راه حل هاسیستم‌های همگن پایدار ترمودینامیکی با ترکیب متغیر، متشکل از دو یا چند جزء نامیده می‌شوند.اجزای محلول ها یک حلال (جزء 1) و یک املاح یا مواد به هر مقدار (جزء 2) هستند. تقسیم به حلال و ماده نسبی است، معمولاً حلال جزء بزرگتر است. اگر محلول از محیط جدا شود، برای مدت طولانی خودسرانه در این حالت باقی می ماند، سیستم پایدار است. نسبت حلال به ماده می تواند در محدوده وسیعی متفاوت باشد، و محلول همان محلول باقی می ماند، ما در مورد سیستمی با ترکیب متغیر صحبت می کنیم.

ذرات املاح موجود در محلول اندازه های مختلفی دارند. بسته به اندازه ذرات محلول، محلول ها به محلول های واقعی و سیستم های ناهمگن پراکنده تقسیم می شوند. در محلول های واقعی، املاح به شکل مولکول ها یا یون های منفرد به طور مساوی در سراسر حجم سیستم بین همان ذرات حلال توزیع می شوند. اندازه مولکول ها و یون های معمولی از 1 نانومتر (9-10 متر) تجاوز نمی کند، بنابراین، محلول های واقعی سیستم های همگن هستند، به عنوان مثال. همگن در سطح مولکولی هیچ سطح سطحی در آنها وجود ندارد.

از آنجایی که سیستم های ناهمگن پراکنده دارای سطح سطحی بسیار توسعه یافته ای هستند ذرات محلول بسیار بزرگتر از مولکول ها هستند. چنین سیستم هایی شامل یک فاز حلال پیوسته - یک محیط پراکندگی و ذرات تکه تکه شده یک ماده محلول - یک فاز پراکنده، واقع در این محیط است. در محلول های کلوئیدی، ذرات محلول می توانند اندازه هایی در محدوده 100-1 نانومتر داشته باشند. سیستم هایی که شامل ذرات خرد شده با قطر بیش از 100 نانومتر هستند، متعلق به سیستم های ناهمگن ریز و درشت پراکنده هستند. یک پیش نیاز برای به دست آوردن سیستم های پراکنده، غیر قابل حل بودن متقابل محیط پراکندگی و فاز پراکنده است. سیستم های ناهمگن پراکنده از نظر ترمودینامیکی ناپایدار هستند، زیرا فرآیندهایی به طور خود به خود در آنها رخ می دهد که منجر به بزرگ شدن ذرات ماده محلول می شود. بنابراین، با گذشت زمان، چنین سیستم هایی به اجزای اصلی (طبقه بندی، پراکنده، خشک) تقسیم می شوند.

بسیاری از سیستم های گاز، مایع و جامد در گروه محلول های واقعی قرار می گیرند. نمونه ای از محلول گاز، هوای معمولی است - مخلوطی از گازهای O 2، N 2، CO 2 و غیره در صورتی که غبار و آب مایع در آن وجود نداشته باشد. محلول های مایع از حل گازها (CO 2)، مایع به دست می آیند مواد (C2H5OH) یا جامدات (NaCl). نمونه هایی از محلول های جامد عبارتند از: محلول هیدروژن گازی در پالادیوم جامد، آمالگام ها (محلول جیوه مایع در فلزات جامد) و آلیاژها. رایج ترین محلول های مایع که حلال در آنها آب است. در ادامه، تنها محلول های آبی مورد بحث قرار خواهند گرفت.

مثلا یک قاشق چایخوری شکر را در آب حل می کنیم. یک قاشق دیگر اضافه کنید، هم بزنید و غیره. با شروع از یک غلظت مشخص، شکر دیگر حل نمی شود و مازاد آن در ته لیوان است. محلول در حالت تعادل با یک املاح نامیده می شود اشباع شدهتا زمانی که به این غلظت رسید، محلول بود غیر اشباع، همگن. غلظت محلول اشباع نامیده می شود انحلال پذیریماده و معمولا بر حسب گرم از این ماده در هر 100 گرم آب بیان می شود. حلالیت گازها همیشه با گرم شدن کاهش می یابد. چرا؟

(X) "(X) H 2 O

انتقال از چپ به راست از حالت بی نظم گاز به محلول آبی با کاهش آنتروپی DS همراه است.<0, поэтому необходимо выделение тепла DН<0, в противном случае DG>0 و فرآیند غیرفعال می شود. طبق اصل لو شاتلیه، با افزایش دما، تعادل به سمت چپ تغییر می کند.

در مورد جامد محلول در آب، وضعیت متفاوت است:

[X] « (X) H 2 O، DS>0

و هیچ محدودیت شدیدی در مورد علامت اثر حرارتی وجود نخواهد داشت، فرآیند انحلال یک جامد می تواند گرمازا و گرمازا باشد. به عنوان مثال، هنگامی که NaCl حل می شود، مولکول های آب قطبی شروع به تخریب شبکه کریستالی نمک خوراکی می کنند، کاتیون های سدیم و آنیون های کلرید را از آن بیرون می کشند و به فاز آبی می روند. اثر حرارتی آنتالپی شبکه نامیده می شود، همیشه یک مقدار گرماگیر است: DH resh > 0. یون‌های سدیم و کلر زمانی که در آب قرار می‌گیرند با آن برهمکنش می‌کنند:

Na + + mH 2 O "Na + mH 2 O, CI ─ + nH 2 O" CI ─ nH 2 O.

این یک واکنش گرمازا است. هیدراتاسیون- واکنش های متقابل با آب. محصولات واکنش نامیده می شوند هیدرات می کند. بنابراین، علامت اثر حرارتی انحلال یک جامد به نسبت آنتالپی شبکه و هیدراتاسیون بستگی دارد که در علامت مخالف هستند: انحلال DH = DH sol + DH hydr.

واکنش هیدراتاسیون توسط DIMendeleev، نویسنده نظریه شیمیایی محلول ها کشف شد. او اولین کسی بود که به این نکته اشاره کرد که انحلال مواد با تغییرات حرارتی و حجمی همراه است و اینها نشانه هایی از واکنش های شیمیایی است، مثلاً رقیق شدن اتیل الکل در آب با آزاد شدن زیاد گرما و کاهش حجم همراه است. :

50 میلی لیتر الکل + 50 میلی لیتر آب = 96 میلی لیتر محلول (!).

مطالعه فرآیند هیدراتاسیون اتانول دلیلی برای ترکیب ودکای روسی بود.

به تعداد مولکول های آب در حین هیدراتاسیون (m, n) عدد هیدراتاسیون می گویند. یون توسط مولکول های آب به دلیل نیروهای جاذبه الکترواستاتیک احاطه شده است:

شکل 3.1 یون سدیم هیدراته.

عدد هیدراتاسیون m=6، فقط با اندازه یون تعیین می شود. در این شکل هیدراته، تمام یون ها در آب یافت می شوند. این یک پوسته هیدراتاسیون یا "پوشش" مولکول های آب است. چنین ترکیباتی با آب شکننده هستند، آنها فقط در حالت محلول وجود دارند. هیدرات‌های قوی‌تر برخی از نمک‌ها را تشکیل می‌دهند، آب بخشی از شبکه کریستالی نمک است و تنها با حرارت دادن حذف می‌شود. به عنوان مثال، سولفات مس بی آب (II) پنج مول آب اضافه می کند تا سولفات مس آبی را تشکیل دهد:

CuSO 4 + 5H 2 O « CuSO 4 5H 2 O.

ویتریول آهنی FeSO 4 7H 2 O، نمک گلابر Na 2 SO 4 12H 2 O، آلوم و غیره شناخته شده است. هیدرات اکسید سدیم (NaOH) یک هیدرات بسیار قوی است و می توان آن را بدون تجزیه در دمای 1400 درجه سانتی گراد تقطیر کرد.

نسبت حلال به حلال (آب) نامیده می شود تمرکزراه حل. بسته به مسئله ای که حل می شود، روش های مختلفی برای بیان این نسبت استفاده می شود:

1. درصد غلظت

جرم ماده (گرم) در 100 گرم محلول. مثلاً در 95 گرم آب 5 گرم کلرید سدیم را حل می کنیم. جرم محلول m= (95 + 5) g، ما در مورد 5٪ NaCl صحبت می کنیم.

1. جرم ماده (گرم) در 1 لیتر محلول (g/l).
2. جرم یک ماده (گرم) در هر 1 لیتر آب (1 کیلوگرم آب). معمولاً شوری اقیانوس های جهان را اینگونه بیان می کنند ( ppm, OOO).
3. مولاریته(M). جرم یک ماده بر حسب مول در هر 1 لیتر محلول (مول در لیتر). به عنوان مثال، ما محلولی داریم که حاوی 98 گرم در لیتر H 2 SO 4 است. جرم مولی اسید سولفوریک فقط 98 گرم در مول است. 98 گرم در لیتر H 2 SO 4 \u003d 1M H 2 SO 4.
4. مولالیته (m). جرم یک ماده بر حسب مول در هر 1 لیتر (کیلوگرم) آب.

گروهی از خواص محلول وجود دارد که به ماهیت املاح بستگی ندارد، بلکه تنها با غلظت آن مشخص می شود. چنین خواصی نامیده می شود مشترک یا جمعی.

1. کاهش فشار بخار حلال بر روی محلول در مقایسه با حلال خالص.

سیستمی متشکل از دو لیوان یکسان را تصور کنید. در لیوان اول آب می ریزند و به همان مقدار محلول در آب از هر ماده غیرفرار در لیوان دوم می ریزند. شیشه ها در ترموستات ایزوله از محیط قرار می گیرند. مولکول های آب از لایه سطحی می توانند سطح آن را ترک کرده و به هوا حرکت کنند و در حالت تعادل فشار بخار آب اشباع شده (P حدود H2O) را ایجاد کنند، یعنی آب تبخیر می شود. در مورد محلول، بخشی از سطح آب توسط مولکول‌های خارجی یا یون‌های ماده محلول اشغال شده است، فشار بخار آب (P H2O) بسته به مقدار این ذرات خارجی، مقدار مشخصی ΔP کاهش می‌یابد. : ΔP = P o H2O - P H2O. در یک سیستم ایزوله، یک گرادیان فشار ایجاد می‌شود، آب شیشه اول از طریق بخار به شیشه دوم می‌رود تا زمانی که حالت تعادل برقرار شود. نتایج عملی مهمی از این شرایط به دست می آید. نمودار حالت آب (Р–Т) را در نظر بگیرید.

شکل 3.2 نمودار وضعیت آب.

a فشار تبخیر آب است. ب – فشار بخار آب روی محلول.

در شکل 3.2، توان (a) تعادل تبخیر آب (تعادل) را مشخص می کند. خوبمایع - جی az)، در دماهای منفی - تعادل تصعید ( تی – جی، و در نهایت، خط سوم مربوط به تعادل ذوب آب است. نقاط مرجع 0 o C - نقطه ذوب آب و 100 o C - نقطه جوش معمولی آب هستند، در حالی که فشار بخار آب برابر با فشار نرمال خارجی 1 atm است.

فشار بخار آب روی محلول کاهش می یابد، خط (b) کمی کمتر از (a) است، در حالی که نقطه ذوب Tm به دمای منفی ΔTm تغییر می کند، و نقطه جوش Tbp با ΔTbp به سمت بالا تغییر می کند. اثرات متناسب با مولالیته محلول است که در شیمی به عنوان قوانین رائول شناخته می شود:

ΔT pl \u003d K H 2 O m; عدل ΔT \u003d E H 2 O m.

ثابت های K H 2 O \u003d 1.86 o ، E H 2 O \u003d 0.52 o به ترتیب فراخوانی می شوند برودتیو بولیوسکوپیآب دائمی

به عنوان مثال، در m = 1 mol / kg آب، نقطه انجماد ─ 1.86 o C و نقطه جوش 100.52 o C خواهد بود. بنابراین در فناوری، مایعاتی (ضد یخ) به دست می آیند که در سرما یخ نمی زنند. هر چه غلظت مولی بالاتر باشد، اثر کاهش نقطه انجماد قوی تر است. برای دستیابی به حداکثر اثر، حلالیت خوب ماده در آب و جرم مولی کم مورد نیاز است. متربیشتر دریافت کنید). اغلب از محلولی در آب الکل دی هیدریک اتیلن گلیکول CH 2 OH - CH 2 OH (ضد یخ) استفاده می شود.

2. اسمز.

اسمز انتشار یک طرفه مولکول های آب از طریق یک غشای نیمه تراوا است. خاصیت نیمه نفوذپذیری، یعنی توانایی عبور فقط مولکول های آب، و نه مواد محلول در آن، توسط بسیاری از مواد - تمام بافت های یک موجود زنده، برخی از پلیمرها، سرامیک ها، سرمت ها در اختیار است. این پدیده برای اولین بار توسط Pfeffer در آلمان مورد مطالعه قرار گرفت. دستگاه او (اسمومتر) شامل یک لیوان آب بود که لوله ای را با محلولی در آن فرو می کرد و در انتهای آن غشایی از پوست گاو نر کشیده می شد.

شکل 3.3 اسمومتر فافر.

انتشار مولکول های آب از شیشه به داخل لوله با محلول به سمت یکسان سازی غلظت ها، دستیابی به تعادل هدایت می شود. به اصطلاح فشار اسمزی (P osm) از پایین به بالا عمل می کند، سطح محلول در لوله بالا می رود تا زمانی که P osm برابر گرانش ستون محلول شود. پففر فقط وقت داشت به لیوان آب اضافه کند.

فشار حاصل مطابق با قانون اسمزی Van't Hoff از نظر عددی برابر با فشار ماده حل شده است اگر در دمای T و در حجم شیشه V در حالت گاز ایده آل باشد:

R osm \u003d C R T، که در آن C مولاریته است، mol / l.

این عبارت با معادله حالت گاز ایده آل مندلیف-کلاپیرون مطابقت دارد. به عنوان مثال، در غلظت محلول C \u003d 1 mol / l، فشار اسمزی در دمای استاندارد خواهد بود:

R osm \u003d 1 0.082 298 \u003d 24.5 atm (!).

کل تبادل آب میان بافتی در یک موجود زنده بر اساس مکانیسم اسمزی انجام می شود. وجود بیش از حد زیاد نمک خوراکی معمولی در روده ها منجر به جریان فوری آب از تمام بافت های دیگر به روده ها می شود، از دست دادن آب توسط سلول ها به وجود می آید، یعنی مرگ دسته جمعی آنها که به آن می گویند. کم آبی بدن انتشار آب از سیستم ریشه گیاهان تا برگها، تورم چوب هنگام غوطه ور شدن در آب یا هوای مرطوب و غیره. - مثال اوه خیلی

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، سرمایش یا گرمایش سیستم مشاهده می شود که با تعامل 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 جستجوی رنگدانه های ضد خوردگی کم سمی و موثر جدید است.

تولید بیوگاز

محتوای کافی متان در بیوگاز و در نتیجه ارزش حرارتی بالا، فرصت های فراوانی 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...

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

با وجود 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 (SO2، SO3، P2O5، و غیره)، هالیدها، هالیدهای اسید، بدون یون هیدروژن در ترکیب خود، حتی در غیاب آب، خواص اسیدی از خود نشان می دهند. 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، منجر به نظریه‌های کلی‌تری درباره اسیدها و بازها 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 H 2 O 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 صورت 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 برهمکنش 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 باز 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، (که در آن R یک رادیکال آلی است) می باشد.

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 طبی (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 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 برای 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، موادی 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) ماده محلول 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 املاح برهمکنش بین مولکولی وجود ندارد. با این حال، بعداً مشخص شد که رفتار تنها گروه کوچکی از راه حل ها شرایط این مدل را برآورده می کند که نامگذاری شد. 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.

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).

راه های اصلی بیان غلظت محلول ها

ترکیب کمی محلول اغلب با استفاده از مفهوم تخمین زده می شود تمرکز، که به عنوان محتوای یک املاح (در واحدهای معین) در واحد جرم (حجم) یک محلول (حلال) درک می شود. روش های اصلی بیان غلظت محلول ها به شرح زیر است:

1. کسر جرمی یک ماده  (ایکس) نسبت جرم جزء داده شده x موجود در سیستم به جرم کل این سیستم است:

واحد مقدار یک ماده، مول است، یعنی مقدار ماده ای که به تعداد اتم های موجود در 0.012 کیلوگرم ایزوتوپ C 12 دارای ذرات واقعی یا شرطی است. هنگام استفاده از مول به عنوان واحد کمیت یک ماده، باید بدانیم که منظور کدام ذرات است: مولکول ها، اتم ها، الکترون ها یا سایرین. جرم مولی M (x) نسبت جرم به مقدار ماده (g / mol) است:

3. غلظت مولی معادل C(ایکس) - این نسبت مقدار معادل یک ماده n (x) به حجم محلول V p-ra است:

معادل شیمیایی یک ذره واقعی یا شرطی یک ماده است که می تواند جایگزین، اضافه یا آزاد 1 یون هیدروژن در واکنش های اسید-باز یا تبادل یون شود.

درست مانند یک مولکول، اتم یا یون، معادل آن بدون بعد است.

جرم معادل های مول نامیده می شود معادل جرم مولی M(ایکس). مقدار نامیده می شود عامل هم ارزی. نشان می دهد که چه نسبتی از یک ذره واقعی یک ماده با معادل آن مطابقت دارد. برای تعیین صحیح معادل یک ماده، باید از واکنش خاصی که این ماده در آن شرکت می کند، اقدام کرد، به عنوان مثال، در واکنش برهمکنش H 3 PO 4 با NaOH، می توان یک، دو یا سه پروتون را جایگزین کرد:

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

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

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

مطابق با تعریف معادل، در واکنش اول یک پروتون جایگزین می شود، بنابراین، جرم مولی ماده معادل جرم مولی است، یعنی z  l و . در این مورد:

در واکنش دوم، دو پروتون جایگزین می شوند، بنابراین، جرم مولی معادل نصف جرم مولی H 3 PO 4 خواهد بود، به عنوان مثال. z  2 و
. اینجا:

در واکنش سوم، سه پروتون جایگزین می شوند و جرم مولی معادل یک سوم جرم مولی H 3 PO 4 خواهد بود، یعنی. z = 3، a
. به ترتیب:

در واکنش‌های مبادله‌ای که پروتون‌ها مستقیماً شرکت نمی‌کنند، معادل‌ها را می‌توان به‌طور غیرمستقیم با معرفی واکنش‌های کمکی تعیین کرد، تجزیه و تحلیل نتایج به ما اجازه می‌دهد این قانون را استخراج کنیم که z برای همه واکنش‌ها برابر است با شارژ کلیون های قابل تبادل در یک مولکول یک ماده درگیر در یک واکنش شیمیایی خاص.

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

برای AlCl 3، 1 Al 3+ یون با بار 3 + مبادله می شود، بنابراین، z \u003d 13 \u003d 3. بنابراین:

همچنین می توان گفت که 3 یون کلر با بار 1- مبادله می شود. سپس z = 31 = 3 و

برای AgNO 3 z = 11 = 1 (1 یون Ag + با بار +1 یا 1 NO 3 - یون با بار -1 مبادله می شود).

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

برای Al 2 (SO 4) 3 z \u003d 23 \u003d 6 (2 یون Al 3+ با بار +3 یا 3 SO 4 2 - یونهای با بار -2 مبادله می شوند). در نتیجه،

بنابراین، رکورد C (H 2 SO 4) \u003d 0.02 مول در لیتر به این معنی است که محلولی وجود دارد که 1 لیتر آن حاوی 0.02 مول معادل H 2 SO 4 و جرم مولی معادل H 2 SO 4 است. در همان زمان جرم مولی H 2 SO 4 است، یعنی 1 لیتر محلول حاوی
H2SO4.

با ضریب هم ارزی غلظت مولی معادل برابر با غلظت مولی محلول است.

4. عنوان T(ایکس) نسبت جرم ماده به حجم محلول (در میلی لیتر) است:

6. کسر مولی N(ایکس) نسبت مقدار یک ماده از یک جزء معین موجود در سیستم به مقدار کل مواد در سیستم است:

بیان شده بر حسب کسری از واحد یا درصد .

7. ضریب حلالیتمواد R(ایکس) حداکثر جرم یک ماده را که بر حسب گرم بیان می شود، می گویند که می تواند در 100 گرم از یک حلال حل شود.

مطالب اضافی با موضوع: "نظریه فیزیکی راه حل ها. تئوری شیمیایی محلول ها. تئوری راه حل ها I. A. Kablukova. نظریه یکپارچه راه حل ها. تمام فعالیت های عملی انسان از زمان های بسیار قدیم با استفاده از آب و محلول های آبی همراه است. راه حل های مختلفی در ساخت مصالح ساختمانی، رنگ، شیشه و سرامیک استفاده می شد. محصولات سفالی، دستور العمل های حل نشده برای لعاب های رنگی که دیوارهای مقبره های زیرزمینی فراعنه را می پوشاند، هنر مومیایی کردن، که در مصر باستان به پیشرفت چشمگیری رسید - همه اینها دوباره راه حل هایی هستند، و از نظر ترکیب بسیار پیچیده و بسیار ماهرانه تهیه شده اند. اولین طبیعت گرایان قرن ها برای به دست آوردن محلول باید فرآیند انحلال طی شود که مانند هر واکنش شیمیایی یا با آزاد شدن گرما (یک فرآیند گرمازا) یا با جذب آن (یک فرآیند گرماگیر) همراه است. این را می توان با آزمایش های ساده تأیید کرد. اگر دماسنج را در یک لیوان نیمه پر از آب قرار دهید و اسید سولفوریک غلیظ به آن اضافه کنید، جیوه در دماسنج به شدت افزایش می یابد. حتی گرفتن چنین لیوانی در دستان خود دشوار است - بسیار گرم است. اگر شروع به حل کردن نیترات آمونیوم یا تیوسیانات آمونیوم کنید و کمی آب درون لیوانی که این نمک ها در آن قرار دارند بریزید، لیوان آنقدر خنک می شود که حتی می تواند تا میز آزمایشگاه یخ بزند. چه نوع ترکیباتی در محلول ها ظاهر می شود؟ D.I. مندلیف، که عمیقاً نظریه شیمیایی محلول ها را توسعه داد، پیشنهاد کرد که آنها را حلولات (از کلمه لاتین Solre - حل کردن) نامید. هنگامی که در آب حل می شود، فرآیند تشکیل چنین ترکیباتی را هیدراتاسیون و محصولات حاصل را هیدرات می نامند. بنابراین نظریه شیمیایی محلول ها را نظریه حلولات یا هیدرات محلول ها نامیدند. بر اساس این نظریه، پدیده هایی مانند تبدیل مخلوط سولفات کلسیم با آب به یک توده جامد روشن شد. این فرآیند هنگام استفاده از باند گچی برای شکستگی استفاده می شود. سولفات کلسیم و آب ترکیبات قوی تشکیل می دهند که جداسازی آب از آنها بسیار دشوار است. ماهیت تغییر رنگ نمک های رسوب شده از محلول ها در شرایط مختلف نیز مشخص شده است. به عنوان مثال، نمک CuSO4 سفید شناخته شده است. اما محلول آبی رنگ این ماده در آب تشکیل می شود و با رسوب از نمک آن کریستال های آبی رنگ به دست می آید. با کلسینه کردن در دمای 250 درجه سانتیگراد می توان آنها را دوباره سفید کرد. بخار جمع آوری شده در این مورد معلوم می شود که آب معمولی است. خیلی آبی یا

کریستال های آبی از مولکول های نمک و آب تشکیل شده اند که به کریستال ها رنگ می دهد. نمک آبی کاملا خشک به نظر می رسد و احساس می کند. چنین ترکیباتی از یک ماده با آب که به شکل کریستال هستند، هیدرات های کریستالی نامیده می شوند. ترکیب آنها را می توان با وزن کردن کریستال ها در هر مولکول نمک تعیین کرد، به عنوان مثال:  10H2O CuSO4  5H2O H2SO4  H2O MgSO4 با این حال، تئوری شیمیایی اجازه پیش بینی کمی تغییرات در خواص محلول ها را بسته به غلظت املاح نمی داد. توضیح نمی دهد که چگونه مولکول های حل شده می توانند ساخته شوند. نویسندگان تئوری شیمیایی محلول‌ها روابطی را که برای گازها شناخته شده بودند به ماده در حالت محلول منتقل کردند. درست است، موضوع فقط به محلول های بسیار رقیق محدود می شد. وانت هاف نوشت: "من برای راه حل های ضعیف، قوانینی مشابه قوانین بویل-ماریوته و گی-لوساک برای گازها ایجاد کردم..." با استفاده از معادلات قاعده مندی هایی که به طور گسترده برای گازها شناخته شده اند، امکان پذیر شد. برای انجام محاسبات نسبتاً دقیق تئوری وانت هاف برای محلول های رقیق بسیاری از مواد قابل توجیه بود. با این حال، برای محلول‌های نمک‌های معدنی، مانند NaCl، KNO3، نتایج آزمایش و محاسبه تقریباً دو برابر و برای MgCl2 یا Ca(NO3)2 حتی بیشتر متفاوت بود. علاوه بر این، هر چه محلول در آب رقیق تر باشد، انحرافات بیشتری از مقدار محاسبه شده مشاهده می شود. در مورد محلول های اسیدها و بازها نیز همین اتفاق افتاد. S. Arrhenius پیشنهاد کرد که موادی که محلول آنها جریان الکتریکی را هدایت می کند به ذرات باردار جداگانه - یون ها تجزیه می شوند و یون ها مانند ذرات "آزاد" رفتار می کنند و با محیط تعامل ندارند. در تئوری S. Arrhenius همچنین اشاره شد که وقتی الکترولیت ها حل می شوند به طور کامل به یون ها تجزیه نمی شوند: فقط قسمت خاصی از ماده به شکل یون در محلول است. برای ساده کردن تصویر فیزیکی، نویسنده این نظریه پیشنهاد کرد که به دلیل غلظت کم ماده، هیچ برهمکنش الکترواستاتیکی بین یون های تشکیل شده وجود ندارد. مخالفان تئوری تفکیک الکترولیتی بلافاصله اشکال اصلی آن را دیدند: علت تفکیک الکترولیت ها را نشان نداد. جای تعجب نیست که نظریه S. Arrhenius مورد انتقاد شدید بسیاری از دانشمندان قرار گرفت. در اوج مبارزه بین طرفداران نظریه های فیزیکی و شیمیایی در آزمایشگاه یکی از بنیانگذاران شیمی فیزیک - W. Ostwald

- یک شیمیدان جوان روسی I. A. Kablukov ظاهر شد که از دانشگاه مسکو فرستاده شد تا خود را با روش های یک رشته جدید شیمی آشنا کند. او به سرعت با S. Arrhenius و شیمیدان روسی V. A. Kistyakovsky دوست شد. با تکرار مطالعه وابستگی رسانایی الکتریکی محلول های الکترولیت در آب به غلظت آنها، I. A. Kablukov صحت نتیجه گیری S. Arrhenius را تأیید کرد. این بدان معنی است که، در واقع، در محلول های آبی، مولکول های الکترولیت به یون ها تجزیه می شوند. اما آیا حلال دخیل است؟ I. A. Kablukov رفتار الکترولیت ها را در حلال های مختلف مقایسه می کند و به این نتیجه می رسد که هیدراتاسیون علت تفکیک الکترولیت ها در آب است. این فرآیند است که منجر به ضعیف شدن پیوندهای مولکول ها و تجزیه آنها به یون می شود. حامیان تئوری شیمیایی، در حالی که ایده برهمکنش یک املاح و یک حلال را مطرح می‌کردند، اجازه فکر فروپاشی ماده به یون‌های باردار جداگانه را نمی‌دادند. I. A. Kablukov دریافت که برهمکنش شیمیایی یک حلال با مولکول های الکترولیت منجر به تجزیه آنها به یون می شود. آب، با تشکیل ترکیبی با مولکول های الکترولیت، آنها را از هم جدا می کند، آنها را به یون ها تقسیم می کند. علاوه بر این، با این یون ها ترکیباتی را تشکیل می دهد. در نتیجه، مفهوم هیدراتاسیون یونی مطرح شد. (باید گفت که ایده برهمکنش یون ها با آب، تقریباً همزمان با IA Kablukov، توسط شیمیدان جوان روسی دیگری به نام VA Kistyakovsky بیان شد.) IA Kablukov به طور مداوم این ایده را توسعه داد و در یک اختلاف با طرفداران فیزیکی از آن دفاع کرد. و نظریه شیمیایی او نشان داد که مفاد اصلی نظریه برهمکنش شیمیایی مواد و نظریه فیزیکی وانت هوف که متقابلاً مکمل یکدیگر هستند، قادر به توضیح تقریباً تمام حقایق مربوط به انحلال مواد و رفتار آنها در محلول ها هستند. بنابراین، اگر اسید سولفوریک با اتر مخلوط شود، چنین محلولی جریان را هدایت نمی کند: تعامل این مواد کم است. در این مورد، فرمول های Van't Hoff معتبر بودند. به نظر می رسد که یک مورد خاص از نظریه عمومی است. با برهمکنش قوی یک املاح با یک حلال (به عنوان مثال، اسید سولفوریک یا سولفات مس CuSO4 با آب)، تجزیه به یون ها رخ می دهد. با این حال، نمی توان به یون ها فقط به عنوان ذرات گاز مانند "آزاد" نگاه کرد. کابلوکوف معتقد بود که آب، با تجزیه مولکول های یک جسم محلول، همراه با یون ها وارد ترکیبات ناپایدار می شود که در حالت تفکیک هستند. به گفته S. Arrhenius، یون ها مانند اتم ها آزادانه حرکت می کنند. یون ها در محلولی وجود دارند که توسط مولکول ها احاطه شده اند

اب. هر یون مربوط به تعداد معینی از مولکول های موجود در "شبکه" آن است. بنابراین سولفات مس دارای فرمول CuSO4  5H2O است. از این 2-. چهار مولکول آب اطراف یون مس را احاطه کرده اند و تنها یک مولکول آنیون SO4 است.یون های منفی به طور کلی هیدراته ضعیفی دارند. تفسیر یونیزاسیون مواد محلول ارائه شده توسط I.A. Kablukov به طور کلی پذیرفته شده است. I. A. Kablukov نوشت: "حلال که روی جسم محلول تأثیر می گذارد، خواص فیزیکی و شیمیایی آن را تغییر می دهد و تمام خواص محلول به میزان برهمکنش بین جسم محلول و حلال بستگی دارد." مفهوم هیدراتاسیون یون ها توسط IA Kablukov و VA Kistyakovsky این امکان را فراهم می کند که تجزیه یک ماده به یون های باردار جداگانه را به درستی توضیح دهیم، یعنی تفکیک الکترولیتی: مولکول های الکترولیت (اسیدها، بازها و نمک ها) در محلول های آبی به یون ها تجزیه می شوند. عمل مولکول های آب تعداد کمی از حلال ها همان اثر تفکیک کننده را دارند، اما آب، همانطور که بود، جدا می ماند. اثر تفکیک قوی آن به دلیل قطبی بودن مولکول آب است. در یک مولکول آب، مراکز بارهای مثبت و منفی بر هم منطبق نیستند و مانند میله ای است که در انتها بارهای اضافی دارد. الکترولیت‌های موجود در مولکول‌ها نیز دارای بارهای مثبت و منفی هستند که به طور نابرابر توزیع شده‌اند. اجازه دهید فرآیند تفکیک مولکول های هر الکترولیت را با استفاده از مفاهیم تئوری یکپارچه راه حل ها (مندلیف - وانت هاف - آرنیوس - کابلوکوف) در نظر بگیریم. اجازه دهید، برای مثال، کلرید هیدروژن (HCl) را انتخاب کنیم، آن ماده ای که هدایت الکتریکی محلول های آن در حلال های مختلف به طور گسترده توسط I.A. Kablukov مورد مطالعه قرار گرفته است. مولکول این ماده قطبی است. اتم های هیدروژن و کلر مقداری بار اضافی دارند: اولی مثبت و دومی منفی است. مولکول های حلال، اگر دارای تغییر بار (+ و -) باشند، به طور کاملاً مشخصی در اطراف مولکول HCl جهت گیری می کنند. قطب های مخالف این مولکول ها جذب می شوند. اکنون همه چیز به این بستگی دارد که برهمکنش شیمیایی بین یون های سازنده HCl و حلال چقدر قوی باشد. اگر کوچک باشد، ماده عمدتاً به شکل مولکول های کامل خواهد بود و عملاً جریان الکتریکی را هدایت نمی کند. اینها محلولهای HCl در اتر و بنزن هستند. در آب و در سایر حلال های کم و بیش قطبی (مثلاً متیل الکل)، برهمکنش حلال با یون های موجود در کلرید هیدروژن عالی است. به عنوان مثال، کاتیون هیدروژن H+ به سادگی نمی تواند به تنهایی وجود داشته باشد: این کاتیون (پروتون) چنان محکم به مولکول آب متصل می شود که فقط به شکل یک یون هیدرونیوم وجود دارد:

H+ + H2O  H3O+ مولکول‌های حلال‌های قطبی بیش از آنکه کاتیون و آنیون در مولکول ماده به یکدیگر متصل شوند به سمت یون‌ها جذب می‌شوند. در نتیجه، الکترولیت تجزیه می‌شود: HCl ⇄ H+ + Cl–، یا به‌طور دقیق‌تر، یون‌ها در محلول پیچیده با مولکول‌های حلال، مانند، به‌ویژه، یون Cu2+ با 4H2O وجود دارند. Fe2+c 6H2O و غیره. این تغییر در خواص محلول را در مقایسه با خصوصیات حلال و املاح به طور جداگانه تعیین می کند. I. A. Kablukov تعدادی مطالعات اساسی در مورد راه حل های مختلف انجام داد. نتایج کار او امکان گسترش مرزهای تئوری محلول ها و گسترش آن را به تمام محیط های آبی و غیر آبی، از جمله محیط های مخلوط متشکل از چندین حلال، فراهم کرد. این انگیزه قوی برای توسعه بیشتر نظریه یون ها در محلول، توانایی محلول ها برای انتقال بارهای الکتریکی و غیره داد.