3. Закон эквивалентов. Эквивалент элементов и соединений.

З-н эквивалентов: вещества взаимодействуют друг с другом в определённых пропорциях. Эти пропорции и называются эквивалентами вещества. Эквивалент – условная частица вещества, в N раз меньше, чем соответствующая ей формульная единица. Эквивалентом сложного вещества называется такое количество этого вещества, которое взаимодействует без остатка с 1экв другого вещества. Стоит отметить, что эквивалент может быть разным в зависимости от того, для какого соединения он рассчитан. Например, в CO и CO2 эквивалент C 1 и 2 соответственно. Для реакций обмена эквивалент вещества А может быть посчитан как отношение количеств в-в B на A.

44. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант-Гоффа.

Осмос – переход растворителя из менее концентрированного раствора в более концентрированный через полупроницаемую мембрану или перегородку. Предельное осмотическое давление – внешнее гидростатическое давление, при котором осмос прекращается. Осмотическое давление зависит от концентрации раствора и температуры. Для растворов неэлектролитов невысоких концентраций осмотическое давление выражается уравнением Вант-Гоффа: π=cRT, где с – молярная концентрация (n молей(m/M) / V раствора); преобразуем и получим Vπ=nRT (mRT/M).

45. Растворы электролитов. Сильные и слабые электролиты. Степень электролитической диссоциации. Изотонический коэффициент.

Было замечено, что в растворах солей, щелочей и кислот значения осмотического давления, понижения давления пара, повышение температуры кипения и понижение температура замерзания больше, чем в растворах неэлектролитов. Это было объясненено тем, что молекулы электролитов при растворении распадаются на ионы – диссоциируют. Чтобы законы Рауля и Вант-Гоффа был введён изотонический коэффициент i, рассчитываемый как отношение экспериментально-полученных данных к расчётным данным; i – увеличение частиц вещества в растворе за счёт диссоциации. Количественной характеристикой диссоциации является степень диссоциации, которая рассчитывается по ф-ле α=n/n0 *100% (кол-во распавшихся молекул к общему количеству)

46. Теория электролитической диссоциации. Физическая теория Аррениуса, химическая теория Менделеева, современный взгляд на диссоциацию.

ТЭД заключается в том, что в воде электролиты диссоциируют на катионы (+) и анионы (-) (HCl = H⁺ + Cl^-). При этом ионы в растворе находятся в неупорядоченном тепловом движении. В теории Аррениуса за счёт изотонического коэффициента i объяснялось неподчинение растворов электролитов законам Рауля и Вант-Гоффа. Но теория Аррениуса рассматривала диссоциацию вещества отдельно от растворителя. Менделеев же рассматривал диссоциацию с точки зрения взаимодействия растворимого вещества с растворителем. Теории были объединены после предположения Каблукова о гидратации ионов растворимого вещества. Современная ТЭД учитывает то, что для того, чтобы электролит распадался на ионы, растворитель должен обладать высоким значением диэлектрической проницаемости, чтобы ослабить ионную связь в молекуле электролита и уменьшить притяжение ионов друг к другу. Жидкости с высоким значением электрической диссоциации называются ионизирующими (вода, уксус) и отличаются полярностью молекул.