Natura gazului. În condiții obișnuite, un volum, de exemplu apă, poate dizolva 0,02 volume de hidrogen, 0,05 volume de oxigen, 400 de volume de acid clorhidric sau 700 de volume de amoniac. În lichide, este mai bine să se dizolve gazul care are un punct de fierbere mai mare.
Natura solventului. Marea majoritate a gazelor, care sunt molecule nepolare (H2. O2. N2, etc.), Dizolvat într-un pic solvenți polari (de exemplu, organice) este mai bună decât în apă.
Temperatura. Când este încălzit, solubilitatea gazelor în lichide, de regulă, scade. Încălzirea lichidelor reușește, de obicei, să le elibereze din gazele dizolvate (adică degazare). Cu temperatură în creștere, solubilitatea în lichid a acelor gaze pentru care procesul de dizolvare este însoțit de eliberarea căldurii scade. Dizolvarea gazelor în lichide organice este adesea însoțită de absorbția căldurii; în astfel de cazuri, solubilitatea gazului crește odată cu creșterea temperaturii.
Presiune. Dependența solubilității gazelor la presiune exprimă legea solubilității gazelor (Henry [30], 1803): solubilitatea unui gaz într-un lichid este direct proporțională cu presiunea parțială:
unde pB este presiunea parțială a gazului. Pe suprafața soluției sale, Pa;
KG este o constantă a proporționalității (constanta lui Henry). Pa;
xB este fracția molară a gazului dizolvat.
Scăderea presiunii parțiale a gazului conduce la o scădere a solubilității sale. Exemplu - apa carbonatată standard care este gătit sub presiune crescută de dioxid de carbon din soluția apoasă saturată de: la contactul cu aerul (în care presiunea parțială a CO2 este de numai 0,2 mm Hg.) Dizolvat începe de bioxid de carbon să se separe rapid..
Legea solubilității în gaz este valabilă numai pentru soluțiile suficient diluate, la presiuni relativ scăzute și absența interacțiunii chimice dintre moleculele de gaz dizolvat și solvent (sau unul cu celălalt).
Solubilitatea lichidelor în lichide
• solubilitate mutuală nerestricționată sau miscibilitate
(toluen - benzen, alcool etilic - apă).
• solubilitate mutuală limitată (apă - dietil eter,
• practic insolubilitate (mercur-apă);
Dacă lichidul se dizolvă unul în celălalt este limitat, atunci formarea a două faze lichide, faza de densitate mai mare (benzină saturate dizolvat în apă), va fi în stratul inferior, iar faza de densitate mai mică (soluție de apă saturată în benzină) - în stratul superior. Când nagrevaniirastvorimost lichide în lichide crește deseori și poate veni un timp (la temperatura critică de dizolvare), atunci când faza de separație dispare și formează o singură fază lichidă (E. Două fluid vayutsya adică. Ridicol în orice proporții).
Fluidele de dizolvare reciprocă în mod normal nu este însoțită de o modificare semnificativă a volumului și, prin urmare, depinde de presiunea mică, crescând semnificativ numai la presiuni foarte mari (de ordinul a mii de atmosfere sau 10, Aug. Pa).
Solubilitatea solidelor în lichide
Există o diviziune convențională a substanțelor prin solubilitatea lor într-un solvent specific, la o temperatură specifică în mod substanțial insolubil (mai puțin de 0,1 g la 100 g solvent, sau mai mic de 0,001 mol / l), ușor solubil (de la 0,1 până la 1 g per 100 g solvent, sau 0,001-0,1 mol / l) și substanțe foarte solubile (mai mult de 1 g în 100 g solvent sau mai mult de 0,1 moli / litru) (a se vedea anexa 2). Pe măsură ce crește temperatura, solubilitatea solidelor în lichide, ca regulă, crește.
Când se dizolvă solide în apă, volumul sistemului se modifică nesemnificativ, astfel încât solubilitatea lor este practic independentă de presiune.
Soluția ideală este o soluție formată ca o simplă "fizică" amestecare a componentelor în absența interacțiunilor lor chimice. Formarea unei astfel de soluții nu este însoțită de un efect termic și de o schimbare a volumului (# 8710; V = 0, # 8710; H = 0). Deși soluțiile nu posedă proprietățile soluțiilor ideale, comportamentul multora dintre ele este descris în mod satisfăcător de acest model.
6.6. REGULARITĂȚI DE COMPORTARE A SOLUȚIILOR:
Presiunea de vapori deasupra soluției. La această temperatură, presiunea saturată a vaporilor pe fiecare lichid este constantă. Când se dizolvă într-un lichid dintr-o substanță nevolatilă, presiunea saturată de vapori a acestui lichid scade. Astfel, presiunea vaporilor saturați ai solventului deasupra soluției de substanță netrolatilă este întotdeauna mai mică decât peste solventul (individual) pur la aceeași temperatură. Diferența dintre aceste cantități se numește scăderea presiunii de vapori a solventului peste soluție (sau scăderea presiunii vaporilor soluției). Raportul dintre mărimea acestei descreșteri și presiunea vaporilor saturați ai solventului peste un solvent pur se numește scăderea relativă a presiunii vaporilor de solvent peste soluție:
unde po este presiunea vaporilor saturați ai solventului față de solventul pur;
p este presiunea de vapori saturată a solventului deasupra soluției.
fizician franceză Raul [31] în 1887 a stabilit o lege care leagă scăderea presiunii vaporilor de solvenți de mai sus soluții diluate ale concentrațiilor non-electroliți: scăderea unei presiuni relative a vaporilor saturați deasupra soluției este egală cu fracția molară a substanței dizolvate. Expresia matematică a legii lui Raoult:
unde xB este fracția molară a substanței dizolvate B.
Fenomenul soluției de reducere a presiunii de vapori saturați rezultă din principiul Le Chatelier [32]: Dacă sistemul este în echilibru, influența din exterior prin schimbarea unui parametru, echilibrul se va deplasa într-o direcție care ajută la restabilirea echilibrului.
Imaginați-vă un echilibru între un lichid, de exemplu apa și vaporii lui. Acest echilibru, care corespunde unei anumite presiuni saturate de vapori, poate fi exprimat prin ecuație
Dacă acum dizolvați o parte din substanță în apă, concentrația de molecule de apă din lichid va cădea în jos și procesul care o va crește va merge - condensarea vaporilor. Se va stabili un nou echilibru la o presiune de vapori saturată mai scăzută.
Soluții de congelare și fierbere. Substanțele pure (individuale) sunt caracterizate prin temperaturi de tranziție strict definite de la o stare agregată la alta (punctul de fierbere, punctul de topire al topirii sau cristalizării). La presiunea atmosferică normală (101.325 kPa), tinuta și topirea cu apă sunt egale cu 0 și respectiv 100 ° C.
Prezența substanței dizolvate ridică punctul de fierbere și scade punctul de îngheț al solventului și cu atât mai puternic cu cât soluția este mai concentrată. În cele mai multe cazuri, soluția cristalizează (când se îngheață) sau scade (fierbește) numai solventul, astfel încât concentrația soluției crește în timpul congelației sau la fierbere. Aceasta, la rândul său, duce la o creștere și mai mare a punctului de fierbere și la scăderea punctului de congelare. Astfel, soluția cristalizează și nu fierbe la o anumită temperatură, dar la un anumit interval de temperatură. Temperatura la care începe cristalizarea și punctul de fierbere al soluției începe să se numească punctul său de congelare și punctul de fierbere.
Diferența dintre punctul de fierbere al soluției și solventul pur se numește creșterea punctului de fierbere al soluției (# 8710; tcp). Diferența dintre punctul de îngheț al unui solvent pur și o soluție se numește o scădere a punctului de congelare a soluției (# 8710; tzam). Denotând - punctele de congelare și de fierbere ale unui solvent pur, a - punctele de cristalizare și de fierbere ale soluției, avem:
Orice lichid începe să fiarbă la temperatura la care presiunea vaporilor saturați atinge valoarea presiunii exterioare. De exemplu, apa la 101,325 kPa se fierbe la 100 ° C, deoarece la această temperatură presiunea vaporilor de apă este exact 101,325 kPa. Dacă dizolvați o substanță netvolatilă în apă, presiunea vaporilor acesteia va scădea. Pentru a aduce presiunea de vapori a soluției rezultate la 101,325 kPa, este necesară încălzirea soluției peste 100 ° C. Prin urmare, punctul de fierbere al soluției este întotdeauna mai mare decât punctul de fierbere al solventului pur.
Cristalizarea este legată de cantitatea de eliberare de căldură egală cu căldura de fuziune, și pentru lichide pure, care curge la o temperatură constantă, cu temperatura de cristalizare este temperatura de topire Tm este determinată din ecuația .Poslednyaya Clapeyron [33] -Klauziusa [34]:
unde p este presiunea;
vw și vтв - volum specific de fază lichidă și, respectiv, solidă;
Lpl este căldura specifică de fuziune (tranziție de fază).
Creșterea punctului de fierbere și scăderea punctului de îngheț al soluțiilor corespund principiului Le Chatelier. Trebuie să existe un echilibru între faza solidă și cea lichidă, de exemplu, echilibrul lichid-apă-gheață la 0 ° C. Aceasta poate fi exprimată prin ecuație
Dacă dizolvați o parte din substanță în apă, concentrația de molecule de apă în lichid va cădea în jos și procesul care o va crește va merge - topirea gheții. Pentru a stabili un nou echilibru, este necesară scăderea temperaturii.
F. Raul în anii 1882-1888. a stabilit că, pentru soluțiile diluate de non-electroliți, creșterea punctului de fierbere și scăderea punctului de congelare sunt proporționale cu concentrația soluției:
unde c este concentrația molară (molitatea);
E și K sunt constante ebullioscopice [35] și crioscopice [36]
Depinde numai de natura solventului. dar nu prin natură
Pentru apă, constanta crioscopică Kravna 1,85 ebullioskopicheskaya constantă E este 0,52. Pentru benzen C6H6 K = 5,1. E = 2,57; pentru acid acetic CH3COOH K = 3,9. E = 3,07.
Metodele ebullioscopice și crioscopice pentru determinarea masei moleculare a substanțelor se bazează pe măsurarea temperaturilor de fierbere și de congelare ale soluțiilor.
Legea Raoult se referă la soluții ideale diluate infinit, aplicarea sa la soluții reale este limitată într-o măsură mai mare, cu atât mai mare este concentrarea lor.
Diffusion. Soluția este un sistem omogen (omogen). Particulele substanței dizolvate și ale solventului sunt în mișcare termică aleatorie și sunt distribuite uniform pe întregul volum al soluției. Dacă sunt introduse într-o soluție concentrată cilindru a unei substanțe, cum ar fi zahăr și turnat cu grijă deasupra un strat de soluție de zahăr diluat, zahărul și apa să fie mai întâi inegal distribuite în soluția vrac. Cu toate acestea, după un timp, moleculele de zahăr și apă sunt din nou distribuite uniform pe întregul volum al lichidului. Acest lucru se datorează faptului că moleculele de zahăr, care se mișcă aleatoriu, penetrează atât din soluția concentrată până la soluția diluată, cât și în direcția opusă; dar în același timp pentru o perioadă mai lungă de timp, mai multe molecule de zahăr trec de la soluția mai concentrată în soluția mai puțin concentrată decât din soluția diluată până la soluția concentrată. În mod similar, moleculele de apă se mișcă în direcții diferite, dar mai multe molecule de apă trec din soluția diluată, mai bogată în apă, la soluția concentrată decât în același timp se transferă în direcția opusă. Astfel, există o mișcare de direcție a zahărului din soluția concentrată în soluția diluată și apa - de la soluția diluată până la soluția concentrată. Fiecare substanță este transferată aici, unde concentrația acesteia este mai mică. Un astfel de proces spontan de mutare a unei substanțe, care conduce la o egalizare a concentrației sale, se numește difuzie.
În timpul difuziei, o anumită ordine inițială în distribuția de substanțe (concentrația ridicată de materie într-o parte a sistemului și scăzută în altă parte) este înlocuită de o tulburare completă a distribuției lor.
Difuzia poate fi observată dacă se toarnă o soluție colorată în cilindrul din sticlă, de exemplu o soluție de KMnO4. și cu atenție de sus pentru a preveni agitarea, adăugați apă. La început, o margine ascuțită va fi vizibilă, dar treptat va fi neclară; După o perioadă de timp, substanța dizolvată va fi distribuită uniform pe întregul volum al soluției și tot lichidul va avea aceeași culoare.
În exemplul considerat, particulele solventului și substanța dizolvată difuzează în direcții opuse. Un astfel de caz se numește difuzie contra-curgere sau bidirecțională. În caz contrar, va fi cazul dacă o divizare semipermeabilă este plasată între cele două soluții, prin care poate trece solventul și substanța dizolvată nu este. De exemplu, dacă un cilindru poros impregnat argilă soluție de sulfat de cupru preparată din sulfat de cupru și apoi se scufundă într-o soluție de hexacianoferat (II) de potasiu, porii hexacianoferat cilindru settle cupru:
Cilindrul de lut astfel tratat are proprietățile unei pereți despărțitori semipermeabili; Moleculele de apă pot trece prin pereții săi, dar pentru particulele unei substanțe dizolvate, acestea sunt impenetrabile.
Dacă vărsați o soluție de substanță, cum ar fi zahărul, într-un astfel de cilindru și puneți cilindrul în apă, nivelarea concentrației va apărea numai datorită mișcării moleculelor de apă. Acestea din urmă într-un număr mai mare difuzează în soluție decât înapoi, astfel încât volumul soluției va crește treptat, iar concentrația de zahăr va scădea. O astfel de difuzie unilaterală printr-o partiție semipermeabilă se numește osmoză.
Rolul osmozelor în viața animalelor și a plantelor. Scoitele de celule sunt ușor permeabile la apă, dar sunt aproape impermeabile la substanțele dizolvate în fluidul intracelular. Străpungerea in celule, apa creează o presiune pozitivă în ele, care este ușor întinde membrana celulelor și le menține într-o stare tensionată, astfel încât acele organe ale plantei, cum ar fi iarba tulpini, frunze, petale de flori, sunt rezistente. Daca planta este taiata, cantitatea de apă din cauza evaporării lichidelor intracelulare este redusă, se încadrează celulele coajă deveni flasc - greabăn plante. Dacă planta începe să se umfle, începe osmoza. Membranele celulare sunt din nou tensionate, iar planta preia forma sa veche.
Osmoza este unul dintre motivele pentru creșterea apei de-a lungul tulpinii plantelor, alimentația celulelor și multe alte fenomene.
În cazul în eritrocite plasate (celulele roșii din sânge) în apa de la robinet, ele spargere, deoarece concentrația de sare din interiorul celulelor roșii din sânge este semnificativă în comparație cu apa, unde acestea sunt practic absente. Datorită osmozelor, apa intră în celule și le rupe. Prin urmare, medicamentele pentru administrare intravenoasă nu se prepară pe apă pură, ci pe o soluție salină specială (fiziologică) de NaCl.
Presiunea osmotică (p) este presiunea internă a substanței dizolvate, egală numeric cu presiunea externă care trebuie aplicată pentru stoparea osmozelor; depinde de temperatură și concentrație, dar nu depinde de natura substanței dizolvate, nici de natura solventului. Această dependență Van't Hoff [38] (1886) a comparat comportamentul unui gaz ideal:
unde p este presiunea osmotică a soluției, kPa;
c este concentrația molară a soluției (molaritate), mol / l;
R este constanta de gaz molar, 8,314 J / (mol # 8729; K);
T este temperatura termodinamică absolută a soluției.
Ecuația care descrie legea Van Hoff permite determinarea masei moleculare (și, prin urmare, a masei moleculare relative) a substanței dizolvate din presiunea osmotică a soluției:
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: