Faza de soluție cu concentrație mai mare. Proprietățile soluțiilor diluate

Soluţie numit sistem omogen format din mai multe componente, i.e. format din două sau mai multe substanțe individuale. Conform definiției lui Gibbs: soluția este o fază de compoziție variabilă . În mod convențional, compoziția soluției este împărțită în solvent(o componentă prezentă într-un sistem în cantităţi relativ mai mari) şi solut(alte componente). Soluția va fi perfect, dacă formarea sa nu este însoțită de o scădere sau creștere a volumului său, precum și de eliberarea sau absorbția de căldură. Soluțiile ideale respectă legea lui Raoult (vezi mai jos) la toate concentrațiile și toate temperaturile. Real solutiile datorate fenomenelor de asociere, disociere, solvatare etc nu au proprietatile mentionate mai sus. Dar într-o stare de diluție puternică și, de asemenea, dacă sunt formate de similare compoziție chimicăȘi proprietăți fizice substanțele se apropie de cele ideale, prin urmare, legile cantitative care descriu starea soluțiilor ideale le pot fi aplicate cu o oarecare aproximare.

Aici luăm în considerare doar soluțiile în care solventul este un lichid (de obicei apă), iar substanțele dizolvate sunt gaze, lichide sau solide. Compus O soluție este caracterizată prin cantitatea de substanță(e) dizolvată(e) pe unitate de cantitate de soluție sau solvent.

Osmoză – mișcarea spontană a moleculelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă care separă soluțiile de diferite concentrații, de la o soluție de concentrație mai mică la o soluție de concentrație mai mare, ceea ce duce la diluarea acesteia din urmă. O peliculă de celofan este adesea folosită ca membrană semi-permeabilă, prin găurile mici prin care doar moleculele de solvent de volum mic pot trece selectiv și sunt reținute molecule sau ioni mari sau solvați - pentru substanțele cu molecul mare și o peliculă de ferocianura de cupru. pentru substanțele cu molecul scăzut. Procesul de transfer al solventului (osmoza) poate fi prevenit dacă se aplică o presiune hidrostatică externă unei soluții cu o concentrație mai mare (în condiții de echilibru aceasta va fi așa-numita presiune osmotica, notat cu litera p). Pentru a calcula valoarea p în soluții neelectrolitice, empiric Ecuația van't Hoff:

p = C R T, (4,1)

unde C este concentrația molară a substanței, mol/kg;

R – constanta universală a gazului, J/mol K.

Mărimea presiunii osmotice este proporțională cu numărul de molecule (în general, numărul de particule) ale uneia sau mai multor substanțe dizolvate într-un anumit volum de soluție și nu depinde de natura acestora și de natura solventului. În soluțiile de electroliți puternici sau slabi, numărul total de particule individuale crește din cauza disocierii moleculelor, prin urmare, coeficientul de proporționalitate corespunzător, numit coeficientul izotonic.

p = i C R T, (4.2)

undei – coeficientul izotonic, calculat ca raportul dintre suma numărului de ioni și molecule de electrolit nedisociate și numărul inițial de molecule ale acestei substanțe.

Deci, dacă gradul de disociere a electrolitului, i.e. raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni la numărul total moleculele substanței dizolvate sunt egale cu a și molecula de electrolit se descompune în n ioni, apoi coeficientul izotonic se calculează după cum urmează:

i= 1 + (n – 1)×a, ( i > 1). (4.3)

Pentru electroliții puternici, se poate lua a = 1 , Apoi i= n, iar coeficientul i (de asemenea, mai mare decât 1) se numește coeficientul osmotic.

Fenomenul de osmoză este de mare importanță pentru organismele vegetale și animale, deoarece membranele celulelor lor în raport cu soluțiile multor substanțe au proprietățile unei membrane semi-permeabile. ÎN apă curată celula se umflă foarte mult, în unele cazuri până la ruperea membranei, iar în soluțiile cu concentrații mari de sare, dimpotrivă, scade în dimensiune și se încrețește din cauza pierderii mari de apă. Prin urmare, la conservare Produse alimentare la ele se adaugă o cantitate mare de sare sau zahăr. Celulele microbiene în astfel de condiții pierd o cantitate semnificativă de apă și mor.

Presiunea osmotică asigură mișcarea apei în plante datorită diferenței de presiune osmotică dintre seva celulară a rădăcinilor plantelor (5-20 bar) și soluția de sol, care se diluează în continuare în timpul udării. Presiunea osmotică face ca apa să se ridice în plantă de la rădăcini până în vârf. Astfel, celulele frunzelor, pierzând apa, o absorb osmotic din celulele stem, iar acestea din urma o preiau din celulele radiculare.

Solubilitatea gazelor în lichide variază foarte mult și depinde nu numai de natura gazului și a solventului, ci și de presiune și temperatură. Cantitatea de gaz dizolvat este proporțională cu presiunea vaporilor acestuia deasupra soluției ( legea lui Henry). Solubilitatea gazelor scade cu creșterea temperaturii și prezența altor substanțe în soluție.

Echilibrul dintre lichid și vapori este dinamic - există un schimb continuu de molecule (particule) între ele, iar numărul acestor molecule care trec printr-o unitate a interfeței dintre ambele faze în condiții de echilibru este același (în ambele direcții).

Conform legea lui Raoult scăderea relativă a presiunii de vapori a solventului (A) deasupra soluției depinde numai de fracția molară a substanței (B) dizolvată în lichid, adică este determinată de numărul de particule de substanță B pe unitate de volum , dar nu depinde de proprietățile substanței dizolvate:

unde N B – fracție molară substanța B în soluție, determinată prin formula

, (4.5)

unde n este numărul de moli ai substanței;

– presiunea vaporilor saturați peste un solvent pur;

PA este presiunea de vapori a solventului deasupra soluției (la aceeași temperatură).

Legea lui Raoult este valabilă pentru soluții ideale și foarte diluate.

P A = (la T = const), (4,6)

unde NA este fracția molară a substanței A în soluție, determinată de formula

. (4.7)

Ecuația de mai sus (4.6) arată că presiunea de vapori a solventului deasupra unei soluții reale este direct proporțională cu fracția molară a solventului din această soluție.

La rezolvarea problemelor legate de evaporarea fazei condensate substanta pura, puteți folosi următoarea ecuație:

(4.8)

unde P1 și P2 sunt presiunea vaporilor la temperaturi absolute T1 și, respectiv, T2;

– căldură molară de evaporare (vaporizare), considerată constantă într-un interval de temperatură dat;

R – constanta universală a gazului.

Lichid furuncule la temperatura la care presiunea vaporilor saturați de deasupra acesteia atinge presiunea exterioară. Pe măsură ce concentrația unei substanțe nevolatile dizolvate în ea crește, presiunea de vapori a solventului deasupra soluției scade și soluția fierbe la mai mult. temperatura ridicata decât solventul pur. Creșterea (modificarea) punctului de fierbere de la T 0 pentru un solvent pur la T pentru soluții diluate se calculează folosind următoarea ecuație:

DT kip = T – T o = K e ·C m ,в, (4.9)

unde DT fierbere este creșterea temperaturii de fierbere a soluției, K;

K e – coeficientul ebulioscopic, K · kg · mol – 1;

Din ecuația (4.9) este clar că K e = DT bp. la C m, B = 1 mol/kg. Creșterea punctului de fierbere depinde de concentrația soluției, adică. de numărul de particule pe unitate de volum, dar nu depinde de tipul și proprietățile acestor particule.

Coeficientul ebulioscopic depinde numai de natura solventului și se determină după cum urmează:

, (4.10)

unde M A – Masă molară solvent; g/mol;

Evaporarea DH este căldura molară de evaporare a unui solvent pur.

Deoarece , (4.11)

m A – masa solventului, g,

atunci ecuația (4.9) ținând cont de ecuația (4.11) se poate scrie:

. (4.12)

Ecuația rezultată (4.12) poate fi utilizată pentru a determina masa molară necunoscută a solutului B din valoarea găsită experimental a DT bp.

Pentru a calcula creșterea punctului de fierbere a soluțiilor de electroliți slabi sau puternici, este necesar să se utilizeze conceptul de coeficient izotonic i, dat în secțiunea despre presiunea osmotică (vezi ecuația 4.3). Atunci ecuația (4.9) ia următoarea formă:

DT kip = K E i C m, V. (4.13)

Soluții îngheţa la o temperatură mai mică decât un solvent pur, care este o consecință a scăderii presiunii de vapori a solventului deasupra soluției. Pentru soluții diluate deprimarea punctului de îngheț de la T 0 pentru un solvent pur la T pentru o soluție depinde de compoziția cantitativă a soluției:

Adjunct DT = Т 0 – Т = К к · С m , В, (4.14)

unde DT deputat este scăderea temperaturii de îngheț a soluției, K;

K k – coeficientul crioscopic, K · kg · mol – 1;

С m, В – concentrația molală a substanței B, mol/kg.

Din ecuația (4.14) rezultă că DT deputat = K k la C m, B = 1 mol/kg și scăderea temperaturii de îngheț a soluției este determinată doar de numărul de particule pe unitatea de volum, dar nu depinde de natura acestor particule.

,(4.15)

unde M A este masa molară a solventului A, g/mol;

DН pl este căldura molară de fuziune a unui solvent pur.

Dacă masa solventului m A conține masa substanței dizolvate B, atunci

,(4.16)

unde m B este masa substanței dizolvate B, g;

МВ – masa molară a solutului B, g/mol;

m A – masa solventului, g.

Atunci ecuația (4.14) se poate scrie:

 (4.17)

Ecuația (4.17) poate fi utilizată în determinarea și calculul experimental al masei molare a unei substanțe necunoscute prin scăderea punctului de îngheț al soluției sale într-un solvent cunoscut.

Dacă o substanță dizolvată se dezintegrează în ioni în soluție, atunci creșterea numărului de particule datorată disocierii moleculelor sale este luată în considerare prin introducerea coeficientului izotonic i (vezi ecuația 4.3):

DT adjunct = К к · i · С m , V. (4.18)

Exemplu

O soluție apoasă de alcool care conține 0,17 g alcool și 20 g apă îngheață la o temperatură de – 0,354 0 C. Calculați masa molară a alcoolului dacă coeficientul crioscopic pentru apă este de 1,86 o C kg mol –1.

Soluţie

Pentru a rezolva, folosim ecuația (1.60):

Răspuns. M sp = 46 g/mol.

Prima lege a lui Konovalov(aplicabil atât pentru ideal, cât și pentru soluții care se abat de la legea lui Raoult): aburul saturat deasupra unei soluții de echilibru a două lichide este relativ mai bogat în acea componentă, a cărui adăugare în sistem crește presiunea totală a vaporilor (sau scade punctul de fierbere). Prin urmare, atunci când o soluție se evaporă, vaporii sunt îmbogățiți cu o componentă mai volatilă, iar lichidul este îmbogățit cu una mai puțin volatilă. Metoda de separare a amestecurilor (în principal lichide organice) prin rectificare se bazează pe diferențele de compoziție a soluției și a vaporilor în echilibru cu aceasta. Repetand operatiile de evaporare-condens se pot obtine componente pure. În practică, acest lucru este implementat în coloanele de distilare.

Pentru soluțiile care se abate semnificativ de la legea lui Raoult, curbele de dependență a presiunii vaporilor deasupra soluției de compoziția soluției au adesea un punct maxim sau minim. În punctele extreme, compoziția vaporilor coincide cu compoziția lichidului (a doua lege a lui Konovalov). Astfel de amestecuri se numesc azeotrop, Este imposibil să le separăm prin distilare (rectificare).

Pentru cei care sunt foarte diferiți ca natură și din acest motiv practic nemiscibil lichide, presiunea de vapori a fiecărei componente de deasupra amestecului este egală cu presiunea de vapori a componentei pure. Atunci presiunea totală a vaporilor este egală cu suma presiunilor de vapori saturați ale ambelor componente în stare pură (la aceeași temperatură):

P = P A + P V. (4,19)

Cu toate acestea, punctul de fierbere al unui astfel de amestec este mai mic decât punctul de fierbere al fiecăruia dintre lichidele individuale. Această proprietate este utilizată pentru distilarea cu abur prin barbotare printr-un lichid care este nemiscibil cu apa, urmată de condensarea vaporilor care ies. Distilarea cu abur vă permite să distilați lichidele cu punct de fierbere ridicat la temperaturi sub 100 o C.

Cursul 5: Soluții. Proprietățile soluțiilor. Metode de exprimare a concentrației soluțiilor.

Schema cursului:

1. Conceptul de soluții. Clasificarea solutiilor.

4. Metode de exprimare a concentraţiei soluţiilor.

5. Proprietățile coligative ale soluțiilor.

1. Soluții. Clasificarea solutiilor.

Soluţie se numește sistem omogen (omogen) format din două sau mai multe componente independente (solut și solvent), precum și produse ale interacțiunii lor. Componenta a cărei cantitate predomină într-un sistem dat se numește solvent.

În funcție de starea lor de agregare, soluțiile sunt împărțite:

solutii gazoase

solutii solide

solutii lichide

soluții de solide în lichide

solutii de substante gazoase in lichide

3. soluții de substanțe lichide în lichide: oțet, (alcool + apă)

Soluțiile în care solventul este lichid sunt de cea mai mare importanță pentru chimie. Conținutul relativ al componentelor dintr-o soluție poate fi orice, este limitat doar de solubilitatea reciprocă a substanțelor, care depinde de natura lor chimică, afinitatea lor unul pentru celălalt, precum și de condițiile de preparare a soluțiilor - temperatură, presiune ( în cazul dizolvării gazelor), prezența altor substanțe dizolvate .

Pe baza cantităților relative de solut și solvent, soluțiile sunt: diluat Și concentrat .

Pe baza raportului dintre predominanța particulelor care trec în soluție și a celor îndepărtate din soluție, soluțiile se disting bogat , nesaturat Și suprasaturat .

Saturat soluția este o soluție care se află în echilibru cu faza solidă a substanței dizolvate și conține cantitatea maximă posibilă din această substanță în condițiile date.

Se numește o soluție a cărei concentrație este mai mică decât concentrația unei soluții saturate nesaturat . Într-o astfel de soluție, în aceleași condiții, se poate dizolva o cantitate suplimentară din aceeași substanță.

Dacă o soluție, saturată când este încălzită, este răcită cu grijă la temperatura camerei, astfel încât să nu se elibereze cristale de sare, atunci suprasaturat soluţie. Prin urmare, suprasaturat Se numește o soluție care, la o temperatură dată, conține mai multă soluție decât este posibil într-o soluție saturată. O soluție suprasaturată este instabilă și, atunci când condițiile se schimbă (de exemplu, prin agitare puternică sau prin adăugarea unui cristal de sare - o sămânță pentru cristalizare), se formează o soluție saturată și un precipitat de cristale de sare.

2. Solubilitatea substanțelor. Factori care afectează solubilitatea substanțelor.

O caracteristică cantitativă a raportului componentelor unei soluții saturate este solubilitate . Cele mai comune moduri de a face acest lucru sunt:

· coeficientul de solubilitate al substanței (P) - cea mai mare masă de substanță capabilă să se dizolve în 100 g de solvent la o temperatură dată. De exemplu, la 20°C, 36,0 g de NaCI se dizolvă în 100 g de apă pentru a forma o soluție saturată, ceea ce înseamnă P(NaCI) = 36.

· solubilitatea molară a unei substanțe ( S) - numărul de moli ai unei substanțe capabile să se dizolve la o temperatură dată în 1 litru de solvent specificat pentru a forma o soluție saturată. Deci, S(NaCI) = 6,154 mol\l

· coeficientul de absorbție a gazului – cel mai mare volum de gaz care se poate dizolva într-o unitate de volum de solvent la o anumită temperatură și presiune parțială a gazului de 1 atm. Deci, la 20°C, coeficienții de absorbție a azotului și oxigenului de către apă, ale căror molecule sunt nepolare, sunt 0,016 și, respectiv, 0,031. Pentru gazele ale căror molecule sunt polare, coeficientul lor de absorbție de către apă este mult mai mare, de exemplu pentru HCI - 500, NH3 - 1300.

Solubilitatea substanțelor depinde în mod semnificativ de natura solutului și solventului, temperatură și presiune.

Dependența de natura reactanților

Cea mai mare solubilitate se obține atunci când aceste forțe de interacțiune intermoleculară sunt de natură similară: „asemenea se dizolvă în asemănător”. Deci substanțe cu tip ionic legătură chimică(săruri, alcaline) sau, polare (alcooli, aldehide) sunt foarte solubile în solvenți polari, cum ar fi apa. În schimb, compușii cu polaritate scăzută, cum ar fi monoxidul de carbon (II), sunt foarte solubili în compușii nepolari, cum ar fi disulfura de carbon.

Dependență de temperatură.

Deoarece procesul de dizolvare este reversibil, i se aplică principiul lui Le Chatelier: dacă dizolvarea unei substanțe are loc odată cu absorbția căldurii, atunci o creștere a temperaturii duce la o creștere a solubilității.

Pentru majoritatea solidelor, creșterea temperaturii crește solubilitatea.

Pentru gaze, o creștere a temperaturii ajută la reducerea solubilității, deoarece legăturile dintre moleculele substanței solubile și solvent sunt fragile.

3. Esența procesului de dizolvare. Termodinamica procesului de dizolvare.

Dizolvarea substanțelor are loc adesea odată cu eliberarea sau absorbția de căldură, uneori cu o modificare a volumului. Fondatorul teoriei soluțiilor este. Esența procesului de dizolvare se rezumă la următoarele:

solvații

hidratează

Solvație (hidratare)

hidratează cristalele

Procesul de dizolvare poate fi exprimat prin diagrama:

dizolvat + solvent ó substanță în soluție ± ∆ N.

Se numește efectul termic care însoțește procesul de dizolvare legat de 1 mol de substanță dizolvată căldura molară a soluției ∆ Nsol.

∆Hsol.= ∆Н1 + ∆H2

∆N1 > 0 - cantitatea de căldură consumată pentru distribuția particulelor unui dizolvat între moleculele de solvent (proces endotermic).

∆H2 < 0 - тепловой эффект сольватации (процесс экзотермический).

Efectul termic al solvației - cantitatea de căldură care se eliberează atunci când un dizolvat interacționează cu moleculele de solvent și formarea de legături între acestea.

pentru un solid:

∆H1 > 0 - energia necesară distrugerii rețelei cristaline și energia necesară ruperii legăturilor dintre moleculele de solvent (proces endotermic).

În funcție de faptul că prima sau a doua componentă predomină, procesul de dizolvare poate fi exotermic sau endotermic:

dacă │ ∆Н2 │> │∆ Н1│, procesul este exotermic și ∆Н< 0;

dacă │∆Н2 │< │∆ Н1│, процесс эндотермический и ∆Н > 0.

4. Metode de exprimare a compoziţiei soluţiilor.

Compoziția soluțiilor se exprimă de obicei cantitativ prin mărimi cantitative adimensionale - fracții (masă, volum, molară) și mărimi dimensionale - concentrații.

Fracția de masă (W) sau concentrația procentuală - raportul dintre masa substanței dizolvate și masa soluției. Fracția de masă este o mărime adimensională, se exprimă în fracții de unitate ca procent (10%). Fracția de masă arată câte grame a acestei substante, este în 100 g soluție

m in-va m in-va

W(A)=msoluție * 100% =msoluție +mr-la * 100%

mv-va - masa substanței dizolvate, g

mv-va - masa soluției, g

m r-la - masa solventului, g.

W(NaOH) = 5% sau 0,05 înseamnă că

5 g de NaOH sunt în 100 g de soluție,

5 g NaOH sunt în 95 g apă

Fracție de volum j- raportul dintre volumul de soluție și volumul de soluție.

V( A) V(A)-volumul componentei A

j(A) =V V-volumul soluției.

Fracția molară N– raportul dintre numărul de moli de substanță dizolvată și suma numărului de moli de substanță dizolvată și solvent.

n A nA- numărul de componente A

Na =na+nVnV - cantitatea de solvent

m A /M A .

NA= mA/MA+mV/MV

Concentrația arată raportul dintre masa sau cantitatea unei substanțe și volumul unei soluții.

Concentrația molară (molaritatea) cm (mol/l) – arată numărul de moli de substanță dizolvată într-un litru de soluție, exprimat ca raport dintre cantitatea de substanță dizolvată și volumul soluției.

nA 3

cm (A) =V [mol/m, mol/l]

m A

cm = MA*V

concentrația cm-molară a soluției.

ma - masa substanței în grame

Ma – masa molară a substanței în g/mol

V – volumul soluției în litri

Următoarele simboluri sunt folosite pentru a indica concentrația molară:

Soluție unimolară 1M cm = 1 mol/l

Soluție decimolară 0,1M cm = 0,1 mol/l

O soluție care conține 1 mol de substanță dizolvată se numește monomolară.

O soluție de NaOH 2M înseamnă că 2 moli de NaOH sunt conținuti în 1 litru de soluție, adică 2* 40 = 80 g de NaOH.

Concentrația normală (normalitatea soluției) sau echivalentul concentrației molare, СН (eq/l) – arată numărul de echivalenți de soluție conținute într-un litru de soluție.

n echivalentul A

CH =V

m A

CH = Mequa*V

Sn - concentrație normală [mol/l]

M equa – masa echivalentă a unei substanțe în g/mol

ma - masa substanței în grame

V – volumul soluției în litri

1H - soluție unică normală СН = 1 mol/l

0,1H - soluție decinormală CH = 0,1 mol/l

0,01N - soluție centinormală СН = 0,01 mol/l

Echivalent substanță este o particulă reală sau noțională a unei substanțe care poate înlocui, adăuga, elibera sau poate fi într-un fel echivalentă (echivalentă) cu un cation H în soluții acido-bazice sau cu un electron în reacțiile redox. Un număr care arată ce fracție dintr-o particulă reală a unei substanțe este echivalentă cu un cation H sau cu un electron se numește factor de echivalență ( f eq) . Cantitatea de echivalent (n eq), precum și cantitatea de substanță, se măsoară în moli. Se numește masa unui echivalent molar echivalent de masă molară (M eq) la fel cum masa molară se măsoară în g/mol. Aceste două mase sunt legate între ele prin următoarea relație:

Meq = M *fechivalentul

pentru acid

feq =n(N)

n(H) – numărul de ioni de hidrogen care pot fi înlocuiți cu un metal (bazicitate acidă)

pentru baza

feq =n(OH)

n(OH) – numărul de ioni de grupare hidroxil (aciditate de bază)

pentru săruri

feq = numărul de atomi de metal * sarcina ionului metalic

Luând în considerare factorul de echivalență:

m A

CH = MA *feq *V

Titrul soluției T – arată masa de substanță dizolvată conținută în 1 ml de soluție.

m A

T = 1000, [g/ml]

cm*m A cm*m eA

T = 1000 = 1000

Concentrația molală (molalitatea C m)- raportul dintre cantitatea de dizolvat și masa de solvent, exprimat în kilograme.

n A

CUm =msolvent [mol/kg H2O]

1000 ma

CUm =Ma*m N2O

1000 - factor de conversie de la grame la kilograme

Proprietățile coligative ale soluțiilor.

Proprietățile soluțiilor care depind numai de concentrația particulelor din soluție și nu depind de natura solutului se numesc colegial.

Soluțiile formate din particule de dimensiuni strict identice, între care acționează aproximativ aceleași forțe de interacțiune intermoleculară, nu interacțiune chimică, se numesc modificări de temperatură și volum ideal. Soluțiile foarte diluate tind să se apropie de soluțiile ideale.

Proprietățile coligative ale soluțiilor diluate pot fi descrise cantitativ și exprimate sub formă de legi. Acestea includ:

presiune osmotica

· presiunea vaporilor saturați a solventului deasupra soluției

temperatura de cristalizare a soluției

punctul de fierbere al soluției

Osmoză. Presiune osmotica.

Soluțiile sunt omogene în toate părțile volumului. Dacă puneți o soluție concentrată într-un vas și o soluție diluată deasupra, atunci după ceva timp această masă eterogenă va deveni din nou omogenă. Se numește un astfel de proces spontan de amestecare a unei substanțe, care duce la egalizarea concentrației sale difuziune.

Dacă între două soluții este plasată o pereție semipermeabilă (membrană), atunci concentrațiile vor fi egalizate doar datorită mișcării moleculelor de apă. Această difuzie unidirecțională se numește prin osmoză.

Osmoză – difuzia spontană unidirecțională a moleculelor de solvent printr-o partiție semipermeabilă de la o soluție cu o concentrație scăzută la o soluție cu o concentrație mai mare.

Partițiile semi-permeabile sunt capabile să permită trecerea numai moleculelor de solvent, dar nu și moleculelor de dizolvat.

pereții despărțitori naturale semipermeabile - pereții celulelor vegetale și animale, pereții intestinali;

pereții despărțitori artificiali semipermeabile – celofan, pergament, folii gelatinoase.

Caracteristica cantitativă a osmozei este presiune osmotica soluţie.

Presiune osmotica ( Vedere) se numeste exces de presiune hidrostatica rezultata din osmoza si care duce la egalizarea ratelor de patrundere reciproca a moleculelor de solvent printr-o membrana cu permeabilitate selectiva.

Toate legile presiunii gazului se aplică presiunii osmotice și ecuația Clapeyron-Mendeleev poate fi folosită pentru a o calcula m

P*V = M*R*T

P = M*V*R*T

cm =M*V

În 1887, Van't Hoff, ca rezultat al cercetărilor, a stabilit următoarea relație:

P osm. = cm*R*T[kPa]

cm – concentrația molară a substanței dizolvate, mol/l

R – constanta universală a gazului, 8,314 J/mol* K

T – temperatura, K.

Legea lui Van't Hoff:

Presiunea osmotică a unei soluții neelectrolitice ideale diluate este egală cu presiunea pe care solutul ar produce-o dacă ar fi în stare gazoasă la aceeași temperatură și ar ocupa un volum egal cu volumul soluției.

Cu toate acestea, această ecuație este valabilă numai pentru soluții în care nu există interacțiune între particule, adică pentru soluții ideale. În soluțiile reale au loc interacțiuni intermoleculare între moleculele substanței și solvent, care pot duce fie la disocierea moleculelor de dizolvat în ioni, fie la asocierea moleculelor de dizolvat cu formarea de asociați din acestea.

Disocierea moleculelor de solut într-o soluție apoasă în ioni este caracteristică electroliților. Ca urmare a disocierii, numărul de particule din soluție crește.

Asocierea se observă dacă moleculele unei substanțe interacționează mai bine între ele decât cu moleculele de solvent. Acest lucru este tipic pentru soluțiile coloidale, ceea ce duce la o scădere a numărului de particule din soluție.

Pentru a lua în considerare interacțiunile intermoleculare în soluții reale, Van't Hoff a propus utilizarea coeficientul izotonic i. Pentru moleculele dizolvate, semnificația fizică a coeficientului izotonic este:

i = numărul de particule de solut / numărul de particule părinte.

Pentru soluțiile de non-electroliți, ale căror molecule nu se disociază și au o tendință mică de a se asocia, i = 1.

Pentru soluțiile apoase de electroliți, datorită disocierii i > 1, iar valoarea sa maximă (i max) pentru un electrolit dat este egală cu numărul de ioni din molecula sa:

NaCI CaCI2 Na3PO4

Pentru soluțiile în care substanța este sub formă de asociați, i< 1.

Luând în considerare interacțiunile intermoleculare, presiunea osmotică pentru soluțiile reale este egală cu:

P osm. =eu*Sm*R*T, și

i =1 pentru neelectroliți

i > 1 pentru electroliți.

Soluții izotonice – au presiune osmotică egală. Soluții hipertonice – au o presiune osmotică mai mare comparativ cu o altă soluție. Soluții hipotonice – au presiune osmotică mai mică comparativ cu alte soluții.

Rolul osmozei. SRS.

Reducerea presiunii de vapori a solutiilor. legile lui Raoult.

O anumită presiune a vaporilor se stabilește deasupra oricărui lichid, saturând spațiul. Spre deosebire de suprafața solventului, suprafața soluției este parțial ocupată de molecule de dizolvat. De aceea, evaporarea de la suprafața soluțiilor este întotdeauna mai mică decât de la suprafața solventului, iar la aceeași temperatură presiunea de vapori saturați de deasupra soluției va fi întotdeauna mai mică decât presiunea de vapori de deasupra solventului pur.

legea lui Raoult eu:

. Presiunea de vapori a unei soluții care conține o substanță dizolvată nevolatilă este direct proporțională cu fracția molară de solvent din soluția respectivă.

p = p0 · χр-л

p = p0 nр-lya/(nв-va+ nр-лa), unde

p este presiunea vaporilor deasupra soluției, Pa;

p0 - presiunea vaporilor peste un solvent pur, Pa;

χр-л - fracția molară a solventului.

nv-vași nр-лa – respectiv, cantitatea de dizolvat și solvent, mol.

O altă formulare:

scăderea relativă a presiunii de vapori saturați a solventului deasupra soluției este egală cu fracția molară a solutului:

(p0 – p)/p0 = χv-va

(p0 – p)/p0 = nv-va/(nv-va + nr-la)

În același timp, acceptăm asta χв-ва + χр-л= 1

Pentru soluții de electroliți această ecuație ia o formă ușor diferită ea include coeficientul izotonic i:

p0 – p = Δр

Δp = i p0 χv-va, Unde

Δp este modificarea presiunii de vapori a soluției în comparație cu un solvent pur;

χv-va - fracția molară substante in solutie

I – coeficientul izotonic.

i = 1 pentru neelectroliți, i > 1 pentru electroliți.

Coeficientul izotonic (sau factorul van't Hoff) este un parametru adimensional care caracterizează comportamentul unei substanţe în soluţie. Adică, coeficientul izotonic arată diferența de conținut de particule dintr-o soluție de electrolit în comparație cu o soluție non-electrolită de aceeași concentrație. Este strâns legată de procesul de disociere, mai precis, de gradul de disociere și se exprimă prin următoarea expresie:

i = 1+α(n- 1), Unde

n– numărul de ioni în care se disociază substanța.

α – gradul de disociere.

O scădere a presiunii de vapori saturați a solventului deasupra soluției este asociată cu o creștere a punctului de fierbere al soluției și o scădere a punctului de îngheț al acesteia. Orice lichid fierbe atunci când presiunea vaporilor saturați deasupra acestuia devine egală cu presiunea atmosferică. Deoarece, conform primei legi a lui Raoult, presiunea vaporilor de deasupra soluției este mai mică decât cea de deasupra soluției de solvent, pentru ca soluția să fiarbă, aceasta trebuie încălzită la o temperatură mai mare decât solventul. Astfel, soluțiile fierb la o temperatură mai mare și îngheață la o temperatură mai mică decât un solvent pur.

∆ tkip =tsoluție kip -tkip r-la

Diferența dintre punctele de fierbere ale soluției și ale solventului se numește creșterea punctului de fierbere.

∆ tdeputat =tdeputat district -tdirector adjunct de raion

Diferența dintre temperaturile de îngheț ale unei soluții și ale unui solvent se numește scădere a punctului de îngheț.

legea lui Raoult II.

Scăderea punctului de îngheț și creșterea punctului de fierbere nu depind de natura substanței dizolvate și sunt direct proporționale cu concentrația molară a soluției.

∆ tkip =i*Cabin*Sm

∆ tdeputat =eu*Kcr*Sm

Taxi

Kkr – constantă crioscopică

Cm – concentrația molală a soluției [mol/kg solvent]

i-coeficientul izotonic, i = 1 pentru neelectroliți, i > 1 pentru electroliți.

Cabina n2о = 0,52 kg∙K/mol

Kkr n2о = 1,86 kg∙K/mol

Taxi – constantă ebulioscopică

Kkr – constantă crioscopică

Sensul fizic:

constantă ebulioscopică (cabină)– arată creșterea punctului de fierbere a unei soluții de un molar față de un solvent pur.

Constanta crioscopică (Ccr) – prezintă o scădere a punctului de îngheț al unei soluții de un molar în comparație cu un solvent pur.

Toate soluțiile de un molar de non-electroliți vor

fierbe la temperatura: t fierbe = 100 C + 0,52 C = 100,52 C

și îngheață la temperatură: tm = 0 C– 1,86 C = - 1,86 C

Exemplu. Calculați punctul de fierbere și punctul de îngheț al unei soluții de 4,6% de glicerol (C3 H5 (OH)3) în apă.

100 g de apă conțin 4,6 g de glicerină și 95,4 g de apă.

1000 ma 4,6*1000

Сm = Ma*m Н2О = 92* 95, 4 = 0,524 mol/kg

∆ t kip = 0,52 * 0,524 = 0,272 C

t fierbe = 100 + 0,272 = 100,272 C

∆ t deputat = 1,86 * 0,524 = 0,975 C

t deputat = 0 – 0,975 = - 0,975 C

Lecția este dedicată temei „Stări de fază ale substanțelor. Sisteme dispersate. Modalități de exprimare a concentrării.” Vă veți familiariza cu definițiile fazei sau stării de fază a unei substanțe și vă veți familiariza cu sistemele omogene și eterogene. Aflați cum sunt clasificate amestecurile de substanțe. Familiarizați-vă în detaliu cu sistemul dispersat și tipurile sale, sistemul coloidal și tipurile sale și soluțiile adevărate, cu conceptul de saturație a soluției și solubilitatea unei substanțe.

Subiect: Soluții și concentrarea lor, sisteme dispersate, disociere electrolitică, hidroliza

Lecția: Stările de fază ale substanțelor. Sisteme dispersate. Modalități de a exprima concentrarea

1. Clasificarea sistemelor de dispersie după starea de agregare

Este necesar să se facă distincția între conceptele de stare agregată și de fază ale substanțelor.

Fază- o parte a sistemului în cauză care este omogenă ca compoziție și proprietăți, separată de alte faze prin interfețe pe care unele proprietăți ale sistemului se modifică brusc - de exemplu, densitate, conductivitate electrică, vâscozitate.

Fază este o parte omogenă a unui sistem eterogen.

De exemplu, dacă turnăm ulei de floarea soareluiîn apă, obținem un sistem care se află într-o stare de agregare - lichid. Dar substanțele din el vor fi în două faze diferite: una este apă, cealaltă este ulei vegetal, iar între ele va exista o graniță distinctă, așa-numita interfață. Aceasta înseamnă că sistemul va fi eterogen.

Un alt exemplu asemanator: daca amesteci faina si zahar granulat, obținem un sistem în care substanțele sunt în aceeași stare de agregare, dar în două faze diferite, iar sistemul este eterogen.

Orez. 1. Clasificarea sistemelor disperse

Nu este întotdeauna posibil să se tragă clar linia dintre conceptele de sisteme „omogene” și „eterogene”. Pe măsură ce dimensiunea particulelor crește, amestecul de substanțe este împărțit în soluții grosiere, coloidale și soluții adevărate. Vezi fig. 1.

Un sistem se numește dispersatîn care o substanță sub formă de particule mici este distribuită în volumul alteia.

Faza dispersată este o substanță care este prezentă într-un sistem de dispersie în cantități mai mici. De asemenea, poate consta din mai multe substanțe.

Un mediu de dispersie este o substanță care este prezentă într-un sistem de dispersie în cantități mai mari și în volumul căreia este distribuită faza dispersată. Orez. 2.

Sisteme grosiere

Mediul de dispersie și faza dispersată pot fi compuse din substanțe în diferite stări de agregare. În funcție de combinația dintre mediul de dispersie și faza dispersată, se disting 8 tipuri de astfel de sisteme. Vezi tabelul. 1.

Clasificarea sistemelor dispersate după starea de agregare

2. Unele proprietăți ale sistemelor grosiere

Sistemele dispersate grosier cu un mediu de dispersie lichid sau gazos sunt separate treptat în componentele lor constitutive. Durata acestor procese poate varia. Acestea determină datele de expirare și termenii de utilizare posibilă atât a produselor alimentare, cât și a altor substanțe care conțin sisteme dispersate. În cazul substanțelor cu mediu de dispersie solid, proprietățile lor sunt determinate de mărimea particulelor fazei dispersate. De exemplu, piatra ponce nu se scufundă în apă. Deoarece apa nu poate pătrunde în porii din interiorul pietrei, iar densitatea medie a obiectului devine mai mică decât densitatea apei.

Sistemele dispersate grosier pot fi vizualizate cu ușurință printr-un microscop. De această proprietate a profitat botanistul scoțian John Brown în 1827, care a descoperit mișcarea haotică a particulelor minuscule de polen și a altor substanțe suspendate în apă. Mai târziu, acest fenomen a fost numit mișcare browniană și a devenit unul dintre fundamentele teoriei cinetice moleculare.

3. Soluții coloidale

Sisteme coloidale

Sistemele coloidale sunt împărțite în:

· ZOLI- faza dispersată nu formează structuri rigide continue.

· GELURI- particulele fazei dispersate formează structuri spațiale rigide. Exemple: brânză, pâine, marmeladă, bezele, jeleu, carne jeleată.

O soluție de proteine în apă este o soluție coloidală. Soluțiile coloidale sunt transparente, dar împrăștie lumina.

Când lumina trece printr-un vas transparent care conține o soluție, se poate observa un con luminos.

Folosind un microscop special, particulele individuale pot fi detectate în soluții coloidale.

Substanțele în stare coloidală participă la formarea multor minerale, cum ar fi agat, malachit, opal, carnelian, calcedonie și perle. Vezi fig. 3.

Există geluri în corpul uman. Acestea sunt părul, cartilajele, tendoanele. Există multe soluri și geluri în corpul uman, așa că unul dintre oamenii de știință din știința chimică rusă, I. I. Jukov, a spus că o persoană este un coloid care merge.

Coagulare

Coagularea este lipirea particulelor coloidale și precipitarea lor din soluție.

De ce natura preferă atât de des starea coloidală a materiei? Faptul este că substanțele în stare coloidală au o interfață mare între faze. Acest lucru facilitează reacția metabolică care are loc tocmai la interfață. Pentru particulele coloidale, suprafața lor este de mare importanță. Particulele coloidale adsorb cu ușurință diferite substanțe de pe suprafața lor. De exemplu, ionii par să se lipească de suprafața lor. În acest caz, particulele coloidale capătă o sarcină pozitivă sau negativă. Particulele cu aceeași sarcină se vor respinge reciproc. Dacă un electrolit este adăugat la un sistem coloidal, particulele lipsite de sarcină de suprafață vor începe să se lipească împreună în formațiuni mai mari. Are loc coagularea coloidului, care este însoțită de precipitații. Coagularea poate fi cauzată și de alte influențe, de exemplu, încălzirea. Astfel de fenomene sunt de mare importanță atât în natură, cât și în industrie.

4. Soluții adevărate, modalități de exprimare a compoziției unei soluții

Soluții adevărate

Starea soluțiilor este determinată de concentrația substanțelor dizolvate, temperatură și presiune. Când o substanță este dizolvată în orice solvent la temperatură și presiune constantă, concentrația solutului nu va crește la infinit. La un moment dat se va opri dizolvarea și se va atinge concentrația maximă posibilă. Va avea loc un echilibru dinamic, care constă în faptul că o parte din substanță se dizolvă în mod constant, iar o parte trece de la soluție la precipitat. Dar concentrația substanței dizolvate nu se va mai modifica.

O soluție saturată este o soluție care este în echilibru de fază cu solutul.

O soluție suprasaturată este o soluție care conține mai multă soluție decât o soluție saturată la aceeași temperatură și presiune.

Deoarece solubilitatea majorității substanțelor crește odată cu creșterea temperaturii, o soluție suprasaturată poate fi obținută prin răcirea unei soluții saturate la o temperatură mai mare. O soluție suprasaturată este instabilă, iar introducerea unui mic cristal, a prafului sau chiar a unui șoc puternic poate provoca cristalizarea rapidă a substanței dizolvate.

O soluție nesaturată este o soluție care conține mai puțin substanță dizolvată decât poate fi conținută într-o soluție saturată a aceleiași substanțe la aceeași temperatură și presiune.

Solubilitatea este masa unei porțiuni dintr-o substanță dizolvată care, la o anumită temperatură și presiune, trebuie dizolvată într-o anumită cantitate de solvent pentru a prepara o soluție saturată. Cel mai adesea, solubilitatea este considerată în 100 g, 1 kg sau 1 litru de solvent.

Pentru a exprima compoziția cantitativă a unei soluții se folosește conceptul fractiune in masa substanță dizolvată. Acesta este raportul dintre substanța dizolvată și masa totală a soluției.

Concentrația molară este raportul dintre cantitatea de substanță în moli și volumul de soluție.

Domeniile de aplicare a soluțiilor adevărate sunt foarte extinse. Prin urmare, este foarte important să se poată prepara soluții ale substanțelor corespunzătoare.

Rezumând lecția

Lecția a acoperit tema „Stări de fază ale substanțelor. Sisteme dispersate. Modalități de exprimare a concentrării.” Te-ai familiarizat cu definițiile fazei sau stării de fază a unei substanțe, ai învățat ce sunt sistemele omogene și eterogene și clasificarea unui amestec de substanțe. Ne-am familiarizat în detaliu cu sistemul dispersat și tipurile sale, sistemul coloidal și tipurile sale și soluțiile adevărate, cu conceptul de saturație a soluției și solubilitatea unei substanțe.

Bibliografie

1. Rudzitis G. E. Chimie. Bazele Chimie generală. Clasa a XI-a: manual pentru instituţiile de învăţământ general: nivel de bază / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - Ed. a XIV-a. - M.: Educație, 2012.

2. Popel P. P. Chimie: clasa a VIII-a: manual pentru învăţământul general institutii de invatamant/ P. P. Popel, L. S. Krivlya. - K.: IC „Academia”, 2008. - 240 p.: ill.

3. Gabrielyan O. S. Chimie. Clasa a 11a. Un nivel de bază de. Ed. a II-a, șters. - M.: Butarda, 2007. - 220 p.

1. Internerok. ru.

2. Hemi. nsu. ru.

3. Chemport. ru.

Teme pentru acasă

1. Nr 10-13 (p. 41) Rudzitis G. E. Chimie. Fundamentele chimiei generale. Clasa a XI-a: manual pentru instituţiile de învăţământ general: nivel de bază / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - Ed. a XIV-a. - M.: Educație, 2012.

2. Ce determină termenul de valabilitate al gelurilor cosmetice, medicale și alimentare?

3. Cum ilustrează sistemele coloidale teza relativității adevărului?

Soluţie numit sistem omogen format din mai multe componente, i.e. format din două sau mai multe substanțe individuale. Conform definiției lui Gibbs: soluţie - aceasta este o fază de compoziție variabilă . În mod convențional, compoziția soluției este împărțită în solvent(o componentă prezentă într-un sistem în cantităţi relativ mai mari) şi solut(alte componente). Soluția va fi perfect, dacă formarea sa nu este însoțită de o scădere sau creștere a volumului său, precum și de eliberarea sau absorbția de căldură. Soluțiile ideale respectă legea lui Raoult (vezi mai jos) la toate concentrațiile și toate temperaturile. Real solutiile datorate fenomenelor de asociere, disociere, solvatare etc nu au proprietatile mentionate mai sus. Dar în stare de diluție puternică și, de asemenea, dacă sunt formate din substanțe asemănătoare ca compoziție chimică și proprietăți fizice, se apropie de cele ideale, prin urmare, legile cantitative care descriu starea soluțiilor ideale le pot fi aplicate cu o oarecare aproximare.

Osmoză– mișcarea spontană a moleculelor de solvent printr-o membrană semipermeabilă care separă soluțiile de diferite concentrații, de la o soluție de concentrație mai mică la o soluție de concentrație mai mare, ceea ce duce la diluarea acesteia din urmă. O peliculă de celofan este adesea folosită ca membrană semi-permeabilă, prin găurile mici prin care doar moleculele de solvent de volum mic pot trece selectiv și sunt reținute molecule sau ioni mari sau solvați - pentru substanțele cu molecul mare și o peliculă de ferocianura de cupru. pentru substanțele cu molecul scăzut. Procesul de transfer al solventului (osmoza) poate fi prevenit dacă se aplică o presiune hidrostatică externă unei soluții cu o concentrație mai mare (în condiții de echilibru aceasta va fi așa-numita presiune osmotica, notată cu litera ). Pentru a calcula valoarea lui  în soluții de neelectroliți, empiric Ecuația van't Hoff:

unde C este concentrația molară a substanței, mol/kg;

R – constanta universală a gazului, J/mol K.

=iCRT, (4.2)

undei – coeficientul izotonic, calculat ca raportul dintre suma numărului de ioni și molecule de electrolit nedisociate și numărul inițial de molecule ale acestei substanțe.

Deci, dacă gradul de disociere a electrolitului, i.e. raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni și numărul total de molecule ale substanței dizolvate este egal cu și molecula de electrolit se dezintegrează în nioni, apoi coeficientul izotonic se calculează după cum urmează:

i= 1 + (n– 1), ( i> 1). (4.3)

Pentru electroliți puternici, puteți lua = 1 , Apoi i=n, iar coeficientul i (de asemenea, mai mare decât 1) se numește coeficientul osmotic.

Fenomenul de osmoză este de mare importanță pentru organismele vegetale și animale, deoarece membranele celulelor lor în raport cu soluțiile multor substanțe au proprietățile unei membrane semi-permeabile. În apa pură, celula se umflă foarte mult, în unele cazuri până la ruperea membranei, iar în soluții cu o concentrație mare de săruri, dimpotrivă, scade în dimensiune și se încrețește din cauza pierderii mari de apă. Prin urmare, la conservarea alimentelor li se adaugă cantități mari de sare sau zahăr. Celulele microbiene în astfel de condiții pierd o cantitate semnificativă de apă și mor.

unde N B este fracția molară a substanței B în soluție, determinată de formula

, (4.5)

unde n este numărul de moli de substanță;

– presiunea vaporilor saturati peste un solvent pur;

PA este presiunea de vapori a solventului deasupra soluției (la aceeași temperatură).

Legea lui Raoult este valabilă pentru soluții ideale și foarte diluate.

R A =
(la T =const), (4,6)

unde NA este fracția molară a substanței A în soluție, determinată de formula

. (4.7)

Ecuația de mai sus (4.6) arată că presiunea de vapori a solventului deasupra unei soluții reale este direct proporțională cu fracția molară a solventului din această soluție.

La rezolvarea problemelor legate de evaporarea fazei condensate a unei substanțe pure, se poate folosi următoarea ecuație:

(4.8)

unde P1 și P2 sunt presiunea vaporilor la temperaturi absolute T1 și, respectiv, T2;

– căldură molară de evaporare (vaporizare), considerată constantă într-un interval de temperatură dat;

R este constanta universală a gazului.

Lichid furuncule la temperatura la care presiunea vaporilor saturați de deasupra acesteia atinge presiunea exterioară. Pe măsură ce concentrația unei substanțe nevolatile dizolvate în ea crește, presiunea de vapori a solventului deasupra soluției scade și soluția fierbe la o temperatură mai mare decât solventul pur. Creșterea (modificarea) punctului de fierbere de la T 0 pentru un solvent pur la T pentru soluții diluate se calculează folosind următoarea ecuație:

T kip = T – T o = K e ·C m, in, (4.9)

unde T fierbere – creșterea temperaturii de fierbere a soluției, K;

K e – coeficientul ebulioscopic, K · kg · mol – 1;

Din ecuația (4.9) este clar că K e =T kip. la C m, B = 1 mol/kg. Creșterea punctului de fierbere depinde de concentrația soluției, adică. de numărul de particule pe unitate de volum, dar nu depinde de tipul și proprietățile acestor particule.

Coeficientul ebulioscopic depinde numai de natura solventului și se determină după cum urmează:

, (4.10)

unde M A este masa molară a solventului; g/mol;

Н isp – căldură molară de evaporare a unui solvent pur.

Deoarece
, (4.11)

unde m B este masa substanței dizolvate B, g;

m A – masa solventului, g,

atunci ecuația (4.9) ținând cont de ecuația (4.11) se poate scrie:

. (4.12)

Ecuația rezultată (4.12) poate fi utilizată pentru a determina masa molară necunoscută a solutului B din valoarea găsită experimental a T bp.

T kip = K E ·i· C m , V. (4.13)

Soluții îngheţa la o temperatură mai mică decât un solvent pur, care este o consecință a scăderii presiunii de vapori a solventului deasupra soluției. Pentru soluții diluate scăderea temperaturiicongelare de la T 0 pentru un solvent pur la T pentru o soluție depinde de compoziția cantitativă a soluției:

Т deputat = Т 0 – Т = К к · С m , В, (4.14)

unde Т deputat – scăderea temperaturii de îngheț a soluției, K;

K k – coeficientul crioscopic, K · kg · mol – 1;

С m, В – concentrația molală a substanței B, mol/kg.

Din ecuația (4.14) rezultă că T zam = K k la C m, B = 1 mol/kg și scăderea temperaturii de îngheț a soluției este determinată doar de numărul de particule pe unitatea de volum, dar nu depinde asupra naturii acestor particule.

,(4.15)

unde M A este masa molară a solventului A, g/mol;

Н pl – căldură molară de fuziune a unui solvent pur.

Dacă masa solventului m A conține masa substanței dizolvate B, atunci

,(4.16)

unde m B este masa substanței dizolvate B, g;

МВ – masa molară a solutului B, g/mol;

m A – masa solventului, g.

Atunci ecuația (4.14) se poate scrie:

(4.17)

T deputat = K k ·i· C m, V. (4.18)

Exemplu

Soluţie

Pentru a rezolva, folosim ecuația (1.60):

Răspuns. M sp = 46 g/mol.

Pentru soluțiile care se abate semnificativ de la legea lui Raoult, curbele de dependență a presiunii vaporilor deasupra soluției de compoziția soluției au adesea un punct maxim sau minim. În punctele extreme, compoziția vaporilor coincide cu compoziția lichidului(a doua lege a lui Konovalov). Astfel de amestecuri se numesc azeotrop, Este imposibil să le separăm prin distilare (rectificare).

Pentru cei care sunt foarte diferiți ca natură și din acest motiv practic Nuamestecarea lichide, presiunea de vapori a fiecărei componente de deasupra amestecului este egală cu presiunea de vapori a componentei pure. Atunci presiunea totală a vaporilor este egală cu suma presiunilor de vapori saturați ale ambelor componente în stare pură (la aceeași temperatură):

P = P A + P V. (4,19)

Deși extracția ca metodă de separare perioadă lungă de timp folosit in Chimie analiticăȘi tehnologie chimică, fundamentele teoretice ale acestei metode pentru o lungă perioadă de timp rămas neexplorat. În special, caracteristicile cantitative de bază ale proceselor de extracție au rămas mult timp nestudiate, ceea ce a constituit un obstacol clar în calea introducerii pe scară largă a extracției în practică. Pentru a calcula cantitatea de substanță care se extrage cu solvenți organici, este necesar să se cunoască constanta și coeficientul de distribuție, gradul de extracție etc.

M. Berthelot și J. Jungfleisch au fost primii cercetători care, în 1872, pe baza datelor experimentale, au arătat că raportul concentrațiilor de echilibru ale unei substanțe distribuite între două faze lichide este constant. Această relație a fost derivată termodinamic de W. Nernst, care a formulat legea distribuției în 1891.

Conform legii distribuției, o substanță dizolvată în două lichide nemiscibile sau limitat miscibile este distribuită între ele într-un raport constant. Acest raport pentru sistemele ideale depinde numai de temperatură și de natura substanței și nu depinde de concentrație.

Din această lege rezultă că atunci când mai multe substanțe sunt dizolvate simultan, fiecare dintre ele este distribuită între ambele faze lichide în așa fel ca și când în sistem nu ar exista alte substanțe de distribuit. Legea distribuției este valabilă numai dacă substanța care se distribuie în ambele faze este în aceeași formă.

Constanta de distribuție a substanței. O valoare constantă care exprimă raportul dintre concentrațiile unei substanțe distribuite găsite în ambele faze (după echilibru) în aceeași formă se numește constantă de distribuție:

unde P o este constanta de distribuție: [A] o este concentrația substanței în faza de solvent organic, mol/l; [A] B - concentrația substanței în faza apoasă, mol/l.

Valoarea constantei de distribuție depinde de natura substanței care se distribuie, de compoziția și proprietățile extractantului utilizat și de temperatura la care se efectuează extracția. Această constantă nu depinde de concentrațiile de echilibru ale substanței extrase și de volumele fazelor apoase și neapoase. Valoarea numerică a constantei de distribuție poate fi calculată folosind o altă formulă (9), pe baza gradului de extracție a substanței corespunzătoare și a volumului fazelor lichide.

Coeficientul de distribuție. Când se calculează constanta de distribuție a unei substanțe folosind formula (1), este necesar să se asigure că substanța distribuită în ambele faze este în aceeași formă (în aceeași stare moleculară). Cu toate acestea, în multe sisteme de extracție condiția de mai sus nu este îndeplinită. Într-una din fazele lichide pot avea loc disocierea, asocierea, solvatarea, hidroliza substanței distribuite, formarea de complexe etc. Pentru a calcula echilibrele de extracție în astfel de sisteme, nu se ia în considerare forma de existență a substanței în fiecare fază cont, ci doar raportul dintre concentrațiile totale (analitice) ale substanței distribuite în ambele faze.

Pe baza determinării concentrațiilor totale, este posibil să se calculeze nu o constantă, ci un coeficient de distribuție al unei substanțe date în sistemul de solvenți utilizat (apă - solvent organic). Coeficientul de distribuție este raportul dintre concentrația analitică totală a unei substanțe în faza de solvent organic și concentrația analitică totală a acestei substanțe în faza apoasă (fără a lua în considerare forma în care se află substanța în fiecare fază):

unde D este coeficientul de distribuție; C o - concentraţia analitică totală a substanţei în faza de solvent organic, mol/l; СВ este concentrația analitică totală a substanței în faza apoasă, mol/l.

Gradul de extracție. Gradul de extracție (procentul de extracție) este raportul dintre cantitatea de substanță extrasă și cantitatea totală (inițială) a acestei substanțe într-o soluție apoasă:

unde R este gradul de extracție al substanței, %; A este cantitatea de substanță care a fost extrasă cu un solvent organic; N este cantitatea totală (inițială) a unei substanțe într-o soluție apoasă.

Cantitatea de substanță A care este extrasă de un solvent organic poate fi determinată experimental folosind o metodă de cuantificare adecvată. Cunoscând cantitatea inițială a unei substanțe și cantitatea din această substanță care a trecut în solventul organic, se calculează gradul de extracție.

Gradul de extracție al unei substanțe poate fi determinat nu numai experimental, ci și prin calcule adecvate, cunoscând constanta sau coeficientul de distribuție al substanței, precum și raportul dintre volumele fazei apoase și fazei de solvent organic. Gradul de extracție cu valorile indicate este legat de următoarea relație:

unde R este gradul de extracție; P o - constanta de distributie; V B este volumul fazei apoase, ml; V o - volumul fazei de solvent organic, ml.

În formula (4), raportul dintre volumul fazei apoase și volumul fazei de solvent organic este înlocuit cu valoarea r:

Volumul de solvent organic necesar pentru extracție este calculat folosind formula

După transformarea corespunzătoare a formulei (4), gradul de extracție se calculează folosind ecuația

Dacă se cunosc gradul de extracție R și raportul volumelor de fază r, atunci constanta de distribuție P0 poate fi calculată folosind următoarea ecuație:

Pe baza valorilor numerice ale constantei de distribuție și a gradului de extracție, pot fi calculate o serie de alte caracteristici cantitative ale proceselor de extracție.

Mai jos vom oferi mai multe exemple de calcule ale unui număr de caracteristici cantitative ale proceselor de extracție a neelectroliților, care includ multe compusi organici, important în farmacie și toxicologie.

Calculul volumului de solvent organic necesar pentru o singură extracție. Exemple ale acestor calcule sunt date mai jos.

Exemplul 1. Calculați volumul de solvent organic care trebuie luat pentru o singură extracție a 99% dintr-o substanță din 100 ml soluție dacă constanta de distribuție P0 a acestei substanțe între solventul organic și faza apoasă este 20.

Pentru a rezolva această problemă, utilizați formula (7):

Valoarea r este calculată folosind formula (8), iar valoarea V o este calculată folosind formula (6):

Astfel, pentru o singură extracție a 99% din substanță (P o = 20) din 100 ml soluție apoasă Este necesar 500 ml de solvent organic.

Exemplul 2. Ce volum de solvent organic trebuie luat pentru o singură extracție a 99% dintr-o substanță din 100 ml de soluție apoasă, dacă P = 10?

Această problemă este rezolvată similar cu cea anterioară:

Calculele arată că pentru o singură extracție a 99% dintr-o substanță (P o = 10) din 100 ml de soluție apoasă sunt necesari 1000 ml de solvent organic.

Pe baza calculelor efectuate mai sus (vezi exemplele 1 și 2), se pot trage următoarele concluzii: cu cât constanta de distribuție P o a unei substanțe este mai mare, cu atât este mai mic volumul de solvent organic necesar pentru extracția sa unică din soluții apoase; gradul de extracție R al unei substanțe este mai mare, cu cât valoarea lui r este mai mică, adică cu atât volumul de solvent organic utilizat pentru o singură extracție este mai mare.

Calculul volumului de solvent organic pentru extracția multiplă. Din calculele de mai sus (a se vedea exemplele 1 și 2) rezultă că pentru o singură extracție a unei substanțe din soluții apoase este necesar să se ia solvenți organici, ale căror volume sunt semnificativ mai mari decât volumele soluțiilor apoase.

Ținând cont de acest lucru, pentru a extrage substanțele din soluții apoase, acestea sunt extrase în mod repetat cu volume mici de solvenți organici în loc de o singură extracție cu un volum mare din același solvent. Avantajul extracției repetate a substanțelor cu volume mici de solvenți față de extracția unică cu volume mari ale acestor solvenți este prezentat în exemplele de mai jos.

Exemplul 3. Ce volum total de solvent organic trebuie utilizat pentru extracții multiple pentru a extrage 99% din substanță din 100 ml de soluție apoasă, dacă P o = 20, și se iau 25 ml de solvent organic pentru fiecare extracție?

Pentru a rezolva această problemă, utilizați formula (7).

Mai întâi, determinați gradul de extracție a substanței, %:

Calculele arată că gradul de extracție a substanței în condițiile de mai sus este de 83%. În consecință, cu fiecare extracție ulterioară, se va extrage și 83% din substanța rămasă în soluția apoasă.

În timpul celei de-a doua extracție, se vor extrage Χ 2 substanțe din soluția apoasă:

În timpul celei de-a treia extracție, din soluția apoasă vor fi extrase X 3 substanțe:

Aceste calcule arată că la trei extracții succesive dintr-o soluție apoasă se extrage aproximativ 99,5% din substanță și se consumă doar 75 ml de solvent organic, în timp ce pentru o singură extracție de 99% din aceeași substanță (vezi exemplul 1) este necesar să cheltuiți 500 ml de solvent organic.

Calculele de mai sus arată că pentru a extrage o substanță din soluții apoase, este necesar să se efectueze extracții multiple cu volume mici de solvenți organici în loc de o singură extracție cu un volum mare din acești solvenți.

Numărul de extracții necesare pentru a elimina o anumită cantitate dintr-o substanță din soluție. Pentru a calcula completitudinea extracției unei substanțe, determinați de câte ori este necesar să o extrageți dintr-o soluție apoasă pentru a obține extracția unei cantități date din această substanță.

În acest scop, utilizați următoarea formulă:

unde m este numărul de extracții necesare pentru extragerea unei cantități date dintr-o substanță; СВ este concentrația inițială a substanței într-o soluție apoasă, mol/l; [A] B este concentrația substanței rămase în faza apoasă după t extracții, mol/l.

Pentru a rezolva această problemă, trebuie mai întâi să determinați b și r:

Să înlocuim valorile cantităților corespunzătoare în formula (10).

extracții (rotunjit la 4 extracții).

Exemplul dat arată dependența numărului de extracții de volumele de solvent organic și faza apoasă, gradul de extracție și constanta de distribuție a substanței.

Mecanismul procesului de extracție. Conform teoriei soluției, dizolvarea unei substanțe în apă sau solvenți organici este însoțită de formarea de compuși cu rezistență scăzută ai moleculelor acestei substanțe cu moleculele solventului. Dacă solventul este apă, atunci se formează hidrați în soluție, iar dacă solventul este un solvent organic, atunci în soluții se formează solvați ai moleculelor de solut. Hidrații și solvații moleculelor sunt slabi.

Când o soluție apoasă a unei substanțe este agitată cu un solvent organic care nu se amestecă cu apa, învelișul de hidratare al moleculelor substanței dizolvate este distrus. Moleculele de apă din învelișul de hidratare sunt înlocuite cu molecule ale unui solvent organic, rezultând formarea de solvați ai moleculelor de dizolvat, care trec cu ușurință în solventul organic.

Moleculele acelor substanțe sunt bine extrase ai căror solvați în faza de solvent organic sunt mai puternici decât hidrații acestor molecule din apă.

Mai complexe sunt procesele de extracție a electroliților, care în soluții apoase se dezintegrează parțial sau complet în ioni. Ionii care poartă o anumită sarcină sunt bine hidratați de dipolii de apă. Legătura dintre ioni și dipolii de apă este relativ puternică. Prin urmare, ionii cu învelișuri puternice de hidratare rămân în faza apoasă și nu sunt extrași de solvenți organici. Ei pot extrage doar molecule nedisociate ale substanței corespunzătoare. Acest lucru trebuie luat în considerare în timpul extracției. materie organică, care sunt electroliți slabi. Gradul de extracție a acestor substanțe depinde de pH-ul mediului. Odată cu o modificare a pH-ului soluției, se modifică gradul de disociere al moleculelor și, în consecință, se modifică și cantitatea relativă de molecule nedisociate ale substanței. Pe măsură ce numărul de molecule nedisociate crește, crește gradul de extracție a electroliților slabi și invers.

Extracția acizilor organici. Moleculele nedisociate de acizi organici în soluții apoase sunt neutre din punct de vedere electric și sunt slab hidratate de moleculele de apă. Când soluțiile apoase intră în contact cu solvenții organici, moleculele de acid neutre din punct de vedere electric sunt ușor solvatate și, prin urmare, trec în stratul de solvent organic.

Ionii formați în soluții apoase în timpul disocierii acizilor slabi au sarcini adecvate și, prin urmare, sunt ușor hidratați de dipolii de apă. Legătura dintre moleculele de apă și ionii acizi este relativ puternică. Prin urmare, astfel de ioni sunt slab solvați de molecule de solvenți organici și nu sunt extrași din soluții apoase de solvenți organici.

O modificare a concentrației ionilor de hidrogen în faza apoasă duce la o creștere sau scădere relativă a numărului de molecule nedisociate și, în consecință, la o modificare a extractibilității acidului.

Odată cu o creștere a pH-ului (adică, cu o scădere a concentrației ionilor de hidrogen într-o soluție apoasă), disociarea acidului din soluție crește, ceea ce duce la o scădere a moleculelor sale nedisociate. Ca urmare, extractibilitatea acizilor slabi din astfel de soluții cu solvenți organici scade.

Odată cu creșterea concentrației ionilor de hidrogen (adică, cu scăderea pH-ului) într-o soluție apoasă, crește numărul de molecule de acid nedisociat și, în consecință, crește extractibilitatea acestuia cu solvenți organici. Odată cu o creștere semnificativă a concentrației de ioni de hidrogen într-o soluție apoasă, un acid slab poate fi aproape complet transferat într-o stare nedisociată și, prin urmare, crește capacitatea de extracție a acestuia.

Extracția bazei. Multe baze organice, care includ alcaloizi și numeroșii lor analogi sintetici, sunt produse farmaceutice. Aceste baze sunt într-o stare nedisociată într-un mediu neutru. Când acizii acționează asupra bazelor organice, se formează sărurile acestora, care se disociază în ioni în soluții apoase.

Moleculele nedisociate ale bazelor organice sunt slab hidratate de moleculele de apă, dar sunt bine solvatate de moleculele de solvenți organici. Prin urmare, moleculele nedisociate de baze organice sunt ușor extrase din soluții apoase cu solvenți organici.

Ionii formați în timpul disocierii sărurilor bazelor organice sunt bine hidratați de moleculele de apă și slab solvați de moleculele de solvenți organici. Prin urmare, sărurile bazelor organice (cu câteva excepții) nu sunt extrase cu solvenți organici.

Bazele organice sunt electroliți slabi. Gradul de disociere a acestora depinde de pH-ul mediului. Când acizii sunt adăugați la bazele organice, se transformă în săruri. În același timp, numărul de ioni crește și numărul de molecule nedisociate scade și, în consecință, gradul de extracție a acestor substanțe cu solvenți organici scade. Adăugarea de alcali la sărurile bazelor organice reduce numărul de ioni și crește numărul de molecule nedisociate ale acestor baze. Ca urmare, gradul de extracție a bazelor organice crește într-un mediu alcalin.

Extracția compușilor amfoteri. Compușii amfoterici cu semnificație toxicologică includ substanțe ale căror molecule conțin azot amină și grupări fenolice (morfină, salsolină etc.), precum și compuși care conțin azot aminic și o grupare carboxil (aminoacizi etc.). Acești compuși, în funcție de pH-ul mediului, se disociază ca baze (în mediu acid) și ca acizi (în mediu alcalin). Extracția compușilor amfoteri depinde de pH-ul mediului, deoarece atunci când pH-ul se modifică, se modifică numărul de ioni și molecule nedisociate de compuși amfoteri. Compușii amfoteri în stare moleculară sunt extrași cu solvenți organici. Ionii compușilor amfoteri sunt bine hidratați de moleculele de apă și aproape nu sunt extrași de solvenți organici.

Cele mai mari cantități de compuși amfoteri sunt extrase la un pH corespunzător punctului izoelectric al acestor substanțe. Acest lucru se explică prin faptul că în punctul izoelectric, moleculele compușilor amfoteri nu au sarcină electrică.