 |
|
Тоноскопічний закон Рауля
Лекція № 12
РОЗБАВЛЕНІ РОЗЧИНИ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ.
ЗАКОНИ ІДЕАЛЬНИХ РОЗЧИНІВ
1. Тоноскопічний закон Рауля
2. Кріоскопічний та ебуліоскопічний закони Рауля
3. Осмотичний закон Вант-Гоффа
Розчини, утворення яких не супровождується зміною об¢єму системи, а також тепловими ефектами (DН = 0, DV = 0) називають ідеальними.
Властивості ідеальних розчинів, подібно до властивостей сумішей ідеальних газів, не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаються лише концентрацією. Причина утворення таких розчинів – збільшення ентропії при змішуванні внаслідок вирівнювання концентрації. До моделі ідеального розчину наближаються дуже розбавлені розчини неелектролітів (розбавлений розчин глюкози у воді, розчин нафталіну у бензолі, тощо) та розчини близьких за хімічними та фізичними властивостями неполярних речовин (розчин толуола у бензолі, розчин пропанола у етанолі). У першому випадку при зростанні концентрації закономірності, що характерні для розбавленних розчинів починають ускладнюватись у зв¢язку із зростанням взаємодії між частинками.
Властивості розчинів, які не залежать від природи розчиненої речовини, а визначаются кількостю частинок у розчині, називають колігативними. Ідеальні розчини мають чотири колігативні властивості.
Тоноскопічний закон Рауля
Тиск насиченої пари – це тиск, при якому (при певній температурі) досягається динамічна рівновага, коли швидкість випаровування рідини дорівнює швидкості конденсації пари над рідиною. Якщо розчинити нелеткий компонент у розчин-нику, тиск насиченої пари розчинника зменшиться, із-за зменшення концентрації розчинника у розчині.
Зниження тиску пари над розчином пропорціонально мольній частці розчиненої речовини.
D Р = РА0 cB
Розчинник А знаходиться у стані рівноваги зі своєю насиченою парою:
[A] « PA; Крівн = РА / [A].
У випадку чистого розчинника маємо: [A] = 1; Крівн = РА0, де РА0 – тиск пари над чистим розчинником; у випадку розчину з нелетким компонентом (тобто тиск пари компонента = 0) Крівн = РА/cA , де cA– мольна частка розчинника, РА – тиск пари розчинника над розчином. РА = РА0cA.
D Р = РА0 – РА = РА0 – РА0 NA = РА0 (1 – cA) = PA0 .cB, тобто D Р = PA0 .cB,, де cB – мольна частка нелеткого розчиненного компонента.
2. Кріоскопічний та ебуліоскопічний закони Рауля
Зниження тиску пари розчинника над розчином, яке зумовлене присутністю нелеткої розчиненої речовини, впливає на температуру кипіння і замерзання розчину. Температура кипіння рідини – це така температура, при якій тиск насиченої пари над рідиною дорівнює зовнішньому. Температура замерзання (кристалізації) – така температура, при якій тиск насиченої пари над рідиною дорівнює тиску насиченої пари над випадаючими з неї кристалами твердої фази розчинника.
Підвищення температури кипіння і зниження температури замерзання розбавлених розчинів неелектролітів прямо пропорційне моляльній концентрації розчиненої речовини
DТкип = К еб СmВ DТзам = КкрСmВ,
де Кеб та Ккр – коефіцієнти пропорційності. Вони є сталими величинами для кожного розчинника і чисельно дорівнюють тому підвищенню температури кипіння або зниженню температури замерзання, яке спостерігається для ідеального одномоляльного розчину. Наприклад, для води Кеб = 0,52, Ккр = 1,85; для ацетатної кислоти Кеб = 3,07 , Ккр = 3,9.
Цей закон Рауля є основою для експериментальних методів визначення молярних мас розчинених речовин. Метод, що грунтується на підвищенні температури кипіння розчинів називають ебуліометрією, на сниженні температури замерзання – кріометрією.
СmВ = mB.1000/MBmроз-ка, де mB – маса (наважка) розчиненої речовини В, МВ – її молярна маса , mроз-ка – маса (наважка) розчинника.
МВ = К еб mB1000/ Dt .mроз-ка МВ = Ккр mB1000/ Dt .mроз-ка.
Приклад 1. Розчин камфори масою 0,552 г в 17 г етера кипить при температурі на 0,461 °С вище, ніж чистий етер. Кеб етера = 2,16 °С. Визначити молярну масу камфори.
Розв¢язання:
М(камфори) – ?
М(камфори) = К еб mB1000/ Dt .mроз-ка = (2,16.1000.0,552):0,461.17 = 155,14(г/моль).
Відповідь: М(камфори) = 155,14(г/моль).