Колигативна својства
Колигативна својства зависе пре свега од броја растворених честица, а не од њиховог хемијског идентитета. То је граница разблаженог идеалног раствора; код концентрованих раствора и јаких интеракција потребне су активности уместо простих концентрација.
Напон паре опада када опада молски удео растварача
За идеалан раствор са неиспарљивом раствореном супстанцом важи Раултов закон Pрастварач = xрастварачP°растварач. Ако је молски удео растварача мањи од један, његов парцијални притисак је мањи него код чистог растварача.
Порекло је термодинамичко: мешање снижава хемијски потенцијал растварача у течности. Објашњење да честице само „заузимају површину“ није општи механизам Раултовог закона.
Тачка кључања расте, а тачка мржњења опада
Због нижег напона паре раствор мора да се загреје на већу температуру да би притисак паре достигао спољни притисак, па тачка кључања расте. Равнотежа течног и чврстог растварача помера се тако да тачка мржњења опада.
За разблажене растворе ΔTb = iKbm и ΔTf = iKfm. Kb и Kf припадају растварачу, m је молалитет, а i коригује ефективан број честица.
Осмотски притисак такође броји честице
За идеалан разблажен раствор π = iMRT. Осмотски притисак је притисак који треба применити на страну раствора да се заустави нето прелаз растварача кроз селективну мембрану.
Сличност са идеалним гасом потиче од ентропије мешања разблажених честица, али осмоза није гасни процес: селективна мембрана и хемијски потенцијал растварача су суштински.
Електролити захтевају van ’t Hoff-ов фактор
Сахароза у води остаје углавном као цео молекул, па је i близу 1. NaCl у врло разблаженој идеалној граници даје приближно два јона, а CaCl₂ приближно три честице по формулској јединици.
У реалним електролитима i је често мањи од целог броја због међујонских интеракција; одступања обично расту са концентрацијом.
Температурне формуле користе молалитет
Молалитет је количина растворене супстанце по килограму растварача. Маса се не мења са температуром, док се запремина и моларитет мењају.
Зато формуле за ΔTb и ΔTf користе молалитет. Осмотски притисак се практично пише преко моларитета јер се π мери при одређеној температури и запремини.
Колигативни ефекти као мерења
Моларна маса из снижења тачке мржњења
Позната маса непознатог неелектролита раствори се у познатој маси растварача. Измерено ΔTf даје m = ΔTf/Kf, затим број молова и коначно моларну масу.
Антифриз и со на путу
Растворена супстанца може снизити тачку мржњења воде. Код расхладних течности користан је и пораст тачке кључања. На путу стварна ефикасност соли зависи и од температуре, растворљивости, корозије и околине.
Осмоза у биолошким системима
Ћелије реагују на ефективну разлику у броју честица и на пропустљивост мембране. Зато иста осмоларност не мора значити исту тоничност или исти ефекат на запремину ћелије.
Рачунски пример: мржњење
0,100 mol неелектролита у 0,500 kg воде даје m = 0,200 mol kg⁻¹. За Kf = 1,86 K kg mol⁻¹ добија се ΔTf = 0,372 K.
Дестилација и испарљиве компоненте
Ако су обе компоненте испарљиве, обе доприносе укупном притиску паре. Пара је често богатија испарљивијом компонентом и потребно је више од модела са једном неиспарљивом супстанцом.
Асоцијација може дати i < 1
Ако молекули граде димере или веће агрегате, број независних честица опада. Колигативни ефекат тада може бити мањи од вредности за i = 1.
Вежбе
1. Снижење тачке мржњења
0,100 mol сахарозе у 0,500 kg воде, Kf = 1,86 K kg mol⁻¹, i = 1.
Решење
m = 0,200 mol kg⁻¹; ΔTf = 0,372 K.
2. NaCl и сахароза
Зашто иста молалност NaCl идеално даје већи ефекат?
Решење
NaCl даје приближно два јона, а сахароза један молекул, па је i приближно 2 наспрам 1.
3. M или m?
Која концентрација иде у ΔTb?
Решење
Користи молалитет m, јер су Kb и Kf дефинисани по kg растварача.