Колігативні властивості

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук

Колігативні властивості (від лат. colligo — зв'язувати, з'єднувати) — властивості розчинів, які залежать від кількості частинок розчинених речовин і не залежать від їх природи. Основою впливу розчинених речовин на властивості розчину є те, що вони знижують хімічний потенціал (μ) розчинника. До колігативних властивостей належать: зменшення тиску насиченої пари і температури плавлення, підвищення температури кипіння і поява осмотичного тиску[1][2][3].

Зниження тиску насиченої пари[ред.ред. код]

Наявність у розчині молекул розчиненої речовини може блокувати випаровування молекул розчинника, але не їх конденсації
Докладніше: Закон Рауля

Зниження тиску насиченої пари розчину описується законом Рауля, який для ідеального бінарного (такого, що складається із двох компонентів — розчинника і однієї розчиненої речовини) розчину формулюється так: відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином рівне мольній частці розчиненої речовини:

{{{\rm{(}}P^o _A  - P_A {\rm{)}}} \over {P^o _A }} = X_B,

де P0A — тиск пари над чистим розчинником, PA — тиск пари над розчином, XB — мольна частка розчиненої речовини[4].

З молекулярної точки зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином із збільшенням концентрації розчиненої речовини можна пояснити тим, що наявність молекул розчиненої речовини на поверхні розчину перешкоджає виходу молекул розчинника у пару але не перешкоджає їх поверненню[5].

Зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння[ред.ред. код]

Діаграма, що відображає зниження температури плавлення і збільшення температури кипіння розчину у порівнянні із чистим розчинником, внаслідок зменшення хімічного потенціалу розчинника через наявність розчиненої речовини

Щоб кількісно оцінити збільшення температури кипіння і зменшення температури плавлення розчину, слід знайти температуру при якій, за сталого тиску (1 атм.), пара чистого розчинника або чистий розчинник у твердій формі відповідно має такий же хімічний потенціал, як і розчинник у розчині (див. рисунок справа). Знайдені температури і будуть новими температурами фазового переходу[6].

Кількісно зміну температур плавлення і кипіння можна розрахувати за формулами:

  \Delta T_{f}  = Km
  \Delta T_{b}  = Em,

де ΔTf — зміна температури плавлення, ΔTb — зміна температури кипіння, m — моляльна концентрація розчиненої речовини, K — кріоскопічна стала, E — ебуліоскопічна стала. Кріоскопічна та ебуліоскопічна сталі залежать тільки від природи розчинника[7]. Їх значення для деяких речовин наведене у таблиці:

Розчинник Кріоскопічна стала (K) Ебуліоскопічна стала (E)
Бензен[8] 5,12 2,53
Камфора[8] 40
Фенол[8] 7,27 3,04
Вода[8] 1,86 0,51
Хлороформ[9] 4,70 3,63

Зниження температури плавлення розчину у порівнянні із чистим розчинником лежить в основі методу визначення молекулярної маси розчиненої речовини, що називається кріоскопією. Проте цей метод поступився більш точним і перестав використовуватись[8].

Осмос[ред.ред. код]

Схематичне зображення дифузії води через напівпроникну мембрану у більш концентрований розчин
Докладніше: Осмос та Осмотичний тиск

Осмос (від дав.-гр. ὠσμός — штовхаи) — це спонтанний перехід чистого розчинника у розчин, відділений від нього напівпроникною мембраною, тобто проникною для розчинника і не проникною для розчиненої речовини. Осмотичний тиск (Π) — це тиск, який необхідно прикласти до розчину, щоб зупинити надходження розчинника. Причиною виникнення осмосу, як і інших колігативних властивостей, є зменшення хімічного потенціалу розчинника внаслідок наявності в ньому молекул розчиненої речовини[10].

Значення осмотичного тиску для сильно розведених розчинів можна приблизно обчислити, використовуючи рівняння, виведене Вант-Гоффом:

 \Pi = icRT,

де R — універсальна газова стала, Т — абсолютна температура, ic — осмолярність розчину, тобто добуток фактора Вант-Гоффа (i), який визначається мірою дисоціації розчиненої речовини на окремі компоненти, і молярної концентрації розчиненої речовини (c). Для хлориду натрію, наприклад, i=2, оскільки ця сіль повністю дисоціює на Na+ і Cl-. Для розчину із кількома (n) розчиненими речовинами, загальний осмотичний тиск є сумою[11]:

 \Pi = R T (i_1 c_1 + i_2 c_2 + ... + i_n c_n)

Важливими прикладами осмосу є транспорт рідин через клітинні мембрани, діаліз та осмометрія — визначення молекулярних мас речовин шляхом вимірювання осмотичного тиску їх розчину. Цей метод широко використовується для з'ясування молекулярних мас макромолекул[10].


Примітки[ред.ред. код]

Джерела[ред.ред. код]

  • Atkins P., de Paula J. (2006). Physical Chemistry (вид. 8th). W. H. Freeman and Company. ISBN 0-7167-8759-8. 
  • Nelson D.L., Cox M.M. (2008). Lehninger Principles of Biochemistry (вид. 5th). W. H. Freeman. ISBN 978-0-7167-7108-1. 
  • Тамм М. Е., Третьяков Ю. Д. Неорганическая химия. — Москва: ИЦ «Академия», 2004. — Т. 1. — 240 с. — ISBN 5-7695-1446-1.
Реторта Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.