User talk:46.251.169.6/ضریب وانت هوف

جاذبه های بین یونی ( ضریب وانت هوف )

می دانیم که درمحلولها دمای جوش بیشترازمایعات خالص است

واین افزایش دمای جوش به غلظت ماده حل شونده وابسته است

مثلا دمای جوش محلول ۱ مولال شکر ۵۴/۱۰۰است در این

حالت می توان گفت ثابت مولال صعود نقطه جوش آن ۵۴/۰است

ثابت مولال را با Kb  نشان میدهند. در مثالی دیگر اگر ثابت مولال

نقطه جوش یک ماده۰۸/۱ باشد به معنای آن است که محلول

۱ مولال آن دمای جوش را به اندازه ۰۸/۱ درجه سانتی گراد بالا

می برد

اگر ثابت مولال نقطه جوش یک ماده ۵۴/۰ باشد یعنی محلول یک

مولال آن دمای جوش را به اندازه ۵۴/۰ بالا ببرد انتطار می رود

محلول ۲ مولال ان دمای جوش را به اندازه ۲ã ۰/۵۴ درجه

یا ۲kbافزایش دهد.

بنابراین می توان به رابطه زیر رسید :

در مورد کاهش دمای انجماد نیز می توان به نتایج مشابهی رسید

بدیهی است این روابط برای موادی صادق است که

در آب تفکیک یونی نشوند مثلا برای ماده ای مثل نمک طعام

که در آب به دو یون Na+ و Cl -   تفکیک میشود واز هر

ذره آن دو ذره حاصل می شود باید نوشت :

¥Tb =  2  m. Kb

¥Tf =  2   m. Kf

ویا در حالت کلی تر برای یک الکترولیت که درآب به n یون یونیده میشود :

¥Tb =  n.  m. Kb

¥Tf =  n.   m. Kf

برابر عده یونهایی است که در نتیجه تفکیک یک الکترولیت حاصل می آید.

روابط فوق را می توان به این صورت باز نویسی کرد.

ولی در محلولهای غلیظ این رابطه دچار انحراف میشود .به طوریکه این

نسبت برابر nنبوده واز آن کوچک تراست این مقدار را iنشان داده آن

را ضریب وانت هوف می نامیم

علت اختلاف i و n  این است که در محلول هائی که یون رها

میکنند جاذبه های بین یونی وجود دارد بطوریکه این یونها کاملا

مستقل از هم نیستند به عبارت بهتر برهمکنش بین یونها موجب

میشود این یونها تشکیل یک جفت یون رابدهند بنابراین تراکم آنها

در محلول کمی از حد انتطار کمتر میگردد. مثلا برای محلول

۱ مولال نمک طعام i  برابر۸۷/۱ است یعنی به جای آنکه

از هر مولکول نمک طعام مجموعا ۲ یون حاصل شود ۸۷/۱ یون

رها میشود

جدول زیر ضریب وانت هوف را برای عده ای از الکترولیت های قوی

در محلول نشان میدهد

غلظت

الکترولیت

0.001m

0.01 m

0.1 m

NaCl

1.97

1.94

1.87

MgSO4

1.82

1.53

1.21

K2SO4

2.84

2.69

2.32

Al(NO3)3

3.82

3.36

2.85

نکته ۱: مقادیر i در جدول فوق نشان میدهد که با آن که محلولهای

MgSO4 و   NaCl   هر دو ،۲ یون رها میکنند ولی تاثیر جاذبه های

بین یونی در  MgSO4    بیشتراز محلول های NaCl با غلظت مشابه

است. مثلا برای محلول ۱/۰ مولال NaCl   این ضریب ۸۷/۱ و برای

MgSO4 ۱ مولال برابر۲۱/۱ است پس در محلول MgSO4

تعداد جفت یون های تشکیل شده بیشتر است

علت این است که هر دو یون در منیزم سولفات بار دوگانه

دارند(Mg2+   و    -  SO42 ( و حال آنکه یون ها در سدیم کلرید بار

واحد دارند (+Na و –Cl ) از این رو جاذبه های بین یونی در محلول

منیزیم سولفات قوی تر است

نکته ۲ : نکته دیگر آنکه همانطور که از جدول فوق روشن است با

رقیق شدن محلول مقدار i بزرگ شده و به مقدار حدی خود یعنی

n  ( عده یونهای موجود در ساختار یک ماده ) نزدیک می شود

مثلا مقدارi  برای محلول۱/۰ مولال نمک طعام۸۷/۱ است یعنی

۰/۱۳ مول جفت یون تشکیل می گردد. ولی در محلول۰۱/۰ مولال

به ۹۴/۱ می رسد یعنی سهم جفت یونها ۰۶/۰ می گردد و در

محلول ۰۰۱/۰مولالمقدار i  ۱/۹۷ می شود یعنی به مقدار حدی خود

یعنی ۲ نزدیک می شود

به همین ترتیب برای K2SO4 در غلظت های پایین یعنی ۰۰۱/۰ مولال

مقدار i  نزدیک به ۳ می شود چون در K2SO4  مقدارn برابر۳ است.

یعنی از تفکیک هر مولکول از این ماده ۳ یون رها می شود