Растворимость газов в жидкостях. Закон Генри и Дальтона. Ур-е Сивертса. Закон распределения. Практическое применение закона распределения
В отличие от предыдущего случая с ростом температуры р-римость уменьшается. Закон В. Генри. При постоянной температуре р-римость газа, выраженная в весовых единицах пропорциональна давлению газа над жидкостью. V(уменьш)=K1*P Скорость растворимости газа в жидкости. V(увелич)=K2*С Скорость растворимости жидкости в газе. V(уменьш)=V(увелич). K1*P=K2*С. С/P=K1/K2=Г - константа Генри C=Г*Р Концентрация пропорциональна давлению. Закон Сивертса.: C=Г*Р^n где n понижается с ростом температуры. Полностью закон Генри выполняется для идеальных газов, дающих в итоге идеальные р-ры. Закону Генри строго подчиняются только те газы, которые не взаимодействуют с р-рителем, их р-римость не велика. t=0, 100гр H2O р=1 атм, 0.335г CO2; t=0, 100гр H2O р=2 атм, 0.67г CO2 С ростом давления увеличивается плотность газа, т.е. при р=2атм газ занимает тот же объем. Р-римость газа, выраженная в объемных ед. от объема не зависит (Объем. ед./100) Закон Дальтона.: При растворении смеси газов в жидкости р-римость каждого компонента пропорциональна его парциальному давлению. (Кислород в воде) (кислород) t=20, 100мл Н2О, р=1атм, 3.1 мл O2 (воздух) t=20, 100мл Н2О, р=1атм, 0.62 мл O2 Законы Генри и Дальтона - следствия. Закон распределения. (рис) Если при постоянной температуре некоторое в-во распределяется между двумя соприкасающимися фазами, то отношение концентрации этого в-ва в соприкасающихся фазах есть величина постоянная, называется коэфф. растворения "L". Величина "L" не зависит от абс. кол-ва вводимого 3-го в-ва, а определяется природой фаз 1,2 и природой в-ва 3. С/Р=Г Закон распределения применяется в технике. (при экстракции стали из шлака) (см рисунок+формулы) Закон распределения используется при глубокой очистке полупроводниковых материалов (метод плавки по закону распределения) (см рисунок+формулы) Первый и второй законы Рауля. Определение молекулярных масс различных веществ (эбулио и криоскопия). Закон Ф.М. Рауля. Наблюдая св-ва р-ров Рауль пришел к выводу: Давление пара р-рителя над р-ром всегда ниже давления пара над чистым р-рителем. Вызвано это тем, что часть поверхности р-ра занята гидротированными частицами растворимого в-ва. Испарение раствор. затруднено. Р0 - давление пара р-рителя над чистым р-рителем Р1 - давление пара р-рителя над р-ром. (дельта)Р=Р0-Р1 - абсолютное понижение давления пара р-рителя над р-ром. (дельта)Р/Р0 - относительное понижение давления пара р-рителя над р-ром. Р1=Р1*N1=P0*(n1/(n1+n2) Р1 пропорц. мольной доле р-рителя в р-ре Относительное понижение пара р-рителя над р-ром равно мольной доле растворенного в-ва: (дельта)Р/Р0=N2 (график) Могут быть и отклонения от прямолинейной зависимости. По величине отклонения можно судить насколько система далека от идеального состояния. А по характеру отклонения "+" и "-" каков характер зависимости между компонентами в реальной системе. Т.к. давление пара раствора меньше, то р-ры должны кипеть при t более высокой, а замерзнуть при t менее низкой, чем чистые р-рители. (график) Повышение температуры кипения р-ра и понижение температуры его замерзания пропорциональны молярной концентрации р-ра См Кэ и Кз - константы, характеризующие р-ритель Кэ - эбуллиоскопическая Кз - криоскопическая (дельта)Т не зависит от природы р-ренного в-ва, а определяется природой р-рителя и числом молей р-ренного в-ва. Для Н2О Кэ=0.512, Кз=1.86 Задача 1г сахара на 1000г Н2О T кипения р-ра -? С12Н22О11 М=342. (дельта)Т=Кэ*См (Кэ=512, См=1/342 (1000г р-рителя)) (дельта)Тк=0.0015 Тк=100.0015 2 Закон Рауля используется для определения неизвестных молекулярных масс р-ренных веществ. Задача Мх-? м1,м2,(дельта)Тк. (дельта)Тк=Кэ*См=Кэ*м1*1000/Мх*м2 Мх=Кэ*м1*1000/(дельта)Тк*м2 Эбуллиоскопическая - (дельта)Тк Криоскопическая - (дельта)Тз Р-ры электролитов. теория электролитической диссоциации. Диэлектрическая проницаемость различных растворителей. Электролиты - в-ва, которые в р-ре или расплаве полностью или частично состоят из ионов, заряженных частиц. Электролиты 2 рода. При прохождении эл тока через электролиты происходит электролиз. Р-ры электролитов не подчиняющиеся законам Рауля. Р-ры э-литов кипят при температуре большей, и замерзают при температуре меньшей, чем р-ры не электролитов той же молекулярной концентрации. Причину этого объяснил С.А. Аррениус. Теория электролитической диссоциации. Согласно Аррениусу электролиты при растворении или плавлении распадаются на ионы. При этом каждый ион – самостоятельная частица. В результате диссоциации моляльная концентрация увеличивается, отсюда отклонение от закона Рауля. Степень полярности характеризуется величиной диэлектрической проницаемости р-рителя “Е” Чем больше Е тем ярче выражена гидратация. (ряд примеров) Слабые электролиты. Степень диссоциации, определение ее через электропроводность. Константа диссоциации. Связь константы диссоциации и степени диссоциации (закон распределения Оствальда) КГ = Кв/КД[NH4OH] По интенсивности диссоциации э-литы делятся на слабые и сильные. Сильные диссоциируют нацело – процесс необратим. Процесс диссоциации слабых э-лтов обратим. α- степень диссоциации Доля молекул р-ренного э-лита распавшегося на ионы. Для сильнах альфа=1, для слабых альфа<1 В физ.имии степень диссоциации опред. Измеряя электропроводность э-лита. К(каппа) – удельная электропроводность ΌΟb_(ώда) – коэффициент электропроводимости (рисунок) С ростом разбавления альфа увеличивается. (диаграмма, рисунки, формулы) Степень диссоциации альфа характеризует только при определенной концентрации. Связь между константой и степенью диссоциации.(Кд и альфа) (формулы) Закон разведения Оствальда α=(Кд/С)^0.5 По мере уменьшения концентрации степень концентрации увеличивается. 2 форма закона разбавления Оствальда (через электропроводность) Кд=(Лямбда^2*C)/(лямбда(бесконечность)*(лямбда(беск)-лямбда) Условились делить э-литы на средние слабые и сильные: 0.1-0.5 – концентрация р-ра нормальная лямбда>0.7 – сильные э-литы лямбда<0.3 – слабые э-литы лямбда=0.3-0.7 – средние э-литы Сильные – почти все соли, кроме CdCl2, HgCl2, Fe(CNS)3, Pb(CH3COO)2 Также минеральные кислоты, включая H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HY, HClO4 Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Слабые – почти все органические кислоты, некоторые минеральные к-ты, включая H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, H3AsO3, H3AsO4, HF, основания NH4OH, H2O Средние э-литы H3PO4, H2C2O4, Mg(OH)2 и другие.
Популярное: Почему человек чувствует себя несчастным?: Для начала определим, что такое несчастье. Несчастьем мы будем считать психологическое состояние... Почему двоичная система счисления так распространена?: Каждая цифра должна быть как-то представлена на физическом носителе... Личность ребенка как объект и субъект в образовательной технологии: В настоящее время в России идет становление новой системы образования, ориентированного на вхождение... ©2015-2024 megaobuchalka.ru Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. (1115)
|
Почему 1285321 студент выбрали МегаОбучалку... Система поиска информации Мобильная версия сайта Удобная навигация Нет шокирующей рекламы |