Faza rastvora sa većom koncentracijom supstanci. Fazna stanja supstanci

Kao rezultat proučavanja ove teme naučit ćete: Zašto otopine zauzimaju srednji položaj između smeša i hemijskih jedinjenja? Koja je razlika između nezasićene otopine od razrijeđene i zasićene otopine od koncentrirane. Koja pravila se treba pridržavati prilikom sastavljanja jonskih jednadžbi. Zašto se reakcija medija mijenja (iz neutralne u kiselu ili alkalnu) kada su neke soli otopljene u vodi? Kao rezultat proučavanja ove teme naučit ćete: Sastavite jednačine reakcije jonske izmjene. Sastaviti kompletne i skraćene jonske jednadžbe za hidrolizu soli. Predvidjeti reakciju medija u otopinama soli. Riješiti probleme za određivanje koncentracije otopina. Studijska pitanja:

9.1. Rješenja i njihova klasifikacija

Otopine se nazivaju homogeni sistemi u kojima se jedna supstanca distribuira u okruženju druge (druge) supstance.

Otopine se sastoje od otapala i rastvorenih supstanci. Ovi koncepti su uslovni. Ako je jedna od sastavnih otopina supstanci tečnost, a ostale plinovi ili čvrste supstance, tada se otapalo obično smatra tečnošću. U drugim se slučajevima najvećom komponentom smatra rastvarač.

Plinovite, tečne i čvrste otopine

Ovisno o iz agregatnog stanja rastvarač se razlikuje plinovit, tečan i čvrst rješenja. Plinovita otopina je, na primjer, smjesa zraka i drugih plinova. Morska voda je najčešća tečna otopina različitih soli i plinova u vodi. Mnoge metalne legure pripadaju čvrstim rastvorima.

Istinska i koloidna rješenja

Po stepenu disperzije razlikovati istinska i koloidna rješenja (koloidni sistemi). Pri stvaranju pravih rastvora, otopljena supstanca je u otapalu u obliku atoma, molekula ili jona. Veličina čestica u takvim otopinama je 10 –7 - 10 –8 cm. Koloidne otopine su heterogeni sistemi u kojima su čestice jedne supstance (dispergovana faza) jednoliko raspoređene u drugoj (disperzijski medij). Veličina čestica u raspršenim sistemima je u rasponu od 10–7 cm do 10–3 cm i više.Treba imati na umu da ćemo ovdje i dolje svuda razmatrati istinska rješenja.

Nezasićena, zasićena i prezasićena rješenja

Proces rastvaranja povezan je s difuzijom, odnosno sa spontanom raspodjelom čestica jedne supstance između čestica druge. Dakle, postupak rastvaranja čvrstih supstanci sa jonskom strukturom u tekućinama može se predstaviti na sljedeći način: pod uticajem otapala kristalna rešetka čvrste supstance se uništava, a ioni se ravnomjerno raspoređuju po zapremini otapala. Rješenje će ostati nezasićen dok još neka supstanca ne može proći u nju.

Otopina u kojoj se tvar više ne otapa na određenoj temperaturi, tj. naziva se rješenje koje je u ravnoteži sa čvrstom fazom otopljene tvari zasićen. Topljivost dane supstance jednaka je njenoj koncentraciji u zasićenoj otopini. U strogo određenim uvjetima (temperatura, rastvarač), rastvorljivost je konstantna vrijednost.

Ako se topljivost tvari povećava s porastom temperature, onda se hlađenjem otopine zasićene na višoj temperaturi može dobiti prezasićen rješenje, tj. takva otopina, koncentracija supstance u kojoj je veća od koncentracije zasićene otopine (pri određenoj temperaturi i pritisku). Zasićena rješenja su vrlo nestabilna. Lagano potresanje posude ili uvođenje kristala supstance u otopinu u otopinu uzrokuje kristalisanje viška otopljene tvari i otopina postaje zasićena.

Razblažene i koncentrovane otopine

Nezasićene i zasićene otopine ne treba miješati s razrijeđenim i koncentriranim otopinama. Pojmovi razrijeđenih i koncentriranih rastvora su relativni i između njih nema jasne granice. Utvrđuju odnos između količine otopljene supstance i rastvarača. Općenito, razrijeđene otopine su otopine koje sadrže male količine otopljene otopine u odnosu na količinu rastvarača, koncentrirane otopine sa visok sadržaj rastvor.

Na primjer, ako se pri 20 o C otopi u 100 g vode 25 g NaCl, tada će rezultirajuća otopina biti koncentrirana, ali nezasićena, jer je rastvorljivost natrijevog klorida pri 20 oS 36 g u 100 g vode. Maksimalna masa AgI, koja se rastvara na 20 o C u 100 g H20, je 1,3 · 10–7 g. Rastvor AgI dobijen pod ovim uslovima bit će zasićen, ali vrlo razrijeđen.

9.2. Fizička i hemijska teorija otopina; toplotni fenomeni pri rastvaranju

Fizička teorija rješenja predložili su W. Ostwald (Njemačka) i S. Arrhenius (Švedska). Prema ovoj teoriji, čestice rastvarača i otopljene supstance (molekuli, joni) ravnomjerno su raspoređene po cijeloj zapremini otopine zbog difuzijskih procesa. U ovom slučaju nema hemijske interakcije između otapala i otopljene tvari.

Hemijska teorija je predložio D.I. Mendeleev. Prema D.I. Mendeleev između molekula rastvorene supstance i rastvarača, dolazi do hemijske interakcije sa stvaranjem nestabilnih, konvertujući spojeve rastvorene supstance sa rastvaračem - solvatima.

Ruski naučnici I.A. Kablukov i V.A. Kistyakovsky je kombinirao ideje Ostwalda, Arrenius-a i Mendeleeva, postavljajući tako temelje modernoj teoriji rješenja. Prema modernoj teoriji, u rastvoru mogu postojati ne samo čestice otopljene i otapala, već i proizvodi fizičko-kemijske interakcije otopljene otopine i otapala. Solvati Nestabilna su jedinjenja promenljivog sastava. Ako je otapalo voda, oni se nazivaju hidratizira... Solvati (hidrati) nastaju uslijed jon-dipola, donor-akceptorskih interakcija, stvaranja vodikovih veza itd. Na primjer, kada se NaCl otopi u vodi, dolazi do interakcije jon-dipol između jona Na +, Cl - i molekula rastvarača. Stvaranje hidrata amonijaka kada se otopi u vodi dolazi do stvaranja vodoničnih veza.

Hidrirana voda se ponekad toliko snažno veže za otopljenu supstancu da se s njom oslobađa iz rastvora. Kristalne supstance koje sadrže molekule vode nazivaju se kristalni hidrati, a voda koja je dio takvih kristala naziva se kristalizacija... Primjeri kristalnih hidrata su bakar sulfat CuSO 4 5H 2 O, kalijum alum KAl (SO 4) 2 12H 2 O.

Učinak toplote nakon rastvaranja

Kao rezultat promjene strukture supstanci tijekom njihovog prelaska iz pojedinačnog stanja u rješenje, kao i kao rezultat tekućih interakcija, mijenjaju se svojstva sistema. Na to posebno ukazuju toplotni efekti rastvaranja. Tokom rastvaranja događaju se dva procesa: uništavanje strukture rastvorene supstance i interakcija molekula rastvorene supstance sa molekulima rastvarača. Interakcija otopljene supstance sa rastvaračem naziva se solvatacija. Energija se troši na uništavanje strukture otopljene supstance, a interakcija čestica otopljene supstance sa česticama rastvarača (solvatacija) je egzotermni proces (ide s oslobađanjem toplote). Dakle, postupak otapanja može biti egzotermičan ili endoterman, ovisno o omjeru ovih toplotnih efekata. Na primjer, kada se sumporna kiselina otopi, primjećuje se jako zagrijavanje otopine, tj. oslobađanje toplote, a nakon rastvaranja kalijum-nitrata - jako hlađenje rastvora (endotermni proces).

9.3. Topljivost i njena ovisnost o prirodi supstanci

Topljivost je najproučenije svojstvo otopina. Rastvorljivost supstanci u različitim rastvaračima varira u velikoj mjeri. Tabela 9.1 prikazuje rastvorljivost nekih supstanci u vodi i u tabeli. 9.2 - rastvorljivost kalijum jodida u raznim rastvaračima.

Tabela 9.1

Rastvorljivost nekih supstanci u vodi pri 20 o C.

Supstanca		Supstanca	Rastvorljivost, g na 100 g H20

Tabela 9.2

Rastvorljivost kalijum jodida u raznim rastvaračima pri 20 o C.

Topljivost ovisi o prirodi otopljene tvari i rastvarača, kao i o vanjskim uvjetima (temperatura, pritisak). U trenutno korištenim preglednim tablicama predloženo je razvrstavanje supstanci u visoko rastvorljive, slabo rastvorljive i netopive. Ova podjela nije u potpunosti ispravna, jer apsolutno nema netopivih tvari. Čak su i srebro i zlato topljivi u vodi, ali je njihova topljivost izuzetno niska. Stoga ćemo u ovom vodiču koristiti samo dvije kategorije supstanci: dobro topiv i slabo topljiv... Konačno, pojmovi „lako“ i „teško“ topivo neprimjenjivi su za tumačenje topljivosti, jer ti izrazi karakteriziraju kinetiku procesa rastvaranja, a ne njegovu termodinamiku.

Ovisnost topljivosti o prirodi rastvorene supstance i rastvarača

Trenutno ne postoji teorija pomoću koje se ne može samo izračunati, već čak i predvidjeti topljivost. To je zbog nedostatka opće teorije rješenja.

Rastvorljivost čvrstih supstanci u tečnostima ovisi o vrsti veze u njihovim kristalnim rešetkama. Na primjer, supstance s atomskim kristalnim rešetkama (ugljenik, dijamant itd.) Slabo su rastvorljive u vodi. Supstance sa jonskom kristalnom rešetkom, u pravilu su vrlo topljive u vodi.

Pravilo uspostavljeno iz višestoljetnog iskustva u istraživanju rastvorljivosti kaže: „slično se dobro rastvara u sličnom“. Supstance sa jonskim ili polarnim tipom veze dobro se rastvaraju u polarnim rastvaračima. Na primjer, soli, kiseline, alkoholi su lako rastvorljivi u vodi. Istodobno, nepolarne supstance se u pravilu dobro otapaju u nepolarnim rastvaračima.

Anorganske soli karakteriziraju različita topljivost u vodi.

Tako je većina soli alkalnih metala i amonijuma lako topljiva u vodi. Dobro topivi nitrati, nitriti i halogenidi (osim halogenida srebra, žive, olova i talija) i sulfati (osim sulfata zemnoalkalnih metala, srebra i olova). Prelazne metale odlikuje blaga rastvorljivost njihovih sulfida, fosfata, karbonata i nekih drugih soli.

Topljivost plinova u tekućinama također ovisi o njihovoj prirodi. Na primjer, u 100 zapremina vode pri 20 o C rastvore se 2 zapreke vodonika, 3 zapremine kiseonika. Pod istim uslovima, 700 zapremina amonijaka rastvara se u 1 zapremini H20. Tako visoka topljivost NH 3 može se objasniti njegovom kemijskom interakcijom s vodom.

Uticaj temperature na rastvorljivost gasova, čvrstih supstanci i tečnosti

Kada se plinovi otope u vodi, toplina se oslobađa zbog hidratacije molekula otopljenog plina. Stoga, u skladu s Le Chatelierovim principom, topljivost plinova opada s porastom temperature.

Temperatura na različite načine utječe na topljivost čvrstih supstanci u vodi. U većini slučajeva topljivost čvrstih supstanci raste s porastom temperature. Na primer, topljivost natrijum nitrata NaNO 3 i kalijum nitrata KNO 3 povećava se zagrevanjem (proces otapanja nastavlja se apsorpcijom toplote). Rastvorljivost NaCl beznačajno raste s porastom temperature, što je povezano sa gotovo nultim termičkim efektom rastvaranja natrijum hlorida. Rastvorljivost gašenog kreča u vodi opada s porastom temperature, jer entalpija hidratacije prevladava nad vrijednošću Δ H uništenja kristalna rešetka ova veza, tj. postupak otapanja Ca (OH) 2 je egzotermičan.

U većini slučajeva međusobna topljivost tečnosti takođe se povećava s porastom temperature.

Uticaj pritiska na topljivost gasova, čvrstih supstanci i tečnosti

Pritisak praktično nema uticaja na rastvorljivost čvrstih i tečnih supstanci u tečnostima, jer je promena volumena otapanjem mala. Kada se plinovite tvari otope u tekućini, zapremina sustava se smanjuje, pa porast tlaka dovodi do povećanja topljivosti u plinovima. Općenito, ovisnost topljivosti plinova o tlaku se pokorava zakon W. Henryja (Engleska, 1803): rastvorljivost plina pri konstantnoj temperaturi direktno je proporcionalna njegovom pritisku iznad tečnosti.

Henryjev zakon vrijedi samo pri niskim tlakovima plinova čija je topljivost relativno niska i pod uvjetom da nema hemijske interakcije između molekula otopljenog plina i rastvarača.

Uticaj stranih supstanci na rastvorljivost

U prisustvu drugih supstanci (soli, kiselina i lužina) u vodi, topljivost gasova se smanjuje. Rastvorljivost gasovitog hlora u zasićenom vodenom rastvoru natrijum hlorida je 10 puta manja. Nego u bistroj vodi.

Pozvan je efekat smanjenja topljivosti u prisustvu soli soljenje... Smanjenje topljivosti nastalo je zbog hidratacije soli, što uzrokuje smanjenje broja slobodnih molekula vode. Molekuli vode vezani za ione elektrolita više nisu otapalo za druge supstance.

9.4. Koncentracija otopina

Postoje različiti načini numeričkog izražavanja sastava otopina: maseni udio otopljene tvari, molarnost, titar itd.

Masni udio Je li odnos mase otopljene tvari m prema masi cijele otopine. Za binarnu otopinu koja se sastoji od otopljene tvari i otapala:

gdje je ω maseni udio rastvorene supstance, m je masa rastvorene supstance, M je masa rastvarača. Masni udio izražava se u dijelovima jednog ili u procentima. Na primjer, ω \u003d 0,5 ili ω \u003d 50%.

Treba imati na umu da je samo masa aditivna funkcija (masa cjeline jednaka je zbroju masa komponenata). Volumen otopine ne poštuje ovo pravilo.

Molarna koncentracija ili molarnost Je li količina otopljene tvari u 1 litru rastvora:

gdje je C molarna koncentracija otopljene tvari X, mol / l; n je količina rastvorene supstance, mol; V je zapremina otopine, l.

Molarna koncentracija označena je brojem i slovom „M“, na primjer: 3M KOH. Ako 1 litar rastvora sadrži 0,1 mol supstance, tada se naziva decimolar, 0,01 mol - centimolar, 0,001 mol - milimolar.

Titer Je li broj grama otopljene tvari sadržan u 1 ml otopine, tj.

gdje je T titar otopljene tvari, g / ml; m masa otopljene tvari, g; V je zapremina otopine, ml.

Molska frakcija otopljene supstance - bezdimenzionalna količina jednaka omjeru količine otopljene supstance n prema ukupnoj količini otopljene supstance n i otapala n ":

,

gdje je N molski udio otopljene supstance, n je količina otopljene supstance, mol; n "- količina otapala, mol.

Molski postotak je odgovarajući udio pomnožen sa 100%.

9.5. Elektrolitička disocijacija

Tvari, čiji se molekuli u otopinama ili tope u potpunosti ili djelomično razlažu u ione, nazivaju se elektroliti. Otopine i rastopine elektrolita provode električnu struju.

Supstance čiji se molekuli u otopinama ili rastopi ne raspadaju u jone i ne provode električnu struju nazivaju se ne-elektroliti.

Elektroliti uključuju većinu anorganskih kiselina, baza i gotovo sve soli, ne-elektroliti - mnoge organska jedinjenjanpr. alkoholi, eteri, ugljikohidrati itd.

1887. švedski naučnik S. Arrhenius iznio je hipotezu o elektrolitskoj disocijaciji prema kojoj rastvaranje elektrolita u vodi dovodi do njihovog raspadanja u pozitivno i negativno nabijene ione.

Disocijacija je reverzibilan proces: paralelno s disocijacijom događa se i obrnuti proces kombiniranja iona (asocijacija). Stoga, prilikom pisanja jednadžbi reakcije disocijacije elektrolita, posebno u koncentriranim rastvorima, daju znak reverzibilnosti. Na primjer, disocijaciju kalijum-klorida u koncentriranoj otopini treba napisati kao:

KS1 K + + S1 -.

Razmotrimo mehanizam elektrolitske disocijacije. Supstance sa jonskim tipom veze najlakše se disociraju u polarnim rastvaračima. Kada se, na primjer, otope u vodi, polarni molekuli H2O privlače se svojim pozitivnim polovima na anione, a negativni polovima na kationima. Kao rezultat toga, veza između jona slabi, a elektrolit se raspada na hidratizirane ione, tj. joni povezani sa molekulima vode. Slično tome, elektroliti nastali molekulima s kovalentnom polarnom vezom (HC1, HBr, H2S) disociraju.

Dakle, hidratacija (solvatacija) jona je glavni uzrok disocijacije. Sada je općeprihvaćeno da je većina jona u vodenoj otopini hidratizirana. Na primjer, vodonik-jon H + tvori hidrat smjese H3O +, koji se naziva hidronijev ion. Otopina pored H 3 O + sadrži i jone H 5 O 2 + (H 3 O + H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + 2H 2 O) i H 9 O 4 + (H 3 O + 3H 2 O). Prilikom sastavljanja jednadžbi procesa disocijacije i pisanja jednadžbi reakcija u jonskom obliku, radi pojednostavljenja pisanja, hidronijev ion H 2 O + obično se zamjenjuje nehidriranim ionom H +. Međutim, treba imati na umu da je ova zamjena proizvoljna, jer proton ne može postojati u vodenim rastvorima, jer reakcija teče gotovo trenutno:

H + + H2O \u003d H3O +.

Budući da nije utvrđen tačan broj molekula vode povezanih s hidratiziranim ionima, prilikom pisanja jednadžbi reakcije disocijacije koriste se simboli nehidriranih iona:

CH3COOH CH3COO - + H +.

9.6. Stepen disocijacije; pridruženi i nesocirani elektroliti

Kvantitativna karakteristika disocijacije elektrolita u jone u otopini je stepen disocijacije. Stupanj disocijacije α odnos je broja molekula raspadnutih u jone N "i ukupnog broja otopljenih molekula N:

Stepen disocijacije izražava se kao procenat ili udio jedinice. Ako je α \u003d 0, tada nema disocijacije, a ako je α \u003d 1, tada se elektrolit potpuno raspada na jone. Prema modernim konceptima teorije otopina, elektroliti se dijele u dvije skupine: udruženi (slabi) i nesocijativni (jaki).

Za nepovezane (jake) elektrolite u razrijeđenim otopinama, α \u003d 1 (100%), tj. u otopinama postoje isključivo u obliku hidratiranih jona.

Pridruženi elektroliti mogu se grubo podijeliti u tri skupine:

slabi elektroliti postoje u otopinama uglavnom u obliku nedisociranih molekula; stepen njihove disocijacije je nizak;

jonski saradnici nastali u otopinama kao rezultat elektrostatičke interakcije jona; kao što je gore spomenuto, povezivanje se odvija u koncentriranim rastvorima dobro disocirajućih elektrolita; primjeri suradnika su jonski parovi (K + Cl -, CaCl +), jonske čajke (K2Cl +, KCl2-) i jonski kvadrupoli (K2Cl2, KCl3-2–, K3Cl2 +);

jonski i molekularni kompleksi, (na primjer, 2+, 3–) koji se malo razdvajaju u vodi.

Priroda disocijacije elektrolita ovisi o prirodi otopljene tvari i otapala, koncentraciji otopine i temperaturi. Ilustracija ovog položaja može biti ponašanje natrijum klorida u raznim otapalima, tabela. 9.3.

Tabela 9.3

Svojstva natrijum-hlorida u vodi i benzena u različitim koncentracijama i temperaturi od 25 o C.

Jaki elektroliti u vodenim rastvorima uključuju većinu soli, lužine, brojne mineralne kiseline (HC1, HBr, HNO 3, H 2 SO 4, HC1O 4, itd.). Slabi elektroliti uključuju gotovo sve organske kiseline, neke anorganske kiseline, na primjer, H2S, HCN, H2CO3, HClO i vodu.

Disocijacija jakih i slabih elektrolita

Jednadžbe disocijacije za jake elektrolite u razrijeđenim vodenim rastvorima mogu se predstaviti na sljedeći način:

HCl \u003d H + + Cl -,

Ba (OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH -,

K 2 Cr 2 O 7 \u003d 2K + + Cr 2 O 7 2–.

Između desne i lijeve strane jednadžbe za disocijaciju jakog elektrolita možete staviti znak reverzibilnosti, ali tada je naznačeno da je 1. Na primjer:

NaOH Na + + OH -.

Proces disocijacije pridruženih elektrolita je reverzibilan, stoga je potrebno u jednadžbe njihove disocijacije staviti znak reverzibilnosti:

HCN H + + CN -.

NH 3 · H 2 O NH 4 + + OH -.

Disocijacija pridruženih višebaznih kiselina odvija se postepeno:

H 3 PO 4 H + + HPO 4 -,

N 2 RO 4 H + + NRO 4 2–,

NRO 4 2– H + + RO 4 3–,

Disocijacija kiselinskih soli nastalih od slabih kiselina i osnovnih soli nastalih od jakih kiselina u razrijeđenim rastvorima je sljedeća. Prva faza karakterizira stupanj disocijacije blizak jedinstvu:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -,

Cu (OH) Cl \u003d Cu (OH) + + Cl -.

Stupanj disocijacije za drugu fazu mnogo je manji od jedinstva:

NCO 3 N + + CO 3 2–,

Cu (OH) + Cu 2+ + OH -.

Očito, s porastom koncentracije otopine, stupanj disocijacije pridruženog elektrolita opada.

9.7. Reakcije jonske izmjene u otopinama

Prema teoriji elektrolitske disocijacije, sve reakcije u vodenim otopinama elektrolita ne događaju se između molekula, već između jona. Da bi se prikazala suština takvih reakcija, koriste se takozvane jonske jednadžbe. Pri sastavljanju jonskih jednadžbi, treba se pridržavati sljedećih pravila:

Blago rastvorljive i blago disocirane supstance, kao i gasovi, evidentiraju se u molekularnom obliku.

Jaki elektroliti, gotovo potpuno disocirani u vodenoj otopini, bilježe se kao joni.

Zbir električnih naboja na desnoj i lijevoj strani jonske jednačine trebao bi biti jednak.

Razmotrimo ove odredbe na konkretnim primjerima.

Napišimo dvije jednadžbe reakcija neutralizacije u molekularnom obliku:

KOH + HCl \u003d KCl + H2O, (9,1)

2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H2O (9.2)

U jonskom obliku jednadžbe (9.1) i (9.2) imaju sljedeći oblik:

K + + OH - + H + + Cl - \u003d K + + Cl - + H 2 O, (9,3)

2Na + + 2OH - + 2H + + SO 4 2– \u003d 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9,4)

Smanjujući iste ione u oba dijela jednačina (9.3) i (9.4), pretvaramo ih u jednu smanjenu jonsku jednadžbu za interakciju alkalije s kiselinom:

H + + OH - \u003d H 2 O.

Dakle, suština reakcije neutralizacije svodi se na interakciju jona H + i OH -, uslijed čega nastaje voda.

Reakcije između jona u vodenim rastvorima elektrolita nastavljaju se gotovo do kraja ako se u reakciji stvori talog, plin ili slab elektrolit (na primjer, H20).

Razmotrimo sada reakciju između otopina kalijum klorida i natrijum nitrata:

KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9.5)

Budući da su rezultirajuće tvari lako topljive u vodi i ne uklanjaju se iz reakcijske sfere, reakcija je reverzibilna. Jednadžba jonske reakcije (9.5) napisana je kako slijedi:

K + + Cl - + Na + + NO 3 - K + + NO 3 - + Na + + Cl -. (9.6)

Sa stanovišta teorije elektrolitske disocijacije, ova reakcija se ne događa, jer su u otopini sve topive supstance prisutne isključivo u obliku jona, jednačina (9.6). Ali ako pomiješate vruće zasićene otopine KCl i NaNO 3, tada će nastati talog NaCl. To je zbog činjenice da se na temperaturi od 30 o C i više, natrijum hlorid opaža najmanja topljivost među razmatranim solima. Stoga u praksi treba imati na umu da procesi koji su reverzibilni pod određenim uvjetima (u slučaju razrijeđenih rastvora) postaju ireverzibilni pod nekim drugim uvjetima (vruće zasićene otopine).

Hidroliza je poseban slučaj reakcije izmjene u otopinama.

9.8. Hidroliza soli

Iskustvo pokazuje da ne samo kiseline i baze, već i otopine nekih soli imaju alkalnu ili kiselu reakciju. Kao rezultat dolazi do promjene u reakciji okoline hidrolizarastvor. Hidroliza je interakcija izmjene otopljene supstance (na primjer soli) s vodom.

Elektrolitička disocijacija soli i vode uzrokuje hidrolizu. Hidroliza se javlja kada su joni koji nastaju tokom disocijacije soli sposobni izvršiti snažan polarizacijski učinak na molekule vode (kation) ili dati vodonične veze s njima (anioni), što dovodi do stvaranja slabo disociranih elektrolita.

Jednadžbe hidrolize soli obično se zapisuju u jonskim i molekularnim oblicima, dok je potrebno uzeti u obzir pravila za pisanje jonskih jednadžbi reakcija izmjene.

Prije nastavka razmatranja jednadžbi reakcija hidrolize, valja napomenuti da soli nastale sa jakom bazom i jaka kiselina (na primjer, NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4), ne podvrgavaju se hidrolizi kada se otope u vodi. Joni takvih soli ne stvaraju slabe elektrolite sa N 2 O, a rastvori tih soli imaju neutralnu reakciju.

Razni slučajevi hidrolize soli

1. Jaka baza i slabe kiselinske solina primjer, CH 3 COONa, Na 2 CO 3, Na 2 S, KCN hidroliziraju se na anionu. Kao primjer, razmotrite hidrolizu CH 3 COONa, koja dovodi do stvaranja slabo disocirajuće octene kiseline:

CH3COO - + NOH CH 3 COOH + OH -,

CH3COONa + HOH CH 3 COOH + NaOH.

Budući da se u otopini pojavljuje višak hidroksidnih jona, otopina poprima alkalnu reakciju.

Hidroliza soli višebaznih kiselina odvija se postepeno i stvaraju se kisele soli, tačnije anjoni kiselih soli. Na primjer, hidroliza Na 2 CO 3 može se izraziti jednačinama:

Faza 1:

CO 3 2– + HOH HCO 3 - + OH -,

Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.

Faza 2

HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH -,

NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.

Joni OH nastali kao rezultat hidrolize kroz prvu fazu u značajnoj mjeri potiskuju drugu fazu hidrolize, a kao rezultat, hidroliza kroz drugu fazu nastavlja se u neznatnoj mjeri.

2. Soli nastale sa slabom bazom i jakom kiselinomna primjer, NH4Cl, FeCl3, Al2 (SO4) 3 hidroliziraju se na kationu. Primjer je postupak

NH 4 + + HOH NH 4 OH + H +,

NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.

Hidroliza je nastala stvaranjem slabog elektrolita - NH 4 OH (NH 3 · H 2 O). Kao rezultat, ravnoteža elektrolitske disocijacije vode se pomiče, a u otopini se pojavljuje višak jona H +. Stoga će otopina NH 4 Cl biti kisela.

Tokom hidrolize soli nastalih sa višekiselinskim bazama nastaju bazične soli, tačnije kationi osnovnih soli. Razmotrimo kao primjer hidrolizu gvožđa (II) klorida:

1. faza

Fe 2+ + HOH FeOH + + H +,

FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.

Faza 2

FeOH + + HOH Fe (OH) 2 + H +,

FeOHCl + HOH Fe (OH) 2 + HCl.

Hidroliza u drugoj fazi teče beznačajno u poređenju sa hidrolizom u prvoj fazi, a sadržaj proizvoda hidrolize u drugoj fazi u otopini je vrlo mali.

3. Slaba baza i slabe kiselinske solina primjer, CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4, hidrolizuju se i kationom i anionom. Na primjer, kada se otope u vodi CH 3 COONH 4, nastaju nisko disocirajuća kiselina i baza:

CH 3 COO - + NH 4 + + HOH CH 3 COOH + NH 4 OH,

CH3COONH 4 + HOH CH 3 COOH + NH 4 OH.

U ovom slučaju reakcija otopine ovisi o jačini slabih kiselina i baza nastalih kao rezultat hidrolize. Budući da su u ovom primjeru CH 3 COOH i NH 4 OH približno jednake jačine, otopina soli će biti neutralna.

Za vrijeme hidrolize HCOONH 4, reakcija otopine će biti slabo kisela, jer je mravlja kiselina jača od octene kiseline.

Hidroliza niza soli formiranih od vrlo slabih baza i slabih kiselina, na primjer aluminijum sulfida, nastavlja se nepovratno:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3 H 2 S.

4. Brojne reakcije izmjene u otopinama praćene su hidrolizom i nepovratno se odvijaju.

A) Kada otopine soli dvovalentnih metala (osim kalcijuma, stroncijuma, barija i gvožđa) stupe u interakciju s vodenim rastvorima karbonata alkalnih metala, kao rezultat djelomične hidrolize, talože se osnovni karbonati:

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) Pri miješanju vodenih rastvora trovalentnog aluminijuma, hroma i gvožđa sa vodenim rastvorima karbonata i sulfida alkalnih metala ne stvaraju se karbonati i sulfidi trovalentnih metala - nastavlja se njihova nepovratna hidroliza i taloži se hidroksidi:

2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3CO 2 + 6KCl,

2Cr (NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O \u003d 2Cr (OH) 3 + 3H 2 S + 6NaNO 3.

Čimbenici koji utječu na promjene ravnoteže

1. Pritisak(tipično za plinove) . Povećanje pritiska pomiče ravnotežu prema reakciji koja se nastavlja sa smanjenjem broja molekula plina, tj. u smjeru smanjenja pritiska. Na primjer, u reakciji 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 na lijevoj strani jednadžbe nalaze se 3 molekula plina, a na desnoj 2, pa se s porastom pritiska ravnoteža pomiče udesno.

2. Temperatura.Povećanje temperature pomera položaj ravnoteže ka endotermnoj reakciji, a pad - ka egzotermnoj reakciji. Na primjer, u ravnotežnom sistemu N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3, ∆H 0 \u003d - 92 kJ, povećanje temperature dovodi do pomaka ravnoteže prema obrnutoj (endotermnoj) reakciji, a pad - prema direktnoj (egzotermnoj) ) reakcija.

3. Koncentracija.Povećanje koncentracije polaznih materijala i uklanjanje proizvoda iz reakcijske sfere pomiče ravnotežu prema direktnoj reakciji. Smanjenje koncentracije polaznih materijala i povećanje koncentracije produkata reakcije pomiče ravnotežu prema obrnutoj reakciji. Na primjer, u reakciji 2NO + O2 ↔ 2NO 2, povećanje koncentracije NO i O 2 ili smanjenje koncentracije NO 2 dovodi do pomaka ravnoteže prema izravnoj reakciji. Povećanje koncentracije NO 2 - ka suprotnoj reakciji.

Ravnoteža procesa prelaska supstance iz jedne u drugu fazu bez promjene hemijskog sastavazove fazna ravnoteža... Na primjer: Čvrsta tečnost

Tečna para

Za faznu ravnotežu, također se poštuje Le Chatelierov princip. U skladu s tim, kako temperatura raste, ravnoteža se pomiče prema endotermnom procesu, na primjer, topljenju ili isparavanju. Povećanjem pritiska ravnoteža se pomiče prema procesima u kojima se gas ili para pretvaraju u tečno ili čvrsto stanje.

Uključuju najopćenitije zakone heterogene ravnoteže pravilo faze, Čime broj stepena slobode S, faze F, nezavisne komponente K i vanjski uslovi n koji utječu na ravnotežu, povezane odnosom

C + F \u003d K + n

Faza Dio je sustava koji je homogen u svim svojim točkama u kemijskom sastavu i svojstvima, a sučeljem je odvojen od svih ostalih faza sustava. Komponenta Je kemijski homogena komponenta tvari koja se može ukloniti iz sustava. U slučaju fazne ravnoteže, broj neovisnih komponenata jednak je ukupnom broju komponenata tokom protoka hemijske reakcije - ukupan broj komponenata minus broj hemijskih reakcija koje vežu ove komponente. Broj stepeni slobode Je li broj vanjskih uvjeta koji se mogu mijenjati u određenim granicama bez promjene broja i tipa faza.

Predavanje broj 8. OPŠTA SVOJSTVA RJEŠENJA

Rješenje – to je homogeni sistem koji se sastoji od dvije ili više komponenti, čija relativna količina može varirati u širokim granicama. Nazvana je supstanca uzeta u suvišku i koja služi kao medij u kojem se odvija otapanje rastvarač... Tvar koja se rastvara naziva se rastvorljiva supstanca.

Topljivost.Nazvana je sposobnost jedne supstance da se otopi u drugoj rastvorljivost... Kvantitativna karakteristika topljivosti je koeficijent rastvorljivosti, što se izražava masom bezvodne supstance koja se pod tim uslovima rastvara u 100 g rastvarača da bi se dobila zasićena otopina.

Rastvorljivost ovisi o prirodi otopljene otopine i rastvarača, temperaturi i tlaku (za plinove):

1. Priroda rastvorene supstance.

Kristalne supstance se dijele na lako rastvorljive (više od 1,0 g na 100 g vode); slabo rastvorljiv (0,1 g - 1,0 g na 100 g vode); praktično nerastvorljiv (manje od 0,1 g na 100 g vode). Ako plin kemijski komunicira s vodom, njegova je topljivost velika (HCl, NH 3, CO 2), a ako ne djeluje, topljivost je beznačajna (O 2, H 2).

2. Priroda rastvarača

Kada se stvori otopina, veze između čestica svake od komponenata zamjenjuju se vezama između čestica različitih komponenata. Da bi mogle nastati nove veze, komponente rješenja moraju imati isti tip veza, tj. biti iste prirode. Stoga se jonske supstance dobro otapaju u polarnim otapalima, a slabo u nepolarnim, dok molekularne tvari rade suprotno.

3.Temperatura

Ako je ∆H otapanje< 0, то при увеличении температуры равновесие смещается влево и растворимость твердого вещества в воде уменьшается. Если ∆Н раств > 0, tada se s porastom temperature ravnoteža pomiče udesno i rastvorljivost se povećava.

Topljivost plinova u vodi je egzotermni proces, pa se s porastom temperature topljivost plinova smanjuje, a smanjenjem povećava.

4. Pritisak

S povećanjem pritiska, rastvorljivost gasova u tečnostima raste, a opada smanjenjem.

Načini izražavanja sastava rastvora.Važna karakteristika bilo koje otopine je njen sastav, koji se određuje količinom rastvorene supstance i rastvarača. Pozvan je odnos količine ili mase supstance sadržane u sistemu prema zapremini ili masi ovog sistema koncentracija.

Molarna koncentracija supstance ili molarnost (sa B ili M) - odnos količine rastvorene supstance i zapremine rastvora:

gdje je m B masa supstance, g; M V - molarna masa supstance, g / mol; V je zapremina otopine, l.

Molarna koncentracija ekvivalenta supstance ili normalnost ((B) ili n.) - odnos broja ekvivalenata rastvorene supstance i zapremine rastvora:

, mol / l,

gdje je m B masa supstance, g; M e (B) - molarna masa ekvivalenata supstance, g / mol; V je zapremina otopine, l.

Molarna koncentracija supstance ili molalnost (sa m (B)) - odnos količine rastvorene supstance i mase rastvarača:

, mol / kg,

gdje je m B masa otopljene tvari, g; m S je masa otapala, g; M B je molarna masa rastvorene supstance, g / mol.

Masni udio supstance (ω) - odnos mase rastvorene supstance i mase rastvora. Masni udio izražava se u udjelima ili procentima:

,

gdje je m B masa otopljene tvari, g; m masa otopine, g.

Molarni (molarni) udio supstance (x B) - odnos količine otopljene supstance (ili rastvarača) prema zbiru količina svih supstanci sadržanih u otopini:

,

gdje je x B molarni udio rastvorene tvari, n B je količina otopljene tvari; n S je količina rastvarača.

,

gdje je x S molarni udio otapala, n B i n S su količine otopljene tvari i otapala.

Opšta svojstva rastvora.Razrijeđene otopine pokazuju niz opšta svojstva: osmotski pritisak, tačka mržnjenja i ključanja. Ova svojstva se razmatraju pod pretpostavkom da molekuli otopljene i otapala ne međusobno djeluju (otopine ne-elektrolita).

Nazvana je jednostrana difuzija molekula otapala kroz polupropusnu pregradu osmoza... Pozvana je sila odgovorna za osmozu osmotski pritisak... Veličina osmotskog pritiska ovisi o koncentraciji otopine i njenoj temperaturi, ali ne ovisi ni o prirodi otopljene tvari ni o prirodi rastvarača. Izražena je zavisnost osmotskog pritiska o temperaturi i koncentraciji otopine ne Hoffov zakon: π \u003d c B RT,

gdje je π osmotski pritisak otopine, kPa; sa B - njegova molarna koncentracija, mol / l; R je univerzalna plinska konstanta; T je apsolutna temperatura otopine.

Pri određenoj temperaturi, pritisak zasićene pare iznad tečnosti je konstantna vrednost. Kada se supstanca otopi u tečnosti, pritisak zasićene pare nad tečnošću opada. U razblaženim rastvorima neelektrolita pri konstantnoj temperaturi, relativni pad pritiska zasićene pare rastvarača preko rastvora jednak je molarnom udelu rastvorene supstance (raoultov zakon):

,

gdje je p 0 pritisak zasićene pare nad čistim rastvaračem; p je pritisak pare iznad rastvora; n B je količina otopljene supstance; n S je količina rastvarača.

Bilo koja tečnost zakipi kada pritisak pare postane jednak atmosferskom. Budući da je tlak pare iznad otopine niži od tlaka pare iznad otapala, da bi otopina proključala, mora se zagrijati na višu temperaturu od otapala.

Otopina se smrzava kada njen pritisak zasićene pare postane jednak pritisku zasićene pare čvrstog rastvarača, pa je otopini potrebna niža temperatura da se smrzne od rastvarača.

Povećanje tačke ključanja (ΔT vrenja) i smanjenje tačke smrzavanja (ΔT zamenika) otopine direktno su proporcionalne molarnoj koncentraciji rastvorene supstance (posljedica Raoultovog zakona):

DeputyT zamjenik \u003d K T ∙ s m (B); BaT bala \u003d E T ∙ s m (B),

gdje je deputyT zamjenik - snižavanje temperature smrzavanja; ∆T vrenje - povećanje tačke ključanja; K T - krioskopska konstanta; ET - ebulioskopska konstanta; c m (B) je molarna koncentracija otopine.

Predavanje broj 9. REAKCIJE U REŠENJIMA ELEKTROLITA

Elektroliti Jesu li supstance, otopine i otopine koje provode električnu struju.

Kada se elektroliti otope u vodi, oni se raspadaju u jone. Razgradnja molekula supstance na jone pod dejstvom polarnih molekula rastvarača zove elektrolitska disocijacija. Jonah Jesu li nabijene čestice. Postoje dvije vrste: pozitivno nabijeni - kationi (Na +, Al 3+, NH 4 +) i negativno nabijeni - anioni (Cl ‾, SO 4 2‾, PO 4 3‾). Pod dejstvom električne struje, kationi se prebacuju na negativno nabijenu elektrodu (katodu), anioni - na pozitivno nabijenu elektrodu (anodu).

Elektroliti uključuju otopine kiselina, soli i lužina.

Kiseline Da li se elektroliti disociraju u rastvorima sa stvaranjem kationova vodonika: HCN \u003d H + + CN -.

Temelji - elektroliti koji se disociraju u rastvorima sa stvaranjem hidroksidnih jona: NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -.

Postoje elektroliti koji se mogu disocirati kao kiselina i baza, takvi elektroliti se nazivaju amfoterni, uključuju hidrokside amfoternih elemenata, kao i hidrokside metala u srednjem oksidacijskom stanju, na primjer: Al (OH) 3, Zn (OH) 2, Cr (OH) 3 i mnogi drugi. Disocijacija otopljenog dela amfoternog hidroksida sa obe vrste može se predstaviti sledećom šemom: H + + RO - \u003d ROH \u003d R + + OH -. U zasićenoj vodenoj otopini amfoternog hidroksida, joni H +, RO -, R +, OH - su u ravnoteži, stoga amfoterni hidroksidi u interakciji s kiselinama i bazama. Kada se doda kiselina, ravnoteža se pomiče prema disocijaciji prema osnovnom tipu, a kada se doda baza, prema disocijaciji prema kiselinskom tipu.

Sol - elektroliti koji se, kada se otope u vodi, disociraju, odvajajući pozitivne ione koji nisu joni vodonika i negativni osim hidroksidnih jona.

Stupanj disocijacije.Da bi se kvantitativno okarakterizirao proces disocijacije, uvodi se koncept stepena disocijacije. Stepen disocijacije (α) je omjer broja molekula razloženih u ione (n) i ukupnog broja otopljenih molekula (N)... Izražava se u dijelovima jednog ili u%.

α \u003d n / N 0< α < 1 (или 0 < α < 100%)

Stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji i temperaturi. Po prirodi su svi elektroliti klasificirani kao jaki ili slabi. Stupanj disocijacije jakih elektrolita α\u003e 30%, slabih elektrolita - α< 3%.

U jakim elektrolitima u otopini, praktički se svi molekuli razdvajaju na jone, u slabim elektrolitima samo dio molekula. Jaki elektroliti uključuju gotovo sve soli, baze alkalijskih i zemnoalkalnih metala i najvažnije kiseline: HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4. Slabi elektroliti uključuju gotovo sve organske kiseline (na primjer, CH 3 COOH), anorganska jedinjenja: H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3, HCN, HNO 2, HF, NH 4 OH, H 2 O.

Konstanta disocijacije.U otopinama slabih elektrolita, proces disocijacije teče reverzibilno i na njega se može primijeniti zakon masovnog djelovanja. Dakle, za proces disocijacije slabe sirćetne kiseline CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +, konstanta ravnoteže procesa disocijacije ima oblik:

Pozvana je konstanta ravnoteže koja odgovara disocijaciji slabog elektrolitakonstanta disocijacije (K d)... Konstanta disocijacije ukazuje na snagu molekule u datom rastvoru. Što je manji K d, elektrolit je slabiji i, prema tome, stabilniji su njegovi molekuli. Na primjer, borna kiselina H 3 VO 3, čija je K d 5,8 ∙ 10 -10, slabiji je elektrolit od octene kiseline, čija K d iznosi 1,8 ∙ 10 -5.

Konstanta i stepen disocijacije povezani su odnosom ( ostwaldov zakon razrjeđenja):

Ako je α mnogo manje od jedinice, onda se može pretpostaviti da je 1 - α ≈ 1. Tada je pojednostavljen izraz za zakon razrjeđenja:

K \u003d α 2 ∙ s V, odakle je α \u003d

Posljednji odnos pokazuje da se smanjenjem koncentracije elektrolita s B (tj. Razrjeđivanjem otopine) povećava stupanj disocijacije α.

Reakcije u otopinama elektrolita nastaju između jona i nepovratne su ako se kao rezultat reakcije stvaraju talozi, plinovi i slabi elektroliti. Obično se takve reakcije prikazuju pomoću jon-molekularnih jednadžbi. Talozi, plinovi i slabi elektroliti zapisani su u obliku molekula, a visoko topljivi jaki elektroliti u obliku jona.

Razmotrimo tipične varijante reakcija u otopinama elektrolita:

a) 3AgNO 3 + FeCl 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + 3AgCl - molekularna jednadžba

3Ag + + 3NO 3 - + Fe 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl - potpuna jonska jednadžba

Ag + + Cl - \u003d AgCl - skraćena jonska jednadžba

b) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 - \u003d 2Na + + SO 4 2- + H 2 O + CO 2

2H + + CO 3 2- \u003d H 2 O + CO 2.

c) HCl + NaOH \u003d NaCl + H20

H + + Cl - + Na + + OH - \u003d Na + Cl - + H 2 O

H + + OH - \u003d H 2 O

Kada sastavljate jonsko-molekularne jednadžbe, imajte na umu da zbroj električnih naboja na lijevoj strani mora biti jednak zbroju električnih naboja na desnoj strani jednadžbe. Identični ioni su isključeni s obje strane jednadžbe.

Predavanje broj 10. REAKCIJE OKSIDACIJE-REDUKCIJE

Reakcije u kojima dolazi do promjene stanja oksidacije atoma elemenata koji čine reakcijske spojeve,su pozvani redoks.

Stanje oksidacije(S.O.) Je li naboj atoma u spoju, izračunat pod pretpostavkom da se spoj sastoji od iona... Određivanje oksidacionog stanja vrši se koristeći sledeće odredbe:

1. Oksidaciono stanje. element u jednostavnoj supstanci, na primjer, u Zn, H2, Br2, S, O2, jednak je nuli.

2. Stepen oksidacije kiseonika u spojevima je obično –2. Izuzetak su peroksidi H 2 +1 O 2 -1, Na 2 +1 O 2 -1 i O + 2 F 2.

3. Stanje oksidacije vodonika u većini spojeva je +1, s izuzetkom hidrida sličnih soli, na primjer Na +1 H -1.

4. Alkalni metali (+1) imaju konstantno stanje oksidacije; zemnoalkalijski metali, berilij i magnezijum (+2); fluor (–1).

5. Algebarski zbroj stanja oksidacije elemenata u neutralnom molekulu jednak je nuli, u složenom ionu - naboju jona.

Kao primer, izračunajmo oksidaciono stanje hroma u jedinjenju K 2 Cr 2 O 7. Prvo stavimo stanje oksidacije na one elemente po kojima je poznato. U našem primjeru, kalij (+1) i kiseonik (-2) imaju stalna oksidaciona stanja. Stanje oksidacije hroma označeno je sa x... Dalje, sastavljamo algebarsku jednadžbu. Da bismo to učinili, pomnožimo indeks za svaki element sa oksidacijskim stanjem tog elementa, dodamo sve i izjednačimo desnu stranu s nulom:

K 2 +1 Cr 2 x O 7 –2 2 ∙ (+1) + 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6

Dakle, oksidaciono stanje hroma u K 2 Cr 2 O 7 je +6. Da bismo odredili oksidaciono stanje elementa u anionu, na primjer dušika u anionu (NO 2) ‾, radimo isto, samo što je desna strana izjednačena sa nabojem jona, u našem slučaju -1

(N x O 2 ‾2) ‾ x + 2 (–2) = –1 x = + 3

U redoks reakcijama, elektroni iz jednog atoma, molekule ili jona prenose se u drugi. Oksidacija – proces odustajanja od elektrona atomom, molekulom ili ionom, praćen povećanjem oksidacionog stanja. Oporavak – proces vezivanja elektrona, praćen smanjenjem oksidacionog stanja.

Oksidacija i redukcija međusobno su povezani procesi koji se odvijaju istovremeno.

Darwin je pokazao da su glavni faktori u evoluciji organskog svijeta, odnosno nasljedna varijabilnost, borba za postojanje i prirodna selekcija, primjenjivi na ljudsku evoluciju. Zahvaljujući njima, tijelo drevnog antropoidnog majmuna doživjelo je niz morfofizioloških promjena, uslijed čega je razvijen vertikalni hod, podijeljene su funkcije ruku i nogu.

Da bi se objasnila antropogeneza, samo biološki zakoni nisu dovoljni. F. Engels je otkrio njegovu kvalitativnu originalnost, ukazujući na socijalne faktore: rad, javni život, svijest i govor. Rad je najvažniji faktor ljudske evolucije

Rad započinje proizvodnjom alata. To je, prema Engelsovim riječima, "prvi temeljni uvjet čitavog ljudskog života, i, štoviše, u tolikoj mjeri da u određenom smislu moramo reći: rad je stvorio samog čovjeka". Glavna pokretačka snaga antropogeneze bio je rad, u procesu kojeg osoba sama stvara alate rada. Najviše organizirane životinje mogu koristiti predmete kao gotove alate, ali ih nisu u stanju stvoriti. . Životinje koriste samo darove prirode, dok ih čovjek mijenja u procesu rada. Životinje također mijenjaju prirodu, ali ne namjerno, već samo zato što jesu i žive u prirodi. Njihov uticaj na prirodu je zanemariv u poređenju sa uticajem čoveka na nju.

Morfološke i fiziološke transformacije naših majmunolikih predaka ispravnije bi nazvali antropomorfozama, jer je glavni faktor koji ih je prouzrokovao - rad - bio specifičan samo za ljudsku evoluciju. Pojava ravnog hoda bila je posebno važna. Veličina i težina majmuna su se povećali, pojavila se zakrivljenost kičmenog stuba u obliku slova S, što mu daje fleksibilnost, oblikovano je nadsvođeno opružno stopalo, karlica se proširila, križ je ojačao, aparat vilice je postao lakši itd. Uspravno hodanje nije uspostavljeno odmah. Bio je to vrlo dug postupak odabira nasljednih promjena korisnih u radnoj aktivnosti. To je navodno trajalo milionima godina. Biološki uspravno držanje čovjeku donijelo je puno komplikacija. Ograničila je brzinu njegovog kretanja, imobilizirala je križnicu, što je otežalo porod; dugotrajno stajanje i nošenje tegova ponekad dovodi do ravnih stopala i proširenih vena na nogama. Ali zahvaljujući uspravnom držanju, ruke su oslobođene za alat. Pojava dvonožne kretnje, prema Charlesu Darwinu, a zatim i F. Engelsu, bio je odlučujući korak na putu od majmuna do čovjeka. Zahvaljujući uspravnom držanju majmunolikih predaka čovjeka, ruke su se oslobodile potrebe za podupiranjem tijela tijekom kretanja po zemlji i stekle sposobnost različitih pokreta.

Na početku procesa formiranja osobe, ruka mu je bila nerazvijena i mogla je izvoditi samo najjednostavnije radnje. Pojedinci s nasljednim promjenama na gornjim ekstremitetima, korisnim za rad, uglavnom su bili očuvani zbog prirodne selekcije. F. Engels je napisao da ruka nije samo organ rada, već i proizvod rada. Razlika između ljudske ruke i ruke majmuna je ogromna: nijedan majmun ne može rukom napraviti ni najjednostavniji kameni nož. Trebalo je jako dugo da naši preci poput majmuna pređu sa upotrebe predmeta prirodnog okruženja kao alata na njihovu izradu. Najprimitivniji alati rada olakšavaju zavisnost čoveka od okolne prirode, proširuju mu vidike, otkrivajući nova, nepoznata svojstva u prirodnim objektima; konačno, koriste se za dodatno poboljšanje alata rada.

Razvoj radne aktivnosti dovodi do slabljenja djelovanja bioloških zakona i povećanja uloge socijalnih faktora u antropogenezi.

Društveni način života kao faktor ljudske evolucije. Od samog početka rad je bio društven, jer su majmuni živjeli u krdima. F. Engels je naglasio da bi bilo pogrešno tražiti pretke čovjeka, vrlo društveno biće u prirodi, među nesocijalnim životinjama. Stado majmunskih predaka razvilo se u socijalno ponašanje pod uticajem posebnog faktora. Takav faktor bio je rad, usko povezan sa transformacijom ruke u organ rada. Rad je pomogao ujedinjavanju članova društva; kolektivno su se zaštitili od životinja, lovili i odgajali djecu. Stariji članovi društva obučavali su mlađe za pronalaženje prirodnih materijala i izradu alata, podučavali tehnike lova i očuvanja vatre. Razvojem radnog procesa koristi od uzajamne podrške i uzajamne pomoći postajale su sve jasnije i jasnije.

Najstariji alati za lov i ribolov ukazuju da su naši preci već jeli meso u ranim fazama. Tretirano i kuhano na vatri, smanjilo je stres na aparat za žvakanje. Parijetalni greben, za koji su snažne žvakaće gume pričvršćene kod majmuna, izgubio je svoj biološki značaj, postao beskoristan i postupno nestajao u procesu prirodne selekcije; iz istog razloga, prelazak sa biljne hrane na mješovitu hranu doveo je do skraćenog crijeva. Upotreba vatre pomogla je u odbrani od hladnoće i životinja.

Akumulirano životno iskustvo u poznavanju prirode poboljšavalo se iz generacije u generaciju. Tokom života društva postojale su velike mogućnosti međusobne komunikacije: zajedničke aktivnosti članova društva zahtevale su signalizaciju gestama i zvukovima. Prve riječi bile su povezane s radnim operacijama i značile su radnju, rad, a imena predmeta pojavila su se kasnije. Nerazvijeni grkljan i oralni aparat ljudskih predaka, kao rezultat nasljedne varijabilnosti i prirodne selekcije, transformirani su u organe zglobnog ljudskog govora. Čovjek, poput životinja, opaža signale iz vanjskog svijeta izravnom stimulacijom osjetilnih organa - ovo je prvi signalni sistem. Ali osoba je sposobna opažati signale riječju - ima drugi sistem signala. To predstavlja kvalitativnu razliku između više nervne aktivnosti ljudi i životinja.

Pojava govora ojačala je komunikaciju naših predaka na osnovu procesa zajedničkog rada i zauzvrat je doprinijela razvoju društvenih odnosa. Evolucija naših predaka odvijala se pod zajedničkim utjecajem socijalnih i bioloških faktora. Prirodna selekcija postepeno je gubila značaj u evoluciji ljudskog društva. Svi sve složeniji radni procesi izrade alata i predmeta za domaćinstvo, artikuliranog govora i gesta, izraza lica doprinijeli su razvoju mozga i osjetilnih organa.

Razvoj mozga, razmišljanja, svijesti stimulirao je istovremeno poboljšanje rada i govora. Sukcesija radnog iskustva u generacijama ostvarila se sve potpunije. Samo u društvu čovjekovo razmišljanje je moglo postići tako visok razvoj.

Ako se morfološke i fiziološke karakteristike osobe nasleđuju, tada sposobnosti za kolektivni rad, razmišljanje i govor nikada nisu nasleđene i sada se ne prenose. Te su specifične osobine istorijski nastajale i poboljšavale se pod uticajem socijalnih faktora i razvijale su se u svakoj osobi u procesu njenog individualnog razvoja samo u društvu kroz odgoj i obrazovanje.

Dakle, pokretačke snage antropogeneze bili su biološki faktori (nasljedna varijabilnost, borba za egzistenciju i prirodni odabir) i socijalni (faktori (rad, društveni način života, govor i razmišljanje).

Kontrola dolaska:

	pitanje	Mogući odgovor
	Rješenje:	a) Koncentracija, nakupljanje bilo kojih supstanci u određenom redoslijedu.
	Koacervacija:	b) Apsorpcija materije iz tečnog medija površinskim slojem čvrste supstance, koja obično ima veliku površinu.
	Coacervate:	c) Mehurići tečnosti, okruženi proteinima, nastali usled miješanja vodenih rastvora proteina.
	Mikrosfere lisica:	d) Faza otopine sa većom koncentracijom supstanci, okružena na određeni način orijentisanim vodenim dipolima.
	Adsorpcija:	e) Razdvajanje otopine spojeva velike molekulske težine u faze sa većom i nižom koncentracijom molekula.
	Koncentracija:	f) Homogene smjese dviju ili više supstanci koje se distribuiraju u rastvaraču u obliku pojedinačnih atoma, jona ili molekula.

Napredak u radu:

Zadatak broj 1

Pročitajte tekst "Raznolikost teorija o nastanku života na Zemlji", ispunite rezultate u tabeli:

Odgovori na pitanje: Koje se teorije lično držite? Zašto?

Zadatak broj 2

Pročitajte tekst "Hipoteze ljudskog porijekla", ispunite rezultate u tabeli:

Odgovori na pitanje: Koji su vam pogledi na ljudsko porijeklo najbliži? Zašto?

Zadatak broj 3

Pronađite u udžbeniku opis sličnosti i razlika između ljudi i viših majmuna, popunite rezultate u tabeli:

"Razlika između čovjeka i velikih majmuna"

Uporedne karakteristike	Čovječe	Veliki majmuni
Karakteristike građe skeleta
Lobanja
Nadbubrežni lukovi
Položaj tijela prilikom hodanja
Kičma
Grudni koš
Dužina ruke
Palac
Ručni zglob
Foot
Karlica
Funkcija ruke
Lifestyle
Odnos sa okolinom
Veća nervna aktivnost (funkcija mozga)
Karakteristike strukture mozga
Sredstva komunikacije

Dodatak # 1

Dodatak # 2

Dodatak 3

Izlazna kontrola:

Pronađite korespondenciju između pojma i njegove definicije, popunite odgovore u tabeli:

	pitanje	Mogući odgovor
	Najstariji čovjek:	A. Kretanje po zemlji na zadnjim nogama, što je omogućilo oslobađanje ruku za zaštitu i vađenje hrane.
	Neandertalac:	B. Prvi moderni ljudi koje je odlikovalo uspravno držanje tijela i imali su artikuliran govor.
	Kromagnon:	B. Grupa ljudi koja je živjela prije manje od 200 hiljada godina.
	Hodanje uspravno:	D. Heterogena grupa ljudi koja pripada rodu Čovjek, uključujući Pithecanthropus, Sinanthropus, itd. Živjela je prije oko 1 milion godina.
	Sličnost svih vitalnih procesa jedinki iste vrste:	E. Tip ljudske komunikacije, u kojoj upotreba jezika za komunikaciju poprima stabilan konceptualni karakter.

Dodatak br. 4

Donesite opći zaključak u skladu s ciljevima koji su vam postavljeni u ovom radu.

Lista referenci:

Glavni izvori:

1. Zakharov V.B., Mamontov S.G., Sonin N.I. Opšta biologija. 10 kl. Radna sveska. - M., 2009.
2. Kamenskiy A.A., Kriksunov E.A., Pasechnik V.V. Opšta biologija. 10-11 kl. - M., 2009.
3. Konstantinov V.M., Ryazanova A.P. Opšta biologija. Udžbenik. priručnik za softver otvorenog koda. - M., 2010.
4. Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshchilina E.N. Opšta biologija. 10 kl. Udžbenik. - M., 2010.
5. Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshchilina E.N. Opšta biologija. 11 kl. Udžbenik. - M., 2010.
6. Chebyshev N.V. Biologija. Udžbenik za SSUZ. - M., 2010.

Internet izvori:

1.www.twirpx.com - Studijski materijali;

2. tana.ucoz.ru - lična stranica nastavnika biologije;

3. www.amgpgu.ru - Predavanje;

4. www.uchportal.ru - portal za nastavnike;

5. http://o5-5.ru - 5 i 5 Obrazovni materijal;

6.http: //pptx.ru/ - Zbirka PowerPoint prezentacija.

Dodatni izvori:

Slične informacije.

§ 1. Rješenja (definicija). Koncentracija.

Rješenjanazivaju se faze, čiji se sastav može kontinuirano mijenjati (u određenim granicama), tj. faze promjenjivog sastava 2. Dakle, otopine su homogene smjese molekula (u određenim slučajevima - također i atoma, iona) dviju ili više supstanci, između kojih postoje fizičke i, često, kemijske interakcije.

Udruživanje molekula bilo kojeg spoja i solvatacija (kombinacija otopljenih molekula i molekula rastvarača u krhke komplekse), koji ne dovode do stvaranja posebno velikih asocijacija, ne narušavaju homogenost rastvora.

Smjese u kojima se čestice jednog od sastavnih dijelova smjese sastoje od velikog broja molekula i u pravilu su mikrokristali složene strukture površinskog sloja, imaju drugačiji karakter. Takve smjese su heterogene, iako na prvi pogled mogu izgledati homogeno. Oni su mikroheterogeni. Te se smjese nazivaju raspršeni sistemi.Mogući su kontinuirani prijelazi između obje klase smjesa. Međutim, drugi dio našeg kursa posvećen je detaljnoj raspravi o svojstvima raspršenih sistema.

Rješenja su u pravilu termodinamički stabilna i njihova svojstva ne ovise o prethodnoj istoriji, dok su raspršeni sustavi vrlo često nestabilni i pokazuju tendenciju spontanih promjena.

Najjednostavnije komponente otopine, koje se mogu izolirati u čistom obliku i miješanjem kojih se mogu dobiti otopine bilo kojeg mogućeg sastava, nazvat će se komponentama otopine.

U mnogim je slučajevima njihova podjela na otapalo i otopljenu supstancu proizvoljna. Obično se komponenta viška u odnosu na druge naziva rastvaračem, dok se ostale komponente nazivaju otopljenom supstancom. Dakle, možete imati otopine alkohola ili sumporne kiseline u vodi i otopine vode u alkoholu ili sumpornoj kiselini. Ako je jedna od komponenata otopine tečnost, a ostale plinovi ili čvrste materije, tada se tečnost smatra rastvaračem.

Glavni parametri stanja otopine, zajedno s pritiskom i temperaturom, su koncentracija,odnosno relativne količine komponenata u otopini. Koncentracije se mogu izraziti različiti putevi u različitim jedinicama: količine komponenata mogu se povezati s poznatom količinom otopine ili rastvarača, količine otopljenih tvari mogu se izraziti u težinskim jedinicama i u molovima; količina otapala ili otopine - u težinskim jedinicama, u molovima i u zapreminskim jedinicama.

Razmotrimo neke od najčešćih metoda i jedinica za mjerenje koncentracije otopina. U ovom slučaju označavamo masu komponenata, izraženu u gramima (količine "težine"), kroz m 1 , m 2, ..., m i , a zbroj masa komponenata je  m i ; broj molekula grama ili molova komponenata - kroz n 1 , n 2 , ..., n i , a njihov zbroj je  n i ; zapremina rastvora V, zapremine čistih komponenata V 1 , V 2 ... V i . Indeks 1 odnosi se na otapalo u slučajevima kada se jedna od komponenata otopine može jednoznačno imenovati kao takva.

Količine tvari odnose se na poznatu količinu otopine.

1. Masni udioW i – masa komponente po jedinici mase rastvora:

(IV, 1a)

Procenat mase P i Je li masa komponente u stotinu masenih jedinica otopine:

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

2. Mole frakcijax – broj molova komponente u jednom molu rastvora:

(IV, 1c)

Frakcije molova su najpogodnije za teorijske (termodinamičke) studije rješenja. Iz izraza (IV, 1c) vidi se da

x i = 1

3. Volumenski udio i Je li volumen čiste komponente po jedinici volumena otopine:

(IV, 1d)

4. Koncentracija mola u zapremini - molarnost S. i - broj molova komponente u jedinici zapremine otopine:

(IV, 1e)

U slučaju kada je jedinica volumena otopine litar, poziva se koncentracija molarne zapremine molarnost.

5. Omjer težine mola -broj molova komponente u odnosu na poznatu težinsku količinu druge komponente, obično otapala. Poziva se odnos molarne težine, izražen brojem molova komponente u 1000 g otapala molalnostM i :

(IV, 1e)

Koncentracije se mogu izraziti i u drugim jedinicama.

Možete prijeći s jedne koncentracijske jedinice na drugu tako što ćete sastaviti jednadžbu odnosa između tih jedinica. U slučaju pretvaranja volumetrijskih jedinica koncentracije u težinu ili molar i obratno, potrebno je znati gustinu otopine. Treba imati na umu da su koncentracije, izražene u različitim jedinicama, proporcionalne samo u vrlo razrijeđenim rastvorima (tj. Za komponentu čija je količina u usporedbi s drugima mala).

§ 2. O molekularnoj strukturi rastvora

Koncept tečnosti kao potpuno amorfne faze, u kojoj su molekuli nasumično raspoređeni, poput molekula gasa, sada je napušten. Studije o rasipanju svetlosti i rendgenskom zračenju pokazale su da tečnosti imaju elemente kristalne strukture (prisustvo takozvanog reda kratkog dometa u rasporedu molekula) i u tom pogledu predstavljaju srednju tvorbu između čvrstih kristala i gasova. Kako se tečnost zagrijava, sličnost njene strukture s kristalima opada, a sličnost s plinovima raste.

Interakcija između molekula u pojedinim tečnostima je uglavnom van der Waalsova interakcija... Ovo ime kombinira nekoliko vrsta intermolekularne privlačnosti, što su posebni slučajevi elektrostatske interakcije. Tu se ubrajaju: orijentacijska privlačnost između molekula s konstantnim dipolom, induktivna privlačnost između molekula s konstantnim dipolom i molekula s induciranim dipolom i disperzivna privlačnost između trenutnih dipola molekula, čiji trenutak fluktuira oko nule.

Energija međusobnog privlačenja molekula za sve naznačene vrste interakcija obrnuto je proporcionalna šestoj stepeni udaljenosti između njih. U nekim slučajevima ove interakcije dovode do povezivanja tečnih molekula (tzv. Pridruženih tečnosti). Nestabilne veze nastaju između molekula pripadajuće tečnosti. Takve veze uključuju vodoničnu vezu koja nastaje zbog elektrostatičke privlačnosti protona jedne molekule na anion ili elektronegativni atom (uglavnom na atome fluora, kiseonika, azota, hlora) druge molekule.

Atrakciji molekula suprotstavlja se odbijanje, što je važno na malim udaljenostima, a uglavnom je posljedica interakcije elektronskih ljuski. Ova odbojnost, u kombinaciji sa toplotnim kretanjem, uravnotežuje privlačnost. Tako se uspostavljaju prosječne ravnotežne udaljenosti između molekula tečnosti koji se kreću (osciliraju, rotiraju i povremeno se kreću).

Termodinamička mjera molekularne interakcije u tečnosti unutar poznatih granica može biti veličina ( U/  V) Str .

U otopini, zajedno s interakcijom između molekula jedne od komponenata (homogenih molekula), postoji interakcija između molekula različitih komponenata (različitih molekula). Ove interakcije u odsustvu hemijske reakcije, kao u čistoj tečnosti, su van der Waalsove. Međutim, molekuli otopljene supstance (druga komponenta), mijenjajući okruženje molekule otapala (prva komponenta), mogu značajno promijeniti intenzitet interakcije između molekula posljednje i sami međusobno međusobno djeluju drugačije nego u čista druga komponenta. Interakcija između različitih molekula može slijediti različite obrasce od interakcije između homogenih molekula.

Tendencije ka udruživanju (spajanje homogenih molekula) i solvataciji (spajanje različitih molekula) se nadmeću.

Razmotrimo ovdje kao primjere dijagrame koji prikazuju ovisnost nekih svojstava binarnih tečnih sistema o njihovom sastavu pomoću kojih je moguće utvrditi prisustvo hemijskog spoja između komponenata otopine. Slika 4 prikazuje izoterme topline miješanja ( Q) komponente, volumetrijska kompresija (  V) nakon miješanja i viskoznosti (  ) rastvori piperidin - alil gorušičinog ulja (C 3 N 5 NCS). Sva svojstva pokazuju više ili manje oštar prekid na maksimumu pri omjeru komponenata 1: 1. Tačka prekida na maksimumu, tzv singular point,označava stvaranje jakog hemijskog spoja koji sadrži komponente u datom omjeru.

Slika 4. Ovisnost nekih svojstava otopine C 3 H 5 NCS - C 5 H 10 NH o sastavu.

Dakle, fizičko-hemijska analiza jednofaznih tečnih sistema daje u nekim slučajevima jasne indikacije o postojanju određenih hemijskih spojeva. Uglavnom se ne može utvrditi postojanje određenih spojeva u rastvoru.

§ 3. O teorijama rješenja

Dugo vremena otapanje se gledalo prvenstveno kao hemijski proces. DI Mendeleev se također pridržavao ovog stava, isključujući iz razmatranja mješavinu tečnosti slične prirode (na primjer, smjesu ugljikovodika). Drugačiji pogled na proces rastvaranja razvio je jedan od najsjajnijih predstavnika "fizičke" teorije rješenja, VF Alekseev, koji je izložio (1870. - 1880.) jasno stajalište o rastvaranju kao ukupnom rezultatu molekularnog kretanja i međusobnog adhezija molekula. Alekseev je smatrao da je hemijska interakcija važan, ali ne i obavezan faktor rastvaranja i raspravljao je s Mendelejevim.

Nakon toga, Mendeleev je prepoznao važnu ulogu fizičkog faktora u stvaranju rješenja, ali se izjasnio protiv ekstremnog, čisto fizičkog pogleda na prirodu rješenja. Fizička teorija rješenja posebno je razvijena nakon 80-ih godina prošlog stoljeća u vezi s uspjesima u proučavanju razrijeđenih rastvora (Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald). Stvorena je prva kvantitativna teorija rješenja, povezana s konceptom otopljene tvari kao plina koji se širi u inertnom rastvaraču. Međutim, ubrzo je otkriveno da kvantitativna teorija Van't Hoff-Arrhenius-a vrijedi samo za vrlo razrijeđena rješenja. Mnoge činjenice ukazivale su na interakciju komponenata rješenja. Svi pokušaji razmatranja rješenja bilo koje koncentracije s jednog gledišta doveli su do potrebe da se uzme u obzir hemijski faktor.

Poslednjih decenija borba između dva gledišta ustupila je mesto prepoznavanju važnosti oba faktora i nemogućnosti suprotstavljanja njima. Međutim, složenost i raznolikost zakona koji pokrivaju svojstva rastvora različitih supstanci čine teoriju rješenja najtežim problemom u molekularnoj fizici i proučavanju hemijskih veza.

Odstupanja od najjednostavnijih svojstava određuju, na primjer, polaritet molekula. U otopinama polarnih molekula javljaju se fenomeni udruživanja i solvatacije, uslijed čega svojstva otopine postaju složenija. Odstupanja svojstava otopine od najjednostavnijih također su uzrokovana kemijskom interakcijom komponenata otopine. Obično je praćeno oslobađanjem toplote i smanjenjem verovatnoće prelaska u gasnu fazu molekula komponente, koji su delimično vezani u složenija jedinjenja.

POGLAVLJE V. RAVNOTEŽA: TEČNI RJEŠENJE - ZASIĆENE PARE

§ 1. Pritisak zasićene pare dvostrukih tečnih rastvora

Plinovita faza u ravnoteži sa tečnom otopinom (zasićena para) sadrži, općenito, sve komponente otopine, a tlak zasićene pare, koji se često naziva i tlakom pare, zbir je parcijalnih pritisaka komponenata 3 Međutim, pojedine komponente su često hlapljive na određenoj temperaturi i praktički ih nema u plinovitoj fazi.

Ukupni pritisak zasićene pare (ukupni ili ukupni pritisak) i parcijalni pritisci su funkcije temperature i sastava rastvora. Pri konstantnoj temperaturi stanje binarnog rastvora komponenata A i B određuje se pomoću jedne varijable - koncentracije jedne od komponenata.

Pogodna mjera koncentracije je molski udio. Označit ćemo molski udio x 2 druga komponenta u otopini x.Očito je molski udio prve komponente x 1 = 1 – x.Granice promjene x 1 i x 2 su nula i jedan; zbog toga dijagram koji prikazuje ovisnost tlaka pare otopine o njenom sastavu (tlak - dijagram sastava) ima konačno produženje. Jedna od mogućih vrsta dijagrama Str – x za rastvor dvije tečnosti koji se u svim aspektima miješa (molski udio xuzima bilo koju vrijednost - od nule do jedan), prikazano je na slici 5. Ekstremne tačke krivulje Str = f(x) su pritisci zasićene pare čistih tečnosti i ... Ukupni pritisak pare bilo koje vrijednosti xjednak zbroju parcijalnih pritisaka komponenata: Str = Str 1 + Str 2 .

Sastav zasićene pare određuje se molarnim udjelima komponenata u parnoj fazi x " 1 i x " 2 ,. Po definiciji djelomičnih veličina (Daltonova jednadžba):

x " 1 = x " 2 =

§ 2. Raoultov zakon. Idealna rješenja. Izuzetno razrijeđena rješenja

U najjednostavnijem slučaju ovisnost parcijalnog pritiska pare otapala o sastavu binarne otopine je sljedeća:

Parcijalni pritisak otapala u parnoj fazi proporcionalan je njegovom molskom udjelu u otopini.

Slika 5. Ukupan i parcijalni pritisak pare binarne otopine: dibromopropan - dibromoetan. Djelomični pritisci na dijagramu Str – x prikazani su ravnim linijama.

Jednadžba (V, 1) može dobiti drugačiji oblik:

(V, 2)

Relativni pad parcijalnog pritiska rastvarača u parnoj fazi jednak je molarnom udelu rastvorene supstance (druga komponenta). Jednačine (V, 1) i (V, 2) su izrazi raoultov zakon (1886). Raoultov zakon, izražen u obliku jednadžbe (V, 1), primjenjiv je na takve otopine čija se zasićena para ponaša poput idealnog plina, a samo se nekoliko otopina pokorava ovom zakonu s dovoljnom tačnošću, u bilo kojoj koncentraciji (tj. na vrijednosti xu rasponu od 0 do 1).

Obično se porastom temperature (dok je pritisak zasićene pare relativno nizak) odstupanja od Raoultovog zakona u obliku (V, 1) smanjuju. Ali pri dovoljno visokim temperaturama, kada je pritisak zasićene pare otopine vrlo visok, jednadžba (V, 1) postaje neprecizna, jer se odstupanja pare od zakona idealnih plinova povećavaju.

Rješenja koja slijede Raoultov zakon u obliku jednadžbe (V, 1) u svim koncentracijama i svim temperaturama nazivaju se idealna (savršena) rješenja,oni su krajnja, najjednostavnija vrsta tečnih rastvora.

Lako je pokazati da ako je jednačina (V, 1) zadovoljena za paru rastvarača, onda je analogna jednačina za paru druge, otopljene komponente

(V, 3)

Jednadžbe (V, 1) i (V, 3) odražavaju svojstva parcijalnih pritisaka idealnih rješenja pri niskim tlakovima. Skup ovih jednadžbi se naziva kombinovani Raoultov zakon – Henry.Općenito, za višekomponentno idealno rješenje pri niskim tlakovima dobivamo:

(V, 4)

Jednadžbe (V, 1), (V, 3) i (V, 4) dalje će služiti kao polazna točka za proučavanje termodinamičkih svojstava idealnih rješenja pri niskim tlakovima.

Ukupni pritisak pare idealnog binarnog rastvora je

je također linearna funkcija molarnog udjela.

Primjeri idealnih rješenja (vidi sliku 5) su smjese: benzen - toluen, benzen - dihloroetan, heksan - oktan i drugi.

Sastavi idealnog rastvora i njegove zasićene pare su različiti, tj. x.U ovom je slučaju lako pronaći vezu između i x.Zaista, koncentracija druge komponente u pari
. Zamjena u ovom izrazu vrijednosti Str 2 iz Raoultovog zakona (jednadžba (V, 3)) i vrijednost Str iz jednadžbe (V, 5) dobivamo:

(V, 6)

Iz ovoga je jasno da \u003d xsamo kada su pritisci zasićene pare obje čiste komponente jednaki, tj. pri
.

§ 3. Prava rješenja. Pozitivna i negativna odstupanja od Raoultovog zakona

Raoultov zakon ne vrijedi za stvarna rješenja. Parcijalni pritisci ovih rastvora veći su ili manji od tlaka para idealnih rastvora. Pozvana su odstupanja od Raoultovog zakona pozitivno(ukupni pritisak pare je veći od vrijednosti aditiva), au drugom slučaju - negativan(ukupni pritisak pare je manji od vrijednosti aditiva).

Primjeri rješenja s pozitivnim odstupanjima od Raoultovih zakona su rješenja: aceton - etilni alkohol, benzen - aceton, voda - metil alkohol.

Slika 6. Dijagram pritiska pare nad otopinom C 6 H 6 - (CH 3) 2 CO.

Slika 6 prikazuje dijagram Str – xza jedno od ovih rastvora (benzen - aceton).

Rješenja s negativnim odstupanjima od Raoultovih zakona uključuju, na primjer, rješenja: kloroform - benzen, hloroform - dietil eter.

Dijagram pritiska pare preko otopine kloroform-dietil eter prikazan je na slici 7.

Slika 7. Dijagram pritiska pare nad otopinom (C 2 H 5) 2 O - CHCl 3.

Vrijednosti ukupnog pritiska Str u tim sistemima se monotono mijenja sa promjenom vrijednosti x.Ako su odstupanja od zakona idealnih rješenja velika, tada krivulja ukupnog tlaka pare prolazi kroz maksimum ili minimum.

Pozitivna i negativna odstupanja stvarnih rješenja od Raoultovog zakona posljedica su različitih čimbenika. Ako se različiti molekuli u otopini međusobno privlače s manje sile od homogenih, to će olakšati prijelaz molekula iz tekuće faze u plinsku (u usporedbi s čistim tekućinama) i primijetit će se pozitivna odstupanja od Raoultovog zakona. Povećanje međusobnog privlačenja različitih molekula u otopini (solvatacija, stvaranje vodonikovih veza, stvaranje hemijskog spoja) komplikuje prelazak molekula u gasnu fazu, pa će se uočiti negativna odstupanja od Raoultovog zakona.

Treba imati na umu da faktori koji uzrokuju pozitivna i negativna odstupanja mogu istovremeno djelovati u rješenju, pa su uočena odstupanja često rezultat preklapanja odstupanja suprotnog predznaka. Istovremeno djelovanje suprotnih čimbenika posebno je očito u rješenjima u kojima se znak odstupanja od Raoult-Henryevog zakona mijenja s promjenom koncentracije.

§ 4. Dijagrami ravnotežne tečnosti - pare u binarnim sistemima. Konovalov prvi zakon. Frakcijska destilacija

Na slikama 5,6,7 prikazan je ukupan pritisak pare binarne otopine u funkciji sastava otopine. Kao argument možete koristiti i sastav pare određen krivuljama parcijalnog pritiska i različit od sastava tekuće otopine. Na taj je način moguće dobiti drugu krivulju istog svojstva sistema - ukupnog pritiska zasićene pare otopine, ovisno o drugom argumentu - sastavu pare.

Slika 8 prikazuje shematski dijagram - izotermu ravnotežnog binarnog rastvora - pare. Bilo koja točka na ravnini dijagrama karakterizira bruto sastav sistema (koordinata x) i pritisak (koord Str) i zove se figurativna tačka.Gornja krivulja prikazuje ovisnost pritiska zasićene pare o sastavu tečnosti, a donja krivulja ovisnost pritiska zasićene pare o sastavu pare. Ove krivulje dijele ravninu grafikona u tri polja. Gornja margina pokriva vrijednosti x iStr, u kojoj postoji samo jedna tečna faza - rastvor promenljivog sastava. Donje polje odgovara mešavini gasova promenljivog sastava. Bilo koja figurativna tačka na gornjoj i donjoj margini prikazuje stanje jedne faze stvarnog života. Polje , između dvije krivulje odgovara dvofaznom sistemu. Sistem čiji se pritisak i sastav prikazuje figurativnom tačkom koja se nalazi u ovom polju sastoji se od dvije faze - rastvora i zasićene pare. Sastav ovih faza određen je koordinatama točaka koje leže na presjeku izobare, prolazeći kroz figurativnu točku sustava s gornjom i donjom krivuljom. Na primjer, sistem koji karakterizira figurativna točka k, sastoji se od dvije ravnotežne faze, čiji sastav određuju bodovi ii b. Tačka i,ležanje na donjoj krivulji karakterizira sastav zasićene pare i tačku b, na gornjoj krivulji leži sastav otopine. Donja krivulja naziva se grana pare, gornja krivulja je grana tečnosti.

Slika 8. Dijagram kompozicije - pritisak binarnog sistema.

Izotermalnom kompresijom nezasićene pare sastava x 1 figurativna tačka sistema kreće se vertikalno prema gore, kondenzacija pare započinje u toj tački i(Slika 8) pod poznatim pritiskom Str... Sastav imaju prve kapi tečnosti x 2 ; rezultirajuća tečnost sadrži manje komponente A od kondenzacijske pare.

Sa izotermnim smanjenjem pritiska, tečnost kompozicije x 3 počet će isparavati u tom trenutku d, dajući sastav pare x 4 (točka e);rezultirajuća para sadrži više komponente A od tečnosti koja isparava. Slijedom toga, u pari uvijek prevladava komponenta A u usporedbi s tečnošću u ravnoteži s njom, čijim dodavanjem u sistem, kao što se vidi iz dijagrama, povećava se ukupan pritisak pare.

Na osnovu gore navedenog lako se može izvesti sljedeći zaključak: zasićena para u usporedbi s ravnotežnim rješenjem relativno je bogatija komponentom čiji dodatak u sustav povećava ukupni pritisak pare. It - konovalov prvi zakon (1881.), što vrijedi za sva stabilna rješenja.

Razmotrimo pojave isparavanja i kondenzacije otopina, takođe koristeći izobarni dijagram tačka ključanja - sastav otopine.

Dijagrami t bala. - xmože se izvući iz eksperimentalnih podataka ili imati brojne izotermne dijagrame Str – x.Na svakom dijagramu Str - x,izgrađene na određenoj temperaturi, pronađu sastave koegzistirajuće otopine i pare pod određenim pritiskom. Prema dobijenim iz svih izotermi Str - xpodaci za određeni pritisak grade jedan izobarski dijagram t bala. - x.

Dijagram t bala. - xshematski prikazano na slici 9. Budući da komponenta A ima veći pritisak zasićene pare (Slika 8) ima nižu tačku ključanja pri datom pritisku ( ), zatim dijagram t bala. - xima izgled zrcala u odnosu na dijagram Str – x(postoji samo kvalitativna sličnost).

Gornja margina u dijagramu t bala. - xodgovara paru, a donji - tečnosti. Gornja krivulja je grana pare, a donja krivulja tečnosti.

Slika 9. Dijagram tačke ključanja - sastav binarnog sistema.

U rektifikacijskim stupcima, uzastopne destilacije kombiniraju se u jedan automatizirani postupak koji dovodi do odvajanja komponenata tekuće otopine (ispravljanje).Industrijsko razdvajanje nafte na frakcije (primarna prerada nafte) temelji se na navedenom postupku.

U zaključku predstavljamo još jednu formulaciju prvog zakona Konovalov:

U zasićenoj pari u ravnoteži sa tečnom binarnom otopinom, relativni sadržaj komponente je veći, što pri T = const ima veću vrijednost tlaka zasićene pare u usporedbi s drugom komponentom ili atStr = const ima nižu tačku ključanja u odnosu na nju, drugim riječima, para je relativno bogatija hlapljivijom komponentom u odnosu na tečnost.

Postoji nekoliko klasifikacija rješenja. Sa stanovišta termodinamike, preporučljivo je razlikovati rješenja idealno i nesavršeno ili stvarno... U idealnim otopinama, unutarnja energija svake komponente ne ovisi o koncentraciji, a molarni volumen se ne mijenja otapanjem. U ovom slučaju, komponente se miješaju poput idealnih plinova, a porast entropije može se izračunati pomoću jednadžbi tipičnih za idealne plinove. Ovdje nema sila interakcije između čestica, a tvari se miješaju bez oslobađanja ili apsorpcije topline.

U proučavanju rješenja široko se koristi metoda modela. Najjednostavniji model je idealno rješenje. Idealna rješenja obično se dijele u dvije skupine: razrijeđena (tačnije, beskonačno razrijeđena) i savršena.

Stvaranje idealnog rješenja nije praćeno promjenom volumena, toplinskim učinkom ili kemijskom interakcijom. Takva rješenja nastaju jednostavnim fizičkim miješanjem

(ΔH cm \u003d 0; ΔV cm \u003d 0). Takva rješenja se dobivaju miješanjem nepolarnih tekućina s molekularnim poljima slične jakosti. U takvim smjesama nema pojava solvatacije, a samim tim nema toplotnog efekta otapanja i nema koncentracije sistema. Volumen otopine jednak je zbiru volumena miješanih komponenata. To su idealna ili savršena rješenja.

Njihova uloga u teoriji rješenja slična je ulozi idealnih plinova (zato se nazivaju idealnim rješenjima).

Idealna rješenja su prilično česta. Primjer: miješanje izomera ugljikovodika (oktani, itd.). Benzin, kerozin, smeša benzena i toluena - idealna rešenja su mešavina različitih ugljovodonika (tečnost). Idealna rješenja imaju karakter jednostavnih molekularnih smjesa. Pristupa im "fizička" teorija rješenja. Fizičku teoriju rješenja predložili su Van't Hoff i Arrhenius u 19. stoljeću. Prema ovoj teoriji, otapalo se smatra sredstvom u kojem se, kada se tvar otopi, njezini molekuli ravnomjerno raspoređuju po cijelom volumenu otopine, nema intermolekularnih interakcija.

Raoulovi zakoni... Najvažnija karakteristika supstance u tečnom ili čvrstom stanju je pritisak zasićene pare, taj pritisak je konstanta supstance koja određuje ravnotežu između tečnosti i pare, čvrste i pare. Sama ravnoteža postiže se kada se procesi isparavanja kompenziraju procesima kondenzacije. Kada se zagrije, pritisak pare se povećava.

Za razrijeđene otopine, relativno smanjenje tlaka pare otapala (A) numerički je jednako molarnom udjelu rastvorene supstance (B) (prvi Raoultov zakon).

Gde je R A 0 - pritisak pare čistog rastvarača; Ra je pritisak pare otapala iznad otopine; X A je molski udeo rastvarača; X B je molski udio otopljene supstance.

Tako je za razrijeđene otopine tlak pare otapala proporcionalan njegovom molskom udjelu u otopini.

Nastaje Raoultov zakon dvije posljedice... Prema jednom od njih tačka ključanja rastvora veća je od tačke ključanja rastvarača.To je zbog činjenice da pritisak zasićene pare rastvarača iznad otopine postaje jednak atmosferskom pritisku (stanje ključanja tečnosti) na višoj temperaturi nego u slučaju čistog rastvarača. Povećanje tačke ključanja ΔT bale proporcionalno je molalnosti rastvora: c m. ΔT vrenja \u003d K e s m gdje je K e ebulioskopska konstanta rastvarača

Prema druga posljedica prema Raoultovom zakonu, temperatura smrzavanja (kristalizacije) otopine niža je od temperature smrzavanja (kristalizacije) čistog rastvarača. To je zbog nižeg pritiska pare otapala iznad otopine nego iznad otapala. Snižavanje temperature smrzavanja (kristalizacije) ΔT zamjenik proporcionalno je molalnosti otopine: ΔT zamjenik \u003d K do c m gdje je K to krioskopska konstanta otopine.

Dijagram stanja je grafički prikaz odnosa između različitih veličina koje karakteriziraju stanje sistema. Za jednokomponentne sisteme obično se koriste fazni dijagrami koji pokazuju vezu između pritiska i temperature. Pozvani su fazni dijagrami stanja... Dijagram prikazuje ona stanja vode koja su termodinamički stabilna pri određenim vrijednostima temperature i pritiska. Sastoji se od tri krivine koje ograničavaju sve moguće temperature i pritiske u tri regije koje odgovaraju ledu, tečnosti i pari. Sve tri krivulje sijeku jednu točku O. Koordinate ove točke jedini su par vrijednosti temperature i tlaka pri kojima sve tri faze mogu biti u ravnoteži: led, tečna voda i para. Zove se trostruka tačka.

Kriva topljenja istražena je do vrlo visokih temperatura. Kriva ključanja završava se na kritičnoj tački. Na temperaturi koja odgovara ovoj tački - kritičnoj temperaturi - količine koje karakteriziraju fizička svojstva tečnosti i pare postaju iste, tako da nestaje razlika između tečnog i parnog stanja. Jedna od karakteristika vode koja je razlikuje od ostalih supstanci je smanjenje tačke topljenja leda s porastom pritiska. Ova okolnost se ogleda u dijagramu. Krivulja topljenja na dijagramu ide gore lijevo, dok se za gotovo sve ostale tvari podiže desno. Tačka smrzavanja otopine je ispod tačke smrzavanja vode, a tačka ključanja rastvora viša je od tačke ključanja vode.

Spontani prolazak otapala kroz polupropusnu membranu koja razdvaja otopinu i otapalo ili dvije otopine s različitim koncentracijama otopljene tvari naziva se osmoza.

Osmoza je uzrokovana difuzijom molekula rastvarača kroz polupropusni septum, koji omogućava prolazak samo molekulama rastvarača. Molekule otapala difundiraju iz otapala u otopinu ili iz manje koncentrirane otopine u koncentriraniju, pa se koncentrirana otopina razrijedi (hemijski potencijal rastvarača u otopini je manji od hemijskog potencijala čistog rastvarača) i visina njegovog stuba se takođe povećava. Kvantitativno, osmozu karakterizira osmotski pritisak jednak sili po jedinici površine, što prisiljava molekule rastvarača da prodru u polupropusni septum. Jednak je pritisku stupa otopine u osmometru s visinom h. U ravnoteži, vanjski pritisak uravnotežuje osmotski pritisak. U ovom slučaju, brzine naprijed i natrag prijelaza molekula kroz polupropusnu pregradu postaju jednake. Ako je vanjski pritisak primijenjen na koncentriraniju otopinu veći od osmotskog p, tj. p\u003e p, tada će brzina prijelaza molekula otapala iz koncentrirane otopine biti veća, a otapalo će preći u razrijeđenu otopinu (ili čisti rastvarač). Ovaj proces, tzv reverzna osmoza, koristi se za prirodne i otpadne vode, za dobivanje vode za piće iz mora. Osmotski pritisak raste s porastom koncentracije otopljene tečnosti i temperature. Van't Hoff predložio je da se za osmotski pritisak može primijeniti jednačina stanja idealnog plina: pV \u003d nRT ili p \u003d (n⁄ V) RT odakle je p \u003d s RT, gdje je p osmotski pritisak (kPa), s molarni koncentracija otopine. Osmotski pritisak je direktno proporcionalan molarnoj koncentraciji rastvorene supstance i temperaturi. Osmoza igra vrlo važnu ulogu u biološkim procesima osiguravajući protok vode u ćelije i druge strukture. Pozvana su rješenja s istim osmotskim pritiskom izotonični... Ako je osmotski tlak veći od unutarćelijskog, tada se zove hipertenzivni,ako je ispod unutarćelijskog - hipotonična.

23. Otopine elektrolita. Arrheniusova teorija elektrolitske disocijacije: stupanj disocijacije, konstanta disocijacije. Čimbenici koji na njih utječu. Ostwaldov zakon razrjeđenja.

Prema sposobnosti supstanci da se u talini ili otopini razgrade ili ne razlože u katione i anione, razlikuju se elektroliti i neelektroliti.

Elektroliti su supstance koje prolaze kroz elektrolitsku disocijaciju, a kao rezultat toga njihove otopine ili otopine provode električnu struju.

Sve soli, kao i kiseli, bazični i amfoterni hidroksidi pripadaju elektrolitima.

Otopina elektrolita je smjesa molekula rastvarača i solvatiranih (joni rastopljene supstance okruženi odgovarajuće orijentisanim dipolima rastvarača) molekula i jona rastvorene supstance. Relativni broj molekula razgrađenih u ione, koji karakterizira stupanj disocijacije elektrolita α, ovisi o prirodi otapala, prirodi i koncentraciji elektrolita, temperaturi, tlaku i prisutnosti drugih elektrolita u otopini.

Proces raspadanja polarne supstance u otopini u jone naziva se elektrolitska disocijacija. (jonski - jonizacijom). Prema svojoj sposobnosti elektrolitske disocijacije, elektroliti se obično dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti obično uključuju supstance koje su gotovo potpuno disocirane na ione u otopini. Slabi elektroliti smatraju se supstancama, a stupanj disocijacije je mali. Koncept stepen disocijacije elektrolita α kao vrijednost jednaka omjeru broja dezintegriranih (disociranih) molekula N dis prema ukupnom broju molekula N 0 elektrolita, uvedeno je α \u003d N dis ⁄ N o Arrhenius- tvorac prve kvantitativne teorija rastvora elektrolita. Teorija elektrolitske disocijacije i klasifikacija kiselina i baza na njoj zasnovani su u potpunosti primjenjivi samo u vodenim rastvorima.

Proces elektrolitske disocijacije koja je rezultat solvatacije je reverzibilan, tj. zajedno sa izjednačavanjem molekula otopljene supstance dolazi do njihovog stvaranja iz jona:

K m A n D mK Z1 + + nA Z2 - gdje je K m A n molekul elektrolita; K Z1 + - kation; I Z2 - - anion; Z 1 i Z 2 - naboj aniona, odnosno kation; n i m su stehiometrijski koeficijenti. Ravnoteža između jona i molekula elektrolita poštuje zakon masovnog djelovanja. Stoga je važna karakteristika procesa disocijacije konstanta disocijacije(konstanta jonizacije) K d (S), izračunato iz ravnotežnih koncentracija molekula i jona: K d (S) \u003d [K Z1 +] m [A Z2-] n ⁄ [K m A n], gdje [K Z1 +], [I Z2-] - ravnotežne molarne koncentracije kationa i aniona; [K m I n] - ravnotežna molarna koncentracija nedisociranih molekula elektrolita.

Konstanta ravnoteže procesa disocijacije obično se označava sa K a za slabe kiseline i K b za slabe baze.

Primjer disocijacije slabe baze (amonijev hidroksid) NH 4 OH D NH 4 + + OH -

K b \u003d [OH -] ⁄ \u003d 1,8 × 10 -5

Polibazične kiseline i višeosnovne baze razdvajaju se u koracima.

Konstanta disocijacije karakterizira proces disocijacije datog elektrolita u datom rastvaraču, ali ne ovisi o koncentraciji elektrolita i pri konstantnoj temperaturi K d (C) \u003d const. Očito je da što je niža koncentracija, to je veći stepen disocijacije α, tj. što je otopina razrijeđenija.

U stanju ravnoteže koncentracije K Z + kationa i A Z-aniona bit će jednake [K Z +] \u003d [A Z-] \u003d α S, a koncentracija nedisociranih molekula [CA] \u003d (S - αS) \u003d S (1- α) zamjenjujući ove izraze u jednadžbi konstante disocijacije dobivamo:

K d (C) \u003d α 2 × C

1- α -ovaj izraz opisuje ostwaldov zakon razrjeđenja (razrjeđenja) za slabe elektrolite... U slučaju kada je stepen disocijacije elektrolita α<<1, что имеет место при С ⁄К d (С) ≥100, величиной α по сравнению с 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном варианте К d (С) ≈ α 2 С.