Підвищення температури кипіння і зниження температури кристалізації розчину
Будь-яка чиста речовина плавиться, кипить і кристалізується за певної температури. Так, вода за нормальних умов (101,325 кПа) кипить при 100 °С і замерзає при 0 °С. Температура кипіння і кристалізація розчину перебуває у прямій залежності від величини тиску пари. Рідина починає кипіти, коли тиск її насиченої пари дорівнює зовнішньому тиску.
Зниження тиску пари розчинника внаслідок розчинення в ньому нелеткої речовини потребує підвищення температури кипіння розчину для відновлення порушеної рівноваги рідина ↔ пара. Це буде досягнуто за деякої температури 
Для водного розчину >100 °С. Цим пояснюється той факт, що температура кипіння розчину нелеткої речовини вища за температуру кипіння чистого розчинника.
З іншого боку, будь-яка рідина замерзає за тієї температури, за якої вона має такий тиск пари, як і тверді кристали цієї рідини. Зниженням тиску пари розчинника над розчином пояснюється нижча температура замерзання розчину порівняно з чистим розчинником.
Різницю між температурами кипіння розчину та чистого розчинника 
називають підвищенням температури кипіння:
Різницю між температурами кристалізації чистого розчинника та розчину 
та розчину називають зниженням температури кристалізації:
Ф.М. Рауль дослідним шляхом установив, що для розбавлених розчинів неелек-тролітів підвищення температури кипіння і зниження температури кристалізації пропорційні моляльній концентрації розчину (другий закон Рауля).
Математичний вираз цього закону має такий вигляд:
де Кеі Кк — відповідно ебуліоскопічна і кріоскопічна константи розчинника; Ст — модальна концентрація розчину, що дорівнює
Значення моляльної концентрації підставляють у рівняння другого закону Рауля і одержують
де mр.р та Мр.p— маса і молярна маса розчиненої речовини; mp-ка — маса розчинника, г. Якщо моляльна концентрація розчину дорівнює одиниці, то ∆tкип = Ке , а ∆tкрист = Кк. Отже, ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі показують підвищення температури кипіння або зниження температури замерзання розчину, який містить 1 моль речовини в 1000 г розчинника порівняно з температурами кипіння та замерзання чистого розчинника. Ебуліоскопічна і кріоскопічна сталі залежать від природи розчинника й не залежать від природи розчиненої речовини (табл. 1.4).
На вимірюванні температур кипіння і замерзання розчинів ґрунтуються ебуліоскопічний і кріоскопічний методи визначення молекулярної маси нелетких речовин. Обидва методи широко застосовують у хімії для визначення молекулярної маси різних речовин, використовуючи різні розчинники.
Таблиця 1.4. Значення ебуліоскопічних і кріоскопічних констант деяких розчинників
| Розчинник | tкрист, 0С | Кк 
| tкип, 0С | Ке
| |
| назва | формула | ||||
| Вода | н2о | 1,86 | 0,52 | ||
| Бензен | СбНб | 5,45 | 5,07 | 80,2 | 2,57 |
| Оцтова кислота | СНзСООН | 16,55 | 3,9 | 118,5 | 3,07 |
| Фенол | С6Н5ОН | 7,3 | 182,1 | 3,6 | |
| Анілін | C6H5NH2 | -5,96 | 5,87 | 184,3 | 3,69 |
| Етанол | С2Н5ОН | — | — | 78,4 | 1,11 |
Тема . Рівновага в розчинах електролітів
АКТУАЛЬНІСТЬ ТЕМИ
Електроліти відіграють важливу роль у життєдіяльності організму, оскільки всі фізіологічні рідини (плазма крові, спинномозкова рідина, секрети залоз, шлунковий сік тощо) є розчинами електролітів. З наявністю електролітів пов'язані величина осмотичного тиску та рН середовища біорідин. Стан внутрішнього середовища організмів значною мірою пов'язаний з концентрацією йонів Гідрогену. Специфіка процесів, що відбуваються в клітинах і тканинах, а також активність цих процесів (особливо ферментативних) істотно залежать від рН. Зміна інтервалу рН може змінювати напрямок перебігу ферментативного процесу.
ВИХІДНІ ЗНАННЯ
1. Хімічний склад клітини.
2. Будова і властивості молекули води.
3. Теорія електролітичної дисоціації.
4. Дисоціація кислот, основ, солей.
5. Ступінь дисоціації.