Oppløsningsteori. Introduksjon til generell kjemi. Brønsted og Lowry teori
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 vurdert som kjemiske forbindelser. I løsninger er det imidlertid ikke noe strengt forhold 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 fra overflaten fast molekyler eller ioner brytes gradvis av og i diffusjonsløsningen fordeles gjennom hele volumet av løsningsmidlet. Et nytt lag med molekyler fjernes så fra overflaten osv. 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 konsentrasjonen 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 en vandig løsning dissosieres saltet 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 er Kd, 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 kullsyre. 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, ett av saltene hydrolyseres av kationet, og det andre av anionet, og dette dannes 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 av 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 på en 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.
I dette tilfellet faller krystallinske stoffer som inneholder vannmolekyler ut, kalles de 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.Seline– løsninger der løsningsmidlene er andre væsker (benzen, alkohol, eter, etc.)
7. GRUNNLEGGENDE BESTEMMELSER I DEN KJEMISKE LØSNINGSTEORIEN:
1. Dannelsen og eksistensen av en løsning bestemmes av interaksjonene mellom alle partikler, både allerede 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 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.
Avhengigheten av løseligheten til faste stoffer av temperaturen er vist ved løselighetskurven.
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.I henhold til 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.
Løsningen er homogent system som inneholder minst to stoffer. Det finnes løsninger av faste, flytende og gassformige stoffer i flytende løsemidler, samt homogene blandinger (løsninger) av faste, flytende og gassformige stoffer. Som regel anses et stoff som er tatt i overkant og i samme aggregeringstilstand som selve løsningen som et løsemiddel, og en komponent som er tatt i mangel anses som et oppløst stoff.
Avhengig av aggregeringstilstanden til løsningsmidlet, skilles gassformige, flytende og faste løsninger.
Gassformig løsning– Dette er først og fremst luft, samt andre blandinger av gasser.
TIL flytende løsninger omfatte homogene blandinger av gasser, væsker og faste stoffer med væsker.
Solide løsninger er representert av legeringer, samt briller.
På praksis veldig viktig ha flytende løsninger (blandinger av væsker, der løsningsmidlet er en væske). Fra Ikke organisk materiale det vanligste løsningsmidlet er vann. Blant organiske stoffer brukes metanol, etanol, dietyleter, aceton, benzen, karbontetraklorid og andre som løsningsmidler.
Under påvirkning av kaotisk bevegelige partikler av løsningsmidlet, passerer partikler (ioner eller molekyler) av det løste stoffet inn i løsningen, og danner, takket være den tilfeldige bevegelsen av partiklene, en kvalitativ ny homogen ( homogen) systemet. Løselighet i forskjellige løsemidler - karakteristiske egenskaper til et stoff. Noen stoffer kan blandes med hverandre i alle forhold (vann og alkohol), andre har begrenset løselighet (natriumklorid og vann).
Tenk på oppløsningen av et fast stoff i en væske. Innenfor rammen av den molekylære kinetiske teorien, når fast bordsalt tilsettes til et løsningsmiddel (for eksempel vann), samvirker Na + og C1" -ionene på overflaten med løsningsmidlet (med molekyler og andre partikler i løsningsmidlet). ), kan bryte av og gå i løsning. Etter å ha fjernet overflatelaget, strekker prosessen seg til de neste lagene med fast stoff. Dermed beveger partiklene seg gradvis fra krystallen inn i løsningen. Ødeleggelsen av NaCl-ioniske krystaller i vann bestående av polare molekyler er vist i figur 6.1.
Ris. 6.1.Ødeleggelse av NaCl-krystallgitteret i vann. EN- angrep av løsemiddelmolekyler; b- ioner i løsning
Partikler som kommer inn i løsningen fordeles på grunn av diffusjon gjennom hele volumet av løsningsmidlet. Samtidig, når konsentrasjonen øker, kan partikler (ioner, molekyler) som er i kontinuerlig bevegelse, når de kolliderer med en fast overflate av et fast stoff som ennå ikke er oppløst, henge på det, dvs. oppløsning er alltid ledsaget omvendt prosess - krystallisering. Det kan komme et øyeblikk hvor like mange partikler (ioner, molekyler) frigjøres fra løsningen samtidig som de kommer inn i løsningen, dvs. likevekt.
En løsning der et gitt stoff ved en gitt temperatur ikke lenger løses opp, dvs. en løsning som er i likevekt med det oppløste stoffet, kalles mettet, og en løsning der en viss mengde av et gitt stoff fortsatt kan oppløses i tillegg kalles umettet.
En mettet løsning inneholder den maksimalt mulige (for gitte forhold) mengde oppløst stoff. Konsentrasjonen av et stoff i en mettet løsning er en konstant verdi under gitte forhold (temperatur, løsemiddel), den karakteriserer løseligheten til et stoff; For flere detaljer se § 6.4.
En løsning hvor innholdet av oppløste stoffer er større enn i en mettet løsning under gitte forhold kalles overmettet. Dette ustabile, ikke-likevektssystemer, som spontant går over i en likevektstilstand, og når overskudd av oppløst stoff frigjøres i fast form, blir løsningen mettet.
Mettede og umettede løsninger må ikke forveksles med fortynnet Og konsentrert. Fortynnede løsninger - løsninger med et lite innhold av oppløst stoff; konsentrerte løsninger er løsninger med høyt innhold av oppløste stoffer. Det må understrekes at begrepene fortynnede og konsentrerte løsninger er relative og baserer seg på en kvalitativ vurdering av forholdet mellom mengdene løsemiddel og løsemiddel i en løsning (noen ganger kalles en løsning sterk og svak i samme forstand). Vi kan si at disse definisjonene oppsto av praktisk nødvendighet. Dermed sier de at en løsning av svovelsyre H 2 S0 4 er konsentrert (sterk) eller fortynnet (svak), men ved hvilken konsentrasjon svovelsyreløsningen skal anses som konsentrert og ved hvilken fortynnet er ikke nøyaktig bestemt.
Når man sammenligner løseligheten til forskjellige stoffer, er det klart at i tilfelle av dårlig løselige stoffer, er mettede løsninger fortynnet i tilfelle av svært løselige stoffer, deres umettede løsninger kan være ganske konsentrerte.
For eksempel, ved 20 °C, løses 0,00013 g kalsiumkarbonat CaC0 3 i 100 g vann. CaCO 3 -løsningen under disse forholdene er mettet, men veldig fortynnet (konsentrasjonen er veldig lav). Men her er et eksempel. En løsning av 30 g bordsalt i 100 g vann ved 20 °C er umettet, men konsentrert (løseligheten av NaCl ved 20 °C er 35,8 g i 100 g vann).
Avslutningsvis bemerker vi at her og videre (bortsett fra § 6.8) vi vil snakke om sanne løsninger. Partiklene som utgjør slike løsninger er så små at de ikke kan sees; disse er atomer, molekyler eller ioner, deres diameter overstiger vanligvis ikke 5 nm (5 10~ 9 m).
Og det siste om klassifiseringen av løsninger. Avhengig av om det er elektrisk nøytrale eller ladede partikler i løsningen, kan løsninger være molekylære (dette ikke-elektrolyttløsninger) og ionisk (elektrolyttløsninger). En karakteristisk egenskap ved elektrolyttløsninger er elektrisk ledningsevne (de leder elektrisk strøm).
På midten av 1800-tallet var det allment akseptert fysisk teori løsninger, en av forfatterne av disse var Van’t Hoff (Holland). Denne teorien betraktet løsninger som mekaniske blandinger, uten å ta hensyn til interaksjonene mellom løsemiddelmolekyler og oppløste partikler.
Fakta som den fysiske løsningsteorien ikke kunne forklare:
1) Termiske effekter av oppløsning.
Eksempel. Oppløsning er en eksoterm prosess; oppløsning er endoterm.
2) Endring (oftere – reduksjon) i væskevolumet under oppløsning. Dette fenomenet kalles sammentrekning.
Eksempel. Ved blanding av 50 ml og 50 ml dannes 98 ml løsning
3) Fargeendring av noen stoffer når de er oppløst og noen løsninger når de fordampes.
Eksempler. Vannfritt kobber(II)sulfat er et hvitt pulver som blir blått når det absorberer vann.
Den rosa løsningen av kobolt(II)klorid endrer ikke farge når den tørker, men ved påfølgende fordampning blir den blå.
1),2),3) - tegn kjemiske reaksjoner.
D.I. Mendeleev mente at de betraktede fenomenene absolutt indikerer en slags interaksjon mellom det oppløste stoffet og løsningsmidlet. Han utviklet konsekvent ideen om kjemisk interaksjon mellom oppløste partikler og løsemiddelmolekyler. Mendeleevs undervisning ble utviklet og supplert av russiske forskere I. A. Kablukov og V. A. Kistyakovsky. Basert på disse ideene ble det fysiske og kjemiske synspunktet på løsninger kombinert.
Hovedbestemmelsene i den moderne fysisk-kjemiske teorien om løsninger er som følger.
1) Løsningsmidlet og det løste stoffet reagerer kjemisk med hverandre.
2) Som et resultat av interaksjon dannes det svake forbindelser, kalt solvater, og selve prosessen kalles løsning. I det spesielle tilfellet når løsningsmidlet er vann, kalles disse forbindelsene hydrater, og prosessen er hydrering.
Selve løsningene, samt de fleste hydratene (solvatene) som dannes under oppløsningen, har en variabel sammensetning. Slik skiller de seg fra kjemiske forbindelser.
Fysisk-kjemisk teori løsninger gjorde det mulig å forklare mange tidligere uklare fakta:
1) Fargeendring av noen stoffer når de er oppløst og noen løsninger når de fordampes.
2) Termiske effekter under oppløsning.
Fenomenet hydrering kan noen ganger observeres uten bruk av spesielle instrumenter. For eksempel vannfritt kobber(II)sulfat CuSO 4 - Hvit substans. Når det er oppløst i vann, dannes en blå løsning. Fargen på løsningen er forårsaket av hydratiserte kobberioner. Hydraterte partikler er noen ganger så sterke at når et løst stoff frigjøres fra løsningen til den faste fasen, blir vannmolekyler en del av krystallene. Når en vandig løsning av kobbersulfat fordampes, frigjøres således saltet CuSO 4 ∙5H 2 O til den faste fasen.
Krystallinske stoffer som inneholder vannmolekyler kalles krystallinske hydrater, og vannet de inneholder kalles krystallisasjonsvann.
Fargeendringen til kobolt(II)kloridløsningen ved fordampning er forklart på lignende måte. Hydraterte koboltioner i løsning er rosa, og kobolt (II) krystallhydrat CoCl 2 ∙ 6H 2 O har samme rosa farge. Men når det kalsineres i luft, mister koboltkrystallhydrat krystallvann og blir til vannfritt blått kobolt (II) klorid. .
Dannelsen av krystallinske hydrater forklarer også termiske effekter når den er oppløst. Den termiske effekten av oppløsning består av energien brukt på ødeleggelsen av krystallgitteret og separasjonen av partikler av det oppløste stoffet fra hverandre, samt energien som skiller seg ut når den er hydrert.
Uansett hvilket energibidrag som dominerer, får vi til slutt en slik termisk effekt.
Endringer i andre termodynamiske parametere under oppløsning.
Siden generelt, ved oppløsning, øker lidelsen i systemet.
Siden oppløsning er en spontan prosess.
Forelesning 1.
"BEGREPET "LØSNING". KJEMISK TEORI OM LØSNINGER"
Løsninger har viktig i menneskeliv og praktisk virksomhet. Løsninger er alle de viktigste fysiologiske væskene (blod, lymfe, etc.). Kroppen er et komplekst kjemisk system, og de aller fleste kjemiske reaksjoner i kroppen skjer i vandige løsninger. Det er av denne grunn at menneskekroppen består av 70% vann, og alvorlig dehydrering av kroppen skjer raskt og er en svært farlig tilstand.
Mange teknologiske prosesser, som å produsere brus eller salpetersyre, isolering og rensing av sjeldne metaller, bleking og farging av stoffer skjer i løsninger.
For å forstå mekanismen til mange kjemiske reaksjoner, er det nødvendig å studere prosessene som skjer i løsninger.
Konseptet "løsning". Typer løsninger
Løsning– fast, flytende eller gassformig homogent system, bestående av to eller flere komponenter.
Homogent system består av én fase.
Fase- en del av systemet atskilt fra de andre delene av et grensesnitt, under passasje gjennom hvilken egenskapene (tetthet, termisk ledningsevne, elektrisk ledningsevne, hardhet, etc.) endres brått. Fasen kan være fast, flytende, gassformig.
Den viktigste typen løsninger er flytende løsninger, men i vid forstand er løsninger også faste (legert messing: kobber, sink; stål: jern, karbon) og gassformige (luft: en blanding av nitrogen, oksygen, karbondioksid og ulike urenheter).
Løsningen inneholder minst to komponenter, hvorav den ene er løsemiddel, og andre - oppløste stoffer.
Løsemiddel er en komponent av en løsning som er i samme aggregeringstilstand som løsningen. Det er alltid mer løsemiddel i en løsning etter vekt enn andre komponenter. Det oppløste stoffet finnes i løsning i form av atomer, molekyler eller ioner.
De skiller seg fra løsninger:
Suspensjon er et system som består av små faste partikler suspendert i en væske (talkum i vann)
Emulsjon- dette er et system der en væske knuses til en annen væske som ikke løser den opp (dvs. små dråper væske plassert i en annen væske: for eksempel bensin i vann).
Aerosol– gass med faste eller flytende partikler suspendert i den (tåke: luft- og væskedråper)
Suspensjoner, emulsjoner og aerosoler består av flere faser, de er ikke homogene og er det spredte systemer . Suspensjoner, emulsjoner og aerosoler er ikke løsninger!
Kjemisk teori løsninger.
Løsningsmidlet reagerer kjemisk med det oppløste stoffet.
Den kjemiske teorien om løsninger ble laget av D.I. Mendeleev på slutten av 1800-tallet. basert på følgende eksperimentelle fakta:
1) Oppløsningen av ethvert stoff er ledsaget av absorpsjon eller frigjøring av varme. Det vil si at oppløsning er en eksoterm eller endoterm reaksjon.
Eksoterm prosess– en prosess ledsaget av frigjøring av varme til det ytre miljøet (Q>0).
Endoterm prosess- en prosess ledsaget av absorpsjon av varme fra eksternt miljø(Sp<0).
(eksempel: oppløsning av CuSO 4 er en eksoterm prosess, NH 4 Cl er endoterm). Forklaring: for at løsemiddelmolekyler skal rive oppløste partikler bort fra hverandre, må energi brukes (dette er den endoterme komponenten i oppløsningsprosessen når partikler av det oppløste stoffet interagerer med løsemiddelmolekyler, frigjøres energi (eksoterm prosess). Som et resultat bestemmes den termiske effekten av oppløsning av den sterkere komponenten. ( Eksempel: når 1 mol av et stoff ble oppløst i vann, tok det 250 kJ å bryte molekylene, og når de resulterende ionene interagerte med løsemiddelmolekyler, ble 450 kJ frigjort. Hva er netto termisk effekt av oppløsning? Svar: 450-250=200 kJ, eksoterm effekt, pga den eksoterme komponenten er større enn den endoterme komponenten ).
2) Blanding av komponentene i en løsning med et visst volum gir ikke summen av volumene ( eksempel: 50 ml etylalkohol + 50 ml vann når blandet gir 95 ml løsning)
Forklaring: På grunn av samspillet mellom oppløste stoffer og løsemiddelmolekyler (tiltrekning, kjemisk binding, etc.), "lagres" volumet.
Merk følgende! Vekt løsning er strengt tatt lik summen av massene av løsningsmidlet og oppløste stoffer.
3) Når noen fargeløse stoffer løses opp, dannes det fargede løsninger. ( eksempel: CuSO 4 – fargeløs, gir en blå løsning ).
Forklaring: Når noen fargeløse salter er oppløst, dannes fargede krystallinske hydrater.
Konklusjon: Oppløsning er en kompleks fysisk-kjemisk prosess der interaksjon oppstår (elektrostatisk, donor-akseptor, hydrogenbindingsdannelse) mellom partikler av løsningsmidlet og oppløste stoffer.
Prosessen med interaksjon mellom et løsemiddel og et løst stoff kalles løsning. Produktene av denne interaksjonen er solvater. For vandige løsninger er begrepene som brukes hydrering Og hydrater.
Noen ganger når vann fordamper, etterlater krystallene av det oppløste stoffet noen av vannmolekylene i krystallgitteret. Slike krystaller kalles krystall hydrater. De er skrevet slik: CuSO 4 * 5H 2 O. Det vil si at hvert molekyl av kobbersulfat CuSO 4 holder 5 vannmolekyler nær seg selv, og integrerer dem i krystallgitteret.
