Levetid 1 8 måneder. Et år i hæren. Militær plikt i Hviterussland

Utgave 58

Termisk effekt av oppløsning

Oppløsningsprosessen er ikke bare en fysisk blanding av stoffer, spesielt når vi løser opp stoffer som består av ioner (syrer, alkalier eller salter) i vann. En kjemisk reaksjon er brudd av noen bindinger og dannelse av nye. Energi brukes til å bryte gamle bindinger, og i prosessen med å danne nye, genereres og frigjøres energi, for eksempel i form av varme. Dette er den termiske effekten av oppløsning. Hvis mye energi brukes på å bryte bindinger, men lite energi frigjøres når nye dannes, vil ikke varme frigjøres i en slik reaksjon, men tvert imot absorberes. Under oppløsningsprosessen brytes bindingene mellom ionene i krystallen og nye bindinger med vannmolekyler dannes.

Dmitry Ivanovich vil vise hvordan den termiske effekten av oppløsning manifesterer seg under oppløsning ulike stoffer- natriumklorid, ammoniumnitrat, natriumtiosulfat og svovelsyre.

Det viser seg at når natriumklorid er oppløst, endres ikke temperaturen. Det vil si at den termiske effekten av denne reaksjonen er null.

Når svovelsyre ble oppløst, økte temperaturen merkbart, noe som betyr at den termiske effekten av oppløsningen var positiv.

Ammoniumnitrat og natriumtiosulfat viste en negativ termisk oppløsningseffekt.

Medisinske kjølepakker inneholder ammoniumnitrat, som når det er oppløst i vann har en negativ termisk effekt ved oppløsning. Vann er det vanligste stoffet på planeten vår, så veldig mange kjemiske reaksjoner oppstår enten med deltagelse av vann eller i dets nærvær. Ved å bruke eksempelet på samspillet mellom brus og sitronsyre, vil Dmitry Ivanovich vise hvordan vann er et stoff uten hvilken reaksjonen ikke skjer. Hvorfor? Faktum er at i denne reaksjonen samhandler ioner med hverandre, og de kan bare møtes i løsning. For å gjennomføre det neste eksperimentet, vil Dmitry Ivanovich trenge krystallinsk jod og aluminiumspulver. Bare en dråpe vann som kommer inn i en blanding av disse stoffene forårsaker en voldsom reaksjon for å danne aluminiumjodid. Vann inn i dette tilfellet fungerer som en katalysator.

Flytende løsninger

(ved å bruke eksempelet med vandige løsninger)

Løselighet– dette er egenskapen til et stoff å være jevnt fordelt i et løsemiddel. Løselighet avhenger av stoffets natur, temperatur og trykk.

Når et stoff løses opp, oppstår en likevekt:

oppløst (fase) løsning

Ved likevekt er endringen i Gibbs-energien til systemet null (∆G=0). En løsning der det etableres likevekt mellom prosessene med oppløsning og dannelse av et stoff (utfelling, krystallisering, isolasjon) kalles mettet.

I overmettede løsninger er innholdet av oppløst stoff større enn i mettede løsninger. Dette er ustabile løsninger.

En umettet løsning er en løsning der det ved en gitt temperatur og trykk er ytterligere oppløsning av stoffer mulig.

Løseligheten til forskjellige stoffer i et bestemt løsningsmiddel avhenger av temperaturen: den kan øke, reduseres eller forbli konstant. Løseligheten til gasser i væske avhenger av gassens natur, løsningsmiddel og temperatur. Det er direkte proporsjonalt med partialtrykket til gassen over overflaten av løsningen.

Drivkreftene for dannelsen av løsninger er entropi og entalpifaktorer. Når gasser er oppløst i en væske, synker alltid entropien (ΔS<0), а при растворении кристаллов возрастает (ΔS>0). Jo sterkere interaksjonen mellom det oppløste stoffet og løsningsmidlet er, desto større rolle spiller entalpifaktoren i dannelsen av løsninger.

Entalpiendringen under oppløsning bestemmes av:

· prosessen med å bryte bindinger i et oppløst stoff, som krever energiforbruk (endoterm prosess ∆ H 1 >0);

· prosessen med dannelse av en forbindelse mellom molekyler (ioner) av et oppløst stoff og et løsemiddel, ledsaget av frigjøring av energi (eksoterm prosess ∆H 2<0).

Dermed inkluderer løsningsvarmen to begreper:

DH sol. = (DH 1) + (DH 2), hvor

DН 1 – ødeleggelsesvarme, DН 2 – interaksjonsvarme.

Hvis DH 1 > DH 2, så DH sol. > 0, dvs. ved oppløsning observeres en endoterm termisk effekt (løsningen avkjøles).

For eksempel: når NH 4 NO 3 er oppløst i vann, avkjøles løsningen.

Hvis DN 1< DН 2 , то DН раств. < 0, т.е. при растворении наблюдается экзотермический тепловой эффект (раствор нагревается).

For eksempel: når H 2 SO 4 er oppløst i vann, blir løsningen veldig varm.

Under oppløsning oppstår en kjemisk interaksjon mellom det oppløste stoffet og løsningsmidlet. Forbindelsene som dannes i denne prosessen kalles solvater. , og i tilfelle av vandige løsninger - hydrater. Prosessen med dannelse av solvater og hydrater kalles solvatisering og hydratisering. Interaksjonen skjer på grunn av van der Waals-krefter (krefter av intermolekylære interaksjoner), derfor er solvater (hydrater) forbindelser mindre sterke enn vanlige. kjemiske forbindelser.

Men i de fleste forbindelser, når et oppløst stoff frigjøres fra løsning til den faste fasen, passerer vannmolekyler også inn i sammensetningen av krystallene. Dette vannet kalles krystallisasjonsvann, og selve forbindelsene kalles krystall hydrater. I denne forbindelse er det nødvendig å skille mellom vannfrie krystallinske stoffer og krystallinske hydrater.

For eksempel: Na 2 SO 4 – vannfri,

Na 2 SO 4 ∙7H 2 O er natriumsulfat heptadisk krystallinsk hydrat.

Tegn på endringen i oppløsningsentropi (D S o oppløsning) avhenger av graden av endring i orden i systemet før og etter oppløsning. Når gasser løses opp i en væske, avtar systemets entropi og entalpien øker, slik at oppløsningen av gasser avtar når temperaturen øker.

Tegnet på endringen i entalpien til systemet under oppløsning (D N o oppløsning) bestemmes av summen av de termiske effektene av alle prosesser som følger med oppløsning. Når et fast stoff løses opp, ødelegges dets krystallgitter og partiklene av stoffet er jevnt fordelt gjennom hele volumet av løsningen. Denne prosessen krever energi, derfor, D N o cr > 0. Samtidig skjer prosessen med interaksjon av partikler av et oppløst stoff med vann med dannelse av hydrater, ledsaget av frigjøring av varme (D N om hydr< 0).

Den generelle termiske effekten av fast oppløsning (D N o oppløse) bestemmes av forholdet mellom de termiske effektene av disse prosessene og kan være enten positive eller negative, eller lik null, som når sukker løses opp i vann.

Oppløsningen av væsker og gasser er i de fleste tilfeller ledsaget av frigjøring av en liten mengde varme, og i henhold til Le Chateliers prinsipp avtar deres løselighet med synkende temperatur.

Løselighet

Når du tilbereder en løsning av et stoff, passerer molekylene til det oppløste stoffet kontinuerlig inn i løsningen og, takket være diffusjon, fordeles jevnt over hele volumet av løsningsmidlet. Molekylene av det oppløste stoffet som har gått inn i løsningen og treffer overflaten til det ennå ikke oppløste stoffet, kommer igjen inn i sammensetningen. Ettersom løsningskonsentrasjonen øker, øker hastigheten for faststoffdannelse. Når hastighetene til disse prosessene er like, etableres likevekt i systemet (D G o vekst =0):

uoppløst stoff "stoff i løsning"

i dette tilfellet blir antallet molekyler av et oppløst stoff som kommer inn og ut av løsningen per tidsenhet likt.

En løsning med maksimal konsentrasjon, som ved en gitt temperatur kan forbli i likevekt på ubestemt tid med et overskudd av oppløst stoff, kalles rik.

Konsentrasjonen av en mettet løsning kalles løselighet.

Løselighet uttrykkes ved antall gram oppløst stoff i 100 gram løsningsmiddel, eller antall mol løst stoff i 1 liter løsning.

En løsning hvis konsentrasjon ved en gitt temperatur er mindre enn mettet kalles umettet .

Løselighet faste stoffer(for eksempel salter) synker som regel med synkende temperatur. Hvis du sakte avkjøler en mettet løsning, kan du få overmettet løsning, dvs. en løsning hvis konsentrasjon er større enn løseligheten til stoffet ved en gitt temperatur. Overmettede løsninger er ustabile (D G o stiger >0) og går spontant eller under ytre påvirkning (risting, tilsetning av krystaller) inn i en likevektstilstand (D G o vekst =0). I dette tilfellet feller overskuddet av oppløst stoff ut.

Konsentrasjon av løsninger

Løsningskonsentrasjon er mengden oppløst stoff som finnes i en viss mengde eller volum av en løsning eller løsningsmiddel.

I kjemi er følgende metoder for å uttrykke konsentrasjon mest brukt.

Prosentvis konsentrasjon. Viser antall gram oppløst stoff i 100 g løsning. For eksempel er en 15 % vandig saltløsning en løsning hvis 100 g inneholder 15 g salt og 85 g vann.

Molar konsentrasjon (molaritet). Viser antall mol av et oppløst stoff i 1 liter løsning, angitt med mol/l eller formelen til stoffet omsluttet av firkantede parenteser. For eksempel er =2 mol/L en løsning som inneholder 2 mol (eller 80 g) natriumhydroksid i en liter løsning.

Molar konsentrasjon av ekvivalenter. Viser antall mol oppløst stoff-ekvivalenter i 1 liter løsning, angitt MED ekv. For eksempel, MED eq H 2 SO 4 =0,1 mol eq/l - dette er en løsning av H 2 SO 4 som inneholder 0,1 mol ekvivalenter svovelsyre (eller 4,9 g) i 1 liter løsning.

Tilsvarende(angitt med brevet E) er en reell eller fiktiv partikkel av et stoff som kan erstatte, legge til, frigjøre eller på annen måte være ekvivalent med ett hydrogenion i syre-base eller ionebytterreaksjoner eller ett elektron i redoksreaksjoner.

Syreekvivalent er lik molar masse syre delt på sin basicitet, dvs. på antall hydrogenatomer i et syremolekyl som kan erstattes av et metall.

Grunnekvivalent lik den molare massen til basen delt på metallets valens.

Oksydekvivalent er lik den molare massen til oksidet delt på produktet av antall atomer i grunnstoffet som utgjør molekylet og valensen til dette grunnstoffet.

Salt ekvivalent lik den molare massen til saltet delt på produktet av valensen til metallet og antall metallatomer i molekylet.

For eksempel:

mol ekv. H 2 SO 4 (M=98 g/mol) er lik

mol ekv. Ca(OH)2 (M=74 g/mol) er lik

mol ekv. Al 2 O 3 (M=102 g/mol) er lik

mol ekv. Al 2 (SO 4) 3 (M=342 g/mol) er lik

Løsninger med molare konsentrasjonsekvivalenter er mye brukt når man utfører reaksjoner mellom oppløste stoffer. Ved å bruke denne konsentrasjonen er det enkelt å beregne på forhånd i hvilke volumforhold de oppløste stoffene må blandes for at de skal reagere uten å etterlate rester. I henhold til loven om ekvivalenter mengdene av stoffer som reagerer er proporsjonale med deres ekvivalenter :

Derfor, for en reaksjon er det alltid nødvendig å ta slike volumer av løsninger som vil inneholde samme nummer mol oppløst stoff ekvivalenter. Ved samme molare konsentrasjon av løsninger er volumene av reagerende stoffer proporsjonale med deres MED ekv. Hvis volumene av løsninger brukt på reaksjonen er angitt med V 1 og V 2, og deres molare konsentrasjoner av ekvivalenter er MED ekv.1 og MED eq.2, da vil forholdet mellom disse mengdene uttrykkes ved relasjonen:

de. volumene av reaktanter er omvendt proporsjonale med de molare konsentrasjonene av deres ekvivalenter.

Basert på disse avhengighetene er det mulig ikke bare å beregne volumene av løsninger som kreves for å utføre reaksjoner, men også å finne deres konsentrasjoner basert på volumene av løsninger brukt på reaksjonen.

Titer. Viser antall gram oppløst stoff i 1 ml løsning. Angitt med bokstaven T.

Når du kjenner titeren til en løsning, er det lett å beregne dens molare konsentrasjon av ekvivalenten, og omvendt:

Molal konsentrasjon (molalitet). Viser antall mol oppløst stoff i 1000 g løsemiddel, angitt MED m:

,

(5.3)

Hvor m- mengde oppløst stoff, – mengde løsemiddel, g; M– molar masse av det oppløste stoffet, g/mol.

Raoults lover

Hver væske ved en gitt temperatur tilsvarer et visst mettet damptrykk r 0. Når temperaturen stiger p 0øker. Når et hvilket som helst ikke-flyktig stoff er oppløst i en væske, blir det mettede damptrykket til løsningsmidlet over løsningen lavere enn over det rene løsningsmidlet ved samme temperatur. Dessuten er reduksjonen i trykk proporsjonal med konsentrasjonen av løsningen.

Den relative reduksjonen i det mettede damptrykket til løsningsmidlet over løsningen er lik molfraksjonen av det løste stoffet (Raoults lov):

(5.4)

Hvor s 0 – mettet damptrykk over et rent løsemiddel;

s– mettet damptrykk av løsningsmidlet over løsningen; N- molfraksjon av det oppløste stoffet; n 1- antall mol oppløst stoff; n 2– antall mol løsemiddel.

Molfraksjon (N i) er lik forholdet mellom antall mol av et gitt stoff ( n i) til summen av antall mol av alle stoffer (inkludert løsningsmidlet) i løsning:

En reduksjon i det mettede damptrykket til et løsningsmiddel i forhold til en løsning av et ikke-flyktig stoff fører til en økning i kokepunktet og en reduksjon i frysepunktet til løsningen sammenlignet med et rent løsningsmiddel.

I henhold til Raoults lov, trykket av vanndamp over vandig løsning lavere enn over vann.

Flytende kokepunkt T kip er temperaturen der det mettede damptrykket når det atmosfærisk trykk; for vann er det 100°C (ved et trykk på 101,3 kPa eller 1,013∙10 5 N/m 2). Siden det mettede damptrykket til løsningsmidlet over løsningen er lavere, må den varmes opp til mer for at løsningen skal koke. høy temperatur enn rent løsemiddel.

Konsekvenser av Raoults lov

1. Nedgangen i frysepunktet DT og økningen i kokepunktet DT for en ikke-elektrolyttløsning er direkte proporsjonale med mengden stoff som er oppløst i en gitt mengde løsemiddel.

2. Ekvimolare (dvs. inneholder samme antall mol stoffekvivalenter) mengder av oppløste stoffer som er oppløst i samme mengde av et gitt løsningsmiddel, senker frysepunktet like mye og øker kokepunktet.

Nedgangen i frysepunktet forårsaket av oppløsning av en mol av et stoff i 1000 g løsemiddel er en konstant verdi for et gitt løsemiddel. Det kalles kryoskopisk konstant K Til løsemiddel. På samme måte kalles økningen i kokepunktet forårsaket av oppløsningen av en mol av et stoff i 1000 g løsemiddel. ebullioskopisk konstant K eh løsemiddel. Kryoskopiske og ebullioskopiske konstanter avhenger bare av løsningsmidlets natur.

Oppløsningen av stoffer er ledsaget av forskjellige termiske effekter avhengig av stoffets natur. Når for eksempel kaliumhydroksid eller svovelsyre løses opp i vann, observeres en sterk oppvarming av løsningen (varme frigjøres), og når ammoniumnitrat er oppløst, oppstår en sterk avkjøling av løsningen (varme absorberes). I det første tilfellet skjer det eksoterm prosess (?N < 0), i den andre - endotermisk prosess(?H > 0).

Oppløsningens varme?H vekst V -Dette er mengden varme som frigjøres eller absorberes når 1 mol av et stoff er oppløst. Så, for eksempel, under standardbetingelser for kaliumhydroksid?H o dist = - 55,65 kJ/mol, og for ammoniumnitrat?H o dist = +26,48 kJ/mol.

Løsningsvarmen er den algebraiske summen av de termiske effektene av alle endo- og eksoterme stadier av prosessen.

La oss vurdere mekanismen for oppløsning av natriumklorid, et stoff med et ionisk krystallgitter (fig. 2).

• 1 scene. Vannmolekyler er dipoler, så på grunn av elektrostatisk tiltrekning få peiling tilsvarende poler til de positivt og negativt ladede natrium- og klorionene plassert på overflaten av krystallen, ?Н orien? 0.
• 2 scene. Mellom vannmolekyler og natrium- og klorioner, kjemiske bindinger på grunn av ione-dipol interaksjon, derfor er denne prosessen ledsaget av frigjøring av energi, ?H hydr
• 3 scene. Fremveksten av slike bindinger og frigjøring av energi fører til at bindingene i krystallgitteret svekkes, og ionene i hydratisert form går i løsning og forlater overflaten av krystallen. Prosessen med abstraksjon av ioner fra krystallen er endoterm, ?H for abstraksjon > 0.
• 4 scene. Diffusjon av hydratiserte ioner gjennom hele volumet av løsningen, ?Н diff? 0.

Hvis ødeleggelsesenergien til krystallgitteret er mindre enn hydratiseringsenergien til det oppløste stoffet, skjer oppløsning med frigjøring av varme. Hvis energien til ødeleggelse av krystallgitteret mer energi hydrering, så skjer oppløsning med absorpsjon av varme.

Når ideelle løsninger Det er ingen termiske og volumetriske effekter: d.v.s. ?H dist = 0, ?V = 0, ingen kjemiske bindinger dannes, men entropien øker.

Prosessen med interaksjon mellom et løsemiddel og et løst stoff, som nevnt tidligere, kalles løsning, og hvis løsningsmidlet er vann - hydrering. Som et resultat kjemisk interaksjon oppløst stoff og løsemiddel danner forbindelser kalt solvater (eller hydrater , hvis løsningsmidlet er vann). Dannelsen av slike forbindelser gjør løsninger som ligner på kjemiske forbindelser.

Solvater (hydrater) dannes på grunn av donor-akseptor, ione-dipol-interaksjoner, på grunn av hydrogenbindinger, samt dispersjonsinteraksjoner (under oppløsning av beslektede stoffer, som benzen og toluen).

Spesielt utsatt for hydrering, dvs. forbindelse med vannmolekyler, ioner. Ionene fester seg til polare vannmolekyler, noe som resulterer i dannelse av hydratiserte ioner. Derfor, for eksempel, i løsning, er kobber (II) ion blått, men i vannfritt kobbersulfat er det fargeløst. Mange solvater (hydrater) er skjøre og brytes lett ned når de isoleres i fri form, men i noen tilfeller dannes det sterke forbindelser som lett kan isoleres fra løsning ved krystallisering. I dette tilfellet faller krystaller som inneholder vannmolekyler ut.

Krystallinske stoffer som inneholder vannmolekyler kalleskrystall hydrater ,og vannet som inngår i de krystallinske hydratene kalleskrystallisering . Mange naturlige mineraler er krystallinske hydrater. En rekke stoffer (inkludert organiske) oppnås i ren form bare i form av krystallinske hydrater.