Συλλιγικές ιδιότητες

Οι συλλιγικές ιδιότητες είναι ιδιότητες διαλυμάτων που εξαρτώνται κυρίως από τον αριθμό των διαλυμένων σωματιδίων και όχι από το από τι αποτελούνται αυτά τα σωματίδια. Στη γενική χημεία, οι συνηθισμένοι τύποι λειτουργούν καλύτερα για αραιά διαλύματα και συχνά υποθέτουν ότι η διαλυμένη ουσία είναι μη πτητική.

Αν θυμάσαι μόνο μία ιδέα, κράτησε αυτή: η προσθήκη σωματιδίων διαλυμένης ουσίας αλλάζει το πόσο εύκολα τα μόρια του διαλύτη μπορούν να διαφύγουν, να παγώσουν ή να κινηθούν μέσα από μια μεμβράνη. Γι’ αυτό η τάση ατμών μειώνεται, το σημείο βρασμού αυξάνεται, το σημείο πήξης μειώνεται και εμφανίζεται η ωσμωτική πίεση.

Οι τέσσερις συλλιγικές ιδιότητες

Οι τέσσερις βασικές συλλιγικές ιδιότητες είναι η ελάττωση της τάσης ατμών, η ανύψωση του σημείου βρασμού, η ταπείνωση του σημείου πήξης και η ωσμωτική πίεση.

Ελάττωση της τάσης ατμών

Για ένα ιδανικό διάλυμα με μη πτητική διαλυμένη ουσία, ο νόμος του Raoult δίνει

$$P_{\text{solution}} = X_{\text{solvent}} P^0_{\text{solvent}}$$

Εδώ, το $X_{\text{solvent}}$ είναι το γραμμομοριακό κλάσμα του διαλύτη και το $P^0_{\text{solvent}}$ είναι η τάση ατμών του καθαρού διαλύτη. Εφόσον η προσθήκη διαλυμένης ουσίας κάνει το $X_{\text{solvent}} < 1$, το διάλυμα έχει μικρότερη τάση ατμών από τον καθαρό διαλύτη.

Ανύψωση του σημείου βρασμού

Για ένα αραιό διάλυμα,

$$\Delta T_b = i K_b m$$

Το σημείο βρασμού αυξάνεται επειδή το διάλυμα πρέπει να θερμανθεί περισσότερο μέχρι η τάση ατμών του να εξισωθεί με την εξωτερική πίεση.

Ταπείνωση του σημείου πήξης

Για ένα αραιό διάλυμα,

$$\Delta T_f = i K_f m$$

Το σημείο πήξης μειώνεται επειδή τα διαλυμένα σωματίδια δυσκολεύουν τον διαλύτη να σχηματίσει την τακτοποιημένη στερεή δομή.

Ωσμωτική πίεση

Για ένα αραιό διάλυμα,

$$\pi = i M R T$$

Η ωσμωτική πίεση είναι η πίεση που απαιτείται για να σταματήσει η καθαρή ροή διαλύτη μέσα από μια ημιπερατή μεμβράνη.

Σε αυτούς τους τύπους, το $i$ είναι ο συντελεστής van't Hoff, το $m$ είναι η μοριαλότητα, το $M$ είναι η μοριακότητα και τα $K_b$ και $K_f$ εξαρτώνται από τον διαλύτη.

Γιατί μετρά ο αριθμός των σωματιδίων

Ένας μη ηλεκτρολύτης όπως η γλυκόζη συνήθως παραμένει ως ακέραια μόρια στο διάλυμα, οπότε 1 mol δίνει περίπου 1 mol διαλυμένων σωματιδίων. Ένας ηλεκτρολύτης όπως το χλωριούχο νάτριο μπορεί να δώσει περισσότερα σωματίδια, επειδή διασπάται σε ιόντα.

Γι’ αυτό ίσες ποσότητες διαφορετικών διαλυμένων ουσιών δεν δίνουν πάντα ίσα συλλιγικά αποτελέσματα. Στα εισαγωγικά προβλήματα, ο αριθμός των σωματιδίων συνήθως λαμβάνεται υπόψη με τον συντελεστή van't Hoff $i$. Στα πραγματικά διαλύματα, ιδιαίτερα σε υψηλότερες συγκεντρώσεις, το πραγματικό αποτέλεσμα μπορεί να διαφέρει από την απλή ιδανική εκτίμηση.

Λυμένο παράδειγμα: Ταπείνωση του σημείου πήξης

Ας υποθέσουμε ότι διαλύεις γλυκόζη σε νερό ώστε να φτιάξεις διάλυμα $0.50\ \mathrm{m}$. Για το νερό,

$$K_f = 1.86\ ^\circ\mathrm{C\, m^{-1}}$$

Επειδή η γλυκόζη είναι μη ηλεκτρολύτης σε αυτό το πλαίσιο, παίρνουμε

$$i = 1$$

Τώρα υπολόγισε τη μεταβολή του σημείου πήξης:

$$\Delta T_f = i K_f m = (1)(1.86)(0.50) = 0.93\ ^\circ\mathrm{C}$$

Το καθαρό νερό παγώνει στους $0.00\ ^\circ\mathrm{C}$, άρα το νέο σημείο πήξης είναι

$$0.00 - 0.93 = -0.93\ ^\circ\mathrm{C}$$

Άρα αυτό το διάλυμα παγώνει στους

$$-0.93\ ^\circ\mathrm{C}$$

Αυτό το παράδειγμα δείχνει τη βασική ιδέα: το μέγεθος της μεταβολής προέρχεται από τον αριθμό των σωματιδίων. Αν κρατούσες την ίδια μοριαλότητα αλλά χρησιμοποιούσες μια διαλυμένη ουσία που παρήγαγε περισσότερα σωματίδια, η μείωση του σημείου πήξης θα ήταν μεγαλύτερη.

Συχνά λάθη στις συλλιγικές ιδιότητες

Χρήση των τύπων έξω από τις κατάλληλες συνθήκες

Οι τυπικοί τύποι των συλλιγικών ιδιοτήτων είναι πιο αξιόπιστοι για αραιά διαλύματα. Αν το διάλυμα είναι συμπυκνωμένο ή αποκλίνει έντονα από την ιδανική συμπεριφορά, οι απλοί τύποι γίνονται λιγότερο ακριβείς.

Αντιμετώπιση των μονάδων τύπου και των σωματιδίων σαν να είναι το ίδιο

Ένα mol διαλυμένων μονάδων τύπου δεν είναι πάντα ένα mol διαλυμένων σωματιδίων. Οι ηλεκτρολύτες μπορούν να διασπαστούν σε ιόντα, οπότε το συλλιγικό αποτέλεσμα μπορεί να είναι μεγαλύτερο από ό,τι για έναν μη ηλεκτρολύτη στην ίδια συγκέντρωση.

Σύγχυση μεταξύ μοριαλότητας και μοριακότητας

Για την ανύψωση του σημείου βρασμού και την ταπείνωση του σημείου πήξης, οι τυπικοί τύποι χρησιμοποιούν μοριαλότητα. Η ωσμωτική πίεση χρησιμοποιεί μοριακότητα στη συνηθισμένη μορφή για αραιά διαλύματα.

Υπόθεση ότι κάθε διαλυμένη ουσία είναι μη πτητική

Η απλή εικόνα της ελάττωσης της τάσης ατμών είναι πιο καθαρή όταν η διαλυμένη ουσία δεν εξατμίζεται σημαντικά. Αν και τα δύο συστατικά είναι πτητικά, χρειάζεσαι ένα πιο προσεκτικό μοντέλο.

Πού εμφανίζονται οι συλλιγικές ιδιότητες

Οι συλλιγικές ιδιότητες εμφανίζονται στα αντιψυκτικά, στο αλάτισμα των δρόμων, στη συντήρηση τροφίμων, στην ισορροπία νερού στα κύτταρα, στην αντίστροφη ώσμωση και σε ορισμένες μετρήσεις μοριακής μάζας. Η ίδια ιδέα διατρέχει όλες αυτές τις εφαρμογές: τα διαλυμένα σωματίδια αλλάζουν τη συμπεριφορά του διαλύτη ως μακροσκοπικού συστήματος.

Δοκίμασε ένα παρόμοιο πρόβλημα

Δοκίμασε τη δική σου εκδοχή με διάλυμα γλυκόζης $1.00\ \mathrm{m}$ σε νερό. Χρησιμοποίησε το ίδιο $K_f = 1.86\ ^\circ\mathrm{C\, m^{-1}}$ και βρες το νέο σημείο πήξης. Έπειτα σύγκρινέ το με την περίπτωση των $0.50\ \mathrm{m}$ για να δεις άμεσα τη σχέση με τον αριθμό των σωματιδίων.