19. sajandi keskel peeti üldtunnustatuks füüsikalist lahendusteooriat, mille üheks autoriks oli van't Hoff (Holland). See teooria käsitles lahuseid mehaaniliste segudena, võtmata arvesse lahusti molekulide ja lahustunud aine osakeste vahelisi koostoimeid.
Faktid, mida lahenduste füüsikaline teooria ei suutnud seletada:
1) Lahustumise termilised mõjud.
Näide. Lahustumine on eksotermiline protsess; lahustumine on endotermiline.
2) Vedeliku mahu muutus (sagedamini - vähenemine) lahustumisel. Seda nähtust nimetatakse kontraktsiooniks.
Näide. 50 ml ja 50 ml segamisel tekib 98 ml lahust
3) Osade ainete värvuse muutumine lahustumisel ja osade lahuste aurustumisel.
Näited. Veevaba vask(II)sulfaat on valge pulber, mis muutub vee imendumisel siniseks.
Roosa koobalt(II)kloriidi lahus ei muuda kuivatamisel värvi ja muutub järgneval aurustamisel siniseks.
1),2),3) - keemiliste reaktsioonide tunnused.
D. I. Mendelejev uskus, et vaadeldavad nähtused viitavad loomulikult mingile lahustunud aine ja lahusti vastasmõjule. Ta arendas järjekindlalt ideed lahustunud aine osakeste ja lahusti molekulide vahelisest keemilisest koostoimest. Mendelejevi doktriini töötasid välja ja täiendasid vene teadlased I. A. Kablukov ja V. A. Kistjakovski. Nende ideede põhjal ühendati lahenduste füüsikalised ja keemilised seisukohad.
Kaasaegse füüsikalis-keemilise lahendusteooria põhisätted on järgmised.
1) Lahusti ja lahustunud aine interakteeruvad üksteisega keemiliselt.
2) Interaktsiooni tulemusena tekivad haprad ühendid, nn solvaadid, ja protsessi nimetatakse lahendamine. Erijuhtudel, kui lahustiks on vesi, nimetatakse neid ühendeid hüdraadid, ja protsess on hüdratatsioon.
Nii lahused ise kui ka enamik lahustumisel tekkivatest hüdraatidest (solvaatidest) on erineva koostisega. Selle poolest erinevad nad keemilistest ühenditest.
Lahuste füüsikalis-keemiline teooria võimaldas selgitada paljusid varem arusaamatuid fakte:
1) Mõnede ainete värvuse muutus lahustumisel ja mõne lahus aurustumisel.
2) Termilised mõjud lahustumisel.
Hüdratsiooni nähtust võib mõnikord täheldada ilma spetsiaalseid instrumente kasutamata. Näiteks veevaba vask(II)sulfaat CuSO 4 on valge aine. Vees lahustamisel moodustub sinine lahus. Lahuse värvus on tingitud hüdraatunud vase ioonidest. Hüdreeritud osakesed on mõnikord nii tugevad, et kui lahustunud aine vabaneb lahusest tahkesse faasi, muutuvad veemolekulid kristallide osaks. Niisiis, kui vasksulfaadi vesilahus aurustatakse, eraldub sool CuSO 4 ∙ 5H 2 O tahkesse faasi.
Kristallseid aineid, mis sisaldavad veemolekule, nimetatakse kristallilisteks hüdraatideks ja nendes sisalduvat vett kristallisatsiooniveeks.
Sarnaselt selgitatakse ka koobalt(II)kloriidi lahuse värvimuutust aurustamise ajal. Hüdreeritud koobaltiioonid lahuses on roosad, koobalti (II) kristallhüdraat CoCl 2 ∙ 6H 2 O on sama roosa värviga. Kuid õhus kaltsineerimisel kaotab koobaltikristallhüdraat kristalliseerumisvee ja muutub veevabaks koobalt(II) kloriidiks sinine.
Kristalliliste hüdraatide moodustumine seletab ka termilisi mõjusid lahustumisel. Lahustumise termiline efekt on energia summa, kulutatud kristallvõre hävimisest ja lahustunud aine osakeste üksteisest eraldumisest, samuti energiast, mis paistab silma kui hüdraatunud.
Milline energiapanus valitseb, selle tulemusena saame sellise soojusefekti.
Muude termodünaamiliste parameetrite muutused lahustumisel.
Kuna üldiselt lahustumisel häire süsteemis suureneb.
Kuna lahustumine on spontaanne protsess.
Lahuste keemilise ehk solvaadi teooria pakkus 1887. aastal välja D.I. Mendelejev, kes selle leidis päris lahus sisaldab mitte ainult üksikuid komponente, vaid ka nende koostoime tooteid. Väävelhappe ja etüülalkoholi vesilahuste uuringud, mille viis läbi D.I. Mendelejev pani aluse teooriale, mille põhiolemus seisneb selles, et lahustunud aine osakeste ja lahusti molekulide vahel tekivad vastasmõjud, mille tulemusena tekivad ebastabiilsed muutuva koostisega ühendid, nn. solvaadid või hüdraadid kui lahustiks on vesi. Solvaatide moodustumisel mängivad peamist rolli ebastabiilsed molekulidevahelised jõud, eriti vesinikside.
Sellega seoses tuleks mõistet "lahendus" tõlgendada järgmiselt:
Lahus on muutuva koostisega homogeenne süsteem, mis koosneb kahest või enamast komponendist ja nende vastasmõju produktist.
Sellest määratlusest järeldub, et lahused on keemiliste ühendite ja segude vahel vahepealsel positsioonil. Ühest küljest on lahused homogeensed, mis võimaldab käsitleda neid keemiliste ühenditena. Teisest küljest ei ole lahustes komponentide vahel ranget stöhhiomeetrilist suhet. Lisaks saab lahused jagada komponentideks (näiteks kui NaCl lahus aurustatakse, saab soola eraldi eraldada).
Lahuste kontsentratsiooni väljendamise peamised viisid
Kõige sagedamini hinnatakse kontseptsiooni abil lahenduse kvantitatiivset koostist kontsentratsioon, mille all mõistetakse lahustunud aine sisaldust (teatud ühikutes) lahuse (lahusti) massi- (mahu)ühiku kohta. Lahuste kontsentratsiooni väljendamise peamised viisid on järgmised:
1. Aine massiosa (x) on süsteemis sisalduva antud komponendi x massi ja selle süsteemi kogumassi suhe:
Aine koguse ühik on mool, st aine kogus, mis sisaldab nii palju reaalseid või tingimuslikke osakesi, kui on aatomeid 0,012 kg C 12 isotoobis. Mooli kasutamisel aine koguseühikuna peaks teadma, milliseid osakesi silmas peetakse: molekule, aatomeid, elektrone või muid. Molaarmass M (x) on massi ja aine koguse suhe (g / mol):
3. C(x) - see on aine ekvivalendi koguse n (x) ja lahuse ruumala V p-ra suhe:
|
|
Keemiline ekvivalent on aine tegelik või tingimuslik osake, mis võib happe-aluse või ioonivahetusreaktsioonides asendada, lisada või vabastada 1 vesinikiooni.
Nii nagu molekul, aatom või ioon, on ka ekvivalent dimensioonitu.
Moolekvivalentide massi nimetatakse molaarmassi ekvivalent M(x). Väärtust nimetatakse samaväärsuse tegur. See näitab, milline osa aine reaalsest osakesest vastab ekvivalendile. Aine ekvivalendi õigeks määramiseks tuleb lähtuda konkreetsest reaktsioonist, milles see aine osaleb, näiteks H 3 PO 4 interaktsiooni reaktsioonis NaOH-ga, võib asendada ühe, kaks või kolm prootonit:
1. H 3 PO 4 + NaOH NaH 2 PO 4 + H 2 O;
2. H3PO4 + 2NaOH Na2HPO4 + 2H2O;
3. H 3 PO 4 + 3NaOH Na 3 PO 4 + 3H 2 O.
Vastavalt ekvivalendi definitsioonile asendatakse 1. reaktsioonis üks prooton, mistõttu aine ekvivalendi molaarmass on võrdne molaarmassiga, st z l ja 
. Sel juhul:
2. reaktsioonis asendatakse kaks prootonit, seetõttu on ekvivalendi molaarmass pool H 3 PO 4 molaarmassist, st. z 2 ja 
. Siin:
3. reaktsioonis asendatakse kolm prootonit ja ekvivalendi molaarmass on üks kolmandik H 3 PO 4 molaarmassist, s.o. z = 3, a 
. Vastavalt:
Vahetusreaktsioonides, kus prootonid otseselt ei osale, saab ekvivalendid määrata kaudselt abireaktsioonide sisseviimisega, mille tulemuste analüüs võimaldab tuletada reegli, et z kõigi reaktsioonide korral on võrdne kogutasu vahetatavad ioonid teatud keemilises reaktsioonis osaleva aine molekulis.
1. AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl.
AlCl 3 puhul vahetatakse 1 Al 3+ ioon laenguga +3, seega z \u003d 13 \u003d 3. Seega:
Võib ka öelda, et vahetub 3 klooriiooni laenguga -1. Siis z = 31 = 3 ja 
AgNO 3 puhul z = 11 = 1 (1 Ag + ioon vahetatakse laenguga +1 või 1 NO 3 - ioon vahetatakse laenguga -1).
2. Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 = 3BaSO 4 + 2AlCl 3.
Al 2 (SO 4) 3 z \u003d 23 \u003d 6 puhul (vahetatakse 2 Al 3+ iooni laenguga +3 või 3 SO 4 2 - iooni laenguga -2). Järelikult
Niisiis, rekord C (H 2 SO 4) \u003d 0,02 mol / l tähendab, et on olemas lahus, mille 1 liiter sisaldab 0,02 molekvivalenti H 2 SO 4 ja molaarmass on samaväärne H 2 SO 4 on samal ajal molaarmass H 2 SO 4, st 1 liiter lahust sisaldab 
H2SO4.
Samaväärsusteguriga 
ekvivalendi molaarkontsentratsioon on võrdne lahuse molaarkontsentratsiooniga.
4. Pealkiri T(x) on aine massi ja lahuse mahu suhe (ml):
6. Moolfraktsioon N(x) on süsteemis sisalduva antud komponendi aine koguse ja süsteemis olevate ainete koguhulga suhe:
|
|
Väljendatuna ühiku murdosades või protsentides .
7. Lahustuvustegur ained R(x) nimetatakse aine maksimaalseks massiks, väljendatuna grammides, mida saab lahustada 100 g lahustis.
LAHENDUSED
Üldine informatsioon
Lahendused - komponendid.
"lahusti" Ja "lahustunud" polaarne mittepolaarne
hüdrofiilne(vee meelitamine) ja hüdrofoobne difiilne
Lahenduste teooriad
Lahenduste füüsikaline teooria.
ideaalne
Lahuste keemiline teooria.
Lahuste keemilise ehk solvaadi teooria pakkus 1887. aastal välja D.I. Mendelejev, kes selle leidis päris lahus sisaldab mitte ainult üksikuid komponente, vaid ka nende koostoime tooteid. Väävelhappe ja etüülalkoholi vesilahuste uuringud, mille viis läbi D.I. Mendelejev pani aluse teooriale, mille põhiolemus seisneb selles, et lahustunud aine osakeste ja lahusti molekulide vahel tekivad vastasmõjud, mille tulemusena tekivad ebastabiilsed muutuva koostisega ühendid, nn. solvaadid või hüdraadid kui lahustiks on vesi. Solvaatide moodustumisel mängivad peamist rolli ebastabiilsed molekulidevahelised jõud, eriti vesinikside.
Sellega seoses tuleks mõistet "lahendus" tõlgendada järgmiselt:
Lahus on muutuva koostisega homogeenne süsteem, mis koosneb kahest või enamast komponendist ja nende vastasmõju produktist.
Sellest määratlusest järeldub, et lahused on keemiliste ühendite ja segude vahel vahepealsel positsioonil. Ühest küljest on lahused homogeensed, mis võimaldab käsitleda neid keemiliste ühenditena. Teisest küljest ei ole lahustes komponentide vahel ranget stöhhiomeetrilist suhet. Lisaks saab lahused jagada komponentideks (näiteks kui NaCl lahus aurustatakse, saab soola eraldi eraldada).
Suhtlemine erinevate viiside vahel
Happed ja alused
Hoolimata asjaolust, et mõisteid "hape" ja "alus" kasutatakse laialdaselt keemiliste protsesside kirjeldamiseks, ei ole ainete klassifitseerimisel ühtset lähenemisviisi nende hapeteks või alusteks klassifitseerimisel. Praegused teooriad ( iooniline teooria S. Arrhenius, protolüütiline teooria I. Bronsted ja T. Lowry Ja elektrooniline teooria G. Lewis) on teatud piirangud ja seetõttu kohaldatakse neid ainult teatud juhtudel. Vaatame kõiki neid teooriaid lähemalt.
Arrheniuse teooria.
Arrheniuse iooniteoorias on mõisted "hape" ja "alus" tihedalt seotud elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessiga:
Hape on elektrolüüt, mis dissotsieerub lahustes, moodustades H + ioone;
Alus on elektrolüüt, mis dissotsieerub lahustes, moodustades OH - ioone;
Amfolüüt (amfoteerne elektrolüüt) on elektrolüüt, mis lahustub lahuses, moodustades nii H + kui ka OH - ioone.
Näiteks:
ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄Me (OH) n ⇄Me n + + nOH -Iooniteooria kohaselt võivad nii neutraalsed molekulid kui ioonid olla happed, näiteks:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH4 + ⇄H + + NH3
Põhjenduseks võib tuua sarnaseid näiteid:
KOH K + + OH -
- ⇄Al(OH)3 + OH -
+ ⇄Fe 2+ + OH -
Amfolüütide hulka kuuluvad tsingi, alumiiniumi, kroomi ja mõnede teiste hüdroksiidid, samuti aminohapped, valgud, nukleiinhapped.
Üldiselt taandatakse happe-aluse interaktsioon lahuses neutraliseerimisreaktsiooniks:
H + + OH - H2O
Siiski näitavad mitmed eksperimentaalsed andmed iooniteooria piiranguid. Niisiis, ammoniaak, orgaanilised amiinid, metallioksiidid nagu Na 2 O, CaO, nõrkade hapete anioonid jne. vee puudumisel on neil tüüpiliste aluste omadused, kuigi need ei sisalda hüdroksiidioone.
Seevastu paljudel oksiididel (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 jne), halogeniididel, happehalogeniididel, mille koostises ei ole vesinikioone, on isegi vee puudumisel happelised omadused, s.t. alused neutraliseeritakse.
Lisaks võib elektrolüüdi käitumine vesilahuses ja mittevesikeskkonnas olla vastupidine.
Niisiis, CH 3 COOH vees on nõrk hape:
CH 3 COOH⇄ CH 3 COO - + H +,
ja vedelas vesinikfluoriidis on sellel aluse omadused:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Seda tüüpi reaktsioonide ja eriti mittevesilahustes toimuvate reaktsioonide uuringud on viinud üldisemate hapete ja aluste teooriateni.
Bronstedi ja Lowry teooria.
Hapete ja aluste teooria edasiarenduseks oli I. Bronstedi ja T. Lowry välja pakutud protolüütiline (prootoniteooria). Selle teooria järgi:
Hape on igasugune aine, mille molekulid (või ioonid) on võimelised loovutama prootonit, s.t. olla prootonidoonor;
Alus on igasugune aine, mille molekulid (või ioonid) on võimelised siduma prootonit, s.t. olla prootonite vastuvõtja;
Seega laieneb aluse mõiste märkimisväärselt, mida kinnitavad järgmised reaktsioonid:
OH - + H + H2O
NH3 + H + NH4+
H2N-NH3+ + H + H3N + -NH3+
I. Bronstedi ja T. Lowry teooria kohaselt moodustavad hape ja alus konjugeeritud paari ning on omavahel seotud tasakaalu kaudu:
HAPPE ⇄ PROOTON + ALUS
Kuna prootoniülekande reaktsioon (protolüütiline reaktsioon) on pöörduv ja prootoni ülekanne toimub ka pöördprotsessis, on reaktsioonisaadused üksteise suhtes happelised ja aluselised. Seda saab kirjutada tasakaaluprotsessina:
ON + B ⇄ VN + + A -,
kus HA on hape, B on alus, BH + on alusega B konjugeeritud hape, A - on happega HA konjugeeritud alus.
Näited.
1) vastuseks:
HCl + OH - ⇄Cl - + H 2 O,
HCl ja H 2 O on happed, Cl - ja OH - on vastavad konjugeeritud alused;
2) vastuseks:
HSO 4 - + H 2 O⇄SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - ja H 3 O + - happed, SO 4 2 - ja H 2 O - alused;
3) vastuseks:
NH4 + + NH2 - ⇄ 2NH3,
NH 4 + on hape, NH 2 - on alus ja NH 3 toimib nii happe (üks molekul) kui ka alusena (teine molekul), st. näitab amfoteersuse märke – võimet avaldada happe ja aluse omadusi.
Veel on see omadus:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Siin lisab üks H 2 O molekul prootoni (aluse), moodustades konjugeeritud happe - hüdroksooniumiiooni H 3 O +, teine annab prootoni (happe), moodustades konjugeeritud aluse OH -. Seda protsessi nimetatakse autoprotolüüs.
Eeltoodud näidetest on näha, et erinevalt Arrheniuse ideedest ei too Brönstedi ja Lowry teoorias hapete reaktsioonid alustega kaasa vastastikust neutraliseerumist, vaid nendega kaasneb uute hapete ja aluste teke. .
Samuti tuleb märkida, et protolüütiline teooria käsitleb mõisteid "hape" ja "alus" mitte kui omadust, vaid kui funktsiooni, mida kõnealune ühend protolüütilises reaktsioonis täidab. Sama ühend võib teatud tingimustel reageerida happena ja teistel alusena. Seega on CH 3 COOH vesilahuses happe omadused ja 100% H 2 SO 4 - aluse omadused.
Vaatamata eelistele ei ole protolüütiline teooria, nagu ka Arrheniuse teooria, rakendatav ainete suhtes, mis ei sisalda vesinikuaatomeid, kuid millel on samal ajal happe funktsioon: boor, alumiinium, räni ja tinahalogeniidid. .
Lewise teooria.
Teistsugune lähenemine ainete klassifitseerimisele hapeteks ja alusteks klassifitseerimisel oli Lewise elektroonikateooria. Elektroonilise teooria raames:
hape on osake (molekul või ioon), mis on võimeline siduma elektronipaari (elektroni aktseptor);
Alus on osake (molekul või ioon), mis on võimeline loovutama elektronipaari (elektronide doonor).
Lewise sõnul interakteeruvad hape ja alus üksteisega doonor-aktseptor sideme moodustamiseks. Paari elektronide lisamise tulemusena on elektrondefitsiidiga aatomil täielik elektrooniline konfiguratsioon - elektronide oktett. Näiteks:
Neutraalsete molekulide vahelist reaktsiooni saab kujutada sarnaselt:
Lewise teooria kohaselt peetakse neutraliseerimisreaktsiooniks hüdroksiidiooni elektronpaari lisamist vesinikuioonile, mis annab vaba orbitaali selle paari mahutamiseks:
Seega täidab prooton ise, mis Lewise teooria seisukohalt kergesti elektronpaari seob, happe funktsiooni. Sellega seoses võib Bronstedi happeid pidada Lewise hapete ja aluste vahelise reaktsiooni produktideks. Niisiis, HCl on happe H + neutraliseerimise produkt Cl - alusega ja H 3 O + ioon moodustub happe H + neutraliseerimise tulemusena alusega H 2 O.
Lewise hapete ja aluste vahelisi reaktsioone illustreerivad ka järgmised näited:
Lewise aluste hulka kuuluvad ka haliidioonid, ammoniaak, alifaatsed ja aromaatsed amiinid, hapnikku sisaldavad R2CO-tüüpi orgaanilised ühendid (kus R on orgaaniline radikaal).
Lewise hapete hulka kuuluvad boori, alumiiniumi, räni, tina ja muude elementide halogeniidid.
Ilmselt hõlmab Lewise teoorias mõiste "hape" laiemat hulka keemilisi ühendeid. Seda seletatakse asjaoluga, et Lewise sõnul tuleneb aine määramine hapete klassi ainult selle molekuli struktuurist, mis määrab elektroni vastuvõtja omadused, ja see ei pruugi olla seotud vesiniku olemasoluga. aatomid. Lewise happeid, mis ei sisalda vesinikuaatomeid, nimetatakse aprootiline.
LAHENDUSED
Üldine informatsioon
Lahendused - Need on muutuva koostisega homogeensed süsteemid, mis koosnevad kahest või enamast ainest, nn komponendid. Agregatsiooni oleku järgi võivad lahused olla gaasilised (õhk), vedelad (veri, lümf) ja tahked (sulamid). Meditsiinis on suurima tähtsusega vedelad lahused, millel on elusorganismide elus erakordne roll. Toidu omastamise ja jääkainete organismist väljutamise protsessid on seotud lahuste tekkega. Suur hulk ravimeid manustatakse lahuste kujul.
Vedelate lahuste kvalitatiivseks ja kvantitatiivseks kirjeldamiseks terminid "lahusti" Ja "lahustunud", kuigi mõnel juhul on selline jaotus pigem tinglik. Niisiis tuleks meditsiinilist piiritust (96% etanooli lahus vees) käsitleda pigem kui vee lahust alkoholis. Kõik lahustid jagunevad anorgaanilisteks ja orgaanilisteks. Kõige olulisem anorgaaniline lahusti (ja bioloogiliste süsteemide puhul ainuke) on vesi. Selle põhjuseks on sellised vee omadused nagu polaarsus, madal viskoossus, molekulide kalduvus assotsieeruda ning suhteliselt kõrge keemis- ja sulamistemperatuur. Orgaanilised lahustid jagunevad polaarne(alkoholid, aldehüüdid, ketoonid, happed) ja mittepolaarne(heksaan, benseen, süsiniktetrakloriid).
Lahustumisprotsess sõltub võrdselt nii lahusti olemusest kui ka lahustunud aine omadustest. Ilmselgelt väljendub lahuste moodustamise võime erinevates ainetes erineval viisil. Mõnda ainet võib omavahel segada mis tahes koguses (vesi ja etanool), teisi - piiratud koguses (vesi ja fenool). Siiski tuleb meeles pidada: absoluutselt lahustumatuid aineid pole olemas!
Aine kalduvust lahustuda konkreetses lahustis saab määrata lihtsa rusikareegli abil: sarnane lahustub sarnaseks. Tõepoolest, ioonse (soolad, leelised) või polaarse (alkoholid, aldehüüdid) sidemega ained lahustuvad hästi polaarsetes lahustites, näiteks vees. Ja vastupidi, hapniku lahustuvus benseenis on suurusjärgu võrra suurem kui vees, kuna O 2 ja C 6 H 6 molekulid on mittepolaarsed.
Ühendi afiinsuse astet teatud tüüpi lahusti suhtes saab hinnata, analüüsides selle funktsionaalrühmade olemust ja kvantitatiivset suhet, mille hulgas on hüdrofiilne(vee meelitamine) ja hüdrofoobne(tõrjuda vett). Hüdrofiilsete hulka kuuluvad polaarsed rühmad, nagu hüdroksüül (-OH), karboksüül (-COOH), tiool (-SH), amino (-NH2). Hüdrofoobseteks loetakse mittepolaarsed rühmad: alifaatsete (-CH 3, -C 2 H 5) ja aromaatsete (-C 6 H 5) seeria süsivesinikradikaalid. Nimetatakse ühendeid, mis sisaldavad nii hüdrofiilseid kui hüdrofoobseid rühmi difiilne. Selliste ühendite hulka kuuluvad aminohapped, valgud, nukleiinhapped.
Lahenduste teooriad
Praegu on teada kaks peamist lahendusteooriat: füüsikaline ja keemiline.
Lahenduste füüsikaline teooria.
Lahenduste füüsikalise teooria pakkusid välja S. Arrhenius (1883) ja J. G. van't Hoff (1885). Selles teoorias käsitletakse lahustit kui keemiliselt inertset keskkonda, milles lahustunud aine osakesed (molekulid, ioonid) on ühtlaselt jaotunud. Sel juhul eeldatakse, et nii lahustunud aine osakeste kui ka lahusti molekulide ja lahustunud aine osakeste vahel puudub molekulidevaheline interaktsioon. Hiljem aga selgus, et vaid väikese rühma lahenduste käitumine rahuldab selle mudeli tingimusi, mis said nime ideaalne. Eelkõige võib ideaalseteks lahendusteks pidada gaasisegusid ja mitteelektrolüütide väga lahjendatud lahuseid.
|
Selle teema uurimise tulemusena saate teada:
Selle teema uurimise tulemusena saate teada:
Õppeküsimused: |
9.1. Lahendused ja nende klassifikatsioon
Lahused on homogeensed süsteemid, milles üks aine jaotub teiste (teiste) ainete keskkonnas.
Lahused koosnevad lahustist ja lahustunud aine(te)st. Need mõisted on tingimuslikud. Kui ainete lahuse üks komponentidest on vedelik ja teised on gaasid või tahked ained, peetakse lahustit tavaliselt vedelikuks. Muudel juhtudel loetakse lahustiks suuremaks komponendiks.
Gaasilised, vedelad ja tahked lahused
olenevalt agregatsiooni olekust lahusti eristada gaasiline, vedel ja tahke lahendusi. Gaasiline lahus on näiteks õhk ja muud gaaside segud. Merevesi on kõige levinum erinevate soolade ja gaaside vedel lahus vees. Paljud metallisulamid kuuluvad tahkete lahuste hulka.
Tõelised ja kolloidsed lahused
Vastavalt dispersiooniastmele eristama tõelised ja kolloidsed lahused(kolloidsüsteemid). Tõeliste lahuste moodustamisel on lahustunud aine lahustis aatomite, molekulide või ioonide kujul. Osakeste suurus sellistes lahustes on 10–7 - 10–8 cm Kolloidlahused on heterogeensed süsteemid, milles ühe aine osakesed (dispergeeritud faas) on teises (dispersioonikeskkonnas) ühtlaselt jaotunud. Osakeste suurus hajutatud süsteemides jääb vahemikku 10–7 cm kuni 10–3 cm.. Tuleb märkida, et siin ja allpool käsitleme kõikjal tõelisi lahendusi.
Küllastumata, küllastunud ja üleküllastunud lahused
Lahustumisprotsess on seotud difusiooniga, st ühe aine osakeste spontaanse jaotumisega teise aine osakeste vahel. Seega võib ioonse struktuuriga tahkete ainete lahustumisprotsessi vedelikes kujutada järgmiselt: lahusti mõjul hävib tahke aine kristallvõre ja ioonid jaotuvad ühtlaselt kogu lahusti mahus. Lahendus jääb küllastumata niikaua, kuni sellesse saab rohkem ainet siseneda.
Lahus, milles aine antud temperatuuril enam ei lahustu, s.o. nimetatakse lahust, mis on tasakaalus lahustunud aine tahke faasiga rikas. Antud aine lahustuvus on võrdne selle kontsentratsiooniga küllastunud lahuses. Rangelt määratletud tingimustes (temperatuur, lahusti) on lahustuvus konstantne väärtus.
Kui aine lahustuvus temperatuuri tõustes suureneb, siis kõrgemal temperatuuril küllastunud lahust jahutades on võimalik saada üleküllastunud lahendus, s.t. selline lahus, milles sisalduva aine kontsentratsioon on suurem kui küllastunud lahuse kontsentratsioon (antud temperatuuril ja rõhul). Üleküllastunud lahused on väga ebastabiilsed. Anuma kerge loksutamine või lahuses oleva aine kristallide lisamine lahusesse põhjustab lahustunud aine liigse kristalliseerumise ja lahus küllastub.
Lahjendatud ja kontsentreeritud lahused
Ärge ajage segamini küllastumata ja küllastunud lahuseid lahjendatud ja kontsentreeritud lahustega. Lahjendatud ja kontsentreeritud lahuste mõisted on suhtelised ja nende vahele on võimatu tõmmata selget piiri. Need määravad lahustunud aine ja lahusti koguste suhte. Üldiselt on lahjendatud lahused lahused, mis sisaldavad lahusti kogusega võrreldes väikest kogust lahustunud ainet, kontsentreeritud lahused aga need, milles on palju lahustunud ainet.
Näiteks kui 20 o C juures lahustada 25 g NaCl 100 g vees, siis on saadud lahus kontsentreeritud, kuid küllastumata, kuna naatriumkloriidi lahustuvus 20 o C juures on 36 g 100 g vees. Maksimaalne AgI mass, mis lahustub temperatuuril 20 o C 100 g H 2 O-s, on 1,3 ± 7 g. Nendes tingimustes saadud AgI lahus on küllastunud, kuid väga lahjendatud.
9.2. Lahuste füüsikaline ja keemiline teooria; termilised nähtused lahustumisel
Füüsikaline teooria lahendused pakkusid välja W. Ostwald (Saksamaa) ja S. Arrhenius (Rootsi). Selle teooria kohaselt on lahusti ja lahustunud aine osakesed (molekulid, ioonid) difusiooniprotsesside tõttu ühtlaselt jaotunud kogu lahuse mahus. Lahusti ja lahustunud aine vahel puudub keemiline koostoime.
keemiline teooria pakkus välja D.I. Mendelejev. Vastavalt D.I. Mendelejevi sõnul toimub lahustunud aine ja lahusti molekulide vahel keemiline interaktsioon ebastabiilsete ainete moodustumisega, mis muundades lahustiga lahustunud aine ühendid üksteiseks - solvaadid.
Vene teadlased I.A. Kablukov ja V.A. Kistjakovski ühendas Ostwaldi, Arrheniuse ja Mendelejevi ideed, pannes sellega aluse kaasaegsele lahendusteooriale. Kaasaegse teooria kohaselt võivad lahuses eksisteerida mitte ainult lahustunud aine ja lahusti osakesed, vaid ka lahustunud aine ja lahusti füüsikalis-keemilise interaktsiooni produktid - solvaadid. solvaadid on muutuva koostisega ebastabiilsed ühendid. Kui lahustiks on vesi, nimetatakse neid hüdraadid. Solvaadid (hüdraadid) tekivad ioon-dipool, doonor-aktseptor interaktsioonide, vesiniksidemete tekke jms tõttu. Näiteks kui NaCl lahustatakse vees, tekib Na +, Cl - ioonide ja lahusti molekulide vahel ioon-dipool interaktsioon. Ammoniaakhüdraatide moodustumine vees lahustamisel toimub vesiniksidemete moodustumise tõttu.
Hüdreeritud vesi on mõnikord lahustunud ainega nii tugevalt seotud, et koos sellega lahusest vabaneb. Veemolekule sisaldavaid kristalseid aineid nimetatakse kristalsed hüdraadid, ja vett, mis on selliste kristallide osa, nimetatakse kristalliseerumine. Kristalliliste hüdraatide näideteks on vasksulfaat CuSO 4 5H 2 O, kaaliummaarjas KAl (SO 4) 2 12H 2 O.
Termoefektid lahustumisel
Ainete struktuuri muutumise tulemusena nende üleminekul individuaalsest olekust lahusesse, samuti pideva interaktsiooni tulemusena muutuvad süsteemi omadused. Sellele viitavad eelkõige lahustumise termilised mõjud. Lahustumisel toimub kaks protsessi: lahustunud aine struktuuri hävimine ja lahustunud aine molekulide vastastikmõju lahusti molekulidega. Solvatsiooniks nimetatakse lahustunud aine vastastikmõju lahustiga. Energia kulub lahustunud aine struktuuri hävitamisele ning lahustunud aine osakeste vastastikmõju lahusti osakestega (solvatimine) on eksotermiline protsess (käib koos soojuse eraldumisega). Seega võib lahustumisprotsess olla eksotermiline või endotermiline, olenevalt nende termiliste mõjude suhtest. Näiteks väävelhappe lahustamisel täheldatakse lahuse tugevat kuumenemist, s.t. soojuse vabanemine ja kaaliumnitraadi lahustumisel lahuse tugev jahutamine (endotermiline protsess).
9.3. Lahustuvus ja selle sõltuvus ainete olemusest
Lahustuvus on lahuste enim uuritud omadus. Ainete lahustuvus erinevates lahustites on väga erinev. Tabelis. 9.1 näitab mõnede ainete lahustuvust vees ja tabelis. 9.2 - kaaliumjodiidi lahustuvus erinevates lahustites.
Tabel 9.1
Teatud ainete lahustuvus vees 20 o C juures
Aine |
Aine |
Lahustuvus, g 100 g H 2 O kohta |
|
Tabel 9.2
Kaaliumjodiidi lahustuvus erinevates lahustites 20 o C juures
Lahustuvus oleneb lahustunud aine ja lahusti olemusest, samuti välistingimustest (temperatuur, rõhk). Praegu kasutatavates võrdlustabelites on tehtud ettepanek jagada ained hästi lahustuvateks, vähelahustuvateks ja mittelahustuvateks aineteks. See jaotus pole täiesti õige, kuna absoluutselt lahustumatuid aineid pole olemas. Isegi hõbe ja kuld lahustuvad vees, kuid nende lahustuvus on äärmiselt madal. Seetõttu kasutame selles õpetuses ainult kahte ainekategooriat: hästi lahustuv Ja halvasti lahustuv. Lõpuks on mõisted "kergesti" ja "vaevalt lahustuv" lahustuvuse tõlgendamisel rakendatavad, kuna need mõisted iseloomustavad lahustumisprotsessi kineetikat, mitte selle termodünaamikat.
Lahustuvuse sõltuvus lahustunud aine ja lahusti olemusest
Praegu puudub teooria, mille abil oleks võimalik mitte ainult arvutada, vaid isegi ennustada lahustuvust. See on tingitud üldise lahendusteooria puudumisest.
Tahkete ainete lahustuvus vedelikes sõltub sideme tüübist nende kristallvõredes. Näiteks aatomkristallvõrega ained (süsinik, teemant jne) lahustuvad vees vähe. Ioonse kristallvõrega ained lahustuvad reeglina vees hästi.
Reegel, mis on kehtestatud lahustuvuse uurimise sajanditepikkuse kogemuse põhjal, ütleb: "sarnasus lahustub sarnases hästi". Ioonse või polaarse sidemega ained lahustuvad hästi polaarsetes lahustites. Näiteks soolad, happed, alkoholid lahustuvad vees hästi. Samal ajal lahustuvad mittepolaarsed ained reeglina hästi mittepolaarsetes lahustites.
Anorgaanilisi sooli iseloomustab erinev lahustuvus vees.
Seega on enamik leelismetalli- ja ammooniumisoolasid vees hästi lahustuvad. Väga lahustuvad nitraadid, nitritid ja halogeniidid (va hõbe-, elavhõbe-, plii- ja talliumhalogeniidid) ja sulfaadid (välja arvatud leelismuldmetallide, hõbeda ja plii sulfaadid). Siirdemetalle iseloomustab nende sulfiidide, fosfaatide, karbonaatide ja mõnede teiste soolade vähene lahustuvus.
Ka gaaside lahustuvus vedelikes oleneb nende olemusest. Näiteks 100 mahus 20 o C vees lahustub 2 mahuosa vesinikku, 3 mahuosa hapnikku. Samadel tingimustel lahustub 700 mahuosa ammoniaaki 1 mahus vees. NH3 nii suurt lahustuvust võib seletada selle keemilise interaktsiooniga veega.
Temperatuuri mõju gaaside, tahkete ainete ja vedelike lahustuvusele
Kui gaasid lahustuvad vees, eraldub lahustunud gaasimolekulide hüdratatsiooni tõttu soojust. Seetõttu vastavalt Le Chatelier’ põhimõttele väheneb temperatuuri tõustes gaaside lahustuvus.
Temperatuur mõjutab tahkete ainete lahustuvust vees mitmel viisil. Enamasti suureneb tahkete ainete lahustuvus temperatuuri tõustes. Näiteks naatriumnitraadi NaNO 3 ja kaaliumnitraadi KNO 3 lahustuvus suureneb kuumutamisel (lahustumisprotsess kulgeb soojuse neeldumisega). NaCl lahustuvus suureneb veidi temperatuuri tõustes, mis on tingitud lauasoola lahustumise peaaegu nullist soojusefektist. Kustutatud lubja lahustuvus vees väheneb temperatuuri tõustes, kuna hüdratsiooni entalpia prevaleerib selle ühendi kristallvõre hävimise Δ H väärtuse, s.o. Ca(OH) 2 lahustumisprotsess on eksotermiline.
Enamasti suureneb temperatuuri tõustes ka vedelike vastastikune lahustuvus.
Rõhu mõju gaaside, tahkete ainete ja vedelike lahustuvusele
Tahkete ja vedelate ainete lahustuvust vedelikes rõhk praktiliselt ei mõjuta, kuna ruumala muutus lahustumisel on väike. Kui gaasilised ained lahustatakse vedelikus, väheneb süsteemi maht, mistõttu rõhu tõus põhjustab gaaside lahustuvuse suurenemist. Üldiselt allub gaaside lahustuvuse sõltuvus rõhust W. Henry seadus(Inglismaa, 1803): gaasi lahustuvus konstantsel temperatuuril on otseselt võrdeline selle rõhuga vedeliku kohal.
Henry seadus kehtib ainult madalal rõhul gaaside puhul, mille lahustuvus on suhteliselt madal ja tingimusel, et lahustunud gaasi molekulide ja lahusti vahel puudub keemiline koostoime.
Võõrainete mõju lahustuvusele
Muude ainete (soolad, happed ja leelised) juuresolekul vees gaaside lahustuvus väheneb. Gaasilise kloori lahustuvus lauasoola küllastunud vesilahuses on 10 korda väiksem. kui puhas vesi.
Soolade juuresolekul lahustuvuse vähenemise efekti nimetatakse väljasoolamine. Lahustuvuse vähenemine on tingitud soolade hüdratatsioonist, mis põhjustab vabade veemolekulide arvu vähenemist. Elektrolüütide ioonidega seotud veemolekulid ei ole enam teiste ainete lahustiks.
9.4. Lahuse kontsentratsioon
Lahuste koostise arvuliseks väljendamiseks on erinevaid viise: lahustunud aine massiosa, molaarsus, tiiter jne.
Massiosa on lahustunud aine massi ja kogu lahuse massi suhe. Binaarne lahus, mis koosneb lahustunud ainest ja lahustist:
kus ω on lahustunud aine massiosa, m on lahustunud aine mass ja M on lahusti mass. Massiosa väljendatakse ühiku murdosades või protsentides. Näiteks ω = 0,5 või ω = 50%.
Tuleb meeles pidada, et ainult mass on liitfunktsioon (terviku mass võrdub komponentide masside summaga). Lahuse maht ei järgi seda reeglit.
Molaarne kontsentratsioon või molaarsus on lahustunud aine kogus 1 liitris lahuses:
kus C on lahustunud aine X molaarne kontsentratsioon, mol/l; n on lahustunud aine kogus, mol; V on lahuse maht, l.
Molaarne kontsentratsioon on tähistatud numbri ja tähega “M”, näiteks: 3M KOH. Kui 1 liiter lahust sisaldab 0,1 mol ainet, nimetatakse seda desimolaarseks, 0,01 mol - tsentomolaarseks, 0,001 mol - millimolaarseks.
Tiiter on 1 ml lahuses sisalduva lahustunud aine grammide arv, s.o.
kus T on lahustunud aine tiiter, g/ml; m on lahustunud aine mass, g; V on lahuse maht, ml.
Lahustunud aine mooliosa- mõõtmeteta suurus, mis võrdub lahustunud aine n koguse suhtega lahustunud aine n ja lahusti n koguhulgaga:
,
kus N on lahustunud aine mooliosa, n on lahustunud aine kogus, mol; n" on lahusti kogus, mol.
Moolprotsent on vastav osa, mis on korrutatud 100%.
9.5. Elektrolüütiline dissotsiatsioon
Aineid, mille molekulid lahustes või sulavad täielikult või osaliselt ioonideks, nimetatakse elektrolüütideks. Elektrolüütide lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu.
Aineid, mille molekulid lahustes või sulades ei lagune ioonideks ega juhi elektrivoolu, nimetatakse mitteelektrolüütideks.
Elektrolüütide hulka kuuluvad enamik anorgaanilisi happeid, aluseid ja peaaegu kõiki sooli, mitteelektrolüütide hulka kuuluvad paljud orgaanilised ühendid, nagu alkoholid, estrid, süsivesikud jne.
Rootsi teadlane S. Arrhenius esitas 1887. aastal elektrolüütilise dissotsiatsiooni hüpoteesi, mille kohaselt lagunevad elektrolüüdid vees lahustumisel positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks.
Dissotsiatsioon on pöörduv protsess: paralleelselt dissotsiatsiooniga toimub ioonide liitumise (assotsiatsiooni) pöördprotsess. Seetõttu pannakse elektrolüütide dissotsiatsioonireaktsiooni võrrandite kirjutamisel, eriti kontsentreeritud lahustes, pöörduvuse märk. Näiteks kaaliumkloriidi dissotsiatsioon kontsentreeritud lahuses tuleks kirjutada järgmiselt:
KS1 K + + С1 – .
Vaatleme elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanismi. Ioonse sidemega ained dissotsieeruvad kõige kergemini polaarsetes lahustites. Kui need lahustatakse näiteks vees, tõmbavad polaarsed H 2 O molekulid nende positiivsete pooluste kaudu anioonide ja negatiivsete pooluste kaudu katioonide poole. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel, elektrolüüt laguneb hüdraatunud ioonideks, s.o. veemolekulidega seotud ioonid. Kovalentse polaarse sidemega (HC1, HBr, H 2 S) molekulidest moodustunud elektrolüüdid dissotsieeruvad sarnaselt.
Seega on dissotsiatsiooni peamiseks põhjuseks ioonide hüdratsioon (solvatatsioon). Nüüdseks on üldiselt aktsepteeritud, et enamik vesilahuses olevaid ioone on hüdreeritud. Näiteks moodustab vesinikioon H + hüdraadi koostisega H3O +, mida nimetatakse hüdrooniumiooniks. Lahus sisaldab peale H 3 O + veel H 5 O 2 + ioone (H 3 O + H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + 2H 2 O) ja H 9 O 4 + (H) 30 + 3H20). Dissotsiatsiooniprotsesside võrrandite koostamisel ja reaktsioonivõrrandite ioonsel kujul kirjutamisel asendatakse kirjutamise lihtsustamiseks hüdroksooniumiioon H 2 O + tavaliselt hüdraatimata iooniga H +. Siiski tuleb meeles pidada, et see asendus on tingimuslik, kuna prootonit ei saa vesilahustes eksisteerida, kuna reaktsioon kulgeb peaaegu koheselt:
H + + H 2 O \u003d H 3 O +.
Kuna hüdraatunud ioonidega seotud veemolekulide täpset arvu pole kindlaks tehtud, kasutatakse dissotsiatsioonireaktsiooni võrrandite kirjutamisel mittehüdraatunud ioonide sümboleid:
CH3COOH CH3COO - + H + .
9.6. dissotsiatsiooni aste; seotud ja mitteseotud elektrolüüdid
Elektrolüüdi lahuses ioonideks dissotsieerumise kvantitatiivne tunnus on dissotsiatsiooni aste. Dissotsiatsiooniaste α on ioonideks lagunenud molekulide N suhe lahustunud molekulide koguarvusse N:
Dissotsiatsiooniastet väljendatakse ühiku protsentides või murdosades. Kui α = 0, siis dissotsiatsiooni ei toimu ja kui α = 1, siis elektrolüüt laguneb täielikult ioonideks. Kaasaegsete lahendusteooria kontseptsioonide kohaselt jagunevad elektrolüüdid kahte rühma: seotud (nõrgad) ja mitteseotud (tugevad).
Mitteseotud (tugevate) elektrolüütide puhul lahjendatud lahustes α = 1 (100%), s.o. lahustes eksisteerivad nad eranditult hüdraatunud ioonidena.
Seotud elektrolüüdid võib laias laastus jagada kolme rühma:
nõrgad elektrolüüdid esinevad lahustes peamiselt dissotsieerumata molekulide kujul; nende dissotsiatsiooni aste on madal;
ioonide kaaslased moodustuvad lahustes ioonide elektrostaatilise interaktsiooni tulemusena; nagu eespool märgitud, toimub assotsiatsioon hästi dissotsieerunud elektrolüütide kontsentreeritud lahustes; kaaslaste näited on ioonipaarid(K + Cl -, CaC1 +), ioonilised teed(K 2 Cl +, KCl 2 -) ja ioonsed kvadrupoolid(K 2 Cl 2, KCl 3 2–, K 3 Cl 2+);
ioonsed ja molekulaarsed kompleksid, (näiteks 2+ , 3–), mis vees kergelt dissotsieeruvad.
Elektrolüüdi dissotsiatsiooni olemus sõltub lahustunud aine ja lahusti olemusest, lahuse kontsentratsioonist ja temperatuurist. Selle sätte näide võib olla naatriumkloriidi käitumine erinevates lahustites, tabel. 9.3.
Tabel 9.3
Naatriumkloriidi omadused vees ja benseenis erinevates kontsentratsioonides ja temperatuuril 25 o C
Vesilahustes sisalduvad tugevad elektrolüüdid hõlmavad enamikku sooli, leeliseid, mitmeid mineraalhappeid (HC1, HBr, HNO 3, H 2 SO 4, HC1O 4 jne). Peaaegu kõik orgaanilised happed kuuluvad nõrkade elektrolüütide hulka, mõned anorgaanilised happed, näiteks H 2 S, HCN, H 2 CO 3, HClO ja vesi.
Tugevate ja nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon
Lahjendatud vesilahustes tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandid võib esitada järgmiselt:
HCl \u003d H + + Cl -,
Ba (OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH -,
K 2 Cr 2 O 7 \u003d 2K + + Cr 2 O 7 2–.
Tugeva elektrolüüdi dissotsiatsiooni reaktsioonivõrrandi parema ja vasakpoolse osa vahele võib panna ka pöörduvuse märgi, kuid siis on märgitud, et 1. Näiteks:
NaOH Na + + OH - .
Seotud elektrolüütide dissotsiatsiooniprotsess on pöörduv, seetõttu on vaja nende dissotsiatsiooni võrranditesse panna pöörduvuse märk:
HCN H + + CN – .
NH 3 H 2 O NH 4 + + OH -.
Seotud mitmealuseliste hapete dissotsiatsioon toimub etappidena:
H 3 PO 4 H + + HPO 4 -,
H 2 PO 4 H + + HPO 4 2–,
HPO 4 2– H + + RO 4 3–,
Nõrkadest hapetest moodustunud happesoolade ja tugevate hapete aluseliste soolade dissotsiatsioon lahjendatud lahustes toimub järgmiselt. Esimest etappi iseloomustab ühtsusele lähedane dissotsiatsiooniaste:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -,
Cu(OH)Cl = Cu(OH) + + Cl-.
Teise etapi dissotsiatsiooniaste on palju väiksem kui ühtsus:
HCO 3 H + + CO 3 2–,
Cu(OH) + Cu 2+ + OH -.
Ilmselt väheneb lahuse kontsentratsiooni suurenemisega seotud elektrolüüdi dissotsiatsiooni aste.
9.7. Ioonivahetusreaktsioonid lahustes
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt toimuvad kõik reaktsioonid elektrolüütide vesilahustes mitte molekulide, vaid ioonide vahel. Selliste reaktsioonide olemuse kajastamiseks kasutatakse nn ioonvõrrandeid. Ioonvõrrandite koostamisel tuleks juhinduda järgmistest reeglitest:
Kergelt lahustuvad ja vähesel määral dissotsieerunud ained, aga ka gaasid on kirjas molekulaarses vormis.
Tugevad elektrolüüdid, mis on vesilahuses peaaegu täielikult dissotsieerunud, registreeritakse ioonidena.
Ioonvõrrandi paremal ja vasakul küljel olevate elektrilaengute summa peab olema võrdne.
Vaatleme neid seisukohti konkreetsete näidete põhjal.
Kirjutame molekulaarsel kujul neutraliseerimisreaktsioonide jaoks kaks võrrandit:
KOH + HCl \u003d KCl + H2O, (9.1)
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O. (9.2)
Ioonsel kujul on võrranditel (9.1) ja (9.2) järgmine kuju:
K + + OH - + H + + Cl - = K + + Cl - + H 2 O, (9.3)
2Na + + 2OH – + 2H + + SO 4 2– = 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9.4)
Olles redutseerinud samad ioonid võrrandite (9.3) ja (9.4) mõlemas osas, teisendame need üheks redutseeritud ioonvõrrandiks leelise ja happe interaktsiooni kohta:
H + + OH - \u003d H2O.
Seega taandub neutraliseerimisreaktsiooni olemus H + ja OH - ioonide interaktsioonile, mille tulemusena tekib vesi.
Ioonidevahelised reaktsioonid elektrolüüdi vesilahustes kulgevad peaaegu lõpuni, kui reaktsioonis tekib sade, gaas või nõrk elektrolüüt (näiteks H 2 O).
Mõelge nüüd reaktsioonile kaaliumkloriidi ja naatriumnitraadi lahuste vahel:
KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9,5)
Kuna tekkivad ained lahustuvad vees hästi ja neid ei eemaldata reaktsioonisfäärist, on reaktsioon pöörduv. Ioonreaktsiooni võrrand (9.5) on kirjutatud järgmiselt:
K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9,6)
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt seda reaktsiooni ei toimu, kuna kõik lahuses olevad lahustuvad ained esinevad eranditult ioonide kujul, võrrand (9.6). Kui aga segada kuumad KCl ja NaNO 3 küllastunud lahused, siis NaCl sadestub. See on tingitud asjaolust, et temperatuuril 30 o C ja kõrgemal on vaadeldavate soolade madalaim lahustuvus naatriumkloriidis. Seega tuleks praktikas arvestada, et protsessid, mis on teatud tingimustel pöörduvad (lahjendatud lahuste puhul), muutuvad mõnel muul tingimusel (kuumad küllastunud lahused) pöördumatuks.
Lahustes toimuva vahetusreaktsiooni erijuht on hüdrolüüs.
9.8. Soola hüdrolüüs
Kogemused näitavad, et mitte ainult hapetel ja alustel, vaid ka mõne soola lahusel on leeliseline või happeline reaktsioon. Selle tulemusena toimub muutus keskkonna reaktsioonis hüdrolüüs vaid lahustunud aine. Hüdrolüüs on lahustunud aine (näiteks soola) vahetusinteraktsioon veega.
Hüdrolüüsi põhjuseks on soolade ja vee elektrolüütiline dissotsiatsioon. Hüdrolüüs toimub siis, kui soola dissotsiatsiooni käigus tekkinud ioonid on võimelised avaldama veemolekulidele (katioonidele) tugevat polariseerivat toimet või moodustama nendega vesiniksidemeid (anioonid), mis viib kergelt dissotsieerunud elektrolüütide moodustumiseni.
Soola hüdrolüüsi võrrandid kirjutatakse tavaliselt ioon- ja molekulaarses vormis, samas on vaja arvestada vahetusreaktsioonide ioonvõrrandite kirjutamise reegleid.
Enne hüdrolüüsireaktsioonide võrrandite käsitlemist tuleb märkida, et tugeva aluse ja tugeva happe moodustatud soolad(näiteks NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4) vees lahustatuna ei hüdrolüüsi. Selliste soolade ioonid ei moodusta H2O-ga nõrku elektrolüüte ja nende soolade lahustel on neutraalne reaktsioon.
Erinevad soolade hüdrolüüsi juhtumid
1. Tugeva aluse ja nõrga happe moodustatud soolad Näiteks CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN hüdrolüüsitakse aniooni toimel. Näiteks võib võtta CH 3 COONa hüdrolüüsi, mille tulemusel moodustub vähedissotsieeruv äädikhape:
CH3COO - + MITTE CH 3COOH + OH -,
CH3COOHa + HOH CH 3COOH + NaOH.
Kuna lahusesse ilmub liigne hüdroksiidioone, muutub lahus leeliseliseks.
Mitmealuseliste hapete soolade hüdrolüüs toimub astmeliselt ja sel juhul tekivad happesoolad, täpsemalt happesoolade anioonid. Näiteks Na 2 CO 3 hüdrolüüsi saab väljendada võrranditega:
1 samm:
CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH –,
Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.
2 sammu
HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH -,
NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.
Esimeses etapis hüdrolüüsi tulemusena tekkinud OH-ioonid pärsivad suures osas hüdrolüüsi teist etappi, mistõttu toimub teises etapis hüdrolüüs vähesel määral.
2. Nõrgast alusest ja tugevast happest moodustuvad soolad Näiteks NH4Cl, FeCl3, Al2(SO4)3 hüdrolüüsitakse katiooni toimel. Näiteks on protsess
NH 4 + + HOH NH 4 OH + H +,
NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.
Hüdrolüüs on tingitud nõrga elektrolüüdi - NH 4 OH (NH 3 H 2 O) - moodustumisest. Selle tulemusena nihkub vee elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal ja lahusesse ilmub H + ioonide liig. Seega toimub NH4Cl lahuses happeline reaktsioon.
Polühappealustest moodustunud soolade hüdrolüüsil tekivad aluselised soolad, täpsemalt aluseliste soolade katioonid. Vaatleme näiteks raud(II)kloriidi hüdrolüüsi:
1 samm
Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,
FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.
2 sammu
FeOH + + HOH Fe (OH) 2 + H +,
FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.
Teise etapi hüdrolüüs kulgeb esimese etapi hüdrolüüsiga võrreldes ebaoluliselt ja teise etapi hüdrolüüsiproduktide sisaldus lahuses on väga väike.
3. Nõrgast alusest ja nõrgast happest moodustunud soolad Näiteks CH3COONH4, (NH4)2CO3,HCOONH4 hüdrolüüsitakse nii katiooni kui ka aniooni toimel. Näiteks kui CH3COONH4 lahustatakse vees, moodustuvad vähedissotsieeruvad hape ja alus:
CH 3 COO - + NH 4 + + HOH CH 3 COOH + NH 4 OH,
CH3COONH 4 + HOH CH 3 COOH + NH 4 OH.
Sel juhul sõltub lahuse reaktsioon hüdrolüüsi tulemusena tekkinud nõrkade hapete ja aluste tugevusest. Kuna selles näites on CH3COOH ja NH4OH ligikaudu võrdsed, on soolalahus neutraalne.
HCOONH 4 hüdrolüüsi ajal on lahuse reaktsioon kergelt happeline, kuna sipelghape on tugevam kui äädikhape.
Paljude väga nõrkade aluste ja nõrkade hapete, näiteks alumiiniumsulfiidi poolt moodustatud soolade hüdrolüüs kulgeb pöördumatult:
Al 2S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S.
4. Mitmete vahetusreaktsioonidega lahustes kaasneb hüdrolüüs ja need kulgevad pöördumatult.
A) Kui kahevalentsete metallide soolade (välja arvatud kaltsium, strontsium, baarium ja raud) lahused interakteeruvad leelismetallide karbonaatide vesilahustega, sadestuvad osalise hüdrolüüsi tulemusena aluselised karbonaadid:
2MgSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4,
3 Pb (NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3.
B) Kui kolmevalentse alumiiniumi, kroomi ja raua vesilahused segatakse leelismetallide karbonaatide ja sulfiidide vesilahustega, ei moodustu kolmevalentsete metallide karbonaate ja sulfiide - toimub nende pöördumatu hüdrolüüs ja hüdroksiidid sadestuvad:
2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3CO 2 + 6KCl,
2Cr(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6NaNO3.
Lahendused(ladina keeles" lahendus") - saadakse vedelate, tahkete ja gaasiliste ainete lahustamisel sobivas lahustis, mis on ette nähtud väliseks, sisemiseks ja parenteraalseks kasutamiseks.
Lahendustel on suur tähtsus looduses, teaduses ja tehnoloogias. Lahuste ja muude segude erinevus seisneb selles, et koostisosade osakesed jaotuvad selles ühtlaselt ja sellise segu igas mikromahus on koostis sama.
Lahenduste füüsikaline teooria:
Asutajad olid Van't Hoff, Ostwald, Lrrenius, kes uskusid, et lahustumisprotsess on difusiooni (ainete vastastikuse segunemise protsess) tulemus.
Lahuste keemiline teooria:
Erinevalt lahenduste füüsikalisest teooriast - D.I. Mendelejev väitis, et lahustumine on lahustunud aine keemilise koostoime tulemus veemolekulidega ning õigem on lahust määratleda homogeense süsteemina, mis koosneb lahustunud aine osakestest, lahustist ja nende vastasmõju produktidest.
Kaasaegne füüsikalis-keemiline lahendusteooria:
Seda ennustas 1906. aastal D. I. Mendelejev, mida ta kirjeldas oma õpikus "Keemia alused": " Lahustumise kaks näidatud aspekti ja seni lahenduste kaalumisel rakendatud hüpoteesid, kuigi neil on mõnevõrra erinevad lähtekohad, viivad suure tõenäosusega lahenduste üldise teooriani, sest samad üldseadused reguleerivad nii füüsikalisi kui ka keemilisi nähtusi. .».
Lahuste üldised omadused. Videofilm.
Lahustid.
Lahustid- Need on üksikud keemilised ühendid või nende segud, mis võivad lahustada erinevaid aineid ja moodustada nendega homogeenseid süsteeme – ühest või mitmest komponendist koosnevad lahused.
Lahustid jaotatakse anorgaanilisteks (tavaliselt vesilahusteks) ja orgaanilisteks (mittevesilahusteks).
Nõuded lahustile:
Hea lahustusvõime;
- Inertsus lahustunud aine ja aparaadi suhtes;
- Minimaalne mürgisus, süttivus;
- Mikroobide resistentsus;
- Lahusti tuleb saada kiiresti ja odavalt, mitte ebameeldiva maitse ja lõhnaga;
- Peab olema farmakoloogiliselt ükskõikne.
Lahustuvus.
Lahustuvus(lahustuvuse definitsioon) – ühe või mitme muu ainega segus oleva aine võime moodustada lahuseid. Ainete lahustuvus on erinev. Riiklikus farmakopöas on tabel, mis iseloomustab ravimainete lahustuvust sõltuvalt lahusti kogusest.
Lahustuvus sõltub:
Temperatuur, mille juures toimub lahustumine (enamiku ainete lahustuvus suureneb temperatuuri tõustes, erand on kaltsiumglütserofosfaat, selle lahustuvus väheneb temperatuuri tõustes);
- Lahusti omadused (nagu lahustub sarnases);
- Lahustuvuse piirist. Igal ainel on oma lahustuvuspiir (OL).
Lahustuvuse piir on suurim kogus ravimit, mida saab antud lahustis antud temperatuuril lahustada.
Sõltuvalt lahustunud aine kogusest jagatakse lahused kolme rühma:
1)
Küllastumata – lahustuvuse piir ei ole saavutatud;
2)
Küllastunud – lahustuvuse piir on saavutatud;
3)
Üleküllastunud - lahustuvuspiir on ületatud (need lahused valmistatakse kuumutamisel, kuid jahutamisel sadestub aine liig).
Meditsiinipraktikas kasutatakse enamasti küllastumata lahuseid.
Lahustumist kiirendavad protsessid:
Mõned ained lahustuvad aeglaselt, kuigi märkimisväärses koguses, et kiirendada selliste ainete lahustumist, kasutatakse järgmisi meetodeid:
1)
Kuumutamise või kuuma lahustiga lahustamine:
- kuuma lahustit kasutatakse naatriumsulfatsüüli, boorhappe, kõrge kontsentratsiooniga glükoosilahuste, kaaliumpermanganaadi lahuste valmistamisel;
- õli, glütseriini lahused valmistatakse kuumutamisel;
- furatsiliin lahustatakse lahuse kuumutamisel lahtisel tulel.
2) Enne lahustumist ained purustatakse (kristallhüdraadid - magneesiumsulfaat, naatriumtetraboraat, vasksulfaat);
3) Segamine;
4) Ained asetatakse lahusti ülemisse kihti (protargool, jood).
Sõbrad Saate anda oma panuse saidi arendamisse, klõpsake lihtsalt "Meeldib" ja "Räägi sõpradele" ning saidi värskenduste tellijad saavad uute artiklite ilmumisest esimesena teada!
Artikli lõpus vaatleme Golden Raini eksperimenti, mis on oma ilus hingemattev.