8) Понятие о произведении растворимости. Для каких веществ применяется это понятие?

К равновесным системам также относятся труднорастворимые электролиты-их насыщенные растворы. Тогда имеет место гетерогенное динамическое равновесие: осадокнасыщенный раствор. Например: AgClAg⁺_(p)+Cl^-_(p). В этом растворе концентрация ионов крайне мала, из-за чего их взаимодействие друг с другом практически отсутствует, т.е. y=1, a=C. K=[Ag⁺][Cl^-]/[AgCl_к]. [AgCl_к] можно считать постоянной и тогда K*[AgCl_к]= [Ag⁺][Cl^-]=ПР_AgCl=const. А из изотермы Вант-Гоффа: dG_AgClк=dG_Ag++dG_Cl-=(dG⁰_Ag++RT*lnC_Ag+)+(dG⁰_Cl-+RT*lnC_Cl-. Здесь C_Ag+*C_Cl-=const= ПР_AgClк. В общем виде: A_mB_n=nA^+m+mB^-n, ПР=[A^+m]ⁿ*[B^-n]^m. В насыщенном р-ре труднорастворимого сильного электролита произведение концентраций его ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов при данной Т – постоянная величина, называемая произведением растворимости.

9) Идеальные растворы. Законы Рауля для давления насыщенного пара растворителя над раствором и для температур кипение и замерзание разбавленных растворов. Осмотическое давление, закон Вант–Гоффа.

Идеальные растворы: 1) в процессе образования отсутствуют тепловые и объёмные эффекты; 2) Молекулы растворённых в-в не взаимодействуют друг с другом; 3) Свойства ид. р-ров зависят только от концентрации, но не зависят от природы растворённого в-ва; 4) Причина образования – возрастание энтропии при смешении. Близки к идеальным – сильно разбавленные растворы неэлектролитов. Первый закон Рауля: Относительное понижение давления насыщенного пара над растворителем равно мольной доле (x_b=n_b/(n_a+n_b+n_c+…)) растворённого вещества. (P₀-P)/P=x_b. (P₀-давление над чистым растворителем, P- давление над раствором). Второй закон Рауля: Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания разбавленных растворов пропорциональны их концентрациям. dT­_кип=Е*С_m; dT_зам=K*C_m, где Е и К – эбулиоскопическая и криоскопическая константы (Эти константы характеризуют только растворитель), C_m – моляльная концентрация р-ра (число молей в кг растворителя). С помощью этих формул можно определять молярные массы растворённых веществ (C_m=m_b/(M_b*m_a).). Осмотическое давление п-внутреннее давление растворённого в-ва, численно равное тому давлению, которое нужно приложить, чтобы прекратить осмос. Процесс самопроизвольного перехода растворителя через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление раствора численно равно тому давлению, которое имело бы растворённое в-во, будучи переведено в газообразное состояние в том же объёме и той же температуре. п=C_bRT, где C_b-молярная концентрация(кол-во молей в литре раствора). Растворы с одинаковым п называются изотоническими. Зная п, можно находить молярную массу растворённого в-ва. Законы Рауля и Вант-Гоффа могут быть применены к разбавленным р-рам электролитов, если ввести в уравнения изотонический коэффициент i. Изотонический коэффициент i=(число частиц в растворе)/(число молекул растворённого в-ва). Если каждая молекула диссоциирует на n ионов, то N молекул дают nαN ионов, а остаются (1- α)N молекул. Тогда общее число частиц в р-ре равно (1- α)N+nαN. Тогда i=N(1- α+ nα)/N, откуда α=(i-1)/(n-1). . dT­_кип=iЕ*С_m; dT_зам=iK*C_m; . (P₀-P)/P=ix_b.