راه حل ها

اطلاعات کلی

راه حل ها - اجزاء.

"حلال"و "حل شونده" قطبی غیر قطبی

آب دوست(جذب آب) و آبگریز دیفیلیک

تئوری های راه حل ها

نظریه فیزیکی راه حل ها.

ایده آل

تئوری شیمیایی محلول ها.

تئوری شیمیایی یا حلالات محلول ها در سال 1887 توسط D.I. مندلیف، که آن را پیدا کرد واقعیراه حل نه تنها شامل اجزای جداگانه، بلکه محصولات تعامل آنها نیز می باشد. مطالعات محلول های آبی اسید سولفوریک و الکل اتیلیک، انجام شده توسط D.I. مندلیف، اساس این نظریه را تشکیل داد که ماهیت آن این است که فعل و انفعالات بین ذرات یک حل شونده و مولکول های حلال رخ می دهد، در نتیجه ترکیبات ناپایدار با ترکیب متغیر تشکیل می شود. حل شده هایا هیدرات می کنداگر حلال آب باشد. نقش اصلی در تشکیل حلال ها توسط نیروهای بین مولکولی ناپایدار، به ویژه پیوند هیدروژنی ایفا می شود.

در این راستا، تفسیر زیر از مفهوم "راه حل" اتخاذ شود:

محلول یک سیستم همگن از ترکیب متغیر است که از دو یا چند جزء و محصولات حاصل از برهمکنش آنها تشکیل شده است.

از این تعریف چنین استنباط می شود که محلول ها یک موقعیت میانی بین ترکیبات شیمیایی و مخلوط ها را اشغال می کنند. از یک طرف، محلول ها همگن هستند، که به ما اجازه می دهد آنها را به عنوان ترکیبات شیمیایی در نظر بگیریم. از طرف دیگر، هیچ نسبت استوکیومتری دقیقی بین اجزای موجود در محلول ها وجود ندارد. علاوه بر این، محلول ها را می توان به اجزای سازنده تقسیم کرد (به عنوان مثال، هنگامی که محلول NaCl تبخیر می شود، نمک را می توان به صورت جداگانه جدا کرد).

ارتباط بین راه های مختلف

اسیدها و بازها

علیرغم این واقعیت که مفاهیم "اسید" و "باز" ​​به طور گسترده برای توصیف فرآیندهای شیمیایی مورد استفاده قرار می گیرند، هیچ رویکرد واحدی برای طبقه بندی مواد از نظر طبقه بندی آنها به عنوان اسید یا باز وجود ندارد. نظریه های فعلی ( یونیتئوری اس آرنیوس, اولیهتئوری I. Bronsted و T. Lowryو الکترونیکیتئوری جی. لوئیس) دارای محدودیت های خاصی هستند و بنابراین فقط در موارد خاص قابل اجرا هستند. بیایید نگاهی دقیق تر به هر یک از این نظریه ها بیندازیم.

نظریه آرنیوس.

در نظریه یونی آرنیوس، مفاهیم "اسید" و "باز" ​​ارتباط نزدیکی با فرآیند تفکیک الکترولیتی دارند:

اسید یک الکترولیت است که در محلول ها تجزیه می شود و یون های H + را تشکیل می دهد.

پایه یک الکترولیت است که در محلول ها تجزیه می شود و یون های OH - را تشکیل می دهد.

آمفولیت (الکترولیت آمفوتریک) الکترولیتی است که در محلول‌ها تجزیه می‌شود و هم یون‌های H+ و هم یون‌های OH- را تشکیل می‌دهد.

مثلا:

روشن ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄Me (OH) n ⇄Me n + + nOH -

مطابق با تئوری یونی، مولکول‌های خنثی و یون‌ها می‌توانند اسید باشند، برای مثال:

HF⇄H++F-

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄H + + NH 3

مثال های مشابهی را می توان برای دلایل ذکر کرد:

KOH K + + OH -

- ⇄Al(OH) 3 + OH -

+ ⇄Fe 2+ + OH -

آمفولیت ها شامل هیدروکسیدهای روی، آلومینیوم، کروم و برخی دیگر و همچنین اسیدهای آمینه، پروتئین ها، اسیدهای نوکلئیک هستند.

به طور کلی، برهمکنش اسید و باز در محلول به یک واکنش خنثی سازی کاهش می یابد:

H + + OH - H 2 O

با این حال، تعدادی از داده های تجربی محدودیت های نظریه یونی را نشان می دهد. بنابراین، آمونیاک، آمین های آلی، اکسیدهای فلزی مانند Na 2 O، CaO، آنیون های اسیدهای ضعیف و غیره. در غیاب آب، آنها خواص بازهای معمولی را نشان می دهند، اگرچه حاوی یون های هیدروکسید نیستند.

از سوی دیگر، بسیاری از اکسیدها (SO 2، SO 3، P 2 O 5، و غیره)، هالیدها، هالیدهای اسید، بدون یون هیدروژن در ترکیب خود، حتی در غیاب آب، خواص اسیدی از خود نشان می دهند، به عنوان مثال. پایه ها خنثی می شوند.

علاوه بر این، رفتار یک الکترولیت در یک محلول آبی و در یک محیط غیر آبی می تواند مخالف باشد.

بنابراین، CH 3 COOH در آب یک اسید ضعیف است:

CH 3 COOH⇄CH 3 COO - + H +،

و در هیدروژن فلوراید مایع خواص یک پایه را نشان می دهد:

HF + CH 3 COOH⇄CH 3 COOH 2 + + F -

مطالعات این نوع واکنش‌ها و به‌ویژه واکنش‌هایی که در حلال‌های غیرآبی رخ می‌دهند، به نظریه‌های کلی‌تری درباره اسیدها و بازها منجر شده است.

نظریه برونستد و لوری.

توسعه بیشتر تئوری اسیدها و بازها، نظریه پروتونی (پروتونی) بود که توسط I. Bronsted و T. Lowry ارائه شد. طبق این نظریه:

اسید به هر ماده ای گفته می شود که مولکول ها (یا یون های آن) قادر به اهدای یک پروتون باشند، به عنوان مثال. اهداکننده پروتون باشید.

باز به هر ماده ای گفته می شود که مولکول ها (یا یون های آن) قادر به اتصال یک پروتون باشند، به عنوان مثال. گیرنده پروتون باشید.

بنابراین، مفهوم پایه به طور قابل توجهی گسترش می یابد، که با واکنش های زیر تایید می شود:

OH - + H + H 2 O

NH 3 + H + NH 4 +

H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +

بر اساس نظریه I. Bronsted و T. Lowry، اسید و باز یک جفت مزدوج را تشکیل می دهند و با تعادل به هم متصل می شوند:

اسید ⇄ پروتون + باز

از آنجایی که واکنش انتقال پروتون (واکنش پروتولیتیک) برگشت پذیر است و یک پروتون نیز در فرآیند معکوس منتقل می شود، محصولات واکنش نسبت به یکدیگر اسید و باز هستند. این را می توان به عنوان یک فرآیند تعادلی نوشت:

ON + B ⇄ VN + + A -،

که در آن HA یک اسید است، B یک باز است، BH + یک اسید مزدوج با باز B است، A - یک باز مزدوج با اسید HA است.

مثال ها.

1) در واکنش:

HCl + OH - ⇄Cl - + H 2 O،

HCl و H2O اسیدها هستند، Cl - و OH - بازهای مزدوج مربوطه هستند.

2) در واکنش:

HSO 4 - + H 2 O⇄SO 4 2 - + H 3 O +،

اسیدهای HSO 4 - و H 3 O + -، SO 4 2 - و H 2 O - بازها.

3) در واکنش:

NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3،

NH 4 + یک اسید است، NH 2 - یک باز است، و NH 3 هم به عنوان اسید (یک مولکول) و هم به عنوان یک باز (مولکول دیگر) عمل می کند. علائم آمفوتریکی را نشان می دهد - توانایی نشان دادن خواص اسید و باز.

آب نیز این قابلیت را دارد:

2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -

در اینجا، یک مولکول H 2 O یک پروتون (پایه) را متصل می کند و یک اسید مزدوج - یون هیدرونیوم H 3 O + را تشکیل می دهد، دیگری یک پروتون (اسید) می دهد و یک باز مزدوج OH را تشکیل می دهد. این فرآیند نامیده می شود اتوپروتولیز.

از مثال‌های بالا می‌توان دریافت که برخلاف نظر آرنیوس، در نظریه برونستد و لوری، واکنش اسیدها با بازها منجر به خنثی‌سازی متقابل نمی‌شود، بلکه با تشکیل اسیدها و بازهای جدید همراه است. .

همچنین باید توجه داشت که نظریه پروتولیتیک مفاهیم «اسید» و «باز» را نه به عنوان یک خاصیت، بلکه به عنوان عملکردی که ترکیب مورد نظر در واکنش اولیه انجام می دهد، در نظر می گیرد. همین ترکیب می تواند تحت شرایط خاص به صورت اسید و در شرایط دیگر به عنوان باز واکنش نشان دهد. بنابراین، در محلول آبی CH 3 COOH خواص یک اسید و در 100٪ H 2 SO 4 - یک باز را نشان می دهد.

با این حال، علیرغم محاسن آن، نظریه پروتولیتیک، مانند نظریه آرنیوس، برای موادی که حاوی اتم هیدروژن نیستند، اما در عین حال، عملکرد یک اسید را نشان می دهند، قابل استفاده نیست: بور، آلومینیوم، سیلیکون و هالیدهای قلع. .

نظریه لوئیس

یک رویکرد متفاوت برای طبقه بندی مواد از نظر طبقه بندی آنها به عنوان اسیدها و بازها، نظریه الکترونیکی لوئیس بود. در نظریه الکترونیک:

اسید یک ذره (مولکول یا یون) است که قادر به اتصال یک جفت الکترون (پذیرنده الکترون) است.

باز یک ذره (مولکول یا یون) است که قادر به اهدای یک جفت الکترون (دهنده الکترون) است.

به گفته لوئیس، یک اسید و یک باز با یکدیگر برهم کنش می کنند و پیوند دهنده-گیرنده را تشکیل می دهند. در نتیجه افزودن یک جفت الکترون، یک اتم فاقد الکترون دارای یک پیکربندی الکترونیکی کامل است - یک هشت الکترون. مثلا:

واکنش بین مولکول های خنثی را می توان به روشی مشابه نشان داد:

واکنش خنثی سازی از نظر تئوری لوئیس به عنوان افزودن یک جفت الکترونی از یک یون هیدروکسید به یک یون هیدروژن در نظر گرفته می شود که یک اوربیتال آزاد برای قرار دادن این جفت فراهم می کند:

بنابراین، خود پروتون که به راحتی یک جفت الکترون را به هم متصل می کند، از دیدگاه تئوری لوئیس، عملکرد یک اسید را انجام می دهد. در این راستا می توان اسیدهای برونستد را به عنوان محصولات واکنش بین اسیدها و بازهای لوئیس در نظر گرفت. بنابراین، HCl محصول خنثی سازی اسید H + با باز Cl - است و یون H 3 O + در نتیجه خنثی شدن اسید H + با پایه H 2 O تشکیل می شود.

واکنش بین اسیدها و بازهای لوئیس نیز با مثال های زیر نشان داده شده است:

بازهای لوئیس همچنین شامل یون های هالید، آمونیاک، آمین های آلیفاتیک و آروماتیک، ترکیبات آلی حاوی اکسیژن از نوع R 2 CO هستند (که در آن R یک رادیکال آلی است).

اسیدهای لوئیس شامل هالیدهای بور، آلومینیوم، سیلیکون، قلع و عناصر دیگر است.

بدیهی است که در نظریه لوئیس، مفهوم «اسید» شامل طیف وسیع تری از ترکیبات شیمیایی است. این با این واقعیت توضیح داده می شود که به گفته لوئیس، انتساب یک ماده به کلاس اسیدها صرفاً به دلیل ساختار مولکول آن است که ویژگی های گیرنده الکترون را تعیین می کند و لزوماً با حضور هیدروژن مرتبط نیست. اتم ها اسیدهای لوئیس که حاوی اتم هیدروژن نیستند نامیده می شوند غیر طبیعی.

راه حل ها

اطلاعات کلی

راه حل ها -اینها سیستم های همگن با ترکیب متغیر هستند که از دو یا چند ماده تشکیل شده اند که به آنها گفته می شود اجزاء.با توجه به حالت تجمع، محلول ها می توانند گاز (هوا)، مایع (خون، لنف) و جامد (آلیاژ) باشند. در پزشکی، محلول های مایع که نقش استثنایی در زندگی موجودات زنده دارند، از بیشترین اهمیت برخوردار هستند. فرآیندهای جذب غذا و دفع مواد زائد از بدن با تشکیل محلول ها همراه است. تعداد زیادی از داروها به شکل محلول تجویز می شوند.

برای توصیف کمی و کیفی محلول های مایع، شرایط "حلال"و "حل شونده"، اگر چه در برخی موارد چنین تقسیمی نسبتاً مشروط است. بنابراین، الکل پزشکی (محلول 96 درصد اتانول در آب) باید به عنوان محلول آب در الکل در نظر گرفته شود. تمام حلال ها به غیر آلی و آلی تقسیم می شوند. مهمترین حلال معدنی (و در مورد سیستم های بیولوژیکی تنها حلال) آب است. این به دلیل خواص آب مانند قطبیت، ویسکوزیته کم، تمایل مولکول ها به همنشینی و نقاط جوش و ذوب نسبتاً بالا است. حلال های آلی به دو دسته تقسیم می شوند قطبی(الکل ها، آلدئیدها، کتون ها، اسیدها) و غیر قطبی(هگزان، بنزن، تتراکلرید کربن).

فرآیند انحلال به طور مساوی به ماهیت حلال و به خواص املاح بستگی دارد. بدیهی است که توانایی تشکیل محلول در مواد مختلف به روش های مختلف بیان می شود. برخی از مواد را می توان در هر مقدار (آب و اتانول) با یکدیگر مخلوط کرد، برخی دیگر - در مقادیر محدود (آب و فنل). با این حال، باید به خاطر داشت: مواد کاملا نامحلول وجود ندارند!

تمایل یک ماده به حل شدن در یک حلال خاص را می توان با استفاده از یک قانون ساده تعیین کرد: مانند به مانند حل می شود.در واقع، مواد با نوع پیوند یونی (نمک ها، قلیایی ها) یا قطبی (الکل ها، آلدئیدها) در حلال های قطبی، به عنوان مثال، در آب بسیار حل می شوند. برعکس، حلالیت اکسیژن در بنزن یک مرتبه بزرگتر از آب است، زیرا مولکول های O 2 و C 6 H 6 غیر قطبی هستند.

درجه میل ترکیبی برای نوع خاصی از حلال را می توان با تجزیه و تحلیل ماهیت و نسبت کمی گروه های عاملی تشکیل دهنده آن ارزیابی کرد که از جمله آنها می توان به آب دوست(جذب آب) و آبگریز(دفع آب). هیدروفیل ها شامل گروه های قطبی مانند هیدروکسیل (-OH)، کربوکسیل (-COOH)، تیول (-SH)، آمینو (-NH 2) می شوند. گروه های غیر قطبی آبگریز در نظر گرفته می شوند: رادیکال های هیدروکربنی از سری آلیفاتیک (-CH 3, -C 2 H 5) و معطر (-C 6 H 5). ترکیبات حاوی هر دو گروه آبدوست و آبگریز نامیده می شوند دیفیلیک. چنین ترکیباتی شامل اسیدهای آمینه، پروتئین ها، اسیدهای نوکلئیک است.

تئوری های راه حل ها

در حال حاضر دو نظریه اصلی محلول ها شناخته شده است: فیزیکی و شیمیایی.

نظریه فیزیکی راه حل ها.

تئوری فیزیکی راه حل ها توسط S. Arrhenius (1883) و J. G. van't Hoff (1885) ارائه شد. در این نظریه، حلال به عنوان یک محیط شیمیایی بی اثر در نظر گرفته می شود که در آن ذرات (مولکول ها، یون ها) املاح به طور یکنواخت توزیع شده اند. در این حالت فرض بر این است که هم بین ذرات ماده حل شونده و هم بین مولکول های حلال و ذرات محلول برهمکنش بین مولکولی وجود ندارد. با این حال، بعدها مشخص شد که شرایط این مدل تنها با رفتار گروه کوچکی از راه‌حل‌ها که نام‌گذاری شده‌اند، برآورده می‌شود. ایده آل. به طور خاص، مخلوط های گاز و محلول های بسیار رقیق غیر الکترولیت ها را می توان محلول های ایده آل در نظر گرفت.

در بالا نشان داده شده است که واکنش آب خالص خنثی است (pH = 7). محلول های آبی اسیدها و بازها به ترتیب دارای pH اسیدی هستند< 7) и щелочную (рН >7) واکنش با این حال، تمرین نشان می دهد که نه تنها اسیدها و بازها، بلکه نمک ها نیز می توانند واکنش قلیایی یا اسیدی داشته باشند - دلیل این امر هیدرولیز نمک ها است. برهمکنش نمک ها با آب که منجر به تشکیل اسید (یا نمک اسید) و باز (یا نمک بازی) می شود، هیدرولیز نمک نامیده می شود. هیدرولیز نمک های انواع اصلی زیر را در نظر بگیرید: 1. نمک های یک باز قوی و یک اسید قوی (مثلا KBr، NaNO3) وقتی در آب حل می شوند، هیدرولیز نمی شوند و محلول نمک واکنش خنثی دارد ....

به خوبی شناخته شده است که برخی از مواد در حالت محلول یا مذاب، جریان الکتریکی را هدایت می کنند، در حالی که برخی دیگر در شرایط یکسان جریان را هدایت نمی کنند. این را می توان با یک ابزار ساده مشاهده کرد. این شامل میله های کربن (الکترود) است که توسط سیم به یک شبکه الکتریکی متصل می شوند. یک لامپ الکتریکی در مدار قرار داده شده است که نشان دهنده وجود یا عدم وجود جریان در مدار است. اگر الکترودها در محلول قند غوطه ور شوند، لامپ روشن نمی شود. اما اگر آنها را در محلول کلرید سدیم پایین بیاورید به شدت روشن می شود. موادی که در محلول ها یا مذاب ها به یون تجزیه می شوند و در نتیجه رسانای الکتریسیته می شوند، الکترولیت نامیده می شوند. موادی که در شرایط یکسان به یون تجزیه نمی شوند و جریان الکتریکی را رسانا نمی کنند، غیر الکترولیت نامیده می شوند. الکترولیت ها شامل اسیدها، بازها و تقریباً تمام نمک ها، غیرالکترولیت ها - اکثر ترکیبات آلی، ...

برای توضیح ویژگی های محلول های آبی الکترولیت ها، دانشمند سوئدی S. Arrhenius در سال 1887 نظریه تفکیک الکترولیتی را ارائه کرد. بعدها توسط بسیاری از دانشمندان بر اساس تئوری ساختار اتم ها و پیوندهای شیمیایی توسعه یافت. محتوای فعلی این نظریه را می توان به سه گزاره زیر تقلیل داد: 1. هنگامی که الکترولیت ها در آب حل می شوند، به یون های مثبت و منفی تجزیه می شوند (تجزیه می شوند). یون ها در حالت های الکترونیکی پایدارتر از اتم ها هستند. آنها می توانند از یک اتم تشکیل شوند - اینها یونهای ساده (Na +، Mg2 +، Al3 + و غیره) هستند - یا از چندین اتم - اینها یونهای پیچیده هستند (NO3-، SO2-4، ROZ-4، و غیره). 2. تحت عمل جریان الکتریکی، یون ها حرکتی جهت دار پیدا می کنند: یون های دارای بار مثبت به سمت کاتد حرکت می کنند، یون های دارای بار منفی به سمت آند حرکت می کنند. بنابراین، اولی را کاتیون و دومی را آنیون می نامند. حرکت جهت دار یون ها در نتیجه جذب آنها توسط الکترودهایی با بار مخالف رخ می دهد. 3. تجزیه یک فرآیند برگشت پذیر است: به موازات تجزیه مولکول ها به یون ها (تجزیه)، روند ترکیب یون ها (تداعی) پیش می رود. بنابراین در معادلات تفکیک الکترولیتی به جای علامت مساوی، علامت برگشت پذیری قرار می گیرد. مثلا،…

سوال مکانیسم تفکیک الکترولیتی ضروری است. موادی که دارای پیوند یونی هستند به راحتی جدا می شوند. همانطور که می دانید این مواد از یون ها تشکیل شده اند. هنگامی که آنها حل می شوند، دوقطبی های آب در اطراف یون های مثبت و منفی قرار می گیرند. نیروهای جاذبه متقابل بین یون ها و دوقطبی های آب به وجود می آیند. در نتیجه پیوند بین یون ها ضعیف می شود و انتقال یون ها از کریستال به محلول اتفاق می افتد. در…

با استفاده از تئوری تفکیک الکترولیتی، تعاریفی ارائه شده و خواص اسیدها، بازها و نمک ها شرح داده شده است. به الکترولیت ها اسید گفته می شود که در طی تفکیک آنها فقط کاتیون های هیدروژن به صورت کاتیون H3PO4 H+ + H2PO-4 (مرحله اول) H2PO-4 H+ + HPO2-4 (مرحله دوم) HPO2-4 H+ PO3-4 (مرحله سوم) تشکیل می شوند. تفکیک یک اسید پلی بازیک عمدتاً از طریق مرحله اول، به میزان کمتری در مرحله دوم و فقط به میزان کمی در مرحله سوم انجام می شود. بنابراین، در محلول آبی، به عنوان مثال، اسید فسفریک، همراه با مولکول های H3PO4، یون ها (به مقدار متوالی کاهش می یابد) H2PO2-4، HPO2-4 و PO3-4 وجود دارد. بازها را الکترولیت می نامند که در حین تفکیک آنها فقط یونهای هیدروکسید به صورت آنیون تشکیل می شوند. به عنوان مثال: KOH K+ + OH—؛…

از آنجایی که تفکیک الکترولیتی یک فرآیند برگشت پذیر است، محلول های الکترولیت حاوی مولکول ها به همراه یون هایشان هستند. بنابراین، محلول های الکترولیت با درجه تفکیک (که با حرف یونانی آلفا α مشخص می شود) مشخص می شوند. درجه تفکیک نسبت تعداد مولکولهای N' تجزیه شده به یونها به تعداد کل مولکولهای محلول N است: درجه تفکیک الکترولیت به صورت تجربی تعیین می شود و بر حسب کسری از واحد یا درصد بیان می شود. اگر α = 0 باشد، تجزیه وجود ندارد و اگر α = 1 یا 100٪ باشد، الکترولیت کاملاً به یون تجزیه می شود. اگر α = 20٪ باشد، این بدان معناست که از 100 مولکول این الکترولیت، 20 مولکول به یون تجزیه می شود. الکترولیت های مختلف درجات تفکیک متفاوتی دارند. تجربه نشان می دهد که بستگی به غلظت الکترولیت و دما دارد. با کاهش غلظت الکترولیت، ...

بر اساس تئوری تفکیک الکترولیتی، همه واکنش‌ها در محلول‌های آبی الکترولیت، واکنش‌های بین یون‌ها هستند. آنها را واکنش های یونی و معادلات این واکنش ها را معادلات یونی می نامند. آنها ساده تر از معادلات واکنش نوشته شده به شکل مولکولی هستند و کلی تر هستند. هنگام تهیه معادلات واکنش یونی، باید با این واقعیت هدایت شود که مواد با تفکیک ضعیف، کمی محلول (رسوب کننده) و گازی به شکل مولکولی نوشته شده اند. علامت ↓ در فرمول یک ماده به این معنی است که این ماده به صورت رسوب از کره واکنش خارج می شود، علامت به این معنی است که ماده به شکل گاز از کره واکنش خارج می شود. الکترولیت های قوی که کاملاً جدا شده اند به عنوان یون ثبت می شوند. مجموع بارهای الکتریکی سمت چپ معادله باید با مجموع بارهای الکتریکی سمت راست برابر باشد. برای تجمیع این مقررات، دو مثال را در نظر بگیرید. مثال 1. معادلات واکنش بین محلول های کلرید آهن (III) و هیدروکسید سدیم به شکل های مولکولی و یونی را بنویسید. بیایید حل مسئله را به چهار مرحله تقسیم کنیم. یکی….

KH2O = 1.10-4 این ثابت برای آب را محصول یونی آب می نامند که فقط به دما بستگی دارد. در هنگام تفکیک آب، برای هر یون H+ یک یون OH– تشکیل می‌شود، بنابراین در آب خالص، غلظت این یون‌ها یکسان است: [H+] = [OH–]. با استفاده از مقدار محصول یونی آب، متوجه می شویم: \u003d [OH -] \u003d mol / l. اینها غلظت یونهای H+ و OH- هستند…

1.2 جهت های اصلی در توسعه تئوری راه حل ها

نظریه فیزیکی راه حل ها. توسعه دیدگاه ها در مورد ماهیت محلول ها از زمان های قدیم با سیر کلی توسعه علم و تولید و همچنین با ایده های فلسفی در مورد علل میل شیمیایی بین مواد مختلف همراه بوده است. در هفدهم و در نیمه اول قرن هجدهم. تئوری جسمی راه حل ها در حوزه علوم طبیعی و فلسفه رایج شده است. در این نظریه، فرآیند انحلال به عنوان یک فرآیند مکانیکی در نظر گرفته می‌شود، زمانی که ذرات حلال وارد منافذ اجسام شده و ذرات ماده محلول را که منافذ حلال را اشغال می‌کنند، جدا می‌کنند و یک محلول واحد را تشکیل می‌دهند. چنین ایده هایی در ابتدا به طور رضایت بخشی این واقعیت را توضیح می دهند که یک حلال معین می تواند نه همه مواد، بلکه فقط برخی از آنها را حل کند.

در آغاز قرن نوزدهم پیش نیازهایی برای توسعه یک نظریه فیزیکی راه حل ها ایجاد می شود که تعمیم تعدادی از مطالعات بود. تئوری فیزیکی محلول‌ها، که عمدتاً بر اساس کارهای J. Van't Hoff، S. Arrhenius و W. Ostwald بوجود آمد، بر اساس یک مطالعه تجربی از خواص محلول‌های رقیق (فشار اسمزی، افزایش در نقطه جوش، کاهش نقطه انجماد یک محلول، کاهش فشار بخار روی یک محلول) که عمدتاً به غلظت املاح بستگی دارد و نه به ماهیت آن. اسمز عبارت است از نفوذ خود به خود یک حلال به محلولی که توسط یک پارتیشن نیمه تراوا از آن جدا می شود که حلال می تواند از طریق آن وارد شود، املاح نمی تواند عبور کند.

محلول و حلال جدا شده توسط یک پارتیشن نیمه تراوا را می توان به عنوان دو فاز در نظر گرفت. تعادل حلال در دو طرف پارتیشن با برابری پتانسیل شیمیایی آن در محلول (که فشار اضافی به آن اعمال می شود) و پتانسیل شیمیایی یک حلال خالص بیان می شود.

قوانین کمی (van't Hoff، Raoult) در ادامه تفسیر شد که در محلول های رقیق، مولکول های املاح شبیه مولکول های یک گاز ایده آل هستند. انحراف از این قوانین، مشاهده شده برای محلول های الکترولیت، بر اساس تئوری تفکیک الکترولیتی توسط S. Arrhenius توضیح داده شد.

قیاس بین محلول های بسیار رقیق و گازها برای بسیاری از دانشمندان چنان قانع کننده به نظر می رسید که آنها شروع به در نظر گرفتن فرآیند انحلال به عنوان یک عمل فیزیکی کردند. از دیدگاه این دانشمندان، حلال تنها محیطی است که ذرات املاح می توانند در آن نفوذ کنند. سادگی نمایش‌های نظریه فیزیکی راه‌حل‌ها و کاربرد موفقیت‌آمیز آن برای توضیح بسیاری از خواص راه‌حل‌ها، موفقیت سریع این نظریه را تضمین کرد.

تئوری شیمیایی محلول ها. DI. مندلیف و پیروانش فرآیند تشکیل محلول را نوعی فرآیند شیمیایی می دانستند که با برهمکنش بین ذرات اجزا مشخص می شود. DI. مندلیف محلول‌ها را سیستم‌هایی می‌دانست که از ذرات یک حلال، یک املاح و ترکیبات شیمیایی ناپایدار تشکیل شده‌اند که بین آنها تشکیل می‌شوند و در حالت تفکیک جزئی هستند. DI. مندلیف با اشاره به اینکه فرآیندهایی که در یک محلول اتفاق می‌افتند ماهیتی پویا دارند و نیاز به استفاده از کل اطلاعات فیزیکی و شیمیایی در مورد خواص ذرات تشکیل‌دهنده محلول، تاکید کرد که همه اجزای محلول برابر و بدون در نظر گرفتن آن هستند. با در نظر گرفتن خصوصیات و حالات هر یک از آنها، ارائه یک سیستم خصوصیات کامل به عنوان یک کل غیرممکن است. این دانشمند به مطالعه خواص محلول ها به عنوان تابعی از دما، فشار، غلظت اهمیت زیادی می داد. او اولین کسی بود که ایده نیاز به مطالعه خواص محلول ها در حلال های مخلوط را بیان کرد. توسعه آموزه های D.I. مندلیف، حامیان دیدگاه شیمیایی ماهیت محلول ها خاطرنشان کردند که ذرات ماده محلول در خلاء حرکت نمی کنند، بلکه در فضای اشغال شده توسط ذرات حلال، که با آن برهم کنش می کنند، ترکیبات پیچیده ای را تشکیل می دهند. ثبات. توسعه نظریه D.I. مندلیف نظریه چندوجهی تشکیل محلول ها است که بر اساس آن گروه های فضایی ابتدایی - چند وجهی در یک مایع از مولکول های همگن و ناهمگن ایجاد می شوند. با این حال، نظریه شیمیایی نمی تواند مکانیسم تشکیل محلول های ایده آل، انحراف در خواص محلول های واقعی از خواص محلول های ایده آل را توضیح دهد.

توسعه تئوری شیمیایی محلول ها در چندین جهت پیش رفت که با یک ایده واحد از تعامل یک حلال با یک املاح متحد شد. این مطالعات مربوط به یافتن ترکیبات خاصی در محلول بر اساس مطالعه نمودارهای ویژگی ترکیب، مطالعه فشار بخار روی محلول ها، توزیع مواد بین دو حلال و مطالعه ترموشیمی محلول ها بود. کار بر روی تعیین ترکیبات در محلول ها با مشکلات زیادی همراه بود، زیرا اثبات وجود ترکیبات پیچیده (هیدرات ها) در محلول های آبی با آزمایش مستقیم غیرممکن بود، زیرا آنها در حالت تفکیک هستند، و تلاش برای جداسازی آنها از محلول ها به شکل تجزیه نشده با شکست مواجه شدند. مطالعات ترمودینامیکی برای تایید تئوری شیمیایی محلول ها اهمیت زیادی داشت. در بسیاری از سیستم ها، نشان داده شد که در طول تشکیل یک محلول، خنک سازی یا گرمایش سیستم مشاهده می شود که با برهمکنش شیمیایی بین اجزا توضیح داده شد. ماهیت شیمیایی فرآیند انحلال هم با مطالعات فشار بخار روی محلول و هم با مطالعه توزیع مواد بین دو حلال تأیید شد.

با آغاز قرن بیستم مواد تجربی گسترده‌ای انباشته شده است که نشان می‌دهد محلول‌ها سیستم‌های پیچیده‌ای هستند که در آن‌ها پدیده تداعی، تفکیک، تشکیل مجتمع مشاهده می‌شود و در مطالعه آنها لازم است همه انواع برهمکنش بین ذرات موجود و تشکیل‌شده در یک محلول در نظر گرفته شود.

با توجه به تنوع زیاد محلول ها، از هر دو نظریه فیزیکی و شیمیایی محلول ها برای توضیح ماهیت و خواص آنها استفاده می شود.

جذب در شیمی

مفاهیم علوم طبیعی مدرن (جزء شیمیایی)

قوانین اساسی شیمی و محاسبات استوکیومتری

مطالعه کمی (بر حسب جرم یا حجم) بسیاری از واکنش ها و توضیح نتایج تجربی منجر به قوانین استوکیومتری می شود. کمیت فیزیکی اصلی در شیمی مقدار یک ماده است. از اول ژانویه 1963 ...

قوانین اساسی فیزیکوشیمیایی به دست آوردن فیلم از محلول های پلیمری

پلیمرها در محلول ها، به ویژه محلول های غلیظ، ساختارهایی را تشکیل می دهند که شکل و اندازه آنها هم به ماهیت برهمکنش پلیمر با حلال و هم به شرایطی که محلول در آن قرار دارد (دما ...

محتوای رنگدانه بهینه در پوشش‌های مبتنی بر لاک الکیدی PF-060 را جستجو کنید

تحقیقات انجام شده در بخش "فناوری شیمیایی لاک ها، رنگ ها و پوشش ها"، که هدف آن جستجو برای رنگدانه های ضد خوردگی موثر جدید و کم سمی است.

تولید بیوگاز

محتوای زیاد متان در بیوگاز و در نتیجه ارزش حرارتی بالا، فرصت های زیادی را برای استفاده از بیوگاز فراهم می کند.

به دست آوردن دی متیل اتر با آبگیری متانول بر روی کاتالیزورهای AlPO4 + SiO2

در صنایع شیمیایی، هیدروژن عمدتاً برای سنتز متانول و آمونیاک استفاده می شود. بقیه هیدروژن این صنعت در سایر صنایع شیمیایی استفاده می شود: به عنوان مثال...

به دست آوردن دی متیل اتر با آبگیری متانول بر روی کاتالیزورهای AlPO4 + SiO2

بزرگ‌ترین فرآیندها برای استفاده از مونوکسید کربن عبارتند از هیدروفرماسیون الفین‌ها، کربونیلاسیون متانول برای تولید اسید استیک، سنتز اسیدهای کربوکسیلیک غیراشباع و شاخه‌دار...

به دست آوردن دی متیل اتر با آبگیری متانول بر روی کاتالیزورهای AlPO4 + SiO2

دی متیل اتر در حال حاضر عمدتا به عنوان پرکننده قوطی آئروسل سازگار با محیط زیست استفاده می شود.

نقش مندلیف در توسعه علم جهان

DI. مندلیف نوشت که نام او را چهار موضوع تشکیل داده است: سه اکتشاف علمی (قانون تناوبی، نظریه شیمیایی محلول ها و مطالعه الاستیسیته گاز)، و همچنین "مبانی شیمی" - یک کتاب درسی-مونوگرافی، که شاید برابر باشد...

تئوری ها و ترمودینامیک تشکیل محلول های پلیمری

هنگام بررسی نظریه ها، تأکید بر محاسبات ریاضی نخواهد بود، بلکه تنها بر نکات اصلی تأکید می شود: مفروضات و پارامترهای اصلی، نوع معادلات کلیدی، مزایا و معایب نظریه ها. از کل آرایه ...

مبانی فیزیکی و شیمیایی فرآیند کروماتوگرافی

وظیفه نظریه کروماتوگرافی ایجاد قوانین حرکت و تار شدن مناطق کروماتوگرافی است. عوامل اصلی طبقه بندی نظریه های کروماتوگرافی ...

ویژگی های فرآیند جذب

هیچ نظریه واحدی وجود ندارد که به اندازه کافی همه انواع جذب را در سطح مشترک فازهای مختلف توصیف کند. بنابراین اجازه دهید برخی از رایج ترین نظریه های جذب را در نظر بگیریم...

شیمی ترکیبات پیچیده عناصر زیرگروه کروم

همانطور که توسعه شیمی توسط نظریه فلوژیستون و توسعه شیمی آلی با مفهوم "نیروی حیات" به تاخیر افتاد...

مبحث 7. راه حل ها. سیستم های پراکنده

سخنرانی 15-17 (6 ساعت)

هدف از سخنرانی ها:برای مطالعه مفاد اصلی نظریه انحلال حلال (هیدرات)؛ خواص کلی راه حل ها (قوانین راولت، وانت هاف، فشار اسمزی، معادله آرنیوس). انواع محلول های مایع، حلالیت را تعریف می کنند. خواص الکترولیت های ضعیف (ثابت حلالیت، قانون رقت استوالد، محصول یونی آب، pH محیط، محصول حلالیت) را در نظر بگیرید. خواص الکترولیت های قوی (نظریه Debye-Hückel، قدرت یونی محلول)؛ یک طبقه بندی از سیستم های پراکنده ارائه دهید. پایداری محلول های کلوئیدی، انعقاد، پپتیزاسیون، به دست آوردن سیستم های پراکنده کلوئیدی و ویژگی های سیستم های پراکنده کلوئیدی (مولکولی- جنبشی، نوری و الکترو-سینتیکی) را در نظر بگیرید.

موضوعات مورد مطالعه:

7.1. نظریه انحلال حلال (هیدرات).

7.2. خواص کلی محلول ها

7.3. انواع محلول های مایع انحلال پذیری.

7.4. خواص الکترولیت های ضعیف

7.5. خواص الکترولیت های قوی

7.6. طبقه بندی سیستم های پراکنده

7.7. به دست آوردن سیستم های پراکنده کلوئیدی

7.8. پایداری محلول های کلوئیدی انعقاد. پپتیزاسیون.

7.9. ویژگی های سیستم های پراکنده کلوئیدی

راه حل هاسیستم های همگن نامیده می شوند، متشکل از دو یا چند ماده، که ترکیب آنها می تواند در محدوده نسبتاً وسیعی که به دلیل حلالیت مجاز است، تغییر کند. هر محلول از چندین جزء تشکیل شده است: یک حلال ( ولی) و یک املاح از یک یا چند ( که در).

مولفه- این بخشی از یک سیستم ترمودینامیکی است که از نظر خواص شیمیایی همگن است که می تواند از آن جدا شود و به صورت آزاد برای مدت زمان طولانی وجود داشته باشد.

حلالجزءی است که غلظت آن از غلظت سایر اجزای محلول بیشتر است. در طول تشکیل محلول ها حالت فاز خود را حفظ می کند.

هر محلولی با خواصی مانند چگالی، نقطه جوش، نقطه انجماد، ویسکوزیته، کشش سطحی، فشار حلال بر روی محلول، فشار اسمزی و غیره مشخص می شود. این خواص به آرامی با تغییرات فشار، دما، ترکیب (غلظت) تغییر می کنند. غلظت یک محلول نشان دهنده مقدار ماده ای است که در وزن معینی از یک محلول یا حلال یا در حجم معینی از محلول موجود است. در شیمی از روش های مختلفی برای بیان غلظت محلول ها استفاده می شود:

کسر جرمی املاح (درصد غلظت (w))تعداد گرم یک املاح را نشان می دهد ( متر دردر 100 گرم محلول ( m p)، بیان شده در ٪:

غلظت مولی (C)تعداد مول های یک املاح (n) را در 1 dm³ محلول (V) نشان می دهد:

بیان شده در mol / dm³، به عنوان مثال، C (1 / 1H 2 SO 4) \u003d 0.1 mol / dm³.

غلظت معادل مولیتعداد معادل های مول یک ماده حل شونده در 1 dm³ محلول (V) است:

بیان شده در mol/dm³. به عنوان مثال، C (1 / 2H 2 SO 4) \u003d 0.1 mol / dm³؛ C (1/5 KMnO 4) \u003d 0.02 mol / dm³.

مفاهیم معادل، ضریب هم ارزی (به عنوان مثال، f equiv (HCl) \u003d 1/1؛ f equiv (H 2 SO 4) \u003d 1/2؛ f equiv (Na 2 CO 3) \u003d 1/2. f equiv (KMnO 4) = 1/5) و معادل جرم مولی (به عنوان مثال، برای کربنات سدیم: M(1/2 Na 2 CO 3) = f eq M(Na 2 CO 3) = 1/2 M( Na 2 CO 3)) در مقدمه در نظر گرفته شد (بند 2).

ملایت (سانتی متر)تعداد مول (n) یک املاح را در 1000 گرم حلال (m p-la) نشان می دهد:

بیان شده در mol/kg حلال، به عنوان مثال Cm (NaCl) = 0.05 mol/kg.

کسر مولنسبت تعداد مول های یک ماده به مجموع تعداد مول های یک محلول است:

که در آن N A و N B به ترتیب کسر مولی حلال و املاح هستند. کسر مول ضرب در 100٪ درصد مول است، بنابراین

N A + N B = 1. (7.6)

در کار عملی، مهم است که بتوانیم به سرعت از یک واحد تمرکز به واحد دیگر حرکت کنیم، بنابراین مهم است که آن را به خاطر بسپاریم

m r-ra = V r-ra ρ, (7.7)

که در آن m r-ra جرم محلول است، g. V p-ra - حجم محلول، سانتی متر 3؛ ρ چگالی محلول، g/cm3 است.

فرآیند انحلال یک فرآیند فیزیکی و شیمیایی پیچیده است که در آن برهمکنش بین ذرات (مولکول ها یا یون ها) با ماهیت های شیمیایی مختلف به وضوح آشکار می شود.

فرآیند انحلال بسیاری از مواد در حالت های مختلف تجمع به شدت تحت تأثیر قطبیت مولکول های حلال و املاح است. لازم به ذکر است که مانند مانند را حل می کند. حلال های قطبی (آب، گلیسیرین) مولکول های قطبی (KCl، NH 4 Cl و غیره) را حل می کنند. حلال های غیر قطبی (تولوئن، بنزین و غیره) مولکول های غیر قطبی (هیدروکربن ها، چربی ها و غیره) را حل می کنند.

نظریه انحلال مدرنبر اساس نظریه فیزیکی Van't Hoff و S. Arrhenius و نظریه شیمیایی D.I. Mendeleev. بر اساس این نظریه، فرآیند انحلال شامل سه مرحله است:

1) تخریب مکانیکی پیوندهای بین ذرات یک ماده محلول، به عنوان مثال، تخریب شبکه کریستالی نمک (این یک پدیده فیزیکی است).

2) آموزش و پرورش حل شده ها (هیدرات ها), به عنوان مثال، ترکیبات ناپایدار ذرات املاح با مولکول های حلال (این یک پدیده شیمیایی است).

3) فرآیند خود به خودی انتشار یون های حل شده (هیدراته) در سراسر حجم حلال (این یک فرآیند فیزیکی است). در محلول، هر ذره باردار (یون یا مولکول قطبی) توسط پوسته حل که متشکل از مولکول های حلال است که به روشی مناسب جهت دهی شده اند. اگر حلال آب است، اصطلاح پوسته هیدراتاسیون ، و خود پدیده نامیده می شود هیدراتاسیون .

فرآیند تشکیل محلول ها با یک اثر حرارتی همراه است که می تواند هم گرماگیر و هم گرمازا باشد. اولین مرحله انحلال همیشه با جذب گرما اتفاق می افتد و مرحله دوم می تواند هم با جذب و هم با آزاد شدن گرما انجام شود. بنابراین، کل اثر حرارتی انحلال بستگی به اثر حرارتی تشکیل حلال ها (هیدرات ها) دارد. ترکیب مولکول ها یا یون های یک املاح با مولکول های یک حلال عمدتاً به دلیل پیوند هیدروژنی یا به دلیل برهم کنش الکترواستاتیکی مولکول های قطبی مواد انجام می شود. ترکیب حل شده ها (هیدرات ها) بسته به دما و غلظت املاح متفاوت است. با افزایش آنها، تعداد مولکول های حلال موجود در حلال (هیدرات) کاهش می یابد. بنابراین، محلول ها یک موقعیت میانی بین مخلوط های مکانیکی و ترکیبات شیمیایی را اشغال می کنند.

نظریه راه حل ها هنوز به هیچ وجه امکان پیش بینی خواص محلول ها را از روی خواص اجزای آنها ممکن نمی سازد. این با تنوع بسیار زیاد و پیچیدگی برهمکنش‌های بین مولکول‌های حلال و ذرات املاح توضیح داده می‌شود. ساختار راه حل ها، به عنوان یک قاعده، بسیار پیچیده تر از ساختار اجزای جداگانه آن است.

با توجه به وضعیت تجمع، همه محلول ها به سه گروه تقسیم می شوند: محلول های گازها در گازها یا مخلوط های گازی. محلول های مایع؛ محلول های جامد (آلیاژهای فلزی). در ادامه فقط محلول های مایع در نظر گرفته می شود.

در پایان قرن نوزدهم، محلول‌ها موجودات فیزیکی در نظر گرفته می‌شدند که در آنها هیچ فعل و انفعالی بین حلال و املاح وجود نداشت. تشکیل محلول با پراکندگی ذرات ماده محلول در محیط بی تفاوت حلال توضیح داده شد. بنیانگذاران این دیدگاه ها دانشمندان مشهوری مانند J. van't Hoff، S. Arrenius و W. Ostwald بودند. در سال 1887، شیمیدان بزرگ روسی D. I. Mendeleev، با تکیه بر داده های تجربی متعدد، نظریه شیمیایی (هیدرات) محلول ها را ایجاد کرد. اساس این نظریه ایده ماهیت شیمیایی انحلال بود. در محلول ترکیباتی بین املاح و حلال تشکیل می شود که با تغییر دما و غلظت ترکیب آنها تغییر می کند. این ترکیبات توسط هیدرات های D.I. Mendeleev یا solvates نامگذاری شدند. هیدرات های به دست آمده دارای قدرت های متفاوتی هستند. اکثر آنها ناپایدار هستند و فقط در راه حل ها وجود دارند. با این حال، برخی از هیدرات ها آنقدر ترکیبات قوی هستند که وقتی یک املاح از یک محلول آزاد می شود، آب به شکل شیمیایی متصل به کریستال در حال رشد وارد می شود. این گونه کریستال ها هیدرات های کریستالی نامیده می شدند و آب موجود در ترکیب آنها را آب کریستالیزاسیون می نامیدند. نمونه هایی از هیدرات های کریستالی CuSO4 5H20 هستند. Na2SO4 YuN20 و غیره استحکام ترکیبات به دست آمده توسط نیروهای وارده بین حلال و املاح تعیین می شود. ماهیت این نیروها اکنون مشخص است. حل شده ها (هیدرات ها) به دلیل برهمکنش یون-دوقطبی، دوقطبی-دوقطبی، برهمکنش دهنده-گیرنده، به دلیل پیوندهای هیدروژنی و همچنین برهمکنش پراکندگی تشکیل می شوند. مندلیف نقش عامل فیزیکی را در شکل گیری محلول ها انکار نکرد. او نوشت: «دو جنبه مشخص شده انحلال (فیزیکی و شیمیایی) و فرضیه‌هایی که تاکنون برای در نظر گرفتن محلول‌ها به کار رفته‌اند، اگرچه نقاط آغازین آنها تا حدی متفاوت است، اما در نهایت منجر به یک نظریه کلی از محلول‌ها می‌شود، زیرا همان قوانین کلی حاکم است. هر دو پدیده فیزیکی و شیمیایی. نظرات D. I. مندلیف کاملاً تأیید شد. در حال حاضر فرآیند انحلال به عنوان یک فرآیند فیزیکوشیمیایی و محلول ها به عنوان سیستم های فیزیکوشیمیایی در نظر گرفته می شوند. تئوری شیمیایی محلول‌ها توسط D.I. Mendeleev امکان توضیح وجود اثرات حرارتی را که در طی فرآیندهای انحلال مواد رخ می‌دهد را ممکن ساخت. اثر حرارتی فرآیند انحلال (DNsolv) را می توان به عنوان مجموع گرمای مورد نیاز برای از بین بردن شبکه کریستالی یک ماده (DNre1:1) و گرمای آزاد شده در فرآیند حلال سازی (DNsolvate) نشان داد. ه) AHp^ یک کمیت گرمازا قابل توجه است و DNS0LV یک کمیت گرمازا نزدیک به آن است. بر این اساس، علامت نهایی اثر حرارتی فرآیند انحلال با سهم هر یک از این پارامترها تعیین خواهد شد. وقتی حل شود گرماگیر است. این را می توان مشاهده کرد، به عنوان مثال، زمانی که نیترات پتاسیم و آمونیوم، کلرید پتاسیم و غیره در آب حل می شوند، زمانی که فرآیند انحلال گرمازا باشد. نمونه ای از آن حل شدن کلریدهای کلسیم و منیزیم، هیدروکسیدهای سدیم و پتاسیم و غیره در آب است.بنابراین علامت اثر حرارتی با ماهیت املاح و حلال، عمق برهمکنش آنها با یکدیگر مشخص می شود. . وجود برهمکنش شیمیایی بین اجزاء نیز اثرات حجمی را در حین انحلال توضیح می دهد. بنابراین، وقتی 1 لیتر الکل اتیلیک در 1 لیتر آب حل می شود، حجم محلول حاصل 2 لیتر نیست، بلکه 1.93 لیتر است. در این حالت کاهش حجم عمدتاً به دلیل تشکیل پیوندهای هیدروژنی بین گروه های هیدروکسیل آب و الکل است.