Izotonický poměr

Aktuální verze stránky ještě nebyla zkontrolována zkušenými přispěvateli a může se výrazně lišit od verze recenzované 11. srpna 2017; kontroly vyžadují 2 úpravy .

Izotonický koeficient (také van't Hoffův faktor ; označovaný i ) je bezrozměrný parametr , který charakterizuje chování látky v roztoku . Číselně se rovná poměru hodnoty některé koligativní vlastnosti roztoku dané látky k hodnotě stejné koligativní vlastnosti neelektrolytu stejné koncentrace , přičemž ostatní parametry systému se nezměnily:

, kde Solut.  - toto řešení
nel. Solut.  - neelektrolytový roztok o stejné koncentraci
T bp  - bod varu
T mp  - teplota tání (tuhnutí).

Význam pojmu

Význam parametru je zřejmý z definice každého z koligativních parametrů: závisí na koncentraci částic rozpuštěné látky v roztoku . Neelektrolyty v roztoku nedisociují , což znamená, že každá molekula neelektrolytu tvoří v roztoku pouze jednu částici. Na druhé straně se elektrolyty v roztoku pod vlivem solvatace částečně nebo úplně rozkládají na ionty a tvoří několik částic na disociovanou molekulu. Koligativní vlastnosti daného roztoku ( aditivní veličiny ) tedy závisí na obsahu částic (iontů) každého typu těch, které patří k částicím vzniklým v roztoku v důsledku disociace původní molekuly - tzv. roztok je reprezentován jako směs roztoků každého z typů částic. Například roztok bělidla obsahuje tři typy částic – kationty vápníku , chloridové anionty a chlornanové anionty . Izotonický koeficient tedy ukazuje, o kolik více částic je v roztoku elektrolytu ve srovnání s neelektrolytovým roztokem podobné koncentrace, a souvisí se schopností látky rozkládat se na ionty v roztoku, tj . disociace . Pokud vzorcová jednotka nebo molekula obsahuje n iontů (nebo atomů s polárními vazbami , které se v roztoku mění na ionty), počet počátečních molekul je N a stupeň disociace sloučeniny je α , pak počet disociovaných molekul je N α (v tomto případě N α n iontů) a celkový počet částic v roztoku je ((N - N α) + N α n) .

Izotonický koeficient se rovná poměru:

.

Izotonický koeficient v roztocích silných elektrolytů

Protože silné elektrolyty disociují téměř úplně, dalo by se u nich očekávat izotonický koeficient rovný počtu iontů (nebo polarizovaných atomů) v jednotce vzorce (molekule). Ve skutečnosti je však tento koeficient vždy menší než koeficient určený vzorcem . Například izotonický koeficient pro 0,05 molový roztok NaCl je 1,9 místo 2,0 (pro roztok síranu hořečnatého o stejné koncentraci i = 1,3). To vysvětluje teorii silných elektrolytů , kterou v roce 1923 vyvinuli P. Debye a E. Hückel : pohybu iontů v roztoku brání vytvořená solvatační slupka. Navíc ionty interagují mezi sebou: opačně nabité se přitahují a podobně nabité se odpuzují; síly vzájemné přitažlivosti vedou k vytvoření skupin iontů pohybujících se roztokem společně. Takové skupiny se nazývají iontové asociace nebo iontové páry . Podle toho se roztok chová, jako by obsahoval méně částic, než ve skutečnosti je, protože volnost jejich pohybu je omezená. Nejzřetelnější příklad se týká elektrické vodivosti roztoků λ , která se zvyšuje s ředěním roztoku. Poměrem skutečné elektrické vodivosti k vodivosti při nekonečném zředění se určuje pomyslný stupeň disociace silných elektrolytů, označovaný také α :

, kde n img  je imaginární a n disslv.  je skutečný počet částic v roztoku.

Vliv vnějších faktorů

Je zřejmé, že interakce iontů klesá s rostoucí teplotou (v důsledku zvýšeného tepelného pohybu částic), stejně jako s poklesem jejich koncentrace, tedy ředěním roztoku, protože pak klesá pravděpodobnost setkání dvou částic. Extrapolací ředění směrem k nekonečnu se koeficient i blíží své maximální hodnotě určené vzorcem rozpuštěné sloučeniny. Stupeň disociace α se v souladu s výše uvedeným vzorcem vztahu mezi i a α současně zvyšuje a blíží se k jednotě (1).

Izotonický koeficient zavedl v poslední čtvrtině 19. století J. H. van't Hoff . V roce 1901 jako první obdržel Nobelovu cenu za chemii  za zásluhy o studium řešení.

Literatura