Розчини неелектролітів. Колігативні властивості розчинів

Розчин може мати будь-який агрегатний стан — твердий, рідкий, газоподібний. Найбільше практичне значення мають рідкі розчини. Саме в них створюються най­сприятливіші умови для переміщення молекул та їх зближення, що є необхідним для хімічної взаємодії.

Рідкі розчини поділяють на дві групи: розчини неелектролітів та розчини елек­тролітів.

Найважливішими властивостями розчинів є тиск пари над розчином, температури кипіння й кристалізації, осмотичний тиск. Кількісний опис цих властивостей було зроблено для дуже розбавлених (ідеальних) розчинів ученими, які створили фізичну теорію розчинів. Ідеальним вважають розчин, в якому енергія взаємодії між молеку­лами розчиненої речовини та молекулами розчинника однакова. У середовищі іде­ального розчину молекули розчиненої речовини розподіляються подібно до ідеаль­ного газу. Ідеальний розчин утворюється без теплового ефекту (∆Н=0), без зміни об'єму (∆F=0) компонентів, які змішуються. Рушійною силою утворення ідеального розчину є збільшення міри безладу. Близькі до ідеальних дуже розбавлені розчини. Властивості ідеальних розчинів не залежать від природи розчиненої речовини, а ви­значаються лише концентрацією. Такі властивості називають колігативними. До колігативних властивостей належать:

□ підвищення осмотичного тиску;

□ зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином;

□ підвищення температури кипіння розчину.

Осмотичний тиск розчинів

Осмотичний тиск відкрив Т. Ноллє (1748) під час вивчення поведінки цукрових розчинів. При зануренні у воду скляної трубки, закритої з одного боку напівпроник­ною мембраною і заповненою водним розчином сахарози, він відзначив збільшення об'єму рідини в трубці, що було спричинене проникненням води крізь мембрану. Яви­ще проникнення розчинника через напівпроникну мембрану в розчин дістало назву осмосу (про осмос, осмотичний тиск та їх біологічну роль вже розповідалося раніше).

В. Пфеффер (1877) сконструював спеціальний прилад для вимірювання осмотич­ного тиску — осмометр з напівпроникною перетинкою з фероціаніду купруму та з достатньою точністю виміряв осмотичний тиск водних розчинів сахарози в широко­му діапазоні температур і концентрацій. Експериментальні дані В. Пфеффера і було покладено в основу відкритого Я. Вант-Гоффом (1887) закону осмотичного тиску.

Очевидно, якщо концентрація розчину дорівнює нулю, то і осмотичний тиск дорів­нює нулю. У міру збільшення концентрації розчину зростає різниця у швидкості пере­ходу води крізь мембрану в різних напрямках і, відповідно, зростає осмотичний тиск.

На основі експериментальних даних Я. Вант-Гофф (1887) довів можливість вико­ристання газових законів до розбавлених розчинів неелектролітів. Подібність власти­востей розбавлених розчинів неелектролітів і ідеальних газів виражається законом: осмотичний тиск розбавленого розчину дорівнює газовому тиску, який мала б розчи­нена речовина, якби вона за тієї самої температури перебувала в газоподібному стані і займала об'єм, що дорівнює об'єму розчину.

Для кількісної характеристики осмотичного тиску він використав рівняння газо­вого стану ρ V= vRT. Якщо газовий тиск ρ замінити на осмотичний тиск π, то

πV=vRT,

де π — осмотичний тиск, кПа; V — об'єм розчину, л; ν — кількість розчиненого неелектроліту, моль; R — універсальна газова стала (R = 8,314 Дж/мольК); Т — абсолютна температура, К.

Якщо перенести V yправу частину рівняння, воно набуде вигляду

де — молярна концентрація розчину, моль/л. Оскільки = С_Х, то залежність осмо­тичного тиску від концентрації й температури виражається співвідношенням

Осмотичний тиск часто використовують для визначення молекулярної маси високомолекулярних сполук. Наприклад, осмотичний тиск розчину, в 100 мл якого міс­титься 5 г гемоглобіну при 27 °С, дорівнює 1,82 кПа. Можна визначити відносну мо­лекулярну масу гемоглобіну.

Спочатку знаходять молярну концентрацію цього розчину за законом Вянт-Гоффа:

Вміст гемоглобіну в 1000 мл розчину дорівнює 5 • 1000/100 = 50 г.

Потім знаходять молекулярну масу гемоглобіну:

50 г —0,00073 моль;

Х г— 1 моль; М = 68 500.