Колігативні загальні властивості розчинів
Колігативні властивості називаються властивості, що залежать від концентрації частинок розчиненої речовини і мало або зовсім не залежать від природи розчиненої речовини. До таких властивостей відносять:
-тиск насиченої пари розчинника;
-зниження температури замерзання розчину;
-підвищення температури кипіння розчину;
Тиск насиченої пари розчинника.
Важливе значення при описі властивостей розчинів має закон Генрі:
Маса газу, що розчиняється при постійній температурі в даному об'ємі рідини, прямо пропорційна парціальному тиску газу.
Математично це можна записати так:
де k - константа Генрі, С - масова концентрація газу в насиченому розчині, р - парціальний тиск.
Важнейшімследствіем цього закону є те, що
Обсяг газу, що розчиняється при постійній температурі в даному об'ємі рідини, не залежить від його парціального тиску.
Ця властивість обумовлена здатністю рідини до випаровування. Будь-яка рідина випаровується. Однак, все рідини випаровуються по-різному. Що знаходиться над рідиною пар характеризується певним тиском (пружністю). Для кожної рідини тиск насиченої пари при даній температурі - величина постійна.
Якщо в чистий розчинник (воду) ввести яку-небудь речовину, то тиск насиченої пари знизиться. Причому зниження тиску буде тим більше, чим вище концентрація розчиненої речовини. Це відбувається тому, що молекули нелетучего розчиненого компонента розчину перешкоджають улетучиванию з розчину молекул розчинника.
Під тиском насиченої пари речовини розуміють тиск його парів за відсутності інших газів, зокрема повітря. Відносне зниження тиску пари розчинника над розчином дорівнює:
де Р0 - тиск насиченої пари розчинника над чистим розчинником; Р - тиск насиченої пари розчинника над розчином; X (B) - молярна частка розчиненої речовини. Це рівняння є математичною формулюванням закону Рауля:
Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює молярної частки розчиненої речовини.
Явище зниження тиску насиченої пари над розчином випливає з принципу Ле Шательє.
Осмотичний тиск - це такий тиск, який потрібно прикласти до розчину, відокремленому від розчинника напівпроникною перегородкою, щоб настав стан рівноваги (припинився осмос).
Осмос - мимовільний перехід розчинника через напівпроникну мембрану, що розділяє розчин і розчинник або два розчини з різною концентрацією розчиненої речовини. Осмос обумовлений дифузією молекул розчинника через напівпроникну перегородку, яка пропускає тільки молекули розчинника. Молекули розчинника дифундують з розчинника в розчин або з менш концентрованого розчину в більш концентрований, тому концентрований розчин розбавляється, при цьому збільшується і висота його стовпа (h) (рис. 7).
Малюнок 6. Схема виникнення осмотичного тиску в посудині
Таким чином, сила, що викликає осмос називається осмотичним тиском. Осмотичний тиск зростає зі збільшенням концентрації розчиненого речовини і температури. Вант-Гофф припустив:
Для осмотичного тиску можна застосувати рівняння стану ідеального газу - закон Вант-Гоффа:
де Росм. - осмотичний тиск; См (В) - молярна концентрація розчиненої речовини, R - універсальна газова стала, Т - абсолютна температура.
Закон Рауля має два наслідки:
1.Температура замерзання розчину нижче температури замерзання чистого розчинника. Зниження температури замерзання можна знайти як:
де Dtзам - зниження температури замерзання неелектроліту, Сm (В) - моляльна концентрація неелектроліту в розчині, Кк - кріоскопічна константа, що залежить тільки від природи розчинника і не залежить від природи розчиненої речовини (для води Кк = 1,86, для бензолу Кк = 5 , 07).
2. Температура кипіння розчину вище температури кипіння розчинника. Підвищення температури кіпеніяможно знайти як:
де Dtкіп - підвищення температури кипіння розчину неелектроліту, Сm (В) - моляльна концентрація неелектроліту в розчині; Ке - ебулліоскопіческая константа, що залежить тільки від природи розчинника і не залежить від природи розчиненої речовини (для води Ке = 0,52, для бензолу Ке = 2,6).
Обидва розглянутих методи дозволяють визначати молекулярні маси розчинених речовин.
Електролітами є речовини, які здатні проводити електричний струм в розчинах або розплавах. У розчинів електролітів спостерігалися явні відхилення від законів Вант-Гоффа, Рауля.
Вільгельм Оствальд в 80-х роках XIX-го століття розвинув основні положення теорії електролітичної дисоціації і створив на її основі теорію кислотно-основного каталізу водневими і гідроксильними іонами. Таким чином, до кінця минулого століття була створена теорія розбавлених розчинів електролітів.
Відповідно до цієї теорії, розчиняючись у воді, електроліти розпадаються або диссоциируют на «+» і «-» заряджені іони (катіони і аніони). Приклади: катіони - іони водню і металів (Н +. Na +); аніони - іони кислотних залишків і гидроксогрупп (Cl -. SO 2 4, ОН -). Процес електролітичноїдисоціації можна показати за допомогою хімічних рівнянь:
У 1891 р І.А. Каблуків висунув ідею про особливі види взаємодії між іонами і молекулами розчинника. Це явище отримало назву сольватації (у разі води - гідратації).
Виявлені відхилення від законів Вант-Гоффа і Рауля для розчинів електролітів - були пояснені пізніше розпадом електролітів на іони.
Електроліти являють собою речовини, які розпадаються в розчинах або розплавах на іони. Електролітами можуть бути солі, кислоти і підстави. Сам процес дисоціації молекул слабких електролітів на іони є оборотним.
Припущення С. Арреніуса про те, що причиною вкрай високого осмотичного тиску розчинів електролітів є дисоціація цих електролітів на іони, в подальшому було покладено в основу теорії електролітичноїдисоціації.
Оскільки не всі молекули дисоціюють, було введено поняття ступеня дисоціації:
Рівняння, що описують Колігативні властивості неелектролітів, можна застосувати і для опису властивостей розчинів електролітів, ввівши поправочний коефіцієнт Вант-Гоффа i (ізотонічний коефіцієнт).
Для осмотичного тиску рівняння стану ідеального газу - закон Вант-Гоффа набирає вигляду:
де i - ізотонічний коефіцієнт, Росм. - осмотичний тиск; См (В) - молярна концентрація електроліту в розчині, R - універсальна газова стала, Т - абсолютна температура.
Для наслідків із закону Рауля:
де Dtзам - зниження температури замерзання розчину електроліту, i - ізотонічний коефіцієнт, Сm (В) - моляльна концентрація електроліту в розчині, Кк - кріоскопічна константа, що залежить тільки від природи розчинника і не залежить від природи розчиненої речовини (для води Кк = 1,86 , для бензолу Кк = 5,07).
де Dtкіп - підвищення температури кипіння розчину електроліту, i - ізотонічний коефіцієнт, Сm (В) - моляльна концентрація електроліту в розчині, Ке - ебулліоскопіческая константа, що залежить тільки від природи розчинника і не залежить від природи розчиненої речовини (для води Ке = 0,52 , для бензолу Ке = 2,6).
Приклад 31. Розрахуйте, при якій температурі повинен кристалізуватися розчин, що містить в 250 г води 54 г глюкози C6 H12 O6.
Визначимо моляльну концентрацію розчиненої речовини:
Сm (В) = 54 • 1000/180 • 250 = 1,2 (моль / кг).
знаходимо: # 916; tзам = 1,86 • 1,20 = 2,23 °. Температура кристалізації води tзам (H2 O) = 0 ° С. Отже, розчин буде кристалізуватися при tзам. р-ра = tзам (H2 O) - # 916; tзам = 0 - 2,23 = -2,23 ° С.
Відповідь: Розчин буде кристалізуватися при tзам. р-ра = -2,23 ° С.
Приклад 32. Визначте молярну масу неелектроліту, якщо його навішування масою 17,64 г була розчинена у воді і об'єм розчину доведений до 1000 см 3. Обмірюване осмотичнийтиск розчину дорівнювала 2,38 • 10 5 Па при 20 ° С.
mнеелектроліта = 17,64 г; Vр-ра = 1000 см 3; Росм = 2,38 • 10 5 Па; t = 20 ° С.
Рішення: Підставляючи експериментальні дані в рівняння Вант-Гоффа
Мнеелектроліта = 17,64 • 8,31 • 293 / 2,38 • 10 5 повідомлень • 10 -3 = 180,3 • 10 -3 кг / моль або
Мнеелектроліта = 180,3 г / моль.
Відповідь: Молярна маса неелектроліту дорівнює 180,3 г / моль.
Приклад 33. Навішування речовини масою 12,42 г розчинена в 500 см 3 води. Тиск пара отриманого розчину при 20 ° С становить 3732,7 Па. Тиск пара води при тій же температурі одно 3742 Па. Розрахуйте молярну масу розчиненої речовини.
M (В) = 12,42 г; V (H2 O) = 500 см 3; tр-ра = 20 ° С; Рр-ра = 3732,7 Па; Р0 = 3742 Па.
Рішення: Користуючись законом Рауля # 916; Р / Р 0 = Х (У) =. Якщо n (В)<< Х (У) = 500/18 = 27,78 (моль), тоді число молей (n (В)) розчиненої речовини дорівнюватиме: # 916; Р # 8729; Х (У) / Р0 = 9,3 # 8729; 27,78 / 3742 = 0,069 (моль). Оскільки n (В) = m (В) / M (В), то M (В) = m (В) / n (В) = 12,42 / 0,069 = 180 (г / моль). Відповідь: Молярна маса розчиненої речовини складе 180 г / моль. Приклад 34. Обчислити температуру кипіння 5% -ного розчину нафталіну С10 Н8 в бензолі. Температура кипіння бензолу 80,2 0 С. ебуліоськопічеський константа його дорівнює 2,57. Для вирішення задачі використовуємо слідства із закону Рауля: де КЕ - ебуліоскопічна константа; m (В) і М (В) - маса і молярна маса розчиненої неелектроліту; m (А) - маса розчинника. Нехай маса розчину дорівнює 100 грамам, отже, маса розчиненої речовини дорівнює 5 грамам, а маса розчинника - 100 - 5 = 95 грамам. М (С10 Н8) = 12 # 8729; 10 + 1 # 8729; 8 = 128 (г / моль) Підставляємо всі дані в формулу і знаходимо підвищення температури кипіння розчину в порівнянні з чистим розчинником: # 8710; t кип = 2,57 # 8729; (5 # 8729; 1000) / (128 # 8729; 95) = 1,056 0 С Температуру кипіння розчину нафталіну можна знайти за формулою: t кип. р-ра = t кип. р-ля + # 916; t кип = 80,2 + 1,056 = 81,26 0 С. Відповідь: Температура кипіння 5% -ного розчину нафталіну дорівнює 81,26 0 С. Приклад 35. Розчин 14,92 г хлористого калію в 1000 г води замерзає при 0,68 0 С. Визначити ізотонічний коефіцієнт, якщо Кзам = 1,86. M (КCl) = 14,92 (г); tзам розчину = 0,68 0 С; Кзам = 1,86. Молярна маса хлориду калію М (KCl) = 74,5г / моль Визначаємо Cm (KCl) = 14,92 # 8729; 1000 / (74,5 # 8729, 1000) = 0,200 (моль / кг). Сіль КСl у водному розчині - сильний електроліт і дисоціює на два іони (# 957; = 2): KCl = K + + Cl-. Для цього розчину зниження температури замерзання визначається рівнянням: # 916; Tзам = kК · i · Сm (В) i = 0,68 / 1,86 · 0,20 = 1,83 Відповідь: Ізотонічний коефіцієнт розчину хлориду калію у воді склав 1,83.