Fysisk-kjemisk teori om løsninger av Mendeleev. Solvat (hydrat) teori om oppløsning. Løsninger og deres klassifisering
Fysisk teori om løsninger(Van't Hoff, Arrhenius - forskere som bidro til utviklingen) betraktet løsemidlet som et inert medium og likestilte løsninger til enkle mekaniske blandinger.
Ulemper med teorien: a) forklarte ikke den energetiske effekten av løsningsmidlet; b) forklarte ikke endringen i volum under oppløsningsprosessen; c) forklarte ikke endringen i farge under oppløsningsprosessen
Kjemisk teori om løsninger(D.I. Mendeleev) Løsninger ble betraktet som kjemiske forbindelser. Men i løsninger er det ingen streng relasjon mellom stoffet og løsningsmidlet, dvs. løsninger følger ikke loven om konstant sammensetning. I tillegg kan man i egenskapene til en løsning oppdage mange egenskaper til dens individuelle komponenter, noe som ikke observeres i tilfelle av en kjemisk forbindelse.
Fysisk-kjemisk teori om løsninger(Kablukov) Fra dette synspunktet inntar løsninger en mellomposisjon mellom mekaniske blandinger og kjemiske forbindelser.
Oppløsningsprosessen er nært knyttet til diffusjon under påvirkning av løsningsmidlet, molekyler eller ioner løsnes gradvis fra overflaten av det faste stoffet og fordeles i diffusjonsløsningen gjennom hele volumet av løsningsmidlet. Et nytt lag med molekyler fjernes så fra overflaten, etc. Ionene som overføres til løsningen forblir assosiert med vannmolekyler og danner ionehydrater. I det generelle tilfellet med ethvert løsningsmiddel, kalles disse forbindelsene solvater av ioner. Samtidig skjer den omvendte prosessen med å frigjøre molekyler fra løsningen. Den omvendte prosessen er større, jo høyere konsentrasjon av løsningen ved dynamisk likevekt, antall molekyler som løses opp, frigjøres det samme antallet fra løsningen.
5. Hydrolyse av saltløsninger. Graden av hydrolyse og faktorer som påvirker den. Typiske tilfeller av hydrolyse (vis eksempler).
Samspillet mellom saltioner og vann som fører til dannelsen av en svak elektrolytt kalles salthydrolyse. Det er flere tilfeller av hydrolyse:
Salt av en sterk base og en svak syre.(CH 3 COONa, NaCO 3, KCN, Na 2 S)
I vandig løsning salt dissosieres først til kationer og anioner
dissosiasjon:
Det svake syreanionet samhandler med vann og skaper et alkalisk miljø (anionhydrolyse):
hydrolyse:
Dissosiasjonskonstanten til hydrolyseligningen:
fordi =konst, så K D = K G (hydrolysekonstant)
fordi Quods = ·, deretter = Quods/
De. jo svakere syren er, jo lavere Kd er den, jo mer vil saltet hydrolyseres.
Hydrolyse av salter av polybasiske syrer foregår i trinn:
1. trinn:
2. trinn:
I løsninger med normal konsentrasjon skjer hydrolysen av dette saltet bare i det første trinnet med dannelsen surt salt. I svært fortynnede løsninger skjer hydrolyse delvis i 2 trinn med dannelse av fri karbonsyre. Hydrolyse på 2. trinn er ikke signifikant, fordi konsentrasjonen av OH-ioner er høy.
Salt av en svak base og en sterk syre (nh4no3, ZnCl2, Al2(so4)3)
dissosiasjon:
Et svakt basekation reagerer med vann og skaper et surt miljø:
hydrolyse:
molekylær ligning for hydrolyse:
Jo svakere basen er, jo mer hydrolysert vil saltet være.
Salter av polysyrebaser hydrolyseres trinnvis:
1. trinn:
2. trinn:
Under normale forhold skjer hydrolysen av dette saltet bare i det første trinnet.
Salt av en svak syre og en svak base (CH 3 COONH 4 , Al 2 S 3 , (N.H. 4 ) 2 CO 3 )
I dette tilfellet gjennomgår både kation og anion av saltet hydrolyse (hydrolyse av kation og anion)
Dissosiasjon:
Hydrolyse:
Hydrolysemiljøet bestemmes av saltionet hvis hydrolysegrad er høyere (sur, alkalisk, nøytral)
Salter av en sterk base og en sterk syre (NaOH, CaCl 2 , NaNO 3 )
Disse saltene hydrolyserer ikke når de er oppløst i vann, har en nøytral reaksjon.
Fullstendig (kombinert) hydrolyse
Oppstår når 2 løsninger av forskjellige salter kombineres, det ene av saltene hydrolyseres av kationet, og det andre av anionet, og danner dermed en svak syre og en svak base.
Grad av hydrolyse
Under grad av hydrolyse refererer til forholdet mellom delen av saltet som gjennomgår hydrolyse og den totale konsentrasjonen av dets ioner i løsning.
Graden av hydrolyse av et salt er høyere, jo svakere syre eller base som danner det.
h er relatert til KG-ligningen som ligner på Ostwald-fortynningsloven
Oftest er den hydrolyserte delen av saltet veldig liten og konsentrasjonen av hydrolyseprodukter er ikke signifikant, da<1, а 1-h≈1
de. Når saltløsningen fortynnes, øker graden av hydrolyse.
I tillegg til å fortynne løsningen, kan hydrolyse forbedres ved å varme opp løsningen, samt ved å tilsette spesielle reagenser.
Løsninger
En av komponentene er nødvendigvis et løsningsmiddel, de resterende komponentene er oppløste stoffer.
Et løsemiddel er et stoff som i sin rene form har samme tilstand som en løsning. Hvis det er flere slike komponenter, så er løsningsmidlet den hvis innhold i løsningen er større.
Løsninger er:
1. Væske (løsning av NaCl i vann, løsning av I 2 i alkohol).
2. Gassformig (blandinger av gasser, for eksempel: luft – 21 % O 2 + 78 % N 2 + 1 % andre gasser).
3. Hard (metallegeringer, for eksempel: Cu + N, Au + Ag).
De vanligste er flytende løsninger. De består av et løsemiddel (væske) og oppløste stoffer (gassformig, flytende, fast).
| Flytende løsninger | ||
Slike løsninger kan være akvatiske og ikke-akvatiske.
Vann
Ikke-akvatisk
I lang tid var det to synspunkter på oppløsningens natur: fysisk og kjemisk. I følge den første ble løsninger betraktet som mekaniske blandinger, ifølge den andre - som ustabile kjemiske forbindelser av molekyler av et oppløst stoff og et løsningsmiddel. Det siste synspunktet ble uttrykt av D.I. Mendeleev i 1887 og er nå generelt akseptert.
GRUNNLEGGENDE BESTEMMELSER I DEN KJEMISKE LØSNINGSTEORIEN, opprettet av Mendeleev, koker ned til følgende:
1. Dannelsen og eksistensen av en løsning skyldes interaksjonene mellom alle partikler, både eksisterende og de som dannes under oppløsning.
2. Løsningen er dynamisk system, der råtnende forbindelser er i mobil likevekt med råtningsprodukter i samsvar med massevirkningsloven.
Når et stoff løses opp, skjer to prosesser som er assosiert med endringer i energien til "stoff-løsningsmiddel"-systemet:
1) ødeleggelse av strukturen til det oppløste stoffet (dette krever en viss mengde energi) - en endoterm reaksjon.
2) interaksjon av løsningsmidlet med partikler av det oppløste stoffet (varme frigjøres) - reaksjonen er eksoterm.
Avhengig av forholdet mellom disse termiske effektene, kan oppløsningsprosessen til et stoff være eksoterm (∆H< O) или эндотермическим (∆H >O).
Oppløsningsvarmen ∆H er mengden varme som frigjøres eller absorberes når 1 mol av et stoff er oppløst.
Oppløsningsvarme for ulike stoffer annerledes. Når kaliumhydroksid eller svovelsyre løses opp i vann, øker temperaturen betydelig (∆H< O), а при растворении нитратов калия или аммония резко снижается (∆H >O).
Frigjøring eller absorpsjon av varme under oppløsning er et tegn kjemisk reaksjon. Som et resultat av interaksjonen av et oppløst stoff med et løsemiddel, dannes forbindelser som kalles solvater (eller hydrater, hvis løsningsmidlet er vann). Mange forbindelser av denne typen er skjøre, men i noen tilfeller dannes sterke forbindelser som lett kan isoleres fra løsning ved krystallisering.
Samtidig faller de ut krystallinske stoffer som inneholder vannmolekyler kalles krystall hydrater(For eksempel: kobbersulfat CuSO 4 * 5 H 2 O - krystallinsk hydrat); Vannet som inngår i krystallinske hydrater kalles krystallisasjonsvann.
Ideen om hydrering (kombinasjonen av et stoff med vann) ble fremsatt og utviklet av den russiske forskeren I.A. Kablukov og V.A. Kistyakovsky. På grunnlag av disse ideene ble de kjemiske og fysiske synspunktene på løsninger kombinert.
Dermed, oppløsning løsninger– fysiske og kjemiske systemer.
1. Løsninger– homogene (homogene) systemer med variabel sammensetning som inneholder to eller flere komponenter og produkter av deres interaksjon.
2. Løsninger består av et løsemiddel og et løst stoff.
3. Løsningene er:
A) Væske (løsning av NaCl i vann, løsning av I 2 i alkohol).
B) Gassformig (blandinger av gasser, for eksempel: luft – 21 % O 2 + 78 % N 2 + 1 % andre gasser).
B) Hard (metallegeringer, for eksempel: Cu + N, Au + Ag).
| Flytende løsninger | ||
| væske + gassformig stoff (løsning O 2 i vann) | væske + flytende stoff (løsning H 2 SO 4 i vann) | flytende + fast ( sukkerløsning i vann) |
Slike løsninger kan være akvatiske og ikke-akvatiske.
5. Vann– løsninger der løsningsmidlet er vann.
6. Ikke-akvatisk– løsninger der løsningsmidlene er andre væsker (benzen, alkohol, eter, etc.)
7. GRUNNLEGGENDE BESTEMMELSER I DEN KJEMISKE LØSNINGSTEORIEN:
1. Dannelsen og eksistensen av en løsning skyldes interaksjonene mellom alle partikler, både eksisterende og de som dannes under oppløsning.
2. En løsning er et dynamisk system der nedbrytende forbindelser er i mobil likevekt med nedbrytningsprodukter i i samsvar med masseaksjonsloven.
8. Når et stoff løses opp, skjer det to prosesser som er assosiert med endringer i energien til «stoff – løsemiddel»-systemet:
1.ødeleggelse av strukturen til det oppløste stoffet (dette krever en viss mengde energi) – en endoterm reaksjon.
2. interaksjon av løsningsmidlet med partikler av det oppløste stoffet (varme frigjøres) - reaksjonen er eksoterm.
9. Frigjøring eller absorpsjon av varme under oppløsning er et tegn på en kjemisk reaksjon.
10. Som et resultat av samspillet mellom et oppløst stoff og et løsemiddel, dannes det forbindelser som kalles solvater (eller hydrater hvis løsningsmidlet er vann)
11. Krystallinske stoffer som inneholder vannmolekyler kalles krystall hydrater(for eksempel: kobbersulfat CuSO 4 * 5 H 2 O - krystallinsk hydrat); vann inkludert i krystallinske hydrater kalles krystallisasjonsvann
12.Oppløsning- dette er ikke bare en fysisk, men også en kjemisk prosess, og løsninger– fysiske og kjemiske systemer.
Typer løsninger (kjenne til).
Oppløsning er en reversibel prosess:
Basert på forholdet mellom overvekt av antall partikler som passerer inn i løsningen og de som fjernes fra løsningen, skilles løsninger. rik, umettet Og overmettet.
På den annen side, basert på de relative mengder av oppløst stoff og løsemiddel, er løsninger delt inn i fortynnet konsentrert
En løsning der et gitt stoff ikke lenger løses opp ved en gitt temperatur, dvs. en løsning er i likevekt med det oppløste stoffet, kalt rik umettet. I overmettet Løselighet Måle løselighet eller koeffisient Løseligheten til et stoff ved en viss temperatur er antall gram av det som løses opp i 100 g vann.
Basert på deres løselighet i vann, er faste stoffer konvensjonelt delt inn i 3 grupper:
1. Stoffer som er svært løselige i vann (10 g av et stoff i 100,0 vann. For eksempel løses 200 g sukker i 1 liter vann).
2. Stoffer som er lett løselige i vann (fra 0,01 til 10 g av et stoff i 100 g vann. For eksempel: Gips CaSO 4 løser opp 2,0 i 1 liter).
3. Stoffer som er praktisk talt uløselige i vann (0,01 g i 100,0 vann. For eksempel løses AgCl - 1,5 * 10 -3 g i 1 liter vann).
Løseligheten til et stoff avhenger av løsningsmidlets natur, det oppløste stoffets natur, temperatur, trykk (for gasser).
Løseligheten til gasser avtar med økende temperatur og øker med økende trykk.
Løselighetsavhengighet faste stoffer løselighetskurven viser temperaturen.
Løseligheten til mange faste stoffer øker med økende temperatur.
Fra løselighetskurvene kan du bestemme:
1. Løselighetskoeffisient for stoffer ved forskjellige temperaturer.
2. Massen av det oppløste stoffet som utfelles når løsningen avkjøles fra t 1 0 C til t 2 0 C.
Prosessen med å isolere et stoff ved å fordampe eller avkjøle dets mettede løsning kalles rekrystallisering. Omkrystallisering brukes til å rense stoffer.
Dessverre er det til dags dato ingen teori som lar oss kombinere resultatene fra individuelle studier og utlede generelle lover om løselighet. Denne situasjonen skyldes i stor grad at løseligheten til ulike stoffer avhenger svært ulikt av temperaturen.
Det eneste som til en viss grad kan veiledes er den gamle regelen, funnet gjennom erfaring: like løses opp i like. Dens betydning i lys av moderne syn på strukturen til molekyler er at hvis selve løsningsmidlet har ikke-polare eller lavpolare molekyler (for eksempel benzen, eter), vil stoffer med ikke-polare eller lavpolare molekyler oppløses godt i det, og stoffer med større polaritet vil løse seg dårligere og stoffer bygget i henhold til den ioniske typen vil praktisk talt ikke løses opp. Tvert imot vil et løsemiddel med sterkt polar karakter av molekylene (for eksempel vann) som regel løse opp brønnstoffer med molekyler som er polare og delvis ioniske typer og dårlige - stoffer med ikke-polare molekyler.
1. Oppløsning er en reversibel prosess: oppløst stoff + løsemiddel ↔ stoff i løsning ± Q.
2. Basert på forholdet mellom overvekt av antall partikler som passerer inn i løsningen og fjerner fra løsningen, skilles løsninger ut rik, umettet Og overmettet.
3. Basert på de relative mengder av oppløst stoff og løsemiddel, deles løsninger inn i fortynnet(inneholder lite løst stoff) og konsentrert(inneholder mye oppløst stoff).
4. En løsning der et gitt stoff ved en gitt temperatur ikke lenger løses opp kalles rik, og en løsning der en ytterligere mengde av et gitt stoff fortsatt kan oppløses er umettet. I overmettet løsninger inneholder flere stoffer enn mettede.
5. Løselighet er egenskapen til et stoff til å løse seg opp i vann og andre løsemidler.
6. Løseligheten til et stoff avhenger av løsningsmidlets natur, det oppløste stoffets natur, temperatur, trykk (for gasser).
4. Måter å uttrykke konsentrasjonen av løsninger på: massefraksjon
(vet).
Den kvantitative sammensetningen av løsningen bestemmes av dens konsentrasjon.
Konsentrasjon er mengden oppløst stoff per volumenhet.
Det er to typer betegnelser for konsentrasjonen av stoffer - analytisk og teknisk.
LØSNINGER
Løsninger - komponenter.
"løsemiddel" Og "løst" polar ikke-polar
hydrofil(tiltrekker vann) og hydrofobisk difilisk
Løsningsteorier
Fysisk teori om løsninger.
ideelt
Kjemisk teori om løsninger.
Den kjemiske, eller solvate, teorien om løsninger ble foreslått i 1887 av D.I. Mendeleev, som etablerte det i ekte Løsningen inneholder ikke bare individuelle komponenter, men også produktene av deres interaksjon. Studier av vandige løsninger av svovelsyre og etylalkohol utført av D.I. Mendeleev, dannet grunnlaget for teorien, hvis essens er at det oppstår interaksjoner mellom partikler av et oppløst stoff og løsemiddelmolekyler, som et resultat av at det dannes ustabile forbindelser med variabel sammensetning, kalt solvater eller hydrater hvis løsningsmidlet er vann. Hovedrollen i dannelsen av solvater spilles av skjøre intermolekylære krefter, spesielt hydrogenbinding.
I denne forbindelse bør følgende tolkning av konseptet "løsning" aksepteres:
En løsning er et homogent system med variabel sammensetning, bestående av to eller flere komponenter og produkter av deres interaksjon.
Fra denne definisjonen det følger at løsninger inntar en mellomposisjon mellom kjemiske forbindelser og blandinger. På den ene siden er løsninger homogene, noe som gjør at de kan betraktes som kjemiske forbindelser. På den annen side er det i løsninger ikke noe strengt støkiometrisk forhold mellom komponentene. I tillegg kan løsninger deles inn i komponentdeler (for eksempel når du fordamper en NaCl-løsning, kan saltet isoleres i sin individuelle form).
Forbindelse mellom forskjellige måter
Syrer og baser
Til tross for at begrepene "syre" og "base" er mye brukt for å beskrive kjemiske prosesser, er det ingen enkelt tilnærming til klassifisering av stoffer når det gjelder å klassifisere dem som syrer eller baser. For tiden eksisterende teorier ( ionisk teori S. Arrhenius, protolytisk teori I. Bronsted og T. Lowry Og elektronisk teori G. Lewis) har visse begrensninger og gjelder derfor kun i spesielle tilfeller. La oss se nærmere på hver av disse teoriene.
Arrhenius teori.
I Arrhenius sin ioniske teori er begrepene "syre" og "base" nært knyttet til prosessen med elektrolytisk dissosiasjon:
En syre er en elektrolytt som dissosieres i løsninger for å danne H + ioner;
Basen er en elektrolytt som dissosieres i løsninger for å danne OH - ioner;
En amfolytt (amfoterisk elektrolytt) er en elektrolytt som dissosieres i løsninger for å danne både H + og OH - ioner.
For eksempel:
HA ⇄ H + + A - nH + +MeO n n - ⇄Me(OH) n ⇄Me n + +nOH -I følge den ioniske teorien kan syrer enten være nøytrale molekyler eller ioner, for eksempel:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH4 + ⇄H + +NH 3
Lignende eksempler kan gis for begrunnelse:
KOH K + + OH -
- ⇄Al(OH)3 + OH -
+ ⇄Fe 2+ + OH -
Amfolytter inkluderer hydroksider av sink, aluminium, krom og noen andre, så vel som aminosyrer, proteiner og nukleinsyrer.
Generelt kommer syre-base-interaksjon i en løsning ned til en nøytraliseringsreaksjon:
H + + OH - H 2 O
Imidlertid viser en rekke eksperimentelle data begrensningene til den ioniske teorien. Så ammoniakk, organiske aminer, metalloksider som Na 2 O, CaO, anioner av svake syrer, etc. i fravær av vann viser de egenskaper typiske grunner, selv om de ikke inneholder hydroksidioner.
På den annen side viser mange oksider (SO 2, SO 3, P 2 O 5, etc.), halogenider, syrehalogenider uten hydrogenioner i sammensetningen. syreegenskaper, dvs. nøytralisere baser.
I tillegg kan oppførselen til en elektrolytt i en vandig løsning og i et ikke-vandig medium være motsatt.
Så CH 3 COOH i vann er en svak syre:
CH 3 COOH⇄CH 3 COO - +H + ,
og i flytende hydrogenfluorid viser det egenskapene til en base:
HF + CH 3 COOH⇄CH 3 COOH 2 + +F -
Studier av denne typen reaksjoner, og spesielt reaksjoner som forekommer i ikke-vandige løsemidler, har ført til utvikling av flere generelle teorier syrer og baser.
Teorien om Bronsted og Lowry.
En videreutvikling av teorien om syrer og baser var den protolytiske (proton) teorien foreslått av I. Brønsted og T. Lowry. I følge denne teorien:
En syre er ethvert stoff hvis molekyler (eller ioner) er i stand til å donere et proton, dvs. være en protondonor;
En base er ethvert stoff hvis molekyler (eller ioner) er i stand til å feste et proton, dvs. være en protonakseptor;
Dermed utvides grunnlagsbegrepet betydelig, noe som bekreftes av følgende reaksjoner:
OH - + H + H2O
NH3+H + NH4+
H2N-NH3++H + H3N+ -NH3+
I følge teorien til I. Brønsted og T. Lowry danner en syre og en base et konjugert par og er relatert ved likevekt:
SYRE ⇄ PROTON + BASE
Siden protonoverføringsreaksjonen (protolytisk reaksjon) er reversibel, og et proton også overføres i omvendt prosess, er reaksjonsproduktene syrer og baser i forhold til hverandre. Dette kan skrives som en likevektsprosess:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
hvor HA er en syre, B er en base, BH + er et syrekonjugat til base B, A - er et basekonjugat til syre HA.
Eksempler.
1) i reaksjonen:
HCl+OH - ⇄Cl - +H 2 O,
HCl og H 2 O er syrer, Cl - og OH - er de korresponderende basene konjugert til dem;
2) i reaksjonen:
HSO 4 - +H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O + ,
HSO 4 - og H 3 O + er syrer, SO 4 2 - og H 2 O er baser;
3) i reaksjonen:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + er en syre, NH 2 - er en base, og NH 3 fungerer både som en syre (ett molekyl) og en base (et annet molekyl), dvs. viser tegn på amfoterisitet - evnen til å vise egenskapene til en syre og en base.
Vann har også denne evnen:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Her fester det ene molekylet H 2 O et proton (base), og danner en konjugert syre - hydroniumion H 3 O +, det andre gir fra seg et proton (syre), og danner en konjugert base OH -. Denne prosessen kalles autoprotolyse.
Fra eksemplene ovenfor er det klart at i motsetning til ideene til Arrhenius, i teorien til Brønsted og Lowry, fører reaksjoner av syrer med baser ikke til gjensidig nøytralisering, men er ledsaget av dannelsen av nye syrer og baser.
Det bør også bemerkes at den protolytiske teorien anser begrepene "syre" og "base" ikke som en egenskap, men som en funksjon som den aktuelle forbindelsen utfører i en protolytisk reaksjon. Den samme forbindelsen kan reagere som en syre under noen forhold og som en base under andre. Således, i en vandig løsning, viser CH 3 COOH egenskapene til en syre, og i 100 % H 2 SO 4 viser den egenskapene til en base.
Til tross for sine fordeler, er den protolytiske teorien, som Arrhenius-teorien, imidlertid ikke anvendelig på stoffer som ikke inneholder hydrogenatomer, men som samtidig viser funksjonen til en syre: bor, aluminium, silisium, tinnhalogenider.
Lewis' teori.
En annen tilnærming til klassifisering av stoffer fra synspunktet om å klassifisere dem som syrer og baser var Lewis-elektronteorien. Innenfor rammen av elektronisk teori:
en syre er en partikkel (molekyl eller ion) som er i stand til å feste et elektronpar (elektronakseptor);
En base er en partikkel (molekyl eller ion) som er i stand til å donere et elektronpar (elektrondonor).
I følge Lewis sine ideer, samhandler en syre og en base med hverandre for å danne en donor-akseptorbinding. Som et resultat av tilsetningen av et par elektroner til et atom med elektronmangel, vil en fullstendig elektronisk konfigurasjon- oktett av elektroner. For eksempel:
Reaksjonen mellom nøytrale molekyler kan tenkes på lignende måte:
Nøytraliseringsreaksjonen når det gjelder Lewis-teorien betraktes som tilsetning av et elektronpar av et hydroksidion til et hydrogenion, som gir en fri orbital for å romme dette paret:
Dermed utfører selve protonet, som lett fester et elektronpar, sett fra Lewis-teoriens synspunkt, funksjonen til en syre. I denne forbindelse kan Bronsted-syrer betraktes som reaksjonsprodukter mellom Lewis-syrer og baser. Således er HCl produktet av nøytralisering av syren H + med basen Cl -, og H 3 O + -ionet dannes som et resultat av nøytraliseringen av syren H + med basen H 2 O.
Reaksjoner mellom Lewis-syrer og baser er også illustrert med følgende eksempler:
Lewis-baser inkluderer også halogenidioner, ammoniakk, alifatiske og aromatiske aminer, oksygenholdige organiske forbindelser type R 2 CO, (hvor R er et organisk radikal).
Lewis-syrer inkluderer halogenider av bor, aluminium, silisium, tinn og andre elementer.
Det er åpenbart at i Lewis' teori omfatter begrepet "syre" et bredere spekter kjemiske forbindelser. Dette forklares av det faktum at klassifiseringen av et stoff som en syre ifølge Lewis bestemmes utelukkende av strukturen til dets molekyl, som bestemmer elektronakseptoregenskapene, og er ikke nødvendigvis relatert til tilstedeværelsen av hydrogenatomer. Lewis-syrer som ikke inneholder hydrogenatomer kalles aprotisk.
LØSNINGER
Generell informasjon
Løsninger - disse er homogene systemer med variabel sammensetning, bestående av to eller flere stoffer kalt komponenter. I henhold til deres aggregeringstilstand kan løsninger være gassformige (luft), flytende (blod, lymfe) og faste (legeringer). I medisin høyeste verdi har flytende løsninger som spiller en eksepsjonell rolle i livet til levende organismer. Dannelsen av løsninger er assosiert med prosessene for fordøyelse av mat og utskillelse av avfallsprodukter fra kroppen. I form av løsninger administreres det et stort nummer av medisiner.
For kvalitativ og kvantitativ beskrivelse av flytende løsninger brukes begrepene "løsemiddel" Og "løst", selv om en slik deling i noen tilfeller er ganske betinget. Derfor bør medisinsk alkohol (96 % løsning av etanol i vann) heller betraktes som en løsning av vann i alkohol. Alle løsemidler er delt inn i uorganiske og organiske. Det viktigste uorganiske løsningsmidlet (og i tilfelle av biologiske systemer, det eneste) er vann. Dette skyldes slike egenskaper til vann som polaritet, lav viskositet, molekylers tendens til å assosiere, relativt høye temperaturer koking og smelting. Løsemidler av organisk natur er delt inn i polar(alkoholer, aldehyder, ketoner, syrer) og ikke-polar(heksan, benzen, karbontetraklorid).
Oppløsningsprosessen avhenger like mye av både løsningsmidlets natur og egenskapene til det oppløste stoffet. Det er åpenbart at evnen til å danne løsninger uttrykkes ulikt i ulike stoffer. Noen stoffer kan blandes med hverandre i alle mengder (vann og etanol), andre - i begrensede mengder (vann og fenol). Imidlertid bør det huskes: det er ingen absolutt uløselige stoffer!
Tendensen til et stoff til å løse seg opp i et bestemt løsningsmiddel kan bestemmes ved hjelp av en enkel tommelfingerregel: like løses opp til like. Faktisk er stoffer med en ionisk (salter, alkalier) eller polar (alkoholer, aldehyder) type binding svært løselige i polare løsningsmidler, for eksempel vann. Motsatt er løseligheten av oksygen i benzen en størrelsesorden høyere enn i vann, siden O 2 og C 6 H 6 molekylene er upolare.
Graden av affinitet til en forbindelse for en bestemt type løsningsmiddel kan vurderes ved å analysere naturen og det kvantitative forholdet til de funksjonelle gruppene inkludert i sammensetningen, blant dem: hydrofil(tiltrekker vann) og hydrofobisk(avvisende vann). Hydrofile grupper inkluderer polare grupper, slik som hydroksyl (-OH), karboksyl (-COOH), tiol (-SH), amino (-NH2). Ikke-polare grupper anses som hydrofobe: hydrokarbonradikaler av den alifatiske (-CH 3, -C 2 H 5) og aromatiske (-C 6 H 5) serie. Forbindelser som inneholder både hydrofile og hydrofobe grupper kalles difilisk. Slike forbindelser inkluderer aminosyrer, proteiner og nukleinsyrer.
Løsningsteorier
For tiden er to hovedteorier om løsninger kjent: fysiske og kjemiske.
Fysisk teori om løsninger.
Den fysiske teorien om løsninger ble foreslått av S. Arrhenius (1883) og J. G. Van't Hoff (1885). I denne teorien betraktes et løsningsmiddel som et kjemisk inert medium der partikler (molekyler, ioner) av det oppløste stoffet er jevnt fordelt. Dette forutsetter fravær av intermolekylær interaksjon både mellom partiklene i det oppløste stoffet og mellom løsemiddelmolekylene og partiklene i det oppløste stoffet. Imidlertid viste det seg senere at betingelsene for denne modellen bare tilfredsstilles av oppførselen liten gruppe løsninger som ble navngitt ideelt. Spesielt kan gassblandinger og svært fortynnede løsninger av ikke-elektrolytter betraktes som ideelle løsninger.
Emne 7. Løsninger. Spredte systemer
Forelesninger 15-17 (6 timer)
Formål med forelesninger: studere de grunnleggende prinsippene for solvat (hydrat) teorien om oppløsning; generelle egenskaper til løsninger (Raoults lover, Van't Hoffs lover, osmotisk trykk, Arrhenius-ligningen); typer flytende løsninger, definere løselighet; vurdere egenskapene til svake elektrolytter (løselighetskonstant, Ostwald fortynningslov, ionisk produkt vann, pH i mediet, løselighetsprodukt); egenskaper sterke elektrolytter(Debye-Hückel teori, ionestyrke av løsning); gi en klassifisering av spredningssystemer; vurdere stabiliteten til kolloidale løsninger, koagulering, peptisering, produksjon av kolloidale dispergeringssystemer og egenskapene til kolloidale dispergerte systemer (molekylær kinetisk, optisk og elektrokinetisk).
Spørsmål studert:
7.1. Solvat (hydrat) teori om oppløsning.
7.2. Generelle egenskaper løsninger.
7.3. Typer flytende løsninger. Løselighet.
7.4. Egenskaper til svake elektrolytter.
7.5. Egenskaper til sterke elektrolytter.
7.6. Klassifisering av disperse systemer.
7.7. Klargjøring av kolloidale dispergeringssystemer.
7.8. Stabilitet av kolloidale løsninger. Koagulasjon. Peptisering.
7.9. Egenskaper til kolloidale spredningssystemer.
Løsninger kalles homogene systemer som består av to eller flere stoffer, hvis sammensetning kan variere innenfor ganske vide grenser tillatt av løselighet. Enhver løsning består av flere komponenter: et løsemiddel ( EN) og et oppløst stoff av ett eller flere ( I).
Komponent- er homogen kjemiske egenskaper del av et termodynamisk system som kan isoleres fra det og eksistere i fri form i uendelig lang tid.
Løsemiddel er en komponent hvis konsentrasjon er høyere enn konsentrasjonen av andre komponenter i løsningen. Han beholder sin fasetilstand under dannelsen av løsninger.
Enhver løsning er karakterisert ved slike egenskaper som tetthet, kokepunkt, frysepunkt, viskositet, overflatespenning, løsemiddeltrykk over løsningen, osmotisk trykk osv. Disse egenskapene endres jevnt med endringer i trykk, temperatur, sammensetning (konsentrasjon). Konsentrasjonen av en løsning angir mengden av et stoff som er inneholdt i en viss vekt av en løsning eller løsningsmiddel eller i et visst volum løsning. I kjemi brukes forskjellige måter å uttrykke konsentrasjonen av løsninger på:
Massefraksjon av oppløst stoff (prosentkonsentrasjon (w)) viser antall g oppløst stoff ( m inn) i 100 g løsning ( MR), uttrykt i %:
Molar konsentrasjon (C) viser antall mol oppløst stoff (n) i 1 dm³ løsning (V):
Uttrykt i mol/dm³, for eksempel, C(1/1H 2SO 4) = 0,1 mol/dm³.
Molar konsentrasjon ekvivalent er antall mol ekvivalent av et oppløst stoff i 1 dm³ løsning (V):
Uttrykt i mol/dm³. For eksempel, C(1/2H2SO4) = 0,1 mol/dm3; C(1/5 KMnO 4) = 0,02 mol/dm³.
Begreper ekvivalent, ekvivalensfaktor (for eksempel f eq (HCl) = 1/1; f eq (H 2 SO 4) = 1/2; f eq (Na 2 CO 3) = 1/2; f eq (KMnO 4 ) = 1/5) og molar masse ekvivalent (for eksempel for natriumkarbonat: M(1/2 Na 2 CO 3) = f ekvivalent M(Na 2 CO 3) = 1/2 M(Na 2 CO 3)) ble diskutert i innledningen (avsnitt 2) .
Molalitet (C m) viser antall mol (n) oppløst stoff i 1000 g løsemiddel (m løsning):
Uttrykt i mol/kg løsemiddel, for eksempel C m (NaCl) = 0,05 mol/kg.
Molfraksjon er forholdet mellom antall mol av et stoff og summen av antall mol i løsningen:
hvor N A og N B er molfraksjonen av henholdsvis løsemiddel og oppløst stoff. En molfraksjon multiplisert med 100% danner en molprosent, altså
N A + N B = 1. (7,6)
I praktisk jobb Det er viktig å raskt kunne bevege seg fra en konsentrasjonsenhet til en annen, så det er viktig å huske på det
m løsning = V løsning ρ, (7,7)
hvor m løsning er massen til løsningen, g; V løsning – volum av løsning, cm 3; ρ – løsningstetthet, g/cm3.
Oppløsningsprosessen er en kompleks fysisk-kjemisk prosess der interaksjonen mellom partikler (molekyler eller ioner) av ulik kjemisk natur kommer tydeligst til uttrykk.
Oppløsningsprosessene til mange stoffer i forskjellige aggregeringstilstander påvirkes i stor grad av polariteten til løsemiddel- og oppløste molekyler. Det skal bemerkes at like oppløses i like. Polare molekyler (KCl, NH 4 Cl, etc.) løses opp i polare løsningsmidler (vann, glyserin); ikke-polare molekyler (hydrokarboner, fett, etc.) løses opp i ikke-polare løsningsmidler (toluen, bensin, etc.).
Moderne teori oppløsning basert på fysisk teori van't Hoff og S. Arrhenius og den kjemiske teorien til D. I. Mendeleev. I følge denne teorien består oppløsningsprosessen av tre stadier:
1) mekanisk ødeleggelse av bindinger mellom partikler av et oppløst stoff, for eksempel ødeleggelse av saltkrystallgitteret (dette fysiske fenomen);
2) utdanning solvater (hydrater), dvs. ustabile forbindelser av oppløste partikler med løsemiddelmolekyler (dette er et kjemisk fenomen);
3) en spontan prosess med diffusjon av solvatiserte (hydratiserte) ioner gjennom hele volumet av løsningsmidlet (dette er en fysisk prosess). I løsning er hver ladet partikkel (ion eller polart molekyl) omgitt av løsningsskall , som består av passende orienterte løsningsmiddelmolekyler. Hvis løsningsmidlet er vann, brukes begrepet hydreringsskall , og selve fenomenet kalles hydrering .
Prosessen med løsningsdannelse er ledsaget av en termisk effekt, som kan være enten endoterm eller eksoterm. Det første trinnet av oppløsning skjer alltid med absorpsjon av varme, og det andre kan skje med både absorpsjon og frigjøring av varme. Derfor avhenger den totale termiske effekten av oppløsning av termisk effekt dannelse av solvater (hydrater). Forbindelsen av molekyler eller ioner av et oppløst stoff med løsemiddelmolekyler utføres hovedsakelig på grunn av hydrogenbinding, eller på grunn av den elektrostatiske interaksjonen mellom polare molekyler av stoffer. Sammensetningen av solvater (hydrater) varierer avhengig av temperaturen og konsentrasjonen av det oppløste stoffet. Når de øker, reduseres antallet løsemiddelmolekyler som er inkludert i solvatet (hydratet). Dermed opptar løsninger en mellomposisjon mellom mekaniske blandinger og kjemiske forbindelser.
Løsningsteorien tillater ennå ikke, i alle fall, å forutsi egenskapene til løsninger fra egenskapene til komponentene deres. Dette forklares av den ekstremt store variasjonen og kompleksiteten av interaksjoner mellom løsemiddelmolekyler og oppløste partikler. Strukturen til løsninger er som regel mye mer kompleks enn strukturen til dens individuelle komponenter.
I henhold til deres aggregeringstilstand er alle løsninger delt inn i tre grupper: løsninger av gasser i gasser eller gassblandinger; flytende løsninger; faste løsninger (metallegeringer). I det følgende vil kun flytende løsninger bli vurdert.
Den kjemiske, eller solvate, teorien om løsninger ble foreslått i 1887 av D.I. Mendeleev, som etablerte det i ekte Løsningen inneholder ikke bare individuelle komponenter, men også produktene av deres interaksjon. Studier av vandige løsninger av svovelsyre og etylalkohol utført av D.I. Mendeleev, dannet grunnlaget for teorien, hvis essens er at det oppstår interaksjoner mellom partikler av et oppløst stoff og løsemiddelmolekyler, som et resultat av at det dannes ustabile forbindelser med variabel sammensetning, kalt solvater eller hydrater hvis løsningsmidlet er vann. Hovedrollen i dannelsen av solvater spilles av skjøre intermolekylære krefter, spesielt hydrogenbinding.
I denne forbindelse bør følgende tolkning av konseptet "løsning" aksepteres:
En løsning er et homogent system med variabel sammensetning, bestående av to eller flere komponenter og produkter av deres interaksjon.
Av denne definisjonen følger det at løsninger inntar en mellomposisjon mellom kjemiske forbindelser og blandinger. På den ene siden er løsninger homogene, noe som gjør at de kan betraktes som kjemiske forbindelser. På den annen side er det i løsninger ikke noe strengt støkiometrisk forhold mellom komponentene. I tillegg kan løsninger deles inn i komponentdeler (for eksempel når du fordamper en NaCl-løsning, kan saltet isoleres i sin individuelle form).
Grunnleggende måter å uttrykke konsentrasjonen av løsninger på
Den kvantitative sammensetningen av en løsning vurderes oftest ved hjelp av konseptet konsentrasjoner, som forstås som innholdet av et oppløst stoff (i visse enheter) per enhet masse (volum) av en løsning (løsningsmiddel). De viktigste måtene å uttrykke konsentrasjonen av løsninger på er som følger:
1. Massefraksjon av stoffet (x) er forholdet mellom massen til en gitt komponent x inneholdt i systemet og totalmassen til dette systemet:
Mengdeenheten til et stoff er molen, det vil si mengden stoff som inneholder like mange reelle eller konvensjonelle partikler som det er atomer i 0,012 kg av C 12-isotopen. Når du bruker en føflekk som en mengdeenhet av et stoff, må du vite hvilke partikler som menes: molekyler, atomer, elektroner eller andre. Molar masse M(x) er forholdet mellom masse og mengde stoff (g/mol):
3. Molar konsentrasjon av ekvivalent C(x) - dette er forholdet mellom mengden ekvivalent stoff n(x) og volumet av løsning V løsning:
|
|
En kjemisk ekvivalent er en reell eller fiktiv partikkel av et stoff som kan erstatte, legge til eller frigjøre 1 hydrogenion i syre-base eller ionebytterreaksjoner.
Akkurat som et molekyl, atom eller ion, er en ekvivalent dimensjonsløs.
Massen av molekvivalenter kalles molar masseekvivalent M(x). Mengden kalles ekvivalensfaktor. Den viser hvilken brøkdel av en reell materiepartikkel som tilsvarer ekvivalenten. For riktig å bestemme ekvivalenten til et stoff, må man gå ut fra den spesifikke reaksjonen som dette stoffet deltar i, for eksempel i reaksjonen av interaksjon av H 3 PO 4 med NaOH, en, to eller tre protoner kan erstattes:
1. H 3 PO 4 + NaOH NaH 2 PO 4 + H 2 O;
2. H 3 PO 4 + 2 NaOH Na 2 HPO 4 + 2H 2 O;
3. H 3 PO 4 + 3 NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O.
I samsvar med definisjonen av ekvivalent, i den første reaksjonen erstattes ett proton, derfor er molmassen til det ekvivalente stoffet lik molmassen, dvs. z l og 
. I dette tilfellet:
I 2. reaksjon erstattes to protoner, derfor vil molmassen til ekvivalenten være halvparten av molmassen til H 3 PO 4, dvs. z 2, og 
. Her:
I den 3. reaksjonen erstattes tre protoner og molmassen til ekvivalenten vil være en tredjedel av molmassen til H 3 PO 4, dvs. z 3, a 
. Henholdsvis:
I utvekslingsreaksjoner der protoner ikke er direkte involvert, kan ekvivalenter bestemmes indirekte ved å introdusere hjelpereaksjoner, hvis analyse av resultatene lar en utlede regelen om at z for alle reaksjoner er lik total kostnad utveksling av ioner i et molekyl av et stoff som deltar i en spesifikk kjemisk reaksjon.
1. AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl.
For AlCl 3 byttes 1 Al 3+ ion med ladning +3, derfor er z = 13 = 3. Dermed:
Vi kan også si at 3 klorioner med en ladning på 1 utveksles. Da er z = 31 = 3 og 
For AgNO 3 z = 11 = 1 (1 Ag + ion med ladning +1 byttes ut eller 1 NO 3 ion byttes ut med ladning 1).
2. Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 = 3BaSO 4 + 2AlCl 3.
For Al 2 (SO 4) 3 z = 23 = 6 (2 Al 3+ ioner med ladning +3 eller 3 SO 4 2 ioner med ladning 2 byttes ut). Derfor,
Så, å skrive C(H 2 SO 4) = 0,02 mol/l betyr at det er en løsning, hvorav 1 liter inneholder 0,02 molekvivalenter H 2 SO 4, og molmassen til ekvivalenten H 2 SO 4 er molar masse H 2 SO 4, dvs. 1 liter løsning inneholder 
H2SO4.
Med en ekvivalensfaktor 
den molare konsentrasjonen av ekvivalenten er lik den molare konsentrasjonen av løsningen.
4. Titer T(x) er forholdet mellom massen av stoffet og volumet av løsningen (i ml):
6. Molfraksjon N(x) er forholdet mellom mengden stoff av en gitt komponent i systemet og den totale mengden stoffer i systemet:
|
|
Uttrykt i brøkdeler av en enhet eller % .
7. Løselighetskoeffisient stoffer R(x) er den maksimale massen av et stoff, uttrykt i g, som kan løses opp i 100 g løsemiddel.
