Proprietăți collative (cu formule)
Proprietatea colligativă este orice proprietate a unei substanțe care depinde sau variază în funcție de numărul de particule prezente în ea (sub formă de molecule sau atomi), fără a depinde de natura acestor particule.
Cu alte cuvinte, acestea pot fi, de asemenea, explicate ca proprietăți ale soluțiilor care depind de relația dintre numărul de particule dizolvate și numărul de particule de solvent. Acest concept a fost introdus în anul 1891 de chimistul german Wilhelm Ostwald, care a clasificat proprietățile substanței dizolvate în trei categorii.
Aceste categorii proclamă că proprietățile colligative depind doar de concentrația și temperatura solutului și nu de natura particulelor sale.
În plus, proprietățile aditive cum ar fi masa depinzând de compoziția substanței dizolvate și proprietățile constituționale depind mai mult de structura moleculară a substanței dizolvate.
Proprietăți de proprietate
Proprietățile colligative sunt studiate în principal pentru soluții diluate (datorită comportamentului lor aproape ideal) și sunt următoarele:
Scăderea presiunii vaporilor
Se poate spune că presiunea de vapori a unui lichid este presiunea de echilibru a moleculelor de vapori cu care lichidul respectiv este în contact.
De asemenea, relația dintre aceste presiuni este explicată prin legea lui Raoult, care precizează că presiunea parțială a unei componente este egală cu produsul fracției molare a componentei prin presiunea de vapori a componentei în stare pură:
P A = X A. Pº A
În această expresie:
P A = Presiunea parțială a vaporilor de component A în amestec.
X A = fracțiunea molară a componentei A.
Pº A = Presiunea de vapori a componentei pure A.
În cazul scăderii presiunii de vapori a unui solvent, aceasta se produce atunci când se adaugă o substanță dizolvată nevolatil pentru a forma o soluție. După cum se știe și prin definiție, o substanță nevolatilă nu are tendința de a se evapora.
Din acest motiv, cu cât mai mult din această substanță dizolvată este adăugată la solventul volatil, cu atât presiunea de vapori este mai mică și mai puțin solventul poate scăpa în starea gazoasă.
Astfel, atunci când solventul este evaporat în mod natural sau forțat, o cantitate de solvent fără evaporare va rămâne în cele din urmă împreună cu solutul nevolatil.
Acest fenomen poate fi mai bine explicat prin conceptul de entropie: când moleculele trec de la faza lichidă la faza gazoasă, entropia sistemului crește.
Aceasta înseamnă că entropia acestei faze gazoase va fi întotdeauna mai mare decât cea a stării lichide, deoarece moleculele de gaz ocupă un volum mai mare.
Apoi, dacă entropia stării lichide este mărită prin diluare, chiar dacă este legată de o substanță dizolvată, diferența dintre cele două sisteme scade. Prin urmare, scăderea entropiei scade și presiunea vaporilor.
Creșterea temperaturii de fierbere
Punctul de fierbere este acea temperatură în care există echilibru între fazele lichide și gazoase. În acest moment, numărul moleculelor de gaz care trec într-o stare lichidă (condensare) este egal cu numărul moleculelor de evaporare a lichidului în gaz.
Agregarea unei substanțe dizolvate determină diluarea concentrației de molecule lichide, determinând scăderea vitezei de evaporare. Aceasta generează o modificare a punctului de fierbere, pentru a compensa modificarea concentrației solventului.
Cu alte cuvinte simple, temperatura de fierbere într-o soluție este mai mare decât cea a solventului în stare pură. Aceasta este exprimată printr-o expresie matematică care este prezentată mai jos:
ΔT b = i. K b . m
În expresia menționată:
ΔT b = T b (soluție) - T b (solvent) = Variația temperaturii de fierbere.
i = Factor van't Hoff.
Kb = constanta de fierbere a solventului (0, 512 ºC / molal pentru apa).
m = molitate (mol / kg).
Reducerea temperaturii de congelare
Temperatura de congelare a unui solvent pur va scădea atunci când adăugați o cantitate de substanță dizolvată, deoarece este afectată de același fenomen care scade presiunea vaporilor.
Acest lucru se întâmplă deoarece, prin scăderea presiunii de vapori a solventului prin diluarea unui solut, va fi necesară o temperatură mai scăzută pentru ao îngheța.
Natura procesului de îngheț poate fi de asemenea luată în considerare pentru a explica acest fenomen: pentru ca un lichid să înghețe, acesta trebuie să ajungă într-o stare ordonată în care se sfârșește prin formarea de cristale.
Dacă există impurități în lichid sub formă de substanțe dizolvate, lichidul va fi mai puțin ordonat. Din acest motiv, soluția va avea dificultăți mai mari de a îngheța decât un solvent fără impurități.
Această reducere este exprimată ca:
ΔT f = -i. K f . m
În expresia anterioară:
ΔT f = T f (soluție) - T f (solvent) = Variația temperaturii de congelare.
i = Factor van't Hoff.
K f = constanta de congelare a solventului (1, 86 ºC kg / mol pentru apa).
m = molitate (mol / kg).
Presiunea osmotică
Procesul cunoscut sub numele de osmoză este tendința ca un solvent să treacă printr-o membrană semipermeabilă de la o soluție la alta (sau dintr-un solvent pur la o soluție).
Această membrană reprezintă o barieră prin care pot trece unele substanțe și altele nu pot, ca în cazul membranelor semipermeabile din pereții celulari ai celulelor animale și de plante.
Presiunea osmotică este apoi definită ca presiunea minimă care trebuie aplicată la o soluție pentru a opri trecerea solventului său pur printr-o membrană semipermeabilă.
Este de asemenea cunoscut ca măsura tendinței unei soluții de a primi solventul pur prin efectul osmozelor. Această proprietate este colligativă, deoarece depinde de concentrația de substanță dizolvată în soluție, care este exprimată ca o expresie matematică:
Π. V = n. R. T sau, de asemenea, π = M. R. T
În aceste expresii:
n = Numărul de moli de particule din soluție.
R = Constanta gazului universal (8, 314472 J, K-1, mol-1).
T = Temperatura în Kelvin.
M = molaritate.
