Меню

Понижение давления насыщенного пара раствора по сравнению с чистым растворителем зависит от



Коллигативные свойства растворов

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 коллигативным свойствам растворов относятся:

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

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Понижение давления 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 — давление пара над раствором, Па;

p — 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:

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

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа

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

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

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:

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля

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 Второй закон Рауля:

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:

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида.

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.

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.

Читайте также:  Сравнение значений реального ввп

Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением.

Осмотическое давление и концентрацию раствора неэлектролита позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

где C — молярная концентрация раствора, моль/м 3 ,

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

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

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.

Источник

Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором. Закон Рауля.

ЛЕКЦИЯ

Коллигативные свойства растворов

Свойства растворов, которые зависят от концентрации и практически не зависят от природы растворенных веществ, называют коллигативными. Общие свойства растворов изучают на примере разбавленных растворов.

Наиболее простые уравнения получены для описания свойств разбавленных растворов неэлектролитов. Характерной особенностью растворов неэлектролитов является отсутствие в них заряженных частиц – ионов.

Понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором. Закон Рауля.

Давление насыщенного пара любого чистого вещества при данной температуре постоянно и определяется природой этого вещества. Насыщенный пар находится в равновесии с жидкостью, на примере воды:

H2O(ж) H2O(пар) .

Растворение в воде какого-либо вещества приводит к уменьшению концентрации воды в жидкой фазе, смещению равновесия в сторону конденсации воды и понижению концентрации паров воды. Если растворенное вещество нелетучее, концентрацией паров воды определяется давление насыщенного пара над раствором. Таким образом, давление насыщенного пара над раствором снижается. Соответствующая количественная зависимость подчиняется закону Рауля:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного нелетучего вещества.

Математическое выражение закона Рауля:

,

где и p ‑ давление насыщенного пара растворителя над

чистым растворителем и раствором;

и ‑ количество растворенного вещества и растворителя.

Для растворов электролитов в математическое выражение закона Рауля вводят поправочный множитель — изотонический коэффициент:

.

Изотонический коэффициент равен отношению числа находящихся в растворе частиц (недиссоциированных молекул и ионов) к общему числу молекул растворенного вещества.

Изотонический коэффициент связан со степенью диссоциации соотношением:

где a — степень диссоциации, доли ед.,

n –число ионов, на которые диссоциирует электролит

Источник

Понижение давления пара растворителя

Пар над жидкостью в состоянии равновесия называется насыщенным паром. Давление насыщенного пара — характерная величина для данного вещества и зависит от температуры. Если в жидкости растворены нелетучие вещества, то давление ее пара понижается.

Свойства разбавленных растворов определяются только природой растворителя и числом частиц растворенного вещества, поскольку вследствие малых концентраций силами взаимодействия между молекулами компонентов раствора можно пренебречь.

Давление насыщенного пара растворителя над раствором (Р) всегда меньше, чем над чистым растворителем (Ро). Это связано с тем, что поверхность раствора частично занята сольватированными молекулами растворенного вещества, благодаря чему уменьшается поверхностная концентрация молекул самого растворителя, а, следовательно, и скорость его испарения.

Понижение давления пара раствора — разность между давлением пара растворителя (р) и давлением пара раствора

Понижение давления пара раствора прямо пропорционально мольной доле растворенного вещества в растворе или пропорционально отношению числа молей растворенного вещества к общему числу молей, содержащихся в растворе:

где n— число молей растворенного вещества; п — число молей растворителя.

ΔР, отнесенная к P, называется относительным понижением давления пара растворителя

Изменение температур кипения и замерзания растворов

Понижение давления пара над растворами приводит к тому, что они кипят и замерзают при температурах, отличающихся от соответствующих температур для чистых растворителей. Известно, что жидкость закипает, когда давление ее насыщенного пара становится равным внешнему давлению, а кристаллизация жидкости начинается в тот момент, когда давление ее насыщенных паров становится равным давлению над твердой фазой, в которую она переходит. Поэтому растворы кипят при более высоких температурах (tК р-ля), а замерзают при более низких температурах (tЗ р-ля), чем чистые растворители (tЗ р-ля).

Читайте также:  Кашкай или дастер сравнить

Осмосом называют диффузию растворителя через полупроницаемую перегородку, разделяющую раствор и чистый растворитель или два раствора различной концентрации.

Осмотическое давление (Росм.) – это давление , которое нужно приложить к раствору, чтобы привести его в равновесие с чистым растворителем, отделенным о него полупроницаемой перегородкой.

Теоретическое выражение для осмотического давления получил Вант-Гофф, рассматривавший поведение частиц вещества в растворе аналогично поведению молекул газа, занимающего одинаковый с раствором объем.

Первый закон Рауля

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества .

Второй закон Рауля

Повышение температуры кипения раствора (tК) и понижение температуры замерзания раствора (tЗ) по сравнению с чистым растворителем пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества.

Коэффициент пропорциональности Е называется эбулиоскопической постоянной растворителя. Она равна ΔtК для одномоляльного раствора любого неэлектролита в данном растворителе, то есть зависит от природы растворителя и не зависит от природы растворенного вещества.

Коэффициент пропорциональности К называется криоскопической постоянной растворителя. Она равна ΔtЗ для одномоляльного раствора любого неэлектролита в данном растворителе, то есть связана с природой растворителя и не зависит от природы растворенного вещества.

Источник

Законы разбавленных растворов

При растворении в растворителе нелетучего вещества давление пара растворителя над раствором уменьшается, что вызывает повышение температуры кипе­ния раствора и понижение температуры его замерзания (по сравнению с чистым растворителем) и обусловлены числом растворенных частиц в определенном объеме данного раствори­теля и не зависят от природы растворенного вещества.

Согласно закону Рауля: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного нелетучего вещества:

где χA = nA / (nA + nВ); χA – мольная доля растворенного вещества; nA – число молей растворенного вещества; nВ – число молей растворителя; p – давление пара чистого растворителя; р – давление насыщенного пара над раствором.

Присутствие растворенного вещества, наряду с по­нижением давления насыщенного пара над раствором, повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания.

В соответствии с законом Рауля, и повышение температуры кипения, и понижения температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем (Δt), пропорциональны моляльной концентрации растворенного вещества:

Δt = КСm,

где К – коэффициент пропорциональности; Ст – моляльность раствора.

В общем виде зависимость понижения температуры замерзания ΔТам и повышения температуры кипения ΔТкип разбавленных растворов от концентрации растворенного вещества можно записать так:

где Кзам и Ккип – коэффициенты пропорциональности, зависящие от природы растворителя; С – молярная концентрация растворенного вещества. Коэффициент пропорциональности (К) в случае повышения температуры кипения называется эбулиоскопическимЭ), а при понижении температуры замерзания – криоскопическимК).

Методы криоскопии и эбулиоскопии позволяют определить молярную массу недиссоциирующих при растворении веществ по понижению температуры замерзания и повышению температуры кипения растворов известной концентрации:

Δt = К∙Сm; M = K∙1000∙m/Δt∙m1

где т – масса вещества (г), М – молярная масса.

К общим свойствам растворов относится осмос – явление селективной диффузии частиц в растворе через полупроницаемую мембрану. Сила, обуславливающая осмос, отнесенная к поверхности полупроницаемой мембраны называется осмотическим давлением.

Вант-Гофф сформулировал закон осмотического давления: осмотическое давление равно тому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно в виде идеального газа занимало тот же объем, который занимает раствор при той же температуре.

Читайте также:  Сравнение мфо с банками

Вант-Гофф показал, что осмотическое давление в растворе неэлектролита пропорционально молярной концентрации растворенного вещества:

р = CRT

Способы выражения концентрации (состава) растворов

Количественный состав раствора чаще всего выражается с по­мощью понятия «концентрации», т.е. содер­жание растворенного вещества в едини­це массы или объема. 1.

1. Массовая доля (ω) – это отношение массы растворенного веще­ства к общей массе раствора. Для бинарного раствора:

где ω(Х) – массовая доля растворенного вещества X (% или доли единицы); m(Х) – масса растворенного вещества X, г; m(S) – масса растворителя S, г; т – масса раствора, г.

2. Молярная концентрация илимолярность (СМ)показывает число молей растворенного вещества, содержащегося в 1 литре раствора:

где СМ(Х) – молярная концентрация растворенного вещества X, моль/л; ν(Х) – количество растворенного вещества X, моль; V – объем раствора, л.

Размерность молярной концентрации (моль/л) иногда обозначается М, так: запись 2М NaOH означает, что речь идет о растворе гидроксида натрия с молярной концентрацией 2 моль/л.

Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется одномолярным (обозначается 1 М); 0,1 моль растворенного вещества, называется децимолярным (обозначается 0,1 М); 0,01 моль растворенного вещества, называется сантимолярным (обозначается 0,01 М).

3. Мольная доля (N) растворенного вещества – безразмерная величи­на, равная отношению количества растворенного вещества к об­щему количеству веществ в растворе:

где N(X) – мольная доля растворенного вещества X (моль); ν(х) – коли­чество растворенного вещества X, моль; ν(S) – количество вещест­ва растворителя S, моль.

4. Моляльность или моляльная концентрация (Сm)отношение количества растворен­ного вещества (ν), приходящееся на 1000 г растворителя:

где т1 – масса растворителя, т2 – масса растворенного вещества, М – молярная масса растворенного вещества.

5. Нормальность или нормальная (эквивалентная) концентрация (СН) отношение числа эквивалентов (Э) или эквивалентных масс (mЭ) растворенного вещества к объему раствора:

СН = m / (mЭ V)или СН =m / (МЭV)(моль/л; г∙экв/л),

где m – масса растворенного вещества, mЭ – эквивалентная масса растворенного вещества, V – объем раствора, Э – эквивалент, М – молярная масса растворенного вещества.

Раствор, в 1 л которого содержится 1 эквивалентная масса растворенного вещества, называется однонормальным (обозначается 1 н); 0,1 эквивалентная масса растворенного вещества, называется децинормальным (обозначается 0,1 н); 0,01 эквивалентная масса растворенного вещества, называется сантинормальным (обозначается 0,01 н).

Вещества реагируют в эквивалентных количествах. Объемы растворов реагирующих веществ обратно пропорциональны их нормальностям:

6. Титр (Т)масса вещества (m), содержащегося в 1 мл раство­ра (V):

Т = m / V (г/мл)

Концентрацию насыщенного раствора часто выражают через растворимость вещества.

Растворимость вещества s показывает максимальную массу вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя:

Растворимость числено равна концентрации (моль/л) того иона, содержание которого в данном веществе равно концентрации насыщенного раствора. Так, если концентрация OH – в Mg(OH)2 равна 4,12∙10 –4 , следовательно, концентрация Mg 2+ равна 2,6∙10 –4 .

Солевой эффект – повышение растворимости малорастворимых солей при добавлении к ним сильных электролитов.

Пересчет одного количественного выражения состава раствора в другое можно производить, пользуясь формулами связи этих физических величин. Так,

Т = СНЭ / 1000

Сравнение формул для определения молярной и нормальной концентраций

показывает, что если эквивалент растворенного вещества Э = 1 моль, СМ = СН. Эквивалент, равный единице, имеют растворы одноосновных кислот (HCl, HNO3 и т.д.), однокислотных оснований (NaOH, KOH и т.д.), солей катион и анион которых однозарядные (KCl, NaNO3 и т.д.). Если же эквивалент растворенного вещества не равен 1 моль, то формула соотношения молярной и нормальной концентраций имеет вид: СМ = СН· Э.

Источник