Faza raztopine z višjo koncentracijo snovi. Fazna stanja snovi

Kot rezultat preučevanja te teme boste izvedeli: Zakaj raztopine zasedajo vmesni položaj med zmesmi in kemičnimi spojinami? Kakšna je razlika med nenasičeno raztopino iz razredčene in nasičeno raztopino iz koncentrirane. Katera pravila je treba upoštevati pri sestavljanju ionskih enačb. Zakaj se reakcija medija spremeni (iz nevtralne v kislo ali alkalno), ko se nekatere soli raztopijo v vodi? Kot rezultat preučevanja te teme boste izvedeli: Sestavite enačbe reakcije ionske izmenjave. Sestavite popolne in skrajšane ionske enačbe za hidrolizo soli. Predvidite reakcijo medija v solnih raztopinah. Rešite težave, da določite koncentracijo raztopin. Študijska vprašanja:

9.1. Rešitve in njihova klasifikacija

Raztopine imenujemo homogeni sistemi, v katerih se ena snov porazdeli v okolju druge (druge) snovi.

Raztopine so sestavljene iz topila in topljene snovi. Ti koncepti so pogojni. Če je ena sestavnih snovi raztopin tekočina, druge pa plini ali trdne snovi, potem tekočina običajno velja za topilo. V drugih primerih je največja sestavina topilo.

Plinaste, tekoče in trdne raztopine

Odvisno od iz agregatnega stanja topilo se razlikuje plinaste, tekoče in trdne snovi rešitve. Plinasta raztopina je na primer zrak in druge mešanice plinov. Morska voda je najpogostejša tekoča raztopina različnih soli in plinov v vodi. Številne kovinske zlitine spadajo v trdne raztopine.

Resnične in koloidne raztopine

Po stopnji razpršenosti razlikovati prave in koloidne raztopine (koloidni sistemi). Ko nastanejo prave raztopine, je topljeno sredstvo v topilu v obliki atomov, molekul ali ionov. Velikost delcev v takih raztopinah je 10–7 - 10 –8 cm. Koloidne raztopine so heterogeni sistemi, v katerih so delci ene snovi (disperzna faza) enakomerno porazdeljeni v drugi (disperzijski medij). Velikost delcev v razpršenih sistemih je v območju od 10–7 cm do 10–3 cm in več. Upoštevati je treba, da bomo tukaj in v nadaljevanju povsod upoštevali resnične rešitve.

Nenasičene, nasičene in prenasičene raztopine

Postopek raztapljanja je povezan z difuzijo, to je s spontano porazdelitvijo delcev ene snovi med delce druge. Tako lahko postopek raztapljanja trdnih snovi z ionsko strukturo v tekočinah predstavimo tako: pod vplivom topila se uniči kristalna mreža trdne snovi in \u200b\u200bioni se enakomerno porazdelijo po celotni prostornini topila. Rešitev bo ostala nenasičen dokler vanj ne preide še nekaj snovi.

Raztopina, v kateri se snov pri določeni temperaturi ne raztopi več, tj. imenuje se raztopina, ki je v ravnovesju s trdno fazo topljene snovi nasičena. Topnost dane snovi je enaka njeni koncentraciji v nasičeni raztopini. V strogo določenih pogojih (temperatura, topilo) je topnost stalna vrednost.

Če se topnost snovi poveča s povečanjem temperature, lahko s hlajenjem raztopine, nasičene pri višji temperaturi, dobimo prenasičena rešitev, tj. takšna raztopina, katere koncentracija snovi je višja od koncentracije nasičene raztopine (pri dani temperaturi in tlaku). Prenasičene raztopine so zelo nestabilne. Rahlo tresenje posode ali vnos kristalov snovi v raztopino v raztopino povzroči, da presežek topljene snovi kristalizira in raztopina postane nasičena.

Razredčene in koncentrirane raztopine

Nenasičenih in nasičenih raztopin ne smemo zamenjevati z razredčenimi in koncentriranimi raztopinami. Pojmi razredčenih in koncentriranih raztopin so relativni in med njimi ni jasne meje. Določajo razmerje med količinami topljene snovi in \u200b\u200btopila. Na splošno so razredčene raztopine raztopine, ki vsebujejo majhne količine topljene snovi v primerjavi s količino topila, koncentrirane raztopine z visoko vsebnost topljen.

Na primer, če pri 20 o S v 100 g vode raztopimo 25 g NaCl, bo nastala raztopina koncentrirana, vendar nenasičena, saj je topnost natrijevega klorida pri 20 o S 36 g v 100 g vode. Največja masa AgI, ki se pri 20 o C raztopi v 100 g H2O, je 1,3 · 10–7 g. Raztopina AgI, dobljena pod temi pogoji, bo nasičena, vendar zelo razredčena.

9.2. Fizikalna in kemijska teorija raztopin; toplotni pojavi ob raztapljanju

Fizična teorija rešitve sta predlagala W. Ostwald (Nemčija) in S. Arrhenius (Švedska). Po tej teoriji so delci topila in topljene snovi (molekule, ioni) zaradi difuzijskih procesov enakomerno porazdeljeni po celotni prostornini raztopine. V tem primeru ni kemične interakcije med topilom in topljeno snovjo.

Kemijska teorija je predlagal D.I. Mendelejev. Po mnenju D.I. Mendelejeva med molekulami topljene snovi in \u200b\u200btopila pride do kemične interakcije z nastankom nestabilnih, ki pretvarjajo spojine topljene snovi v topilu - solvatih.

Ruski znanstveniki I.A. Kablukov in V.A. Kistyakovsky je združil ideje Ostwalda, Arrheniusa in Mendelejeva in s tem postavil temelje sodobni teoriji rešitev. V skladu s sodobno teorijo v raztopini lahko obstajajo ne le delci topljene snovi in \u200b\u200btopila, temveč tudi produkti fizikalno-kemijske interakcije topljene snovi s topilcem - solvati. Solvati So nestabilne spojine spremenljive sestave. Če je topilo voda, jih imenujemo hidrati... Solvati (hidrati) nastajajo zaradi ionsko-dipolnih, donor-akceptorskih interakcij, tvorbe vodikovih vezi itd. Na primer, ko se NaCl raztopi v vodi, med ioni Na +, Cl - in molekulami topila pride do ionsko-dipolne interakcije. Tvorba amoniakovih hidratov, ko se raztopi v vodi, nastane zaradi tvorbe vodikovih vezi.

Hidrirana voda se včasih tako močno veže na topljeno snov, da se z njo sprosti iz raztopine. Klicne snovi, ki vsebujejo molekule vode, se imenujejo kristalni hidrati, in voda, ki je del takih kristalov, se imenuje kristalizacija... Primeri kristalnih hidratov so bakrov sulfat CuSO 4 5H 2 O, kalijev alum KAl (SO 4) 2 12 H 2 O.

Toplotni učinki pri raztapljanju

Zaradi spremembe v strukturi snovi med njihovim prehodom iz posameznega stanja v raztopino in zaradi stalnih interakcij se lastnosti sistema spremenijo. Na to kažejo zlasti toplotni učinki raztapljanja. Med raztapljanjem se pojavita dva procesa: uničenje strukture topljene snovi in \u200b\u200binterakcija molekul topljene snovi z molekulami topila. Interakcija topljene snovi s topilom se imenuje solvatacija. Energija se porabi za uničenje strukture raztopljene snovi, interakcija delcev raztopljene snovi z delci topila (solvatacija) pa je eksotermni proces (gre s sproščanjem toplote). Tako je postopek raztapljanja lahko eksotermni ali endotermni, odvisno od razmerja teh toplotnih učinkov. Na primer, ko se žveplova kislina raztopi, opazimo močno segrevanje raztopine, t.j. sproščanje toplote in ob raztapljanju kalijevega nitrata - močno hlajenje raztopine (endotermni postopek).

9.3. Topnost in njena odvisnost od narave snovi

Topnost je najbolj preučevana lastnost raztopin. Topnost snovi v različnih topilih se zelo razlikuje. Tabela 9.1 prikazuje topnost nekaterih snovi v vodi in v tabeli. 9.2 - topnost kalijevega jodida v različnih topilih.

Preglednica 9.1

Topnost nekaterih snovi v vodi pri 20 o С

Snov		Snov	Topnost, g na 100 g H 2 O

Preglednica 9.2

Topnost kalijevega jodida v različnih topilih pri 20 o С

Topnost je odvisna od narave topljene snovi in \u200b\u200btopila ter od zunanjih pogojev (temperatura, tlak). V trenutno uporabljenih preglednih tabelah je predlagano razvrstitev snovi v zelo topne, rahlo topne in netopne. Ta delitev ni povsem pravilna, saj netopnih snovi ni popolnoma. Tudi srebro in zlato sta topna v vodi, vendar je njihova topnost izredno nizka. Zato bomo v tem priročniku uporabili samo dve kategoriji snovi: dobro topen in slabo topen... Končno pojma "lahko" in "težko" topno ne veljata za razlago topnosti, saj ti izrazi označujejo kinetiko procesa raztapljanja in ne njegovo termodinamiko.

Odvisnost topnosti od narave topljene snovi in \u200b\u200btopila

Trenutno ne obstaja nobena teorija, po kateri bi lahko ne samo izračunali, ampak celo napovedali topnost. To je posledica pomanjkanja splošne teorije rešitev.

Topnost trdnih snovi v tekočinah odvisna od vrste vezi v njihovih kristalnih rešetkah. Na primer, snovi z atomskimi kristalnimi rešetkami (ogljik, diamant itd.) So v vodi rahlo topne. Snovi z ionsko kristalno mrežo so praviloma zelo topne v vodi.

Pravilo iz stoletnih izkušenj pri raziskavah topnosti pravi: "podobno se dobro raztopi v podobnem". Snovi z ionsko ali polarno vezjo se dobro raztopijo v polarnih topilih. Na primer, soli, kisline, alkoholi so dobro topni v vodi. Hkrati se nepolarne snovi praviloma dobro raztopijo v nepolarnih topilih.

Za anorganske soli je značilna različna topnost v vodi.

Tako je večina alkalijskih in amonijevih soli zlahka topnih v vodi. Dobro topni nitrati, nitriti in halogenidi (razen halidov srebra, živega srebra, svinca in talija) in sulfati (razen sulfatov zemeljskoalkalijskih kovin, srebra in svinca). Za prehodne kovine je značilna rahla topnost njihovih sulfidov, fosfatov, karbonatov in nekaterih drugih soli.

Topnost plinov v tekočinah je odvisna tudi od njihove narave. Na primer, v 100 količinah vode pri 20 o C se raztopita 2 količini vodika in 3 količine kisika. Pod enakimi pogoji se v 1 prostornini H2O raztopi 700 volumnov amoniaka. Tako visoko topnost NH 3 lahko razložimo s kemično interakcijo z vodo.

Vpliv temperature na topnost plinov, trdnih snovi in \u200b\u200btekočin

Ko se plini raztopijo v vodi, se zaradi hidracije raztopljenih molekul plina sprosti toplota. Zato se v skladu z načelom Le Chatelierja topnost plinov z naraščanjem temperature zmanjšuje.

Temperatura vpliva na topnost trdnih snovi v vodi na različne načine. V večini primerov se topnost trdnih snovi poveča s povečanjem temperature. Na primer, topnost natrijevega nitrata NaNO 3 in kalijevega nitrata KNO 3 se poveča s segrevanjem (postopek raztapljanja poteka z absorpcijo toplote). Topnost NaCl se z naraščajočo temperaturo nepomembno poveča, kar je povezano s skoraj ničelnim toplotnim učinkom raztapljanja natrijevega klorida. Topnost gašenega apna v vodi se z naraščajočo temperaturo zmanjšuje, saj entalpija hidracije prevlada nad vrednostjo Δ H uničenja kristalna rešetka ta povezava, tj. postopek raztapljanja Ca (OH) 2 je eksotermen.

V večini primerov se medsebojna topnost tekočin poveča tudi z naraščanjem temperature.

Vpliv tlaka na topnost plinov, trdnih snovi in \u200b\u200btekočin

Tlak praktično ne vpliva na topnost trdnih in tekočih snovi v tekočinah, saj je sprememba prostornine ob raztapljanju majhna. Ko se plinaste snovi raztopijo v tekočini, se prostornina sistema zmanjša, zato povečanje tlaka povzroči povečanje topnosti plinov. Na splošno je odvisna topnost plinov od tlaka zakon W. Henryja (Anglija, 1803): topnost plina pri konstantni temperaturi je neposredno sorazmerna tlaku nad tekočino.

Henryjev zakon velja le pri nizkih tlakih plinov, katerih topnost je razmeroma nizka in pod pogojem, da med molekulami raztopljenega plina in topilom ni kemične interakcije.

Vpliv tujih snovi na topnost

Ob prisotnosti drugih snovi (soli, kisline in alkalije) v vodi se topnost plinov zmanjša. Topnost plinastega klora v nasičeni vodni raztopini natrijevega klorida je 10-krat manjša. Kot v čisti vodi.

Imenuje se učinek zmanjšanja topnosti v prisotnosti soli soljenje... Zmanjšanje topnosti je posledica hidracije soli, ki povzroči zmanjšanje števila prostih molekul vode. Molekule vode, vezane na elektrolitne ione, niso več topilo za druge snovi.

9.4. Koncentracija raztopin

Sestavo raztopin numerično izrazimo na različne načine: masni delež topljene snovi, molarnost, titer itd.

Masni delež Je razmerje med maso topljene snovi m in maso celotne raztopine. Za binarno raztopino, sestavljeno iz topljene snovi in \u200b\u200btopila:

kjer je ω masni delež topljene snovi, m masa raztopljene snovi, M masa topila. Masni delež je izražen v frakcijah enega ali v odstotkih. Na primer, ω \u003d 0,5 ali ω \u003d 50%.

Ne smemo pozabiti, da je samo masa dodatna funkcija (masa celote je enaka vsoti mas komponent). Količina raztopine tega pravila ne upošteva.

Molska koncentracija ali molarnost Ali je količina topljene snovi v 1 litru raztopine:

kjer je C molska koncentracija topljene snovi X, mol / l; n količina topljene snovi, mol; V je prostornina raztopine, l.

Molska koncentracija je označena s številko in črko "M", na primer: 3M KOH. Če 1 liter raztopine vsebuje 0,1 mol snovi, jo imenujemo decimolar, 0,01 mol - centimolar, 0,001 mol - milimolar.

Titer Ali je število gramov topljene snovi v 1 ml raztopine, tj.

kjer je T titer topljene snovi, g / ml; m masa raztopljene snovi, g; V volumen raztopine, ml.

Molska frakcija topljene snovi - brezdimenzijska količina, enaka razmerju med količino topljene snovi n in skupno količino topljene snovi n in topila n ":

,

kjer je N molski delež topljene snovi, n je količina topljene snovi, mol; n "- količina topilne snovi, mol.

Molski odstotek je ustrezna frakcija, pomnožena s 100%.

9.5. Elektrolitska disocijacija

Snovi, katerih molekule se v raztopinah ali stopijo ali popolnoma ali delno razgradijo v ione, imenujemo elektroliti. Raztopine in taline elektrolitov prevajajo električni tok.

Snovi, katerih molekule v raztopinah ali se ne stopijo, ne razpadejo na ione in ne prevajajo električnega toka, se imenujejo neelektroliti.

Elektroliti vključujejo večino anorganskih kislin, baz in skoraj vse soli, neelektroliti - veliko organske spojinenpr. alkoholi, etri, ogljikovi hidrati itd.

Leta 1887 je švedski znanstvenik S. Arrhenius postavil hipotezo o elektrolitski disociaciji, v skladu s katero raztapljanje elektrolitov v vodi vodi do njihove razgradnje na pozitivno in negativno nabite ione.

Disociacija je reverzibilen postopek: vzporedno z disocijacijo se zgodi obratni postopek združevanja ionov (asociacija). Zato pri pisanju enačb za reakcijo disociacije elektrolitov, zlasti v koncentriranih raztopinah, dajo znak reverzibilnosti. Na primer, disocijacijo kalijevega klorida v koncentrirani raztopini je treba zapisati kot:

КС1 К + + С1 -.

Razmislimo o mehanizmu elektrolitske disociacije. Snovi z ionsko vrsto vezi najlažje ločijo v polarnih topilih. Ko se na primer raztopijo v vodi, polarne molekule H2O privlačijo njihovi pozitivni polovi na anione, negativni pa na katione. Posledično vez med ioni oslabi in elektrolit se razgradi na hidrirane ione, tj. ioni, povezani z molekulami vode. Podobno se elektroliti, ki jih tvorijo molekule s kovalentno polarno vezjo (HC1, HBr, H2S), disociirajo.

Tako je hidracija (solvatacija) ionov glavni vzrok disociacije. Zdaj je splošno sprejeto, da je večina ionov v vodni raztopini hidrirana. Na primer, vodikov ion H + tvori hidrat sestave H3O +, ki se imenuje hidronijev ion. Raztopina poleg H 3 O + vsebuje tudi ione H 5 O 2 + (H 3 O + H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + 2 H 2 O) in H 9 O 4 + (H 3 O + 3H 20). Pri sestavljanju enačb disociacijskih procesov in zapisovanju enačb reakcij v ionski obliki zaradi poenostavitve pisanja hidronijev ion H 2 O + običajno nadomestimo z nehidriranim ionom H +. Vendar je treba zapomniti, da je ta zamenjava poljubna, saj proton v vodnih raztopinah ne more obstajati, saj reakcija poteka skoraj takoj:

H + + H2O \u003d H3O +.

Ker natančno število molekul vode, povezanih s hidriranimi ioni, ni ugotovljeno, se pri zapisovanju enačb disociacijske reakcije uporabljajo simboli nehidriranih ionov:

CH3COOH CH3COO - + H +.

9.6. Stopnja disociacije; pridruženi in nesociirani elektroliti

Kvantitativna značilnost disociacije elektrolita v ione v raztopini je stopnja disociacije. Stopnja disociacije α je razmerje med številom molekul, razpadlih v ione N ", in celotnim številom raztopljenih molekul N:

Stopnja disociacije je izražena kot odstotek ali delež enote. Če je α \u003d 0, potem disociacije ni in če je α \u003d 1, potem se elektrolit popolnoma razgradi na ione. V skladu s sodobnimi koncepti teorije raztopin delimo elektrolite v dve skupini: pridruženi (šibki) in nepovezani (močni).

Za nepovezane (močne) elektrolite v razredčenih raztopinah je α \u003d 1 (100%), tj. v raztopinah obstajajo izključno v obliki hidratiranih ionov.

Pridružene elektrolite lahko približno razdelimo v tri skupine:

šibki elektroliti obstajajo v raztopinah v glavnem v obliki neločljivih molekul; stopnja njihove disociacije je nizka;

ionski sodelavci ki nastanejo v raztopinah kot rezultat elektrostatične interakcije ionov; kot je navedeno zgoraj, povezovanje poteka v koncentriranih raztopinah dobro disociirajočih elektrolitov; primeri sodelavcev so ionski pari (K + Cl -, CaCl +), ionske majice (K2Cl +, KCl2-) in ionski kvadrupoli (K2Cl2, KCl3-2–, K3Cl2 +);

ionski in molekularni kompleksi, (na primer 2+, 3–), ki se v vodi rahlo ločijo.

Narava disociacije elektrolita je odvisna od narave topljene snovi in \u200b\u200btopila, koncentracije raztopine in temperature. Ponazoritev tega položaja je lahko vedenje natrijevega klorida v različnih topilih, tabela. 9.3.

Preglednica 9.3

Lastnosti natrijevega klorida v vodi in benzenu pri različnih koncentracijah in temperaturi 25 o С

Močni elektroliti v vodnih raztopinah vključujejo večino soli, alkalij, številne mineralne kisline (HC1, HBr, HNO 3, H 2 SO 4, HC1O 4 itd.). Šibki elektroliti vključujejo skoraj vse organske kisline, nekatere anorganske kisline, na primer H 2 S, HCN, H 2 CO 3, HClO in vodo.

Disociacija močnih in šibkih elektrolitov

Enačbe disociacije za močne elektrolite v razredčenih vodnih raztopinah lahko predstavimo na naslednji 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–.

Med desno in levo stran enačbe za disociacijo močnega elektrolita lahko postavite znak reverzibilnosti, potem pa je navedeno, da je 1. Na primer:

NaOH Na + + OH -.

Postopek disociacije pridruženih elektrolitov je reverzibilen, zato je treba v enačbe njihove disociacije vnesti znak reverzibilnosti:

HCN H + + CN -.

NH 3 · H 2 O NH 4 + + OH -.

Disociacija povezanih večbaznih kislin poteka postopoma:

H 3 PO 4 H + + HPO 4 -,

Н 2 РО 4 H + + НРO 4 2–,

НРO 4 2– H + + РO 4 3–,

Disociacija kislih soli, ki jih tvorijo šibke kisline in bazične soli, ki jih tvorijo močne kisline v razredčenih raztopinah, je naslednja. Za prvo stopnjo je značilna stopnja disociacije, ki je blizu enotnosti:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -,

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

Stopnja disociacije za drugo stopnjo je veliko manjša od enotnosti:

НCO 3 Н + + CO 3 2–,

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

Očitno se s povečanjem koncentracije raztopine stopnja disociacije pripadajočega elektrolita zmanjša.

9.7. Reakcije ionske izmenjave v raztopinah

Po teoriji elektrolitske disociacije se vse reakcije v vodnih raztopinah elektrolitov ne pojavljajo med molekulami, temveč med ioni. Za prikaz bistva takih reakcij se uporabljajo tako imenovane ionske enačbe. Pri sestavljanju ionskih enačb je treba upoštevati naslednja pravila:

Rahlo topne in rahlo disociirane snovi ter plini so zabeleženi v molekularni obliki.

Močni elektroliti, skoraj popolnoma disociirani v vodni raztopini, so zabeleženi kot ioni.

Vsota električnih nabojev na desni in levi strani ionske enačbe mora biti enaka.

Poglejmo te določbe s konkretnimi primeri.

Zapišimo dve enačbi nevtralizacijskih reakcij v molekularni obliki:

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

2NaOH + H2S04 \u003d Na2S04 + 2H2O (9,2)

V ionski obliki imata enačbi (9.1) in (9.2) naslednjo obliko:

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)

Z zmanjšanjem enakih ionov v obeh delih enačb (9.3) in (9.4) jih pretvorimo v eno reducirano ionsko enačbo za interakcijo alkalij s kislino:

H + + OH - \u003d H 2 O.

Tako se bistvo nevtralizacijske reakcije zmanjša na interakcijo ionov H + in OH -, zaradi česar nastane voda.

Reakcije med ioni v vodnih raztopinah elektrolitov potekajo skoraj do konca, če v reakciji nastane oborina, plin ali šibek elektrolit (na primer H20).

Poglejmo zdaj reakcijo med raztopinami kalijevega klorida in natrijevega nitrata:

KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9,5)

Ker so nastale snovi dobro topne v vodi in se ne odstranijo iz reakcijske sfere, je reakcija reverzibilna. Enačba ionske reakcije (9.5) je zapisana na naslednji način:

K + + Cl - + Na + + NO 3 - K + + NO 3 - + Na + + Cl -. (9,6)

Z vidika teorije elektrolitske disociacije do te reakcije ne pride, saj so v raztopini vse topne snovi prisotne izključno v obliki ionov, enačba (9.6). Če pa zmešate vroče nasičene raztopine KCl in NaNO 3, potem nastane oborina NaCl. To je posledica dejstva, da pri temperaturi 30 o C in več pri natrijevem kloridu opazimo najmanjšo topnost med obravnavanimi solmi. Tako je v praksi treba upoštevati, da procesi, ki so v določenih pogojih reverzibilni (v primeru razredčenih raztopin), postanejo v nekaterih drugih pogojih (vroče nasičene raztopine) nepovratni.

Hidroliza je poseben primer reakcije izmenjave v raztopinah.

9.8. Hidroliza soli

Izkušnje kažejo, da imajo ne samo kisline in baze, temveč tudi raztopine nekaterih soli alkalno ali kislo reakcijo. Posledica tega je sprememba reakcije okolja hidrolizatopljenka. Hidroliza je izmenjalna interakcija topljene snovi (na primer soli) z vodo.

Elektrolitska disociacija soli in vode povzroča hidrolizo. Hidroliza se pojavi v primerih, ko ioni, ki nastanejo med disociacijo soli, lahko močno polarizirajo molekule vode (kationi) ali dajo vodikove vezi z njimi (anioni), kar vodi v tvorbo slabo disociiranih elektrolitov.

Enačbe hidrolize soli so običajno zapisane v ionski in molekularni obliki, pri tem pa je treba upoštevati pravila za zapisovanje ionskih enačb izmenjalnih reakcij.

Preden začnemo obravnavati enačbe reakcij hidrolize, je treba opozoriti, da soli, oblikovane z močno bazo in močna kislina (na primer NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4) ne podvržemo hidrolizi, če se raztopijo v vodi. Ioni takih soli z N 2 О ne tvorijo šibkih elektrolitov in raztopine teh soli imajo nevtralno reakcijo.

Različni primeri hidrolize soli

1. Močna baza in slabe kisle solina primer CH3 COONa, Na2CO3, Na2S, KCN se hidrolizirajo na anionu. Kot primer lahko razmislimo o hidrolizi CH 3 COONa, ki vodi do tvorbe nizko disociirajoče ocetne kisline:

CH3COO - + NOH CH 3 COOH + OH -,

CH3COONa + HOH CH 3 COOH + NaOH.

Ker se v raztopini pojavi presežek hidroksidnih ionov, raztopina prevzame alkalno reakcijo.

Hidroliza soli večbaznih kislin poteka postopoma in nastajajo kisle soli, natančneje kisli solni anioni. Na primer, hidrolizo Na 2 CO 3 lahko izrazimo z enačbami:

1. stopnja:

CO 3 2– + HOH HCO 3 - + OH -,

Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.

2. stopnja

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

NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.

Ioni OH–, ki nastanejo kot posledica hidrolize skozi prvo stopnjo, v veliki meri zatrejo drugo stopnjo hidrolize, zato hidroliza skozi drugo stopnjo poteka v nepomembnem obsegu.

2. Soli, ki nastanejo s šibko bazo in močno kislinona primer NH4Cl, FeCl3, Al2 (SO4) 3 se hidrolizirajo na kationu. Primer je postopek

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

NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.

Hidroliza je posledica tvorbe šibkega elektrolita - NH 4 OH (NH 3 · H 2 O). Posledično se ravnotežje elektrolitske disociacije vode premakne in v raztopini se pojavi presežek ionov H +. Tako bo raztopina NH 4 Cl kisla.

Med hidrolizo soli, tvorjene s polkislinskimi bazami, nastajajo bazične soli, natančneje kationi bazičnih soli. Za primer poglejmo hidrolizo železovega (II) klorida:

1. stopnja

Fe 2+ + HOH FeOH + + H +,

FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.

2. stopnja

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

FeOHCl + HOH Fe (OH) 2 + HCl.

Hidroliza na drugi stopnji poteka nepomembno v primerjavi s hidrolizo na prvi stopnji in vsebnost produktov hidrolize na drugi stopnji v raztopini je zelo majhna.

3. Slaba baza in soli šibke kislinena primer CH3 COONH 4, (NH4) 2 CO3, HCOONH 4, hidrolizirata tako kation kot anion. Na primer, ko se raztopimo v vodi CH 3 COONH 4, nastaneta kislina in baza, ki ne disociirajo:

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

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

V tem primeru je reakcija raztopine odvisna od jakosti šibkih kislin in baz, ki nastanejo kot posledica hidrolize. Ker sta v tem primeru CH 3 COOH in NH 4 OH približno enako močni, bo raztopina soli nevtralna.

Med hidrolizo HCOONH 4 bo reakcija raztopine rahlo kisla, saj je mravljična kislina močnejša od ocetne kisline.

Hidroliza številnih soli, ki jih tvorijo zelo šibke baze in šibke kisline, na primer aluminijev sulfid, poteka nepovratno:

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

4. Številne reakcije izmenjave v raztopinah spremlja hidroliza in trajajo nepovratno.

A) Ko raztopine soli dvovalentnih kovin (razen kalcija, stroncija, barija in železa) medsebojno delujejo z vodnimi raztopinami alkalijskih karbonatov, se zaradi delne hidrolize obarjajo bazični 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 mešanju vodnih raztopin trivalentnega aluminija, kroma in železa z vodnimi raztopinami karbonatov in sulfidov alkalijskih kovin ne nastanejo karbonati in sulfidi trivalentnih kovin - poteka njihova nepovratna hidroliza in hidroksidi oborijo:

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.

Dejavniki, ki vplivajo na premike ravnotežja

1. Pritisk(značilno za pline) . Povečanje tlaka premakne ravnovesje v smeri reakcije, ki poteka z zmanjšanjem števila molekul plina, tj. v smeri padajočega tlaka. Na primer, v reakciji 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 so na levi strani enačbe 3 molekule plina, na desni pa 2, zato se s povečanjem tlaka ravnotežje premakne v desno.

2. Temperatura.Povišanje temperature premakne ravnotežni položaj proti endotermni reakciji, znižanje pa k eksotermni reakciji. Na primer, v ravnotežnem sistemu N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3, ∆H 0 \u003d - 92 kJ, povišanje temperature vodi do premika ravnotežja proti obratni (endotermni) reakciji, zmanjšanju proti neposredni (eksotermni) reakcija.

3. Koncentracija.Povečanje koncentracije izhodnih snovi in \u200b\u200bodstranjevanje produktov iz reakcijske sfere premakne ravnovesje k neposredni reakciji. Zmanjšanje koncentracije vhodnih snovi in \u200b\u200bpovečanje koncentracije produktov reakcije premakne ravnotežje v obratno reakcijo. Na primer, v reakciji 2NO + O2 ↔ 2NO 2 povečanje koncentracije NO in O 2 ali zmanjšanje koncentracije NO 2 vodi do premika ravnotežja k neposredni reakciji. Povečanje koncentracije NO 2 - proti nasprotni reakciji.

Ravnotežje procesa prehoda snovi iz ene faze v drugo brez spreminjanja kemijske sestavepoklical fazno ravnovesje... Na primer: trdna tekočina

Tekoča para

Za fazno ravnovesje se upošteva tudi Le Chatelierjevo načelo. Skladno s tem, ko se temperatura dvigne, se ravnotežje premakne proti endotermnemu procesu, na primer taljenju ali izhlapevanju. S povečanjem tlaka se ravnotežje premakne v smeri procesov, pri katerih se plin ali para pretvori v tekoče ali trdno stanje.

Vključujejo najbolj splošne zakone heterogenega ravnovesja fazno pravilo, Pri čemer število stopenj svobode С, faz Ф, neodvisnih komponent К in zunanjih pogojev n, ki vplivajo na ravnotežje, povezane z razmerjem

C + F \u003d K + n

Faza Je del sistema, ki je v vseh točkah po kemijski sestavi in \u200b\u200blastnostih homogen in je z vmesnikom ločen od vseh drugih faz sistema. Komponenta Je kemično homogena sestavina snovi, ki jo je mogoče odstraniti iz sistema. V primeru faznega ravnovesja je število neodvisnih komponent enako skupnemu številu komponent; med tokom kemijske reakcije - skupno število komponent minus število kemičnih reakcij, ki vežejo te komponente. Število stopenj svobode Je število zunanjih pogojev, ki jih je mogoče spremeniti v določenih mejah, ne da bi spremenili število in vrsto faz.

Predavanje številka 8. SPLOŠNE LASTNOSTI REŠITEV

Rešitev – gre za homogeni sistem, sestavljen iz dveh ali več komponent, katerih relativne količine se lahko spreminjajo v širokih mejah. Imenuje se odvečna snov, ki služi kot medij, v katerem poteka raztapljanje topilo... Snov, ki se raztopi, se imenuje topna snov.

Topnost.Imenuje se sposobnost ene snovi, da se raztopi v drugi topnost... Kvantitativna značilnost topnosti je koeficient topnosti, ki se izrazi z maso brezvodne snovi, ki se v teh pogojih raztopi v 100 g topila in tvori nasičeno raztopino.

Topnost je odvisna od narave topljene snovi in \u200b\u200btopila, temperature in tlaka (za pline):

1. Narava topljene snovi.

Kristalne snovi so razdeljene na dobro topne (več kot 1,0 g na 100 g vode); rahlo topen (0,1 g - 1,0 g na 100 g vode); praktično netopen (manj kot 0,1 g na 100 g vode). Če plin kemično komunicira z vodo, je njegova topnost velika (HCl, NH 3, CO 2), če ne vpliva, je topnost nepomembna (O 2, H 2).

2. Narava topila

Ko nastane raztopina, se vezi med delci vsake komponente nadomestijo z vezmi med delci različnih komponent. Da lahko nastanejo nove vezi, morajo imeti komponente raztopine enako vrsto vezi, t.j. biti iste narave. Zato se ionske snovi dobro raztopijo v polarnih topilih in slabo v nepolarnih, molekularne snovi pa nasprotno.

3. Temperatura

Če ∆H raztapljanje< 0, то при увеличении температуры равновесие смещается влево и растворимость твердого вещества в воде уменьшается. Если ∆Н раств > 0, potem se s povečanjem temperature ravnotežje premakne v desno in topnost se poveča.

Topnost plinov v vodi je eksotermni proces, zato se s povišanjem temperature topnost plinov zmanjša in z zmanjšanjem poveča.

4. Pritisk

Z naraščajočim tlakom se topnost plinov v tekočinah poveča in z zmanjšanjem zmanjšuje.

Načini izražanja sestave raztopin.Pomembna značilnost katere koli raztopine je njena sestava, ki jo določa količina topljene snovi in \u200b\u200btopila. Imenuje se razmerje med količino ali maso snovi, ki jo vsebuje sistem, in prostornino ali maso tega sistema koncentracija.

Molska koncentracija snovi ali molarnost (z B ali M) - razmerje med količino topljene snovi in \u200b\u200bprostornino raztopine:

kjer je m B masa snovi, g; М В - molska masa snovi, g / mol; V je prostornina raztopine, l.

Molska koncentracija ekvivalenta snovi ali normalnost ((B) ali n.) - razmerje med številom ekvivalentov topljene snovi in \u200b\u200bprostornino raztopine:

, mol / l,

kjer je m B masa snovi, g; M e (B) - molska masa ekvivalenta snovi, g / mol; V je prostornina raztopine, l.

Molska koncentracija snovi ali molalnost (z m (B)) - razmerje med količino topljene snovi in \u200b\u200bmaso topila:

, mol / kg,

kjer je m B masa topljene snovi, g; m S masa topila, g; M B je molska masa topljene snovi, g / mol.

Masni delež snovi (ω) - razmerje med maso topljene snovi in \u200b\u200bmaso raztopine. Masni delež je izražen v frakcijah ali odstotkih:

,

kjer je m B masa topljene snovi, g; m masa raztopine, g.

Molarni (molarni) delež snovi (x B) - razmerje med količino topljene snovi (ali topila) in vsoto količin vseh snovi v raztopini:

,

kjer je x B molski delež topljene snovi, n B je količina topljene snovi; n S je količina topila.

,

kjer je x S molska frakcija topila, n B in n S sta količini topljene snovi in \u200b\u200btopila.

Splošne lastnosti raztopin.Razredčene raztopine kažejo številne splošne lastnosti: osmotski tlak, ledišča in vrelišča. Te lastnosti se upoštevajo ob predpostavki, da molekule topljene snovi in \u200b\u200btopila ne vplivajo med seboj (neelektrolitne raztopine).

Imenuje se enostranska difuzija molekul topila skozi polprepustno pregrado osmoza... Kliče se sila, odgovorna za osmozo osmotski tlak... Velikost osmotskega tlaka je odvisna od koncentracije raztopine in njene temperature, ni pa odvisna od narave topljene snovi ali narave topila. Izražena je odvisnost osmotskega tlaka od temperature in koncentracije raztopine ne Hoffov zakon: π \u003d c B RT,

kjer je π osmotski tlak raztopine, kPa; z B - njegova molska koncentracija, mol / l; R je univerzalna plinska konstanta; T je absolutna temperatura raztopine.

Pri dani temperaturi je tlak nasičene pare nad tekočino konstantna vrednost. Ko se snov raztopi v tekočini, se tlak nasičene pare nad tekočino zmanjša. V razredčenih raztopinah neelektrolitov pri konstantni temperaturi je relativno znižanje tlaka nasičenih hlapov topila nad raztopino enako molskemu deležu topljene snovi (raoultov zakon):

,

kjer je p 0 tlak nasičene pare nad čistim topilom; p je parni tlak nad raztopino; n B je količina topljene snovi; n S je količina topila.

Vsaka tekočina zavre, ko njen parni tlak postane enak atmosferskemu. Ker je parni tlak nad raztopino nižji od parnega tlaka nad topilom, ga je treba, da razvre, segreti na višjo temperaturo kot topilo.

Raztopina zamrzne, ko njen tlak nasičenih hlapov postane enak tlaku nasičenih hlapov trdnega topila, zato raztopina potrebuje nižjo temperaturo, da zamrzne kot topilo.

Povečanje vrelišča (ΔТ vrenje) in zmanjšanje ledišča (ΔТ namestnika) raztopine je sorazmerno z molsko koncentracijo topljene snovi (posledica Raoultovega zakona):

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

kjer je ∆Т namestnik - znižanje temperature zmrzovanja; ∆Т vrenje - povečanje vrelišča; K T - krioskopska konstanta; ET - ebulioskopska konstanta; c m (B) je molska koncentracija raztopine.

Predavanje številka 9. REAKCIJE V RAZTOPINAH ELEKTROLITA

Elektroliti So snovi, raztopine in taline, ki prevajajo električni tok.

Ko se elektroliti raztopijo v vodi, se razgradijo v ione. Razgradnja molekul snovi na ione pod delovanjem polarnih molekul topil poklical elektrolitska disocijacija. Jonah So nabiti delci. Obstajata dve vrsti: pozitivno nabiti - kationi (Na +, Al 3+, NH 4 +) in negativno nabiti - anioni (Cl, SO 4 2‾, PO 4 3‾). Pod delovanjem električnega toka se kationi premaknejo na negativno nabito elektrodo (katoda), anioni - na pozitivno nabito elektrodo (anoda).

Elektroliti vključujejo raztopine kislin, soli in alkalij.

Kisline Ali se elektroliti disociirajo v raztopinah s tvorbo vodikovih kationov: HCN \u003d H + + CN -.

Temelji - elektroliti, ki disociirajo v raztopinah s tvorbo hidroksidnih ionov: NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -.

Obstajajo elektroliti, ki se lahko ločijo kot kislina in baza, taki elektroliti se imenujejo amfoternoSem spadajo hidroksidi amfoternih elementov, pa tudi hidroksidi kovin v vmesnem oksidacijskem stanju, na primer: Al (OH) 3, Zn (OH) 2, Cr (OH) 3 in mnogi drugi. Disociacijo raztopljenega dela amfoternega hidroksida po obeh vrstah lahko predstavimo z naslednjo shemo: H + + RO - \u003d ROH \u003d R + + OH -. V nasičeni vodni raztopini amfoternega hidroksida so ioni H +, RO -, R +, OH - v ravnovesju, zato amfoterni hidroksidi medsebojno delujejo tako s kislinami kot bazami. Ko dodamo kislino, se ravnotežje premakne proti disociaciji glede na vrsto baze, z dodatkom baze pa k disociaciji glede na vrsto kisline.

Sol - elektroliti, ki se, ko se raztopijo v vodi, ločijo, odcepijo pozitivne ione, razen vodikovih ionov, in negativne, razen hidroksidnih ionov.

Stopnja disociacije.Za kvantitativno karakterizacijo disociacijskega procesa je uveden koncept stopnje disociacije. Disociacijska stopnja (α) je razmerje med številom molekul, razpadlih v ione (n), in skupnim številom raztopljenih molekul (N)... Izražen je v frakcijah enega ali v%.

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

Stopnja disociacije je odvisna od narave elektrolita, njegove koncentracije in temperature. Po naravi so vsi elektroliti razvrščeni kot močni ali šibki. Stopnja disociacije močnih elektrolitov α\u003e 30%, šibkih elektrolitov - α< 3%.

Pri močnih elektrolitih v raztopini se praktično vse molekule ločijo na ione, pri šibkih elektrolitih pa le del molekul. Močni elektroliti vključujejo skoraj vse soli, baze alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin ter najpomembnejše kisline: HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4. Šibki elektroliti vključujejo skoraj vse organske kisline (na primer CH 3 COOH), anorganske spojine: H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3, HCN, HNO 2, HF, NH 4 OH, H 2 O.

Konstanta disociacije.V raztopinah šibkih elektrolitov je postopek disociacije reverzibilen in zanj lahko uporabimo zakon masnega delovanja. Torej je za postopek disociacije šibke ocetne kisline CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + ravnotežna konstanta disociacijskega procesa v obliki:

Imenuje se ravnotežna konstanta, ki ustreza disociaciji šibkega elektrolitadisociacijska konstanta (K d)... Disociacijska konstanta označuje moč molekule v dani raztopini. Manjši je K d, šibkejši je elektrolit in zato so njegove molekule stabilnejše. Na primer, borova kislina H 3 VO 3, katere K d je 5,8 ∙ 10 -10, je šibkejši elektrolit kot ocetna kislina, katere K d je 1,8 ∙ 10 -5.

Konstanta in stopnja disociacije sta povezani z razmerjem ( zakon o redčenju Ostwalda):

Če je α veliko manj kot enotnost, lahko domnevamo, da je 1 - α ≈ 1. Potem je izraz za zakon redčenja poenostavljen:

К \u003d α 2 ∙ с В, od koder je α \u003d

Slednje razmerje kaže, da se z zmanjšanjem koncentracije elektrolita z B (tj. Z redčenjem raztopine) stopnja disociacije α poveča.

Reakcije v raztopinah elektrolitov se pojavijo med ioni in so nepopravljive, če zaradi reakcije nastanejo oborine, plini in šibki elektroliti. Običajno so takšne reakcije prikazane z uporabo ionsko-molekularnih enačb. Oborine, plini in šibki elektroliti so zapisani v obliki molekul, močno topni močni elektroliti pa v obliki ionov.

Upoštevajmo tipične različice reakcij v raztopinah elektrolitov:

a) 3АgNO 3 + FeCl 3 \u003d Fe (NO 3) 3 + 3AgCl - molekularna enačba

3Ag + + 3NO 3 - + Fe 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl - popolna ionska enačba

Ag + + Cl - \u003d AgCl - skrajšana ionska enačba

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 H20

Pri pripravi ionsko-molekularnih enačb ne pozabite, da mora biti vsota električnih nabojev na levi strani enaka vsoti električnih nabojev na desni strani enačbe. Enaki ioni so izključeni z obeh strani enačbe.

Predavanje številka 10. REAKCIJE OKSIDACIJE-REDUKCIJE

Reakcije, pri katerih pride do sprememb oksidacijskih stopenj atomov elementov, ki tvorijo reakcijske spojine,se imenujejo redoks.

Stanje oksidacije(S.O.) Ali je naboj atoma v spojini, izračunan ob predpostavki, da je spojina sestavljena iz ionov... Določitev stopnje oksidacije se izvede z uporabo naslednjih določb:

1. Oksidacijsko stanje. element v preprosti snovi, na primer v Zn, H2, Br2, S, O2, je enak nič.

2. Stopnja oksidacije kisika v spojinah je običajno –2. Izjeme so peroksidi H 2 +1 O 2 -1, Na 2 +1 O 2 -1 in O + 2 F 2.

3. Stopnja oksidacije vodika v večini spojin je +1, z izjemo soli podobnih hidridov, na primer Na +1 H -1.

4. Alkalne kovine (+1) imajo stalno oksidacijsko stanje; zemeljskoalkalijske kovine, berilij in magnezij (+2); fluor (–1).

5. Algebraična vsota oksidacijskih stanj elementov v nevtralni molekuli je enaka nič, v kompleksnem ionu - naboju iona.

Za primer izračunajmo oksidacijsko stanje kroma v spojini К 2 Cr 2 O 7. Najprej postavimo oksidacijsko stanje nad tiste elemente, za katere je znano. V našem primeru imata kalij (+1) in kisik (-2) stalna oksidacijska stanja. Stopnjo oksidacije kroma označujemo z x... Nato sestavimo algebrsko enačbo. Če želite to narediti, pomnožimo indeks za vsak element s stopnjo oksidacije tega elementa, dodamo vse in desno stran enačimo z ničlo:

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

Tako je oksidacijsko stanje kroma v K 2 Cr 2 O 7 +6. Za določitev stopnje oksidacije elementa v anionu, na primer dušika v anionu (NO 2) ‾, naredimo enako, le desna stran je enaka naboju iona, v našem primeru -1

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

Pri redoks reakcijah se elektroni iz enega atoma, molekule ali iona prenesejo v drugega. Oksidacija – proces odrekanja elektronov z atomom, molekulo ali ionom, ki ga spremlja povečanje oksidacijskega stanja. Okrevanje – proces pritrditve elektronov, ki ga spremlja zmanjšanje oksidacijskega stanja.

Oksidacija in redukcija sta medsebojno povezana procesa, ki se pojavljata hkrati.

Darwin je pokazal, da so glavni dejavniki evolucije organskega sveta, to je dedna spremenljivost, boj za obstoj in naravna selekcija, uporabni za človeški razvoj. Po zaslugi njih je telo starodavne antropoidne opice doživelo številne morfofiziološke spremembe, zaradi česar se je razvila navpična hoja, funkcije rok in nog so bile razdeljene.

Za razlago antropogeneze zgolj biološki zakoni niso dovolj. Njeno kakovostno izvirnost je razkril F. Engels, ki je opozoril na družbene dejavnike: delo, javno življenje, zavest in govor. Delo je najpomembnejši dejavnik človekove evolucije

Delo se začne z izdelavo orodja. Po besedah \u200b\u200bEngelsa je to "prvi temeljni pogoj vsega človeškega življenja, poleg tega pa do te mere, da moramo v določenem smislu reči: delo je ustvarilo človeka samega." Glavna gonilna sila antropogeneze je bilo delo, v katerem človek sam ustvarja orodja dela. Najbolj organizirane živali lahko uporabljajo predmete kot že pripravljena orodja, vendar jih ne morejo ustvariti. . Živali uporabljajo samo darila narave, medtem ko jih človek spreminja v procesu dela. Tudi živali spreminjajo naravo, vendar ne namerno, ampak samo zato, ker so in živijo v naravi. Njihov vpliv na naravo je v primerjavi z vplivom človeka nanjo zanemarljiv.

Morfološke in fiziološke preobrazbe naših opicam podobnih prednikov bi pravilneje imenovali antropomorfoze, saj je bil glavni dejavnik, ki jih je povzročil - delo, specifičen le za človekov razvoj. Pojav ravne hoje je bil še posebej pomemben. Velikost in teža opic sta se povečali, pojavila se je ukrivljenost hrbtenice v obliki črke S, ki ji je dala prožnost, oblikovala se je obokana vzmetna noga, medenica se je razširila, križnica je postala močnejša, čeljustni aparat je postal lažji itd. Pokončna hoja ni bila vzpostavljena takoj. To je bil zelo dolg postopek izbire dednih sprememb, ki so bile koristne pri delovni dejavnosti. Menda je trajalo milijone let. Biološko pokončna drža je človeku prinesla veliko zapletov. Omejila je hitrost njegovega gibanja, imobilizirala križnico, kar je otežilo porod; dolgotrajno stojanje in nošenje uteži včasih vodi do ravnih stopal in krčnih žil na nogah. Toda pokončni drži so se roke sprostile za orodje. Pojav dvonožnega gibanja je bil po besedah \u200b\u200bCharlesa Darwina in nato F. Engelsa odločilen korak na poti od opice do človeka. Zahvaljujoč pokončni drži opičjih prednikov človeka so se roke osvobodile potrebe po podpiranju telesa med premikanjem po tleh in so dobile sposobnost različnih gibov.

Na začetku postopka oblikovanja osebe je bila njegova roka premalo razvita in je lahko izvajala le najpreprostejša dejanja. Posamezniki z dednimi spremembami v zgornjih okončinah, ki so bile koristne za porodne operacije, so bili predvsem naravni izbrani. F. Engels je zapisal, da roka ni samo organ dela, temveč tudi produkt dela. Razlika med človeško roko in opico je ogromna: nobena opica ne more z roko izdelati niti najpreprostejšega kamnitega noža. Zelo dolgo je trajalo, da so naši opicam podobni predniki od uporabe predmetov naravnega okolja kot orodja prišli do njihove izdelave. Najprimitivnejša orodja dela olajšajo odvisnost človeka od okoliške narave, širijo mu obzorja in odkrivajo nove, neznane lastnosti v naravi; nazadnje se uporabljajo za nadaljnje izboljšanje delovnih orodij.

Razvoj delovne dejavnosti vodi v oslabitev učinka bioloških zakonov in povečanje vloge družbenih dejavnikov v antropogenezi.

Socialni življenjski slog kot dejavnik človekove evolucije. Že od samega začetka je bilo delo socialno, saj so opice živele v čredah. F. Engels je poudaril, da bi bilo napačno iskati prednike človeka, zelo družbenega bitja v naravi, med nesocialnimi živalmi. Čreda prednikov opic se je pod vplivom posebnega dejavnika razvila v družbeno vedenje. Tak dejavnik je bilo delo, tesno povezano s preoblikovanjem roke v organ dela. Delo je pomagalo združiti člane družbe; kolektivno so se zaščitili pred živalmi, lovili in vzgajali otroke. Starejši člani društva so mlajše učili najti naravne materiale in izdelovali orodja, učili tehnike lova in ohranjanja ognja. Z razvojem delovnega procesa so bile koristi medsebojne podpore in medsebojne pomoči vse bolj jasne.

Najstarejša orodja za lov in ribolov kažejo, da so naši predniki že v zgodnjih fazah uživali meso. Obdelano in kuhano na ognju je zmanjšalo stres na žvečilni aparat. Parietalni greben, na katerega se pri opicah pritrdijo močni žvečilni gumi, je izgubil svoj biološki pomen, postal neuporaben in postopoma izginil v procesu naravne selekcije; iz istega razloga je prehod z rastlinske hrane na mešano privedel do skrajšanega črevesja. Uporaba ognja je pomagala pri obrambi pred mrazom in živalmi.

Nakopičene življenjske izkušnje v poznavanju narave so se iz roda v rod izboljševale. V življenju društva so bile velike možnosti za medsebojno komunikacijo: skupne aktivnosti članov društva so povzročile potrebo po signalizaciji z gestami in zvoki. Prve besede so bile povezane z delovnimi operacijami in so pomenile akcijo, delo, imena predmetov pa so se pojavila kasneje. Nerazviti grlo in ustni aparat človekovih prednikov so se zaradi dedne spremenljivosti in naravne selekcije spremenili v organe členjenega človeškega govora. Človek tako kot živali zaznava signale iz zunanjega sveta z neposredno stimulacijo čutnih organov - to je prvi signalni sistem. Toda oseba je sposobna zaznati signale z besedo - ima drugi signalni sistem. Predstavlja kvalitativno razliko med višjo živčno aktivnostjo ljudi in živali.

Pojav govora je okrepil komunikacijo naših prednikov na podlagi skupnega delovnega procesa in posledično prispeval k razvoju družbenih odnosov. Razvoj naših prednikov je potekal pod skupnim vplivom družbenih in bioloških dejavnikov. Naravna selekcija je postopoma izgubila svoj pomen v razvoju človeške družbe. Vsi čedalje bolj zapleteni delovni procesi izdelave orodij in gospodinjskih predmetov, artikuliranega govora in kretenj, mimike so prispevali k razvoju možganov in čutnih organov.

Razvoj možganov, mišljenja, zavesti je hkrati spodbudil izboljšanje dela in govora. Zaporedje delovnih izkušenj v generacijah se je uresničevalo vse bolj polno. Samo v družbi je človekovo razmišljanje lahko doseglo tako visok razvoj.

Če se morfološke in fiziološke značilnosti osebe podedujejo, potem sposobnosti za kolektivno delo, razmišljanje in govor še nikoli niso bile podedovane in se zdaj ne prenašajo. Te posebne lastnosti so se zgodovinsko pojavljale in izboljševale pod vplivom družbenih dejavnikov in se pri vsakem človeku razvijajo v procesu njegovega individualnega razvoja le v družbi, zahvaljujoč vzgoji in izobraževanju.

Gonilne sile antropogeneze so bili torej biološki dejavniki (dedna spremenljivost, boj za obstoj in naravna selekcija) in socialni (dejavniki (delo, družbeni življenjski slog, govor in razmišljanje).

Nadzor dohodka:

	vprašanje	Možen odgovor
	Rešitev:	a) Koncentracija, kopičenje snovi v določenem vrstnem redu.
	Koacervacija:	b) Absorpcija snovi iz tekočega medija s površinsko plastjo trdne snovi, ki ima običajno veliko površino.
	Koacervat:	c) Mehurčki tekočine, obdani z beljakovinskimi filmi, ki nastanejo zaradi mešanja vodnih raztopin beljakovin.
	Mikrokroglice Fox:	d) Faza raztopine z večjo koncentracijo snovi, obdana na določen način z usmerjenimi vodnimi dipoli.
	Adsorpcija:	e) Ločevanje raztopine visoko molekularnih spojin na faze z višjo in nižjo koncentracijo molekul.
	Koncentracija:	f) Homogene mešanice dveh ali več snovi, ki se v topilu porazdelijo v obliki posameznih atomov, ionov ali molekul.

Napredek pri delu:

Naloga številka 1

Preberite besedilo "Raznolikost teorij o nastanku življenja na Zemlji", rezultate izpolnite v tabeli:

Odgovori na vprašanje: Katere teorije se osebno držite? Zakaj?

Naloga številka 2

Preberite besedilo "Hipoteze človeškega izvora", rezultate izpolnite v tabeli:

Odgovori na vprašanje: Kateri pogledi na človeški izvor so vam najbližji? Zakaj?

Naloga številka 3

V učbeniku poiščite opis podobnosti in razlik med ljudmi in višjimi opicami, rezultate izpolnite v tabeli:

"Razlika med človekom in velikimi opicami"

Primerjane funkcije	Človek	Veliki opice
Značilnosti zgradbe okostja
Lobanja
Superciliarni loki
Položaj telesa med hojo
Hrbtenica
Rebra
Dolžina roke
Palec
Zapestje
Noga
Medenica
Funkcija roke
Življenjski slog
Odnos z okoljem
Višja živčna aktivnost (delovanje možganov)
Značilnosti zgradbe možganov
Sredstva komuniciranja

Dodatek # 1

Dodatek # 2

Dodatek 3

Izhodni nadzor:

Poiščite ujemanje med konceptom in njegovo definicijo, izpolnite odgovore v tabeli:

	vprašanje	Možen odgovor
	Najstarejši moški:	A. Premikanje po tleh na zadnjih nogah, kar je omogočilo sprostitev rok za zaščito in hrano.
	Neandertalec:	B. Prvi sodobni ljudje, za katere je bila značilna pokončna drža in so imeli jasno izražen govor.
	Kromanjonski:	B. Skupina ljudi, ki je živela pred manj kot 200 tisoč leti.
	Hoja pokonci:	D. Heterogena skupina ljudi, ki pripada rodu Man in vključuje Pithecanthropus, Sinanthropus itd. Živela pred približno milijonom let.
	Podobnost vseh vitalnih procesov posameznikov iste vrste:	E. Vrsta človeške komunikacije, pri kateri uporaba jezika za sporazumevanje dobi stabilen konceptualni značaj.

Dodatek št. 4

Splošno zaključite v skladu s cilji, ki so vam zastavljeni v tem delu.

Seznam referenc:

Glavni viri:

1. Zakharov V.B., Mamontov S.G., Sonin N.I. Splošna biologija. 10 cl. Delovni zvezek. - M., 2009.
2. Kamenskiy A.A., Kriksunov E.A., Pasechnik V.V. Splošna biologija. 10-11 kl. - M., 2009.
3. Konstantinov V.M., Ryazanova A.P. Splošna biologija. Učbenik. priročnik za odprtokodno programsko opremo. - M., 2010.
4. Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshchilina E.N. Splošna biologija. 10 cl. Učbenik. - M., 2010.
5. Ponomareva I.N., Kornilova O.A., Loshchilina E.N. Splošna biologija. 11 kl. Učbenik. - M., 2010.
6. Čebišev N.V. Biologija. Učbenik za SSUZ. - M., 2010.

Internetni viri:

1. www.twirpx.com - študijski materiali;

2. tana.ucoz.ru - osebno spletno mesto učitelja biologije;

3. www.amgpgu.ru - Predavanje;

4. www.uchportal.ru - Učiteljski portal;

5. http://o5-5.ru - 5 in 5 Izobraževalno gradivo;

6. https://pptx.ru/ - Zbirka predstavitev PowerPoint.

Dodatni viri:

Podobne informacije.

§ 1. Rešitve (opredelitev). Koncentracija.

Rešitveimenovane faze, katerih sestavo je mogoče neprestano spreminjati (v določenih mejah), tj. faze spremenljive sestave 2. Tako so raztopine homogene mešanice molekul (v posebnih primerih - tudi atomov, ionov) dveh ali več snovi, med katerimi obstajajo fizične in pogosto kemične interakcije.

Združevanje molekul katere koli spojine in solvatacija (kombinacija molekul topljenih snovi in \u200b\u200bmolekul topil v krhke komplekse), ki ne vodijo do nastanka posebej velikih asociantov, ne krši homogenosti raztopine.

Zmesi, pri katerih so delci enega od sestavnih delov mešanice sestavljeni iz velikega števila molekul in so praviloma mikrokristali s kompleksno strukturo površinske plasti, imajo drugačen značaj. Takšne mešanice so heterogene, čeprav se na prvi pogled zdijo homogene. So mikroheterogeni. Te mešanice se imenujejo razpršeni sistemi.Med obema razredoma zmesi so možni neprekinjeni prehodi. Vendar je drugi del našega tečaja namenjen podrobni razpravi o lastnostih razpršenih sistemov.

Rešitve so praviloma termodinamično stabilne in njihove lastnosti niso odvisne od prejšnje zgodovine, medtem ko so razpršeni sistemi zelo pogosto nestabilni in kažejo nagnjenost k spontanim spremembam.

Najenostavnejši sestavni deli raztopine, ki jih lahko izoliramo v čisti obliki in z mešanjem katerih lahko dobimo raztopine poljubne sestave, se imenujejo sestavine raztopine.

V mnogih primerih je njihova delitev na topila in topljene snovi poljubna. Običajno se komponenta, ki presega v primerjavi z drugimi, imenuje topilo, medtem ko se ostale komponente imenujejo topljene snovi. Tako lahko imate raztopine alkohola ali žveplove kisline v vodi in raztopine vode v alkoholu ali žveplovi kislini. Če je ena od sestavin raztopine tekočina, druge pa plini ali trdne snovi, potem se tekočina šteje za topilo.

Glavni parametri stanja raztopine, skupaj s tlakom in temperaturo, so koncentracija,to je relativne količine komponent v raztopini. Koncentracije so lahko izražene različne poti v različnih enotah: količine sestavin so lahko povezane z znano količino raztopine ali topila, količine topljenih snovi lahko izrazimo v masnih enotah in molih; količina topila ali raztopine - v masnih enotah, molih in volumskih enotah.

Oglejmo si nekaj najpogostejših metod in enot za merjenje koncentracije raztopin. V tem primeru označujemo maso komponent, izraženo v gramih ("utežne" količine), skozi m 1 , m 2, ..., m jaz , in vsota mas komponent je  m jaz ; število gramov molekul ali molov komponent - skozi n 1 , n 2 , ..., n jaz , njihova vsota pa je  n jaz ; prostornina raztopine V, količine čistih komponent - skozi V 1 , V 2 ... V jaz . Kazalo 1 se nanaša na topilo v tistih primerih, če je eno od komponent raztopine mogoče nedvoumno imenovati kot tako.

Količine snovi se nanašajo na znano količino raztopine.

1. Masni deležW jaz – masa komponente na enoto mase raztopine:

(IV, 1a)

Masni odstotek P jaz Ali je masa komponente v sto masnih enotah raztopine:

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

2. Molska frakcijax – število molov sestavine v enem molu raztopine:

(IV, 1c)

Molske frakcije so najbolj primerne za teoretične (termodinamične) študije raztopin. Iz izraza (IV, 1c) je razvidno, da

x jaz = 1

3. Volumenski delež jaz Ali je prostornina čiste komponente na enoto prostornine raztopine:

(IV, 1d)

4. Molska volumska koncentracija - molarnost С jaz - število molov komponente na enoto prostornine raztopine:

(IV, 1e)

V primeru, ko je enota prostornine raztopine liter, se pokliče koncentracija molarne prostornine molarnost.

5. Razmerje med moli -število molov komponente na podlagi znane teže druge komponente, običajno topila. Imenuje se razmerje molskih mas, izraženo s številom molov komponente v 1000 g topila molalnostM jaz :

(IV, 1e)

Koncentracije lahko izrazimo tudi v drugih enotah.

Iz ene koncentracijske enote lahko prehajate tako, da sestavite enačbo razmerja med temi enotami. V primeru pretvorbe volumetričnih enot koncentracije v maso ali molar in obratno je treba poznati gostoto raztopine. Ne smemo pozabiti, da so koncentracije, izražene v različnih enotah, le v zelo razredčenih raztopinah (to je za komponento, katere količina je majhna v primerjavi z drugimi) sorazmerne med seboj.

§ 2. O molekularni strukturi raztopin

Koncept tekočine kot popolnoma amorfne faze, v kateri so molekule kaotično razporejene kot molekule plinov, je zdaj opuščen. Študije o razprševanju svetlobe in rentgenskem sevanju so pokazale, da imajo tekočine elemente kristalne strukture (prisotnost tako imenovanega reda kratkega dosega v razporeditvi molekul) in so v tem pogledu vmesna tvorba med trdnimi kristali in plini. Ko se tekočina segreje, se podobnost njene strukture s kristali zmanjšuje in podobnost s plini narašča.

Interakcija med molekulami v posameznih tekočinah je v glavnem van der Waalsova interakcija... To ime združuje več vrst medmolekularnih privlačnosti, ki so posebni primeri elektrostatične interakcije. Sem spadajo: orientacijska privlačnost med molekulami s konstantnim dipolom, induktivna privlačnost med molekulami s konstantnim dipolom in molekulami z induciranim dipolom ter disperzivna privlačnost med trenutnimi dipoli molekul, katerih trenutek niha okoli nič.

Energija medsebojnega privlačenja molekul za vse navedene vrste interakcij je obratno sorazmerna šesti stopnji razdalje med njimi. V nekaterih primerih te interakcije vodijo do povezovanja tekočih molekul (tako imenovane povezane tekočine). Med molekulami pripadajoče tekočine nastajajo nestabilne vezi. Takšne vezi vključujejo vodikovo vez, ki nastane zaradi elektrostatične privlačnosti protona ene molekule do aniona ali elektronegativnega atoma (predvsem do atomov fluora, kisika, dušika, klora) druge molekule.

Privlačnosti molekul preprečuje odbijanje, ki je pomembno na majhnih razdaljah in je predvsem posledica interakcije elektronskih lupin. Ta odbojnost v kombinaciji s toplotnim gibanjem uravnoteži privlačnost. Tako se vzpostavijo povprečne ravnotežne razdalje med gibljivimi (nihajočimi, vrtečimi se in občasno gibljivimi) molekulami tekočine.

Termodinamična mera molekularne interakcije v tekočini znotraj znanih meja je lahko količina ( U/  V) P .

V raztopini skupaj z interakcijo med molekulami ene od komponent (homogene molekule) obstaja interakcija med molekulami različnih komponent (različne molekule). Te interakcije v odsotnosti kemične reakcije, kot v čisti tekočini, so van der Waalsove. Vendar pa lahko molekule topljene snovi (druga komponenta), ki spremenijo okolje molekule topila (prva komponenta), lahko bistveno spremenijo intenzivnost interakcije med molekulami slednje in same med seboj delujejo drugače kot v čista druga komponenta. Interakcija med različnimi molekulami lahko sledi drugačnim vzorcem kot interakcija med homogenimi molekulami.

Težnja k povezovanju (združevanje homogenih molekul) in solvaciji (združevanje različnih molekul) tekmujeta.

Tu si kot primere oglejmo diagrame, ki prikazujejo odvisnost nekaterih lastnosti binarnih tekočih sistemov od njihove sestave, s pomočjo katerih je mogoče ugotoviti prisotnost kemične spojine med komponentami raztopine. Slika 4 prikazuje izoterme toplote mešanja ( Vprašanje) komponente, volumetrično stiskanje (  V) ob mešanju in viskoznosti (  ) raztopine piperidin - alil gorčičnega olja (C 3 N 5 NCS). Vse lastnosti kažejo bolj ali manj oster zlom pri maksimumu pri razmerju komponent 1: 1. Najvišja mejna vrednost, imenovana ednina,označuje nastanek močne kemične spojine, ki vsebuje sestavine v danem razmerju.

Slika 4. Odvisnost nekaterih lastnosti raztopine C 3 H 5 NCS - C 5 H 10 NH od sestave.

Tako fizikalno-kemijska analiza enofaznih tekočih sistemov v nekaterih primerih jasno kaže na obstoj nekaterih kemičnih spojin. V glavnem ni mogoče dokazati obstoja nekaterih spojin v raztopini.

§ 3. O teorijah rešitev

Dolgo časa so na raztapljanje gledali predvsem kot na kemijski proces. Tega stališča se je držal tudi DI Mendeleev, ki je iz obravnave izključil mešanico tekočin, ki so si podobne narave (na primer mešanica ogljikovodikov). Drugačen pogled na postopek raztapljanja je razvil eden najsvetlejših predstavnikov "fizične" teorije rešitev, VF Alekseev, ki je (1870 1880) izpostavil jasno stališče o raztapljanju kot skupni vsoti molekularnega gibanja in medsebojne adhezije molekul. Aleksejev je menil, da je kemična interakcija pomemben, a ne nujen dejavnik raztapljanja, in se je prepiral z Mendelejevim.

Kasneje je Mendeleev priznal pomembno vlogo fizičnega dejavnika pri oblikovanju rešitev, vendar se je izrekel proti ekstremnemu, povsem fizičnemu pogledu na naravo rešitev. Fizična teorija raztopin se je še posebej razvila po osemdesetih letih prejšnjega stoletja v povezavi z uspehom pri proučevanju razredčenih raztopin (Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald). Nastala je prva kvantitativna teorija raztopin, povezana s konceptom topljene snovi kot plina, ki se širi v inertnem topilu. Kmalu pa je bilo ugotovljeno, da kvantitativna teorija Van't Hoff-Arrhenius-a velja samo za zelo razredčene raztopine. Številna dejstva so opozorila na medsebojno delovanje komponent raztopine. Vsi poskusi obravnave raztopin katere koli koncentracije z enega samega vidika so vodili do potrebe po upoštevanju kemijskega dejavnika.

V zadnjih desetletjih se je boj med dvema stališčema umaknil prepoznavanju pomena obeh dejavnikov in nezmožnosti njihovega nasprotovanja. Zaradi kompleksnosti in raznolikosti zakonov, ki zajemajo lastnosti raztopin različnih snovi, je teorija rešitev najtežji problem v molekularni fiziki in preučevanju kemijskih vezi.

Odstopanja od najpreprostejših lastnosti določajo na primer polarnost molekul. V raztopinah polarnih molekul pride do pojavov asociacije in solvatacije, zaradi česar se lastnosti raztopine zapletejo. Odstopanja lastnosti raztopine od najpreprostejših povzroča tudi kemična interakcija komponent raztopine. Običajno ga spremlja sproščanje toplote in zmanjšanje verjetnosti prehoda v plinsko fazo molekul komponente, ki so delno vezane v bolj zapletene spojine.

POGLAVJE V. RAVNOTEŽJE: TEKAČNA RAZTOPINA - ZASIČENI PARI

§ 1. Tlak nasičenih hlapov binarnih tekočih raztopin

Plinska faza v ravnovesju s tekočo raztopino (nasičena para) na splošno vsebuje vse komponente raztopine, tlak nasičene pare, ki ga pogosto imenujemo tudi parni tlak, pa je vsota parcialnih tlakov komponent 3. Vendar pa so posamezne komponente pri dani temperaturi pogosto nehlapne in jih v plinasti fazi praktično ni.

Skupni tlak nasičenih hlapov (skupni ali skupni tlak) in delni tlaki so odvisni od temperature in sestave raztopine. Pri konstantni temperaturi stanje binarne raztopine komponent A in B določa ena spremenljivka - koncentracija ene od komponent.

Prikladno merilo koncentracije je molska frakcija. Označili bomo molski delež x 2 drugo komponento v raztopini skozi x.Očitno je molski delež prve komponente x 1 = 1 – x.Meje sprememb x 1 in x 2 so nič in ena; zato ima diagram, ki prikazuje odvisnost parnega tlaka raztopine od njene sestave (tlak - diagram sestave), končen raztezek. Ena od možnih vrst diagramov P – x za raztopino dveh tekočin, ki se v vseh pogledih mešajo (molska frakcija xima poljubno vrednost - od nič do ena), je prikazano na sliki 5. Skrajne točke krivulje P = f(x) so tlaki nasičenih hlapov čistih tekočin in ... Skupni tlak pare pri kateri koli vrednosti xenako vsoti delnih tlakov komponent: P = P 1 + P 2 .

Sestavo nasičene pare določajo molski deleži komponent v parni fazi x " 1 in x " 2 ,. Po definiciji delnih količin (Daltonova enačba):

x " 1 = x " 2 =

§ 2. Raoultov zakon. Idealne rešitve. Izredno razredčene raztopine

V najpreprostejšem primeru je odvisnost parcialnega tlaka hlapov topila od sestave binarne raztopine naslednja:

Parcialni tlak topila v parni fazi je sorazmeren njegovemu molskemu deležu v \u200b\u200braztopini.

Slika 5. Skupni in delni parni tlak binarne raztopine: dibromopropan - dibromoetan. Delni tlaki v diagramu P – x so upodobljeni z ravnimi črtami.

Enačba (V, 1) ima lahko drugačno obliko:

(V, 2)

Relativno zmanjšanje parcialnega tlaka topila v parni fazi je enako molski frakciji topljene snovi (druga komponenta). Enačbi (V, 1) in (V, 2) sta izraza raoultov zakon (1886). Za take raztopine se uporablja Raoultov zakon, izražen v obliki enačbe (V, 1), katerih nasičena para se obnaša kot idealen plin in le redke raztopine se temu zakonu z zadostno natančnostjo spoštujejo pri kateri koli koncentraciji (tj. pri vrednostih xod 0 do 1).

Običajno se z naraščanjem temperature (medtem ko je tlak nasičenih hlapov razmeroma nizek) odstopanja od Raoultovega zakona v obliki (V, 1) zmanjšajo. Toda pri dovolj visokih temperaturah, ko je tlak nasičene pare raztopine zelo visok, enačba (V, 1) postane netočna, saj se odstopanja pare od zakona idealnih plinov povečajo.

Rešitve, ki sledijo Raoultovemu zakonu v obliki enačbe (V, 1) pri vseh koncentracijah in vseh temperaturah, se imenujejo idealne (popolne) rešitve,so vrhunska, najpreprostejša vrsta tekočih raztopin.

Lahko je pokazati, da če je enačba (V, 1) izpolnjena za paro topila, potem je analogna enačba za paro druge, raztopljene komponente

(V, 3)

Enačbi (V, 1) in (V, 3) odražata lastnosti parcialnih tlakov idealnih raztopin pri nizkih tlakih. Imenuje se niz teh enačb kombinirani Raoultov zakon – Henry.Na splošno za večkomponentno idealno rešitev pri nizkih tlakih dobimo:

(V, 4)

Enačbe (V, 1), (V, 3) in (V, 4) bodo nadalje služile kot izhodišča za proučevanje termodinamičnih lastnosti idealnih raztopin pri nizkih tlakih.

Skupni parni tlak idealne binarne raztopine je

je tudi linearna funkcija molskega deleža.

Primeri idealnih raztopin (glej sliko 5) so mešanice: benzen - toluen, benzen - dikloroetan, heksan - oktan in drugi.

Sestave idealne raztopine in njene nasičene pare so različne, tj. x.V tem primeru je enostavno najti povezavo med in x.Dejansko koncentracija druge komponente v pari
. V tem izrazu nadomestimo vrednost P 2 iz Raoultovega zakona (enačba (V, 3)) in vrednost P iz enačbe (V, 5) dobimo:

(V, 6)

Iz tega je jasno, da \u003d xsamo takrat, ko sta tlaka nasičenih hlapov obeh čistih komponent enaka, tj
.

§ 3. Resnične rešitve. Pozitivna in negativna odstopanja od Raoultovega zakona

Raoultov zakon ne drži za resnične rešitve. Parcialni tlaki teh raztopin so večji ali manjši od parnih tlakov idealnih raztopin. V prvem primeru se imenujejo odstopanja od Raoultovega zakona pozitivno(skupni parni tlak je večji od vrednosti aditiva), v drugem primeru pa negativno(skupni parni tlak je manjši od vrednosti dodatka).

Primeri rešitev s pozitivnimi odstopanji od Raoultovih zakonov so raztopine: aceton - etilni alkohol, benzen - aceton, voda - metilni alkohol.

Slika 6. Diagram parnega tlaka nad raztopino C 6 H 6 - (CH 3) 2 CO.

Slika 6 prikazuje diagram P – xza eno od teh raztopin (benzen - aceton).

Med rešitve z negativnimi odstopanji od Raoultovih zakonov so na primer raztopine: kloroform - benzen, kloroform - dietil eter.

Diagram parnega tlaka nad raztopino kloroform-dietil eter je prikazan na sliki 7.

Slika 7. Diagram parnega tlaka nad raztopino (C 2 H 5) 2 O - CHCl 3.

Vrednosti skupnega tlaka P v teh sistemih se monotono spreminjajo s spremembo vrednosti x.Če so odstopanja od zakona idealnih rešitev velika, potem krivulja celotnega parnega tlaka prehaja skozi največji ali najmanjši.

Pozitivna in negativna odstopanja realnih rešitev od Raoultovega zakona so posledica različnih dejavnikov. Če se različne molekule v raztopini medsebojno privlačijo z manj sile kot homogene, bo to olajšalo prehod molekul iz tekoče faze v plinsko (v primerjavi s čistimi tekočinami) in opazili bodo pozitivna odstopanja od Raoultovega zakona. Povečanje medsebojnega privlačenja različnih molekul v raztopini (solvatacija, tvorba vodikovih vezi, tvorba kemične spojine) otežuje prehod molekul v plinsko fazo, zato bomo opazili negativna odstopanja od Raoultovega zakona.

Upoštevati je treba, da lahko dejavniki, ki povzročajo pozitivna in negativna odstopanja, delujejo hkrati v raztopini, zato so opažena odstopanja pogosto posledica prekrivanja odstopanj nasprotnega predznaka. Hkratno delovanje nasprotnih dejavnikov je še posebej očitno pri rešitvah, pri katerih se znak odstopanja od zakona Raoult-Henry spreminja s spremembo koncentracije.

§ 4. Diagrami ravnotežne tekočine - pare v binarnih sistemih. Konovalov prvi zakon. Frakcijska destilacija

Na slikah 5,6,7 je bil skupni parni tlak binarne raztopine predstavljen kot funkcija sestave raztopine. Kot argument lahko uporabite tudi sestavo hlapov, določeno z krivuljami parcialnega tlaka in drugačno od sestave tekoče raztopine. Na ta način je mogoče dobiti drugo krivuljo iste lastnosti sistema - skupni tlak nasičene pare raztopine, odvisno od drugega argumenta - sestave pare.

Slika 8 prikazuje shematski diagram - izoterma ravnotežne binarne raztopine - hlapov. Katera koli točka na ravnini diagrama označuje bruto sestavo sistema (koordinata x) in tlak (koordinata P) in se imenuje figurativna točka.Zgornja krivulja prikazuje odvisnost tlaka nasičene pare od tekoče sestave, spodnja krivulja pa odvisnost tlaka nasičene pare od sestave hlapov. Te krivulje delijo ravnino grafikona na tri polja. Zgornji rob pokriva vrednosti x inP, v kateri je samo ena tekoča faza - raztopina spremenljive sestave. Spodnje polje ustreza mešanici plinov spremenljive sestave. Vsaka figurativna točka na zgornjem in spodnjem robu prikazuje stanje ene resnične faze. Polje , med obema krivuljama ustreza dvofaznemu sistemu. Sistem, katerega pritisk in sestava prikazuje figurativna točka na tem polju, je sestavljen iz dveh faz - raztopine in nasičene pare. Sestava teh faz je določena s koordinatami točk, ki ležijo na presečišču izobare, ki poteka skozi figurativno točko sistema z zgornjo in spodnjo krivuljo. Na primer sistem, za katerega je značilna figurativna točka k, je sestavljen iz dveh ravnotežnih faz, katerih sestavo določajo točke inin b. Pika in,ležanje na spodnji krivulji označuje sestavo nasičene pare in piko b, leži na zgornji krivulji je sestava raztopine. Spodnja krivulja se imenuje parna veja, zgornja krivulja je veja tekočine.

Slika 8. Diagram sestave - tlak binarnega sistema.

Z izotermičnim stiskanjem nenasičenih hlapov sestavka x 1 figurativna točka sistema se premika navpično navzgor, na točki se začne kondenzacija pare in(Slika 8) pri znanem tlaku P... Prve kapljice tekočine imajo sestavo x 2 ; nastala tekočina vsebuje manj komponente A kot kondenzacijska para.

Z izotermičnim zmanjšanjem tlaka tekočina sestavka x 3 bo začel izhlapevati na točki d, daje sestavo pare x 4 (točka e);nastala para vsebuje več komponente A kot uparjajoča tekočina. Posledično v pari vedno prevladuje komponenta A v primerjavi s tekočino v ravnovesju z njo, katere dodajanje sistemu, kot je razvidno iz diagrama, poveča skupni parni tlak.

Na podlagi zgoraj navedenega je mogoče zlahka sprejeti naslednji zaključek: nasičena para v primerjavi z ravnotežno raztopino je razmeroma bogatejša s komponento, katere dodatek sistemu poveča skupni parni tlak. To - konovalov prvi zakon (1881), kar velja za vse stabilne rešitve.

Upoštevajmo pojave izhlapevanja in kondenzacije raztopin tudi z uporabo izobarnega diagrama vrelišče - sestava raztopine.

Diagrami t bale. - xlahko narišemo iz eksperimentalnih podatkov ali pa imamo številne izotermične diagrame P – x.Na vsakem diagramu P - x,zgrajene pri določeni temperaturi, poiščite sestave sočasno obstoječe raztopine in pare pri določenem tlaku. Glede na pridobljene iz vseh izoterm P - xpodatki za določen tlak tvorijo en izobarični diagram t bale. - x.

Diagram t bale. - xshematsko prikazano na sliki 9. Ker komponenta A z višjim tlakom nasičene pare (Slika 8) ima pri določenem tlaku nižje vrelišče ( ), nato diagram t bale. - xima glede na diagram zrcalni videz P – x(obstaja le kvalitativna podobnost).

Vrh v diagramu t bale. - xustreza paru, spodnji pa tekočini. Zgornja krivulja je veja pare, spodnja krivulja pa veja tekočine.

Slika 9. Diagram vrelišča - sestava binarnega sistema.

V rektifikacijskih kolonah se zaporedne destilacije kombinirajo v en avtomatiziran postopek, kar vodi do ločevanja komponent tekoče raztopine (popravek).Industrijsko ločevanje nafte na frakcije (primarno rafiniranje nafte) temelji na določenem postopku.

Za zaključek predstavljamo še eno formulacijo prvega Konovalovega zakona:

V nasičeni pari v ravnovesju s tekočo binarno raztopino je relativna vsebnost komponente višja, kar pri T = const ima višjo vrednost tlaka nasičene pare v primerjavi z drugo komponento ali priP = const ima nižje vrelišče v primerjavi z njim, z drugimi besedami, para je sorazmerno bogatejša z bolj hlapno komponento v primerjavi s tekočino.

Obstaja več klasifikacij rešitev. S stališča termodinamike je priporočljivo ločevati med rešitvami idealno in nepopolno ali resnično... V idealnih raztopinah notranja energija vsake komponente ni odvisna od koncentracije, molska prostornina pa se ob raztapljanju ne spremeni. V tem primeru se komponente pomešajo kot idealni plini, povečanje entropije pa lahko izračunamo z uporabo enačb, značilnih za idealne pline. Tu med delci ni sil interakcije in snovi se mešajo brez sproščanja ali absorpcije toplote.

Pri preučevanju rešitev se široko uporablja metoda modelov. Najbolj preprost model je idealna rešitev. Idealne rešitve običajno delimo v dve skupini: razredčene (natančneje, neskončno razredčene) in popolne.

Nastanek idealne raztopine ne spremlja sprememba prostornine, toplotnega učinka ali kemične interakcije. Takšne raztopine nastanejo s preprostim fizičnim mešanjem

(ΔH cm \u003d 0; ΔV cm \u003d 0). Takšne raztopine dobimo z mešanjem nepolarnih tekočin z molekularnimi polji podobne jakosti. V takih zmeseh ni pojavov solvatacije, zato ni toplotnega učinka raztapljanja in ni koncentracije sistema. Prostornina raztopine je enaka vsoti prostornin mešanih komponent. To so idealne ali popolne rešitve.

Njihova vloga v teoriji raztopin je podobna vlogi idealnih plinov (zato jih imenujemo idealne rešitve).

Idealne rešitve so dokaj pogoste. Primer: mešanje izomerov ogljikovodikov (oktani itd.). Bencin, kerozin, mešanica benzena in toluena - idealne raztopine so mešanice različnih ogljikovodikov (tekočina). Idealne rešitve imajo značaj preprostih molekularnih zmesi. Približuje se jim "fizična" teorija rešitev. Fizično teorijo rešitev sta v 19. stoletju predlagala Van't Hoff in Arrhenius. V skladu s to teorijo se topilo šteje za medij, v katerem se molekule, ko se snov raztopi, enakomerno porazdelijo po celotni prostornini raztopine in medsebojnih interakcij ni.

Raoulovi zakoni... Najpomembnejša značilnost snovi v tekočem ali trdnem stanju je tlak nasičene pare, ta tlak je konstanta snovi, ki določa ravnotežje med tekočino in paro, trdno in paro. Samo ravnovesje se doseže, ko procese izhlapevanja kompenziramo s postopki kondenzacije. Pri segrevanju se parni tlak poveča.

Za razredčene raztopine je relativno znižanje parnega tlaka topila (A) številčno enako molskemu deležu topljene snovi (B) (prvi Raoultov zakon).

Kjer je R A 0 - parni tlak čistega topila; R A je parni tlak topila nad raztopino; X A je molski delež topila; X B je molski delež topljene snovi.

Tako je pri razredčenih raztopinah parni tlak topila sorazmeren z njegovim molskim deležem v raztopini.

Nastane Raoultov zakon dve posledici... Po mnenju enega od njih vrelišče raztopine je višje od vrelišča topila.To je posledica dejstva, da tlak nasičene pare topila nad raztopino postane enak atmosferskemu tlaku (stanje vrele tekočine) pri višji temperaturi kot v primeru čistega topila. Povečanje temperature vrelišča ΔT bale je sorazmerno z molalnostjo raztopine: c m. ΔT vrenje \u003d K e s m, kjer je K e ebulioskopska konstanta topila

Po navedbah drugo posledico iz Raoultovega zakona je ledišče (kristalizacija) raztopine nižje od ledišča (kristalizacija) čistega topila. To je posledica nižjega parnega tlaka topila nad raztopino kot nad topilom. Znižanje temperature zmrzovanja (kristalizacije) ΔT namestnik je sorazmeren molalnosti raztopine: ΔT namestnik \u003d K na c m, kjer je K to krioskopska konstanta raztopine.

Diagram stanja je grafični prikaz razmerja med različnimi veličinami, ki označujejo stanje sistema. Za enokomponentne sisteme se običajno uporabljajo fazni diagrami, ki prikazujejo razmerje med tlakom in temperaturo. Klicani so fazni diagrami stanja... Diagram prikazuje tista stanja vode, ki so termodinamično stabilna pri določenih vrednostih temperature in tlaka. Sestavljen je iz treh krivulj, ki omejujejo vse možne temperature in tlake na tri območja, ki ustrezajo ledu, tekočini in hlapom. Vse tri krivulje sekajo eno točko O. Koordinate te točke so edini par vrednosti temperature in tlaka, pri katerih so lahko vse tri faze v ravnovesju: led, tekoča voda in para. Imenuje se trojna točka.

Krivulja taljenja je bila raziskana do zelo visokih temperatur. Krivulja vrenja se konča na kritični točki. Pri temperaturi, ki ustreza tej točki, kritični temperaturi, količine, ki označujejo fizikalne lastnosti tekočine in pare, postanejo enake, tako da razlika med tekočim in hlapnim stanjem izgine. Ena od značilnosti vode, ki jo ločuje od drugih snovi, je zmanjšanje tališča ledu z naraščajočim pritiskom. Ta okoliščina se kaže v diagramu. Krivulja taljenja v diagramu gre gor v levo, medtem ko se pri skoraj vseh drugih snoveh dvigne v desno. Zmrzišče raztopine je pod lediščem vode, vrelišče raztopine pa je višje od vrelišča vode.

Spontani prehod topila skozi polprepustno membrano, ki ločuje raztopino in topilo ali dve raztopini z različnimi koncentracijami topljene snovi, se imenuje osmoza.

Osmozo povzroči difuzija molekul topil skozi polprepustni septum, ki omogoča prehod samo molekul topil. Molekule topila difundirajo iz topila v raztopino ali iz manj koncentrirane raztopine v bolj koncentrirano, zato se koncentrirana raztopina razredči (kemični potencial topila v raztopini je manjši od kemičnega potenciala čistega topila) in poveča se tudi višina njegovega stolpca. Količinsko je za osmozo značilen osmotski tlak, enak sili na enoto površine, ki prisili molekule topila, da prodrejo skozi polprepustni septum. Je enak tlaku raztopine v osmometru z višino h. V ravnovesju zunanji tlak uravnoteži osmotski tlak. V tem primeru postanejo stopnje naprej in nazaj prehoda molekul skozi polprepustno pregrado enake. Če je zunanji tlak, ki deluje na bolj koncentrirano raztopino, višji od osmotskega p, t.j. p\u003e p, potem bo hitrost prehoda molekul topila iz koncentrirane raztopine večja in topilo bo prešlo v razredčeno raztopino (ali čisto topilo). Ta postopek, imenovan povratna osmoza, ki se uporablja za naravno in odpadno vodo za pridobivanje pitne vode iz morja. Osmotski tlak narašča z naraščanjem koncentracije in temperature topljene snovi. Van't Hoff predlagal, da se za osmotski tlak lahko uporabi enačba stanja idealnega plina: pV \u003d nRТ ali p \u003d (n⁄ V) RT, od koder je p \u003d с RT, kjer je p osmotski tlak (kPa), с molska koncentracija raztopine. Osmotski tlak je neposredno sorazmeren z molsko koncentracijo raztopljene snovi in \u200b\u200btemperaturo. Osmoza ima zelo pomembno vlogo v bioloških procesih, saj zagotavlja pretok vode v celice in druge strukture. Pokličejo se rešitve z enakim osmotskim tlakom izotonična... Če je osmotski tlak višji od znotrajceličnega, potem se imenuje hipertenzivni,če je znotrajcelično - hipotonična.

23. Raztopine elektrolitov. Arrheniusova teorija elektrolitske disociacije: stopnja disociacije, disociacijska konstanta. Dejavniki, ki vplivajo nanje. Ostwaldov zakon redčenja.

Glede na sposobnost snovi, da se v talini ali raztopini razgradijo ali ne razgradijo v katione in anione, ločimo elektrolite in neelektrolite.

Elektroliti so snovi, ki so podvržene elektrolitski disociaciji, zaradi česar njihove taline ali raztopine prevajajo električni tok.

Vse soli, pa tudi kisli, bazični in amfoterni hidroksidi spadajo med elektrolite.

Raztopina elektrolita je zmes molekul topila in solvatiranih (ioni topljenca, obdani z ustrezno usmerjenimi dipoli topila) molekul in ionov topljene snovi. Relativno število molekul, razgrajenih na ione, ki označuje stopnjo disociacije elektrolita α, je odvisno od narave topila, narave in koncentracije elektrolita, temperature, tlaka in prisotnosti drugih elektrolitov v raztopini.

Proces razpadanja polarne snovi v raztopini v ione imenujemo elektrolitska disociacija. (ionska - z ionizacijo). Glede na sposobnost elektrolitske disociacije elektrolite običajno delimo na močne in šibke. Močni elektroliti običajno vključujejo snovi, ki so v raztopini skoraj popolnoma disociirane na ione. Šibki elektroliti veljajo za snovi, stopnja disociacije pa je majhna. Koncept stopnja disociacije elektrolitov α kot vrednost, enaka razmerju med številom razpadlih (disociiranih) molekul N dis in skupnim številom molekul N 0 elektrolita, uvedeno je α \u003d N dis ⁄ N o Arrhenius- ustvarjalec prve kvantitativne teorija raztopin elektrolitov. Teorija elektrolitske disociacije in klasifikacija kislin in baz, ki temeljijo na njej, so v celoti uporabni samo za vodne raztopine.

Proces elektrolitske disociacije, ki je posledica solvatacije, je reverzibilen, tj. skupaj z izenačevanjem molekul topljenih snovi pride do njihove tvorbe iz ionov:

K m A n D mK Z1 + + nA Z2 - kjer je K m A n molekula elektrolita; K Z1 + - kation; In Z2 - - anion; Z 1 in Z 2 - naboj aniona oziroma kation; n in m sta stehiometrična koeficienta. Ravnotežje med ioni in molekulami elektrolitov spoštuje zakon masnega delovanja. Zato je pomembna značilnost disociacijskega procesa konstanta disociacije(ionizacijska konstanta) К d (С), izračunano iz ravnotežnih koncentracij molekul in ionov: К d (С) \u003d [К Z1 +] m [А Z2-] n ⁄ [К m А n], kjer [К Z1 +], [In Z2-] - ravnotežne molske koncentracije kationov in anionov; [K m And n] - ravnotežna molska koncentracija nedisociiranih molekul elektrolita.

Konstanto ravnotežja disociacijskega procesa običajno označimo s K a za šibke kisline in K b za šibke baze.

Primer disociacije šibke baze (amonijev hidroksid) NH 4 OH D NH 4 + + OH -

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

Večbazne kisline in večosnovne baze se disociirajo v korakih.

Disociacijska konstanta označuje postopek disociacije danega elektrolita v določenem topilu, ni pa odvisna od koncentracije elektrolita in pri konstantni temperaturi K d (C) \u003d const. Očitno je, da nižja je koncentracija, večja je stopnja disociacije α, tj. bolj razredčena raztopina.

V ravnotežnem stanju bodo koncentracije K Z + kationov in A Z-anionov enake [К Z +] \u003d [А Z-] \u003d α С, koncentracija nedisociiranih molekul [CA] \u003d (С - αС) \u003d С (1- α), če te izraze nadomestimo v enačbo disociacijske konstante, dobimo:

K d (C) \u003d α 2 × C

1- α -ta izraz opisuje ostwaldov zakon redčenja (redčenja) za šibke elektrolite... V primeru, ko stopnja disociacije 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.