12.12
Elektrolitler: van't Hoff Faktörü
Elektrolitlerin Koligatif Özellikleri
Bir çözeltinin koligatif özellikleri, çözünen çözünen türlerin kimliğine değil, yalnızca sayısına bağlıdır. Çeşi…
Bir çözeltinin kolligatif özellikleri, çözünmüş çözünen partiküllerin gerçek sayısına bağlıdır. Elektrolit olmayan çözeltiler için, çözünen her çözünen molekül bir çözünmüş çözünen molekül verir. Bununla birlikte, sodyum klorür gibi iyonik elektrolitler, çözüldüklerinde iyonlara ayrışırken, kovalent bir elektrolit olan amonyak gazı, solüsyondaki amonyum ve hidroksit iyonlarını serbest bırakmak için su ile reaksiyona girer.
Dolayısıyla, elektrolitler için, çözünen her bir çözünen molekül birden fazla çözünmüş çözünen partikül verir. Dolayısıyla, dekstroz gibi elektrolit olmayan bir 1 molar çözelti, 1 litrelik bir çözelti içinde 1 mol dekstroz molekülüne sahip olurken potasyum klorür gibi bir elektrolitin 1 molar çözeltisi, yaklaşık 1 mol potasyum iyonu ve 1 mol klorür iyonu olmak üzere 1 litrelik solüsyonda toplam 2 mol iyona ayrışacaktır. Çözünen partikül sayısının iki katı olduğunda, 1 molar potasyum klorür solüsyonunun ozmotik basıncı 1 molar dekstroz solüsyonunun iki katı olacaktır.
Çözelti içinde çözünen bir çözünen maddenin oluşturduğu parçacıkların molleri ile bir çözelti oluşturmak için eklenen çözünen maddenin molleri arasındaki orana, i ile temsil edilen van't Hoff faktörü denir. Bu faktör koligatif özellik ölçümünün bir formül ile hesaplanan değere bölünmesiyle hesaplanır. Bir potasyum klorür çözeltisinin donma noktası düşüşünü düşünün.
Donma noktası düşüşü, ΔTf, potasyum klorür için van't Hoff faktörünün molal donma noktası depresyon sabiti ve çözünen maddenin molalitesi ile çarpılmasıyla hesaplanır. İ 2 ise ve su için donma noktası depresyon sabiti molal başına 1, 86 Santigrat derece ise, 0, 100 molal potasyum klorür çözeltisinin donma noktası düşüşü 0, 372 Santigrat derece olarak hesaplanır. Bununla birlikte, 0, 100 molal potasyum klorür çözeltisi için ölçülen donma noktası düşüşü 0, 344 Santigrat derecedir.
Bu farkın sebebi bir elektrolit çözelti içinde iyonlara ayrıldığında, bazı katyonlar ve anyonlar yeniden birleşmesidir. Bu fenomene iyon eşleşmesi denir. Demir klorür ve magnezyum sülfat gibi yüksek yüklü iyonlara sahip güçlü elektrolitler, güçlü elektrostatik etkileşimler oluşturabilir ve bu nedenle iyon çiftleri oluşturma eğilimindedir.
Amonyum hidroksit gibi zayıf elektrolitler için iyonlara ayrışma tam olarak gerçekleşmez. Bu nedenle, hem güçlü hem de zayıf elektrolitler için van't Hoff faktörü beklenenden daha azdır.
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.