Fizička hemija II kolokvijum rokovi

Objasni strukturu liofobne koloidne čestice

Prema sposobnosti da adsorbuju molekule disperzne sredine, koja je tečna ili prema afinitetu disperzne komponente u odnosu na tečnu sredinu se dijele na:
-liofobne - onaj koji ne voli tečnost (ako je u pitanju voda-hidrofobni)
-liofilne - onaj koji voli tečnost (voda-hidrofilni, organski rastvarač-organofilni, lipidi-lipofilni)
Struktura liofobnih koloida
Koloidi toga tipa, s obzirom da nemaju afiniteta prema disperznom sredstvu, adsorbuju iz rastvora pozitivne ili negativne jone, pa su sve čestice istoimeno naelektrisane. Zbog tog naelektrisanja koloidni rastvor je stabilan. Na jezgru se nalazi adsorpcioni, a okolo difuzioni sloj. Čestica ima površinsko naelektrisanje koje potiče od naelektrisanja jezgra koloidne čestice.
Prema micelarnoj teoriji, liofobni koloid ili sol se sastoji od dva dijela: micele i intermicelarne tečnosti, odnosno disperzne sredine. Micela ili liofobna koloidna čestica se sastoji od jezgra koloidne čestice i dvojnog električnog sloja (DES). DES čine adsorpcioni i difuzioni sloj. A jezgro sa adsorpcionim slojem čini granule. Između adsorpcionog i difuzionog sloja uspostavlja se elektrokinetički ili ceta potencijal (ζ). Liofobni koloid je stabilan dok postoji DES, odnosno kad je ζ≠0. Pri ζ=0 govorimo o izoelektričnom stanju, nema elektrostatičkog odbijanja, sistem je nestabilan i pri sudaranju čestica dolazi do ukrupnjavanja i taloženja.

Prag koagulacije

Koagulacija je ukrupnjavanje koloidnih čestica ili smanjenje stepena disperznosti koloida. Sedimentacija je pojava vidljivog taloženja. Hidorfobni koloidi se destabilizuju neutralisanjem njihovog naelektrisanja. Destabilizacija se izvodi dodavanjem jona suprotnog naelektrisanja (koji se adsorbuje)- ζkr = 0,03 V. Količina elektrolita kojeg treba dodati dm3 rastvora predstavlja prag koagulacije ( C [mol/dm3].

Elektroforeza

Električne osobine koloidnih sistema su elektroforeza i elektroosmoza, koje dolaze do izražaja u električnom polju. Kretanje naelektrisanih koloidnih čestica, odnosno disperzne faze u odnosu na nepokretnu disperznu sredinu, pod dejstvom električnog polja predstavlja elektroforezu. Elektroosmoza predstavlja kretanje disperzne sredine u odnosu na disperznu fazu.

Koji uslovi važe za koligativne osobine rastvora

Za razblažene rastvore važe koligativne osobine rastvora. Koligativne osobine zavise samo od broja čestica u sistemu, a ne od njihove prirode. Različite su za rastvore elektrolita i neelektrolita, upravo zbog broja čestica u sistemu.
Koligativne osobine su:
- Sniženje napona pare
- Povišenje tačke ključanja
- Sniženje tačke mržnjenja
- Osmotski pritisak
Uslovi koji moraju biti ispunjeni da bi se govorilo o koligativnim osobinama rastvora su:
- Rastvorak je neisparljiv
- Ne gradi čvrst rastvor sa rastvaračem
- Razblažen rastvor
- Ne reaguje hemijski sa rastvaračem

Primjena sniženja tačke mržnjenja + izraz

Sniženje tačke mržnjenja
Sniženje tačke mržnjenja je posljedica sniženja napona pare rastvora u odnosu na čist rastvarač. Tačka mržnjenja rastvora je niža od tačke mržnjenja rastvarača.
∆ Tf = Tf0 - Tf ~ Kf · m2
Tf0 - tačka mržnjenja rastvarača
Tf - tačka mržnjenja rastvora
Kf - krioskopska konstanta - predstavlja sniženje tačke mržnjenja rastvora jednomolalne koncentracije
Ova osobina služi za određivanje molske mase rastvorene supstance i na ovoj osobini se zasniva dejstvo antifriza. Antifrizi omogućavaju korišćenje neke tečnosti na znatno nižim temperaturama od temperature mržnjenja rastvarača koji čini tečnu fazu. Najčešće koričćen je glikol, koji ima temperaturu ključanja 197°C, a temperaturu mržnjenja -17,4 ° C. U smješi sa vodom (u odnosu 1:1), temperatura mržnjenja se snižava na -36°C. Prirodni antifrizi (glicerol) se nalaze u krvi riba i insekata u polarnim predjelima.

Definisati toplotu rastvaranja

Toplota rastvaranja je ona količina toplote koja se oslobodi ili utroši pri rastvaranju jednog mola supstance u tolikoj količini rastvarača da se daljim razblaživanjem ne uočava nikakav mjerljiv toplotni efekat. Toplota rastvaranja zavisi od dva procesa, razgradnje i solvatacije. Određuje se u kalorimetru.
∆H°f = ∆H' + ∆H''
- Razgradnja kristalne rešetke - endoterman proces ∆H'>0
- Solvatacija (hidratacija) konstituenata kristalne rešetke - egoterman proces ∆H'' < 0

Helmholcova energija

∆G = ∆H- T∆S - Gibs - Helmholcova jednačina za zatvoreni sistem, zavisi od veličine entalpije i entropije
∆G< 0 je spontan proces ako je:
- Egzoterman (∆H < 0) i entropija raste (∆S > 0)
- Egzoterman (∆H <0) I entropija opada (∆S <0), ali je T∆S > ∆H
- Endoterman ( ∆H >0), ∆S > 0 i T∆S > ∆H
∆G = 0 ravnoteža
∆G > 0 proces nije spontan (reakcija teče u smjeru od proizvoda ka reaktantima)
Helmholcova slobodna energija
dU- TdS + pdV < 0
kada je T=const. i V= const. (izotermsko - izohorski uslovi)
d( U - TS) < 0
U - TS= F - Helmholcova slobodna energija ili samo slobodna energija ili funkcija rada sistema tj. dF < 0 - spontan proces
Konačna promjena stanja ∆F < 0
U toku spontanog izotermsko - izobarskog procesa Helmholcova energija opada i dostiže minimum kada se uspostavi ravnotežno stanje ∆F = 0.
- Definisati spontanost odigravanja procesa preko termodinamičkih funkcija stanja.
Proces je spontan kada je promjena entropije veća od nule, promjena Gibsove energije manja od nule i promjena Helmholcove energije manja od nule.

Kakva je veza entropije i neuređenosti sistema

Entropija (S) je termodinamička funkcija stanja sistema. Ne zavisi od puta kojim se proces vrši, već od početnog i krajnjeg stanja sistema. Zavisi od prirode supstanci koje čine sistem, ne zavisi od spoljašnjeg položaja sistema ili njegovog kretanja u odnosu na druge sisteme. Entropija može da služi kao mjera neuređenosti sistema, tj. pokazatelj koliko mikroskopskih stanja (broj različitih rasporeda čestica) može da odgovara jednom makroskopskom stanju. Shodno tome možemo reći da makroskopsko stanje koje ima više mikroskopskih stanja ima i veću entropiju. Što je sistem neuređeniji entropija je veća. Dakle, postoji veza između entropije, kao mjere neuređenosti sistema, i broja mikroskopskih stanja. Broj mikroskopskih stanja se definiše kroz vjerovatnoću stanja sistema ili termodinamičku vjerovatnoću.

Nabroj metode dobijanja koloidnih sistema dispergovanjem

Postoje dvije metode obrazovanja koloidnih sistema: metode dispergovanja i metode agregacije (kondenzacije).
Metode dispergovanja su najčešće metode usitnjavanja. Postoje 4 vrste tih metoda:
-mehaničko dispergovanje - intenzivno mljevenje u specijalnim mlinovima do mikronskih dimenzija tj. mikronizacija.
-dispergovanje ultrazvukom - ultrazvučnim talasima frekvencije od 105 do 106 Hz se disperguju ulja, živa, hidroksidi metala, bjelančevine...
-dispergovanje električnom strujom (jednosmjernom ili naizmjeničnom) - za dobijanje koloidnih disperzija metala u indiferentnim rastvaračima
-hemijsko dispergovanje krupnih čestica do koloidnih dimenzija. Može se izvršiti na dva načina. Prvi način - spontanim rastvaranjem supstance pogodnim rastvaračima do čestica koloidnih dimenzija, bez dodavanja nekog sredstva za dispergovanje. Drugi način- peptizacijom, odnosno rastvaranjem taloga i njegovim prevođenjem u koloidno stanje. Pomoću peptizatora se nenaelektrisane čestice taloga prevode u istoimeno naelektrisane čestice, koje se onda odbijaju i nastaje koloidni rastvor. Najčešće se koriste liofilni koloidi.

Kako se dijele koloidi prema obliku čestica i koje su njihove osobine zavisne od oblika čestice

Prema obliku koloidnih čestica:
-globularni koloidi (sferne čestice) - trodimenzionakni
-filmovi- dvodimenzionalni
-končasti, vlaknasti ili fibrilarni koloidi- jednodimenzionalni
Od oblika koloidnih čestica zavise mehaničke osobine, kao što je viskoznost, boja... Koloidni rastvori sfernih čestica imaju malu viskoznost, a izduženih čestica veću viskoznost. Boja zavisi od oblika i od veličine koloidnih čestica. Koloidne čestice imaju osobinu da apsorbuju svjetlost talasne dužine koja je približno srazmjerna poluprečniku čestica. Veće čestice apsorbuju svjetlost većih talasnih dužina, a propuštaju svjetlost kraćih talasnih dužima. Boja koju vidimo odgovara svjetlosti kraćih talasnih dužina (Tindalov efekat).

Def spontanost procesa preko entropije i Helmn slobodne energije

Proces je spontan kada je promjena entropije veća od nule, promjena Gibsove energije manja od nule i promjena Helmholcove energije manja od nule.

Šta je entropija i do čega zavisi

Entropija (S) je termodinamička funkcija stanja sistema. Ne zavisi od puta kojim se proces vrši, već od početnog i krajnjeg stanja sistema. Zavisi od prirode supstanci koje čine sistem, ne zavisi od spoljašnjeg položaja sistema ili njegovog kretanja u odnosu na druge sisteme. Entropija može da služi kao mjera neuređenosti sistema, tj. pokazatelj koliko mikroskopskih stanja (broj različitih rasporeda čestica) može da odgovara jednom makroskopskom stanju. Shodno tome možemo reći da makroskopsko stanje koje ima više mikroskopskih stanja ima i veću entropiju. Što je sistem neuređeniji entropija je veća. Dakle, postoji veza između entropije, kao mjere neuređenosti sistema, i broja mikroskopskih stanja. Broj mikroskopskih stanja se definiše kroz vjerovatnoću stanja sistema ili termodinamičku vjerovatnoću.

Prvi zakon termodinamike

Zakon održanja energije primjenjen na procese u kojima se između sistema i okoline razmjenjuje toplota Q i rad A predstavlja Prvi zakon termodinamike, koji je dat jednačinom:
Q= ∆U+A
Ukupna energija sistema i okružujuće okoline je konstantna, mada energija može da prelazi iz jednog oblika u drugi.
∆U= Q-A
Kada krenemo od procesa širenja idealnog gasa (povećanja zapremine idealnog gasa) : A=∫p·dV, i može da se vrši pri konstantnom pritisku, temperaturi, zapremini ili kada nema razmjene toplote sa okolinom.
- Izobarski procesi (p=const.) A=p·∆V
- Izotermski procesi (T=const.) p=nRT/V iz čega slijedi:
A= nRT∫dV/V
∫dV/V=ln V u granicama od V1 do V2, slijedi da je:
A= nRT( lnV2- lnV1) odnosno:
A= n·R·T·ln (V2/V1)
- Izohorski (V=const.)
∆V=0 A=0
- Adijabatski procesi (Q=0)
∆U= -A

Entalpija

Polazeći od Prvog zakona termodinamike: Q=U2 - U1 +p·(V2 - V1)
Q= (U2+p·V2) · (U1 +p · V1) pri konstantnom pritisku
H= U + p· V ENTALPIJA
Entalpija je toplotni sadržaj sistema pri konstantnom pritisku.
Q=Qp p=const.,
Qp= H2 - H1 ili Qp= ∆H (kJ/mol; J/mol)
Razmijenjena količina toplote, pri konstantnom pritisku, je jednaka promjeni entalpije termodinamičkog sistema.

Prvi i drugi Raulov zakon

I Raulov zakon - relativno sniženje napona pare je proporcionalno molskom udjelu ili frakciji rastvorene supstance.
(p0-p)/p0 = X2
X2- molski udio (frakcija) rastvorene supstance
Ako je X1 molski udio (frakcija) rastvarača onda je:
X1+X2= 1 iz toga slijedi da je X2=1-X1
Zamjenom ovih vrijednosti u prvu jednačinu dobijamo:
(p0-p)/p0 =1-X1
Iz toga slijedi:
p0-p=(1-X1) ·p0 odnosno p0-p= p0 - X1 p0
p= X1 · p0 II RAULOV ZAKON
II Raulov zakon nam daje vezu između napona pare rastvarača iznad rastvora i napona pare čistog rastvora preko molskog udjela ili frakcije rastvarača.
II Raulov zakon - u razblaženom rastvoru napon pare isparljivog rastvarača proporcionalan svojoj koncentraciji u rastvoru, izraženoj u molskim frakcijama, a konstanta proporcionalnosti je jednaka naponu pare čistog rastvarača.
Relativno sniženje napona pare je određeno I Raulovim zakonom i može se eksperimentalno mjeriti nekom od metoda (diferencijalna metoda, dinamička, transpiraciona, mezoda tačke rose ili izpiestička).
(p0-p)/p0 =X2 = n2/(n1-n2) ≈ n2/n1=(m2M1)/(m1M2) - veza između relativnog sniženja napona pare i masa i molskih masa rastvorene supstance i rastvarača

Red reakcije

Red reakcije (n) možemo definisati kao zbir stehiometrijskih koeficijenata iznad koncentracija u izrazu za brzinu hemijske reakcije (n= a+b, n= p+q zbir nikada nije veći od 3)
Red reakcije može biti i razlomak u slučaju dvije spore reakcije koje ne mogu da se razdvoje, a čije su konstantne brzine približno iste.
U zavisnosti od veličine vrijednosti n razlikujemo reakcije multog, prvog, drugog i rečeg reda.

Mehanizam hem reakcije

Pojedinačni stupanj reakcije se naziva elemenatrna reakcija. Skup svih pojdinačnih stupnjeva ili elementarnih reakcija čini mehanizam hemijske reakcije.

Procesi pri rastvaranju čvrste supstance, od čega zavisi ukupni toplotni efekat

Toplota rastvaranja je ona količina toplote koja se oslobodi ili utroši pri rastvaranju jednog mola supstance u tolikoj količini rastvarača da se daljim razblaživanjem ne uočava nikakav mjerljiv toplotni efekat. Toplota rastvaranja zavisi od dva procesa, razgradnje i solvatacije. Određuje se u kalorimetru.

∆H°f = ∆H’ + ∆H’’

- Razgradnja kristalne rešetke – endoterman proces ∆H’>0

- Solvatacija (hidratacija) konstituenata kristalne rešetke – egoterman proces ∆H’’ < 0

Veza entropije i vjerovatnoće stanja sistema + izraz

Entropija (S) je termodinamička funkcija stanja sistema. Ne zavisi od puta kojim se proces vrši, već od početnog i krajnjeg stanja sistema. Zavisi od prirode supstanci koje čine sistem, ne zavisi od spoljašnjeg položaja sistema ili njegovog kretanja u odnosu na druge sisteme. Entropija može da služi kao mjera neuređenosti sistema, tj. pokazatelj koliko mikroskopskih stanja (broj različitih rasporeda čestica) može da odgovara jednom makroskopskom stanju. Shodno tome možemo reći da makroskopsko stanje koje ima više mikroskopskih stanja ima i veću entropiju. Što je sistem neuređeniji entropija je veća. Dakle, postoji veza između entropije, kao mjere neuređenosti sistema, i broja mikroskopskih stanja. Broj mikroskopskih stanja se definiše kroz vjerovatnoću stanja sistema ili termodinamičku vjerovatnoću.
Bolcman je definisao termodinamičku vjerovatnoću, W, kao odnos vjerovatnoće stvarnog stanja sistema i stanja u kome sistem ima istu unutrašnju energiju i zapreminu, ali su molekuli potpuno uređeni.
S= S1 + S2 - entropija za dva stanja sistema je aditivna veličina, ukupna etropija je jednaka zbiru jednog i drugog stanja sistema
W=W1W2 - termodinamička vjerovatnoća za dva stanja sistema je jednaka proizvodu vjerovatnoća ta dva stanja sistema i predstavlja multiplikativnu veličinu
Veličina W odražava broj različitih načina raspodjele određene količine energije u sistemu. Shodno tome, veća je vjerovatnoća da sistem bude u onom stanju koje se može ostvariti pri većem broju različitih raspodjela unutrašnje energije.
Ukupna entropija je funkcija neke ukupne vjerovatnoće, a pojedinačne entropije su funkcije pojedinačnih vjerovatnoća W1 i W2.
S= S1 + S2 = f(W)= f(W1W2)
Pošto su S1= f(W1) i S2=f(W2) dobija se sljedeća relacija:
S= f(W1) + f(W2) = f(W1W2)
Da bi se zadovoljio u

Vrste sintetičkih polupropustljivih membrana

Osmoza i osmotski pritisak
Osmoza je pojava spontanog prolaska rastvarača korz polupropustljivu membranu u rastvor ili generalno prolaz rastvarača iz razblaženijeg u koncentrovaniji rastvor, kada su rastvori odvojeni polupropustljivom membranom. Osmoza je značajna za funkcionisanje živih ćelija. Prirodne polupropustljive membrane su: zidovi biljnih i membrane životinjskih ćelija, zidovi bakterija, krvni sudovi, različite opne i tkiva. Sintetičke membrane su: celofanske, poliestarske, jonoizmjenjivačke (za dijalizu i ultrafiltere).
Osmotski pritisak je pritisak koji se suprotstavlja osmozi, odnosno sprečava prolazak materija kroz polupropustljivu membranu.
Polupropustljiva membrana - bilo koja faza koja razdavaja dva rastvora različitih koncentracija, dozvoljavajući protok čistog rastvarača, a zadržavajući rastvorenu supstancu.

Razlika koligativnih osobina rastvora osobina elektrolita i neelektrolita

Za razblažene rastvore važe koligativne osobine rastvora. Koligativne osobine zavise samo od broja čestica u sistemu, a ne od njihove prirode. Različite su za rastvore elektrolita i neelektrolita, upravo zbog broja čestica u sistemu.

Razlika koligativnih osobina rastvora elektrolita i neelektrolita

Pokazalo se da su snizenje pritiska pare, povisenje tacke kljucanja, snizenje tacke minjenja rastvora u odnosu na rastvarac i osmotski pritisak bili veci u razbla-
zenim rastvorima elektrolita nego u rastvorima neelektrolita iste molalne kon-centracije. Ove razlike zavise samo od broja čestica prisutne u jedinici zapremine rastvarača

Kada red reakcije može biti prikazan razlomkom

Red reakcije (n) možemo definisati kao zbir stehiometrijskih koeficijenata iznad koncentracija u izrazu za brzinu hemijske reakcije (n= a+b, n= p+q zbir nikada nije veći od 3)
Red reakcije može biti i razlomak u slučaju dvije spore reakcije koje ne mogu da se razdvoje, a čije su konstantne brzine približno iste.
U zavisnosti od veličine vrijednosti n razlikujemo reakcije multog, prvog, drugog i rečeg reda.
Za reakciju nultog reda brzina reakcije je:
VA = -dCA/ dT = k0 CAn za n=0
-dCA / dT = k0
Razdvajanjem promjenljivih tj. množenjem lijeve i desne strane jednačine sa dt dobija se jednačina:
-dCA = k0 dt
Integraljenjem jednačine u granicama od C0A do CA i od 0 d t dobija se:
CA = C0A - k0t
Zavisnost CA - C0A u funkciji vremena t pokazuje pravu liniju sa nagibom -k0, gdje je k0 konstanta brzine reakcije nultog reda.
Reakcije prvog reda:
A→B
Za reakcije prvog reda brzina hemijske reakcije je:
-dCA / dt= k1CA
Razdvajamo promjenljive množenjem sa dt i dijeljenjem sa CA:
-dCA / CA = k1dt
Integraljenjem dobijamo:
ln CA/C0A = -k1 t
k1 = - 1/t ln CA/C0A konstanta brzine reakcije prvog reda:

22. Def, drugi yakon termodinamike na osnovu entropije

Procesi koji se u prirodi odigravaju samo od sebe, bez dodavanja energije iz okoline, nazivaju se spontani procesi.
Drugi zakon termodinamike ukazuje pod kojim uslovima i u kom smjeru može da se odigra neki proces, kao i na stepen degradacije kvaliteta energije i gubitak energije pri nekom procesu. Stoga je jedna od formulacija ovog zakona:
Svi spontani ili prirodni procesi su ireverzibilni (nepovratni) i praćeni degradacijom energije.
Primjer: Toplota prelazi sa toplijeg na hladnije tijelo. Zašto?
Neka se sistem nalazi na temperaturi 500K, neka je temperatura okoline 300K. Pošto je temperatura sistema viša sistem predaje okolini toplotu, i neka npr. to bude 300J toplote, uz pretpostavku da se pri tome temperatura sistema ne mijenja. Sistem je izgubio 300 J toplote (Q =-300 J) odakle slijedi da je ∆Ssistema = -300 J / 500 K = -0,6 JK-1, tj. promjena entropije sistema je negativna dok je okolina dobila 300 J, ∆Sokoline = 300 J/300 K = 1 JK-1.
∆Sukupno = ∆Ssistema + ∆Sokoline = -0,6 JK-1 + 1 JK-1 = 0,4 JK-1, što znači da je prelazak toplote sa tijela više temperature na tijelo niže temperature spontan proces jer je ∆Sukupno > 0.
Etropija sistema raste sa porastom temperature, jer se čestice brže kreću, pa je samim tim stanje neuređenije. Entropija takođe raste sa porastom broja atoma u molekulu.
∆Sreakcije = ∑n Sprodukti - ∑n Sreaktanti
Za standardne uslove ( 25°C, p= 101 325 Pa) izraz ima oblik:
∆S°reakcije = ∑n S°produkti - ∑n S°reaktanti , gdje su sa S° označene standardne entropije reaktanata i produkata, izračunate na osnovu III zakona termodinamike.

24. Sta proucava hem. Termodinamika

Termodinamika je oblast nauke koja ima primjenu u fizici, hemiji, fizičkoj hemiji, geologiji... Ona proučava vezu između promjena u ispitivanom sistemu i energetskih efekata koje te promjene prate, a koje su rezultat promjena određenih osobina materije. Termodinamika u suštini proučava makroskopske pojave preko ravnotežnih stanja prije i poslije ostvarene promjene. Dijeli se na tri oblasti: opšta, tehnička i hemijska termodinamika. Opšta termodinamika se bavi svim promjenama kod kojih je promjena stanja materije praćena energetskim efektima. Tehnička termodinamika izučava primjenu termodinamičkih zakona na procese transformisanja toplote u rad i obrnuto. Hemijska termodinamika analizira sve hemijske i fizičko-hemijske procese materije u svim agregatnim stanjima i pri tome definiše uslove odigravanja procesa, energetske promjene pri tom procesu, spontanost odigravanja procesa, smjer procesa i ravnotežu u datom sistemu.

Koligativne osobine uslovi

Uslovi koji moraju biti ispunjeni da bi se govorilo o koligativnim osobinama rastvora su:
Rastvorak je neisparljiv
Ne gradi čvrst rastvor sa rastvaračem
Razblažen rastvor
Ne reaguje hemijski sa rastvaračem

objasniti polupropustljivost prirodnih membrana i nabrojati ih

Osmoza je pojava spontanog prolaska rastvarača korz polupropustljivu membranu u rastvor ili generalno prolaz rastvarača iz razblaženijeg u koncentrovaniji rastvor, kada su rastvori odvojeni polupropustljivom membranom. Osmoza je značajna za funkcionisanje živih ćelija. Prirodne polupropustljive membrane su: zidovi biljnih i membrane životinjskih ćelija, zidovi bakterija, krvni sudovi, različite opne i tkiva. Sintetičke membrane su: celofanske, poliestarske, jonoizmjenjivačke (za dijalizu i ultrafiltere).
Osmotski pritisak je pritisak koji se suprotstavlja osmozi, odnosno sprečava prolazak materija kroz polupropustljivu membranu.
Polupropustljiva membrana - bilo koja faza koja razdavaja dva rastvora različitih koncentracija, dozvoljavajući protok čistog rastvarača, a zadržavajući rastvorenu supstancu.
Π = CM · R · T
Π- osmotski pritisak - proporcionalan koncentraciji rastvora i temperaturi, gdje je R univerzalna gasna konstanta
CM - koncentracija rastvora
Π· V= n·R·T
Van't Hogov broj „i" - ovim brojem se izražava odstupanje koligativnih osobina rastvora elektrolita od rastvora neelektrolita, jer kod rastvora elektrolita imamo veći broj čestica koje nastaju disocijacijom molekula rastvorene supstance i povezan je sa stepenom disocijacije i brojem jona na koje disosuje molekul rastvorene supstance.
i= ∆p '/ ∆p = ∆Tk= ∆Tf'/∆ Tf= Π'/ Π
Oznaka ' se odnosi na rastvore elektrolita.
α= (i- 1)/ (γ - 1)
α- stepen disocijacije elektrolita, γ- broj jona na koje disosuje molekul rastvorene supstance