Isotoninen suhde

Kokeneet kirjoittajat eivät ole vielä tarkistaneet sivun nykyistä versiota, ja se voi poiketa merkittävästi 11. elokuuta 2017 tarkistetusta versiosta . tarkastukset vaativat 2 muokkausta .

Isotoninen kerroin (myös van't Hoff - tekijä ; merkitty i ) on dimensioton parametri , joka kuvaa aineen käyttäytymistä liuoksessa . Se on numeerisesti yhtä suuri kuin tietyn aineen liuoksen kolligatiivisen ominaisuuden arvon suhde saman pitoisuuden omaavan ei-elektrolyytin saman kolligatiivisen ominaisuuden arvoon , kun muut järjestelmän parametrit eivät muutu:

{\displaystyle i={\frac {\pi _{solut.}}{\pi _{nel.~solut.}}}={\frac {\Delta T_{bp~solut.}}{\Delta T_{ bp~nel.~solut.))}={\frac {\Delta T_{mp~solut.)){\Delta T_{mp~nel.~solut.))}={\frac {\Delta p_{solut .)){\Delta p_{nel.~solut.))))

, missä Solut. - tämä ratkaisu
nel. Solut. - ei-elektrolyyttiliuos, jonka pitoisuus on sama
T bp - kiehumispiste
T mp - sulamislämpötila (jäätymislämpötila).

Käsitteen merkitys

Parametrin merkitys käy selväksi kunkin kolligatiivisen parametrin määritelmästä: ne riippuvat liuenneiden hiukkasten pitoisuudesta liuoksessa . Ei-elektrolyytit liuoksessa eivät hajoa , mikä tarkoittaa, että jokainen ei- elektrolyyttimolekyyli muodostaa vain yhden hiukkasen liuoksessa. Solvataation vaikutuksesta liuoksessa olevat elektrolyytit puolestaan hajoavat osittain tai kokonaan ioneiksi muodostaen useita hiukkasia dissosioitunutta molekyyliä kohden. Vastaavasti tietyn liuoksen kolligatiiviset ominaisuudet ( additiiviset määrät ) riippuvat siinä olevien hiukkasten (ionien) pitoisuudesta kunkin tyyppisistä hiukkasista (ioneista), jotka kuuluvat liuoksessa alkuperäisen molekyylin hajoamisen seurauksena muodostuneisiin hiukkasiin. liuos on esitetty kunkin hiukkastyypin liuosten seoksena . Esimerkiksi valkaisuliuos sisältää kolmen tyyppisiä hiukkasia - kalsiumkationeja , kloridianioneja ja hypokloriittianioneja . Joten isotoninen kerroin osoittaa, kuinka paljon enemmän hiukkasia on elektrolyyttiliuoksessa verrattuna saman pitoisuuden omaavaan ei-elektrolyyttiliuokseen, ja se liittyy aineen kykyyn hajota ioneiksi liuoksessa, eli asteella . dissosiaatiosta . Jos kaavayksikkö tai molekyyli sisältää n ionia (tai polaarisia sidoksia sisältäviä atomeja , jotka muuttuvat ioneiksi liuoksessa), alkumolekyylien lukumäärä on N ja yhdisteen dissosiaatioaste on α , niin dissosioituneiden molekyylien määrä on N α (tässä tapauksessa N α n ionit), ja hiukkasten kokonaismäärä liuoksessa on ((N - N α) + N α n) .

Isotoninen kerroin on yhtä suuri kuin suhde:

i={\frac {NN\cdot \alpha +N\cdot \alpha \cdot n}{N))={\frac {N(1-\alpha +\alpha \cdot n)}{N} }=1+\alfa (n-1)

Isotoninen kerroin vahvojen elektrolyyttien liuoksissa

Koska vahvat elektrolyytit dissosioituvat lähes täydellisesti, niille voitaisiin odottaa isotonista kerrointa, joka on yhtä suuri kuin ionien (tai polarisoituneiden atomien) lukumäärä kaavayksikössä (molekyylissä). Todellisuudessa tämä kerroin on kuitenkin aina pienempi kuin kaavan . Esimerkiksi 0,05 mol NaCl - liuoksen isotonisuuskerroin on 1,9 2,0:n sijaan ( saman pitoisuuden magnesiumsulfaattiliuoksella i = 1,3). Tämä selittää P. Debyen ja E. Hückelin vuonna 1923 kehittämän vahvojen elektrolyyttien teorian : muodostunut solvataatiokuori estää ionien liikkumista liuoksessa. Lisäksi ionit ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa: vastakkaisesti varautuneet vetävät puoleensa ja samoin varautuneet hylkivät; keskinäiset vetovoimat johtavat yhdessä liuoksen läpi liikkuvien ioniryhmien muodostumiseen. Tällaisia ryhmiä kutsutaan ioniassosiaatioiksi tai ionipareiksi . Näin ollen liuos käyttäytyy ikään kuin se sisältäisi vähemmän hiukkasia kuin se todellisuudessa on, koska niiden liikkumisvapautta on rajoitettu. Ilmeisin esimerkki koskee liuosten sähkönjohtavuutta λ , joka kasvaa liuoksen laimentaessa. Todellisen sähkönjohtavuuden suhteen äärettömään laimennukseen verrattuna määritetään vahvojen elektrolyyttien kuvitteellinen dissosiaatioaste , jota merkitään myös α :lla:

\alpha ={\frac {\lambda }{\lambda _{\infty }}}={\frac {n_{img}}{n_{disslv.}}}

, missä n img on imaginaari ja n disslv. on todellinen hiukkasten lukumäärä liuoksessa.

Ulkoisten tekijöiden vaikutus

Ilmeisesti ionien vuorovaikutus vähenee lämpötilan noustessa (hiukkasten lisääntyneen lämpöliikkeen vuoksi ), samoin kuin niiden pitoisuuden pienentyessä, eli liuoksen laimentuessa, koska silloin kahden hiukkasen kohtaamisen todennäköisyys pienenee. Ekstrapoloimalla laimennus äärettömyyteen, kerroin i pyrkii maksimiarvoonsa, joka määräytyy liuenneen yhdisteen kaavan mukaan. Dissosiaatioaste α , yllä olevan i :n ja α :n välisen suhteen kaavan mukaisesti , kasvaa samanaikaisesti lähestyen yksikköä (1).

Isotonisen kertoimen otti käyttöön 1800-luvun viimeisellä neljänneksellä J. H. van't Hoff . Vuonna 1901 hän sai ensimmäisenä Nobelin kemian palkinnon panoksestaan ratkaisujen tutkimuksessa.

Kirjallisuus

Eremin V. V., Kargov S. I., Uspenskaja I. A., Kuzmenko N. E., Lunin V. V. Fysikaalisen kemian perusteet. Teoria ja tehtävät: oppikirja. yliopistojen tuki. - M . : Kustantaja "Exam", 2005. - 480 s. - (Sarja "Klassisen yliopiston oppikirja"). — ISBN 5-472-00834-4 .
Kokars, V. Vispārīgā ķīmija (1. daļa). Riga: RTU izdevniecība, 2009. 286 lpp. (Latvialainen.)