R – универсальная газовая постоянная,

С — молярная концентрация раствора,

Математически осмос выражается уравнением Вант-Гоффа

 

, (4.4)

где p – осмотическое давление, кПа,

Т – абсолютная температура.

Осмотическое давление возрастает с увеличением концен­трации растворенного вещества и температуры.

Уравнение Вант-Гоффа по форме записи соответствует уравнению состояния идеального газа

или . (4.5)

 

Проведя аналогию можно сказать, что осмотическое давление равно тому давлению которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно находилось в газообразном состоянии и занимало объем равный объему раствора.

Осмос играет очень важную роль в био­логических процессах, обеспечивая поступ­ление воды в клетки и другие структуры. Концентрированные растворы сахара (сироп) и соли (рассол) широко применяются для консервирования продуктов, так как вызыва­ют удаление воды из микроорганизмов.

 

3 Применение законов Рауля и уравнения Вант-Гоффа к растворам электролитов

При экспериментальной проверке законов Рауля и уравнения Вант-Гоффа оказалось, что для ряда растворов экспериментальные значения были больше теоретических, нередко в несколько раз. Особенностью данных растворов было то, что они проводили электрический ток. Для применения к ним законов неэлектролитов необходимо вводить в соответствующие формулы поправочный, так называемый, изотоническим коэффициентом (i). Изотонического коэффициента показывает, во сколько раз число частиц в растворе (Nобщее) больше того, которое растворили (N0), т.е.

 

i = Nобщее/N0. (4.6)

 

Для объяснения данных отклонений Аррениус в 1887 предложил теория электролитической диссоциации. В растворах электролитов происходит самопроизвольный распад – диссоциация молекул на ионы, в результате чего раствор становится электропроводным. Температуры кипения и замерзания растворов, осмотическое давление зависят не только от концентрации электролита, но и от степени его диссоциации (α).

Степень диссоциации – это отношение числа продиссоциировавших (Nдис) частиц к исходному числу частиц растворенного вещества (No)

α = Nдис/No. (4.7)

 

Для таких сильных электролитов как HCl, Ca(NO3)2, Cr(NO3)3 оказалось, что значения i составляют примерно соответственно 2, 3, 4. Из записи электролитической диссоциации данных соединений видно, что количества образующихся ионов согласуются с приведенными значениями i:

 

HCl ® H+ + Cl– i = 2,

Ca(NO3)2 ® Ca2+ + 2NO3– i = 3,

Cr(NO3)3 ® Cr3+ + 3NO3– i = 4.

 

Для слабых электролитов значения i были больше единицы, но не превышали два. Это объясняется частичной диссоциацией слабых электролитов.

Оказалось, что диссоциации подвергаются вещества с ионной, полярной или легко поляризуемой связями.

Важную роль в диссоциации играет растворитель. Одни и те же вещества проявляют свойства сильных электролитов в одних растворителях и слабых – в других. Так, например, в воде хлороводород – сильный электролит, а в бензоле – слабый. Гидроксиды щелочных металлов полностью диссоциируют в воде, но различаются по силе в спиртовых растворах. Чаще всего наибольшая степень диссоциации проявляется в растворителях с большой диэлектрической проницаемостью (ε-эпсилон), высокой сольватирующей способностью и малой вязкостью. К таким растворителям в первую очередь относится вода.

Механизм электролитической диссоциации согласуется со схемой приведенной на рисунке 4.2.

 

 

Рисунок 4.2 Схема растворения и диссоциации

хлорида калия

 

Из данной схемы видно, что продукты диссоциации электролита (ионы) в результате электростатического взаимодействия с растворителем образуют сольваты или в случае воды – гидраты.

 

ЛЕКЦИЯ № 5

 

«РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ»

 

1 Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация – это распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

По способности распадаться на ионы электролиты делятся на сильные и слабые. Это различие носит принципиальный характер, так как для описания ряда свойств сильных и слабых электролитов применяются различные математические зависимости.

В соответствии с положением в периодической таблице элемента, образующего соответствующий электролит, к сильным электролитам относятся:

1) Основания – I-группа, II-группа начиная с Са(ОН)2 и III-группа Тl ОН;

2) Кислоты – V-группа НNО3, VI-группа Н2SО4 и Н2SеО4, VII-группа НСl, НСlО4, НСlО3 и соответствующие кислоты для брома и йода;

3) Соли – все хорошо растворимые.