Τι είναι οι συλλογικές ιδιότητες; Ορισμός και Παραδείγματα

Στη χημεία, συλλογικές ιδιότητες είναι χαρακτηριστικά χημικών διαλυμάτων που εξαρτώνται από τον αριθμό των σωματιδίων της διαλυμένης ουσίας σε σύγκριση με τα σωματίδια του διαλύτη και όχι από τη χημική ταυτότητα των σωματιδίων της διαλυμένης ουσίας. Ωστόσο, οι συλλογικές ιδιότητες κάνουν εξαρτώνται από τη φύση του διαλύτη. Οι τέσσερις συλλογικές ιδιότητες είναι η κατάθλιψη του σημείου πήξης, η ανύψωση του σημείου βρασμού, η μείωση της τάσης ατμών και η οσμωτική πίεση.

Οι συλλογικές ιδιότητες ισχύουν για όλα τα διαλύματα, αλλά οι εξισώσεις που χρησιμοποιούνται για τον υπολογισμό τους ισχύουν μόνο για ιδανικές λύσεις ή ασθενείς λύσεις μιας μη πτητικής διαλυμένης ουσίας διαλυμένης σε πτητικό διαλύτη. Χρειάζονται πιο περίπλοκοι τύποι για τον υπολογισμό των συλλογικών ιδιοτήτων για πτητικές διαλυμένες ουσίες. Το μέγεθος μιας συλλογικής ιδιότητας είναι αντιστρόφως ανάλογο με τη μοριακή μάζα της διαλυμένης ουσίας.

Πώς λειτουργούν οι συλλογικές ιδιότητες

Η διάλυση μιας διαλυμένης ουσίας σε έναν διαλύτη εισάγει επιπλέον σωματίδια μεταξύ των μορίων του διαλύτη. Αυτό μειώνει τη συγκέντρωση του διαλύτη ανά μονάδα όγκου, αραιώνοντας ουσιαστικά τον διαλύτη. Το αποτέλεσμα εξαρτάται από το πόσα επιπλέον σωματίδια υπάρχουν, όχι από τη χημική τους ταυτότητα. Για παράδειγμα, η διάλυση χλωριούχου νατρίου (NaCl) δίνει δύο σωματίδια (ένα ιόν νατρίου και ένα ιόν χλωρίου), ενώ διαλύεται το χλωριούχο ασβέστιο (CaCl₂ ) αποδίδει τρία σωματίδια (ένα ιόν ασβεστίου και δύο ιόντα χλωρίου). Υποθέτοντας ότι και τα δύο άλατα είναι πλήρως διαλυτά σε έναν διαλύτη, το χλωριούχο ασβέστιο έχει μεγαλύτερη επίδραση στις συλλογικές ιδιότητες ενός διαλύματος από το επιτραπέζιο αλάτι. Έτσι, η προσθήκη μιας πρέζας χλωριούχου ασβεστίου στο νερό μειώνει το σημείο πήξης, αυξάνει το σημείο βρασμού, μειώνει την πίεση ατμών και αλλάζει την οσμωτική πίεση περισσότερο από την προσθήκη μιας πρέζας χλωριούχου νατρίου στο νερό. Αυτός είναι ο λόγος για τον οποίο το χλωριούχο ασβέστιο δρα ως αποπαγωτικό σε χαμηλότερες θερμοκρασίες από το επιτραπέζιο αλάτι.

Οι 4 συλλογικές ιδιότητες

Πτώση σημείου παγώματος

Τα σημεία πήξης των διαλυμάτων είναι χαμηλότερα από τα σημεία πήξης των καθαρών διαλυτών. Η πίεση του σημείου πήξης είναι ευθέως ανάλογη με τη μοριακότητα της διαλυμένης ουσίας.

Η διάλυση ζάχαρης, αλατιού, αλκοόλης ή οποιασδήποτε χημικής ουσίας στο νερό μειώνει το σημείο πήξης του νερού. Παραδείγματα κατάθλιψης του σημείου πήξης περιλαμβάνουν το ψέκασμα με αλάτι στον πάγο για να λιώσει και η ψύξη της βότκας σε μια κατάψυξη χωρίς να καταψυχθεί. Το αποτέλεσμα λειτουργεί σε άλλους διαλύτες εκτός από το νερό, αλλά η ποσότητα της αλλαγής θερμοκρασίας ποικίλλει ανάλογα με τον διαλύτη.

Ο τύπος για το σημείο πήξης είναι:

ΔT =iK_f Μ

όπου:

ΔT =Μεταβολή της θερμοκρασίας σε °C
i =συντελεστής van ‘t Hoff
K_f =σταθερά πτώσης σημείου πήξης molal ή σταθερά κρυοσκοπικής σε °C kg/mol
m =μοριακότητα της διαλυμένης ουσίας σε mol διαλυμένης ουσίας/kg διαλύτη

Υπάρχουν πίνακες μοριακών σταθερών κατάθλιψης σημείου πήξης (K_f ) για κοινούς διαλύτες.

Διαλύτης	Κανονικό σημείο πήξης (C)	K_f (C/m)
οξικό οξύ	16,66	3,90
βενζόλιο	5,53	5.12
καμφορά	178,75	37,7
τετραχλωριούχος άνθρακας	-22,95	29,8
κυκλοεξάνιο	6,54	20.0
ναφθαλίνη	80,29	6,94
νερό	0	1.853
p -ξυλόλιο	13.26	4.3

Υψόμετρο σημείου βρασμού

Το σημείο βρασμού ενός διαλύματος είναι υψηλότερο από το σημείο βρασμού του καθαρού διαλύτη. Όπως και με την κατάθλιψη του σημείου πήξης, το αποτέλεσμα είναι ευθέως ανάλογο με τη μοριακότητα της διαλυμένης ουσίας. Για παράδειγμα, η προσθήκη αλατιού στο νερό αυξάνει τη θερμοκρασία στην οποία βράζει (αν και όχι πολύ).

Η ανύψωση του σημείου βρασμού μπορεί να υπολογιστεί από την εξίσωση:

ΔT =K_b m

όπου:

K_b =βουλλιοσκοπική σταθερά (0,52°C kg/mol για το νερό)
m =μοριακότητα της διαλυμένης ουσίας σε mol διαλυμένης ουσίας/kg διαλύτη

Υπάρχουν πίνακες βολλιοσκοπικών σταθερών ή σταθερών ανύψωσης σημείου βρασμού (K_b ) για κοινούς διαλύτες.

Διαλύτης	Κανονικό σημείο βρασμού (C)	K_b (C/m)
βενζόλιο	80.10	2,53
καμφορά	207,42	5.611
δισουλφίδιο του άνθρακα	46,23	2,35
τετραχλωριούχος άνθρακας	76,75	4.48
αιθυλαιθέρας	34,55	1.824
νερό	100	0,515

Μείωση πίεσης ατμών

Η τάση ατμών ενός υγρού είναι η πίεση που ασκείται από τη φάση ατμών του όταν η συμπύκνωση και η εξάτμιση συμβαίνουν με ίσο ρυθμό (βρίσκονται σε ισορροπία). Η τάση ατμών ενός διαλύματος είναι πάντα χαμηλότερη από την τάση ατμών του καθαρού διαλύτη.

Ο τρόπος που λειτουργεί αυτό είναι ότι τα ιόντα ή τα μόρια της διαλυμένης ουσίας μειώνουν την επιφάνεια των μορίων του διαλύτη που εκτίθενται στο περιβάλλον. Έτσι, ο ρυθμός εξάτμισης του διαλύτη μειώνεται. Ο ρυθμός συμπύκνωσης δεν επηρεάζεται από τη διαλυμένη ουσία, επομένως η νέα ισορροπία έχει λιγότερα μόρια διαλύτη στη φάση ατμού. Η εντροπία παίζει επίσης ρόλο. Τα σωματίδια της διαλυμένης ουσίας σταθεροποιούν τα μόρια του διαλύτη, σταθεροποιώντας τα έτσι ώστε να είναι λιγότερο πιθανό να εξατμιστούν.

Ο νόμος του Raoult περιγράφει τη σχέση μεταξύ της τάσης ατμών και των συγκεντρώσεων των συστατικών ενός διαλύματος:

P_A =X_A P_A

όπου:'

P_A είναι η μερική πίεση που ασκεί το συστατικό Α του διαλύματος
P_A * είναι η τάση ατμών του καθαρού Α
X_A είναι το μοριακό κλάσμα του A

Για μια μη πτητική ουσία, η τάση ατμών οφείλεται μόνο στον διαλύτη. Η εξίσωση γίνεται:

P_λύση =X_{διαλύτης} P_{διαλύτης}

Οσμωτική πίεση

Η ωσμωτική πίεση είναι η πίεση που απαιτείται για να σταματήσει ένας διαλύτης να ρέει σε μια ημιπερατή μεμβράνη. Η οσμωτική πίεση ενός διαλύματος είναι ανάλογη της μοριακής συγκέντρωσης της διαλυμένης ουσίας. Άρα, όσο περισσότερη διαλυμένη ουσία διαλύεται στον διαλύτη, τόσο μεγαλύτερη είναι η οσμωτική πίεση του διαλύματος.

Η εξίσωση van’t Hoff περιγράφει τη σχέση μεταξύ της οσμωτικής πίεσης και της συγκέντρωσης διαλυμένης ουσίας:

Π =icRT

όπου

Το Π είναι η οσμωτική πίεση
είμαι ο δείκτης van’t Hoff
c είναι η μοριακή συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας
Το R είναι η ιδανική σταθερά αερίου
T είναι η θερμοκρασία σε Kelvin

Ostwalt and the History of Colligative Properties

Ο χημικός και φιλόσοφος Friedrich Wilhelm Ostwald εισήγαγε την έννοια των συλλογικών ιδιοτήτων το 1891. Η λέξη "colligative" προέρχεται από τη λατινική λέξη colligatus («συνδεδεμένο μαζί»), που αναφέρεται στον τρόπο με τον οποίο οι ιδιότητες του διαλύτη συνδέονται με τη συγκέντρωση διαλυμένης ουσίας σε ένα διάλυμα. Ο Ostwald πρότεινε στην πραγματικότητα τρεις κατηγορίες ιδιοτήτων διαλυμένης ουσίας:

Οι συλλογικές ιδιότητες είναι ιδιότητες που εξαρτώνται μόνο από τη συγκέντρωση και τη θερμοκρασία διαλυμένης ουσίας. Είναι ανεξάρτητες από τη φύση των σωματιδίων της διαλυμένης ουσίας.
Οι προσθετικές ιδιότητες είναι το άθροισμα των ιδιοτήτων των συστατικών σωματιδίων και εξαρτώνται από τη χημική σύνθεση της διαλυμένης ουσίας. Η μάζα είναι ένα παράδειγμα πρόσθετης ιδιότητας.
Οι δομικές ιδιότητες εξαρτώνται από τη μοριακή δομή μιας διαλυμένης ουσίας.

Αναφορές

Laidler, K.J.; Meiser, J.L. (1982). Φυσική χημεία . Μπέντζαμιν/Κάμινγκς. ISBN 978-0618123414.
McQuarrie, Donald; et al. (2011). Γενική Χημεία . Πανεπιστημιακά επιστημονικά βιβλία. ISBN 978-1-89138-960-3.
Tro, Nivaldo J. (2018). Χημεία:Δομή και Ιδιότητες (2η έκδ.). Pearson Education. ISBN 978-0-134-52822-9.