12.12
Elektrolyte: Van't-Hoff-Faktor
Kolligative Eigenschaften von Elektrolyten
Die kolligativen Eigenschaften einer Lösung hängen nur von der Anzahl und nicht von der Identität der gelös…
Die kolligativen Eigenschaften einer Lösung hängen von der tatsächlichen Anzahl der gelösten Partikel ab.
Bei einem Nicht-Elektrolyten ergibt jedes gelöste Molekül, das sich auflöst, ein gelöstes gelöstes gelöstes Molekül
.Ionische Elektrolyte wie Natriumchlorid dissoziieren jedoch beim Lösen in Ionen, während Ammoniakgas, ein kovalenter Elektrolyt, mit Wasser reagiert, um Ammonium- und Hydroxidionen in Lösung freizusetzen.
Bei Elektrolyten ergibt jedes gelöste Molekül, das sich auflöst, mehr als ein gelöstes Partikel
.Somit wird eine 1 M Lösung eines Nicht-Elektrolyten wie Dextrose 1 Mol Dextrosemoleküle in einer 1-Liter-Lösung enthalten, während eine 1 M Lösung eines Elektrolyten wie Kaliumchlorid in fast 1 Mol Kaliumionen und 1 Mol Chloridionen dissoziiert - insgesamt 2 Mol Ionen in einer 1-Liter-Lösung.
Bei doppelter Anzahl gelöster Partikel ist der osmotische Druck einer 1 M Kaliumchloridlösung doppelt so hoch wie der einer 1 M Dextroselösung.
Das Verhältnis zwischen den Molen von Partikeln, die ein gelöster gelöster Stoff in Lösung bildet, und den Molen des gelösten Stoffes, die hinzugefügt werden, um eine Lösung herzustellen, wird als van't-Hoff-Faktor bezeichnet, der durch i dargestellt wird.
Sie wird berechnet, indem der gemessene Wert einer kolligativen Eigenschaft durch den aus einer Formel berechneten Wert dividiert wird.
Betrachten Sie die Gefrierpunktserniedrigung einer Kaliumchloridlösung. Die Gefrierpunktssenkung ΔTf wird berechnet, indem der van't-Hoff-Faktor für Kaliumchlorid mit der molalen Gefrierpunktsenkungskonstante und der Molalität des gelösten Stoffes multipliziert wird.
Wenn i 2 ist und die Gefrierpunktsunterschiedskonstante für Wasser 1,86 °C/m beträgt, wird die Gefrierpunktsabsenkung einer 0,100 m Kaliumchloridlösung mit 0,372 °C berechnet.
Die gemessene Gefrierpunktsabsenkung für eine 0,100 m Kaliumchloridlösung beträgt jedoch 0,344 °C.
Dieser Unterschied besteht darin, dass bei der Dissoziation eines Elektrolyten in gelöste Ionen einige der Kationen und Anionen rekombinieren. Dieses Phänomen wird als Ionenpaarung bezeichnet.
Starke Elektrolyte mit hochgeladenen Ionen, wie Eisen(III)-chlorid und Magnesiumsulfat, können starke elektrostatische Wechselwirkungen bilden und neigen daher stärker zur Bildung von Ionenpaaren.
Bei schwachen Elektrolyten, wie z.B. Ammoniumhydroxid, ist die Dissoziation in Ionen unvollständig.
Sowohl bei starken als auch bei schwachen Elektrolyten ist der van't-Hoff-Faktor also geringer als erwartet.
View the full transcript and gain access to JoVE Core videos
Q1: Why do electrolytes produce different colligative properties than non-electrolytes?
Electrolytes dissociate into multiple ions when dissolved, while non-electrolytes remain as single molecules. A 1 M potassium chloride solution produces approximately 2 moles of ions per liter, compared to 1 mole of dextrose molecules in a 1 M non-electrolyte solution. This doubling of solute particles causes electrolyte solutions to exhibit stronger colligative effects, such as twice the osmotic pressure of equivalent non-electrolyte solutions.
Q2: What is the van't Hoff factor and how is it calculated?
The van't Hoff factor (i) is the ratio of dissolved solute particles to the number of formula units added to solution. It is calculated by dividing the measured value of a colligative property by the value predicted from the formula. For ideal complete dissociation, potassium chloride would have i = 2, but measured values are typically lower due to ion pairing and incomplete dissociation in real solutions.
Q3: Why is the measured freezing point depression of potassium chloride less than predicted?
When electrolytes dissolve, some cations and anions recombine in solution through a phenomenon called ion pairing. This reduces the effective number of dissolved particles below the theoretical maximum. For a 0.100 m potassium chloride solution, the measured freezing point depression is 0.344 °C instead of the predicted 0.372 °C because ion pairing decreases the actual particle count in solution.
Q4: How do strong and weak electrolytes differ in their van't Hoff factors?
Strong electrolytes like iron(III) chloride and magnesium sulfate form strong electrostatic interactions and ion pairs, reducing their van't Hoff factors below the ideal value. Weak electrolytes like ammonium hydroxide undergo incomplete dissociation into ions. Both types yield van't Hoff factors less than expected because fewer independent particles exist in solution than the formula suggests.
Q5: How does ion concentration affect the van't Hoff factor in solutions?
As solutions become more dilute, ions separate more widely and residual interionic attractions decrease. In extremely dilute solutions, ion activities approach their actual concentrations, and the van't Hoff factor approaches its ideal value. For example, a 0.05 m sodium chloride solution has i = 1.9, closer to the ideal value of 2 than more concentrated solutions would exhibit.
Q6: What role does solvation play in reducing interionic attractions in electrolyte solutions?
Solvation of ions and the insulating action of polar water greatly reduce interionic attractions, but do not completely eliminate them. Residual attractions prevent ions from behaving as totally independent particles, allowing positive and negative ions to occasionally touch and form solvated units called ion pairs. This incomplete independence explains why strong electrolytes show lower van't Hoff factors than theoretical predictions.
Q7: How does the van't Hoff factor relate to osmotic pressure in electrolyte solutions?
Osmotic pressure depends on the total number of dissolved particles. A 1 M potassium chloride solution with i ≈ 2 produces twice the osmotic pressure of a 1 M non-electrolyte solution because it contains approximately twice as many solute particles. The van't Hoff factor quantifies this particle multiplication effect, allowing accurate calculation of osmotic pressure and other colligative properties for electrolyte solutions.