Kolligatiewe eienskappe

Vir verdunde oplossings is Raoult se wet gewoonlik nog geldig vir die oplosmiddel en in beginsel kan dit gebruik word om 'n molêre massa te meet:

• Los 'n geweegde monster stof op in 'n (ook geweegde) oplosmiddel wat 'n bekende molêre massa besit.
• Meet die verlaagde dampdruk van die oplosmiddel bo die oplossing.
• Deel die verlaagde dampdruk deur die dampdruk van die suiwere oplosmiddel. Dit gee die molfraksie van die opgeloste stof.
• Bereken uit die gewig en die molfraksie die molêre massa.

Ongelukkig werk dit net vir lae molêre massas en hierdie waardes is gewoonlik reeds bekend.

Die kookpunt T_k van 'n oplosmiddel (A) word hoger as 'n nie-vlugtige stof daarin opgelos word. Indien ons aanneem dat die verdampingsentalpie ${\displaystyle \Delta _{vap}H}$ nie beïnvloed word deur die aanwesigheid van die opgeloste stof nie, is die temperatuurverandering eweredig met die molfraksie van die opgeloste stof (B):[1]

${\displaystyle \Delta T_{k}={\frac {RT^{*2}}{\Delta _{vap}H}}*x_{B}=K*x_{B}}$

Dikwels word die molfraksie vervang deur die molaliteit m, wat daarmee eweredig is.

${\displaystyle \Delta T_{k}=K_{b}*m_{B}}$

Die waardes vir K_b, die ebulioskopiese konstante is bekend vir baie oplosmiddels.

Die smeltpunt T_s van die oplosmiddel word laer, wat byvoorbeeld gebruik word om sneeu of vriesreën op die paaie te bestry. 'n Vergelykbare afleiding as vir kookpunt kan gemaak word, maar dit moet wel aangeneem word dat die vastestof heeltemaal geen vaste oplosbaarheid vertoon nie. [2]

${\displaystyle \Delta T_{s}={\frac {RT^{*2}}{\Delta _{fus}H}}*x_{B}=K*x_{B}}$

Ook hier word dikwels die molfraksie vervang deur die molaliteit m, wat daarmee eweredig is.

${\displaystyle \Delta T_{s}=K_{f}*m_{B}}$

Ook die waardes vir K_f, die krioskopiese konstante is bekend vir baie oplosmiddels.

Die krioskopiese waardes is hoger as die ebulioskopiese, veral dié vir kamfer. Daarom is in die verlede baie gebruik gemaak is van krioskopie met kamfer om molêre massas te bepaal. Die gevoeligheid van die meting te gering om vandag nog van belang te wees, maar die prinsipe word nog wel toegepas in suiwerheidsbepaling.

'n Halfdeurlatende membraan

Die osmotiese proses

Indien 'n oplossing van 'n opgesloste stof (J) in 'n oplosmiddel geskei word van die suiwere oplosmiddel deur 'n halfdeurlatende membraan sal daar 'n osmotiese proses optree. Molekule van die oplosmiddel sal deur die membraan dring op die oplossing te verdun en die volume van die oplossing sal toeneem. Die resultaat is die opbou van 'n osmotiese druk Π wat gemeet kan word as hidrostatiese druk van die hoogteverskil van die twee vloeistofkolomme. Die Van 't Hoff-vergelying wat dit beskryf lyk baie op die idealegaswet:[3]

${\displaystyle \Pi *V=n_{J}*RT}$

${\displaystyle \Pi ={\frac {n_{J}*RT}{V}}=[J]RT}$

In beginsel sou een meting van Π voldoende wees om die konsentrasie [J] te bepaal. Indien die massa van J wat toegevoeg is aan die oplossing bekend is kan die molêre massa bepaal word. Ongelukkig wyk die osmotiese druk vinnig af van ideale gedrag. Nes by die gaswet kan 'n viriaalvergelyking uitkoms bied.

Die reeksontwikkeling gee:

${\displaystyle \Pi =[J]RT*[1+B[J]+...]}$

Die konstante B word die osmotiese viriaalkonstante genoem.

Om die effekte van nie-ideale gedrag uit te sluit word die meting nie net voor een konsentrasie, maar vir 'n reeks konsentrasies uitgevoer. In massakonsentrasie "c" uitgedruk kan die vergelyking geskryf word as:

${\displaystyle {\frac {h}{c}}={\frac {RT}{\rho gM}}+{\frac {RTB}{\rho gM^{2}}}*c+...}$

Deur h/c in 'n grafiek teen c te skets kan die afsnyding ${\displaystyle Y'={\frac {RT}{\rho gM}}}$ bepaal word. Dié afsnyding is omgekeerd eweredig aan die molêre massa M. Dat wil sê dat hoe groter M is, hoe moeiliker dit word om te bepaal. In die praktyk kan M tot ongeveer 8.000-10.000 Dalton nog bepaald word.

Die omgekeerde proses, tru-osmose, word gebruik vir watersuiwering.