Что такое изотонический коэффициент

Что такое изотонический коэффициент

Кафедра физической и коллоидной химии ЮФУ

Материалы к лекциям для студентов химфака

Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации

(37)

Аналогичная поправка вносится в законы Рауля и изотонический коэффициент определяется следующим образом:

(38)

1. Электролиты в растворах распадаются на ионы – диссоциируют;

2. Диссоциация является обратимым равновесным процессом;

3. Силы взаимодействия ионов с молекулами растворителя и друг с другом малы (т.е. растворы являются идеальными).

(39)

Величина степени диссоциации зависит от природы растворителя и растворенного вещества, концентрации раствора и температуры. По величине степени диссоциации электролиты подразделяются на три группы: сильные ( α ≥ 0.7), средней силы (0.3 α α ≤ 0.3). К сильным электролитам относятся почти все соли (кроме Рb(СН₃СОО)₂, НgСl₂, СdСl₂), большинство неорганических кислот и щелочей; к слабым – все органические кислоты, вода, NН₄ОН, Н₂S и т.д. Электролитами средней силы являются некоторые неорганические кислоты: НF, НСN, Н₃PO₄.

Слабые электролиты. Константа диссоциации.

константа диссоциации выразится следующим соотношением:

(40)

Для бинарного (распадающегося на два иона) электролита выражение (40) можно переписать в следующем виде:

(41)

Поскольку концентрация каждого иона для бинарного электролита равна произведению степени диссоциации α на общую концентрацию электролита С, выражение (41) в этом случае можно записать следующим образом:

(42)

Для растворов слабых электролитов можно считать, что (1 – α ) приближённо равно 1. Тогда получаем:

(43) (44)

(45)

(46)

Соотношение (46) дает возможность, экспериментально определив изотонический коэффициент раствора, рассчитать степень диссоциации слабого электролита:

(47)

Copyright © С. И. Левченков, 2005.

Источник

Изотонический коэффициент

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается i) — безразмерный параметр, характеризующий поведение вещества в растворе. Он численно равен отношению значения некоторого коллигативного свойства раствора данного вещества и значения того же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации при неизменных прочих параметрах системы:

, где solut. — данный раствор, nel. solut. — раствор неэлектролита той же концентрации, T_bp — температура кипения, а T_mp — температура плавления (замерзания).

Содержание

Значение понятия

Смысл параметра ясен из определения каждого из коллигативных параметров: они зависят от концентрации в растворе частиц растворённого вещества. Неэлектролиты в растворе не диссоциируют, стало быть, каждая молекула неэлектролита образует в растворе лишь одну частицу. В свою очередь, электролиты в растворе под влиянием сольватации частично или полностью распадаются на ионы, образуя при этом несколько частиц на одну диссоциировавшую молекулу. Соответственно, и коллигативные свойства данного раствора (аддитивные величины) зависят от содержания в нём частиц (ионов) каждого типа из тех, которым принадлежат частицы, образовавшиеся в растворе в результате диссоциации исходной молекулы, — раствор представляется как бы смесью растворов каждого из типов частиц. Например, раствор хлорной извести содержит три типа частиц — катионы кальция, хлорид-анионы и гипохлорит-анионы. Итак, изотонический коэффициент показывает, насколько в растворе электролита больше частиц по сравнению с раствором неэлектролита аналогичной концентрации, и связан со способностью вещества распадаться в растворе на ионы, то есть, со степенью диссоциации. Если формульная единица или молекула содержит n ионов (или атомов при полярных связях, в растворе превращающихся в ионы), количество исходных молекул равно N, а степень диссоциации соединения — α, то количество диссоциировавших молекул равно N·α (при этом образуются N·α·n ионов), а общее количество частиц в растворе равно ((N — N·α) + N·α·n).

Изотонический же коэффициент равен отношению:

.

Изотонический коэффициент в растворах сильных электролитов

Поскольку сильные электролиты диссоциируют практически полностью, можно было бы ожидать для них изотонический коэффициент, равный количеству ионов (или поляризованных атомов) в формульной единице (молекуле). Однако в действительности этот коэффициент всегда меньше определённого по формуле. Например, изотонический коэффициент для 0,05-моляльного раствора NaCl равен 1,9 вместо 2,0 (для раствора сульфата магния той же концентрации и вовсе i = 1,3). Это объясняет теория сильных электролитов, разработанная в 1923 году П. Дебаем и Э. Хюккелем: передвижение ионов в растворе затруднено образовавшейся оболочкой сольватации. К тому же, ионы взаимодействуют и между собой: разноимённо заряженные притягиваются, а одноимённо заряженные — отталкиваются; силы взаимного притяжения приводят к образованию групп ионов, перемещающихся по раствору совместно. Такие группы называют ионными ассоциатами или ионными па́рами. Соответственно, раствор ведёт себя так, будто содержит меньше частиц, чем на самом деле, ведь свобода их перемещения ограничена. Наиболее очевиден пример, касающийся электропроводности растворов λ, которая возрастает с разбавлением раствора. Через отношение реальной электропроводности к таковой при бесконечном разбавлении определяют мнимую степень диссоциации сильных электролитов, также обозначаемую через α:

, где n_img — мнимое, а n_disslv. — реальное количество частиц в растворе.

Влияние внешних факторов

Очевидно, что взаимодействие ионов уменьшается с повышением температуры (вследствие возросшего теплового движения частичек), а также с уменьшением их концентрации, то есть, разбавлением раствора, ведь тогда уменьшается вероятность встречи двух частичек. Экстраполируя разбавление в сторону бесконечности, коэффициент i стремится к своему максимальному значению, определяемому по формуле растворённого соединения. Степень диссоциации α, в соответствии с вышеупомянутой формулой зависимости между i и α, одновременно возрастает, приближаясь к единице (1).

Изотонический коэффициент был введён в последней четверти XIX века Я. Х. Вант-Гоффом. В 1901 году он первым получил Нобелевскую премию по химии — за свои заслуги в изучении растворов.

Источник

Коллигативные свойства растворов

Любому раствору характерны те или иные физические свойства, к которым относятся и коллигативные свойства растворов. Это такие свойства, на которые не оказывает влияние природа растворенного вещества, а зависят они исключительно от количества частиц этого растворенного вещества.

К коллигативным свойствам растворов относятся:

Рассмотрим подробнее каждое из перечисленных свойств.

Понижение давления паров

Давление насыщенного пара (т.е. пара, который пребывает в состоянии равновесия с жидкостью) над чистым растворителем называется давлением или упругостью насыщенного пара чистого растворителя.

Если в некотором растворителе растворить нелетучее вещество, то равновесное давление паров растворителя при этом понижается, т.к. присутствие какого – либо вещества, растворенного в этом растворителе, затрудняет переход частиц растворителя в паровую фазу.

Экспериментально доказано, что такое понижение давления паров напрямую зависит от количества растворенного вещества. В 1887 г. Ф.М. Рауль описал количественные закономерности коллигативных свойств растворов.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля заключается в следующем:

Давление пара раствора, содержащего нелетучее растворенное вещество, прямо пропорционально мольной доле растворителя в данном растворе:

p — давление пара над раствором, Па;

p₀ — давление пара над чистым растворителем, Па;

χ_р-ль — мольная доля растворителя.

n_в-ва и n_р-ля – соответственно количество растворенного вещества и растворителя, моль.

Иногда Первому закону Рауля дают другую формулировку:

относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества:

При этом принимаем, что χ_в-ва + χ_р-ль= 1

Изотонический коэффициент Вант-Гоффа

Для растворов электролитов данное уравнение приобретает несколько иной вид, в его состав входит изотонический коэффициент i:

Δp — изменение давления паров раствора по сравнению с чистым растворителем;

i – изотонический коэффициент.

Изотонический коэффициент (или фактор Вант-Гоффа) — это параметр, не имеющий размерности, который характеризует поведение какого – либо вещества в растворе.

То есть, изотонический коэффициент показывает, разницу содержания частиц в растворе электролита по сравнению с раствором неэлектролита такой же концентрации. Он тесно связан связан с процессом диссоциации, точнее, со степенью диссоциации и выражается следующим выражением:

n – количество ионов, на которые диссоциирует вещество.

α – степень диссоциации.

Повышение температуры кипения или понижение температуры затвердевания (кристаллизации). Второй закон Рауля

Равновесное давление паров жидкости имеет тенденцию к увеличению с ростом температуры, жидкость начинает кипеть, при уравнивании давления ее паров и внешнего давления.

При наличии нелетучего вещества, давление паров раствора снижается, и раствор будет закипать при более высокой температуре, по сравнению с температурой кипения чистого растворителя.

Температура замерзания жидкости также определяется той температурой, при которой давления паров жидкой и твердой фаз уравниваются.

Ф.М. Рауль доказал, что повышение температуры кипения, так же как и понижение температуры замерзания разбавленных растворов нелетучих веществ, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора и не зависит от природы растворённого вещества. Это правило известно как Второй закон Рауля:

K — криоскопическая константа,

m_в-ва — моляльность вещества в растворе.

Растворы электролитов не подчиняются Законам Рауля. Но для учёта всех несоответствий Вант-Гофф предложил ввести в приведённые уравнения поправку в виде изотонического коэффициента i, учитывающего процесс распада на ионы молекул растворённого вещества:

Осмотическое давление раствора

Некоторые материалы имеют способность к полупроницаемости, т.е. им свойственно пропускать частицы определенного вида и не пропускать частицы другого вида.

Перемещение молекул растворителя (но не растворенного, в нем вещества), через полупроницаемую мембрану в раствор с большей концентрацией из более разбавленного представляет собой такое явление как осмос.

Представим два таких раствора, которые разделены полупроницаемой мембраной, как показано на рисунке выше. Растворы стремятся к выравниванию концентраций, поэтому вода будет проникать в раствор, тем самым уменьшая его концентрацию.

Для того, чтобы осмос приостановить, необходимо приложить внешнее давление к раствору. Такое давление, которое требуется приложить, называется осмотическим давлением.

Осмотическое давление и концентрацию раствора неэлектролита позволяет связать уравнение Вант — Гоффа, которое напоминает уравнение идеального газа Клапейрона – Менделеева:

R — универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/моль·К);

T — абсолютная температура раствора.

Преобразуем уравнение следующим образом:

C = n/V = m/(M·V)

π = т·R·T / M·V или

Для растворов электролитов осмотическое давление определяется уравнением, в которое входит изотонический коэффициент:

где i — изотонический коэффициент раствора.

Для растворов электролитов i > 1, а для растворов неэлектролитов i = 1.

Если полупроницаемой перегородкой разделены два раствора, имеющие одинаковое осмотическое давление, то перемещение растворителя через перегородку отсутствует. Такие растворы называются изотоническими.

Раствор, с меньшим осмотическим давлением, по сравнению с более концентрированным раствором, называют гипотоническим, а раствор с большей концентрацией – гипертоническим.

Источник

Изотонический коэффициент

Содержание:

Если вам тяжело разобраться в данной теме напишите мне в whatsapp разберём вашу тему, согласуем сроки и я вам помогу!

По этой ссылке вы сможете найти много готовых курсовых работ по химии:

Посмотрите похожие темы возможно они вам могут быть полезны:

Введение:

Суть процесса

Феномен осмоса наблюдается в тех средах, где подвижность растворителя больше подвижности растворенных веществ. Важным частным случаем осмоса является осмос через полупроницаемую мембрану. Полупроницаемыми мембранами являются те, которые обладают достаточно высокой проницаемостью не для всех, а только для некоторых веществ, в частности, для растворителя. (Подвижность растворенных веществ в мембране стремится к нулю). Если такая мембрана разделяет раствор и чистый растворитель, то концентрация растворителя в растворе оказывается менее высокой, поскольку некоторые его молекулы заменяются молекулами растворенного вещества. Как следствие, переходы частиц растворителя из секции, содержащей чистый растворитель, в раствор будут происходить чаще, чем в противоположном направлении. Соответственно, объем раствора будет увеличиваться (и концентрация вещества будет уменьшаться), тогда как объем растворителя будет соответственно уменьшаться.

В тех случаях, когда мембрана проницаема не только для растворителя, но и для некоторых растворенных веществ, перенос последнего из раствора в растворитель позволяет проводить диализ, который используется в качестве метода очистки полимеров и коллоидных систем от низкомолекулярных примесей, таких как как электролиты.

Значение осмоса

Осмос играет важную роль во многих биологических процессах. Мембрана, окружающая нормальные клетки крови, проницаема только для молекул воды, кислорода, некоторых питательных веществ, растворенных в крови, и продуктов жизнедеятельности клеток; для больших молекул белка в растворенном состоянии внутри клетки это непроницаемо. Следовательно, белки, которые так важны для биологических процессов, остаются внутри клетки.

Осмос участвует в транспортировке питательных веществ в стволах высоких деревьев, где капиллярный транспорт не может выполнять эту функцию.

Осмос широко используется в лабораторных технологиях: при определении молярных характеристик полимеров, концентрирующих растворов и при изучении различных биологических структур. Осмотические явления иногда используются в промышленности, например, при производстве определенных полимерных материалов, очистке высокосоленой воды методом обратного осмоса жидкостей.

Осмос также играет важную роль в экологии водоемов. Если концентрация соли и других веществ в воде повышается или падает, обитатели этих вод погибнут из-за вредного воздействия осмоса.

Промышленное использование

Первая в мире электростанция, использующая осмос для выработки электроэнергии, была открыта 24 ноября 2009 года в Норвегии. Соленая морская вода и пресная вода в силовой установке разделены мембраной; Поскольку концентрация солей в морской воде выше, между соленой и пресной водой развивается явление осмоса, в результате чего давление соленой воды самопроизвольно возрастает. Поскольку давление соленой воды, подвергшейся осмосу, превышает атмосферное давление, возникает мощный поток воды, который приводит в движение турбину, которая генерирует энергию

Осмотическое давление неэлектролитов

Закон Вант Хоффа

Пленки из целлофана, коллодия и т. д. Используются в качестве полупроницаемых мембран.

Для разбавленных растворов неэлектролитов зависимость осмотического давления от концентрации и температуры раствора выражается уравнением Вант-Хоффа.

Онкотическое давление

Осмотическое давление электролитов

Осмотическое давление (обозначаемое р) представляет собой избыточное гидростатическое давление в растворе, отделенном от чистого растворителя полупроницаемой мембраной, при которой диффузия растворителя через мембрану прекращается. Это давление имеет тенденцию выравнивать концентрации обоих растворов из-за встречной диффузии молекул растворенного вещества и растворителя.

Если такой раствор находится в замкнутом пространстве, например, в клетке крови, то осмотическое давление может привести к разрыву клеточной мембраны. По этой причине препараты, предназначенные для введения в кровь, растворяются в изотоническом растворе, содержащем столько хлорида натрия (поваренной соли), сколько необходимо для уравновешивания осмотического давления, создаваемого клеточной жидкостью. Если инъекционные препараты были сделаны в воде или в сильно сильно разбавленном (гипотоническом по отношению к цитоплазме) растворе, осмотическое давление, заставляющее воду проникать в клетки крови, привело бы к их разрыву. Однако, если в кровь будет введен слишком концентрированный раствор хлорида натрия (3-5-10%, гипертонические растворы), то вода из клеток выйдет, и они сократятся. В случае растительных клеток протопласт отделяется от клеточной мембраны, что называется плазмолизом. Обратный процесс, который происходит, когда сжатые клетки помещают в более разбавленный раствор, представляет собой, соответственно, деплазмолиз.

Величина осмотического давления, создаваемого раствором, зависит от количества, а не от химической природы растворенных в нем веществ (или ионов, если молекулы вещества диссоциируют), поэтому осмотическое давление является коллигативным свойством решение. Чем выше концентрация вещества в растворе, тем больше создается осмотическое давление. Это правило, называемое законом осмотического давления, выражается простой формулой, очень похожей на определенный закон идеального газа.

Это также показывает сходство свойств частиц растворенного вещества в вязкой среде растворителя с частицами идеального газа в воздухе. Обоснованность этой точки зрения подтверждается экспериментами Дж. Б. Перрина (1906): распределение частиц эмульсии смолы гуммигута в толще воды в целом подчинялось закону Больцмана.

Закон осмотического давления может быть использован для расчета молекулярной массы данного вещества (с известными дополнительными данными).

Изотонический коэффициент (также фактор Вант-Гоффа; обозначается как i) является безразмерным параметром, характеризующим поведение вещества в растворе. Численно оно равно отношению значения определенного коллигативного свойства раствора данного вещества и значения этого же коллигативного свойства неэлектролита той же концентрации с другими параметрами системы без изменений.

Под прямым воздействием этих растворов на ткани из-за разницы осмотического давления в системе раствор-ткань вода попадает в клетки, в результате чего клетки и ткани набухают. При введении в сосуды Г. р. может вызвать гемолиз эритроцитов. В связи с этим при необходимости внутривенное введение Г. р. предварительно определяют осмотическую резистентность эритроцитов. Проглатывание Г. р. вызвать увеличение выработки мочи. В мед. практика Г. р. имеют ограниченное использование. Итак, Г. р. хлорид натрия (0,6%) иногда используется для приготовления растворов местных анестетиков с целью уменьшения всасывания последних в кровь.

Гипертонические растворы, растворы, осмотическое давление которых выше, чем осмотическое давление в растительных или животных клетках и тканях. В зависимости от функциональной, видовой и экологической специфики клеток осмотическое давление в них различно, и гипертонический для одних клеток раствор может оказаться изотоническим или даже гипотоническим для других. Когда растительные клетки погружаются в гипертонический раствор, он высасывает воду из клеток, которые уменьшаются в объеме, а затем дальнейшее сжатие прекращается, и протоплазма отстает от клеточных стенок (см. Плазмолиз). Эритроциты крови человека и животных в гипертонических растворах также теряют воду и уменьшаются в объеме. Гипертонические растворы в сочетании с гипотоническими и изотоническими растворами используются для измерения осмотического давления в живых клетках и тканях.

Изотонический коэффициент. Законы Рауля Вант Хоффа для электролитов

Растворы электролита проводят электрический ток за счет самопроизвольного распада (диссоциации) электролита на заряженные ионы (катионы и анионы). Процесс разложения веществ на ионы называется электролитической диссоциацией. Количественно процесс диссоциации характеризуется следующими значениями: изотонический коэффициент i, эквивалентная электропроводность , степень диссоциации , константа электролитической диссоциации Kdiss.

Изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Хоффа (i) представляет собой отношение суммы числа ионов и недиссоциированных молекул электролита к начальному количеству молекул электролита; Степень электролитической диссоциации рассчитывается по ее значению:

Первый закон Рауля выражает зависимость относительного снижения давления насыщенного пара растворителя от концентрации раствора неэлектролита. Относительное снижение давления насыщенных паров растворителя над раствором нелетучих веществ равно молярной доле растворенного вещества.

Второй закон Рауля определяет зависимость точек кристаллизации и кипения раствора от концентрации растворенного вещества: повышение температуры кипения и понижение температуры кристаллизации разбавленных идеальных растворов пропорционально молярной концентрации растворенного вещества.

Ван Гофф Лоу. Осмотическое давление раствора равно давлению газа, которое было бы произведено растворенным веществом, если бы оно находилось в газообразном состоянии и занимало объем, равный объему раствора.

Вывод:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник