58. Осмос. Закон Вант-Гоффа.

Осмос: односторонняя диффузия молекул через полупроницаемую мембрану. То давление, которое оказывают на полупрониц. мембрану диффундирующие мол-лы, наз. осмотическим давлением.

З-н Вант-Гоффа: осмотического давления, определяет давление молекул растворённого вещества на полупроницаемую перепонку, отделяющую раствор от чистого растворителя и непроницаемую для растворённого вещества.

p=cRT. р-осмотическое давление р-ра, с – молярность, R – универс.газ.постоянная, Т – темп.

59. Давление пара растворов. Закон Рауля.

Давление насыщенного пара над каждой жидкостью - величина постоянная. При растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре.

З-н Рауля – относительное понижение давления насыщенного пара над раствором равно мольной доле растворенного вещества (и не зависит от природы).

60. Водные растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.

Электролиты - вещества, проводящие в расплавах или водных растворах электрический ток. В расплавах или водных растворах они диссоциируют на ионы. К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли.

Шведский ученый С. Аррениус в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации:

Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов — катионов и анионов.

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, поэтому при написании уравнений реакции диссоциации необходимо применять знак обратимости.

61. Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Степень диссоциации – отношение числа молекул, распавшихся при диссоциации, к их общему числу.

Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).

Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты).

62. Константа диссоциации. Закон разбавления Оствальда.

Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается Kd

KA ↔ K+ + A−, где: KA — недиссоциированное соединение; K+ — катион; A− — анион.

или: где: [KA] — концентрация недиссоциированного соединения в растворе; [K+] — концентрация катионов в растворе; [A−] — концентрация анионов в растворе.

Закон разбавления Оствальда – соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём.