як лімітуюча. В гетерогенних процесах треба враховувати ступінь дисперсності твердого тіла (наприклад, вугільний чи мучний пил має дуже малу дисперсність, тому при підпаленні самочинно дає вибухи).

Вплив температури.

З підвищенням температури швидкість хімічної реакції зростає. Вант-Гофф встановив правило: при підвищенні температури на кожні 10°С швидкість більшості реакцій збільшується в 2 - 4 рази.