خصائص Collative (مع الصيغ)
الخاصية المتلازمة هي أي خاصية لمادة تعتمد على أو تختلف حسب عدد الجسيمات الموجودة فيها (في شكل جزيئات أو ذرات) ، دون الاعتماد على طبيعة تلك الجسيمات.
بمعنى آخر ، يمكن تفسير هذه أيضًا كخصائص للحلول التي تعتمد على العلاقة بين عدد الجزيئات الذائبة وعدد جزيئات المذيبات. تم تقديم هذا المفهوم في عام 1891 من قبل الكيميائي الألماني فيلهلم أوستفالد ، الذي صنّف خصائص المذاب في ثلاث فئات.
أعلنت هذه الفئات أن الخواص التلازمية تعتمد فقط على تركيز ودرجة حرارة المذاب وليس على طبيعة جزيئاته.
بالإضافة إلى ذلك ، تعتمد الخصائص المضافة مثل الكتلة على تكوين المذاب ، والخصائص الدستورية تعتمد أكثر على التركيب الجزيئي للذوبان.
خصائص Collative
تتم دراسة الخصائص التجريبية بشكل رئيسي لحلول مخففة (بسبب سلوكها المثالي تقريبًا) ، وهي كما يلي:
انخفاض في ضغط البخار
يمكن القول أن ضغط بخار السائل هو ضغط التوازن لجزيئات البخار التي يتصل بها السائل.
أيضًا ، يتم تفسير العلاقة بين هذه الضغوط من خلال قانون Raoult ، الذي ينص على أن الضغط الجزئي للمكون يساوي ناتج الجزء المولي من المكون بضغط بخار المكون في حالته النقية:
P A = X A. Pº A
في هذا التعبير:
P A = ضغط بخار جزئي للمكون A في الخليط.
X A = الكسر المولي للمكون A.
Pº A = ضغط البخار للمكون النقي A.
في حالة انخفاض ضغط بخار المذيب ، يحدث هذا عند إضافة مذيب غير متطاير لتشكيل محلول. كما هو معروف وبحكم التعريف ، فإن المادة غير المتطايرة ليس لديها ميل إلى التبخر.
لهذا السبب ، يتم إضافة المزيد من هذا المذاب إلى المذيب المتطاير ، وانخفاض ضغط البخار والمذيبات الأقل يمكنه الهروب إلى الحالة الغازية.
وبالتالي ، عندما يتم تبخير المذيب بشكل طبيعي أو قسري ، فإن كمية المذيبات دون تبخر ستبقى في نهاية المطاف مع المذاب غير المتطاير.
يمكن تفسير هذه الظاهرة بشكل أفضل بمفهوم الانتروبيا: عندما تنتقل الجزيئات من الطور السائل إلى الطور الغازي ، تزداد انتروبيا النظام.
هذا يعني أن إنتروبيا هذه المرحلة الغازية ستكون دائمًا أكبر من الحالة السائلة ، لأن جزيئات الغاز تشغل حجمًا أكبر.
بعد ذلك ، إذا تم زيادة الإنتروبيا للحالة السائلة عن طريق التخفيف ، على الرغم من أنه يرتبط بحل ، فإن الفرق بين النظامين يتناقص. وبالتالي ، فإن الانخفاض في الانتروبيا يقلل أيضًا من ضغط البخار.
ارتفاع درجة حرارة الغليان
نقطة الغليان هي درجة الحرارة التي يوجد فيها توازن بين المرحلتين السائلة والغازية. عند هذه النقطة ، فإن عدد جزيئات الغاز التي تمر في حالة سائلة (تكاثف) يساوي عدد جزيئات السائل المتبخر إلى غاز.
يؤدي تراكم المادة المذابة إلى تخفيف تركيز الجزيئات السائلة ، مما يؤدي إلى انخفاض معدل التبخر. هذا يولد تعديلًا لنقطة الغليان ، لتعويض التغير في تركيز المذيب.
بمعنى آخر أبسط ، تكون درجة حرارة الغليان في محلول أعلى من درجة حرارة المذيب في حالته النقية. يتم التعبير عن هذا من خلال التعبير الرياضي الموضح أدناه:
bT b = i. ك ب . م
في تعبير قال:
bT b = T b (محلول) - T b (مذيب) = تغير درجة حرارة الغليان.
أنا = عامل لا هوف.
K b = ثابت غليان المذيب (0.512 درجة مئوية / مول للماء).
م = مولية (مول / كغ).
انخفاض درجة حرارة التجمد
ستنخفض درجة حرارة التجمد للمذيب النقي عند إضافة كمية من المذاب ، حيث تتأثر بنفس الظاهرة التي تقلل من ضغط البخار.
يحدث هذا لأنه ، عن طريق خفض ضغط البخار للمذيب عن طريق تخفيف المذاب ، سيتطلب درجة حرارة منخفضة لتجميده.
يمكن أيضًا أخذ طبيعة عملية التجميد في الاعتبار لشرح هذه الظاهرة: لكي يتجمد السائل ، يجب أن يصل إلى حالة منظمة ينتهي بها الأمر إلى تكوين بلورات.
إذا كانت هناك شوائب داخل السائل على شكل مواد مذيبة ، فسيكون السائل أقل ترتيبًا. لهذا السبب ، سيكون الحل صعوبات في التجميد أكبر من المذيبات دون شوائب.
يتم التعبير عن هذا التخفيض على النحو التالي:
fT f = -i. ك و . م
في التعبير السابق:
fT f = T f (حل) - T f (مذيب) = تباين في درجة حرارة التجمد.
أنا = عامل لا هوف.
K f = ثابت تجميد المذيب (1.86 درجة مئوية كجم / مول للمياه).
م = مولية (مول / كغ).
الضغط الأسموزي
العملية المعروفة باسم التناضح هي ميل المذيب إلى المرور عبر غشاء نصف نافذ من حل إلى آخر (أو من مذيب نقي إلى حل).
يمثل هذا الغشاء حاجزًا يمكن أن تمر عبره بعض المواد ولا يستطيع البعض الآخر ، كما في حالة الأغشية شبه القابلة للنفاذ في جدران خلايا الخلايا الحيوانية والنباتية.
ثم يُعرَّف الضغط الاسموزي بأنه الضغط الأدنى الذي يجب تطبيقه على محلول لإيقاف مرور مذيبه النقي عبر غشاء نصف نافذ.
يُعرف أيضًا باسم مقياس ميل المحلول لاستقبال المذيب النقي من خلال تأثير التناضح. هذه الخاصية مترابطة لأنها تعتمد على تركيز المادة المذابة في المحلول ، والتي يتم التعبير عنها كتعبير رياضي:
Π. الخامس = ن. R. T ، أو أيضًا π = M. R. تي
في هذه التعبيرات:
n = عدد مولات الجزيئات في المحلول.
R = ثابت الغاز العالمي (8.314472 J ، K-1 ، mol-1).
T = درجة الحرارة في كلفن.
م = المولية.
