Какие свойства растворов называются коллигативными приведите примеры

После изучения этой темы вы должны:

— иметь представления о следующих понятиях и явлениях:

— осмос, осмотическое давление (закон Вант-Гоффа), его роль.

— закон Рауля о давлении паров растворителя над раствором и изменении температур кипения и замерзания растворов (следствия закона Рауля).

Коллигативные свойства – это свойства, которые не зависят от природы частиц растворенного вещества, а зависят только от концентрации частиц в растворе.

Коллигативными свойствами разбавленных растворов являются:

— скорость диффузии

— осмотическое давление (Закон Вант-Гоффа)

— давление насыщенного пара растворителя над раствором (Закон Рауля)

— температура кипения раствора (1следствие из закона Рауля)

— температура кристаллизации раствора (2 следствие из закона Рауля)

Свойства неэлектролитов

Осмосом называется самопроизвольное перемещение молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора меньшей концентрации в раствор большей концентрации. В результате протекания осмоса возникает осмотическое давление раствора. Гипертоническим раствором называют тот раствор, у которого осмотическое давление больше. Гипотоническим раствором – раствор с меньшим осмотическим давлением. Изотоничные растворы – это растворы с одинаковой величиной осмотического давления.

Растительная клетка (С >) (внутриклеточный раствор)

Внешняя среда (С <) (межклеточный раствор)

Н2О Н2О

Вант-Гофф, изучая зависимость осмотического давления от внешних факторов установил, что оно не зависит от природы растворенного вещества, а зависит только от числа частиц в растворе и от температуры:

Росм = СмRT, где Росм [кПа], T [K] — абсолютная температура, R = 8,32 кДж/моль — универсальная газовая постоянная, См — молярная концентрация раствора [моль/л].

Осмотическое давление раствора, содержащего несколько веществ, равно сумме осмотических давлений, вызываемых каждым из них.

Давление насыщенного пара растворителя над раствором (Закон Рауля):

Относительное понижение давления насыщенного пара над раствором прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества: где — давление насыщенного пара над чистым растворителем; РА-давление насыщенного пара растворителя над раствором; NB — мольная доля растворенного вещества: , где na, nb – число молей растворителя (а) и растворенного вещества (b).

Набольшее практическое значение получили I, II следствие закона Рауля.

I следствие закона Рауля: Повышение температуры кипения раствора прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества: Dtкип = Kэб.Сm , где Dtкип = t кип р-ра – t кип н2o, 0С ; Kэб – эбулиоскопическая константа растворителя (Kэб н2о ); Сm- моляльная концентрация растворенного вещества, моль/1000г растворителя.

II следствие закона Рауля: Понижение температуры замерзания раствора прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества: Dtзам = Kкр.Сm , где Dt = t зам.н2о – t зам р-ра, 0С; Kкр — криоскопическая константа растворителя (Ккр н2о =1,86); Сm- моляльная концентрация растворенного вещества, моль/1000г растворителя.

Примечание: см. приложение 7 – «Криоскопические константы некоторых растворителей», приложение 8 – «Эбулиоскопические константы некоторых растворителей».

Эти уравнения справедливы только для растворов, в которых отсутствует взаимодействие частиц, т.е. для идеальных растворов. В реальных растворах имеют место межмолекулярные взаимодействия между молекулами вещества и растворителя, которые могут приводить либо к процессам диссоциации, либо к процессам ассоциации молекул. Диссоциация молекул вещества в водном растворе характерна для сильных электролитов. В результате диссоциации число частиц увеличивается.

Доля (i) образовавшихся частиц определяется как отношение общего числа частиц к первоначальному числу молекул. Она зависит от степени диссоциации электролита и от числа частиц, на которые распадается молекула:

i = (n -1)a + 1, i – получил название изотонический коэффициент, n – число частиц (ионов), на которые распадается молекула, a – степень диссоциации (в долях).

Примеры расчетов температур кипения, замерзания, осмотического давления растворов различных концентраций.

Пример 1. Вычислить температуру замерзания, кипения раствора этилового спирта с процентной концентрацией (w), равной 40 %.

Решение: Вычислим температуру замерзания раствора исходя из II следствия закона Рауля: Dtзам = Kкр.Сm, однако для решения необходимо перейти от одного вида концентрации к другому:

w [m в-ва, г 100г р-ра] ® Сm[ n молей 1000 г р-ля ]

1. Перейдем от массы вещ-ва (m) к молям (n) через пропорцию:

1 моль С2Н5ОН содержит ——- 46 г

х моль //——//——-//——-//——40 г

или по формуле х(n) = = моль/100р-ра,

где m(с2н5он) = 40г, M(с2н5он) = 46г/моль

2. Перейдем от массы раствора к массе растворителя:

m р-ля = m р-ра — m в-ва = 100 – 40 = 60г р-ля

2. Через пропорцию выразим Сm :

0,87 молей С2Н5ОН содержит в 60 г растворителя

х (Сm) -//——//——//——//——/- 1000 г

х (Сm) = = 14,5 молей/1000г р-ля

4. По формуле Dtзам = Kкр.Сm найдем Dt: Dt = 1,86.14,5 = 26,97 0C

5. Dt = tзам н2о – tзамр-ра Þ tзам р-ра = tзам н2о – Dt = 0 — 26,97 = -26,97 0C — температура замерзания 40 % раствора этилового спирта.

Вычислим температуру кипения раствора исходя из I следствия закона Рауля: Dtкип = Kэб. Сm, Сm = 14,5 моль/1000р-ля (см. выше)

Из формулы найдем Dt: Dt = 0,516 . 14,5 = 7,48 0C

Dt = tкипр-ра – tкип н2о Þ tкип р-ра = tкип н2о + Dtкип = 100 + 7,48 = 107,48 0C- температура кипения 40% раствора этилового спирта.

Пример 2. Вычислить концентрацию физиологического раствора (NaCl) изотоничного с осмотическим давлением крови равное » 800 Кпа. Степень диссоциации NaCl принять за 90%.

Решение: Для растворов электролитов Росм(NaCl ) = i·См·R·T Þ

См = (1)

Условие изотоничности означает, что Росм(NaCl ) = Росм крови = 800 кПа,

i = (n-1)·a + 1= (2 — 1) ·0,9 = 1,9

NaCl Û Na++Cl-, где n = 2, a = 0,9

Подставим найденные значения в формулу (1) См = 0,17 моль/л – концентрация хлорида натрия, которая создает осмотическое давление 800 кПа.

Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. Это такие свойства, на которые не оказывает влияние природа растворенного вещества, а зависят они исключительно от количества частиц этого растворенного вещества.

К их числу относятся:

• Понижение давление паров
• Повышение температуры кипения
• Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
• Осмотическое давление раствора.

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Понижение давление паров

Давление насыщенного пара (т.е. пара, который пребывает в состоянии равновесия с жидкостью) над чистым растворителем называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Если в некотором растворителе растворить нелетучее вещество, то равновесное давление паров растворителя при этом понижается, т.к. присутствие какого – либо вещества,  растворенного в этом растворителе, затрудняет переход частиц растворителя в паровую фазу. Экспериментально доказано, что такое понижение давления паров напрямую зависит от количества растворенного вещества. В 1887 г. Ф.М. Рауль описал количественные закономерности коллигативных свойств растворов.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля заключается в следующем:
Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

p = p0 · χр-ль

p = p0 · nр-ля/(nв-ва + nр-ля),  где

p — давление пара над раствором, Па;

p0 — давление пара над чистым растворителем, Па;

χр-ль — мольная доля растворителя.

nв-ва и nр-ля – соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.

Иногда Первому закону Рауля дают другую формулировку: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

 (p – p)/p = χв-ва

(p – p)/p = nв-ва/(nв-ва + nр-ля)

При этом принимаем, что χв-ва + χр-ль= 1

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:

p – p = Δр

Δp = i · p0 · χв-ва, где

Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

χв-ва — мольная доля вещества в растворе

i – изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе. То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:

i = 1+α(n—1), где

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации)

Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при  уравнивании давления ее паров и внешнего давления. При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя. Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.

Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как II закон Рауля:

ΔTкип = E· mв-ва,

ΔTкрист = K·mв-ва, где

E—эбулиоскопическая константа,

K — криоскопическая константа,

mв-ва — моляльность вещества в растворе.

Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:

ΔTкип = i·E·mв-ва

ΔTкрист = i·К·mв-ва

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида. Так, перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.

ОСМОС

Представим  два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию. Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к  раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением. Осмотическое давление и концентрацию раствора позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает  уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

π = C·R·T,

где C — молярная концентрация раствора, моль/м3,

R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);

T — абсолютная температура раствора.

Преобразуем уравнение следующим образом:

C = n/V = m/(M·V)

π = т·R·T / M·V или

π·V = m·R·T /M

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:

π` = i·C·R·T ,

где i — изотонический коэффициент раствора.

Для растворов электролитов i > 1, а для растворов неэлектролитов i = 1.

Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими. Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.

Растворы — это однородные системы, которые содержат две и более составляющих, а также продукты, которые являются результатом взаимодействия этих составляющих. Они могут находиться в твердом, жидком или газообразном состоянии. Рассмотрим жидкое агрегатное состояние растворов. В состав их входят растворитель и вещество, растворенное в нем (последнего меньше).

Коллигативные свойства растворов – это такие их характеристики, которые находятся в прямой зависимости только от растворителя и концентрированности раствора. Они еще называются коллективными или общими. Коллигативные свойства растворов проявляются в смесях, в которых нет взаимодействия химической природы между составляющими их компонентами. К тому же силы взаимного действия между частицами сольвента и частицами сольвента и растворенного в нем вещества равны в идеальных растворах.

Коллигативные свойства растворов:

1) Давление пара более низкое над раствором, чем над растворителем.

2) Кристаллизация раствора идет при температуре ниже температуры кристализации сольвента в чистом виде.

3) Кипение раствора происходит при более высокой температуре, чем кипение самого растворителя.

4) Явление осмоса.

Рассмотрим коллигативные свойства в отдельности.

Равновесие на границе фаз в закрытой системе: жидкость – пар характеризуется давлением насыщенных паров. Так как в растворе часть поверхностного слоя заполнена молекулами растворенного вещества, то равновесие будет достигаться при меньшем значении давления пара.

Второе коллигативное свойство – снижение температуры кристализации раствора по сравнению с растворителем – связано с тем, что частицы растворенного вещества мешают в построении кристаллов и тем самым препятствуют кристаллизации при снижении температуры.

Температура кипения смеси выше, чем сольвента в чистом виде, в связи с тем, что равенство атмосферного давления и давления насыщенного пара достигается при большем нагреве, так как часть молекул растворителя связана с частицами растворенного вещества.

Четвертое коллигативное свойство растворов – явление осмоса.

Явление осмоса – это способность сольвента мигрировать через перегородку, которая является проницаемой для одних частиц (молекулы растворителя) и непроницаемой для других (молекулы вещества растворенного). Эта перегородка отделяет раствор с большим содержанием растворенного вещества от менее концентрированного раствора. Примером такой полупроницаемой перегородки может служить мембрана живой клетки, бычий пузырь и др. Явление осмоса обусловлено выравниванием концентраций по обе стороны, разделенные мембраной, что является термодинамически более выгодным для системы. Вследствие перемещения растворителя в более концентрированный раствор в этой части сосуда наблюдается повышение давления. Это избыточное давление получило название осмотическое.

Коллигативные свойства растворов неэлектролитов математически могут быть представлены уравнениями:

∆ Ткип.= Екип∙См;

∆ Ткр. = Кзам∙См;

π = CRT.

Коллигативные свойства в численном выражении различаются для растворов электролитов и растворов неэлектролитов. Для первых они несколько больше. Это связано с тем, что в них происходит электролитическая диссоциация, и количество частиц значительно увеличивается.

Коллигативные свойства растворов находят широкое применение в быту и на производстве, так, например, явление осмоса используется для получения чистой воды. В живых организмах многие системы также построены на коллигативных свойствах растворов (например, рост клеток растений).