Физические свойства разбавленных растворов.

 

Идеальными называются разбавленные растворы, подчиняющиеся классическим законам (растворы, в которых отсутствуют межчастичные взаимодействия).

Ближе всего к идеальным примыкают растворы неэлектролитов, называемые молекулярными растворами, т.е. растворы таких веществ, которые не образуют ионов.

Коллигативными свойствами растворов называются такие свойства, которые зависят только от концентрации частиц (числа частиц) растворенного вещества, и не зависят от химического состава вещества и размеров частиц. Коллигативные свойства присущи как растворам неэлектролитов, так и растворам электролитов. Рассмотрим эти свойства на примере растворов неэлектролитов. Эти растворы, содержащие нелетучие растворимые вещества, характеризуются четырьмя коллигативными свойствами:

· понижением давления пара растворителя над раствором;

· повышением температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем;

· понижением температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем;

· осмотическим давлением.

Понижение давления пара растворителя над раствором (первый закон Рауля)

Над жидкостью всегда имеется пар в результате естественного процесса испарения. Пар, находящийся в равновесии с жидкостью называется насыщенным. Каждой жидкости присуще определенное давление насыщенного пара, которое увеличивается с повышением температуры. При растворении в жидкости нелетучего вещества давление пара над получающимся раствором (р) всегда меньше давления пара над чистым растворителем (р₀).

Разность (р₀ – р) = Δ р представляет понижение давления пара растворителя. Отношение (р₀ – р)/р₀ = Δ р/р₀ - относительное понижение насыщенного пара растворителя над раствором.

В 1887 г. французский физик Рауль, изучая растворы нелетучих жидкостей, установил закон, связывающий понижение давления пара над разбавленными растворами неэлектролитов с концентрацией:

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

 

Δ р/р₀ = n/(n + N),

 

где n – число молей растворенного вещества; N – число молей растворителя.

Осмотическое давление

Если привести в соприкосновение два раствора с разными концентрациями, то молекулы будут диффундировать преимущественно в том направлении, где их концентрация ниже. Например, если налить в стакан концентрированный раствор сахарозы, а сверху слой чистой воды, то через некоторое время концентрация молекул сахарозы станет одинаковой во всем объеме системы. Взаимное проникновение молекул называется диффузией. Таким образом, двусторонняя диффузия приводит к выравниванию концентраций.

Однако, диффузия может стать односторонней, если растворы разделить полупроницаемой перегородкой, мембраной (целлофан, животный пузырь), пропускающей только молекулы растворителя. Такая односторонняя диффузия растворителя через полупроницаемую перегородку называется осмосом. Схема осмометра представлена на рисунке.

 

Рисунок. Схема осмометра

1 – сосуд с раствором; 2 – полупроницаемая мембрана; 3 – сосуд с растворителем

 

Растворитель, например вода, вследствие осмоса будет диффундировать через полупроницаемую перегородку в сосуд с раствором какого-либо вещества (например сахарозы). Объем раствора будет увеличиваться, и раствор начнет заполнять вертикальную трубку (повышается высота столба h).

Осмос прекращается тогда, когда скорости перехода молекул растворителя в обоих направлениях становятся равными. Количественно осмос характеризуется осмотическим давлением, равным силе, приходящейся на единицу площади полупроницаемой перегородки, заставляющей молекулы растворителя проникать через нее.

На основании опытных данных было установлено, что осмотическое давление раствора пропорционально концентрации растворенного вещества и абсолютной температуре раствора. Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими.

Осмос играет важную роль в биологических процессах, обеспечивая поступление воды в клетки.

Закон Вант-Гоффа.  

Сходство в поведении разбавленных растворов неэлектролитов с идеальными газами гол. химик Вант-Гофф выразил в виде закона: осмотическое давление разбавленного раствора равно тому газовому давлению, которое производило бы растворенное вещество, если бы оно при той же температуре находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объему раствора. Для расчета осмотического давления можно применить уравнение состояния идеального газа

 

π V = nRT или π =   RT

откуда

π = С RT

 

где π - осмотическое давление; С – молярная концентрация раствора (С = m/MV) моль/л; R – универсальная газовая постоянная (0, 0083 л · МПа/моль·К или 8, 314 л · кПа/моль·К); T –абсолютная температура в Кельвинах (T = t + 273 T).

Метод осмометрии широко применяется для определения молярных масс (для опредления молярных масс полимеров в растворах).

 

Пример. Осмотическое давление раствора, в 250 мл которого содержится 3 грамма сахара, при 12º С равно 83, 14 кПа. Определить относительную молекулярную массу сахара.

Решение: Известные данные подставляем в уравнение Вант-Гоффа,

М = mRT/π V

получаем

83, 14 * 0, 25 = 3*8, 314 * (273 + 12)/Мв,

откуда Мв = 342 г/моль. Относительная молекулярная масса сахара равна 342 г/моль

 

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов по сравнению с чистым растворителем

(второй закон Рауля)

Следствием снижения давления пара растворителя над раствором является повышение температуры кипения Dt_кип. раствора и понижение температуры замерзания Dt_зам. раствора по сравнению с чистым растворителем.

Кривая АВ характеризует зависимость давления насыщенного пара растворителя над чистым растворителем от температуры, кривая А ¢ В ¢ характеризует зависимость давления насыщенного пара растворителя над раствором от температуры.

 

Давление, р

Температура, º С

А

В

А ¢

В ¢

Dtзам.

Dtкип.

 

                                               р-ль

                                                            р-р

 

 

Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнего (атмосферного) давления. Для раствора при этой температуре давление насыщенных паров растворителя ниже, чем внешнее давление, и требуется поднять температуру на величину Dt_кип., чтобы раствор закипел.

При замерзании жидкостей кристаллизация начинается при той температуре, при которой давление насыщенного пара над жидкой фазой становится равным давлению насыщенного пара над твердой фазой. Поскольку давление насыщенного пара растворителя над раствором меньше, чем над чистым растворителем, то требуется понизить температуру на величину Dt_зам., чтобы давление насыщенного пара растворителя над раствором и над твердой фазой стало одинаковым и раствор замерз.

D t _{кип .} = t _{кип. р-ра} – t _{кип. р-ля},

                            

где Dt_кип – повышение температуры кипения разбавленного раствора.

 

  2-й закон Рауля (эбулиоскопический) выражают в виде

D t _{к ип} .= EС _m,                                              

где E – эбулиоскопическая постоянная;

С _m – моляльная концентрация (число молей растворенного вещества в 1 кг растворителя), моль/кг.

 

Для понижения температуры замерзания раствора

D t _зам. = t _{зам.р-ля} – t _{зам. р-ра.},                    

 

2-й закон Рауля (криоскопический) запишется

D t _{зам .} = K C _m,                                                          

где K – криоскопическая постоянная;  

  C_m – моляльная концентрация (число молей растворенного вещества в 1 кг растворителя).

Физический смысл эбулиоскопической и криоскопической констант заключается в том, что они показывают соответственно повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания при одномоляльной концентрации растворенного вещества. Эбулиоскопическая и криоскопическая константы зависят только от природы растворителя, их значения приводятся в справочниках.

Криоскопические и эбулиоскопические постоянные для некоторых растворителей

Постоянные, кг·град/моль	Растворители
	Вода	Нитро- бензол	Бензол	Анилин	Уксусная кислота	Ацетон
K	1, 86	6, 90	5, 12	5, 87	3, 90	–
E	0, 52	5, 27	2, 57	3, 69	3, 07	1, 48

 

На практике второй закон Рауля используют для определения молярных масс веществ по повышению температуры кипения или понижению температуры замерзания их растворов.

Для этого экспериментально определяют повышение температуры кипения раствора (или понижение температуры замерзания раствора) по сравнению с чистым растворителем, определяют эбулиоскопическую (или криоскопическую) константу с помощью справочника (или экспериментально) и подставляют полученные значения в следующую формулу:

Dt_кип. = Е C_m = Е  = ,

Dt_зам. = К C_m = К  = ,

где n₁ – число молей растворенного вещества;

       m₂× 10 ^{– 3} – масса растворителя, кг;

       m₁ – масса растворенного вещества, г;

       М₁ – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Тогда получаем

M ₁ = .                                                   

При определении молярной массы по понижению температуры замерзания раствора используют формулу

М₁ = .

 

⇐ Предыдущая123456789Следующая ⇒

Поделиться: