Презентация на тему Растворы неэлектролитов. Закон Вант- Гоффа и Рауля. Растворы электролитов. Теория электронной диссоциации

образованная не менее чем двумя компонентами, состав которой может

непрерывно изменяться в некоторых пределах без скачкообразного изменения её свойств
Истинные растворы устойчивы и не разделяются при сколь угодно долгом стоянии

растворении газов в жидкости энтропия всегда уменьшается (ΔS

кристаллов в жидкости энтропия возрастает (ΔS>0)
Чем сильнее взаимодействие растворённого вещества и растворителя, тем больше роль энтальпийного фактора в образовании раствора

> 0 < 0
Знак изменения энтальпии растворения определяется знаком суммы всех тепловых эффектов процессов, сопровождающих растворение, из которых основной вклад вносят
разрушение кристаллической решётки на свободные ионы

и взаимодействие образовавшихся ионов с молекулами растворителя

при растворении всегда


т.е. переход вещества в раствор сопровождается значительным

возрастанием энтропии вследствие стремления системы к разупорядочению
Для жидких растворов процесс идёт самопроизвольно (ΔG<0) до установления динамического равновесия между твёрдой и жидкой фазами

химический потенциал чистого компонента

превышает химический потенциал данного компонента в растворе
При в системе устанавливается равновесие :
чистый компонент ↔ растворённый компонент
При этих условиях больше вещества раствориться не может
Раствор, в котором при данных условиях вещество больше не может растворяться, называется насыщенным
Концентрация растворённого вещества в насыщенном растворе называется растворимостью
В справочниках – масса растворённого вещества в 100г (1000г) растворителя
Растворимость зависит от:
природы растворённого вещества и растворителя
взаимодействия частиц растворённого веществ между собой и с молекулами растворителя
внешних условий (температуры и давления)

содержание данного компонента в многокомпонентной системе

Массовая доля растворённого вещества
Мольная

доля растворённого вещества
Объёмная доля растворённого вещества
Моляльность
Молярность
Молярная концентрация эквивалентность (нормальность)
Титр

раствором pi прямо пропорционально мольной доле этого компонента xi

в растворе

- давление насыщенного пара над чистым компонентом
Для бинарного раствора:
давление насыщенного пара растворителя pр-ля над раствором равно его давлению над чистым растворителем , умноженному на мольную долю растворителя в растворе x1:

Отсюда следует, что , так как х1< 1
Уменьшение давления насыщенного пара над раствором может быть объяснено уменьшением поверхности испарения при добавлении растворяемого вещества (на поверхности оказывается меньше способных испаряться молекул растворителя, ведь часть места занимает растворённое вещество)
Идеальные растворы подчиняются закону Рауля по всем компонентам

пара растворителя над раствором равно мольной доле растворённого вещества
Общее

давление насыщенного пара над раствором равно сумме парциальных давлений насыщенных паров компонентов раствора:

Давление пара линейно зависит от состава

и даже очень сильно разбавленные не подчиняются закону Рауля и принципу Вант-Гоффа.

Имея способность к электропроводности, значения давления пара растворителя и температуры плавления растворов электролитов будут более низкими, а температуры кипения более высокими по сравнению с аналогичными значениями чистого растворителя. В 1887 г С. Аррениус, изучая эти отклонения, пришел к созданию теории электролитической диссоциации.

на положительно и отрицательно заряженные ионы, которые названы соответственно

катионами и анионами.

Теория выдвигает следующие постулаты:
В растворах электролиты распадаются на ионы, т.е. диссоциируют.
Чем более разбавлен раствор электролита, тем больше его степень диссоциации.
Диссоциация — явление обратимое и равновесное.
Молекулы растворителя бесконечно слабо взаимодействуют (т.е. растворы близки к идеальным).

Степень диссоциации α, показывает какое число молекул n распалось на ионы, по сравнению с общим числом растворенных молекул N:

α = n/N

делятся на сильные (α > 0,7), средней силы (

0,3 > α > 0,7), слабые  (α < 0,3 ). Более точно процесс диссоциации электролита характеризует константа диссоциации, не зависящая от концентрации раствора. Если представить процесс диссоциации электролита в общем виде: Aa Bb ↔ aA— + bB+ K = [A—]a·[B+]b/[Aa Bb] Для слабых электролитов концентрация каждого иона равна произведению α на общую концентрацию электролита С таким образом, выражение для константы диссоциации можно преобразовать: K = α2C/(1-α) Для разбавленных растворов (1-α) =1, тогда K = α2C Отсюда нетрудно найти степень диссоциации α = (K/C)1/2

Реакции ионного обмена  Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов. Правила составления ионных уравнений реакций  1. Простые вещества, газы, оксиды, нерастворимые соединения не диссоциируют (в ионных уравнениях их записывают в молекулярном виде). 2. Малорастворимые вещества в левой части уравнения записывают в виде ионов, а в правой части – в молекулярном виде (т. е. считают нерастворимыми). 3. Общая сумма зарядов ионов в левой части уравнения должна быть равна общей сумме зарядов ионов в правой части. 4. Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется: а) осадок; б) газ; в) малодиссоциирующее вещество.

Далее приведем примеры реакций, протекающих практически необратимо:

NaCl + Н2О. Сущность процесса нейтрализации сильной кислоты сильным основанием

выражается общим ионно-молекулярным уравнением: Н+ + ОН-« Н2О; б) CH 3COONa + HC1 « CH3COOН + NaCl.           Ионно-молекулярное уравнение: СН3СОО- + Н+ « CH3COOH; в) NH4Cl + NaOH « NH4OH + NaCl.            Ионно-молекулярное уравнение: NH4++ OН- « NH4OH. Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей; 2)        образование малорастворимых веществ: NaCl + AgNO3 «AgCl ¯ + NaNO3. Ионно-молекулярное уравнение: Сl- + Ag+ « AgCl ¯; 3)  образование газообразных веществ: Na2S + 2HC1 « 2NaCl + H2S . Ионно-молекулярное уравнение: 2H+ + S- « H2S .