Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

Осмос и осмотическое давление





Рассмотрим неравновесную систему. Где существует градиент концентраций (рис. 3). Используя такую систему, можно показать, что такое осмос и измерить осмотическое давление (если трубку соединить с манометром, получиться простейший осмометр – прибор для измерения осмотического давления):

Ро- Р/Ро = iХ DТкип = Е сmзам = К сm

 

 

Процесс перемешивания веществ, приводящий к выравниванию концентраций за счет теплового движения частиц, называется диффузией. Если на границе между раствором и рас

творителем поставить мембрану, проницаемую только для молекул растворителя, то растворитель будет стремиться диффундировать через мембраны в трубку с раствором, чтобы выровнять концентрации. Причина диффузии растворителя – градиент концентраций, в результате чего уровень жидкости в трубке повышается. Гидростатическое давление столба жидкости вызывает встречный поток растворителя. При определенной высоте столба жидкости наступает состояние равновесия, и уровень жидкости больше не повышается, достигнув определенной высоты. Это избыточное давление и будет называться осмотическим.

Диффузия (процесс самопроизвольного перехода) молекул растворителя через полупроницаемую мембрану за счет градиента концентраций называется осмосом.Осмотическое давление – гидростатическое давление, возникающее в системе раствор – полупроницаемая мембрана – растворитель.

Чем больше будет концентрация растворенного вещества, тем больше высота столба жидкости, необходимого для прекращения осмоса. Для разбавленных растворов неэлектролитов осмотическое давление не зависит от природы вещества, а зависит только от температуры и концентрации в соответствии с формулой Вант-Гоффа: РосмV = nRT. Росм = n/VRT = cмRT. По виду эта зависимость совпадает с уравнением состояния идеального газа. В этом проявляется сходство разбавленных растворов неэлектролитов с идеальными газами.

Осмотическое давление Росм разбавленных растворов неэлектролитов равно тому давлению, которое бы производило растворенное вещество. Если бы оно при данной температуре в газообразном состонии занимало объем. Равный объему раствора. Осмотическое давление раствора, содержащего в 1 л 1 моль вещества, состаляет 22,4 атмосферы:



Росм = n/VRT , если V = 1л, то Росм = nRT, n = m/М, Росм = m/М, где m – масса растворенного вещества. R = 0,082 л атм/К моль = 8,314 Дж/К моль

Растворы электролитов.

 

Существует большое количество растворов, которые не подчиняются законам Рауля и Вант-Гоффа. Для них величины относительного понижения давления насыщенного пара, повышения температуры кипения, понижения температуры замерзания больше, чем следует из этих законов на одну и туже величину:

Ро- Р/Ро = iХ DТкип =i Е сmзам =i К сm Росм = icмRT

Причем это отклонение зависит от природы растворенного вещества. Ван-Гофф ввел понятие i – изотонический коэффициент, который показывает во сколько раз экспериментальные величины DР, DТкип, DТзам, Росм отличаются от теоретических: i = DР(экс)/DР(теор), DТкип(экс)/ Ткип(теор), DТзам(экс)/ DТзам(экс), Росм(экс)/ Росм(экс). Такие отклонения наблюдались у растворов солей. Кислот. Оснований. Для них число частиц в растворе не соответствовало молярной концентрации. Было замечено . что при растворении таких веществ и при их плавлении увеличивается число частиц в растворе и расплаве.Вант-Гофф экспериментально установил. Что для таки веществ как НCl, КCl и других, построенных из 2-х частиц, изотонический коэффициент близок к 2. Растворы и расплавы таких веществ проводят электрический ток, поэтому они получили названия электролиты – вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток называются электролитами. Электролитам образуют вещества с ионным или ковалентным типом химической связи. Электролитическая диссоциация – это распад молекул на ионы под действием полярных молекул растворителя. Стал понятен физический смысл i- увеличение общего числа частиц в растворе за счет полного или частичного распада молекул растворенного вещества на ионы.

Теория электролитической диссоциации была разработана С.Аррениусом в 1887 году. Основные положения теории:

- в растворах электролитов происходит распад – диссоциация молекул на ионы, в результате чего раствор становится электропроводящим за счет ионов – заряженных частиц. Степень диссоциации, различная для разных электролитов, определяет молярная электропроводимость.

- осмотическое давление, DТкип, DТзам зависят не только от аналитической концентрации, но и от степени диссоциации молекул на ионы;

- для одного и того растворенного вещества степень диссоциации увеличивается с разбавлением.

Однако в гипотезе Аррениуса раствор электролита рассматривался как механическая смесь молекул растворителя, молекул и ионов растворенного вещества, т.е. не учитывалось взаимодействие молекул растворителя и растворенного вещества. Д. И.Менделеев с этих позиций критиковал теорию Аррениуса и в своих работах занимался изучением процессов сольватации и гидратации. Окончательные противоречия теории были устранены в работах И.А.Каблукова и В.А.Кистяковского на основе гидратной теории Д.И.Менделеева.

Основные причины диссоциации:

1. Полярность молекул растворителя, который ослабляет связи в полярных молекулах растворенного вещества (см рис.):

 

 

Все растворители можно характеризовать так называемой диэлектрической постоянной e (диэлектрической проницаемостью среды) – величиной, которая показывает во сколько раз ослабляются связи между ионами растворенного вещества в случае попадания его в тот или иной растворитель в соответствии с формулой: F = e1e2/r2e. Вода как растворитель характеризует одной самых больших величин e = 81 (eстекла = 1,76, eвозд = 1).

2. Сольватация (гидратация) – экзотермический процесс взаимодействия молекул и ионов растворенного вещества с молекулами растворителя. Теплота (энтальпия) гидратации зависит от заряда ионов и их радиусов (прямо пропорциональна заряду и обратно пропорциональна радиусу). Силы взаимодействия: дисперсионные, электростатические, а также может происходить донорно-акцепторное взаимодействие. Выделение энергии облегчает процесс диссоциации и стабилизирует ионы, затрудняя обратный процесс:



КCl + nH2O « K+(H2O)x + Cl-(H2O)n-x

HCl + nH2O « H3O+ + Cl-(H2O)n-1

Методом масс-спектроскопии показано. Что в первую координационную сферу входит 6 молекул воды, затем образуется вторая координационная сфера. Это мешает подвижности ионов. Установлена, что аномально высокой подвижностью обладает катион водорода, т.к Н+ от иона гидроксония H3O+ перемещается от одной молекулы H2О к другой по цепочке водородных связей. Этот механизм движения принципиально отличается от движения обычных гидратированных ионов и лежит в основе быстрого протекания реакций нейтрализации.

 

Количественные характеристики процесса диссоциации:

- степень диссоциации;

- константа диссоциации;

- изотонический коэффициент;

- электропроводимость.

Степень диссоциации: отношение числа молекул растворенного вещества, распавшихся на ионы Nдис к общему числу молекул N: a = Nдис/N. Степень диссоциации a может быть выражена в долях или процентах. Если a>0,3(30%) - электролит считается сильным; 0,1(10%)<a<0,3(30%) – электролит относится к электролитам средней силы; a<0,1 (10%) – электролит слабый. Степень диссоциации зависит от природы вещества, температуры и концентрации. Диссоциация – процесс обратимый, поэтому сдвиг равновесия диссоциации определяется принципом Ле Шателье. Если образование раствора сопровождается эндотермическим эффектом (обычно бывает при растворении солей), то повышение температуры увеличивает степень диссоциации. Разбавление раствора, т.е. увеличение концентрации молекул воды сдвигает равновесие вправо – степень диссоциации возрастает с разбавлением.

 

Константа диссоциации – константа равновесия процесса диссоциации:

АnВm « nА+ + mВ- Кдис = [А+]n-]m/[ АnВm ]

Кдис зависит от природы вещества, температуры и не зависит от концентрации. Чем больше Кдис, тем сильнее идет диссоциация. Для сильных электролитов Кдис > 10-2.

Поможем в написании учебной работы
Поможем с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой




Дата добавления: 2014-01-03; Просмотров: 866; Нарушение авторских прав?;


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



ПОИСК ПО САЙТУ:


Читайте также:
studopedia.su - Студопедия (2013 - 2022) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.024 сек.