Уравнение вант гоффа для раствора электролита

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 коллигативным свойствам растворов относятся:

• Понижение давление паров
• Повышение температуры кипения
• Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
• Осмотическое давление раствора.

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Понижение давления 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 — давление пара над раствором, Па;

p₀ — давление пара над чистым растворителем, Па;

χ_р-ль — мольная доля растворителя.

n_в-ва и n_р-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:

При этом принимаем, что χ_в-ва + χ_р-ль= 1

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:

Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

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:

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля

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 Второй закон Рауля:

K — криоскопическая константа,

m_в-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:

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида.

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.

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 неэлектролита позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

где C — молярная концентрация раствора, моль/м 3 ,

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

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:

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.

Уравнение вант гоффа для раствора электролита

Коллигативные свойства растворов

Коллигативные свойства – это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором,

2) понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с температурами замерзания и кипения чистых растворителей.

3) осмотическое давление.

1 закон Рауля. Давление насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной доле растворителя.

,

где Р – давления насыщенного пара растворителя над раствором, Па;

Р₀ – давления насыщенного пара над растворителем, Па;

c (р-ля) – мольная доля растворителя;

n (раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;

n (р-ля) – количество вещества растворителя, моль.

Иногда закон Рауля определяют следующим образом. Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества.

или ,

где c (раств. в-ва) – мольная доля растворенного вещества.

2 закон Рауля. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:

,

где D t _кип – повышение температуры кипения раствора, ° С;

D t _зам – понижение температуры замерзания раствора, ° С;

К _э – эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг ×° С)/моль;

К _к – криоскопическая константы растворителя, (кг ×° С)/моль;

b – моляльная концентрация, моль/кг;

n (раств. в-ва) – количество растворенного вещества, моль;

m (р-ля) – масса растворителя, кг;

m (раств. в-ва) – масса растворенного вещества, г;

М (раств. в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Зная температуры кипения и замерзания чистых растворителей и D t можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:

Закон Вант-Гоффа. Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном состоянии и занимая объем, равный объему раствора .

,

где Р_осм – осмотическое давление, кПа;

с – молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;

R – универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль × К);

Т – абсолютная температура, К;

V (р-ра) – объем раствора, л.

Осмос – односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.

Осмотическое давление – сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при котором осмос видимо прекращается.

Указанные законы справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов . Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа ( i ). Это поправочный коэффициент, который учитывает увеличение числа частиц в растворе электролита из-за диссоциации на ионы.

Значение изотонического коэффициента Вант-Гоффа рассчитывают как частное от деления экспериментальных и теоретических значений осмотического давления, изменения температур кипения и замерзания растворов и понижения давления растворителя над раствором:

Пример 1. Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины, содержащего 5 г мочевины CH ₄ N ₂ O в 200 г воды. Криоскопическая константа воды равна 1,86 (кг ×° С)/моль.

Пример 2. Вычислите температуру замерзания раствора, если он содержит 18,06 × 10 22 молекул неэлектролита и 1000 мл воды. Криоскопическая константа воды равна 1,86 (кг ×° С)/моль.

m ( H ₂ O ) = V ( H ₂ O ) × r ( H ₂ O ) = 1000 мл × 1 г/мл = 1000 г = 1 кг

Пример 3. Вычислите массовую долю нафталина С₁₀Н₈ в бензольном растворе, если он кипит при температуре 81,45 ° С. Эбуллиоскопическая константа бензола равна 2,57 (кг ×° С)/моль. Температура кипения чистого бензола 80,2 ° С.

Решение . Допустим, что в растворе содержится 100 г растворителя (бензола).

М (С₁₀Н₈) = 12 × 10 + 1 × 8 = 128 г/моль

Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа. Зависит ли осмотическое давление от природы растворённого вещества?

Осмосом называют преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя(диффузию) через полунепроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Осмотическим давлением называют величину, измеряемую минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации, коэффиценту пропорциональности и абсолютной температуре: π =С(Х)RT,

Где π- осмотич давление,кПа; С(Х)- молярная концентрация, моль/л

С(Х)= n/V, где n-число молей неэлектролита, V- объём раствора; R- универсальная газовая постоянная,равная 8,31кПа*л/(моль*К); T-абсолютная температура, K.

π = n/V * RT или πV= nRT.

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Осмотическое давление зависит от концентрации растворенного вещества и температуры. Так, при увеличении концентрации с сахарозы в воде в два раза осмотическое давление возрастает примерно в два раза, при увеличении концентрации c в три раза осмотическое давление возрастает почти во столько же и т. д.

28. Гипо-, гипер- и изотонические растворы. Изотонический коэффицент

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор

Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением

Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлением

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

— осмотическое давление Росм = ί С_м RT;

— 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δt_кp, Δt_кип, Р_осм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δр_выч, Δt_{кp выч}, Δt_{кип выч}; Р_{осм выч}):

Изотонический раствор- жидкость внутренней среды или искусственно приготовленный раствор имеет такое же осмотическое давление, как нормальная плазма крови, подобную жидкую среду или раствор

Гипертонический раствор жидкость с более высоким осмотическим давлением

Гипотонический раствор жидкость с более низким осмотическим давлением

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа (i)– это отношение суммы числа ионов и непродиссоциировавших молекул электролита к начальному числу молекул электролита, по его величине вычисляют степень электролитической диссоциации:

Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:

— осмотическое давление Росм = ί С_м RT;

— 1-й закон Рауля ΔР / Р(z) = ί Сm ;

Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение ΔР, Δt_кp, Δt_кип, Р_осм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита (Δр_выч, Δt_{кp выч}, Δt_{кип выч}; Р_{осм выч}):

36. Объясните, почему большинство буферных систем организма имеет буферную емкость по кислоте больше, чем по основанию.
Потому что в живом организме в результате метаболизма образуются большие количества кислых продуктов. Так, в организме человека за сутки образуется такое количество различных кислот, которое эквивалентно 20-30 л однонормальной сильной кислоты. И для того чтобы поддерживать рH организма, у буферных систем организма буферная емкость по кислоте больше, чем по основанию.
37. Патологические явления: ацидоз и алкалоз
Алкалоз — одна из форм нарушения кислотно- щелочного равновесия организма; характеризуется абсолютным или относительным избытком оснований, т.е. Веществ, присоединяющих ионы водорода(протоны), по отношению к кислотам, отщепляющим их. Алкалоз может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном алкалозе pH крови удерживается в пределах нормальных величин (7,35-7,45), отмечаются лишь сдвиги в буферных системах и физиологических регуляторных механизмах. При некомпенсированном алкалозе pH превышает 7,45, что обычно связано со значительным избытком оснований инедостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия. Ацидоз — сдвиг кислотно-щелочного равновесия в организме в сторону относительного увеличения количества анионов кислот, характеризуется абсолютным или относительным избытком кислот, т.е. веществ, отдающих ионы водорода (протоны), по отношению к основаниям, присоединяющим их. Ацидоз также может быть компенсированным или некомпенсированным в зависимости от значения pH. При компенсированном ацидозе pH крови смещается к нижней границе физиологической нормы (7,35). При более выраженном сдвиге в кислую сторону (pH менее 7,35) ацидоз считается некомпенсированным. Такой сдвиг обусловлен значительным избытком кислот и недостаточностью физико-химических и физиологических механизмов регуляции кислотно- щелочного равновесия.

38. Какое химическое равновесие поддерживают в организме буферные системы?
В организме буферные системы поддерживают кислотно-щелочное равновесие. В организме человека особенно большую роль играют белковый, гидрокарбонатный, гемоглобиновый и фосфатный буферы.

39. Какая буферная система вносит максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов? Максимальный относительный вклад в поддержание протолитического гомеостаза во внутренней среде эритроцитов вносит гемоглобиновая буферная система.

40.Какие соединения называются координационными? Приведите примеры.
Комплексные соединения или координационные соединения — частицы (нейтральные молекулы или ионы), которые образуются в результате присоединения к данному иону (или атому), называемому комплексообразователем, нейтральных молекул или других ионов, называемых лигандами. Примеры: [Cu(NH3)4] SO4 — сульфат тетраамминмеди (II) K4[Fe(CN)6] — Гексацианоферра́т(II) ка́лия [Pt(NH3)2Cl2] — транс-Дихлородиамминплатина(II)

41. Классификация координационных соединений
Координационные соединения классифицируют: Катионные комплексы образованы вñ1)По заряду комплекса: результате координации вокруг положительного иона нейтральных молекул (H2O, NH3и др.). [Zn(NH3)4]Cl2 — хлорид тетраамминцинка(II) [Co(NH3)6]Cl2 — хлорид гексаамминкобальта(II) Анионные комплексы: в ролиñ комплексообразователя выступает атом с положительной степенью окисления, а лигандами являются простые или сложные анионы. K2[BeF4] — тетрафторобериллат(II) калия Li[AlH4] — тетрагидридоалюминат(III) лития K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат (III) калия Нейтральные комплексы образуются приñ координации молекул вокруг нейтрального атома, а также при одновременной координации вокруг положительного иона — комплексообразователя отрицательных ионов и молекул. [Ni(CO)4] — тетракарбонилникель [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина(II) 2) По числу мест, занимаемых лигандами в координационной сфере Монодентатные лиганды.ñ Полидентатные лиганды.ñБидентатные лиганды.ñ

42. Природа химической связи в комплексных соединениях
Во внутренней сфере комплексного соединения связь между комплексообразователем и лигандами ковалентная, образованная по донорно-акцепторному механизму. Ион или атом- комплексообразователь является акцептором, а лиганды являются донорами электронных пар.

№43) Как расчитывается общая и стуаенчатая константа нестойкости(устойчивости).

Ступенчатые константы нестойкости этих комплексов равняются соответственно &. Высокие значения & Г1 и k2 — l свидетельствуют о том, что при образовании комплексов с медью ( II) этилендиамин выступает как полидентатный лиганд. Произведение ступенчатых констант нестойкости равно общей константе нестойкости, индекс которой показывает, из каких множителей она образовалась.Зная величины ступенчатых констант нестойкости ( в частности константы, отвечающей отщеплению первой молекулы аммиака или амина от комплексного иона), концентрацию комплекса, константу RH как основания и константу Me. Зная функцию закомплексованности, ступенчатые константы нестойкости вычисляются методом Ледена. Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II), Cu ( II) пли Со ( П) видно, что для этих солей сольватацпонное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака пли аминов в поле двухвалентных ионов. Так, при рассмотрении ступенчатых констант нестойкости комплексных аммиакатов Ni ( II) Cu ( II) или Со ( П) видно, что для этих солей сольватационное равновесие с отщеплением свободного основания будет выражено гораздо сильнее, чем усиление степени кислотной диссоциации аммиака или аминов в поле двухвалентных ионов.]

Эл 1, Рп-называют ступенчатыми константами нестойкости.

Рп ] ( Рп называют ступенчатыми константами нестойкости.

Значение общей константы нестойкости равно произведению значений всех ступенчатых констант нестойкости. [9]

Последние применительно к диссоциации комплексных ионов называются их ступенчатыми константами нестойкости

А — ион водорода или адденд, Ki — кажущаяся ступенчатая константа нестойкости комплексного соединения МА, которая может считаться в первом приближении величиной постоянной только при постоянной ионной силе раствора. Термодинамические уравнения, описывающие соответствующие процессы, идентичны для обоих процессов. [11По кривой комплексообразования, как было показано Бьеррумом, можно определить ступенчатые константы нестойкости аммиакатов меди с различным числом молекул МНз в координационной сфере и, зная их, рассчитать концентрации комплексов различного состава при любых концентрациях свободного аммиака в растворе. [12]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йнест. Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет / г ест — Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. [13]Каждой стадии диссоциации комплекса соответствует ступенчатая константа диссоциации, которую называют ступенчатой константой нестойкости и обозначают йвест. Чем сильнее диссоциирует комплекс, тем большее значение имеет Анест. Константы нестойкости используют для характеристики устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. [14]

Дата добавления: 2015-12-26 ; просмотров: 4530 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ