Величини депресії деяких біологічних рідин.

Е

К

Вода

Ацетатна кислота

Етанол

Пропанон

Бензен

Хлороформ

Камфора

0,516

3,07

1,23

1,48

2,57

3,88

-

1,86

3,9

-

2,4

5,12

4,90

40,49

 

E води свідчить, що розчинення 1 моля речовини у 1 кг води підвищує температуру кипіння на 0,516 K.

Згідно з  та з (3.26), випливає:

.     (3.27)

Кріоскопічна стала (K) води показує, що розчинення 1 моля речовини у 1 кг води знижує температуру замерзання на 1,86 К. Отже:

.     (3.28)

В обох випадках b і М – маса (г) і молярна маса розчиненої речовини (г/моль); а – маса розчинника, кг; розмірність Е і К – К·кг·моль^–1.

    ΔТ₃ для деяких біологічних рідин наведено у таблиці 3.6.

Таблиця 3.6.

Величини депресії деяких біологічних рідин.

Рідина

ΔТ₃

Кров

Слина

Шлунковий сік

Жовч

Піт

Молоко

Сік підшлункової залози

Спинно-мозкова рідина

0,56

0,09-0,24

0,46-0,54

0,54-0,61

0,13-0,50

0,55-0,59

0,60-0,67

0,55-0,60

 

Якщо розчинення речовин пов’язане з дисоціацією (або асоціацією) молекул цієї речовини, то у ΔТ_К = ЕС_m i ΔТ₃ = KC_m слід вводити ізотонічний коефіцієнт Вант-Гоффа:

ΔТ_К = іЕC_m;     (3.29)

ΔТ₃ = іKC_m.     (3.30)

Розчинам електролітів властиві основні властивості розчинів неелектролітів. Однак, у розчинах електролітів відсутня та пропорційність між молярною концентрацією і осмотичним тиском, підвищенням температури кипіння, пониженням температури замерзання, яка є у розчинах неелектролітів.

У розчинах електролітів осмотичний тиск і температура кипіння вищі, а темпреатура замерзання нижча, ніж слід було б очікувати, виходячи із молярних концентрацій. Причина цих відхилень полягає у дисоціації електролітів, в результаті чого у розчинах виявляється більше число кінетично активних частинок (сума молекул і йонів), ніж у еквівалентних розчинах неелектролітів. Вант-Гофф ввів поправку – коефіцієнт і. Коефіцієнт Вант-Гоффа показує, у скільки разів істинна концентрація кінетично активних частинок і, отже, осмотичний тиск, зниження температури замерзання, підвищення температури кипіння, зниження тиску пари у розчині електроліту більше, ніж у еквівалентному розчині неелектроліту:

.     (3.31)

Теоретично коефіцієнт Вант-Гоффа визначають так: наприклад, у воді (розчиннику) розчинилося N молекул речовини, із яких n продисоціювали на йони. Залишилося недисоційованих молекул N–n. Молекула дисоціює на 2, 3, 4 і більше йонів – m. Позначають кількість утворених йонів – nm. Загальне число частинок у розчині складається із числа молекул, які не дисоціювали, і числа утворених йонів:

(N–n)+mn    або     N+n(m–1).

Коефіцієнт і визначають співвідношенням двох концентрацій (3.31). Підставляють розраховані дані, наприклад, для концентрації частинок:

,

де α – ступінь йонізації розчиненої речовини, виражена у частках одиниці.

Закон Рауля є основою для експериментальних методів визначення молярних мас розчинених речовин. Методи ґрунтуються на підвищенні температури кипіння – ебуліометрії, і на зниженні температури замерзання розчинів – кріометрії:

;     (3.32)

.     (3.33)

Для розчинів електролітів:

;     (3.34)

.     (3.35)

Властивість розчинених речовин знижувати температуру замерзання води використовується у практиці для приготування так званих антифризів. Це водні розчини деяких неорганічних і органічних речовин, які замерзають при низьких температурах і застосовуються як охолоджувальні засоби для автомобільних двигунів. Так, 55%-ий розчин етиленгліколю не замерзає при –40ºС. Зниження температури замерзання розчинів дає можливість зберігати овочі і фрукти при –1ºС, бо температура замерзання цитозолю нижча від цієї температури через вміст у ньому значних концентрацій органічних речовин.

 

 

§7. Неідеальні розчини.

Хімічний потенціал компонента в ідеальномі і реальному розчині.

Неідеальними (реальними) називаються розчини, утворені компонентами (А і В), у яких сили взаємодії між однорідними і різнорідними молекулами (А-А, В-В і А-В) неодинакові.

Реальні розчини не підкоряються законам ідеальних розчинів. Відхилення можуть бути як позитивні так і негативні. Якщо тиск пари над реальним розчином більший, ніж над ідеальним розчином такого ж складу, відхилення від закону Рауля називають позитивними, а якщо менший - негативним.