Растворы замерзают при более низкой температуре, а кипят при более высокой температуре, чем чистый растворитель. Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения раствора пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества (второй закон Рауля), т.е.

∆t o зам =К К ∙С; ∆t o кип =К Э ∙С;

где ∆t o зам – понижение температуры замерзания раствора; ∆t o кип – повышение температуры кипения раствора; К К – криоскопическая константа; К Э – эбуллиоскопическая константа; С – моляльная концентрация растворенного вещества.

Если «m» граммов неэлектролита, имеющего молярную массу М, растворены в m граммах растворителя, то закон Рауля для неэлектролитов можно записать в следующем виде:

и

Указанные формулы позволяют находить молярную массу растворенного вещества.

Пример 1. Определение температуры кипения и замерзания раствора неэлектролита.

Определите температуру кипения и замерзания раствора, содержащего 1г нитробензола С 6 Н 5 NO 2 в 10г бензола. Эбуллиоскопическая и криоскопическая константы бензола соответственно равны 2,57 и 51 о С.

Решение. По закону Рауля следует, что

Тогдаравна

Температура кипения раствора: .

Пример 2 .Вычисление молярной массы неэлектролита по повышению температуры кипения раствора.

Раствор камфоры массой 0,552г в 17г эфира кипит при температуре на 0,461 о С выше, чем чистый эфир. Эбуллиоскопическая константа эфира 2,16 о С. Определите молярную массу камфоры.

Решение. Молярную массу камфоры определяем пользуясь соотношением:

Молярная масса камфоры равна 155,14г∙моль -1 .

Пример 3. Вычисление криоскопической константы растворителя. Вычислите криоскопическую константу воды, если водный раствор этилового спирта (ω=0,113) замерзает при -5 о С.

Решение. Молярная масса этилового спирта равна 46,07. Из соотношения, приведенного в примере 1, получаем:

Криоскопическая константа воды К К = 1,81 о С.

Пример 4 . Вычислите температуры кристаллизации и кипения 2% -ного водного раствора глюкозы.

Решение. По закону Рауля понижение температуры кристаллизации и повышение температуры кипения раствора (∆Т) по сравнению с температурами кристаллизации и кипения растворителя выражаются уравнением

(1)

где К - криоскопическая или эбуллиоскопическая константа. Для воды они соответственно равны 1,86 и 0,52°; т и М - соответственно масса растворенного вещества и его молярная масса; т 1 - масса растворителя.

Понижение температуры кристаллизации 2%-ного раствора С 6 Н 12 О 6 находим по формуле (1):

Вода кристаллизуется при 0С, следовательно, температура кристаллизации раствора 0 - 0,21 = - 0,21 С.

По формуле (1) находим и повышение температуры кипения – 2%-ного раствора:

Вода кипит при 100°С, следовательно, температура кипения этого раствора 100 + 0,06 = 100,06°С.

Пример 5. Раствор, содержащий 1,22 г бензойной кислоты С 6 Н 5 СООН в 100 г сероуглерода, кипит при 46,529°С. Температура кипения сероуглерода 46,3°С. Вычислите эбуллиоскопическую константу сероуглерода.

Решение. Повышение температуры кипения ДТ = 46,529 - 46,3 = = 0,229°. Молярная масса бензойной кислоты 122 г/моль. По формуле (1) находим эбуллиоскопическую константу:

Пример 6. Раствор, содержащий 11,04 г глицерина в 800 г воды, кристаллизуется при -0,279°С. Вычислите молярную массу глицерина.

Решение. Температура кристаллизации чистой воды 0 0 С, следовательно, понижение температуры кристаллизации ∆Т=0 – (-0,279)=0,279 0 С. Масса глицерина т (г), приходящаяся на 1000 г воды, равна:

Подставляя в уравнение

числовые значения, вычисляем молярную массу глицерина:

Пример 7 . Вычислите массовую долю (%) водного раствора мочевины (NH 2) 2 CO, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна -0,465 0 С.

Решение: Температура кристаллизации чистой воды 0 0 С, следовательно, ∆Т = 0 – (-0,465) = + 0,465 0 . Молярная масса мочевины 60 г/моль. Находим массу m (г) растворенного вещества, приходящуюся на 1000г воды, по формуле (2):

Общая масса раствора, содержащего 15г мочевины, составляет 1000+15=1015г. Процентное содержание мочевины в данном растворе находим из соотношения

В 1015г раствора – 15г вещества

В 100 г раствора – х

Что будем делать с полученным материалом:

Если этот материал оказался полезным ля Вас, Вы можете сохранить его на свою страничку в социальных сетях:

Все темы данного раздела:

Тихановская, Г.А.
Химия:учеб. пособие / Г.А. Тихановская, Л.М. Воропай, В.В. Кочетова. – Вологда: ВоГТУ, 2013. - 105 с. Учебное пособие по курсу «Химия» пред

Основные химические понятия
Химический элемент – вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра. Атом– наименьшая частица элемента, обладающая его химическими свойствами и нед

Закон эквивалентов. Понятие эквивалент. Молярная масса эквивалента
Одним из основных законов химии является закон эквивалентов, открытый в конце 18 века: массы элементов, соединяющихся друг с другом, пропорциональны их эквивалентам:

Законы газового состояния. Определение молярных масс газообразных веществ
Три параметра – объем V, давление P и температура T (T=273+t) – определяют физическое состояние газа. Давление 1,013∙105Па (760 мм рт. ст.) и температура 273 К или 0оС н

СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА
Ядерная модель атома была создана на основе экспериментальных данных по рассеянию α-частиц металлической фольгой (Э. Резерфорд, 1911). Однако эта модель не укладывалась в рамки классической фи

Этапы на пути создания квантовой механики
Принцип неопределенности утверждает принципиальную невозможность одновременного определения с одинаковой степенью точности импульса электрона (р=mv) и его положения в пространстве. Математ

Элементы квантово-механической теории атома
Основное уравнение квантовой механики – волновое уравнение Шредингера (1926), решениями которого являются так называемые волновые функции φ (пси), характеризующие состояние электрона в атоме.

Характеристика квантовых чисел
Квантовые числа Возможные значения Число значений Определяют Главное n 1,2,3… ∞ ∞

Некоторые свойства свободных и связанных атомов
Количественным выражением тенденции атома к изменению конфигурации внешнего электронного слоя за счет отдачи или присоединения электронов являются: энергия ионизации (ЕИ) или ионизационн

Ковалентная связь. Метод валентных связей
Метод валентных связей (ВС) рассматривает химическую связь как результат притяжения ядер двух атомов к одной или нескольким общим для них электронным парам. Такая двухэлектронная и двуцентровая (дв

Ионная связь
При полном смещении межъядерной электронной плотности к атому с большей электроотрицательностью длина диполя становится равной длине связи (ℓ=α), и атомы превращаются в положительно и от

Металлическая связь
Существенные сведения относительно природы химической связи в металлах модно получить на основании двух характерных особенностей по сравнению с ковалентными и ионными соединениями. Металлы, во-перв

Водородная связь
Атом водорода, ковалентно связанный с атомом сильно электроотрицательного элемента А, способен к образованию ещё одной связи с другим подобным атомом В. Эту связь называют водородной: &nbs

Энергетика химических превращений
Химическое превращение есть качественный скачок, при котором исчезают одни вещества и образуются другие. Происходящая при этом перестройка электронных структур атомов, ионов и молекул сопровождаетс

Энтропия
Большинство процессов представляет собой два одновременно происходящих явления: передачу энергии и изменение в упорядоченности расположения частиц друг относительно друга. Частицам (молеку

Химическая кинетика
Пример 1. При взаимодействии кристаллов хлорида фосфора (V) с парами воды образуется жидкий РОС13 и хлороводород. Реакция сопровождается выделением 111,4 кДж теплоты. На

Скорость химической реакции
Изучение скоростей реакции позволяет выяснить истинный механизм протекания сложных химических превращений. Это в свою очередь создает перспективы для нахождения путей управления химическим процессо

Катализ
Одним из наиболее распространенных в химической практике методов ускорения химических реакций является катализ. В присутствии катализаторов изменяется путь, по которому проходит суммарная реакция,

Константа химического равновесия
Большинство химических реакций обратимы, т.е. протекают одновременно в противоположных направлениях. В тех случаях, когда прямая и обратная реакции идут с одинаковой скоростью, наступает химическое

Принцип Ле Шателье
Состояние химического равновесия сохраняется при данных неизменных условиях любое время. При изменении же условий состояние равновесия нарушается, так как при этом скорости противоположных процессо

ДИСПЕРСНЫЕ СИСТЕМЫ
Дисперсная система – это система из двух (или более) веществ, одно из которых (называемое дисперсной фазой) равномерно распределено в другом (называемом дисперсионной средой). Различают не

Способы выражения концентрации растворов
Для количественной характеристики растворов используют понятие концентрации: Концентрация – величина, выражающая относительное содержание данного компонента в системе (смеси, растворе).

Свойства разбавленных растворов
Осмос. Закон Вант-Гоффа. Если между растворителем и раствором поместить полупроницаемую (проницаемую для молекул растворителя) перегородку, то возникает явление осмоса.

Давление пара растворителя над раствором (первый закон Рауля).
Важной физико-химической характеристикой растворов является давление пара, определяющее состояние равновесия между конденсированной и газообразной фазами. Чем выше давление пар, тем больше равновес

Температуры кипения и замерзания растворов (второй закон Рауля).
Понижение давления пара над раствором обуславливает изменение температур кипения и замерзания растворов по отношению к чистому растворителю. Жидкость кипит, когда давление ее насыщенного пара стано

Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов
Осмотическое давление прямо пропорционально молярной концентрации раствора (СМ) и абсолютной температуре (Т). Эта зависимость дается уравнением Вант-Гоффа: Росм=С

Давление пара разбавленных растворов неэлектролитов. Первый закон Рауля.
Давление пара растворов ниже давления пара чистых растворителей при той же температуре. Понижение давления пара ∆Р, отнесенное к Ро(∆Р/Ро) называют относительным п

Растворы электролитов
Соли, кислоты, основания в водном растворе диссоциируют, образуя ионы противоположных зарядов. Вследствие этого растворы проводят электрический ток и называются электролитами. Таким образом, электр

Степень диссоциации различных электролитов
(при См= 1 моль/литр, =25 ºС) Электролит α, % Электролит α, % Электролит

Вода – очень слабый амфотерный электролит: Н20 Н+ + ОН‾ при 24°С=1,6∙10R

Равновесие в гетерогенных системах, произведение растворимости
Примером гетерогенной системы может служить насыщенный раствор труднорастворимого соединения, находящегося в равновесии с твердой фазой. К труднорастворимым веществам относятся многие электроли

Физико-химические свойства растворов электролитов.
Примеры решения задач. Пример 1. Вычисление кажущейся степени диссоциации сильного электролита. Вычислить степень диссоциации 0,2 М раствора муравьиной кислоты HC

Ионное произведение воды. Водородный показатель
Электростатическое взаимодействие полярных молекул воды приводит к их самоионизации: 2Н2О↔Н3О++ОН- или в упрощенной форме Н2О↔Н

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Под гидролизом понимают реакции обменного взаимодействия вещества с водой. Гидролиз является частным случаем сольволиза – обменного разложения растворенного вещества и растворителя. Процесс гидроли

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
В природной воде содержатся различные по растворимости соли. Если в воде содержится большое количество солей кальция или магния, то такая вода называется жесткой в отличие от мягкой воды, в

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ
Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождаю-щиеся изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Под степенью окисления (п) понимают условный заряд ат

Электродные потенциалы и электродвижущие силы
Если металлическую пластинку опустить в воду, то катионы металла на ее поверхности гидратируются полярными молекулами воды и переходят в жидкость. При этом электроны, в избытке остающиеся в металле

Электролиз
Пример 1.Какая масса меди выделится на катоде при электролизе раствора CuSO4 в течение 1 ч. при силе тока 4А? Решение. Согласно законам Фарадея

Симметрия кристаллов. Система кристаллов
Классификация кристаллов основана на их симметрии. Тот или иной объект обладает симметрией, если после опреде

Кристаллические решетки
Зонке (1879 г.), Чермак, Шенфлис, Федоров (1891 г.) и другие показали геометрически, что все кристаллические формы можно представить как результат распределения точек (мельчайших веще­ственных част

Диаграммы состояния металлических систем
При изуче­нии свойств сплавов очень большое значение имеют диаграммы состояния, характеризующие состояние сплавов различного состава при разных температурах. Такие диаграммы показывают термодинамич

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК
1. Глинка, Н. Л. Общая химия / Н. Л. Глинка; под ред. А. И. Ермакова. - Изд. 30-е, испр. . - М. : Интеграл-Пресс, 2006 . - 727 с. 2. Глинка, Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии: уч

Коллигативными свойствами растворов называются свойства, обусловленные некоторыми общими причинами. Количественное выражение этих свойств зависит только от числа находящихся в растворе частиц растворённого вещества и количества растворителя.

К коллигативным свойствам относятся:

Понижение давления пара над раствором;

Повышение точки кипения раствора;

Понижение температуры замерзания раствора;

Осмотическое давление растворов.

I закон Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества:

II закон Рауля: повышение t° кип и понижение t° зам разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

Dt° кип = К Э ∙m c (2)

Dt° зам = К К ∙ m c (3)

Измерение понижения t° начала замерзания раствора по сравнению с t° замерзания чистого растворителя называется криоскопией . Измерение повышения t° кипения раствора - эбулиоскопией.

На измерениях t° зам и t° кип растворов основаны криоскопический и эбулиоскопический методы определения относительной молекулярной массы, а также молярной массы электролитов.

Если через мембрану между двумя растворами может свободно проходить растворитель, но не может пройти растворённое вещество, выравнивание концентраций будет происходить лишь за счёт перемещения молекул растворителя. Такая односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую мембрану под действием разности концентраций называется осмосом . Возникающее при этом избыточное гидростатическое давление, противодействующее проникновению молекул воды в раствор, называется осмотическим давлением.

P осм = C M · R · T (4)

У растений, некоторых морских животных и рыб осмотическое давление меняется в зависимости от внешней среды.

У высших животных и человека осмотическое давление внутренней среды постоянно и равно 7,7 атм .

Изоосмию поддерживают ткани печени, подкожной клетчатки, почки. Регулируют изоосмию нервная система и железы внутренней секреции.

Понижение осмотического давления ведёт к рвоте и судорогам, повышение - вызывает отёки.

Растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление, называются изотоническими; более высокое осмотическое давление - гипертоническими; более низкое - гипотоническими растворами.

0,9% раствор NaCl, 5% раствор глюкозы относительно крови являются изотоническими.

При помещении клеток в изотонический раствор клетки сохраняют свой размер и нормально функционируют.

При помещении клеток в гипертонический раствор вода из клеток уходит в более концентрированный раствор, клетка теряет воду, уменьшается в объёме, в ней нарушается нормальное течение физических и химических процессов - происходит плазмолиз.

При помещении клеток в гипотонический раствор вода из менее концентрированного раствора переходит внутрь клеток. Это приводит к их набуханию, а затем к разрыву оболочек и вытеканию клеточного содержимого. Это лизис.

В случае эритроцитов этот процесс называется гемолизом. При этом образуется «лаковая кровь» - раствор ярко-красного цвета, окрашенный гемоглобином.

Чтобы использовать законы идеальных растворов для количественного описания коллигативных свойств электролитов, Вант-Гофф ввёл в соответствующие уравнения поправочный коэффициент i - изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

(5)

Для растворов элекролитов i > 1, для растворов неэлектролитов i = 1.

Примеры решения задач

Пример 1.

Определите температуру замерзания раствора, содержащего 0,6 г мочевины (NH 2) 2 CO в 50 г воды. К кр = 1,86 кг∙К/моль.

Решение:

1) Найдем количество вещества мочевины, содержащееся в 50 г воды по формуле n = m / M: n = 0,6г / 60г/моль = 0,01 моль;

2) Найдем количество вещества мочевины, содержащееся в 1000 г воды:

n = 0,01моль∙1000г / 50г = 0,2 моль;

3) Найдем понижение температуры замерзания раствора по формуле

∆Т зам. = К кр. ∙ С, где С – моляльная концентрация раствора:

∆Т зам. = 1,86 кг∙К/моль∙ 0,2 моль/кг = 0,237 0

3) Найдем температуру замерзания раствора по формуле

∆Т зам. = Т зам.р-ля - Т зам.р-ра, Т зам.р-ра = Т зам.р-ля - ∆Т зам. :

Т зам.р-ра = 0 – 0,273 = - 0,273 0

Ответ: - 0,273 0 .

Пример 2.

Рассчитайте осмотическое давление 2% раствора глюкозы при 310К, ρ = 1,006 г/мл? Что произойдет с эритроцитами в этом растворе?

Решение:

1) Найдем массу 1000 мл раствора глюкозы по формуле: m = V∙ρ:

m = 1000 мл∙1,006 г/мл = 1006 г;

2) Найдем массу глюкозы, содержащуюся в 1006 г раствора, зная, что в 100

г раствора содержится 2 г чистого вещества:

m = 2 г ∙ 1006 г /100 г = 20,12 г;

3) Найдем количество вещества глюкозы по формуле n = m / M, равное

молярной концентрации С раствора:

n = 20,12 г / 180 г/моль = 0,11 моль;

4) Найдем осмотическое давление раствора глюкозы по формуле Р = С∙R∙Т:

Р = 0,11 моль/л ∙ 8,314Дж/моль∙К ∙ 310К = 283,4 кПа

5) Сравним осмотическое давление с нормой, равной 770-780 кПа. Давление

ниже нормы, раствор гипотонический, произойдет гемолиз эритроцитов.

Ответ: 283,4 кПа, гемолиз.

Пример 3.

Какой из растворов является изотоническими плазме крови: 0,1М глюкозы С 6 Н 12 О 6 или 0,1M CaCl 2 ? Рассчитайте осмолярность этих растворов в мОсм/л.

Решение:

1) Найдем молярную концентрацию растворов в ммоль/л, умножив на 1000:

С (С 6 Н 12 О 6) = 0,1моль/л ∙ 1000 = 100 ммоль/л

С (CaCl 2) = 0,1моль/л ∙ 1000 = 100 ммоль/л

2) Найдем осмолярность растворов по формуле С осм. = i ∙ С, где i –

изотонический коэффициент, равный числу частиц в растворе.

i (С 6 Н 12 О 6) = 1, т.к. это раствор неэлектролита, i (CaCl 2) = 3.

С осм. ((С 6 Н 12 О 6) = 1 ∙ 100 = 100 мОсм/л

С осм. (CaCl 2) = 3 ∙ 100 = 300 мОсм/л

2) Сравним осмолярность растворов с нормой 280-300 мОсм/л.

Изотоничным крови является раствор CaCl 2 .

Ответ : CaCl 2 .

Задачи для самостоятельного решения

1. При какой температуре замерзает раствор хлорида кальция с моляльной концентрацией 0,025моль/кг, если изотонический коэффициент равен 2,8 (К кр = 1,86 кг∙К/моль).

2. Рассчитайте, на сколько ниже давление насыщенного пара воды над плазмой крови, общее содержание растворенных веществ в которой можно принять равным 0,31 мольных долей при температуре человеческого тела (310 К), чем над чистой водой при той же температуре (61,78 кПа).

3. Рассчитайте температуру кипения 0,134 моляльного раствора уксусной

кислоты (К эб =0,52 кг∙К/моль).

4. Водный раствор хлорида натрия замерзает при t = -1,8 0 С. Чему равна осмоляльность этого раствора? Сколько граммов глюкозы следует растворить в 50 г воды, чтобы полученный раствор замерзал при той же температуре? К кр = 1,86 кг∙К/моль.

5. Рассчитайте осмотическое давление 20 % водного раствора глюкозы, ρ = 1,08 г/мл при 310К, применяемого для внутривенного введения при отеке легкого. Каким будет этот раствор по отношению к крови гипо-, гипер- или изотоническим? М глюкозы = 180 г/моль.

6. Вычислите молярную массу раствора неэлектролита, если в 200 г воды растворено 2,76 вещества, раствор замерзает при t = -0,279 0 С, К кр = 1,86 кг∙К/моль.

7. При какой температуре замерзает раствор, в 100 г которого растворено 0,022

моль мальтозы? К кр = 1,86 кг∙К/моль.

8. Температура замерзания водного раствора глюкозы равна -0,184 0 С. Вычислите осмотическое давление раствора при 0 0 С. К кр = 1,86 кг∙К/моль, ρ = 1 г/мл.

9. Определите осмотическое давление 5% раствора сахарозы при 15 0 С, ρ = 1,019 г/мл.

10. Определите, будут ли при одной и той же температуре изотоническими 3%-ные водные растворы сахарозы (С 12 Н 22 О 11) и глицерина (С 3 Н 8 О 3). Плотности растворов принять равными 1г/мл.

11. Вычислите температуру кипения и замерзания 0,9% раствора хлорида натрия, применяемого в медицинской практике в качестве изотонического, если i = 1,95, К кр = 1,86 кг∙К/моль, К эб =0,52 кг∙К/моль.

12. Вычислите давление насыщенного пара над раствором, содержащим 6,4г нафталина (С 10 Н 8) при 20 0 С в 90 г бензола (С 6 Н 6). Давление насыщенного пара над бензолом при данной температуре 9953,82 Па.

13. При 298К осмотическое давление раствора, содержащего 2,8 г ВМС в 200 мл раствора равно 0,7 кПа. Найдите молярную массу растворенного вещества.

14. Опишите поведение эритроцитов в растворе нитрата натрия с массовой долей 1% (ρ=1,005 г/мл). Изотонический коэффициент равен 1,81. Опыт проводится при 35 0 С.

15. Рассчитайте осмолярность 3%-ных растворов глюкозы и хлорида натрия, ρ=1,0 г/мл. Какими они будут по отношению к крови?

16. Вычислите изотонический коэффициент, если раствор, содержащий 0,608 г бензойной кислоты (С 6 Н 5 COOH) в 25 г воды, кипит при температуре 100,104 0 С. К эб = 0,52 кг×К/моль.

17. Рассчитате осмолярность 5% растворов глюкозы и мочевины (молярная масса соответвственно равна 180 и 60 г/моль), ρ=1,0 г/мл. Будут ли эти растворы изотоничны с кровью?

18. Вычислите массу мочевины (NH 2) 2 CO, содержащейся в 1 л раствора при 23 0 С, если осмотическое давление раствора мочевины составляет 183620 Па.

19. При какой температуре осмотическое давление раствора, содержащего 30г анилина С 6 Н 5 NH 2 в 2 л достигнет 232408 Па?

20. При 0 0 С осмотическое давление раствора сахарозы С 12 Н 22 О 11 равно 3,55 кПа. Сколько граммов сахарозы содержится в 100 мл раствора?

21. Вычислите молярную массу углевода, если известно, что водный раствор, содержащий 10 г вещества в 1 л воды, замерзает при -0,155 0 С, К кр = 1,86 кг∙К/моль, ρ=1,0 г/мл.

22. Для предотвращения замерзания в зимнее время к растворам добавляют глицерин. Сколько граммов глицерина нужно прибавить к 100 г воды, чтобы раствор не замерзал до -5 0 С? М(глицерина) = 92 г/моль, К кр = 1,86 кг∙К/моль.

Тестовые задания

Пример 1 . Вычислите давление насыщенного пара над раствором, содержащим 6,4 г нафталина (С 10 Н 8) в 90 г бензола (С 6 Н 6) при 20 °С. Давление насыщенного пара над чистым бензолом при данной температуре возьмите в справочнике.

Р е ш е н и е

Определим молярные массы нафталина (растворенное вещество) и бензола (растворитель)

М 2 (С 10 Н 8) = 128 г/моль; М 1 (С 6 Н 6) = 78 г/моль.

По формуле (8) определяем мольную долю нафталина в растворе

Из справочника при 20 °С для чистого бензола Р = 9953,82 Па. Тогда, из формулы (13) выразим давление насыщенного пара над раствором

Пример 2 . Вычислите температуру кипения и температуру замерзания водного раствора фруктозы с массовой долей 5 % масс.

Р е ш е н и е

Поскольку массовая доля фруктозы равна 5 % масс., это значит, что в 100 г раствора содержится 5 г растворенного вещества и 95 г воды. Молярная масса фруктозы С 6 Н 12 О 6 равна М 2 = 180 г/моль. Тогда, по уравнению (3) моляльная концентрация раствора равна

Из справочника для растворителя выбираем

К Э (Н 2 О) = 0,52 (К·кг/моль); а К К (Н 2 О) = 1,86 (К·кг/моль).

По формуле (14) определяем изменение температуры кипения

DT кип = К Э × С m = 0,52 0,292 = 0,152 С.

По формуле (15) определяем изменение температуры замерзания

DT зам = К К × С m = 1,86 0,292 = 0,543 С.

Чистая вода кипит при 100°С и замерзает при 0 °С,а раствор глюкозы кипит при более высокой температуре, замерзает при более низкой

Пример 3 . Рассчитайте осмотическое давление 20 %-ного водного раствора глюкозы (плотность раствора ρ = 1,08 г/мл = 1080 г/л) при 310 К, применяемого для внутривенного введения при отеке легкого. Каким будет этот раствор гипо-, гипер- или изотоническим по отношению к крови, если учесть, что Р осм крови лежит в пределах 740 – 780 кПа?

Р е ш е н и е

Для определения осмотического давления необходимо перейти от процентной концентрации к молярной. Молярная масса глюкозы С 6 Н 12 О 6 равна М 2 = 180 г/моль. Тогда, по уравнению (4) молярная концентрация раствора равна

.

По закону Вант-Гоффа (уравнение (18))

Р осм = 1,2  8,314  310 = 3093 кПа.

Поскольку 3092,81 кПа > Р осм (крови), то 20 %-ный раствор глюкозы является гипертоническим по отношению к крови.

Пример 4 . Определить массу глюкозы С 6 Н 12 О 6 , которую должен содержать 1 дм 3 раствора, чтобы быть изотоничным раствору, содержащему в 1 дм 3 9,2 г глицерина С 3 Н 8 О 3 .

Р е ш е н и е

Определим молярную концентрацию глицерина по формуле (4)

С 2 (С 3 Н 8 О 3) =

=

= 0,1 моль/дм 3 .

При одинаковой температуре изотоничными будут растворы с одинаковой молярной концентрацией неэлектролита. Следовательно, масса глюкозы будет равна

m 2 (С 6 Н 12 О 6) = С 2 (С 3 Н 8 О 3) × M 2 (С 6 Н 12 О 6) × V ;

m 2 (С 6 Н 12 О 6) = 0,1 моль/дм 3 × 180 г/моль × 1 дм 3 = 18 г.

Пример 5. При растворении 0,4 г некоторого вещества в 10 г воды температура замерзания раствора понижается на 1,24. Вычислить молекулярную массу растворенного вещества.

Р е ш е н и е

По формуле (17)

M 2 = K К 

.

Растворы электролитов Краткие теоретические сведения

Электролитами называют вещества, которые в растворе или расплаве полностью или частично распадаются на ионы. Сила электролита определяется степенью диссоциации , которая равна отношению числа молекул, распавшихся на ионы N , к общему числу растворенных молекул N общ, доли единицы или %

 =

100 % . (19)

По величине степени диссоциации электролиты делят на сильные ( > 0,3) ислабые ( < 30 %).

Расчет концентраций ионов для слабого электролита следует вести по формуле

[ион] = n   C 2 , (20)

где n – число ионов данного сорта, образующихся при диссоциации одной молекулы.

Для сильного электролита степень диссоциации практически равна 1 и формула (20) принимает вид

[ион] = n C 2 . (21)

Для слабых электролитов процесс диссоциации является обратимым и характеризуется константой равновесия, которая называется константой диссоциации К Д (иначе константой ионизации).K Д характеризует способность электролита распадаться на ионы: чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит и тем в меньшей степени его молекулы диссоциированы на ионы. Она не зависит от концентраций электролита и ионов, а зависит от природы электролита и температуры. Значения констант диссоциации для большинства электролитов содержаться в справочниках.

Для электролита, распадающегося на ионы по схеме

(Kt) х (Аn) у  x  Kt z + + y  Аn z –

выражение для константы диссоциации имеет вид

, (22)

где Kt z + ,Аn z – ,(Kt) x (Аn) y – равновесные концентрации катиона, аниона и недиссоциированных молекул, моль/дм 3 .

Для бинарного электролита, то есть для электролита, дающего при диссоциации одной молекулы два иона по уравнению

KtАn  Kt z + + Аn z –

между K Д и  существует количественная зависимость (закон разбавления Оствальда )

. (23)

Для растворов очень слабых электролитов  << 1 и (1 – )  1, тогда формула (23) примет вид

K Д =  2 С 2 . (24)

Отсюда  = . (25)

Для слабых электролитов, для которых из одной молекулы образуется более двух ионов, процесс диссоциации протекает ступенчато. Например, для ортофосфорной кислоты:

Н 3 РО 4  Н + + Н 2 РО, K Д 1 = 7,110 –3 ,  1 = 27 % – для I ступени;

Н 2 РО  Н + + НРО, K Д 2 = 6,210 –8 ,  2 = 0,15 % – для II ступени;

НРО  Н + + РО, K Д 3 = 5,010 –13 ,  3 = 0,005 % – для III ступени.

Константа диссоциации суммарного процесса равна произведению констант диссоциации по всем ступеням:

Н 3 РО 4  3Н + + РО, K Д = K Д 1  K Д 2  K Д 3 = 2,2  10 –22 .

В растворах сильных электролитов в результате их практически полной диссоциации создается высокая концентрация ионов.

Для учета взаимодействия между ионами в растворе сильного электролита введено понятие «активность». Активность – это эффективная концентрация ионов, в соответствии с которой ионы проявляют себя в химических реакциях. Концентрация и активность ионов а связаны соотношением

а = [ион]  , (26)

где – коэффициент активности иона.

В сильно разбавленных растворах сильных электролитов   1, и следовательно а = [ион].

Активность электролита (Kt) х (Аn) у можно оценить по формуле

а 2 =

, (27)

где а  – средняя ионная активность электролита;   – средний ионный коэффициент активности; С  – средняя ионная молярная или моляльная концентрации;  = (х + у ) – сумма числа катионов х и числа анионов у , образующихся при диссоциации одной молекулы электролита.

Средняя ионная активность а  и средний ионный коэффициент активности   связаны с активностями и коэффициентами активности катионов и анионов соотношениями

а  =

, (28)

  =

. (29)

Среднюю ионную концентрацию электролита следует оценивать по формуле

С  =

, (30)

В разбавленных растворах электролитов средний ионный коэффициент активности можно вычислить по уравнению (предельный закон Дебая-Гюккеля )

lg   = – 0,5  

, (31)

где , – заряды ионов; I – ионная сила раствора.

По уравнению Дебая-Гюккеля можно вычислять и коэффициенты активностей отдельных ионов, при этом формула (31) примет вид

lg  + = – 0,5 

, (31 а)

lg  – = – 0,5 

, (31 б)

Ионной силой раствора I называют полусумму произведения молярных или моляльных концентраций каждого иона на квадрат его заряда

. (32)

Наличие взаимодействия между ионами в растворах сильных электролитов приводит к тому, что найденная экспериментально степень диссоциации сильного электролита оказывается несколько меньше 1. Ее называют кажущейся степенью диссоциации и рассчитывают по формуле

 = , (33)

где i – изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

Изотонический коэффициент i показывает, во сколько раз экспериментально найденное свойство раствора электролита отличается от такого же свойства, вычисленного для раствора неэлектролита при той же концентрации:

i =

,

где «свойство раствора» – Р осм, Р, Т кип или Т зам.

Коллигативные свойства для разбавленных растворов электролитов следует оценивать с учетом изотонического коэффициента по формулам

=

, (34)

DT кип = T кип – Т = i  К Э × С m , (35)

DT зам = Т – T зам = i  К К × С m , (36)

Р осм = i  С 2  R  T , (37)

Раствором называется система, образованная не менее чем двумя компонентами, и способная в известных пределах к непрерывному изменению состава. Состав раствора или его концентрацию чаще всего выражают:

в молях растворенного вещества на один литр раствора (молярная концентрация, С);

в молях растворенного вещества на 1000 г растворителя (моляльная концентрация, m);

в молярных долях, (Х);

в весовых процентах (w ).

Наиболее простым закономерностям подчиняются идеальные растворы, образуемые веществами, сходными по химическому составу и физическим свойствам. Образование идеального раствора при любом соотношении компонентов не сопровождается сжатием или расширением (V = 0) а также выделением или поглощением теплоты (Н = 0). Отклонения от идеальности вызываются химическими (ассоциация, диссоциация, сольватация и т.п.) и физическими (влияние различия молекулярных объемов и сил взаимодействия молекул) эффектами. Свойствами идеального раствора не обладает ни один реальный раствор, за исключением растворов оптически активных изомеров и смесей, состоящих из компонентов, различающихся по изотопному составу, однако, очень многие растворы практически ведут себя как идеальные. Это, прежде всего, бесконечно разбавленные растворы, т.е. такие, в которых содержание растворенного вещества очень мало по сравнению с содержанием растворителя.

При равновесии между жидкостью и паром число испаряющихся молекул в единицу времени равно числу конденсирующихся. Если в летучей жидкости растворить небольшое количество какого-либо нелетучего вещества, то концентрация растворителя понизится, в соответствии с этим понизится и число испаряющихся молекул, т.е. давление насыщенного пара. Оно пропорционально содержанию растворителя в растворе, которое обычно выражают в виде молярной доли (Х 0) в бинарном растворе:

,

,

(I),

где и - молярные доли растворителя и растворенного вещества;

и - числа молей растворителя и растворенного вещества.

Тогда Р = const х 0. Коэффициент пропорциональности определяется из начального условия: если х 0 = 1, то Р 0 = const , т.е. постоянная равна давлению чистого компонента.

Давление насыщенного пара 1 растворителя над раствором равно давлению Р 0 пара над чистым растворителем, умноженному на его молярную долю в растворе:

Р = Р 0 . х 0 = Р 0 . (1 – Х) (II, 1)

Решив уравнение относительно х , получим:

(II, 2)

Это уравнение, установленное Раулем эмпирическим путем, показывает, что при постоянной температуре относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества.

Соотношения между давлением насыщенного пара и температурой для растворителя и растворов различной концентрации представлены на рис.1.

Кривая ОА, характеризующая равновесие чистой жидкости с ее насыщенным паром, начинается в точке замерзания жидкости (Т 0).

Ниже этой температуры жидкость не существует, и пар находится в равновесии с твердой фазой. Кривая FO дает зависимость давления насыщенного пара над твердой фазой от температуры

Математически кривые ОА и FO для равновесий жидкость  газ (а) и кристалл  газ (б) выражаются уравнением Клаузиуса - Клапейрона:

(III),

или для уравнений (а) и (б) соответственно:

(III, а ) и

(III, б )

Кривая FO (кривая возгонки) всегда идет круче, чем кривая ОА равновесия (а) , т.к. теплота возгонки больше теплоты испарения.

Точка замерзания жидкости характеризуется равновесным сосуществованием жидкой, кристаллической и газовой фаз. При этом химические потенциалы во всех трех фазах должны быть равны, и, следовательно, должны быть равны и давления насыщенного пара над жидкой и кристаллическими фазами (т.е. точка замерзания должна лежать на пересечении кривых ОА и FO).

При замерзании разбавленного раствора из него выкристаллизовывается чистый растворитель (исключение составляют твердые растворы). Поэтому в точке замерзания давление пара над раствором должно равняться давлению пара над кристаллическим растворителем. При температуре замерзания чистого растворителя Т 0 давление пара над раствором Р (точка В) ниже, чем над твердым растворителем Р 0 (точка О), и равновесия между твердой фазой (льдом) и раствором нет. Равновесие может быть достигнуто лишь при более низкой температуре (Т 1 ), а именно: в точке пересечения кривых ВС и FO (точка В). Чем выше концентрация растворенного вещества (кривая DE), тем ниже температура замерзания раствора (Т 2 ).

По мере выделения из раствора кристаллов растворителя концентрация растворенного вещества в растворе повышается, а температура замерзания раствора все больше понижается.

Температурой замерзания раствора данной концентрации следует считать температуру, при которой начинается кристаллизация растворителя.

Итак, понижение химического потенциала растворителя в растворе приводит к понижению давления пара компонентов раствора, что вызывает понижение температуры замерзания раствора, и, как следует из рис.1, должно приводить одновременно к повышению температуры кипения раствора при постоянном давлении.

Чистый растворитель или раствор начинает кипеть при такой температуре, при которой давление пара растворителя над чистым растворителем или раствором будет равно внешнему давлению Р (в обычных условиях P = 1 атм = 1,013310 5 Па). Из закона Рауля следует, что давление пара растворителя над идеальным раствором меньше, чем над чистым растворителем при той же температуре. Зависимость давления пара растворителя от температуры над чистым растворителем и над раствором показана на рис. 1.

Лабораторная работа № 5

Определение молярной массы растворенного вещества

Криоскопическим методом

Приборы и материалы

Термометр Бекмана

Дистиллированная вода

Лед, соль для охлаждения

Задача (выдается инженером)

Краткая теория к работе

Криоскопия – это метод физико-химического исследования, основанный на измерении понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя.

Для разбавленного идеального бинарного раствора понижение температуры замерзания пропорционально моляльности раствора и зависит от природы растворителя

Т = Т 0 – Т = K . m (IV)

где Т 0 – температура замерзания растворителя,

Т - температура замерзания раствора,

m – моляльная концентрация раствора,

К – коэффициент пропорциональности.

Если m = 1, т.е. 1 моль вещества растворен в 1000 г растворителя, то  Т = К , поэтому постоянную К в уравнении (IV) называют моляльным понижением температуры замерзания раствора , или криоскопической постоянной . Она зависит только от природы растворителя и не зависит от концентрации раствора и химического состава растворенного вещества.

Для экспериментального определения К следует измерить понижение температуры замерзания в разбавленных растворах, а затем пересчитать эти данные на 1 моль:

, m = 1 моль/1000 г р-ля,

(V)

Криоскопическую постоянную можно вычислить теоретически, зная температуру замерзания растворителя Т 0 , его молярные массу М 0 и теплоту плавления Н пл. , по уравнению:

(V a)

Криоскопические постоянные некоторых растворителей приведены в таблице:

Если из раствора при замерзании выпадают кристаллы чистого растворителя, то понижение температуры замерзания раствора используют для определения молярной массы растворенного вещества (М).

Если в q 0 г растворителя растворено q г вещества, то моляльность полученного раствора (m) равна:

(VI)

Подставляя это выражение в формулу (1), получим:

,

откуда молярная масса растворенного вещества (М) равна:

(VII)

Массы q 0 и q находят взвешиванием; К (для данного растворителя) – постоянная величина. Следовательно, опыт сводится к определению Т, т.е. к определению понижения температуры замерзания раствора, приготовленного из q 0 г растворителя и q г растворенного вещества.

Криоскопический метод применим только к разбавленным растворам, вследствие чего для Т получаются очень небольшие значения. При выполнении этой работы пользуются термометрами, позволяющими делать отсчет с точностью.

Описание прибора

Для криоскопических измерений применяется прибор, предложенный Бекманом, схема которого приведена на рис.2.

Основная часть прибора – стеклянная пробирка-криоскоп (1), в которую во время опыта заливают исследуемый раствор или растворитель. Пробирка (1) плотно закрывается пробкой, через отверстие которой вставляются термометр (2) и мешалка (3) из тонкой проволоки, конец которой загнут в виде кольца, свободно охватывающего термометр. Пробирка бόльшего размера (4) служит воздушной “рубашкой”, в которую может помещаться пробирка (1) во время опыта и используется для более равномерного охлаждения. Собранный прибор через отверстие в крышке погружают в толстостенный стакан (5), который предварительно должен быть заполнен охладительной смесью (вода с толченым льдом и солью). Мешалку (6) из толстой проволоки используют для перемешивания охладительной смеси.

Рис. 2. Прибор для криоскопических измерений

В криоскопических опытах для измерения температуры используются приборы особого вида - термометры Бекмана (дифференциальные, или разностные термометры). Они отличаются от обычного, во-первых, большой шкалой (точной), позволяющей наблюдать изменение температуры до 0,005 0 и, во-вторых, вторым запасным ртутным резервуаром, при помощи которого можно изменять количество ртути в основном (нижнем) резервуаре и тем значительно расширить диапазон измеряемых температур. Шкала такого термометра, имеющего длину 25-30 см, поделена всего на 5 0 с отметками между ними десятых и сотых долей. Переводя некоторое количество ртути из нижнего резервуара в верхний, или добавляя ртуть из верхнего в нижний, всегда можно настроить термометр так, чтобы температура замерзания данного растворителя попала бы на середину этой условной шкалы (между 4 0 и 2 0). Особая конструкция этого термометра требует специальной настройки, которую осуществляет лаборант или инженер .

Подготовленный к работе термометр Бекмана следует держать в стакане со льдом. При вынимании изо льда термометр нагревается, ртутный столбик поднимается в капилляре до места соединения его с запасным резервуаром, поэтому нужно следить за тем, чтобы капля ртути не сорвалась и не упала в запасной резервуар, т.к. это собьёт настройку термометра и повлечет за собой повторение всех операций в работе.

Порядок выполнения работы

Стакан (5) заполняют на 2 / 3 охладительной смесью (вода, толченый лед, соль). Обычным термометром измеряют температуру охладительной смеси, которая должна в течение всего опыта поддерживаться от – 4 0 до – 5 0 С. При более низкой температуре охладительной смеси получается излишне быстрое охлаждение жидкости и резкое ее переохлаждение, что приводит к неправильному определению температуры замерзания.

В чистую пробирку (1) цилиндром отмеряют точный объем дистиллированной воды до такого уровня, чтобы нижний резервуар термометра Бекмана был полностью погружен в нее, но не касался дна пробирки (не более 20 мл). Затем пробирку с водой охлаждают, поместив ее в стакан с охладительной смесью.

Определение приближенного значения температуры кристаллизации растворителя (Т 0  ).

Термометр Бекмана из стакана со льдом переносят в пробирку с охлажденной водой, укрепляют с помощью пробки, в которую вставлена мешалка (3) и помещают криоскоп в стакан с охладительной смесью. Воду в пробирке и охладительную смесь все время перемешивают с помощью мешалок (3) и (6), наблюдая за ртутным столбиком и появления кристаллов льда в пробирке. Температура начала выпадения кристаллов льда чистой воды и будет приближенным значением температуры кристаллизации растворителя Т 0 . Затем пробирку с водой вынимают из охладительной смеси, нагревают рукой при перемешивании мешалкой (3) до полного растворения кристаллов. Следить за тем, чтобы ртутная капля не оторвалась в запасной резервуар! Определив приблизительную температуру кристаллизации воды, измерения повторяют 2 – 3 раза до получения воспроизводимых результатов. Не следует допускать длительного замораживания воды, чтобы термометр не “вмерз” в лед. В этом случае вынимать термометр из пробирки можно только после расплавления льда, т.к. в противном случае из-за примерзания нижнего резервуара со ртутью к стенке криоскопа термометр может быть поврежден.

Определение точного значения температуры кристаллизации растворителя (Т 0 ) проводят из переохлажденной жидкости. Если бы переохлаждения не было, в особенности при определении температуры замерзания растворов, которая понижается по мере увеличения концентрации раствора вследствие кристаллизации растворителя. Поэтому при отсутствии переохлаждения ртуть в капилляре непрерывно и равномерно опускалась бы ниже точки замерзания раствора, и температуру замерзания раствора нельзя было бы точно отсчитать. Для растворов температурой замерзания считается температура начала кристаллизации чистого растворителя .

Погружают пробирку с водой в охладительную смесь и, помешивая, охлаждают до температуры Т 0 +2 0 . После достижения этой температуры мешалку (3) поднимают вверх и закрепляют в таком положении, чтобы она не находилась в растворе. Помешивая мешалкой (6), охлаждают пробирку до температуры Т 0  + 0,5 0 и быстро надевают «рубашку», снова погружают собранный прибор в охладительную смесь и продолжают охлаждение, помешивая только охладительную смесь мешалкой (6) до температуры Т 0  – 1,5 0 (т.е. ниже истинной температуры замерзания). После этого вызывают кристаллизацию переохлажденной воды с помощью мешалки (3). Из-за выделяющейся при этом теплоты кристаллизации температура резко повышается до значения истинной температуры кристаллизации некоторое время остается постоянной. Отмечают максимальное показание термометра Т 0 , которое соответствует истинной температуре замерзания воды.

Снова расплавляют выпавшие кристаллы и повторяют опыт не менее трех раз, добиваясь расхождения в значениях Т 0 не более 0,005 0 . После этого находят среднее значение истинной температуры замерзания Т 0 .

Определение температуры замерзания раствора.

От инженера или преподавателя получают исследуемое вещество для определения его молекулярной массы.

Берут точную навеску исследуемого вещества q 1 = 1 г сначала на технических, затем, на аналитических весах, растворяют его в воде, находящейся в пробирке и охлаждают раствор в стакане с охладительной смесью. Затем в охлажденный раствор вносят термометр Бекмана и определяют сначала приблизительную (Т) (см. п.3), а затем истинную (Т) температуру замерзания раствора.

Так как кристаллизация, как правило, начинается после некоторого переохлаждения раствора, температура при этом быстро повышается, достигая истинной температуры замерзания, соответствующей раствору данной концентрации, а затем, в связи с выделением кристаллов растворителя (воды) концентрация раствора увеличивается, что ведет к понижению температуры замерзания – поэтому не следует допускать длительного замораживания раствора.

Истинную температуру замерзания раствора определяют не менее трех раз (до получения воспроизводимых результатов). Таким образом, получают понижение температуры замерзания раствора: Т 0 – Т = Т

Результаты отдельных измерений и окончательный результат определения молярной массы записать в таблицу по образцу.

Оформление результатов работы.

Растворитель – вода (Н 2 О), масса растворителя q 0 , масса растворенного вещества q = 1г.

Вычисление молярной массы растворенного вещества проводят по формуле (4).

, где К = 1,86

При выполнении работы необходимо:

Следить, чтобы термометр не касался стенок пробирки.

Следить, чтобы кристаллы льда были полностью расплавлены, иначе не удастся переохладить раствор.

Следить, чтобы в охладительной смеси было достаточное количество льда, а температура ее была не выше (–3 0 С) и не ниже (–5 0 С).

Не прекращать помешивание (не слишком энергично) охладительной смеси во время замера показаний термометра.

Лабораторная работа № 13 Определение изотонического коэффициента и степени электролитической диссоциации электролитов по методу криоскопии Приборы и материалы

Криоскоп – прибор для криоскопических измерений

Термометр Бекмана

Термометр со шкалой от - 10С до 10 – 50С

Дистиллированная вода

Лед, соль для охлаждения

Электролиты: 0,1 m KCl; 0,1 m BaCl 2 ; 0,1 m CH 3 COOH

Краткая теория к работе

Было замечено, что электролиты имеют более высокое осмотическое давление, а также замерзают при более низкой температуре и кипят при более высокой, чем неэлектролиты в растворах равных концентраций. Вант-Гофф пришел к выводу, что электролиты ведут себя так, словно содержат больше частиц, чем это соответствует числу молекул растворенного вещества. Электролиты диссоциируют на катионы и анионы. Поэтому в растворах электролитов содержится больше частиц, чем в растворах неэлектролитов. Осмотические и криоскопические закономерности зависят от общей концентрации частиц, а не от их природы. Следовательно, процесс электролитической диссоциации приводит к отклонениям от законов Вант-Гоффа и Рауля: P эксп.  P теор. , Т эксп.  Т теор. , где P эксп. и Т эксп. - экспериментально наблюдаемые для растворов электролитов осмотические давление и температура замерзания. Согласно Вант-Гоффу:

(VIII),

где i – поправочный коэффициент, который Вант-Гофф назвал изотоническим.

Зная изотонической коэффициент (i ) и число ионов, образуемое одной молекулой электролита (), можно вычислить степень электролитической диссоциации .

Возьмем 1 моль KCl, состоящий из N = 6,0210 23 молекул. Отношение количества диссоциированных молекул к общему числу растворенных молекул до диссоциации называется по Аррениусу степенью диссоциации . Пусть степень диссоциации , тогда в недиссоциированном виде останется 1 –  моль его или N(1 – ) молекул и появляется  моль или N ионов К + и  моль или N ионов Cl - , в сумме всего (1 – ) +  +  = 1 +  моль или N(1 + ) частиц. Следовательно, изотонический коэффициент (множитель Вант-Гоффа), показывающий во сколько раз больше частиц в растворе по сравнению с ожидаемым по формуле вещества (диссоциации), равен

, откуда степень диссоциации = i – 1.

В случае BaCl 2 в недиссоциированном виде остается 1 -  моль, образуется  моль ионов Ba ++ и 2 моль ионов Cl - , поэтому в сумме получим (1 - ) + 2 +  = (1 + 2) в растворе, следовательно,

или

.

В общем случае, когда молекула распадается на  частиц в растворе, найдем 1 -  моль недиссоциированного вещества и  ионов, в сумме 1 + ( – 1) частиц, тогда i = 1 + ( -1) или

Согласно классическим представлениям, данное уравнение применимо для любых (как слабых, так и сильных) электролитов. Согласно учению о сильных электролитах, принимающему для них  =1, это соотношение описывает только введение для слабых электролитов.

Данные экспериментов заносят в таблицу:

О проделанной работе составить отчет, содержащий следующее:

Название и цель работы

приборы и материалы

Краткая теория

Ход определения и запись данных

Вопросы к работе

Что такое криоскопия? Запишите основное уравнение криоскопии. При каких условиях это уравнение можно использовать для вычисления молярной массы растворенного вещества? Когда основное уравнение криоскопии даст неверные результаты для идеального жидкого раствора?

Что называется криоскопической постоянной? Как можно экспериментально определить и теоретически рассчитать ее величину?

Как пройдут кривые зависимости давления пара раствора нелетучего вещества различных концентраций, если их нанести на диаграмму состояния чистого растворителя? Можно ли на этой диаграмме показать, как изменяется температура замерзания и кипения раствора в зависимости от его концентрации?

Какими соображениями необходимо руководствоваться при выборе растворителя для криоскопического метода определения молярной массы растворенного вещества?

Какие свойства растворов называются коллигативными? Перечислите их и напишите соответствующие уравнения.

Назовите метода определения молярных масс неэлектролитов и степени диссоциации, основанные на изучении свойств разбавленных растворов.

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа, методы его определения. От чего зависит величина изотонического коэффициента?

Понижение температуры замерзания

Еще М. В. Ломоносовым в 1764 ᴦ. был обнаружено, что растворы замерзают при более низкой температуре, чем чис­тые растворители. Понижение температуры замерзания раст­вора связано с понижением упругости (давления) пара раст­ворителя над раствором (изменение концентрации клеточного сока у растений к зиме).

Температурой замерзания раствора принято называть такая темпера­тура, при которой кристал­лы растворителя находятся в равновесии с раствором данного состава.

Разность Δt = t 0 ° - ti° принято называть понижением температуры замерзания раствора и будет тем больше, чем больше концентрация раствора. Количественно эта зависи­мость выражается уравнением:

Δt = K С m (36)

где Δt - понижение температуры замерзания раствора;

Сm - моляльная концентрация;

К - коэффициент пропорциональности, называемый криоскопической постоянной растворителя или моляльным понижением температуры замерзания раствора.

Метод исследования, основанный на измерении понижения температуры замерзания растворов, принято называть криоскопическим методом.

Растворы замерзают при более низкой и кипят при более высокой температуре, чем чистые растворители.

Для растворов неэлектролитов согласно закону Рауля понижение температуры замерзания раствора прямо пропорционально моляльной концентрации (уравн.36).

Повышение температуры кипения раствора так же прямо пропорционально моляльной концентрации:

Δt кип =ЕC m (37)

Е- эбулиоскопическая постоянная.

Осмотическое давление растворов рассчитывается по формуле Вант-Гоффа:

Р осм =RTC м (38)

R- универсальная газовая постоянная 8,314 кДж/моль град

T- температура, 0 К, C м -молярная концентрация.

Контрольные вопросы

1.В чем суть закона распределœения?

2.Вывод закона распределœения.

3.Применение закона распределœения.

4.На каком условии фазового равновесия основан вывод закона распределœения?

5.Какие факторы влияют на значение коэффициента распределœения?

6.Какая экстракция эффективнее: однократная или дробная?

Задачи

ПРИ КАКОЙ ТЕМПЕРАТУРЕ БУДУТ КИПЕТЬ РАСТВОРЫ, СОДЕРЖАЩИЕ В m г ВОДЫ m г САХАРА. ПОСТРОИТЬ ГРАФИК ЗАВИСИМОСТИ температуры кипения от содержания растворенного вещества в растворе

ОПРЕДЕЛИТЬ ТЕМПЕРАТУРУ ЗАМЕРЗАНИЯ РАСТВОРА В m г H 2 O КОТОРОГО, СОДЕРЖИТСЯ m г ГЛЮКОЗЫ ПОСТРОИТЬ ГРАФИК ЗАВИСИМОСТИ температуры ЗАМЕРЗАНИЯ от содержания растворенного вещества в растворе

Понижение температуры замерзания - понятие и виды. Классификация и особенности категории "Понижение температуры замерзания" 2014, 2015.

Главная » Отделочные работы » Коллигативные свойства растворов. Определение температуры замерзания разбавленных растворов