Содержание
Молярная масса растворенного вещества | 168
Молярная масса растворенного вещества
Задание 168.
Раствор, содержащий 25,65 г некоторого неэлектролита в 300 г воды, кристаллизуется при -0,465 °С. Вычислите молярную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86°. Ответ: 342 г/молы.
Решение:
Температура кристаллизации чистой воды равна 0 oС, следовательно, = 0 — (-0,465) = +0,4650. Масса неэлектролита (m1), приходящегося на 1000 г растворителя (воды) равна:
m1 = (25,65 . 1000)/300 = 85,5 г.
Тогда с расчётом того, что неэлектролит растворён в 1000 г воды, получим:
Ответ: 342 г/моль.
Криоскопическая константа
Задание 169.
Вычислите криоскопическую константу уксусной кислоты, зная, что раствор, содержащий 4,25 г антрацена С14Н10 в 100 г уксусной кислоты, кристаллизуется при 15,718°С.
Температура кристаллизации уксусной кислоты 16,65°С. Ответ: 3,9°С.
Решение:
Понижение температуры кристаллизации равно: = 16,65 – 15,718 = 0,9320. М(С14Н10) = 178 г/моль. криоскопическую константу уксусной кислоты вычислим, используя уравнение Рауля:
К – криоскопическая константа; m1– масса растворённого вещества; m2 – масса растворителя; М – молярная масса растворённого вещества; – понижение температуры замерзания раствора.
Отсюда
Ответ: 3,9 °С.
Расчет количества атомов серы
Задание 170.
При растворении 4,86 г серы в 60 г бензола температура кипения его повысилась на 0,81 °С. Сколько атомов содержит молекула серы в этом растворе. Эбулиоскопическая константа бензола 57°С. Ответ: 8.
Решение:
Для расчета используем уравнение:
Е – эбулиоскопическая константа; m1 – масса растворённого вещества, 5 г; m2 – масса растворителя 95г;
М – молярная масса растворённого вещества; – повышение температуры кипения раствора.
Для нахождения формулы серы нужно полученную молярную массу разделить на атомную массу серы (32,066 г/моль):
n = M/Ar(S) = 257/32,066 = 8 атомов
Формула вещества имеет вид — S8.
Ответ: 8 атомов серы.
Молярная масса растворенного вещества
Задание 171.
Температура кристаллизации раствора, содержащего 66,3 г некоторого неэлектролита в 500 г воды, равна -0,558°С. Вычислите молярную массу растворенного вещества. Криоскопическая константа воды 1,86. Ответ: 442 г/моль.
Решение:
Температура кристаллизации чистой воды равна 0 оС, следовательно, = 0 — (-0,558) = +0,5580. Для расчета используем уравнение:
К – криоскопическая константа; m1 – масса растворённого вещества; m2 – масса растворителя; М – молярная масса растворённого вещества; – понижение температуры замерзания раствора.
Тогда
Ответ: 442 г/моль.
Расчет массы анилина в растворе
Задание 172.
Какую массу анилина C6H5NH2 следует растворить в 50 г этилового эфира, чтобы температура кипения раствора была выше температуры кипения этилового эфира на 0,53°. Эбулиоскопическая константа этилового эфира 2,12о. Ответ: 1,16 г.
Решение:
Для расчета используем уравнение:
Е – эбулиоскопическая константа; m1 – масса растворённого вещества, 5 г; m2 – масса растворителя 95г; М – молярная масса растворённого вещества [М(C6H5NH2) = 93 г/моль]; – понижение температуры замерзания раствора.
Отсюда
Ответ: 1,16 г.
Температура кристаллизации раствора
Задание 173.
Вычислите температуру кристаллизации 2%ного раствора этилового спирта С2Н5ОН. Криоскопическая константа воды 1,860. Ответ: -0,825 oС.
Решение:
Для расчета понижения температуры кристаллизации этилового спирта используем уравнение:
К – криоскопическая константа; m1 – масса растворённого вещества, 5 г; m2 – масса растворителя 95г; М – молярная масса растворённого вещества [М(С2Н5ОН) = 46 г/моль]; – понижение температуры замерзания раствора.
Вода кристаллизуется при 0 оС, следовательно, температура кристаллизации раствора равна:
= 0 — 0,825 = -0,825оС.
Ответ: -0,825 оС.
Рассчет массы мочевины в растворе
Задание 174.
Сколько граммов мочевины (NH2)2CO следует растворить в 75 г воды, чтобы температура кристаллизации понизилась на 0,465°? Криоскопическая константа воды 1,86°.
Ответ: 1,12 г.
Решение:
М((NH2)2CO) = 60 г/моль. Для нахождения массы мочевины используем уравнение:
К – криоскопическая константа; m1 – масса растворённого вещества, 5 г; m2 – масса растворителя 95г; М – молярная масса растворённого вещества [М(С2Н5ОН) = 46 г/моль]; – понижение температуры замерзания раствора.
Ответ: 1,12 г.
| Термодинамика растворов | Fiziku5
Семинар 2. ТЕРМОДИНАМИКА РАСТВОРОВ
Классификация растворов. Способы выражения состава раствора. Идеальные растворы. Давление насыщенного пара над растворами. Закон Рауля.
Коллигативные свойства растворов: понижение давления насыщенного пара над раствором по сравнению с чистым растворителем, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем, зависимость их от концентрации растворов.
Эбулиоскопическая и криоскопическая постоянные, их физический смысл. Практическое использование этих свойств. Осмос и осмотическое давление. Уравнение Вант-Гоффа. Практическое значение осмоса, изо-, гипо-, и гипертонические растворы. Явления плазмолиза, тургора. Коллигативные свойства растворов электролитов. Изотонический коэффициент.
ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ
Растворами называют гомогенные системы, состоящие из двух или большего числа компонентов, состав и свойства которых меняются в довольно широких пределах. По агрегатному состоянию растворы могут быть твердыми, жидкими и газообразными. Особое значение имеют водные растворы, так как подавляющее число процессов в природе происходит в водной среде. Природные воды (морская, речная, вода минеральных источников), биологические жидкости (плазма крови, лимфа, соки растительных организмов) представляют собой водные растворы различных органических и неорганических веществ.
Жидкие растворы состоят из растворителя (А) и растворенного вещества (В).
При растворении необходимо рассматривать взаимодействие между компонентами вида А—А, В—В, А—В. В случае идеальных растворов все перечисленные виды взаимодействия оказываются одинаковыми по характеру и по силе. Для реальных растворов эти силы взаимодействия различаются. Наиболее близкими по свойствам к идеальным растворам являются разбавленные растворы. В них частицы растворенного вещества взаимодействуют между собой слабо и свойства таких растворов определяются не составом частиц растворенного вещества, а их количеством в единице объема, т. е. концентрацией. Свойства растворов, зависящие от концентрации, называются коллигативными свойствами. К ним относятся понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем, осмос.
Рассмотрим понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором по сравнению с чистым растворителем.
Если в закрытом сосуде мы имеем чистый растворитель (А), то часть молекул растворителя выходит в газовую фазу, часть из них снова возвращается в жидкость. С течением времени установится равновесие, когда число этих молекул между собой становится равным. Пар, находящийся в равновесии с жидкостью, называется насыщенным, а давление, которое он при этом оказывает, является давлением насыщенного пара над чистым растворителем (). Если в этот растворитель добавляют нелетучие вещества, то в полученном растворе содержание молекул растворителя будет меньше, в пар выходит меньшее их количество и равновесие установится при меньшем давлении. Поэтому давление насыщенного пара растворителя над раствором pA будет меньше, чем над чистым растворителем (pA <). Французский ученый Рауль (1884 год) показал, что давление насыщенного пара растворителя над раствором зависит от концентрации раствора и дал две формулировки.
Первая формулировка закона Рауля:
давление насыщенного пара растворителя над раствором прямо пропорционально молярной доле растворителя (NA):
pA = × NА | (2. |
1)где nA и nB — число моль растворителя и растворенного вещества.
При замене NA на молярную долю растворенного вещества (NA = 1 — NB), уравнение Рауля примет вид:
(2.2) |
Из данного уравнения можно представить вторую формулировку закона Рауля:
относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле растворенного вещества.
Закон Рауля справедлив для сильно разбавленных растворов. При растворении в данном растворителе (А) летучего вещества (В), которое также способно переходить в паровую фазу, каждый компонент будет иметь определенное давление паров в соответствии с законом Рауля:
pA = × NА | (2.3) | |
pB = × NB, | (2.4) |
где pA и pB — парциальное давление компонентов А и В над раствором, NA и NB — молярные доли компонентов А и В в растворе, , — давление пара над чистыми компонентами А и В.
Общее давление паров над раствором в этом случае будет равно по закону Дальтона сумме парциальных давлений
P = pA + pB = × NА + × NB. | (2.5) |
Давление насыщенного пара оказывает существенное влияние на два других коллигативных свойства — повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов.
Температура кипения — это та температура, при которой давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным внешнему давлению.
При давлении равном 1 атм вода как растворитель кипит при 100 °C. При растворении в ней нелетучих веществ, являющихся неэлектролитами, давление паров воды в этом растворе, согласно закону Рауля, будет ниже и достичь давления 1 атм можно только при более высокой температуре. Поэтому температура кипения растворов всегда выше, чем чистого растворителя и возрастает с увеличением концентрации раствора.
Повышение температуры кипения (Dtкип), равное разности температур кипения раствора и растворителя, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:
Dtкип = tкип раствора — tкип растворителя; | (2.6) | |
Dtкип = E × Cm, | (2.7) |
где Cm — моляльная концентрация, моль/кг, Е — эбулиоскопическая постоянная, К × кг/моль.
Эбулиоскопическая постоянная зависит от природы растворителя и для воды она равна 0,51 К × кг/моль. Величину Е можно рассчитать по формуле:
(2.8) |
где Т0 — температура кипения растворителя, МА — молярная масса растворителя, DНисп — молярная энтальпия испарения растворителя, Дж/моль.
Физический смысл эбулиоскопической постоянной: Е характеризует то повышение температуры кипения, которое наблюдалось бы для раствора с моляльностью равной 1 моль/кг.
Линейная зависимость между повышением температуры кипения и моляльностью раствора имеет место только в случае разбавленных растворов, при Cm = 1 моль/кг может наблюдаться на практике отклонение от линейности.
Температура замерзания — это температура, при которой давление насыщенного пара растворителя над раствором становится равным давлению насыщенного пара надо льдом.
Если чистая вода при давлении 1 атм замерзает при 0 °C, то растворы, содержащие нелетучие растворимые неэлектролиты, будут замерзать при более низкой температуре. Понижение температуры замерзания (Dtзам), равное разности температур замерзания растворителя и раствора, прямо пропорционально моляльной концентрации раствора:
Dtзам = tзам растворителя — Dtзам раствора; | (2.9) |
| |
| Dtзам = K × Cm, | (2.10) | |
где Cm — моляльная концентрация, моль/кг;
K — криоскопическая постоянная, K × кг/моль.
Криоскопическая постоянная также зависит от природы растворителя и для воды она равна 1,86 К × кг/моль. Величина K характеризует то понижение температуры замерзания, которое наблюдалось бы для раствора с концентрацией равной 1 моль/кг. Свойство растворов замерзать при более низкой температуре, чем чистый растворитель используется на практике для приготовления охлаждающих смесей, в том числе антифризов, в борьбе с гололедицей, для определения молярной массы растворенного вещества (криометрический метод). В этом методе определяют температуры замерзания чистого растворителя и раствора, используя определенные навески растворителя и растворенного вещества. Молярную массу растворенного вещества рассчитывают по формуле:
(2.11) |
где K — криоскопическая постоянная;
mB — масса растворенного вещества, г;
mA — масса растворителя, г.
При изучении коллигативных свойств растворов электролитов было замечено, что их изменение превышает значения, рассчитанные по формулам для растворов неэлектролитов той же концентрации.
В связи с этим в формулы, определяющие коллигативные свойства растворов электролитов, был введен поправочный коэффициент — изотонический коэффициент (i)
Dtкип = i × E × Cm, | (2.12) | |
Dtзам = i × K × Cm, | (2.13) | |
p = i × CM × RT, | (2.14) | |
(2.15) |
Величина изотонического коэффициента показывает во сколько раз число частиц в растворе электролита в результате диссоциации больше числа частиц в растворе неэлектролита. Ее рассчитывают по формуле:
i = 1 + a (n — 1), | (2.16) |
где a — степень диссоциации,
n — число частиц, на которые диссоциирует электролит.
Весьма важным в биологическом отношении свойством растворов является осмос, который представляет одностороннюю самопроизвольную диффузию молекул растворителя через полупроницаемую мембрану из раствора с меньшей в раствор с большей концентрацией.
Схема простейшего осмометра представлена на рис.
Рис. 1. Схема осмометра. 1 — сосуд с водой, 2 — осмометрическая ячейка с полупроницаемой мембраной (3). |
В сосуд (1), заполненный водой, опускают осмометрическую ячейку (2), снизу закрытую полупроницаемой мембраной (3), в которой находится раствор сахарозы. Полупроницаемая мембрана (например, целлофан) способна пропускать молекулы воды и не пропускает молекулы сахарозы. В связи с тем, что воды в сосуде (1) больше, чем в ячейке, то молекулы воды проникают внутрь ячейки и повышают в ней гидростатическое давление. При этом может происходить переход молекул воды в обратном направлении. С течением времени количество молекул растворителя, перемещающихся в обоих направлениях, уравняется и устанавливается осмометрическое равновесие. Уровень жидкости в осмометрической ячейке поднимается на определенную высоту h. Гидростатическое давление столбика жидкости высотой h, которое создается при установлении осмометрического равновесия, называется осмотическим давлением.
Величина осмотического давления по Вант-Гоффу прямо пропорциональна молярной концентрации раствора (Cм, моль/м3) и абсолютной температуре (T, K):
p = CмRT, | (2.17) |
где R = 8,314 Дж/моль × K, p — осмотическое давление, Па = н/м2.
Растворы, обладающие при одинаковых условиях равным осмотическим давлением, называются изотоническими. Изотоническими по отношению к клеткам крови являются 0,9 % (0,15 М) раствор NaCl и 5 % раствор глюкозы.
Если давление внешнего раствора больше, чем внутри клетки, то такой раствор называется гипертоническим. В нем наблюдается перемещение воды из клетки во внешний раствор, клетка при этом сморщивается (явление плазмолиза клетки). Если давление внешнего раствора меньше, чем в клетке, такой раствор называется гипотоническим. Вода из этого раствора перемещается внутрь клетки, которая при этом набухает (явление тургора для растительных клеток и гемолиза — для клеток крови).
Осмос имеет большое значение для растительных клеток, обусловливает их тургор, что является необходимым условием для их роста, поддерживает упругость и эластичность тканей, форму растений. Высокоорганизованные животные и человек способны поддерживать постоянное осмотическое давление крови (изоосмия). Важная роль в этом принадлежит почкам.
Таблица 1.Значения криоскопической и эбулиоскопической констант
Растворитель | Темпера-тура кипения, К | Эбулиоско-пическая константа, К ∙кг∙ моль-1 | Температура замерзания, К | Криоскопи-ческая константа, К ∙кг∙ моль-1 |
Вода | 373,2 | 0,52 | 273,2 | 1,86 |
Бензол | 2,57 | 278,9 | 5,10 | |
Нитробензол | 278,8 | 6,90 | ||
Камфора | 6,09 | 40 |
Повышение температуры кипения
Повышение температуры кипения
Нажмите здесь, чтобы просмотреть кипение чистых жидкостей.
Макроскопический вид
Когда растворенное вещество добавляется к растворителю, давление паров растворителя (над полученным раствором) меньше, чем давление паров над чистым растворителем. Тогда температура кипения раствора будет выше, чем температура кипения чистого растворителя, потому что раствор (который имеет более низкое давление пара) необходимо нагреть до более высокой температуры, чтобы давление пара стало равным внешнему давлению (т. е. температуре кипения).
Температура кипения растворителя над раствором изменяется по мере изменения концентрации растворенного вещества в растворе (но она не зависит от идентичности растворителя или частиц растворенного вещества (типа, размера или заряда) в растворе. ).
Нелетучие растворенные вещества
Температура кипения растворителя над раствором будет выше, чем точка кипения чистого растворителя, независимо от того, содержит ли раствор нелетучее или летучее растворенное вещество.
Однако для простоты здесь будут рассматриваться только нелетучие растворенные вещества.
Экспериментально известно, что изменение температуры кипения растворителя над раствором по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально молярной концентрации растворенного вещества:
где:
T — изменение температуры кипения растворителя,
K b — константа повышения молярной температуры кипения , а
м – молярная концентрация растворенного вещества в растворе.
Обратите внимание, что молярная константа повышения точки кипения, K b , имеет конкретное значение, зависящее от типа растворителя.
| растворитель | нормальная температура кипения, o C | К б , о С м -1 |
| вода | 100,0 | 0,512 |
| уксусная кислота | 118,1 | 3,07 |
| бензол | 80,1 | 2,53 |
| хлороформ | 61,3 | 3,63 |
| нитробензол | 210,9 | 5,24 |
На следующем графике показана нормальная точка кипения воды (растворителя) в зависимости от моляльности в нескольких растворах, содержащих сахарозу (нелетучее растворенное вещество).
Обратите внимание, что нормальная температура кипения воды увеличивается с увеличением концентрации сахарозы.
Вид под микроскопом
На рисунке ниже показан микроскопический вид поверхности чистой воды. Обратите внимание на границу между жидкой водой (внизу) и водяным паром (вверху).
Нелетучие растворенные вещества
На приведенных ниже рисунках показано, как на давление паров воды влияет добавление нелетучего растворенного вещества NaCl.
Обратите внимание:
- в паре над раствором NaCl меньше молекул воды (т. е. давление пара ниже), чем в паре над чистой водой, и
- температура кипения раствора NaCl будет выше температуры кипения чистой воды.
Чистая вода — вид под микроскопом. Нормальная температура кипения = 100,0 o C. | 1,0 М раствор NaCl — микроскопический вид. Нормальная точка кипения = 101,0 o C. Обратите внимание, что ионогенное твердое вещество NaCl при растворении в воде образует ионы Na + (синие) и ионы Cl — (зеленые). |
Калькулятор повышения температуры кипения
Создано Rahul Dhari
Отзыв Стивена Вудинга
Последнее обновление: 24 ноября 2021 г.
Содержание:
- Что такое повышение температуры кипения?
- Как рассчитать повышение точки кипения?
- Пример: Использование калькулятора повышения температуры кипения
- Эбуллиоскопические константы
- Фактор Вант-Гоффа
- Часто задаваемые вопросы
Вы когда-нибудь задумывались, почему вода кипит дольше — этот калькулятор повышения температуры кипения поможет вам в оценка повышения температуры кипения раствора.
Изменение температуры кипения нечистого раствора зависит от моляльности раствора (более подробную информацию см. в калькуляторе моляльности) и эбуллиоскопической константы . Читайте дальше, чтобы понять, что такое повышение точки кипения и как оценить константу повышения точки кипения?
Что такое повышение точки кипения?
Изменение или повышение температуры кипения раствора вследствие добавления другого соединения или растворенного вещества известно как повышение температуры кипения . Это явление происходит из-за разбавление чистого растворителя путем добавления или увеличения присутствия растворенного вещества. Полученный раствор теперь будет иметь температуру кипения выше, чем у чистого растворителя . Например, добавление соли в воду вызовет повышение температуры кипения воды или полученного раствора. Математически это повышение температуры кипения можно записать с помощью формулы повышения точки кипения:
ΔT = i * K b * m …такие, что:
ΔT = T раствор - T растворитель Термины m , K b и i означают; моляльность раствора, эбуллиоскопическая константа или константа повышения температуры кипения и фактор Вант-Гоффа соответственно.
Как рассчитать повышение точки кипения?
Для расчета повышения температуры кипения:
- Введите температуру кипения чистого растворителя,
T растворитель. - Вставьте эбуллиоскопическую константу или константу повышения температуры кипения,
K b. - Заполните моляльность раствора,
m. - Калькулятор оценит повышение температуры кипения и температуру кипения раствора.
Примечание: Коэффициент Вант-Гоффа установлен на 1 в качестве значения по умолчанию и присутствует в расширенный режим калькулятора.
Пример: Использование калькулятора повышения точки кипения
В качестве примера рассмотрим случай оценки повышения точки кипения воды. Примите эбуллиоскопическую постоянную воды как 0,512 и моляльность раствора как 3 .
Для расчета повышения точки кипения:
- Введите точку кипения чистого растворителя,
T растворителя = 100 °C. - Вставьте эбуллиоскопическую константу или константу повышения точки кипения,
K b = 0,512 °C⋅кг/моль. - Введите моляльность раствора,
m = 3. - Используя уравнение повышения точки кипения:
ΔT = i * K b * m = 1 * 0,512 * 3 = 1,536 °C
…и температура кипения раствора:T раствор = T растворитель + ΔT = 100 + 1,536 = 101,536 °C
Вы также можете использовать расширенный режим калькулятора , который имеет прямую возможность выбора растворителя и оценки повышения точки кипения.
Эбуллиоскопические константы
Чтобы использовать этот калькулятор, вам потребуются некоторые эбуллиоскопические константы, вот список общедоступных значений, которые помогут вам начать работу.
Коэффициент Вант-Гоффа
Для использования расширенный режим калькулятора, вам нужно узнать о коэффициенте Вант-Гоффа. Фактор Вант-Гоффа определяется как отношение между частицами, образовавшимися при растворении вещества, и массой растворенного вещества. Некоторые распространенные значения фактора Вант-Гоффа:
Часто задаваемые вопросы
Что вы подразумеваете под повышением точки кипения?
Повышение температуры кипения раствора из-за добавления растворенного вещества считается повышением температуры кипения, так что температура кипения полученного раствора выше, чем у чистого растворителя.