Колігативні властивості

Колігативні властивості (від лат. colligo — зв'язувати, з'єднувати) — властивості розчинів, які залежать від кількості частинок розчинених речовин і не залежать від їх природи. Основою впливу розчинених речовин на властивості розчину є те, що вони знижують хімічний потенціал (μ) розчинника. До колігативних властивостей належать: зменшення тиску насиченої пари і температури плавлення, підвищення температури кипіння і поява осмотичного тиску^[1][2][3].

Зниження тиску насиченої пари

Наявність у розчині молекул розчиненої речовини може блокувати випаровування молекул розчинника, але не їх конденсації

Докладніше: Закон Рауля

Зниження тиску насиченої пари розчину описується законом Рауля, який для ідеального бінарного (такого, що складається із двох компонентів — розчинника і однієї розчиненої речовини) розчину формулюється так: відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином рівне мольній частці розчиненої речовини:

${\displaystyle {{{\rm {(}}P_{A}^{o}-P_{A}{\rm {)}}} \over {P_{A}^{o}}}=X_{B}}$,

де P⁰
_A — тиск пари над чистим розчинником, P_A — тиск пари над розчином, X_B — мольна частка розчиненої речовини^[4].

З молекулярної точки зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином із збільшенням концентрації розчиненої речовини можна пояснити тим, що наявність молекул розчиненої речовини на поверхні розчину перешкоджає виходу молекул розчинника у пару але не перешкоджає їх поверненню^[5].

Зниження температури замерзання і підвищення температури кипіння

Діаграма, що відображає зниження температури плавлення і збільшення температури кипіння розчину у порівнянні із чистим розчинником, внаслідок зменшення хімічного потенціалу розчинника через наявність розчиненої речовини

Щоб кількісно оцінити збільшення температури кипіння і зменшення температури плавлення розчину, слід знайти температуру при якій, за сталого тиску (1 атм.), пара чистого розчинника або чистий розчинник у твердій формі відповідно має такий же хімічний потенціал, як і розчинник у розчині (див. схему праворуч). Знайдені температури і будуть новими температурами фазового переходу^[6].

Кількісно зміну температур плавлення і кипіння можна розрахувати за формулами:

${\displaystyle \Delta T_{f}=Km}$

${\displaystyle \Delta T_{b}=Em}$,

де ΔT_f — зміна температури плавлення, ΔT_b — зміна температури кипіння, m — моляльна концентрація розчиненої речовини, K — кріоскопічна стала, E — ебуліоскопічна стала. Кріоскопічна та ебуліоскопічна сталі залежать тільки від природи розчинника^[7]. Їх значення для деяких речовин наведене у таблиці:

Розчинник	Кріоскопічна стала (K)	Ебуліоскопічна стала (E)
Бензен[8]	5,12	2,53
Камфора[8]	40
Фенол[8]	7,27	3,04
Вода[8]	1,86	0,51
Хлороформ[9]	4,70	3,63

Зниження температури плавлення розчину у порівнянні із чистим розчинником лежить в основі методу визначення молекулярної маси розчиненої речовини, що називається кріоскопією. Проте цей метод поступився більш точним і перестав використовуватись^[8].

Осмос

Схематичне зображення дифузії води через напівпроникну мембрану у більш концентрований розчин

Докладніше: Осмос та Осмотичний тиск

Осмос (від дав.-гр. ὠσμός — штовхати) — це спонтанний перехід чистого розчинника у розчин, відділений від нього напівпроникною мембраною, тобто проникною для розчинника і не проникною для розчиненої речовини. Осмотичний тиск (Π) — це тиск, який необхідно прикласти до розчину, щоб зупинити надходження розчинника. Причиною виникнення осмосу, як і інших колігативних властивостей, є зменшення хімічного потенціалу розчинника внаслідок наявності в ньому молекул розчиненої речовини^[10].

Значення осмотичного тиску для сильно розведених розчинів можна приблизно обчислити, використовуючи рівняння, виведене Вант-Гоффом:

${\displaystyle \Pi =icRT}$,

де R — універсальна газова стала, Т — абсолютна температура, ic — осмолярність розчину, тобто добуток фактора Вант-Гоффа (i), який визначається мірою дисоціації розчиненої речовини на окремі компоненти, і молярної концентрації розчиненої речовини (c). Для хлориду натрію, наприклад, i=2, оскільки ця сіль повністю дисоціює на Na⁺ і Cl^-. Для розчину із кількома (n) розчиненими речовинами, загальний осмотичний тиск є сумою^[11]:

${\displaystyle \Pi =RT(i_{1}c_{1}+i_{2}c_{2}+...+i_{n}c_{n})}$

Важливими прикладами осмосу є транспорт рідин через клітинні мембрани, діаліз та осмометрія — визначення молекулярних мас речовин шляхом вимірювання осмотичного тиску їх розчину. Цей метод широко використовується для з'ясування молекулярних мас макромолекул^[10].