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 коллигативным свойствам растворов относятся:
- Понижение давление паров
- Повышение температуры кипения
- Понижение температуры затвердевания (кристаллизации)
- Осмотическое давление раствора.
Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.
Понижение давления паров
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
Изотонический коэффициент Вант-Гоффа
Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:
p0 – p = Δр
Δp = i · p0 · χв-ва, где
Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;
χв-ва — мольная доля вещества в растворе
i – изотонический коэффициент.
Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе.
То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:
i = 1+α(n-1), где
n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.
α – степень диссоциации.
Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля
Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при уравнивании давления ее паров и внешнего давления.
При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.
Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.
Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как Второй закон Рауля:
ΔTкип = E· mв-ва,
ΔTкрист = K·mв-ва, где
E—эбулиоскопическая константа,
K — криоскопическая константа,
mв-ва — моляльность вещества в растворе.
Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:
ΔTкип = i·E·mв-ва
ΔTкрист = i·К·mв-ва
Осмотическое давление раствора
Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида.
Перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.
Представим два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию.
Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением.
Осмотическое давление и концентрацию раствора неэлектролита позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:
π = C·R·T,
где C — молярная концентрация раствора, моль/м3,
R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);
T — абсолютная температура раствора.
Преобразуем уравнение следующим образом:
C = n/V = m/(M·V)
π = т·R·T / M·V или
π·V = m·R·T /M
Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:
π` = i·C·R·T ,
где i — изотонический коэффициент раствора.
Для растворов электролитов i > 1, а для растворов неэлектролитов i = 1.
Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими.
Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.
