Van't Hoff Factor är en matematisk korrigeringskod och föreslogs av den holländska fysikern och kemisten Jacobus Henricus Van't Hoff (1852-1911) för att korrigera antalet dispergerade partiklar av ett löst ämne i ett lösningsmedel.
Denna korrigering av antalet partiklar är viktig eftersom mängden löst vid lösningsmedel bestämmer effekten eller effekten delat ägarskap (tonoskopi, ebullioskopi, kryoskopi, osmoskopi). Således, ju större antal partiklar, desto större blir effekten.
Behovet av att korrigera antalet partiklar beror på det faktum att när ett jonlöst ämne löser sig i vatten lider det fenomenet dissociation (frisättning av joner i mitten) eller jonisering (produktion av joner i mediet), vilket ökar antalet partiklar.
Antalet partiklar i ett molekylärt löst ämne behöver dock inte korrigeras med faktorn Van't Hoff eftersom denna typ av löst ämne inte joniseras eller dissocieras och därför ändras inte dess kvantitet.
Att representera detta faktor, Van't Hoff använde bokstaven i, som startar ett matematiskt uttryck som tar hänsyn till graden av dissociation (α) och antalet mol av varje jon som frigörs vid upplösning i vatten (q):
i = 1 + a. (q - 1)
Obs: Eftersom α tillhandahålls i procent, när vi använder det i uttrycket för Van't Hoff-faktor, vi måste dela det med 100 innan.
Efter beräkning Van't Hoff-korrigeringsfaktornkan vi använda den i följande praktiska situationer:
För att korrigera antalet partiklar av en löst substans, erhållen från en massa av den;
För att korrigera den kolligativa effekten av osmoskopi, det vill säga det lösningens osmotiska tryck:
π = M.R.T.i
I detta fall har vi lösningens osmotiska tryck (π) molär koncentration (M), den allmänna gaskonstanten (R) och lösningstemperaturen (T).
För att korrigera den kolligativa effekten av tonometri, det vill säga korrigera sänkningen av det maximala ångtrycket för lösningsmedlet i lösningen:
?P = kt. W.i
P2
För detta betraktar vi den absoluta sänkningen (? P) av det maximala ångtrycket, det maximala ångtrycket för lösningsmedlet (p2), den tonometriska konstanten (Kt) och molalitet (W).
För att korrigera den kolligativa effekten av kryometri, det vill säga korrigera sänkningen av lösningsmedlets frysningstemperatur i lösningen:
?θ = kc. W.i
I detta fall har vi sänkningen av lösningsmedlets (aa) frystemperatur, den kryometriska konstanten (Kt) och molaliteten (W).
För att korrigera den kolligativa effekten av ebulliometrics, det vill säga för att korrigera ökningen av lösningsmedlets koktemperatur i lösningen:
?te = ke. W.i
För detta har vi ökat koktemperaturen för lösningsmedlet (? Te), den ebulliometriska konstanten (Ke) och molaliteten (W).
Följ nu exempel på beräkning och tillämpning av Van't Hoff-faktorn:
1: a exemplet: Vad är korrektionsfaktorvärdet för järnklorid III (FeCl)3), med vetskap om att dess dissocieringsgrad är 67%?
Träningsdata:
jag =?
α = 67% eller 0,67 (efter delning med 100)
Formel av salt = FeCl3
Första steget: Bestäm antalet mol (q) frisatta joner.
När vi analyserar formeln för salt har vi index 1 i Fe och index 3 i Cl, så antalet mol joner är lika med 4.
Sluta inte nu... Det finns mer efter reklam;)
Andra steget: Använd data i formeln för Van't Hoff-faktor:
i = 1 + a. (q - 1)
i = 1 + 0,67. (4 - 1)
i = 1 + 0,67. (3)
i = 1 + 2,01
i = 3,01
2: a exempel: Vad är antalet partiklar som finns i vatten när 196 gram fosforsyra (H3DAMM4), vars joniseringsgrad är 40%, läggs de till den?
Träningsdata:
jag =?
α = 40% eller 0,4 (efter delning med 100)
Syraformel = H3DAMM4
Första steget: Beräkna syrans molmassa.
För att göra detta måste vi multiplicera elementets atommassa med atomindexet och sedan lägga till resultaten:
Molmassa = 3,1 + 1,31 + 4,16
Molmassa = 3 + 31 + 64
Molmassa = 64 g / mol
Andra steget: Beräkna antalet närvarande partiklar i 196 gram H3DAMM4.
Denna beräkning utförs från en regel på tre och använder molmassan och massan som tillhandahålls av övningen, men antar alltid att i 1 mol finns 6.02.1023 partiklar:
1 mol H3DAMM498 gram 6.02.1023 partiklar
196 gramx
98.x = 196. 6,02.1023
98.x = 1179.92.1023
x = 1179,92.1023
98
x = 12.04.1023 partiklar
3: e steget: Bestäm antalet mol (q) frisatta joner.
När vi analyserar formeln för salt har vi index 3 i H och index 1 i PO4, så antalet mol joner kommer att vara lika med 4.
Steg 4: Använd data i formeln för Vant ’Hoff-faktor:
i = 1 + a. (q - 1)
i = 1 + 0,4. (4 - 1)
i = 1 + 0,4. (3)
i = 1 + 1,2
i = 2.2
5: e steget: Beräkna det faktiska antalet partiklar i lösningen.
För att göra detta, multiplicera bara antalet partiklar som finns i det andra steget med korrigeringsfaktorn:
Antal partiklar = x.i
Antal partiklar = 12.04.1023.2,2
Antal partiklar = 26,488.1023 partiklar.
3: e exemplet: En vattenlösning av natriumklorid har en koncentration lika med 0,5 molal. Vad är värdet av den ökning av kokpunkten som lider av vatten, i OÇ? Data: Vatten Ke: 0,52OC / molal; a av NaCl: 100%.
Träningsdata:
jag =?
α = 100% eller 1 (efter delning med 100)
Molalitet (W) = 0,5 molal
Saltformel = NaCl
Ke = 0,52OMed molal
Första steget: Bestäm antalet mol (q) frisatta joner.
När vi analyserar formeln för salt har vi index 1 i Na och index 1 i Cl, så antalet mol joner är lika med 2.
Andra steget: Använd data i formeln för Van't Hoff-faktor:
i = 1 + a. (q - 1)
i = 1 + 1. (2 - 1)
i = 1 + 1. (1)
i = 1 + 1
i = 2
3: e steget: Beräkna kokpunktens höjd som vattnet drabbas av, med hjälp av de angivna uppgifterna, Van't Hoff-faktor beräknas i det andra steget, i formeln nedan:
? te = ke. W.i
? te = 0.52.0.5.2
? te = 0,52 OÇ
* Bildkredit: Boris 15/ shutterstock.com
Av mig Diogo Lopes Dias
