изотонический коэффициент вант гоффа это поправка учитывающая что

Изотонический коэффициент в растворах электролитов и неэлектролитов

В данной статье будет рассмотрено понятие изотонического коэффициента Вант-Гоффа, его значение в неорганичекой химии. Будет названа его формула и перечислены различные составные данной величины, определяющей принципы действий каких-либо веществ при смешивании друг с другом и добавлении в растворы. А также упомянуты будут значение физического характера и воздействия факторов внешних условий на значение этой коэффициента.

Знакомство с понятием

Изотонический коэффициент, иногда называемый фактором Вант-Гоффа, является параметром безразмерной величины, который дает исчерпывающую характеристику поведения любых веществ в растворе. В численном выражении он равен значению некоторой составной свойства коллигативного раствора конкретного исследуемого соединения к явлению такой же коллигативной характеристики неэлектролитического раствора, имеющего ту же концентрацию и неизменные системные или иные параметры.

Такое понятие, как изотонический коэффициент, ввел в XIX веке Якоб Вант-Гофф, за что позже был удостоен Нобелевской премии по химии. Также этим ученым было введено в науку правило, названное его именем.

Суть коэффициента

Оба коллигативных параметра дают четкую характеристику данного параметра и четко определяют его смысл и суть. Зависят же эти характеристики от концентрации частичек вещества, которое было растворено, в самом растворе. Молекулы неэлектролитов, все по отдельности, образуют только по одной частичке в созданном растворе, а объясняется это тем, что процесс диссоциации неэлектролитов в растворе не происходит.

В тоже время влияние сольватации принуждает электролиты в р-ре целиком или частично распадаться на катионы и анионы, создавая в ходе этого процесса несколько частичек на единичную молекулу, подвергшуюся диссоциации. Из этого следует, что аддитивная величина или, иными словами, свойства коллигативного характера исследуемого р-ра, будут зависеть от количества содержащихся ионов всех типов в нем. Такие ионы будут частицами, что образовались в р-ре в результате протекания диссоциации изначально содержащихся молекул. Данный р-р представляется в виде смеси р-ров, составленных из каждого, отдельного типа частичек.

Примером тому служит р-р извести хлорной, содержащий 3 вида частиц – гипохлориты анионов, хлоридные анионы и катионы кальция. В общем понимании изотонический коэффициент Вант Гоффа позволяет нам узнать, на сколько же частичек находящихся в р-ре электролита, больше, чем в растворе неэлектролита, имеющего аналогичные показатели концентрации. Связан этот к-т со свойством вещества, распадающегося в р-ре, образовывать различного рода катионы и анионы, то есть он показывает степень происходящей диссоциации.

В случае, когда молекула или формульная единица заключает в себе n ионов либо атомов в р-рах с полярным типом связи, количество изначально взятых молекул будет равно N, в свою очередь α будет указывать уровень проявления диссоциации в соединении, и из этого понятно, что N·α. Таким образом, суммарная величина частичек в р-ре вычисляется по формуле – ((N – N·α) + N·α·n).

Нахождение в сильных электролитических растворах

Сильные электролиты в результате диссоциации распадаются практически на 100%, и из-за этого можно решить что, изотонический к-т будет равняться ионному количеству на одну формульную единицу или молекулу, но это не так. В реальности показатель будет меньше того, что был определен по формуле. Данное явление объясняется теорией сильных электролитов, созданной П. Дебаем совместно с Э. Хюккелем в 1923 году. Из этой теории следует, что движение ионов в р-ре будет затрудняться вследствие образования оболочки сольватации. К этому добавляем фактор взаимодействия ионов друг с другом, ведь разноименные частицы будут притягиваться, а одноименные – отталкиваться. Таким образом, взаимное притяжение создаст группы ионов, которые будут передвигаться в толще р-ра друг с другом. Группы таких ионов называются ассоциативными, или парными. В результате такого явления р-р начинает себя вести, словно он содержит меньшее количество частичек, чем есть на самом деле, что объясняется ограничением свободы их перемещения.

Физическая роль коэффициента

К-т Вант-Гоффа кроет в себе значение не только для химии. Физический смысл изотонического коэффициента заключен в учете увеличения количества частичек в р-ре электролитического характера по сравнению с р-ром неэлектролитической природы и аналогичного уровня концентрации.

Внешнее влияние на значение коэффициента

Изотонический коэффициент может изменяться под влиянием факторов различной природы внешнего характера. Например, ионное взаимодействие будет уменьшаться, если температуру раствора повысить (связано с возрастанием теплового движения частиц), или уменьшить концентрацию заряженных частиц путем разбавления р-ра (вследствие уменьшения шанса встречи пары частиц). Если мы будем экстраполировать уровень разбавления, приближая его к бесконечности, то увидим что к-т i пытается набрать свое максимальное значение, которое определяется при помощи формулы растворенных соединений.

Заключение

Итак, мы видим что данная безразмерная величина, представленная в виде изотонического к-та, является характеристикой растворов, а именно: объясняет суть того или иного поведения вещества в растворе, позволяет определять степень диссоциации растворов электролитической и неэлектролитической природы и делать расчет соотношения частичек (ионов) в подобных растворах в сравнении друг с другом.

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

Растворы электролитов. Степень диссоциации. Константа диссоциации

» data-shape=»round» data-use-links data-color-scheme=»normal» data-direction=»horizontal» data-services=»messenger,vkontakte,facebook,odnoklassniki,telegram,twitter,viber,whatsapp,moimir,lj,blogger»>

Растворы электролитов.

Примерами растворов электролитов могут служить растворы щелочей, солей и неорганических кислот в воде, растворы ряда солей и жидком аммиаке и некоторых органических растворителях, например ацетонитриле.

Растворы электролитов являются ионными проводниками (проводниками второго рода). В них наблюдаются отклонения от законом Рауля и Вант-Гоффа. Например, согласно закона Рауля, при введении 0,1 моль вещества на 1000 г воды температура замерзания должна снижаться на 0,186 К, а фактически снижается на 0,318 К у NaCl и 0,52 К-у MgCl₂. Вант-Гофф ввел поправочный коэффициент i, называемый изотоническим коэффициентом и позволяющий использовать это уравнение для любых разбавленных растворов:

Изотонический коэффициент характеризует отклонение от законов идеальных растворов вследствие электролитической диссоциации электролитов.

7.3.1. Степень диссоциации электролитов.

В растворах некоторых электролитов диссоциирует лишь часть молекул. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита называется степенью диссоциации а. По степени диссоциации в растворах все электролиты делятся на две группы. К первой относят электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна еди­нице и почти не зависит от концентрации раствора. Их называют сильными электролитами. К сильным электролитам в вод­ных растворах принадлежит подавляющее большинство солей, щело­чей, в также некоторые кислоты.

Электролиты, степень диссоциации которых в растворах меньше единицы и уменьшается с ростом концентрации, называют слабы­ми электролитами. К ним относят воду, ряд кислот, основания р-, d- и f-элементов. Между этими двумя группами нет четкой границы, одно и то же вещество в одном растворителе проявляет свойства сильного, а в другом — слабого электролита. Например, хлорид лития и иодид натрия, имеющие ионную кристаллическую решетку,
при растворении в воде ведут себя как типичные сильные электролиты,
при растворении же в ацетоне или уксусной кислоте эти вещества
являются слабыми электролитами со степенью диссоциации в раствоpax меньше единицы.

7.3.2. Слабые электролиты. Константа диссоциации.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации кислоты

константа равновесия К_С равна

Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации К_Д. Например, константа диссоциации уксусной кислоты СН₃СООН равна

Константа диссоциации зависит от природы диссоциирующего вещества и растворителя, а также от температурь и не зависит от концентрации раствора. С повышением температуры константа дис­социации обычно уменьшается, что в соответствии с принципом Ле Шателье свидетельствует об экзотермическим характере реакции.

Константа диссоциации указывает на прочность молекул в дан­ном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном раство­рителе, тем слабее диссоциирует электролит и тем, следовательно, устойчивее его молекулы.

Степень диссоциации изменяется с концентрацией раствора. Рассмотрим зависимость степени диссоциации от концентрации сла­бого электролита на примере уксусной кислоты:

Концентрация кислоты, оставшейся в недиссоциированном состоянии, будет равна с – ас 2 = с (1 – а). Под­ставив значения равновесных концентраций ионов и кислоты в урав­нение (1), получим:

Уравнение (1) было получено Оствальдом и называется законом Оствальда. Если а « 1, то уравнение упрощается:

Уравнение (2а, 2б) называется законом разбавления Оствальда. Из него следует, что степень диссоциации уменьшается с увеличением концентрации слабого электролита. Аналогичное урав­нение можно получить для слабого основания.

Многоосновные слабые кислоты и основания диссоциируют сту­пенчато, причем константа диссоциации по каждой последующей ступени всегда на несколько порядков ниже, чем по предыдущей.

7.3.3.Сильные электролиты.

Многие свойства растворов, такие, как осмотическое давление, температура кипения и замерзания, давление насыщенного пара, зависят как от концентрации раствора, т. е. от числа растворенных в нем частиц, так и от взаимного влияния этих частиц друг на друга. Степень взаимодействия частиц в растворе тем выше, чем больше плотность их зарядов и чем меньше среднее рас­стояние между ними.

В растворах слабых электролитов взаимодействие ионов друг с другом относительно невелико вследствие их незначительной кон­центрации. Сильные электролиты в растворах диссоциированы прак­тически полностью. Поэтому в уравнении диссоциации электролита стрелка указывает только на прямой процесс, например:

В растворах сильных электролитов из-за полной их диссоциации концентрация ионов велика. Поэтому свойства таких растворов су­щественно зависят от степени взаимодействия входящих в их состав ионов как друг с другом, так и с полярными молекулами растворите­ля. Взаимодействие ионов в растворах сильных электролитов приво­дит к тому, что катионы и анионы испытывают взаимное притяже­ние, а ионы одного знака заряда будут отталкиваться друг от друга. Поэтому в растворе каждый произвольно выбранный ион окружен в среднем во времени преимущественно противоположно заряженными ионами, как, например, в ионных кристаллах. Однако энергия теплового движения ионов в жидких растворах и значительно выше, чем в кристаллах. Поэтому ионы, взаимодейст­вующие с выбранным центральным ионом, располагаются вокруг не­го не в виде кристаллической решетки, а в виде сферы, которая, согласно П. Дюбая и Э. Хюккеля, называется ионной атмосферой. В состав ионной атмосферы входят катионы и анионы. Однако преобладают ионы, противоположные по знаку заряда центральному иону. Суммарный заряд ионной атмосферы равен по величине заряду центрального иона и противоположен ему по знаку. Все ионы в растворе равноправны, поэтому каждый из них является центральным ионом и одновремен­но входит в состав ионной атмосферы другого иона. За счет теплово­го движения ионы, входящие в состав ионной атмосферы, постоянно меняются местами с ионами, находящимися за ее пределами, т. е. ионная атмосфера имеет статистический характер.

Законы Рауля и Вант – Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных растворах неэлектролитов. По мере повышения концентрации растворенного вещества возрастают отклонения от законов идеальных растворов. Эти отклонения обусловлены различного рода взаимодействиями между частицами растворенного вещества, а также растворенного вещества и растворителя. Учет влияния на свойства растворов этих взаимодействий очень сложен. Поэтому было предложено сохранить для описания свойств растворов все общие закономерности, применимые к идеальным растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов ввести активности. Активность а связана с концентрацией следующим соотношением:

где γ – коэффициент активности, который формально учитывает все виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к отклонению от свойств идеального раствора.

Коэффициенты активности зависят от природы растворителя и растворенного вещества, от концентрации раствора, а также от температуры (табл. 18).

Таблица 18. Коэффициенты активности некоторых электролитов в растворах при 298 К

Источник

Изотонический коэффициент вант гоффа это поправка учитывающая что

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

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 гель что это
• изотонический напиток что это такое →