- Kolektīvās īpašības
- Tvaika spiediena pazemināšanās
- Vārīšanās temperatūras paaugstināšanās
- Sasalšanas temperatūras pazemināšana
- Osmotiskais spiediens
- Atsauces
Molekulu skaita atkarīgo īpašība ir jebkurš īpašība no vielas, kas ir atkarīga no tā, vai ir atkarīga, skaits daļiņu klāt tajā (formā molekulu vai atomu), bez atkarībā no šīm daļiņām.
Citiem vārdiem sakot, tos var izskaidrot arī kā šķīdumu īpašības, kas ir atkarīgas no attiecības starp izšķīdušo daļiņu skaitu un šķīdinātāju daļiņu skaitu. Šo jēdzienu 1891. gadā ieviesa vācu ķīmiķis Vilhelms Ostvalds, kurš šķīstītās vielas iedalīja trīs kategorijās.
Šīs kategorijas apgalvoja, ka koligācijas īpašības ir atkarīgas tikai no izšķīdušās vielas koncentrācijas un temperatūras, nevis no tā daļiņu rakstura.
Turklāt piedevas īpašības, piemēram, masa, bija atkarīgas no izšķīdušās vielas sastāva, un konstitucionālās īpašības bija vairāk atkarīgas no izšķīdinātās vielas molekulārās struktūras.
Kolektīvās īpašības
Kollidācijas īpašības tiek pētītas galvenokārt atšķaidītiem šķīdumiem (to gandrīz ideālās izturēšanās dēļ), un tās ir šādas:
Tvaika spiediena pazemināšanās
Var teikt, ka šķidruma tvaika spiediens ir tvaika molekulu līdzsvara spiediens, ar kuru šis šķidrums ir kontaktā.
Tāpat šo spiedienu attiecības tiek izskaidrotas ar Raula likumu, kurā izteikts, ka detaļas daļējais spiediens ir vienāds ar komponenta molu daļas reizinājumu ar tvaika spiedienu komponentā tīrā stāvoklī:
P = X . Pº A
Šajā izteicienā:
P A = A komponenta daļējs tvaika spiediens maisījumā.
X A = komponenta A molārā frakcija.
Pº A = tīra A komponenta tvaika spiediens
Šķīdinātāja tvaika spiediena pazemināšanās gadījumā tas notiek, ja tam pievieno negaistošu šķīdumu, lai iegūtu šķīdumu. Kā zināms un pēc definīcijas gaistošajai vielai nav tendences iztvaikot.
Šī iemesla dēļ, jo vairāk šī izšķīdinātā viela tiek pievienota gaistošajam šķīdinātājam, jo zemāks būs tvaika spiediens un mazāk šķīdinātāja var izplūst, lai kļūtu gāzveida stāvoklī.
Tā kā šķīdinātājs dabiski vai piespiedu kārtā iztvaiko, noteikts daudzums šķīdinātāja tiks atstāts bez iztvaikošanas kopā ar neizgaistošo izšķīdušo vielu.
Šo fenomenu var labāk izskaidrot ar entropijas jēdzienu: kad molekulas pāriet no šķidrās fāzes uz gāzes fāzi, sistēmas entropija palielinās.
Tas nozīmē, ka šīs gāzes fāzes entropija vienmēr būs lielāka nekā šķidrā stāvoklī, jo gāzes molekulas aizņem lielāku tilpumu.
Tad, ja šķidrā stāvokļa entropija palielinās, atšķaidot, kaut arī tā ir saistīta ar izšķīdušo vielu, atšķirība starp abām sistēmām samazinās. Šī iemesla dēļ entropijas samazināšanās samazina arī tvaika spiedienu.
Vārīšanās temperatūras paaugstināšanās
Viršanas temperatūra ir tā temperatūra, kurā ir līdzsvars starp šķidruma un gāzes fāzēm. Šajā brīdī gāzu molekulu skaits, kas pārvēršas šķidrumā (kondensējas), ir vienāds ar šķidruma molekulu skaitu, kas iztvaiko līdz gāzei.
Šķīdināta viela šķidru molekulu koncentrāciju atšķaida, samazinot iztvaikošanas ātrumu. Tas izmaina viršanas temperatūru, lai kompensētu šķīdinātāja koncentrācijas izmaiņas.
Citiem vienkāršākiem vārdiem sakot, šķīduma viršanas temperatūra ir augstāka nekā šķīdinātājam tīrā stāvoklī. To izsaka ar matemātisku izteiksmi, kas parādīta zemāk:
ΔT b = i. K b . m
Šajā izteicienā:
ΔT b = T b (šķīdums) - T b (šķīdinātājs) = viršanas temperatūras svārstības.
i = nav Hoff koeficienta.
K b = šķīdinātāja vārīšanās konstante (ūdenim 0,512 ºC / molā).
m = molitāte (mol / kg).
Sasalšanas temperatūras pazemināšana
Tīrā šķīdinātāja sasalšanas temperatūra pazemināsies, pievienojot tam šķīdinātā daudzuma, jo to ietekmē tā pati parādība, kurā pazeminās tvaika spiediens.
Tas notiek tāpēc, ka, tā kā šķīdinātāja tvaika spiediens samazinās, atšķaidot izšķīdušo vielu, tā sasalšanai būs nepieciešama zemāka temperatūra.
Lai izskaidrotu šo parādību, var ņemt vērā arī sasalšanas procesa raksturu: lai šķidrums sasaltu, tam jāsasniedz noteiktā stāvoklī, kurā tas nonāk, veidojot kristālus.
Ja šķidrumā ir piemaisījumi izšķīdušo vielu veidā, šķidrums būs mazāk sakārtots. Šī iemesla dēļ šķīdumam būs grūtāk sasaldēt nekā šķīdinātājam bez piemaisījumiem.
Šis samazinājums ir izteikts kā:
ΔT f = -i. K f . m
Iepriekš minētajā izteiksmē:
ΔT f = T f (šķīdums) - T f (šķīdinātājs) = sasalšanas temperatūras svārstības.
i = nav Hoff koeficienta.
K f = šķīdinātāja sasalšanas konstante (ūdenim 1,86 ºC kg / mol).
m = molitāte (mol / kg).
Osmotiskais spiediens
Process, kas pazīstams kā osmoze, ir šķīdinātāja tendence caur puscaurlaidīgu membrānu pāriet no viena šķīduma uz otru (vai no tīra šķīdinātāja uz šķīdumu).
Šī membrāna ir barjera, caur kuru dažas vielas var iziet, bet citas nevar, kā tas ir daļēji caurlaidīgām membrānām dzīvnieku un augu šūnu sieniņās.
Pēc tam osmotisko spiedienu definē kā minimālo spiedienu, kas jāpieliek šķīdumam, lai apturētu tā tīrā šķīdinātāja pāreju caur puscaurlaidīgu membrānu.
Tas ir arī pazīstams kā šķīduma tendences mērs saņemt tīru šķīdinātāju osmozes iedarbības dēļ. Šī īpašība ir kolidējoša, jo tā ir atkarīga no izšķīdušās vielas koncentrācijas šķīdumā, ko izsaka kā matemātisku izteiksmi:
Π. V = n. R. T, vai arī π = M. R. T
Šajos izteicienos:
n = daļiņu molu skaits šķīdumā.
R = universālā gāzes konstante (8,314472 J. K -1 . Mol -1 ).
T = temperatūra Kelvinā.
M = molaritāte.
Atsauces
- Wikipedia. (sf). Kolektīvās īpašības. Saturs iegūts no en.wikipedia.org
- BC. (sf). Kolektīvās īpašības. Atkopts no opentextbc.ca
- Bosma, PB (nd). Kolektīvās īpašības. Iegūts no chemistryexplained.com
- Dzirksteles. (sf). Kolektīvās īpašības. Atgūts no vietnes sparknotes.com
- Universitāte, FS (sf). Kolektīvās īpašības. Saturs iegūts no chem.fsu.edu