Уравнение вант гоффа изотонический коэффициент (6 видео)

Содержание

Изотонический коэффициент в растворах электролитов и неэлектролитов
Знакомство с понятием
Суть коэффициента
Нахождение в сильных электролитических растворах
Физическая роль коэффициента
Внешнее влияние на значение коэффициента
Заключение
Коллигативные свойства растворов
Понижение давления паров
Первый закон Рауля
Изотонический коэффициент Вант-Гоффа
Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля
Осмотическое давление раствора
Уравнение вант гоффа изотонический коэффициент
🎬 Видео

Видео:Решение задач на тему: "Правило Вант-Гоффа". 1 часть. 10 класс.Скачать

Изотонический коэффициент в растворах электролитов и неэлектролитов

В данной статье будет рассмотрено понятие изотонического коэффициента Вант-Гоффа, его значение в неорганичекой химии. Будет названа его формула и перечислены различные составные данной величины, определяющей принципы действий каких-либо веществ при смешивании друг с другом и добавлении в растворы. А также упомянуты будут значение физического характера и воздействия факторов внешних условий на значение этой коэффициента.

Видео:Коллигативные свойства растворов. Законы РауляСкачать

Знакомство с понятием

Изотонический коэффициент, иногда называемый фактором Вант-Гоффа, является параметром безразмерной величины, который дает исчерпывающую характеристику поведения любых веществ в растворе. В численном выражении он равен значению некоторой составной свойства коллигативного раствора конкретного исследуемого соединения к явлению такой же коллигативной характеристики неэлектролитического раствора, имеющего ту же концентрацию и неизменные системные или иные параметры.

Такое понятие, как изотонический коэффициент, ввел в XIX веке Якоб Вант-Гофф, за что позже был удостоен Нобелевской премии по химии. Также этим ученым было введено в науку правило, названное его именем.

Видео:Закон Вант-ГОФФАСкачать

Суть коэффициента

Оба коллигативных параметра дают четкую характеристику данного параметра и четко определяют его смысл и суть. Зависят же эти характеристики от концентрации частичек вещества, которое было растворено, в самом растворе. Молекулы неэлектролитов, все по отдельности, образуют только по одной частичке в созданном растворе, а объясняется это тем, что процесс диссоциации неэлектролитов в растворе не происходит.

В тоже время влияние сольватации принуждает электролиты в р-ре целиком или частично распадаться на катионы и анионы, создавая в ходе этого процесса несколько частичек на единичную молекулу, подвергшуюся диссоциации. Из этого следует, что аддитивная величина или, иными словами, свойства коллигативного характера исследуемого р-ра, будут зависеть от количества содержащихся ионов всех типов в нем. Такие ионы будут частицами, что образовались в р-ре в результате протекания диссоциации изначально содержащихся молекул. Данный р-р представляется в виде смеси р-ров, составленных из каждого, отдельного типа частичек.

Примером тому служит р-р извести хлорной, содержащий 3 вида частиц – гипохлориты анионов, хлоридные анионы и катионы кальция. В общем понимании изотонический коэффициент Вант Гоффа позволяет нам узнать, на сколько же частичек находящихся в р-ре электролита, больше, чем в растворе неэлектролита, имеющего аналогичные показатели концентрации. Связан этот к-т со свойством вещества, распадающегося в р-ре, образовывать различного рода катионы и анионы, то есть он показывает степень происходящей диссоциации.

В случае, когда молекула или формульная единица заключает в себе n ионов либо атомов в р-рах с полярным типом связи, количество изначально взятых молекул будет равно N, в свою очередь α будет указывать уровень проявления диссоциации в соединении, и из этого понятно, что N·α. Таким образом, суммарная величина частичек в р-ре вычисляется по формуле – ((N – N·α) + N·α·n).

Видео:Влияние температуры на скорость химических реакций. 10 класс.Скачать

Нахождение в сильных электролитических растворах

Сильные электролиты в результате диссоциации распадаются практически на 100%, и из-за этого можно решить что, изотонический к-т будет равняться ионному количеству на одну формульную единицу или молекулу, но это не так. В реальности показатель будет меньше того, что был определен по формуле. Данное явление объясняется теорией сильных электролитов, созданной П. Дебаем совместно с Э. Хюккелем в 1923 году. Из этой теории следует, что движение ионов в р-ре будет затрудняться вследствие образования оболочки сольватации. К этому добавляем фактор взаимодействия ионов друг с другом, ведь разноименные частицы будут притягиваться, а одноименные – отталкиваться. Таким образом, взаимное притяжение создаст группы ионов, которые будут передвигаться в толще р-ра друг с другом. Группы таких ионов называются ассоциативными, или парными. В результате такого явления р-р начинает себя вести, словно он содержит меньшее количество частичек, чем есть на самом деле, что объясняется ограничением свободы их перемещения.

Видео:Правило Вант-Гоффа для ЕНТ по химии 2023 | Химия ЕНТ УмскулСкачать

Физическая роль коэффициента

К-т Вант-Гоффа кроет в себе значение не только для химии. Физический смысл изотонического коэффициента заключен в учете увеличения количества частичек в р-ре электролитического характера по сравнению с р-ром неэлектролитической природы и аналогичного уровня концентрации.

Видео:Задачи на правило Вант-Гоффа. Зависимость скорости реакции от температуры.Скачать

Внешнее влияние на значение коэффициента

Изотонический коэффициент может изменяться под влиянием факторов различной природы внешнего характера. Например, ионное взаимодействие будет уменьшаться, если температуру раствора повысить (связано с возрастанием теплового движения частиц), или уменьшить концентрацию заряженных частиц путем разбавления р-ра (вследствие уменьшения шанса встречи пары частиц). Если мы будем экстраполировать уровень разбавления, приближая его к бесконечности, то увидим что к-т i пытается набрать свое максимальное значение, которое определяется при помощи формулы растворенных соединений.

Видео:задачи на коллигативные свойстваСкачать

Заключение

Итак, мы видим что данная безразмерная величина, представленная в виде изотонического к-та, является характеристикой растворов, а именно: объясняет суть того или иного поведения вещества в растворе, позволяет определять степень диссоциации растворов электролитической и неэлектролитической природы и делать расчет соотношения частичек (ионов) в подобных растворах в сравнении друг с другом.

Видео:3 6 Осмос Коллигативные свойства растворовСкачать

Коллигативные свойства растворов

Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. Это такие свойства, на которые не оказывает влияние природа растворенного вещества, а зависят они исключительно от количества частиц этого растворенного вещества.

К коллигативным свойствам растворов относятся:

Понижение давление паров
Повышение температуры кипения
Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
Осмотическое давление раствора.

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Видео:Коллигативные свойства растворовСкачать

Понижение давления паров

Давление насыщенного пара (т.е. пара, который пребывает в состоянии равновесия с жидкостью) над чистым растворителем называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Если в некотором растворителе растворить нелетучее вещество, то равновесное давление паров растворителя при этом понижается, т.к. присутствие какого – либо вещества, растворенного в этом растворителе, затрудняет переход частиц растворителя в паровую фазу.

Экспериментально доказано, что такое понижение давления паров напрямую зависит от количества растворенного вещества. В 1887 г. Ф.М. Рауль описал количественные закономерности коллигативных свойств растворов.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля заключается в следующем:

Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

p — давление пара над раствором, Па;

p₀ — давление пара над чистым растворителем, Па;

χ_р-ль — мольная доля растворителя.

n_в-ва и n_р-ля – соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.

Иногда Первому закону Рауля дают другую формулировку:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

При этом принимаем, что χ_в-ва + χ_р-ль= 1

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:

Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

i – изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе.

То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Видео:Осмос и осмотическое давлениеСкачать

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля

Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при уравнивании давления ее паров и внешнего давления.

При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.

Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.

Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как Второй закон Рауля:

K — криоскопическая константа,

m_в-ва — моляльность вещества в растворе.

Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:

Видео:Решение задач на тему: "Правило Вант-Гоффа". 2 часть. 10 класс.Скачать

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида.

Перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.

Представим два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию.

Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением.

Осмотическое давление и концентрацию раствора неэлектролита позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

где C — молярная концентрация раствора, моль/м 3 ,

R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);

T — абсолютная температура раствора.

Преобразуем уравнение следующим образом:

C = n/V = m/(M·V)

π = т·R·T / M·V или

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:

где i — изотонический коэффициент раствора.

Для растворов электролитов i > 1, а для растворов неэлектролитов i = 1.

Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими.

Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.

Видео:Закон РауляСкачать

Уравнение вант гоффа изотонический коэффициент

Кафедра физической и коллоидной химии ЮФУ

Материалы к лекциям для студентов химфака

Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации

Законы Рауля и принцип Вант-Гоффа не выполняются для растворов (даже бесконечно разбавленных), которые проводят электрический ток – растворов электролитов . Для учета этих отклонений Вант-Гофф внес в уравнение (35) для растворов электролитов поправку – изотонический коэффициент :

(37)

Аналогичная поправка вносится в законы Рауля и изотонический коэффициент определяется следующим образом:

(38)

Изотонический коэффициент для растворов электролитов всегда больше единицы, причем с разбавлением раствора i возрастает и стремится к некоторому целочисленному значению. Обобщая экспериментальные данные, Вант-Гофф пришел к выводу, что растворы электролитов всегда ведут себя так, будто они содержат больше частиц растворенного вещества, чем следует из аналитической концентрации: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания и осмотическое давление для них всегда больше, чем вычисленные. Для объяснения особенностей свойств растворов электролитов С.Аррениус предложил теорию электролитической диссоциации , основывающуюся на следующих постулатах:

1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;

2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

Диссоциация электролитов в растворе происходит под действием полярных молекул растворителя; наличие ионов в растворе предопределяет его электропроводность. Для оценки полноты диссоциации в теории электролитической диссоциации вводится понятие степень диссоциации α , которая равна отношению числа молекул n, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворённого вещества N:

(39)

Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные ( α ≥ 0.7), средней силы (0.3 α α ≤ 0.3). К сильным электролитам относятся почти все соли (кроме Рb(СН₃СОО)₂, НgСl₂, СdСl₂), большинство неорганических кислот и щелочей; к слабым – все органические кислоты, вода, NН₄ОН, Н₂S и т.д. Электролитами средней силы являются некоторые неорганические кислоты: НF, НСN, Н₃PO₄.

Слабые электролиты. Константа диссоциации.

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым и в системе существует динамическое равновесие, которое может быть описано константой равновесия, выраженной через концентрации образующихся ионов и непродиссоциировавших молекул, называемой константой диссоциации . Для некоторого электролита, распадающегося в растворе на ионы в соответствии с уравнением:

константа диссоциации выразится следующим соотношением:

(40)

Для бинарного (распадающегося на два иона) электролита выражение (40) можно переписать в следующем виде:

(41)

Поскольку концентрация каждого иона для бинарного электролита равна произведению степени диссоциации α на общую концентрацию электролита С, выражение (41) в этом случае можно записать следующим образом:

(42)

Для растворов слабых электролитов можно считать, что (1 – α ) приближённо равно 1. Тогда получаем:

(43) (44)

Т.о., степень диссоциации слабого электролита обратно пропорциональна концентрации и прямо пропорциональна разбавлению раствора; выражение (44) называют законом разбавления Оствальда . Степень диссоциации слабого электролита можно связать с изотоническим коэффициентом. Будем считать, что из N молекул электролита продиссоциировало n молекул, образовав ν n ионов ( ν – число ионов, образующихся при диссоциации молекулы). Поскольку изотонический коэффициент показывает, во сколько раз общее число молекул и ионов в растворе больше числа молекул до диссоциации, получаем:

(45)