Физические свойства растворов неэлектролитов

Вот ответы на вопросы, оформленные так, чтобы их было удобно переписать в тетрадь школьнику: 7. Физические свойства растворов неэлектролитов. Неэлектролиты – это вещества, которые при растворении в воде (или других полярных растворителях) не диссоциируют на ионы и не проводят электрический ток. Примеры неэлектролитов: сахар (глюкоза, сахароза), спирты (этанол), мочевина, глицерин. Физические свойства растворов неэлектролитов (коллигативные свойства) зависят от концентрации растворенного вещества, но не зависят от его природы. Эти свойства обусловлены уменьшением концентрации молекул растворителя в растворе по сравнению с чистым растворителем. Основные коллигативные свойства растворов неэлектролитов: 1. Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором (Закон Рауля). * Суть: Давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Это происходит потому, что часть поверхности раствора занята молекулами растворенного вещества, которые не испаряются, уменьшая число молекул растворителя, способных перейти в паровую фазу. * Формула (первый закон Рауля): \[\Delta P = P_0 \cdot x_{\text{вещества}}\] Где \(\Delta P\) – понижение давления пара, \(P_0\) – давление насыщенного пара чистого растворителя, \(x_{\text{вещества}}\) – мольная доля растворенного вещества. * Или (второй закон Рауля): \[\frac{P_0 - P}{P_0} = x_{\text{вещества}}\] Где \(P\) – давление пара над раствором. 2. Повышение температуры кипения раствора (эбуллиоскопия). * Суть: Раствор кипит при более высокой температуре, чем чистый растворитель. Для кипения раствора необходимо, чтобы давление его насыщенного пара стало равным внешнему давлению. Поскольку давление пара над раствором ниже, чем над чистым растворителем, требуется более высокая температура для достижения этого равенства. * Формула: \[\Delta T_{\text{кип}} = E \cdot C_m\] Где \(\Delta T_{\text{кип}}\) – повышение температуры кипения, \(E\) – эбуллиоскопическая константа растворителя (зависит от природы растворителя), \(C_m\) – моляльная концентрация раствора. 3. Понижение температуры замерзания (кристаллизации) раствора (криоскопия). * Суть: Раствор замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель. При замерзании из раствора выделяется чистый растворитель, а растворенное вещество остается в жидкой фазе, что приводит к увеличению концентрации раствора и дальнейшему понижению температуры замерзания. * Формула: \[\Delta T_{\text{зам}} = K \cdot C_m\] Где \(\Delta T_{\text{зам}}\) – понижение температуры замерзания, \(K\) – криоскопическая константа растворителя (зависит от природы растворителя), \(C_m\) – моляльная концентрация раствора. 4. Осмотическое давление (\(\Pi\)). * Суть: Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из области с меньшей концентрацией растворенного вещества в область с большей концентрацией. Осмотическое давление – это избыточное давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы остановить осмос. * Формула (уравнение Вант-Гоффа для разбавленных растворов): \[\Pi = C_M \cdot R \cdot T\] Где \(\Pi\) – осмотическое давление, \(C_M\) – молярная концентрация раствора, \(R\) – универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль·К)), \(T\) – абсолютная температура (в Кельвинах). * Значение: Осмотическое давление играет важную роль в биологических системах (например, в клетках). Эти свойства используются для определения молярных масс неэлектролитов, а также для изучения процессов в растворах. 8. Растворы электролитов. Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде (или расплавлении) диссоциируют на ионы и, следовательно, проводят электрический ток. Примеры электролитов: кислоты (HCl, H2SO4), основания (NaOH, Ca(OH)2), соли (NaCl, CuSO4). Теория электролитической диссоциации (Аррениус, 1887 г.): * Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы). * Диссоциация – это обратимый процесс. * Причиной диссоциации является взаимодействие молекул электролита с полярными молекулами растворителя (например, воды). Степень электролитической диссоциации (\(\alpha\)): * Определение: Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. * Формула: \[\alpha = \frac{N_{\text{диссоциированных}}}{N_{\text{общих}}}\] Где \(N_{\text{диссоциированных}}\) – число диссоциированных молекул, \(N_{\text{общих}}\) – общее число растворенных молекул. * Значение: \(\alpha\) изменяется от 0 до 1 (или от 0% до 100%). * \(\alpha = 0\) – неэлектролит. * \(\alpha = 1\) (или 100%) – сильный электролит (полностью диссоциирует). * \(0 < \alpha < 1\) – слабый электролит (частично диссоциирует). Классификация электролитов по степени диссоциации: * Сильные электролиты: \(\alpha \approx 1\) (или > 30%). К ним относятся большинство солей, сильные кислоты (HCl, H2SO4, HNO3), сильные основания (NaOH, KOH, Ba(OH)2). * Слабые электролиты: \(\alpha < 1\) (или < 3%). К ним относятся слабые кислоты (CH3COOH, H2S, H2CO3), слабые основания (NH4OH), вода. * Электролиты средней силы: 3% < \(\alpha\) < 30%. Физические свойства растворов электролитов: Коллигативные свойства растворов электролитов (понижение давления пара, повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания, осмотическое давление) отличаются от свойств растворов неэлектролитов. Поскольку электролиты диссоциируют на ионы, количество частиц в растворе увеличивается. Например, 1 моль NaCl диссоциирует на 1 моль Na+ и 1 моль Cl-, то есть образуется 2 моля частиц. Это приводит к тому, что коллигативные свойства растворов электролитов выражены сильнее, чем у растворов неэлектролитов той же моляльной концентрации. Фактор Вант-Гоффа (\(i\)): * Определение: Коэффициент, учитывающий увеличение числа частиц в растворе электролита из-за диссоциации. * Формула: \[i = 1 + \alpha (k - 1)\] Где \(\alpha\) – степень диссоциации, \(k\) – число ионов, на которые диссоциирует одна молекула электролита. * Модифицированные формулы для коллигативных свойств: * Понижение температуры замерзания: \(\Delta T_{\text{зам}} = i \cdot K \cdot C_m\) * Повышение температуры кипения: \(\Delta T_{\text{кип}} = i \cdot E \cdot C_m\) * Осмотическое давление: \(\Pi = i \cdot C_M \cdot R \cdot T\) Пример: Для NaCl, который диссоциирует на 2 иона (Na+ и Cl-), \(k=2\). Если \(\alpha = 1\) (сильный электролит), то \(i = 1 + 1 \cdot (2 - 1) = 2\). Это означает, что 1 моль NaCl ведет себя в растворе как 2 моля частиц. Растворы электролитов играют ключевую роль во многих химических и биологических процессах, включая электрохимические реакции, передачу нервных импульсов и поддержание кислотно-щелочного баланса в организмах.