Какие свойства растворов относятся к коллигативным
Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 7 июля 2017;
проверки требуют 4 правки.
Коллигативные свойства растворов — это свойства растворов, обусловленные только самопроизвольным движением молекул, то есть они определяются не химическим составом, а числом кинетических единиц — молекул в единице объёма или массы[1]. К таким коллигативным свойствам относятся:
- Понижение упругости растворителя над раствором,
- Повышение температуры кипения растворов (в сравнении с чистыми растворителями),
- Понижение температуры замерзания растворов (в сравнении с чистыми растворителями),
- Возникновение осмотического давления,
- Диффузия.
Законы Рауля[править | править код]
Первый закон Рауля[править | править код]
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 насыщенного 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[править | править код]
Также Рауль экспериментально доказал, что
повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя 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 эбуллиоскопическая (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.
Осмотическое давление[править | править код]
Рассмотрим ситуацию, при которой частично проницаемая мембрана (то есть, такая, через которую могут проходить лишь мелкие объекты, например, молекулы растворителя, но не крупные — например, молекулы растворённого вещества) разделяет чистый растворитель и раствор (или два раствора с разными концентрациями). Тогда молекулы растворителя находятся практически в равных физических условиях по обе стороны мембраны, однако в более насыщенном растворе некоего вещества их концентрация, разумеется, меньше, чем в более разбавленном (в котором меньше места в растворе занимают молекулы растворённого вещества). Следовательно, со стороны менее насыщенного раствора через мембрану диффундирует большее число молекул, чем с противоположной стороны. А это значит, что растворитель попросту переходит из менее насыщенного раствора в более насыщенный, разбавляя его (выравнивая концентрации обоих растворов) и создавая давление на мембрану. Процесс этот (он называется осмосом) можно прекратить, оказав определённое давление на более насыщенный раствор (например, при помощи поршня) —— это давление и называется осмотическим давлением.
Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими.
Определить осмотическое давление раствора можно по формуле, полученной в 1886 году Я. Х. Вант-Гоффом:
π = CMв-ва · R · T, где
CMв-ва — молярная концентрация раствора, выраженная в , а не в , как обычно;
R — универсальная газовая постоянная;
T — термодинамическая температура системы.
См. также[править | править код]
- Осмос
Примечания[править | править код]
- ↑ Д.А.Фридрихсберг. Курс коллоидной химии. — Ленинград «Химия», 1984. — С. 368.
Литература[править | править код]
- Ершов Ю.А. Общая химия.Биофизическая химия.Химия биогенных элементов. — Издание восьмое,стериотипное. — Москва: Высшая школа, 2010. — 559 с.
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.
| Росм = См R T Dtкип = Кэб Cm Dtзам = Ккр Cm | ß | Коллигативные свойства для молекулярных растворов |
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).
| Росм = iСМ R Т Dt кип = i Кэб Сm Dtзам = i Ккр Сm | ß | Коллигативные свойства для растворов электролитов |
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.
Коллигативные свойства растворов — это свойства растворов, обусловленные только самопроизвольным движением молекул, то есть они определяются не химическим составом, а числом кинетических единиц — молекул в единице объёма или массы[1]. К таким коллигативным свойствам относятся:
- Понижение упругости растворителя над раствором,
- Повышение температуры кипения растворов (в сравнении с чистыми растворителями),
- Понижение температуры замерзания растворов (в сравнении с чистыми растворителями),
- Возникновение осмотического давления,
- Диффузия.
Законы Рауля
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
Также Рауль экспериментально доказал, что
повышение температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения растворителя 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 эбуллиоскопическая (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.
Осмотическое давление
Рассмотрим ситуацию, при которой частично проницаемая мембрана (то есть, такая, через которую могут проходить лишь мелкие объекты, например, молекулы растворителя, но не крупные — например, молекулы растворённого вещества) разделяет чистый растворитель и раствор (или два раствора с разными концентрациями). Тогда молекулы растворителя находятся практически в равных физических условиях по обе стороны мембраны, однако в более насыщенном растворе некоего вещества их концентрация, разумеется, меньше, чем в более разбавленном (в котором меньше места в растворе занимают молекулы растворённого вещества). Следовательно, со стороны менее насыщенного раствора через мембрану диффундирует большее число молекул, чем с противоположной стороны. А это значит, что растворитель попросту переходит из менее насыщенного раствора в более насыщенный, разбавляя его (выравнивая концентрации обоих растворов) и создавая давление на мембрану. Процесс этот (он называется осмосом) можно прекратить, оказав определённое давление на более насыщенный раствор (например, при помощи поршня) —— это давление и называется осмотическим давлением.
Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими.
Определить осмотическое давление раствора можно по формуле, полученной в 1886 году Я. Х. Вант-Гоффом:
π = CMв-ва · R · T, где
CMв-ва — молярная концентрация раствора, выраженная в , а не в , как обычно;
R — универсальная газовая постоянная;
T — термодинамическая температура системы.
См. также
- Осмос
Примечания
- ↑ Д.А.Фридрихсберг. Курс коллоидной химии. — Ленинград «Химия», 1984. — С. 368.
Литература
- Ершов Ю.А. Общая химия.Биофизическая химия.Химия биогенных элементов. — Издание восьмое,стериотипное. — Москва: Высшая школа, 2010. — 559 с.
Коллигативные свойства
– это свойства растворов, зависящие от числа частиц растворенного
вещества. К коллигативным свойствам растворов относят:
1) понижение давления насыщенного
пара растворителя над раствором,
2) понижение температуры замерзания
и повышение температуры кипения растворов по сравнению с
температурами замерзания и кипения чистых растворителей.
3) осмотическое давление.
1
закон Рауля. Давление
насыщенного пара растворителя над раствором пропорционально мольной
доле растворителя.
,
где Р – давления насыщенного
пара растворителя над раствором, Па;
Р0
– давления насыщенного
пара над растворителем, Па;
c(р-ля)
– мольная доля растворителя;
n(раств.
в-ва) – количество растворенного вещества, моль;
n(р-ля)
– количество вещества растворителя, моль.
Иногда закон Рауля определяют
следующим образом. Относительное понижение давления насыщенного
пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного
вещества.
или
,
где
c(раств.
в-ва) – мольная доля растворенного вещества.
2 закон Рауля.
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения
растворов по сравнению с таковыми для чистого растворителя
пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:
,
где
Dtкип
– повышение температуры кипения раствора,
°С;
Dtзам
– понижение температуры замерзания раствора,
°С;
Кэ
– эбуллиоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;
Кк
– криоскопическая константы растворителя, (кг×°С)/моль;
b
– моляльная концентрация, моль/кг;
n(раств.
в-ва) – количество растворенного вещества, моль;
m(р-ля)
– масса растворителя, кг;
m(раств.
в-ва) – масса растворенного вещества, г;
М(раств.
в-ва) – молярная масса растворенного вещества, г/моль.
Зная температуры кипения и
замерзания чистых растворителей и
Dt
можно рассчитать температуры кипения и замерзания растворов:
tкип.(р-ра)
= tкип.(р-ля)
+ Dtкип.
tзам.(р-ра)
= tзам.(р-ля)
– Dtзам.
Закон Вант-Гоффа.
Осмотическое давление раствора равно газовому давлению, которое
производило бы растворенное вещество, находясь в газообразном
состоянии и занимая объем, равный объему раствора.
,
где Росм –
осмотическое давление, кПа;
с
– молярная концентрация растворенного вещества, моль/л;
R
– универсальная газовая
постоянная, 8,314 Дж/(моль×К);
Т
– абсолютная температура, К;
V(р-ра)
– объем раствора, л.
Осмос
– односторонняя диффузия вещества через полупроницаемую мембрану.
Осмотическое давление
– сила, обуславливающая осмос. Оно равно внешнему давлению, при
котором осмос видимо прекращается.
Указанные законы
справедливы для разбавленных растворов неэлектролитов.
Их можно применять и к растворам электролитов, но в этом случае
необходимо вводить изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i).
Это
поправочный коэффициент, который учитывает увеличение числа частиц в
растворе электролита из-за диссоциации на ионы.
Значение изотонического
коэффициента Вант-Гоффа рассчитывают как частное от деления
экспериментальных и теоретических значений осмотического давления,
изменения температур кипения и замерзания растворов и понижения
давления растворителя над раствором:
Пример 1.
Вычислите температуру кристаллизации раствора мочевины, содержащего
5 г мочевины
CH4N2O
в 200 г воды. Криоскопическая константа воды равна 1,86 (кг×°С)/моль.
Решение.
tзам(р-ра)
=
tзам(р-ля)
– Dtзам
= 0°С
– 0,42°С
= –0,42°С.
Пример 2.
Вычислите температуру замерзания раствора, если он содержит 18,06×1022
молекул неэлектролита и 1000 мл воды. Криоскопическая константа воды
равна 1,86 (кг×°С)/моль.
Решение.
m(H2O)
= V(H2O)
×
r(H2O)
= 1000 мл
×
1 г/мл = 1000 г = 1 кг
tзам(р-ра)
= tзам(р-ля)
– Dtзам
= 0°С
– 0,558°С
= –0,558°С.
Пример 3.
Вычислите массовую долю нафталина С10Н8
в бензольном растворе, если он кипит при температуре 81,45°С.
Эбуллиоскопическая константа бензола равна 2,57 (кг×°С)/моль.
Температура кипения чистого бензола 80,2°С.
Решение.
Допустим, что в растворе содержится 100 г
растворителя (бензола).
М(С10Н8)
= 12
×
10 + 1 ×
8 = 128 г/моль
Dtкип
= tкип(р-ра)
– tкип(р-ля)
= 81,45°С
– 80,2°С
= 1,25°С
Л.А. Яковишин