Raoults lagar

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 24 september 2021; verifiering kräver 1 redigering .

Raoults lagar  är det vanliga namnet för de kvantitativa regelbundenheter som upptäcktes av den franske kemisten F. M. Raul 1887, vilka beskriver vissa kolligativa (beroende på koncentrationen , men inte på det lösta ämnets natur) egenskaper hos lösningar .

Raoults första lag

Raoults första lag relaterar mättnadsångtrycket över en lösning till dess sammansättning; den är formulerad enligt följande:

För en binär lösning som består av komponenterna A och B (komponent A anses vara ett lösningsmedel) är det bekvämare att använda en annan formulering:

Lösningar som Raoults lag gäller kallas idealiska . Idealiska i alla koncentrationer är lösningar vars komponenter är mycket lika i fysikaliska och kemiska egenskaper ( optiska isomerer , homologer , etc.), och vars bildande inte åtföljs av en förändring i volym och frisättning eller absorption av värme . I detta fall är krafterna för intermolekylär interaktion mellan homogena och olika partiklar ungefär desamma, och bildandet av en lösning beror endast på entropifaktorn .

Avvikelser från Raoults lag

Lösningar, vars komponenter skiljer sig markant i fysikaliska och kemiska egenskaper, följer Raoults lag endast i området med mycket låga koncentrationer ; vid höga koncentrationer observeras avvikelser från Raoults lag. Fallet när det verkliga partialtrycket av ångor över blandningen är större än de som beräknats enligt Raoults lag kallas positiva avvikelser , och de motsatta fallen kallas negativa avvikelser .

Anledningen till avvikelser från Raoults lag är det faktum att homogena partiklar interagerar med varandra annorlunda än heterogena (starkare vid positiva och svagare vid negativa avvikelser).

Verkliga lösningar med positiva avvikelser från Raoults lag bildas av rena komponenter med värmeabsorption ( ΔН lösning > 0) ; lösningens volym visar sig vara större än summan av de initiala volymerna av komponenterna (ΔV > 0) . Lösningar med negativa avvikelser från Raoults lag bildas med frigöring av värme (ΔН lösning < 0) ; lösningens volym i detta fall kommer att vara mindre än summan av de initiala volymerna av komponenterna (ΔV < 0) .

Raoults andra lag

att ångtrycket över en lösning skiljer sig från ångtrycket över ett rent lösningsmedel, påverkar avsevärt processerna för kristallisation och kokning . Från den första lagen i Raoult härleds två konsekvenser vad gäller minskningen av fryspunkten och ökningen av kokpunkten för lösningar, som i sin kombinerade form är kända som den andra Raoults lag .

Sänkning av kristallisationstemperaturen för lösningar

Se även : Fryspunktssänkning _  _

Förutsättningen för kristallisation är att lösningsmedlets mättade ångtryck är lika med ångtrycket över det fasta lösningsmedlet. Eftersom ett lösningsmedels ångtryck över en lösning alltid är lägre än över ett rent lösningsmedel, kommer denna jämlikhet alltid att uppnås vid en temperatur som är lägre än lösningsmedlets fryspunkt. Så havsvatten börjar frysa vid en temperatur på cirka -2 ° C.

Skillnaden mellan kristallisationstemperaturen för lösningsmedlet T° fr och temperaturen vid början av kristallisationen av lösningen T fr är minskningen av kristallisationstemperaturen.

Eftersom, när lösningsmedlet kristalliserar från lösningen, koncentrationen av den senare ökar, har lösningarna ingen specifik fryspunkt och kristalliserar i ett visst temperaturområde.

Öka kokpunkten för lösningar

En vätska kokar vid den temperatur vid vilken det totala ångtrycket blir lika med det yttre trycket. Om det lösta ämnet är icke-flyktigt (det vill säga dess mättade ångtryck över lösningen kan försummas), då är det totala mättade ångtrycket över lösningen lika med det partiella ångtrycket för lösningsmedlet. I detta fall kommer det mättade ångtrycket över lösningen vid vilken temperatur som helst att vara lägre än över det rena lösningsmedlet, och jämlikhet med dess yttre tryck kommer att uppnås vid en högre temperatur. Sålunda är kokpunkten för en lösning av ett icke-flyktigt ämne Tb alltid högre än kokpunkten för ett rent lösningsmedel vid samma tryck T ° b .

Kryoskopiska och ebullioskopiska konstanter

Proportionalitetskoefficienterna K och E i ovanstående ekvationer är de kryoskopiska respektive ebullioskopiska konstanterna för lösningsmedlet, vilka har den fysiska betydelsen att sänka kristallisationstemperaturen och höja kokpunkten för en lösning med en koncentration av 1 mol/kg . För vatten är de lika med 1,86 respektive 0,52 K mol −1 kg . Eftersom en enmolar lösning inte är oändligt utspädd, är Raoults andra lag i allmänhet inte uppfylld för den, och värdena för dessa konstanter erhålls genom att extrapolera beroendet från området med låga koncentrationer till m = 1 mol/kg .

För vattenlösningar i ekvationerna i Raoults andra lag ersätts molär koncentration ibland med molär koncentration . I det allmänna fallet är en sådan ersättning olaglig, och för lösningar vars densitet skiljer sig från 1 g/cm³ kan det leda till betydande fel.

Raoults andra lag gör det möjligt att experimentellt bestämma molekylvikterna för föreningar som inte kan dissocieras i ett givet lösningsmedel; den kan också användas för att bestämma graden av dissociation av elektrolyter.

Elektrolytlösningar

Raoults lagar är inte uppfyllda för lösningar (även oändligt utspädda) som leder elektriska ström- elektrolytlösningar . För att ta hänsyn till dessa avvikelser , införde van't Hoff en ändring av ovanstående ekvationer - den isotoniska koefficienten  i , som implicit tar hänsyn till dissociationen av de lösta molekylerna:

;

Icke -underordning av elektrolytlösningar till Raoults lagar och Van't Hoff-principen fungerade som utgångspunkten för skapandet av S. A. Arrhenius av teorin om elektrolytisk dissociation .

Litteratur

 Destillering
Teori
I industrin
I laboratoriet
Olika sorter