Van't Hoff Factor er en matematisk korreksjonskode og ble foreslått av den nederlandske fysikeren og kjemikeren Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852-1911) for å korrigere antallet dispergerte partikler av et oppløst stoff i et løsningsmiddel.
Denne korreksjonen av antall partikler er viktig fordi mengden av løsemiddel på løsemiddel bestemmer intensiteten til effekten eller felleseie (tonoskopi, ebullioskopi, kryoskopi, osmoskopi). Dermed, jo større antall partikler, jo større er effekten.
Behovet for å korrigere antall partikler skyldes at når et ionisk løsemiddel oppløses i vann, lider det fenomenet dissosiasjon (frigjøring av ioner i midten) eller ionisering (produksjon av ioner i mediet), og øker antall partikler.
Antallet partikler av en molekylær løsemiddel trenger imidlertid ikke å korrigeres med faktoren Van't Hoff fordi denne typen løsemiddel verken ioniserer eller dissosierer, og derfor endres ikke mengden.
Å representere dette faktor, Van't Hoff brukte bokstaven i, som starter et matematisk uttrykk som tar hensyn til graden av dissosiasjon (α) og antall mol av hvert ion som frigjøres ved oppløsning i vann (q):
i = 1 + α. (q - 1)
Merk: Da α er gitt i prosent, når vi bruker det i uttrykket for Van't Hoff-faktor, må vi dele det med 100 før.
Etter beregning Van't Hoff-korreksjonsfaktoren, kan vi bruke den i følgende praktiske situasjoner:
For å korrigere antall partikler av et oppløst stoff, oppnådd fra en masse av det;
For å korrigere den kolligative effekten av osmoskopi, det vil si det osmotiske trykket til en løsning:
π = M.R.T.i
I dette tilfellet har vi det osmotiske trykket (π) av løsningen, den molar konsentrasjon (M), den generelle gasskonstanten (R) og løsningstemperaturen (T).
For å korrigere den kolligative effekten av tonometri, det vil si korrigere senking av det maksimale damptrykket til løsningsmidlet i løsningen:
?P = kt. W.i
P2
For dette vurderer vi den absolutte senking (? P) av det maksimale damptrykket, det maksimale damptrykket til løsningsmidlet (p2), den tonometriske konstanten (Kt) og molalitet (W).
For å korrigere den kolligative effekten av kryometri, det vil si for å korrigere senking av frysetemperaturen til løsningsmidlet i løsningen:
?θ = kc. W.i
I dette tilfellet har vi senking av frysetemperaturen for løsningsmidlet (aa), den kryometriske konstanten (Kt) og molaliteten (W).
For å korrigere den kolligative effekten av ebulliometrics, det vil si for å korrigere økningen i løsemidlets koketemperatur i løsningen:
?te = ke. W.i
For dette har vi økningen i oppløsningsmidlets koketemperatur (? Te), den ebulliometriske konstanten (Ke) og molaliteten (W).
Følg nå eksempler på beregning og anvendelse av Van't Hoff-faktoren:
Første eksempel: Hva er korreksjonsfaktorverdien for jernklorid III (FeCl)3), vel vitende om at dissosiasjonsgraden er 67%?
Treningsdata:
jeg =?
α = 67% eller 0.67 (etter divisjon med 100)
Formel av salt = FeCl3
Første trinn: Bestem antall mol (q) frigjort ioner.
Når vi analyserer formelen for salt, har vi indeks 1 i Fe og indeks 3 i Cl, så antall mol ioner er lik 4.
Andre trinn: Bruk dataene i formelen til Van't Hoff-faktor:
i = 1 + α. (q - 1)
i = 1 + 0,67. (4 - 1)
i = 1 + 0,67. (3)
i = 1 + 2,01
i = 3,01
Andre eksempel: Hva er antall partikler som er tilstede i vann når 196 gram fosforsyre (H3STØV4), hvis grad av ionisering er 40%, blir de lagt til den?
Treningsdata:
jeg =?
α = 40% eller 0.4 (etter divisjon med 100)
Syreformel = H3STØV4
Første trinn: Beregn syrenes molære masse.
For å gjøre dette må vi multiplisere atommassen til elementet med atomindeksen og deretter legge til resultatene:
Molmasse = 3,1 + 1,31 + 4,16
Molmasse = 3 + 31 + 64
Molmasse = 64 g / mol
Andre trinn: Beregn antall partikler som er tilstede i 196 gram H3STØV4.
Denne beregningen utføres fra en regel på tre og bruker molarmassen og massen som gis av øvelsen, men antar alltid at i en mol er det 6.02.1023 partikler:
1 mol H3STØV498 gram6.02.1023 partikler
196 gramx
98.x = 196. 6,02.1023
98.x = 1179.92.1023
x = 1179,92.1023
98
x = 12.04.1023 partikler
Tredje trinn: Bestem antall mol (q) frigjort ioner.
Når vi analyserer formelen for salt, har vi indeks 3 i H og indeks 1 i PO4, så antall mol ioner vil være lik 4.
Trinn 4: Bruk dataene i formelen til Vant ’Hoff-faktor:
i = 1 + α. (q - 1)
i = 1 + 0,4. (4 - 1)
i = 1 + 0,4. (3)
i = 1 + 1.2
i = 2.2
5. trinn: Beregn det faktiske antall partikler i løsningen.
For å gjøre dette er det bare å multiplisere antall partikler som er funnet i andre trinn med korreksjonsfaktoren:
Antall partikler = x.i
Antall partikler = 12.04.1023.2,2
Antall partikler = 26,488.1023 partikler.
3. eksempel: En vandig løsning av natriumklorid har en konsentrasjon lik 0,5 molal. Hva er verdien av økningen i kokepunktet som lider av vann, i OÇ? Data: Vann Ke: 0,52OC / molal; α av NaCl: 100%.
Treningsdata:
jeg =?
α = 100% eller 1 (etter divisjon med 100)
Molalitet (W) = 0,5 molal
Formel av salt = NaCl
Ke = 0,52OMed molal
Første trinn: Bestem antall mol (q) frigjort ioner.
Når vi analyserer formelen for salt, har vi indeks 1 i Na og indeks 1 i Cl, så antall mol ioner er lik 2.
Andre trinn: Bruk dataene i formelen til Van't Hoff-faktor:
i = 1 + α. (q - 1)
i = 1 + 1. (2 - 1)
i = 1 + 1. (1)
i = 1 + 1
jeg = 2
Tredje trinn: Beregn vannstandens kokepunkthøyde ved hjelp av oppgitte data, Van't Hoff-faktor beregnet i det andre trinnet, i formelen nedenfor:
? te = ke. W.i
? te = 0.52.0.5.2
? te = 0,52 OÇ
* Bildekreditt: Boris 15/ shutterstock.com
Av meg. Diogo Lopes Dias
Kilde: Brasilskolen - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-fator-vant-hoff.htm
