Rozwiązanianazywane są termodynamicznie stabilnymi jednorodnymi układami o zmiennym składzie, składającymi się z dwóch lub więcej składników. Składnikami roztworów są rozpuszczalnik (składnik 1) i substancja rozpuszczona lub substancje w dowolnej ilości (składnik 2). Podział na rozpuszczalnik i substancję jest względny, zwykle rozpuszczalnikiem jest składnik, który jest większy. Jeśli rozwiązanie zostanie odizolowane od otoczenia, pozostanie w tym stanie przez dowolnie długi czas, system jest stabilny. Stosunek rozpuszczalnik-substancja może się zmieniać w szerokim zakresie, a roztwór pozostaje tym samym rozwiązaniem, mówimy o układzie o zmiennym składzie.

Cząstki substancji rozpuszczonej w roztworze mają różne rozmiary. W zależności od wielkości rozpuszczonych cząstek roztwory dzieli się na rzeczywiste roztwory i rozproszone układy heterogeniczne. W prawdziwych roztworach substancje rozpuszczone w postaci pojedynczych cząsteczek lub jonów są równomiernie rozmieszczone w całej objętości układu wśród tych samych cząstek rozpuszczalnika. Rozmiary zwykłych cząsteczek i jonów nie przekraczają 1 nm (10 -9 m), dlatego prawdziwymi rozwiązaniami są układy jednorodne, tj. jednorodny na poziomie molekularnym. Nie ma w nich powierzchni międzyfazowej.

Rozproszone układy heterogeniczne mają wysoce rozwiniętą powierzchnię międzyfazową, ponieważ rozpuszczone cząsteczki są znacznie większe niż cząsteczki. Układy takie składają się z ciągłej fazy rozpuszczalnika – ośrodka dyspersyjnego oraz pokruszonych cząstek substancji rozpuszczonej – fazy rozproszonej, znajdującej się w tym ośrodku. W roztworach koloidalnych rozpuszczone cząstki mogą mieć rozmiary w zakresie 1-100 nm. Do drobno i grubo rozproszonych układów heterogenicznych należą układy zawierające rozdrobnione cząstki o średnicy większej niż 100 nm. Warunkiem uzyskania układów zdyspergowanych jest wzajemna nierozpuszczalność ośrodka dyspersyjnego i fazy zdyspergowanej. Zdyspergowane układy heterogeniczne są termodynamicznie niestabilne, ponieważ procesy zachodzą w nich samoistnie, prowadząc do powiększania się cząstek rozpuszczonej substancji. Dlatego z czasem takie systemy są dzielone na oryginalne komponenty (rozwarstwianie, rozpraszanie, wysychanie).

Wiele układów gazowych, ciekłych i stałych należy do grupy rozwiązań rzeczywistych. Przykładem roztworu gazowego jest zwykłe powietrze - mieszanina gazów O 2, N 2, CO 2 itp., jeśli nie było w nim pyłu i ciekłej wody Roztwory płynne uzyskuje się przez rozpuszczenie gazów (CO 2), ciecz substancje (C 2 H 5 OH) lub ciała stałe (NaCl). Przykładami roztworów stałych są roztwór gazowego wodoru w stałym palladu, amalgamaty (roztwór ciekłej rtęci w stałych metalach) i stopy. Najczęstsze roztwory płynne, w których rozpuszczalnikiem jest woda. W dalszej części omówione zostaną tylko roztwory wodne.

Na przykład rozpuszczamy łyżeczkę cukru w ​​wodzie. Dodaj kolejną łyżkę, wymieszaj itp. Od pewnego stężenia cukier przestał się rozpuszczać i jego nadmiar znajduje się na dnie szklanki. Nazywa się rozwiązanie w równowadze z substancją rozpuszczoną nasycony. Dopóki nie osiągnięto tego stężenia, roztwór był nienasycony, jednorodna. Nazywa się stężenie nasyconego roztworu rozpuszczalność substancji i jest zwykle wyrażany w gramach tej substancji na 100 g wody. Rozpuszczalność gazów zawsze spada wraz z ogrzewaniem. Czemu?

(X) "(X) H2O

Przejściu od lewej do prawej od nieuporządkowanego stanu gazu do roztworu wodnego towarzyszy spadek entropii DS<0, поэтому необходимо выделение тепла DН<0, в противном случае DG>0 i proces zostanie wyłączony. Zgodnie z zasadą Le Chateliera równowaga przesuwa się w lewo wraz ze wzrostem temperatury.

W przypadku ciała stałego rozpuszczonego w wodzie sytuacja jest inna:

[X] « (X) H 2 O , DS>0

i nie będzie ścisłych ograniczeń co do znaku efektu termicznego, proces rozpuszczania ciała stałego może być zarówno egzotermiczny, jak i endotermiczny. Na przykład, po rozpuszczeniu NaCl, polarne cząsteczki wody zaczynają niszczyć sieć krystaliczną soli kuchennej, „wyciągając” z niej kationy sodu i aniony chlorkowe i przenosząc się do fazy wodnej. Efekt termiczny nazywamy entalpią sieci, jest to zawsze wartość endotermiczna: DH resh > 0. Jony sodu i chloru w wodzie wchodzą z nią w interakcję:

Na + + mH 2 O „Na + mH 2 O, CI ─ + nH 2 O” CI ─ nH 2 O.

To jest reakcja egzotermiczna. uwodnienie- reakcje interakcji z wodą. Produkty reakcji nazywane są nawilża. Zatem znak efektu cieplnego rozpuszczania ciała stałego zależy od stosunku entalpii sieci i hydratacji, które są przeciwne pod względem znaku: DH rozpuszczanie = DH zal + DH hydr.

Reakcję hydratacji odkrył DIMendeleev, autor chemicznej teorii roztworów. Jako pierwszy zauważył, że rozpuszczaniu substancji towarzyszą zmiany termiczne i objętościowe, które są oznakami reakcji chemicznych, na przykład rozcieńczeniu alkoholu etylowego w wodzie towarzyszy duże wydzielanie ciepła i zmniejszenie objętości :

50 ml alkoholu + 50 ml wody = 96 ml roztworu (!).

Badanie procesu hydratacji etanolu było uzasadnieniem dla składu wódki rosyjskiej.

Liczba cząsteczek wody podczas uwodnienia (m, n) nazywana jest liczbą uwodnienia. Jon otoczony jest cząsteczkami wody dzięki siłom przyciągania elektrostatycznego:

Rys.3.1 Uwodniony jon sodu.

Liczba hydratacji m=6, zależy tylko od wielkości jonu. W tej uwodnionej formie wszystkie jony znajdują się w wodzie. Jest to powłoka hydratacyjna lub „płaszcz” cząsteczek wody. Takie związki z wodą są kruche, istnieją tylko w stanie roztworu. Silniejsze hydraty tworzą niektóre sole, woda jest częścią sieci krystalicznej soli i można ją usunąć tylko przez ogrzewanie. Na przykład bezwodny siarczan miedzi(II) dodaje pięć moli wody, tworząc niebieski siarczan miedzi:

CuSO4 + 5H2O « CuSO4 5H2O.

Witriol żelazawy FeSO 4 7H 2 O, sól Glaubera Na 2 SO 4 12 H 2 O, ałun itp. są znane. Hydrat tlenku sodu (NaOH) jest bardzo silnym hydratem i może być destylowany bez rozkładu w temperaturze 1400°C.

Nazywa się stosunek substancji rozpuszczonej do rozpuszczalnika (woda) stężenie rozwiązanie. W zależności od rozwiązywanego problemu stosuje się różne sposoby wyrażania tego stosunku:

1. Stężenie procentowe.

Masa substancji (g) na 100 g roztworu. Np. w 95 g wody rozpuszczamy 5 g chlorku sodu. Masa roztworu m= (95 + 5) g, mówimy o 5% NaCl.

1. Masa substancji (g) na 1 litr roztworu (g/l).
2. Masa substancji (g) na 1 litr wody (1 kg wody). Tak zwykle wyraża się zasolenie oceanów na świecie ( ppm, OOO).
3. Molarność(M). Masa substancji w molach na 1 litr roztworu (mol / l). Na przykład mamy roztwór zawierający 98g/l H 2 SO 4 . Masa molowa kwasu siarkowego wynosi zaledwie 98 g/mol. 98 g / l H 2 SO 4 \u003d 1 M H 2 SO 4.
4. Molalność (m). Masa substancji w molach na 1 litr (kg) wody.

Istnieje grupa właściwości roztworu, które nie zależą od natury substancji rozpuszczonej, ale są determinowane jedynie przez jej stężenie. Takie właściwości nazywają się wspólne lub zbiorowe.

1. Obniżenie prężności pary rozpuszczalnika nad roztworem w porównaniu z czystym rozpuszczalnikiem.

Wyobraź sobie system składający się z dwóch identycznych okularów. Do pierwszej szklanki wlewa się wodę, a do drugiej taką samą ilość roztworu w wodzie dowolnej nielotnej substancji. Szklanki umieszczone są w termostacie, odizolowanym od otoczenia. Cząsteczki wody z warstwy powierzchniowej mogą opuścić jej powierzchnię i unosić się w powietrzu, tworząc w stanie równowagi ciśnienie nasyconej pary wodnej (P około H2O), czyli woda odparowuje. W przypadku roztworu część powierzchni wody jest zajęta przez obce cząsteczki lub jony rozpuszczonej substancji, ciśnienie pary wodnej (PH2O) zostanie w ten sposób zmniejszone o pewną wartość ΔP, w zależności od ilości tych obcych cząstek : ΔP = P o H2O - P H2O. W systemie izolowanym powstaje gradient ciśnienia, woda z pierwszej szklanki przechodzi przez parę do drugiej szklanki aż do ustalenia się stanu równowagi. Z tej okoliczności wynikają ważne wnioski praktyczne. Rozważ diagram stanu wody (Р–Т).

Rys.3.2 Schemat stanu wody.

a jest ciśnieniem parowania wody; b – ciśnienie pary wodnej nad roztworem.

Na ryc. 3.2 wykładnik (a) charakteryzuje równowagę parowania wody (równowaga dobrze płyn - g az), w ujemnych temperaturach – równowaga sublimacji ( T – g) i wreszcie trzecia linia odpowiada równowadze topnienia wody. Punktami odniesienia są 0 o C - temperatura topnienia wody i 100 o C - normalna temperatura wrzenia wody, natomiast ciśnienie pary wodnej jest równe zewnętrznemu ciśnieniu normalnemu 1 atm.

Ciśnienie pary wodnej nad roztworem jest zmniejszone, linia (b) jest nieco niższa niż (a), podczas gdy temperatura topnienia Tm przesuwa się do temperatur ujemnych o ΔTm, a temperatura wrzenia Tbp przesuwa się w górę o ΔTbp. Efekty są proporcjonalne do molowości roztworu, znanej w chemii jako prawa Raoulta:

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

Nazywa się odpowiednio stałe K H 2 O \u003d 1,86 o, E H 2 O \u003d 0,52 o krioskopia I ebulioskopowy stała woda.

Na przykład przy m = 1 mol / kg wody temperatura zamarzania wyniesie ─ 1,86 o C, a temperatura wrzenia 100,52 o C. Tak więc w technologii uzyskuje się płyny (płyny przeciw zamarzaniu), które nie zamarzają na zimno. Im wyższe stężenie molowe, tym silniejszy efekt obniżania temperatury zamarzania. Aby osiągnąć maksymalny efekt, wymagana jest dobra rozpuszczalność substancji w wodzie i niska masa molowa, ( m dostać więcej). Najczęściej stosuje się roztwór w wodzie alkoholu dwuwodorotlenowego glikolu etylenowego CH 2 OH - CH 2 OH (przeciw zamarzaniu).

2. Osmoza.

Osmoza to jednokierunkowa dyfuzja cząsteczek wody przez półprzepuszczalną membranę. Właściwość półprzepuszczalności, czyli zdolność do przepuszczania tylko cząsteczek wody, a nie substancji w niej rozpuszczonych, posiada wiele materiałów - wszystkie tkanki żywego organizmu, niektóre polimery, ceramika, cermety. Zjawisko to zostało po raz pierwszy zbadane przez Pfeffera w Niemczech. Jego urządzenie (osmometr) składało się ze szklanki wody, w której zanurzył rurkę z roztworem, na końcu której naciągnięta była błona z byczej skóry.

Rys. 3.3 Osmometr Pfeffera.

Dyfuzja cząsteczek wody kierowana jest ze zlewki do probówki z roztworem w celu wyrównania stężeń, osiągnięcia równowagi. Tak zwane ciśnienie osmotyczne (Posm) działa od dołu do góry, poziom roztworu w rurce wzrasta, aż Posm staje się równy grawitacji kolumny roztworu. Pfeffer zdążył tylko dodać wodę do szklanki.

Wynikowe ciśnienie, zgodnie z prawem osmotycznym Van't Hoffa, jest liczbowo równe ciśnieniu substancji rozpuszczonej, gdyby znajdowała się ona w stanie gazu doskonałego w temperaturze T i w objętości szkła V:

Rosm \u003d C R T, gdzie C to molarność, mol / l.

Wyrażenie pokrywa się z równaniem stanu gazu doskonałego Mendelejewa-Clapeyrona. Na przykład przy stężeniu roztworu C \u003d 1 mol / l ciśnienie osmotyczne w standardowej temperaturze będzie wynosić:

Rosm \u003d 1 0,082 298 \u003d 24,5 atm (!).

Cała śródmiąższowa wymiana wody w żywym organizmie przebiega zgodnie z mechanizmem osmotycznym. Obecność dużego nadmiaru zwykłej soli kuchennej w jelitach spowoduje natychmiastowy przepływ wody do jelit ze wszystkich innych tkanek, nastąpi ubytek wody przez komórki, czyli ich masowa śmierć, czyli tzw. odwodnienie. Dyfuzja wody z systemu korzeniowego roślin do liści, pęcznienie drewna po zanurzeniu w wodzie lub w wilgotnym powietrzu itp. - przykład dużo.

1.2 GŁÓWNE KIERUNKI ROZWOJU TEORII ROZWIĄZAŃ

Fizyczna teoria rozwiązań. Rozwój poglądów na naturę rozwiązań od czasów starożytnych był związany z ogólnym tokiem rozwoju nauki i produkcji, a także z filozoficznymi wyobrażeniami o przyczynach chemicznego powinowactwa między różnymi substancjami. W XVII i I połowie XVIII wieku. W dziedzinie nauk przyrodniczych i filozofii upowszechniła się korpuskularna teoria rozwiązań. W tej teorii proces rozpuszczania był uważany za proces mechaniczny, gdy cząstki rozpuszczalnika wnikają w pory ciał i odrywają cząstki rozpuszczonej substancji, które zajmują pory rozpuszczalnika tworząc pojedynczy roztwór. Takie pomysły początkowo zadowalająco tłumaczyły fakt, że dany rozpuszczalnik może rozpuszczać nie wszystkie substancje, a tylko niektóre.

Na początku XIX wieku tworzone są przesłanki do rozwoju fizycznej teorii rozwiązań, która była uogólnieniem szeregu badań. Fizyczna teoria roztworów, która powstała głównie na podstawie prac J. Van't Hoffa, S. Arrheniusa i W. Ostwalda, została oparta na eksperymentalnym badaniu właściwości roztworów rozcieńczonych (ciśnienie osmotyczne, wzrost temperatura wrzenia, spadek temperatury zamarzania roztworu, spadek prężności pary nad roztworem) , w zależności głównie od stężenia substancji rozpuszczonej, a nie od jej charakteru. Osmoza to spontaniczna penetracja rozpuszczalnika do roztworu oddzielonego od niego półprzepuszczalną przegrodą, przez którą rozpuszczalnik może wejść, ale nie może przejść substancja rozpuszczona.

Roztwór i rozpuszczalnik oddzielone półprzepuszczalną przegrodą można uznać za dwie fazy. Równowaga rozpuszczalnika po obu stronach przegrody wyraża się przez równość jego potencjału chemicznego w roztworze (do którego przykłada się dodatkowe ciśnienie) i potencjału chemicznego czystego rozpuszczalnika.

Prawa ilościowe (van't Hoff, Raoult) zostały zinterpretowane w kontynuacji, że w rozcieńczonych roztworach cząsteczki substancji rozpuszczonej są podobne do cząsteczek gazu doskonałego. Odchylenia od tych praw, obserwowane dla roztworów elektrolitów, wyjaśniono na podstawie teorii dysocjacji elektrolitycznej S. Arrheniusa.

Analogia między silnie rozcieńczonymi roztworami a gazami wydała się wielu naukowcom tak przekonująca, że ​​zaczęli traktować proces rozpuszczania jako akt fizyczny. Z punktu widzenia tych naukowców rozpuszczalnik jest tylko ośrodkiem, do którego mogą dyfundować cząsteczki substancji rozpuszczonej. Prostota reprezentacji fizycznej teorii rozwiązań i jej skuteczne zastosowanie do wyjaśnienia wielu właściwości rozwiązań zapewniły szybki sukces tej teorii.

Chemiczna teoria roztworów. DI. Mendelejew i jego zwolennicy uważali proces tworzenia roztworu za rodzaj procesu chemicznego, który charakteryzuje się interakcją między cząstkami składników. DI. Mendelejew rozważał roztwory jako układy utworzone z cząstek rozpuszczalnika, substancji rozpuszczonej i niestabilnych związków chemicznych, które tworzą się między nimi i są w stanie częściowej dysocjacji. DI. Mendelejew zauważył, że procesy zachodzące w roztworze mają charakter dynamiczny i konieczność wykorzystania całej ilości informacji fizykochemicznych o właściwościach cząstek tworzących roztwór, podkreślił, że wszystkie składniki roztworu są równe i bez uwzględniania Uwzględniając właściwości i stany każdego z nich, niemożliwe jest podanie kompletnej charakterystyki systemów jako całości. Naukowiec przywiązywał dużą wagę do badania właściwości roztworów w funkcji temperatury, ciśnienia, stężenia; jako pierwszy wyraził ideę konieczności badania właściwości roztworów w mieszanych rozpuszczalnikach. Rozwijanie nauk D.I. Mendelejew, zwolennicy chemicznego spojrzenia na naturę roztworów, wskazywali, że cząstki rozpuszczonej substancji nie poruszają się w próżni, ale w przestrzeni zajmowanej przez cząstki rozpuszczalnika, z którymi oddziałują, tworząc złożone związki o różnych stabilność. Rozwój teorii D.I. Mendelejewa to wielościenna teoria tworzenia roztworów, zgodnie z którą elementarne grupy przestrzenne-wielościany powstają w cieczy z jednorodnych i niejednorodnych cząsteczek. Jednak teoria chemiczna nie może wyjaśnić mechanizmu powstawania idealnych roztworów, odchyleń właściwości rzeczywistych roztworów od właściwości idealnych rozwiązań.

Rozwój chemicznej teorii roztworów przebiegał w kilku kierunkach połączonych jedną ideą oddziaływania rozpuszczalnika z substancją rozpuszczoną. Badania te dotyczyły znajdowania określonych związków w roztworze na podstawie badania wykresów właściwości-składu, badania prężności par nad roztworami, rozkładu substancji między dwoma rozpuszczalnikami oraz badania termochemii roztworów. Prace nad oznaczaniem związków w roztworach wiązały się z dużymi trudnościami, gdyż niemożliwym było udowodnienie na drodze bezpośredniego eksperymentu istnienia związków złożonych (hydratów) w roztworach wodnych, gdyż znajdują się one w stanie dysocjacji, i próby ich wyizolowania z rozwiązania w nierozłożonej formie kończyły się niepowodzeniem. Badania termodynamiczne miały duże znaczenie dla potwierdzenia chemicznej teorii roztworów. Na wielu systemach wykazano, że podczas tworzenia roztworu obserwuje się chłodzenie lub ogrzewanie systemu, co tłumaczy się oddziaływaniem chemicznym między składnikami. Chemiczny charakter procesu rozpuszczania został potwierdzony zarówno badaniami prężności par nad roztworem, jak i badaniem rozkładu substancji między dwoma rozpuszczalnikami.

Na początku XX wieku Zgromadzono obszerny materiał doświadczalny pokazujący, że roztwory są układami złożonymi, w których obserwuje się zjawisko asocjacji, dysocjacji, tworzenia kompleksów, a w ich badaniu konieczne jest uwzględnienie wszystkich rodzajów oddziaływań między cząstkami obecnymi i powstałymi w roztworze.

Ze względu na dużą różnorodność rozwiązań do wyjaśnienia ich natury i właściwości wykorzystuje się zarówno fizykochemiczną, jak i chemiczną teorię roztworów.

Adsorpcja w chemii

Koncepcje współczesnych nauk przyrodniczych (składnik chemiczny)

Podstawowe prawa chemii i obliczenia stechiometryczne

Ilościowe (masowe lub objętościowe) badanie wielu reakcji i wyjaśnienie wyników eksperymentalnych prowadzi do praw stechiometrycznych. Główną wielkością fizyczną w chemii jest ilość substancji. Od 1 stycznia 1963...

Podstawowe fizykochemiczne prawidłowości otrzymywania folii z roztworów polimerów

Polimery w roztworach, zwłaszcza stężonych, tworzą struktury, których kształt i wielkość zależą zarówno od charakteru oddziaływania polimeru z rozpuszczalnikiem, jak i od warunków, w jakich znajduje się roztwór (temperatura...

Poszukiwanie optymalnej zawartości pigmentu w powłokach na bazie lakieru alkidowego PF-060

Prowadzone w dziale „Chemiczna technologia lakierów, farb i powłok” badania, których celem jest poszukiwanie nowych skutecznych niskotoksycznych pigmentów antykorozyjnych...

Produkcja biogazu

Odpowiednio wysoka zawartość metanu w biogazie, a co za tym idzie wysoka wartość opałowa, dają szerokie możliwości wykorzystania biogazu...

Otrzymywanie eteru dimetylowego przez odwodnienie metanolu na katalizatorach AlPO4 + SiO2

W przemyśle chemicznym wodór wykorzystywany jest głównie do syntezy metanolu i amoniaku. Pozostała część wodoru w tej branży jest wykorzystywana w innych gałęziach przemysłu chemicznego: na przykład...

Otrzymywanie eteru dimetylowego przez odwodnienie metanolu na katalizatorach AlPO4 + SiO2

Najbardziej wielkoskalowe procesy wykorzystania tlenku węgla to hydroformacja olefin, karbonylacja metanolu w celu wytworzenia kwasu octowego, synteza nienasyconych i rozgałęzionych kwasów karboksylowych...

Otrzymywanie eteru dimetylowego przez odwodnienie metanolu na katalizatorach AlPO4 + SiO2

Eter dimetylowy jest obecnie używany głównie jako przyjazny dla środowiska wypełniacz do puszek aerozolowych...

Rola Menedelejewa w rozwoju światowej nauki

DI. Mendelejew napisał, że były cztery tematy, które złożyły się na jego nazwisko: trzy odkrycia naukowe (prawo okresowości, chemiczna teoria roztworów i badanie sprężystości gazu), a także „Podstawy chemii” - podręcznik-monografia, która, być może jest równy ...

Teorie i termodynamika powstawania roztworów polimerów

Rozważając teorie, nacisk zostanie położony nie na obliczenia matematyczne, ale tylko na główne punkty: główne założenia i parametry, rodzaj kluczowych równań, zalety i wady teorii. Z całej tablicy...

Fizyczne i chemiczne podstawy procesu chromatograficznego

Zadaniem teorii chromatografii jest ustalenie praw ruchu i rozmycia stref chromatograficznych. Główne czynniki leżące u podstaw klasyfikacji teorii chromatografii ...

Charakterystyka procesu adsorpcji

Nie ma zunifikowanej teorii, która odpowiednio opisałaby wszystkie typy adsorpcji na różnych interfejsach faz; Rozważmy zatem niektóre z najbardziej rozpowszechnionych teorii adsorpcji...

Chemia związków kompleksowych pierwiastków podgrupy chromu

Tak jak rozwój chemii został opóźniony przez teorię flogistonu, a rozwój chemii organicznej przez pojęcie „siły życiowej”...

ROZWIĄZANIA

Informacje ogólne

Rozwiązania - składniki.

"rozpuszczalnik" I „rozpuszczalny” polarny niepolarny

hydrofilowy(przyciąganie wody) i hydrofobowy dyfiliczny

Teorie rozwiązań

Fizyczna teoria rozwiązań.

ideał

Chemiczna teoria roztworów.

Chemiczną lub solwatową teorię roztworów zaproponował w 1887 r. D.I. Mendelejew, który to odkrył prawdziwy rozwiązanie zawiera nie tylko poszczególne składniki, ale także produkty ich interakcji. Badania wodnych roztworów kwasu siarkowego i alkoholu etylowego przeprowadzone przez D.I. Mendelejew, stanowił podstawę teorii, której istotą jest to, że między cząsteczkami substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika zachodzą interakcje, w wyniku których powstają niestabilne związki o zmiennym składzie, zwane solwaty lub nawilża jeśli rozpuszczalnikiem jest woda. Główną rolę w tworzeniu solwatów odgrywają niestabilne siły międzycząsteczkowe, w szczególności wiązania wodorowe.

W związku z tym należy przyjąć następującą interpretację pojęcia „rozwiązania”:

Rozwiązaniem jest jednorodny układ o zmiennym składzie, składający się z dwóch lub więcej składników i produktów ich wzajemnego oddziaływania.

Z definicji tej wynika, że ​​roztwory zajmują pozycję pośrednią między związkami chemicznymi i mieszaninami. Z jednej strony roztwory są jednorodne, co pozwala uznać je za związki chemiczne. Z drugiej strony nie ma ścisłego stosunku stechiometrycznego między składnikami roztworów. Ponadto roztwory można podzielić na części składowe (np. po odparowaniu roztworu NaCl sól można wyodrębnić indywidualnie).

Komunikacja między różnymi sposobami

Kwasy i zasady

Pomimo tego, że pojęcia „kwas” i „zasada” są szeroko stosowane do opisu procesów chemicznych, nie ma jednego podejścia do klasyfikacji substancji pod kątem klasyfikacji ich jako kwasy lub zasady. Aktualne teorie ( joński teoria S. Arrheniusa, protolityczny teoria I. Bronsted i T. Lowry I elektroniczny teoria G. Lewisa) mają pewne ograniczenia i dlatego mają zastosowanie tylko w szczególnych przypadkach. Przyjrzyjmy się bliżej każdej z tych teorii.

Teoria Arrheniusa.

W jonowej teorii Arrheniusa pojęcia „kwas” i „zasada” są ściśle związane z procesem dysocjacji elektrolitycznej:

Kwas jest elektrolitem, który dysocjuje w roztworach, tworząc jony H+;

Zasada jest elektrolitem, który dysocjuje w roztworach, tworząc jony OH -;

Amfolit (elektrolit amfoteryczny) to elektrolit, który dysocjuje w roztworach, tworząc zarówno jony H +, jak i jony OH -.

Na przykład:

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

Zgodnie z teorią jonów kwasami mogą być zarówno cząsteczki obojętne, jak i jony, np.:

HF⇄H++F-

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH4 + H + + NH3

Podobne przykłady można podać dla podstaw:

KOH K + + OH -

- ⇄Al(OH) 3 + OH -

+ ⇄Fe 2+ + OH -

Do amfolitów należą wodorotlenki cynku, glinu, chromu i niektórych innych, a także aminokwasy, białka, kwasy nukleinowe.

Ogólnie oddziaływanie kwasowo-zasadowe w roztworze sprowadza się do reakcji neutralizacji:

H + + OH - H 2 O

Jednak szereg danych eksperymentalnych wskazuje na ograniczenia teorii jonów. A więc amoniak, aminy organiczne, tlenki metali, takie jak Na 2 O, CaO, aniony słabych kwasów itp. w nieobecności wody wykazują właściwości typowych zasad, chociaż nie zawierają jonów wodorotlenowych.

Z drugiej strony wiele tlenków (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , itp.), halogenków, halogenków kwasowych, pozbawionych w swoim składzie jonów wodorowych, nawet przy braku wody wykazuje właściwości kwasowe, tj. zasady są neutralizowane.

Ponadto zachowanie elektrolitu w roztworze wodnym i w środowisku niewodnym może być odwrotne.

Tak więc CH 3 COOH w wodzie jest słabym kwasem:

CH 3 COOH⇄ CH 3 COO - + H +,

a w ciekłym fluorowodorze wykazuje właściwości zasady:

HF + CH3 COOH⇄CH3 COOH2 + +F -

Badania tego typu reakcji, aw szczególności reakcji zachodzących w rozpuszczalnikach niewodnych, doprowadziły do ​​powstania bardziej ogólnych teorii kwasów i zasad.

Teoria Bronsteda i Lowry'ego.

Dalszym rozwinięciem teorii kwasów i zasad była teoria protolityczna (protonowa) zaproponowana przez I. Bronsteda i T. Lowry'ego. Zgodnie z tą teorią:

Kwasem jest każda substancja, której cząsteczki (lub jony) są zdolne do oddawania protonu, tj. być dawcą protonów;

Zasada to dowolna substancja, której cząsteczki (lub jony) są zdolne do przyłączenia protonu, tj. być akceptorem protonów;

W ten sposób koncepcja podstawy jest znacznie rozszerzona, co potwierdzają następujące reakcje:

OH - + H + H 2 O

NH3+H+NH4+

H2N-NH3 + + H + H3N + -NH3 +

Zgodnie z teorią I. Bronsteda i T. Lowry'ego kwas i zasada tworzą parę sprzężoną i są połączone równowagą:

KWAS ⇄ PROTON + BAZA

Ponieważ reakcja przeniesienia protonu (reakcja protolityczna) jest odwracalna, a proton jest również przenoszony w procesie odwrotnym, produkty reakcji są względem siebie kwasem i zasadą. Można to zapisać jako proces równowagi:

WŁ + B ⇄ VN + + A -,

gdzie HA to kwas, B to zasada, BH + to kwas sprzężony z zasadą B, A - to zasada sprzężona z kwasem HA.

Przykłady.

1) w reakcji:

HCl + OH - ⇄Cl - + H 2 O,

HCl i H2O są kwasami, Cl - i OH - są odpowiednimi sprzężonymi zasadami;

2) w reakcji:

HSO4 - + H2O⇄SO4 2 - + H3O+,

kwasy HSO 4 - i H 3 O + -, zasady SO 4 2 - i H 2 O -;

3) w reakcji:

NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,

NH 4 + to kwas, NH 2 - to zasada, a NH 3 działa zarówno jako kwas (jedna cząsteczka), jak i zasada (inna cząsteczka), tj. wykazuje oznaki amfoteryczności – zdolność do wykazywania właściwości kwasowych i zasadowych.

Woda ma również tę zdolność:

2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -

Tutaj jedna cząsteczka H 2 O przyłącza proton (zasadę), tworząc sprzężony kwas - jon hydroniowy H 3 O +, druga daje proton (kwas), tworząc sprzężoną zasadę OH -. Ten proces nazywa się autoprotoliza.

Z powyższych przykładów widać, że w przeciwieństwie do idei Arrheniusa, w teorii Brönsteda i Lowry'ego reakcje kwasów z zasadami nie prowadzą do wzajemnej neutralizacji, ale towarzyszą powstawaniu nowych kwasów i zasad. .

Należy również zauważyć, że teoria protolityczna traktuje pojęcia „kwasu” i „zasady” nie jako właściwości, ale jako funkcję, którą dany związek spełnia w reakcji protolitycznej. Ten sam związek może reagować jako kwas w pewnych warunkach i jako zasada w innych. Tak więc w wodnym roztworze CH 3 COOH wykazuje właściwości kwasu, aw 100% H 2 SO 4 - zasady.

Jednak mimo swoich zalet teoria protolityczna, podobnie jak teoria Arrheniusa, nie ma zastosowania do substancji, które nie zawierają atomów wodoru, ale jednocześnie pełnią funkcję kwasową: halogenki boru, glinu, krzemu i cyny .

Teoria Lewisa.

Odmiennym podejściem do klasyfikacji substancji pod kątem klasyfikacji ich jako kwasy i zasady była teoria elektronowa Lewisa. W ramach teorii elektroniki:

kwas jest cząstką (cząsteczką lub jonem) zdolną do przyłączenia pary elektronowej (akceptor elektronów);

Zasada to cząstka (cząsteczka lub jon) zdolna do oddania pary elektronów (donor elektronów).

Według Lewisa kwas i zasada oddziałują ze sobą, tworząc wiązanie donor-akceptor. W wyniku dodania pary elektronów atom z niedoborem elektronów ma kompletną konfigurację elektronową - oktet elektronów. Na przykład:

Reakcję między obojętnymi cząsteczkami można przedstawić w podobny sposób:

Reakcja neutralizacji w rozumieniu teorii Lewisa jest uważana za dodanie pary elektronowej jonu wodorotlenowego do jonu wodorowego, co zapewnia swobodny orbital, aby pomieścić tę parę:

Zatem sam proton, który z łatwością przyłącza parę elektronów, z punktu widzenia teorii Lewisa, pełni funkcję kwasu. W związku z tym kwasy Bronsteda można uznać za produkty reakcji między kwasami Lewisa a zasadami. Tak więc HCl jest produktem neutralizacji kwasu H + zasadą Cl -, a jon H 3 O + powstaje w wyniku neutralizacji kwasu H + zasadą H 2 O.

Reakcje między kwasami i zasadami Lewisa są również zilustrowane następującymi przykładami:

Zasady Lewisa obejmują również jony halogenkowe, amoniak, aminy alifatyczne i aromatyczne, związki organiczne zawierające tlen typu R2CO (gdzie R oznacza rodnik organiczny).

Kwasy Lewisa obejmują halogenki boru, glinu, krzemu, cyny i innych pierwiastków.

Oczywiście w teorii Lewisa pojęcie „kwasu” obejmuje szerszy zakres związków chemicznych. Tłumaczy się to tym, że według Lewisa przypisanie substancji do klasy kwasów wynika wyłącznie ze struktury jej cząsteczki, która determinuje właściwości akceptora elektronów i niekoniecznie wiąże się z obecnością wodoru atomy. Nazywa się kwasy Lewisa, które nie zawierają atomów wodoru aprotyczny.

ROZWIĄZANIA

Informacje ogólne

Rozwiązania - Są to jednorodne układy o zmiennym składzie, składające się z dwóch lub więcej substancji, zwane składniki. W zależności od stanu skupienia roztwory mogą być gazowe (powietrze), płynne (krew, limfa) i stałe (stopy). W medycynie największe znaczenie mają płynne roztwory, które odgrywają wyjątkową rolę w życiu żywych organizmów. Z tworzeniem się roztworów związane są procesy asymilacji pokarmu i wydalania produktów przemiany materii z organizmu. Wiele leków podaje się w postaci roztworów.

Do jakościowego i ilościowego opisu roztworów ciekłych stosuje się terminy "rozpuszczalnik" I „rozpuszczalny”, choć w niektórych przypadkach taki podział jest raczej warunkowy. Tak więc alkohol medyczny (96% roztwór etanolu w wodzie) należy raczej traktować jako roztwór wody w alkoholu. Wszystkie rozpuszczalniki dzielą się na nieorganiczne i organiczne. Najważniejszym rozpuszczalnikiem nieorganicznym (aw przypadku układów biologicznych jedynym) jest woda. Wynika to z takich właściwości wody jak polarność, niska lepkość, skłonność cząsteczek do asocjacji oraz stosunkowo wysoka temperatura wrzenia i topnienia. Rozpuszczalniki organiczne dzielą się na polarny(alkohole, aldehydy, ketony, kwasy) oraz niepolarny(heksan, benzen, czterochlorek węgla).

Proces rozpuszczania w równym stopniu zależy od natury rozpuszczalnika i właściwości substancji rozpuszczonej. Oczywiście zdolność do tworzenia roztworów wyraża się w różnych substancjach na różne sposoby. Niektóre substancje można mieszać ze sobą w dowolnych ilościach (woda i etanol), inne - w ograniczonych ilościach (woda i fenol). Należy jednak pamiętać: absolutnie nierozpuszczalne substancje nie istnieją!

Skłonność substancji do rozpuszczania się w określonym rozpuszczalniku można określić, stosując prostą praktyczną zasadę: Podobny rozpływa się w Podobnym. Rzeczywiście, substancje z wiązaniem jonowym (sole, zasady) lub polarnym (alkohole, aldehydy) są dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych, na przykład w wodzie. I odwrotnie, rozpuszczalność tlenu w benzenie jest o rząd wielkości wyższa niż w wodzie, ponieważ cząsteczki O 2 i C 6 H 6 są niepolarne.

Stopień powinowactwa związku do określonego rodzaju rozpuszczalnika można ocenić, analizując charakter i stosunek ilościowy jego składowych grup funkcyjnych, wśród których są hydrofilowy(przyciąganie wody) i hydrofobowy(odpychają wodę). Hydrofilowe obejmują grupy polarne, takie jak hydroksyl (-OH), karboksyl (-COOH), tiol (-SH), amino (-NH 2). Za hydrofobowe uważa się grupy niepolarne: rodniki węglowodorowe serii alifatycznej (-CH 3, -C 2 H 5) i aromatycznej (-C 6 H 5). Nazywa się związki zawierające zarówno grupy hydrofilowe, jak i hydrofobowe dyfiliczny. Do takich związków należą aminokwasy, białka, kwasy nukleinowe.

Teorie rozwiązań

Obecnie znane są dwie główne teorie rozwiązań: fizyczna i chemiczna.

Fizyczna teoria rozwiązań.

Fizyczną teorię rozwiązań zaproponowali S. Arrhenius (1883) i J.G. van't Hoff (1885). W tej teorii rozpuszczalnik jest uważany za chemicznie obojętny ośrodek, w którym cząstki (cząsteczki, jony) substancji rozpuszczonej są równomiernie rozmieszczone. W tym przypadku zakłada się, że nie ma międzycząsteczkowego oddziaływania zarówno pomiędzy cząstkami substancji rozpuszczonej, jak i pomiędzy cząsteczkami rozpuszczalnika i cząstkami substancji rozpuszczonej. Jednak później okazało się, że warunki tego modelu spełnia zachowanie tylko niewielkiej grupy rozwiązań, które zostały nazwane ideał. W szczególności mieszaniny gazów i bardzo rozcieńczone roztwory nieelektrolitów można uznać za rozwiązania idealne.

Chemiczną lub solwatową teorię roztworów zaproponował w 1887 r. D.I. Mendelejew, który to odkrył prawdziwy rozwiązanie zawiera nie tylko poszczególne składniki, ale także produkty ich interakcji. Badania wodnych roztworów kwasu siarkowego i alkoholu etylowego przeprowadzone przez D.I. Mendelejew, stanowił podstawę teorii, której istotą jest to, że między cząsteczkami substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika zachodzą interakcje, w wyniku których powstają niestabilne związki o zmiennym składzie, zwane solwaty lub nawilża jeśli rozpuszczalnikiem jest woda. Główną rolę w tworzeniu solwatów odgrywają niestabilne siły międzycząsteczkowe, w szczególności wiązania wodorowe.

W związku z tym należy przyjąć następującą interpretację pojęcia „rozwiązania”:

Rozwiązaniem jest jednorodny układ o zmiennym składzie, składający się z dwóch lub więcej składników i produktów ich wzajemnego oddziaływania.

Z definicji tej wynika, że ​​roztwory zajmują pozycję pośrednią między związkami chemicznymi i mieszaninami. Z jednej strony roztwory są jednorodne, co pozwala uznać je za związki chemiczne. Z drugiej strony nie ma ścisłego stosunku stechiometrycznego między składnikami roztworów. Ponadto roztwory można podzielić na części składowe (np. po odparowaniu roztworu NaCl sól można wyodrębnić indywidualnie).

Główne sposoby wyrażania stężenia roztworów

Skład ilościowy rozwiązania jest najczęściej szacowany za pomocą koncepcji stężenie, który jest rozumiany jako zawartość substancji rozpuszczonej (w określonych jednostkach) na jednostkę masy (objętości) roztworu (rozpuszczalnika). Główne sposoby wyrażania stężenia roztworów są następujące:

1. Udział masowy substancji  (x) to stosunek masy danego składnika x zawartego w układzie do całkowitej masy tego układu:

Jednostką ilości substancji jest mol, tj. ilość substancji, która zawiera tyle cząstek rzeczywistych lub warunkowych, ile jest atomów w 0,012 kg izotopu C12. Używając mola jako jednostki ilości substancji, należy wiedzieć, o jakie cząstki chodzi: cząsteczki, atomy, elektrony lub inne. Masa molowa M (x) to stosunek masy do ilości substancji (g / mol):

3. Stężenie molowe równoważne C(x) - jest to stosunek ilości ekwiwalentu substancji n (x) do objętości roztworu V p-ra:

Ekwiwalent chemiczny to rzeczywista lub warunkowa cząsteczka substancji, która może zastąpić, dodać lub uwolnić 1 jon wodorowy w reakcjach kwasowo-zasadowych lub jonowymiennych.

Podobnie jak cząsteczka, atom lub jon, odpowiednik jest bezwymiarowy.

Masę równoważników molowych nazywa się równoważnik masy molowej M(x). Wartość nazywa się współczynnik równoważności. Pokazuje, jaka proporcja rzeczywistej cząstki substancji odpowiada ekwiwalentowi. Aby poprawnie określić ekwiwalent substancji, należy przejść od konkretnej reakcji, w której ta substancja uczestniczy, na przykład w reakcji oddziaływania H 3 PO 4 z NaOH można wymienić jeden, dwa lub trzy protony:

1. H3PO4 + NaOH  NaH2PO4 + H2O;

2. H3PO4 + 2NaOH Na2HPO4 + 2H2O;

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

Zgodnie z definicją ekwiwalentu jeden proton zostaje zastąpiony w 1. reakcji, dlatego masa molowa równoważnika substancji jest równa masie molowej, tj. z  l i . W tym przypadku:

W drugiej reakcji dwa protony są zastępowane, dlatego masa molowa odpowiednika będzie równa połowie masy molowej H 3 PO 4, tj. z  2 i
. Tutaj:

W trzeciej reakcji trzy protony są zastępowane, a masa molowa odpowiednika będzie wynosić jedną trzecią masy molowej H 3 PO 4, tj. z = 3, a
. Odpowiednio:

W reakcjach wymiany, w których protony nie uczestniczą bezpośrednio, równoważniki można określić pośrednio, wprowadzając reakcje pomocnicze, których analiza wyników pozwala wyprowadzić zasadę, że z dla wszystkich reakcji jest równe Łączna opłata wymienne jony w cząsteczce substancji biorącej udział w określonej reakcji chemicznej.

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

W przypadku AlCl 3 wymieniany jest jon 1 Al 3+ o ładunku +3, a zatem z \u003d 13 \u003d 3. Zatem:

Można również powiedzieć, że wymieniane są 3 jony chloru o ładunku -1. Wtedy z = 31 = 3 i

Dla AgNO 3 z = 11 = 1 (1 jon Ag + wymieniany z ładunkiem +1 lub 1 NO 3 - wymieniany jon z ładunkiem -1).

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

Dla Al 2 (SO 4) 3 z \u003d 23 \u003d 6 (2 jony Al 3+ o ładunku +3 lub 3 SO 4 2 - wymieniane są jony o ładunku -2). W konsekwencji,

Tak więc zapis C (H 2 SO 4) \u003d 0,02 mol / l oznacza, że ​​w 1 litrze znajduje się roztwór, który zawiera równoważnik 0,02 mola H 2 SO 4 i masę molową równoważnika H 2 SO 4 jest jednocześnie masą molową H 2 SO 4, czyli 1 litr roztworu zawiera
H2SO4.

Ze współczynnikiem równoważności stężenie molowe ekwiwalentu jest równe stężeniu molowemu roztworu.

4. Tytuł T(x) to stosunek masy substancji do objętości roztworu (w ml):

6. ułamek molowy N(x) to stosunek ilości substancji danego składnika zawartej w układzie do całkowitej ilości substancji w układzie:

Wyrażone w ułamkach jednostki lub w % .

7. Współczynnik rozpuszczalności Substancje R(x) nazywana maksymalną masą substancji wyrażoną w g, którą można rozpuścić w 100 g rozpuszczalnika.

Dodatkowy materiał na ten temat: „Fizyczna teoria rozwiązań. Chemiczna teoria roztworów. Teoria rozwiązań I. A. Kablukova. Zunifikowana teoria rozwiązań. Cała praktyczna działalność człowieka od najdawniejszych czasów wiąże się z użyciem wody i roztworów wodnych. W produkcji materiałów budowlanych, farb, szkła i ceramiki zastosowano różnorodne rozwiązania. Wyroby gliniane, niewyjaśnione receptury kolorowych szkliw pokrywających ściany podziemnych grobowców faraonów, sztuka balsamowania, która w starożytnym Egipcie osiągnęła niezwykły rozwój - wszystko to znów są rozwiązaniami, dość złożonymi w kompozycji i bardzo umiejętnie przygotowanymi wtedy, przez pierwsi przyrodnicy. wieki, aby otrzymać roztwór, musi przejść proces rozpuszczania, któremu towarzyszy, jak każdej reakcji chemicznej, albo wydzielanie ciepła (proces egzotermiczny), albo jego absorpcja (proces endotermiczny). Można to zweryfikować za pomocą prostych eksperymentów. Jeśli termometr zostanie włożony do szklanki napełnionej do połowy wodą i dodany zostanie stężony kwas siarkowy, rtęć w termometrze gwałtownie wzrośnie. Trudno nawet wziąć do ręki taką szklankę - jest tak gorąco. Jeśli zaczniesz rozpuszczać azotan amonu lub tiocyjanian amonu, wlewając trochę wody do szkła, w którym znajdują się te sole, szkło ostygnie tak bardzo, że może nawet zamarznąć na stole laboratoryjnym. Jakie związki pojawiają się w roztworach? D. I. Mendelejew, który najgłębiej rozwinął chemiczną teorię roztworów, zaproponował nazwanie ich solwatami (od łacińskiego słowa solvere - rozpuszczać). Po rozpuszczeniu w wodzie proces powstawania takich związków nazywamy hydratacją, a powstałe produkty nazywane są hydratami. Dlatego chemiczną teorię roztworów nazwano teorią roztworów solwatów lub hydratów. W oparciu o tę teorię, takie zjawiska jak np. przemiana mieszaniny siarczanu wapnia z wodą w stałą masę stały się jasne. Ten proces jest stosowany podczas nakładania bandaży gipsowych na złamania. Siarczan wapnia i woda tworzą silne związki, z których bardzo trudno jest wyizolować wodę. Ujawnił się również charakter zmiany barwy soli wytrącanych z roztworów w różnych warunkach. Na przykład wiadomo, że sól CuSO4 jest biała. Jednak w wodzie powstaje niebieski roztwór tej substancji, a po wytrąceniu jej z soli otrzymuje się niebieskie kryształy. Kalcynując w temperaturze 250°C można je ponownie uczynić białym. Para zebrana w tym przypadku okazuje się zwykłą wodą. Tak niebieski lub

niebieskie kryształy składają się z cząsteczek soli i wody, co nadaje im kolor. Niebieska sól wygląda i jest całkowicie sucha. Takie związki substancji z wodą, mające postać kryształów, nazywane są hydratami krystalicznymi. Ich skład można określić poprzez ważenie kryształów na cząsteczkę soli, np.:  10H2O CuSO4  5H2O H2SO4  H2O MgSO4 Jednak teoria chemiczna nie pozwalała na ilościowe przewidywanie zmian właściwości roztworów w zależności od stężenia substancji rozpuszczonej nie wyjaśniać, jak można zbudować solwatowane cząsteczki. Autorzy chemicznej teorii roztworów przenieśli znane dla gazów relacje na materię w stanie rozpuszczonym. To prawda, że ​​sprawa ograniczała się tylko do mocno rozcieńczonych roztworów. „Założyłem”, napisał Van't Hoff, „dla słabych rozwiązań prawa podobne do praw Boyle-Mariotte i Gay-Lussaca dla gazów…” Korzystając z równań prawidłowości, które są powszechnie znane dla gazów, było to możliwe dokonać dość dokładnych obliczeń. Teoria van't Hoffa była uzasadniona dla rozcieńczonych roztworów wielu substancji. Jednak dla roztworów soli nieorganicznych, takich jak NaCl, KNO3, wyniki eksperymentu i obliczeń różniły się prawie dwukrotnie, a dla MgCl2 czy Ca(NO3)2 jeszcze bardziej. Ponadto im bardziej rozcieńczony roztwór w wodzie, tym więcej odchyleń od obliczonej wartości. To samo stało się z roztworami kwasów i zasad. S. Arrhenius zasugerował, że substancje, których roztwory przewodzą prąd elektryczny, rozkładają się na oddzielne naładowane cząstki – jony, a jony zachowują się jak cząstki „wolne” i nie oddziałują z medium. W teorii S. Arrheniusa zauważono również, że po rozpuszczeniu elektrolity nie rozkładają się całkowicie na jony: tylko pewna część substancji znajduje się w roztworze w postaci jonów. Aby uprościć obraz fizyczny, autor teorii zasugerował, że nie ma oddziaływania elektrostatycznego między powstałymi jonami ze względu na niskie stężenie substancji. Przeciwnicy teorii dysocjacji elektrolitycznej od razu dostrzegli jej główną wadę: nie wskazała przyczyny dysocjacji elektrolitów. Nic dziwnego, że teoria S. Arrheniusa została ostro skrytykowana przez wielu naukowców. U szczytu zmagań zwolenników teorii fizykochemicznych w laboratorium jednego z założycieli chemii fizycznej – W. Ostwalda

- pojawił się młody rosyjski chemik I. A. Kablukov, wysłany z Uniwersytetu Moskiewskiego w celu zapoznania się z metodami nowej dziedziny chemii. Szybko zaprzyjaźnił się z S. Arrheniusem i rosyjskim chemikiem V. A. Kistyakowskim. Po powtórzeniu badania zależności przewodności elektrycznej roztworów elektrolitów w wodzie od ich stężenia I. A. Kablukov potwierdził poprawność wniosków S. Arrheniusa. Oznacza to, że rzeczywiście w roztworach wodnych cząsteczki elektrolitu dysocjują na jony. Ale czy rozpuszczalnik jest zaangażowany? I. A. Kablukov porównuje zachowanie elektrolitów w różnych rozpuszczalnikach i stwierdza, że ​​uwodnienie jest przyczyną dysocjacji elektrolitów w wodzie. To właśnie ten proces prowadzi do osłabienia wiązań w cząsteczkach i ich rozpadu na jony. Zwolennicy teorii chemicznej, głosząc ideę oddziaływania substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, nie dopuszczali myśli o rozpadzie materii na oddzielne naładowane jony. I. A. Kablukov stwierdził, że chemiczne oddziaływanie rozpuszczalnika z cząsteczkami elektrolitu prowadzi do ich rozkładu na jony. Woda, tworząc związek z cząsteczkami elektrolitu, „rozrywa” je, dzieli na jony. Ponadto tworzy związki z tymi jonami. W rezultacie wysunięto koncepcję hydratacji jonów. (Trzeba powiedzieć, że ideę oddziaływania jonów z wodą, niemal jednocześnie z IA Kablukowem, wyraził inny młody rosyjski chemik WA Kistyakowski.) IA Kablukow konsekwentnie rozwijał tę ideę i bronił w sporze ze zwolennikami fizyki. i teoria chemiczna. Pokazał, że główne zapisy teorii chemicznego oddziaływania substancji oraz fizykalnej teorii van't Hoffa, wzajemnie się uzupełniając, są w stanie wyjaśnić niemal wszystkie fakty związane z rozpuszczaniem się substancji i ich zachowaniem w roztworach. Tak więc, jeśli kwas siarkowy zostanie zmieszany z eterem, to takie rozwiązanie nie przewodzi prądu: oddziaływanie tych substancji jest niewielkie. W tym przypadku sprawdziły się formuły Van't Hoffa. Okazuje się niejako szczególnym przypadkiem ogólnej teorii. Przy silnym oddziaływaniu substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem (na przykład kwasem siarkowym lub siarczanem miedzi CuSO4 z wodą) następuje rozkład na jony. Nie można jednak patrzeć na jony tylko jako na „wolne” cząstki gazopodobne. Kablukow uważał, że woda, rozkładając cząsteczki rozpuszczonego ciała, wchodzi wraz z jonami w niestabilne związki będące w stanie dysocjacji. Według S. Arrheniusa jony poruszają się swobodnie, jak atomy. Jony istnieją w roztworze otoczonym cząsteczkami

woda. Każdy jon odpowiada określonej liczbie cząsteczek zawartych w jego „reszcie”. Tak więc siarczan miedzi ma wzór CuSO4  5H2O. Spośród tych 2-. Cztery cząsteczki wody otaczają jon miedzi i tylko jedna - anion SO 4. Jony ujemne są na ogół słabo uwodnione. Interpretacja jonizacji rozpuszczonych substancji zaproponowana przez I. A. Kablukowa stała się ogólnie przyjęta. „Rozpuszczalnik, działając na rozpuszczone ciało, zmienia jego właściwości fizyczne i chemiczne”, napisał I. A. Kablukov, „a wszystkie właściwości roztworu zależą od wielkości interakcji między rozpuszczonym ciałem a rozpuszczalnikiem”. Koncepcja hydratacji jonów autorstwa IA Kablukowa i VA Kistyakowskiego umożliwiła prawidłowe wyjaśnienie rozkładu substancji na poszczególne naładowane jony, czyli dysocjację elektrolityczną: cząsteczki elektrolitu (kwasy, zasady i sole) w roztworach wodnych rozkładają się na jony działanie cząsteczek wody. Niewielka liczba rozpuszczalników ma ten sam efekt dysocjacji, ale woda niejako się wyróżnia. Jego silne działanie dysocjacyjne wynika z faktu, że cząsteczka wody jest polarna. W cząsteczce wody centra ładunków dodatnich i ujemnych nie pokrywają się i jest to jak pręt z nadmiarem ładunków na końcach. Elektrolity w cząsteczkach mają również nierównomiernie rozłożone ładunki dodatnie i ujemne. Rozważmy proces dysocjacji cząsteczek dowolnego elektrolitu, wykorzystując koncepcje zunifikowanej teorii roztworów (Mendeleev - Van't Hoff - Arrhenius - Kablukov). Wybierzmy na przykład chlorowodór (HCl), tę substancję, której przewodnictwo elektryczne roztworów w różnych rozpuszczalnikach było szeroko badane przez I. A. Kablukowa. Cząsteczka tej substancji jest polarna. Atomy wodoru i chloru mają pewien nadmiar ładunku: pierwszy z nich jest dodatni, a drugi ujemny. Cząsteczki rozpuszczalnika, jeśli mają również przesunięcie ładunku (+ i -), orientują się wokół cząsteczki HCl w bardzo określony sposób. Przyciągane są przeciwne bieguny tych cząsteczek. Teraz wszystko zależy od tego, jak silne jest oddziaływanie chemiczne między jonami tworzącymi HCl a rozpuszczalnikiem. Jeśli jest mały, substancja będzie miała głównie postać całych cząsteczek i praktycznie nie będzie przewodzić prądu elektrycznego. Są to roztwory HCl w eterze i benzenie. W wodzie iw innych mniej lub bardziej polarnych rozpuszczalnikach (np. alkoholu metylowym) oddziaływanie rozpuszczalnika z jonami zawartymi w chlorowodorze jest bardzo dobre. Na przykład kation wodorowy H+ po prostu nie może istnieć sam: ten kation (proton) wiąże się tak mocno z cząsteczką wody, że istnieje tylko w postaci jonu hydroniowego:

H+ + H2O  H3O+ Cząsteczki rozpuszczalników polarnych są przyciągane przez jony bardziej niż kation i anion wiążą się ze sobą w cząsteczce substancji. W efekcie elektrolit dysocjuje: HCl ⇄ H+ + Cl–, a dokładniej jony występują w roztworze w kompleksie z cząsteczkami rozpuszczalnika, jak w szczególności jon Cu2+ z 4H2O; Fe2+ ​​c 6H2O itp. Określa to zmianę właściwości roztworu w porównaniu z charakterystyką rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej, rozpatrywanymi oddzielnie. I. A. Kablukov przeprowadził szereg podstawowych badań różnych rozwiązań. Wyniki jego pracy pozwoliły poszerzyć granice teorii roztworów i rozszerzyć ją na wszystkie media wodne i niewodne, w tym media mieszane składające się z kilku rozpuszczalników. Dało to potężny impuls do dalszego rozwoju teorii jonów w roztworze, zdolności roztworów do przenoszenia ładunków elektrycznych itp.