Общие свойства растворов

В конце XIX века Рауль, Вант-Гофф, Аррениус установили весьма важные закономерности, связывающие концентрацию раствора с давлением насыщенного пара растворителя над раствором, температурой кипения и замерзания, осмотическим давлением. Перечисленные свойства относят к общим свойствам раствора, которые зависят от концентрации и не зависят от природы растворенного вещества. Законы Рауля и Вант-Гоффа справедливы для сильно разбавленных растворов неэлектролитов (мольная доля растворенного вещества Nв << 0,005 или молярная концентрация C < 0,5 моль/дм³).

Растворы, которые подчиняются этим законом, получили название идеальных растворов. Теория идеальных растворов в настоящее время хорошо разработана. Она отличается простотой, поскольку базируется на том условии, что компоненты идеального раствора не взаимодействуют друг с другом, т.е. идеальные растворы ведут себя как идеальные газы и, следовательно, подчиняются законам идеальных газов.

Рассмотрим законы идеальных растворов неэлектролитов.

Первый закон Рауля (1887): относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита равно мольной доле растворенного вещества в растворе:

(7.8)

где Р_А^о – давление насыщенного пара над чистым растворителем, Па; Р_А – давление насыщенного пара над раствором, Па; n_В – число молей растворенного вещества; n_А – число молей растворителя.

Как видно из уравнения (7.8), относительное понижение давления пара для данного раствора не зависят от природы растворенного вещества и растворителя, а также от температуры. Оно зависит лишь от концентрации раствора. Причем давление насыщенного пара над чистым растворителем всегда больше, чем давление насыщенного пара над раствором (Р_А^о > Р_А), это связано с тем, что испарение идет с поверхностного слоя. У чистого растворителя на поверхности находятся только молекулы растворителя, а в растворе в поверхностном слое находятся еще и молекулы растворенного вещества, понижая содержание молекул растворителя; также растворенные частицы сольватированы (гидратированы), что затрудняет переход молекул растворителя в пар.

Второй закон Рауля: абсолютное понижение температуры замерзания или абсолютное повышение температуры кипения разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально его моляльной концентрации.

Dt_з = E_кС_m и Dt_к = E_эС_m, (7.9)

где Dt_з – абсолютное понижение температуры замерзания раствора, ^оС; E_к – криоскопическая постоянная, кгК/моль; С_m – моляльная концентрация раствора, моль/кг; Dt_к – абсолютное повышение температуры кипения раствора, ^оС; E_э – эбулиоскопическая постоянная, кгК/моль.

Dt_з = t_{з р-ля} – t _{з р-ра}; Dt_к = t_{k р-ра} – t_{k р-ля}, (7.10)

где t_{з р-ля} – температура замерзания растворителя, ^оС; t_{з р-ра} – температура замерзания раствора, ^оС; t_{k р-ра} – температура кипения раствора, ^оС; t_{k р-ля} – температура кипения растворителя, ^оС.

Криоскопическая постоянная показывает абсолютное понижение температуры замерзания раствора неэлектролита, который в одном кг растворителя содержит один моль растворенного вещества. Для воды Е_к = 1,86 кгК/моль, следовательно, раствор 1 моля неэлектролита в 1 кг воды замерзает при температуре -1,86 ^оС.

Эбулиоскопическая постоянная показывает абсолютное повышение температуры кипения раствора неэлектролита, который в одном кг растворителя содержит 1 моль растворенного вещества. Для воды E_э = 0,52 кгК/моль, следовательно, раствор 1 моля неэлектролита в 1 кг воды кипит при 100,52 ^оС. Уравнения (7.9) и (7.10) используют для определения молярной массы вещества.

Закон Вант-Гоффа: осмотическое давление растворенного вещества в разбавленном растворе равно тому газовому давлению, которое производило бы это вещество, если бы оно в виде газа при той же температуре, занимало бы тот же объем, что и раствор.

Для осмотического давления можно применить уравнение состояние идеального газа

pV = nRT или p = nRT/V.