Коллигативные свойства растворов. Лекция 2 презентация

1. Закон Рауля
У растворов имеется ряд свойств, которые не зависят от природы растворенного вещества и растворителя, а зависит только от числа частиц в растворе. Обычно эти свойства называют коллигативными (коллективными), то есть связанными друг с другом, так как обусловлены они общими причинами и зависят от числа растворенных частиц.
К коллигативным свойствам относятся:
понижение давления насыщенного пара над раствором по сравнению с чистым растворителем;
повышение температуры кипения и понижения температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем;
осмос и осмотическое давление.

Закон Рауля
Законы Рауля описывают виляние растворенного вещества на физические свойства растворителя. Выводятся на основе второго начала термодинамики.
В состоянии термодинамического равновесия (∆G = 0) число частиц, испаряющихся с поверхности жидкости за единицу времени, равно числу частиц, переходящих в жидкость из газовой среды.
Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называют насыщенным. Давление такого пара pо называют давлением насыщенного пара чистого растворителя.

Закон Рауля
Закон Рауля (1886):
Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором нелетучего электролита равно молярной доле растворенного вещества:
(pо – p) / pо = n / (n + N), где
n / (n + N) – мольная доля растворенного вещества;
pо – давление насыщенного пара над чистым растворителем, Па;
p – давление насыщенного пара над раствором, Па;
(pо – p) / pо - относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором;
n – число молей растворенного вещества;
N – число молей растворителя.
n / (n + N) - молярной доле растворенного вещества.

Закон Рауля
Закон Рауля справедлив только для идеальных растворов.
Для растворов электролитов в формулу вводится изотонический коэффициент Вант-Гоффа (i):
i = Ni / No, где
Ni – число частиц в растворе;
No – число частиц, подвергшихся диссоциации.
Например: АlCl3 Al3+ + 3Cl-
1 исх.част. 4 дочерние част.
i = 4 / 1 = 4.
Для неэлектролитов N = N0, тогда i = 1.
Для электролитов N > N0, тогда i > 1.

Закон Рауля
Величина i зависит от степени диссоциации электролита (α) и числа дочерних частиц (υ):
i = 1 + α (υ – 1).
Для неэлектролитов α = 0, тогда i = 1.
Для сильных электролитов α → 1,
тогда i = 1 + (υ – 1) = υ.
Например:
NaCl → Na+ + Cl-, α → 1, υ = 2, тогда i = 2.
АlCl3 → Al3+ + 3Cl-, α → 1, υ = 2, тогда i = 2.
Закон Рауля для растворов электролитов:
(pо – p) / p0 = i n / i n + N.

Следствия из законов Рауля
Из закона Рауля вытекают два следствия:
1 следствие:
Повышение температуры кипения раствора по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации вещества в растворе:
ΔТкип. = Е ∙ m(x), где
Е – эбуллиоскопическая константа растворителя (численно равна повышению температуры кипения одномоляльного раствора),
Е (Н2О) = 0,516;
m(x) – моляльная концентрация, которая показывает количество растворенного вещества в 1 кг растворителя [моль кг-1].

Следствия из законов Рауля
2 следствие:
Понижение температуры кристаллизации разбавленных растворов по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации вещества в растворе:
ΔТкрист. = Ккрист. m(x), где
Ккрист.– криоскопическая константа для растворителя (численно равна понижению температуры кристаллизации одномоляльного раствора),
К (Н2О) = 1,85.
Эти явления используются в физической химии для определения многих величин. На их основе созданы методы эбуллиоскопия и криоскопия.

Следствия из законов Рауля
Следствия из закона Рауля для растворов электролитов:
ΔТкип. = i Е ∙ b(x),
ΔТкрист. = i Ккрист. b(x), где
i - изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

Следствия из законов Рауля
Эбуллиоскопия – физико-химический метод исследования, основанный а измерении повышения температуры кипения раствора по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.
Криоскопия – изико-химический метод исследования, основанный на измерении разности между температурой замерзания раствора и чистого растворителя. Используется для определения значения криоскопической константы для веществ с известной молекулярной массой, моляльной концентрации растворов, осмотического давления и др. величин.
Используются для определения молекулярной массы вещества, степени диссоциации разбавленных растворов электролитов, активности растворителя и растворенного вещества.

Следствия из законов Рауля
Молярные массы (г моль-1) растворенных веществ-неэлектролитов рассчитываются по формулам:
Mр.в. = E mр.в. 1000 / ΔТкип. mр-ль,
Mр.в. = Kкрист. mр.в. 1000 / ΔТкрист. mр-ль.
Для растворов электролитов вводится изотонический коэффициент i:
Mр.в. = i E mр.в. 1000 / ΔТкип. mр-ль,
Mр.в. = i Kкрист. mр.в. 1000 / ΔТкрист. mр-ль.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Осмосом называют преимущественно одностороннюю диффузию молекул растворителя (например, воды) через полупроницаемую перегородку из раствора с меньшей концентрацией вещества в более концентрированный раствор.
Полупроницаемые мембраны – мембраны, избирательно пропускающие через свои поры частицы только определенных размеров.
Различают мембраны животного (стенки кишечника, мочевого пузыря и т.п..), растительного происхождения (клетки растительных тканей) и искусственные (целлофан, алюмосиликатные смолы и т.п..).
Мембраны животного происхождения свободно пропускают неорганические ионы и низкомолекулярные вещества, а задерживают высокомолекулярные структуры белков, пептидов, гликогена.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Осмос происходит при условиях:
при наличии полупроницаемой перегородки (мембраны);
мембрана должна разделять растворы разной концентрации.
С точки зрения термодинамики движущей силой осмоса является стремление системы к выравниванию концентрации. При этом энтропия системы возрастает, так как система переходит в менее упорядоченное состояние, соответственно уменьшается энергия Гиббса, химические потенциалы выравниваются, поэтому осмос – самопроизвольный процесс.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Если в сосуд 1 с водой поместить сосуд 2 с полупроницаемыми стенками, заполненный водным раствором глюкозы, то в результате осмоса объем раствора в сосуде 2 увеличится и повысится уровень жидкости.
При этом создается препятствующее осмосу дополнительное гидростатическое давление столба жидкости высотой h.
При некоторой высоте hmax гидростатическое давление достигает такого значения, при котором осмос прекращается, то есть наступает осмотическое равновесие.
Осмотическим давлением называют величину, измеряемую минимальным гидростатическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Осмотическое давление рассчитывается по уравнению
Вант-Гоффа (1887г.):
π = n(X) R Т / Vр-ра, где
π – осмотическое давление [Па];
n – количество вещества, моль;
R –универсальная газовая постоянная, R = 8,314 Дж моль-1K-1;
Т – абсолютная температура, К;
Vр-ра – объем раствора, м3.
Учитывая, что n(X) = m(X) / М(X), уравнение Вант-Гоффа имеет вид:
π = m(X) R Т / М(X) Vр-ра, где
m(X) – масса вещества, г; М(X) – молярная масса вещества,
г моль-1.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Учитывая, что n(X) = m(X) / М(X), уравнение Вант-Гоффа имеет вид:
π = m(X) R Т / М(X) Vр-ра, где
m(X) – масса вещества, г; М(X) – молярная масса вещества,
г моль-1.
Учитывая, что С(X) = n(X) / V, уравнение Вант-Гоффа имеет вид:
π = С(X) R Т, где
С(X) – концентрация вещества в растворе [моль м-3].
Вывод: Осмотическое давление раствора прямо пропорционально концентрации растворенного вещества и температуре и не зависит от природы растворенного вещества.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
В растворах электролитов осмотическое давление выше, чем в растворах неэлектролитов, так как молекулы электролитов диссоциируют и образуется большее число частиц.
Поэтому в уравнение Вант-Гоффа для электролитов вводят изотонический коэффициент i:
π = i n(X) R Т / Vр-ра,
π = i m(X) R Т / М(X) Vр-ра,
π = i С(X) R Т.
Таким образом, осмотическое давление в растворе электролита зависит от его силы, то есть степени диссоциации и осстава молекулы, а также концентрации вещества в растворе и температуры.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
В растворах ВМС осмотическое давление имеет ряд особенностей. Это связано с тем, что макромолекула ВМС может рассматриваться как совокупность молекул меньшего размера. Это учитывает уравнение Галлера:
π(ВМС) = с(вмс) R T / M(вмс) + β c2 (вмс), где
с(вмс) –весовая концентрация полимера , г м-3;
Β – коэффициент, учитывающий особенности гомологического ряда полимера, то есть его форму, гибкость, размеры макромолекулы и др. параметры.
Если концентрация раствора невелика, то β c2 (вмс) → 0, тогда уравнение Галлера переходит в уравнение Вант-Гоффа.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Осмос в природе имеет колоссальное значение. Благодаря осмосу регулируется поступление воды в клетки и межклеточные структуры, усвоение питательных веществ, распределение их между органами и тканями, выведение продуктов жизнедеятельности.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Различают следующие виды растворов:
Растворы, имеющие одинаковое осмотическое давление, называются изотоническими. Например, плазма крови имеет π = 740 -780 кПа (7,4 -7,7 атм). Изотоническими ей являются 0,85-0,89% растворы NaCl, а также 4,5 – 5,0% раствор глюкозы, поэтому эти растворы используются внутривенно при больших кровопотерях.

Осмос, осмотическое давление, биологическое значение осмоса
Раствор с большим осмотическим давлением, называется гипертоническим по отношению к заданному раствору. Гипертонические растворы применяются для снятия отеков, в том числе при аллергических реакциях (например, 10% раствор CaCl2). Для очистки гнойных ран используются гипертонические повязки.
Раствор с меньшим осмотическим давлением, называется гипотоническим по отношению к заданному раствору.
Гипотонические растворы используются для поддержания тургора стенок кишечника (например, раствор Рингер-Локка), в составе глазных витаминных капель, а также в косметологии.