Τι είναι οι Συλλογικές Ιδιότητες;

Τι είναι οι Συλλογικές Ιδιότητες; Η λέξη «colligative», που προέρχεται από τη λατινική λέξη «colligates», σημαίνει «δεμένοι μαζί».

Οι συλλογικές ιδιότητες δεν εξαρτώνται από τη χημική φύση του συστατικού του διαλύματος. Αρκετές ιδιότητες μεταφέρουν τη συγκέντρωση ενός διαλύματος, όπως η μοριακότητα, η πολικότητα και η κανονικότητα. Επομένως, αυτές οι συλλογικές ιδιότητες μπορούν να συνδεθούν.

Διαφορετικοί τύποι συλλογικών ιδιοτήτων

Μια λύση μπορεί να εμφανίζει τέσσερις τύπους συλλογικών ιδιοτήτων:

• Οσμωτική πίεση.
• Σχετική μείωση της τάσης ατμών.
• Καταθλίψη στο σημείο πήξης.
• Η σταθερά του σημείου πήξης (Kf)
• Υψόμετρο σε σημείο βρασμού.

Οσμωτική πίεση

Η ωσμωτική πίεση ορίζεται ως η πίεση που απαιτείται για να αποτραπεί η διάχυση του νερού σε ένα φράγμα που δημιουργείται μέσω της όσμωσης. Με άλλο τρόπο, σχετίζεται με το πόσο δυνατά θα έπρεπε να «σπρώξει» το νερό μέσα από το φράγμα για να διασκορπιστεί στην άλλη πλευρά. Η διάχυση του νερού σε μια ημιπερατή μεμβράνη είναι γνωστή ως όσμωση. Ως αποτέλεσμα, στην όσμωση, οι διαλυμένες ουσίες δεν μπορούν να ρέουν μέσω της μεμβράνης.

Η ακόλουθη εξίσωση μπορεί να χρησιμοποιηθεί για τον υπολογισμό της οσμωτικής πίεσης:

π=CRT

Πού,

π =αυτή είναι η συντομογραφία της οσμωτικής πίεσης.

C=Μοριακή συγκέντρωση του διαλύματος (Ο αριθμός των ατόμων, ιόντων ή μορίων σε μια διαλυμένη ουσία μετράται σε μοριακή συγκέντρωση.).

R=είναι η καθολική σταθερά αερίου.

T=Θερμοκρασία σε βαθμούς Kelvin.

Ας θεωρήσουμε ότι το διάλυμα περιέχει 2 γραμμάρια διαλυμένης ουσίας και η μοριακή μάζα της διαλυμένης ουσίας είναι Μ2. Ο όγκος του διαλύματος είναι V (σε λίτρα).

Ως εκ τούτου, η μοριακή συγκέντρωση μπορεί τώρα να εκφραστεί ως:

C =(w2/M2) ÷ V =w2 ÷ (V × M2).

Άρα, η οσμωτική πίεση είναι:

π =(w2RT) ÷ (M2V).

Επομένως, η παραπάνω εξίσωση μπορεί να αναδιαταχθεί ως εξής:

M2 =(w2RT) ÷ (πV).

Σχετική μείωση της πίεσης ατμών

Σε έναν καθαρό διαλύτη, η τάση ατμών μειώνεται όταν μια μη πτητική διαλυμένη ουσία διαλύεται σε αυτόν. Η επιφάνεια περιέχει τόσο μόρια διαλυμένης ουσίας όσο και μόρια διαλύτη όταν προστίθεται μια μη πτητική διαλυμένη ουσία στον διαλύτη. Επομένως, η ποσότητα της επιφάνειας που καλύπτεται από μόρια διαλύτη μειώνεται τελικά.

Έτσι τώρα, το P αναφέρεται ως η τάση ατμών του διαλύτη και το Ps ως η τάση ατμών του διαλύματος. Στη συνέχεια, η διαφορά μεταξύ P – Ps είναι η μείωση της τάσης ατμών και η αναλογία είναι η σχετική μείωση της τάσης ατμών.

Το 1886, ο François-Marie Raoult, ένας Γάλλος χημικός, καθιέρωσε μια σχετική μείωση μεταξύ της πίεσης ατμών και του μοριακού κλάσματος. Αυτή η σχέση αναφέρεται ως νόμος του Raoult. Ο νόμος λέει συγκεκριμένα ότι η σχετική μείωση της τάσης ατμών ενός αραιού διαλύματος είναι ίση με το μοριακό κλάσμα της διαλυμένης ουσίας του διαλύματος.

Κατάθλιψη στο σημείο πήξης

Όταν μια συγκεκριμένη διαλυμένη ουσία εισάγεται σε έναν διαλύτη, το σημείο πήξης του διαλύτη μειώνεται. Πρέπει να είναι μη πτητική διαλυμένη ουσία. Παράδειγμα: 

1. Όταν προστίθεται αλάτι στο νερό, γίνεται πιο αλμυρό.
2. Όταν το νερό αναμιγνύεται με οινόπνευμα.

Το σημείο πήξης του προκύπτοντος διαλύματος ή συνδυασμού είναι χαμηλότερο από αυτό ενός καθαρού διαλύτη. Η μοριακή συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας του διαλύματος και η μείωση του σημείου πήξης είναι ευθέως ανάλογες.

Η εξίσωση εκφράζει αυτή τη μείωση στο σημείο πήξης:

ΔTf =Kf × m.

Το Tf είναι η κατάθλιψη του σημείου πήξης σε αυτήν την εξίσωση.

Η σταθερά σημείου πήξης (Kf)

Η συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας καθορίζει την πτώση του σημείου πήξης. Η συγκέντρωση ενός διαλύματος μετράται από τη μοριακότητα του, που ορίζεται ως:

Molality =  Moles διαλυτών κιλογραμμάρια διαλύτη

Η μοριακή συγκέντρωση του διαλύματος συμβολίζεται με το γράμμα m. Η ποσότητα των mol της διαλυμένης ουσίας ανά kg διαλύτη είναι γνωστή ως molality. Ωστόσο, καταλαβαίνουμε τώρα ότι η μοριακότητα καθορίζεται από:

M =(1000 × w2) ÷ (w1 × M2).

Σε αυτό το σενάριο,

Η μοριακή μάζα της διαλυμένης ουσίας είναι M2 και το βάρος της είναι w2.

Ο διαλύτης έχει βάρος w1.

Ως εκ τούτου,

Ο όρος «κατάθλιψη σημείου πήξης» ορίζεται ως εξής:

ΔTf =(Kf × 1000 × w2) ÷ (w1 × M2).

Ως αποτέλεσμα, η εξίσωση γίνεται:

M2 =(Kf × 1000 × w2) ÷ (w1 × ΔTf).

Το μοριακό βάρος της διαλυμένης ουσίας υπολογίζεται με αυτόν τον τρόπο.

Υψόμετρο σε σημείο βρασμού

Όταν μια συγκεκριμένη διαλυμένη ουσία εισάγεται σε έναν διαλύτη, το σημείο βρασμού του διαλύτη αυξάνεται. Πρέπει να είναι μη πτητική διαλυμένη ουσία. Η μοριακή συγκέντρωση της διαλυμένης ουσίας του διαλύματος και η αύξηση του σημείου βρασμού είναι ευθέως ανάλογες.

Tb =Kbm =(1000 w2) (w1 M2).

Ως αποτέλεσμα, μια αύξηση στο σημείο βρασμού υποδεικνύεται από:

ΔTb =(Kb × 1000 × w2) ÷ (w1 × M2).

Ως αποτέλεσμα, το μοριακό βάρος της διαλυμένης ουσίας γίνεται:

M2 =(Kb × 1000 × w2) ÷ (w1 × △ Tb).

Συμπέρασμα

Ο σημαντικός παράγοντας των συλλογικών ιδιοτήτων είναι ότι εξαρτώνται μόνο από τον αριθμό των σωματιδίων διαλυμένης ουσίας του διαλύματος που υπάρχουν. Το νόημα του ορισμού κάθε συλλογικής ιδιότητας είναι ότι συνδέονται ακριβώς μεταξύ τους. Επομένως, εάν μετρηθεί μόνο μία ιδιότητα αυτών των συλλογικών, μπορεί να υπολογιστεί και η άλλη. Αυτές οι συλλογικές ιδιότητες των αραιωμένων διαλυμάτων είναι πολύ σημαντικές. Οι ιδιότητες παρέχουν χρήσιμες μεθόδους για την εύρεση του βάρους των μοριακών βαρών και των διαλυμένων ουσιών. Σε αραιό διάλυμα παρατηρούμε κυρίως αυτές τις συλλογικές ιδιότητες.