soluții lichide 2

Schimbarea entalpie la trecerea de substanță solidă, lichidă sau gazoasă în soluție se numește entalpia sau căldura de dizolvare. Reacțiile endoterme sunt caracterizate printr-o schimbare pozitivă în entalpie, iar exoterme - negativ. Entalpia de dizolvare se numește schimbarea entalpie prin dizolvarea 1 mol de substanță într-o cantitate de solvent pur. Procesul de dizolvare este de obicei exprimat în termochimic ecuația termochimic, cum ar fi dizolvarea unui mol de Pb (NO3) 2 b moli de apă poate fi reprezentată prin ecuația:

Căldura soluției depinde de concentrația soluției rezultate și temperatura.

De interes special sunt primele și căldura plină de soluție. Mai întâi de căldură soluție se numește schimbarea entalpie prin dizolvarea a 1 mol de substanță într-o cantitate mare de solvent infinit. infinit diluată soluție formată în acest proces. dizolvare completă căldura se numește schimbarea entalpie prin dizolvarea 1 mol de substanță într-o cantitate de solvent pur, care este necesară pentru a forma o soluție saturată.

Efectul termic al interacțiunii cu o concentrație a soluției de solvent pur se numește entalpia de diluare sau de diluare. Dacă o soluție care conține un mol de substanță dizolvată este diluată de la această concentrație de până la o concentrație finită (nu infinitezimal), efectul termic al efectului de diluare termic se numește căldură intermediar.

Presiunea de vapori este o proprietate foarte importantă a soluțiilor. Deoarece magnitudinea sa este direct legată de mai multe proprietăți ale soluțiilor. Să presupunem că o pereche de legi aplicabile gaze ideale. Noi folosim o evaporare diagramă simplificată. Dizolvarea o cantitate mare de substanță în solvent, se reduce concentrația de molecule pe unitatea de volum a acestuia din urmă și pentru a reduce numărul acestor molecule emise pe unitatea de timp din faza lichidă la gazoasă. Ca rezultat al echilibrului dintre lichid și vapori este stabilită la o concentrație mai mică a soluției, adică, la scaderea presiunii sale. Ca urmare, presiunea de vapori saturați de mai sus, soluția trebuie să fie întotdeauna mai mică decât peste solventul pur. Cuplul va scadea de presiune, cu atât mai mare concentrația solutului în soluție. Din aceasta urmează Legea lui Henry, care poate fi exprimată prin ecuația:

p - presiunea parțială

k - constanta lui Henry

Legea lui Henry este: Presiunea parțială a vaporilor solutului este proporțională cu concentrația acestuia în soluție.

Dacă NA = 1, presiunea parțială a aburului pA este presiunea de saturație a componentei în stare liberă

și egalitatea ia forma:

Concentrația substanței dizolvate în soluție în timpul exprimării în fracțiile molare ale substanței NA referitoare la concentrația de solvent ca

NA + NB = 1. Substituind această expresie în legea lui Henry obținem:

) Este saturat cu scăderea presiunii vaporilor, iar raportul

-scăderea relativă a presiunii vaporilor.

Conform legii lui Raoult: Reducerea relativă a presiunii de vapori de solvent saturat deasupra soluției este egală cu fracția molară a substanței în soluție

Dacă ilustrează grafic dependența presiunii de vapori a fiecărei substanțe un amestec din două componente a fracțiunii sale molară, să învețe o linie dreaptă. Să presupunem că substanța A și B semnifică fracțiile molare ale NA și NB. Prin lege, avem Raul:

unde p 0 este presiunea de vapori a substanței pure. Acestea sunt ecuațiile liniilor, în cazul în care presiunea în vaporizat axele și fracții molare.

Pentru presiunea vaporilor de totală a soluției aceasta implică ecuația: p =

Această dependență liniară între componente este complicată dacă forțele de atracție amestec, și este reprezentată nu direct, ci linie curbă

Relația cantitativă dintre forma compoziției vaporilor și lichidul poate fi derivat după cum urmează. Vom nota cu = NA“NA„și NB“fracțiile molare ale componentelor în vapori, și

Folosind legea lui Raoult este ușor de obținut ca p =

, și folosind expresia p =

=

Pentru sistemele în care presiunea de vapori a dependenței compoziției neliniare, nici o expresie generală, în cea mai simplă formă de astfel de formulări vayuschego conexiune pereche și mortar. Dependența compoziției vaporilor din compoziția soluției și presiunea totală se caracterizează prin lege, D.I.Konovalovym deschis și poartă numele. legea Konovalov descrie relația dintre compozițiile vaporilor de echilibru și lichid și efectul adăugării unei componente de presiunea totală a vaporilor. Este formulat după cum urmează:

a) Creșterea conținutului relativ al componentei în fază lichidă întotdeauna provoacă o creștere a conținutului relativ de ea și în perechi.

b) Perechile binare, în comparație cu el localizat în echilibru lichid relativ mai bogat decât cel al componentelor, adăugând la sistem care crește presiunea totală a vaporilor, adică scade temperatura de fierbere a amestecului la o presiune dată.

Introducerea unei soluții a celor două substanțe orice substanță nouă. În general, substanța este distribuită între cele două substanțe în soluție este proporțională cu solubilitatea sa în fiecare dintre ele. Din aceasta curge legea de distribuție, potrivit căreia o substanță capabilă să dizolve în cei doi solvenți nemiscibili, distribuite între ele, astfel încât raportul dintre concentrațiile sale în acești solvenți, la o temperatură constantă rămâne constantă, indiferent de cantitatea totală de substanță dizolvată.

în care S1B și C2b - concentrația solutului în primul și al doilea solvent;

KD (B) - B distribuție constantă materia între două faze lichide nemiscibile.

Soluțiile reale în marea majoritate nu ascultă legea soluții ideale. Mulți dintre ei nu se supun, de exemplu, legea Raoult, și cunoscut sub numele de abateri pozitive și negative. În cazul în care presiunea de vapori peste soluția reală este mai mare decât idealul aceeași compoziție ca și abaterea de la Legea lui Raoult este numit pozitiv, iar dacă aceasta este mai mică, atunci negativ. Semnul și magnitudinea abaterii depinde de natura solventului și solut. În cazul în care moleculele unui component puternic atrasi unul de altul decât pentru moleculele celeilalte componente, presiunea parțială a vaporilor sunt mai calculate peste amestec. Dacă particulele diferitelor componente sunt atrași unul de altul este mai puternic decât particula de aceeași componentă, presiunea parțială va fi mai mică decât calculată.

Soluțiile reale interacțiunea dintre moleculele omogene și eterogene sunt distincte. Dacă soluția este formată din componentele A și B parțiale, variația energiei potențiale în timpul formării soluției este:

UA-A. UB-B și UA-B - energie potențială medie de interacțiune dintre molecule omogene și eterogene, respectiv, în cazul DU = 0, atunci o soluție perfectă. soluții ideale la toate concentrațiile și temperaturile se supună legii lui Raoult.

Atunci când se analizează proprietățile termodinamice ale soluțiilor adoptate pentru a utiliza raportul dintre

Această valoare este numită i activitate în soluție. conform ecuației

egală cu concentrația molară a componentei în soluție. Activitatea de pre-resents o funcție termodinamică calculată de susținere care caracterizează gradul de afecțiune molecule con-component. In ceea ce unii compuși de date formării com-o soluție în componenți activității devine mai mică și, invers, activitatea crește odată cu scăderea gradului de asociere a componentei. Activitate permite sous-DIT proprietăți de respingere a componentei într-o soluție dată, proprietățile cea mai simplă soluție la aceeași concentrație molară a componentei. Activitatea depinde de soluția de tip A și concen-trarea fiecăruia dintre celelalte componente. De asemenea, depinde de temperatură și presiune, dar este independentă de concentrația expresiei. Potențialul chimic al componentei în liant soluția-INDICA cu un raport de activitate:

În loc de activitate folosesc adesea valoarea coeficienților de activitate al pacientului, g. Este egal cu activitatea relativă a concen-trarea g =

. Raportul activitate descrie gradul de proprietăți de deformare considerate Du--component în soluția proprietăților sale în soluția mai simplă relevantă. În coeficient activitate soluție foarte diluată este egală cu unitatea. Soluția, cu atât mai mare activitatea diferite concentrații mai concentrate.

Soluția, în comparație cu un lichid pur nu este complet vindecat la aceeași temperatură. Cristalele încep să iasă în evidență la orice temperatură. Pe măsură ce temperatura scade numărul acestora crește până când întreaga soluție a solidificat. Cristalizarea temperatura de pornire este temperatura la care formarea cristalului începe în timpul soluția de răcire. Fără a considera aici sisteme, în care formarea de soluții solide, se poate spune că temperatura de pornire de cristalizare este temperatura la care cristalele de solvent sunt în echilibru cu o soluție a substanței. Experiența arată că soluția diluată îngheață la o temperatură mai scăzută decât solventul pur. Această modificare a temperaturii poate fi privit ca o regulă generală. Pentru caracterizarea punctului de congelare a cantității soluția introdusă „înghețarea punctului depresiune“ DT 3. Este definită ca diferența dintre temperaturile solventului pur și o soluție de congelare:

.

Coborârea punctului de congelare proporțională cu concentrația solutului în soluție.

Coeficientul K este molara punctului de congelare depresiunea sau constanta cryoscopic. K =

-Temperatura de congelare a solventului

LPL - căldură de topire

Dacă luăm în considerare soluțiile de materie non-volatile în solvenți volatili, temperatura de fierbere a acestor soluții este întotdeauna mai mare decât punctul de fierbere a solventului pur. Creșterea temperaturii de reflux va fi mai mare cu cât concentrația soluției. Și aceasta poate fi considerată ca fiind proporțională cu concentrația de soluții diluate. Pentru soluții, temperaturile de fierbere sunt mai mari decât pentru solventul pur și diferența dintre ele

Acesta va fi cu atât mai mare, cu atât mai mare concentrația soluțiilor. Crească proporțional cu punctul de fierbere al concentrația soluției.

Factorul de proporționalitate E este constantă. Se numește creșterea temperaturii de reflux molar sau constanta ebullioskopicheskoy. E =

- pur punct de fierbere solvent

Lisp - căldura specifică de vaporizare sale

Soluția este un sistem omogen. Toate particulele dizolvate

substanțe sunt în mișcare de căldură dezordonat sunt distribuite uniform în volumul soluției.

Atunci când sunt plasate într-un vas o soluție concentrată a unei substanțe, cum ar fi zahăr și turnat cu grijă deasupra un strat de soluție de zahăr diluat, primul zahăr și apa sunt uniform distribuite în soluția vrac. Dar după un timp moleculele de zahar si apa re-distribuite uniform în volumul lichidului. Acest lucru se datorează faptului că moleculele de zahar se deplasează aleatoriu penetrează atât soluția concentrată pentru a dilua, iar în direcția opusă, dar în același timp, pentru orice perioadă de timp din soluția concentrată trece în soluția diluată moleculele mai mult decât într-un concentrat diluat. In mod similar, se comportă și moleculele de apă. Astfel, există mișcarea direcțională a moleculelor de zahăr din soluția concentrată pentru a dilua și apă - dintr-o soluție diluată în concentrată. Acest proces spontan de transfer de masă, ceea ce conduce la egalizarea concentrației, se numește difuzie. Atunci când concentrația soluției este aliniată în totalitate, difuzia este terminată. In cazul de mai sus, particulele de solut solventul și difuz în direcții opuse. Acest proces se numește difuzie bilaterală sau contra. Dar există un alt caz în care substanța a pus între peretele despărțitor, prin care se poate trece cu solvent, dar nu solut. difuzia unilaterală a unei substanțe printr-un sept numit osmoză.

Ia două recipiente situate una în interiorul celeilalte. Lăsați fundul vasului interior este fabricat din material semipermeabil. Vasul exterior este umplut cu apă și pus într-o soluție apoasă internă, cum ar fi zahăr în apă. Procesele care apar în dispozitiv, format din cele două vase. Deoarece apa container exterior va curge în sus și tubul interior conectat la vasul interior. Acest lucru crește presiunea hidrostatică la care soluția este în vasul interior. În cele din urmă, cu unele din înălțimea coloanei de lichid din opritor creștere. Presiunea care corespunde acestui echilibru poate servi ca o caracteristică cantitativă numită osmoza și presiunea osmotică. Astfel de presiune osmotică egală cu presiunea care trebuie aplicată soluția pentru ao aduce în echilibru cu solventul pur, separat de ea septului semi. Metoda descrisă face posibilă măsurarea presiunii osmotice. Datele experimentale permit să se stabilească faptul că într-o soluție diluată suficient de osmolalitatea p este direct proporțională cu concentrația de substanțe dizolvate:

Comparând presiunea osmotică a acelorași soluții la temperaturi diferite conduce la concluzia că presiunea osmotică variază direct proporțional cu temperatura absolută.

unde R - constanta universală a gazelor.

Această ecuație coincide în forma cu ecuația gazului ideal de stat, deoarece legătura dintre concentrația și volumul este exprimat ca C =

.Astfel de presiune osmotică egală cu presiunea gazului care posedă solut dacă fiind în stare gazoasă, la aceeași temperatură, ar umple întregul volum care ocupă o soluție. Această lege se numește legea Van't Hoff

3. M.K.Dey, D.Selbin "Chimie anorganică Teoretic" Wiley 1971

4. L.A.Nikolaev "general și chimie anorganică" M. 1974