O proprietate comună a tuturor sistemelor lichide este saturată presiunea de vapori de lichid, care este determinată de echilibrul dintre starea lichidă și gazoasă a materiei. Acest echilibru este stabilit la limita fazei interfață lichid-vapori (gaz). Când se dizolvă în lichidul (z) al unui material nevolatil (x), presiunea vaporilor lichidului scade. Acest lucru se datorează faptului că concentrația de molecule de solvent în stratul de suprafață al soluției devine mai mică decât solventul pur, ceea ce înseamnă că echilibrul poate fi realizată la presiuni mai mici de abur saturat. La temperatură constantă valoarea presiunii vaporilor lichidului saturat depinde de concentrația sa volatilitate și solutului. Dacă notăm cu P (z) și P (y) - o presiune de vapori de solvent saturat de solvent pur și soluția, respectiv, atunci cele de mai sus pot fi exprimate prin următoarele ecuații:
-diferența P (z) - P (y)> 0 este o scădere absolută a presiunii de vapori de solvent saturat peste soluție;
-Valoarea P (z) - F (y) / P (z) sau D P (y) / P (z) se numește scădere a presiunii vaporilor saturați deasupra soluției relative.
legea origine Raoult (1887 g). Dependența decompresiunea exprimă relativ soluție solvent nonelectrolyte concentrație a vaporilor saturați. Reducerea relativă a presiunii de vapori de solvent saturat deasupra soluției nevolatile este egală cu fracția molară a solutului.
Lichidul fierbe codul presiunii de vapori a lichidului devine egală cu presiunea atmosferică exterioară și se cristalizează ca presiunea vaporilor lichidului saturat devine egală cu presiunea de vapori saturați a fazei solide a fluidului (apă - gheață). Din prima lege Raoult, este evident că prezența solut reduce temperatura de cristalizare crește soluției și temperatura de fierbere a soluției, comparativ cu t și t KP solvent pur încălzit.
A doua lege Raoult definește cristalizarea relație și punctul de fierbere al soluției asupra concentrației solutului: Creșterea punctului de fierbere și scăderea temperaturii de cristalizare soluții ideale diluate concentrație proporțională molal de solut. # 916; t = încălzit Kkip Cm · # 916 ;. T = KP · Cm Kcr.
Aici, C m -molyalnaya Concentrația soluției (mol / kg); Kkip - ebullioskopicheskaya solvent constant sau constant de fierbere; Kcr - constanta cryoscopic sau cristalizare constantă a solventului.
În înțelesul și ebullioskopicheskaya constantele sale cryoscopic indică punctul de fierbere și elevație coborârea punctului de cristalizare a soluției, concentrația molal este egală cu unitatea. Folosind cele de mai sus, putem face următoarele rapoarte:
De exemplu, 1 m soluție apoasă de orice non-electrolit fierbe la 100,52 ° C și se cristalizează la o temperatură de -1,86 ° C
Exemplul 1. Se calculează presiunea osmotică a unei soluții care conține 1,4 litri de 63 g de glucoză C 6 H 12 O 6 la O ° C,
Decizie. Conform legii van't Hoff, Rosma = CM * RT. În primul rând, se calculează concentrația molară a soluției de glucoză:
Rosma = 0,25 · 8.314 · 273 × 10 3 = 5,67 x 10 5 Pa
Exemplul 2. Se determină punctul de fierbere și de congelare o soluție care conține 1 g de nitrobenzen, C 6 H 5 NO 2 în 10 g de benzen. Punctul de fierbere al benzenului pur 80,2 ° C, o temperatură de cristalizare de -5.4 ° C Kcr = 5,1 ° C. Kkip = 2,57 ° C
Decizie. Din legea lui Raoult ar trebui:
unde m (C 6 H 5 NO 2), m (C6 H6) - greutatea nitrobenzen și benzen, M (C 6 H 5 NO 2) - greutatea moleculară C 6 H 5 NO 2. care este egal cu 123.11 g / mol. Substituind valorile numerice ale tuturor variabilelor din formulă, vom găsi:
# 916; t = KP [5, l · l · 10 3] / [123.11 · 10] = 4,14 ° C,
# 916; t reflux = [2,57 · l · 10 3] / [123.11 · 10] = 2,05 ° C
Găsiți temperatura de cristalizare și soluția de fierbere:
constant Cryoscopic și ebullioskopicheskie
24. Găsiți punctul de congelare și soluția la fierbere, care conține 2,4 g nonelectrolyte (M = 80 g / mol) în 200 g apă.
25. Soluția de glucoză C6 H12 O 6 cristalizeaza la o temperatură de - 0,5 ° C, Calculați masa de glucoză, care reprezintă 250 ml de apă și această soluție concentrația procentuală a soluției.
26. 25 g nonelectrolyte (M r = 210 g / mol) se dizolvă în 75 g apă. La ce temperatura se va fierbe soluția?
27. Presiunea vaporilor de apă deasupra nonelectrolyte soluție C6 H12 O 6 egal cu 1707.8 Pa la t = 20 ° C Calculați masa C6 H12 O 6. conținea 500 g din această soluție, în cazul în care presiunea vaporilor de apă saturată la această temperatură este egală cu 2337.8 Pa.
28. Se calculează soluția nonelectrolyte presiunii osmotice (M = 180 g / mol) concentrație procentuală de 18% la T = 290 K. Densitatea soluție a fost de 1,16 g / ml.
29. Cât de multe grame de apă este necesar să se ia pentru dizolvarea 34,2 g C12 zahăr H22 O 11. la presiunea vaporilor saturați a scăzut la 600 Pa la 283 K. La această temperatură, presiunea vaporilor de apă saturată este egal cu 1227.8 Pa.
30. La ce temperatură soluția de zahăr zakristallizuetsya C12 H22 O 11. în cazul în care punctul său de fierbere este de - 100,12 ° C Se calculează concentrația molal a soluției?
31. Soluție apoasă nonelectrolyte conținând 18,4 g în 200 g apă, se cristalizează la o temperatură de 0372 ° C Se calculează greutatea moleculară a solutului.
32. Câte grame nonelectrolyte (M = 186 g / mol) trebuie să fie conținută în 1800 g de apă la presiunea aburului saturat a scăzut cu 1000 Pa la 283 K. La această temperatură, o presiune a vaporilor de apă saturată este 1227.8 Pa.
33. La aceeași temperatură se zakristallizuyutsya soluții de zahăr și de glucoză care conțin 24 de grame la 240 de grame de apă.
soluție 4 electrolit
Electroliți - substanțe, soluții care conduc curentul electric. Pentru electroliții sunt acizi, baze și săruri. Electrolitii în disocia soluție apoasă (se dizolvă) în ioni - cationi (+) și anioni (-). Acesta transporta ioni de curent electric în soluții.
Explicația pentru existența ionilor mobile în soluțiile de electrolit a fost propus pentru prima dată de savantul suedez Arrhenius în 1883. Conform teoriei sale de disociere electrolitica, există un echilibru în soluții de electroliți între partea activă a electrolitului capabil de a conduce un curent electric, inactiv și nu conduce curent. Teoria disociere electrolitică a fost dezvoltată în continuare în Vant - Hoff, Mendeleev. Disocierea electroliților are loc când se dizolvă și este un produs de interacțiune a unui solut și un solvent. Prin electroliți sunt solide cu ioni de ioni de cristal cu zăbrele (legături ionice), molecule cu legătură covalentă polară. În general, procesul de interacțiune a unui solut cu un solvent numit solvatare, iar când solventul este apa, - hidratarea. Hidratarea poate fi impartita in doua procese componente care au loc simultan: rupe legăturile în solut (endotermic) și formarea de hidrați (proces exoterm). Hidrați - sunt compuși cu concentrație diferită între ionii de solut și moleculele de apă polare. electrolit hidratată conține ioni în mediul numărul lor diferit de molecule de solvent.
Soluție în fază solidă cation hidrat anion hidrat
unde n. p - numărul de molecule de solvent în învelișul hidrat al ionului. Numărul W de molecule de solvent care interacționează cu un singur ion, numit numărul de hidratare. Numărul depinde de hidratarea