Faasi tasakaalud. Ideaalsed lahendused. Raoult' seadus ja selle tagajärjed. Vee ja vesilahuse faasidiagrammid. Osmoosi mõiste, Van't Hoffi võrrand Keemia õpik

Selle teema uurimise tulemusena saate teada: Miks on lahused segude ja keemiliste ühendite vahepealne? Mis vahe on küllastumata lahusel ja lahjendatud lahusel ning küllastunud ja kontsentreeritud lahusel? Milliseid reegleid tuleks ioonvõrrandite koostamisel järgida? Miks muutub keskkonna reaktsioon, kui mõned soolad lahustatakse vees (neutraalsest happeliseks või aluseliseks). Selle teema uurimise tulemusena saate teada: Kirjutage ioonivahetusreaktsioonide võrrandid. Koostage soolade hüdrolüüsi täielikud ja lühendatud ioonvõrrandid. Ennustage söötme reaktsiooni soolalahustes. Lahendage ülesandeid lahuste kontsentratsiooni määramiseks. Õppeküsimused:

9.1. Lahendused ja nende klassifikatsioon

Lahused on homogeensed süsteemid, milles üks aine jaotub teiste (teiste) ainete keskkonnas.

Lahused koosnevad lahustist ja lahustunud aine(te)st. Need mõisted on tingimuslikud. Kui ainete lahuse üks koostisosadest on vedelik ja teised gaasid või tahked ained, loetakse lahustiks tavaliselt vedelik. Muudel juhtudel loetakse lahustiks suuremaks komponendiks.

Gaasilised, vedelad ja tahked lahused

Olenevalt agregatsiooni olekust lahusteid eristatakse gaasiline, vedel ja tahke lahendusi. Gaasiline lahus on näiteks õhk ja muud gaaside segud. Merevesi on kõige levinum erinevate soolade ja gaaside vedel lahus vees. Paljud metallisulamid kuuluvad tahkete lahuste hulka.

Tõelised ja kolloidsed lahused

Vastavalt dispersiooniastmele eristama tõelised ja kolloidsed lahused(kolloidsüsteemid). Tõeliste lahuste moodustamisel esineb lahustunud aine lahustis aatomite, molekulide või ioonide kujul. Osakeste suurus sellistes lahustes on 10 –7 - 10 –8 cm Kolloidlahused viitavad heterogeensetele süsteemidele, milles ühe aine osakesed (dispergeeritud faas) on teises (dispersioonikeskkonnas) ühtlaselt jaotunud. Osakeste suurus hajussüsteemides on vahemikus 10–7 cm kuni 10–3 cm või rohkem.. Tuleb märkida, et siin ja mujal käsitleme tõelisi lahendusi.

Küllastumata, küllastunud ja üleküllastunud lahused

Lahustumisprotsess on seotud difusiooniga, st ühe aine osakeste spontaanse jaotumisega teise aine osakeste vahel. Seega võib ioonse struktuuriga tahkete ainete lahustamise protsessi vedelikes kujutada järgmiselt: lahusti mõjul hävib tahke aine kristallvõre ja ioonid jaotuvad ühtlaselt kogu lahusti mahus. . Lahendus jääb küllastumata kuni sellesse saab rohkem ainet siseneda.

Lahus, milles aine antud temperatuuril enam ei lahustu, s.o. nimetatakse lahust, mis on tasakaalus lahustunud aine tahke faasiga rikas. Antud aine lahustuvus on võrdne selle kontsentratsiooniga küllastunud lahuses. Rangelt määratletud tingimustes (temperatuur, lahusti) on lahustuvus konstantne väärtus.

Kui aine lahustuvus temperatuuri tõustes suureneb, siis kõrgemal temperatuuril küllastunud lahust jahutades saab üleküllastunud lahendus, s.t. lahus, milles aine kontsentratsioon on suurem kui küllastunud lahuse kontsentratsioon (antud temperatuuril ja rõhul). Üleküllastunud lahused on väga ebastabiilsed. Anuma kerge loksutamine või lahuses oleva aine kristallide lisamine lahusesse põhjustab liigse lahustunud aine kristalliseerumise ja lahus küllastub.

Lahjendatud ja kontsentreeritud lahused

Küllastumata ja küllastunud lahuseid ei tohi segi ajada lahjendatud ja kontsentreeritud lahustega. Lahjendatud ja kontsentreeritud lahuste mõisted on suhtelised ja nende vahele ei saa tõmmata selget piiri. Need määravad suhte lahustunud aine ja lahusti koguste vahel. Üldiselt on lahjendatud lahused lahused, mis sisaldavad lahusti kogusega võrreldes väikest kogust lahustunud ainet, kontsentreeritud lahused on need, mis sisaldavad suures koguses lahustunud ainet.

Näiteks kui 25 g NaCl lahustada 100 g vees temperatuuril 20 o C, on saadud lahus kontsentreeritud, kuid küllastumata, kuna naatriumkloriidi lahustuvus 20 o C juures on 36 g 100 g vees. Maksimaalne AgI mass, mis lahustub temperatuuril 20 o C 100 g H 2 O-s, on 1,3 × 10–7 g. Nendes tingimustes saadud AgI lahus on küllastunud, kuid väga lahjendatud.

9.2. Lahuste füüsikaline ja keemiline teooria; termilised nähtused lahustumisel

Füüsikaline teooria lahendused pakkusid välja W. Ostwald (Saksamaa) ja S. Arrhenius (Rootsi). Selle teooria kohaselt on lahusti ja lahustunud aine osakesed (molekulid, ioonid) difusiooniprotsesside tõttu jaotunud ühtlaselt kogu lahuse mahus. Sel juhul ei toimu lahusti ja lahustunud aine vahel keemilist koostoimet.

Keemia teooria pakkus välja D.I. Mendelejev. Vastavalt D.I ideedele. Mendelejevi sõnul toimub lahustunud aine ja lahusti molekulide vahel keemiline interaktsioon lahustunud aine ja lahusti ebastabiilsete ühendite moodustumisega, mis muunduvad üksteiseks - solvaadid.

Vene teadlased I.A. Kablukov ja V.A. Kistjakovski ühendas Ostwaldi, Arrheniuse ja Mendelejevi ideed, pannes sellega aluse kaasaegsele lahendusteooriale. Kaasaegse teooria kohaselt võivad lahuses eksisteerida mitte ainult lahustunud aine ja lahusti osakesed, vaid ka lahustunud aine ja lahusti füüsikalis-keemilise interaktsiooni produktid - solvaadid. Solvaadid– need on muutuva koostisega ebastabiilsed ühendid. Kui lahustiks on vesi, nimetatakse neid hüdraadid. Solvaadid (hüdraadid) tekivad ioon-dipool, doonor-aktseptor interaktsioonide, vesiniksidemete tekke jms tõttu. Näiteks kui NaCl lahustatakse vees, tekib Na + ja Cl – ioonide ja lahusti molekulide vahel ioon-dipool interaktsioon. Ammoniaakhüdraatide moodustumine vees lahustumisel toimub vesiniksidemete moodustumise tõttu.

Hüdreeritud vesi seostub mõnikord lahustunud ainega nii tugevalt, et see koos sellega lahusest vabaneb. Veemolekule sisaldavaid kristalseid aineid nimetatakse kristallhüdraadid, ja sellistes kristallides sisalduvat vett nimetatakse kristalliseerumine. Kristallhüdraatide näideteks on vasksulfaat CuSO 4 5H 2 O, kaaliummaarjas KAl(SO 4) 2 12H 2 O.

Termoefektid lahustumisel

Ainete struktuuri muutuste tulemusena nende üleminekul individuaalsest olekust lahusesse, samuti tekkivate interaktsioonide tulemusena muutuvad süsteemi omadused. Sellele viitavad eelkõige lahustumise termilised mõjud. Lahustumisel toimub kaks protsessi: lahustunud aine struktuuri hävimine ja lahustunud aine molekulide vastastikmõju lahusti molekulidega. Solvatsiooniks nimetatakse lahustunud aine vastastikmõju lahustiga. Energiat kulutatakse lahustunud aine struktuuri hävitamiseks ja lahustunud aine osakeste vastastikmõju lahusti osakestega (solvatimine) on eksotermiline protsess (kaasneb soojuse eraldumisega). Seega võib lahustumisprotsess olla eksotermiline või endotermiline, olenevalt nende termiliste mõjude suhtest. Näiteks väävelhappe lahustamisel täheldatakse lahuse tugevat kuumenemist, s.t. soojuse vabanemine ja kaaliumnitraadi lahustumisel lahuse tugev jahutamine (endotermiline protsess).

9.3. Lahustuvus ja selle sõltuvus ainete olemusest

Lahustuvus on lahuste enim uuritud omadus. Ainete lahustuvus erinevates lahustites on väga erinev. Tabelis Tabelis 9.1 on näidatud mõnede ainete lahustuvus vees ja tabel. 9.2 – kaaliumjodiidi lahustuvus erinevates lahustites.

Tabel 9.1

Mõnede ainete lahustuvus vees 20 o C juures

Aine		Aine	Lahustuvus, g 100 g H2O kohta

Tabel 9.2

Kaaliumjodiidi lahustuvus erinevates lahustites 20 o C juures

Lahustuvus oleneb lahustunud aine ja lahusti olemusest, samuti välistingimustest (temperatuur, rõhk). Praegu kasutusel olevad võrdlustabelid soovitavad jaotada ained hästi lahustuvateks, vähelahustuvateks ja mittelahustuvateks. See jaotus pole täiesti õige, kuna absoluutselt lahustumatuid aineid pole olemas. Isegi hõbe ja kuld lahustuvad vees, kuid nende lahustuvus on äärmiselt madal. Seetõttu kasutame selles juhendis ainult kahte ainekategooriat: hästi lahustuv Ja halvasti lahustuv. Lõpuks, mõisted "kergesti" ja "raskesti lahustuv" ei ole lahustuvuse tõlgendamiseks kasutatavad, kuna need terminid iseloomustavad lahustumisprotsessi kineetikat, mitte selle termodünaamikat.

Lahustuvuse sõltuvus lahustunud aine ja lahusti olemusest

Praegu puudub teooria, mille abil oleks võimalik mitte ainult arvutada, vaid isegi ennustada lahustuvust. Seda seletatakse üldise lahendusteooria puudumisega.

Tahkete ainete lahustuvus vedelikes sõltub sideme tüübist nende kristallvõredes. Näiteks aatomkristallvõrega ained (süsinik, teemant jne) lahustuvad vees vähe. Ioonse kristallvõrega ained on reeglina vees hästi lahustuvad.

Sajanditepikkuse lahustuvuse uurimise kogemuse põhjal kehtestatud reegel ütleb: "sarnasus lahustub sarnases hästi". Ioonsete või polaarsete sidemetega ained lahustuvad hästi polaarsetes lahustites. Näiteks soolad, happed ja alkoholid lahustuvad vees hästi. Samal ajal lahustuvad mittepolaarsed ained reeglina hästi mittepolaarsetes lahustites.

Anorgaanilisi sooli iseloomustab erinev lahustuvus vees.

Seega on enamik leelismetalli- ja ammooniumisoolasid vees hästi lahustuvad. Nitraadid, nitritid ja halogeniidid (v.a hõbe-, elavhõbe-, plii- ja talliumhalogeniidid) ja sulfaadid (välja arvatud leelismuldmetallide sulfaadid, hõbe ja plii) lahustuvad hästi. Siirdemetalle iseloomustab nende sulfiidide, fosfaatide, karbonaatide ja mõnede teiste soolade vähene lahustuvus.

Gaaside lahustuvus vedelikes oleneb ka nende olemusest. Näiteks 100 mahus 20 o C vees lahustub 2 mahuosa vesinikku ja 3 mahuosa hapnikku. Samadel tingimustel lahustatakse 700 mahuosa ammoniaaki 1 mahus vees. NH3 nii suurt lahustuvust võib seletada selle keemilise interaktsiooniga veega.

Temperatuuri mõju gaaside, tahkete ainete ja vedelike lahustuvusele

Kui gaasid lahustuvad vees, eraldub lahustunud gaasi molekulide hüdratatsiooni tõttu soojust. Seetõttu vastavalt Le Chatelier' põhimõttele väheneb temperatuuri tõustes gaaside lahustuvus.

Temperatuur mõjutab tahkete ainete lahustuvust vees mitmel viisil. Enamasti suureneb tahkete ainete lahustuvus temperatuuri tõustes. Näiteks naatriumnitraadi NaNO 3 ja kaaliumnitraadi KNO 3 lahustuvus suureneb kuumutamisel (lahustumisprotsess toimub soojuse neeldumisel). NaCl lahustuvus suureneb veidi temperatuuri tõustes, mis on seotud lauasoola lahustumise peaaegu nulli termilise efektiga. Kustutatud lubja lahustuvus vees väheneb temperatuuri tõustes, kuna hüdratsiooni entalpia prevaleerib selle ühendi kristallvõre hävimise väärtuse ΔH, s.o. Ca(OH) 2 lahustumisprotsess on eksotermiline.

Enamasti suureneb temperatuuri tõustes ka vedelike vastastikune lahustuvus.

Rõhu mõju gaaside, tahkete ainete ja vedelike lahustuvusele

Rõhk praktiliselt ei mõjuta tahkete ja vedelate ainete lahustuvust vedelikes, kuna ruumala muutus lahustumisel on väike. Kui gaasilised ained lahustatakse vedelikus, siis süsteemi maht väheneb, mistõttu rõhu tõus toob kaasa gaaside lahustuvuse suurenemise. Üldiselt järgib gaasi lahustuvuse sõltuvus rõhust W. Henry seadus(Inglismaa, 1803): gaasi lahustuvus konstantsel temperatuuril on otseselt võrdeline selle rõhuga vedeliku kohal.

Henry seadus kehtib ainult madalal rõhul gaaside puhul, mille lahustuvus on suhteliselt madal, ning lahustunud gaasi molekulide ja lahusti keemilise vastasmõju puudumisel.

Võõrainete mõju lahustuvusele

Muude ainete (soolad, happed ja leelised) juuresolekul vees gaaside lahustuvus väheneb. Gaasi kloori lahustuvus lauasoola küllastunud vesilahuses on 10 korda väiksem. Kui puhtas vees.

Soolade juuresolekul lahustuvuse vähenemise mõju nimetatakse väljasoolamine. Lahustuvuse vähenemine on tingitud soolade hüdratatsioonist, mis põhjustab vabade veemolekulide arvu vähenemist. Elektrolüütide ioonidega seotud veemolekulid ei ole enam teiste ainete lahustiks.

9.4. Lahuste kontsentratsioon

Lahuste koostise arvuliseks väljendamiseks on erinevaid viise: lahustunud aine massiosa, molaarsus, tiiter jne.

Massiosa on lahustunud aine massi m ja kogu lahuse massi suhe. Binaarse lahuse puhul, mis koosneb lahustunud ainest ja lahustist:

kus ω on lahustunud aine massiosa, m on lahustunud aine mass, M on lahusti mass. Massiosa väljendatakse ühiku murdosades või protsentides. Näiteks ω = 0,5 või ω = 50%.

Tuleb meeles pidada, et aditiivne funktsioon on ainult mass (terviku mass võrdub komponentide masside summaga). Lahuse maht ei järgi seda reeglit.

Molaarne kontsentratsioon või molaarsus on lahustunud aine kogus 1 liitris lahuses:

kus C on lahustunud aine molaarne kontsentratsioon X, mol/l; n – lahustunud aine kogus, mol; V – lahuse maht, l.

Molaarne kontsentratsioon on tähistatud numbri ja tähega “M”, näiteks: 3M KOH. Kui 1 liiter lahust sisaldab 0,1 mooli ainet, siis nimetatakse seda desimolaarseks, 0,01 mooli nimetatakse sentimolaarseks, 0,001 mooli nimetatakse millimolaarseks.

Tiiter on 1 ml lahuses sisalduva lahustunud aine grammide arv, s.o.

kus T on lahustunud aine tiiter, g/ml; m on lahustunud aine mass, g; V – lahuse maht, ml.

Lahustunud aine mooliosa– mõõtmeteta kogus, mis võrdub lahustunud aine n koguse ja lahustunud aine n üldkoguse ja lahusti n suhtega":

,

kus N on lahustunud aine mooliosa, n on lahustunud aine kogus, mol; n" – lahusti kogus, mol.

Moolprotsent on vastav osa, mis on korrutatud 100%.

9.5. Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Aineid, mille molekulid lahuses või sulavad täielikult või osaliselt ioonideks, nimetatakse elektrolüütideks. Elektrolüütide lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu.

Aineid, mille molekulid ei lagune lahustes ioonideks ega sula ja ei juhi elektrivoolu, nimetatakse mitteelektrolüütideks.

Elektrolüütide hulka kuuluvad enamik anorgaanilisi happeid, aluseid ja peaaegu kõiki sooli; mitteelektrolüütide hulka kuuluvad paljud orgaanilised ühendid, näiteks alkoholid, eetrid, süsivesikud jne.

Rootsi teadlane S. Arrhenius esitas 1887. aastal elektrolüütilise dissotsiatsiooni hüpoteesi, mille kohaselt lagunevad elektrolüüdid vees lahustumisel positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks.

Dissotsiatsioon on pöörduv protsess: paralleelselt dissotsiatsiooniga toimub ioonide ühendamise pöördprotsess (assotsiatsioon). Seetõttu on elektrolüütide dissotsiatsiooni reaktsioonivõrrandite kirjutamisel, eriti kontsentreeritud lahustes, näidatud pöörduvuse märk. Näiteks kaaliumkloriidi dissotsiatsioon kontsentreeritud lahuses tuleks kirjutada järgmiselt:

KS1 K + + C1 – .

Vaatleme elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanismi. Ioonse sidemega ained dissotsieeruvad kõige kergemini polaarsetes lahustites. Kui need lahustatakse näiteks vees, tõmbavad polaarsed H 2 O molekulid nende positiivsete pooluste kaudu anioonide ja negatiivsete pooluste kaudu katioonide poole. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel, elektrolüüt laguneb hüdraatunud ioonideks, s.t. veemolekulidega seotud ioonid. Kovalentse polaarse sidemega (HC1, HBr, H2S) molekulidest moodustunud elektrolüüdid dissotsieeruvad sarnaselt.

Seega on dissotsiatsiooni peamiseks põhjuseks ioonide hüdratsioon (solvatatsioon). Nüüdseks on üldtunnustatud, et vesilahuses on enamik ioone hüdreeritud. Näiteks moodustab vesinikioon H + hüdraadi koostisega H3O +, mida nimetatakse hüdrooniumiooniks. Lahus sisaldab peale H 3 O + veel ioone H 5 O 2 + (H 3 O + ·H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + · 2H 2 O) ja H 9 O 4 + (H30 + 3H2O). Dissotsiatsiooniprotsesside võrrandite koostamisel ja reaktsioonivõrrandite ioonsel kujul kirjutamisel asendatakse kirjutamise lihtsustamiseks hüdroniumioon H 2 O + tavaliselt hüdraatimata H + iooniga. Siiski tuleb meeles pidada, et see asendamine on tingimuslik, kuna vesilahustes ei saa prootonit eksisteerida, kuna reaktsioon toimub peaaegu kohe:

H+ + H2O = H3O+.

Kuna hüdraatunud ioonidega seotud veemolekulide täpset arvu pole kindlaks tehtud, kasutatakse dissotsiatsioonireaktsiooni võrrandite kirjutamisel hüdraatimata ioonide sümboleid:

CH3COOH CH3COO – + H + .

9.6. dissotsiatsiooni aste; seotud ja mitteseotud elektrolüüdid

Elektrolüüdi lahuses ioonideks dissotsieerumise kvantitatiivne tunnus on dissotsiatsiooni aste. Dissotsiatsiooniaste α on ioonideks lagunenud molekulide arvu N" ja lahustunud molekulide N koguarvu suhe:

Dissotsiatsiooniastet väljendatakse ühiku protsendina või murdosana. Kui α = 0, siis dissotsiatsiooni ei toimu ja kui α = 1, laguneb elektrolüüt täielikult ioonideks. Kaasaegsete lahendusteooria kontseptsioonide kohaselt jagunevad elektrolüüdid kahte rühma: seotud (nõrgad) ja seostamata (tugevad).

Assotsieerimata (tugevate) elektrolüütide puhul lahjendatud lahustes α = 1 (100%), s.o. lahustes eksisteerivad nad eranditult hüdraatunud ioonidena.

Seotud elektrolüüdid võib jagada kolme rühma:

nõrgad elektrolüüdid esinevad lahustes peamiselt dissotsieerumata molekulide kujul; nende dissotsiatsiooni aste on väike;

ioonilised kaaslased moodustuvad lahustes ioonide elektrostaatilise interaktsiooni tulemusena; nagu eespool märgitud, toimub assotsiatsioon hästi dissotsieeruvate elektrolüütide kontsentreeritud lahustes; kaaslaste näited on ioonipaarid(K + Cl – ,CaCl +), ioon-teesid(K 2 Cl +, KCl 2 –) ja ioonsed kvadrupoolid(K 2 Cl 2, KCl 3 2–, K 3 Cl 2 +);

ioonsed ja molekulaarsed kompleksid, (näiteks 2+, 3–), mis dissotsieeruvad vees veidi.

Elektrolüütide dissotsiatsiooni olemus sõltub lahustunud aine ja lahusti olemusest, lahuse kontsentratsioonist ja temperatuurist. Seda olukorda saab illustreerida naatriumkloriidi käitumisega erinevates lahustites, tabel. 9.3.

Tabel 9.3

Naatriumkloriidi omadused vees ja benseenis erinevatel kontsentratsioonidel ja temperatuuril 25 o C

Vesilahustes sisalduvad tugevad elektrolüüdid hõlmavad enamikku sooli, leeliseid ja mitmeid mineraalhappeid (HC1, HBr, HNO3, H2SO4, HC1O4 jne). Nõrkade elektrolüütide hulka kuuluvad peaaegu kõik orgaanilised happed, mõned anorgaanilised happed, näiteks H 2 S, HCN, H 2 CO 3, HСlO ja vesi.

Tugevate ja nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon

Lahjendatud vesilahustes tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandid võib esitada järgmiselt:

HCl = H + + Cl – ,

Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,

K 2 Cr 2 O 7 = 2K + + Cr 2 O 7 2–.

Tugeva elektrolüüdi dissotsiatsioonireaktsiooni võrrandi parema ja vasaku poole vahele võib panna ka pöörduvuse märgi, kuid siis on märgitud, et 1. Näiteks:

NaOH Na + + OH – .

Seotud elektrolüütide dissotsiatsiooniprotsess on pöörduv, seetõttu on vaja nende dissotsiatsiooni võrranditesse panna pöörduvuse märk:

HCN H + + CN – .

NH 3 ·H 2 O NH 4 + + OH – .

Seotud mitmealuseliste hapete dissotsiatsioon toimub etappidena:

H 3 PO 4 H + + HPO 4 – ,

H 2 PO 4 H + + HPO 4 2–,

HPO 4 2– H + + PO 4 3–,

Nõrkadest hapetest moodustunud happesoolade ja tugevate hapete aluseliste soolade dissotsiatsioon lahjendatud lahustes toimub järgmiselt. Esimest etappi iseloomustab ühtsusele lähedane dissotsiatsiooniaste:

NaНCO 3 = Na + + НCO 3 – ,

Cu(OH)Cl = Cu(OH) + + Cl – .

Teise etapi dissotsiatsiooniaste on palju väiksem kui ühtsus:

НCO 3 Н + + CO 3 2–,

Cu(OH) + Cu 2+ + OH – .

On ilmne, et lahuse kontsentratsiooni suurenemisega seotud elektrolüüdi dissotsiatsiooni aste väheneb.

9.7. Ioonivahetusreaktsioonid lahustes

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt toimuvad kõik reaktsioonid elektrolüütide vesilahustes mitte molekulide, vaid ioonide vahel. Selliste reaktsioonide olemuse kajastamiseks kasutatakse nn ioonvõrrandeid. Ioonvõrrandite koostamisel peaksite juhinduma järgmistest reeglitest:

Kergelt lahustuvad ja kergelt dissotsieerunud ained, aga ka gaasid on kirjutatud molekulaarselt.

Tugevad elektrolüüdid, mis on vesilahuses peaaegu täielikult dissotsieerunud, on kirjutatud ioonidena.

Ioonvõrrandi paremal ja vasakul küljel olevate elektrilaengute summa peab olema võrdne.

Vaatame neid sätteid konkreetsete näidete abil.

Kirjutame molekulaarsel kujul neutraliseerimisreaktsioonide jaoks kaks võrrandit:

KOH + HCl = KCl + H2O, (9.1)

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O. (9.2)

Ioonsel kujul on võrranditel (9.1) ja (9.2) järgmine kuju:

K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O, (9.3)

2Na + + 2OH – + 2H + + SO 4 2– = 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9.4)

Olles redutseerinud samad ioonid võrrandite (9.3) ja (9.4) mõlemal poolel, teisendame need üheks lühendatud ioonvõrrandiks leelise ja happe interaktsiooni kohta:

H + + OH – = H2O.

Seega taandub neutraliseerimisreaktsiooni olemus H + ja OH – ioonide interaktsioonile, mille tulemusena tekib vesi.

Ioonide vahelised reaktsioonid elektrolüütide vesilahustes kulgevad peaaegu lõpuni, kui reaktsioonis tekib sade, gaas või nõrk elektrolüüt (näiteks H 2 O).

Vaatleme nüüd reaktsiooni kaaliumkloriidi ja naatriumnitraadi lahuste vahel:

KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9,5)

Kuna tekkivad ained lahustuvad vees hästi ja neid ei eemaldata reaktsioonisfäärist, on reaktsioon pöörduv. Ioonreaktsiooni võrrand (9.5) kirjutatakse järgmiselt:

K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9,6)

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt seda reaktsiooni ei toimu, kuna lahuses esinevad kõik lahustuvad ained eranditult ioonide kujul, võrrand (9.6). Kuid kui segate KCl ja NaNO 3 kuumi küllastunud lahuseid, tekib NaCl sade. See on tingitud asjaolust, et temperatuuril 30 o C ja kõrgemal on vaadeldavatest sooladest madalaim lahustuvus naatriumkloriidi puhul. Seega tuleks praktikas arvestada, et protsessid, mis on mõnel tingimusel pöörduvad (lahjendatud lahuste puhul), muutuvad mõnel muul tingimusel (kuumad küllastunud lahused) pöördumatuks.

Lahustes toimuva vahetusreaktsiooni erijuht on hüdrolüüs.

9.8. Soolade hüdrolüüs

Kogemused näitavad, et mitte ainult hapetel ja alustel, vaid ka mõne soola lahusel on leeliseline või happeline reaktsioon. Selle tulemusena toimub muutus keskkonna reaktsioonis hüdrolüüs lahustunud aine. Hüdrolüüs on lahustunud aine (näiteks soola) vahetusinteraktsioon veega.

Soolade ja vee elektrolüütiline dissotsiatsioon põhjustab hüdrolüüsi. Hüdrolüüs toimub juhtudel, kui soola dissotsiatsiooni käigus tekkinud ioonid on võimelised avaldama veemolekulidele (katioonidele) tugevat polariseerivat toimet või moodustama nendega vesiniksidemeid (anioonid), mis viib kergelt dissotsieerunud elektrolüütide moodustumiseni.

Soolade hüdrolüüsi võrrandid kirjutatakse tavaliselt ioon- ja molekulaarses vormis ning vahetusreaktsioonide ioonvõrrandite kirjutamise reeglitega tuleb arvestada.

Enne kui hakkame käsitlema hüdrolüüsireaktsioonide võrrandeid, tuleb märkida, et tugeva aluse ja tugeva happe moodustatud soolad(näiteks NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4) vees lahustatuna ei hüdrolüüsi. Selliste soolade ioonid ei moodusta H 2 O-ga nõrku elektrolüüte ja nende soolade lahustel on neutraalne reaktsioon.

Erinevad soolade hüdrolüüsi juhtumid

1. Tugeva aluse ja nõrga happe poolt moodustunud soolad Näiteks CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN hüdrolüüsitakse anioonil. Näiteks kaaluge CH 3 COONa hüdrolüüsi, mis viib madala dissotsiatsiooniga äädikhappe moodustumiseni:

CH3COO – + MITTE CH 3 COOH + OH – ,

CH3COONa + MITTE CH 3 COOH + NaOH.

Kuna lahusesse ilmub liigne hüdroksiidioone, muutub lahus leeliseliseks.

Mitmealuseliste hapete soolade hüdrolüüs toimub astmeliselt ja sel juhul tekivad happesoolad, täpsemalt happesoolade anioonid. Näiteks Na 2 CO 3 hüdrolüüsi saab väljendada võrranditega:

1. etapp:

CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – ,

Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.

2. etapp

HCO 3 – + HOH H 2 CO 3 + OH – ,

NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.

Esimeses etapis hüdrolüüsi tulemusena tekkivad OH-ioonid pärsivad suures osas hüdrolüüsi teist etappi, mistõttu toimub teises etapis hüdrolüüs ebaolulisel määral.

2. Nõrga aluse ja tugeva happe poolt moodustunud soolad Näiteks NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 hüdrolüüsitakse katioonis. Näiteks on protsess

NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ,

NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.

Hüdrolüüs on tingitud nõrga elektrolüüdi – NH 4 OH (NH 3 ·H 2 O) moodustumisest. Selle tulemusena nihkub vee elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal ja lahusesse ilmub liig H + ioone. Seega avaldab NH4Cl lahus happelist reaktsiooni.

Polühappealustest moodustunud soolade hüdrolüüsil tekivad aluselised soolad, täpsemalt aluseliste soolade katioonid. Vaatleme näiteks raud(II)kloriidi hüdrolüüsi:

1. etapp

Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,

FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.

2. etapp

FeOH + + HOH Fe(OH) 2 + H +,

FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.

Teise etapi hüdrolüüs kulgeb esimese etapi hüdrolüüsiga võrreldes ebaoluliselt ja teise etapi hüdrolüüsiproduktide sisaldus lahuses on väga väike.

3. Nõrga aluse ja nõrga happe poolt moodustunud soolad Näiteks CH3COONH4, (NH4)2CO3, HCOONH4 hüdrolüüsitakse nii katiooni kui ka aniooni toimel. Näiteks kui CH3COONH4 lahustatakse vees, moodustub kergelt dissotsieeruv hape ja alus:

СH 3 COO – + NH 4 + + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH,

СH3COONH 4 + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH.

Sel juhul sõltub lahuse reaktsioon hüdrolüüsi tulemusena tekkinud nõrkade hapete ja aluste tugevusest. Kuna vaadeldavas näites on CH3COOH ja NH4OH ligikaudu võrdsed, on soolalahus neutraalne.

HCOONH 4 hüdrolüüsi ajal on lahuse reaktsioon kergelt happeline, kuna sipelghape on tugevam kui äädikhape.

Paljude väga nõrkade aluste ja nõrkade hapete, näiteks alumiiniumsulfiidi poolt moodustatud soolade hüdrolüüs kulgeb pöördumatult:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S.

4. Mitmete vahetusreaktsioonidega lahustes kaasneb hüdrolüüs ja need kulgevad pöördumatult.

A) Kui kahevalentsete metallide soolade (va kaltsiumi, strontsiumi, baariumi ja raua) lahused interakteeruvad leelismetallide karbonaatide vesilahustega, sadestuvad osalise hüdrolüüsi tulemusena peamised karbonaadid:

2MgSO 4 + 2Na 2CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4,

3 Pb(NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O = Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3.

B) Kui kolmevalentse alumiiniumi, kroomi ja raua vesilahused segatakse leelismetallide karbonaatide ja sulfiidide vesilahustega, ei moodustu kolmevalentsete metallide karbonaate ja sulfiide - toimub nende pöördumatu hüdrolüüs ja hüdroksiidid sadestuvad:

2AlCl3 + 3K 2CO 3 + 3H 2O = 2Al(OH)3 + 3CO 2 + 6KCl,

2Cr(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6NaNO3.

Faasi tasakaalud.

Viimases loengus vaatlesime keemilist tasakaalu, tasakaalukonstanti, selle seost nii edasi. suurused ja tasakaalunihet mõjutavad tegurid.

Chem. tasakaal on dünaamiline, s.t. kaks vastandlikku protsessi on tasakaalus. Teine dünaamilise tasakaalu näide on inimene, kes kõnnib eskalaatorist allapoole.

Dünaamiline tasakaal realiseerub siis, kui kaks vastandlikku protsessi on tasakaalus. Dünaamiline tasakaal m.b. füüsiline Ja keemiline. Füüsikalise tasakaalu näide on faasitasakaalu, mis kehtestatakse süsteemi erinevate faaside vahel. Määratleme faasi.

Faas– heterogeense süsteemi homogeenne osa (kõikides punktides ühesuguse koostise ja omadustega osa, mis on teistest osadest liidestega eraldatud). Kui meil on süsteem, mis koosneb sademest ja lahusest, siis see on kahefaasiline süsteem nn. Samamoodi võime vaadelda l.-paaride süsteemi. Kui aurustumiskiirus on võrdne kondenseerumiskiirusega, on süsteem dünaamilises tasakaalus.

Ainel on kolm füüsikalist olekut – tahke, vedel ja gaas. Faasi üleminek– üleminek ühest faasist teise.

Komponent süsteemid - selline süsteemi komponent, mis on keemiliselt homogeenne aine, on süsteemist eraldatav ja võib eksisteerida isoleeritud olekus pikka aega. Näiteks Na + ja Cl – ei saa olla komponendid. Naatriumkloriidi lahuse komponendid on NaCl ja vesi. Komponentide arvu alusel saab süsteeme jagada ühekomponentseteks, kahekomponentseteks, kolmekomponentseteks ja mitmekomponentseteks süsteemideks.

Oleku diagrammid– termodünaamilise süsteemi kõigi võimalike olekute graafiline esitus oleku põhiparameetrite (T, p, koostis) ruumis. Need näitavad konkreetse faasi olemasolu tingimusi.

Mõelge vee oleku diagrammile.

Normaaltingimustes eksisteerib vesi kristallide (jää), vedeliku ja gaasi (aur) kujul. Kõik need veefaasid on stabiilsed ainult teatud temperatuuri ja rõhu kombinatsioonidel. Näiteks kui temperatuur tõsta atmosfäärirõhul 100 °C-ni, läheb vesi keema ja muutub auruks (gaasiks). Kui rõhk on alla atmosfäärirõhu, toimub vedeliku üleminek auruks madalamal temperatuuril. Mõnel madalal rõhul keeb vesi toatemperatuuril. Kui rõhk on kõrgem kui atmosfäärirõhk, keeb vesi temperatuuril üle 100 °C. Jää sulab temperatuuril 0 °C ja atmosfäärirõhul, kuid rõhu muutumisel muutub ka jää sulamistemperatuur.

Faasidiagrammi piirkonnad vastavad ühele faasile. Jooned vastavad faasitasakaalu tingimustele. VT – sulamiskõver, TC – keemiskõver (rõhul 1 atm, keemistemperatuur = 373 K), AT – sublimatsioonikõver. Punkt C on kriitiline temperatuur – sellest punktist kõrgemal ei saa veeaur rõhu tõusuga vedelikuks muuta. Aur ja vedelik pole enam eristatavad.

T – kolmikpunkt – jää, vesi ja aur on tasakaalus.

Temperatuuri või rõhu muutmisega saate muuta aine olekut. Olgu punkt 1 aine tahket olekut kolmikpunktist kõrgemal rõhul. Kui ainet kuumutatakse konstantsel rõhul, läheb keha järk-järgult üle tahkest olekust vedelaks ja gaasiliseks. Kui kuumutame ainet rõhul, mis on alla kolmikpunkti, muutub aine auruks ilma eelnevalt vedelikku moodustamata - sublimatsioon (sublimatsioon)

Vee erilised omadused: rõhu suurenemisel Tmel väheneb, rõhu suurenemisel vesiniksidemed hävivad ja moodustub tihedam vedel faas (tavaliselt vastupidi - rõhu tõustes moodustub tihedam tahke faas).

ST – supercooling curve – vesi on metastabiilses olekus.

Esitage CO2 diagramm (Fremantle 1-lk 287)

§ 1. Lahendused (definitsioon). Keskendumine.

Lahendused nimetatakse faasideks, mille koostist saab pidevalt (teatud piirides) muuta, st muutuva koostisega faasideks 2. Seega on lahused kahe või enama aine molekulide (eriti ka aatomite, ioonide) homogeensed segud, mille vahel on füüsikalised ja sageli keemilised vastasmõjud.

Mis tahes ühendi molekulide seostamine ja solvatatsioon (lahustuva aine molekulide ja lahusti molekulide ühendamine habrasteks kompleksideks), mis ei too kaasa eriti suurte assotsiaatide moodustumist, ei riku lahuse homogeensust.

Erineva iseloomuga on segud, milles segu ühe komponendi osakesed koosnevad suurest hulgast molekulidest ja on reeglina pinnakihi keeruka struktuuriga mikrokristallid. Sellised segud on heterogeensed, kuigi esmapilgul võivad need tunduda homogeensed. Nad on mikroheterogeensed. Neid segusid nimetatakse hajutatud süsteemid. Mõlema seguklassi vahel on võimalikud pidevad üleminekud. Meie kursuse teine ​​osa on aga pühendatud hajussüsteemide omaduste üksikasjalikule käsitlemisele.

Lahendused on reeglina termodünaamiliselt stabiilsed ja nende omadused ei sõltu varasemast ajaloost, samas kui hajutatud süsteemid on väga sageli ebastabiilsed ja kipuvad spontaanselt muutuma.

Lahuse lihtsamaid komponente, mida saab eraldada puhtal kujul ja mille segamisel on võimalik saada mis tahes võimaliku koostisega lahuseid, nimetatakse lahuse komponentideks.

Paljudel juhtudel on nende jagunemine lahustiteks ja lahustunud aineteks meelevaldne. Tavaliselt nimetatakse komponenti, mida on teistega võrreldes liiga palju, lahustiks, ülejäänud komponente aga lahustunud aineteks. Seega võite kasutada alkoholi või väävelhappe lahuseid vees ja vee lahuseid alkoholis või väävelhappes. Kui lahuse üks komponentidest on vedelik ja teised gaasid või tahked ained, loetakse lahustiks vedelikuks.

Lahuse oleku peamised parameetrid koos rõhu ja temperatuuriga on kontsentratsioonid, st komponentide suhtelised kogused lahuses. Kontsentratsioone saab väljendada erineval viisil erinevates ühikutes: komponentide koguseid saab seostada teadaoleva lahuse või lahusti kogusega, lahustunud ainete koguseid saab väljendada massiühikutes ja moolides; lahusti või lahuse kogus - massiühikutes, moolides ja mahuühikutes.

Vaatame mõningaid kõige sagedamini kasutatavaid meetodeid ja ühikuid lahuse kontsentratsioonide mõõtmiseks. Tähistame komponentide massid grammides (“massi” kogused) väärtusega m 1 , m 2, ..., m i , ja komponentide masside summa – läbi  m i; grammide molekulide või komponentide moolide arv - läbi n 1 , n 2 , ..., n i , ja nende summa on  n i; lahuse maht – läbi V, puhaste komponentide mahud – läbi V 1 , V 2 ... V i . Indeks 1 Termin "lahusti" viitab lahustile juhtudel, kui lahuse üht komponenti saab sellisena üheselt nimetada.

Ainete kogused viitavad teadaolevale lahuse kogusele.

1. MassiosaW i – komponendi mass lahuse massiühiku kohta:

(IV, 1a)

Massiprotsent P i– komponendi mass lahuse sajas massiühikus:

P i = 100W i. (IV, 1b)

2. Moolifraktsioonx – komponendi moolide arv ühes lahuse moolis:

(IV, 1c)

Moolfraktsioonid on lahenduste teoreetiliseks (termodünaamiliseks) uurimiseks kõige mugavamad. Väljendist (IV, 1c) on selge, et

x i = 1

3. Mahuosa i– puhta komponendi maht lahuse mahuühiku kohta:

(IV, 1 g)

4. Moolmahukontsentratsioon – molaarsus C i– komponendi moolide arv lahuse ruumalaühiku kohta:

(IV,1d)

Juhul, kui lahuse ruumalaühikuks on liiter, nimetatakse moolimahu kontsentratsiooni molaarsus.

5. Moolmassi suhe – komponendi moolide arv teise komponendi, tavaliselt lahusti teadaoleva massi kohta. Moolmassi suhet, mida väljendatakse komponendi moolide arvuga 1000 g lahusti kohta, nimetatakse molaalsusM i :

(IV, 1e)

Kontsentratsioone saab väljendada ka muudes ühikutes.

Saate liikuda ühelt kontsentratsiooniühikult teisele, koostades nende ühikute vahelise seose võrrandi. Kontsentratsiooni mahuühikute teisendamiseks massi- või molaarühikuteks ja vastupidi on vaja teada lahuse tihedust. Tuleb meeles pidada, et ainult väga lahjendatud lahustes (st komponendi puhul, mille kogus on teistega võrreldes väike) on erinevates ühikutes väljendatud kontsentratsioonid üksteisega võrdelised.

§ 2. Lahuste molekulaarstruktuurist

Idee vedelikust kui täiesti amorfsest faasist, milles molekulid paiknevad juhuslikult, nagu gaasimolekulid, on nüüdseks hüljatud. Valguse ja röntgenikiirguse hajumise uuringud on näidanud, et vedelikel on kristalse struktuuriga elemente (molekulide paigutuses nn lühimaajärjekorra olemasolu) ja on sellega seoses vahemoodustis tahkete kristallide ja gaaside vahel. Vedeliku kuumenemisel väheneb selle struktuuri sarnasus kristallidega ja suureneb sarnasus gaasidega.

Molekulide vastastikmõju üksikutes vedelikes on peamiselt van der Waalsi suhtlus. See nimi ühendab mitut tüüpi molekulidevahelist külgetõmmet, mis on elektrostaatilise interaktsiooni erijuhud. Nende hulka kuuluvad: orientatsiooniline külgetõmme püsiva dipooliga molekulide vahel, induktiivne külgetõmme püsiva dipooliga molekulide ja indutseeritud dipooliga molekulide vahel ning dispergatiivne külgetõmme molekulide hetkeliste dipoolide vahel, mille moment võngub nulli ümber.

Molekulide vastastikuse tõmbeenergia kõigi seda tüüpi interaktsioonide korral on pöördvõrdeline nendevahelise kauguse kuuenda astmega. Need vastasmõjud põhjustavad mõnel juhul vedelate molekulide (nn seotud vedelike) seostumist. Seotud vedeliku molekulide vahel tekivad ebastabiilsed sidemed. Nende sidemete hulka kuulub vesinikside, mis tekib ühe molekuli prootoni elektrostaatilise tõmbumise tõttu teise molekuli aniooni või elektronegatiivse aatomi (peamiselt fluori-, hapniku-, lämmastiku-, klooriaatomi) suhtes.

Molekulide külgetõmbejõudu neutraliseerib tõrjumine, mis on oluline lühikestel vahemaadel ja on peamiselt tingitud elektronkestade vastasmõjust. See tõrjumine koos termilise liikumisega tasakaalustab külgetõmmet. Seega kehtestatakse liikuvate (võnkuvate, pöörlevate ja aeg-ajalt liikuvate) vedelikumolekulide vahel keskmised tasakaalukaugused.

Molekulaarse interaktsiooni termodünaamiline mõõt vedelikus teadaolevates piirides võib olla kogus ( U/  V) P .

Lahuses koos ühe komponendi molekulide (homogeensete molekulide) vastasmõjuga toimub ka erinevate komponentide (erinevad molekulid) molekulide vastastikmõju. Need vastasmõjud keemilise reaktsiooni puudumisel, nagu puhta vedeliku puhul, on van der Waals. Kuid lahustunud aine (teine ​​komponent) molekulid, muutes lahusti molekuli (esimese komponendi) keskkonda, võivad oluliselt muuta viimase molekulide ja nende endi vahelise interaktsiooni intensiivsust, mis interakteeruvad üksteisega teisiti kui puhtas molekulis. teine ​​komponent. Erinevate molekulide vaheline interaktsioon võib järgida erinevaid mustreid kui homogeensete molekulide vaheline interaktsioon.

Assotsiatsiooni (sarnaste molekulide liitumise) ja solvatatsiooni (erinevate molekulide liitumise) tendentsid konkureerivad.

Vaatleme siin näidetena binaarsete vedelsüsteemide mõningate omaduste sõltuvust nende koostisest kujutavaid diagramme, mille põhjal saame kindlaks teha keemilise ühendi olemasolu lahuse komponentide vahel. Joonis 4 näitab isotermide segunemise soojust ( K) komponendid, mahuline kokkusurumine (  V) segamise ja viskoossuse ajal (  ) piperidiini-allüülsinepiõli (C 3 N 5 NCS) lahused. Kõigil omadustel on maksimaalselt enam-vähem järsk katkestus komponentide suhte 1:1 juures. Katkestuspunkt maksimumis, nn ainsuse punkt, näitab tugeva keemilise ühendi teket, mis sisaldab komponente antud vahekorras.

Joonis 4. C 3 H 5 NCS – C 5 H 10 NH lahuse mõningate omaduste sõltuvus koostisest.

Seega annab ühefaasiliste vedelsüsteemide füüsikalis-keemiline analüüs mõnel juhul selgeid viiteid teatud keemiliste ühendite olemasolule. Enamasti ei saa teatud ühendite olemasolu lahuses kindlaks teha.

§ 3. Lahendusteooriatest

Pikka aega peeti lahustumist peamiselt keemiliseks protsessiks. Seda seisukohta jagas ka D.I. Mendelejev, kes jättis vaatluse alla olemuselt sarnaste vedelike segud (näiteks süsivesinike segud). Teistsuguse vaate lahustumisprotsessile töötas välja üks "füüsikalise" lahendusteooria prominentne esindaja V. F. Aleksejev, kes visandas (1870–1880) selge vaatenurga lahustumisele kui molekulide liikumise ja vastastikuse kogutulemusele. molekulide adhesioon. Aleksejev pidas keemilist koostoimet oluliseks, kuid mitte kohustuslikuks lahustumisteguriks ja vaidles Mendelejeviga.

Seejärel tunnistas Mendelejev füüsikalise teguri olulist rolli lahenduste kujunemisel, kuid astus vastu äärmuslikule, puhtfüüsilisele vaatele lahenduste olemusele. Lahuste füüsikaline teooria sai erilise arengu pärast eelmise sajandi 80. aastaid seoses lahjendatud lahuste uurimise edusammudega (Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald). Loodi esimene kvantitatiivne lahuste teooria, mis oli seotud ideega lahustunud ainest kui gaasist, mis levib inertses lahustis. Peagi aga avastati, et van't Hoff-Arrheniuse kvantitatiivne teooria kehtib ainult väga lahjendatud lahuste puhul. Paljud faktid viitasid lahenduse komponentide koostoimele. Kõik katsed kaaluda mis tahes kontsentratsiooniga lahendusi ühest vaatenurgast tõid kaasa vajaduse võtta arvesse keemilist tegurit.

Viimastel aastakümnetel on kahe vaatenurga võitlus andnud teed mõlema teguri tähtsuse ja neile vastandumise võimatuse tunnistamisele. Erinevate ainete lahuste omadusi hõlmavate seaduste keerukus ja mitmekesisus teeb aga lahendusteooria kõige keerulisemaks probleemiks molekulaarfüüsikas ja keemiliste sidemete uurimises.

Kõrvalekalded kõige lihtsamatest omadustest on põhjustatud näiteks molekulide polaarsusest. Polaarsete molekulide lahustes tekivad assotsiatsiooni- ja solvatatsiooninähtused, mille tulemusena muutuvad lahuse omadused keerukamaks. Lahuse omaduste hälbed lihtsamatest on põhjustatud ka lahuse komponentide keemilisest vastasmõjust. Tavaliselt kaasneb sellega soojuse eraldumine ja osaliselt keerukamateks ühenditeks seotud komponentmolekulide gaasifaasi ülemineku tõenäosuse vähenemine.

V PEATÜKK. TASAKAAL: VEDELLAHUS – KÜLLATUD AUR

§ 1. Kahekomponentsete vedelate lahuste küllastunud aururõhk

Vedela lahusega (küllastunud aur) tasakaalus olev gaasifaas sisaldab üldiselt kõiki lahuse komponente ja küllastunud aururõhk, mida sageli nimetatakse ka aururõhuks, on komponentide osarõhkude summa 3 . Kuid sageli on üksikud komponendid antud temperatuuril mittelenduvad ja gaasifaasis praktiliselt puuduvad.

Kogu aururõhk (kogu- või üldrõhk) ja osarõhk on temperatuuri ja lahuse koostise funktsioonid. Konstantsel temperatuuril määrab komponentide A ja B binaarse lahuse oleku üks muutuja - ühe komponendi kontsentratsioon.

Mugav kontsentratsiooni mõõt on moolifraktsioon. Tähistame mooliosa x 2 teine ​​komponent lahuses läbi X. Ilmselgelt esimese komponendi mooliosa X 1 = 1 – X. Muutuste piirid X 1 Ja x 2 on null ja üks; seetõttu on diagrammil, mis näitab lahuse aururõhu sõltuvust selle koostisest (rõhu-koostise diagramm), on lõplik laiend. Üks võimalikest diagrammitüüpidest P – x kahe igati seguneva vedeliku lahusele (moolifraktsioon X võtab mis tahes väärtuse - nullist üheni) on näidatud joonisel 5. Kõvera äärmuslikud punktid P = f(x) on puhaste vedelike küllastunud aururõhud Ja . Kogu aururõhk mis tahes väärtuses X võrdne komponentide osarõhkude summaga: P = P 1 + P 2 .

Küllastunud auru koostis määratakse aurufaasis olevate komponentide moolifraktsioonide järgi X" 1 ja X" 2 ,. Osakoguste määratluse järgi (Daltoni võrrand):

x" 1 =x" 2 =

§ 2. Raoult' seadus. Ideaalsed lahendused. Äärmiselt lahjendatud lahused

Lihtsamal juhul on lahusti osalise aururõhu sõltuvus kahekomponentse lahuse koostisest järgmisel kujul:

Lahusti osarõhk aurufaasis on võrdeline selle mooliosaga lahuses.

Joonis 5. Binaarse lahuse kogu- ja osaaururõhk: dibromopropaan - dibromoetaan. Osalised rõhud diagrammil P – x on kujutatud sirgjoontega.

Võrrandile (V, 1) võib anda erineva kuju:

(V, 2)

Lahusti osarõhu suhteline langus aurufaasis on võrdne lahustunud aine (teise komponendi) mooliosaga. Võrrandid (V, 1) ja (V, 2) on avaldised Raoult' seadus (1886). Võrrandina (V, 1) väljendatud Raoult' seadus on rakendatav sellistele lahustele, mille küllastunud aur käitub nagu ideaalne gaas ja ainult vähesed lahendused järgivad seda seadust piisava täpsusega mis tahes kontsentratsiooni korral (st. väärtustel x, varieerudes vahemikus 0 kuni 1).

Tavaliselt vähenevad temperatuuri tõustes (sel ajal kui küllastunud auru rõhk on suhteliselt madal) kõrvalekalded Raoult' seadusest kujul (V, 1). Kuid piisavalt kõrgetel temperatuuridel, kui lahuse küllastunud auru rõhk on väga kõrge, muutub võrrand (V, 1) ebatäpseks, kuna auru kõrvalekalded ideaalse gaasi seadusest suurenevad.

Lahendusi, mis järgivad Raoult' seadust võrrandi (V, 1) kujul kõigil kontsentratsioonidel ja kõigil temperatuuridel, nimetatakse ideaalsed (täiuslikud) lahendused, need on parimad ja lihtsaimad vedelad lahused.

Lihtne on näidata, et kui lahusti auru puhul on täidetud võrrand (V, 1), siis samasugust võrrandit tuleb järgida ka teise, lahustunud komponendi auru puhul.

(V, 3)

Võrrandid (V, 1) ja (V, 3) peegeldavad ideaalsete lahenduste osarõhkude omadusi madalal rõhul. Nende võrrandite kogumit nimetatakse kombineeritud Raoult' seadus – Henry.Üldiselt saame mitmekomponendilise ideaalse lahenduse jaoks madalal rõhul:

(V, 4)

Võrrandid (V, 1), (V, 3) ja (V, 4) on edaspidi lähtepunktiks ideaalsete lahenduste termodünaamiliste omaduste uurimisel madalal rõhul.

Ideaalse kahendlahuse kogu aururõhk on võrdne

on ka moolifraktsiooni lineaarne funktsioon.

Ideaalsete lahenduste näideteks (vt joonis 5) on segud: benseen - tolueen, benseen - dikloroetaan, heksaan - oktaan jt.

Ideaalse lahuse ja selle küllastunud auru koostised on erinevad, s.t. X. Sel juhul on nende vahel lihtne seost leida Ja X. Tegelikult teise komponendi kontsentratsioon aurus
. Selle avaldise väärtuse asendamine P 2 Raoult' seadusest (võrrand (V, 3)) ja väärtus P võrrandist (V, 5) saame:

(V, 6)

Sellest on selge, et = x ainult siis, kui mõlema puhta komponendi küllastunud aururõhk on võrdne, st millal
.

§ 3. Reaalsed lahendused. Positiivsed ja negatiivsed kõrvalekalded Raoult' seadusest

Raoult' seadus ei kehti tegelike lahenduste puhul. Nende lahuste osarõhud on suuremad või väiksemad kui ideaallahuste aururõhk. Kõrvalekaldeid Raoult' seadusest esimesel juhul nimetatakse positiivne(auru kogurõhk on suurem kui lisandväärtus) ja teisel juhul - negatiivne(auru üldrõhk on väiksem kui lisandväärtus).

Raoult' seadustest positiivsete kõrvalekalletega lahenduste näited on järgmised lahendused: atsetoon - etüülalkohol, benseen - atsetoon, vesi - metüülalkohol.

Joonis 6. C 6 H 6 – (CH 3) 2 CO lahuse aururõhu diagramm.

Joonis 6 näitab diagrammi P – Xühele neist lahustest (benseen - atsetoon).

Raoult' seadustest negatiivsete kõrvalekalletega lahuste hulka kuuluvad näiteks lahused: kloroform - benseen, kloroform - dietüüleeter.

Kloroformi-dietüüleetri lahuse aururõhu diagramm on näidatud joonisel 7.

Joonis 7. Aururõhu diagramm lahuse (C 2 H 5) 2 O – CHCl 3 kohal.

Üldrõhu väärtused P nendes süsteemides muutuvad monotoonselt koos väärtuse muutumisega X. Kui kõrvalekalded ideaallahenduste seadusest on suured, siis aururõhu summaarne kõver läbib maksimumi või miinimumi.

Reaalsete lahenduste positiivseid ja negatiivseid kõrvalekaldeid Raoult' seadusest põhjustavad erinevad tegurid. Kui lahuses olevad erinevad molekulid tõmbavad üksteist väiksema jõuga kui homogeensed, hõlbustab see molekulide üleminekut vedelast faasist gaasifaasi (võrreldes puhaste vedelikega) ja täheldatakse positiivseid kõrvalekaldeid Raoult' seadusest. Erinevate molekulide vastastikuse külgetõmbe tugevdamine lahuses (solvateerumine, vesiniksideme moodustumine, keemilise ühendi moodustumine) raskendab molekulide üleminekut gaasifaasi, mistõttu täheldatakse negatiivseid kõrvalekaldeid Raoulti seadusest.

Tuleb meeles pidada, et positiivseid ja negatiivseid hälbeid põhjustavad tegurid võivad lahenduses toimida samaaegselt, mistõttu on täheldatud hälbed sageli vastupidise märgiga hälvete superpositsiooni tagajärg. Vastandlike tegurite samaaegne toime avaldub eriti selgelt lahendustes, kus Raoult-Henry seadusest kõrvalekallete märk muutub koos kontsentratsiooni muutumisega.

§ 4. Vedeliku – auru tasakaaludiagrammid kahendsüsteemides. Konovalovi esimene seadus. Fraktsionaalne destilleerimine

Joonistel 5, 6, 7 on binaarse lahuse kogu aururõhk esitatud lahuse koostise funktsioonina. Argumendina võib kasutada ka auru koostist, mis on määratud osarõhukõverate järgi ja erineb vedela lahuse koostisest. Sel viisil saate süsteemi sama omaduse teise kõvera - lahuse küllastunud auru kogurõhk, olenevalt teisest argumendist - auru koostisest.

Joonisel 8 on kujutatud skemaatiline diagramm – binaarse lahuse – auru – tasakaaluisoterm. Mis tahes punkt diagrammi tasapinnal iseloomustab süsteemi brutokoostist (koordinaat X) Ja rõhk (koordinaat P) ja seda nimetatakse kujundlik punkt.Ülemine kõver näitab küllastunud aururõhu sõltuvust vedeliku koostisest ja alumine kõver näitab küllastunud aururõhu sõltuvust auru koostisest. Need kõverad jagavad diagrammi tasapinna kolmeks väljaks. Ülemine veeris katab väärtused x jaP, milles on ainult üks vedel faas – muutuva koostisega lahus. Alumine väli vastab muutuva koostisega gaasisegule. Mis tahes kujundlik punkt ülemisel ja alumisel väljal kujutab ühe reaalselt eksisteeriva faasi olekut. Väli , Kahe kõvera vahele suletud vastab kahefaasilisele süsteemile. Süsteem, mille rõhku ja koostist peegeldab sellel väljal asuv kujundpunkt, koosneb kahest faasist - lahusest ja küllastunud aurust. Nende faaside koostise määravad punktide koordinaadid, mis asuvad süsteemi kujundpunkti läbiva isobaari ristumiskohas ülemise ja alumise kõveraga. Näiteks süsteem, mida iseloomustab kujundlik punkt k, koosneb kahest tasakaalufaasist, mille koostise määravad punktid A Ja b. Punkt A, alumisel kõveral lamamine iseloomustab küllastunud auru koostist ja punkt b, ülemisel kõveral lebab lahuse koostis. Alumist kõverat nimetatakse auruharuks, ülemist kõverat vedeliku haruks.

Joonis 8. Kahendsüsteemi koostis-rõhu diagramm.

Kompositsiooni küllastumata auru isotermilise kokkusurumise ajal X 1 süsteemi kujundlik punkt liigub vertikaalselt üles, punktist algab auru kondenseerumine A(joonis 8) teadaoleva rõhu väärtuse juures P. Esimestel vedelikutilkadel on koostis X 2 ; tekkiv vedelik sisaldab vähem komponenti A kui kondenseeruv aur.

Rõhu isotermilise vähenemise korral on vedel koostis X 3 hakkab ühel hetkel aurustuma d, auru koostise andmine x 4 (punkt e); tekkiv aur sisaldab rohkem komponenti A kui aurustuv vedelik. Järelikult on aurus alati ülekaalus komponent A, võrreldes sellega tasakaalus oleva vedelikuga, mille lisamine süsteemi, nagu diagrammilt näha, suurendab kogu aururõhku.

Eelneva põhjal saab hõlpsasti teha järgmise järelduse: küllastunud aur on tasakaalulahusega võrreldes suhteliselt rikkam selle komponendi poolest, mille lisamine süsteemi suurendab auru kogurõhku. see - Konovalovi esimene seadus (1881), mis kehtib kõigi stabiilsete lahenduste puhul.

Vaatleme ka lahuste aurustumis- ja kondenseerumisnähtusi, kasutades isobardiagrammi keemistemperatuur – lahuse koostis.

Diagrammid t kip. – X saab koostada eksperimentaalsete andmete või isotermiliste diagrammide seeria põhjal P – X. Igal diagrammil P- X, konstrueeritud teatud temperatuuril, leitakse koos eksisteeriva lahuse ja auru koostised antud rõhul. Põhineb kõikidest isotermidest saadud andmetel P- X andmed teatud rõhu kohta, koostatakse üks isobaardiagramm t kip. – X.

Diagramm t kip. – X on skemaatiliselt näidatud joonisel 9. Kuna komponent A on kõrgema küllastunud auru rõhuga (joonis 8) on antud rõhul madalam keemispunkt ( ), seejärel diagramm t kip. - X on diagrammi suhtes peeglitaolise välimusega P – X(on ainult kvalitatiivne sarnasus).

Diagrammi ülemine väli t kip. – X vastab aurule ja põhi vastab vedelikule. Ülemine kõver on auruharu ja alumine kõver on vedeliku haru.

Joonis 9. Diagramm keemistemperatuur - kahendsüsteemi koostis.

Destilleerimiskolonnides ühendatakse järjestikused destilleerimised üheks automatiseeritud protsessiks, mis viib vedela lahuse komponentide eraldamiseni (parandus).Õli tööstuslik eraldamine fraktsioonideks (esmane õli rafineerimine) põhineb kindlaksmääratud protsessil.

Kokkuvõtteks anname veel ühe Konovalovi esimese seaduse sõnastuse:

Küllastunud aurus, mis on tasakaalus vedela kahendlahusega, on komponendi suhteline sisaldus T = konst on kõrgem aururõhu väärtus võrreldes mõne teise komponendiga või millalP = konst on võrreldes vedelikuga madalam keemispunkt, teisisõnu on aur võrreldes vedelikuga suhteliselt rikkam lenduvama komponendi poolest.

Kontsentratsioon on väärtus, mis iseloomustab lahuse kvantitatiivset koostist.

Soluudi kontsentratsioon on lahustunud aine koguse või selle massi suhe lahuse ruumalasse (mol/l, g/l), st see on heterogeensete koguste suhe.

Neid suurusi, mis on sarnaste suuruste suhe (lahustunud aine massi ja lahuse massi suhe, lahustunud aine ruumala ja lahuse ruumala suhe), nimetatakse õigesti murdosadeks. Kuid praktikas kasutatakse mõlemat tüüpi koostise väljendamise kohta mõistet kontsentratsioon ja need räägivad lahuste kontsentratsioonist.

Lahus on homogeenne süsteem, mis koosneb kahest või enamast ainest, millest üks on lahusti ja teine ​​lahustunud aine. Lahus võib olla küllastunud, s.t. sisaldama piiratud koguses lahustunud ainet ja olema liikuvas tasakaalus.

Massifraktsioonid – lahustunud aine massi ja lahuse massi suhe (kui protsentides, siis ∙ 100%).

Molaarkontsentratsioon – С М – lahustunud aine moolide arv 1 liitris lahuses.

kus V on ruumala (kui ülesandes ei ole ruumala märgitud, siis mõeldakse, et see võrdub 1 liitriga), M on molaarmass.

Normaalsus (normaalne kontsentratsioon) - C n - 1 liitris lahuses sisalduva lahustunud aine ekvivalentide arv.

C n = , kus 1 ekv. – aine ekvivalent (m e)

Aine ekvivalent on selle kogus, mis ühineb 1 mooli vesinikuaatomiga või asendab sellise koguse keemilistes reaktsioonides; teatud arv gramme ainet, mis on arvuliselt võrdne selle ekvivalendiga.

Ekvivalentmass = ühe ekvivalendi mass.

Ekvivalent arvutatakse:

a) happe ekvivalent võrdub selle molaarmassiga, mis on jagatud happe aluselisusega (vesinikioonide arvuga).

b) aluse ekvivalent võrdub selle molaarmassiga, mis on jagatud aluse happesusega (hüdroksüülrühmade arv).

c) soola ekvivalent võrdub selle molaarmassiga, mis on jagatud seda moodustavate katioonide või anioonide laengute summaga.

Ekvivalentseadus: kõik ained interakteeruvad üksteisega samaväärsetes kogustes.

Ainetele;

C m1 ∙ V 1 = C n 2 ∙ V 2 lahuste puhul;

Tiiter on aine mass 1 liitris lahuses.

Pealkiri = =

Tuletagem meelde ka valemit:

m lahus = ρ ∙ V, kus ρ on aine tihedus.

ρ (lahus) = 1,33 g/ml

() =49% või 0,49

Otsi: C() Lahendus:

1. Massifraktsioonilt molaarsele kontsentratsioonile liikumiseks peate arvutama, milline on 1000 ml lahuse mass:

2. Arvutage selle lahuse mass:

3. Uurime, mitu mooli sisaldab 651,7 g:

4. Leidke ortofosforhappe molaarne kontsentratsioon lahuses:

5. Leiame ortofosforhappe ekvivalentse kontsentratsiooni lahuses:

Vastavalt valemile:

≈ 20 mol/l Vastus: () = 6,65 mol/l

() ≈ 20mol/l 4) Kolloidsed lahused.

Kolloidsed lahused on väga dispergeeritud süsteemid, kus dispergeeritud faasi tahked osakesed jaotuvad vedelas dispersioonikeskkonnas ühtlaselt.

Kolloidosakeste struktuur (AgI näitel) - see seletab asjaolu, et lahustumatu aine, s.o. sete on ühtlaselt jaotunud kogu mahu ulatuses.

Kolloidlahuse saamise eelduseks on ühe reagendi liig.

– kolloidosakese tuum – mitselli tuum on alati lahustumatu ühend.

Potentsiaali määravad ioonid adsorbeeritakse tuuma pinnal (aine ioonid, mida on üleliigselt).

(Ag + + NO 3 -) – adsorptsioonikiht on aine kontsentratsiooni muutus faasiliidesel.

NO 3 - – vastasioonid – täidavad vastasiooni- ja hajutatud (liikuvad) kihid.

Mitsell on elektriliselt neutraalne ja tahke faas on alati laetud (selle laengu määrab potentsiaali määravate ioonide laeng).

Solid (saksa sole ladina keelest solutio – lahendus) on ultramikroheterogeensed hajutatud süsteemid, mille osakeste suurus jääb vahemikku 1–100 nm (10–9–10–7 m).

Sõltuvalt dispersioonikeskkonnast on soolid tahked, aerosoolid (gaasiline dispersioonikeskkond) ja lüosoolid (vedel dispersioonikeskkond). Sõltuvalt söötme olemusest nimetatakse lüosoole hüdrosoolideks (vesi), organosoolideks (orgaaniline keskkond) või täpsemalt alkoholideks (alkoholid), eeterosoolideks, rasvadeks jne. 3oolid on vahepealse positsiooni tõeliste lahuste ja jämedate süsteemide (suspensioonid) vahel. , emulsioonid). Solid hajuvad aeglasemalt kui anorgaanilised soolad ja neil on valgust hajutav efekt (Tyndalli efekt).

Ni(OH – kolloidosakese tuum

Potentsiaali määravad ioonid

( + ) – adsorptsioonikiht

- vastasioonid

Ni(OH + + - tahke faas

– hajuskiht 5) Abstraktne. Keemia ehituses.

Lahendus nimetatakse mitmest komponendist koosnevaks homogeenseks süsteemiks, s.o. moodustatud kahest või enamast üksikainest. Gibbsi määratluse järgi: lahendus - see on muutuva koostisega faas . Tavaliselt jagatakse lahuse koostis lahusti(süsteemis suhteliselt suuremates kogustes esinev komponent) ja lahustunud aine(muud komponendid). Lahendus saab olema täiuslik, kui selle tekkega ei kaasne selle mahu vähenemist või suurenemist, samuti soojuse eraldumist või neeldumist. Ideaalsed lahendused järgivad Raoult' seadust (vt allpool) kõigil kontsentratsioonidel ja kõigil temperatuuridel. Päris assotsiatsiooni-, dissotsiatsiooni-, solvatatsiooni- jms nähtustest tingitud lahendused ei oma eelpool nimetatud omadusi. Kuid tugeva lahjenduse olekus ja ka siis, kui need on moodustatud keemilise koostise ja füüsikaliste omadustega sarnastest ainetest, lähenevad nad ideaalsetele, seetõttu saab neile teatud lähendusega rakendada ideaalsete lahuste olekut kirjeldavaid kvantitatiivseid seadusi.

Siin käsitletakse ainult selliseid lahuseid, milles lahustiks on vedelik (tavaliselt vesi) ja lahustunud aineteks on gaasid, vedelikud või tahked ained. Ühend Lahust iseloomustab lahustunud aine(te) kogus lahuse või lahusti koguseühiku kohta.

Osmoos– lahusti molekulide spontaanne liikumine läbi poolläbilaskva membraani, mis eraldab erineva kontsentratsiooniga lahuseid madalama kontsentratsiooniga lahusest kõrgema kontsentratsiooniga lahusesse, mis viib viimase lahjendamiseni. Poolläbilaskva membraanina kasutatakse sageli tsellofaani kilet, mille väikestest aukudest pääsevad valikuliselt läbi vaid väikesemahulised lahustimolekulid ja säilivad suured või solvaaditud molekulid või ioonid – kõrgmolekulaarsete ainete puhul ning vaskferrotsüaniidi kilet. madala molekulmassiga ainete jaoks. Lahusti ülekande (osmoosi) protsessi saab ära hoida, kui suurema kontsentratsiooniga lahusele avaldada väline hüdrostaatiline rõhk (tasakaalutingimustes on selleks nn. osmootne rõhk, tähistatakse tähega ). Arvutada  väärtus mitteelektrolüütide lahustes, empiiriline van't Hoffi võrrand:

kus C on aine molaarne kontsentratsioon, mol/kg;

R – universaalne gaasikonstant, J/mol K.

Osmootse rõhu suurus on võrdeline antud lahuse mahus lahustunud ühe või mitme aine molekulide arvuga (üldiselt osakeste arvuga) ega sõltu nende olemusest ega lahusti olemusest. Tugevate või nõrkade elektrolüütide lahustes suureneb üksikute osakeste koguarv molekulide dissotsiatsiooni tõttu, seetõttu tekib vastav proportsionaalsuskoefitsient, nn. isotooniline koefitsient.

=iCRT, (4.2)

kus – isotooniline koefitsient, mis arvutatakse ioonide ja dissotsieerumata elektrolüüdi molekulide arvu ja selle aine molekulide esialgse arvu suhtena.

Niisiis, kui elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste, s.o. ioonideks lagunenud molekulide arvu ja lahustunud aine molekulide koguarvu suhe on võrdne ja elektrolüüdi molekul laguneb nioonideks, siis arvutatakse isotooniline koefitsient järgmiselt:

i= 1 + (n– 1), ( i> 1). (4.3)

Tugevate elektrolüütide jaoks võite võtta = 1 , Siis i=n ja kutsutakse välja koefitsient i (samuti suurem kui 1). osmootne koefitsient.

Osmoosi nähtus on taime- ja loomaorganismide jaoks väga oluline, kuna nende rakkude membraanidel on paljude ainete lahuste suhtes poolläbilaskva membraani omadused. Puhtas vees paisub rakk tugevasti, mõnel juhul kuni membraani purunemiseni, suure soolade kontsentratsiooniga lahustes aga vastupidi, suure veekao tõttu väheneb suurus ja kortsub. Seetõttu lisatakse toiduainete säilitamisel neile suures koguses soola või suhkrut. Mikroobirakud kaotavad sellistes tingimustes märkimisväärse koguse vett ja surevad.

Osmootne rõhk tagab vee liikumise taimedes tänu osmootse rõhu erinevusele taimejuurte rakumahla (5-20 bar) ja mullalahuse vahel, mida kastmisel täiendavalt lahjendatakse. Osmootne rõhk põhjustab vee tõusu taimes juurtest ladva poole. Seega, leherakud, kaotades vett, absorbeerivad seda osmootselt tüvirakkudest ja viimased võtavad selle juurerakkudest.

Gaaside lahustuvus vedelikes varieerub suuresti ja sõltub mitte ainult gaasi ja lahusti olemusest, vaid ka rõhust ja temperatuurist. Lahustunud gaasi kogus on võrdeline selle auru rõhuga lahuse kohal ( Henry seadus). Gaaside lahustuvus väheneb temperatuuri tõustes ja teiste ainete esinemisel lahuses.

Tasakaal vedeliku ja auru vahel on dünaamiline - nende vahel toimub pidev molekulide (osakeste) vahetus ja nende molekulide arv, mis läbib tasakaalutingimustes mõlema faasi liidese ühikut, on sama (mõlemas suunas).

Vastavalt Raoult' seadus lahusti (A) aururõhu suhteline langus lahuse kohal sõltub ainult vedelikus lahustunud aine (B) moolfraktsioonist, see tähendab, et selle määrab aine B osakeste arv ruumalaühikus , kuid see ei sõltu lahustunud aine omadustest:

kus NB on aine B molaarosa lahuses, määratud valemiga

, (4.5)

kus n on aine moolide arv;

–küllastunud aururõhk puhta lahusti kohal;

P A on lahusti aururõhk lahuse kohal (samal temperatuuril).

Raoult' seadus kehtib ideaalsete ja väga lahjendatud lahuste kohta.

R A =
(at T =konst.), (4.6)

kus N A on aine A mooliosa lahuses, mis on määratud valemiga

. (4.7)

Ülaltoodud võrrand (4.6) näitab, et tegeliku lahuse kohal oleva lahusti aururõhk on otseselt võrdeline selles lahuses oleva lahusti mooliosaga.

Puhta aine kondenseerunud faasi aurustamisega seotud ülesannete lahendamisel võib kasutada järgmist võrrandit:

(4.8)

kus P 1 ja P 2 on aururõhk vastavalt absoluuttemperatuuridel T 1 ja T 2;

– aurustumissoojus (aurustumine), mida peetakse konstantseks antud temperatuurivahemikus;

R on universaalne gaasikonstant.

Vedelik keeb temperatuuril, mille juures selle kohal olev küllastunud auru rõhk saavutab välisrõhu. Kui selles lahustunud mittelenduva aine kontsentratsioon suureneb, siis lahuse kohal oleva lahusti aururõhk väheneb ja lahus keeb kõrgemal temperatuuril kui puhas lahusti. Keemistemperatuuri tõus (muutus). T 0 puhta lahusti puhul T lahjendatud lahuste puhul arvutatakse järgmise võrrandi abil:

T kip = T – T o = K e ·C m, in, (4.9)

kus T keema – lahuse keemistemperatuuri tõus, K;

K e – ebullioskoopiline koefitsient, K · kg · mol – 1;

Võrrandist (4.9) selgub, et K e =T kip. C m juures, B = 1 mol/kg. Keemistemperatuuri tõus sõltub lahuse kontsentratsioonist, s.t. osakeste arvust ruumalaühikus, kuid ei sõltu nende osakeste tüübist ja omadustest.

Ebullioskoopiline koefitsient sõltub ainult lahusti olemusest ja määratakse järgmiselt:

, (4.10)

kus MA on lahusti molaarmass; g/mol;

Н isp – puhta lahusti aurustumissoojus.

Kuna
, (4.11)

kus m B on lahustunud aine B mass, g;

m A – lahusti mass, g,

siis võrrandi (4.9), võttes arvesse võrrandit (4.11), saab kirjutada:

. (4.12)

Saadud võrrandit (4.12) saab kasutada lahustunud aine B tundmatu molaarmassi määramiseks katseliselt leitud väärtusest T bp.

Nõrkade või tugevate elektrolüütide lahuste keemistemperatuuri tõusu arvutamiseks on vaja kasutada isotoonilise koefitsiendi i mõistet, mis on toodud osmootse rõhu osas (vt võrrand 4.3). Seejärel saab võrrand (4.9) järgmise kuju:

T kip = K E ·i· C m , V. (4.13)

Lahendused külmutada madalamal temperatuuril kui puhas lahusti, mis on lahuse kohal oleva lahusti aururõhu languse tagajärg. Lahjendatud lahuste jaoks temperatuuri languskülmutamine T0-st puhta lahusti puhul T-ni lahuse puhul sõltub lahuse kvantitatiivne koostis:

Т asetäitja = Т 0 – Т = К к · С m , В, (4.14)

kus Т asetäitja – lahuse külmumistemperatuuri langus, K;

K k – krüoskoopiline koefitsient, K · kg · mol – 1;

С m, В – aine B molaarkontsentratsioon, mol/kg.

Võrrandist (4.14) järeldub, et T zam = K k C m juures, B = 1 mol/kg ja lahuse külmumistemperatuuri languse määrab ainult osakeste arv ruumalaühikus, kuid see ei sõltu nende osakeste olemuse kohta.

,(4.15)

kus MA on lahusti A molaarmass, g/mol;

Н pl – puhta lahusti molaarne sulamissoojus.

Kui lahusti m A mass sisaldab lahustunud aine B massi, siis

,(4.16)

kus m B on lahustunud aine B mass, g;

МВ – lahustunud aine B molaarmass, g/mol;

m A – lahusti mass, g.

Seejärel saab võrrandi (4.14) kirjutada:

(4.17)

Võrrandit (4.17) saab kasutada tundmatu aine molaarmassi katseliseks määramiseks ja arvutamiseks, alandades selle lahuse külmumistemperatuuri tuntud lahustis.

Kui lahustunud aine laguneb lahuses ioonideks, võetakse selle molekulide dissotsiatsioonist tingitud osakeste arvu suurenemine arvesse isotoonilise koefitsiendi i kasutuselevõtu kaudu (vt võrrand 4.3):

T asetäitja = K k ·i· C m, V. (4.18)

Näide

Alkoholi vesilahus, mis sisaldab 0,17 g alkoholi ja 20 g vett, külmub temperatuuril – 0,354 0 C. Arvutage alkoholi molaarmass, kui vee krüoskoopiline koefitsient on 1,86 o C kg mol –1.

Lahendus

Lahendamiseks kasutame võrrandit (1.60):

Vastus. M sp = 46 g/mol.

Konovalovi esimene seadus(kehtib nii ideaalide kui ka Raoult' seadusest kõrvale kalduvate lahenduste puhul): kahe vedeliku tasakaalulahuse kohal olev küllastunud aur on suhteliselt rikkam selle komponendi poolest, mille lisamine süsteemi suurendab kogu aururõhku (või alandab keemistemperatuuri). Seetõttu rikastatakse lahuse aurustumisel aur lenduva komponendiga ja vedelik vähem lenduva komponendiga. Segude (peamiselt orgaaniliste vedelike) rektifikatsiooni teel eraldamise meetod põhineb lahuse ja sellega tasakaalus oleva auru koostise erinevustel. Aurustamis-kondensatsiooni toiminguid korrates saate puhtaid komponente. Praktikas rakendatakse seda destilleerimiskolonnides.

Lahenduste puhul, mis erinevad oluliselt Raoult' seadusest, on lahuse kohal oleva aururõhu sõltuvuse kõveratel lahuse koostisest sageli maksimum- või miinimumpunkt. Äärmuslikel punktidel langeb auru koostis kokku vedeliku koostisega(Konovalovi teine ​​seadus). Selliseid segusid nimetatakse aseotroopne, Neid on võimatu eraldada destilleerimise (rektifikatsiooni) teel.

Neile, mis on oma olemuselt väga erinevad ja sel põhjusel praktiliselt Mittesegamine vedelike puhul on iga segu kohal oleva komponendi aururõhk võrdne puhta komponendi aururõhuga. Siis on kogu aururõhk võrdne mõlema komponendi küllastunud aururõhkude summaga puhtas olekus (samal temperatuuril):

P = P A + P V. (4.19)

Sellise segu keemistemperatuur on aga madalam kui iga üksiku vedeliku keemistemperatuur. Seda omadust kasutatakse veeauruga destilleerimiseks, juhtides selle läbi vedeliku, mis ei segune veega, millele järgneb väljuvate aurude kondenseerumine. Aurudestilleerimine võimaldab destilleerida kõrge keemistemperatuuriga vedelikke temperatuuril alla 100 o C.