Catedra de SFU Physchemistry (RSU) - prelegeri în chimie fizică

Departamentul de Chimie Fizică și coloidale SFU

Materiale pentru cursuri pentru studenții de la Departamentul de Chimie

Fierberea soluții diluate

Raportul, cum ar fi obținut mai sus pot fi derivate și pentru a crește punctul de fierbere al soluțiilor extrem diluate de substanțe nevolatile. Orice lichid - solvent pur sau soluție - fierbe la temperatura la care presiunea totală a vaporilor devine egală cu presiunea externă. În cazul în care substanța dizolvată este non-volatil (adică, presiunea de vapori saturați pot fi ignorate peste soluție), presiunea totală a vaporilor peste soluția este egală cu presiunea parțială a vaporilor de solvent. Ca urmare, presiunea vaporilor saturați deasupra soluției la orice temperatură va fi mai mică decât peste solvent pur, iar egalitatea presiunii sale externe va fi atinsă la o temperatură mai ridicată. Astfel, punctul de fierbere soluție p.f. materie non-volatilă este întotdeauna mai mare decât punctul de fierbere al solventului pur la același fapt presiune.

On P - diagrama de stare T a solventului și a soluțiilor de concentrație diferită se poate observa că punctul de fierbere al acestor lichide sunt temperaturile la care izobata P = 1 atm. intersectează curbele OA, BC și DE, care depind de presiunea vaporilor peste solvent și soluții pure cu concentrații crescătoare, respectiv (Figura 2).

Fig. 2. Creșterea temperaturii de reflux a soluțiilor diluate de substanțe nevolatile.

Pentru ridicarea punct de fierbere dilua infinit soluții de nevolatile # 916; Tboil = Tboil - Pentru posibil raționament analog celui descris în secțiunea precedentă, ieșire o relație cantitativă cu concentrația soluției.

Scriem soluția de fierbere, ținând cont de starea prima legii Raul:

Diferențierea (26) în raport cu temperatura, obținem:

Prin lichid echilibru - vapori se aplică Clausius - Clapeyron:

Din ecuațiile (27) și (28) obținem:

Ecuația (29) pot fi integrate, având în vedere că # 916; IISP nu depinde de temperatură. Această din urmă ipoteză este valabilă pentru soluții diluate la infinit, punctul de fierbere al care diferă puțin de la punctul de fierbere al solventului pur.

Extinderea logaritm în număr și limitat la infinit soluții diluate de primul membru al seriei, obținem:

Similar cu secțiunea anterioară, înlocuim fracția molară a concentrației molal, căldura specifică molară de vaporizarea solventului și presupune că pentru infinit de soluții diluate Tboil aproximativ egală cu a.

În ecuația (34), factorul de proporționalitate E, care depinde numai de natura solventului, solventul este constant ebulioskopicheskaya. În al doilea rând legea Raoult la punctul de fierbere al soluțiilor pot fi formulate după cum urmează:

Creșterea temperaturii de reflux dilua infinit soluții de substanțe nevolatile nu depinde de natura solutului și direct proporțională cu concentrația molal a soluției.

A doua lege a lui Raoult este o consecință a primului; Ar trebui subliniat din nou faptul că această lege are numai pentru soluții diluate la infinit. ebulioskopicheskaya Cryoscopic solvent constant și au o semnificație fizică, respectiv coborârea punctului de congelare și de a crește punctul de fierbere a soluțiilor de concentrație molal de 1 mol / kg. Cu toate acestea, pentru că astfel de soluții nu se diluează infinit, ecuațiile (24) și (34) nu se aplică acestora; ebulioskopicheskaya constantă cryoscopic și, prin urmare, sunt printre așa-numitul Constantele de extrapolare.

Presiunea osmotică a soluțiilor diluate

Dacă împărțim cele două soluții cu concentrații diferite ale unei membrane semipermeabile, molecule de solvent permeabile, dar previne particulele de solut de tranziție se va observa fenomenul de solvent de transfer spontan prin membrană dintr-o soluție mai puțin concentrată la mai concentrată - osmoza. Proprietățile osmotice ale soluției caracterizate cantitativ prin valoarea presiunii osmotice. Presiunea care trebuie aplicată o soluție pentru a preveni mișcarea în soluția de solvent printr-o membrană de separare a soluției și solventul pur, acolo davlenieπ osmotic. Presiunea osmotică a soluțiilor ideale sunt dependente liniar de temperatură și de concentrația C molară a soluției și poate fi calculată prin ecuația (35):

Ecuația (35) reprezintă notația matematică așa-numitele Principiul van't Hoff. care are următorul conținut:

Presiunea osmotică a soluției este egală cu presiunea care ar avea o substanță dizolvată dacă este într-o stare de gaz ideal, la aceeași temperatură, s-ar ocupa același volum, care ocupă o soluție.

Osmoza joacă un rol vital în procesele de viață ale animalelor și plantelor, ca membrana celulelor plasmatice este semi-permeabile. Osmoza determină creșterea de apă pe tulpina plantei, creșterea celulară, și multe alte fenomene.

Determinarea greutății moleculare a solutului

Ecuațiile (24) și (34) și (35) permit calculul greutății moleculare a solutului pe baza unei determinare experimentală a punctului de congelare deprimare, fierbere soluții diluate punct sensibilizare și a presiunii osmotice. Luați în considerare la determinarea greutății moleculare prin congelare punct de depresie. Cunoscând greutatea g1 g2 solvent și solutului. (24) este ușor să conducă la următoarea formă: