1.2 LAHENDUSTETEORIA ARENDAMISE PEAMISED SUUNAD

Lahenduste füüsikaline teooria. Lahenduste olemuse vaadete kujunemist on iidsetest aegadest peale seostatud nii teaduse ja tootmise üldise arengukäiguga kui ka filosoofiliste ideedega erinevate ainete keemilise afiinsuse põhjuste kohta. 17. ja 18. sajandi esimesel poolel. Lahenduste korpuskulaarne teooria levis loodusteaduste ja filosoofia valdkonnas. Selles teoorias käsitleti lahustumisprotsessi kui mehaanilist protsessi, mille käigus lahusti kehakesed sisenevad kehade pooridesse ja rebivad lahti lahustunud aine osakesed, mis hõivavad lahusti poorid, moodustades ühtse lahuse. Sellised ideed selgitasid esialgu rahuldavalt tõsiasja, et antud lahusti ei suuda lahustada mitte kõiki aineid, vaid ainult mõnda.

19. sajandi alguses. luuakse eeldused lahenduste füüsikalise teooria arendamiseks, mis oli mitmete uuringute üldistus. Peamiselt J. Van't Hoffi, S. Arrheniuse ja W. Ostwaldi tööde põhjal tekkinud lahuste füüsikateooria põhines lahjendatud lahuste omaduste (osmootne rõhk, kõrgendatud keemistemperatuur) eksperimentaalsel uurimisel. , lahuse külmumistemperatuuri langus, aururõhk lahuse kohal) olenevalt peamiselt lahustunud aine kontsentratsioonist, mitte selle olemusest. Osmoos on lahusti spontaanne tungimine lahusesse, mis on eraldatud sellest poolläbilaskva vaheseinaga, millest lahusti võib siseneda, kuid lahustunud aine ei saa läbi.

Poolläbilaskva vaheseinaga eraldatud lahust ja lahustit võib pidada kaheks faasiks. Lahusti tasakaalu mõlemal pool vaheseina väljendab selle keemilise potentsiaali võrdsus lahuses (millele rakendatakse täiendavat survet) ja puhta lahusti keemilise potentsiaali võrdsus.

Kvantitatiivseid seadusi (van't Hoff, Raoult) tõlgendati nii, et lahjendatud lahustes on lahustunud aine molekulid sarnased ideaalse gaasi molekulidega. Elektrolüütide lahuste puhul täheldatud kõrvalekaldeid nendest seadustest selgitas S. Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhjal.

Väga lahjendatud lahuste ja gaaside analoogia tundus paljudele teadlastele nii veenev, et nad hakkasid lahustumisprotsessi pidama füüsiliseks toiminguks. Nende teadlaste seisukohast on lahusti vaid keskkond, millesse lahustunud aineosakesed võivad difundeeruda. Lahenduste füüsikalise teooria mõistete lihtsus ja selle edukas rakendamine lahenduste paljude omaduste selgitamisel tagas selle teooria kiire edu.

Lahuste keemiline teooria. DI. Mendelejev ja tema järgijad pidasid lahuse moodustamise protsessi teatud tüüpi keemiliseks protsessiks, mida iseloomustab komponentide osakeste vaheline interaktsioon. DI. Mendelejev käsitles lahuseid kui süsteeme, mis on moodustatud lahusti osakestest, lahustunud ainest ja nende vahel moodustuvatest ebastabiilsetest keemilistest ühenditest, mis on osalise dissotsiatsiooni seisundis. DI. Mendelejev märkis, et lahuses toimuvad protsessid on oma olemuselt dünaamilised ning vajadust kasutada kogu füüsikalis-keemilist informatsiooni lahust moodustavate osakeste omaduste kohta, rõhutas, et kõik lahuse komponendid on võrdsed ja arvestamata. Nende igaühe omadusi ja olekuid on võimatu anda täielikku kirjeldust süsteemi tervikuna. Teadlane pidas suurt tähtsust lahuste omaduste uurimisel temperatuuri, rõhu, kontsentratsiooni funktsioonina; Ta oli esimene, kes väljendas ideed vajadusest uurida lahuste omadusi segatud lahustites. D.I õpetuste arendamine. Lahuste olemuse keemilise käsitluse pooldajad Mendelejev tõid välja, et lahustunud aine osakesed ei liigu mitte tühjuses, vaid ruumis, mille hõivavad lahustiosakesed, millega nad interakteeruvad, moodustades erineva stabiilsusega kompleksseid ühendeid. D.I. Mendelejevi teooria edasiarendus on lahuste moodustumise polüeedriteooria, mille kohaselt luuakse vedelikus homogeensetest ja erinevatest molekulidest elementaarsed ruumirühmad-polüeedrid. Keemiateooria ei suuda aga seletada ideaallahenduste tekkemehhanismi, reaalsete lahuste omaduste hälbeid ideaallahenduste omadustest.

Lahuste keemilise teooria areng kulges mitmes suunas, mida ühendas üksainus idee lahusti ja lahustunud aine vastastikmõjust. Need uuringud puudutasid teatud ühendite paiknemist lahuses, mis põhinesid omaduste ja koostise diagrammide uurimisel, aururõhu uurimisel lahustes, ainete jaotumist kahe lahusti vahel ja lahuste termokeemia uurimist. Tööd ühendite määramisel lahustes olid seotud suurte raskustega, kuna kompleksühendite (hüdraatide) olemasolu vesilahustes ei olnud võimalik otsese katsega tõestada, kuna need on dissotsiatsiooniseisundis ja neid üritati isoleerida lagunemata kujul lahendused lõppesid ebaõnnestumisega. Termodünaamilised uuringud olid lahuste keemilise teooria kinnitamisel väga olulised. Paljudes süsteemides on näidatud, et lahuse moodustumisel täheldatakse süsteemi jahtumist või kuumenemist, mis oli seletatav komponentidevahelise keemilise vastasmõjuga. Lahustumisprotsessi keemilist olemust kinnitasid lahuse kohal oleva aururõhu uuringud ja ainete jaotumise uuringud kahe lahusti vahel.

20. sajandi alguseks. Kogunenud on ulatuslik katsematerjal, mis näitab, et lahendused on keerulised süsteemid, milles vaadeldakse assotsieerumise, dissotsiatsiooni ja kompleksi moodustumise fenomeni ning nende uurimisel tuleb arvestada igat tüüpi interaktsioonidega lahuses esinevate ja moodustuvate osakeste vahel. .

Lahenduste mitmekesisuse tõttu kasutatakse lahenduste olemuse ja omaduste selgitamiseks nii füüsikaliste kui ka keemiliste teooriate mõisteid.

Adsorptsioon keemias

Kaasaegse loodusteaduse kontseptsioonid (keemiline komponent)

Keemia põhiseadused ja stöhhiomeetrilised arvutused

Paljude reaktsioonide kvantitatiivne (massi või mahu järgi) uurimine ja katsetulemuste selgitamine viib stöhhiomeetriliste seadusteni. Peamine füüsikaline suurus keemias on aine hulk. Alates 1. jaanuarist 1963...

Polümeerilahustest kilede saamise füüsikalis-keemilised põhiprintsiibid

Polümeerid lahustes, eriti kontsentreeritud, moodustavad struktuure, mille kuju ja suurus sõltuvad nii polümeeri interaktsiooni iseloomust lahustiga kui ka lahuse asukoha tingimustest (temperatuur...

Otsige optimaalset pigmendisisaldust kattekihtides, mis põhinevad alküüdlakil PF-060

Lakkide, värvide ja värvkatete keemiatehnoloogia osakonnas läbiviidud uuringud, mille eesmärk on otsida uusi tõhusaid vähetoksilisi korrosioonivastaseid pigmente...

Biogaasi tootmine

Biogaasi küllaltki kõrge metaanisisaldus ja seetõttu ka kõrge kütteväärtus annavad laialdased võimalused biogaasi kasutamiseks...

Dimetüüleetri valmistamine metanooli dehüdratsioonil AlPO4 + SiO2 katalüsaatoritel

Keemiatööstuses kasutatakse vesinikku peamiselt metanooli ja ammoniaagi sünteesiks. Ülejäänud osa vesinikust selles tööstuses kasutatakse teistes keemiatööstuses: näiteks...

Dimetüüleetri valmistamine metanooli dehüdratsioonil AlPO4 + SiO2 katalüsaatoritel

Kõige suuremahulisemad süsinikmonooksiidi kasutavad protsessid on olefiinide hüdroformeerimine, metanooli karbonüülimine äädikhappe saamiseks, küllastumata ja hargnenud karboksüülhapete süntees...

Dimetüüleetri valmistamine metanooli dehüdratsioonil AlPO4 + SiO2 katalüsaatoritel

Dimetüüleetrit kasutatakse praegu peamiselt aerosoolpurkide keskkonnasõbraliku täiteainena...

Menedelejevi roll maailmateaduse arengus

DI. Mendelejev kirjutas, et tema nime moodustasid neli teemat: kolm teaduslikku avastust (perioodiseadus, lahuste keemiline teooria ja gaaside elastsuse uurimine), samuti "Keemia alused" - õpiku monograafia, mis on ehk võrdne...

Polümeerilahuste moodustumise teooriad ja termodünaamika

Teooriate käsitlemisel ei panda rõhku matemaatilistele arvutustele, vaid keskendun ainult põhipunktidele: põhieeldustele ja parameetritele, võtmevõrrandite tüübile, teooriate eelistele ja puudustele. Kogu massiivist...

Kromatograafilise protsessi füüsikalis-keemilised alused

Kromatograafia teooria ülesanne on kehtestada kromatograafiliste tsoonide liikumise ja hägustumise seadused. Kromatograafiateooriate klassifitseerimise peamised tegurid...

Adsorptsiooniprotsessi omadused

Puudub ühtne teooria, mis kirjeldaks üsna õigesti kõiki adsorptsiooni tüüpe erinevatel faasiliidestel; Seetõttu vaatleme mõningaid levinumaid adsorptsiooniteooriaid...

Kroomi alarühma elementide kompleksühendite keemia

Nii nagu keemia arengut lükkas edasi flogistoni teooria ja orgaanilise keemia arengut ideed "elujõust"...

Lahendused

Üks komponentidest on tingimata lahusti, ülejäänud komponendid on lahustunud ained.

Lahusti on aine, millel on puhtal kujul lahusega sama olek. Kui selliseid komponente on mitu, siis on lahustiks see, mille sisaldus lahuses on suurem.

Lahendused on:

1. Vedelik (NaCl lahus vees, I 2 lahus alkoholis).

2. Gaasilised (gaaside segud, näiteks: õhk – 21% O 2 + 78% N 2 + 1% muud gaasid).

3. Kõvad (metallisulamid, näiteks: Cu + N, Au + Ag).

Kõige tavalisemad on vedelad lahused. Need koosnevad lahustist (vedelik) ja lahustunud ainetest (gaasilised, vedelad, tahked).

Vedelad lahused

Sellised lahendused võivad olla vee- ja mitteveelised.

Vesi

Mitteveeline

Pikka aega oli lahustumise olemuse kohta kaks seisukohta: füüsikaline ja keemiline. Esimese järgi käsitleti lahuseid mehaaniliste segudena, teise järgi - lahustunud aine ja lahusti molekulide ebastabiilsete keemiliste ühenditena. Viimast seisukohta väljendas D.I. Mendelejev 1887. aastal ja on nüüdseks üldtunnustatud.

LAHUSTE KEEMILISTE TEOORIA PÕHISÄTTED, mille on loonud Mendelejev, taanduvad järgmisele:

1. Lahuse tekkimine ja olemasolu on tingitud kõigi osakeste vastastikmõjudest, nii juba olemasolevate kui ka lahustumisel tekkinud osakeste vahel.

2. Lahendus on dünaamiline süsteem, milles lagunevad ühendid on massi toime seaduse kohaselt liikuvas tasakaalus lagunemissaadustega.

Aine lahustumisel toimub kaks protsessi, mis on seotud aine-lahusti süsteemi energia muutustega:

1) lahustunud aine struktuuri hävitamine (selleks on vaja teatud energiahulka) – endotermiline reaktsioon.

2) lahusti interaktsioon lahustunud aine osakestega (eraldub soojust) - reaktsioon on eksotermiline.

Sõltuvalt nende termiliste mõjude suhtest võib aine lahustumisprotsess olla eksotermiline (∆H< O) или эндотермическим (∆H >O).

Lahuse soojus ∆H on 1 mooli aine lahustamisel vabanev või neeldunud soojushulk.

Lahuse kuumus on erinevate ainete puhul erinev. Seega, kui kaaliumhüdroksiid või väävelhape lahustatakse vees, tõuseb temperatuur oluliselt (∆H< O), а при растворении нитратов калия или аммония резко снижается (∆H >O).

Soojuse eraldumine või neeldumine lahustumisel on märk keemilisest reaktsioonist. Soluudi interaktsiooni tulemusena lahustiga tekivad ühendid, mida nimetatakse solvaadid (või hüdraadid, kui lahustiks on vesi). Paljud seda tüüpi ühendid on haprad, kuid mõnel juhul tekivad tugevad ühendid, mida saab kristallimise teel lahusest kergesti eraldada.

Sel juhul langevad veemolekule sisaldavad kristalsed ained välja, neid nimetatakse kristallhüdraadid(näiteks: vasksulfaat CuSO 4 * 5 H 2 O – kristalne hüdraat); Kristallilistes hüdraatides sisalduvat vett nimetatakse kristallisatsiooniveeks.

Hüdratatsiooni idee (aine kombinatsioon veega) esitas ja arendas välja vene teadlane I.A. Kablukov ja V.A. Kistjakovski. Nende ideede põhjal ühendati lahenduste keemiline ja füüsikaline seisukoht.

Seega lahustumine lahendusi– füüsikalised ja keemilised süsteemid.

1. Lahendused– muutuva koostisega homogeensed (homogeensed) süsteemid, mis sisaldavad kahte või enamat komponenti ja nende vastasmõju saadusi.

2. Lahused koosnevad lahustist ja lahustunud ainest.

3. Lahendused on järgmised:

A) Vedelik (NaCl lahus vees, I 2 lahus alkoholis).

B) Gaasilised (gaaside segud, näiteks: õhk – 21% O 2 + 78% N 2 + 1% muud gaasid).

B) Kõva (metallisulamid, näiteks: Cu + N, Au + Ag).

Vedelad lahused
vedelik + gaasiline aine (lahus O 2 vees)	vedelik + vedel aine (lahus H 2 SO 4 vees)	vedelik + tahke (suhkrulahus vees)

Sellised lahendused võivad olla vee- ja mitteveelised.

5.Vesi– lahused, milles lahustiks on vesi.

6. Mitteveeline– lahused, milles lahustiteks on muud vedelikud (benseen, alkohol, eeter jne)

7. LAHUSTE KEEMILISTE TEOORIA PÕHISÄTTED:

1. Lahuse tekkimine ja olemasolu on tingitud kõigi osakeste vastastikmõjudest, nii juba olemasolevate kui ka lahustumisel tekkinud osakeste vahel.

2. Lahendus on dünaamiline süsteem, milles lagunevad ühendid on liikuvas tasakaalus lagunemissaadustega vastavalt massitegevuse seadusele.

8. Aine lahustumisel toimub kaks protsessi, mis on seotud "aine – lahusti" süsteemi energia muutumisega:

1.lahustuva aine struktuuri hävitamine (selleks on vaja teatud energiahulka) – endotermiline reaktsioon.

2. lahusti interaktsioon lahustunud aine osakestega (eraldub soojust) - reaktsioon on eksotermiline.

9. Soojuse eraldumine või neeldumine lahustumisel on märk keemilisest reaktsioonist.

10. Soluudi interaktsiooni tulemusena lahustiga tekivad ühendid, mida nimetatakse solvaadid (või hüdraadid, kui lahustiks on vesi)

11. Veemolekule sisaldavaid kristalseid aineid nimetatakse kristallhüdraadid(näiteks: vasksulfaat CuSO 4 * 5 H 2 O – kristalne hüdraat); kristallilistes hüdraatides sisalduvat vett nimetatakse kristallisatsiooniveeks

12.Lahustamine- see pole mitte ainult füüsiline, vaid ka keemiline protsess ja lahendusi– füüsikalised ja keemilised süsteemid.

Lahenduste liigid (tea).

Lahustumine on pöörduv protsess:

Lahusesse sisenevate osakeste ja lahusest eemaldatud osakeste ülekaalu suhte alusel eristatakse lahuseid rikas, küllastumata Ja üleküllastunud.

Teisest küljest jagatakse lahused lahustunud aine ja lahusti suhteliste koguste põhjal lahjendatud keskendunud

Lahus, milles antud aine antud temperatuuril enam ei lahustu, s.t. lahus on lahustunud ainega tasakaalus, nn rikas küllastumata. IN üleküllastunud Lahustuvus Mõõtke lahustuvus või koefitsient Aine lahustuvus teatud temperatuuril on selle lahustuvus grammides 100 g vees.

Vees lahustuvuse alusel jagatakse tahked ained tinglikult kolme rühma:

1. Vees hästi lahustuvad ained (10 g ainet 100,0 vees. Näiteks 200 g suhkrut lahustub 1 liitris vees).

2. Vees vähelahustuvad ained (0,01–10 g ainet 100 g vees. Näiteks: kipsi CaSO 4 lahustub 1 liitris 2,0).

3. Vees praktiliselt lahustumatud ained (0,01 g 100,0 vees. Näiteks AgCl - 1,5 * 10 -3 g lahustub 1 liitris vees).

Aine lahustuvus oleneb lahusti olemusest, lahustunud aine olemusest, temperatuurist, rõhust (gaaside puhul).

Gaaside lahustuvus väheneb temperatuuri tõustes ja suureneb rõhu tõustes.

Tahkete ainete lahustuvuse sõltuvust temperatuurist näitab lahustuvuskõver.

Paljude tahkete ainete lahustuvus suureneb temperatuuri tõustes.

Lahustuvuskõverate põhjal saate määrata:

1. Ainete lahustuvustegur erinevatel temperatuuridel.

2. Lahustunud aine mass, mis sadestub lahuse jahutamisel t 1 0 C kuni t 2 0 C.

Aine eraldamise protsessi selle küllastunud lahuse aurustamise või jahutamise teel nimetatakse ümberkristallimine. Ainete puhastamiseks kasutatakse ümberkristallimist.

Kahjuks ei ole siiani olemas teooriat, mis võimaldaks meil üksikute uuringute tulemusi kombineerida ja tuletada lahustuvuse üldseadusi. Selline olukord on suuresti tingitud asjaolust, et erinevate ainete lahustuvus sõltub temperatuurist väga erinevalt.

Ainus, millest saab mingil määral juhinduda, on kogemuste kaudu leitud vana reegel: sarnane lahustub sarnaseks. Selle tähendus tänapäevaste vaadete valguses molekulide struktuuri kohta seisneb selles, et kui lahustis endas on mittepolaarsed või vähepolaarsed molekulid (näiteks benseen, eeter), siis mittepolaarsete või vähepolaarsete molekulidega ained lahustuvad. hästi selles ja suurema polaarsusega ained lahustuvad halvemini.ja ioontüübi järgi ehitatud ained praktiliselt ei lahustu. Vastupidi, molekulide tugevalt väljendunud polaarse iseloomuga lahusti (näiteks vesi) lahustab reeglina hästi aineid polaarset ja osaliselt ioonset tüüpi molekulidega ning halvasti mittepolaarsete molekulidega.

1. Lahustumine on pöörduv protsess: lahustunud aine + lahusti ↔ aine lahuses ± Q.

2. Lahusesse sisenevate ja lahusest eemalduvate osakeste ülekaalu suhte alusel eristatakse lahuseid. rikas, küllastumata Ja üleküllastunud.

3. Lahustunud aine ja lahusti suhteliste koguste alusel jagatakse lahused lahjendatud(sisaldavad vähe lahustunud ainet) ja keskendunud(sisaldavad palju lahustunud aineid).

4. Nimetatakse lahust, milles antud aine antud temperatuuril enam ei lahustu rikas, ja lahus, milles saab veel lahustada täiendavat kogust antud ainet, on küllastumata. IN üleküllastunud lahused sisaldavad rohkem aineid kui küllastunud.

5. Lahustuvus on aine omadus lahustuda vees ja teistes lahustites.

6. Aine lahustuvus oleneb lahusti olemusest, lahustunud aine olemusest, temperatuurist, rõhust (gaaside puhul).

4. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise viisid: massiosa

(tea).

Lahuse kvantitatiivne koostis määratakse selle kontsentratsiooni järgi.

Keskendumine on lahustunud aine kogus mahuühiku kohta.

Ainete kontsentratsiooni tähistusi on kahte tüüpi - analüütiline ja tehniline.

1. loeng.

""LAHENDUSE" MÕISTE. LAHUSTE KEEMILINE TEOORIA"

Lahendused on olulised inimese elus ja praktilises tegevuses. Lahused on kõik kõige olulisemad füsioloogilised vedelikud (veri, lümf jne). Keha on keeruline keemiline süsteem ja valdav enamus kehas toimuvatest keemilistest reaktsioonidest toimub vesilahustes. Just sel põhjusel koosneb inimkeha 70% ulatuses veest ning keha tugev dehüdratsioon tekib kiiresti ja on väga ohtlik seisund.

Paljud tehnoloogilised protsessid, nagu sooda või lämmastikhappe tootmine, haruldaste metallide eraldamine ja puhastamine, kangaste pleegitamine ja värvimine, toimuvad lahustes.

Paljude keemiliste reaktsioonide mehhanismi mõistmiseks on vaja uurida lahustes toimuvaid protsesse.

Mõiste "lahendus". Lahenduste tüübid

Lahendus– tahke, vedel või gaasiline homogeenne süsteem, mis koosneb kahest või enamast komponendist.

Homogeenne süsteem koosneb ühest faasist.

Faas- süsteemi osa, mis on selle teistest osadest eraldatud liidesega, mille läbimisel muutuvad järsult omadused (tihedus, soojusjuhtivus, elektrijuhtivus, kõvadus jne). Faas võib olla tahke, vedel, gaasiline.

Olulisemad lahused on vedelad lahused, kuid laiemas mõttes on lahused ka tahked (sulam messing: vask, tsink; teras: raud, süsinik) ja gaasilised (õhk: lämmastiku, hapniku, süsihappegaasi ja erinevate lisandid).

Lahus sisaldab vähemalt kahte komponenti, millest üks on lahusti, ja teised - lahustunud ained.

Lahusti on lahuse komponent, mis on lahusega samas agregatsiooniseisundis. Lahuses on alati massi järgi rohkem lahustit kui teistes komponentides. Lahustunud ainet leidub lahuses aatomite, molekulide või ioonide kujul.

Need erinevad lahendustest:

Vedrustus on süsteem, mis koosneb vedelikus suspendeeritud väikestest tahketest osakestest (talk vees)

Emulsioon- see on süsteem, milles üks vedelik purustatakse teiseks vedelikuks, mis seda ei lahusta (st väikesed vedelikutilgad, mis asuvad teises vedelikus: näiteks bensiin vees).

Aerosool– gaas, milles on suspendeeritud tahkeid või vedelaid osakesi (udu: õhk ja vedelikupiisad)

Suspensioonid, emulsioonid ja aerosoolid koosnevad mitmest faasist, need ei ole homogeensed ja on hajutatud süsteemid . Suspensioonid, emulsioonid ja aerosoolid ei ole lahused!

Lahuste keemiline teooria.

Lahusti reageerib keemiliselt lahustunud ainega.

Lahuste keemilise teooria lõi D.I. Mendelejev 19. sajandi lõpus. järgmiste eksperimentaalsete faktide põhjal:

1) Mis tahes aine lahustumisega kaasneb soojuse neeldumine või eraldumine. See tähendab, et lahustumine on eksotermiline või endotermiline reaktsioon.

Eksotermiline protsess– protsess, millega kaasneb soojuse eraldumine väliskeskkonda (Q>0).

Endotermiline protsess– protsess, millega kaasneb soojuse neeldumine väliskeskkonnast (Q<0).

(näiteks: CuSO 4 lahustumine on eksotermiline protsess, NH 4 Cl on endotermiline). Selgitus: selleks, et lahustimolekulid saaksid lahustunud aineosakesi üksteisest lahti rebida, tuleb energiat kulutada (see on lahustumisprotsessi endotermiline komponent), kui lahustunud aine osakesed interakteeruvad lahustimolekulidega, siis energia vabaneb (eksotermiline protsess). Selle tulemusena määrab lahustumise termilise efekti tugevam komponent. ( Näide: kui 1 mool ainet lahustati vees, kulus selle molekulide purustamiseks 250 kJ ja tekkivate ioonide interaktsioonil lahusti molekulidega vabanes 450 kJ. Mis on lahustumise netotermiline efekt? Vastus: 450-250=200 kJ, eksotermiline efekt, kuna eksotermiline komponent on suurem kui endotermiline komponent ).

2) Teatud mahuga lahuse komponentide segamine ei anna mahtude summat ( näiteks: 50 ml etüülalkoholi + 50 ml vett segamisel saadakse 95 ml lahust)

Selgitus: lahustunud aine ja lahusti molekulide vastasmõju tõttu (tõmme, keemiline side jne) on maht "salvestatud".

Tähelepanu! Kaal lahus on rangelt võrdne lahusti ja lahustunud ainete masside summaga.

3) Mõne värvitu aine lahustumisel tekivad värvilised lahused. ( näiteks: CuSO 4 – värvitu, annab sinise lahuse ).

Selgitus: Mõne värvitu soola lahustamisel tekivad värvilised kristalsed hüdraadid.

Järeldus: Lahustumine on keeruline füüsikalis-keemiline protsess, milles toimub interaktsioon (elektrostaatiline, doonor-aktseptor, vesiniksideme moodustumine) lahusti osakeste ja lahustunud ainete vahel.

Lahusti ja lahustunud aine vastastikmõju protsessi nimetatakse lahendamine. Selle interaktsiooni tooted on solvaadid. Vesilahuste puhul kasutatakse järgmisi termineid hüdratsioon Ja hüdraadid.

Mõnikord jätavad lahustunud aine kristallid vee aurustumisel osa veemolekule oma kristallvõresse. Selliseid kristalle nimetatakse kristallhüdraadid. Need on kirjutatud järgmiselt: CuSO 4 * 5H 2 O. See tähendab, et iga vasksulfaadi molekul CuSO 4 hoiab enda lähedal 5 veemolekuli, integreerides need oma kristallvõre.

Lahuste keemilise ehk solvaadi teooria pakkus 1887. aastal välja D.I. Mendelejev, kes tegi selle kindlaks aastal päris Lahendus sisaldab mitte ainult üksikuid komponente, vaid ka nende koostoime tooteid. Väävelhappe ja etüülalkoholi vesilahuste uuringud, mille viis läbi D.I. Mendelejev pani aluse teooriale, mille põhiolemus seisneb selles, et lahustunud aine osakeste ja lahusti molekulide vahel tekivad vastasmõjud, mille tulemusena tekivad ebastabiilsed muutuva koostisega ühendid, nn. solvaadid või hüdraadid kui lahustiks on vesi. Solvaatide moodustumisel mängivad põhirolli haprad molekulidevahelised jõud, eelkõige vesinikside.

Sellega seoses tuleks nõustuda mõiste „lahendus” järgmise tõlgendusega:

Lahus on muutuva koostisega homogeenne süsteem, mis koosneb kahest või enamast komponendist ja nende vastasmõju produktist.

Sellest määratlusest järeldub, et lahused on keemiliste ühendite ja segude vahel vahepealsel positsioonil. Ühest küljest on lahused homogeensed, mis võimaldab neid käsitleda keemiliste ühenditena. Teisest küljest ei ole lahustes komponentide vahel ranget stöhhiomeetrilist suhet. Lisaks saab lahused jagada komponentideks (näiteks NaCl lahuse aurustamisel saab soola eraldada individuaalsel kujul).

Põhilised lahuste kontsentratsiooni väljendamise viisid

Kõige sagedamini hinnatakse kontseptsiooni abil lahenduse kvantitatiivset koostist kontsentratsioonid, mille all mõistetakse lahustunud aine sisaldust (teatud ühikutes) lahuse (lahusti) massi- (mahu)ühiku kohta. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise peamised viisid on järgmised:

1. Aine massiosa  (x)  süsteemis sisalduva antud komponendi x massi ja selle süsteemi kogumassi suhe:

Aine koguseühikuks on mool ehk aine kogus, mis sisaldab nii palju reaalseid või tavalisi osakesi, kui on aatomeid 0,012 kg C 12 isotoobis. Kasutades mooli aine koguseühikuna, peate teadma, milliseid osakesi silmas peetakse: molekule, aatomeid, elektrone või muid. Molaarmass M(x) on massi ja aine koguse suhe (g/mol):

3. Ekvivalendi C(x) - see on ekvivalentaine koguse n(x) ja lahuse V lahuse mahu suhe:

Keemiline ekvivalent on aine tegelik või väljamõeldud osake, mis võib happe-aluse või ioonivahetusreaktsioonides asendada, lisada või vabastada 1 vesinikiooni.

Nii nagu molekul, aatom või ioon, on ekvivalent dimensioonitu.

Moolekvivalentide massi nimetatakse molaarmassi ekvivalent M(x). Kogust nimetatakse samaväärsuse tegur. See näitab, milline osa reaalsest aineosakesest vastab ekvivalendile. Aine ekvivalendi õigeks määramiseks tuleb lähtuda konkreetsest reaktsioonist, milles see aine osaleb, näiteks H 3 PO 4 interaktsiooni reaktsioonis NaOH-ga, võib asendada ühe, kaks või kolm prootonit:

1. H 3 PO 4 + NaOH  NaH 2 PO 4 + H 2 O;

2. H3PO4 + 2NaOH  Na2HPO4 + 2H2O;

3. H 3 PO 4 + 3NaOH  Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

Vastavalt ekvivalendi definitsioonile asendatakse 1. reaktsioonis üks prooton, mistõttu ekvivalentse aine molaarmass on võrdne molaarmassiga, st z  l ja . Sel juhul:

2. reaktsioonis asendatakse kaks prootonit, seetõttu on ekvivalendi molaarmass pool H 3 PO 4 molaarmassist, s.o. z  2 ja
. Siin:

3. reaktsioonis asendatakse kolm prootonit ja ekvivalendi molaarmass on kolmandik H 3 PO 4 molaarmassist, s.o. z  3, a
. Vastavalt:

Vahetusreaktsioonides, kus prootonid otseselt ei osale, saab ekvivalendid määrata kaudselt abireaktsioonide sisseviimisega, mille tulemuste analüüs võimaldab tuletada reegli, et z kõigi reaktsioonide puhul on võrdne kogutasu ioonide vahetamine konkreetses keemilises reaktsioonis osaleva aine molekulis.

1. AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl.

AlCl 3 puhul vahetatakse 1 Al 3+ ioon laenguga +3, seega z = 13 = 3. Seega:

Võib ka öelda, et vahetub 3 klooriiooni laenguga 1. Siis z = 31 = 3 ja

AgNO 3 puhul z = 11 = 1 (vahetub 1 Ag + ioon laenguga +1 või 1 NO 3 ioon laenguga 1).

2. Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 = 3BaSO 4  + 2AlCl 3.

Al 2 (SO 4) 3 puhul z = 23 = 6 (vahetatakse 2 Al 3+ iooni laenguga +3 või 3 SO 4 2 iooni laenguga 2). Seega

Seega C(H 2 SO 4) = 0,02 mol/l kirjutamine tähendab, et on olemas lahus, mille 1 liiter sisaldab 0,02 moolekvivalenti H 2 SO 4 ja H 2 SO 4 ekvivalendi molaarmass on molaarne mass H 2 SO 4, st 1 liiter lahust sisaldab
H2SO4.

Ekvivalentsusteguriga ekvivalendi molaarkontsentratsioon on võrdne lahuse molaarkontsentratsiooniga.

4. Tiiter T(x) on aine massi ja lahuse mahu suhe (ml):

6. Moolfraktsioon N(x) on süsteemis sisalduva antud komponendi aine koguse ja süsteemi ainete koguhulga suhe:

Väljendatuna ühiku murdosades või protsentides .

7. Lahustuvustegur ained R(x) on aine maksimaalne mass grammides, mis võib lahustuda 100 g lahustis.

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 jääb vahemikku 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 aine 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.