Криоскопия.

Криоскопический метод исследования

Криоскопия.

Составитель:

РАБОТА . КРИОСКОПИЧЕСКИЙ МЕТОД ИССЛЕДОВАНИЯ

Цель работы: определить молярную массу растворённого вещества или изотонический коэффициент Вант-Гоффа методом криоскопии.

Метод исследования:криоскопия.

Приборы и оборудование: прибор для определения температуры замерзания (криоскоп); термометр Бекмана, аналитические весы.

Посуда: мерная пипетка на 20 – 50 мл; бюкс.

Реактивы: глюкоза, фруктоза, сахароза, мочевина, NaCl, KCl, Na2SO4, KNO3 и др.

1. Т Е О Р Е Т И Ч Е С К И Е О С Н О В Ы

Любая жидкость замерзает при той температуре, при которой давление насыщенного пара над ней становится равным давлению насыщенного пара над кристаллами.

Из закона Рауля для предельно разбавленных растворов нелетучего растворённого вещества следует, что давление пара растворителя над раствором всегда меньше, чем над чистым растворителем.

Следовательно, раствор всегда замерзает при температуре более низкой, чем чистый растворитель:

ΔТз = Кк ∙Сm; ΔТз = , (1)

где ΔТз – понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем;

— температура замерзания чистого растворителя;

— температура замерзания раствора;

Сm — моляльная концентрация раствора;

Кк — криоскопическая постоянная.

Криоскопическая постоянная не зависит от природы растворённого вещества и его концентрации, а определяется свойствами чистого растворителя:

Кк = , (2)

где М(А) – молярная масса растворителя;

— молярная теплота плавления растворителя.

Физический смысл Кк состоит в том, что она численно равна ΔТз раствора, моляльность которого равна 1 моль на 1 кг растворителя.

Для воды, наиболее распространённого растворителя,

Кк (Н2О) = 1,86 К∙кг /моль.

Для водного раствора, содержащего m(В) г растворённого вещества с молярной массой М(В) в m(Н2О) г воды, моляльность рассчитывается по формуле:

Сm = . (3)

Если не известна молярная масса растворённого вещества неэлектролита М(В), то её определяют по формуле:

М(В) = , (4)

где ΔТз находят экспериментальным путём.

Если растворённое вещество является электролитом, то в растворе оно распадается на ионы, число частиц оказывается больше, чем в растворе неэлектролита при такой же моляльной концентрации. Это увеличение частиц учитывает i — изотонический коэффициент Вант-Гоффа . Он показывает, во сколько раз увеличилось число частиц в растворе в результате электролитической диссоциации:

ΔТз = i∙ Кк ∙Сm. (5)

Изотонический коэффициент рассчитывают по уравнению:

i = 1 + a(n – 1), (6)

где a — степень электролитической диссоциации электролита;

n – число ионов, на которые распадается одна молекула электролита.

Для разбавленного раствора сильного электролита a = 1 и i = n.

Если измерить температуры замерзания чистого растворителя и раствора электролита заданной концентрации и рассчитать ΔТз, то можно экспериментально определить изотонический коэффициент i и рассчитать степень электролитической диссоциации a для исследуемого слабого электролита.

Метод исследования, основанный на экспериментальном определении температуры замерзания растворителя и раствора, называется криоскопией. Он применяется при изучении реальных разбавленных растворов.

2. В Ы П О Л Н Е Н И Е Р А Б О Т Ы

Для определения температуры замерзания раствори­теля и раствора применяют прибор для определения температуры замерзания (криоскоп), простейший вид которого представлен на рис. 1. Прибор предложен Бекманом, его главной составляющей является термометр Бекмана.

Термометр Бекмана отличается от обычного термометра и предназначен для точного измерения температур в определённом температурном интервале с последующим расчётом разности температур. Он имеет большую точную шкалу и второй запасной ртутный резервуар.

Поскольку в криоскопии из­мерения проводятся при низкой температуре, настройка термометра Бекмана должна производиться

Рис. 1. Криоскоп

1 – пробирка; 2 – внешняя пробирка;

3 – термометр Бекмана; 4 – мешалка

непосред­ственно перед измерением. Так как шкала термометра составляет 5 0С, то понижение температуры ΔТ3 не должно превы­шать 5 0С. Температуру можно измерять с точностью до 0,005 – 0.002 0С.

Наличие верхнего ре­зервуара с ртутью, соединенного с ниж­ним резервуаром капилляром, позво­ляет менять массу ртути в нижнем резервуаре, в зависимости от того, в каком температурном интервале про­водятся измерения.

Ртути в нижнем резервуаре должно быть столько, что­бы при замерзании чистого раство­рителя мениск ртути находился в верхней части шкалы. При работе с водными растворами положение ме­ниска ртути в этой зоне должно отвечать 0 0С.

В качестве ох­ладительной смеси в криоскопии используется смесь измельченного льда (снега) с хлоридом натрия. Температура смеси опреде­ляется соотношением соли и льда.

Например, температу­ра смеси, состоящей из 1 части соли и 3 частей льда, составляет – 21°С. Температуру охладительной смеси вы­бирают таким образом, чтобы она была на 2–3 градуса ниже измеряемой температуры замерзания.

Для исследуе­мых в работе водных растворов она лежит в пределах – 1… –2°С.

2.1. Настройтетермометра Бекмана для криоскопии.

Для установления нулевой точки термометр поместите в тающий лёд и отметьте уровень ртути в капилляре. Если он окажется в нижней части шкалы, то добавьте ртуть из верхнего резервуара в нижний.

Для этого, перевернув термометр, зажмите верх­нюю его часть в кулак и не сильно постучите кулаком по столу, придерживая нижний конец термометра другой рукой. При этом ртуть начнет перетекать из нижнего резервуара в верхний.

Когда ртуть заполнит капилляр и сольется с ртутью, находящейся в верхнем резервуаре, осторожно переверните термометр так, чтобы верхний резервуар оказался несколько выше нижнего, тогда ртуть из него будет перетекать в нижний резервуар. Чтобы ускорить этот процесс, нижний резервуар поме­стите под струю холодной воды.

После того как некото­рое количество ртути из верхнего резервуара перетечет в нижний, термометр переведите в вертикальное поло­жение и погрузите в лед.

Через несколько минут выньте термометр изо льда, и, держа его правой рукой за сред­нюю часть коротким, но сильным ударом верхней части термометра по большому или указательному пальцу ле­вой руки добейтесь разрыва столбика ртути в месте соеди­нения капилляра с верхним резервуаром ртути.

Затем снова поставьте термометр в тающий лед и наблюдайте положение мениска ртути. Если ртуть на этот раз окажет­ся выше делений шкалы, то выньте термометр изо льда, слегка нагрейте нижний резервуар рукой и скопившуюся в капилляре над верхним резервуаром капельку ртути сбро­сьте в него резким ударом верхней части термометра по большому пальцу левой руки. Эти операции иногда при­ходится повторять несколько раз, чтобы добиться жела­емого положения ртути на шкале термометра.

2.2. Приготовьте охладительную смесь.

В стакан для охладительной смеси (рис. 1) поместите снег (лёд), смешанный с небольшим количеством воды, чтобы не было воздушных пустот, добавьте 30 мл насыщенного раствора хлорида натрия и тщательно перемешайте. Охладительная смесь готова.

2.3. Определите температуру замерзания растворителя (воды).

Для этого в измерительную пробирку 1 ( рис. 1) налейте точно измеренный пипеткой объём (20 – 50 мл ) дистиллированной воды. Объём воды должен быть такой, чтобы она покрыла весь нижний резервуар со ртутью термометра Бекмана.

В пробирку опустите мешалку, термометр Бекмана установ­ите в кольцо мешалки таким образом, чтобы его нижний резервуар не касался ни дна, ни стенок пробирки и был полностью погружен в воду, а мешалка могла легко перемещаться вверх и вниз, не задевая термо­метра. Пробирку с термометром поместите во внешнюю пробирку, находящуюся в сосуде с охладительной смесью.

Воду в пробирке перемешивайте движением мешалки вверх – вниз со скоростью одно пере­мещение в секунду. Горизонтальная петля мешалки не должна подниматься выше уровня жидкости. Наблюдайте за понижением уровня ртути в капилляре.

Если он оста­ется постоянным, то это свидетельствует о нарушении режима охлаждения, приводящего к образованию на стен­ках пробирки ледяной корки, замедляющей процесс ох­лаждения. Причиной такого нарушения обыкновенно яв­ляется или недостаточно интенсивное перемешивание, или слишком низкая температура охладительной смеси.

В этом случае опыт прекратите, выньте пробирку из охла­дительной смеси, нагревая ее рукой при непрерывном перемешивании, добейтесь, чтобы ртутный столбик стал подниматься, а на стенках пробирки не осталось ледяной корки. В охладительную смесь добавьте льда (снега) и отлейте некоторое количество воды, что будет повы­шать температуру охладительной смеси.

Опыт возобновите, пробирку с жидкостью поместите во внешнюю пробирку, находящуюся в сосуде с охладительной смесью и при непрерывном перемешивании наблюдайте за понижением температуры. Перемешивание прекратите, когда температура опустится на 0, 5 0С выше ожидаемой температуры кристаллизации.

После этого внимательно следите за понижением температуры. Без перемешивания жидкость легко переохлаждается, о чём свидетельствуют показания термометра. Для чистого растворителя переохлаждение допустимо на 0,5 – 1 0С. Возобновление перемешивания переохлаждённой жидкости вызывает кристаллизацию.

При кристаллизации выделяется скрытая теплота, и температура начинает заметно повышаться.

Не прекращая перемешивания, следите за температурой, отмечая максимальную температуру подъёма (из переохлаждённого состояния), которая и будет истинной температурой кристаллизации (замерзания)данной жидкости.

Измерение повторите несколько раз, пока последние два определения температуры кристаллизации будут отличаться не более чем на 0,01 0С.

Перед повторным из­мерением пробирку с замёрзшей водой выньте из внешней пробирки, находящейся в охладительной смеси ( рис.

1), нагрейте рукой до исчезновения кристаллов и снова поместите в охладительную смесь для повторного опре­деления температуры замерзания.

Значения температур кристаллизации (замерзания) и массу воды

m( Н2О) запишите в табл. 1.

Внимание! Ни в коем случае не следует вынимать термометр Бекмана из пробирки до расплавления кристаллов, так как в противном случае из-за примерзания нижнего ртутного резервуара к стенке или дну пробирки термометр может быть поврежден.

2.4. Определите температуру замерзания водного раствора.

Исследуемое вещество (задание выдаётся преподавателем) массой 0,2 – 0,5 г из бюкса всыпьте в измерительную пробирку 1 с дистиллированной водой (рис. 1) и перемешайте до полного растворения.

Масса вещества должна быть точно известна, поэтому бюкс с исследуемым веществом взвесьте на аналитических весах с точностью 0,0001 г до и после высыпания. Разность этих взвешиваний есть навеска растворённого вещества.

Поместите пробирку с полученным раствором в охладительную смесь и проведите процесс охлаждения и измерения температуры кристаллизации (замерзания), как с водой (п. 2.3).

Помните! Раствор нельзя переохлаждать более чем на 0,2 0С.

Измерьте температуру замерзания два – три раза, добиваясь сходимости результатов.

Полученные значения температур замерзания раствора и массу исследуемого вещества m(В) запишите в табл. 1.

3. О Б Р А Б О Т К А Э К С П Е Р И М Е Н Т А Л Ь Н Ы Х

Д А Н Н Ы Х

3.1. Рассчитайте средние значения температур замерзания воды и раствора, а также разность средних температур замерзания воды и раствора ΔТз. Полученные значения запишите в табл. 1.

Таблица 1

Экспериментальные данные к работе

Опыт 1Опыт 2Среднее
Температура замерзания растворителя, 0С
Температура замерзания раствора, 0С
Разность температур ΔТз = , 0С
Масса растворителя m(Н2О), г
Масса растворённого вещества m(В), г

3.2. Рассчитайте для растворённого вещества в соответствии с вариантом задания молярную массу (для неэлектролита) или изотонический коэффициент (для сильного электролита) по формулам

(3 – 5), приведённым в теоретических основах работы.

3.3. Рассчитайте погрешность определения молярной массы или изотонического коэффициента.

4. В Ы В О Д Ы П О Р А Б О Т Е

4.1. Сопоставьте значения температур замерзания растворителя и раствора. Как это согласуется с теоретическим прогнозом?

4.2. Обсудите источники погрешности экспериментального определения молярной массы растворённого вещества (неэлектролита) или изотонического коэффициента сильного электролита методом криоскопии.

5. К О Н Т Р О Л Ь Н Ы Е В О П Р О С Ы

1. Что такое компоненты (составляющие системы), число независимых компонентов, фаза, вариантность (число степеней свободы)?

2. Какое уравнение называют основным уравнением фазового равновесия (правилом фаз Гиббса)?

3. Что представляет собой диаграмма состояния воды? Сколько степеней свободы имеет система в фигуративной точке, находящейся:

а) в любой из трёх плоскостей (полей) фаз;

б) на одной из линий;

в) на пересечении трёх линий?

4. Как записывают уравнение Клапейрона – Клаузиуса для процессов испарения (возгонки) и плавления?

5. В каких координатах зависимость давления насыщенного пара от температуры является прямолинейной? Как по этой зависимости определяют среднее значение теплоты испарения (возгонки)?

6. Какая зависимость между температурой плавления и давлением наиболее типична для большинства веществ? Почему у воды и некоторых других веществ эта зависимость иная?

7. Какова связь между теплотами испарения, плавления и возгонки вещества в тройной точке?

8. Какую систему называют раствором?

9. Какими способами выражают состав раствора?

10. Какие растворы называют идеальными, предельно разбавленными, реальными (неидеальными)?

11. Какие свойства раствора называют коллигативными?

12. Как зависит давление насыщенного пара летучего растворённого вещества над раствором от его состава? Закон Рауля для идеальных растворов летучих веществ.

13. Как зависит давление насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего растворённого вещества от его состава? Закон Рауля для предельно разбавленных бинарных растворов нелетучего растворённого вещества.

14. Каковы физические условия закипания и замерзания жидкости?

15. Как пройдут кривые зависимости давления пара растворителя над растворами нелетучего вещества различных концентраций, если их нанести на диаграмму состояния чистого растворителя?

16. Почему растворы кипят при более высоких, а замерзают при более низких температурах, чем чистый растворитель?

17. Как зависит повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора от его концентрации?

18. Что называют эбулиоскопической и криоскопической постоянной? От каких факторов они зависят? По каким уравнениям их можно рассчитать?

19. Что такое осмотическое давление, как его можно определить и как оно зависит от концентрации растворённого вещества в разбавленных растворах? Закон Вант – Гоффа.

20. Какие растворы называют изотоническими, гипотоническими, гипертоническими?

21. Почему коллигативные свойства растворов электролитов всегда отличаются от коллигативных свойств неэлектролитов?

22. Что называют изотоническим коэффициентом Вант – Гоффа, от каких факторов он зависит?

23. Какими методами, основанными на изучении свойств разбавленных растворов, определяют молярные массы неэлектролитов и степени диссоциации электролитов?

24. Будут ли изотоничны растворы сахара и глюкозы с одинаковой массовой долей 5%?

25. Будут ли замерзать при одинаковой температуре растворы сахара, мочевины, хлорида натрия и сульфата натрия с одинаковой моляльной концентрацией?

Проекты по теме:

Поиск
Вики
Архив
Наука
Бизнес
Аналитика

Источник: https://pandia.ru/text/77/434/30154.php

Коллигативные свойства(криоскопия, эбуллиоскопия, осмометрия)растворов электролитов. Изотонический коэффициент, его вычисление

Криоскопия.
⇐ ПредыдущаяСтр 10 из 38Следующая ⇒

Свойства растворов нелетучих веществ: повышение температуры кипения, понижение температуры замерзания (плавления) и осмос,называют коллигативными(или коллективными).

Это означает, что они связаны только с числом молекул растворённого вещества в системе и не зависят от его природы — химических свойств, размеров и конфигурации молекул и др.

Одной из главных причин, обусловливающих коллигативные свойства растворов, является понижение давления пара растворителя над раствором.

Криоскопия — метод исследования растворов, в основе которого лежит измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с температурой замерзания чистого растворителя.

Эбулиоскопия — метод исследования растворов, основанный на измерении повышения их температуры кипения по сравнению с чистым растворителем. Используется для определения молекулярноймассы растворенного вещества, активности растворителя, степени диссоциации (или изотонического коэффициента)

ОСМОМЕТРИЯ -совокупность методов определения осмотич. давления

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:

I=1+α(n-1)

Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель как мера активной реакции среды.

электролитическая диссоциация,— распад молекул на заряженные частицы называемыеионами.При распаде одной молекулы воды образуется два иона; катион(положительно заряженный ион) водорода и анион(отрицательно заряженный ион) гидроксид:

H2O = H+ + OH−

Данный процесс является обратимым, т. е. протекает как в прямом, так и в обратном направлениях. В результате этого обратимого процесса устанавливается равновесное состояние. При равновесии число молекул, распадающихся на ионы, равно числу молекул, образующихся из ионов.

Вещества, распадающиеся на ионы, называются электролитами. К ним относится вода.

Водородный показатель (рН) — мера активной реакции (кислотности или щелочности) среды. Водородный показатель равен отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов [Н + ], выраженной в грамм-ионах на литр (рН= = —lg[H + ]), т. е. представляет собой взятый с обратным знаком показатель степени, в которую надо возвести 10, чтобы получить [Н + ].

Константа диссоциации слабых электролитов. Степень диссоциации. Закон разведения Оствальда.

Константа диссоциации слабого электролита — величина постоянная и практически не зависит от концентрации раствора, а зависит только от температуры

Степень диссоциации зависит от концентрации и от присутствия в растворе электролитов с одноименным ионом

Важнейшей характеристикой слабого электролита служит константа диссоциации.

Рассмотрим равновесную реакцию диссоциации слабого электролита HAn:

Константа равновесия Kc этой реакции и есть Kд:

Закон разведения Оствальда

закона разведения В.Ф.Оствальда(1888):

получим

l2 С К = ¾¾¾¾¾ . l¥ (l)

Закон разбавления показывает, что степень диссоциации данного слабого электролита зависит от его концентрации и константы диссоциации.

Последняя в данном растворителе и для данного электролита зависит только от температуры.

При очень низкой степени диссоциации (α < 1%) принимают, что (1 − α) ≅ 1. Тогда уравнение Оствальда упрощается до формулы: Kд = α2 с0. В таком приближенном виде уравнение Оствальда чаще всего и используется химиками.

Рассматривая зависимость степени диссоциации от концентрации слабого электролита мы обнаруживаем, что повышение концентрации ведет к снижению степени диссоциации, а разбавление раствора, наоборот, к ее повышению.

⇐ Предыдущая567891011121314Следующая ⇒

Рекомендуемые страницы:

Источник: https://lektsia.com/7x9b30.html

Левченков С.И. — Лекции по физической и коллоидной химии — Закон Рауля. Криоскопия. Эбулиоскопия

Криоскопия.

 
С. И. ЛЕВЧЕНКОВ

ФИЗИЧЕСКАЯ И КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ

Конспект лекций для студентов биофака ЮФУ (РГУ)

3.2  РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ

Образование растворов. Растворимость – Растворы неэлектролитов – Растворы электролитов – Электропроводность растворов – Электродный потенциал. ЭДС – Классификация электродов

3.2.1  Давление  насыщенного  пара  разбавленных  растворов

Представим, что в равновесную систему жидкость А – пар введено некоторое вещество В. При образовании раствора мольная доля растворителя XА становится меньше единицы; равновесие в соответствии с принципом Ле Шателье – Брауна смещается в сторону конденсации вещества А, т.е.

в сторону уменьшения давления насыщенного пара РА. Очевидно, что, чем меньше мольная доля компонента А в растворе, тем меньше парциальное давление его насыщенных паров над раствором.

Для некоторых растворов выполняется следующая закономерность, называемая первым законом Рауля:

Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причем коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.

                          (III.10)

Поскольку сумма мольных долей всех компонентов раствора равна единице, для бинарного раствора, состоящего из компонентов А и В легко получить следующее соотношение, также являющееся формулировкой первого закона Рауля:

                       (III.11)

Относительное понижение давления пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества и не зависит от природы растворенного вещества.

Растворы, для которых выполняется закон Рауля, называют идеальными растворами. Идеальными при любых концентрациях являются растворы, компоненты которых близки по физическим и химическим свойствам (оптические изомеры, гомологи и т.п.) и образование которых не сопровождается объёмными и тепловыми эффектами.

В этом случае силы межмолекулярного взаимодействия между однородными и разнородными частицами примерно одинаковы, и образование раствора обусловлено лишь энтропийным фактором.

Растворы, компоненты которых существенно различаются по физическим и химическим свойствам, подчиняются закону Рауля лишь в области бесконечно малых концентраций.

3.2.2  Давление пара идеальных и реальных растворов

Если компоненты бинарного (состоящего из двух компонентов) раствора летучи, то пар над раствором будет содержать оба компонента (относительное содержание компонентов в парах будет, как правило, отличаться от содержания их в растворе – пар относительно богаче компонентом, температура кипения которого ниже). Рассмотрим бинарный раствор, состоящий из компонентов А и В, неограниченно растворимых друг в друге. Общее давление пара, согласно первому закону Рауля, равно

          (III.12)

Таким образом, для идеальных бинарных растворов зависимость общего и парциального давления насыщенного пара от состава раствора, выраженного в мольных долях компонента В, является линейной при любых концентрациях (рис.3.3). К таким системам относятся, например, системы бензол – толуол, гексан – гептан, смеси изомерных углеводородов и др.
 

Рис. 3.3  Зависимость парциальных и общего давлений пара                          идеального раствора от концентрации

Для реальных растворов данные зависимости являются криволинейными. Если молекулы данного компонента взаимодействуют друг с другом сильнее, чем с молекулами другого компонента, то истинные парциальные давления паров над смесью будут больше, чем вычисленные по первому закону Рауля (положительные отклонения).

Если же однородные частицы взаимодействуют друг с другом слабее, чем разнородные, парциальные давления паров компонентов будут меньше вычисленных (отрицательные отклонения).

Реальные растворы с положительными отклонениями давления пара образуются из чистых компонентов с поглощением теплоты (ΔНраств > 0), растворы с отрицательными отклонениями образуются с выделением теплоты (ΔНраств < 0).
 

Рис. 3.4  Зависимость парциальных и общего давлений пара идеальных (штриховая линия) и реальных (сплошная линия) бинарных растворов от состава при положительных (слева) и отрицательных (справа) отклонениях от закона Рауля.

3.2.3   Температура  кристаллизации  разбавленных  растворов

Раствор в отличие от чистой жидкости не отвердевает целиком при постоянной температуре; при некоторой температуре, называемой температурой начала кристаллизации, начинают выделяться кристаллы растворителя и по мере кристаллизации температура раствора понижается (поэтому под температурой замерзания раствора всегда понимают именно температуру начала кристаллизации). Замерзание растворов можно охарактеризовать величиной понижения температуры замерзания ΔТзам, равной разности между температурой замерзания чистого растворителя T°зам и температурой начала кристаллизации раствора Tзам:

                   (III.13)

Рассмотрим Р – T диаграмму состояния растворителя и растворов различной концентрации (рис. 3.

5), на которой кривая ОF есть зависимость давления пара над твердым растворителем, а кривые ОА, ВС, DE – зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответственно.

Кристаллы растворителя будут находиться в равновесии с раствором только тогда, когда давление насыщенного пара над кристаллами и над раствором одинаково.

Поскольку давление пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем, температура, отвечающая этому условию, всегда будет более низкой, чем температура замерзания чистого растворителя. При этом понижение температуры замерзания раствора ΔTзам не зависит от природы растворенного вещества и определяется лишь соотношением числа частиц растворителя и растворенного вещества.
 

Рис. 3.5  Понижение  температуры  замерзания  разбавленных растворов
 

Можно показать, что понижение температуры замерзания раствора ΔTзам прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:

                         (III.14)

Уравнение (III.14) называют вторым законом Рауля. Коэффициент пропорциональности K – криоскопическая постоянная растворителя – определяется природой растворителя.

3.2.4   Температура  кипения  разбавленных  растворов

Температура кипения растворов нелетучего вещества всегда выше, чем температура кипения чистого растворителя при том же давлении. Рассмотрим Р – T диаграмму состояния растворителя и растворов различной концентрации (рис.3.5).

Любая жидкость – растворитель или раствор – кипит при той температуре, при которой давление насыщенного пара становится равным внешнему давлению. Соответственно температуры, при которых изобара Р = 1 атм.

пересечет кривые ОА, ВС и DE, представляющие собой зависимости давления пара над чистым растворителем и растворами с возрастающими концентрациями соответственно, будут температурами кипения этих жидкостей (рис. 3.6).

Повышение температуры кипения растворов нелетучих веществ ΔTк = Tк – T°к пропорционально понижению давления насыщенного пара и, следовательно, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора. Коэффициент пропорциональности E есть эбулиоскопическая постоянная растворителя, не зависящая от природы растворенного вещества.

                         (III.15)

Рис. 3.6  Повышение температуры кипения разбавленных растворов
 

Т.о., второй закон Рауля можно в наиболее общем виде сформулировать следующим образом:

Понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения разбавленного раствора нелетучего вещества прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворенного вещества.

Второй закон Рауля является следствием из первого; данный закон справедлив только для бесконечно разбавленных растворов. Коэффициенты пропорциональности в уравнениях (III.14 – III.

15) – эбулиоскопическая и криоскопическая константы – имеют физический смысл соответственно повышения температуры кипения и понижения температуры замерзания растворов с моляльной концентрацией, равной  1 моль/кг.

  Однако, поскольку такие растворы не являются бесконечно разбавленными, эбулиоскопическая и криоскопическая константы не могут быть непосредственно определены и относятся поэтому к числу т.н. экстраполяционных констант.

3.2.5  Осмотическое давление разбавленных растворов

Если разделить два раствора с различной концентрацией полупроницаемой перегородкой, пропускающей молекулы растворителя, но препятствующей переходу частиц растворённого вещества, будет наблюдаться явление самопроизвольного перехода растворителя через мембрану из менее концентрированного раствора в более концентрированный – осмос.

Осмотические свойства раствора количественно характеризуются величиной осмотического давления. Давление, которое необходимо приложить к раствору, чтобы предотвратить перемещение растворителя в раствор через мембрану, разделяющую раствор и чистый растворитель, есть осмотическое давление π.

Осмотическое давление идеальных растворов линейно зависит от температуры и молярной концентрации раствора С и может быть рассчитано по уравнению (III.16):

                             (III.16)

Уравнение (III.16) есть т.н. принцип Вант-Гоффа

осмотическое давление идеального раствора равно тому давлению, которое оказывало бы растворенное вещество, если бы оно, находясь в газообразном состоянии при той же температуре, занимало бы тот же объем, который занимает раствор.

Осмос играет важнейшую роль в процессах жизнедеятельности животных и растений, поскольку клеточная плазматическая мембрана является полупроницаемой. Осмос обусловливает поднятие воды по стеблю растений, рост клетки и многие другие явления.

Рассмотрим роль осмоса в водном режиме растительной клетки. Осмотическое давление жидкости, контактирующей с клеткой, может быть больше, меньше либо равно осмотическому давлению внутриклеточной жидкости. Соответственно выделяют гипертонические, гипотонические и изотонические растворы.

Если клетка находится в контакте с гипертоническим раствором, вода выходит из неё путём осмоса через плазматическую мембрану. Протопласт (живое содержимое клетки) при этом уменьшается в объёме, сморщивается и в конце концов отстаёт от клеточной стенки. Этот процесс называют плазмолизом. Процесс плазмолиза обычно обратим.

Рис. 3.7  Влияние осмотического давления на растительную клетку
 

Если клетку поместить в чистую воду или гипотонический раствор, вода путём осмоса поступает в клетку; протопласт при этом увеличивается в объёме и оказывает давление на сравнительно жёсткую клеточную стенку.

Этот процесс называется тургором. Тургорное давление препятствует дальнейшему поступлению воды в клетку.

Именно тургорное давление поддерживает стебли растений в вертикальном положении, придаёт растениям прочность и устойчивость.

Изотонические растворы не оказывают влияния на водный режим клетки.

У животных клеток нет клеточной стенки, поэтому они более чувствительны к осмотическому давлению жидкости, в которой находятся. 

Рис. 3.8  Влияние осмотического давления на эритроциты
 

Животные клетки имеют систему защиты, основанную на осморегуляции; организм животного стремится поддерживать осмотическое давление всех тканевых жидкостей на постоянном уровне. Например, осмотическое давление крови человека – 800 000 Н/м2. Такое же осмотическое давление имеет 0,9 %-ный раствор хлорида натрия. Физиологический раствор, изотоничный крови, широко применяется в медицине.

3.2.6  Понятие активности растворенного вещества

Если концентрация растворенного вещества не превышает 0.1 моль/л, раствор неэлектролита обычно считают разбавленным. В таких растворах взаимодействие между молекулами растворителя существенно преобладает над взаимодействием между молекулами растворителя и растворенного вещества, поэтому последним обычно можно пренебречь.

В случае более концентрированных растворов такое приближение неправомерно и для формального учета взаимодействия частиц растворителя и растворенного вещества, а также частиц растворенного вещества между собой, вводится эмпирическая величина, заменяющая концентрацию – активность (эффективная концентрация) а, связанная с концентрацией через коэффициент активности f, который является мерой отклонения свойств реального раствора от идеального:

                             (III.17)

Как правило, коэффициент активности меньше единицы (при малых концентрациях считают f = 1 и а = С). Необходимо отметить, что активность компонента не прямо пропорциональна его концентрации – коэффициент активности уменьшается с увеличением концентрации.

Copyright  ©  С. И. Левченков, 1996 — 2005.

Предыдущая глава                 В начало страницы                 Следующая глава

Источник: http://www.physchem.chimfak.rsu.ru/Source/PCC/Solutions_2.htm

Biz-books
Добавить комментарий