Растворы электролитов

Осмос.

В природе многие растворы отделены друг от друга мембранами, через которые могут проникать только молекулы воды или какого-либо другого растворителя, а молекулы растворенных веществ проникать не могут. Такие мембраны называются полупроницаемыми.

Явление проникновения молекул воды через полупроницаемую мембрану называется осмосом. Что бы остановить проникновение молекул воды через полупроницаемую мембрану, с другой стороны этой мембраны, необходимо приложить давление. Это избыточное гидростатическое давление называется осмотическим (Р_осм, кПа). Явление осмоса изучал голландский естествоиспытатель Вант-Гофф и доказал, что для растворов неэлектролитов осмотическое давление Р_осм = С_{м *} R _* T, где

R – универсальная газовая постоянная, (8,314 Дж/моль _*К)

С_м – молярная концентрация раствора,

Т – абсолютная температура, (К).

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Раствор с большим осмотическим давлением по отношению к первому будет гипертоническим, а раствор с меньшим давлением - гипотоническим. Все жидкости, вводимые внутрь организма, должны быть изотоничными физиологическим жидкостям, т.к. при попадании, например, клеток крови в гипотонический раствор, начинается явление осмоса и вода из раствора будет проникать в клетку, она разорвется – произойдет явление гемолиза. Если же клетка попадет в гипертонический раствор, то вода из нее будет вытекать и клетка сморщится – будет наблюдаться явление плазмолиза. Известно, например, что осмотическое давление крови и лимфы при 38 ^оС составляет 7,7 атм, поэтому вводимые в организм жидкости должны иметь такое же осмотическое давление.

Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток, вследствие их диссоциации на ионы. Например, соли, кислоты, щелочи. Растворам электролитов присущи все изученные свойства, которыми обладают растворы неэлектролитов, но их величины выше, чем для неэлектролитов той же концентрации. Это связано с тем, что свойства растворов зависят от числа частиц в растворе, а при диссоциации электролитов число частиц увеличивается.

Для того чтобы, полученные ранее формулы можно было применять и для расчетов свойств растворов электролитов, Вант-Гофф ввел изотонический коэффициент (i), который учитывает увеличение частиц в растворе при диссоциации электролита. Физический смысл изотонического коэффициента состоит в том, что он показывает отношение общего числа частиц растворенного вещества в растворе (N_общ) к числу растворенных молекул (N). Практическое же значение изотонического коэффициента состоит в том, что он показывает во сколько раз значение данного свойства раствора электролита больше значения свойства раствора неэлектролита в той же концентрации:

i = Р_{осм (электролита)} / Р_{осм (неэлектролита)} =∆t_зам(эл) / ∆t_{зам(неэл)}= ∆t_кип(эл)/∆t_{кип(неэл)}

Поэтому для растворов электролитов закон Рауля может быть сформулирован: Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором электролита пропорционально мольной доле (γ) растворенного вещества:

Р_о – Р ₌ i _* γ_В

^Ро

Следствия из закона Рауля принимают вид:

∆t_{зам. раствора} = i _* К_{кр *} C_m

∆t_{кип. раствора} = i _* К_{эб *} C_m

В законе Вант-Гоффа для растворов электролитов, увеличение числа частиц в растворе также учитывается изотоническим коэффициентом:

Р_осм = i _* С_{м *} R _* T

Физический смысл изотонического коэффициента свидетельствует, что между ним и степенью электролитической диссоциации (α) существует связь, которая имеет и математическое выражение.

Известно, что степень электролитической диссоциации раствора – это отношение числа распавшихся на ионы молекул к числу растворенных молекул: α = N_расп / N, тогда N_расп = α N.

Для изотонического коэффициента i справедливо выражение i = N_общ / N, где N_общ = N_ионов + N_{нераспавшихся молекул}

N_{нераспавшихся молекул}= N- N_расп = N- α N = N (1- α).

Если учесть, что одна молекула при диссоциации распадается на n частиц, то общее число ионов N_ионов= n α N.

_{n α N+ N (1- α)}

Таким образом: i = = n α+1 - α

^N

i -1 = α (n -1),

_{i -1}

α =

^{n -1}

Как найти n вспомнимна конкретных примерах:

HCl ↔ H ⁺+ Cl^-; n = 2

K₂SO₄ ↔ 2K⁺ + SO₄^-2; n = 3

Растворы электролитов делятся на две группы:

- растворы слабых электролитов

- растворы сильных электролитов.

Дата добавления: 2013-12-12