Nu este factorul Hoff este un cod de corecție matematică și a fost propus de fizicianul și chimistul olandez Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852-1911) pentru a corecta numărul de particule dispersate dintr-un solvent într-un solvent.
Această corecție a numărului de particule este importantă deoarece cantitatea de solut la solvent determină intensitatea efectului sau a proprietate comună (tonoscopie, ebullioscopie, crioscopie, osmoscopie). Astfel, cu cât este mai mare numărul de particule, cu atât este mai mare efectul.
Necesitatea de a corecta numărul de particule se datorează faptului că, atunci când un dizolvat ionic se dizolvă în apă, acesta suferă fenomenul de disociere (eliberare de ioni la mijloc) sau ionizare (producerea de ioni în mediu), creșterea numărului de particule.
Numărul de particule ale unui dizolvat molecular, totuși, nu trebuie corectat de factorul Nu e Hoff deoarece acest tip de solut nu se ionizează și nu se disociază și, prin urmare, cantitatea sa nu este modificată.
Pentru a reprezenta acest lucru
factor, Van't Hoff a folosit litera i, care pornește o expresie matematică care ia în considerare gradul de disociere (α) și numărul de moli ai fiecărui ion eliberat la dizolvarea în apă (q):i = 1 + α. (q - 1)
Notă: Deoarece α este furnizat ca procent, ori de câte ori îl folosim în expresia Nu este factorul Hoff, trebuie să îl împărțim la 100 înainte.
După calcul factorul de corecție Van't Hoff, îl putem folosi în următoarele situații practice:
Pentru a corecta numărul de particule ale unui dizolvat, obținut din masa sa;
Pentru a corecta efectul coligativ al osmoscopiei, adică presiunea osmotică a unei soluții:
π = M.R.T.i
În acest caz, avem presiunea osmotică (π) a soluției, concentrația molară (M), constanta generală a gazului (R) și temperatura soluției (T).
Pentru a corecta efectul coligativ al tonometriei, adică a corecta scăderea presiunii maxime de vapori a solventului din soluție:
?P = kt. W.i
P2
Pentru aceasta, considerăm scăderea absolută (? P) a presiunii maxime a vaporilor, presiunea maximă a vaporilor solventului (p2), constanta tonometrică (Kt) și molalitatea (W).
Pentru a corecta efectul coligativ al criometriei, adică pentru a corecta scăderea temperaturii de îngheț a solventului din soluție:
?θ = kc. W.i
În acest caz, avem scăderea temperaturii de îngheț a solventului (a), a constantei criometrice (Kt) și a molalității (W).
Pentru a corecta efectul coligativ al ebulliometriei, adică pentru a corecta creșterea temperaturii de fierbere a solventului din soluție:
?te = ke. W.i
Pentru aceasta, avem creșterea temperaturii de fierbere a solventului (? Te), a constantei ebuliometrice (Ke) și a molalității (W).
Urmați acum exemple de calcul și aplicare a factorului Van't Hoff:
Primul exemplu: Care este valoarea factorului de corecție clorură de fier III (FeCl)3), știind că gradul său de disociere este de 67%?
Date despre exerciții:
i =?
α = 67% sau 0,67 (după împărțirea la 100)
Formula de sare = FeCl3
Pasul 1: Determinați numărul de moli (q) de ioni eliberați.
Analizând formula pentru sare, avem indicele 1 în Fe și indicele 3 în Cl, deci numărul de moli de ioni este egal cu 4.
Nu te opri acum... Există mai multe după publicitate;)
Pasul 2: Folosiți datele din formula fișierului Factorul Van't Hoff:
i = 1 + α. (q - 1)
i = 1 + 0,67. (4 - 1)
i = 1 + 0,67. (3)
i = 1 + 2,01
i = 3.01
Al 2-lea exemplu: Care este numărul de particule prezente în apă atunci când 196 grame de acid fosforic (H3PRAF4), al cărui grad de ionizare este de 40%, li se adaugă?
Date despre exerciții:
i =?
α = 40% sau 0,4 (după împărțirea la 100)
Formula acidă = H3PRAF4
Pasul 1: Calculați masa molară a acidului.
Pentru a face acest lucru, trebuie să înmulțim masa atomică a elementului cu indicele atomic și apoi să adăugăm rezultatele:
Masa molară = 3,1 + 1,31 + 4,16
Masa molară = 3 + 31 + 64
Masa molară = 64 g / mol
Pasul 2: Calculați numărul de particule prezente în 196 grame de H3PRAF4.
Acest calcul se efectuează dintr-o regulă de trei și folosește masa molară și masa oferită de exercițiu, dar presupunând întotdeauna că într-un mol există 6,0223 particule:
1mol de H3PRAF498 grame6.02.1023 particule
196 gramex
98.x = 196. 6,02.1023
98.x = 1179.92.1023
x = 1179,92.1023
98
x = 12.04.1023 particule
Pasul 3: Determinați numărul de moli (q) de ioni eliberați.
Analizând formula pentru sare, avem indicele 3 în H și indicele 1 în PO4, deci numărul de moli de ioni va fi egal cu 4.
Pasul 4: Folosiți datele din formula fișierului Factorul Vant ’Hoff:
i = 1 + α. (q - 1)
i = 1 + 0,4. (4 - 1)
i = 1 + 0,4. (3)
i = 1 + 1,2
i = 2.2
Pasul 5: Calculați numărul real de particule din soluție.
Pentru a face acest lucru, trebuie doar să multiplicați numărul de particule găsite în al doilea pas cu factorul de corecție:
Numărul de particule = x.i
Numărul de particule = 12.04.1023.2,2
Numărul de particule = 26.488,1023 particule.
Al 3-lea exemplu: O soluție apoasă de clorură de sodiu are o concentrație egală cu 0,5 molali. Care este valoarea creșterii punctului de fierbere suferită de apă, în OÇ? Date: apă Ke: 0,52OC / molal; α de NaCI: 100%.
Date despre exerciții:
i =?
α = 100% sau 1 (după împărțirea la 100)
Molalitatea (W) = 0,5 molal
Formula de sare = NaCI
Ke = 0,52OCu molală
Pasul 1: Determinați numărul de moli (q) de ioni eliberați.
Analizând formula pentru sare, avem indicele 1 în Na și indicele 1 în Cl, deci numărul de moli de ioni este egal cu 2.
Pasul 2: Folosiți datele din formula fișierului Factorul Van't Hoff:
i = 1 + α. (q - 1)
i = 1 + 1. (2 - 1)
i = 1 + 1. (1)
i = 1 + 1
i = 2
Pasul 3: Calculați altitudinea punctului de fierbere suferită de apă, folosind datele furnizate, Nu este factorul Hoff calculat în al doilea pas, în formula de mai jos:
? te = ke. W.i
? te = 0.52.0.5.2
? te = 0,52 OÇ
* Credit de imagine: Boris 15/ shutterstock.com
De mine. Diogo Lopes Dias