Первый закон Рауля
Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара над чистым растворителем (p0) называют давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.
В 1886 (1887) году Ф. М. Рауль сформулировал закон:
Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:
p = p0 · χр-ль, где
P — давление пара над раствором, ПА;
p0 — давление пара над чистым растворителем;
χр-ль —— мольная доля растворителя.
Для растворов электролитов используют несколько другую форму уравнения, позволяющую добавить в неё изотонический коэффициент:
Δp = i · p0 · χв-ва, где
Δp — собственно изменение давления по сравнению с чистым растворителем;
χв-ва — мольная доля вещества в растворе.
Второй закон Рауля
Тот же Рауль экспериментально доказал, что
Повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя, а равно и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с аналогичным характеризующей величиной для растворителя прямо пропорциональна моляльности раствора, то есть,
ΔTкип/зам= Kэб/кр · mв-ва, где
Kэб/кр — соответственно эбулиоскопическая (от лат. ebullire — «кипеть» и др.-греч. σκοπέω — «наблюдаю») и криоскопическая (относится к замерзанию) константы, характерные для данного растворителя;
mв-ва — моляльность вещества в растворе.
Эбулиоскопия (от лат. ebulio — вскипаю) — метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Используется для определения молекулярной массы растворенного вещества, активности растворителя, степени диссоциации (или изотонического коэффициента).
Криоскопия (от греч. κρύο — холод и греч. σκοπέω смотрю) — метод исследования растворов, в основе которого лежит измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя. Был предложен Ф. Раулем в 1882 году.
Осмос (от греч. ōsmós — толчок, давление), диффузия вещества, обычно растворителя, через полупроницаемую мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель или два раствора различной концентрации.
Вант-Гофф показал, что для разбавленных растворов независимо от природы растворителя и растворенного вещества математическое выражение для осмотического давления имеет вид:
Росм = CRT
где: Росм – осмотическое давление, С – молярная концентрация раствора, Т – абсолютная температура, R – универсальная газовая постоянная. При этом если концентрация имеет размерность М/л, то осмотическое давление получается в КПа.
Осмотический закон Вант-Гофф сформулировал так:
Осмотическое давление разбавленных идеальных растворов численно равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещества, если бы при данной температуре оно занимало объем раствора и находилось в газообразном состоянии.
17. Растворы электролитов, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы. образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного вещества.
Исходя из степени диссоциации все электролиты делятся на две группы
Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора. Сюда относятся подавляющее большинство солей, щелочей, а также некоторые кислоты (сильные кислоты, такие как: HCl, HBr, HI, HNO3).
Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. К ним относят воду, ряд кислот (слабые кислоты), основания p-, d-, и f- элементов.
Константа диссоциации — вид константы равновесия, которая показывает склонность большого объекта диссоциировать (разделяться) обратимым образом на маленькие объекты, как например когда комплекс распадается на составляющие молекулы, или когда соль разделяется в водном растворе на ионы. Константа диссоциации обычно обозначается 
и обратна константе ассоциации. В случае с солями, константу диссоциации иногда называют константой ионизации.
В общей реакции
где комплекс 
разбивается на x единиц A и y единиц B, константа диссоциации определяется так:
где [A], [B] и [AxBy] — концентрации A, B и комплекса AxBy соответственно.
Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
где α — степень диссоциации.
18. Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
где c B — молярные концентрации отдельных ионов (моль/л), z B заряды ионов
Активность компонентов раствора — эффективная (кажущаяся) концентрация компонентов с учетом различных взаимодействий между ними в растворе, то есть с учетом отклонения поведения системы от модели идеального раствора.
Активность отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности (
) к общей концентрации вещества в растворе называется коэффициентом активности:
Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора (или компонента раствора) от идеального. Отклонения от идеальности могут быть обусловлены различными химическими и физическими причинами — дипольные взаимодействия, поляризация, образование водородных связей, ассоциация, диссоциация, сольватация и др.[1]
Дебая-Хюккеля теория, статистическая теория разбавленных растворов сильных электролитов, позволяющая рассчитать коэффициент активности ионов. Основана на предположении о полной диссоциации электролита на ионы, которые распределены в растворителе, рассматриваемом как непрерывная среда. Каждый ион действием своего электрического заряда поляризует окружение и образует вокруг себя некоторое преобладание ионов противоположного знака - т. наз. ионную атмосферу. В отсутствие внеш. электрич. поля ионная атмосфера имеет сферич. симметрию и ее заряд равен по величине и противоположен по знаку заряду создающего ее центр. иона. Потенциал j суммарного электрич. поля, создаваемого центр. ионом и его ионной атмосферой в точке, расположенной на расстоянии r от центр. иона, может быть рассчитан, если ионную атмосферу описывать непрерывным распределением плотности r заряда около центр. иона.
19. Реакции осаждения сопроваждаются выпадением осадка.
Реакция,сопровождающиеся растворением осадка,называется реакциями растворения.
Произведение растворимости (ПР, Ksp) — произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости — величина постоянная.
ИЗОМОРФИЗМ (от изо... и греч. morphe - форма, вид), способность атомов, ионов или молекул замещать друг друга в кристаллич. структурах. В результате изоморфизма образуются твердые р-ры замещения. В-ва, к-рым присущ изоморфизм, наз. изоморфными. Изоморфные в-ва могут кристаллизоваться совместно, давая смешанные кристаллы - изоморфные смеси. Эти смеси образуются лишь тогда, когда замещающие друг друга частицы (атомы, ионы, молекулы) близки по своим эффективным размера
20. Теории кислот и оснований — совокупность фундаментальных физико-химических представлений, описывающих природу и свойства кислот и оснований. Все они вводят определения кислот и оснований -- двух классов веществ, реагирующих между собой. Задача теории -- предсказание продуктов реакции между кислотой и основанием и возможности её протекания, для чего используются количественные характеристики силы кислоты и основания. Различия между теориями лежат в определениями кислот и оснований, характеристики их силы и, как следствие -- в правилах предсказания продуктов реакции между ними. Все они имеют свою область применимости, каковые области частично пересекаются.
