ОСМОТИЧНИЙ ТИСК В РОЗЧИНАХ НЕЕЛЕКТРОЛІТІВ ТА ЕЛЕКТРОЛІТІВ

Осмотичним тиском називається тиск, що спостерігається в розчинах і викликуваний ударами часток розчиненої речовини (молекул, сольватів, гідратів, іонів), що знаходяться в безладному тепловому русі, о стінки судини.

Безпосередньо знайти та вимірити його не можна, так як о стінки судини одночасно ударяються не тільки частки розчиненої речовини, але й молекули розчинника. Для виміру осмотичного тиску необхідно відділити розчин від чистого розчинника за допомогою напівпроникної перегородки, здатної пропускати розчинник і затримувати частки розчиненої речовини. Властивістю напівпроникненості володіють пергамент, целофан і ряд інших матеріалів.

Прилади, що вимірюють осмотичний тиск, називаються осмометрами.

Основною частиною осмометра напівпроникна перегородка.

В осмометрі протікає процес дифузії.

Дифузія – направлений процес. Він здійснюється через перегородку із судини з розчином з більшою концентрацією в чистий розчинник.

Переміщення розчину в бік розчинника, виникаюче при наявності напівпроникної перегородки, називається осмосом. Частки розчиненої речовини перейти в розчинник не можуть. Вони ударяються о перегородку і створюють осмотичний тиск. Його визначають, визначивши додатковий тиск, який потрібно прикласти до розчину, щоб запобігти переходу молекул розчинника в розчин. Він дорівнює добутку щільності розчину на різницю рівнів висоти в трубці і судині з розчинником.

Таким чином, в осмометрі діють дві протилежні сили – сила осмотичного тиску, що сприяє усмоктуванню розчинника усередину, і гідростатичний тиск стовбура рідини в осмометрі, що перешкоджає і припиняє всмоктування розчинника.

На підставі досвідчених даних установлено, що розведені розчини доволі добре підпорядковуються законам ідеального газу, і ці закони для них мають вигляд:

· Закон Бойля- Маріотта: осмотичний тиск розчинів при постійній температурі змінюється прямо пропорційно їх концентрації:

p₁/С₁ = p₂/С₂; p/С = const

· Закон Шарля: осмотичний тиск розчинів прямо пропорційний абсолютній температурі при постійній концентрації:

p₁/Т₁ = p₂/Т₂; p/Т = const

· Закон Авогадро: розчини різних речовин при однакових концентраціях і температурах володіють однаковим осмотичним тиском (ізотонічні розчини).

Крім того, універсальна газова постійна, обчислена за величиною осмотичного тиску при заданій температурі і концентраціях розчинів, має те ж числове значення, що і для газів.

Звідси рівняння Клапейрона-Менделєєва для розведених розчинів можна записати так:

p = СRT

где p - осмотичний тиск (Па), С – концентрація (кмоль/м³), R– універсальна газова постійна (Дж/кмоль*К).

Справедливість цього закону була доведена Вант Гоффом. Він є основним законом для розведених розчинів і формулюється наступним чином:

Осмотичний тиск розчиненої речовини в розведеному розчині дорівнює тому газовому тиску, який робила б ця речовина, якби у вигляді газу займала б той же об’єм, що і розчин (ЗАКОН ВАНТ ГОФФА).

Але цей закон справедливий тільки для розведених розчинів.

Відхилення від закону Вант Гоффа спостерігається у розчинів електролітів: кислот, лугів, солей. У них визначене дослідним шляхом p вище, ніж обчислене. Для приведення в дійсне співвідношення, вводять ізотонічний коефіцієнт i- він показує, у скільки разів дослідний осмотичний тиск вищий за обчислений за допомогою закону Вант Гоффа: i =p_дос/p_вир.

Для розчинів електролітів закон Вант Гоффа має вигляд:

p = iСRT

Ступінь дисоціації a = х /N, де х - кількість дисоційованих молекул, N – загальна кількість молекул.

Збільшення кількості часток в розчині (за рахунок дисоціації) характеризується величиною ізотонічного коефіцієнту:

N + Na

i = ---------- або i = 1 +a

N

Зі зростанням a збільшується і i. При нескінченно великому розведенні a= 1, а i = const. Для загального випадку

i = 1 + (k – 1) a

де k – кількість іонів, що утворились при дисоціації.

У сильних електролітів говорять про удавану ступень дисоціації. Насправді вона дорівнює1.

Розрізняють також ефективну концентрацію, або активність. Активність електроліту для нескінченно розведених (ідеальних) розчинів менше або більше концентрації. Відношення активності і концентрації електроліту називається коефіцієнтом активності:

f = a /C

Він показує ступінь відхилення реального розчину від ідеального. Звичайно f<1. З розведенням він прагне до 0.

Також існує поняття іонної сили розчину – це міра напруженості електричного поля, існуючого в розчині:

m= ½ (C₁Z₁² + C₂Z₂² + …+ C_nZ_n²)

деC₁, C₂, C_n– концентрації окремих, існуючих в розчині іонів, Z₁, Z₂ , Z_n- їх ступені окислення.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: