Коллигативные свойства растворов

МИНЕСТЕРСТОВ ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное государственное автономное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Дальневосточный федеральный университет»

                               Колледж филиала ДВФУ в г. Находке

 

 

 

Ионов Никита Олегович

Коллигативные свойства растворов

РЕФЕРАТ

 

 

 

Студент гр. 15С-3311  ________

                                                                                                                                       (подпись)

                                                                                                   Преподаватель Усанова В.В

                                                                                

                                                                                 Оценка  _________________

_________    ____________

                                                                                                   подпись              И.О.Фамилия 

«_____»  __________ 20 г.

 

 

 

 

 

Находка

2015

Содержание

Введение……………………………………..……………..…..……….….…...…3

1. Коллигативные свойства растворов ……..…...……………………..4
2. Давление насыщенного пара и закон Рауля…………….….…...…5
3. Диффузия и осмос………..……………………………………………..9
4. Растворы электролитов..…………………………………….…….….12

Заключение……………………………………………………………………….14

Список литературы………………………………………………………………15

 

 

    

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1 Введение

Физическая химия – раздел химии, наука об общих законах строения, структуры и превращения химических веществ. Исследует химические явления с помощью теоретических и экспериментальных методов физики. Наиболее обширный раздел химии. Физическая химия является основным теоретическим фундаментом современной химии, использующим теоретические методы таких важнейших разделов физики, как квантовая механика, статистическая физика и термодинамика, нелинейная динамика, теория поля и др. Она включает учение о строении вещества, в том числе: о строении молекул, химическую термодинамику, химическую кинетику и катализ. Весьма близко примыкают к физической химии и подчас рассматриваются как её самостоятельные разделы коллоидная химия, физико-химический анализ и квантовая химия. Большинство разделов физической химии имеет достаточно чёткие границы по объектам и методам исследования, по методологическим особенностям и используемому аппарату. [1]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2 Коллигативные свойства растворов

Свойства растворов, которые зависят только от концентрации компонентов, но не зависят от их природы, называются коллигативными. [1;2]

К коллигативным свойствам растворов относят:

1) понижение давления насыщенного пара над раствором по сравнению с растворителем;

2) повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания (кристаллизации) растворов по сравнению с растворителем;

3) осмотические явления. [1;2]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

3 Давление насыщенного пара и закон Рауля

Пар, находящийся в динамическом равновесии со своей жидкостью называется насыщенным. Насыщенный пар характеризуется давлением P (Па, атм), которое иногда называют упругостью пара. Давление насыщенного пара зависит от природы жидкости и от температуры. С ростом температуры давление насыщенного пара возрастает (рис. 1.). [1]

 

Рисунок 1. Зависимость давления насыщенного пара растворителя от температуры.

 

Добавление в растворитель растворенного вещества (нелетучего неэлектролита) приводит к тому, что на протяжении всего температурного интервала давление насыщенного пара растворителя над раствором (кривая 2) ниже давления насыщенного пара над чистым растворителем (кривая 1). Это связано с уменьшением количества свободных молекул растворителя на поверхности жидкости. [1]

 

Закон Рауля

Относительное понижение давления пара растворителя над раствором нелетучего неэлектролита равно мольной доле раство-ренного вещества:

 

,

(1)

 

где Р – давление насыщенного пара растворителя над раствором

(атм; Па; мм. рт. ст.);

Р0 – давление насыщенного пара над чистым растворителем

(атм; Па; мм. рт. ст.);

n1 – количество растворенного вещества (моль);

n2 – количество растворителя (моль).

Температура, при которой давление пара растворителя над раствором становится равным давлению пара над твердой фазой, называется температурой кристаллизации раствора (Tкр.).

Температура, при которой давление пара растворителя над раствором становится равным атмосферному давлению, назы-вается температурой кипения раствора (Tкип.). [4;1]

Из рис. 1 видно, что температура кристаллизации раствора (Tкр.) несколько ниже температуры кристаллизации чистого растворителя (T0 кр.). Разность температур кристаллизации растворителя и раствора DTкр. можно рассчитать по одному из следствий из закона Рауля:

Понижение температуры кристаллизации раствора по сравнению с растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации раствора: [1]

 

,

(2)

 

где К – криоскопическая постоянная растворителя (К×кг/моль);

b(х) – моляльная концентрация раствора (моль/кг).

Другое следствие из закона Рауля позволяет рассчитать повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем DTкип.:

Повышение температуры кипения раствора по сравнению с растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации раствора: [2]

 

,

(3)

 

где Е – эбулиоскопическая постоянная растворителя (К×кг/моль).

Значения констант К и Е определяются исключительно природой растворителя.

Значения криоскопических и эбулиоскопических констант некоторых растворителей приведены в таблице 1.

 

Растворитель	Температура кипения, 0С	Температура кристал-лизации, 0С	Эбулиоско-пическая константа, К×кг/моль.	Криоско-пическая константа, К×кг/моль.
Вода	100	0	0,52	1,86
Бензол	80,1	5,5	2,56	5,10
Этанол	78,4	-114,15	1,16	1,99
Ацетон	56,2	-95,35	1,50	2,40
Хлороформ	61,2	-63,5	4,90	3,90
Диэтиловый эфир	34,5	-116,2	2,02	1,79
Камфора	204	179	5,95	39,7

Таблица 1. Физико-химические характеристики растворителей.

Следствия из закона Рауля позволяют также решить и обратную задачу: зная величину DTкип. (или DTкр.) можно рассчитать молярную массу растворенного вещества M(x): [3]

	(4)
	(5)

 

4 Диффузия и осмос

Процесс самопроизвольного выравнивания концентраций веществ в термодинамической системе называют диффузией.

Диффузия является двусторонним процессом. Так, в растворах в процессе диффузии участвуют как молекулы растворителя, так и молекулы (ионы) растворенных веществ.

Процесс преимущественно одностороннего проникновения молекул растворителя через полупроницаемую мембрану называют осмосом. [4]

В процессе осмоса, молекулы растворителя проникают через полупроницаемую мембрану либо из растворителя в раствор, либо из разбавленного раствора в более концентрированный.

Явление осмоса схематично представлено на рис. 2, из которого видно, что в процессе осмоса уровень жидкости в объеме с раствором глюкозы повышается. При этом создается дополнительное гидростатическое давление, препятствующее дальнейшему проникновению растворителя через мембрану.

Дополнительное гидростатическое давление, при котором осмос прекращается, называют осмотическим давлением.

Осмотическое давление обозначают буквой p и выражают в кПа или в атм. [3]

Рисунок 2. Явление осмоса.

 

Изучая осмотические явления, Вант-Гофф установил их полную аналогию с законами поведения идеальных газов.

Закон Вант-Гоффа

Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации раствора и абсолютной температуре:

 

(6)

где С(х) - молярная концентрация раствора, моль/л;

R - газовая постоянная (8,31 Дж/(моль×К) 0,082 л×атм/(моль×K));

Т - абсолютная температура (К).

Интересно отметить, что даже при сравнительно небольших концентрациях, растворы могут обладать значительным осмотическим давлением. Так, осмотическое давление одномолярного раствора глюкозы при 00С составляет 22,4 атм. [3]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

5 Растворы электролитов

Из рисунка 1 видно, что при равных концентрациях растворов давление насыщенного пара растворителя над раствором электролита (кривая 3) ниже, чем над раствором неэлектролита той же концентрации (кривая 2). Это объясняется тем, что диссоциация электролита приводит к увеличению общего числа частиц растворенного вещества. Вследствие сольватации образовавшихся ионов уменьшается количество свободных молекул растворителя на поверхности раздела жидкостьпар. Таким образом, свойства, зависящие от общего числа находящихся в растворе частиц растворенного вещества (коллигативные свойства), проявляются в растворах электролитов в большей степени, чем в равных им по концентрации растворах неэлектролитов. [4;5]

Если в результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возросло в i раз по сравнению с числом его молекул, то это должно быть учтено при расчете коллигативных свойств:

 

,	(7)
	(8)
	(9)

 

где i – изотонический коэффициент (коэффициент Вант-Гоффа).

Изотонический коэффициент i связан со степенью диссоциации электролита a следующим соотношением:

,

(10)

 

где n – число ионов, на которые при диссоциации распадается электролит. [4;5]

По опытным величинам p, DTкип. и DTкр. можно определить значение i, что, в свою очередь, позволяет вычислить степень диссоциации электролита в растворе. При этом следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким образом значение выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации, поскольку в растворах сильные электролиты диссоциированы полностью. Наблюдаемое отличие «кажущейся» степени диссоци-ации от единицы связано с межионным взаимодействием в растворе. [4;5]

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Заключение

Данная тема была раскрыта для более подробного ознакомления со свойствами коллегативных растворов.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Список литературы

Учебники и учебные пособия

 

1. Б.В. Ахметов,Ю.П.Новиченко,В.И.Чапурин. Физическая и коллоидная химия. Учебник. М.,Химия,1996.
2. С.С. Воюцкий. Курс коллоидной химии. Учебник. 4-е изд.2005.
3. А.Б. Лукьянов Физическая и коллоидная химия: Учебник для техникумов 3-е изд., перераб. и доп. - М.: Химия, 2006
4. . Глинка Н.Л. Общая химия .Учебное пособие для  студентов.Под редакцией В.А. Л.,Химия ,2008.
5. Коровин Н.В. Курс общей химии.-М.Высшая школа.,1981.