Procesul de formare a soluției - dizolvarea - constă în distrugerea interacțiunii dintre moleculele substanțelor individuale și formarea de legături intermoleculare noi între componentele soluției.
Cantitatea de căldură absorbită sau eliberată prin dizolvarea unui mol de substanță într-un exces de solvent se numește căldura de dizolvare a acestei substanțe.
Formarea soluției este un proces spontan, însoțit de o scădere a energiei Gibbs libere (DG o raster):
Semnul schimbării entropiei de dizolvare (DS a plantei) depinde de gradul de schimbare a ordinii în sistem înainte și după dizolvare. Când gazele se dizolvă în lichid, entropia sistemului scade, iar entalpia crește, astfel încât dizolvarea gazelor scade odată cu creșterea temperaturii.
Semnul schimbării entalpiei sistemului în timpul dizolvării (DH al plantei) este determinat de suma efectelor termice ale tuturor proceselor care însoțesc dizolvarea. Atunci când se dizolvă un solid, rețeaua sa de cristal este distrusă, iar particulele de materie sunt distribuite uniform pe întregul volum al soluției. Acest proces necesită consumul de energie, prin urmare, DH> kp> 0. În același timp, procesul de interacțiune a particulelor substanței dizolvate cu apă cu formarea de hidrați, însoțită de eliberarea căldurii (DH de hidra <0).
Efectul termic general al dizolvării unui solid (DH pe o plantă) este determinat de raportul dintre efectele termice ale acestor procese și poate fi fie pozitiv sau negativ, fie egal cu zero, ca atunci când dizolvarea zahărului în apă.
Dizolvarea lichidelor și a gazelor în majoritatea cazurilor este însoțită de eliberarea unei cantități mici de căldură și, în conformitate cu principiul Le Chatelier, solubilitatea acestora scade odată cu scăderea temperaturii.
În prepararea unei soluții a unei substanțe, moleculele substanței dizolvate trec în mod continuu în soluție și, datorită difuziei, sunt distribuite uniform pe tot volumul solventului. Moleculele substanței dizolvate care au intrat în soluție, lovind suprafața substanței care nu sa dizolvat încă, intră din nou în compoziția sa. Pe măsură ce concentrația soluției crește, rata de formare a unui solid crește. Atunci când vitezele acestor procese sunt egale, echilibrul este stabilit în sistem (DG о о ра = 0):
substanță nedizolvată "în soluție,
în timp ce numărul de molecule ale substanței dizolvate care intră în soluție și o lasă într-o unitate de timp devine egală.
Soluția de concentrație maximă, care la o anumită temperatură poate rămâne în mod nedefinit în echilibru cu un exces de substanță dizolvată, se numește saturație.
Concentrația unei soluții saturate se numește solubilitate.
Solubilitatea este exprimată prin numărul de grame de substanță dizolvată conținute în 100 grame de solvent sau prin numărul de moli de substanță dizolvată conținute în 1 litru de soluție.
O soluție a cărei concentrație la o temperatură dată este mai mică decât saturația este numită nesaturată.
Solubilitatea solidelor (de exemplu, sărurile), ca regulă, scade odată cu scăderea temperaturii. Dacă soluția saturată este răcită încet, se poate obține o soluție suprasaturată. și anume o soluție a cărei concentrație este mai mare decât solubilitatea substanței la o temperatură dată. Soluțiile suprasaturate sunt instabile (DG o pore> 0) și trec spontan sau cu acțiune externă (tremurând, intră în cristale) într-o stare de echilibru (DG о о ра = 0). În acest caz, se precipită excesul de substanță dizolvată.
Concentrația soluției este cantitatea de substanță dizolvată conținută într-o anumită cantitate sau într-un anumit volum de soluție sau solvent.
În chimie, următoarele modalități de exprimare a concentrației sunt cele mai utile.
Procentaj de concentrare. Afișează numărul de grame de substanță dizolvată conținută în 100 g de soluție. De exemplu, o soluție apoasă de 15% de sare este o soluție, în 100 g din care sunt conținute 15 g de sare și 85 g de apă.
Concentrația molară (molaritate). Afișează numărul de molecule de substanță dizolvată conținute în 1 litru de soluție, notată cu mol / l sau formula substanței închise în paranteze pătrate. De exemplu, [NaOH] = 2 mol / l este o soluție care conține 2 moli (sau 80 g) de hidroxid de sodiu într-un litru de soluție.
Concentrația molară a echivalenților. Afișează numărul de moli de echivalenți ai substanței dizolvate conținute în 1 litru de soluție, indicată prin Sek. De exemplu, Sack H2 SO4 = 0,1 mol eq / l este o soluție de H2SO4. conținând 0,1 echivalenți de moli de acid sulfuric (sau 4,9 g) în 1 litru de soluție.
Echivalentul (indicat prin litera E) este o particulă reală sau condiționată a unei substanțe care poate înlocui, atașa, elibera sau poate fi echivalentă cu un ion de hidrogen în reacții bazate pe aciditate sau schimb ionic sau un electron în reacții redox.
Echivalentul acid este egal cu masa molară a acidului împărțită prin bazicitatea sa, i. E. pe numărul de atomi de hidrogen dintr-o moleculă de acid care poate fi înlocuită cu un metal.
Echivalentul bazei este egal cu masa molară a bazei împărțită la valența metalului.
Echivalentul oxidului este egal cu masa molară a oxidului împărțită prin produsul numărului de atomi ai elementului care formează molecula și valența acestui element.
Sarea echivalentă este egală cu masa molară de sare împărțită la produsul valenței metalului și numărul de atomi de metal din molecula sa.
mol eq. H2SO4 (M = 98 g / mol) este egal cu
mol eq. Ca (OH) 2 (M = 74 g / mol) este egal cu
mol eq. Al2O3 (M = 102 g / mol) este egal cu
Soluțiile cu o concentrație molară de echivalenți sunt utilizate pe scară largă în reacțiile dintre substanțele dizolvate. Folosind această concentrație, este ușor să se calculeze în avans în ce proporții de volum substanțele dizolvate trebuie amestecate pentru ca aceștia să reacționeze fără reziduuri. Conform legii echivalente, cantitățile de substanțe care reacționează sunt proporționale cu echivalentele lor:
Prin urmare, pentru reacție, este întotdeauna necesar să se ia astfel de volume de soluții care să conțină același număr de moli de echivalenți de substanțe dizolvate. La aceeași concentrație molară de soluții, volumele substanțelor reactive sunt proporționale cu Cex. Dacă volumele soluțiilor petrecute pe reacție sunt notate cu V1 și V2. și concentrațiile lor de echivalență molară prin Seq.1 și Seq.2. atunci relația dintre aceste cantități va fi exprimată prin raportul:
și anume volumele de substanțe reactive sunt invers proporționale cu concentrațiile molare ale echivalenților lor.
Pe baza acestor dependențe, este posibilă nu numai calcularea volumelor de soluții necesare pentru realizarea reacțiilor, ci și determinarea concentrațiilor acestora în ceea ce privește volumul soluțiilor utilizate pentru reacție.
Titrul. Afișează cantitatea de grame de substanță dizolvată conținută în 1 ml de soluție. Denumită prin litera T.
Cunoscând titrul soluției, este ușor să se calculeze concentrația molară a echivalentului și viceversa:
Concentrația de molaritate (molitatea). Afișează numărul de moli de substanță dizolvată conținută în 1000 g de solvent, notată cu Cm:
unde m este cantitatea de substanță dizolvată, - cantitatea de solvent, g; M este masa molară a substanței dizolvate, g / mol.
Fiecare lichid la o anumită temperatură corespunde unei anumite presiuni de vapori saturate p0. Cu creșterea temperaturii, p0 crește. Când se dizolvă într-un lichid din orice substanță netroată, presiunea vaporilor saturați ai solventului deasupra soluției devine mai mică decât peste un solvent pur la aceeași temperatură. Mai mult, scăderea presiunii este proporțională cu concentrația soluției.
Scăderea relativă a presiunii vaporilor saturați ai solventului deasupra soluției este egală cu fracția molară a substanței dizolvate (legea lui Raoult):
unde p0 este presiunea de vapori saturată peste un solvent pur;
p este presiunea de vapori saturată a solventului deasupra soluției; N este fracția molară a substanței dizolvate; n1 este numărul de moli de substanță dizolvată; n2 este numărul de moli de solvent.
Fracția molară (Ni) este raportul dintre numărul de moli ai substanței date (ni) și suma numărului de moli din toate substanțele (inclusiv solventul) din soluție:
Reducerea presiunii vaporilor saturați ai solventului asupra unei soluții de substanță netrolatilă conduce la o creștere a punctului de fierbere și la o scădere a punctului de îngheț al soluției în comparație cu solventul pur.
Potrivit legii lui Raoult, presiunea vaporilor de apă asupra soluției apoase este mai mică decât peste apă.
Punctul de fierbere al lichidului este temperatura la care presiunea vaporilor saturați atinge presiunea atmosferică; pentru apă este 100 ° C (la o presiune de 101,3 kPa sau 1,013 # 8729; 10 5 N / m 2). Deoarece presiunea saturată a vaporilor de solvent este deasupra soluției, pentru ca soluția să fiarbă, trebuie încălzită la o temperatură mai mare decât solventul pur.
Consecințele legii lui Raoult
1. Reducerea temperaturii de congelare DTsam și creșterea punctului de fierbere DT al soluției de non-electroliți sunt direct proporționale cu cantitatea de substanță dizolvată într-o anumită cantitate de solvent.
2. Echimolar (care conține același număr de moli echivalenți ai unei substanțe), cantitățile de substanțe dizolvate, dizolvate în aceeași cantitate dintr-un solvent dat, reduc în mod egal punctul de îngheț și măresc în același timp punctul de fierbere.
Scăderea punctului de congelare cauzată de dizolvarea unui mol de material în 1000 g de solvent este o valoare constantă pentru un solvent dat. Se numește constanta critică Kk a solventului. În mod similar, creșterea punctului de fierbere cauzată de dizolvarea unui mol de material în 1000 g de solvent este numită constanta ebullioscopică a solventului K e. Constantele crioscopice și ebullioscopice depind doar de natura solventului.
Coborârea punctului de îngheț și creșterea punctului de fierbere al soluțiilor diluate de nelectroliți sunt proporționale cu concentrația lor molară: