ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ ΔΙΑΛΥΜΑΤΩΝ-ΠΡΟΣΘΕΤΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ

1. Διαλύματα αερίων σε πτητικά υγρά Όταν ένα αέριο έλθει σε επαφή με την επιφάνεια ενός υγρού,μια ποσότητά του διαλύεται στο υγρό.Η διαλυτότητά του εξαρτάται από τη φύση των δύο ουσιών,τη θερμοκρασία και την πίεση. ↓ Νόμος του Henry «Η διαλυτότητα ενός αερίου σε ένα υγρό είναι ανάλογη της πίεσης και αντίστροφα ανάλογη της θερμοκρασίας» m -------- = κ P , για σταθερή θερμοκρασία V

όπου : m = η μάζα του αερίου που διαλύεται V = ο όγκος του διαλύτη κ = συντελεστής αναλογίας, που εξαρτάται από τη φύση του υγρού και του αερίου Η διαλυτότητα των αερίων στο νερό ελαττώνεται σημαντικά όταν στο νερό προστεθεί ηλεκτρολύτης. Το φαινόμενο αυτό αποτελεί μερική περίπτωση ενός γενικού φαινομένου, που είναι γνωστό σαν εξαλάτωση και έχει την έννοια της ελάττωσης της διαλυτότητας της διασπαρμένης ουσίας με την προσθήκη ηλεκτρολύτη στο σύστημα διασποράς.

2. Διαλύματα πτητικών υγρών σε πτητικά υγρά Στα διαλύματα αυτά υπάγονται τα συστήματα υγρών που αναμιγνύονται πλήρως ↓ Νόμος της αμοιβαίας ελάττωσης των ατμών «Η μερική τάση κάθε συστατικού του διαλύματος στην αέρια φάση πάνω από το διάλυμα για ορισμένη θερμοκρασία είναι πάντοτε μικρότερη από την τάση που παρουσιάζει το συστατικό σε καθαρή κατάσταση στην ίδια θερμοκρασία»

Ο Roult ασχολήθηκε συστηματικά με τα συστήματα αυτά ↓ «Σε ένα διάλυμα υγρών συστατικών,που συμπεριφέρονται ιδανικά,η μερική τάση των ατμών κάθε συστατικού είναι ανάλογη με το μοριακό του κλάσμα στο διάλυμα» PA = κ NA όπου: ΡΑ = η τάση των ατμών του συστατικού Α Κ = η τάση των ατμών του συστατικού Α σε καθαρή κατάσταση ΝΑ = το μοριακό κλάσμα του συστατικού Α στο διάλυμα

3. Διαλύματα μη πτητικών υγρών ή στερεών σε υγρά Στην κατηγορία των διαλυμάτων αυτών ο νόμος του Roult ισχύει ικανοποιητικά μόνο για το διαλύτη και βέβαια εφόσον αναφερόμαστε σε αραιά διαλύματα. Επειδή το μοριακό κλάσμα του διαλύτη στο διάλυμα είναι πάντα μικρότερο από τη μονάδα εμφανίζονται στα διαλύματα αυτά μια σειρά χαρακτηριστικές ιδιότητες  ωσμωτικές ιδιότητες Οι ωσμωτικές ιδιότητες εξαρτώνται ΜΟΝΟ από τη συγκέντρωση των σωματιδίων της διαλυμένης ουσίας και όχι από τη φύση της.

α. Ελάττωση της τάσης των ατμών Ισχύει ο νόμος του Roult  Ρ=ΝΑΡ0 (1) όπου : Ρ0=η τάση ατμών του καθαρού διαλύτη Ρ=η τάση ατμών του διαλύματος ΝΑ=μοριακό κλάσμα του διαλύτη στο διάλυμα Από τη σχέση (1) προκύπτει: Ρ0 – Ρ=Ρ0 – ΝΑΡ0  Ρ0 – Ρ=Ρ0(1-ΝΑ) Όμως το (1-ΝΑ) μας δίνει το μοριακό κλάσμα, ΝΒ, της διαλυμένης ουσίας στο διάλυμα ↓ Ρ0 – Ρ = ΝΒΡ0 Ρ0 – Ρ --------- = ΝΒ Ρ0 (ΔΡ)σ = ΝΒ (2)

Η σχέση (2) αποτελεί τη μαθηματική έκφραση του νόμου του Roult για τα αραιά διαλύματα μη πτητικών υγρών ή στερεών σε πτητικό διαλύτη: ↓ " Η σχετική ελάττωση της τάσης των ατμών, (ΔΡ)σ, υγρού διαλύτη με την προσθήκη μη πτητικής υγρής ή στερεής ουσίας είναι ίση με μοριακό κλάσμα της ουσίας αυτής στο διάλυμα ".

β. Ανύψωση του σημείου βρασμού Εάν με ατμοσφαιρική πίεση Ρ το σημείο βρασμού του καθαρού διαλύτη είναι Τ, αυτό σημαίνει ότι η τάση ατμών του καθαρού διαλύτη στη θερμοκρασία Τ είναι Ρ, είναι δηλαδή ίση με την ατμοσφαιρική πίεση. Ομως είναι γνωστό ότι η τάση των ατμών διαλύματος του παραπάνω διαλύτη είναι πάντα μικρότερη από την τάση ατμών του καθαρού διαλύτη για την ιδια θερμοκρασία και επόμενα για να πετύχουμε το βρασμό του διαλύματος, δηλαδή για εξισώσουμε την τάση των ατμών του διαλύματος με την ατμοσφαιρική πίεση, πρέπει να ανεβάσουμε τη θερμοκρασία ψηλότερα από την Τ. Με βάση τα πειραματικά δεδομένα του Beckmann και τα θερμοδυναμικά δεδομένα του Roult καταλήγουμε στο συμπέρασμα ↓ «Η ανύψωση του σημείου βρασμού των διαλυμάτων είναι ανάλογη της γραμμομοριακότητάς τους» ΔΤb = κb m (3) όπου: ΔΤ=η ανύψωση του σημείου βρασμού κb=σταθερά αναλογίας m=η γραμμομοριακότητα του διαλύματος

κb  σταθερά μοριακής ανύψωσης του σ. β κb  σταθερά μοριακής ανύψωσης του σ.β.  χαρακτηριστική για κάθε διαλύτη  προκύπτει από τη σχέση (3) για m=1 Η μελέτη της ανύψωσης του σ.β. ονομάζεται ζεσεοσκοπία και η κb ονομάζεται επίσης και ζεσεοσκοπική σταθερά

Τύπος της ζεσεοσκοπίας  1000 g  ΔΤb = κb ------------ G M Προκύπτει αν στα G gr διαλύτη έχουμε g gr μιας ουσίας τότε στα 1000gr διαλύτη θα έχουμε (1000g/G)gr διαλυμένης ουσίας ή (1000g/GM)moles, όπου Μ το μοριακό βάρος της διαλυμένης ουσίας Όμως το 1000g --------- GM ισούται με τη γραμμομοριακότητα (m) του διαλύματος και άρα η σχέση (3) μετασχηματίζεται: ↓ 1000 g ΔΤb = κb ------------ G M

γ. Ταπείνωση του σημείου πήξης Είναι αποτέλεσμα της πτώσης τάσης των ατμών του διαλύματος ↓ Roult «Η ταπείνωση του σημείου πήξης είναι ανάλογη της γραμμομοριακότητας του διαλύματος» ΔΤf = κf m όπου: ΔΤ=η ταπείνωση του σ.π. κf =σταθερά αναλογίας m=η γραμμομοριακότητα του διαλύματος ↓ κf  σταθερά μοριακής ταπείνωσης του σ.π. παριστάνει την ταπείνωση του σ.π. ενός διαλύματος με m=1

Η μελέτη του σ.π. των αραιών διαλυμάτων μη πτητικών υγρών ή στερεών σε πτητικό διαλύτη είναι γνωστή ως κρυοσκοπία και με εντελώς όμοιο με τον προηγούμενο τρόπο προκύπτει ο τύπος της κρυοσκοπίας 1000 g ΔΤ f = κ f ------------ GM H κf ονομάζεται και κρυοσκοπική σταθερά.

δ. Ώσμωση ↓ είναι το φαινόμενο όπου παρατηρείται πέρασμα μορίων του διαλύτη από ένα διάλυμα σε άλλο πυκνότερο μέσα από μια ημιπερατή μεμβράνη,που χωρίζει τα δύο διαλύματα.

Σε μια διάταξη στο δοχείο Α τοποθετούμε πυκνό διάλυμα ζάχαρης ενώ στο Β αραιότερο με τρόπο ώστε οι στάθμες των υγρών να βρίσκονται στο ίδιο επίπεδο. Μετά από λίγο χρόνο θα παρατηρήσουμε ότι η στάθμη στο δοχείο Α θα αρχίσει να ανεβαίνει και θα σταματήσει σε ένα ορισμένο ύψος, h, που είναι ανάλογο της συγκέντρωσης του διαλύματος. Η αύξηση του όγκου του πυκνού διαλύματος επιτυγχάνεται όπως αποδείχτηκε, με το πέρασμα μορίων του διαλύτη από το αραιότερο διάλυμα στο πυκνότερο μέσα από την ημιπερατή μεμβράνη στον πυθμένα του δοχείου Α, με στόχο την εξισορρόπηση της περιεκτικότητας των δύο διαλυμάτων. Το διάλυμα του δοχείου Α εξασκεί στα τοιχώματα του δοχείου και στην ελεύθερη επιφάνεια του υγρού μια πίεση, που οφείλεται στα σωματίδια της διαλυμένης ουσίας που συμπεριφέρονται σαν μόρια αερίου που έχουν καταλάβει το χώρο του διαλύματος. Η πίεση αυτή μετά από λίγο χρόνο εξισορροπείται από την υδροστατική πίεση της στήλης, h, του υγρού οπότε και εγκαθίσταται μια δυναμική ισορροπία ανάμεσα στα μόρια του διαλύτη, που περνούν την ημιπερατή μεμβράνη προς τη μια και την άλλη κατεύθυνση. Η εσωτερική πίεση στο διάλυμα του δοχείου Α ονομάζεται ωσμωτική και ισούται με την πίεση, που πρέπει να ασκηθεί απ' έξω για να παρεμποδισθεί το φαινόμενο της ώσμωσης.

Van’t Hoff ↓ παρατήρησε τις αναλογίες στη συμπεριφορά και στις ιδιότητες ανάμεσα στα αέρια και στα αραιά διαλύματα μη πτητικών υγρών ή στερεών ↓ μελέτησε τα πειραματικά αποτελέσματα του Pfeffer ↓ Διατύπωσε ότι το γινόμενο της ωσμωτικής πίεσης (π),που παρουσιάζει ένα διάλυμα,επί τον όγκο (V) του διαλύματος για ορισμένη μάζα και θερμοκρασία είναι σταθερό ↓ [ π V ] m,T = σταθερό

Van’t Hoff ↓ διατύπωσε ότι για ορισμένο διάλυμα η ωσμωτική πίεση είναι ανάλογη της απόλυτης θερμοκρασίας ↓ π = κ Τ κατέληξε στο συμπέρασμα ότι στα αραιά διαλύματα μη πτητικών ουσιών ισχύουν οι νόμοι των ιδανικών αερίων και άρα θα ισχύει και γι' αυτά μια εντελώς ανάλογη σχέση με την καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων π V = n R T

όπου: π = η ωσμωτική πίεση. V = ο όγκος του διαλύματος όπου: π = η ωσμωτική πίεση V = ο όγκος του διαλύματος n = ο αριθμός των moles της διαλυμένης ουσίας σε όγκο V R = η παγκόσμια σταθερά των αερίων T = η απόλυτη θερμοκρασία. Van’t Hoff ↓ " Η ωσμωτική πίεση ενός αραιού διαλύματος μη πτητικής ουσίας έχει τιμή ίση με εκείνη, που θα είχε η πίεση, που θα εξασκούσαν τα σωματίδια της διαλυμένης ουσίας, αν βρίσκονταν με τη μορφή ιδανικού αερίου και καταλάμβαναν όγκο ίσο με τον όγκο του διαλύματος στην ίδια θερμοκρασια” Νόμος του Van’t Hoff για τα αραιά διαλύματα μη πτητικών ουσιών σε πτητικό διαλύτη