Proporção isotônica

Eletrólitos fracos incluem:

O grau de dissociação é a razão entre o número de moléculas de eletrólitos decompostas em íons e o número total de eletrólitos em solução. Depende: da natureza do eletrólito, da natureza do solvente, da temperatura, da concentração.

Alguns ácidos inorgânicos: H 2 S, H 3 PO 4 , HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3

Fatores: natureza do eletrólito, natureza do solvente, temperatura. Não depende da concentração.

As propriedades coligativas das soluções eletrolíticas são descritas por equações com um fator de correção - o coeficiente isotônico (i), que leva em consideração o processo de dissociação. O coeficiente isotônico mostra quantas vezes o valor experimental para soluções eletrolíticas é maior do que o calculado teoricamente para uma solução não eletrolítica com a mesma concentração.

- quanto mais forte o eletrólito e mais ativa a dissociação, maior a constante de dissociação

Com a reprodução, o grau de dissociação aumenta (lei de diluição de Ostwald), e => coeficiente isotônico. Para eletrólitos, o coeficiente isotônico é maior que 1.

temperatura : como a dissociação é um processo endotérmico, o aumento da temperatura aumenta o valor de α ;

Sais solúveis

m é o número de partículas formadas durante a dissociação, nas quais uma molécula de eletrólito condicional se decompõe.

- Bases de metais alcalinos (LiOH, NaOH,KOH) e alcalinos terrosos (Ca (OH) 2 , Sr (OH) 2 , Ba (OH) 2 )

- quanto mais polar o solvente e mais ativa a dissociação, maior a constante de dissociação

Ao escrever as equações de dissociação de eletrólitos fortes coloque um sinal de igual.

O grau de dissociação eletrolítica é influenciado por vários fatores:

Equações para calcular as propriedades coligativas de eletrólitos.

Eletrólitos fortes incluem:

α = (i-1)/(m-1)

Kd - constante de dissociação - esta é a razão do produto da concentração de íons dissociados para a concentração de moléculas eletrolíticas não dissociadas.

Determinação experimental do grau de dissociação. Cálculo do grau de dissociação pelo coeficiente isotônico.

Eletrólitos fracos e fortes, exemplos. Grau de dissociação. Que fatores influenciam o grau de dissociação e como?

natureza do solvente e do eletrólito : eletrólitos fortes são substâncias com ligações iônicas e covalentes fortemente polares; boa capacidade de ionização, i.e. a capacidade de causar dissociação de substâncias, possui solventes com alta constante dielétrica, cujas moléculas são polares (por exemplo, água);

Ao escrever as equações de dissociação para eletrólitos fracos, o sinal de reversibilidade é colocado.

constante de dissociação. Que fatores afetam a constante de dissociação? Deduza a constante de dissociação do ácido hipocloroso.

A dependência do coeficiente isotônico na diluição da solução.

O coeficiente isotônico pode ser determinado experimentalmente com base nas propriedades coligativas das soluções e então calculado teoricamente.

- quanto maior a temperatura e mais ativa a dissociação, maior a constante de dissociação

A razão para o desvio das propriedades coligativas de soluções para eletrólitos de soluções de não eletrólitos é a dissociação de eletrólitos.

concentração : quando a solução é diluída, o grau de dissociação aumenta e, com o aumento da concentração, diminui.

Hidróxidos de metais insolúveis (Mg (OH) 2 , Fe (OH) 2 , Zn (OH) 2

ELETRÓLITOS FRACOS em soluções aquosas dissociam-se apenas parcialmente (reversivelmente) em íons.

Com a reprodução, o grau de dissociação aumenta (lei de diluição de Ostwald), e => coeficiente isotônico. Para eletrólitos, o coeficiente isotônico é maior que 1.

ELETRÓLITOS FORTES , quando dissolvidos em água, dissociam-se quase completamente em íons.

 

Muitos ácidos inorgânicos: HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI

O coeficiente isotônico depende do grau de dissociação do eletrólito e da natureza do eletrólito.

Como resultado da dissociação do eletrólito, o número de suas partículas em solução aumenta. Isso torna possível determinar experimentalmente o grau de dissociação medindo aquelas propriedades da solução que dependem apenas do número de partículas da substância dissolvida contidas nela, mas não de sua natureza, tamanho ou massa. Essas propriedades incluem o ponto de ebulição e o ponto de congelamento da solução, a pressão osmótica e algumas outras.

Quase todos os ácidos orgânicos e água (H 2 O);

i =
(V–1)+1,
é o grau de dissociação ou associação, expresso em frações de uma unidade, v é o número de íons formados durante a dissociação de uma molécula ou o inverso do número de moléculas em um associado ( molécula de polímero). Por exemplo, para NaClν = 2; para Caël 2 ν = 3

quantidades contêm substâncias inorgânicas e orgânicas na forma

8. Para os organismos vivos, a solubilidade de O2, CO2, N2 em meios líquidos do corpo é de grande importância. A solubilidade dos gases depende da pressão e da temperatura. Com o aumento da pressão, a solubilidade dos gases em líquidos aumenta e, com o aumento da temperatura, diminui. Para o corpo humano, a dependência da solubilidade do gás na pressão é mais importante (porque as mudanças de temperatura são insignificantes e não afetam significativamente a solubilidade).

deve ser usado na equação de van't Hoff. Osmolaridade:

X=
, onde n i é o número de mols de gás,
o número total de mols de gases que compõem esta mistura.

Em fluidos biológicos (urina, plasma, saliva, leite, etc.) em grandes

3. hipertenso - com uma pressão osmótica maior que o padrão (a célula encolhe (plasmólise), uma grande dose da droga é injetada em um pequeno volume de injeção, glaucoma (reduz o excesso de umidade), com alergias.

O valor da lei de Henry e Dalton permite analisar corretamente as trocas gasosas no corpo, que ocorrem principalmente nos pulmões. O fluxo de gases do ar para o sangue e vice-versa obedece à lei de Dalton . Existe uma diferença entre as pressões parciais dos gases no sangue e no ar, o que garante a troca de gases.

Se houver uma mistura de gases acima do líquido, este caso é descrito pela lei de Dalton:

C \u003d k * P i ; P i - pressão parcial. P i =P total *X, onde X é a fração molar de um determinado gás.

C \u003d C 0 * e -ka , onde C é a solubilidade do gás na solução do eletrólito, C 0 é a solubilidade do gás em p-le puro, k é uma constante dependendo da temperatura e da natureza do os componentes da solução, a é a concentração do eletrólito, e é a base do logaritmo natural.

1. A solução isotônica é uma solução com uma pressão osmótica igual a

onde i é o coeficiente isotônico

2. Hipotônico - com menos pressão (a célula aumenta (endoosmose), não é usado na medicina (ruptura da membrana - citólise (ruptura da membrana eritrocitária - hemólise)),

C \u003d k * P ; Concentração em massa C de gás em uma solução saturada, coeficiente k dependendo da natureza do gás, p-la e temperatura, pressão do gás P sobre a solução.

pressão de um determinado líquido (padrão). Na medicina, o plasma sanguíneo é geralmente tomado como padrão (nada acontece com a célula; esta é uma solução física, eles introduzem perda de sangue)

A solubilidade de cada um dos componentes da mistura gasosa a uma temperatura constante é diretamente proporcional à pressão parcial do componente acima do líquido e não depende da pressão total da mistura:

À temperatura constante, a massa de gás em um certo volume de líquido é diretamente proporcional à pressão do gás:

P = i CRT,

De acordo com a lei de Sechenov , não apenas eletrólitos de baixo peso molecular, mas também proteínas, lipídios e outras substâncias, cujo conteúdo no sangue varia dentro de certos limites, têm um efeito significativo na solubilidade de oxigênio e CO2 no sangue.

A dependência da solubilidade do gás na pressão é descrita pela lei de Henry:

O estudo da solubilidade dos gases no sangue foi realizado pelo fisiologista russo I.M. Sechenov. Ele descobriu que a solubilidade dos gases em soluções de eletrólitos é menor do que em solução pura.

o nome da concentração osmótica (osmolaridade) e é este valor

С OSM \u003d iС, coeficiente i-isotônico.

moléculas, íons e partículas coloidais. Sua concentração total é

O coeficiente isotônico é calculado pela fórmula:

Van't Hoff é escrito da seguinte forma:

eu =

O papel dos fenômenos osmóticos em vários processos fisiológicos é extremamente grande. A constância da pressão osmótica de certos meios fisiológicos (plasma, líquido intracelular, urina, etc.)

O significado físico do coeficiente isotônico:

 

Qualquer solução é caracterizada por certas propriedades físicas, que incluem propriedades coligativas de soluções. Estas são propriedades que não são afetadas pela natureza do soluto, mas dependem apenas do número de partículas deste soluto.

As propriedades coligativas das soluções incluem:

  • Redução da pressão de vapor
  • Aumentando o ponto de ebulição
  • Abaixando a temperatura de solidificação (cristalização)
  • Pressão osmótica da solução.

Vamos dar uma olhada em cada uma dessas propriedades.

Redução da pressão de vapor

A pressão de vapor saturado (ou seja, um vapor que está em equilíbrio com um líquido) sobre um solvente puro é chamada de pressão ou pressão de vapor saturado de um solvente puro.

Se uma substância não volátil é dissolvida em um determinado solvente, então a pressão de vapor de equilíbrio do solvente diminui, porque a presença de qualquer substância dissolvida neste solvente dificulta a passagem das partículas do solvente para a fase de vapor.

Foi comprovado experimentalmente que tal diminuição na pressão de vapor depende diretamente da quantidade de soluto. Em 1887 F. M. Raoult descreveu as regularidades quantitativas das propriedades coligativas das soluções.

A primeira lei de Raoult

A primeira lei de Raoult é a seguinte:

A pressão de vapor de uma solução contendo um soluto não volátil é diretamente proporcional à fração molar do solvente nessa solução:

p \u003d p 0  χ r-l

p \u003d p 0  n r-la / (n in-va + n r-la ),   onde

p é a pressão de vapor sobre a solução, Pa;

p 0  é a pressão de vapor sobre o solvente puro, Pa;

χ p-l - a fração molar do solvente.

n in-va e n p-la - respectivamente, a quantidade de soluto e solvente, mol.

A Primeira Lei de Raoult às vezes recebe uma formulação diferente:

a diminuição relativa da pressão do vapor saturado do solvente sobre a solução é igual à fração molar do soluto :

 (p 0 - p) / p 0 \u003d χ in-va

(p 0 - p) / p 0 \u003d n in-va / (n in-va + n p-la )

Ao mesmo tempo, aceitamos que χ in-va + χ r-l \u003d 1

Coeficiente isotônico de van't Hoff

Para soluções eletrolíticas, esta equação assume uma forma ligeiramente diferente, inclui o coeficiente isotônico i :

p 0 - p \u003d Δр

Δp \u003d i p 0  χ in-va , onde

Δp é a variação da pressão de vapor da solução em relação ao solvente puro;

χ in-va  - fração molar de uma  substância  em solução

i - coeficiente isotônico.

O coeficiente isotônico (ou fator de van't Hoff) é um parâmetro adimensional que caracteriza o comportamento de uma substância em solução.

Ou seja, o coeficiente isotônico mostra a diferença no teor de partículas em uma solução eletrolítica em comparação com uma solução não eletrolítica de mesma concentração. Está intimamente relacionado ao processo de dissociação, mais precisamente, ao grau de dissociação e é expresso pela seguinte expressão:

i = 1 +α(n- 1 ), onde

n  é o número de íons nos quais a substância se dissocia.

α é o grau de dissociação.

Um aumento no ponto de ebulição ou uma diminuição na temperatura de solidificação (cristalização). Segunda lei de Raoult

A pressão de vapor de equilíbrio de um líquido tende a aumentar com o aumento da temperatura, o líquido começa a ferver, quando sua pressão de vapor e pressão externa são equalizadas.

Na presença de uma substância não volátil, a pressão de vapor da solução é reduzida e a solução ferverá a uma temperatura mais alta do que o ponto de ebulição do solvente puro.

O ponto de congelamento de um líquido também é determinado pela temperatura na qual as pressões de vapor das fases líquida e sólida são equalizadas.

F.M. Raoult provou que o aumento do ponto de ebulição, bem como a diminuição do ponto de congelamento de soluções diluídas de substâncias não voláteis, é diretamente proporcional à concentração molar da solução e não depende da natureza do soluto. Esta regra é conhecida como Segunda Lei de Raoult:

ΔT kip \u003d E m in-va ,

ΔT crista \u003d K m in-va , onde

E - constante ebulioscópica,

K é a constante crioscópica,

m in-va  - a molalidade da substância em solução.

As soluções eletrolíticas não obedecem às Leis de Raoult. Mas para levar em conta todas as inconsistências, van't Hoff propôs introduzir uma correção nas equações acima na forma de um coeficiente isotônico  i , que leva em conta o processo de decomposição em íons das moléculas do soluto:

ΔT kip \u003d i E m in-va

ΔT crista = i K m in-va

Pressão osmótica da solução

Alguns materiais têm a capacidade de serem semipermeáveis, ou seja, eles tendem a passar partículas de um certo tipo e não passar partículas de outro tipo.

O movimento de moléculas de solvente (mas não a substância dissolvida nela) através de uma membrana semipermeável para uma solução com maior concentração de uma mais diluída é um fenômeno como osmose.

osmose
OSMOSE

Imagine duas dessas soluções separadas por uma membrana semipermeável, como mostra a figura acima. As soluções tendem a igualar as concentrações, de modo que a água se infiltrará na solução, reduzindo assim sua concentração.

Para interromper a osmose, é necessário aplicar pressão externa à solução. A quantidade de pressão que precisa ser aplicada é chamada de pressão osmótica.

A pressão osmótica e a concentração da solução não eletrolítica permitem relacionar a equação de van't-Hoff, que se assemelha à equação do gás ideal de Clapeyron-Mendeleev:

π = C R T ,

onde C é a concentração molar da solução, mol / m 3 ,

R é a constante universal do gás (8,314 J/mol K);

T é a temperatura absoluta da solução.

Vamos transformar a equação da seguinte forma:

C = n/V = m/(M V)

π = t R T  / M V ou

π V = m R T  / M

Para soluções eletrolíticas, a pressão osmótica é determinada pela equação, que inclui o coeficiente isotônico:

π ` = i C R T  ,

onde i é o coeficiente isotônico da solução.

Para soluções eletrolíticas i > 1, e para soluções não eletrolíticas i = 1.

Se duas soluções com a mesma pressão osmótica são separadas por uma partição semipermeável, então não há movimento do solvente através da partição. Tais soluções são chamadas de isotônicas.

Uma solução com menor pressão osmótica em comparação com uma solução mais concentrada é chamada de hipotônica , e uma solução com maior concentração é chamada de hipertônica .

 

1,81

No entanto, a teoria de Arrhenius não foi imediatamente aceita. Os contemporâneos de Arrhenius ficaram especialmente perplexos com sua suposição sobre a dissociação em uma solução de certos sais, por exemplo, cloreto de sódio. Se o cloreto de sódio se decompor na água em sódio e cloro, eles disseram, então a solução de cloreto de sódio deve cheirar a cloro, e o cloreto de sódio resultante deve reagir violentamente com a água. Por que isso não está acontecendo? A resposta a esta pergunta é a segunda posição da teoria da dissociação eletrolítica.

2,48KNO3 _

A próxima pergunta que surge neste caso é: em que partículas os sais, bases e ácidos se decompõem? Quando Arrhenius procurava uma resposta para essa pergunta, já se sabia que as soluções aquosas de sais, bases e ácidos têm mais uma característica: conduzem eletricidade. Ao mesmo tempo, sais secos, bases e ácidos não conduzem corrente, a própria água pura também tem uma condutividade muito baixa.

No entanto, a teoria de Arrhenius não levou em conta a complexidade dos fenômenos nas soluções. Em particular, ela considerou os íons como partículas livres independentes das moléculas do solvente. A teoria de Arrhenius foi contestada pela teoria química ou hidrato das soluções de Mendeleev. Como você se lembra, essa teoria é baseada na ideia da interação de um soluto com um solvente. Ao superar a aparente contradição de ambas as teorias, um grande mérito pertence ao cientista russo I.A. Kablukov. Ele foi o primeiro a sugerir a hidratação de íons. O desenvolvimento desta ideia levou a uma maior unificação da teoria de Arrhenius e Mendeleev.

0,673 Observado 0,186 Queda no ponto de congelamento

Quando o aumento do ponto de ebulição foi medido para a solução de KCL indicada, esse valor também acabou sendo maior que o calculado pela fórmula
pelo mesmo número de vezes.

Aba. 1. O valor do coeficiente i para 0,2 n. soluções de alguns sais

nitrato de cálcio

i - coeficiente isotônico ou coeficiente de van't Hoff

.

Assim, sais, ácidos, bases, dissolvidos em água, dão "aumento" em comparação com os valores teóricos das quantidades consideradas. Como explicá-lo? Vemos que todas as nossas fórmulas incluem o produto de valores constantes e a concentração da solução está necessariamente incluída. E a concentração da solução, seja concentração molar (como na fórmula
), ou molalidade (como na fórmula Δt deputy = i
K
) depende necessariamente do número de partículas do soluto na solução. Portanto, é natural supor que em nossas soluções "anormais" as moléculas de solutos se desfaçam em algumas partículas menores de tal forma que o número total de partículas na solução aumenta. Esta suposição foi feita pela primeira vez pelo químico sueco Svante Arrhenius em 1887.

Já no final do século XIX, verificou-se que para sais, ácidos e álcalis, a pressão osmótica real ou observada, a diminuição da pressão de vapor, a mudança nos pontos de ebulição e congelamento são sempre maiores do que isso corresponde à concentração da solução. Assim, por exemplo, para 0,2 n. solução de cloreto de potássio, a queda real no ponto de congelamento é de 1,81, ou seja, quase o dobro do calculado pela fórmula de Raoult. (ver Tabela 1).

KCl

Os íons diferem em suas propriedades de átomos e moléculas.

Cloreto de potássio 0,664

Como você já sabe, o valor da pressão osmótica para soluções diluídas obedece à lei de van't Hoff:
. Para estender essa lei para soluções com pressão osmótica "anormal", van't Hoff introduziu um fator de correção na equação, mostrando quantas vezes a pressão osmótica de uma determinada solução é maior que o normal. Este coeficiente foi denominado isotônico e denotado pela letra i . O coeficiente i foi determinado experimentalmente para cada solução - por exemplo, diminuindo a pressão de vapor, ou diminuindo o ponto de congelamento, ou aumentando o ponto de ebulição.

0,461

Δt kip = i
E
,

A primeira posição do TED

Agora podemos explicar os desvios das leis de Raoult e van't Hoff. Como exemplo, consideramos a depressão do ponto de congelamento para o cloreto de potássio. Essa diminuição foi 1,81 vezes maior que a calculada pela fórmula Δt dep = K
. Mas agora vemos que a partir de uma molécula convencional
são formadas duas vezes mais partículas, ou seja, a concentração de partículas dobra. Portanto, a diminuição do ponto de congelamento na solução
deve ser duas vezes maior do que na solução de não eletrólitos da mesma concentração.

1 partícula 2 íons

Ca(NO 3 ) 2
Fórmula A dissociação eletrolítica é o processo de decomposição de eletrólitos em íons sob a ação de moléculas de solventes polares.

No mesmo número de vezes, a pressão osmótica dessa solução acabou sendo maior que o valor teórico.

Na prática , i é determinado comparando o realmente observado e calculado pelas fórmulas valores Δt zam : i =
.

Como e
dependem da concentração das soluções, o químico sueco Arrhenius em 1887 sugeriu que as moléculas de sais, bases e ácidos se decompõem em íons quando dissolvidas, e o número total de partículas na solução aumenta.

Os exemplos considerados permitem esclarecer o significado físico do coeficiente isotônico. O coeficiente isotônico i é a razão de todas as partículas em solução para o número de partículas introduzidas na solução.

Da mesma forma, em uma solução diluída de cloreto de magnésio, a diminuição do ponto de congelamento acaba sendo 2,79 vezes maior que a calculada pela fórmula Δt deputy \u003d K
, pois o número de partículas na solução
é três vezes maior do que se o cloreto de magnésio fosse em solução na forma de moléculas condicionais.

(ΔТ' deputado)

1 partícula 3 íons

Calculado de acordo com a fórmula de Raoult (ΔT deputado )

Δt deputado \ u003d i
K
,

MgCl2 = i3 ; _

Como você já sabe no curso da escola, as substâncias cujas soluções ou derretimentos conduzem corrente elétrica são chamadas de eletrólitos. Os eletrólitos são condutores do segundo tipo, a corrente elétrica neles é transportada por íons. Essa informação era conhecida antes mesmo de Arrhenius, mas acreditava-se que os eletrólitos se decompõem em íons apenas sob a influência de uma corrente elétrica. Arrhenius foi o primeiro a chamar a atenção para a estreita conexão entre a capacidade de soluções de sais de ácidos e bases de conduzir corrente elétrica e os desvios das propriedades dessas soluções das leis de Raoult e van't Hoff. Ele apresentou uma hipótese de que as moléculas de eletrólitos se decompõem em íons já após a dissolução, mesmo antes da passagem de uma corrente elétrica.

Descobriu-se que, para soluções salinas, as reduções observadas na pressão de vapor, mudanças nos pontos de ebulição e congelamento e pressão osmótica são sempre i vezes maiores do que aquelas calculadas pelas fórmulas:

Por exemplo, a dissociação de KCl e MgCl 2 pode ser expressa pelas equações:

0,519

KCl \u003d
i
2;

1,78

A segunda posição do TED

Essas suposições foram desenvolvidas em uma teoria coerente, chamada de teoria da dissociação eletrolítica (TED).

para
eu
para

Vamos voltar para a nossa mesa. Ele contém os valores dos coeficientes isotônicos encontrados por van't Hoff para duas soluções decinormais de alguns sais. Na tabela vemos que o coeficiente isotônico i é maior que um e tem valores diferentes para diferentes sais:

Cloreto de magnésio 2,79MgCl2 0,372

Quando dissolvidos em água, os eletrólitos se decompõem em íons carregados positivamente - cátions e íons carregados negativamente - ânions.

nitrato de potássio

Este artigo irá considerar o conceito do coeficiente isotônico de van't Hoff, sua importância na química inorgânica. Sua fórmula será nomeada e vários componentes dessa quantidade serão listados, que determinam os princípios de ação de quaisquer substâncias quando misturadas entre si e adicionadas às soluções. E também será mencionado o valor da natureza física e o impacto dos fatores ambientais no valor deste coeficiente.

Introdução ao conceito

O coeficiente isotônico, às vezes chamado de fator de van't Hoff, é um parâmetro adimensional que fornece uma descrição abrangente do comportamento de quaisquer substâncias em solução. Em termos numéricos, é igual ao valor de alguma propriedade composta da solução coligativa de um determinado composto de teste ao fenômeno da mesma característica coligativa de uma solução não eletrolítica com a mesma concentração e sistema inalterado ou outros parâmetros.

Um conceito como o coeficiente isotônico foi introduzido no século 19 por Jacob van't Hoff, pelo qual mais tarde recebeu o Prêmio Nobel de Química. Além disso, este cientista introduziu na ciência uma regra com o seu nome.

razão isotônica

A essência do coeficiente

Ambos os parâmetros coligativos fornecem uma descrição clara desse parâmetro e definem claramente seu significado e essência. Essas características dependem da concentração de partículas da substância que foi dissolvida na própria solução. As moléculas de não eletrólitos, todas individualmente, formam apenas uma partícula na solução criada, e isso se explica pelo fato de não ocorrer o processo de dissociação de não eletrólitos na solução.

Ao mesmo tempo, a influência da solvatação força os eletrólitos na solução a se decomporem total ou parcialmente em cátions e ânions, criando durante esse processo várias partículas por molécula que sofreu dissociação. Disto segue-se que o valor aditivo, ou seja, as propriedades da natureza coligativa da solução investigada, dependerá da quantidade de íons de todos os tipos nela contidos. Tais íons serão partículas que se formaram na solução como resultado da dissociação das moléculas originalmente contidas. Esta solução é apresentada como uma mistura de soluções compostas por cada tipo individual de partículas.

Um exemplo disso é a solução de cal clorídrica, contendo 3 tipos de partículas - hipocloritos aniônicos, ânions cloreto e cátions cálcio. De um modo geral, o coeficiente isotônico de van't Hoff nos permite descobrir quantas partículas na solução eletrolítica são maiores do que em uma solução não eletrolítica com concentrações semelhantes. Este to-t está ligado à propriedade de uma substância que se decompõe em uma solução para formar vários tipos de cátions e ânions, ou seja, mostra o grau de dissociação que ocorre.

coeficiente isotônico de van't Hoff

No caso em que uma molécula ou uma unidade de fórmula contém n íons ou átomos em soluções com um tipo de ligação polar, o número de moléculas inicialmente tomadas será igual a N, por sua vez, α indicará o nível de manifestação da dissociação no composto , e a partir disso fica claro que Nα. Assim, o tamanho total das partículas na solução é calculado pela fórmula - ((N - N α) + N α n).

Estar em soluções eletrolíticas fortes

Como resultado da dissociação, eletrólitos fortes se decompõem em quase 100%, e por causa disso, pode-se decidir que o ácido isotônico será igual à quantidade iônica por unidade de fórmula ou molécula, mas não é assim. Na realidade, o indicador será menor do que o determinado pela fórmula. Esse fenômeno é explicado pela teoria dos eletrólitos fortes, criada por P. Debye junto com E. Hückel em 1923. Segue-se desta teoria que o movimento de íons na solução será dificultado pela formação de uma camada de solvatação. A isso adicionamos o fator de interação dos íons entre si, porque partículas diferentes se atraem e partículas semelhantes se repelem. Assim, a atração mútua criará grupos de íons que se moverão na espessura da solução uns com os outros. Grupos de tais íons são chamados associativos ou pareados.

razão isotônica

O papel físico do coeficiente

O kit de van't Hoff contém significado não apenas para a química. O significado físico do coeficiente isotônico está em levar em conta o aumento do número de partículas na solução de natureza eletrolítica em relação à solução de natureza não eletrolítica e um nível de concentração semelhante.

o significado físico da razão isotônica

Influência externa no valor do coeficiente

O coeficiente isotônico pode modificar-se abaixo da influência de fatores de vária natureza externa. Por exemplo, a interação iônica diminuirá se a temperatura da solução for aumentada (devido a um aumento no movimento térmico das partículas), ou a concentração de partículas carregadas for reduzida pela diluição da solução (devido a uma diminuição na chance de encontrar um par de partículas). Se extrapolarmos o nível de diluição, aproximando-o do infinito, veremos que o kit i está tentando atingir seu valor máximo, que é determinado pela fórmula dos compostos dissolvidos.

razão isotônica

Conclusão

Assim, vemos que esse valor adimensional, apresentado como um ácido isotônico, é uma característica das soluções, a saber: ele explica a essência de um comportamento particular de uma substância em uma solução, permite determinar o grau de dissociação de soluções de um natureza eletrolítica e não eletrolítica e calcular a proporção de partículas (íons) em soluções semelhantes em comparação entre si.


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