15. Кипение и замерзание растворов.

Любая жидкость закипает, когда давление ее пара становится равным атмосферному давлению. Так как, согласно закону Рауля, давление пара над раствором ниже давления пера над чистым растворителем, то для того, чтобы раствор закипел, его надо нагреть до более высокой температуры, чем растворитель.

Замерзает раствор тогда, когда давление насыщенного пара его становится равным давлению насыщенного пара твердого растворителя (льда).Таким образом, раствор кипит при более высокой температуре, а замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель. Для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения (ΔТкип) и понижение температуры замерзания (∆Тзам) прямо пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества (следствие закона Рауля):

∆Т_зам = К_Т ∙ с_m(B); ∆Т_кип = Э_Т ∙ c_m(B),

где ∆Т_зам – понижение температуры замерзания; ∆Т_кип – повышение температуры кипения; К_Т - криоскопическая константа; Э_Т – эбулиоскопическая константа; c_m(B) – моляльная концентрация раствора. Заменив в уравнениях c_m(B) его выражением по формуле для моляльной концентрации получим:

∆Т_зам =  ; ∆Т_кип = 

16. Отклонение поведения растворов электролитов от неэлектролитов. Изотонический коэффициент.

Электролитами называются вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Причины прохождения электрического тока в растворах и расплавах связаны с наличием в них ионов.

Распад молекул растворенного вещества на ионы приводит к увеличению общего числа частиц в растворе электролита, что обусловливает существенное различие между свойствами растворов электролитов и неэлектролитов. В математических выражениях эксперементальных законов Вант-Гоффа и Рауля, связывающих свойства идеальных растворов с концентраций растворенного вещества, особенности растворов элеткролитов учитываются сомножителем i, который называется изотоническим коэффициентом Вант-Гоффа.

17. Слабые электролиты. Степень диссоциации.

Количественной характеристикой силы электролита является степень электролитической диссоциации α, которая равна отношению количества молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе.

Α = Nдисс/N

Если α<5%, то вещества относятся к слабым электролитам.

В растворе слабого элеткролита существует химическое равновесие между молекулярной и ионной формами вещества. Количественной характеристикой любого химического равновесия является константа равновесия, которая по отношению к процессу электролитической диссоциации называется константой диссоцации.

18. Зависимость степени диссоциации слабого электролита от концентрации раствора. Закон разбавления Оствальда.

З акон разведения Оствальда.

Из этого закона следует, что при разбавлении раствора слабого электролита степень его диссоциации увеличивается. Степень электролитической диссоциации помимо концентрации зависит от природы растворителя, температуры, присутствия в растворе других электролитов, влияющих на равновесие слабого электролита.