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 gelösten Spezies ab. Die Konzentrationsterme in den Gleichungen für verschiedene kolligative Eigenschaften (Erniedrigung des Gefrierpunkts, Erhöhung des Siedepunkts, osmotischer Druck) beziehen sich auf alle in der Lösung vorhandenen gelösten Spezies. Nichtelektrolyte lösen sich physikalisch ohne Dissoziation oder andere begleitende Prozesse auf. Jedes Molekül, das sich auflöst, ergibt ein gelöstes Molekül. Das Auflösen eines Elektrolyten ist jedoch nicht so einfach, wie die beiden folgenden gängigen Beispiele zeigen:

Betrachtet man das erste dieser Beispiele und geht man von einer vollständigen Dissoziation aus, enthält eine 1,0 m wässrige NaCl-Lösung 2,0 Mol Ionen (1,0 Mol Na⁺ und 1,0 Mol Cl⁻) pro Kilogramm Wasser, und es wird erwartet, dass die Gefrierpunktserniedrigung bei diesem liegt

Wenn man diese Lösung jedoch tatsächlich herstellt und ihre Gefrierpunktserniedrigung misst, erhält man einen Wert von 3,4 °C. Ähnliche Diskrepanzen werden bei anderen ionischen Verbindungen beobachtet, und die Unterschiede zwischen den gemessenen und den erwarteten Werten der kolligativen Eigenschaften werden typischerweise mit zunehmender Konzentration gelöster Stoffe signifikanter. Diese Beobachtungen legen nahe, dass die Ionen von Natriumchlorid (und anderen starken Elektrolyten) in Lösung nicht vollständig dissoziiert sind.

Um dies zu erklären und die Fehler zu vermeiden, die mit der Annahme einer vollständigen Dissoziation einhergehen, wird ein experimentell gemessener Parameter verwendet, der zu Ehren des deutschen Nobelpreisträgers Jacobus Henricus van’t Hoff benannt wurde. Der Van’t-Hoff-Faktor (i) ist definiert als das Verhältnis der gelösten Teilchen in Lösung zur Anzahl der gelösten Formeleinheiten:

Im Jahr 1923 schlugen die Chemiker Peter Debye und Erich Hückel eine Theorie vor, um die scheinbar unvollständige Ionisierung starker Elektrolyte zu erklären. Sie schlugen vor, dass die interionische Anziehung in einer wässrigen Lösung zwar durch die Solvatation der Ionen und die isolierende Wirkung des polaren Lösungsmittels sehr stark verringert, aber nicht vollständig aufgehoben wird. Die Restanziehung verhindert, dass sich die Ionen wie völlig unabhängige Teilchen verhalten. In einigen Fällen können sich ein positives und ein negatives Ion tatsächlich berühren, wodurch eine solvatisierte Einheit entsteht, die als Ionenpaar bezeichnet wird. Daher ist die Aktivität – oder die effektive Konzentration – einer bestimmten Ionenart geringer als die tatsächliche Konzentration. Mit zunehmender Verdünnung der Lösung werden die Ionen immer weiter voneinander getrennt und die verbleibenden interionischen Anziehungskräfte werden immer geringer. Daher entsprechen in extrem verdünnten Lösungen die effektiven Konzentrationen der Ionen (ihre Aktivitäten) im Wesentlichen den tatsächlichen Konzentrationen. Für 0,05 m-Lösungen beträgt der Wert von i für NaCl 1,9, im Gegensatz zu einem Idealwert von 2.

Dieser Text ist adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Section 11.4: Colligative Properties.