Колігативні властивості - студопедія
Після вивчення цієї теми ви повинні:
- мати уявлення про наступні поняттях і явищах:
- осмос, осмотичний тиск (закон Вант-Гоффа), його роль.
- закон Рауля про тиск парів розчинника над розчином і зміні температур кипіння і замерзання розчинів (слідства закону Рауля).
Колігативні властивості - це властивості, що не залежать від природи частинок розчиненої речовини, а залежать тільки від концентрації частинок в розчині.
Колігативні властивостями розбавлених розчинів є:
- осмотичний тиск (Закон Вант-Гоффа)
- тиск насиченої пари розчинника над розчином (Закон Рауля)
- температура кипіння розчину (1следствіе із закону Рауля)
- температура кристалізації розчину (2 наслідок із закону Рауля)
властивості неелектролітів
Осмосом називається мимовільне переміщення молекул розчинника через напівпроникну мембрану з розчину меншої концентрації в розчин більшої концентрації. В результаті протікання осмосу виникає осмотичний тиск розчину. Гіпертонічним розчином називають той розчин, у якого осмотичнийтиск більше. Гіпотонічним розчином - розчин з меншим осмотичним тиском. Ізотонічність розчини - це розчини з однаковою величиною осмотичного тиску.
Рослинна клітина (С>) (внутрішньоклітинний розчин)
Зовнішнє середовище (С <) (межклеточный раствор)
Вант-Гофф, вивчаючи залежність осмотичного тиску від зовнішніх факторів встановив, що воно не залежить від природи розчиненої речовини, а залежить тільки від числа частинок в розчині і від температури:
Росм = СмRT. де Росм [кПа], T [K] - абсолютна температура, R = 8,32 кДж / моль - універсальна газова постійна, См - молярна концентрація розчину [моль / л].
Осмотичний тиск розчину, що містить кілька речовин, дорівнює сумі осмотичного тиску, що викликаються кожним з них.
Тиск насиченої пари розчинника над розчином (Закон Рауля):
Відносне зниження тиску насиченої пари над розчином прямо пропорційно мольної частці розчиненої речовини:
Найбільшого практичне значення отримали I, II наслідок закону Рауля.
I наслідок закону Рауля. Підвищення температури кипіння розчину прямо пропорційно молярної концентрації розчиненого речовини: Dtкіп = Kеб. Сm. де Dtкіп = t кип розчину - t кип Н2 o, 0 С; Kеб - ебуліоскопічна константа розчинника (Kеб Н2 о); Сm- моляльна концентрація розчиненої речовини, моль / 1000г розчинника.
II наслідок закону Рауля. Зниження температури замерзання розчину прямо пропорційно молярної концентрації розчиненого речовини: Dtзам = Kкр. Сm. де Dt = t зам.н2 про - t зам розчину. 0 С; Kкр - кріоскопічна константа розчинника (ККР Н2 про = 1,86); Сm- моляльна концентрація розчиненої речовини, моль / 1000г розчинника.
Росм = См R T Dtкіп = Кеб Cm Dtзам = ККР Cm
Колігативні властивості для молекулярних розчинів
Примітка: див. Додаток 7 - «кріоскопічні константи деяких розчинників», додаток 8 - «ебуліоськопічеський константи деяких розчинників».
Ці рівняння справедливі тільки для розчинів, в яких відсутня взаємодія частинок, тобто для ідеальних розчинів. У реальних розчинах мають місце міжмолекулярні взаємодії між молекулами речовини і розчинника, які можуть приводити або до процесів дисоціації, або до процесів асоціації молекул. Дисоціація молекул речовини у водному розчині характерна для сильних електролітів. В результаті дисоціації число частинок збільшується.
Частка (i) утворилися частинок визначається як відношення загального числа частинок до первісного числа молекул. Вона залежить від ступеня дисоціації електроліту і від числа частинок, на які розпадається молекула:
i = (n -1) a + 1. i - отримав назву ізотонічний коефіцієнт. n - число часток (іонів), на які розпадається молекула, a - ступінь дисоціації (в частках).
Росм = Iсм R Т Dt кип = i Кеб Сm Dtзам = i ККР Сm
Колігативні властивості для розчинів електролітів
Приклади розрахунків температур кипіння, замерзання, осмотичного тиску розчинів різних концентрацій.
Приклад 1. Обчислити температуру замерзання, кипіння розчину етилового спирту з процентною концентрацією (w), що дорівнює 40%.
Рішення: Обчислимо температуру замерзання розчину виходячи з II слідства закону Рауля: Dtзам = Kкр. Сm, проте для вирішення необхідно перейти від одного виду концентрації до іншого:
w [m в-ва, г \ 100г розчину] ® Сm [n молей \ 1000 г р-ля]
1. Перейдемо від маси вещ-ва (m) до молям (n) через пропорцію:
1 моль С2 Н5 ОН містить ------- 46 г
або за формулою х (n) = = моль / 100р-ра,
2. Перейдемо від маси розчину до маси розчинника:
m р-ля = m р-ра - m в-ва = 100 - 40 = 60г р-ля
2. Через пропорцію висловимо Сm:
0,87 молей С2 Н5 ОН містить в 60 г розчинника
х (Сm) = = 14,5 молей / 1000г р-ля
4. За формулою Dtзам = Kкр. Сm знайдемо Dt: Dt = 1,86. 14,5 = 26,97 0 C
5. Dt = tзам Н2 про - tзамр-ра Þ tзам розчину = tзам Н2 про - Dt = 0 - 26,97 = -26,97 0 C - температура замерзання 40% розчину етилового спирту.
Обчислимо температуру кипіння розчину виходячи з I слідства закону Рауля: Dtкіп = Kеб. Сm, Сm = 14,5 моль / 1000р-ля (див. Вище)
З формули знайдемо Dt: Dt = 0,516. 14,5 = 7,48 0 C
Dt = tкіпр-ра - температуру кипіння Н2 про Þ температуру кипіння розчину = t кип Н2 про + Dtкіп = 100 + 7,48 = 107,48 0 C- температура кипіння 40% розчину етилового спирту.
Приклад 2. Обчислити концентрацію фізіологічного розчину (NaCl) Ізотонічність з осмотичним тиском крові рівне »800 кПа. Ступінь дисоціації NaCl прийняти за 90%.
Рішення: Для розчинів електролітів Росм (NaCl) = i · Див · R · T Þ
Умова изотоничности означає, що Росм (NaCl) = Росм крові = 800 кПа,
i = (n-1) · a + 1 = (2 - 1) · 0,9 = 1,9
NaCl Û Na + + Cl -. де n = 2, a = 0,9
Підставами знайдені значення в формулу (1) Див = 0,17 моль / л - концентрація хлориду натрію, яка створює осмотичний тиск 800 кПа.