Підвищення температури кипіння і зниження температури кристалізації розчину

Будь-яка чиста речовина плавиться, кипить і кристалізується за певної температури. Так, вода за нормальних умов (101,325 кПа) кипить при 100 °С і замерзає при 0 °С. Температура кипіння і кристалізація розчину перебуває у прямій залежності від величини тиску пари. Рідина починає кипіти, коли тиск її насиченої пари дорівнює зовнішньому тиску.

Зниження тиску пари розчинника внаслідок розчинення в ньому нелеткої речовини потребує підвищення температури кипіння розчину для відновлення порушеної рівноваги рідина ↔ пара. Це буде досягнуто за деякої температури Для водного розчину >100 °С. Цим пояснюється той факт, що температура кипіння розчину нелеткої речовини вища за температуру кипіння чистого розчинника.

З іншого боку, будь-яка рідина замерзає за тієї температури, за якої вона має такий тиск пари, як і тверді кристали цієї рідини. Зниженням тиску пари розчинника над розчином пояснюється нижча температура замерзання розчину порівняно з чистим розчинником.

Різницю між температурами кипіння розчину та чистого розчинника називають підвищенням температури кипіння:

Різницю між температурами кристалізації чистого розчинника та розчину та розчину називають зниженням температури кристалізації:

Ф.М. Рауль дослідним шляхом установив, що для розбавлених розчинів неелек-тролітів підвищення температури кипіння і зниження температури кристалізації пропорційні моляльній концентрації розчину (другий закон Рауля).

Математичний вираз цього закону має такий вигляд:

де К _еі К _к — відповідно ебуліоскопічна і кріоскопічна константи розчинника; С_т — модальна концентрація розчину, що дорівнює

Значення моляльної концентрації підставляють у рівняння другого закону Рауля і одержують

де m _р._р та М _р_._p— маса і молярна маса розчиненої речовини; m _p-_ка — маса розчинника, г. Якщо моляльна концентрація розчину дорівнює одиниці, то ∆ t _кип = К _е, а ∆ t _крист= К _к. Отже, ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі показують підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання розчину, який містить 1 моль речовини в 1000 г розчинника порівняно з температурами кипіння та замерзання чистого розчинника. Ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі залежать від природи розчинника й не залежать від природи розчиненої речовини (табл. 1.4).

На вимірюванні температур кипіння і замерзання розчинів ґрунтуються ебуліоскопічний і кріоскопічний методи визначення молекулярної маси нелетких речовин. Обидва методи широко застосовують у хімії для визначення молекулярної маси різних речовин, використовуючи різні розчинники.

Таблиця 1.4. Значення ебуліоскопічних і кріоскопічних констант деяких розчинників

Розчинник	t _крист,⁰С	К _к	t _кип,⁰С	К _е
назва	формула
Вода	н₂о		1,86		0,52
Бензен	С_бН_б	5,45	5,07	80,2	2,57
Оцтова кислота	СНзСООН	16,55	3,9	118,5	3,07
Фенол	С₆Н₅ОН		7,3	182,1	3,6
Анілін	C₆H₅NH₂	-5,96	5,87	184,3	3,69
Етанол	С₂Н₅ОН	—	—	78,4	1,11

Тема. Рівновага в розчинах електролітів

АКТУАЛЬНІСТЬ ТЕМИ

Електроліти відіграють важливу роль у життєдіяльності організму, оскільки всі фізіологічні рідини (плазма крові, спинномозкова рідина, секрети залоз, шлунковий сік тощо) є розчинами електролітів. З наявністю електролітів пов'язані величина осмотичного тиску та рН середовища біорідин. Стан внутрішнього середовища організмів значною мірою пов'язаний з концентрацією йонів Гідрогену. Специфіка процесів, що відбуваються в клітинах і тканинах, а також активність цих процесів (особливо ферментативних) істотно залежать від рН. Зміна інтервалу рН може змінювати напрямок перебігу ферментативного процесу.

ВИХІДНІ ЗНАННЯ

1. Хімічний склад клітини.

2. Будова і властивості молекули води.

3. Теорія електролітичної дисоціації.

4. Дисоціація кислот, основ, солей.

5. Ступінь дисоціації.