Tirpimo fazė su didesne medžiagų koncentracija. Medžiagų fazinės būsenos

Studijuodami šią temą sužinosite: Kodėl tirpalai užima tarpinę vietą tarp mišinių ir cheminių junginių? Koks skirtumas tarp nesočiojo tirpalo nuo praskiesto ir prisotinto tirpalo nuo koncentruoto. Kokių taisyklių reikėtų laikytis sudarant jonines lygtis. Kodėl terpės reakcija keičiasi (iš neutralios į rūgštinę ar šarminę), kai kai kurios druskos ištirpsta vandenyje? Studijuodami šią temą sužinosite: Parašykite jonų mainų reakcijos lygtis. Sudarykite visas ir sutrumpintas jonines druskos hidrolizės lygtis. Numatykite terpės reakciją druskos tirpaluose. Išspręskite problemas, kad nustatytumėte sprendimų koncentraciją. Studijų klausimai:

9.1. Sprendimai ir jų klasifikavimas

Tirpalai vadinami homogeninėmis sistemomis, kuriose viena medžiaga pasiskirsto kitų (kitų) medžiagų aplinkoje.

Tirpalai susideda iš tirpiklio ir tirpinio (-ų). Šios sąvokos yra sąlyginės. Jei vienas iš sudedamųjų medžiagų tirpalų yra skystis, o kiti yra dujos ar kietosios medžiagos, tada tirpiklis paprastai laikomas skysčiu. Kitais atvejais didžiausias komponentas laikomas tirpikliu.

Dujiniai, skysti ir kieti tirpalai

Priklausomai nuo nuo agregacijos būsenos skiriamas tirpiklis dujiniai, skysti ir kieti sprendimai. Dujinis tirpalas yra, pavyzdžiui, oro ir kitų dujų mišiniai. Jūros vanduo yra labiausiai paplitęs skystas įvairių druskų ir dujų tirpalas vandenyje. Daug metalų lydinių priklauso tvirtiems tirpalams.

Tikri ir koloidiniai sprendimai

Pagal sklaidos laipsnį išskirti tikri ir koloidiniai sprendimai (koloidinės sistemos). Susidarant tikriems tirpalams, tirpiklis yra tirpiklyje atomų, molekulių ar jonų pavidalu. Dalelių dydis tokiuose tirpaluose yra 10–7 - 10–8 cm. Koloidiniai tirpalai yra nevienalytės sistemos, kuriose vienos medžiagos (disperguotos fazės) dalelės vienodai pasiskirsto kitoje (dispersijoje). Dalelių dydis išsklaidytose sistemose yra nuo 10–7 cm iki 10–3 cm ir daugiau. Pažymėtina, kad čia ir žemiau visur svarstysime tikrus sprendimus.

Nesotieji, sotieji ir persotieji tirpalai

Tirpimo procesas yra susijęs su difuzija, tai yra su spontanišku vienos medžiagos dalelių pasiskirstymu tarp kitos dalelių. Taigi kietų medžiagų, turinčių joninę struktūrą, tirpimo procesą skysčiuose galima pavaizduoti taip: veikiant tirpikliui, kietosios medžiagos kristalinė grotelė sunaikinama, o jonai tolygiai pasiskirsto visame tirpiklio tūryje. Sprendimas išliks nesočiųjų kol į ją gali patekti dar kokia nors medžiaga.

Tirpalas, kuriame medžiaga nebetirpsta duotoje temperatūroje, t.y. vadinamas tirpalas, kuris yra pusiausvyroje su kieta ištirpusios medžiagos faze prisotintas. Tam tikros medžiagos tirpumas yra lygus jos koncentracijai prisotintame tirpale. Griežtai apibrėžtomis sąlygomis (temperatūra, tirpiklis) tirpumas yra pastovi vertė.

Jei medžiagos tirpumas didėja didėjant temperatūrai, tada galima atvėsinti aukštesnėje temperatūroje prisotintą tirpalą persotinta sprendimas, t.y. toks tirpalas, kurio medžiagos koncentracija yra didesnė už prisotinto tirpalo koncentraciją (esant tam tikrai temperatūrai ir slėgiui). Supersotinti tirpalai yra labai nestabilūs. Nedidelis indo purtymas arba medžiagos kristalų patekimas į tirpalą sukelia tirpalo perteklių kristalizaciją ir tirpalą prisotina.

Praskiesti ir koncentruoti tirpalai

Nesočiųjų ir sočiųjų tirpalų negalima painioti su praskiestais ir koncentruotais tirpalais. Praskiesto ir koncentruoto tirpalo sąvokos yra santykinės ir tarp jų nėra aiškios linijos. Jie nustato ištirpusios medžiagos ir tirpiklio kiekio santykį. Paprastai praskiesti tirpalai yra tirpalai, turintys nedidelį kiekį ištirpintos medžiagos, palyginti su tirpiklio kiekiu, o koncentruoti tirpalai - didelį kiekį ištirpusios medžiagos.

Pvz., Jei esant 20 ° C temperatūrai ištirpinama 100 g vandens 25 g NaCl, gautas tirpalas bus koncentruotas, bet nesočias, nes natrio chlorido tirpumas 20 ° With temperatūroje yra 36 g 100 g vandens. Didžiausia AgI masė, ištirpinama 20 ° C temperatūroje 100 g H 2 O, yra 1,3 · 10–7 g. Šiomis sąlygomis gautas AgI tirpalas bus prisotintas, bet labai praskiestas.

9.2. Fizikinė ir cheminė tirpalų teorija; terminiai reiškiniai ištirpus

Fizikinė teorija sprendimus pasiūlė W. Ostwaldas (Vokietija) ir S. Arrhenius (Švedija). Pagal šią teoriją tirpiklio ir ištirpusios medžiagos dalelės (molekulės, jonai) dėl difuzijos procesų tolygiai pasiskirsto visame tirpalo tūryje. Šiuo atveju tarp tirpiklio ir tirpalo nėra jokios cheminės sąveikos.

Cheminė teorija pasiūlė D. I. Mendelejevas. Pasak D.I. Mendelejevas tarp ištirpusios medžiagos ir tirpiklio molekulių, vyksta cheminė sąveika, susidarant nestabiliems, tirpikliu paverčiantiems tirpiklio junginiams - solvatams.

Rusijos mokslininkai I.A. Kablukovas ir V.A. Kistyakovsky sujungė Ostwaldo, Arrhenijaus ir Mendelejevo idėjas, taip padėdamas pagrindą šiuolaikinei sprendimų teorijai. Pagal šiuolaikinę teoriją, tirpale gali būti ne tik ištirpusios medžiagos ir tirpiklio dalelės, bet ir ištirpusios medžiagos fizikinės ir cheminės sąveikos su tirpikliu produktai - solvatai. Išsprendžia Yra nestabilūs kintamos sudėties junginiai. Jei tirpiklis yra vanduo, jie vadinami drėkina... Solvatai (hidratai) susidaro dėl jonų-dipolio, donoro ir akceptoriaus sąveikos, vandenilio ryšių susidarymo ir kt. Pavyzdžiui, ištirpinus NaCl vandenyje, tarp Na +, Cl - jonų ir tirpiklio molekulių vyksta jonų-dipolių sąveika. Tirpstant vandenyje amoniako hidratai susidaro dėl vandenilio jungčių susidarymo.

Hidratuotas vanduo kartais taip stipriai jungiasi su tirpikliu, kad kartu su juo išsiskiria iš tirpalo. Vadinamos kristalinės medžiagos, turinčios vandens molekulių kristalų hidrataiir vanduo, kuris yra tokių kristalų dalis, vadinamas kristalizacija... Kristalinių hidratų pavyzdžiai yra vario sulfatas CuSO 4 5H 2 O, kalio aliejus KAl (SO 4) 2 12H 2 O.

Šilumos poveikis ištirpus

Dėl medžiagų struktūros pasikeitimo perėjus iš individualios būsenos į tirpalą, taip pat dėl \u200b\u200bvykstančios sąveikos, pasikeičia sistemos savybės. Tai ypač rodo terminis tirpimo poveikis. Tirpimo metu vyksta du procesai: ištirpusios medžiagos struktūros sunaikinimas ir ištirpusios medžiagos molekulių sąveika su tirpiklio molekulėmis. Tirpalo sąveika su tirpikliu vadinama solvacija. Energija išleidžiama ištirpusios medžiagos struktūros sunaikinimui, o ištirpusios medžiagos dalelių sąveika su tirpiklio dalelėmis (solvatas) yra egzoterminis procesas (eina kartu su šilumos išsiskyrimu). Taigi, tirpimo procesas gali būti egzoterminis arba endoterminis, priklausomai nuo šių šiluminių efektų santykio. Pavyzdžiui, ištirpus sieros rūgščiai, pastebimas stiprus tirpalo kaitinimas, t.y. išskiriant šilumą, o ištirpus kalio nitratui - stiprus tirpalo aušinimas (endoterminis procesas).

9.3. Tirpumas ir jo priklausomybė nuo medžiagų pobūdžio

Tirpumas yra labiausiai ištirta sprendimų savybė. Medžiagų tirpumas įvairiuose tirpikliuose labai skiriasi. Lentelė 9.1 rodo kai kurių medžiagų tirpumą vandenyje ir lentelėje. 9.2 - kalio jodido tirpumas įvairiuose tirpikliuose.

9.1 lentelė

Kai kurių medžiagų tirpumas vandenyje esant 20 o С temperatūrai

Medžiaga		Medžiaga	Tirpumas, g / 100 g H 2 O

9.2 lentelė

Kalio jodido tirpumas įvairiuose tirpikliuose esant 20 o С temperatūrai

Tirpumas priklauso nuo ištirpusios medžiagos ir tirpiklio pobūdžio, taip pat nuo išorinių sąlygų (temperatūros, slėgio). Šiuo metu naudojamose paieškos lentelėse siūloma medžiagas suskirstyti į labai tirpias, šiek tiek tirpias ir netirpias. Šis skirstymas nėra visiškai teisingas, nes visiškai nėra netirpių medžiagų. Net sidabras ir auksas tirpsta vandenyje, tačiau jų tirpumas yra labai mažas. Todėl šiame vadove mes naudosime tik dvi medžiagų kategorijas: gerai tirpsta ir blogai tirpsta... Galiausiai, tirpumo aiškinimui netaikomos „lengvai“ ir „sunkiai“ tirpių sąvokos, nes šie terminai apibūdina tirpimo proceso kinetiką, o ne jo termodinamiką.

Tirpumo priklausomybė nuo tirpinio ir tirpiklio pobūdžio

Šiuo metu nėra teorijos, pagal kurią būtų galima ne tik apskaičiuoti, bet net numatyti tirpumą. Taip yra dėl to, kad trūksta bendros sprendimų teorijos.

Kietųjų medžiagų tirpumas skysčiuose priklauso nuo jų kristalinių gardelių jungties tipo. Pavyzdžiui, medžiagos su atominėmis kristalinėmis gardelėmis (anglis, deimantas ir kt.) Šiek tiek tirpsta vandenyje. Medžiagos, turinčios joninę kristalinę grotelę, paprastai gerai tirpsta vandenyje.

Taisyklė, nustatyta iš šimtmečių tirpumo tyrimų patirties, sako: „panašus gerai ištirpsta panašiame“. Medžiagos, turinčios joninio ar polinio tipo jungtį, gerai ištirpsta poliniuose tirpikliuose. Pavyzdžiui, druskos, rūgštys, alkoholiai lengvai tirpsta vandenyje. Tuo pačiu metu nepolinės medžiagos paprastai gerai ištirpsta nepoliniuose tirpikliuose.

Neorganinėms druskoms būdingas skirtingas tirpumas vandenyje.

Taigi dauguma šarminių metalų ir amonio druskų lengvai tirpsta vandenyje. Gerai tirpūs nitratai, nitritai ir halogenidai (išskyrus sidabro, gyvsidabrio, švino ir talio halogenidus) ir sulfatai (išskyrus šarminių žemės metalų, sidabro ir švino sulfatus). Pereinamiesiems metalams būdingas nedidelis jų sulfidų, fosfatų, karbonatų ir kai kurių kitų druskų tirpumas.

Dujų tirpumas skysčiuose taip pat priklauso nuo jų pobūdžio. Pvz., 100 tūrių vandens 20 o C temperatūroje ištirpsta 2 tūrio dalys vandenilio, 3 tūrio dalys deguonies. Tomis pačiomis sąlygomis 700 tūrių amoniako ištirpinama 1 tūrio H 2 O. Toks didelis NH 3 tirpumas gali būti paaiškintas jo chemine sąveika su vandeniu.

Temperatūros įtaka dujų, kietųjų medžiagų ir skysčių tirpumui

Kai dujos ištirpsta vandenyje, dėl ištirpusių dujų molekulių hidratacijos išsiskiria šiluma. Todėl, remiantis Le Chatelier principu, didėjant temperatūrai dujų tirpumas mažėja.

Temperatūra įvairiais būdais veikia kietųjų medžiagų tirpumą vandenyje. Daugeliu atvejų kietųjų medžiagų tirpumas didėja didėjant temperatūrai. Pavyzdžiui, natrio nitrato NaNO 3 ir kalio nitrato KNO 3 tirpumas padidėja kaitinant (tirpimo procesas vyksta absorbuojant šilumą). NaCl tirpumas didėja nežymiai didėjant temperatūrai, o tai siejama su beveik nuliniu natrio chlorido tirpimo terminiu poveikiu. Gesintų kalkių tirpumas vandenyje mažėja didėjant temperatūrai, nes hidratacijos entalpija vyrauja virš šio junginio kristalinės gardelės sunaikinimo ΔH vertės, t. Ca (OH) 2 tirpimo procesas yra egzoterminis.

Daugeliu atvejų abipusis skysčių tirpumas didėja ir didėjant temperatūrai.

Slėgio poveikis dujų, kietųjų medžiagų ir skysčių tirpumui

Kietųjų ir skystųjų medžiagų tirpumui skysčiuose slėgis praktiškai neturi jokios įtakos, nes ištirpus tūrio pokytis yra nedidelis. Kai dujinės medžiagos ištirpsta skystyje, sistemos tūris mažėja, todėl padidėjus slėgiui padidėja dujų tirpumas. Apskritai paklūsta dujų tirpumo priklausomybei nuo slėgio w. Henry įstatymas (Anglija, 1803 m.): dujų tirpumas pastovioje temperatūroje yra tiesiogiai proporcingas jų slėgiui virš skysčio.

Henrio dėsnis galioja tik esant žemam slėgiui dujoms, kurių tirpumas yra santykinai mažas ir jei nėra cheminės sąveikos tarp tirpstančių dujų molekulių ir tirpiklio.

Užsienio medžiagų įtaka tirpumui

Jei vandenyje yra kitų medžiagų (druskų, rūgščių ir šarmų), dujų tirpumas mažėja. Dujinio chloro tirpumas sočiame vandeniniame natrio chlorido tirpale yra 10 kartų mažesnis. Nei švariame vandenyje.

Vadinamas tirpumo mažėjimo poveikis esant druskoms pasūdyti... Tirpumo sumažėjimą lemia druskų hidratacija, dėl kurios sumažėja laisvųjų vandens molekulių skaičius. Vandens molekulės, sujungtos su elektrolitų jonais, nebėra kitų medžiagų tirpiklis.

9.4. Tirpalų koncentracija

Yra daugybė būdų, kaip išreikšti skaitinę tirpalų sudėtį: ištirpusios medžiagos masės dalis, moliarumas, titras ir kt.

Masės dalis Ar ištirpusios medžiagos masės ir viso tirpalo masės santykis. Dvejetainiam tirpalui, kurį sudaro ištirpinta medžiaga ir tirpiklis:

kur ω yra ištirpusios medžiagos masės dalis, m yra ištirpusios medžiagos masė, M yra tirpiklio masė. Masės dalis išreiškiama vienos dalimis arba procentais. Pavyzdžiui, ω \u003d 0,5 arba ω \u003d 50%.

Reikėtų prisiminti, kad tik masė yra papildoma funkcija (visumos masė lygi komponentų masių sumai). Tirpalo tūris neatitinka šios taisyklės.

Molinė koncentracija arba molarizmas Ar ištirpusios medžiagos kiekis 1 litre tirpalo:

kur C yra ištirpusios medžiagos molinė koncentracija X, mol / l; n yra ištirpusio tirpalo, molio kiekis; V yra tirpalo tūris, l.

Molinė koncentracija nurodoma skaičiumi ir raide „M“, pavyzdžiui: 3M KOH. Jei 1 litre tirpalo yra 0,1 mol medžiagos, tai jis vadinamas decimoliniu, 0,01 mol - centimoliniu, 0,001 mol - milimoliniu.

Titras Ar ištirpusios medžiagos gramų skaičius yra 1 ml tirpalo, t.

kur T yra ištirpusios medžiagos titras, g / ml; m yra ištirpusios medžiagos masė, g; V yra tirpalo tūris, ml.

Tirpiosios medžiagos molio dalis - be matmenų kiekis, lygus ištirpusios medžiagos n kiekio santykiui su bendru ištirpintos medžiagos n ir tirpiklio n kiekiu:

,

kur N yra ištirpusios medžiagos molinė dalis, n yra ištirpusios medžiagos kiekis, mol; n "- tirpiklio kiekis, mol.

Apgamo procentas yra atitinkama dalis, padauginta iš 100%.

9.5. Elektrolitinė disociacija

Medžiagos, kurių molekulės tirpaluose arba visiškai ar iš dalies ištirpsta į jonus, vadinamos elektrolitais. Elektrolitų tirpalai ir tirpimai praleidžia elektros srovę.

Medžiagos, kurių molekulės tirpaluose ar tirpaluose nesuyra į jonus ir neveda elektros srovės, vadinamos neelektrolitais.

Dauguma neorganinių rūgščių, bazių ir beveik visos druskos priklauso elektrolitams, neelektrolitams - daugeliui organinių junginių, pavyzdžiui, alkoholiams, eteriams, angliavandeniams ir kt.

1887 m. Švedų mokslininkas S. Arrhenius pateikė elektrolitinės disociacijos hipotezę, pagal kurią elektrolitų tirpimas vandenyje lemia jų skilimą į teigiamai ir neigiamai įkrautus jonus.

Disociacija yra grįžtamasis procesas: lygiagrečiai disociacijai vyksta atvirkštinis jonų sujungimo (asociacijos) procesas. Todėl, rašydami elektrolitų, ypač koncentruotų tirpalų, disociacijos reakcijos lygtis, jie įdėjo grįžtamumo ženklą. Pavyzdžiui, kalio chlorido disociacija koncentruotame tirpale turėtų būti parašyta taip:

КС1 К + + С1 -.

Panagrinėkime elektrolitinės disociacijos mechanizmą. Medžiagos su joninio tipo jungtimis lengviausiai disocijuojasi poliniuose tirpikliuose. Joms ištirpus, pavyzdžiui, vandenyje, polines H2O molekules jų teigiami poliai traukia į anijonus, o neigiami - į katijonus. Dėl to silpnėja ryšys tarp jonų, o elektrolitas skyla į hidratuotus jonus, t.y. jonai, susiję su vandens molekulėmis. Panašiai disocijuoja elektrolitai, kuriuos sudaro molekulės, turinčios kovalentinį poliarinį ryšį (HC1, HBr, H 2 S).

Taigi jonų hidratacija (tirpinimas) yra pagrindinė disociacijos priežastis. Dabar yra visuotinai pripažinta, kad dauguma jonų yra hidratuoti vandeniniame tirpale. Pavyzdžiui, vandenilio jonas H + sudaro H3O + kompozicijos hidratą, kuris vadinamas hidronio jonu. Be H 3 O +, tirpale taip pat yra jonų H 5 O 2 + (H 3 O + H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + 2H 2 O) ir H 9 O 4 + (H 3 O + 3H 2O). Sudarant disociacijos procesų lygtis ir užrašant reakcijų lygtis jonine forma, norint supaprastinti rašymą, hidronio joną H 2 O + paprastai pakeičia nedidrintas H + jonas. Tačiau reikia prisiminti, kad šis pakaitalas yra sąlyginis, nes protonas negali egzistuoti vandeniniuose tirpaluose, nes reakcija vyksta beveik akimirksniu:

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

Kadangi tikslus vandens molekulių, susijusių su hidratuotais jonais, skaičius nebuvo nustatytas, rašant disociacijos reakcijos lygtis naudojami hidratuotų jonų simboliai:

CH3COOH CH3COO - + H +.

9.6. Atsiribojimo laipsnis; susiję ir nesusiję elektrolitai

Kiekybinė elektrolito disociacijos į jonus tirpale charakteristika yra disociacijos laipsnis. Disociacijos laipsnis α yra į jonus N "suskaidytų molekulių skaičiaus ir viso ištirpusių molekulių N santykis:

Atsiribojimo laipsnis išreiškiamas procentais arba vieneto dalimi. Jei α \u003d 0, tada nėra disociacijos, o jei α \u003d 1, tada elektrolitas visiškai suyra į jonus. Remiantis šiuolaikinėmis sprendimų teorijos koncepcijomis, elektrolitai yra skirstomi į dvi grupes: susijusius (silpnus) ir nesusijusius (stiprius).

Nesusijusiems (stipriems) elektrolitams praskiestuose tirpaluose α \u003d 1 (100%), t.y. tirpaluose jie egzistuoja tik hidratuotų jonų pavidalu.

Susijusius elektrolitus galima apytiksliai suskirstyti į tris grupes:

silpni elektrolitai egzistuoja tirpaluose daugiausia neišsijungusių molekulių pavidalu; jų atsiribojimo laipsnis yra žemas;

jonų bendradarbiai susidarė tirpaluose dėl jonų elektrostatinės sąveikos; kaip minėta aukščiau, asociacija vyksta koncentruotuose gerai disocijuojančių elektrolitų tirpaluose; asocijuotųjų pavyzdžiai yra jonų poros (K + Cl -, CaCl +), joninės tees (K2Cl +, KCl2-) ir joniniai kvadrupoliai (K2Cl2, KCl32–, K3Cl2 +);

joniniai ir molekuliniai kompleksai, (pvz., 2+, 3–), kurie šiek tiek disocijuojasi vandenyje.

Elektrolito disociacijos pobūdis priklauso nuo tirpinio ir tirpiklio pobūdžio, tirpalo koncentracijos ir temperatūros. Šios padėties iliustracija gali būti natrio chlorido elgesys įvairiuose tirpikliuose, lentelė. 9.3.

9.3 lentelė

Natrio chlorido savybės vandenyje ir benzene įvairiomis koncentracijomis ir 25 o С temperatūroje

Stiprūs elektrolitai vandeniniuose tirpaluose apima daugumą druskų, šarmų, daugybę mineralinių rūgščių (HC1, HBr, HNO 3, H 2 SO 4, HC1O 4 ir kt.). Silpni elektrolitai apima beveik visas organines rūgštis, kai kurias neorganines rūgštis, pavyzdžiui, H 2 S, HCN, H 2 CO 3, HClO ir vandenį.

Stiprių ir silpnų elektrolitų disociacija

Stiprių elektrolitų skiedimo vandeniniuose tirpaluose disociacijos lygtis galima pateikti taip:

HCl \u003d H + + Cl -,

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

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

Tarp dešinės ir kairės stipriojo elektrolito disociacijos lygties pusių galite įdėti grįžtamumo ženklą, bet tada nurodoma, kad 1. Pavyzdžiui:

NaOH Na + + OH -.

Susijusių elektrolitų disociacijos procesas yra grįžtamasis, todėl jų disociacijos lygtyse būtina įdėti grįžtamumo ženklą:

HCN H + + CN -.

NH3 · H 2 O NH4 + + OH -.

Susijusių polibazinių rūgščių disociacija vyksta laipsniškai:

H 3 PO 4 H + + HPO 4 -,

Н 2 РO 4 H + + НРO 4 2–,

НРО 4 2– H + + РO 4 3–,

Rūgščių druskų, susidariusių silpnose rūgštyse, ir bazinių druskų, kurias sudaro stiprios rūgštys, disociacija praskiestuose tirpaluose yra tokia. Pirmajam etapui būdingas disociacijos laipsnis, artimas vienybei:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -,

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

Antrojo etapo atsiribojimo laipsnis yra daug mažesnis nei vienybės:

НCO 3 Н + + CO 3 2–,

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

Akivaizdu, kad padidėjus tirpalo koncentracijai, sumažėja susijusio elektrolito disociacijos laipsnis.

9.7. Jonų mainų reakcijos tirpaluose

Pagal elektrolitinės disociacijos teoriją visos reakcijos vandeniniuose elektrolitų tirpaluose vyksta ne tarp molekulių, o tarp jonų. Norint atspindėti tokių reakcijų esmę, naudojamos vadinamosios joninės lygtys. Sudarant jonines lygtis, reikia laikytis šių taisyklių:

Lengvai tirpios ir šiek tiek disocijuotos medžiagos, taip pat dujos, registruojamos molekuline forma.

Stiprūs elektrolitai, beveik visiškai disocijuoti vandeniniame tirpale, registruojami kaip jonai.

Dešinėje ir kairėje jonų lygties elektrinių krūvių suma turėtų būti lygi.

Panagrinėkime šias nuostatas su konkrečiais pavyzdžiais.

Parašykime dvi neutralizavimo reakcijų molekulinės formos lygtis:

KOH + HCl \u003d KCl + H20, (9,1)

2NaOH + H2SO4 \u003d Na2S04 + 2H2O (9.2)

Joninės formos (9.1) ir (9.2) lygtys turi tokią formą:

K + + OH - + H + + Cl - \u003d K + + Cl - + H2O, (9,3)

2Na + + 2OH - + 2H + + SO4 2– \u003d 2Na + + SO4 2– + 2H 2 O. (9.4)

Sumažinus tuos pačius jonus abiejose (9.3) ir (9.4) lygčių dalyse, mes juos paverčiame viena redukuota jonų lygtimi šarmų sąveikai su rūgštimi:

H + + OH - \u003d H 2 O.

Taigi neutralizavimo reakcijos esmė yra redukuojama iki H + ir OH - jonų sąveikos, dėl kurios susidaro vanduo.

Reakcijos tarp jonų vandeniniuose elektrolitų tirpaluose vyksta beveik iki galo, jei reakcijoje susidaro nuosėdos, dujos arba silpnas elektrolitas (pavyzdžiui, H 2 O).

Dabar apsvarstykime reakciją tarp kalio chlorido ir natrio nitrato tirpalų:

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

Kadangi susidariusios medžiagos lengvai tirpsta vandenyje ir nėra pašalinamos iš reakcijos sferos, reakcija yra grįžtama. Joninės reakcijos lygtis (9.5) parašyta taip:

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

Elektrolitinės disociacijos teorijos požiūriu ši reakcija nevyksta, nes tirpale visos tirpios medžiagos yra išskirtinai jonų pavidalu (9.6 lygtis). Bet jei sumaišysite karštus prisotintus KCl ir NaNO 3 tirpalus, susidarys NaCl nuosėdos. Taip yra dėl to, kad esant 30 o C ir aukštesnei temperatūrai, mažiausias tirpumas tarp minėtų druskų pastebimas natrio chloridui. Taigi praktikoje reikėtų atsižvelgti į tai, kad procesai, kurie yra grįžtami tam tikromis sąlygomis (praskiestų tirpalų atveju), tampa negrįžtami esant kitoms sąlygoms (karšti sotieji tirpalai).

Hidrolizė yra ypatingas mainų reakcijos tirpaluose atvejis.

9.8. Druskų hidrolizė

Patirtis rodo, kad ne tik rūgštys ir bazės, bet ir kai kurių druskų tirpalai turi šarminę ar rūgštinę reakciją. Dėl to įvyksta aplinkos reakcijos pokytis hidrolizėsolute. Hidrolizė yra tirpiklio (pvz., Druskos) mainų sąveika su vandeniu.

Elektrolitinė druskų ir vandens disociacija sukelia hidrolizę. Hidrolizė vyksta tais atvejais, kai druskos disociacijos metu susidarę jonai sugeba stipriai poliarizuoti vandens molekules (katijonus) arba suteikia su jomis vandenilio ryšius (anijonus), o tai lemia blogai disocijuotų elektrolitų susidarymą.

Druskų hidrolizės lygtys paprastai rašomos joninėmis ir molekulinėmis formomis, tuo tarpu būtina atsižvelgti į keitimo reakcijų joninių lygčių rašymo taisykles.

Prieš pradedant svarstyti hidrolizės reakcijų lygtis, reikia pažymėti, kad druskos, susidariusios su stipria baze ir stipria rūgštimi (pavyzdžiui, NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4), ištirpę vandenyje, jie nevyksta hidrolizės. Tokių druskų jonai nesudaro silpnų elektrolitų su Н 2 О, o šių druskų tirpalai reaguoja neutraliai.

Įvairūs druskos hidrolizės atvejai

1. Stipri bazė ir silpnos rūgšties druskos, pavyzdžiui, CH3COONa, Na2CO3, Na2S, KCN hidrolizuojami anijone. Pavyzdžiui, apsvarstykite CH 3 COONa hidrolizę, dėl kurios susidaro mažai disocijuojanti acto rūgštis:

CH3COO - + NOH CH 3 COOH + OH -,

CH3COONa + HOH CH 3 COOH + NaOH.

Kadangi tirpale atsiranda hidroksido jonų perteklius, tirpalas įgauna šarminę reakciją.

Polibazinių rūgščių druskų hidrolizė vyksta palaipsniui ir susidaro rūgščių druskos, tiksliau, rūgščiųjų druskų anijonai. Pavyzdžiui, Na 2 CO 3 hidrolizę galima išreikšti lygtimis:

1 etapas:

CO 3 2– + HOH HCO 3 - + OH -,

Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.

2 etapas

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

NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.

Pirmojo etapo hidrolizės metu susidarę OH jonai reikšmingai slopina antrąją hidrolizės stadiją, todėl hidrolizė per antrą etapą vyksta nereikšmingai.

2. Druskos susidarė su silpna baze ir stipria rūgštimi, pavyzdžiui, NH4Cl, FeCl3, Al2 (SO4) 3 hidrolizuojami katijone. Pavyzdys yra procesas

NH4 + + HOH NH4OH + H +,

NH4Cl + HOH NH4OH + HCl.

Hidrolizę lemia silpno elektrolito - NH 4 OH (NH 3 · H 2 O) susidarymas. Dėl to vandens elektrolitinio disociacijos pusiausvyra pasislenka, o tirpale atsiranda H + jonų perteklius. Taigi NH 4 Cl tirpalas bus rūgštus.

Hidrolizuojant druskas, susidariusias poliarūgščių bazėmis, susidaro bazinės druskos, tiksliau, bazinių druskų katijonai. Apsvarstykite geležies (II) chlorido hidrolizę:

1-asis etapas

Fe 2+ + HOH FeOH + + H +,

FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.

2 etapas

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

FeOHCl + HOH Fe (OH) 2 + HCl.

Antrojo etapo hidrolizė vyksta nereikšmingai, palyginti su pirmojo etapo hidrolize, o antrojo etapo hidrolizės produktų kiekis tirpale yra labai mažas.

3. Silpna bazė ir silpnos rūgšties druskos, pavyzdžiui, CH3COONH4 ((NH4) 2CO3, HCOONH4) hidrolizuojami tiek katijonu, tiek anijonu. Pavyzdžiui, ištirpinus vandenyje CH 3 COONH 4, susidaro mažai disocijuojanti rūgštis ir bazė:

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

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

Šiuo atveju tirpalo reakcija priklauso nuo silpnų rūgščių ir bazių, susidariusių dėl hidrolizės, stiprumo. Kadangi šiame pavyzdyje CH 3 COOH ir NH 4 OH yra maždaug vienodo stiprumo, druskos tirpalas bus neutralus.

HCOONH 4 hidrolizės metu tirpalo reakcija bus šiek tiek rūgšti, nes skruzdžių rūgštis yra stipresnė už acto rūgštį.

Daugelio druskų, kurias sudaro labai silpnos bazės ir silpnos rūgštys, pavyzdžiui, aliuminio sulfidas, hidrolizė vyksta negrįžtamai:

Al2S3 + 6H2O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H2S.

4. Daugybė mainų reakcijų tirpaluose lydi hidrolizę ir vyksta negrįžtamai.

A) Kai dvivalentių metalų druskų tirpalai (išskyrus kalcio, stroncio, bario ir geležies) sąveikauja su šarminių metalų karbonatų vandeniniais tirpalais, dėl dalinės hidrolizės, nusėda baziniai karbonatai:

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) Sumaišant vandeninius trivalenčio aliuminio, chromo ir geležies tirpalus su šarminių metalų karbonatų ir sulfidų vandeniniais tirpalais, nesudaromi trivalenčių metalų karbonatai ir sulfidai - vyksta jų negrįžtama hidrolizė, o hidroksidai nusėda:

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

2Cr (NO 3) 3 + 3Na2S + 6H2O \u003d 2Cr (OH) 3 + 3H2S + 6NaNO3.

Veiksniai, turintys įtakos balanso pokyčiams

1. Slėgis(būdingas dujoms) . Padidėjęs slėgis perkelia pusiausvyrą link reakcijos, kuri vyksta mažėjant dujų molekulių skaičiui, t. mažėjančio slėgio kryptimi. Pavyzdžiui, reakcijoje 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 kairėje lygties pusėje yra 3 dujų molekulės, o dešinėje - 2, todėl didėjant slėgiui pusiausvyra pasislenka į dešinę.

2. Temperatūra.Temperatūros padidėjimas pusiausvyros padėtį perkelia link endoterminės reakcijos, sumažėjimas - į egzoterminę reakciją. Pavyzdžiui, pusiausvyros sistemoje N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3, ∆H 0 \u003d - 92 kJ, temperatūros padidėjimas lemia pusiausvyros poslinkį link atvirkštinės (endoterminės) reakcijos, sumažėjimą link tiesioginės (egzoterminės) reakcijos.

3. Susikaupimas.Padidėjus pradinių medžiagų koncentracijai ir pašalinus produktus iš reakcijos sferos, pusiausvyra pasislenka tiesioginės reakcijos link. Sumažėjus pradinių medžiagų koncentracijai ir padidėjus reakcijos produktų koncentracijai, pusiausvyra pasislenka atvirkštinės reakcijos link. Pavyzdžiui, 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 reakcijoje padidėjus NO ir O 2 koncentracijai arba sumažėjus NO 2 koncentracijai, pusiausvyra pasislenka link tiesioginės reakcijos. NO 2 koncentracijos padidėjimas priešingos reakcijos link.

Medžiagos perėjimo iš vienos fazės į kitą proceso pusiausvyra nekeičiant cheminės sudėtiespaskambino fazės pusiausvyra... Pvz .: Kietasis skystis

Skystas garas

Fazės pusiausvyrai taip pat laikomasi Le Chatelier principo. Atitinkamai, kylant temperatūrai, pusiausvyra pasislenka link endoterminio proceso, pavyzdžiui, lydymosi ar garavimo. Padidėjus slėgiui, pusiausvyra pereina link procesų, kurių metu dujos ar garai virsta skysta arba kieta būsena.

Tarp bendriausių heterogeninės pusiausvyros dėsnių yra fazės taisyklė, Kuriuo pusiausvyrą veikiančių laisvės laipsnių С, fazių Ф, nepriklausomų komponentų К ir išorinių sąlygų n, susiję santykiais

C + F \u003d K + n

Fazė Tai sistemos dalis, kuri visose cheminės sudėties ir savybių vietose yra vienalytė ir sąsaja yra atskirta nuo visų kitų sistemos fazių. Komponentas Yra chemiškai homogeniškas medžiagos komponentas, kurį galima pašalinti iš sistemos. Fazės pusiausvyros atveju nepriklausomų komponentų skaičius yra lygus visam komponentų skaičiui; cheminių reakcijų atveju tai yra bendras komponentų skaičius, atėmus šiuos komponentus jungiančių cheminių reakcijų skaičių. Laisvės laipsnių skaičius Ar išorinių sąlygų skaičius gali būti pakeistas tam tikrose ribose, nekeičiant fazių skaičiaus ir tipo.

Paskaitos numeris 8. BENDROSIOS SPRENDIMŲ SAVYBĖS

Sprendimas – tai yra vienalytė sistema, susidedanti iš dviejų ar daugiau komponentų, kurių santykiniai kiekiai gali kisti plačiomis ribomis. Vadinama medžiaga, kurios imama per daug ir kuri tarnauja kaip terpė, kurioje vyksta tirpimas tirpiklis... Tirpstanti medžiaga vadinama tirpi medžiaga.

Tirpumas.Vadinamas vienos medžiagos gebėjimas ištirpti kitoje tirpumas... Kiekybinė tirpumo charakteristika yra tirpumo koeficientas, kuris išreiškiamas bevandenės medžiagos mase, kuri tokiomis sąlygomis ištirpsta 100 g tirpiklio ir susidaro prisotintas tirpalas.

Tirpumas priklauso nuo ištirpusios medžiagos ir tirpiklio pobūdžio, temperatūros ir slėgio (dujoms):

1. Tirpalo pobūdis.

Kristalinės medžiagos skirstomos į lengvai tirpias (daugiau kaip 1,0 g 100 g vandens); šiek tiek tirpsta (0,1 g - 1,0 g 100 g vandens); praktiškai netirpus (mažiau nei 0,1 g 100 g vandens). Jei dujos chemiškai sąveikauja su vandeniu, jų tirpumas yra didelis (HCl, NH 3, CO 2), jei neveikia, tirpumas yra nereikšmingas (O 2, H 2).

2. Tirpiklio pobūdis

Kai susidaro tirpalas, ryšiai tarp kiekvieno komponento dalelių pakeičiami ryšiais tarp skirtingų komponentų dalelių. Kad susidarytų naujos obligacijos, tirpalo komponentai turi turėti to paties tipo obligacijas, t. būti tos pačios prigimties. Todėl joninės medžiagos gerai ištirpsta poliniuose tirpikliuose ir blogai nepoliniuose, o molekulinės - priešingai.

3. Temperatūra

Jei ∆H ištirpimas< 0, то при увеличении температуры равновесие смещается влево и растворимость твердого вещества в воде уменьшается. Если ∆Н раств > 0, tada didėjant temperatūrai pusiausvyra pasislenka į dešinę ir tirpumas didėja.

Dujų tirpumas vandenyje yra egzoterminis procesas, todėl, padidėjus temperatūrai, dujų tirpumas mažėja, o mažėjant - didėja.

4. Slėgis

Didėjant slėgiui, dujų tirpumas skysčiuose didėja ir mažėja mažėjant.

Sprendimų kompozicijos išraiškos būdai.Svarbi bet kurio tirpalo savybė yra jo sudėtis, kurią lemia ištirpusio tirpalo ir tirpiklio kiekis. Vadinamas medžiagos, esančios sistemoje, kiekio ar masės ir šios sistemos tūrio ar masės santykis susikaupimas.

Molinė medžiagos koncentracija arba molarizmas (su B arba M) - ištirpusios medžiagos kiekio ir tirpalo tūrio santykis:

kur m B yra medžiagos masė, g; М В - molinė medžiagos masė, g / mol; V yra tirpalo tūris, l.

Molinė medžiagos ekvivalentų koncentracija arba normalumas ((B) arba n.) - ištirpusios medžiagos ekvivalentų skaičiaus ir tirpalo tūrio santykis:

, mol / l,

kur m B yra medžiagos masė, g; M e (B) - medžiagos ekvivalentų molinė masė, g / mol; V yra tirpalo tūris, l.

Molinė medžiagos koncentracija arba moliškumas (su m (B)) - ištirpusios medžiagos kiekio ir tirpiklio masės santykis:

, mol / kg,

kur m B yra ištirpusios medžiagos masė, g; m S yra tirpiklio masė, g; M B yra ištirpusios medžiagos molinė masė, g / mol.

Medžiagos masės dalis (ω) - ištirpusios medžiagos ir tirpalo masės santykis. Masės dalis išreiškiama dalimis arba procentais:

,

kur m B yra ištirpusios medžiagos masė, g; m yra tirpalo masė, g.

Molinė (molinė) medžiagos dalis (x B) - ištirpusios medžiagos (arba tirpiklio) ir visų tirpale esančių medžiagų kiekio sumos santykis:

,

kur x B yra molinė ištirpusios medžiagos dalis, n B yra ištirpusios medžiagos kiekis; n S yra tirpiklio kiekis.

,

kur x S yra molinė tirpiklio dalis, n B ir n S yra ištirpusios medžiagos ir tirpiklio kiekiai.

Bendrosios tirpalų savybės.Praskiesti tirpalai turi daug bendrų savybių: osmosinį slėgį, užšalimo ir virimo taškus. Šios savybės vertinamos darant prielaidą, kad ištirpusios medžiagos ir tirpiklio molekulės nesąveikauja (neelektrolitų tirpalai).

Vadinama vienpusė tirpiklio molekulių difuzija per puslaidžią pertvarą osmosas... Vadinama jėga, atsakinga už osmozę osmoso slėgis... Osmosinio slėgio dydis priklauso nuo tirpalo koncentracijos ir jo temperatūros, tačiau nepriklauso nuo ištirpusios medžiagos ar tirpiklio pobūdžio. Išreiškiama osmosinio slėgio priklausomybė nuo temperatūros ir tirpalo koncentracijos van'o Hoffo įstatymas: π \u003d c B RT,

kur π yra tirpalo osmosinis slėgis, kPa; su B - jo molinė koncentracija, mol / l; R yra universali dujų konstanta; T yra absoliuti tirpalo temperatūra.

Esant tam tikrai temperatūrai, prisotintų garų slėgis virš skysčio yra pastovi vertė. Medžiagai ištirpus skystyje, prisotinto garų slėgis virš skysčio sumažėja. Praskiedus neelektrolitų tirpalus pastovioje temperatūroje, santykinis sočiųjų tirpiklio garų slėgio sumažėjimas tirpale yra lygus ištirpusios medžiagos molinei daliai. (raulo dėsnis):

,

kur p 0 yra sočiųjų garų slėgis gryname tirpiklyje; p yra tirpalo garų slėgis; n B - ištirpusios medžiagos kiekis; n S yra tirpiklio kiekis.

Bet koks skystis užverda, kai jo garų slėgis tampa lygus atmosferos slėgiui. Kadangi garų slėgis virš tirpalo yra mažesnis nei garų slėgis virš tirpiklio, norint, kad tirpalas užvirtų, jis turi būti pašildytas iki aukštesnės temperatūros nei tirpiklis.

Tirpalas užšąla, kai jo sočiųjų garų slėgis tampa lygus kietojo tirpiklio sočiųjų garų slėgiui, todėl tirpalui užšaldyti reikia žemesnės temperatūros nei tirpiklio.

Tirpalo virimo temperatūros (ΔТ virimo) padidėjimas ir užšalimo taško (ΔТ pavaduotojo) sumažėjimas yra tiesiogiai proporcingas ištirpusios medžiagos molinei koncentracijai. (raulo dėsnio pasekmė):

DeputyT pavaduotojas \u003d K T ∙ s m (B); BT ryšulys \u003d E T ∙ s m (B),

kur ∆Т pavaduotojas - žeminant užšalimo temperatūrą; ∆Т virimas - virimo temperatūros padidėjimas; K T - krioskopinė konstanta; ET - ebulioskopinė konstanta; c m (B) yra molinė tirpalo koncentracija.

Paskaitos numeris 9. REAKCIJOS ELEKTROLITO TIRPALUOSE

Elektrolitai Ar medžiagos, tirpalai ir lydalai praleidžia elektros srovę.

Kai elektrolitai ištirpsta vandenyje, jie suyra į jonus. Medžiagos molekulių skaidymas į jonus veikiant polinėms tirpiklio molekulėms paskambino elektrolitinė disociacija. Jona Yra įkrautų dalelių. Yra du tipai: teigiamai įkrautas - katijonai (Na +, Al 3+, NH 4 +) ir neigiamai įkrautas - anijonai (Cl ‾, SO 4 2‾, PO 4 3‾). Veikiant elektros srovei, katijonai pereina į neigiamai įkrautą elektrodą (katodą), anijonai - į teigiamai įkrautą elektrodą (anodą).

Elektrolitai apima rūgščių, druskų ir šarmų tirpalus.

Rūgštys - tai elektrolitai, disocijuojantys tirpaluose, susidarant vandenilio katijonams: HCN \u003d H + + CN -.

Fondai - elektrolitai, disocijuojantys tirpaluose, susidarant hidroksido jonams: NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -.

Yra elektrolitų, kurie gali atsiriboti kaip rūgštis ir bazė, tokie elektrolitai vadinami amfoterinisTai apima amfoterinių elementų hidroksidus, taip pat metalų hidroksidus, esant vidutinei oksidacijos būsenai, pavyzdžiui: Al (OH) 3, Zn (OH) 2, Cr (OH) 3 ir daugelį kitų. Ištirpusios amfoterinio hidroksido dalies disociaciją abiem tipais galima pavaizduoti tokia schema: H + + RO - \u003d ROH \u003d R + + OH -. Prisotintame vandeniniame amfoterinio hidroksido tirpale jonai H +, RO-, R +, OH - yra pusiausvyroje, todėl amfoteriniai hidroksidai sąveikauja ir su rūgštimis, ir su bazėmis. Pridedant rūgšties, pusiausvyra pereina link disociacijos pagal bazės tipą, o pridedant bazės - link disociacijos pagal rūgšties tipą.

Druska - elektrolitai, kurie, ištirpę vandenyje, disocijuoja, skaidydami teigiamus jonus, išskyrus vandenilio jonus, ir neigiamus, išskyrus hidroksido jonus.

Atsiribojimo laipsnis.Kiekybiškai apibūdinti disociacijos procesą, pateikiama disociacijos laipsnio samprata. Atsiribojimo laipsnis (α) yra suskaidytų į jonus (n) molekulių skaičiaus ir viso ištirpusių molekulių skaičiaus (N) santykis... Jis išreiškiamas vienos dalimis arba%.

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

Disociacijos laipsnis priklauso nuo elektrolito pobūdžio, jo koncentracijos ir temperatūros. Iš prigimties visi elektrolitai yra priskiriami stipriems arba silpniems. Stipriųjų elektrolitų disociacijos laipsnis α\u003e 30%, silpnų elektrolitų - α< 3%.

Tirpaluose esančiuose stipriuose elektrolituose praktiškai visos molekulės disocijuojasi į jonus, silpnuose - tik dalį molekulių. Stipriuose elektrolituose yra beveik visos druskos, šarminių ir šarminių žemių metalų bazės ir svarbiausios rūgštys: HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4. Silpni elektrolitai apima beveik visas organines rūgštis (pavyzdžiui, CH 3 COOH), neorganinius junginius: H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3, HCN, HNO 2, HF, NH 4 OH, H 2 O.

Atsiribojimo konstanta.Silpnų elektrolitų tirpaluose disociacijos procesas yra grįžtamasis ir jam gali būti taikomas masės veikimo dėsnis. Taigi silpnos acto rūgšties CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + disociacijos procesui disociacijos proceso pusiausvyros konstanta yra tokia:

Vadinama pusiausvyros konstanta, atitinkanti silpno elektrolito disociacijądisociacijos konstanta (K d)... Disociacijos konstanta nurodo molekulės stiprumą tam tikrame tirpale. Kuo mažesnis K d, tuo silpnesnis elektrolitas ir stabilesnės jo molekulės. Pavyzdžiui, boro rūgštis H 3 VO 3, kurio Kd yra 5,8 × 10 -10, yra silpnesnis elektrolitas nei acto rūgštis, kurio Kd yra 1,8 × 10-5.

Konstantą ir atsiribojimo laipsnį sieja ryšys ( ostwaldo skiedimo dėsnis):

Jei α yra daug mažiau nei vienybė, tada galima daryti prielaidą, kad 1 - α ≈ 1. Tada skiedimo dėsnio išraiška yra supaprastinta:

К \u003d α 2 ∙ с В, iš kur α \u003d

Pastarasis ryšys rodo, kad sumažėjus elektrolito koncentracijai su B (t. Y. Praskiedus tirpalą), disociacijos laipsnis α padidėja.

Reakcijos elektrolitų tirpaluose vyksta tarp jonų ir yra negrįžtamos, jei dėl reakcijos susidaro nuosėdos, dujos ir silpni elektrolitai. Paprastai tokios reakcijos vaizduojamos naudojant jonų-molekulių lygtis. Nuosėdos, dujos ir silpni elektrolitai užrašomi molekulių pavidalu, o labai gerai tirpūs stiprūs elektrolitai - jonų pavidalu.

Apsvarstykime tipinius reakcijų variantus elektrolitų tirpaluose:

a) 3АgNO 3 + FeCl 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + 3AgCl - molekulinė lygtis

3Ag + + 3NO 3 - + Fe 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl - visa joninė lygtis

Ag + + Cl - \u003d AgCl - sutrumpinta joninė lygtis

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

2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO4 - \u003d 2Na + + SO4 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 N a + + Cl - + H 2 O

H + + OH - \u003d H20

Sudarydami jonines-molekulines lygtis, nepamirškite, kad kairėje pusėje esančių elektrinių krūvių suma turi būti lygi elektrinės krūvių sumai dešinėje lygties pusėje. Iš abiejų lygties pusių neįtraukti identiški jonai.

Paskaitos numeris 10. OKSIDAVIMO-MAŽINIMO REAKCIJOS

Reakcijos, kurių metu keičiasi reaguojančius junginius sudarančių elementų atomų oksidacijos būsenos,yra vadinami redoksas.

Oksidacijos būsena(S.O.) Ar junginio atomo krūvis apskaičiuojamas darant prielaidą, kad junginys susideda iš jonų... Oksidacijos būsena nustatoma laikantis šių nuostatų:

1. Oksidacijos būsena. elementas paprastoje medžiagoje, pavyzdžiui, Zn, H 2, Br 2, S, O 2, yra lygus nuliui.

2. Deguonies oksidacijos laipsnis junginiuose paprastai yra –2. Išimtys yra peroksidai H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 ir O + 2 F 2.

3. Daugumoje junginių vandenilio oksidacijos būsena yra +1, išskyrus į druską panašius hidridus, pavyzdžiui, Na +1 H -1.

4. Šarminiai metalai turi pastovią oksidacijos būseną (+1); šarminių žemių metalai, berilis ir magnis (+2); fluoras (–1).

5. Neutralios molekulės elementų oksidacijos būsenų algebrinė suma lygi nuliui, kompleksiniame jone - jono krūviui.

Apskaičiuokime chromo oksidacijos būseną junginyje К 2 Cr 2 O 7. Pirma, oksidacijos būseną pridedame tiems elementams, kuriems ji yra žinoma. Mūsų pavyzdyje kalis (+1) ir deguonis (-2) turi pastovias oksidacijos būsenas. Chromo oksidacijos būsena žymima x... Toliau sudarysime algebrinę lygtį. Norėdami tai padaryti, kiekvieno elemento indeksą padauginsime iš šio elemento oksidacijos būsenos, pridėsime viską ir dešinę pusę prilyginsime nuliui:

К 2 +1 Сr 2 x O 7 –2 2 ∙ (+1) + 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6

Taigi chromo oksidacijos būsena K 2 Cr 2 O 7 yra +6. Norėdami nustatyti elemento oksidacijos būseną anijone, pavyzdžiui, azotas anijone (NO 2) ‾, mes darome tą patį, tik dešinioji pusė prilyginama jono krūviui, mūsų atveju -1

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

Vykstant redokso reakcijoms, vieno atomo, molekulės ar jono elektronai perkeliami į kitą. Oksidacija – elektronų atidavimo atomu, molekule ar jonu procesas kartu su oksidacijos būsenos padidėjimu. Pasveikimas – elektronų prisijungimo procesas, lydimas oksidacijos būsenos sumažėjimo.

Oksidacija ir redukcija yra tarpusavyje susiję procesai, vykstantys vienu metu.

Darvinas parodė, kad pagrindiniai organinio pasaulio evoliucijos veiksniai, tai yra paveldimas kintamumas, kova už būvį ir natūrali atranka, yra taikomi žmogaus evoliucijai. Jų dėka senovės beždžionių kūne įvyko daugybė morfofiziologinių pokyčių, dėl kurių buvo išvystyta vertikali eisena, padalintos rankų ir kojų funkcijos.

Norint paaiškinti antropogenezę, nepakanka vien biologinių dėsnių. F. Engelsas atskleidė jo kokybinį originalumą, nurodydamas socialinius veiksnius: darbą, socialinį gyvenimą, sąmonę ir kalbą. Darbas yra svarbiausias žmogaus evoliucijos veiksnys

Darbas prasideda nuo įrankių gamybos. Tai, pasak Engelso, „yra pirmoji pagrindinė viso žmogaus gyvenimo sąlyga, be to, tiek, kad tam tikra prasme turime pasakyti: darbas pats sukūrė žmogų“. Pagrindinė antropogenezės varomoji jėga buvo darbas, kurio procese žmogus pats kuria darbo įrankius. Labiausiai organizuoti gyvūnai gali naudoti objektus kaip paruoštus įrankius, tačiau nesugeba jų sukurti. . Gyvūnai naudoja tik gamtos dovanas, o žmogus jas keičia darbo metu. Gyvūnai taip pat keičia gamtą, bet ne tyčia, o tik todėl, kad yra ir gyvena gamtoje. Jų poveikis gamtai, palyginti su žmogaus poveikiu jai, yra nereikšmingas.

Mūsų beždžionių tipo protėvių morfologinės ir fiziologinės transformacijos teisingiau būtų vadinamos antropomorfozėmis, nes pagrindinis jas sukėlęs veiksnys - darbas - būdingas tik žmogaus evoliucijai. Ypač svarbu buvo tiesios eisenos atsiradimas. Padidėjo beždžionių dydis ir svoris, atsirado S formos stuburo išlinkimas, suteikiantis jai lankstumo, suformuota skliautinė spyruoklinė pėda, išsiplėtęs dubuo, sustiprėjęs kryžkaulis, lengvesnis žandikaulio aparatas ir kt. Vaikščiojimas tiesiai nebuvo nustatytas iškart. Tai buvo labai ilgas paveldimų pokyčių, naudingų darbo veikloje, atrankos procesas. Neva tai truko milijonus metų. Biologiškai vertikali laikysena žmogui sukėlė daug komplikacijų. Tai apribojo jo judėjimo greitį, imobilizavo kryžkaulį, o tai apsunkino gimdymą; ilgai stovint ir nešant svorį, kartais atsiranda plokščios pėdos ir kojų varikozė. Tačiau vertikalios laikysenos dėka rankos buvo atlaisvintos įrankiams. Dvišakio judėjimo atsiradimas, pasak Charleso Darwino, o paskui F. Engelso, buvo lemiamas žingsnis kelyje iš beždžionės į žmogų. Dėl beždžionių tipo žmogaus protėvių stačios laikysenos rankos buvo atleistos nuo poreikio palaikyti kūną judant žeme ir įgijo įvairių judesių gebėjimą.

Žmogaus formavimo proceso pradžioje jo ranka buvo nepakankamai išvystyta ir galėjo atlikti tik paprasčiausius veiksmus. Asmenys, turintys paveldimų viršutinių galūnių pokyčių, naudingi darbo operacijoms, daugiausia buvo išsaugoti dėl natūralios atrankos. F. Engelsas rašė, kad ranka yra ne tik darbo organas, bet ir darbo produktas. Skirtumas tarp žmogaus ir beždžionių rankos yra didžiulis: nė viena beždžionė negali savo ranka pagaminti net paprasčiausio akmeninio peilio. Prireikė labai daug laiko, kol mūsų beždžionės tipo protėviai perėjo nuo natūralios aplinkos objektų naudojimo kaip įrankių prie jų kūrimo. Primityviausi darbo įrankiai palengvina žmogaus priklausomybę nuo supančios gamtos, praplečia jo akiratį, gamtos objektuose atrandant naujų, nežinomų savybių; galiausiai jie naudojami toliau tobulinti darbo įrankius.

Vystantis darbo aktyvumui susilpnėja biologinių dėsnių veikimas ir padidėja socialinių veiksnių vaidmuo antropogenezėje.

Socialinis gyvenimo būdas kaip žmogaus evoliucijos veiksnys. Nuo pat pradžių darbas buvo socialus, nes beždžionės gyveno bandomis. F. Engelsas atkreipė dėmesį, kad neteisinga būtų ieškoti žmogaus protėvių, pačios socialinės būtybės gamtoje, tarp nesocialių gyvūnų. Beždžionių protėvių banda išsivystė į socialinį elgesį veikiant ypatingam veiksniui. Toks veiksnys buvo darbas, glaudžiai susijęs su rankos virtimu darbo organu. Darbas padėjo suvienyti visuomenės narius; jie kolektyviai apsisaugojo nuo gyvūnų, medžiojo ir augino vaikus. Vyresnieji draugijos nariai mokė jaunuosius rasti natūralios medžiagos ir gaminti įrankius, mokė medžioklės ir ugnies išsaugojimo būdų. Plėtojant darbo procesą, vis aiškesnė buvo savitarpio paramos ir savitarpio pagalbos nauda.

Seniausi medžioklės ir žūklės įrankiai liudija, kad mūsų protėviai jau ankstyvosiose stadijose vartojo mėsą. Apdorotas ir virtas ant ugnies sumažino kramtymo aparato stresą. Parietalinis herbas, prie kurio beždžionėms pritvirtintos galingos kramtomosios gumos, prarado biologinę reikšmę, tapo nenaudingas ir natūralios atrankos procese palaipsniui išnyko; dėl tos pačios priežasties žarnyne sutrumpėjo perėjimas nuo augalinio maisto prie mišraus maisto. Ugnies naudojimas padėjo apsisaugoti nuo šalčio ir gyvūnų.

Gamtos pažinimo sukaupta gyvenimo patirtis buvo tobulinama iš kartos į kartą. Draugijos gyvenimo metu atsirado puikios galimybės bendrauti tarpusavyje: bendra visuomenės narių veikla sukėlė poreikį signalizuoti gestais ir garsais. Pirmieji žodžiai buvo susiję su darbo operacijomis ir reiškė veiksmą, darbą, o objektų pavadinimai atsirado vėliau. Neišsivystę žmogaus protėvių gerklų ir burnos aparatai dėl paveldimo kintamumo ir natūralios atrankos buvo paversti artikuliuoto žmogaus kalbos organais. Žmogus, kaip ir gyvūnai, suvokia išorinio pasaulio signalus tiesiogiai stimuliuodamas jutimo organus - tai pirmoji signalizacijos sistema. Bet žmogus sugeba suvokti signalus žodžiu - jis turi antrą signalų sistemą. Tai yra kokybinis skirtumas tarp didesnio žmonių ir gyvūnų nervinio aktyvumo.

Kalbos atsiradimas sustiprino mūsų protėvių bendravimą bendro darbo proceso pagrindu ir, savo ruožtu, prisidėjo prie socialinių santykių plėtros. Mūsų protėvių evoliucija vyko kartu veikiant socialiniams ir biologiniams veiksniams. Natūralioji atranka pamažu prarado savo reikšmę žmonių visuomenės evoliucijoje. Visi vis sudėtingesni darbo procesai - įrankių ir namų apyvokos daiktų gamyba, kalbos ir gestų, veido išraiškos formavimas, prisidėjo prie smegenų ir jutimo organų vystymosi.

Smegenų, mąstymo, sąmonės raida kartu skatino darbo ir kalbos tobulėjimą. Darbo patirties kartos kartos buvo įgyvendinamos vis išsamiau. Tik visuomenėje žmogaus mąstymas galėjo pasiekti tokį aukštą išsivystymą.

Jei paveldimos žmogaus morfologinės ir fiziologinės savybės, tai kolektyvinio darbo, mąstymo ir kalbos gebėjimai niekada nebuvo paveldėti ir dabar neperduodami. Šios specifinės savybės istoriškai atsirado ir patobulėjo veikiant socialiniams veiksniams ir kiekviename žmoguje vystosi jo individualaus vystymosi procese tik visuomenėje auklėjimo ir švietimo dėka.

Taigi antropogenezės varomosios jėgos buvo biologiniai veiksniai (paveldimas kintamumas, kova už egzistavimą ir natūrali atranka) ir socialiniai (veiksniai (darbas, socialinis gyvenimo būdas, kalba ir mąstymas).

Gaunamasis valdymas:

	klausimas	Galimas atsakymas
	Sprendimas:	a) Bet kokių medžiagų koncentracija, kaupimas tam tikra tvarka.
	Koacervacija:	b) Medžiagos absorbcija iš skystos terpės kietosios medžiagos, paprastai turinčios didelį plotą, paviršiaus sluoksniu.
	Koacervatas:	c) Skysti burbuliukai, apsupti baltymų plėvelėmis, susidarantys maišant vandeninius baltymų tirpalus.
	Lapės mikrosferos:	d) Didesnės medžiagų koncentracijos tirpalo fazė, tam tikru būdu apsupta orientuotų vandens dipolių.
	Adsorbcija:	e) Didelės molekulinės masės junginių tirpalo atskyrimas į fazes, kuriose yra didesnė ir mažesnė molekulių koncentracija.
	Koncentracija:	f) Vienarūšiai dviejų ar daugiau medžiagų mišiniai, kurie tirpiklyje pasiskirsto atskirų atomų, jonų ar molekulių pavidalu.

Darbo eiga:

1 užduotis

Perskaitykite tekstą „Gyvybės atsiradimo Žemėje teorijų įvairovė“, užpildykite rezultatus lentelėje:

Atsakyk į klausimą: Kokios teorijos laikotės jūs asmeniškai? Kodėl?

2 užduotis

Perskaitykite tekstą „Žmogaus kilmės hipotezės“, užpildykite rezultatus lentelėje:

Atsakyk į klausimą: Kokios nuomonės apie žmogaus kilmę jums artimiausios? Kodėl?

3 užduoties numeris

Vadove raskite žmonių ir didžiųjų beždžionių panašumų ir skirtumų aprašymą, rezultatus užpildykite lentelėje:

„Skirtumas tarp žmogaus ir beždžionių“

Palyginti bruožai	Asmuo	Didžiosios beždžionės
Skeleto struktūros ypatybės
Kaukolė
Viršutinės arkos
Kūno padėtis einant
Stuburas
Šonkaulių narvas
Rankos ilgis
Nykštys
Riešą
Pėda
Dubens
Rankos funkcija
Gyvenimo būdas
Santykis su aplinka
Didesnė nervų veikla (smegenų funkcija)
Smegenų struktūros ypatumai
Bendravimo priemonės

1 priedėlis

2 priedas

3 priedėlis

Išvesties valdymas:

Raskite sąvokos ir jos apibrėžimo atitikimą, atsakymus užpildykite lentelėje:

	klausimas	Galimas atsakymas
	Vyriausias vyras:	A. Judėjimas ant žemės užpakalinėmis kojomis leido atlaisvinti rankas apsaugai ir maistui.
	Neandertalietis:	B. Pirmieji šiuolaikiniai žmonės, pasižymintys stačia laikysena ir turintys aiškią kalbą.
	Kromagnonas:	B. Žmonių, gyvenusių mažiau nei prieš 200 tūkstančių metų, grupė.
	Ėjimas tiesiai:	D. Heterogeninė žmonių grupė, priklausanti Žmogaus genčiai, įskaitant Pitekantropą, Sinantropą ir kt. Gyveno maždaug prieš milijoną metų.
	Visų gyvybiškai svarbių tos pačios rūšies asmenų procesų panašumas:	E. Žmogaus bendravimo tipas, kai kalbos priemonių naudojimas bendravimui įgyja stabilų konceptualų pobūdį.

4 priedas

Padarykite bendrą išvadą, atsižvelgdami į šiame darbe jums iškeltus tikslus.

Nuorodų sąrašas:

Pagrindiniai šaltiniai:

1. Zacharovas V.B., Mamontovas S.G., Soninas N.I. Bendroji biologija. 10 cl. Darbaknygė. - M., 2009 m.
2. Kamensky A.A., Kriksunov E.A., Pasechnik V.V. Bendroji biologija. 10-11 kl. - M., 2009 m.
3. Konstantinovas V.M., Riazanova A.P. Bendroji biologija. Vadovėlis. atvirojo kodo programinės įrangos vadovas. - M., 2010 m.
4. Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshchilina E.N. Bendroji biologija. 10 cl. Vadovėlis. - M., 2010 m.
5. Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshchilina E.N. Bendroji biologija. 11 kl. Vadovėlis. - M., 2010 m.
6. Čebyševas N.V. Biologija. Vadovėlis SSUZ. - M., 2010 m.

Interneto šaltiniai:

1.www.twirpx.com - mokomoji medžiaga;

2. tana.ucoz.ru- Asmeninė biologijos mokytojo svetainė;

3. www.amgpgu.ru - Paskaitų kursas;

4. www.uchportal.ru - mokytojo portalas;

5. http://o5-5.ru - 5 ir 5 mokomoji medžiaga;

6.http: //pptx.ru/ - „PowerPoint“ pristatymų rinkinys.

Papildomi šaltiniai:

Panaši informacija.

§ 1. Sprendimai (apibrėžimas). Susikaupimas.

Sprendimaivadinamos fazėmis, kurių sudėtis gali būti nuolat keičiama (esant tam tikroms riboms), t.y., kintamos sudėties 2 fazės. Taigi tirpalai yra homogeniški dviejų ar daugiau medžiagų molekulių (tam tikrais atvejais - ir atomų, jonų) mišiniai, tarp kurių vyksta fizinė ir dažnai cheminė sąveika.

Bet kurio junginio molekulių susiejimas ir tirpinimas (ištirpusios medžiagos ir tirpiklio molekulių sujungimas į trapius kompleksus), dėl kurio nesudaro ypač didelių asocijuotų medžiagų, nepažeidžia tirpalo homogeniškumo.

Mišiniai, kuriuose vienos iš mišinio sudedamųjų dalių dalelės susideda iš daugybės molekulių ir paprastai yra sudėtingos paviršiaus sluoksnio struktūros mikrokristalai, turi skirtingą pobūdį. Tokie mišiniai yra nevienalyti, nors iš pirmo žvilgsnio gali atrodyti vienalyčiai. Jie yra mikroheterogeniški. Šie mišiniai vadinami išsklaidytos sistemos.Galimi nuolatiniai perėjimai tarp abiejų mišinių klasių. Tačiau antroji mūsų kurso dalis skirta išsamiam disperguotų sistemų savybių aptarimui.

Sprendimai, kaip taisyklė, yra termodinamiškai stabilūs ir jų savybės nepriklauso nuo ankstesnės istorijos, o išsklaidytos sistemos labai dažnai būna nestabilios ir rodo polinkį į savaiminius pokyčius.

Paprasčiausi tirpalo komponentai, kuriuos galima išskirti gryna forma ir sumaišant, kuriuos galite gauti bet kokios įmanomos sudėties tirpalais, bus vadinami tirpalo komponentais.

Daugeliu atvejų jų skirstymas į tirpiklį ir ištirpintą tirpalą yra savavališkas. Paprastai komponentas, kurio perteklius, palyginti su kitais, vadinamas tirpikliu, o likę komponentai - tirpiais. Taigi, jūs galite turėti alkoholio ar sieros rūgšties tirpalus vandenyje ir vandens tirpalus alkoholyje arba sieros rūgštyje. Jei vienas iš tirpalo komponentų yra skystis, o kiti yra dujos ar kietosios medžiagos, tai skystis laikomas tirpikliu.

Pagrindiniai tirpalo būsenos parametrai kartu su slėgiu ir temperatūra yra koncentracija,tai yra santykinis komponentų kiekis tirpale. Koncentracijos gali būti išreikštos įvairiais būdais skirtingais vienetais: komponentų kiekiai gali būti susieti su žinomu tirpalo ar tirpiklio kiekiu, ištirpusių medžiagų kiekiai gali būti išreikšti svorio vienetais ir moliais; tirpiklio ar tirpalo kiekis - svorio vienetais, moliais ir tūrio vienetais.

Apsvarstykime keletą dažniausiai naudojamų tirpalų koncentracijos matavimo metodų ir vienetų. Šiuo atveju žymime komponentų mases, išreikštas gramais („svorio“ kiekiais), per m 1 , m 2, ..., m i , o komponentų masių suma yra  m i ; gramų molekulių ar komponentų molių skaičius - per n 1 , n 2 , ..., n i , o jų suma yra  n i ; tirpalo tūris - per V, grynų komponentų tūriai - per V 1 , V 2 ... V i . Indeksas 1 reiškia tirpiklį tais atvejais, jei vieną iš tirpalo komponentų galima vienareikšmiškai pavadinti tokiu.

Medžiagų kiekiai nurodo žinomą tirpalo kiekį.

1. Masės dalisW i – komponento masė tirpalo masės vienetui:

(IV, 1a)

Masės procentas P i Ar komponento masė šimte tirpalo masės vienetų:

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

2. Kurmio dalisx – komponento molių skaičius viename tirpalo molyje:

(IV, 1c)

Apgamų frakcijos yra patogiausios tiriant teoriškai (termodinamiškai). Iš išraiškos (IV, 1c) matyti, kad

x i = 1

3. Tūrio dalis i Ar gryno komponento tūris tirpalo tūrio vienete:

(IV, 1d)

4. Molinio tūrio koncentracija - moliarumas С i - komponento molių skaičius tirpalo tūrio vienete:

(IV, 1e)

Tuo atveju, kai tirpalo tūrio vienetas yra litras, vadinama molinė tūrio koncentracija moliarumas.

5. Apgamo svorio santykis -komponento molių skaičius, remiantis žinomu kito komponento, paprastai tirpiklio, svorio kiekiu. Vadinamas molinis svorio santykis, išreikštas komponento molių skaičiumi 1000 g tirpiklio moliškumasM i :

(IV, 1e)

Koncentracijos taip pat gali būti išreikštos kitais vienetais.

Galite pereiti nuo vieno koncentracijos vieneto prie kito, sudarydami šių vienetų santykio lygtį. Koncentracijos tūrinius vienetus paverčiant svoriu arba moliais ir atvirkščiai, turi būti žinomas tirpalo tankis. Reikėtų prisiminti, kad tik labai praskiestuose tirpaluose (tai yra komponentui, kurio kiekis yra nedidelis, palyginti su kitais), koncentracijos, išreikštos skirtingais vienetais, yra proporcingos viena kitai.

§ 2. Dėl tirpalų molekulinės struktūros

Dabar atsisakyta skysčio, kaip visiškai amorfinės fazės, kurioje molekulės yra išdėstytos chaotiškai, kaip dujų molekulės, sampratos. Šviesos ir rentgeno spinduliuotės sklaidos tyrimai parodė, kad skysčiai turi kristalų struktūros elementų (vadinamojo trumpojo nuotolio tvarkos buvimas molekulių išsidėstyme) ir šiuo atžvilgiu yra tarpinis susidarymas tarp kietų kristalų ir dujų. Kai skystis įkaista, jo struktūros panašumas su kristalais mažėja, o panašumas į dujas padidėja.

Sąveika tarp molekulių atskiruose skysčiuose yra daugiausia van der Waalso sąveika... Šiuo pavadinimu sujungiami keli tarpmolekulinės traukos tipai, kurie yra specialūs elektrostatinės sąveikos atvejai. Tai apima: orientacinę trauką tarp molekulių su pastoviu dipoliu, indukcinį trauką tarp molekulių su pastoviu dipoliu ir molekulių su indukuotu dipoliu bei dispersišką trauką tarp momentinių molekulių dipolių, kurių momentas svyruoja apie nulį.

Visų nurodytų sąveikos tipų molekulių tarpusavio traukos energija yra atvirkščiai proporcinga šeštai atstumo tarp jų galiai. Ši sąveika kai kuriais atvejais sukelia skysčių molekulių (vadinamųjų susijusių skysčių) asociaciją. Tarp susijusių skysčių molekulių susidaro nestabilios jungtys. Tokios jungtys apima vandenilio jungtį, kuri atsiranda dėl vienos molekulės protono elektrostatinės traukos į kitos molekulės anijoną arba elektronegatyvų atomą (daugiausia prie fluoro, deguonies, azoto, chloro atomų).

Molekulių traukai priešinasi atstumimas, kuris yra svarbus mažais atstumais ir daugiausia dėl elektronų apvalkalų sąveikos. Šis atstumimas kartu su šiluminiu judesiu subalansuoja trauką. Taigi nustatomi vidutiniai pusiausvyros atstumai tarp judančių (svyruojančių, besisukančių ir kartais judančių) skysčio molekulių.

Termodinaminis skysčio molekulinės sąveikos matas gali būti kiekis ( U/  V) P .

Tirpale kartu su vienos iš komponentų (homogeninių molekulių) molekulių sąveika vyksta skirtingų komponentų (skirtingų molekulių) molekulių sąveika. Šios sąveikos, jei nėra cheminės reakcijos, kaip ir gryname skystyje, yra van der Waalsas. Tačiau ištirpusios medžiagos (antrojo komponento) molekulės, keisdamos tirpiklio molekulės (pirmojo komponento) aplinką, gali žymiai pakeisti pastarųjų molekulių sąveikos intensyvumą ir pačios sąveikauja kitaip nei gryname antrame komponente. Sąveika tarp skirtingų molekulių gali vykti skirtingais būdais nei homogeninių molekulių sąveika.

Konkuruoja tendencijos į asociaciją (jungiasi vienarūšės molekulės) ir solvatą (jungiasi į skirtingas molekules).

Kaip pavyzdžius panagrinėkime diagramas, vaizduojančias kai kurių dvejetainių skysčių sistemų savybių priklausomybę nuo jų sudėties, pagal kurias galima nustatyti cheminio junginio buvimą tarp tirpalo komponentų. 4 paveiksle parodyti maišymo šilumos izotermai ( Klausimas) komponentai, tūrinis suspaudimas (  V) sumaišius ir klampą (  ) piperidino - alilo garstyčių aliejaus (C 3 N 5 NCS) tirpalai. Visos savybės rodo daugiau ar mažiau staigų lūžį, kai komponentų santykis yra 1: 1. Maksimalus lūžio taškas, vadinamas vienaskaitos taškas,rodo stipraus cheminio junginio, kuriame yra komponentų nurodytu santykiu, susidarymą.

4 pav. Kai kurių C 3 H 5 NCS - C 5 H 10 NH tirpalo savybių priklausomybė nuo kompozicijos.

Taigi fizikinė ir cheminė vienfazių skysčių sistemų analizė kai kuriais atvejais aiškiai rodo tam tikrų cheminių junginių egzistavimą. Daugeliu atvejų negalima nustatyti tam tikrų junginių buvimo tirpale.

§ 3. Apie sprendimų teorijas

Ilgą laiką ištirpimas pirmiausia buvo vertinamas kaip cheminis procesas. DI Mendelejevas taip pat laikėsi šios nuomonės, neatsižvelgdamas į skysčių mišinį, kuris yra panašaus pobūdžio (pavyzdžiui, angliavandenilių mišinys). Kitokį ištirpimo proceso požiūrį sukūrė vienas ryškiausių „fizinės“ sprendimų teorijos atstovų VF Aleksejevas, kuris (1870 1880) išdėstė aiškų ištirpimo požiūrį kaip bendrą molekulinio judėjimo ir abipusio molekulių sukibimo sumą. Aleksejevas cheminę sąveiką laikė svarbiu, bet ne būtinu tirpimo veiksniu ir ginčijosi su Mendelejevu.

Vėliau Mendelejevas pripažino svarbų fizinio veiksnio vaidmenį formuojant sprendimus, tačiau pasisakė prieš kraštutinį, grynai fizinį požiūrį į sprendimų pobūdį. Fizinė tirpalų teorija buvo ypač išplėtota praėjusio šimtmečio 80-aisiais, atsižvelgiant į sėkmę tiriant praskiestus tirpalus (Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald). Buvo sukurta pirmoji kiekybinė tirpalų teorija, susieta su tirpiklio, kaip inertiniame tirpiklyje sklindančių dujų, samprata. Tačiau netrukus buvo atrasta, kad Van't Hoff - Arrhenius kiekybinė teorija galioja tik labai praskiestiems tirpalams. Daugybė faktų nurodė sprendimo komponentų sąveiką. Visi bandymai apsvarstyti bet kokios koncentracijos sprendimus vienu požiūriu lėmė poreikį atsižvelgti į cheminį veiksnį.

Pastaraisiais dešimtmečiais kova tarp dviejų požiūrių užleido kelią abiejų veiksnių svarbos pripažinimui ir neįmanoma jiems priešintis. Tačiau dėsnių, apimančių įvairių medžiagų tirpalų savybes, sudėtingumas ir įvairovė daro sprendimų teoriją sunkiausia molekulinės fizikos ir cheminių ryšių tyrimo problema.

Nukrypimai nuo paprasčiausių savybių lemia, pavyzdžiui, molekulių poliškumą. Poliarinių molekulių tirpaluose atsiranda asociacijos ir solvacijos reiškiniai, dėl kurių tirpalo savybės tampa sudėtingesnės. Tirpalo savybių nukrypimus nuo paprasčiausio lemia ir cheminė tirpalo komponentų sąveika. Paprastai tai lydi šilumos išsiskyrimas ir sumažėja komponento molekulių, kurios dalinai susietos į sudėtingesnius junginius, perėjimo į dujų fazę tikimybė.

V SKYRIUS. PUSIAUSALYBĖ: SKYSTASIS TIRPALAS - PATURINTAS GARAS

§ 1. Dviejų skysčių tirpalų prisotintų garų slėgis

Dujų fazėje, esančioje pusiausvyroje su skystu tirpalu (prisotintais garais), paprastai yra visi tirpalo komponentai, o sočiųjų garų slėgis, kuris taip pat dažnai vadinamas garų slėgiu, yra komponentų dalinių slėgių suma 3. Tačiau atskiros sudedamosios dalys tam tikroje temperatūroje dažnai yra nepastovios ir dujinėje fazėje jų praktiškai nėra.

Bendras sočiųjų garų slėgis (bendrasis arba bendrasis slėgis) ir dalinis slėgis yra temperatūros ir tirpalo sudėties funkcijos. Esant pastoviai temperatūrai, komponentų A ir B dvejetainio tirpalo būseną lemia vienas kintamasis - vieno iš komponentų koncentracija.

Patogus koncentracijos matas yra apgamo dalis. Pažymėsime apgamo dalį x 2 antrasis komponentas tirpale per x.Akivaizdu, kad pirmojo komponento molinė dalis x 1 = 1 – x.Pokyčių ribos x 1 ir x 2 yra nulis ir vienas; todėl schema, rodanti tirpalo garų slėgio priklausomybę nuo jo sudėties (slėgio ir sudėties diagrama), turi ribinį pratęsimą. Vienas iš galimų diagramų tipų P – x dviejų skysčių, sumaišytų visais atžvilgiais (molinė frakcija), tirpalui xima bet kokią vertę - nuo nulio iki vienos), parodyta 5 pav. Kraštutiniai kreivės taškai P = f(x) yra sočiųjų grynų skysčių garų slėgis ir ... Bendras garo slėgis esant bet kokiai vertei xlygus komponentų dalinio slėgio sumai: P = P 1 + P 2 .

Sočiųjų garų sudėtis nustatoma pagal molines komponentų dalis garų fazėje x " 1 ir x " 2 ,. Apibrėžiant dalinius dydžius (Daltono lygtis):

x " 1 = x " 2 =

§ 2. Raulo dėsnis. Idealūs sprendimai. Itin praskiesti tirpalai

Paprasčiausiu atveju tirpiklio garų dalinio slėgio priklausomybė nuo dvejetainio tirpalo sudėties yra tokia:

Dalinis tirpiklio slėgis garų fazėje yra proporcingas jo molinei frakcijai tirpale.

5 pav. Dvejetainio tirpalo bendrasis ir dalinis garų slėgis: dibromopropanas - dibrometanas. Dalinis slėgis diagramoje P – x vaizduojami tiesiomis linijomis.

(V, 1) lygčiai gali būti suteikta kitokia forma:

(V, 2)

Santykinis dalinio tirpiklio slėgio sumažėjimas garų fazėje yra lygus ištirpusios medžiagos molinei frakcijai (antrasis komponentas). (V, 1) ir (V, 2) lygtys yra išraiškos raulo dėsnis (1886). Raoult'o dėsnis, išreikštas lygtimi (V, 1), yra taikomas tokiems tirpalams, kurių sotieji garai elgiasi kaip idealios dujos, ir tik nedaugelis sprendimų šio dėsnio laikosi pakankamai tiksliai, esant bet kokiai koncentracijai (t. Y. Esant vertėms). xsvyruoja nuo 0 iki 1).

Paprastai didėjant temperatūrai (nors sočiųjų garų slėgis yra santykinai mažas), nukrypimai nuo Raoult dėsnio formos (V, 1) sumažėja. Tačiau esant pakankamai aukštai temperatūrai, kai tirpalo sočiųjų garų slėgis yra labai didelis, (V, 1) lygtis tampa netiksli, nes garų nuokrypiai nuo idealiųjų dujų dėsnio didėja.

Vadinami sprendimai, kurie pagal Raoult dėsnį (V, 1) lygties pavidalu pateikia bet kokią koncentraciją ir bet kokią temperatūrą idealūs (tobuli) sprendimai,tai yra pats paprasčiausias skystų tirpalų tipas.

Lengva parodyti, kad jei tirpiklio garų (V, 1) lygybė tenkinama, tada analogišką lygtį reikia stebėti ir antrojo, ištirpusio komponento garams.

(V, 3)

(V, 1) ir (V, 3) lygtys atspindi idealių sprendimų dalinio slėgio savybes esant žemam slėgiui. Šių lygčių rinkinys vadinamas sujungė Raulo dėsnį – Henris.Apskritai, norint gauti daugiakomponentinį idealų sprendimą esant žemam slėgiui, gauname:

(V, 4)

(V, 1), (V, 3) ir (V, 4) lygtys taip pat taps pradiniu tašku tiriant idealių sprendimų termodinamines savybes esant žemam slėgiui.

Idealaus dvejetainio tirpalo bendras garų slėgis yra

taip pat yra tiesinė apgamo dalies funkcija.

Idealių tirpalų pavyzdžiai (žr. 5 pav.) Yra mišiniai: benzenas - toluenas, benzenas - dichloretanas, heksanas - oktanas ir kiti.

Idealaus tirpalo ir jo sočiųjų garų kompozicijos yra skirtingos, t.y. x.Šiuo atveju lengva rasti ryšį tarp ir x.Iš tiesų, antrojo komponento koncentracija garuose
. Pakeičiant vertę šioje išraiškoje P 2 iš Raoult'o dėsnio ((V, 3) lygtis) ir vertės P iš (V, 5) lygties gauname:

(V, 6)

Iš to aišku, kad \u003d xtik tada, kai abiejų grynų komponentų prisotinti garų slėgiai yra vienodi, t
.

3 dalis. Tikri sprendimai. Teigiami ir neigiami nukrypimai nuo Raulo dėsnio

Raulo įstatymas netinka realiems sprendimams. Šių tirpalų dalinis slėgis yra didesnis arba mažesnis nei idealių tirpalų garų slėgis. Pirmuoju atveju vadinami nukrypimai nuo Raulo dėsnio teigiamas(bendras garų slėgis yra didesnis nei priedo vertė), o antruoju atveju - neigiamas(bendras garų slėgis yra mažesnis nei priedo vertė).

Tirpalų, kurių teigiami nukrypimai nuo Raoult dėsnių, pavyzdžiai yra tirpalai: acetonas - etilo alkoholis, benzenas - acetonas, vanduo - metilo alkoholis.

6 pav. Garų slėgio virš 6 C 6 H 6 - (CH 3) 2 CO tirpalo diagrama.

6 paveiksle parodyta schema P – xvienam iš šių tirpalų (benzenas - acetonas).

Tirpalai, turintys neigiamų nukrypimų nuo Raoult'o dėsnių, yra, pavyzdžiui, tirpalai: chloroformas - benzenas, chloroformas - dietilo eteris.

Garų slėgio diagrama virš chloroformo - dietileterio tirpalo parodyta 7 paveiksle.

7 pav. Garų slėgio virš tirpalo (C 2 H 5) 2 O - CHCl 3 diagrama.

Bendros slėgio vertės P šiose sistemose keičiasi vertė monotoniškai x.Jei nukrypimai nuo idealių sprendimų dėsnio yra dideli, tada viso garų slėgio kreivė praeina per didžiausią arba mažiausią.

Teigiamus ir neigiamus realių sprendimų nukrypimus nuo Raulo dėsnio lemia įvairūs veiksniai. Jei skirtingos tirpale esančios molekulės viena kitą pritraukia mažesne jėga nei vienalytės, tai palengvins molekulių perėjimą iš skystos fazės į dujų fazę (palyginti su grynais skysčiais) ir bus pastebėti teigiami nukrypimai nuo Raoult dėsnio. Skirtingų molekulių tarpusavio traukos padidėjimas tirpale (solvatas, vandenilio jungčių susidarymas, cheminio junginio susidarymas) apsunkina molekulių perėjimą į dujų fazę, todėl bus pastebėti neigiami nukrypimai nuo Raoult dėsnio.

Reikėtų nepamiršti, kad veiksniai, sukeliantys teigiamus ir neigiamus nuokrypius, sprendime gali veikti vienu metu, todėl pastebėti nukrypimai dažnai yra priešingo ženklo nukrypimų rezultatas. Tuo pačiu metu veikiami priešingi veiksniai ypač akivaizdūs sprendimuose, kuriuose nukrypimų nuo Raoult-Henry dėsnio ženklas keičiasi pasikeitus koncentracijai.

§ 4. Pusiausvyros skysčio - garų schemos dvejetainėse sistemose. Pirmasis Konovalovo įstatymas. Frakcinis distiliavimas

5,6,7 paveiksluose bendras dvejetainio tirpalo garų slėgis buvo pateiktas kaip tirpalo sudėties funkcija. Kaip argumentą taip pat galite naudoti garų sudėtį, nustatytą dalinio slėgio kreivėse ir skirtingą nuo skysto tirpalo sudėties. Tokiu būdu galite gauti antrą tos pačios sistemos savybės - bendro tirpalo sočiųjų garų slėgio kreivę, priklausomai nuo kito argumento - garų sudėties.

8 paveiksle parodyta dvejetainio tirpalo - garų pusiausvyros izotermo schema. Bet kuris diagramos plokštumos taškas apibūdina bendrą sistemos sudėtį (koordinatė x) ir slėgis (koordinatė P) ir yra vadinamas vaizdinis taškas.Viršutinė kreivė rodo sočiųjų garų slėgio priklausomybę nuo skysčio kompozicijos, o apatinė kreivė rodo sočiųjų garų slėgio priklausomybę nuo garų kompozicijos. Šios kreivės padalija diagramos plokštumą į tris laukus. Viršutinė paraštė apima vertes x irP, kurioje yra tik viena skystoji fazė - kintamos sudėties tirpalas. Apatinis laukas atitinka kintamos sudėties dujų mišinį. Bet koks vaizdinis taškas viršutinėje ir apatinėje paraštėse vaizduoja vienos realaus gyvenimo fazės būseną. Laukas , tarp dviejų kreivių atitinka dviejų fazių sistemą. Sistema, kurios slėgį ir sudėtį rodo šiame lauke esantis vaizdinis taškas, susideda iš dviejų fazių - tirpalo ir prisotinto garo. Šių fazių sudėtį lemia taškų, esančių ties izobarinės sankryžos, einančios per sistemos vaizdinį tašką su viršutine ir apatine kreivėmis, koordinatės. Pavyzdžiui, sistema, kuriai būdingas vaizdinis taškas k, susideda iš dviejų pusiausvyros fazių, kurių sudėtį lemia taškai irir b. Taškas irgulėjimas ant apatinės kreivės apibūdina sočiųjų garų sudėtį ir tašką b, gulint ant viršutinės kreivės yra tirpalo sudėtis. Apatinė kreivė vadinama garų šaka, viršutinė - skysta šaka.

8 pav. Kompozicijos diagrama - dvejetainės sistemos slėgis.

Su izoterminiu nesočiųjų kompozicijos garų suspaudimu x 1 vaizdinis sistemos taškas juda aukštyn vertikaliai, taške prasideda garų kondensatas ir(8 pav.) Esant žinomam slėgiui P... Pirmieji skysčio lašai turi kompoziciją x 2 ; gautame skystyje yra mažiau komponento A nei kondensuojančių garų.

Su izoterminiu slėgio sumažėjimu, kompozicijos skystis x 3 taške pradės garuoti d, suteikianti garo kompoziciją x 4 (punktas e);susidarančiuose garuose yra daugiau komponento A nei garuojančio skysčio. Vadinasi, garuose komponentas A visada vyrauja, palyginti su skysčiu, esančiu pusiausvyroje su juo, kurio pridėjimas prie sistemos, kaip matyti iš diagramos, padidina bendrą garų slėgį.

Remiantis tuo, kas pasakyta, galima lengvai padaryti tokią išvadą: sočiųjų garų, palyginti su pusiausvyros tirpalu, komponentas yra gana turtingas, kurio pridėjus sistemą, padidėja bendras garo slėgis. Tai - pirmasis Konovalovo įstatymas (1881), kuris galioja visiems stabiliems sprendimams.

Panagrinėkime tirpalų garavimo ir kondensacijos reiškinius, taip pat naudodamiesi izobarinės diagramos virimo temperatūra - tirpalo sudėtis.

Diagramos t ryšulys. - xgali būti nubrėžtas iš eksperimentinių duomenų arba turintis daug izoterminių diagramų P – x.Kiekvienoje diagramoje P - x,pastatyti tam tikroje temperatūroje, suraskite kartu egzistuojančio tirpalo ir garo kompozicijas esant tam tikram slėgiui. Pagal gautą iš visų izotermų P - xtam tikro slėgio sudarymo vienos izobarinės diagramos duomenys t ryšulys. - x.

Schema t ryšulys. - xschematiškai parodyta 9 pav. Kadangi komponentas A turi didesnį sočiųjų garų slėgį (8 pav.) Esant žemesniam slėgiui virimo temperatūra yra žemesnė ( ), tada schema t ryšulys. - xschemos atžvilgiu atrodo kaip veidrodis P – x(yra tik kokybinis panašumas).

Viršutinė paraštė diagramoje t ryšulys. - xatitinka garą, o apatinis - skystį. Viršutinė kreivė yra garų šaka, o apatinė - skystoji.

9 pav. Virimo taško diagrama - dvejetainės sistemos sudėtis.

Rektifikavimo kolonose nuoseklūs distiliavimai sujungiami į vieną automatizuotą procesą, dėl kurio skysto tirpalo komponentai atskiriami (taisymas).Pramoninis naftos atskyrimas į frakcijas (pirminis naftos perdirbimas) yra pagrįstas nurodytu procesu.

Apibendrindami pateikiame dar vieną pirmojo Konovalovo įstatymo formuluotę:

Esant pusiausvyrai su skystu dvejetainiu tirpalu prisotintuose garuose, santykinis komponento kiekis yra didesnis, kuris esant T = konst turi didesnę sočiųjų garų slėgio vertę, palyginti su kitu komponentu arba esantP = konst virimo temperatūra yra žemesnė, kitaip tariant, garai yra palyginti turtingesni lakesnio komponento, palyginti su skysčiu.

Yra keletas sprendimų klasifikacijų. Termodinamikos požiūriu patartina atskirti sprendimus idealus ir netobulas ar tikras... Idealiuose sprendimuose kiekvieno komponento vidinė energija nepriklauso nuo koncentracijos, o ištirpus molinis tūris nesikeičia. Šiuo atveju komponentai sumaišomi kaip idealios dujos, o entropijos padidėjimą galima apskaičiuoti naudojant idealių dujų tipines lygtis. Čia nėra dalelių sąveikos jėgų, o medžiagos maišosi neišskirdamos ar absorbuodamos šilumą.

Tiriant sprendimus, modelių metodas yra plačiai naudojamas. Paprasčiausias modelis yra idealus sprendimas. Idealūs sprendimai paprastai skirstomi į dvi grupes: skiedžiamas (tiksliau, be galo skiedžiamas) ir tobulas.

Idealaus tirpalo susidarymas nėra susijęs su tūrio, šiluminio efekto ar cheminės sąveikos pokyčiais. Tokie sprendimai susidaro paprastu fiziniu maišymu

(ΔH cm \u003d 0; ΔV cm \u003d 0). Tokie tirpalai gaunami maišant nepolinius skysčius su panašaus stiprumo molekuliniais laukais. Tokiuose mišiniuose nėra tirpimo reiškinių, taigi nėra terminio tirpimo efekto ir nėra sistemos koncentracijos. Tirpalo tūris yra lygus sumaišytų komponentų tūrio sumai. Tai idealūs arba tobuli sprendimai.

Jų vaidmuo sprendimų teorijoje yra panašus į idealių dujų vaidmenį (todėl jie vadinami idealiaisiais sprendimais).

Idealūs sprendimai yra gana dažni. Pavyzdys: angliavandenilių izomerų (oktanų ir kt.) Maišymas. Benzinas, žibalas, benzeno ir tolueno mišinys - idealūs sprendimai yra įvairių angliavandenilių (skysčių) mišinys. Idealūs sprendimai pasižymi paprastais molekuliniais mišiniais. Prie jų priartėja „fizinė“ sprendimų teorija. Fizinę sprendimų teoriją XIX amžiuje pasiūlė Van'tas Hoffas ir Arrheniusas. Pagal šią teoriją tirpiklis laikomas terpe, kurioje ištirpus medžiagai, jos molekulės tolygiai pasiskirsto visame tirpalo tūryje, tarpmolekulinės sąveikos nėra.

Raulio dėsniai... Svarbiausia skystoje ar kietoje būsenoje esančios medžiagos savybė yra sočiųjų garų slėgis, šis slėgis yra medžiagos konstanta, kuri lemia pusiausvyrą tarp skysčio ir garų, kietosios medžiagos ir garų. Pati pusiausvyra pasiekiama, kai garavimo procesus kompensuoja kondensacijos procesai. Kaitinant garų slėgis padidėja.

Praskiestiems tirpalams santykinis tirpiklio (A) garų slėgio sumažėjimas yra skaitinis, lygus ištirpusios medžiagos (B) molinei daliai (pirmasis Raoulto dėsnis).

Kur R A 0 - gryno tirpiklio garų slėgis; RA yra tirpiklio garų slėgis ant tirpalo; XA yra molio tirpiklio dalis; X B yra ištirpusios medžiagos molinė dalis.

Taigi praskiestiems tirpalams tirpiklio garų slėgis yra proporcingas jo molinei frakcijai tirpale.

Atsiranda Raulo dėsnis dvi pasekmės... Pasak vieno iš jų tirpalo virimo temperatūra yra aukštesnė nei tirpiklio virimo temperatūra.Taip yra dėl to, kad sočiųjų tirpiklio garų slėgis virš tirpalo tampa lygus atmosferos slėgiui (skysčio virimo būklei) esant aukštesnei temperatūrai nei gryno tirpiklio atveju. Virimo temperatūros padidėjimas ΔT ryšulys yra proporcingas tirpalo moliškumui: c m. ΔT virimas \u003d K e s m, kur K e yra tirpiklio ebulioskopinė konstanta

Pagal antroji pasekmė pagal Raoult dėsnį tirpalo užšalimo temperatūra (kristalizacija) yra žemesnė nei gryno tirpiklio užšalimo temperatūra (kristalizacija). Taip yra dėl mažesnio tirpiklio garų slėgio virš tirpalo nei virš tirpiklio. Šaldymo (kristalizacijos) temperatūros žeminimas ΔT deputatas yra proporcingas tirpalo moliškumui: ΔT pavaduotojas \u003d K iki c m, kur K yra tirpalo krioskopinė konstanta.

Būsenos diagrama yra grafinis santykio tarp įvairių dydžių, apibūdinančių sistemos būseną, atvaizdavimas. Vienkomponentėms sistemoms dažniausiai naudojamos fazių diagramos, parodančios slėgio ir temperatūros santykį. Jie pašaukti fazės būsenos diagramos... Diagrama parodo tas vandens būsenas, kurios yra termodinamiškai stabilios esant tam tikroms temperatūros ir slėgio reikšmėms. Jis susideda iš trijų kreivių, nustatant visas įmanomas temperatūras ir slėgius į tris regionus, atitinkančius ledą, skystį ir garus. Visos trys kreivės kerta vieną tašką O. Šio taško koordinatės yra vienintelė temperatūros ir slėgio verčių pora, kurioje visos trys fazės gali būti pusiausvyroje: ledas, skystas vanduo ir garai. Tai vadinama trigubu tašku.

Tirpimo kreivė ištirta iki labai aukštų temperatūrų. Virimo kreivė baigiasi kritiniu tašku. Esant temperatūrai, atitinkančiai šį tašką, kritinė temperatūra, skysčio ir garų fizines savybes apibūdinantys dydžiai tampa vienodi, todėl išnyksta skirtumas tarp skystų ir garinių būsenų. Viena iš vandens savybių, išskiriančių jį iš kitų medžiagų, yra ledo lydymosi temperatūros sumažėjimas didėjant slėgiui. Ši aplinkybė atsispindi diagramoje. Tirpimo kreivė diagramoje eina į kairę, o beveik visų kitų medžiagų - į dešinę. Tirpalo užšalimo temperatūra yra žemesnė už vandens užšalimo tašką, o tirpalo virimo temperatūra yra aukštesnė nei vandens virimo temperatūra.

Spontaniškas tirpiklio pratekėjimas per puslaidžią membraną, skiriančią tirpalą ir tirpiklį arba du tirpalus, kurių tirpalo koncentracija yra skirtinga, vadinamas osmosas.

Osmosą sukelia tirpiklio molekulių difuzija per puslaidžią pertvarą, leidžiančią praeiti tik tirpiklio molekulėms. Tirpiklio molekulės difunduoja iš tirpiklio į tirpalą arba iš mažiau koncentruoto tirpalo į labiau koncentruotą, todėl koncentruotas tirpalas skiedžiamas (tirpiklio cheminis tirpalo potencialas yra mažesnis nei gryno tirpiklio cheminis potencialas), taip pat padidėja jo kolonos aukštis. Kiekybiškai osmosui būdingas osmosinis slėgis, lygus jėgai, tenkančiai paviršiaus ploto vienetui, kuris priverčia tirpiklio molekules prasiskverbti per pusiau laidžią pertvarą. Jis lygus tirpalo kolonos slėgiui osmometre, kurio aukštis h. Pusiausvyroje išorinis slėgis subalansuoja osmosinį slėgį. Šiuo atveju molekulių pirmyn ir atgal perėjimo per puslaidžią pertvarą greičiai tampa vienodi. Jei koncentruotesniam tirpalui taikomas išorinis slėgis yra didesnis už osmosinį p, t.y. p\u003e p, tada tirpiklio molekulių perėjimo iš koncentruoto tirpalo greitis bus didesnis ir tirpiklis pateks į praskiestą tirpalą (arba gryną tirpiklį). Šis procesas, vadinamas atvirkštinė osmozė, naudojamas natūraliam ir nuotekoms, geriamajam vandeniui gauti iš jūros. Osmosinis slėgis didėja didėjant tirpiklio koncentracijai ir temperatūrai. Van't Hoffas pasiūlė idealiųjų dujų būsenos lygtį taikyti osmosiniam slėgiui: pV \u003d nRТ arba p \u003d (n⁄ V) RТ, iš kur p \u003d с RT, kur p - osmosinis slėgis (kPa), с - molinė tirpalo koncentracija. Osmosinis slėgis yra tiesiogiai proporcingas ištirpusios medžiagos molinei koncentracijai ir temperatūrai. Osmosas vaidina labai svarbų vaidmenį biologiniuose procesuose, užtikrinant vandens srautą į ląsteles ir kitas struktūras. Vadinami sprendimai, turintys tą patį osmosinį slėgį izotoninis... Jei osmosinis slėgis yra didesnis už tarpląstelinį slėgį, tada jis vadinamas hipertenzija,jei žemiau intraląstelinio - hipotoniškas.

23. Elektrolitų tirpalai. Arrhenijaus elektrolitinės disociacijos teorija: disociacijos laipsnis, disociacijos konstanta. Juos veikiantys veiksniai. Ostwaldo skiedimo dėsnis.

Pagal medžiagų gebėjimą tirpti ar neskaidyti lydinyje ar tirpale į katijonus ir anijonus, išskiriami elektrolitai ir neelektrolitai.

Elektrolitai yra medžiagos, kurios vykdo elektrolitinę disociaciją ir dėl kurių jų lydymasis ar tirpalai praleidžia elektros srovę.

Visos druskos, taip pat rūgštiniai, baziniai ir amfoteriniai hidroksidai priklauso elektrolitams.

Elektrolito tirpalas yra tirpiklio molekulių ir ištirpintų (ištirpusių medžiagų jonų, apsuptų tinkamai orientuotų tirpiklių dipoliais) mišinys. Santykinis į jonus suskaidytų molekulių skaičius, apibūdinantis elektrolito α disociacijos laipsnį, priklauso nuo tirpiklio pobūdžio, elektrolito pobūdžio ir koncentracijos, temperatūros, slėgio ir kitų elektrolitų buvimo tirpale.

Poliarinės medžiagos skilimo į jonus procesas yra vadinamas elektrolitine disociacija. (joninis - jonizuojant). Pagal elektrolitų disociacijos gebėjimą elektrolitai paprastai skirstomi į stiprius ir silpnus. Stipriuose elektrolituose paprastai yra medžiagų, kurios tirpale beveik visiškai išskaidomos į jonus. Silpni elektrolitai laikomi medžiagomis, disociacijos laipsniu, kuris yra mažas. Koncepcija elektrolitų disociacijos laipsnis α kaip reikšmė, lygi iširusių (disocijuotų) molekulių N dis skaičiaus santykiui su bendru elektrolito N 0 molekulių skaičiumi, α \u200b\u200b\u003d N dis ⁄ N Arrhenijus- pirmojo kiekybinio kūrėjas elektrolitų tirpalų teorija. Elektrolitinio disociacijos teorija ir ja pagrįsta rūgščių bei bazių klasifikacija yra visiškai pritaikoma tik vandeniniams tirpalams.

Elektrolitinio disociacijos procesas, atsirandantis dėl tirpinimo, yra grįžtamasis, t. kartu su ištirpusių molekulių išlyginimu įvyksta jų susidarymas iš jonų:

K m A n D mK Z1 + + nA Z2- kur K m A n yra elektrolito molekulė; K Z1 + - katijonas; Ir Z2 - - anijonas; Z 1 ir Z 2 - atitinkamai anijono ir katijono krūvis; n ir m yra stechiometriniai koeficientai. Pusiausvyra tarp jonų ir elektrolitų molekulių laikosi masės veikimo dėsnio. Todėl svarbi atsiribojimo proceso savybė yra disociacijos konstanta(jonizacijos konstanta) К d (С), apskaičiuota pagal pusiausvyros molekulių ir jonų koncentracijas: К d (С) \u003d [К Z1 +] m [А Z2-] n ⁄ [К m А n], kur [К Z1 +], [ Z2-] - pusiausvyros atitinkamai katijonų ir anijonų molinės koncentracijos; [K m ir n] - neišsijungusių elektrolitų molekulių pusiausvyros molinė koncentracija.

Disociacijos proceso pusiausvyros konstanta paprastai žymima K a silpnoms rūgštims ir K b silpnoms bazėms.

Silpnos bazės (amonio hidroksido) NH 4 OH D NH 4 + + OH - disociacijos pavyzdys

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

Polibazinės rūgštys ir polibazinės bazės išsiskiria etapais.

Disociacijos konstanta apibūdina tam tikro elektrolito disociacijos procesą tam tikrame tirpiklyje, tačiau nepriklauso nuo elektrolito koncentracijos ir esant pastoviai temperatūrai K d (C) \u003d const. Akivaizdu, kad kuo mažesnė koncentracija, tuo didesnis disociacijos laipsnis α, t.y. tuo praskiestas tirpalas.

Pusiausvyros būsenoje К Z + katijonų ir А Z- anijonų koncentracijos bus lygios [К Z +] \u003d [А Z-] \u003d α С, o neišsijungusių molekulių koncentracija [CA] \u003d (С - αС) \u003d С (1- α), pakeičianti šias išraiškas į disociacijos konstantos lygtį gauname:

K d (C) \u003d α 2 × C

1- α -šis posakis apibūdina ostwaldo silpnų elektrolitų skiedimo (skiedimo) dėsnis... Tuo atveju, kai elektrolito disociacijos laipsnis 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.