Коллигативные свойства растворов неэлектролитов. Осмос и осмотическое давление

 

Коллигативные свойства - это такие свойства растворов, которых зависят в основном от концентрации растворенных частиц и значительно меньшей степени от их размера, молярной массы и других свойств.

В результате диссоциации растворенных электролитов на ионы число частиц в растворе электролита увеличивается и поэтому понижение давления пара и температуры замерзания, повышение температуры кипения и осмотического давления в растворе неэлектролитов меньше, чем в растворе электролитов с той же моляльной концентрацией

Осмосом называют диффузию растворителя через полупроницаемую перегородку, разделяющую растворы чистый растворитель или 2 раствора с различной концентрацией.

Осмотическое давление - это давление, которое нужно приложить к раствору, чтобы привести его в равновесии с чистым растворителем, отделенным от него полупроницаемой перегородкой.

Осмотическое давление численно равно тому давлению, которое производило бы данные количество растворенного вещества, занимая в виде газа при данной температуре объем, равный объему раствора.

Осмотическое давление прямо-пропорционально молярной концентрации раствора и температуре.

Р_{осм =} CRT.

 

20. Коллигативные свойства растворов неэлектролитов. Понижение давления пара растворителя.

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 их числу относятся:

- Понижение давление паров

- Повышение температуры кипения

- Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)

- Осмотическое давление раствора.

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 = p0 · χр-ль

p = p0 · nр-ля/(nв-ва + nр-ля), где

p — давление пара над раствором, Па;

p0 — 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:

(p0 – p)/p0 = χв-ва

(p0 – p)/p0 = nв-ва/(nв-ва + nр-ля)

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

21. ПОВЫШЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ КИПЕНИЯ ИЛИ ПОНИЖЕНИЕ ТЕМПЕРАТУРЫ ЗАТВЕРДЕВАНИЯ (КРИСТАЛЛИЗАЦИИ)

Индивидуальные вещества характеризуются строго определенными температурами переходов из одного агрегатного состояния в другой. Вода, при нормальном атмосферном давлении замерзает при температуре 0С и кипит при 100С.

С растворами дело иначе. Присутствие растворенного вещества повышает температуру кипения и понижает температуру кристаллизации растворителя, и тем сильнее, чем концентрированнее раствор.

Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя называют повышением температуры кипения раствора (дельта tкип.).

Разность между температурами замерзания чистого растворителя и раствора называют понижением температуры замерзания раствора (дельта tзам.).

Рауль установил, что для разбавленных растворов неэлектролитов повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания пропорциональны концентрации раствора. Это правило известно как II закон Рауля:

ΔTкип = Е* Сm = E*mвещ-ва*1000/М*mраст-ля,

ΔTкрист = K*Сm = K*mвещ-ва*1000/М*mраст-ля

E—эбулиоскопическая константа,

K — криоскопическая константа,

Cm— моляльная концентрация.

Криоскопия (от греч. κρύο — холод и греч. σκοπέω смотрю) — метод исследования растворов, в основе которого лежит измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя. Был предложен Ф. Раулем в 1882 году.

1,86 криоскопическая постоянная для воды - К

0,52 эбуллиоскопическая постоянная для воды - Е

Эбулиоскопия (от лат. ebulio — вскипаю и греч. σκοπέω — смотрю) — метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем.

 

22. Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент. Изотонические растворы.

Законы Вант-Гоффа и Рауля справедливы для идеальных растворов, т.е. таких, в которых нет химического взаимодействия между компонентами раствора, а также не происходит диссоциация или ассоциация частиц растворенного вещества. Для данных систем экспериментально найденные и теоретически рассчитанные величины росм., Dtкип., Dtзам., совпадают.

Реальные растворы электролитов по своим свойствам отличаются от идеальных.

Так для растворов электролитов экспериментально найденные значения вышеперечисленных величин всегда больше, чем рассчитанные по законам Вант-Гоффа и Рауля. Т.е., растворы электролитов на практике ведут себя так, как будто они содержат больше частиц растворенного

вещества, чем это следует из их аналитической концентрации. Исходя из этого, Вант-Гофф предложил для растворов электролитов при теоретическом расчете Росм., Dtкип., Dtзам., использовать поправочный коэффициент i, который получил название коэффициента Вант-Гоффа или изотонического коэффициента:

Росм. = iCRT;

Dtкип. = iEm;

Dtзам. = iKm;

Изотонический коэффициент показывает во сколько раз реальное число частиц растворенного вещества больше чем теоретически ожидаемое (если предполагать, что вещество в растворе присутствует только в виде молекул).

Для идеальных растворов электролитов i >1.

Коэффициент Вант-Гоффа показывает также во сколько раз наблюдаемое опытное значение росм., Dtкип., Dtзам., больше теоретически вычисленного.

Причину отклонения растворов электролитов от законов Рауля и Вант-Гоффа впервые объяснил шведский ученый С. Аррениус. Он показал, что электролиты за счет действия молекул растворителя распадаются на ионы. Этот процесс приводит к увеличению реального числа частиц растворенного вещества.

Максимально значение изотонического коэффициента (imax) для любого электролита будет при этом равно числу ионов, которые образуются при полной диссоциации его молекулы (или формульной единицы), т.к. именно во столько раз возрастет число частиц электролита в растворе.

В реальных растворах диссоциация часто протекает не полностью, особенно если электролит является слабым.

Кроме того, наблюдаются межионные взаимодействия, приводящие к уменьшению числа кинетически активных частиц.

В этом случае величина i будет меньше его возможного максимального значения и будет зависеть от степени диссоциации электролита:

i = 1 +? (m - 1)

где? - степень диссоциации электролита (в долях единицы); m - число ионов, образующихся при полном распаде одной молекулы или одной формульной единицы электролита.

Таким образом, из двух растворов однотипных электролитов (т.е. распадающихся на одно и то же число ионов) с одинаковой молярной концентрацией изотонический коэффициент будет больше в растворе электролита с более высокой степенью диссоциации?. Соответственно и Росм., Dtкип., Dtзам. для такого раствора тоже будут иметь большие значения.

Если же молярная концентрация и степень диссоциации электролитов разного типа в растворе одинаковые, то значение i будет выше для электролита, диссоциирующего на большее число ионов m.

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы.

Изотонические растворы (изоосмотические растворы) — растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление. Если два раствора не изотоничны, то раствор с большим осмотическим давлением (см.) называют гипертоническим, а раствор с меньшим осмотическим давлением — гипотоническим.

В физиологии и медицине изотонические растворы принято называть растворы, осмотическое давление которых равно осмотическому давлению крови, лимфы. Попадая в организм, изотонические растворы не нарушают нормального функционирования клеток и тканей. Для человека изотонические растворы будут, например, 0,9% раствор хлорида натрия, 5% раствор глюкозы. Изотонические растворы хлорида натрия вводят внутривенно для увеличения кровяного давления после больших кровопотерь, для возмещения объема жидкости в организме при сильном обезвоживании (ожоговая болезнь, обильные рвоты и т. п.). Изотонические растворы, приближающиеся по составу, величине рН, буферным и другим свойствам к сыворотке крови, называемые физиологическими растворами, используются в качестве кровезаменителей.

23. Теория электролитической диссоциации. Теория сильных электролитов.

Растворы всех веществ можно разделить на две группы: электролиты-проводят электрический ток, неэлектролиты-проводниками не являются. Это деление является условным, потому что все растворы веществ проводят электрический ток, все они в той или иной мере растворяются в воде и распадаются на катионы (положительно заряженные ионы) и анионы (отрицательно заряженные ионы). Следует различать настоящие и потенциальные электролиты.

Настоящие электролиты находятся в виде ионов уже в индивидуальном состоянии, т.е. до того, как они будут расплавлены или переведены в раствор. К настоящим электролитам относятся все типичные соли, которые в твёрдом состоянии образуют ионную кристаллическую решётку (например NaCl, K2SO4 и т.д.)

Потенциальные электролиты в индивидуальном состоянии ионов не содержат, но образуют их при переходе вещества в раствор. К ним относятся вещества, состоящие из молекул с сильно полярными связями (например HCl).

К неэлектролитам относится большая часть органических соединений, например диэтиловый эфир, бензол, глюкоза, сахароза.

Заряженные частицы появляются только в растворах и расплавах веществ вследствие электролитической диссоциации.

 

Электролитическая диссоациация-это процесс распада веществ на ионы при растворении или расплавлении.

Следовательно, в результате диссоциации в растворе появляются ионы, которые являются предпосылкой для появления у раствора или расплава такого физического свойства как электропроводимость.

Как же происходит процесс растворения? Разрушение ионной кристаллической решётки происходит под воздействием растворителя, например воды. Полярные молекулы воды настолько снижают силы электростатического притяжения между ионами в кристаллической решётке, что ионы становятся свободными и переходят в раствор.

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она распадается на положительно и отрицательно заряженные ионы. Положительные заряженные ионы – катионы – ионы водорода и металлов. Отрицательно заряженные ионы - анионы – ионы кислотных остатков и гидроксид-ионы.

Теорию электролитической диссоциации создал в 1884-1887 гг. шведский химик Аррениус.Эта классическая теория позволила как электропроводимость расплавов и растворов, так и протекание химических реакций в растворах между расплавленными или растворёнными веществами.

Молекулы воды являются дипольными, т.е. один конец молекулы заряжен отрицательно, другой-положительно. Молекула отрицательным полюсом подходит к иону натрия, положительным-к иону хлора; окружают ионы со всех сторон и вырывают из кристалла, причём, только с его поверхности

Уравнение диссоциации можно записать следующим образом:

NaCl = Na+ + Cl-

Распад электролитов на ионы объясняет отклонения от законов Рауля и Вант-Гоффа. В качестве примера мы приводили понижение температуры замерзания раствора NaCl. Хлорид натрия переходит в раствор в виде ионов Na+ и Cl-. При этом из одного моля получается не 6,02*10^23 частиц, а вдвое больше. Поэтому и понижение температуры замерзания в растворе должно быть вдвое больше, чем в растворе неэлектролита той же диссоциации.

Теория сильных электролитов

Степень диссоциаиции электролитов – отношение числа его молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы. К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся HNO3,H2SO4, HClO4, HCl, HBr, HI, KOH, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2.

Опытным путем найдено, что электропроводность водных растворов сильных электролитов не эквивалентна той электропроводности, которую можно было бы ожидать при 100%-ной диссоциации молекул на ионы. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Хюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Каждый ион окружен ионной атмосферой из противоионов. Ионная атмосфера тормозит движение ионов в электрическом поле, в результате чего создается эффект неполной диссоциации сильного электролита.

24. Роль воды в живых организмах. Электролиты в организме человека.

Вода составляет 70-80% от массы живых организмов.

Строение молекулы: электронная плотность смещена к кислороду, на нем частичный отрицательный заряд, на водородах – частичный положительный, молекула – диполь. Между + и – могут образовываться водородные связи.

Функции воды

1. Благодаря маленьким дипольным молекулам вода является лучшим растворителем для полярных (гидрофильных) веществ. В растворенном состоянии вещества очень быстро реагируют между собой.

2. Транспортная функция: в растворенном состоянии вещества передвигаются по организму.

3. Вещества, на поверхности которых нет полных или частичных зарядов (гидрофобные), не могут взаимодействовать с молекулами воды, вода их выталкивает (жир, бензин). На этом основаны строение и работа биологических мембран.

4. Вода обладает аномально высокой теплоемкостью (может поглотить много тепла и при этом почти не нагреться). За счет этого она защищает клетку от резких перепадов температуры.

5. Вода, как и все жидкости, несжимаема, обеспечивает опору для клеток (тургор) и целых организмов (гидроскелет).

6. Вода сама может участвовать в химических реакциях как реагент (реакции гидролиза, фотосинтеза и т.п.).

Электролиты – это минеральные соединения, которые способны проводить электрический заряд. Находясь в тканях и крови в виде растворов солей, они помогают перемещению питательных веществ в клетки и выводу продуктов обмена веществ из клеток, поддерживают в них водный Единицы измерения

Ммоль/л (миллимоль на литр).