第11章溶液とコロイド

Boiling Point Elevation沸点上昇

As described in the chapter on liquids and solids, the boiling point of a liquid is the temperature at which its vapor pressure is equal to ambient atmospheric pressure. Since the vapor pressure of a solution is lowered due to the presence of nonvolatile solutes, it stands to reason that the solution’s boiling point will subsequently be increased. Vapor pressure increases with temperature, and so a solution will require a higher temperature than will pure solvent to achieve any given vapor pressure, including one equivalent to that of the surrounding atmosphere. The increase in boiling point observed when nonvolatile solute is dissolved in a solvent, ΔT_b, is called boiling point elevation and is directly proportional to the molal concentration of solute species:

英語のヒント

液体と固体の章で述べたように、液体の沸点は、その蒸気圧が周囲の大気圧に等しくなる温度である。不揮発性溶質があると溶液の蒸気圧が下がるため、溶液の沸点が上がると考えられるのは当然である。蒸気圧は温度とともに増加するので、周囲の大気圧に等しい場合も含め、ある蒸気圧に達するためには、溶液は純粋な溶媒より高い温度を必要とする。不揮発性溶質を溶媒に溶かしたときに見られる沸点の増加ΔT_bを沸点上昇と呼び、これは溶質化学種の質量モル濃度に正比例する。

Δ T_{b} = K_{b} m

where K_b is the boiling point elevation constant, or the ebullioscopic constant and m is the molal concentration (molality) of all solute species.

ここでK_bは沸点上昇定数、別名エブリオスコピック定数で、mはすべての溶質化学種の質量モル濃度である。

Boiling point elevation constants are characteristic properties that depend on the identity of the solvent. Values of K_b for several solvents are listed in Table 11.2.

沸点上昇定数は、溶媒の種類によって決まる固有の性質である。いくつかの溶媒のK_bの値を表11.2に示す。

Table 11.2表 11.2
Boiling Point Elevation and Freezing Point Depression Constants for Several Solvents いくつかの溶媒の沸点上昇定数と凝固点降下定数
Solvent 溶媒	Boiling Point (°C at 1 atm) 沸点（1 atmでの°C）	K_b (ºCm⁻¹)	Freezing Point (°C at 1 atm) 凝固点（1 atmでの°C）	K_f (ºCm⁻¹)
water 水	100.0	0.512	0.0	1.86
hydrogen acetate (glacial acetic acid) 酢酸（氷酢酸）	118.1	3.07	16.6	3.9
benzene ベンゼン	80.1	2.53	5.5	5.12
chloroform クロロホルム	61.26	3.63	−63.5	4.68
nitrobenzene ニトロベンゼン	210.9	5.24	5.67	8.1

The extent to which the vapor pressure of a solvent is lowered and the boiling point is elevated depends on the total number of solute particles present in a given amount of solvent, not on the mass or size or chemical identities of the particles. A 1 m aqueous solution of sucrose (342 g/mol) and a 1 m aqueous solution of ethylene glycol (62 g/mol) will exhibit the same boiling point because each solution has one mole of solute particles (molecules) per kilogram of solvent.

英語のヒント

溶媒の蒸気圧がどの程度下がり、沸点がどの程度上がるかは、一定量の溶媒中の溶質粒子の総数で決まり、粒子の質量、大きさ、化学的な種類には依存しない。1 mのスクロース（342 g/mol）水溶液と1 mのエチレングリコール（62 g/mol）水溶液は、どちらも溶媒1 kg当たり溶質粒子である分子を1 mol含むので、同じ沸点を示す。

Example 11.7例題 11.7

Calculating the Boiling Point of a Solution溶液の沸点の計算

Assuming ideal solution behavior, what is the boiling point of a 0.33 m solution of a nonvolatile solute in benzene?

理想溶液として振る舞うと仮定して、不揮発性溶質の0.33 mベンゼン溶液の沸点はいくらか。

Solution解答

Use the equation relating boiling point elevation to solute molality to solve this problem in two steps.

沸点上昇と溶質の質量モル濃度の関係式を使い、二段階で解く。

三つの枠が右向きの二本の矢印でつながった図。最初は「溶液の質量モル濃度」で、矢印1の先は「沸点の変化」、矢印2の先は「新しい沸点」です。

OpenStax, Rice University; Chemistry 2e. · CC BY 4.0 · Source出典

Calculate the change in boiling point.
沸点の変化を計算する。

$Δ T_{b} = K_{b} m = 2.53 ° C m^{−1} \times 0.33 m = 0.83 ° C$
Add the boiling point elevation to the pure solvent’s boiling point.
純粋な溶媒の沸点に、沸点上昇の値を足す。

$Boiling temperature = 80.1 ° C + 0.83 ° C = 80.9 ° C$
$沸騰温度 = 80.1 ° C + 0.83 ° C = 80.9 ° C$

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Assuming ideal solution behavior, what is the boiling point of the antifreeze described in Example 11.3?

理想溶液として振る舞うと仮定して、例題11.3で説明した不凍液の沸点はいくらか。

Example 11.8例題 11.8

The Boiling Point of an Iodine Solutionヨウ素溶液の沸点

Find the boiling point of a solution of 92.1 g of iodine, I₂, in 800.0 g of chloroform, CHCl₃, assuming that the iodine is nonvolatile and that the solution is ideal.

ヨウ素I₂ 92.1 gをクロロホルムCHCl₃ 800.0 gに溶かした溶液の沸点を求めなさい。ヨウ素は不揮発性、溶液は理想溶液であると仮定する。

Solution解答

A four-step approach to solving this problem is outlined below.

この問題を解く四段階の方法の概要を、下に示す。

横に並んだ五つの枠が、1～4の番号の付いた右向き矢印で順につながっています。最初は「ヨウ素の質量」、矢印1の先は「ヨウ素の物質量」、矢印2の先は「溶液の質量モル濃度」、矢印3の先は「沸点の変化」、矢印4の先は「新しい沸点」です。

OpenStax, Rice University; Chemistry 2e. · CC BY 4.0 · Source出典

Convert from grams to moles of I₂ using the molar mass of I₂ in the unit conversion factor.
Result: 0.363 mol
I₂のモル質量を単位換算因子に使って、I₂の質量gを物質量に換算する。結果：0.363 mol。
Determine the molality of the solution from the number of moles of solute and the mass of solvent, in kilograms.
Result: 0.454 m
溶質の物質量と、kgで表した溶媒の質量から、溶液の質量モル濃度を求める。結果：0.454 m。
Use the direct proportionality between the change in boiling point and molal concentration to determine how much the boiling point changes.
Result: 1.65 °C
沸点変化と質量モル濃度の正比例関係を使い、沸点がどれだけ変わるかを求める。結果：1.65 °C。
Determine the new boiling point from the boiling point of the pure solvent and the change.
Result: 62.91 °C
Check each result as a self-assessment.
純粋な溶媒の沸点と変化量から、新しい沸点を求める。結果：62.91 °C。自己確認として、各結果を確かめよ。

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What is the boiling point of a solution of 1.0 g of glycerin, C₃H₅(OH)₃, in 47.8 g of water? Assume an ideal solution.

グリセリンC₃H₅(OH)₃ 1.0 gを水47.8 gに溶かした溶液の沸点はいくらか。理想溶液と仮定しなさい。

Freezing Point Depression凝固点降下

Solutions freeze at lower temperatures than pure liquids. This phenomenon is exploited in “de-icing” schemes that use salt (Figure 11.21), calcium chloride, or urea to melt ice on roads and sidewalks, and in the use of ethylene glycol as an “antifreeze” in automobile radiators. Seawater freezes at a lower temperature than fresh water, and so the Arctic and Antarctic oceans remain unfrozen even at temperatures below 0 °C (as do the body fluids of fish and other cold-blooded sea animals that live in these oceans).

英語のヒント

溶液は純粋な液体より低い温度で凍る。この現象は、塩（図11.21）、塩化カルシウム、尿素を使って道路や歩道の氷を融かす「除氷」や、自動車のラジエーターでエチレングリコールを「不凍液」として使うことに利用されている。海水は淡水より低い温度で凍るので、北極海や南極海は0 °C未満でも凍らずにいる。そこに住む魚などの変温性の海洋動物の体液も同様である。

Image omitted because its reuse rights could not be verified.権利の確認ができないため画像を割愛。

Figure 11.21図 11.21

Rock salt (NaCl), calcium chloride (CaCl₂), or a mixture of the two are used to melt ice. (credit: modification of work by Eddie Welker)

岩塩NaCl、塩化カルシウムCaCl₂、または両者の混合物が、氷を融かすために使われる。（出典：Eddie Welkerの作品を改変）

The decrease in freezing point of a dilute solution compared to that of the pure solvent, ΔT_f, is called the freezing point depression and is directly proportional to the molal concentration of the solute

純粋な溶媒と比べたときの、希薄溶液の凝固点の低下ΔT_fを凝固点降下と呼び、これは溶質の質量モル濃度に正比例する。

Δ T_{f} = K_{f} m

where m is the molal concentration of the solute and K_f is called the freezing point depression constant (or cryoscopic constant). Just as for boiling point elevation constants, these are characteristic properties whose values depend on the chemical identity of the solvent. Values of K_f for several solvents are listed in Table 11.2.

ここでmは溶質の質量モル濃度、K_fは凝固点降下定数、別名クリオスコピック定数である。沸点上昇定数と同様、これは溶媒の化学的な種類によって値が決まる固有の性質である。いくつかの溶媒のK_fの値を表11.2に示す。

Example 11.9例題 11.9

Calculation of the Freezing Point of a Solution溶液の凝固点の計算

Assuming ideal solution behavior, what is the freezing point of the 0.33 m solution of a nonvolatile nonelectrolyte solute in benzene described in Example 11.7?

理想溶液として振る舞うと仮定して、例題11.7で述べた不揮発性・非電解質の溶質の0.33 mベンゼン溶液は、凝固点がいくらか。

Solution解答

Use the equation relating freezing point depression to solute molality to solve this problem in two steps.

凝固点降下と溶質の質量モル濃度の関係式を使い、二段階で解く。

三つの枠が右向きの二本の矢印でつながった図。最初は「溶液の質量モル濃度」で、矢印1の先は「凝固点の変化」、矢印2の先は「新しい凝固点」です。

OpenStax, Rice University; Chemistry 2e. · CC BY 4.0 · Source出典

Calculate the change in freezing point.
凝固点の変化を計算する。

$Δ T_{f} = K_{f} m = 5.12 ° C m^{−1} \times 0.33 m = 1.7 ° C$
Subtract the freezing point change observed from the pure solvent’s freezing point.
純粋な溶媒の凝固点から、観察された凝固点変化の値を引く。

$Freezing Temperature = 5.5 ° C - 1.7 ° C = 3.8 ° C$
$凝固温度 = 5.5 ° C - 1.7 ° C = 3.8 ° C$

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Assuming ideal solution behavior, what is the freezing point of a 1.85 m solution of a nonvolatile nonelectrolyte solute in nitrobenzene?

理想溶液として振る舞うと仮定して、不揮発性・非電解質の溶質をニトロベンゼンに溶かした1.85 m溶液の凝固点はいくらか。

Colligative Properties and De-Icing束一的性質と除氷

Sodium chloride and its group 2 analogs calcium and magnesium chloride are often used to de-ice roadways and sidewalks, due to the fact that a solution of any one of these salts will have a freezing point lower than 0 °C, the freezing point of pure water. The group 2 metal salts are frequently mixed with the cheaper and more readily available sodium chloride (“rock salt”) for use on roads, since they tend to be somewhat less corrosive than the NaCl, and they provide a larger depression of the freezing point, since they dissociate to yield three particles per formula unit, rather than two particles like the sodium chloride.

英語のヒント

塩化ナトリウムと、その2族の類似物である塩化カルシウム、塩化マグネシウムは、道路や歩道の除氷によく使われる。いずれの塩の水溶液も、純水の凝固点0 °Cより低い凝固点をもつためである。2族金属の塩は、より安価で入手しやすい塩化ナトリウム「岩塩」と混ぜて道路に使われることがよくある。NaClより腐食性がやや低い傾向があり、塩化ナトリウムのように式単位当たり二粒子ではなく三粒子に解離するので、凝固点降下が大きいためである。

Because these ionic compounds tend to hasten the corrosion of metal, they would not be a wise choice to use in antifreeze for the radiator in your car or to de-ice a plane prior to takeoff. For these applications, covalent compounds, such as ethylene or propylene glycol, are often used. The glycols used in radiator fluid not only lower the freezing point of the liquid, but they elevate the boiling point, making the fluid useful in both winter and summer. Heated glycols are often sprayed onto the surface of airplanes prior to takeoff in inclement weather in the winter to remove ice that has already formed and prevent the formation of more ice, which would be particularly dangerous if formed on the control surfaces of the aircraft (Figure 11.22).

英語のヒント

これらのイオン化合物は金属の腐食を速める傾向があるため、自動車のラジエーター用不凍液や、離陸前の飛行機の除氷に使うのは賢明ではない。そのような用途では、エチレングリコールやプロピレングリコールなどの共有結合性化合物がよく使われる。ラジエーター液に使うグリコール類は、液体の凝固点を下げるだけでなく沸点も上げるため、冬にも夏にも役立つ。冬の悪天候下では、離陸前の航空機表面に加熱したグリコール類を噴霧し、すでにできた氷を除き、さらに氷ができるのを防ぐことがよくある。航空機の操縦翼面に氷ができると、特に危険だからである（図11.22）。

OpenStax, Rice University; Chemistry 2e. · CC BY 4.0 · Source出典

Figure 11.22図 11.22

Freezing point depression is exploited to remove ice from (a) roadways and (b) the control surfaces of aircraft.

凝固点降下は、(a) 道路と(b) 航空機の操縦翼面から氷を除くために利用される。