ضریب وانت هوف
ضریب وانت هوف
چکیده: در این درس با یکی از کمیت های کاربردی در شیمی محلول ها، به نام ضریب وانت هوف در بررسی جاذبه های بین یونی در محلول های الکترولیت، آشنا خواهیم شد.
شرح درس:
در محلول الکترولیت بین یون ها جاذبه وجود دارد و یون ها برخلاف مواد حل شونده مولکولی کاملا مستقل از یکدیگر نیستند. نیروهای الکتریکی که بین یون های با بار الکتریکی مخالف وجود دارد، از میزان مستقل بودن یون ها می کاهد. این تاثیر به وسیله شیمی دانی به نام وانت هوف مطالعه شده است. وانت هوف با معرفی کمیتی به نام ضریب وانت هوف (i ) این تاثیر را به صورت کمی شرح داد.
ضریب وانت هوف یک کمیت بدون بعد بوده و به صورت نسبت مقدار اندازه گیری شده یک خاصیت کولیگاتیو برای یک ماده حل شده در محلول به مقدار پیش بینی شده از یک ماده حل شونده تفکیک ناپذیر معرفی می شود.
i=1+α(n-1)
در این رابطه i ضریب وانت هوف، α ضریب تفکیک ماده حل شده و n تعداد ذرات به وجود آمده از فرایند تفکیک می باشد. جاذبه و برهم کنش بین یون ها سبب اختلاف بین i و n شده و تراکم در محلول کمی از حد انتظار کمتر می شود. برای مثال در محلول های MgSO4 و NaCl گرچه به ازای یک مول از هر ماده حل شونده دو مول یون تولید می شود، اما تاثیر جاذبه های بین یونی در محلول MgSO4 بیشتر از محلول NaCl با همان غلظت است. به طوری که در محلول ٠/٠٠١ مولال آن ها مقدار i برای MgSO4 برابر با ١/٨٢ و برای NaCl برابر با ١/٩٧ است.
این عددها نشان می دهد که تعدادی از یون های با بار مخالف در کنار هم قرار گرفته اند. از کنار هم قرار گرفتن این یون ها گونه هایی خنثی به نام جفت یون به وجود می آید. تشکیل این گونه ها از تعداد یون های موجود در محلول می کاهد.
با رقیق شدن محلول، یون ها از یکدیگر دور و دورتر می شوند و به این ترتیب تاثیر آن ها بر یکدیگر و در واقع تعداد جفت یون ها به تدریج کاهش می یابد. از این رو، مقدار i به مقدار حدی خود نزدیک می شود. برای نمونه مقدار i برای محلول NaCl از لحاظ نظری برابر 2 است ( دو یون Na+ و Cl- ) اما در عمل به علت جاذبه بین یونی، این مقدار کمتر از 2 می باشد.
مرکز یادگیری سایت تبیان – تهیه و تنظیم: مهسا شاه حسینی