Основні положення теорії електролітичної дисоціації

Тема 7. Розчини електролітів

Задачі для самостійного розв’язування

1. Визначити масу безводного ферум(ІІ) сульфату, який міститься в розчині (р = 1,10 г/мл) об’ємом 800 мл, де його масова частка дорівнює 10%.

2. До розчину об’ємом 100 мл з масовою часткою Н₂SО₄ 48% добавили 900 мл води. Визначити ω(H₂SO₄) для одержаного розчи-ну.

3. В 2 л розчину міститься 21,22 Na₂CO₃. Визначити молярну концентрацію та молярну концентрацію еквівалента цього розчину.

4. Визначити моляльну концентрацію розчину, приготованого з глюкози масою 9 г і води об’ємом 500 мл.

5. Для нейтралізації розчину лугу об’ємом 40 мл використано 24 мл розчину сульфатної кислоти, малярна концентрація еквіва-лента якого дорівнює 0,5 моль/л. Обчислити молярну концентрацію лугу.

6. Визначити молярну концентрацію розчину неелектроліта, якщо при 17⁰ С його осмотичний тиск дорівнює 1204,5 Па.

7. В 2 л розчину при 27⁰ С міститься 8 г неелктроліта і його осмотичний тиск дорівнює 52,676 кПа. Визначити молекулярну масу Mr розчиненої речовини.

8. Визначити молекулярну масу Mr розчиненої речовини, якщо 3,52 г цієї речовини утворює з 25,2 г води розчин, тиск насиченої пари якого при 70⁰ С дорівнює 30,728 кПа. Тиск насиченої пари води при тій самій температурі дорівнює 31,157 кПа.

9. При якій температурі має кипіти і замерзати водний розчин, в якому масова частка сахарози С₁₂Н₂₂О₁₁ дорівнює 50%?

10. На скільки градусів підвищиться температура кипіння і понизиться температура замерзання, якщо у воді об’ємом 1 л розчинити глюкозу С₆Н₁₂О₆ масою 90 г?

Результати багатьох експериментів показали, що розчини кислот, лугів і солей не підлягають законам Вант-Гоффа і Рауля. Для них осмотичний тиск, зниження температур замерзання і підвищення температур кипіння завжди більші, ніж розраховані за концентрацією розчинів. Щоб застосувати рівняння Р = 1000 C_МRT до розчинів з „ненормальним” осмотичним тиском Вант-Гофф ввів у нього поправочний коефіцієнт і, який одержав назву – ізотонічний:

Коефіцієнт і обчислили, визначивши експериментально осмо-тичний тиск, зниження температур замерзання, підвищення температур кипіння розчинів і поділивши ці величини на теоретично обчислені за аналітичними концентраціями. Тоді

Окрім того, було відомо, що водні розчини кислот основ і солей проводять електричний струм.

Речовини, які проводять електричний струм в розчиненому або розплавленому стані, одержали назву - електроліти. Поняття про електроліти вперше ввів англійський фізик Фарадей в 30-х роках ХІХ сторіччя.

Явище електропровідності електролітів вивчав шведський вчений С.Арреніус (1887 р.), який прийшов до висновку, що при розчиненні в воді солей, основ і кислот молекули їх розпадаються (дисоціюють) на окремі частинки-йони, заряджені протилежними за знаком електричними зарядами. Під дією електричного струму позитивно заряджені йони рухаються до катода, негативно заряджені – до анода, тому і одержали назву катіони і аніони.

Арреніус звернув увагу на зв’язок між електропровідністю кислот, основ і солей і відхиленням їх розчинів від законів Вант-Гоффа і Рауля. Обидві властивості цих розчинів пов’язані із збільшенням числа частинок. З одного боку, в результаті дисоціації електролітів на йони збільшується загальне число частинок в розчині, що призводить до збільшення осмотичного тиску, зміни температур кипіння і замерзання, з другого боку, йони – заряджені частинки, тому надають розчинам здатність проводити електричний струм.

За теорією Арреніуса йони вважались вільними частинками, незалежними від розчинника. В 1891 р. російський вчений І.Каблуков ввів уявлення про гідратацію (в загальному випадку – сольватацію) утворених при дисоціації йонів і тим самим пов’язав теорію електролітичної дисоціації з гідратною теорією розчинів Д.Менделєєва.

Дата добавления: 2015-05-24