2.4. Растворы и их коллигативные свойства

 

В химии количество любого чистого вещества принято выражать в молях. Эта единица определяется как такое количество вещества, масса которого в граммах численно равна молекулярной массе вещества. Таким образом, 12 г чистого нуклида ¹²С – это то же самое, что 1 моль¹²С или 6,022 • 10²³ (число Авогадро) атомов углерода. И наоборот, в 2 г (т.е. 1 моль) Н₂, или в 28 г (1 моль) N₂, или в 32 г (1 моль) О₂ содержится 6,022–10²³ молекул.

В некоторых случаях требуется выразить количество растворенного вещества в единицах моляльности, которая представляет собой число молей вещества, растворенного в 1000 г растворителя (не раствора). Если 1 моль растворимого вещества (например, 342,3 г сахарозы) растворен в 1000 г воды, то полученный раствор будет называться одномоляльным. Хотя 1 л воды эквивалентен по весу 1000 г, суммарный объем раствора, содержащего 1000 г воды плюс 1 моль вещества, будет несколько больше или меньше 1 л на какую–то непредсказуемую величину. Поэтому, когда речь идет о концентрации, моляльностью, как правило, не пользуются. Более удобной мерой концентрации, используемой в физиологии, служит молярность. Одномолярный (1 М) раствор – это такой раствор, в котором 1 моль растворенного вещества вместе с растворителем дает общий конечный объем 1 л. Такая концентрация записывается как 1 моль/л, или 1 М. В лабораторных условиях 1 М раствор приготовляют, просто добавляя воду к 1 молю вещества до конечного объема 1 л. Миллимолярный раствор (мМ) содержит 1/1000 моль/л, а микромолярный (мкМ) 10^–6 моль/л. Если раствор содержит эквимолярные концентрации двух компонентов, то в единице объема число молекул одного компонента равно числу молекул другого.

Суммарную концентрацию всех растворенных веществ в растворе иногда получают путем измерения коллигативных свойств раствора (измеряя, например, понижение точки замерзания). Концентрации, полученные таким образом, выражают в осмолях или миллиосмолях. Согласно теории, такое выражение концентрации эквивалентно молярности недиссоциирующего растворенного вещества, обладающего свойствами идеального газа, в растворе с аналогичными коллигативными свойствами. Число индивидуальных частиц, присутствующих в данном элементе объема раствора, при одном и том же числе растворенных молекул больше в случае электролита по сравнению с неэлектролитом из–за диссоциации молекул на ионы. Таким образом, при одинаковой молярности растворов осмолярность раствора электролита больше, чем раствора неэлектролита. Например, при растворении в воде 1 моля NaCl получается частиц почти в два раза больше, чем при растворении эквимолярного количества глюкозы, поскольку соль диссоциирует на Na⁺ и Cl^– . Из–за электростатического притяжения между катионами и анионами растворенного электролита существует статистически обусловленная вероятность того, что в любой момент времени какое–то число ионов Na⁺ ассоциировано с ионами Cl^–  . Следовательно, электролит ведет себя так, как будто не все его молекулы диссоциированы. А поскольку силы электростатического взаимодействия  ионов друг с другом убывают пропорционально квадрату расстояния между ними, эффективная диссоциация электролита будет тем выше, чем более он разбавлен. Таким образом, активность (т. е. эффективная концентрация свободных частиц) иона зависит от его способности к диссоциации в данном растворе, а также от его суммарной концентрации. В табл. 2–2 приведены коэффициенты активности некоторых распространенных электролитов. (Коэффициент активности определяется соотношением  = а/т, где m–моляльная концентрация, a–активность (которая представляет собой эффективную концентрацию вещества, определяемую на основе проявляемых раствором свойств).

Электролиты с высокой степенью диссоциации (т. е. обладающие большим коэффициентом активности) называются сильными электролитами (к ним относятся растворы КCl, NaCl, HCl), а электролиты, способные лишь к слабой диссоциации – слабыми.

 

Таблица 2–2. Коэффициенты активности типичных электролитов при различных моляльных концентрациях (West, 1964)

Вещество	Моляльность
	0,01	0,05	0,10	1,00	2,00
КCl	0,899	0,815	0,764	0,597	0,569
NaCl	0,903	0,821	0,778	0,656	0,670
HCl	0.904	0,829	0,796	0,810	1,019
СаCl2	0,732	0,582	0,528	0,725	1,555
H2SO4	0,617	0,397	0,313	0,150	0,147
MgS04	0,150	0,068	0,049	–

 

 

Растворенные частицы независимо от их химической природы изменяют физические свойства раствора: наблюдается понижение точки замерзания, повышение точки кипения и понижение давления водяных паров. Растворенные частицы наделяют также раствор осмотическим давлением. Эти так называемые коллигативные свойства тесно связаны друг с другом и все они количественно однозначно связаны с числом частиц растворенного вещества в единице объема растворителя, т. е. с осмоляльностью. Так, 1 моль идеального компонента (т.е. такого, у которого частицы не диссоциируют и не ассоциируют), растворенного в 1000 г воды при нормальном давлении (760 мм рт. ст.), понижает точку замерзания на 1,86°С и повышает точку кипения на 0,54 °С. В идеальном приборе для определения осмотического давления (осмометре) такой раствор при стандартной температуре (0°С) покажет осмотическое давление 22,4 атм. Поскольку коллигативные свойства зависят от суммарного числа растворенных частиц, приходящегося на единицу объема растворителя, коллигативные свойства 10 мМ раствора NaCl (сильно диссоциирующий электролит) и 20 мМ раствора сахарозы почти эквивалентны, так как коэффициент активности NaCl при концентрации 10 мМ равен примерно 0,9 (см.табл. 2–2).  (Значения коэффициентов активности приведены в таблице для различныхмоляльных, а не молярных  концентраций. При низких концентрациях, однако молярность и моляльность практически совпадают.)