Van't Hoff Factor is een wiskundige correctiecode en werd voorgesteld door de Nederlandse natuurkundige en scheikundige Jacobus Henricus Van't Hoff (1852-1911) om het aantal gedispergeerde deeltjes van een opgeloste stof in een oplosmiddel te corrigeren.
Deze correctie van het aantal deeltjes is belangrijk omdat de hoeveelheid opgeloste stof bij de oplosmiddel bepaalt de intensiteit van het effect of de mede-eigendom (tonoscopie, ebullioscopie, cryoscopie, osmoscopy). Dus hoe groter het aantal deeltjes, hoe groter het effect.
De noodzaak om het aantal deeltjes te corrigeren is te wijten aan het feit dat, wanneer een ionische opgeloste stof in water oplost, deze het fenomeen van dissociatie (afgifte van ionen in het midden) of ionisatie (productie van ionen in het medium), toename van het aantal deeltjes.
Het aantal deeltjes van een moleculaire opgeloste stof hoeft echter niet te worden gecorrigeerd met de factor Van't Hoff omdat dit type opgeloste stof niet ioniseert of dissocieert en daarom de hoeveelheid niet verandert.
Om dit te vertegenwoordigen factor, Van't Hoff gebruikte de letter i, waarmee een wiskundige uitdrukking begint die rekening houdt met de mate van dissociatie (α) en het aantal mol van elk ion dat vrijkomt bij oplossen in water (q):
ik = 1 + .(q – 1)
Opmerking: Aangezien α wordt gegeven als een percentage, wanneer we het gebruiken in de uitdrukking van de Van't Hoff-factor, moeten we het eerder door 100 delen.
Na het berekenen de Van't Hoff-correctiefactor, kunnen we het in de volgende praktijksituaties gebruiken:
Om het aantal deeltjes van een opgeloste stof te corrigeren, verkregen uit een massa ervan;
Om het colligatieve effect van osmoscopy te corrigeren, dat wil zeggen de osmotische druk van een oplossing:
π = M.R.T.i
In dit geval hebben we de osmotische druk (π) van de oplossing, de molaire concentratie (M), de algemene gasconstante (R) en de oplossingstemperatuur (T).
Om het colligatieve effect van tonometrie te corrigeren, dat wil zeggen, de verlaging van de maximale dampdruk van het oplosmiddel in de oplossing te corrigeren:
?P = krt. W.i
P2
Hiervoor beschouwen we de absolute verlaging (?p) van de maximale dampdruk, de maximale dampdruk van het oplosmiddel (p2), de tonometrische constante (Kt) en de molaliteit (W).
Om het colligatieve effect van cryometrie te corrigeren, dat wil zeggen om de verlaging van de vriestemperatuur van het oplosmiddel in de oplossing te corrigeren:
?θ = kc. W.i
In dit geval hebben we de verlaging van de vriestemperatuur van het oplosmiddel (?a), de cryometrische constante (Kt) en de molaliteit (W).
Om het colligatieve effect van ebulliometrie te corrigeren, dat wil zeggen, om de stijging van de kooktemperatuur van het oplosmiddel in de oplossing te corrigeren:
?te = ke. W.i
Hiervoor hebben we de toename van de kooktemperatuur van het oplosmiddel (?te), de ebulliometrische constante (Ke) en de molaliteit (W).
Volg nu voorbeelden van berekening en toepassing van de Van't Hoff-factor:
1e voorbeeld: Wat is de waarde van de ijzerchloride III (FeCl)-correctiefactor?3), wetende dat de dissociatiegraad 67% is?
Oefening gegevens:
ik =?
α = 67% of 0,67 (na delen door 100)
Formule van zout = FeCl3
1e stap: Bepaal het aantal mol (q) vrijgekomen ionen.
Als we de formule voor zout analyseren, hebben we index 1 in Fe en index 3 in Cl, dus het aantal mol ionen is gelijk aan 4.
Niet stoppen nu... Er is meer na de reclame ;)
2e stap: Gebruik de gegevens in de formule van de Van't Hoff-factor:
ik = 1 + .(q – 1)
ik = 1 + 0,67.(4 - 1)
ik = 1 + 0,67.(3)
ik = 1 + 2,01
ik = 3,01
2e voorbeeld: Wat is het aantal deeltjes dat in water aanwezig is als 196 gram fosforzuur (H3STOF4), waarvan de ionisatiegraad 40% is, worden ze daaraan toegevoegd?
Oefening gegevens:
ik =?
α = 40% of 0,4 (na delen door 100)
Zuurformule = H3STOF4
1e stap: Bereken de molaire massa van het zuur.
Om dit te doen, moeten we de atoommassa van het element vermenigvuldigen met de atoomindex en dan de resultaten optellen:
Molaire massa = 3,1 + 1,31 + 4,16
Molaire massa = 3 + 31 + 64
Molaire massa = 64 g/mol
2e stap: Bereken het aantal deeltjes aanwezig in 196 gram H3STOF4.
Deze berekening wordt uitgevoerd met de regel van drie en gebruikt de molaire massa en de massa die door de oefening worden geleverd, maar altijd ervan uitgaande dat er in een 1 mol 6.02.10 zijn.23 deeltjes:
1mol H3STOF498 gram6.02.1023 deeltjes
196 gramx
98.x = 196. 6,02.1023
98.x = 1179.92.1023
x = 1179,92.1023
98
x = 12.04.1023 deeltjes
3e stap: Bepaal het aantal mol (q) vrijgekomen ionen.
Als we de formule voor zout analyseren, hebben we index 3 in H en index 1 in PO4, dus het aantal mol ionen is gelijk aan 4.
Stap 4: Gebruik de gegevens in de formule van de Vant' Hoff-factor:
ik = 1 + .(q – 1)
ik = 1 + 0,4. (4 - 1)
ik = 1 + 0.4.(3)
ik = 1 + 1.2
ik = 2,2
5e stap: Bereken het werkelijke aantal deeltjes in de oplossing.
Om dit te doen, vermenigvuldigt u het aantal gevonden deeltjes in de tweede stap met de correctiefactor:
Aantal deeltjes = x.i
Aantal deeltjes = 12.04.1023.2,2
Aantal deeltjes = 26.488,1023 deeltjes.
3e voorbeeld: Een waterige oplossing van natriumchloride heeft een concentratie gelijk aan 0,5 molal. Wat is de waarde van de stijging van het kookpunt onder water, in? O? Gegevens: Water Ke: 0,52OC/molaal; NaCl: 100%.
Oefening gegevens:
ik =?
α = 100% of 1 (na delen door 100)
Molaliteit (W) = 0,5 molal
Formule van zout = NaCl
Ke = 0,52OMet molal
1e stap: Bepaal het aantal mol (q) vrijgekomen ionen.
Als we de formule voor zout analyseren, hebben we index 1 in Na en index 1 in Cl, dus het aantal mol ionen is gelijk aan 2.
2e stap: Gebruik de gegevens in de formule van de Van't Hoff-factor:
ik = 1 + .(q – 1)
ik = 1 + 1. (2 - 1)
ik = 1 + 1.(1)
ik = 1 + 1
ik = 2
3e stap: Bereken de kookpuntverhoging die het water heeft ondergaan, met behulp van de verstrekte gegevens, de Van't Hoff-factor berekend in de tweede stap, in de onderstaande formule:
?te = ke. W.i
?te = 0.52.0.5.2
?te = 0,52 OÇ
* Afbeelding tegoed: Boris 15/ shutterstock.com
Door mij Diogo Lopes Dias