Proprietățile coligative sunt numite proprietăți, în funcție de concentrația particulelor de solut și puțin sau nu depinde deloc de natura solutului. Aceste proprietăți includ:
-saturat la presiunea vaporilor de solvenți;
-scădere a punctului de congelare al soluției;
-ridicarea punctului de fierbere al soluției;
Saturați presiunea vaporilor de solvent.
Important în descrierea proprietăților are dreptul unui Henry soluții:
Masa de gaz, care este solubil la o temperatură constantă, într-un anumit volum de lichid este direct proporțională cu presiunea parțială a gazului.
Matematic, acest lucru poate fi scris ca:
unde k - concentrația masei de gaz într-o soluție saturată p - - constanta, C Henry presiune parțială.
Vazhneyshimsledstviem acestei legi este că
Volumul de gaz care este solubil la o temperatură constantă, într-un anumit volum de lichid nu este dependent de presiunea parțială.
Această proprietate se datorează capacității de lichid să se evapore. Orice lichid se evapora. Cu toate acestea, toate fluidul vaporizat în moduri diferite. Situat deasupra vaporilor de lichid caracterizat printr-o presiune specifică (elasticitate). Pentru fiecare fluid, presiunea de vapori saturați la o anumită temperatură - constantă.
Dacă un solvent pur (apă), pentru a introduce o anumită substanță, presiunea vaporilor saturați scade. Mai mult, căderea de presiune va fi mai mare cu cât concentrația solutului. Acest lucru se datorează faptului că moleculele de componente de soluție dizolvate nevolatile inhibă volatilizarea moleculelor de solvent din soluție.
Sub presiunea vaporilor de substanță înțeleg presiunea vaporilor în absența altor gaze, în special aer. Relativa scadere a presiunii vaporilor de solvent deasupra soluției este:
unde P0 - saturate la presiunea vaporilor solventului peste solventul pur; P - saturate la presiunea vaporilor solventului asupra soluției; X (B) - proporția molară a solutului. Această ecuație este o formulare matematică a legii lui Raoult:
Reducerea relativă a presiunii de vapori de solvent saturat deasupra soluției este egală cu fracția molară a solutului.
Presiunea vaporilor de fenomenul de scădere a soluției rezultă din principiul Le Chatelier.
Presiunea osmotică - este presiunea care trebuie aplicată soluției, separate de solvent printr-o membrană semipermeabilă care echilibru veni stare (osmoza oprit).
Osmoza - tranziția spontană a solventului printr-o membrană semipermeabilă care separă soluția și solventul sau două soluții cu concentrații diferite de solut. Osmoza este cauzata de difuzia moleculelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă care trece numai moleculele de solvent. difuze moleculele solventului din soluția de solvent sau dintr-o soluție mai puțin concentrată la mai concentrată, astfel încât soluția concentrată este diluată, aceasta crește înălțimea sa și coloana (h) (Fig. 7).
Figura 6. Schema apariției presiunii osmotice în vasul
Astfel, forța care determină osmoză se numește presiune osmotică. Presiunea osmotică crește odată cu creșterea concentrației solutului și temperatură. Van't Hoff a sugerat:
Pentru a presiunii osmotice putem aplica ecuația de stare a unui gaz ideal - Legea van't Hoff:
în cazul în care Rosma. - presiunea osmotică; Cm (In) - concentrația molară a solutului, R - gaz universal constantă T - temperatura absolută.
Legea lui Raoult are două consecințe:
1.Temperatura congelare a soluției sub punctul de îngheț al solventului pur. Punct de congelare depresia poate fi definită ca:
în care Dtzam - scăderea punctului de congelare nonelectrolyte, Cm (B) - concentrația nonelectrolyte molal a soluției, Kk - constanta cryoscopic numai în funcție de natura solventului și nu depinde de natura solutului (apa Rk = 1,86, benzen Rk = 5 , 07).
2. Punctul de fierbere al soluției deasupra punctului de fierbere al solventului. Ridicarea temperaturii kipeniyamozhno a constatat ca:
în care Dtkip - ridicarea punctului de fierbere al nonelectrolyte soluție, Cm (B) - concentrația nonelectrolyte molal a soluției; Ke - constanta ebullioskopicheskaya numai în funcție de natura solventului și nu depinde de natura solutului (= 0,52, benzen Ke = Ke 2,6 apă).
Ambele metode permit examinate pentru a determina soluți de greutate moleculară.
Electroliții sunt substanțe care sunt capabile de a conduce un curent electric în soluție sau topitură. În soluții de electrolit, există abateri clare de la legile van't Hoff, Raul.
Wilhelm Ostwald în secolul '80 XIX-lea a dezvoltat prevederile de bază ale teoriei disocierii electrolitice și create pe baza ei teoria catalizei acido-bazic de ioni de hidrogen și hidroxil. Astfel, teoria soluțiilor diluate de electroliți a fost creat de la sfârșitul secolului trecut.
Conform acestei teorii, se dizolvă în apă, electroliți se descompun sau disocia la „+“ și „-“ ioni (cationi și anioni). Exemple de cationi - ioni de hidrogen și metal (H + Na +.); anioni - reziduuri acide și gidroksogrupp ioni (Cl -. SO 2- 4, OH -). Procesul de disociere electrolitica poate fi demonstrată prin ecuații chimice:
În 1891, IA Toci, a prezentat ideea de tipuri speciale de interacțiuni între ionii și moleculele de solvent. Acest fenomen se numește solvatare (în cazul apei - hidratare).
Detectat abatere de la legea van't Hoff și Raoult pentru soluții electrolitice - mai târziu ionii de electroliți degradare au fost explicate.
Electroliții sunt substanțe care se descompun în soluții sau topituri ioni. Electroliții pot fi săruri, acizi și baze. Electroliții foarte slabe de disociere moleculara in ioni este reversibil.
S. Arrhenius presupunerea că cauza de presiune extrem de ridicată soluțiile electrolitice osmotic este disocierea în ioni de electrolit, a fost folosit ulterior ca baza teoriei disocierii electrolitice.
Deoarece nu toate moleculele disociază a fost introdus conceptul de gradul de disociere:
Ecuații care descriu proprietățile coligative ale non-electroliti, pot fi aplicate pentru a descrie proprietățile soluțiilor electrolitice, prin introducerea unui coeficient corector Van't Hoff i (factor Van't Hoff).
Pentru ecuația presiunii osmotice a stării de gaz ideal - Van't Hoff Legea ia forma:
unde i - factorul Van't Hoff, Rosma. - presiunea osmotică; Cm (In) - concentrația molară a electrolitului în soluție, R - gaz universal constantă T - temperatura absolută.
Pentru consecințele legii lui Raoult:
în care Dtzam - scăderea temperaturii de congelare a soluției de electrolit, i - coeficientul izotonice Cm (B) - concentrația molal a electrolitului în soluție, Kk - constanta cryoscopic numai în funcție de natura solventului și nu depinde de natura solutului (apa Rk = 1,86 = 5,07) pentru benzen Kk.
în care Dtkip - creșterea temperaturii de fierbere a soluției de electrolit, i - coeficientul izotonice Cm (B) - concentrația molal a electrolitului în soluție, Ke - constanta ebullioskopicheskaya numai în funcție de natura solventului și nu depinde de natura solutului (apă Ke = 0,52 = 2,6) pentru benzen Ke.
Exemplul 31. Se calculează la ce temperatură trebuie să se cristalizeze soluție conținând 250 g de apă, 54 g glucoză C6 H12 O6.
Definim concentrația molal substanțelor dizolvate:
Cm (B) = 54 • 1000/180 • 250 = 1,2 (mol / kg).
am găsit: # 916; tzam = 1,86 • = 2,23 ° 1,20. Apa Temperatura de cristalizare tzam (H2O) = 0 ° C Prin urmare, soluția se va cristaliza la tzam. r-ra = tzam (H2O) - # 916; tzam = 0 - 2,23 = -2,23 ° C
Raspuns: Solutia se va cristaliza la tzam. r-ra = -2,23 ° C
Exemplul 32. Se determină nonelectrolyte masa molară dacă se cântărește o greutate de 17,64 g a fost dizolvat în apă și volumul soluției s-a redus la 1000 cm 3. Osmolalitatea măsurată a soluției a fost găsit a fi 2,38 • 10 5 Pa la 20 ° C
mneelektrolita = 17,64 g; Vp-pa = 1000 cm-3; Rosma = 2,38 • 10 5 Pa; t = 20 ° C
Soluție: Substituind datele experimentale la ecuația Van't Hoff
Mneelektrolita = 17,64 • 8,31 • 293 / 2,38 • 10 • 10 -3 = 180,3 • 10 -3 kg / mol sau
Mneelektrolita = 180,3 g / mol.
A: nonelectrolyte Masa moleculară este 180,3 g / mol.
Exemplul 33 Un material de încărcare cântărind 12,42 g se dizolvă în 500 cm3 de apă. Presiunea de vapori a soluției rezultate la 20 ° C este 3732.7 Pa. Presiunea vaporilor de apă la aceeași temperatură egală cu 3742 Pa. Calculați masa molară a solutului.
M (V) = 12,42 g; V (H2O) = 500 cm3; tp-ra = 20 ° C; Pp pa = 3732.7 Pa; P0 = 3742 Pa.
Soluție: Folosind legea lui Raoult # 916; P / P0 = X (B) =. Dacă n (B)<< X (B) = 500/18 = 27,78 (mol), apoi numărul de moli (n (B)) ale solutului vor fi: # 916; P # 8729; X (B) / P0 = 9.3 # 8729; 27,78 / 3742 = 0,069 (mol). Deoarece n = (B) m (B) / M (B), M (B) = m (B) / n (B) = 12,42 / 0,069 = 180 (g / mol). A: masa molara a solutului va fi de 180 g / mol. Exemplul 34. Se calculează punctul de fierbere al unei soluții de 5% C10 H8 naftalină în benzen. Punctul de fierbere al benzenului 80,2 0 C. Ebulioskopicheskaya constantă este 2.57. Pentru a rezolva problema folosim investigarea legii lui Raoult: unde FE - constanta ebulioskopicheskaya; m (B) și M (B) - masa și masa molară a dizolvat non-electrolit; m (A) - greutatea solventului. Lăsați greutatea soluției este de 100 de grame, de aceea, solut greutate este de 5 grame și greutatea solventului - 100 - 5 = 95 grame. M (C10 H8) = 12 # 8729; 10 + 1 # 8729; 8 = 128 (g / mol) Date de substituție în formula și găsim creșterea punctului de fierbere al soluției, comparativ cu solventul pur: # 8710; p.f. = 2.57 # 8729; (5 # 8729; 1000) / (128 # 8729; 95) = 1,056 0 C naftalină punctul de fierbere al soluției poate fi găsită prin formula: Punct de fierbere. r-ra = punct de fierbere. p-la + # 916; p.f. = 80,2 + 1,056 = 81,26 0 C. A: Punctul de fierbere al unei soluții de 5% din naftalină egal cu 0 C. 81.26 Exemplul 35 O soluție de 14,92 g de clorură de potasiu în 1000 g apă ingheata la 0 C. Determinarea 0,68 Van't Hoff factor dacă Kzam = 1,86. M (KCl) = 14,92 (d); tzam r-ra = 0,68 0 C; Kzam = 1,86. Masa molară M clorură de potasiu (KCl) = 74,5g / mol Determină Cm (KCl) = 14,92 # 8729; 1000 / (74.5 # 8729; 1000) = 0,200 (mol / kg). sare KCl în soluție apoasă - electrolit puternic și disociază în doi ioni (# 957; = 2): KCl = K + + Cl-. Pentru această scădere a punctului de congelare a soluției este determinată de ecuația: # 916; Tzam Kk = Cm · i · (B) i = 0,68 / 1,86 · 0,20 = 1,83 A: Raportul de soluție izotonică de clorură de potasiu în apă a fost de 1,83.articole similare