Коллигативные свойства растворов. Закон Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент

1.

Коллигативные свойства растворов. Закон
Вант-Гоффа. Изотонический коэффициент
1

2.

Коллигативными называются свойства, которые зависят от
природы растворителя, т.е. от числа его частиц в единице
объема, но не зависят от свойств этих частиц.
Коллигативные свойства проявляются, когда в равновесии
находятся 2 фазы, одна из которых содержит растворитель
и растворенное вещество, а вторая – только растворитель.
Среди набора коллигативных свойств выделим основные:
1. понижение температуры замерзания растворов,
2. повышение температуры кипения растворов,
3. осмотическое давление.
2

3.

Криоскопия
1. В отличие от чистой жидкости, раствор при охлаждении не замерзает
целиком при постоянной температуре. При определенной температуре из
раствора начинают выделяться кристаллы растворителя и, по мере
охлаждения, количество их растет и наконец, весь раствор
закристаллизовывается. Температурой кристаллизации (или замерзания)
раствора считают температуру, при которой начинается образование
кристаллов.
Замерзание растворов характеризуют величиной понижения температуры
замерзания ∆Тзам, равной разности между температурой замерзания
чистого растворителя Т°зам и температурой начала кристаллизации
раствора Тзам:
∆Тзам = Т°зам– Тзам
3

4.

Рассмотрим диаграмму состояния Р – Т растворителя и растворов различной
концентрации. Кривая ОF есть зависимость давления пара над твердым
растворителем, а кривые ОА, ВС, DE – зависимости давления пара над чистым
растворителем
и
растворами
с
возрастающими
концентрациями
соответственно. Кристаллы растворителя будут находиться в равновесии с
раствором только тогда, когда давление насыщенного пара над кристаллами и
над раствором одинаково.
4

5.

Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над
чистым растворителем, температура, отвечающая этому условию, всегда
будет более низкой, чем температура замерзания чистого растворителя. При
этом понижение температуры замерзания раствора ∆Тзам не зависит от
природы растворенного вещества и определяется лишь соотношением числа
частиц растворителя и растворенного вещества.
С увеличением концентрации раствора температура замерзания понижается –
∆Тзам прямопропорционально моляльной концентрации раствора.
∆Тзам = К ∙ m,
уравнение называют вторым законом Рауля, где m – моляльная концентрация
раствора, К – коэффициент пропорциональности, криоскопическая
постоянная растворителя, определяется природой растворителя.
Физический смысл криоскопической постоянной: К равна понижению
температуры замерзания одномоляльного раствора если m = 1 тогда ∆Тзам
= К.
Криоскопия – (от греческого «криос» – холод)явление понижения
температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.
Явление криоскопии используется для определения молекулярной массы
растворенного вещества.
5

6.

Эбулиоскопия
2. Рассмотрим Р – Т диаграмму состояния растворителя и растворов различной
концентрации (рис. 5). Любая жидкость кипит при такой температуре, при
которой давление ее насыщенного пара равно внешнему давлению.
Соответственно температуры, при которых изобара Р = 1 атм пересечет кривые
ОА, ВС, DE, представляющие собой зависимости давления пара над чистым
растворителем
и
растворами
с
возрастающими
концентрациями
соответственно, будут температурами кипения этих жидкостей.
Раствор кипит при температуре более высокой, чем чистый растворитель. С
увеличением концентрации раствора температура кипения повышается.
6

7.

Повышение температуры кипения пропрционально понижению давления
насыщенного пара и, следовательно, прямо пропорционально моляльной
концентрации раствора:
∆Ткип = Е ∙ m,
где ∆Ткип = Ткип раствора – Т°кип растворителя, m – моляльная
концентрацияраствора,
Е
–
коэффициент
пропорциональности,
эбуллиоскопическая постоянная растворителя, зависит от природы
растворителя. Физический смысл эбуллиоскопической постоянной: Е есть
повышение температуры кипения одномоляльного раствора - m = 1 тогда ∆Ткип =
Е.
Эбуллиоскопия – (от латинского «эбулиос» - вскипать) явление повышения
температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем.
Явление эбуллиоскопии используется для определения молекулярной
массы растворенного вещества.
Т.о., второй закон Рауля можно сформулировать следующим образом:
Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения
разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально
моляльной концентрации раствора и не зависит от природы
растворенного вещества.
Второй закон Рауля является следствием из первого, данный закон
справедлив только для бесконечно разбавленных растворов.
7

8.

Явление осмоса
Возьмем сосуд, разделенный точно пополам полупроницаемой перегородкой,
которая не доходит до конца сосуда и отделяет растворитель от раствора,
имеющих постоянную и одинаковую температуру. Через перегородку могут
проходить молекулы растворителя и не проходят молекулы растворенного
вещества. Будет наблюдаться явление самопроизвольного перехода
растворителя через мембрану из менее концентрированного раствора в более
концентрированный – явление осмоса.
8

9.

Благодаря осмосу уровень раствора установится выше уровня
растворителя.
Осмотические свойства раствора количественно характеризуются
величиной осмотического давления. Сила, заставляющая
переходить растворитель через мембрану в раствор
называется осмотическим давлением П.
Величина осмотического давления определяется по уравнению
Вант-Гоффа:
π , (Па)
где С – молярная концентрация раствора.
Уравнение Вант-Гоффа показывает, что осмос и вызванное им
осмотическое давление зависят от количества растворенного
вещества (n) и температуры раствора.
9

10.

Закон Вант-Гоффа:
Осмотическое давление разбавленного идеального раствора неэлектролита
равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы
при той же температуре находилось бы в газообразном состоянии и занимало бы
объем, равный объему раствора.
Однако это уравнение справедливо 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 или к диссоциации молекул растворенного
вещества на ионы, или к ассоциации молекул растворенного вещества с
образованием из них ассоциатов.
Диссоциации молекул растворенного вещества в водном растворе на ионы
характерна для электролитов. В результате диссоциации число частиц в растворе
увеличивается.
Ассоциация наблюдается, если молекулы вещества лучше взаимодействуют между
собой, чем с молекулами растворителя. Это характерно для коллоидных растворов,
что приводит к уменьшению числа частиц в растворе.
10

11.

Для учета межмолекулярных взаимодействий в реальных растворах Вант-Гофф
предложил использовать изотонический коэффициент i.
Для молекул растворенного вещества физический смысл изотонического
коэффициента:
i = число частиц растворенного вещества / число частиц исходного вещества.
i = 1 – для разбавленных растворов неэлектролитов;
i > 1 – для разбавленных растворов электролитов;
i < 1 – для коллоидных растворов, содержащих ассоциаты.
Взаимосвязь изотонического
выражается уравнением:
коэффициента
со
степенью
диссоциации
i = 1 + α(n–1)
где n – число ионов, образующих данный электролит.
Для растворов электролитов осмотическое давление рассчитывается по
формуле:
Росм = i CХ R T
Изотонические растворы – имеют равное осмотическое давление.
Гипертонические растворы– имеют большее осмотическое давление по
сравнению с другим раствором. Гипотонические растворы – имеют меньшее
осмотическое давление по сравнению с другим раствором.
11