Mayroong ilang mga klasipikasyon ng mga solusyon. Mula sa punto ng view ng thermodynamics, ipinapayong makilala sa pagitan ng mga solusyon perpekto at hindi perpekto o totoo. Sa mga perpektong solusyon, ang panloob na enerhiya ng bawat bahagi ay hindi nakasalalay sa konsentrasyon, at ang dami ng molar ay hindi nagbabago kapag natunaw. Sa kasong ito, ang mga bahagi ay pinaghalo bilang mga ideal na gas, at ang pagtaas sa entropy ay maaaring kalkulahin gamit ang mga equation na katangian ng mga ideal na gas. Dito, walang mga puwersa ng pakikipag-ugnayan sa pagitan ng mga particle, at ang mga sangkap ay naghahalo nang walang paglabas o pagsipsip ng init.

Sa pag-aaral ng mga solusyon, malawakang ginagamit ang paraan ng mga modelo. Ang pinakasimpleng modelo ay ang perpektong solusyon. Ang mga ideal na solusyon ay karaniwang nahahati sa dalawang grupo: dilute (mas tiyak, infinitely dilute) at perfect.

Ang pagbuo ng isang perpektong solusyon ay hindi sinamahan ng isang pagbabago sa dami, thermal effect, o pakikipag-ugnayan ng kemikal. Ang ganitong mga solusyon ay nabuo bilang isang resulta ng simpleng pisikal na paghahalo.

(ΔH cm = 0; ΔV cm = 0). Ang ganitong mga solusyon ay nakuha sa pamamagitan ng paghahalo ng mga non-polar na likido na nailalarawan sa pamamagitan ng mga katulad na molecular field. Sa ganitong mga mixtures, walang mga solvation phenomena, at samakatuwid ay walang thermal effect ng dissolution, at walang konsentrasyon ng system. Ang dami ng solusyon ay katumbas ng kabuuan ng mga volume ng mga pinaghalong sangkap. Ang mga ito ay perpekto o perpektong solusyon.

Ang kanilang papel sa teorya ng mga solusyon ay katulad ng papel ng mga ideal na gas (kaya't sila ay tinatawag na mga ideal na solusyon).

Ang mga ideal na solusyon ay medyo karaniwan. Halimbawa: paghahalo ng hydrocarbon isomers (octane, atbp.). Ang gasolina, kerosene, pinaghalong benzene at toluene ay mainam na solusyon, ang mga ito ay pinaghalong iba't ibang hydrocarbon (likido). Ang mga mainam na solusyon ay may katangian ng mga simpleng pinaghalong molekular. Ang "pisikal" na teorya ng mga solusyon ay lumalapit sa kanila. Ang pisikal na teorya ng mga solusyon ay iminungkahi nina van't Hoff at Arrhenius noong ika-19 na siglo. Ayon sa teoryang ito, ang isang solvent ay itinuturing bilang isang daluyan kung saan, kapag ang isang sangkap ay natunaw, ang mga molekula nito ay pantay na ipinamamahagi sa kabuuan ng dami ng solusyon, at walang mga intermolecular na pakikipag-ugnayan.

Mga Batas ni Raoult. Ang pinakamahalagang katangian ng isang sangkap sa isang likido o solidong estado ay ang puspos na presyon ng singaw, ang presyon na ito ay isang pare-pareho ng sangkap na tumutukoy sa balanse ng likido - singaw, solid - singaw. Ang equilibrium mismo ay naabot kapag ang mga proseso ng evaporation ay nabayaran ng mga proseso ng condensation. Kapag pinainit, tumataas ang presyon ng singaw.

Para sa mga dilute na solusyon, ang relatibong pagbawas sa solvent vapor pressure (A) ay ayon sa bilang na katumbas ng mole fraction ng solute (B) (unang batas ni Raoult).

Kung saan ang P A 0 ay ang presyon ng singaw ng isang purong solvent; Ang P A ay ang presyon ng singaw ng solvent sa ibabaw ng solusyon; Ang X A ay ang bahagi ng nunal ng solvent; Ang Х В ay ang mole fraction ng natunaw na substance.

Kaya, para sa dilute solution, ang vapor pressure ng solvent ay proporsyonal sa mole fraction nito sa solusyon.

Mula sa batas ni Raoult lumitaw dalawang kahihinatnan. Ayon sa isa sa kanila ang kumukulong punto ng solusyon ay mas mataas kaysa sa kumukulong punto ng solvent. Ito ay dahil sa ang katunayan na ang saturated vapor pressure ng solvent sa ibabaw ng solusyon ay nagiging katumbas ng atmospheric pressure (liquid boiling condition) sa mas mataas na temperatura kaysa sa kaso ng purong solvent. Ang pagtaas sa punto ng kumukulo ΔT bale ay proporsyonal sa molality ng solusyon: na may m. ΔT bale = K e na may m kung saan ang K e ay ang ebullioscopic constant ng solvent

Ayon kay pangalawang imbestigasyon mula sa batas ni Raoult, ang temperatura ng pagyeyelo (crystallization) ng isang solusyon ay mas mababa kaysa sa temperatura ng pagyeyelo (crystallization) ng isang purong solvent. Ito ay dahil sa mas mababang presyon ng singaw ng solvent sa solusyon kaysa sa solvent. Ang pagbaba sa nagyeyelong punto (crystallization) ΔT representante ay proporsyonal sa molality ng solusyon: ΔT representante = K to sa m kung saan ang K to ay ang cryoscopic constant ng solusyon.

Ang state diagram ay isang graphic na representasyon ng ugnayan sa pagitan ng iba't ibang dami na nagpapakilala sa estado ng system. Para sa mga sistemang may isang bahagi, karaniwang ginagamit ang mga diagram ng estado na nagpapakita ng kaugnayan sa pagitan ng presyon at temperatura. Tinatawag sila mga diagram ng phase. Ipinapakita ng diagram ang mga estado ng tubig na thermodynamically stable sa ilang partikular na temperatura at pressure. Binubuo ito ng tatlong kurba na naglilimita sa lahat ng posibleng temperatura at presyon sa tatlong rehiyon na tumutugma sa yelo, likido at singaw. Ang lahat ng tatlong mga kurba ay nagsalubong sa isang punto O. Ang mga coordinate ng puntong ito ay ang tanging pares ng temperatura at mga halaga ng presyon kung saan ang lahat ng tatlong mga yugto ay maaaring nasa ekwilibriyo: yelo, likidong tubig at singaw. Ito ay tinatawag na triple point.

Ang melting curve ay sinisiyasat hanggang sa napakataas na temperatura. Ang boiling curve ay nagtatapos sa isang kritikal na punto. Sa temperatura na naaayon sa puntong ito - ang kritikal na temperatura - ang mga dami na nagpapakilala sa mga pisikal na katangian ng likido at singaw ay nagiging pareho, upang ang pagkakaiba sa pagitan ng estado ng likido at singaw ay mawala. Ang isa sa mga tampok ng tubig na nakikilala ito mula sa iba pang mga sangkap ay ang pagbaba sa natutunaw na punto ng yelo na may pagtaas ng presyon. Ang pangyayaring ito ay makikita sa diagram. Ang melting curve sa diagram ay pataas sa kaliwa, habang para sa halos lahat ng iba pang mga substance ito ay umaakyat sa kanan. Ang nagyeyelong punto ng isang solusyon ay nasa ibaba ng nagyeyelong punto ng tubig, at ang kumukulo na punto ng isang solusyon ay nasa itaas ng kumukulong punto ng tubig.

Ang kusang pagdaan ng isang solvent sa pamamagitan ng isang semi-permeable membrane na naghihiwalay sa isang solusyon at isang solvent o dalawang solusyon na may magkakaibang konsentrasyon ng isang solute ay tinatawag osmosis.

Ang osmosis ay sanhi ng pagsasabog ng mga solvent molecule sa pamamagitan ng semi-permeable septum na nagpapahintulot lamang sa mga solvent na molekula na dumaan. Ang mga molekula ng solvent ay nagkakalat mula sa isang solvent patungo sa isang solusyon o mula sa isang hindi gaanong puro na solusyon patungo sa isang mas puro, kaya ang puro solusyon ay natunaw (ang potensyal na kemikal ng solvent sa solusyon ay mas mababa kaysa sa potensyal na kemikal ng purong solvent), at tumataas din ang taas ng column nito. Sa dami, ang osmosis ay nailalarawan sa pamamagitan ng isang osmotic pressure na katumbas ng puwersa sa bawat yunit ng surface area na pumipilit sa mga solvent na molekula na tumagos sa isang semi-permeable na partisyon. Ito ay katumbas ng presyon ng hanay ng solusyon sa osmometer na may taas h. Sa equilibrium, binabalanse ng panlabas na presyon ang osmotic pressure. Sa kasong ito, ang mga rate ng direkta at reverse transition ng mga molekula sa pamamagitan ng isang semipermeable partition ay magiging pareho. Kung ang panlabas na presyon na inilapat sa isang mas puro solusyon ay mas mataas kaysa sa osmotic p, i.e. p>p, kung gayon ang rate ng paglipat ng mga solvent na molekula mula sa isang puro solusyon ay magiging mas malaki, at ang solvent ay papasa sa isang dilute na solusyon (o isang purong solvent). Ang prosesong ito, tinatawag reverse osmosis, ginagamit para sa natural at waste water, para sa inuming tubig mula sa tubig dagat. Tumataas ang osmotic pressure sa pagtaas ng konsentrasyon at temperatura ng solute. Van't Hoff iminungkahi na para sa osmotic pressure ay maaaring ilapat ang equation ng estado ng isang ideal na gas: pV = nRT o p = (n⁄V) RT kung saan ang p = c RT, kung saan ang p ay ang osmotic pressure (kPa), c ay ang molar konsentrasyon ng solusyon. Ang osmotic pressure ay direktang proporsyonal sa molar na konsentrasyon ng solute at temperatura. Ang Osmosis ay gumaganap ng isang napakahalagang papel sa mga biological na proseso, na tinitiyak ang daloy ng tubig sa mga cell at iba pang mga istraktura. Ang mga solusyon na may parehong osmotic pressure ay tinatawag isotonic. Kung ang osmotic pressure ay mas mataas kaysa sa intracellular, kung gayon ito ay tinatawag hypertonic, kung mas mababa sa intracellular - hipotonik.

23. Mga solusyon ng electrolytes. Arrhenius theory ng electrolytic dissociation: antas ng dissociation, dissociation constant. Mga salik na nakakaapekto sa kanila. Batas ng pagbabanto ni Ostwald.

Ayon sa kakayahan ng mga sangkap na mabulok o hindi mabulok sa isang matunaw o solusyon sa mga cation at anion, ang mga electrolyte at non-electrolytes ay nakikilala.

Ang mga electrolyte ay mga sangkap na sumasailalim sa electrolytic dissociation, at bilang isang resulta kung saan ang kanilang mga natutunaw o mga solusyon ay nagsasagawa ng electric current.

Kasama sa mga electrolyte ang lahat ng mga asin, pati na rin ang acidic, basic at amphoteric hydroxides.

Ang isang electrolyte solution ay isang pinaghalong mga solvent molecule at solvated (solute ions na napapalibutan ng angkop na oriented solvent dipoles) solute molecules at ions. Ang kamag-anak na bilang ng mga molekula na nabulok sa mga ions, na nagpapakilala sa antas ng electrolyte dissociation α, ay nakasalalay sa likas na katangian ng solvent, ang kalikasan at konsentrasyon ng electrolyte, temperatura, presyon, at ang pagkakaroon ng iba pang mga electrolyte sa solusyon.

Ang proseso ng disintegrasyon ng isang polar substance sa solusyon sa mga ion ay tinatawag na electrolytic dissociation.(ionic - ionization). Ayon sa kakayahang electrolytic dissociation, ang mga electrolyte ay karaniwang nahahati sa malakas at mahina. Ang mga malakas na electrolyte ay kadalasang kinabibilangan ng mga sangkap na halos ganap na nahahati sa mga ion sa solusyon. Ang mga mahinang electrolyte ay mga sangkap na mababa ang antas ng dissociation. konsepto antas ng electrolyte dissociationα bilang isang halaga na katumbas ng ratio ng bilang ng mga nabulok (dissociated) na molekula N diss sa kabuuang bilang ng mga molekula N 0 electrolyte, α = N diss ⁄ N tungkol ay ipinakilala Arrhenius- Tagalikha ng unang dami teorya ng mga solusyon sa electrolyte. Ang teorya ng electrolytic dissociation at ang pag-uuri ng mga acid at base batay dito ay ganap na naaangkop para lamang sa mga may tubig na solusyon.

Ang proseso ng electrolytic dissociation na nagreresulta mula sa solvation ay nababaligtad, i.e. kasama ang pagkakapantay-pantay ng mga molekula ng solute, sila ay nabuo mula sa mga ion:

K m A n D mK Z1+ + nA Z2- kung saan ang K m A n ay isang electrolyte molecule; K Z1+ - kasyon; At ang Z2- ay isang anion; Z 1 at Z 2 - ang singil ng anion at cation, ayon sa pagkakabanggit; Ang n at m ay mga stoichiometric coefficients. Ang equilibrium sa pagitan ng mga ions at electrolyte molecule ay sumusunod sa batas ng mass action. Samakatuwid, ang isang mahalagang katangian ng proseso ng dissociation ay pare-pareho ang dissociation(ionization constant) K d (C) na kinakalkula mula sa mga konsentrasyon ng equilibrium ng mga molekula at ion: K d (C) \u003d [K Z1+ ] m [A Z2-] n ⁄ [K m A n] , kung saan [K Z1+ ] , [ At Z2-] – equilibrium molar concentrations ng mga cation at anion, ayon sa pagkakabanggit; [K m A n ] - equilibrium molar na konsentrasyon ng hindi magkahiwalay na mga molekula ng electrolyte.

Ang equilibrium constant ng proseso ng dissociation ay karaniwang tinutukoy na K a sa kaso ng mga mahinang acid at K b para sa mga mahinang base.

Isang halimbawa ng dissociation ng mahinang base (ammonium hydroxide) NH 4 OH D NH 4 + + OH -

K b \u003d [OH -] ⁄ \u003d 1.8 × 10 -5

Ang mga polybasic acid at polybasic na base ay naghihiwalay sa mga hakbang.

Ang dissociation constant ay nagpapakilala sa proseso ng dissociation ng isang ibinigay na electrolyte sa isang naibigay na solvent, ngunit hindi nakasalalay sa konsentrasyon ng electrolyte at sa isang pare-parehong temperatura K d (C) =const. Malinaw, ang antas ng dissociation α ay mas malaki, mas mababa ang konsentrasyon, i.e. mas palabnawin ang solusyon.

Sa estado ng equilibrium, ang mga konsentrasyon ng K Z+ cation at A Z- anion ay magiging katumbas ng [K Z+ ] = [A Z- ] = α С, at ang konsentrasyon ng mga hindi magkakahiwalay na molekula [KA] = (С – αС) = С (1- α) na pinapalitan ang mga expression na ito sa equation para sa dissociation constant na nakukuha natin:

K d (C) \u003d α2× C

1-α- inilalarawan ng ekspresyong ito dilution (dilution) na batas ng Ostwald para sa mahinang electrolytes. Sa kaso kapag ang antas ng electrolyte dissociation α<<1, что имеет место при С ⁄К d (С) ≥100, величиной α по сравнению с 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном варианте К d (С) ≈ α 2 С.

Mga Salik na Nakakaapekto sa Pagbabago sa Equilibrium

1. Presyon(karaniwan para sa mga gas) . Ang pagtaas ng presyon ay naglilipat ng balanse patungo sa isang reaksyon na nagpapatuloy sa pagbaba sa bilang ng mga molekula ng gas, i.e. sa direksyon ng pagbaba ng presyon. Halimbawa, sa reaksyon 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 sa kaliwang bahagi ng equation mayroong 3 mga molekula ng gas, at sa kanan - 2, samakatuwid, sa pagtaas ng presyon, ang balanse ay lumilipat sa kanan.

2. Temperatura. Ang pagtaas ng temperatura ay nagbabago sa posisyon ng balanse patungo sa isang endothermic na reaksyon, isang pagbaba sa direksyon ng isang exothermic na reaksyon. Halimbawa, sa isang equilibrium system N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3, ∆H 0 = - 92 kJ, ang pagtaas ng temperatura ay humahantong sa isang pagbabago sa equilibrium patungo sa reverse (endothermic) na reaksyon, isang pagbaba sa direksyon ng direktang (exothermic) reaksyon.

3. Konsentrasyon. Ang pagtaas ng konsentrasyon ng mga panimulang materyales at pag-alis ng mga produkto mula sa reaction sphere ay naglilipat ng equilibrium patungo sa direktang reaksyon. Ang pagbawas sa konsentrasyon ng mga panimulang sangkap at pagtaas sa konsentrasyon ng mga produkto ng reaksyon ay naglilipat ng ekwilibriyo patungo sa reverse reaction. Halimbawa, sa reaksyong 2NO + O 2 ↔ 2NO 2, ang pagtaas ng konsentrasyon ng NO at O ​​2 o pagbaba sa konsentrasyon ng NO 2 ay humahantong sa pagbabago sa ekwilibriyo patungo sa direktang reaksyon. Ang pagtaas sa konsentrasyon ng NO 2 ay nasa direksyon ng reverse reaction.

Ang balanse ng proseso ng paglipat ng isang sangkap mula sa isang yugto patungo sa isa pa nang hindi binabago ang komposisyon ng kemikal tinawag phase ekwilibriyo. Halimbawa: Solid Liquid

Singaw ng likido

Para sa phase equilibrium, ang prinsipyo ng Le Chatelier ay sinusunod din. Alinsunod dito, habang tumataas ang temperatura, lumilipat ang equilibrium patungo sa isang endothermic na proseso, tulad ng pagtunaw o pagsingaw. Sa pagtaas ng presyon, ang equilibrium ay lumilipat patungo sa mga proseso kung saan ang isang gas o singaw ay nagiging likido o solidong estado.

Kabilang sa mga pinaka-pangkalahatang batas ng heterogenous equilibrium tuntunin ng yugto, Kung saan ang bilang ng mga antas ng kalayaan C, mga yugto F, mga independiyenteng sangkap K at mga panlabas na kondisyon n nakakaapekto sa ekwilibriyo, nauugnay sa kaugnayan

C + F = K + n

Phase- ito ay isang bahagi ng system, homogenous sa lahat ng mga punto nito sa kemikal na komposisyon at mga katangian at pinaghihiwalay mula sa lahat ng iba pang mga yugto ng system sa pamamagitan ng interface. Component ay isang chemically homogenous na bahagi ng isang substance na maaaring alisin sa system. Sa kaso ng phase equilibrium, ang bilang ng mga independiyenteng bahagi ay katumbas ng kabuuang bilang ng mga sangkap; sa kaso ng mga reaksiyong kemikal, ito ay ang kabuuang bilang ng mga sangkap na binawasan ang bilang ng mga reaksiyong kemikal na nagbubuklod sa mga sangkap na ito. Bilang ng antas ng kalayaan ay ang bilang ng mga panlabas na kundisyon na maaaring baguhin sa loob ng ilang partikular na limitasyon nang hindi binabago ang bilang at uri ng mga yugto.

Lektura bilang 8. MGA PANGKALAHATANG KATANGIAN NG MGA SOLUSYON

Solusyon – ito ay isang homogenous na sistema na binubuo ng dalawa o higit pang mga bahagi, ang mga relatibong halaga nito ay maaaring mag-iba sa isang malawak na hanay. Ang isang sangkap na kinuha nang labis at nagsisilbing isang daluyan kung saan nagaganap ang pagkalusaw ay tinatawag pantunaw. Ang sangkap na natutunaw ay tinatawag solute.

Solubility.Ang kakayahan ng isang sangkap na matunaw sa iba ay tinatawag solubility. Ang quantitative na katangian ng solubility ay salik ng solubility, na kung saan ay ipinahayag sa pamamagitan ng masa ng isang anhydrous substance na dissolves sa ilalim ng ibinigay na mga kondisyon sa 100 g ng solvent upang bumuo ng isang puspos na solusyon.

Ang solubility ay depende sa likas na katangian ng solute at solvent, temperatura at presyon (para sa mga gas):

1. Ang likas na katangian ng natunaw na sangkap.

Ang mga kristal na sangkap ay nahahati sa lubos na natutunaw (higit sa 1.0 g bawat 100 g ng tubig); matipid na natutunaw (0.1 g - 1.0 g bawat 100 g ng tubig); halos hindi matutunaw (mas mababa sa 0.1 g bawat 100 g ng tubig). Kung ang gas ay kemikal na nakikipag-ugnayan sa tubig, ang solubility nito ay mataas (HCl, NH 3, CO 2), kung hindi ito nakikipag-ugnayan, ang solubility ay bale-wala (O 2, H 2).

2. Kalikasan ng solvent

Kapag ang isang solusyon ay nabuo, ang mga bono sa pagitan ng mga particle ng bawat isa sa mga bahagi ay pinapalitan ng mga bono sa pagitan ng mga particle ng iba't ibang mga bahagi. Upang mabuo ang mga bagong bono, ang mga bahagi ng solusyon ay dapat magkaroon ng mga bono ng parehong uri, i.e. maging pareho ang kalikasan. Samakatuwid, ang mga ionic na sangkap ay natutunaw nang maayos sa mga polar solvent at hindi maganda sa mga non-polar, habang ang mga molekular na sangkap ay kabaligtaran.

3.Temperatura

Kung ∆H ng paglusaw< 0, то при увеличении температуры равновесие смещается влево и растворимость твердого вещества в воде уменьшается. Если ∆Н раств >0, pagkatapos habang tumataas ang temperatura, lumilipat ang ekwilibriyo sa kanan at tumataas ang solubility.

Ang solubility ng mga gas sa tubig ay isang exothermic na proseso, samakatuwid, na may pagtaas sa temperatura, ang solubility ng mga gas ay bumababa, at sa isang pagbaba, ito ay tumataas.

4. Presyon

Sa pagtaas ng presyon, ang solubility ng mga gas sa mga likido ay tumataas, at sa pagbaba ng presyon, bumababa ito.

Mga pamamaraan para sa pagpapahayag ng komposisyon ng mga solusyon. Ang isang mahalagang katangian ng anumang solusyon ay ang komposisyon nito, na tinutukoy ng dami ng solute at solvent. Ang ratio ng dami o masa ng isang sangkap na nakapaloob sa isang sistema sa dami o masa ng sistemang iyon ay tinatawag konsentrasyon.

Molar na konsentrasyon ng isang sangkap o molarity(na may V o M) - ang ratio ng dami ng solute sa dami ng solusyon:

kung saan ang m B ay ang masa ng sangkap, g; Ang МВ ay ang molar mass ng substance, g/mol; Ang V ay ang dami ng solusyon, l.

Molar na konsentrasyon ng mga katumbas na sangkap o pagiging normal((B) o n.) - ang ratio ng bilang ng mga katumbas ng isang solute sa dami ng solusyon:

, mol/l,

kung saan ang m B ay ang masa ng sangkap, g; Ang M e (V) ay ang molar mass ng mga katumbas ng substance, g/mol; Ang V ay ang dami ng solusyon, l.

Molar na konsentrasyon ng isang sangkap o molalidad(na may m (B)) - ang ratio ng dami ng solute sa masa ng solvent:

, mol/kg,

kung saan ang m B ay ang masa ng dissolved substance, g; m S ay ang masa ng solvent, g; Ang МВ ay ang molar mass ng solute, g/mol.

Mass fraction ng isang substance(ω) ay ang ratio ng masa ng natunaw na sangkap sa masa ng solusyon. Ang mass fraction ay ipinahayag sa mga fraction o porsyento:

,

kung saan ang m B ay ang masa ng dissolved substance, g; m ay ang masa ng solusyon, g.

Molar (molar) fraction ng isang substance(x B) - ang ratio ng halaga ng isang solute (o solvent) sa kabuuan ng mga halaga ng lahat ng mga sangkap na nakapaloob sa solusyon:

,

kung saan ang x B ay ang mole fraction ng dissolved substance, n B ay ang halaga ng dissolved substance; n S ay ang dami ng solvent.

,

kung saan ang x S ay ang mole fraction ng solvent, n B at n S ay ang mga halaga ng solute at solvent.

Pangkalahatang katangian ng mga solusyon. Ang mga dilute na solusyon ay nagpapakita ng isang bilang ng mga karaniwang katangian: osmotic pressure, pagyeyelo at pagkulo ng mga punto. Ang mga katangiang ito ay isinasaalang-alang sa ilalim ng pagpapalagay na ang solute at solvent molecules ay hindi nakikipag-ugnayan sa isa't isa (non-electrolyte solutions).

Ang unilateral diffusion ng solvent molecules sa pamamagitan ng semi-permeable partition ay tinatawag osmosis. Ang puwersa na nagdudulot ng osmosis ay tinatawag osmotic pressure. Ang magnitude ng osmotic pressure ay nakasalalay sa konsentrasyon ng solusyon at temperatura nito, ngunit hindi nakasalalay sa alinman sa likas na katangian ng solute o sa likas na katangian ng solvent. Ang pag-asa ng osmotic pressure sa temperatura at konsentrasyon ng solusyon ay ipinahayag bilang batas ni van't Hoff: π = c B RT,

kung saan ang π ay ang osmotic pressure ng solusyon, kPa; с В ay ang molar concentration nito, mol/l; R ay ang unibersal na gas constant; Ang T ay ang ganap na temperatura ng solusyon.

Sa isang naibigay na temperatura, ang saturation vapor pressure sa isang likido ay isang pare-parehong halaga. Kapag ang isang sangkap ay natunaw sa isang likido, ang presyon ng singaw ng likido ay bumababa. Sa dilute solution ng non-electrolytes sa pare-parehong temperatura, ang relatibong pagbaba sa presyon ng saturated vapor ng solvent sa solusyon ay katumbas ng molar fraction ng solute (Batas ni Raoult):

,

kung saan ang p 0 ay ang puspos na presyon ng singaw sa isang purong solvent; p ay ang presyon ng singaw sa solusyon; n B ay ang dami ng natunaw na sangkap; n S ay ang dami ng solvent.

Ang anumang likido ay kumukulo kapag ang vapor pressure nito ay naging katumbas ng atmospheric pressure. Dahil ang presyon ng singaw sa solusyon ay mas mababa kaysa sa presyon ng singaw sa solvent, upang ang solusyon ay kumulo, dapat itong painitin sa mas mataas na temperatura kaysa sa solvent.

Ang solusyon ay nagyeyelo kapag ang saturated vapor pressure nito ay naging katumbas ng saturated vapor pressure ng solid solvent, samakatuwid, ang isang mas mababang temperatura ay kinakailangan upang i-freeze ang solusyon kaysa sa solvent.

Ang pagtaas sa kumukulong punto (ΔTbp) at pagbaba sa pagyeyelo (∆Tbp) ng isang solusyon ay direktang proporsyonal sa molar na konsentrasyon ng solute (bunga ng batas ni Raoult):

∆T representante \u003d K T ​​​​∙ na may m (B); ∆T bp = E T ∙ c m (B),

kung saan ∆T zam - pagpapababa ng nagyeyelong punto; ∆T pigsa - pagtaas sa punto ng kumukulo; K T - cryoscopic pare-pareho; E T - ebullioscopic constant; Ang c m (B) ay ang molar na konsentrasyon ng solusyon.

Lektura bilang 9. MGA REAKSYON SA MGA SOLUSYON NG MGA ELECTROLYTES

mga electrolyte - Ito ay mga sangkap na ang mga solusyon at natutunaw ay nagsasagawa ng electric current.

Kapag ang mga electrolyte ay natunaw sa tubig, nabubulok sila sa mga ion. Ang pagkabulok ng mga molekula ng sangkap sa mga ion sa ilalim ng pagkilos ng mga molekulang polar na solvent tinawag electrolytic dissociation. mga ion ay sisingilin ang mga particle. May dalawang uri: positively charged - mga kasyon(Na +, Al 3+, NH 4 +) at negatibong sisingilin - mga anion(Cl ‾ , SO 4 2‾ , PO 4 3‾). Sa ilalim ng pagkilos ng isang electric current, ang mga cation ay lumipat sa isang negatibong sisingilin na elektrod (cathode), mga anion - sa isang positibong sisingilin na elektrod (anode).

Ang mga electrolyte ay kinabibilangan ng mga solusyon ng mga acid, salts at alkalis.

mga acid ay mga electrolyte na naghihiwalay sa mga solusyon upang bumuo ng mga hydrogen cation: HCN= H + + CN - .

Mga pundasyon- mga electrolyte na naghihiwalay sa mga solusyon sa pagbuo ng mga hydroxide ions: NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -.

May mga electrolyte na maaaring mag-dissociate bilang acid at bilang base, ang mga electrolyte ay tinatawag amphoteric, kabilang dito ang mga hydroxides ng amphoteric elements, pati na rin ang mga hydroxides ng mga metal na nasa intermediate oxidation state, halimbawa: Al (OH) 3, Zn (OH) 2, Cr (OH) 3 at marami pang iba. Ang dissociation ng natunaw na bahagi ng amphoteric hydroxide ng parehong uri ay maaaring katawanin ng sumusunod na pamamaraan: H + + RO - = ROH = R + + OH - . Sa isang saturated aqueous solution ng amphoteric hydroxide, ang mga ions H + , RO - , R + , OH - ay nasa equilibrium, samakatuwid ang amphoteric hydroxides ay nakikipag-ugnayan sa parehong mga acid at base. Kapag ang isang acid ay idinagdag, ang ekwilibriyo ay lumilipat patungo sa dissociation ayon sa uri ng base, kapag ang isang base ay idinagdag, ito ay lumilipat patungo sa dissociation ayon sa uri ng acid.

asin- mga electrolyte, na, kapag natunaw sa tubig, naghihiwalay, naghihiwalay ng mga positibong ion, maliban sa mga ion ng hydrogen at negatibo, maliban sa mga ion ng hydroxide.

Degree ng dissociation. Para sa isang quantitative na katangian ng proseso ng dissociation, ipinakilala ang konsepto ng antas ng dissociation. Degree ng dissociation (α) ay ang ratio ng bilang ng mga molekula na nabulok sa mga ion (n) sa kabuuang bilang ng mga natunaw na molekula (N). Ito ay ipinahayag sa mga fraction ng isang yunit o sa%.

α = n / N 0< α < 1 (или 0 < α < 100%)

Ang antas ng dissociation ay depende sa likas na katangian ng electrolyte, ang konsentrasyon at temperatura nito. Sa pamamagitan ng kanilang likas na katangian, ang lahat ng mga electrolyte ay nahahati sa malakas at mahina. Ang antas ng dissociation ng malakas na electrolytes α > 30%, mahina electrolytes - α< 3%.

Sa malalakas na electrolyte, halos lahat ng mga molekula ay naghihiwalay sa mga ion sa solusyon, habang sa mga mahihinang electrolyte, isang bahagi lamang ng mga molekula ang naghihiwalay sa mga ion. Ang malalakas na electrolyte ay kinabibilangan ng halos lahat ng mga asin, base ng alkali at alkaline earth na mga metal, at sa pinakamahalagang mga acid: HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4. Kabilang sa mga mahinang electrolyte ang halos lahat ng mga organic na acid (halimbawa, CH 3 COOH), mga inorganic na compound: H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3, HCN, HNO 2, HF, NH 4 OH, H 2 O.

pare-pareho ang dissociation. Sa mga solusyon ng mahinang electrolytes, ang proseso ng dissociation ay nagpapatuloy nang baligtad at ang batas ng mass action ay maaaring mailapat dito. Kaya, para sa proseso ng dissociation ng mahinang acetic acid CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + ang equilibrium constant ng proseso ng dissociation ay may anyo:

Ang equilibrium constant na tumutugma sa dissociation ng isang mahinang electrolyte ay tinatawagpare-pareho ang dissociation (K d). Ang dissociation constant ay nagpapahiwatig ng lakas ng molekula sa isang ibinigay na solusyon. Ang mas maliit na Kd, mas mahina ang electrolyte at, samakatuwid, mas matatag ang mga molekula nito. Halimbawa, ang boric acid H 3 BO 3, K d kung saan ay 5.8 ∙ 10 -10, ay isang mas mahinang electrolyte kaysa sa acetic acid, K d kung saan ay 1.8 ∙ 10 -5.

Ang pare-pareho at ang antas ng dissociation ay nauugnay sa kaugnayan ( Batas ng pagbabanto ni Ostwald):

Kung ang α ay makabuluhang mas mababa sa isa, maaari nating ipagpalagay na ang 1 - α ≈ 1. Kung gayon ang expression para sa batas ng pagbabanto ay pinasimple:

K \u003d α 2 ∙ kasama ang B, saan α \u003d

Ang huling kaugnayan ay nagpapakita na sa isang pagbawas sa konsentrasyon ng electrolyte na may B (i.e., sa pagbabanto ng solusyon), ang antas ng dissociation α ay tumataas.

Ang mga reaksyon sa mga solusyon sa electrolyte ay nagpapatuloy sa pagitan ng mga ion at hindi maibabalik kung ang mga namuo, mga gas, at mga mahinang electrolyte ay nabuo bilang resulta ng reaksyon. Karaniwan, ang mga naturang reaksyon ay inilalarawan gamit ang mga equation ng ion-molecular. Ang pag-ulan, mga gas at mahinang electrolyte ay nakasulat sa anyo ng mga molekula, mataas na natutunaw na malakas na electrolyte - sa anyo ng mga ions.

Isaalang-alang ang mga tipikal na variant ng mga reaksyon sa mga solusyon sa electrolyte:

a) 3АgNO 3 + FeCl 3 = Fe(NO 3) 3 + 3AgCl - molecular equation

3Ag + + 3NO 3 - + Fe 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl - kumpletong ionic equation

Ag + + Cl - = AgCl - pinababang ionic equation

b) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 - \u003d 2Na + + SO 4 2- + H 2 O + CO 2

2H + + CO 3 2- \u003d H 2 O + CO 2.

c) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O

H + + Cl - + Na + + OH - = N a + + Cl - + H 2 O

H + + OH - \u003d H 2 O

Kapag nag-compile ng mga ion-molecular equation, dapat tandaan na ang kabuuan ng mga electric charge sa kaliwang bahagi ay dapat na katumbas ng kabuuan ng mga electric charge sa kanang bahagi ng equation. Ang magkaparehong mga ion ay hindi kasama sa magkabilang panig ng equation.

Lecture number 10. REDOX REAKSYON

Mga reaksyon kung saan mayroong pagbabago sa mga estado ng oksihenasyon ng mga atomo ng mga elemento na bumubuo sa mga tumutugong compound, tinawag redox.

Katayuan ng oksihenasyon(S.O.) ay ang singil ng isang atom sa isang tambalan, na kinakalkula sa pag-aakalang ang tambalan ay binubuo ng mga ion. Ang pagpapasiya ng antas ng oksihenasyon ay isinasagawa gamit ang mga sumusunod na probisyon:

1. Ang antas ng oksihenasyon. elemento sa isang simpleng sangkap, halimbawa, sa Zn, H 2, Br 2, S, O 2, ay katumbas ng zero.

2. Ang estado ng oksihenasyon ng oxygen sa mga compound ay karaniwang -2. Ang mga pagbubukod ay ang mga peroxide H 2 +1 O 2 -1, Na 2 +1 O 2 -1 at O ​​+2 F 2.

3. Ang estado ng oksihenasyon ng hydrogen sa karamihan ng mga compound ay +1, maliban sa mga hydride na parang asin, halimbawa, Na +1 H -1.

4. Ang mga alkali metal (+1) ay may pare-parehong estado ng oksihenasyon; alkaline earth metals, beryllium at magnesium (+2); fluorine (–1).

5. Ang algebraic na kabuuan ng mga estado ng oksihenasyon ng mga elemento sa isang neutral na molekula ay zero, sa isang kumplikadong ion - ang singil ng ion.

Bilang halimbawa, kalkulahin natin ang estado ng oksihenasyon ng chromium sa K 2 Cr 2 O 7 compound. Una, ilagay natin ang estado ng oksihenasyon sa mga elementong iyon kung saan ito kilala. Sa aming halimbawa, ang potassium (+1) at oxygen (-2) ay may pare-parehong estado ng oksihenasyon. Ang estado ng oksihenasyon ng chromium ay tinutukoy ng X. Susunod, bumuo kami ng isang algebraic equation. Upang gawin ito, i-multiply namin ang index para sa bawat elemento sa pamamagitan ng estado ng oksihenasyon ng elementong ito, idagdag ang lahat at itinutumbas ang kanang bahagi sa zero:

K 2 +1 Cr 2 X O 7 –2 2∙(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6

Kaya, ang estado ng oksihenasyon ng chromium sa K 2 Cr 2 O 7 ay +6. Upang matukoy ang estado ng oksihenasyon ng isang elemento sa isang anion, halimbawa, nitrogen sa isang anion (NO 2) ‾, ginagawa namin nang eksakto ang parehong, tanging itinutumbas namin ang kanang bahagi sa singil ng ion, sa aming kaso -1

(N x O 2 ‾2) ‾ x + 2 (–2) = –1 x = + 3

Sa mga reaksiyong redox, ang mga electron ay inililipat mula sa isang atom, molekula, o ion patungo sa isa pa. Oksihenasyon – ang proseso ng pagbibigay ng mga electron ng isang atom, molekula, o ion, na sinamahan ng pagtaas ng antas ng oksihenasyon. Pagbawi – ang proseso ng pagdaragdag ng mga electron, na sinamahan ng pagbaba sa antas ng oksihenasyon.

Ang oksihenasyon at pagbabawas ay magkakaugnay na mga proseso na nagaganap nang sabay-sabay.

Solusyon tinatawag na homogenous system na binubuo ng ilang bahagi, i.e. nabuo mula sa dalawa o higit pang mga indibidwal na sangkap. Ayon kay Gibbs: solusyon ay isang yugto ng variable na komposisyon . Conventionally, ang komposisyon ng solusyon ay nahahati sa pantunaw(bahaging naroroon sa system sa medyo malaking halaga) at solute(iba pang mga bahagi). Ang solusyon ay perpekto, kung ang pagbuo nito ay hindi sinamahan ng pagbaba o pagtaas sa dami nito, pati na rin ang paglabas o pagsipsip ng init. Ang mga ideal na solusyon ay sumusunod sa batas ni Raoult (tingnan sa ibaba) sa lahat ng konsentrasyon at lahat ng temperatura. totoo ang mga solusyon dahil sa mga phenomena ng association, dissociation, solvation, atbp. ay walang mga katangiang nabanggit sa itaas. Ngunit sa isang estado ng malakas na pagbabanto, at kung sila ay nabuo sa pamamagitan ng mga sangkap na katulad sa komposisyon ng kemikal at pisikal na mga katangian, lumalapit sila sa mga perpekto, samakatuwid, ang mga batas ng dami na naglalarawan sa estado ng mga perpektong solusyon ay maaaring mailapat sa kanila na may ilang pagtatantya.

Isinasaalang-alang lamang natin dito ang mga solusyon kung saan ang solvent ay isang likido (madalas na tubig), at ang mga solute ay mga gas, likido o solids. Tambalan ang solusyon ay nailalarawan sa pamamagitan ng dami ng solute (substances) bawat yunit ng halaga ng solusyon o solvent.

Osmosis– kusang paggalaw ng mga solvent na molekula sa pamamagitan ng isang semi-permeable na lamad na naghihiwalay sa mga solusyon ng iba't ibang mga konsentrasyon mula sa isang solusyon ng isang mas mababang konsentrasyon sa isang solusyon ng isang mas mataas na konsentrasyon, na humahantong sa pagbabanto ng huli. Bilang isang semi-permeable na lamad, sa pamamagitan ng maliliit na butas kung saan ang maliliit na solvent na molekula lamang ang maaaring piliing dumaan at ang malalaki o natutunaw na mga molekula o ion ay nananatili, ang isang cellophane film ay kadalasang ginagamit - para sa mataas na molekular na timbang na mga sangkap, at para sa mababang molekular na timbang - isang pelikula. ng tansong ferrocyanide. Ang proseso ng paglilipat ng solvent (osmosis) ay mapipigilan kung ang isang panlabas na hydrostatic pressure ay inilapat sa isang solusyon na may mas mataas na konsentrasyon (sa mga kondisyon ng equilibrium ito ang tinatawag na osmotic pressure, isinasaad ng titik ). Upang kalkulahin ang halaga ng  sa mga solusyon ng mga non-electrolytes, ang empirical van't Hoff equation:

kung saan ang С ay ang molar concentration ng substance, mol/kg;

Ang R ay ang unibersal na gas constant, J/mol K.

Ang halaga ng osmotic pressure ay proporsyonal sa bilang ng mga molekula (sa pangkalahatang kaso, ang bilang ng mga particle) ng isa o higit pang mga sangkap na natunaw sa isang naibigay na dami ng solusyon, at hindi nakasalalay sa kanilang kalikasan at likas na katangian ng solvent. Sa mga solusyon ng malakas o mahina na electrolytes, ang kabuuang bilang ng mga indibidwal na particle ay tumataas dahil sa paghihiwalay ng mga molekula, samakatuwid, kinakailangan upang ipakilala ang naaangkop na koepisyent ng proporsyonalidad, na tinatawag na isotonic ratio.

=iCRT, (4.2)

saan ako – isotonic coefficient, na kinakalkula bilang ang ratio ng kabuuan ng mga bilang ng mga ion at hindi magkahiwalay na mga molekula ng electrolyte sa paunang bilang ng mga molekula ng sangkap na ito.

Kaya, kung ang antas ng electrolyte dissociation, i.e. ang ratio ng bilang ng mga molekula na nabubulok sa mga ion sa kabuuang bilang ng mga molekula ng solute ay  at ang molekula ng electrolyte ay nabubulok sa mga ion, pagkatapos ay ang isotonic coefficient ay kinakalkula tulad ng sumusunod:

i= 1 + (n– 1), ( i> 1). (4.3)

Para sa malakas na electrolytes, maaari nating kunin ang = 1 , pagkatapos i=n, at ang coefficient i (mas malaki rin sa 1) ay tinatawag osmotic coefficient.

Ang kababalaghan ng osmosis ay may malaking kahalagahan para sa mga organismo ng halaman at hayop, dahil ang mga lamad ng kanilang mga selula na may kaugnayan sa mga solusyon ng maraming mga sangkap ay may mga katangian ng isang semipermeable na lamad. Sa dalisay na tubig, ang cell ay bumubulusok nang malakas, sa ilang mga kaso hanggang sa pagkalagot ng shell, at sa mga solusyon na may mataas na konsentrasyon ng asin, sa kabaligtaran, ito ay bumababa sa laki at lumiliit dahil sa malaking pagkawala ng tubig. Samakatuwid, kapag nag-iingat ng pagkain, isang malaking halaga ng asin o asukal ang idinagdag sa kanila. Ang mga selula ng mga microorganism sa ganitong mga kondisyon ay nawawalan ng malaking halaga ng tubig at namamatay.

Tinitiyak ng osmotic pressure ang paggalaw ng tubig sa mga halaman dahil sa pagkakaiba ng osmotic pressure sa pagitan ng cell sap ng mga ugat ng halaman (5-20 bar) at ng solusyon sa lupa, na lalong natutunaw sa panahon ng patubig. Ang osmotic pressure ay nagdudulot ng pagtaas ng tubig mula sa mga ugat hanggang sa tuktok ng halaman. Kaya, ang mga selula ng dahon, na nawawalan ng tubig, ay osmotically sumisipsip nito mula sa mga stem cell, at ang huli ay kinukuha ito mula sa mga selula ng ugat.

Ang solubility ng mga gas sa mga likido nag-iiba sa isang malawak na hanay at nakasalalay hindi lamang sa likas na katangian ng gas at solvent, kundi pati na rin sa presyon at temperatura. Ang dami ng natunaw na gas ay proporsyonal sa presyon ng singaw nito sa solusyon ( Batas ni Henry). Ang solubility ng mga gas ay bumababa sa pagtaas ng temperatura at ang pagkakaroon ng iba pang mga sangkap sa solusyon.

Ang balanse sa pagitan ng likido at singaw ay pabago-bago - mayroong tuluy-tuloy na pagpapalitan ng mga molekula (mga partikulo) sa pagitan nila, at ang bilang ng mga molekulang ito na dumadaan sa unit interface ng parehong mga phase sa ilalim ng mga kondisyon ng balanse ay pareho (sa parehong direksyon).

Ayon kay Batas ni Raoult ang kamag-anak na pagbaba sa presyon ng singaw ng solvent (A) sa solusyon ay nakasalalay lamang sa maliit na bahagi ng nunal ng sangkap na natunaw sa likido (B), iyon ay, ito ay tinutukoy ng bilang ng mga particle ng sangkap B bawat yunit dami, ngunit hindi nakasalalay sa mga katangian ng solute:

kung saan ang N B ay ang mole fraction ng substance B sa solusyon, na tinutukoy ng formula

, (4.5)

kung saan ang n ay ang bilang ng mga moles ng sangkap;

ay ang presyon ng puspos na singaw sa isang purong solvent;

Ang P A ay ang presyon ng singaw ng solvent sa ibabaw ng solusyon (sa parehong temperatura).

Ang batas ni Raoult ay nagtataglay para sa mainam at mataas na dilute na solusyon.

P A =
(kapag T = const), (4.6)

kung saan ang N A ay ang mole fraction ng substance A sa solusyon, na tinutukoy ng formula

. (4.7)

Ang equation sa itaas (4.6) ay nagpapakita na ang presyon ng singaw ng solvent sa totoong solusyon ay direktang proporsyonal sa mole fraction ng solvent sa solusyon na ito.

Kapag nilulutas ang mga problema na nauugnay sa pagsingaw ng condensed phase ng isang purong sangkap, ang sumusunod na equation ay maaaring gamitin:

(4.8)

kung saan P 1 at P 2 - presyon ng singaw sa ganap na temperatura T 1 at T 2, ayon sa pagkakabanggit;

ay ang molar heat ng evaporation (vaporization), na itinuturing na pare-pareho sa isang naibigay na hanay ng temperatura;

R ay ang unibersal na gas constant.

likido mga pigsa sa temperatura kung saan ang presyon ng singaw ng saturation sa itaas nito ay umabot sa panlabas na presyon. Sa pagtaas ng konsentrasyon ng isang dissolved non-volatile substance sa loob nito, ang presyon ng singaw ng solvent sa ibabaw ng solusyon ay bumababa at ang solusyon ay kumukulo sa mas mataas na temperatura kaysa sa purong solvent. Ang pagtaas (pagbabago) ng punto ng kumukulo mula T 0 para sa purong solvent hanggang T para sa mga dilute na solusyon ay kinakalkula gamit ang sumusunod na equation:

T kip \u003d T - T o \u003d K e C m, in, (4.9)

kung saan ang T bale ay ang pagtaas sa kumukulong punto ng solusyon, K;

K e - ebullioscopic coefficient, K kg mol - 1;

Mula sa equation (4.9) makikita na K e =T kip. sa C m , B = 1 mol/kg. Ang pagtaas sa punto ng kumukulo ay depende sa konsentrasyon ng solusyon, i.e. sa bilang ng mga particle sa bawat dami ng yunit, ngunit hindi nakasalalay sa uri at katangian ng mga particle na ito.

Ang ebullioscopic coefficient ay nakasalalay lamang sa likas na katangian ng solvent at tinutukoy bilang mga sumusunod:

, (4.10)

kung saan ang M A ay ang molar mass ng solvent; g/mol;

Ang Н app ay ang molar heat ng vaporization ng isang purong solvent.

Dahil ang
, (4.11)

kung saan ang m B ay ang masa ng dissolved substance B, g;

m A ay ang masa ng solvent, g,

pagkatapos ay ang equation (4.9), na isinasaalang-alang ang equation (4.11), ay maaaring isulat:

. (4.12)

Ang resultang equation (4.12) ay maaaring gamitin upang matukoy ang hindi kilalang molar mass ng solute B mula sa nakitang eksperimental na halaga ng T bp.

Upang kalkulahin ang pagtaas sa punto ng kumukulo ng mga solusyon ng mahina o malakas na electrolytes, kinakailangang gamitin ang konsepto ng isotonic coefficient i, na ibinigay sa seksyon ng osmotic pressure (tingnan ang Equation 4.3). Pagkatapos ang equation (4.9) ay kumukuha ng sumusunod na anyo:

T kip \u003d K E i C m , V. (4.13)

Mga solusyon mag-freeze sa mas mababang temperatura kaysa sa purong solvent, na bunga ng pagbaba ng presyon ng singaw ng solvent sa solusyon. Para sa mga dilute na solusyon pagbaba ng temperaturanagyeyelo mula T 0 para sa isang purong solvent hanggang T para sa isang solusyon ay depende sa dami ng komposisyon ng solusyon:

T representante \u003d T 0 - T \u003d K hanggang C m, V, (4.14)

kung saan T deputy - pagpapababa ng nagyeyelong punto ng solusyon, K;

K k - cryoscopic coefficient, K kg mol - 1;

C m , B - molar na konsentrasyon ng sangkap B, mol / kg.

Mula sa equation (4.14) sumusunod na T zam \u003d K k sa C m, B \u003d 1 mol / kg at ang pagbaba sa nagyeyelong punto ng solusyon ay tinutukoy lamang ng bilang ng mga particle sa bawat dami ng yunit, ngunit ginagawa hindi nakasalalay sa likas na katangian ng mga particle na ito.

,(4.15)

kung saan ang M A ay ang molar mass ng solvent A, g/mol;

Ang Н pl ay ang molar heat ng pagsasanib ng isang purong solvent.

Kung ang masa ng solvent m A ay naglalaman ng masa ng solute B, kung gayon

,(4.16)

kung saan ang m B ay ang masa ng dissolved substance B, g;

Ang МВ ay ang molar mass ng dissolved substance В, g/mol;

Ang m A ay ang masa ng solvent, g.

Pagkatapos ang equation (4.14) ay maaaring isulat:

(4.17)

Ang equation (4.17) ay maaaring gamitin sa pang-eksperimentong pagtukoy at pagkalkula ng molar mass ng isang hindi kilalang substance sa pamamagitan ng pagpapababa ng freezing point ng solusyon nito sa isang kilalang solvent.

Kung ang dissolved substance ay nabubulok sa mga ion sa solusyon, kung gayon ang pagtaas sa bilang ng mga particle dahil sa paghihiwalay ng mga molekula nito ay isinasaalang-alang sa pamamagitan ng pagpapakilala ng isotonic coefficient i (tingnan ang equation 4.3):

T deputy \u003d K to i C m, V. (4.18)

Halimbawa

Ang isang may tubig na solusyon ng alkohol na naglalaman ng 0.17 g ng alkohol at 20 g ng tubig ay nagyeyelo sa temperatura na - 0.354 0 C. Kalkulahin ang molar mass ng alkohol kung ang cryoscopic coefficient para sa tubig ay 1.86 o C · kg · mol -1.

Solusyon

Upang malutas, ginagamit namin ang equation (1.60):

Sagot. M cn \u003d 46 g / mol.

Ang unang batas ni Konovalov(naaangkop para sa parehong perpekto at hindi-Raoult na mga solusyon): Ang saturated vapor sa isang equilibrium solution ng dalawang likido ay medyo mas mayaman sa bahaging iyon, ang pagdaragdag nito sa system ay nagpapataas ng kabuuang presyon ng singaw (o nagpapababa sa kumukulo). Samakatuwid, kapag ang solusyon ay sumingaw, ang singaw ay pinayaman ng isang mas pabagu-bago ng isip na bahagi, at ang likido ay pinayaman ng hindi gaanong pabagu-bago. Ang paraan ng paghihiwalay ng mga mixtures (pangunahin ang mga organic na likido) sa pamamagitan ng pagwawasto ay batay sa mga pagkakaiba sa mga komposisyon ng solusyon at ang singaw sa balanse kasama nito. Sa pamamagitan ng pag-uulit ng mga operasyon ng evaporation-condensation, maaaring makuha ang mga purong sangkap. Sa pagsasagawa, ito ay ipinatupad sa mga haligi ng paglilinis.

Para sa mga solusyon na makabuluhang lumilihis mula sa batas ni Raoult, ang mga kurba ng pag-asa ng presyon ng singaw sa solusyon sa komposisyon ng solusyon ay kadalasang may pinakamataas o pinakamababang punto. Sa matinding mga punto, ang komposisyon ng singaw ay tumutugma sa komposisyon ng likido(Ang pangalawang batas ni Konovalov). Ang ganitong mga mixtures ay tinatawag azeotropic, imposibleng paghiwalayin ang mga ito sa pamamagitan ng distillation (pagwawasto).

Para sa mga may malaking pagkakaiba sa kalikasan at sa kadahilanang ito, halos hindipaghahalo likido, ang presyon ng singaw ng bawat bahagi sa ibabaw ng pinaghalong ay katumbas ng presyon ng singaw ng purong sangkap. Pagkatapos ang kabuuang presyon ng singaw ay katumbas ng kabuuan ng mga puspos na presyon ng singaw ng parehong mga sangkap sa isang purong estado (sa parehong temperatura):

P = P A + P B. (4.19)

Gayunpaman, ang kumukulo na punto ng naturang halo ay mas mababa kaysa sa mga punto ng kumukulo ng bawat isa sa mga indibidwal na likido. Ang ari-arian na ito ay pinagsamantalahan para sa steam distillation sa pamamagitan ng pagbubula nito sa pamamagitan ng tubig na hindi nahahalo na likido at pagkatapos ay i-condensing ang mga effluent vapor. Ang steam distillation ay nagpapahintulot sa mataas na kumukulo na likido na ma-distill sa temperaturang mas mababa sa 100°C.

ako . Panimula.

Sa huling aralin, nagsulat ka ng c/r sa paksang "Mga pangunahing klase ng mga di-organikong sangkap". Ang mga resulta ng gawaing ito ay…

Sa ngayon, pinag-uusapan natin ang tungkol sa hiwalay, indibidwal na mga sangkap, ngayon ay lumipat tayo sa pagsasaalang-alang ng mga multicomponent system na binubuo ng 2 o higit pang mga sangkap.

Ang paksa ng ating aralin ngayon ay "Konsentrasyon ng mga solusyon" .- pagsulat ng paksa sa kuwaderno

II . Pagsubok ng kaalaman at paglalahat.

Magsimula tayo sa pagsagot sa mga sumusunod na tanong:

1 .Ano ang tinatawag na solusyon?

(Solusyon- ito ay isang homogenous na physico-chemical system, na binubuo ng 2 o higit pang mga bahagi (mga bahagi), ang mga kamag-anak na halaga nito ay maaaring mag-iba sa loob ng medyo malawak na saklaw.)

2. Bakit tinatawag nating isang homogenous at physicochemical system ang solusyon?

(homogenous, dahil lahat ng mga bahagi ay nasa parehong pinagsama-samang estado.)

3 .Ano?

(Ang mga solusyon ay solid, likido, gas. Ang mga halimbawa ng solidong solusyon ay mga metal na haluang metal, ang mga solusyon sa gas ay hangin).

Ang solusyon ay isang physicochemical system dahil

PERO) ang homogeneity ng mga solusyon ay ginagawa silang halos kapareho sa mga kemikal na compound;

B) ang pagpapakawala ng init sa panahon ng paglusaw ng ilang mga sangkap ay nagpapahiwatig din ng pakikipag-ugnayan ng kemikal sa pagitan ng solvent at ng solute.

AT) Ang pagkakaiba sa pagitan ng mga solusyon at mga compound ng kemikal ay ang komposisyon ng solusyon ay maaaring mag-iba sa isang malawak na hanay. Kapag natunaw, ang mga sangkap ay maaaring makakuha ng mga kemikal na katangian na hindi lilitaw nang paisa-isa.

G) bilang karagdagan, maraming mga katangian ng mga indibidwal na bahagi nito ay matatagpuan sa mga katangian ng solusyon, na hindi sinusunod sa kaso ng isang kemikal na tambalan.

Entry ng schema:

Mga solusyon

Mga Palatandaan Mga Palatandaan

pisikal na sistema kemikal na sistema

(mga pinaghalong mekanikal) (mga compound ng kemikal)

Pagbabago ng komposisyon - pagkakapareho ng komposisyon

Ang pagpapakita ng indibidwal - ang paglabas ng Q dahil sa

mga katangian ng mga bahagi ng pagkasira at pagbuo ng mga bono

Ang pagkakaiba-iba ng komposisyon ng mga solusyon ay naglalapit dito sa mga mekanikal. Kaya, ang mga solusyon ay sumasakop sa isang intermediate na posisyon sa pagitan ng mga mekanikal na mixture at mga kemikal na compound.

4. Anong mga sangkap ang tinatawag na solvents? O kung paano matukoy kung aling sangkap sa isang solusyon ang isang solvent, at alin ang isang solute?

(Solvent isaalang-alang ang bahaging iyon ng solusyon, na sa dalisay nitong anyo ay nasa parehong estado ng pagsasama-sama bilang resultang solusyon. Kung ang parehong mga sangkap ay nasa parehong estado ng pagsasama-sama bago ang paghahanda ng solusyon, kung gayon ang solvent ay itinuturing na sangkap na kinuha sa mas malaking halaga (halimbawa, alkohol at tubig).

5. Nalaman namin kung ano ang solusyon, solute at solvent. Ano ang proseso ng dissolution?

(Dissolution- ito ang proseso ng pare-parehong pamamahagi ng mga particle (molecules, ions) ng isang dissolved substance sa pagitan ng solvent molecules.

6. At tanging? Ang paglusaw ba ay humahantong sa pagkasira at pagbuo ng bono? Ipaliwanag.

(Oo, halimbawa, kapag ang isang kristal ay natunaw sa isang likido, ang mga sumusunod ay nangyayari: [p. 210 Glinka's textbook]).

Kapag ang isang kristal ay ipinakilala sa isang likido, ang mga indibidwal na molekula ay humihiwalay mula sa ibabaw nito. Ang huli, dahil sa pagsasabog, ay pantay na ipinamamahagi sa buong dami ng solvent. Ang paghihiwalay ng mga molekula mula sa ibabaw ng isang solidong katawan ay sanhi, sa isang banda, sa pamamagitan ng kanilang sariling mga paggalaw ng oscillatory, at, sa kabilang banda, sa pamamagitan ng pagkahumaling mula sa mga solvent na molekula. Ang prosesong ito ay kailangang magpatuloy hanggang sa kumpletong paglusaw ng anumang bilang ng mga kristal, kung ang kabaligtaran na proseso, ang pagkikristal, ay hindi nangyari nang sabay-sabay. Ang mga molekula na dumaan sa solusyon, na tumama sa ibabaw ng isang sangkap na hindi pa natutunaw, ay muling naaakit dito at naging bahagi ng mga kristal nito.

7. Sa palagay mo ba ay mayroong isang walang katapusang halaga ng isang sangkap na maaaring matunaw sa isang naibigay na temperatura?

(Hindi. Ang kakayahan ng isang substance na matunaw ay palaging limitado).

8 . At paano matukoy kung magkano ang isang sangkap ay maaaring matunaw para sa ibinigay na T, V?

(Ang dami ng isang substance na maaaring matunaw sa isang partikular na temperatura sa isang partikular na halaga ng solvent ay tinatawag na solubility.)

Mayroong ilang mga paraan upang ipahayag ang solubility:

g o nunal ng isang solute sa 1 dm 3 (1 l) na solusyon - g / dm 3 solusyon (g / l solution) o g in-va sa 100 g ng solvent - g / 100g solution, atbp.

Ang solubility ng iba't ibang mga sangkap sa tubig ay maaaring mag-iba nang malaki. Halimbawa, sa T = 25 C, ang solubility ng NaCl sa H 2 O ay 36 g sa 100 g ng H 2 O. Sa ilalim ng parehong mga kondisyon, ang solubility ng AgCl ay 0.00014 g lamang sa 100 g ng H 2 O.

9 . At kung susubukan nating matunaw ang 40 g ng NaCl sa 100 g ng H 2 O sa T \u003d 25 C?

(Hindi, hindi kami magtatagumpay, dahil ang bawat substance ay may sariling limitasyon sa solubility sa H 2 O. Sa ilalim ng mga kondisyong ito, 36 g lang ng NaCl ang natutunaw sa 100 g ng H 2 O, at 4 g ang mananatili sa anyo ng mga kristal. (namuo).

10. Ano ang pangalan ng isang solusyon kung saan ang isang sangkap ay hindi na natutunaw sa isang naibigay na temperatura?

(Saturated. Kung ang isang sangkap ay maaari pa ring matunaw sa isang ibinigay na solusyon, kung gayon ito ay tinatawag hindi puspos).

Mula sa sinabi, sinusundan iyon

III . Paliwanag ng bagong materyal.

Ang konsentrasyon ng isang sangkap sa isang puspos na solusyon ay katumbas ng solubility nito, ang konsentrasyon ng isang sangkap sa isang hindi puspos na solusyon ay palaging mas mababa kaysa sa halaga ng solubility.

Sa palagay mo ba ang solubility ng mga sangkap ay nakasalalay sa anumang mga kondisyon? Ipaliwanag.

(Oo. Ang solubility ng karamihan sa mga solid ay tumataas sa pagtaas ng temperatura. Para sa mga gas at likido, ito ay karaniwang kabaligtaran.

Ano ang mga diluted at concentrated na solusyon?

(Ang paghahati ng mga solusyon sa dilute at concentrated ay conditional. Halimbawa, ang concentrated sulfuric acid ay naglalaman ng 98% H 2 SO 4 at 2% H 2 O. Ang 40% na solusyon ng acid na ito ay itinuturing na dilute. Kasabay nito, concentrated Ang HCl solution ay naglalaman lamang ng 36% HCl... Conditionally dilute solutions ay maaaring ituring na mga solusyon sa 1 dm 3 (l) na naglalaman ng hindi hihigit sa 1 mol ng isang solute.

Ang malaking kahalagahan para sa kimika at teknolohiya ay ang mga pamamaraan ng dami ng pagpapahayag ng komposisyon ng mga solusyon. Kung saan tayo ngayon lumingon.

Mga pamamaraan para sa pagpapahayag ng dami ng komposisyon ng mga solusyon.

Ang mga halaga ng solute at solvent ay maaaring masukat sa iba't ibang mga yunit. Sa bagay na ito, may ilang mga paraan upang ipahayag ang komposisyon.

1. Mass fraction ng dissolved substance

Mass fraction w nagpapakita kung gaano karaming solute ang nilalaman sa 100 g ng solusyon.

Dapat tandaan na m r-ra \u003d m r.v-va + m r-la

Halimbawa: Ilang g ng asukal ang dapat matunaw sa 500 g ng tubig upang maghanda ng solusyon na may mass fraction na 5%?.

Solusyon: Tukuyin ang kinakailangang halaga ng asukal sa pamamagitan ng x, pagkatapos

m r.v-va \u003d x

m r-ra \u003d x + m H 2 O \u003d x + 500

2. Molar na konsentrasyon ng solusyon

Konsentrasyon ng molar C m nagpapakita ng dami ng solute? bawat nunal, na nakapaloob sa 1 dm 3 (1l) ng solusyon.

Ang pagkalkula ay isinasagawa ayon sa pormula:

Halimbawa: Ano ang molar concentration ng glucose solution sa 500 cm 3 na naglalaman ng 2 g ng glucose C 6 H 12 O 6?

Solusyon: Alalahanin na ang halaga ng isang sangkap ay kinakalkula bilang

Pagkatapos C m \u003d \u003d mol / dm 3.

Halimbawa: Ang mass fraction ng sucrose sa solusyon ay 10%. Ano ang molar na konsentrasyon ng sucrose kung ang density ng solusyon ay 1.1 g / cm3.

Solusyon: Hayaan ang V r-ra \u003d 1 dm 3 o 1l, pagkatapos ay ang 1 dm 3 ay may mass na 1100 g, at ang m sucrose ay katumbas ng:

x=110g; M (C 12 H 22 O 11) \u003d 342 g / mol,

pagkatapos C m \u003d \u003d 0.322 mol / dm 3

Sagot: 0.322mol / dm 3

3. Molar na konsentrasyon ng katumbas (normalidad).

Upang mas maunawaan ang kakanyahan ng pamamaraang ito, isaalang-alang ang ilang mga pangunahing konsepto.

Katumbas tinatawag na isang tunay o kondisyonal na particle na maaaring palitan, ikabit, palabasin o maging sa anumang iba pang paraan na katumbas ng isang hydrogen ion sa acid-base o ion-exchange na mga reaksyon o isang e sa oxidizing-recovery. mga reaksyon.

Halimbawa, ang katumbas ng potassium hydroxide at hydrochloric acid ay, ayon sa pagkakabanggit, isang molekula ng KOH at isang molekula ng HCl, sulfuric acid? H 2 SO 4 mga molekula

HCl+NaOH=NaCl+H 2 O

2HCl + Ca (OH) 2 \u003d CaCl 2 + 2H 2 O

3HCl + Al (OH) 3 \u003d AlCl 3 + 3H 2 O

Sa unang reaksyon, ang isang hydrogen ion ay katumbas ng isang molekula ng NaOH; sa pangalawang reaksyon, ang isang yln ng hydrogen ay katumbas ng isang conditional particle-kalahati ng Ca(OH) 2 molecule; sa ikatlong reaksyon, ang katumbas ay 1/3 ng Al(OH) 3 molecule.

Equivalence factor - isang numero na nagpapakita kung gaano karami ng tunay na particle X ang katumbas ng isang hydrogen ion sa isang ibinigay na acid-base reaction o isang electron sa isang ibinigay na redox reaction.

Ang equivalence factor ng substance X ay tinutukoy bilang f equiv (X).

Sa mga reaksyon sa itaas:

f equiv (NaOH)=1; f equiv (Ca(OH) 2 )=1/2; f equiv (Al(OH) 3 )=1/3.

Sa lahat ng kaso:

f eq (acid)=1/basicity;

f equiv (bases)=1/acidity;

f equiv ( salts)=1/bilang ng mga kasyon*valence Me);

f equiv (oxidizer)=1/bilang ng natanggap e

f eq (reductant) = 1 / bilang ng ibinigay na e.

Ang molar mass ng katumbas ng substance X ay:

Ang produkto ng equivalence factor ng substance X at ang molar mass nito.

M eq (X) \u003d f eq (X) * M (f) . Ibig sabihin,

M equiv (NaOH)=1*40=40g/mol;

M eq (Ca(OH) 2 )=1/2*74=37g/mol;

M eq (Al(OH) 3 )=1/3*78=g/mol.

Ang halaga ng katumbas na substance ay katumbas ng mass ng substance X na hinati sa molecular (molar) mass ng katumbas.

Halimbawa,

Molar concentration ng katumbas ng substance X (normality) Cn at ipinahayag sa mol-eq / dm 3.

Molar katumbas na konsentrasyon- ang ratio ng dami ng sangkap na katumbas ng dami ng solusyon.

Сн=, kung saan ang V ay ang volume sa dm 3

Halimbawa: 150 g ng tubig ay natunaw sa 1 dm 3 ng tubig. Ang density ng nagresultang solusyon ay 1.1 g/cm 3 . Tukuyin ang konsentrasyon ng molar ng katumbas (normalidad).

Solusyon: Mass ng resultang solusyon: 1000+150=1150g

V r-ra \u003d 1150 / 1.1 \u003d 1045 cm 3 \u003d 10.45 dm 3

Eq. ( H 2 SO 4 )=m. ( H 2 SO 4 )/M katumbas. (H2SO4)

Eq. ( H 2 SO 4 )=150/49=3.06 mol-eq.

Sa equiv. . (H2SO4)=? equiv. ( H 2 SO 4 ) / V \u003d 3.06 / 1.045 \u003d 2.93 mol-equiv / dm 3

Sagot: CH \u003d 2.93 mol-equiv / dm 3

3. Molalidad ng solusyon

Ang molality ng solusyon - ang halaga ng solute bawat 1 kg ng solvent.

Cm - pagtatalaga; ipinahayag sa mol/kg.

Сm=

Halimbawa: Ang mass fraction ng potassium hydroxide sa solusyon ay 10%. Kalkulahin ang molality ng solusyon.

Solusyon: Ang mass fraction na 10% ay nagpapahiwatig na ngunit bawat 90 g ng tubig ay nagkakahalaga ng 10 g ng KOH. Kalkulahin ang masa ng potassium hydroxide bawat 1 kg ng tubig.

10g ----- 90g ng tubig,

X g -------1000g ng tubig;

X \u003d 10000/90 \u003d 111g.

R.v-va \u003d 111 / 59g / mol \u003d 2 mol.

Cm \u003d 2 mol / 1 kg \u003d 2 mol / kg.

4. Bahagi ng nunal.

Fraction ng nunal ay ang ratio ng dami ng solute sa kabuuang halaga ng solute at solvent.

Ito ay tinutukoy bilang N r.v. \u003d

Bago ang gawain, kailangan mong sabihin na N r.v. + N r-la \u003d 1

Solusyon: Hanapin ang dami ng iodine at carbon tetrachloride sa solusyon na ito:

? (J 2) \u003d 20g / 254g / mol \u003d 0.079mol

? (СCl 4 )=500g/154g/mol=3.25mol

N (J 2 )=0.079/(0.079+3.25)=0.024

N (CCl 4 )=1-0.024=0.976

Sagot: 0.024; 0.976.

6. Pamagat.

Titer ay ang bilang ng mga gramo ng isang solute na nakapaloob sa 1 ml ng isang solusyon, i.e.

D/z: Lutasin ang mga problema:

1.1.33 g ng aluminum chloride ay natunaw sa 200 cm 3 ng tubig. Ang density ng nagresultang solusyon ay 1.05 g/cm 3 . Kalkulahin ang solute mass fraction, molar concentration, molality, molar equivalent concentration, mole fractions ng aluminum chloride at tubig.

2. Mga Gawain ng Glinka "Mga problema at pagsasanay sa pangkalahatang kimika" p.103 Blg. 391-398,408,413,418,414,424,428.