Proprietati coligative

În chimie , o proprietate coligativă este o proprietate a soluțiilor care depinde doar de numărul de particule distincte - molecule, ioni sau agregate supramoleculare - care alcătuiesc soluția și nu de natura particulelor în sine. ^[1] Atunci când un non-volatilă solut se adaugă la un solvent , proprietățile fizice ale soluției rezultate sunt diferite de cele ale solventului pur. Unele proprietăți, de exemplu densitatea și pH-ul , depind nu numai de concentrația particulelor dizolvate, ci și de natura componentelor soluției; acesta nu este cazul proprietăților coligative, care sunt:

Termodinamica

Proprietățile coligative derivă termodinamic din scăderea potențialului chimic al solventului datorită prezenței solutului. Indicând cu $\mu _{A}^{*}$ ${\ displaystyle \ mu _ {A} ^ {*}}$ ${\ displaystyle \ mu _ {A} ^ {*}}$ potențialul chimic al unui solvent generic pur A , după adăugarea unui dizolvat, noua valoare asumată de potențialul chimic va fi exprimată prin ecuație

\mu _{A}=\mu _{A}^{*}+RT\ln x_{A}

{\ displaystyle \ mu _ {A} = \ mu _ {A} ^ {*} + RT \ ln x_ {A}}

{\ displaystyle \ mu _ {A} = \ mu _ {A} ^ {*} + RT \ ln x_ {A}}

unde este $R.$ ${\ displaystyle R}$ $R.$ este constanta gazului universal , $T.$ ${\ displaystyle T}$ $T.$ temperatura absolută e $x_{A}$ ${\ displaystyle x_ {A}}$ $x_A$ este fracția molară a solventului.

Scăderea presiunii vaporilor

Presiunea de vapori a unei soluții care conține un dizolvat non-volatil este întotdeauna mai mică decât cea a solventului pur. Conform legii lui Raoult , presiunea de vapori a unei soluții ideale (P _sol ) este egală cu suma presiunilor de vapori ale componentelor, fiecare înmulțită cu fracția molară respectivă în faza lichidă. Amintiți-vă că presiunea de vapori a substanței dizolvate este neglijabilă în comparație cu cea a solventului.

Acest lucru se întâmplă din cauza legării moleculelor de solut de cele ale solventului. Prin urmare, comparativ cu anterior, vor exista mai puține molecule de solvent care vor trece la starea vaporilor, scăzând astfel presiunea vaporilor.

Elevare ebullioscopică și coborâre crioscopică

Adăugarea unui solvent dizolvat nevolatil la un solvent are ca rezultat o soluție al cărei punct de fierbere este mai mare ( creștere ebullioscopică ) și al cărui punct de îngheț este mai mic ( coborâre crioscopic ) decât cel al solventului pur. Mărimea efectului este direct proporțională cu concentrația molară ( m ) a substanței dizolvate în funcție de relațiile:

T_{eb\ \mathrm {soluzione} }-T_{eb\ \mathrm {solvente} }=\Delta T_{eb}=K_{eb}\cdot m

{\ displaystyle T_ {eb \ \ mathrm {solution}} -T_ {eb \ \ mathrm {solvent}} = \ Delta T_ {eb} = K_ {eb} \ cdot m}

{\ displaystyle T_ {eb \ \ mathrm {solution}} -T_ {eb \ \ mathrm {solvent}} = \ Delta T_ {eb} = K_ {eb} \ cdot m}

T_{c\ \mathrm {solvente} }-T_{c\ \mathrm {soluzione} }=\Delta T_{c}=K_{c}\cdot m

{\ displaystyle T_ {c \ \ mathrm {solvent}} -T_ {c \ \ mathrm {solution}} = \ Delta T_ {c} = K_ {c} \ cdot m}

{\ displaystyle T_ {c \ \ mathrm {solvent}} -T_ {c \ \ mathrm {solution}} = \ Delta T_ {c} = K_ {c} \ cdot m}

unde: K _{și b} reprezintă molal ebullioscopic constantă a solventului și K _c reprezintă molal cryoscopic constantă a solventului.

K _eb și K _c sunt constante caracteristice pentru fiecare solvent.

Gândiți-vă doar când sare (NaCl) este aruncată pe străzi pentru a le împiedica să înghețe: prezența sării (NaCl) scade temperatura de congelare (solidificare) a apei. Dimpotrivă, dacă adăugați sare (NaCl) înainte de a fierbe o oală cu apă, acesta va fierbe la o temperatură mai mare, durând astfel mai mult. Cu toate acestea, această creștere în scopuri practice este de obicei atât de mică încât să fie neglijabilă.

Osmoza și presiunea osmotică

Efectul presiunii osmotice

Prin separarea a două soluții la concentrații diferite (sau a unei soluții și a solventului său) cu o membrană semipermeabilă , adică permeabilă numai la solvent și nu la solut , are loc fenomenul de osmoză care constă în mișcarea netă a solventului prin membrană din soluția este mai diluată până la cea mai concentrată (sau de la solvent pur la soluție), până când se ajunge la o situație de echilibru. Rezultatul este creșterea nivelului soluției mai concentrate în comparație cu cea mai diluată (sau solvent pur). Presiunea care trebuie aplicată asupra soluției mai concentrate pentru a o readuce la nivelul celei mai diluate se numește presiune osmotică .

Presiunea osmotică ( π ) a unei soluții în care dizolvatul nu este un electrolit este calculată utilizând o relație foarte similară cu cea a ecuației de stare pentru gazele ideale:

\pi \cdot V=n_{B}RT

{\ displaystyle \ pi \ cdot V = n_ {B} RT}

{\ displaystyle \ pi \ cdot V = n_ {B} RT}

de la care:

\pi ={\frac {n_{B}}{V}}\cdot RT=C_{B}\cdot RT

{\ displaystyle \ pi = {\ frac {n_ {B}} {V}} \ cdot RT = C_ {B} \ cdot RT}

{\ displaystyle \ pi = {\ frac {n_ {B}} {V}} \ cdot RT = C_ {B} \ cdot RT}

in care $C_{B}$ ${\ displaystyle C_ {B}}$ $C_B$ este concentrația molară a solutului, $n_{B}$ ${\ displaystyle n_ {B}}$ $n_B$ corespunde numărului de moli ai solutului, $R.$ ${\ displaystyle R}$ $R.$ este constanta universală a gazului , e $T.$ ${\ displaystyle T}$ $T.$ este temperatura .

Comparând presiunea osmotică a două soluții:

dacă π _α = π _β , cele două soluții sunt izotonice una față de cealaltă;
dacă π _α > π _β , soluția α este hipertonică față de soluția β și soluția β este hipotonă față de soluția α.

În concluzie, dacă două soluții cu presiune osmotică diferită sunt separate de o membrană semipermeabilă, există un pasaj net al solventului de la soluția hipotonică (mai puțin concentrată) la soluția hipertonică (mai concentrată) până la atingerea unei condiții de echilibru.

Proprietăți colective în soluțiile electrolitice

Deoarece un electrolit în soluție se disociază în ioni, un mol de electrolit în soluție eliberează mai multe particule decât un mol de non-electrolit și, prin urmare, are un efect mai mare asupra proprietăților coligative.

Pentru a calcula efectul asupra proprietăților coligative induse de prezența unui electrolit este necesar să se ia în considerare numărul de particule în care electrolitul se disociază, introducând în formulă un coeficient numit coeficient van 't Hoff ( i ).
Presupunând că ionii sunt independenți unul de celălalt, i este numărul de ioni în care electrolitul este disociat. Dacă soluția este un electrolit, creșterea ebullioscopică (ΔT _{și b} ) și scăderea crioscopică (ΔT _c ) sunt calculate folosind următoarele formule:

ΔT _eb = K _eb · m · i

ΔT _c = K _c · m · i

În mod similar, pentru calcularea presiunii osmotice pentru soluțiile de electroliți, relația deține:

π = M · RT · i

Alternativ, expresia osmolarității poate fi utilizată pentru a calcula presiunea osmotică.

Osmolaritatea

Osmolaritatea este o expresie a concentrației unei soluții care subliniază numărul de particule de solut prezente în soluția însăși.

Osmolaritatea exprimă numărul de osmoli de dizolvat conținut într-un litru de soluție, unde numărul de osmoli este calculat prin înmulțirea numărului de moli cu coeficientul van 't Hoff i . Prin urmare, avem: