תכונות קוליגטיביות
תכונות כלליות של תמיסות תערובות הומוגניות המורכבות לפחות משני חומרים. 2. בעלות הרכב משתנה. 3. המומס יכול להיות חומר מולקולרי או יוני. 4. יכולות להיות בעלות צבע או חסרות צבע. 5. המומס מתפזר באופן אחיד בין מולקולות הממיס. 6. ניתן להפריד את המומס על ידי תהליכים פיזיקלים..
התכונות הקוליגטיביות של תמיסות כאשר מוסיפים מומס לממס התכונות של התמיסה משתנות בהשוואה לממס טהור. מים טהורים רותחים בלחץ אטמוספרי ב- oC 100 וקופאים ב- oC0 אם נוסיף למים חומר הנקרא אתילן גליקול, טמפרטורת הרתיחה של המים תעלה מעל ל -100 oC וטמפרטורת הקיפאון תרד מתחת ל- oC 0 . ישנן 4 תכונות פיסיקליות חשובות המושפעות מהוספת מומס לממס והתכונות האלו תלויות ממספר החלקיקים שהוספו ולא לסוג שלהם. כלומר כמות המומס חשובה ולא אופי המומס.
העלאת נקודת רתיחה של ממס. הורדת נקודת קפאון של ממס DT=Tsolution-Tsolvent במקרה שלנו DT=Tf-Ti לחץ אדים של ממס העלאת נקודת רתיחה של ממס. הורדת נקודת קפאון של ממס לחץ אוסמוטי
לחץ אדים של נוזל טהור
תלות לחץ האדים של מספר נוזלים בטמפרטורה (a) carbon disulfide, CS2; (b) methanol, CH3OH; (c) ethanol, CH3CH2OH; (d) water, H2O; (e) aniline, C6H5NH2
הורדת לחץ אדים של ממס על ידי מומס בלתי-נדיף לחץ אדים יורד כאשר מוסיפים מומס לא נדיף לתמיסה.
Raoult's Law חוק ראול - קיים יחס ליניארי בין הלחצים בתמיסות מהולות חוק ראול מקשר בין לחץ האדים של הממס הטהור P0 שבר המולי של הממס X1 ולחץ האדים של התמיסה P P = X1* P0 או Psoln = Psolv*Xsolv כלומר כאשר יש רק ממס, שבר המולי של הממס הוא 1 ואז P = P0 כאשר יש גם מומס, שבר המולי של הממס קטן מ-1 ואז P < P0. קיים יחס ליניארי בין הלחצים בתמיסות מהולות
Raoult's Law חוק ראול - לחץ האדים של תמיסה נמוך יותר מלחץ האדים של ממס טהור. X1 הינו השבר המולי של הממס X2 השבר המולי של המומס P0 לחץ האדים של הממס הטהור P לחץ אדים של התמיסה P = P0X1 X1 + X2 = 1 X1 = 1 – X2 נציב את X1 במשוואה הראשונה: P = P0(1 – X2) P = P0 – P0X2 ΔP = P – P0 = P0X2 ΔP = P0X2 P = Po P = Po(1Xsolv)
הפרש הלחצים מעל התמיסה שווה ללחץ של ממס טהור כפול השבר המולי של המומס. נזכור כי X2 תמיד קטן מ-1 ולכן לחץ האדים של תמיסה יהיה תמיד קטן מלחץ האדים של ממס טהור. שימו לב כי X מציין רק את כמות החומר ולא קשור לסוג החומר. הורדת הלחץ היחסית מוגדרת כ- ΔP/P0 והיא שווה ל: ΔP/P0 = (P – P0)/P0 = P0X2/P0 = X2 כלומר, הורדת לחץ האדים היחסית של הממס תלויה רק בריכוז המומס ,זו ההוכחה כי לחץ אדים הינה תכונה קוליגטיבית.
השפעת הלחץ על טמפרטורת הרתיחה הורדת הלחץ החיצוני (יצירת וואקום) מורידה את נקודת הרתיחה.
תרגיל: חשב את לחץ האדים של 1000 גרם תמיסה מימית המכילה 360 גרם סוכר C6H1206 ב- 30 מעלות צלסיוס. לחץ האדים של מים בתנאים אלו הינו 31.8 mmHg פתרון: P = P0X1 מהו השבר המולי של הממס X1. מספר המולים של המומס: n = g/M.W. = 360g/180 g/mole = 2 mole מספר המולים של הממס: n = g/M.W. = 640g/18 g/mole = 35.55 mole שבר המולי של הממס: X1 = 35.55/(35.55 + 2) = 0.946 ולכן: P = 31.8mmHg *0.946 = 30.10mmHg
ל-10 גרם בנזן מוסיפים 0.144 גרם תרכובת [Al(CH3)3]x. דוגמא נוספת: ל-10 גרם בנזן מוסיפים 0.144 גרם תרכובת [Al(CH3)3]x. לחץ האדים של תמיסה זו הינו 94.27 מ"מ כספית. לחץ האדים של בנזן נקי בתנאים אלו הינו 95 מ"מ כספית. מהי המסה המולרית של המומס? מהו ערכו של X ? פתרון: הנתונים : P = 94.27 mmHg P0 = 95 mmHg P = P0X1 אנו יכולים לחשב את השבר המולי של הממס X1 X1 = P/P0 = 94.27/95 = 0.9923 ההגדרה של שבר מולי היא: X1 = מספר מולים של 1X_________ מספר מולים של X1 ועוד מספר מולים של X2 X1= g1/M.W.1/(g1/M.W.1 + g2/M.W.2) 0.9923 = 10g/78.11g/mole/(10g/78.11g/mole + 0.144/M.W.2) ומכאן ניתן לחלץ את M.W.2 M.W.2 = 145 g/mole מכיוון שהמסה המולרית של Al(CH3)3 הינה 72 גרם למול הרי ש- x הינו 2.
העלאת נקודת הרתיחה ΔTb = Kb. Cm נקודת רתיחה של נוזל מוגדרת כנקודה בה לחץ האדים שלו שווה ללחץ החיצוני. מכיוון שהוספת מומס מורידה את לחץ האדים של התמיסה, ידרש חימום נוסף על מנת להגיע לנקודת הרתיחה. כלומר תמיסה רותחת בטמפרטורה גבוהה יותר ממס נקי. הקשר בין העלאת נקודת הרתיחה ΔTb ובין ריכוז המומס הינו לפי המשוואה הבאה: ΔTb = Kb. Cm כאשר m הינו מולליות המומס (מולליות – מספר מולים של מומס ב- 1000 גרם של ממס טהור) Kb הינו קבוע פופורציה הנקרא קבוע אבוליוסקופי והוא אופייני לממס. היחידות שלו הינם מעלות למולל.
ל- 50 גרם ממס פחמן טטרה כלורי מוסיפים 0.5126 גרם נפתלן דוגמא: ל- 50 גרם ממס פחמן טטרה כלורי מוסיפים 0.5126 גרם נפתלן (משקל מולקולרי 128.17 גרם למול). טמפרטורת הרתיחה של התמיסה עולה כתוצאה מכך ב- oC 0.402 בהשוואה לממס הנקי. הוספה של 0.6216 מומס לא ידוע בתנאים זהים גורמת לעליה של oC 0.647. מהי המסה המולרי של המומס? פתרון: מהניסוי עם הנפתלן אנו יכולים למצוא הקבוע Kb: מהי המולליות של התמיסה: מספר המולים של נפתלן הינו n = 0.5126g/128.17g/mole = 3.98x10-3 mole מספר מולים זה נמצא ב-50 גרם תמיסה ולכן ב-1000 גרם תמיסה יהיו: m = 3.98x10-3 x 1000/50 = 0.08 m מתוך ΔTb = Kb. m נחלץ את Kb Kb = 0.402oC/0.08m = 5.03oC/m כעת כשיש לנו את הערך של הקבוע נחלץ את המולליות של הניסוי השני: ΔTb = Kb. m 0.647 oC = 5.03 oC . m m = 0.128 m
מכיוון שבתמיסה שלנו יש רק 50 גרם ולא 1000גרם, מספר המולים של הנעלם יהיה: n = 0.128m x 0.050kg n = 6.43x10-3 mole n = g/M.W. M.W. = 0.6216g/6.43x10-3 = 96.7 g/mole
הורדת נקודת קיפאון ΔTf = Kf . Cm נקודת הקיפאון הינה הטמפרטורה בה מתחיל להיווצר מוצק כתוצאה מקרור הנוזל. נוכחות של מומס בתמיסה מוריד את נקודת הקיפאון ללא קשר לסוג המומס אלא רק לפי ריכוזו בתמיסה: ΔTf = Kf . Cm Kf הינו קבוע הנקרא קבוע קריוסקופי והוא אופייני לממס. היחידות שלו הינם מעלות למולל.
כמה גרם אתילן גליקול ((CH2OHCH2OH יש להוסיף ל- 3.8 קילוגרם מים דוגמא: כמה גרם אתילן גליקול ((CH2OHCH2OH יש להוסיף ל- 3.8 קילוגרם מים על מנת שהם יקפאו במינוס 13.5 מעלות? הקבוע הקריוסקופי של מים הינו 1.86oC/m פתרון: מכיוון שמים נקיים קופאים ב- 0 מעלות הרי ש: ΔTf = 0 – (-13.5) = 13.50C המולליות של התמיסה תהיה לפיכך: ΔTf = Kf . m m = 13.5 oC/1.86oC/m = 7.26m כלומר 7.26 מול ב-1000 גרם מים. וב-3800 גרם מים צריך לשים: 7.26 x 3800/1000 = 27.58 mole נתרגם את מספר המולים לגרמים: n = m /M.W. m= 27.58 mole x 62.1 g/mole = 1712.7 g כלומר ל- 3.8 קילוגרם מים יש להוסיף 1.7 קילוגרם אתילן גליקול על מנת להוריד את נקודת הקיפאון למינוס 13.5.
0.111 מולל פרושו 0.111 מול ב-1000 גרם תמיסה. ב- 47.5 גרם יהיו לפיכך: דוגמא נוספת: 0.93 גרם חומצה אסקורבית (ויטמין C) הומסו ב- 47.5 גרם מים. מתוך הירידה בנקודת הקיפאון נמצא כי ריכוז התמיסה הינו 0.111m . מהי המסה המולרית של החומצה? פתרון: 0.111 מולל פרושו 0.111 מול ב-1000 גרם תמיסה. ב- 47.5 גרם יהיו לפיכך: n = 0.111 x 47.5/1000 = 5.27x10-3 mole ידוע לנו כמה גרם חומצה יש בתמיסה וכמה מולים הם שווים ומאן נחלץ את המסה המולרית: n = m/M.W. M.W. = 0.93g/5.27x10-3 mole = 176g/mole
כתוצאה מכך, נפח התמיסה יגדל והבוכנה תידחף כלפי מעלה. לחץ אוסמוטי אוזמוזה: מעבר הממס דרך מחיצה חצי חדירה, מהתמיסה המהולה לתמיסה במרוכזת, בכוון השוואת הריכוזים בין שתי התמיסות כתוצאה מכך, נפח התמיסה יגדל והבוכנה תידחף כלפי מעלה.
לחץ אוסמוטי הלחץ הדרוש על מנת לעצור את עלית הבוכנה ולמנוע את תהליך האוסמוזה הינו הלחץ האוסמוטי המסומן באות פאי π. הלחץ האוסמוטי תלוי בכמה גורמים (טמפרטורה, למשל) ובריכוז המומס. גם במקרה זה סוג המומס אינו משפיע על תכונת האוסמוזה. הקשר בין לחץ אוסמוטי וריכוז התמיסה נתון על ידי חוק וונט הוף והוא נכון עבור תמיסות אידיאליות, כלומר מהולות למדי. V = nRT
V = nRT π = n/V . RT = CRT π = CRT V נפח התמיסה R קבוע השווה ל- 0.0821 L.atm/mol.K T טמפרטורה בקלווין. π = n/V . RT = CRT π = CRT C ריכוז התמיסה ביחידות של מול לליטר (מולריות). נוזלים בעלי לחץ אוסמוטי זהה נקראים איזו-אוסמוטים או איזוטונים.
דוגמא: 15.95 גרם עמילן 200((C6H10O5 מומס ב- 500 מ"ל מים. מהו הלחץ האוסמוטי של תמיסה זו ב- 30 מעלות? פתרון: נחשב כמה מולים של עמילן יש בתמיסה: n = g/M.W. = 15.95g/32,400g/mole = 4.9x10-4 mole זו כמות המולים בחצי ליטר, בליטר אחד יהיו: C = 9.8x10-4 M 30 מעלות צלסיוס הינם 303 מעלות קלווין נציב במשוואה: π = CRT π = 9.8x10-4 mole/L0.0821 L.atm/mol.K 303K π = 0.0245 atm = 18.61 mmHg
השפעת הלחץ האוסמוטי על כדוריות דם אדומות