• Гідрологія і Гідрометрія
• Господарське право
• Економіка будівництва
• Економіка природокористування
• Економічна теорія
• Земельне право
• Історія України
• Кримінально виконавче право
• Медична радіологія
• Методи аналізу
• Міжнародне приватне право
• Міжнародний маркетинг
• Основи екології
• Предмет Політологія
• Соціальне страхування
• Технічні засоби організації дорожнього руху
• Товарознавство продовольчих товарів

Використання законів Вант-Гоффа та Рауля до розчинів електролітів

Дослідження осмотичного тиску, температур кипіння та замерзання розчинів електролітів свідчать, що ці розчини не підлягають законам Вант-Гоффа та Рауля. Експериментально отримані значення , , для розчинів електролітів завжди були більші значень, розрахованих за формулами Вант-Гоффа та Рауля. Причиною цього є зростання загальної кількості частинок у розчині внаслідок електролітичної дисоціації молекул солей, основ та кислот.

Властивості розчинів (осмотичний тиск, температура кипіння та замерзання) кількісно залежать тільки від кількості частинок розчиненої речовини і не залежать від їх природи.

Наприклад, у розбавленому розчині кожна молекула дисоціює на два іони:

,

отже, число частинок у цьому розчині в два рази більше, ніж число розчинених молекул. Для того, щоб закони Вант-Гоффа і Рауля можливо було використати для розбавлених розчинів електролітів, значення концентрації розчиненої речовини потрібно помножити на коефіцієнт . Цей коефіцієнт має назву ізотонічного або коефіцієнта Вант-Гоффа.

Тоді формули будуть мати наступний вигляд:

, , .

Для розчинів неелектролітів ізотонічний коефіцієнт .

Ізотонічний коефіцієнт дорівнює відношенню загального числа часток у розчині до числа розчинених молекул :

.

Ізотонічний коефіцієнт певним образом пов’язаний зі ступінню дисоціації електроліта :

,

де - число молекул, які розпалися на іони; - число розчинених молекул.

Тоді

,

де - кількість іонів, на які розпадається одна молекула електроліта:

;

;

.

Для сильних електролітів у розбавлених розчинах , тому що всі молекули розпадаються на іони.

В більш концентрованих розчинах іони взаємодіють між собою, що призводить до результатів, котрі спостерігались би при неповній дисоціації електролітів. У зв’язку з цим ввели величину – уявна ступінь дисоціації електролітів. Ця величина така ж, як ступінь дисоціації слабкого електроліта, позначається літерою і входить у ті ж рівняння та формули.

Приклад 1. Розчин, який містить 1,06 г у 400 г води, замерзає при температурі – 0,13°С. Визначити уявну ступінь дисоціації солі, .

Розв’язування. - сіль, отже це сильний електроліт. Тому для розв’язання задачі потрібно вкористати другий закон Рауля у такій формі:

;

;

г/моль; ;

.

Значення ізотонічного коефіцієнта використовуємо для розрахунку ступіня електролітичної дисоціації. Дисоціація карбонату натрію проходить з утворенням трьох іонів з однієї молекули:

;

.

Уявна ступінь дисоціації a дорівнює 0,9, тобто 90%.

Приклад 2. Уявна ступінь дисоціації в 0,1 н. розчині дорівнює 0,8.

Яким буде осмотичний тиск цього розчину при 17°С?

Розв’язування. Хлорид калію – сіль, отже сильний електроліт, при дисоціації однієї молекули утворюється два іони:

.

Обчислюємо ізотонічний коефіцієнт:

;

.

Тоді осмотичний тиск за законом Вант-Гоффа буде:

.

Для солі маса еквівалента дорівнює масі 1 моля, тому

моль/л;

кПа.

Переглядів: 3379