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Osmometer Modell 3250 Bedienungsanleitung
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Prinzipien der Gefrierpunkt-Osmometrie
Wenn ein gelöster Stoff (Solut) in einem reinen Lösungsmittel aufgelöst wird,
verändern sich die Eigenschaften der Lösung wie folgt:
•
Gefrierpunkterniedrigung,
•
Siedepunkterhöhung,
•
Erhöhung des osmotischen Drucks und
•
Verringerung des Dampfdrucks.
Diese sog. „kolligativen" oder Konzentrationseigenschaften der Lösung
verändern sich im Rahmen angemessener Grenzen in direktem Verhältnis zur
Solut-Konzentration, oder anders ausgedrückt, der Anzahl der Teilchen in der
Lösung.
Von diesen kolligativen Eigenschaften eignet sich besonders die Messung des
Gefrierpunkts zur schnellen und hochpräzisen Ermittlung der Konzentration
einer wässrigen Lösung.
Der Gefrierpunkt von reinem H
nicht dissoziierenden Soluts, wie z.B. Glukose (wo das Solut sich nicht in
Ionenarten auftrennt, sondern intakt bleibt), das in 1 kg Wasser aufgelöst wird,
erniedrigt den Gefrierpunkt um 1,858° C. Diese Veränderung nennt man die
kryoskopische Konstante (molare Gefrierpunkterniedrigung) für Wasser. Die
Gefrierpunkterniedrigung hängt auch vom Grad der Dissoziation des Soluts
ab. Bei ionischen Soluten wird der Gefrierpunkt für jede Ionenart um 1,858° C
erniedrigt. Wenn sich z.B. ein Mol Natriumchlorid in 1 kg Wasser vollständig
in zwei Ionenarten (Na+ und Cl-) aufspalten würde, würde der Gefrierpunkt
um 3,716° C erniedrigt werden. Es tritt jedoch nie eine komplette Dissoziation
auf. Die zwischen den Solutmolekülen auftretende Interferenz reduziert die
Dissoziation um einen Faktor, der als osmotischer Koeffizient bezeichnet wird.
In einer einfachen Lösung, wie z.B. Glukose oder Natriumchlorid in Wasser,
kann der Gefrierpunkt gemessen werden und die Konzentration auf einfache
Weise anhand einer Gleichung oder Referenztabelle ermittelt werden. Die
Gleichung ist jedoch spezifisch für jedes Solut. In einer komplexeren Lösung,
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O liegt genau bei +0,010° C. Ein Mol eines
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