Šķīdumu koligatīvās īpašības

Vikipēdijas raksts
Pārlēkt uz: navigācija, meklēt

Šķīdumu koligatīvās īpašības ir tās šķīdumu īpašības, kuras noteiktos apstākļos ir vienādas visu vielu šķīdumiem neatkarīgi no šo vielu ķīmiskās dabas.

Šajā rakstā tiks īsi aplūkota šķīdumu termodinamisko īpašību atkarība no šķīdinātāja īpašībām:

Piezīme: par ideālu sauc šķīdumu, kura veidošanās gaitā nenotiek nekāda ķīmiska mijiedarbība starp šķīdināmo vielu un šķīdinātāju, kā arī nemainās tilpums un netiek novērots siltumefekts.

Vēl viena piezīme: visas formulas šajā rakstā attiecas uz neelektrolītu šķīdumiem. Apskatot procesus elektrolītu šķīdumos, formulas labējā puse ir jāreizina ar izotonisko koeficientu (i).

Raula likumi[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

Pirmais Raula likums[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

Tvaiku, kas ir dinamiskā līdzsvarā ar šķidrumu, sauc par piesātināto tvaiku. Šāda tvaika spiedienu virs tīrā šķīdinātāja (p0) sauc par tīrā šķīdinātāja piesātinātā tvaika spiedienu.

Pirmā Raula likuma 3D-atveidojums.

1886. (1887.) gadā F. M. Rauls formulēja likumu:

Negaistošas vielas šķīduma tvaika spiediens ir tieši proporcionāls šķīdinātāja moldaļai šajā šķīdumā:

p = p0 · χšķjam , kur
p — šķīdinātāja tvaika spiediens virs šķīduma (paskālos Pa);
p0 — tvaika spiediens virs tīrā šķīdinātāja;
χšķjam —— šķīdinātāja moldaļa.
Fransuā Marī Rauls

Elektrolītu šķīdumiem lieto nedaudz citādu vienādojuma formu, kura ļauj ievietot formulā arī izotonisko koeficientu:

Δp = i · p0 · χvielai , kur
Δp ir tieši tvaika spiediena virs šķīduma pazeminājums;
χvielaiizšķīdinātās vielas moldaļa šķīdumā.

Otrais Raula likums[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

Tas pats F. M. Rauls ir eksperimentāli pierādījis, ka

šķīduma viršanas temperatūras paaugstinājums salīdzinājumā ar tīru šķīdinātāju un tāpat arī šķīduma sasalšanas temperatūras pazeminājums attiecībā pret analoģisku šķīdinātāja raksturlielumu ir tieši proporcionāls šķīduma molalitātei, tas ir,

ΔTvirš/sas= Keb/kr · bvielai , kur
Keb/kr ir šķīdinātāju raksturojoša atbilstoši ebulioskopiskā (no latīņu "ebullire" — 'vārīties' un grieķu "skopeo" — 'novērot') un krioskopiskā (attiecas uz sasalšanu) konstante;
bvielai — vielas šķīduma molalitāte.

Osmotiskais spiediens[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

Iedomāsimies situāciju, kad puscaurlaidīga membrāna (t. i., tāda membrāna, kurai var iziet cauri tikai sīkas daļiņas, piemēram, šķīdinātāja molekulas, bet ne — lielākas daļiņas, piemēram, izšķīdušās vielas molekulas) atdala šķīdumu no tīra šķīdinātāja (vai divus šķīdumus ar dažādām koncentrācijām). Tādā gadījumā šķīdinātāja molekulas abās membrānas pusēs atrodas praktiski vienādos fizikālos apstākļos; zināms arī — kādas vielas koncentrētākā šķīdumā šķīdinātāja koncentrācija ir mazāka nekā atšķaidītākā (kurā izšķīdinātās vielas molekulas aizņem mazāku daļu šķīduma telpas). Tad no mazāk koncentrētā šķīduma puses caur membrānu difundē vairāk molekulu nekā no otrās puses. Tas, savukārt, nozīmē, ka šķīdinātājs būtībā plūst membrānai cauri, izlīdzinot šķīdumu koncentrācijas un radot spiedienu uz membrānu. Šo procesu (kuru sauc par osmozi) var apturēt, pieliekot koncentrētākā šķīduma pusē papildu spiedienu (piemēram, ar virzuļa palīdzību) — šo spiedienu arī sauc par osmotisko spiedienu.

Osmose.svg

Šķīdumus ar vienādu osmotisko spiedienu sauc par izotoniskiem.

Noteikt osmotiskā spiediena skaitlisko vērtību var pēc formulas, kuru 1886. gadā ieguva J. H. van't Hofs:

π = CM vielai · R · T , kur
CM vielai ir šķīduma molārā koncentrācija, kas izteikta  \frac {mol} {m^3} , nevis  \frac {mol} {l} , kā tas ir ierasts;
R — gāzu universālā konstante;
T — sistēmas termodinamiskā temperatūra.

Skatīt arī[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

Piezīme[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

  1. 1,0 1,1 1,2 pieder pie Raula likumiem

Literatūra[izmainīt šo sadaļu | labot pirmkodu]

  • Kokars, V. Vispārīgā ķīmija (1. daļa). Rīga: RTU izdevniecība, 2009. 286 lpp.