ozmotik katsayı - Osmotic coefficient

Bir ozmotik katsayısı bir sapmasını karakterize bir miktardır çözücü gelen İdeal davranış referans, Raoult yasa . Çözeltilere de uygulanabilir. Tanımı , karışımların kimyasal bileşimini ifade etme yollarına bağlıdır . ${\görüntüleme stili\phi }$

Molalite m'ye dayalı ozmotik katsayı şu şekilde tanımlanır:

ve mol kesri bazında:

burada bir kimyasal potansiyel olarak saf bir çözücü ve bir kimyasal potansiyel bir çözelti içinde çözücü, E _bir onun bir molar kütle , X _bir onun mol fraksiyonu , R gaz sabiti ve T sıcaklığı olarak Kelvin . İkinci ozmotik katsayıya bazen rasyonel ozmotik katsayı denir . İki tanımın değerleri farklıdır, ancak ${\görüntüleme stili \mu _{A}^{*}}$${\görüntüleme stili \mu _{A}}$

iki tanım benzerdir ve aslında konsantrasyon sıfıra giderken her ikisi de 1'e yaklaşır.

Uygulamalar

Sıvı çözeltiler için, ozmotik katsayı, çözücü aktivitesinden tuz aktivite katsayısını hesaplamak için sıklıkla kullanılır veya bunun tersi de geçerlidir. Örneğin, donma noktası depresyonu ölçümleri veya diğer koligatif özellikler için ideallikten sapmaların ölçümleri , ozmotik katsayı aracılığıyla tuz aktivite katsayısının hesaplanmasına izin verir.

Diğer miktarlarla ilişkisi

Tek bir çözünen çözeltide, (molaliteye dayalı) ozmotik katsayı ve çözünen aktivite katsayısı , şu ilişkilerle fazla Gibbs serbest enerjisiyle ilişkilidir: ${\görüntüleme stili \gama }$ ${\görüntüleme stili G^{E}}$

${\displaystyle RTm(1-\phi )=G^{E}-m{\frac {dG^{E}}{dm}}}$

${\displaystyle RT\ln \gamma ={\frac {dG^{E}}{dm}}}$

ve böylece aralarında farklı bir ilişki vardır (sıcaklık ve basınç sabit tutulur):

${\displaystyle d((\phi -1)m)=md(\ln \gamma )}$

Sıvı Elektrolit Çözümleri

Molal activitiy (tek bir tuzu çözünen için ), ozmotik katsayısı aşağıdaki gibi ifade edilebilir burada tuz stoikhiometrik bir sayı olmaktadır ve çözücünün aktivitesi. tuz aktivite katsayısından şu şekilde hesaplanabilir: ${\displaystyle \gama _{\pm }m}$${\displaystyle \phi ={\frac {-\ln(a_{A})}{\nu mM_{A}}}}$${\görüntüleme stili \nu }$${\ Displaystyle a_{A}}$${\görüntüleme stili\phi }$

${\displaystyle \phi =1+{\frac {1}{m}}\int _{0}^{m}md\left(\ln(\gamma _{\pm })\sağ)}$

Ayrıca tuzun aktivite katsayısı şu şekilde hesaplanabilir: ${\displaystyle \gama _{\pm }}$

${\displaystyle \ln(\gamma _{\pm })=\phi -1+\int _{0}^{m}{\frac {\phi -1}{m}}dm}$

Göre Debye-Hückel teorinin sadece düşük konsantrasyonlarda doğru, bir asimptotik için burada, I olan iyonik gücü ve bir Debye-Hückel sabitidir (25 ° C'de su için 1.17 ile yaklaşık eşit). Bu, en azından düşük konsantrasyonlarda, çözücünün buhar basıncının Raoult yasası tarafından tahmin edilenden daha büyük olacağı anlamına gelir. Örneğin, magnezyum klorür çözeltileri için buhar basıncı , Raoult yasası tarafından 0,7 mol/kg'lık bir konsantrasyona kadar tahmin edilenden biraz daha yüksektir, bundan sonra buhar basıncı Raoult yasasının öngördüğünden daha düşüktür. Sulu çözeltiler için ozmotik katsayılar teorik olarak Pitzer denklemleri veya TCPC modeli ile hesaplanabilir . ${\textstyle (\phi -1)\sum _{i}m_{i}}$${\textstyle -{\frac {2}{3}}AI^{3/2}}$

Ayrıca bakınız

• Bromley denklemi
• Pitzer denklemi
• Davies denklemi
• van 't Hoff faktörü
• seyreltme kanunu
• termodinamik aktivite
• İyon taşıma numarası

Referanslar