Συλλογικές ιδιότητες της λύσης
Το «Colligative» προήλθε από τη λατινική λέξη «colligates» που σημαίνει κυρίως «δεμένο μαζί». Αυτές οι ιδιότητες δεν εξαρτώνται από τη χημική φύση του συστατικού του διαλύματος. Αρκετές ιδιότητες μεταδίδουν τη συγκέντρωση μιας λύσης, όπως η ηθική, η πολικότητα και η κανονικότητα. Επομένως, αυτές οι συλλογικές ιδιότητες μπορούν να συνδεθούν.
Ποιες είναι οι άλλες συλλογικές ιδιότητες του διαλύματος;
Υπάρχουν συνολικά 4 τύποι συλλογικών ιδιοτήτων
- Οσμωτική πίεση
- Σχετική μείωση της τάσης ατμών
- Αύξηση στο σημείο βρασμού
- Κατάθλιψη στο σημείο πήξης.
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. Για να το θέσω αλλιώς, 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 κινηθούν επειδή δεν μπορούν να ρέουν μέσα από τη μεμβράνη.
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 τάσης 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, στην περίπτωση που το P αναφέρεται ως η τάση ατμών του διαλύτη και το Ps ως η τάση ατμών του διαλύματος. Τότε, η διαφορά μεταξύ των ( P – Ps ) είναι γνωστή ως μείωση της τάσης ατμών και η αναλογία μεταξύ P-Ps είναι γνωστή ως η σχετική μείωση της τάσης ατμών.
Το 1886, François-Marie Raoult, Γάλλος χημικός. Μεταξύ της τάσης ατμών και του μοριακού κλάσματος, καθιέρωσε μια σχετική μείωση και αυτή η σχέση αναφέρεται ως νόμος του Raoult, ο οποίος λέει συγκεκριμένα ότι η σχετική μείωση της τάσης ατμών ενός αραιού διαλύματος είναι ίση με το κλάσμα γραμμομοριακών ουσιών της διαλυμένης ουσίας που υπάρχει στο λύση.
Κατάθλιψη σε 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:
- Όταν προστίθεται αλάτι στο νερό, γίνεται πιο αλμυρό.
- 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.
Αυτή η μείωση στο σημείο πήξης εκφράζεται με την εξίσωση:
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 μετριέται από τη μοριακότητα του, η οποία 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 ορισμένη 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 αυτών των συλλογικών ιδιοτήτων είναι ότι εξαρτώνται μόνο από τη συγκέντρωση των σωματιδίων διαλυμένης ουσίας 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 εξαιρετικά σημαντικές καθώς αυτές 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.
