- الخواص التجميعية
- انخفاض ضغط البخار
- ارتفاع درجة حرارة الغليان
- خفض درجة حرارة التجمد
- الضغط الاسموزي
- المراجع
و الملكية التجميعية هو أي خاصية من مادة التي تعتمد على، أو يختلف وفقا ل، وعدد من الجزيئات الموجودة في ذلك (في شكل جزيئات أو ذرات)، من دون الاعتماد على طبيعة تلك الجسيمات.
بمعنى آخر ، يمكن أيضًا تفسير هذه كخصائص للحلول التي تعتمد على العلاقة بين عدد الجسيمات المذابة وعدد جسيمات المذيب. تم تقديم هذا المفهوم في عام 1891 من قبل الكيميائي الألماني فيلهلم أوستوالد ، الذي صنف خصائص المذاب إلى ثلاث فئات.
ادعت هذه الفئات أن الخواص التجميعية تعتمد فقط على تركيز ودرجة حرارة المذاب وليس على طبيعة جزيئاته.
علاوة على ذلك ، تعتمد الخواص المضافة مثل الكتلة على تكوين المذاب ، وتعتمد الخواص الدستورية بشكل أكبر على التركيب الجزيئي للمذاب.
الخواص التجميعية
تمت دراسة الخصائص التجميعية بشكل أساسي للمحاليل المخففة (نظرًا لسلوكها المثالي تقريبًا) ، وهي كالتالي:
انخفاض ضغط البخار
يمكن القول أن ضغط بخار سائل ما هو ضغط توازن جزيئات البخار التي يتلامس معها هذا السائل.
وبالمثل ، فإن العلاقة بين هذه الضغوط يفسرها قانون راولت ، والذي يعبر عن أن الضغط الجزئي لمكون ما يساوي ناتج جزء الخلد للمكون بضغط بخار المكون في حالته النقية:
ف أ = س أ. Pº أ
في هذا التعبير:
P A = ضغط البخار الجزئي للمكون A في الخليط.
X A = الكسر المولي للمكون A.
Pº A = ضغط بخار المكون النقي A.
في حالة انخفاض ضغط بخار المذيب ، يحدث هذا عندما يضاف إليه مذاب غير متطاير لتكوين محلول. كما هو معروف وبحكم التعريف ، فإن المادة غير المتطايرة ليس لديها ميل إلى التبخر.
لهذا السبب ، كلما تمت إضافة المزيد من هذا المذاب إلى المذيب المتطاير ، انخفض ضغط البخار وأقل قدرة المذيب على الهروب ليصبح في حالة غازية.
لذلك ، عندما يتبخر المذيب بشكل طبيعي أو قسريًا ، سيتم ترك كمية من المذيب بدون تبخر مع المذاب غير المتطاير.
يمكن تفسير هذه الظاهرة بشكل أفضل بمفهوم الانتروبيا: عندما تنتقل الجزيئات من الطور السائل إلى الطور الغازي ، تزداد إنتروبيا النظام.
هذا يعني أن إنتروبيا هذه المرحلة الغازية ستكون دائمًا أكبر من الحالة السائلة ، لأن جزيئات الغاز تحتل حجمًا أكبر.
ثم ، إذا زادت إنتروبيا الحالة السائلة عن طريق التخفيف ، على الرغم من أنها مرتبطة بمذاب ، فإن الفرق بين النظامين يتناقص. لهذا السبب ، فإن الانخفاض في الإنتروبيا يقلل أيضًا من ضغط البخار.
ارتفاع درجة حرارة الغليان
نقطة الغليان هي درجة الحرارة التي يوجد عندها توازن بين مرحلتي السائل والغاز. عند هذه النقطة ، فإن عدد جزيئات الغاز التي تتحول إلى سائل (تكثيف) يساوي عدد جزيئات السائل التي تتبخر إلى غاز.
تؤدي إضافة المذاب إلى تخفيف تركيز الجزيئات السائلة ، مما يؤدي إلى انخفاض معدل التبخر. هذا يولد تغييرًا في درجة الغليان ، للتعويض عن التغيير في تركيز المذيب.
بعبارة أخرى أبسط ، درجة حرارة غليان المحلول أعلى من درجة غليان المذيب في حالته النقية. يتم التعبير عن ذلك من خلال تعبير رياضي موضح أدناه:
ΔT ب = أنا. ك ب. م
في هذا التعبير:
ΔT b = T b (محلول) - T b (مذيب) = تغير درجة حرارة الغليان.
أنا = لا عامل هوف.
K b = ثابت غليان المذيب (0.512 C / مولل للماء).
م = مولالي (مول / كغ).
خفض درجة حرارة التجمد
تنخفض درجة حرارة التجمد لمذيب نقي عند إضافة كمية من المذاب ، لأنه يتأثر بنفس الظاهرة التي ينخفض فيها ضغط البخار.
يحدث هذا لأنه ، نظرًا لانخفاض ضغط بخار المذيب عن طريق تخفيف المذاب ، ستكون هناك حاجة إلى درجة حرارة منخفضة لجعله يتجمد.
يمكن أيضًا أخذ طبيعة عملية التجميد في الاعتبار لشرح هذه الظاهرة: لكي يتجمد السائل ، يجب أن يصل إلى حالة منظمة ينتهي بها الأمر بتكوين بلورات.
إذا كانت هناك شوائب داخل السائل على شكل مواد مذابة ، فسيكون السائل أقل طلبًا. لهذا السبب ، سيواجه المحلول صعوبة في التجميد أكثر من المذيب بدون شوائب.
يتم التعبير عن هذا التخفيض على النحو التالي:
ΔT و = -i. ك و. م
في التعبير أعلاه:
ΔT f = T f (محلول) - T f (مذيب) = تغير درجة حرارة التجمد.
أنا = لا عامل هوف.
K f = ثابت تجميد المذيب (1.86 C كجم / مول من الماء).
م = مولالي (مول / كغ).
الضغط الاسموزي
العملية المعروفة باسم التناضح هي ميل المذيب للمرور عبر غشاء شبه نافذ من محلول إلى آخر (أو من مذيب نقي إلى محلول).
يمثل هذا الغشاء حاجزًا يمكن أن تمر من خلاله بعض المواد ولا يمكن للبعض الآخر ، كما هو الحال في حالة الأغشية شبه النفاذة في جدران الخلايا في الخلايا الحيوانية والنباتية.
يُعرَّف الضغط التناضحي بأنه الحد الأدنى من الضغط الذي يجب تطبيقه على المحلول لإيقاف مرور مذيبه النقي عبر غشاء شبه نافذ.
يُعرف أيضًا باسم مقياس ميل المحلول لتلقي المذيب النقي بسبب تأثير التناضح. هذه الخاصية جماعية لأنها تعتمد على تركيز المذاب في المحلول ، والذي يتم التعبير عنه كتعبير رياضي:
Π. الخامس = ن. ص. T ، أو أيضًا π = M. ص. تي
في هذه التعبيرات:
ن = عدد مولات الجسيمات في المحلول.
R = ثابت الغاز العالمي (8.314472 J. K -1. Mol -1).
T = درجة الحرارة في كلفن.
م = المولارية.
المراجع
- ويكيبيديا. (سادس). الخواص التجميعية. تم الاسترجاع من en.wikipedia.org
- قبل الميلاد. (سادس). الخواص التجميعية. تعافى من opentextbc.ca
- بوسما ، الضفة الغربية (الثانية). الخواص التجميعية. تعافى من chemistryexplained.com
- سباركنوتيس. (سادس). الخواص التجميعية. تعافى من sparknotes.com
- الجامعة ، FS (سادس). الخواص التجميعية. تم الاسترجاع من chem.fsu.edu