Pitoisuus on arvo, joka kuvaa liuoksen kvantitatiivista koostumusta.

Liuenneen aineen pitoisuus on liuenneen aineen määrän tai sen massan suhde liuoksen tilavuuteen (mol/l, g/l), eli se on heterogeenisten määrien suhde.

Niitä suureita, jotka ovat samanlaisten määrien suhde (liuenneen aineen massan suhde liuoksen massaan, liuenneen aineen tilavuuden suhde liuoksen tilavuuteen), kutsutaan oikein jakeiksi. Käytännössä kuitenkin molemmissa koostumuksen ilmaisutyypeissä käytetään termiä konsentraatio ja ne puhuvat liuosten konsentraatiosta.

Liuos on homogeeninen järjestelmä, joka koostuu kahdesta tai useammasta aineesta, joista toinen on liuotin ja toinen liuennut aine. Liuos voi olla kyllästetty, ts. sisältää rajallisen määrän liuennutta ainetta ja olla liikkuvassa tasapainotilassa.

Massaosuudet – liuenneen aineen massan suhde liuoksen massaan (jos prosentteina, niin ∙ 100 %).

Moolipitoisuus – С М – liuenneen aineen moolimäärä 1 litrassa liuosta.

missä V on tilavuus (jos tilavuutta ei ole ilmoitettu tehtävässä, niin se tarkoittaa 1 litraa), M on moolimassa.

Normaali (normaali pitoisuus) - C n - liuenneen aineen ekvivalenttien lukumäärä 1 litrassa liuosta.

C n = , missä 1 ekv. – aineekvivalentti (m e)

Aineen ekvivalentti on sen määrä, joka yhdistyy 1 mooliin vetyatomia tai korvaa sellaisen määrän kemiallisissa reaktioissa; tietty määrä grammaa ainetta, joka on numeerisesti yhtä suuri kuin sen ekvivalentti.

Ekvivalenttimassa = yhden ekvivalentin massa.

Vastaava lasketaan:

a) hapon ekvivalentti on yhtä suuri kuin sen moolimassa jaettuna hapon emäksisyydellä (vetyionien lukumäärällä).

b) emäksen ekvivalentti on yhtä suuri kuin sen moolimassa jaettuna emäksen happamuudella (hydroksyyliryhmien lukumäärällä).

c) suolan ekvivalentti on yhtä suuri kuin sen moolimassa jaettuna sen muodostavien kationien tai anionien varausten summalla.

Ekvivalenttilaki: kaikki aineet ovat vuorovaikutuksessa toistensa kanssa samanarvoisina määrinä.

Aineille;

C m1 ∙ V 1 = C n 2 ∙ V 2 liuoksille;

Tiitteri on aineen massa 1 litrassa liuosta.

Otsikko = =

Muistakaamme myös kaava:

m ratkaisu = ρ ∙ V, missä ρ on aineen tiheys.

ρ(liuos) = 1,33 g/ml

() = 49 % tai 0,49

Etsi: C() Ratkaisu:

1. Siirtyäksesi massaosasta moolikonsentraatioon, sinun on laskettava, mikä massa on 1000 ml:lla liuosta:

2. Laske tämän liuoksen massa:

3. Selvitetään kuinka monta moolia 651,7 g sisältää:

4. Laske ortofosforihapon moolipitoisuus liuoksessa:

5. Etsitään ortofosforihapon ekvivalenttipitoisuus liuoksessa:

Kaavan mukaan:

≈ 20 mol/l Vastaus: () = 6,65 mol/l

() ≈ 20 mol/l 4) Kolloidiset liuokset.

Kolloidiset liuokset ovat erittäin dispergoituneita systeemejä, joissa dispergoidun faasin kiinteät hiukkaset jakautuvat tasaisesti nestemäiseen dispersioväliaineeseen.

Kolloidisten hiukkasten rakenne (AgI:n esimerkkiä käyttäen) - se selittää sen tosiasian, että liukenematon aine, ts. sedimentti on jakautunut tasaisesti koko tilavuuteen.

Kolloidisen liuoksen saamisen edellytyksenä on jonkin reagoivan aineen ylimäärä.

– kolloidipartikkelin ydin – misellin ydin on aina liukenematon yhdiste.

Potentiaalia määräävät ionit adsorboituvat ytimen pintaan (ylimäärän aineen ionit).

(Ag + + NO 3 -) – adsorptiokerros on muutos aineen pitoisuudessa faasirajapinnassa.

NO 3 - – vastaionit – täyttävät vastaioniset ja diffuusi (liikkuvat) kerroksen.

Miselli on sähköisesti neutraali ja kiinteä faasi on aina varautunut (sen varauksen määrää potentiaalin määräävien ionien varaus).

Solit (saksan sole latinasta solutio - ratkaisu) ovat ultramikroheterogeenisiä dispersiojärjestelmiä, joiden hiukkaskoko vaihtelee välillä 1 - 100 nm (10 -9 -10 -7 m).

Dispersioväliaineesta riippuen soolit ovat kiinteitä, aerosoleja (kaasumainen dispersioväliaine) ja lyosoleja (nestemäinen dispersioväliaine). Väliaineen laadusta riippuen lyosoleja kutsutaan hydrosoliksi (vesi), organosoleiksi (orgaaninen väliaine) tai tarkemmin sanottuna alkoholiksi (alkoholit), eterosoleiksi, rasvoiksi jne. 3olit ovat väliasemassa todellisten liuosten ja karkeiden järjestelmien (suspensiot) välillä. , emulsiot). Solit diffundoituvat hitaammin kuin epäorgaaniset suolat ja niillä on valoa sirottava vaikutus (Tyndall-ilmiö).

Ni(OH – kolloidisen hiukkasen ydin

Potentiaalin määräävät ionit

( + ) – adsorptiokerros

– vastaionit

Ni(OH + + - kiinteä faasi

– diffuusi kerros 5) Abstrakti. Kemia rakentamisessa.

§ 1. Ratkaisut (määritelmä). Keskittyminen.

Ratkaisut Niitä kutsutaan faaseiksi, joiden koostumusta voidaan muuttaa jatkuvasti (tietyissä rajoissa), eli vaihtelevan koostumuksen 2. Siten liuokset ovat homogeenisia seoksia kahden tai useamman aineen molekyyleistä (erityistapauksissa myös atomeista, ioneista), joiden välillä on fysikaalisia ja usein kemiallisia vuorovaikutuksia.

Minkä tahansa yhdisteen molekyylien yhdistäminen ja solvaatio (liuenneen aineen molekyylien ja liuottimen molekyylien yhdistelmä hauraiksi komplekseiksi), jotka eivät johda erityisen suurten assosiaatioiden muodostumiseen, eivät riko liuoksen homogeenisuutta.

Seoksilla, joissa yhden seoksen komponentin hiukkaset koostuvat suuresta määrästä molekyylejä ja ovat yleensä mikrokiteitä, joilla on monimutkainen pintakerroksen rakenne, on erilainen. Tällaiset seokset ovat heterogeenisia, vaikka ne voivat ensi silmäyksellä näyttää homogeenisilta. Ne ovat mikroheterogeenisiä. Näitä seoksia kutsutaan hajautetut järjestelmät. Jatkuvat siirtymät ovat mahdollisia molempien seosluokkien välillä. Kurssin toinen osa on kuitenkin omistettu hajautettujen järjestelmien ominaisuuksien yksityiskohtaiselle keskustelulle.

Ratkaisut ovat pääsääntöisesti termodynaamisesti stabiileja, eivätkä niiden ominaisuudet riipu aikaisemmasta historiasta, kun taas hajallaan olevat järjestelmät ovat hyvin usein epävakaita ja taipumus muuttua spontaanisti.

Liuoksen yksinkertaisimpia komponentteja, jotka voidaan eristää puhtaassa muodossa ja joita sekoittamalla saadaan minkä tahansa koostumuksen mukaisia ​​liuoksia, kutsutaan liuoksen komponenteiksi.

Monissa tapauksissa niiden jako liuottimiin ja liuenneisiin aineisiin on mielivaltaista. Tyypillisesti komponenttia, joka on ylimäärin muihin verrattuna, kutsutaan liuottimeksi, kun taas muita komponentteja kutsutaan liuenneiksi aineiksi. Siten sinulla voi olla alkoholin tai rikkihapon liuoksia vedessä ja vesiliuoksia alkoholissa tai rikkihapossa. Jos yksi liuoksen komponenteista on nestettä ja muut ovat kaasuja tai kiinteitä aineita, niin liuotinta pidetään nesteenä.

Liuoksen tilan pääparametrit paineen ja lämpötilan ohella ovat pitoisuudet, eli komponenttien suhteelliset määrät liuoksessa. Pitoisuudet voidaan ilmaista eri tavoin eri yksiköissä: komponenttien määrät voidaan suhteuttaa tunnettuun määrään liuosta tai liuotinta, liuenneiden aineiden määrät voidaan ilmaista painoyksiköinä ja mooleina; liuottimen tai liuoksen määrä - painoyksiköinä, mooleina ja tilavuusyksiköinä.

Katsotaanpa joitain yleisimmin käytettyjä menetelmiä ja yksiköitä liuospitoisuuksien mittaamiseen. Merkitään komponenttien massat grammoina ilmaistuna (”painomäärät”) m 1 , m 2, ..., m i , ja komponenttien massojen summa – läpi  m i; grammamolekyylien tai komponenttimoolien lukumäärä - läpi n 1 , n 2 , ..., n i , ja niiden summa on  n i; liuoksen tilavuus – läpi V, määriä puhtaita komponentteja – läpi V 1 , V 2 ... V i . Indeksi 1 Termi "liuotinta" viittaa liuottimeen tapauksissa, joissa jokin liuoksen komponenteista voidaan yksiselitteisesti nimetä sellaiseksi.

Ainemäärät viittaavat tunnettuun liuoksen määrään.

1. ValtaosaW i – komponentin massa liuoksen massayksikköä kohti:

(IV, 1a)

Massaprosentti P i– komponentin massa liuoksen sadassa massayksikössä:

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

2. Mooliosuusx – komponentin moolimäärä yhdessä moolissa liuosta:

(IV, 1c)

Moolifraktiot ovat kätevimpiä liuosten teoreettiseen (termodynaamiseen) tutkimukseen. Lausekkeesta (IV, 1c) käy selväksi, että

x i = 1

3. Tilavuusosuus i– puhtaan komponentin tilavuus liuoksen tilavuusyksikköä kohti:

(IV, 1g)

4. Moolitilavuuspitoisuus – molaarisuus C i– komponentin moolimäärä liuoksen tilavuusyksikköä kohti:

(IV, 1d)

Siinä tapauksessa, että liuoksen tilavuusyksikkö on litra, kutsutaan moolitilavuuspitoisuudeksi molaarisuus.

5. Mooli-painosuhde - komponentin moolimäärä toisen komponentin, tavallisesti liuottimen, tunnettua painoa kohti. Moolipainosuhdetta, joka ilmaistaan ​​komponentin moolimäärällä 1000 g:ssa liuotinta, kutsutaan molaalisuusM i :

(IV, 1e)

Pitoisuudet voidaan ilmaista myös muina yksiköinä.

Voit siirtyä pitoisuusyksiköstä toiseen laatimalla yhtälön näiden yksiköiden väliselle suhteelle. Konsentraatiotilavuusyksiköiden muuntamiseen paino- tai mooliyksiköiksi ja päinvastoin on tarpeen tietää liuoksen tiheys. On syytä muistaa, että vain hyvin laimeissa liuoksissa (eli komponentille, jonka määrä on pieni muihin verrattuna) eri yksiköissä ilmaistut pitoisuudet ovat verrannollisia toisiinsa.

§ 2. Liuosten molekyylirakenteesta

Ajatus nesteestä täysin amorfisena faasina, jossa molekyylit sijaitsevat satunnaisesti, kuten kaasumolekyylit, on nyt hylätty. Valon- ja röntgensirontatutkimukset ovat osoittaneet, että nesteissä on kiderakenteen elementtejä (ns. lyhyen kantaman järjestyksen esiintyminen molekyylien järjestelyssä) ja ovat tässä suhteessa välimuoto kiinteiden kiteiden ja kaasujen välillä. Nesteen lämmetessä sen rakenteen samankaltaisuus kiteiden kanssa vähenee ja kaasujen kanssa lisääntyy.

Yksittäisten nesteiden molekyylien välinen vuorovaikutus on pääasiassa van der Waalsin vuorovaikutusta. Tämä nimi yhdistää useita molekyylien välisiä vetovoimatyyppejä, jotka ovat sähköstaattisen vuorovaikutuksen erikoistapauksia. Näitä ovat: orientaatioveto pysyvän dipolin omaavien molekyylien välillä, induktiivinen vetovoima pysyvän dipolin omaavien molekyylien ja indusoidun dipolin omaavien molekyylien välillä ja dispersiivinen vetovoima molekyylien hetkellisten dipolien välillä, joiden momentti värähtelee nollan ympärillä.

Molekyylien keskinäisen vetovoiman energia kaikissa näissä vuorovaikutuksissa on kääntäen verrannollinen niiden välisen etäisyyden kuudenteen potenssiin. Nämä vuorovaikutukset johtavat joissakin tapauksissa nestemolekyylien (niin kutsuttujen assosioituneiden nesteiden) yhdistymiseen. Assosioituneen nesteen molekyylien välille muodostuu epästabiileja sidoksia. Näihin sidoksiin kuuluu vetysidos, joka syntyy johtuen yhden molekyylin protonin sähköstaattisesta vetovoimasta toisen molekyylin anioniin tai elektronegatiiviseen atomiin (pääasiassa fluori-, happi-, typpi-, klooriatomit).

Molekyylien vetovoimaa torjuu repulsio, joka on tärkeä lyhyillä etäisyyksillä ja johtuu pääasiassa elektronikuorten vuorovaikutuksesta. Tämä hylkiminen yhdistettynä lämpöliikkeeseen tasapainottaa vetovoimaa. Siten liikkuvien (värähtelevien, pyörivien ja satunnaisesti liikkuvien) nestemolekyylien välille muodostuu keskimääräiset tasapainoetäisyydet.

Termodynaaminen mitta molekyylien vuorovaikutuksesta nesteessä tunnetuissa rajoissa voi olla määrä ( U/  V) P .

Liuoksessa yhden komponentin molekyylien (homogeeniset molekyylit) välisen vuorovaikutuksen ohella eri komponenttien molekyylien (erilaiset molekyylit) välillä on vuorovaikutusta. Nämä vuorovaikutukset, kemiallisen reaktion puuttuessa, kuten puhtaassa nesteessä, ovat van der Waals. Kuitenkin liuenneen aineen (toinen komponentti) molekyylit muuttavat liuotinmolekyylin ympäristöä (ensimmäinen komponentti) voivat merkittävästi muuttaa vuorovaikutuksen voimakkuutta jälkimmäisen molekyylien välillä ja itse ovat vuorovaikutuksessa keskenään eri tavalla kuin puhtaassa. toinen komponentti. Erilaisten molekyylien välinen vuorovaikutus voi noudattaa erilaisia ​​malleja kuin homogeenisten molekyylien välinen vuorovaikutus.

Taipumus assosiaatioon (samankaltaisten molekyylien yhdistäminen) ja solvataatioon (erilaisten molekyylien yhdistäminen) kilpailevat.

Tarkastellaan tässä esimerkkeinä kaavioita, jotka kuvaavat binääristen nestejärjestelmien joidenkin ominaisuuksien riippuvuutta niiden koostumuksesta, joista voimme todeta kemiallisen yhdisteen läsnäolon liuoksen komponenttien välillä. Kuva 4 esittää isotermien sekoituslämpöä ( K) komponentit, tilavuuspuristus (  V) sekoituksen ja viskositeetin aikana (  ) piperidiini-allyylisinappiöljyn (C 3 N 5 NCS) liuokset. Kaikilla ominaisuuksilla on enemmän tai vähemmän jyrkkä katkeaminen enintään komponenttisuhteella 1:1. Katkopiste maksimissaan ns yksittäinen piste, osoittaa vahvan kemiallisen yhdisteen muodostumista, joka sisältää komponentteja annetussa suhteessa.

Kuva 4. Joidenkin C 3 H 5 NCS - C 5 H 10 NH -liuoksen ominaisuuksien riippuvuus koostumuksesta.

Näin ollen yksifaasisten nestejärjestelmien fysikaalis-kemiallinen analyysi antaa joissakin tapauksissa selkeitä viitteitä tiettyjen kemiallisten yhdisteiden olemassaolosta. Useimmiten tiettyjen yhdisteiden olemassaoloa liuoksessa ei voida osoittaa.

§ 3. Ratkaisuteorioista

Liukenemista pidettiin pitkään ensisijaisesti kemiallisena prosessina. Tämän näkemyksen yhtyi myös D.I. Mendelejev, joka jätti tarkastelun ulkopuolelle luonteeltaan samankaltaisten nesteiden seokset (esimerkiksi hiilivetyjen seokset). Erilaisen näkemyksen liukenemisprosessista kehitti yksi "fysikaalisen" ratkaisuteorian merkittävistä edustajista, V. F. Alekseev, joka hahmotteli (1870–1880) selkeän näkökulman liukenemiseen molekyylien liikkeen ja keskinäisen kokonaistuloksena. molekyylien adheesio. Alekseev piti kemiallista vuorovaikutusta tärkeänä, mutta ei pakollisena tekijänä liukenemisessa ja väitteli Mendelejevin kanssa.

Myöhemmin Mendelejev tunnusti fyysisen tekijän tärkeän roolin ratkaisujen muodostumisessa, mutta vastusti äärimmäistä, puhtaasti fyysistä näkemystä ratkaisujen luonteesta. Liuosten fysikaalinen teoria sai erityistä kehitystä viime vuosisadan 80-luvun jälkeen laimeiden liuosten tutkimuksen edistymisen yhteydessä (Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald). Ensimmäinen kvantitatiivinen liuosteoria luotiin, joka liittyi ajatukseen liuenneesta aineesta kaasuna, joka leviää inertissä liuottimessa. Pian kuitenkin havaittiin, että van't Hoff–Arrheniuksen kvantitatiivinen teoria pätee vain erittäin laimeille liuoksille. Monet tosiasiat viittasivat ratkaisun komponenttien vuorovaikutukseen. Kaikki yritykset tarkastella minkä tahansa pitoisuuden ratkaisuja yhdestä näkökulmasta johtivat tarpeeseen ottaa huomioon kemiallinen tekijä.

Viime vuosikymmeninä näiden kahden näkemyksen välinen kamppailu on väistynyt molempien tekijöiden tärkeyden ja niiden vastustamisen mahdottomuuden tunnustamiselle. Eri aineiden liuosten ominaisuuksia kattavien lakien monimutkaisuus ja monimuotoisuus tekee kuitenkin ratkaisuteoriasta molekyylifysiikan ja kemiallisten sidosten tutkimuksen vaikeimman ongelman.

Poikkeamia yksinkertaisimmista ominaisuuksista aiheuttaa esimerkiksi molekyylien polariteetti. Polaaristen molekyylien liuoksissa tapahtuu assosiaatio- ja solvataatioilmiöitä, joiden seurauksena liuoksen ominaisuudet monimutkaistuvat. Liuoksen ominaisuuksien poikkeamat yksinkertaisimmista johtuu myös liuoksen komponenttien kemiallisesta vuorovaikutuksesta. Siihen liittyy tavallisesti lämmön vapautuminen ja komponenttimolekyylien, jotka ovat osittain sitoutuneet monimutkaisempiin yhdisteisiin, siirtymisen todennäköisyyteen kaasufaasiin.

LUKU V. TASAPAINO: NESTELIUOS – KYLLÄISTÄ ​​HÖYRY

§ 1. Binääristen nestemäisten liuosten kylläinen höyrynpaine

Nesteliuoksen (kyllästynyt höyry) kanssa tasapainossa oleva kaasufaasi sisältää yleensä kaikki liuoksen komponentit ja kylläisen höyryn paine, jota usein kutsutaan myös höyrynpaineeksi, on komponenttien osapaineiden summa 3 . Usein yksittäiset komponentit ovat kuitenkin haihtumattomia tietyssä lämpötilassa ja käytännössä puuttuvat kaasufaasista.

Höyryn kokonaispaine (kokonaispaine tai kokonaispaine) ja osapaineet ovat lämpötilan ja liuoksen koostumuksen funktioita. Vakiolämpötilassa komponenttien A ja B binääriliuoksen tilan määrää yksi muuttuja - yhden komponentin pitoisuus.

Kätevä pitoisuuden mitta on mooliosuus. Merkitään mooliosuutta x 2 toinen komponentti liuoksessa läpi X. Ilmeisesti ensimmäisen komponentin mooliosuus X 1 = 1 – X. Muutoksen rajat X 1 Ja x 2 ovat nolla ja yksi; siksi kaaviolla, joka esittää liuoksen höyrynpaineen riippuvuutta sen koostumuksesta (paine-koostumuskaavio), on äärellinen laajennus. Yksi mahdollisista kaaviotyypeistä P – x kahden nesteen liuokselle, jotka sekoittuvat kaikilta osin (mooliosuus X ottaa minkä tahansa arvon - nollasta yhteen) on esitetty kuvassa 5. Käyrän ääripisteet P = f(x) ovat puhtaiden nesteiden tyydyttyneen höyryn paineita Ja . Kokonaishöyrynpaine millä tahansa arvolla X yhtä suuri kuin komponenttien osapaineiden summa: P = P 1 + P 2 .

Kyllästetyn höyryn koostumus määräytyy höyryfaasissa olevien komponenttien mooliosuuksien mukaan X" 1 ja X" 2 ,. Osasuureiden määritelmän mukaan (Daltonin yhtälö):

x" 1 =x" 2 =

§ 2. Raoultin laki. Ihanteellisia ratkaisuja. Erittäin laimennetut liuokset

Yksinkertaisimmassa tapauksessa liuottimen osittaisen höyrynpaineen riippuvuus binääriliuoksen koostumuksesta on seuraavanlainen:

Liuottimen osapaine höyryfaasissa on verrannollinen sen mooliosuuteen liuoksessa.

Kuva 5. Binääriliuoksen kokonais- ja osahöyrynpaineet: dibromipropaani - dibromietaani. Osittaiset paineet kaaviossa P – x on kuvattu suorilla viivoilla.

Yhtälölle (V, 1) voidaan antaa eri muoto:

(V, 2)

Liuottimen osapaineen suhteellinen lasku höyryfaasissa on yhtä suuri kuin liuenneen aineen (toinen komponentti) mooliosuus. Yhtälöt (V, 1) ja (V, 2) ovat lausekkeita Raoultin laki (1886). Raoultin lakia, joka ilmaistaan ​​yhtälön muodossa (V, 1), voidaan soveltaa sellaisiin liuoksiin, joiden kylläinen höyry käyttäytyy ihanteellisen kaasun tavoin ja vain harvat liuokset noudattavat tätä lakia riittävällä tarkkuudella missä tahansa pitoisuudessa (ts. arvoilla x, jotka vaihtelevat välillä 0-1).

Tyypillisesti lämpötilan noustessa (kun kylläisen höyryn paine on suhteellisen alhainen), poikkeamat Raoultin laista muodossa (V, 1) pienenevät. Mutta riittävän korkeissa lämpötiloissa, kun liuoksen kylläisen höyryn paine on erittäin korkea, yhtälö (V, 1) muuttuu epätarkkaksi, koska höyryn poikkeamat ideaalikaasulakista kasvavat.

Raoultin lakia yhtälön (V, 1) muodossa kaikissa pitoisuuksissa ja lämpötiloissa noudattavia ratkaisuja kutsutaan ns. ihanteelliset (täydelliset) ratkaisut, ne ovat äärimmäisiä, yksinkertaisimpia nestemäisiä liuoksia.

On helppo osoittaa, että jos yhtälö (V, 1) täyttyy liuotinhöyrylle, niin samanlainen yhtälö on noudatettava toisen, liuenneen komponentin höyrylle.

(V, 3)

Yhtälöt (V, 1) ja (V, 3) heijastavat ihanteellisten ratkaisujen osapaineiden ominaisuuksia alhaisissa paineissa. Näiden yhtälöiden joukkoa kutsutaan yhdistetty Raoultin laki – Henry. Yleensä monikomponenttiselle ihanteellinen ratkaisu matalilla paineilla saamme:

(V, 4)

Yhtälöt (V, 1), (V, 3) ja (V, 4) toimivat jatkossakin lähtökohdina ihanteellisten ratkaisujen termodynaamisten ominaisuuksien tutkimisessa matalissa paineissa.

Ihanteellisen binääriliuoksen kokonaishöyrynpaine on yhtä suuri kuin

on myös mooliosuuden lineaarinen funktio.

Esimerkkejä ihanteellisista ratkaisuista (katso kuva 5) ovat seokset: bentseeni - tolueeni, bentseeni - dikloorietaani, heksaani - oktaani ja muut.

Ihanteellisen liuoksen ja sen kyllästetyn höyryn koostumukset ovat erilaisia, ts. X. Tässä tapauksessa on helppo löytää yhteys Ja X. Itse asiassa toisen komponentin pitoisuus höyryssä
. Arvon korvaaminen tähän lausekkeeseen P 2 Raoultin laista (yhtälö (V, 3)) ja arvo P yhtälöstä (V, 5), saamme:

(V, 6)

Tästä on selvää, että = x vain silloin, kun molempien puhtaiden komponenttien tyydyttyneen höyryn paineet ovat yhtä suuret, eli kun
.

§ 3. Todelliset ratkaisut. Positiiviset ja negatiiviset poikkeamat Raoultin laista

Raoultin laki ei päde todellisiin ratkaisuihin. Näiden liuosten osapaineet ovat suurempia tai pienempiä kuin ihanteellisten ratkaisujen höyrynpaineet. Poikkeamia Raoultin laista ensimmäisessä tapauksessa kutsutaan positiivinen(kokonaishöyrynpaine on suurempi kuin lisäainearvo), ja toisessa tapauksessa – negatiivinen(kokonaishöyrynpaine on pienempi kuin lisäysarvo).

Esimerkkejä ratkaisuista, joilla on positiivisia poikkeamia Raoultin laeista, ovat seuraavat ratkaisut: asetoni - etyylialkoholi, bentseeni - asetoni, vesi - metyylialkoholi.

Kuva 6. Kaavio höyrynpaineesta C 6 H 6 – (CH 3) 2 CO:n liuoksessa.

Kuva 6 esittää kaaviota P – X jollekin näistä liuoksista (bentseeni - asetoni).

Negatiivisia poikkeamia Raoultin laeista ovat esimerkiksi liuokset: kloroformi - bentseeni, kloroformi - dietyylieetteri.

Kloroformi-dietyylieetteriliuoksen höyrynpainekaavio on esitetty kuvassa 7.

Kuva 7. Kaavio höyrynpaineesta liuoksessa (C 2 H 5) 2 O – CHCl 3.

Kokonaispainearvot P näissä järjestelmissä muuttuvat monotonisesti arvon muutoksen myötä X. Jos poikkeamat ideaalisten ratkaisujen laista ovat suuria, niin kokonaishöyrynpainekäyrä kulkee maksimin tai minimin läpi.

Todellisten ratkaisujen positiiviset ja negatiiviset poikkeamat Raoultin laista johtuvat useista tekijöistä. Jos liuoksessa olevat erilaiset molekyylit houkuttelevat toisiaan pienemmällä voimalla kuin homogeeniset, tämä helpottaa molekyylien siirtymistä nestefaasista kaasufaasiin (verrattuna puhtaisiin nesteisiin) ja havaitaan positiivisia poikkeamia Raoultin laista. Erilaisten molekyylien keskinäisen vetovoiman vahvistaminen liuoksessa (solvataatio, vetysidoksen muodostuminen, kemiallisen yhdisteen muodostuminen) vaikeuttaa molekyylien siirtymistä kaasufaasiin, joten negatiivisia poikkeamia Raoultin laista havaitaan.

On syytä muistaa, että positiivisia ja negatiivisia poikkeamia aiheuttavat tekijät voivat vaikuttaa ratkaisussa samanaikaisesti, joten havaitut poikkeamat ovat usein seurausta vastakkaisen etumerkin poikkeamien superpositiosta. Vastakkaisten tekijöiden samanaikainen toiminta näkyy erityisen selkeästi ratkaisuissa, joissa Raoult-Henryn laista poikkeamien merkki muuttuu keskittymisen muuttuessa.

§ 4. Nesteen ja höyryn tasapainokaaviot binäärijärjestelmissä. Konovalovin ensimmäinen laki. Jakotislaus

Kuvissa 5, 6, 7 on esitetty binääriliuoksen kokonaishöyrynpaine liuoksen koostumuksen funktiona. Argumenttina voidaan käyttää myös höyryn koostumusta, joka määräytyy osapainekäyristä ja eroaa nesteliuoksen koostumuksesta. Tällä tavalla voit saada toisen käyrän järjestelmän samasta ominaisuudesta - liuoksen kylläisen höyryn kokonaispaineesta riippuen toisesta argumentista - höyryn koostumuksesta.

Kuvassa 8 on kaaviokuva - binääriliuoksen tasapainoisotermi - höyry. Mikä tahansa piste kaavion tasolla luonnehtii järjestelmän kokonaiskoostumusta (koordinaatti X) Ja paine (koordinaatti P) ja sitä kutsutaan kuvaannollinen kohta. Ylempi käyrä näyttää kylläisen höyryn paineen riippuvuuden nesteen koostumuksesta ja alempi käyrä näyttää kylläisen höyryn paineen riippuvuuden höyryn koostumuksesta. Nämä käyrät jakavat kaaviotason kolmeen kenttään. Ylämarginaali peittää arvot x jaP, jossa on vain yksi nestefaasi - liuos, jonka koostumus vaihtelee. Alempi kenttä vastaa kaasuseosta, jonka koostumus vaihtelee. Mikä tahansa kuviollinen piste ylä- ja alakentässä kuvaa yhden todella olemassa olevan vaiheen tilaa. Ala , kahden käyrän välissä oleva vastaa kaksivaiheista järjestelmää. Järjestelmä, jonka painetta ja koostumusta heijastaa tässä kentässä oleva kuvapiste, koostuu kahdesta faasista - liuoksesta ja kyllästetystä höyrystä. Näiden vaiheiden kokoonpano määräytyy järjestelmän kuviopisteen läpi kulkevan isobaarin leikkauskohdassa ylemmän ja alemman käyrän kanssa olevien pisteiden koordinaateista. Esimerkiksi järjestelmä, jolle on ominaista kuviollinen piste k, koostuu kahdesta tasapainofaasista, joiden kokoonpano määräytyy pisteiden mukaan A Ja b. Piste A, alemmalla käyrällä makaaminen luonnehtii kylläisen höyryn koostumusta ja pistettä b, ylemmällä käyrällä on liuoksen koostumus. Alempaa käyrää kutsutaan höyryhaaraksi, ylempää käyrää kutsutaan nestehaaraksi.

Kuva 8. Binäärijärjestelmän koostumus-painekaavio.

Koostumuksen tyydyttymättömän höyryn isotermisen puristuksen aikana X 1 järjestelmän kuviopiste siirtyy pystysuunnassa ylöspäin, pisteestä alkaa höyryn tiivistyminen A(Kuva 8) tunnetulla painearvolla P. Ensimmäisillä nestepisaroilla on koostumus X 2 ; tuloksena oleva neste sisältää vähemmän komponenttia A kuin kondensoituva höyry.

Paineen isotermisellä laskulla nestemäinen koostumus on X 3 alkaa haihtua jossain vaiheessa d, antaa höyrykoostumuksen x 4 (piste e); muodostuva höyry sisältää enemmän komponenttia A kuin haihtuva neste. Näin ollen komponentti A on aina vallitseva höyryssä verrattuna sen kanssa tasapainossa olevaan nesteeseen, jonka lisääminen järjestelmään, kuten kaaviosta näkyy, lisää höyryn kokonaispainetta.

Edellä esitetyn perusteella voidaan helposti tehdä seuraava johtopäätös: kylläinen höyry on tasapainoliuokseen verrattuna suhteellisen rikkaampi siinä komponentissa, jonka lisääminen järjestelmään lisää höyryn kokonaispainetta. Tämä - Konovalovin ensimmäinen laki (1881), joka pätee kaikkiin stabiileihin ratkaisuihin.

Tarkastellaan myös liuosten haihtumis- ja kondensaatioilmiöitä isobardiagrammin kiehumispiste – liuoksen koostumus avulla.

Kaaviot t kip. – X voidaan rakentaa kokeellisista tiedoista tai isotermisten kaavioiden sarjasta P – X. Jokaisessa kaaviossa P- X, Valmistettu tietyssä lämpötilassa, löydetään yhdessä esiintyvän liuoksen ja höyryn koostumukset tietyssä paineessa. Perustuu kaikista isotermeistä saatuihin tuloksiin P- X Tietyn paineen tiedoista muodostetaan yksi isobarinen kaavio t kip. – X.

Kaavio t kip. – X on esitetty kaavamaisesti kuvassa 9. Koska komponentti A, jolla on korkeampi kylläisen höyryn paine (Kuva 8) on alhaisempi kiehumispiste tietyssä paineessa ( ), sitten kaavio t kip. - X on peilimäinen ulkonäkö suhteessa kaavioon P – X(on vain laadullinen samankaltaisuus).

Kaavion ylin kenttä t kip. – X vastaa höyryä ja pohja vastaa nestettä. Ylempi käyrä on höyryhaara ja alempi käyrä on nestehaara.

Kuva 9. Kaavio kiehumispiste - binäärijärjestelmän koostumus.

Tislauskolonneissa peräkkäiset tislaukset yhdistetään yhdeksi automatisoiduksi prosessiksi, mikä johtaa nesteliuoksen komponenttien erottamiseen (oikaisu).Öljyn teollinen erottelu jakeiksi (öljyn primäärinen jalostus) perustuu määriteltyyn prosessiin.

Lopuksi annamme toisen muotoilun Konovalovin ensimmäisestä laista:

Kyllästetyssä höyryssä, joka on tasapainossa nestemäisen binääriliuoksen kanssa, komponentin suhteellinen pitoisuus, joka on T = konst on korkeampi höyrynpainearvo verrattuna toiseen komponenttiin tai milloinP = konst sillä on alhaisempi kiehumispiste verrattuna, toisin sanoen höyryssä on nesteeseen verrattuna suhteellisen rikkaampi haihtuvampi komponentti.

minä . Johdanto.

Viime oppitunnilla kirjoitit esitelmän aiheesta "Epäorgaanisten aineiden pääluokat". Tämän työn tulokset ovat seuraavat...

Tähän asti olemme puhuneet erillisistä, yksittäisistä aineista, nyt siirrymme tarkastelemaan monikomponenttijärjestelmiä, jotka koostuvat kahdesta tai useammasta aineesta.

Tämän päivän oppituntimme aiheena on "Ratkaisujen keskittyminen". aiheen kirjoittaminen muistikirjaan

II . Tiedon testaus ja yleistäminen.

Aloitetaan vastaamalla seuraaviin kysymyksiin:

1 .Mitä ratkaisua kutsutaan?

(Ratkaisu- tämä on homogeeninen fysikaalis-kemiallinen järjestelmä, joka koostuu kahdesta tai useammasta osasta (komponentista), joiden suhteelliset määrät voivat vaihdella melko laajoissa rajoissa.)

2. Miksi kutsumme ratkaisua homogeeniseksi ja fysikaalis-kemialliseksi järjestelmäksi?

(Homogeeninen, koska kaikki komponentit ovat samassa aggregaatiotilassa.)

3 .Kumpi?

(Liuokset voivat olla kiinteitä, nestemäisiä, kaasumaisia. Esimerkkejä kiinteistä liuoksista ovat metalliseokset, kaasumaiset liuokset ovat ilma).

Ratkaisu on fysikaalis-kemiallinen järjestelmä, koska

A) liuosten homogeenisuus tekee niistä hyvin samanlaisia ​​kuin kemialliset yhdisteet;

B) Lämmön vapautuminen joidenkin aineiden liukenemisen aikana osoittaa myös liuottimen ja liuenneen aineen välistä kemiallista vuorovaikutusta.

SISÄÄN) Ero liuosten ja kemiallisten yhdisteiden välillä on se, että liuoksen koostumus voi vaihdella laajoissa rajoissa. Liuotettuna aineet voivat saada kemiallisia ominaisuuksia, jotka eivät esiinny yksittäisessä muodossa.

G) Lisäksi liuoksen ominaisuuksista voidaan havaita monia sen yksittäisten komponenttien ominaisuuksia, mitä ei havaita kemiallisen yhdisteen tapauksessa.

Kaaviomerkintä:

Ratkaisut

Signs Signs

Fysikaalisen järjestelmän kemiallinen järjestelmä

(mekaaniset seokset) (kemialliset yhdisteet)

Koostumuksen epäjohdonmukaisuus - koostumuksen yhtenäisyys

Ilmeneminen yksittäisten - korostaa Q johtuu

tuhoutumiskomponenttien ja sidosten muodostumisen ominaisuudet

Liuosten koostumuksen vaihtelevuus tuo ne lähemmäksi mekaanisia, joten liuokset ovat mekaanisten seosten ja kemiallisten yhdisteiden välissä.

4. Mitä aineita kutsutaan liuottimiksi? Tai kuinka määrittää, mikä liuoksessa oleva aine on liuotin ja mikä liuennut aine?

(Liuotin harkitse sitä liuoksen komponenttia, joka puhtaassa muodossaan oli samassa aggregaatiotilassa kuin tuloksena oleva liuos. Jos molemmat komponentit olivat identtisessä aggregaatiotilassa ennen liuoksen valmistusta, niin liuottimena pidetään suurempia määriä otettua ainetta (esim. alkoholi ja vesi).

5. Selvitimme, mikä on liuos, liuennut aine ja liuotin. Mikä on hajoamisprosessi?

(Liukeneminen on prosessi, jossa liuenneen aineen hiukkaset (molekyylit, ionit) jakautuvat tasaisesti liuotinmolekyylien välillä.

6. Ja vain se? Murtuuko ja muodostuu sidoksia hajoamisen aikana? Selittää.

(Kyllä, esimerkiksi kun kide liukenee nesteeseen, tapahtuu seuraavaa: [sivu 210 Glinka-oppikirja]).

Kun kide viedään nesteeseen, yksittäiset molekyylit irtoavat sen pinnasta. Jälkimmäiset ovat diffuusion vuoksi jakautuneet tasaisesti koko liuottimen tilavuuteen. Molekyylien erottuminen kiinteän aineen pinnasta johtuu toisaalta niiden omista värähtelyliikkeistä ja toisaalta liuotinmolekyyleistä tulevasta vetovoimasta. Tätä prosessia olisi jatkettava, kunnes mikä tahansa määrä kiteitä on täysin liuennut, jos käänteinen prosessi, kiteytyminen, ei tapahtuisi samanaikaisesti. Molekyylit, jotka ovat siirtyneet liuokseen osuen aineen pintaan, joka ei ole vielä liuennut, vetäytyvät jälleen siihen ja tulevat osaksi sen kiteitä.

7. Luuletko, että tietyssä lämpötilassa liukenevan aineen määrä on rajoittamaton?

(Ei. Aineen liukenemiskyky on aina rajoitettu.)

8 . Kuinka voimme määrittää, kuinka paljon ainetta voi liueta tietyllä T, V:llä?

(Aineen määrää, joka voi liueta tietyssä lämpötilassa tiettyyn määrään liuotinta, kutsutaan liukoisuudeksi).

On olemassa useita tapoja ilmaista liukoisuutta:

g tai mooli liuennutta ainetta 1 dm 3 (1 l) liuoksessa – g/dm 3 liuosta (g/l liuosta) tai g ainetta 100 g:ssa liuotinta – g/100 g liuosta jne.

Eri aineiden liukoisuus veteen voi vaihdella suuresti. Esimerkiksi lämpötilassa T = 25 C NaCl:n liukoisuus veteen on 36 g per 100 g H20:ta. Samoissa olosuhteissa AgCl:n liukoisuus on vain 0,00014 g 100 g:ssa vettä.

9 . Entä jos yritämme liuottaa 40 g NaCl:a 100 g:aan H 2 O:ta lämpötilassa T = 25 C?

(Ei, emme onnistu, koska jokaisella aineella on oma liukoisuusraja veteen. Näissä olosuhteissa vain 36 g NaCl:a liukenee 100 g:aan H 2 O:ta ja 4 g jää kiteinä (saostua).

10. Mikä on liuoksen nimi, jossa aine ei enää liukene tietyssä lämpötilassa?

(Kyllästynyt. Jos aine voi vielä liueta tiettyyn liuokseen, sitä kutsutaan tyydyttymätön).

Yllä olevasta seuraa, että

III . Uuden materiaalin selitys.

Aineen pitoisuus kyllästetyssä liuoksessa on yhtä suuri kuin sen liukoisuus; aineen pitoisuus tyydyttymättömässä liuoksessa on aina pienempi kuin liukoisuusarvo.

Riippuu mielestäsi aineiden liukoisuus olosuhteista? Selittää.

(Kyllä. Useimpien kiinteiden aineiden liukoisuus kasvaa lämpötilan noustessa. Kaasuilla ja nesteillä se on yleensä päinvastoin.

Mitä liuoksia kutsutaan laimennetuiksi ja konsentroiduiksi?

(Liuosten jako laimeaan ja väkevöityyn on ehdollista. Esimerkiksi väkevä rikkihappo sisältää 98 % H 2 SO 4:a ja 2 % H 2 O. Tämän hapon 40 % liuosta pidetään jo laimeana. Samalla väkevä HCl-liuos sisältää vain 36 % HCl... Ehdollisesti laimennettuja ovat liuokset, jotka sisältävät enintään 1 mooli liuennutta ainetta 1 dm 3:ssa (l).

Menetelmät liuoskoostumuksen kvantitatiiviseen ilmaisemiseen ovat erittäin tärkeitä kemian ja tekniikan kannalta. johon nyt käännymme.

Liuosten kvantitatiivisen koostumuksen ilmaisumenetelmät.

Liuenneen aineen ja liuottimen määrät voidaan mitata eri yksiköissä. Tämän vuoksi on olemassa useita tapoja ilmaista koostumusta.

1. Liuenneen aineen massaosa

Valtaosa w näyttää kuinka paljon liuennutta ainetta sisältää 100 g liuosta.

On muistettava, että m r-ra = m r.v-va + m r-la

Esimerkki: Kuinka monta g sokeria on liuotettava 500 g:aan vettä, jotta saadaan aikaan liuos, jonka massaosuus on 5?

Ratkaisu: Merkitään sitten tarvittava sokerimäärä x:llä

m r.v-va =x

m liuos =x+ m H20 =x+500

2. Liuoksen moolipitoisuus

Molaarinen pitoisuus C m näyttää liuenneen aineen määrän? moolia kohden, joka sisältyy 1 dm 3 (1 l) liuokseen.

Laskenta suoritetaan seuraavan kaavan mukaan:

Esimerkki: Mikä on glukoosiliuoksen moolipitoisuus 500 cm 3:ssä, joka sisältää 2 g glukoosia C 6 H 12 O 6?

Ratkaisu: Muista, että aineen määrä lasketaan seuraavasti

Sitten C m = = mol/dm 3.

Esimerkki: Sakkaroosin massaosuus liuoksessa on 10 %. Mikä on sakkaroosin moolipitoisuus, jos liuoksen tiheys on 1,1 g/cm3.

Ratkaisu: Olkoon V liuos = 1 dm 3 tai 1 l, silloin 1 dm 3:n massa on 1100 g ja sakkaroosin m on yhtä suuri:

x = 110 g; M(C12H22O11) = 342 g/mol,

silloin C m = 0,322 mol/dm3

Vastaus: 0,322 mol/dm3

3. Molaarinen konsentraatioekvivalentti (normaali).

Ymmärtääksemme paremmin tämän menetelmän ydintä, tarkastellaan joitain peruskäsitteitä.

Vastaava Sitä kutsutaan todelliseksi tai ehdolliseksi hiukkaseksi, joka voi korvata, kiinnittyä, vapauttaa tai olla jollain muulla tavalla ekvivalentti yhden vetyionin kanssa happo-emäs- tai ioninvaihtoreaktioissa tai yhtä e hapetus-pelkistysreaktioissa. Reaktiot.

Esimerkiksi kaliumhydroksidin ja suolahapon ekvivalentti on KOH-molekyyli ja HCl-molekyyli, rikkihappo, vastaavasti? H2SO4-molekyylejä

HCl+NaOH=NaCl+H20

2HCl+Ca(OH)2 =CaCl2+2H20

3HCl+Al(OH)3 =AlCl3+3H20

Ensimmäisessä reaktiossa yksi vetyioni vastaa NaOH-molekyyliä; toisessa reaktiossa yksi vetyyyli vastaa Ca(OH)2-molekyylin tavanomaista partikkelipuoliskoa; kolmannessa reaktiossa ekvivalentti on kolmasosa Al(OH)3-molekyylistä.

Ekvivalenssitekijä - luku, joka osoittaa, mikä osa todellisesta hiukkasesta X vastaa yhtä vety-ionia tietyssä happo-emäsreaktiossa tai yhtä elektronia tietyssä redox-reaktiossa.

Aineen X ekvivalenssikerroin merkitään f ekviv (X).

Seuraavissa reaktioissa:

f eq (NaOH) = 1; f eq (Ca(OH)2) = 1/2; f eq (Al(OH)3) = 1/3.

Kaikissa tapauksissa:

f eq (happo) = 1/emäksisyys;

f eq (emäs) = 1/happo;

f eq ( suolat) = 1/kationien lukumäärä * valenssi Me);

f eq (hapettava aine) = 1/otetun e:n lukumäärä

f eq (pelkistävä aine) = 1/määrä annettua e.

Aineen X ekvivalentin moolimassa on:

Aineen X ekvivalenssitekijän ja sen moolimassan tulo.

M eq(X) = f eq(X)*M(f) . tarkoittaa,

M ekv (NaOH) = 1 * 40 = 40 g/mol;

M ekv (Ca(OH)2) = 1/2*74 = 37 g/mol;

M ekv.(Al(OH)3) = 1/3*78 = g/mol.

Vastaavan aineen määrä on yhtä suuri kuin aineen X massa jaettuna ekvivalentin molekyylimassalla (moolimassalla).

Esimerkiksi,

Aineen X ekvivalentin moolipitoisuus (normaali) Сн ja ilmaistaan ​​moleq/dm3:na.

Molaarinen konsentraatioekvivalentti– ekvivalentin aineen määrän suhde liuoksen tilavuuteen.

СН=, missä V on tilavuus dm 3:na

Esimerkki: 150 g vettä liuotettiin 1 dm 3:een vettä. Saadun liuoksen tiheys on 1,1 g/cm3. Määritä ekvivalentin moolipitoisuus (normaali).

Ratkaisu: Saadun liuoksen massa: 1000+150=1150g

V-koko = 1150/1,1 = 1045 cm3 = 10,45 dm3

Eq. (H2S04) = m. (H2S04)/M ekv. (H2SO4)

Eq. (H2S04) = 150/49 = 3,06 mol-ekv.

Eq. . (H2SO4)=? ekv. (H2SO4)/V = 3,06/1,045 = 2,93 mol-ekv/dm3

Vastaus: CH = 2,93 mol-ekvivalentti/dm 3

3. Ratkaisun molality

Ratkaisun molality - liuenneen aineen määrä 1 kg:aa liuotinta kohti.

Сm – nimitys; ilmaistuna mol/kg.

Сm=

Esimerkki: Kaliumhydroksidin massaosuus liuoksessa on 10 %. Laske liuoksen molaalisuus.

Ratkaisu: 10 %:n massaosuus osoittaa, että jokaista 90 g:aa vettä kohden on 10 g KOH:ta. Lasketaan kaliumhydroksidin massa 1 kg vettä kohti.

10g -----90g vettä,

X g ------- 1000 g vettä;

X = 10000/90 = 111g.

R.v-va = 111/59 g/mol = 2 mol.

Сm = 2 mol/1 kg = 2 mol/kg.

4. Mooliosuus.

Mooliosuus on liuenneen aineen määrän suhde liuenneen aineen ja liuottimen kokonaismäärään.

Merkitään N r.v. =

Ennen tehtävää sinun on sanottava, että N r.v. + N r-la = 1

Ratkaisu: Selvitä jodin ja hiilitetrakloridin määrä tässä liuoksessa:

?(J2) = 20 g/254 g/mol = 0,079 mol

? (CCl4) = 500 g/154 g/mol = 3,25 mol

N (J2) = 0,079/(0,079 + 3,25) = 0,024

N (СCl4) = 1 - 0,024 = 0,976

Vastaus: 0,024; 0,976.

6. Otsikko.

Titteri on 1 ml:n liuosta sisältämän liuenneen aineen grammojen lukumäärä, ts.

D/s: Ratkaise ongelmat:

1,1,33 g alumiinikloridia liuotettiin 200 cm3:iin vettä. Saadun liuoksen tiheys on 1,05 g/cm3. Laske liuenneen aineen massaosuus, moolipitoisuus, molaarisuus, molaarinen ekvivalenttipitoisuus, alumiinikloridin ja veden mooliosuudet.

2. Glinkan ongelmat "Yleisen kemian ongelmat ja harjoitukset" s. 103 nro 391-398,408,413,418,414,424,428.

Oppitunti on omistettu aiheelle "Aineiden vaihetilat. Hajautetut järjestelmät. Keinot ilmaista keskittymistä." Opit tuntemaan aineen faasin tai faasitilan määritelmät sekä homogeeniset ja heterogeeniset systeemit. Opi, miten aineseokset luokitellaan. Tutustu tarkemmin dispergoituneeseen systeemiin ja sen tyyppeihin, kolloidiseen systeemiin ja sen tyyppeihin ja todellisiin liuoksiin, liuoksen kyllästymisen ja aineen liukoisuuden käsitteeseen.

Aihe: Liuokset ja niiden konsentraatio, dispergoidut järjestelmät, elektrolyyttinen dissosiaatio, hydrolyysi

Oppitunti: Aineiden faasitilat. Hajautetut järjestelmät. Tapoja ilmaista keskittymistä

1. Hajautusjärjestelmien luokittelu aggregaatiotilan mukaan

On tarpeen tehdä ero aineiden aggregaatti- ja faasitilojen käsitteiden välillä.

Vaihe- tarkasteltavana olevan järjestelmän osa, joka on koostumukseltaan ja ominaisuuksiltaan homogeeninen, erotettu muista faaseista rajapinnoilla, joilla jotkin järjestelmän ominaisuudet muuttuvat äkillisesti - esimerkiksi tiheys, sähkönjohtavuus, viskositeetti.

Vaihe on heterogeenisen järjestelmän homogeeninen osa.

Jos esimerkiksi kaadamme auringonkukkaöljyä veteen, saamme järjestelmän, joka on yhdessä aggregaatiotilassa - nestemäinen. Mutta sen sisältämät aineet ovat kahdessa eri faasissa: toinen on vesi, toinen kasviöljy, ja niiden välillä tulee olemaan selkeä raja, niin kutsuttu rajapinta. Tämä tarkoittaa, että järjestelmästä tulee heterogeeninen.

Toinen samanlainen esimerkki: jos sekoitetaan jauhoja ja kidesokeria, saadaan järjestelmä, jossa aineet ovat samassa aggregaatiotilassa, mutta kahdessa eri vaiheessa ja järjestelmä on heterogeeninen.

Riisi. 1. Hajaantuneiden järjestelmien luokittelu

Aina ei ole mahdollista vetää selkeää rajaa käsitteiden "homogeeninen" ja "heterogeeninen" välille. Partikkelikoon kasvaessa aineseos jakautuu karkeisiin, kolloidisiin liuoksiin ja todellisiin liuoksiin. Katso kuva 1.

Järjestelmää kutsutaan hajautetuksi jossa yksi pienten hiukkasten muodossa oleva aine jakautuu toisen tilavuuteen.

Dispergoitu faasi on aine, jota on dispersiojärjestelmässä pienempiä määriä. Se voi myös koostua useista aineista.

Dispersioväliaine on aine, jota on dispersiojärjestelmässä suurempia määriä ja jonka tilavuuteen dispergoitu faasi jakautuu. Riisi. 2.

Karkeat järjestelmät

Dispergointiväliaine ja dispergoitu faasi voivat koostua aineista, jotka ovat eri aggregaatiotasoissa. Dispersioväliaineen ja dispergoidun faasin yhdistelmästä riippuen tällaisia ​​järjestelmiä erotetaan 8 tyyppiä. Katso taulukko. 1.

Hajautettujen järjestelmien luokitus aggregaatiotilan mukaan

2. Jotkut karkeiden järjestelmien ominaisuudet

Karkeasti dispergoidut järjestelmät, joissa on nestemäistä tai kaasumaista dispersioväliainetta, erotetaan vähitellen komponenteiksi. Tällaisten prosessien kesto voi vaihdella. Ne määrittelevät sekä elintarvikkeiden että muiden hajajärjestelmiä sisältävien aineiden viimeiset käyttöpäivät ja mahdolliset käyttöehdot. Kiinteää dispersioväliainetta sisältävien aineiden ominaisuudet määräytyvät dispergoidun faasin hiukkaskokojen mukaan. Esimerkiksi hohkakivi ei uppoa veteen. Koska vesi ei pääse tunkeutumaan kiven sisällä oleviin huokosiin, ja esineen keskimääräinen tiheys on pienempi kuin veden tiheys.

Karkeasti hajallaan olevia järjestelmiä voidaan helposti tarkastella mikroskoopin läpi. Juuri tätä ominaisuutta käytti vuonna 1827 hyväkseen skotlantilainen kasvitieteilijä John Brown, joka havaitsi veteen suspendoituneiden pienten siitepölyhiukkasten ja muiden aineiden kaoottisen liikkeen. Myöhemmin tätä ilmiötä kutsuttiin Brownin liikkeeksi ja siitä tuli yksi molekyylikineettisen teorian perusta.

3. Kolloidiset liuokset

Kolloidiset järjestelmät

Kolloidiset järjestelmät jaetaan:

· ZOLI- dispergoitu faasi ei muodosta jatkuvia jäykkiä rakenteita.

· GEELIT- dispergoidun faasin hiukkaset muodostavat jäykkiä avaruudellisia rakenteita. Esimerkkejä: juusto, leipä, marmeladi, vaahtokarkkeja, hyytelö, hyytelöity liha.

Proteiiniliuos vedessä on kolloidinen liuos. Kolloidiset liuokset ovat läpinäkyviä, mutta sirottavat valoa.

Kun valoa johdetaan liuosta sisältävän läpinäkyvän astian läpi, voidaan havaita valokartio.

Erikoismikroskoopin avulla yksittäiset hiukkaset voidaan havaita kolloidisissa liuoksissa.

Kolloidisessa tilassa olevat aineet osallistuvat monien mineraalien muodostumiseen, kuten akaatti, malakiitti, opaali, karneoli, kalsedoni ja helmet. Katso kuva 3.

Ihmiskehossa on geelejä. Näitä ovat hiukset, rustot, jänteet. Ihmiskehossa on monia sooleja ja geelejä, joten yksi venäläisen kemian tiedemiehistä I. I. Zhukov sanoi, että ihminen on kävelevä kolloidi.

Koagulaatio

Koagulaatio on kolloidisten hiukkasten tarttumista yhteen ja niiden saostumista liuoksesta.

Miksi luonto niin usein suosii aineen kolloidista tilaa? Tosiasia on, että kolloidisessa tilassa olevilla aineilla on suuri rajapinta faasien välillä. Tämä helpottaa metabolista reaktiota, joka tapahtuu juuri rajapinnassa. Kolloidisten hiukkasten osalta niiden pinta-alalla on suuri merkitys. Kolloidipartikkelit adsorboivat helposti erilaisia ​​aineita pinnalle. Esimerkiksi ionit näyttävät tarttuvan pintaansa. Tässä tapauksessa kolloidiset hiukkaset saavat positiivisen tai negatiivisen varauksen. Hiukkaset, joilla on sama varaus, hylkivät toisiaan. Jos kolloidiseen järjestelmään lisätään elektrolyyttiä, pintavarauksettomat hiukkaset alkavat tarttua yhteen suuremmiksi muodostelmiksi. Tapahtuu kolloidin koaguloitumista, johon liittyy saostumista. Koagulaatio voi johtua myös muista vaikutuksista, esimerkiksi lämpenemisestä. Tällaisilla ilmiöillä on suuri merkitys sekä luonnossa että teollisuudessa.

4. Todelliset ratkaisut, tapoja ilmaista ratkaisun koostumus

Oikeita ratkaisuja

Liuosten tilan määräävät liuenneiden aineiden pitoisuus, lämpötila ja paine. Kun aine liuotetaan liuottimeen vakiolämpötilassa ja paineessa, liuenneen aineen pitoisuus ei kasva loputtomasti. Jossain vaiheessa se lakkaa liukenemasta ja sen suurin mahdollinen pitoisuus saavutetaan. Syntyy dynaaminen tasapaino, joka koostuu siitä, että osa aineesta liukenee jatkuvasti ja osa siirtyy liuoksesta saostumaan. Mutta liuenneen aineen pitoisuus ei enää muutu.

Kyllästetty liuos on liuos, joka on faasitasapainossa liuenneen aineen kanssa.

Ylikyllästetty liuos on liuos, joka sisältää enemmän liuennutta ainetta kuin tyydyttynyt liuos samassa lämpötilassa ja paineessa.

Koska useimpien aineiden liukoisuus kasvaa lämpötilan noustessa, ylikyllästynyt liuos voidaan saada jäähdyttämällä korkeammassa lämpötilassa kyllästetty liuos. Ylikyllästynyt liuos on epästabiili, ja pienen kiteen, pölyn tai jopa terävän iskun lisääminen voi aiheuttaa liuenneen aineen nopean kiteytymisen.

Tyydyttymätön liuos on liuos, joka sisältää vähemmän liuennutta ainetta kuin mitä voi sisältää saman aineen kyllästetty liuos samassa lämpötilassa ja paineessa.

Liukoisuus on liuenneen aineen osan massa, joka on liuotettava tietyssä lämpötilassa ja paineessa tiettyyn määrään liuotinta tyydyttyneen liuoksen valmistamiseksi. Useimmiten liukoisuutta pidetään 100 g:ssa, 1 kg:ssa tai 1 litrassa liuotinta.

Ratkaisun kvantitatiivisen koostumuksen ilmaisemiseksi käytetään käsitettä liuenneen aineen massaosa. Tämä on liuenneen aineen suhde liuoksen kokonaismassaan.

Molaarinen pitoisuus on aineen määrän moolimäärän suhde liuoksen tilavuuteen.

Todellisten ratkaisujen käyttöalueet ovat erittäin laajat. Siksi on erittäin tärkeää pystyä valmistamaan vastaavista aineista liuoksia.

Yhteenveto oppitunnista

Oppitunnilla käsiteltiin aihetta "Aineiden faasitilat. Hajautetut järjestelmät. Keinot ilmaista keskittymistä." Tutustuit aineen faasin tai faasitilan määritelmiin, opit mitä homogeeniset ja heterogeeniset järjestelmät ovat ja aineseosten luokittelua. Tutustuimme yksityiskohtaisesti dispergoituneeseen systeemiin ja sen tyyppeihin, kolloidiseen systeemiin ja sen tyyppeihin ja todellisiin liuoksiin, liuoksen kyllästymisen ja aineen liukoisuuden käsitteeseen.

Bibliografia

1. Rudzitis G.E. Chemistry. Yleisen kemian perusteet. 11. luokka: oppikirja yleissivistävälle oppilaitokselle: perustaso / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - 14. painos - M.: Koulutus, 2012.

2. Popel P. P. Kemia: 8. luokka: oppikirja yleissivistävälle oppilaitokselle / P. P. Popel, L. S. Krivlya. - K.: IC "Akatemia", 2008. - 240 s.: ill.

3. Gabrielyan O.S. Chemistry. Luokka 11. Perustaso. 2. painos, poistettu. - M.: Bustard, 2007. - 220 s.

1. Internerok. ru.

2. Hemi. nsu. ru.

3. Chemport. ru.

Kotitehtävät

1. nro 10-13 (s. 41) Rudzitis G.E. Chemistry. Yleisen kemian perusteet. 11. luokka: oppikirja yleissivistävälle oppilaitokselle: perustaso / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - 14. painos - M.: Koulutus, 2012.

2. Mikä määrittää kosmeettisten, lääketieteellisten ja elintarvikegeelien säilyvyyden?

3. Miten kolloidiset järjestelmät havainnollistavat totuuden suhteellisuuden teesiä?

7. Laske reaktion lämpövaikutus standardiolosuhteissa: Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g), jos muodostumislämpö: Fe 2 O 3 (t) = – 821,3 kJ/mol; CO (g) ) = – 110,5 kJ/mol;

CO 2 (g) = – 393,5 kJ/mol.

Fe 2 O 3 (t) + 3 CO (g) = 2 Fe (t) + 3 CO 2 (g),

Kun tiedämme lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden palamisen vakiolämpövaikutukset, laskemme reaktion lämpövaikutuksen standardiolosuhteissa:

16. Kemiallisen reaktion nopeuden riippuvuus lämpötilasta. Van't Hoffin sääntö. Reaktiolämpötilakerroin.

Reaktiot syntyvät vain sellaisten aktiivisten molekyylien välisistä törmäyksistä, joiden keskimääräinen energia ylittää reaktioon osallistuvien keskimääräisen energian.

Kun molekyyleille annetaan aktivaatioenergiaa E (ylienergia yli keskiarvon), molekyyleissä olevien atomien välisen vuorovaikutuksen potentiaalienergia pienenee, molekyylien sisällä olevat sidokset heikkenevät ja molekyylit muuttuvat reaktiivisiksi.

Aktivointienergiaa ei välttämättä syötetä ulkopuolelta, vaan se voidaan välittää jollekin osalle molekyyleistä jakamalla energiaa uudelleen törmäysten aikana. Boltzmannin mukaan N-molekyylien joukossa on seuraava määrä aktiivisia molekyylejä N, joilla on lisääntynyt energia:

N  N·e – E / RT (1)

jossa E on aktivaatioenergia, joka osoittaa tarvittavan energiaylimäärän verrattuna keskimääräiseen tasoon, joka molekyyleillä on oltava, jotta reaktio tulisi mahdolliseksi; muut nimitykset ovat hyvin tunnettuja.

Lämpöaktivoinnin yhteydessä kahdelle lämpötilalle T 1 ja T 2 nopeusvakioiden suhde on:

, (2)

missä , (3)

joka mahdollistaa aktivaatioenergian määrittämisen mittaamalla reaktionopeutta kahdessa eri lämpötilassa T 1 ja T 2.

Lämpötilan nousu 10 0 lisää reaktionopeutta 2–4 ​​kertaa (likimääräinen Van't Hoff -sääntö). Lukua, joka osoittaa kuinka monta kertaa reaktionopeus (ja siten nopeusvakio) kasvaa, kun lämpötila nousee 10 0, kutsutaan reaktion lämpötilakertoimeksi:

 (4)

Tai .(5)

Tämä tarkoittaa esimerkiksi sitä, että lämpötilan noustessa 100 0 tavanomaisesti hyväksytyllä keskinopeuden 2-kertaisella nousulla ( = 2) reaktionopeus kasvaa 2 10, ts. noin 1000 kertaa, ja kun  = 4 – 4 10, ts. 1000000 kertaa. Van't Hoffin sääntöä voidaan soveltaa reaktioihin, jotka tapahtuvat suhteellisen alhaisissa lämpötiloissa kapealla lämpötila-alueella. Reaktionopeuden jyrkkä nousu lämpötilan noustessa selittyy sillä, että aktiivisten molekyylien määrä kasvaa eksponentiaalisesti.

25. Van't Hoffin kemiallisen reaktion isotermiyhtälö.

Mielivaltaisen reaktion massatoiminnan lain mukaisesti

ja A + bB = cC + dD

Eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeusyhtälö voidaan kirjoittaa:

,

ja käänteisen reaktion nopeudelle: .

Reaktion edetessä vasemmalta oikealle aineiden A ja B pitoisuudet pienenevät ja eteenpäin suuntautuvan reaktion nopeus pienenee. Toisaalta, kun reaktiotuotteet C ja D kerääntyvät, reaktion nopeus oikealta vasemmalle kasvaa. Tulee hetki, jolloin nopeudet υ 1 ja υ 2 ovat samat, kaikkien aineiden pitoisuudet pysyvät ennallaan, joten

Missä K c = k 1 / k 2 = .

Vakioarvo Kc, joka on yhtä suuri kuin myötä- ja käänteisreaktioiden nopeusvakioiden suhde, kuvaa kvantitatiivisesti tasapainotilaa lähtöaineiden ja niiden vuorovaikutuksen tuotteiden tasapainokonsentraatioiden kautta (niiden stoikiometristen kertoimien laajuudessa) ja kutsutaan tasapainovakioksi. Tasapainovakio on vakio vain tietyllä lämpötilalla, ts.

K c = f (T). Kemiallisen reaktion tasapainovakio ilmaistaan ​​yleensä suhteena, jonka osoittaja on reaktiotuotteiden tasapainomoolipitoisuuksien tulo ja nimittäjä lähtöaineiden pitoisuuksien tulo.

Jos reaktiokomponentit ovat ideaalikaasujen seos, niin tasapainovakio (K p) ilmaistaan ​​komponenttien osapaineina:

K p = .

Siirtyäksesi K p:stä kohtaan K c, käytämme tilan P · V = n · R · T yhtälöä. Koska

Sitten P = CRT.

Yhtälöstä seuraa, että K p = K c edellyttäen, että reaktio etenee ilman, että kaasufaasissa olevien moolien lukumäärä muuttuu, ts. kun (c + d) = (a + b).

Jos reaktio etenee spontaanisti vakioilla P ja T tai V ja T, niin tämän reaktion arvot G ja F saadaan yhtälöistä:

,

missä С А, С В, С С, С D ovat lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden epätasapainopitoisia pitoisuuksia.

missä Р А, Р В, Р С, Р D ovat lähtöaineiden ja reaktiotuotteiden osapaineet.

Kahta viimeistä yhtälöä kutsutaan van't Hoffin kemiallisen reaktion isotermiyhtälöiksi. Tämä suhde mahdollistaa reaktion G- ja F-arvojen laskemisen ja sen suunnan määrittämisen eri lähtöaineiden pitoisuuksilla.

On huomattava, että sekä kaasujärjestelmissä että liuoksissa, kun kiinteät aineet osallistuvat reaktioon (eli heterogeenisissä systeemeissä), kiinteän faasin pitoisuus ei sisälly tasapainovakion lausekkeeseen, koska tämä pitoisuus on lähes vakio. Kyllä, reaktiolle

2 CO (g) = CO 2 (g) + C (t)

tasapainovakio kirjoitetaan muodossa

Tasapainovakion riippuvuus lämpötilasta (lämpötilalle T 2 suhteessa lämpötilaan T 1) ilmaistaan ​​seuraavalla van't Hoffin yhtälöllä:

,

missä Н 0 on reaktion lämpövaikutus.

Endotermisessä reaktiossa (reaktio tapahtuu lämmön imeytyessä) tasapainovakio kasvaa lämpötilan noustessa, järjestelmä näyttää vastustavan kuumenemista.

34. Osmoosi, osmoottinen paine. Van't Hoff -yhtälö ja osmoottinen kerroin.

Osmoosi on liuotinmolekyylien spontaani liikkuminen puoliläpäisevän kalvon läpi, joka erottaa eri pitoisuudet liuokset pienemmän pitoisuuden liuoksesta korkeamman pitoisuuden liuokseen, mikä johtaa jälkimmäisen laimenemiseen. Puoliläpäisevänä kalvona käytetään usein sellofaanikalvoa, jonka pienten reikien läpi vain pienitilavuuksiset liuotinmolekyylit pääsevät selektiivisesti läpi ja suuret tai solvatoituneet molekyylit tai ionit säilyvät - suurimolekyylisille aineille, ja kupariferrosyanidikalvoa. pienimolekyylisille aineille. Liuottimen siirtyminen (osmoosi) voidaan estää, jos liuokseen, jonka pitoisuus on suurempi, kohdistetaan ulkopuolinen hydrostaattinen paine (tasapainoolosuhteissa tämä on ns. osmoottinen paine, jota merkitään kirjaimella ). :n arvon laskemiseen ei-elektrolyyttien liuoksissa käytetään empiiristä Van't Hoff -yhtälöä:

jossa C on aineen moolipitoisuus, mol/kg;

R – yleiskaasuvakio, J/mol K.

Osmoottisen paineen suuruus on verrannollinen tiettyyn liuostilavuuteen liuenneen yhden tai useamman aineen molekyylien määrään (yleensä hiukkasten lukumäärään), eikä se riipu niiden luonteesta ja liuottimen luonteesta. Vahvojen tai heikkojen elektrolyyttien liuoksissa yksittäisten hiukkasten kokonaismäärä kasvaa molekyylien dissosioitumisen vuoksi, joten osmoottisen paineen laskentakaavaan on lisättävä sopiva suhteellisuuskerroin, jota kutsutaan isotoniseksi kertoimeksi.

i C R T,

jossa i on isotoninen kerroin, joka lasketaan ionien ja dissosioitumattomien elektrolyyttimolekyylien lukumäärän summan ja tämän aineen molekyylien määrän välisenä suhteena.

Joten, jos elektrolyytin dissosiaatioaste, so. ioneiksi hajoaneiden molekyylien lukumäärän suhde liuenneen aineen molekyylien kokonaismäärään on  ja elektrolyyttimolekyyli hajoaa n ioneiksi, jolloin isotoninen kerroin lasketaan seuraavasti:

i = 1 + (n – 1) · ,(i > 1).

Voimakkaille elektrolyyteille voidaan ottaa  = 1, sitten i = n, ja kerrointa i (myös suurempi kuin 1) kutsutaan osmoottiseksi kertoimeksi.

Osmoosiilmiöllä on suuri merkitys kasvi- ja eläinorganismeille, koska niiden solujen kalvoilla on suhteessa monien aineiden liuoksiin puoliläpäisevän kalvon ominaisuuksia. Puhtaassa vedessä solu turpoaa voimakkaasti, joissain tapauksissa kalvon repeytymiseen asti, ja liuoksissa, joissa on korkea suolapitoisuus, päinvastoin, sen koko pienenee ja ryppyjä suuren vesihäviön vuoksi. Siksi elintarvikkeita säilöttäessä niihin lisätään suuria määriä suolaa tai sokeria. Mikrobisolut menettävät tällaisissa olosuhteissa huomattavan määrän vettä ja kuolevat.

Osmoottinen paine varmistaa veden liikkeen kasveissa johtuen osmoottisen paineen erosta kasvien juurien solumehlan (5-20 bar) ja maaliuoksen välillä, joka lisäksi laimennetaan kastelun aikana. Osmoottinen paine saa veden nousemaan kasvissa juurista latvaan. Siten lehtisolut, jotka menettävät vettä, imevät sen osmoottisesti kantasoluista, ja jälkimmäiset ottavat sen juurisoluista.

Ekvivalentti sähkönjohtavuus on sähkönjohtavuuden arvo yhtä mooliekvivalenttia elektrolyytiä kohti:

,

missä λ on ekvivalentti sähkönjohtavuus, Ohm – 1 cm 2 mol – 1;

C eq – elektrolyyttiliuoksen ekvivalenttien molaarinen pitoisuus, mol/l.

Sähkönjohtavuus on resistiivisyyden käänteisluku:

missä cominaissähkönjohtavuus, Ohm – 1. cm – 1;

ρ – sähköinen ominaisvastus, Ohm cm.

52. Hajautettujen järjestelmien erot todellisista ratkaisuista. Jokaisen ominaispiirteen ilmentymismekanismi.

Todellinen liuos on homogeeninen seos, joka koostuu liuenneista aineista ja liuottimesta. Todellisissa liuoksissa liuenneet aineet ovat joko molekulaarisesti dispergoituneessa tai ionisesti dispergoituneessa tilassa.

Todella liukoiset hiukkaset määräävät erityisesti osmoottisen paineen, jäätymispisteen laskemisen ja kiehumispisteen nostamisen osmoottiset ilmiöt.

Erittäin dispergoidut heterogeeniset järjestelmät, toisin kuin liuokset, sisältävät useimmiten 2 faasia. Yksi faasi edustaa erittäin dispergoituneita pieniä hiukkasia laivaston aineesta tai makromolekyylistä, ja sitä kutsutaan dispergoituneeksi faasiksi. Toista vaihetta, jossa dispergoituneiden hiukkasten tai makromolekyylien aggregaatit jakautuvat, kutsutaan dispersioväliaineeksi. Tällaisten hajautettujen järjestelmien (aineen kolloidinen tila) muodostumisen ehto on yhden faasin liukenemattomuus toiseen.

Dispergoituneella faasilla, joka koostuu monista pienistä hiukkasista, on erittäin suuri spesifinen rajapinta dispersioväliaineen kanssa. Rajapinnan erityisominaisuudet määräävät hajajärjestelmien erityispiirteet, mikä on syynä tämän tiedon alan erottamiseen erilliseksi tieteeksi - kolloidikemiaksi.

Hajautettujen järjestelmien pääpiirteet todellisista ratkaisuista ovat:

a) kyky siroittaa valoa;

b) dispergoitujen faasien hiukkasten hidas diffuusio dispergointiväliaineessa;

c) kyky dialyysihoitoon;

d) dispergoidun faasin aggregatiivinen epästabiilisuus, joka määräytyy hiukkasten vapautumisesta dispersioväliaineesta, kun järjestelmään lisätään elektrolyyttejä tai muiden ulkoisten vaikutusten vaikutuksesta.

61. Laske aerosolihiukkasten, joiden hiukkassäde on 10 -7 m, keskimääräinen siirtymä 10 sekunnin aikana 273 K:n lämpötilassa ja ilman viskositeetilla 1,7 10 -5 ns/m 2. Kuinka keskimääräinen hiukkassiirtymä muuttuu, jos aerosolihiukkasten säde kasvaa 10 -6 m:iin?

Aerosolihiukkasten keskimääräinen leikkausvoima

aika, jonka aikana hiukkanen siirtyy (diffuusiokesto), s;

D  diffuusiokerroin, m 2. s -1.

Pallomaisen hiukkasen diffuusiokerroin lasketaan käyttämällä Einsteinin yhtälöä:

,

missä N А on Avogadron luku, 6 10 23 molekyyliä/mol;

h – dispersioväliaineen viskositeetti, N s/m 2 (Pa s);

r – hiukkasen säde, m;

R – yleiskaasuvakio, 8,314 J/mol K;

T – absoluuttinen lämpötila, K;

numero 3.14.

vastaus tehtävän toiseen kysymykseen:

Siten keskimääräinen hiukkassiirtymä pienenee 10 kertaa.

Vastaus: , vähenee 10 kertaa.

80. Ionien adsorptio kiinteälle pinnalle. Ioniittien käsite. Reversiibeli ioninvaihtoadsorptio on ioninvaihtokromatografian perusta.

Molekyyliadsorption fysikaaliset prosessit kiinteällä pinnalla kuvataan Langmuirin ja Freundlichin yhtälöillä.

Langmuirin yhtälö:

,

jossa G on adsorptioarvo, kmol/kg tai kmol/m2;

Г max – adsorption raja-arvo, kmol/kg (kmol/m2);

C – liuoksen pitoisuus, kmol/l;

a on adsorption tasapainovakio.

Tämä yhtälö kuvaa adsorptiota hyvin pienille ja suurille liuospitoisuuksille (tai kaasunpaineille).

Empiirinen Freundlichin yhtälö:

,

jossa G on adsorptioarvo, kmol/kg (kmol/m2);

n – adsorboivan aineen määrä, kmol;

m – adsorptiomassa, kg;

K – vakio (C = 1 mol/l K = G);

1/a – vakio (adsorptioindikaattori); riippuu adsorbentin luonteesta ja lämpötilasta. 1/a = 0,1–1.

Adsorptiokromatografia perustuu eroon erotettujen aineiden sorptiossa adsorbentin (kiintoaine, jolla on kehittynyt pinta) toimesta; partitiokromatografia - seoksen komponenttien erilaisille liukoisuuksille kiinteässä faasissa (korkealla kiehuva neste, joka on kerrostettu kiinteälle makrohuokoiselle kantajalle) ja eluentissa (on pidettävä mielessä, että erotuksen jakautumismekanismilla komponenttivyöhykkeiden liikkuminen siihen vaikuttaa osittain analysoitujen komponenttien adsorptiovuorovaikutus kiinteän sorbentin kanssa).

Ioninvaihtokromatografia perustuu ioninvaihdon tasapainovakioiden eroon stationaarifaasin (ioninvaihdin) ja erotettavan seoksen komponenttien välillä.

Jos elektrolyytti on jo adsorboitunut adsorbentin pinnalle, silloin kun tämä adsorbentti joutuu kosketuksiin toisen elektrolyytin kanssa, ioninvaihtoadsorptio tapahtuu melkein aina jossain määrin. Se havaitaan pinnalla, jossa on melko voimakas sähköinen kaksoiskerros. Sähköisen kerroksen liikkuvat vastaionit pystyvät vaihtamaan liuoksessa muihin samanmerkkisiin ioneihin.

Giedroyc teki kvantitatiivisen kuvauksen ioninvaihtoprosessista (prosessin palautuvuus, vaihdon ekvivalenssi, ioninvaihdon järjestys) jo 1900-luvun alussa. Aineita, joilla on ioninvaihtokyky ja joita käytetään ionien adsorptioon, kutsutaan ioninvaihtimiksi tai ioninvaihtimiksi.

Ioninvaihtimilla on kovalenttisilla sidoksilla "silloitettu" runkorakenne. Kehyksessä (matriisissa) on positiivinen tai negatiivinen varaus, jota kompensoi liikkuvien ionien vastakkainen varaus - vastaionit, jotka sijaitsevat kaksoissähkökerroksen adsorptio- ja diffuusiosissa. Vastaionit voidaan korvata muilla liuoksesta ioneilla, joilla on samanmerkkinen varaus, ja runko toimii polyionina ja määrittää ioninvaihtimen liukenemattomuuden liuottimeen.

Ioninvaihtimet jaetaan koostumuksen mukaan orgaanisiin ja epäorgaanisiin, alkuperän mukaan - luonnollisiin ja synteettisiin, vaihdettujen ionien luonteen mukaan - kationinvaihtimiin, anioninvaihtimiin ja amfolyytteihin.

Luonnollisista epäorgaanisista kationinvaihtimista käytetään useimmiten zeoliittityyppisiä kiteisiä silikaatteja: chabatsiittia, glakuoniittia jne. Niiden runko koostuu alumiinisilikaattien verkkorakenteesta, jonka huokosissa alkali- tai maa-alkalimetallien ionit ovat vastakohtaisia. -ionit sijaitsevat. Luonnollisiin ioninvaihtimiin kuuluvat apatiitit.

Luonnolliset orgaaniset ioninvaihtimet ovat humusaineita maaperässä, joka sisältää ioninvaihtokykyisen karboksyyliryhmän. Maaperän aineilla on amfoteerisia ominaisuuksia, ja siksi ne voivat olosuhteista riippuen vaihtaa sekä kationeja että anioneja. Luonnollisia ioninvaihtimia ei kuitenkaan käytetä laajalti kemiallisen epävakauden ja alhaisen vaihtokapasiteetin vuoksi.

Teollisesti käytetään synteettisiä ioninvaihtimia, joista yleisimmin käytettyjä ovat ioninvaihtohartsit, joilla on verkkorakenne ja jotka sisältävät ionogeenisiä ryhmiä: - OH, COOH, SO 3 H, - COONa jne.

89. Kirjoita kaava ilmoitettujen aineiden vuorovaikutuksen tuloksena muodostuneen soolimisellin rakenteelle (yksi ylimäärä, sitten toinen aine): CdCl 2 + Na 2 S ; FeCl 3 + NaOH . Nimeä ainesosat misellejä.

1) CdCl2 + Na2S

Ylimääräinen CdCl2 tuottaa misellin:

[ (CdCl 2) Cd 2+ Cl – ] + x Cl –

alkio: (CdCl 2)

ydin: [ (CdCl 2) Cd 2+

Ylimääräinen Na 2 S muodostaa misellin:

–xNa+

alkio: (NaCl)

ydin: (NaCl)2Cl -

rake: [ (CdCl 2) Cd 2+ Cl – ] +

2) FeCl3 + NaOH

Ylimääräinen FeCl 3 muodostaa misellin:

[ (FeCl 3) Fe 3+ 2Cl – ] + x Cl –

alkio: (FeCl 3)

ydin: (FeCl3) Fe3+

rake: [ (FeCl 3) Fe 3+ 2Cl – ] +

Ylimääräinen NaOH muodostaa misellin:

–xNa+

alkio: (NaCl)

ydin: 3 (NaCl) 3 Cl –

rakeet: -

98. Hajautetun järjestelmän koagulointi. Koagulaationopeus. Syyt, jotka aiheuttavat spontaanin hyytymisprosessin.

Koagulaatio on prosessi, jossa dispergoituneet hiukkaset lisääntyvät spontaanisti (kiinnittyvät yhteen), joka voi tapahtua, kun hajautunut järjestelmä altistuu erilaisille tekijöille: voimakkaalle sekoitukselle tai ravistelulle, kuumennukselle tai jäähdytykselle, säteilytykselle valolla tai sähkövirran kautta, kun siihen lisätään elektrolyyttejä tai ei-elektrolyyttejä järjestelmään jne. Kun Eri tavoilla järjestelmään vaikuttaa, dispergoituneiden hiukkasten sitoutumisenergia ympäröivään dispersioväliaineeseen pienenee. Täten elektrolyytin lisääminen aiheuttaa kolloidipartikkelin diffuusikerroksen puristumisen, jolloin elektrokineettisen potentiaalin arvo pienenee. Tämä johtaa kolloidisten hiukkasten sähköstaattisen hylkimisen vähenemiseen ja sen seurauksena suurempaan todennäköisyyteen niiden tarttumiseen yhteen.

Dispergoituun järjestelmään lisätyn elektrolyytin minimipitoisuutta, jossa ilmeinen koagulaatio tapahtuu tietyn ajan kuluessa, kutsutaan koagulaatiokynnykseksi. Koagulaatiokynnyksen määrää lämpötila, lisätyn elektrolyytin luonne, lisätyn ionin varauksen merkki (ensisijaisesti se ioni, jolla on kolloidisten hiukkasten varauksen vastainen varaus) ja tämän varauksen suuruus ioni. Siten kolmi-, kaksois- ja kertavarautuneilla ioneilla tapahtuu ilmeistä koagulaatiota elektrolyyttipitoisuudessa suhteessa 1:10 - 50:500-1000 (likimääräinen Schulze-Hardyn sääntö).

Koagulaatiokynnys lasketaan seuraavasti:

, (1)

missä koagulaatiokynnys, kmol/m 3 ;

C – elektrolyyttiliuoksen moolipitoisuus, kmol/m3;

V el – elektrolyyttiliuoksen tilavuus, m 3 ;

V sol – soolin tilavuus, m3.

Smoluchowski kehitti teorian nopeasta koagulaationopeudesta. Hän on kirjoittanut yhtälön hyytymisnopeusvakion K laskemiseksi:

, (2)

missä n 0 ja n ovat hiukkasten lukumäärä järjestelmän tilavuusyksikköä kohti ennen koagulaation alkamista ja vastaavasti ajanhetkellä.

 hyytymisaika, s.

Koagulaationopeusvakio riippuu hiukkasten diffuusiokertoimesta ja niiden säteestä seuraavasti:

К = 8 · ·D · r.(3)

Kun otetaan huomioon yhtälö (2) ja Einsteinin yhtälö, koagulaationopeusvakion lopullinen yhtälö on seuraavanlainen:

, (4)

jossa K on hyytymisnopeusvakio, m3/s;

– väliaineen viskositeetti, Pa s;

N A – Avogadron numero.

Smoluchowski esitteli myös puolihyytymisajan käsitteen, jonka mukaan hiukkasten alkuperäisen lukumäärän pienentämiseen tarvittava aika kaksinkertaistuu niiden alkuperäiseen lukumäärään seuraavasti:

missä  – puolihyytymisaika, s;

 – aika koagulaation alusta, s.

Yhtälöstä muunnettu muotoon:

tästä seuraa, että jos koordinaatteilla n o /n = f ( on suora) muodostettu kuvaaja, niin tämä toimii indikaattorina kokeellisen datan vastaavuudesta Smoluchowskin teoriaan.

108. Jousitukset. Niiden muodostumisolosuhteet ja ominaisuudet. Tahnat ovat tiivistettyjä suspensioita. Esimerkkejä suspensioista elintarvikkeiden joukossa.

Suspensiot ovat jauheiden suspensioita nesteessä (tyyppi T/F). Suspensioiden dispergoitunut faasi sisältää suhteellisen suurikokoisia (yli 10–4 cm) hiukkasia, minkä vuoksi suspensiot ovat sedimentaatioltaan (eli laskeutumiskyvyltään) epästabiileja. Niille ei ole ominaista osmoottinen paine, Brownin liike ja diffuusio. Hiukkasten pinnalla voi olla kaksinkertainen sähköinen kerros, mikä edistää niiden stabiloitumista, mutta elektrolyyttien vaikutuksesta suspensiot koaguloituvat tai muodostavat aggregaatteja, ja koaguloitunut suspensio peptoituu yleensä helposti. Hydrofiilisten hiukkasten suspensiot ovat stabiileja vedessä, mutta epästabiileja hiilivedyissä. Niiden vastustuskyky kasvaa pinta-aktiivisten aineiden läsnä ollessa. Varauksen muodostuminen hiukkasten pinnalle (miselloituminen) lisää myös suspensioiden stabiilisuutta.

Tahnat ovat erittäin konsentroituja stabiloituja suspensioita (T/L-tyyppiä), joissa dispergoidun faasin hiukkaset ovat sitoutuneet molekyylivoimien vaikutuksesta eivätkä tästä syystä pysty liikkumaan keskenään. Tällaisissa erittäin viskoosisissa (muoviviskoosisissa) systeemeissä lähes koko dispersioväliaine liittyy solvaatisesti dispergoituun faasiin. Siten tahnat ovat jauheiden ja suspensioiden välissä. Niissä voi esiintyä sisärakenteisille kolloidisille järjestelmille ominaisia ​​prosesseja (synereesi jne.), joiden plastisuus johtuu tällaisten tiivistetyistä systeemeistä.

Esimerkkejä suspensioista elintarvikkeiden joukossa ovat kaikki ruokalevitteet: tomaatti, suklaa, juusto jne.

KIRJALLISUUS

1. Akhmetov B.V. Fysikaalisen ja kolloidisen kemian ongelmat ja harjoitukset. – L.: Kemia, 1989.

2. Gameeva O.S. Fysikaalinen ja kolloidinen kemia. – M.: Korkeakoulu, 1983.

3. Evstratova K. I., Kupina N. A., Malakhova E. M. Fysikaalinen ja kolloidinen kemia. – M.: Korkeakoulu, 1990.

4. Zimon A.D., Leshchenko N.F. Kolloidikemia. – M.: Kemia, 2001.

5. Zimon A. D., Leshchenko N. F. Fysikaalinen kemia. – M.: Kemia, 2000.

6. Kiselev E.V. Kokoelma fysikaalisen kemian esimerkkejä ja ongelmia. – M.: Korkeakoulu, 1983.

7. Knorre D. G. Fysikaalinen kemia. – M.: Korkeakoulu, 1990.

8. Stromberg A.G. Fysikaalinen kemia. – M.: Korkeakoulu, 2001.

9. Stepin B. D. Kansainväliset fysikaalisten suureiden yksikköjärjestelmät kemiassa. – M.: Korkeakoulu, 1990.

10. Friedrichsberg D. A. Kolloidikemian kurssi. – L.: Kemia, 1995.

11. Khmelnitsky R. A. Fysikaalinen ja kolloidinen kemia. – M.: Korkeakoulu, 1988.