Lösningars kolligativa egenskaper är egenskaperna hos lösningar som endast beror på molekylers spontana rörelse, det vill säga de bestäms inte av den kemiska sammansättningen, utan av antalet kinetiska enheter - molekyler per volym- eller massaenhet [1] . Dessa kolligativa egenskaper inkluderar:
En ånga som är i jämvikt med en vätska kallas mättad. Trycket av en sådan ånga över ett rent lösningsmedel (p 0 ) kallas trycket eller mättat ångtryck för ett rent lösningsmedel .
År 1886 ( 1887 ) formulerade F. M. Raul lagen:
Mättnadsångtrycket för en lösning som innehåller ett icke-flyktigt löst ämne är direkt proportionellt mot molfraktionen av lösningsmedlet i lösningen:
p \u003d p 0 χ r-l , där p är ångtrycket över lösningen, Pa; p 0 är ångtrycket över det rena lösningsmedlet; χ p-l- molfraktion av lösningsmedlet .För elektrolytlösningar används en något annorlunda form av ekvationen, vilket gör det möjligt att lägga till den isotoniska koefficienten till den :
Δp \u003d i p 0 χ in-va , där Δp är den faktiska tryckförändringen jämfört med ett rent lösningsmedel; χ in-va - molfraktionen av ett ämne i lösning.Raul bevisade det också experimentellt
den relativa minskningen av trycket för den mättade ångan i lösningsmedlet (p 0 ) över en lösning (p) av en icke-flyktig icke-elektrolyt är proportionell mot molfraktionen (X) av det lösta ämnet:
p 0 - p / p 0 \u003d X (in-va) Konsekvenser av Raoults lag: Eventuell vätska kokar när ångtrycket blir lika med atmosfärstrycket. Lösningen fryser när vattenångtrycket över lösningen blir lika med ångtrycket över det fasta lösningsmedlet - isen. Lösningar kokar vid högre temperaturer AT b.p. \u003d T koka (r-ra) - T koka (r-la) , och frys i lägre ΔT avd. \u003d T suppleant (r-ra) - T suppleant (r-la). Minska T avd. och öka T bp. lösningar i proportion till lösningens molalitet: ΔT avd. = K cr. × m c , AT b.p. = K eb. × m c , K cr. är den kryoskopiska konstanten, K eb. - ebullioskopisk konstant, mc . är lösningens molalitet (mol/kg). För H2O : Till cr. = 1,86 kg × grader/mol, Till eb. = 0,52 kg × grader/mol.Osmotiskt tryck är det minsta hydrostatiska trycket som måste appliceras på en lösning för att förhindra osmos .
Tänk på en situation där ett delvis permeabelt membran (det vill säga ett genom vilket endast små föremål, såsom lösningsmedelsmolekyler, kan passera, men inte stora, såsom lösta molekyler) separerar ett rent lösningsmedel och en lösning (eller två lösningar med olika koncentrationer). Då är lösningsmedelsmolekylerna praktiskt taget i lika fysikaliska förhållanden på båda sidor av membranet, men i en mer mättad lösning av ett visst ämne är deras koncentration naturligtvis mindre än i en mer utspädd (i vilken molekyler av det lösta ämnet tar mindre plats i lösningen). Följaktligen diffunderar fler molekyler genom membranet från sidan av den mindre mättade lösningen än från den motsatta sidan. Och detta betyder att lösningsmedlet helt enkelt går från en mindre mättad lösning till en mer mättad, späder ut den (utjämnar koncentrationerna av båda lösningarna) och skapar tryck på membranet.
I medicinsk praxis används isotoniska lösningar . Dessa är lösningar vars osmotiska tryck är lika med π ( plasma ) (0,9% NaCl - saltlösning, 5% glukoslösning ).
Det osmotiska trycket för en lösning kan bestämmas med formeln som erhölls 1886 av J.H. van't Hoff :
π \u003d i C Mv-va R T , [ kPa ] där i -isotonisk koefficient ; C Mv-va - molär koncentration av lösningen, uttryckt i mol / l; R är den universella gaskonstanten (8,31 J / mol K); T är temperaturen (K).