О растворах (стр. 2 из 3)
Имея в виду, что n/V = с – молярная концентрация раствора, получаем уравнение, являющееся математическим выражением осмотического закона Вант-Гоффа:
Растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление, называют изотоническими. Если некоторый раствор А имеет большее осмотическое давление, чем раствор В, то в этом случае говорят, что А гипертоничен по отношению к раствору В или что раствор В гипотоничен по отношению к раствору. А.
Для растворов электролитов в уравнение для расчета осмотического давления необходимо ввести дополнительный поправочный коэффициент i, называемый изотоническим коэффициентом Вант-Гоффа, который равен отношению числа отдельных частиц (нормальных молекул, ионов или более простых дочерних молекул) N1 к общему числу молекул растворенного вещества N0) в объеме раствора:
Если из общего числа молекул растворенного вещества a– часть их первоначального количества распалась на n дочерних частиц, а остальная часть молекул (1 – a) остается в неизменном виде, то изотонический коэффициент Вант-Гоффа будет равен
Для бинарного электролита, распадающегося на 2 иона (n = 2), например для NаС1, i == 1 + a; для тринарного электролита (n = 3), например для ВаСl2, i = 1 + 2a и т.д. Причем во всех случаях a– это степень диссоциации растворенного вещества, выраженная в долях единицы.
Законы Рауля и следствия из них
Давление пара, при котором в условиях определенной температуры наступает динамическое равновесие, характеризующееся равенством скоростей испарения и конденсации жидкости, называется давлением насыщенного пара.
В 1886 году Рауль установил, что
относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества, т.е. отношению количества молей растворенного вещества к суммарному количеству молей растворенного вещества и растворителя (I закон Рауля):
, 
– число молей растворенного вещества 
– число молей растворителя 
– давление насыщенного пара над чистым растворителем 
– давление насыщенного пара над раствором.Закон Рауля, как и закон Вант-Гоффа, справедлив только для идеальных растворов, причем имеется в виду, что растворяемое вещество значительно менее летуче, чем растворитель (температура кипения его по меньшей мере на 150–200° должна быть ниже, чем температура кипения растворителя).
Повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллизации раствора. Эбуллиоскопия и криоскопия.
Кипение представляет собой фазовый переход, при котором происходит превращение жидкости в пар, причем пузырьки пара образуются во всем объеме жидкости.
Температурой кипения жидкости называют ту температуру, при которой давление насыщенного пара над данной жидкостью равно внешнему. При этой температуре и соответствующем ей давлении насыщенного пара устанавливается равновесие между жидкой и газообразной фазами (скорость испарения равна скорости конденсации), и обе эти фазы могут сосуществовать в течение длительного времени. Если жидкость – индивидуальное вещество и внешнее давление не меняется, то кипение ее в открытом сосуде происходит при постоянной температуре до тех пор, пока полностью не исчезнет жидкая фаза. Температура, при которой данная жидкость кипит в условиях давления 101325 Па, называют нормальной температурой кипения.
Замерзание (затвердевание) представляет собой фазовый переход, при котором происходит превращение жидкости в твердое вещество, частицы которого (кристаллы) образуются во всем объеме жидкости.
Температурой замерзания (кристаллизации) жидкости называют ту температуру, при которой давление насыщенного пара над жидкостью равно давлению насыщенного пара над выпадающими из нее кристаллами твердой фазы. При этой температуре и соответствующем ей давлении насыщенного пара устанавливается равновесие между жидкой и твердой фазами (скорость кристаллизации равна скорости плавления) и обе эти фазы могут сосуществовать в течение длительного времени. Если жидкость – индивидуальное вещество и внешнее давление остается постоянным, то при ее охлаждении температура будет оставаться постоянной, соответствующей температуре замерзания, до тех пор, пока не произойдет полное затвердевание.
Для того, чтобы сместить равновесие в сторону кристаллизации надо понизить температуру, т.к. кристаллизация – это экзотермический процесс. Если растворить в жидкости какое-то вещество, концентрация ее уменьшится и в системе жидкость – твердая фаза усилится процесс плавления. Отсюда вытекает зависимость (IIзакон Рауля):
Повышение температуры кипения, а также понижение температуры кристаллизации разбавленных растворов прямо пропорционально моляльности раствора и не зависит от природы вещества.
где:
и К – эбуллиоскопическая и криоскопическая константы (зависят от природы растворителя, не зависят от природы вещества и концентрации) 
- моляльность раствора.5. Слабые электролиты. Закон разбавления Оствальда
Диссоциация слабых растворов – обратимый процесс, к которому применим закон действия масс:
Константу равновесия процесса диссоциации называют константой диссоциации.
Если диссоциация слабого электролита протекает по ступеням, то каждая ступень диссоциации характеризуется своей константой:
1-я ступень:
2-я ступень:
При этом K1>K2, а Kсум = K1·K2
Константа диссоциации не зависит от концентрации и является строгой характеристикой электролита при данной температуре. Для слабых электролитов Kдисс < 104.
Рассмотрим процесс диссоциации электролита НА с концентрацией с и степенью диссоциации
: 
Согласно уравнению диссоциации:
Тогда
После подстановки полученных выражений в уравнение для константы диссоциации получим:
Так как
<<1, то её величиной в знаменателе можно пренебречь: 
или
Полученное соотношение является математическим выражением закона разбавления Оствальда: степень диссоциации электролита возрастает при разбавлении раствора.
6. Сильные электролиты. Активность
Ионная сила раствора.
Сильные электролиты в растворе практически полностью диссоциируют на ионы, т.е. истинное значение
. Однако величина степени диссоциации, определяемая по физическим свойствам этих растворов (электропроводность, температура замерзания и т.д.) всегда меньше единицы. Кроме того, к растворам сильных электролитов неприменим закон действия масс в его обычной форме.Наблюдаемые отклонения в свойствах растворов сильных электролитов связаны с сильным электростатическим взаимодействием ионов в растворе. Каждый ион окружён «ионной атмосферой» из ионов противоположного знака, которая влияет на его подвижность и вызывает отклонение свойств от ожидаемых величин.
Для характеристики растворов сильных электролитов вместо их истинной концентрации используют активность (
), т.е. условную эффективную концентрацию в соответствии с которой они проявляют себя в химических и физических процессах.: 
где
– коэффициент активности;с – истинная концентрация.
Коэффициенты активности определяется экспериментально и приводится в таблицах. Для разбавленных растворов электролитов
не зависит от природы иона и может быть рассчитан по формуле: