Вариант решения 1:

Для растворов нелетучих неэлектролитов давление насыщенного пара над раствором равно давлению насыщенного пара над растворителем, умноженному на мольную долю растворителя : Р = Р₀  _р-ля =

n_р-ля = = 30 моль

n_в = = 0,2 моль

_р-ля = = = 0,9934

Р = Р₀  _р-ля = 8,2  0,9934 = 8,146 кПа

Р = Р₀ – Р = 8,2 – 8,146 = 0,054 кПа

Вариант решения 2:

Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно давлению насыщенного пара над растворителем, умноженному на мольную долю растворенного вещества: Р = Р₀  _в =

n_р-ля = = 30 моль

n_в = = 0,2 моль

_в = = = 0,006623

Р = Р₀  _в = 0,0066232  8,2 = 0,054 кПа

Ответ: 0,054 кПа или 54 Па

Глава IV

Учение о растворах. Теории растворов слабых и сильных электролитов. Протонная теория кислот и оснований.

Ионное произведение воды и водородный показатель.

Биомедицинская значимость темы

Постоянство концентрации ионов водорода является одной из существенных констант внутренней среды организма. Так, физиологические колебания рН крови и внеклеточной жидкости составляют 7,36 – 7,44. Сохранение постоянства рН внутренней среды организма имеет первостепенное значение для жизнедеятельности организма, так как ионы Н⁺ оказывают каталитическое действие на многие биохимические превращения, биологическая активность ферментов и гормонов проявляется только в строго определенном интервале рН.

Теория растворов слабых электролитов

В 1887 г. С.Аррениус создал теорию электролитической диссоциации (ТЭД).

Основные положения.

1. Электролиты при растворении или расплавлении распадаются на ионы.

2. В растворе электролитов сольватированные (гидратированные) ионы движутся хаотически. При пропускании через раствор электрического тока катионы двигаются к катоду ( ­– ), а анионы – к аноду ( + ).

3. Диссоциация (ионизация) – процесс обратимый.

Слабые электролиты в растворах диссоциируют неполностью. Например,

СН₃СООН CН₃СОО^– + Н⁺

Согласно закону действующих масс скорость прямой реакции

V₁ = k₁[CH₃COOH], а скорость обратной реакции V₂=k₂[CH₃COO^–][H⁺]. В растворе устанавливается равновесие между процессами диссоциации и ассоциации: V₁ = V₂, поэтому константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации (К_д):

К_х.р. = =К_д

Здесь в числителе дроби стоят концентрации ионов – продуктов диссоциации, а в знаменателе – концентрация недиссоциированных молекул.

Согласно ТЭД основными характеристиками слабого электролита являются степень его диссоциации  и константа диссоциации (ионизации) К_д.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, температуры, присутствия в растворе других ионов и от концентрации.

Константа диссоциации зависит только от природы растворителя, электролита и температуры, но не зависит от концентрации. Поэтому, для характеристики слабого электролита удобнее пользоваться константой диссоциации. Чем больше К_д, тем лучше данный электролит распадается на ионы, тем сильнее электролит.

Между К_д и  существует взаимосвязь. Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через С, а степень его диссоциации в данном растворе через , то концентрация каждого из ионов будет С, а концентрация недиссоциированных молекул С(1–). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид: К_д = . Это уравнение является математическим выражением закона разведения Оствальда.

Для растворов, в которых диссоциация электролита очень мала ( <<1), уравнение закона Оствальда упрощается:

К_д  С² или  

 

где С – концентрация бинарного электролита (моль/л), V= – это разведение (л/моль). Закон разведения Оствальда формулируется следующим образом: «При разведении (разбавлении) раствора слабого электролита степень его диссоциации увеличивается».

На практике для характеристики слабого электролита часто используют показатель константы диссоциации рК. рК = – lgК_д. Чем больше рК, тем слабее электролит.