Annak ellenére, hogy az extrakciót mint elválasztási módszert régóta alkalmazzák az analitikai kémiában és a kémiai technológiában, ennek az eljárásnak az elméleti alapjai sokáig feltáratlanok maradtak. Különösen a kitermelési eljárások főbb mennyiségi jellemzői maradtak sokáig tanulmányozatlanok, ami határozottan akadályozta a kitermelés széles körű gyakorlati bevezetését. A szerves oldószerekkel extrahált anyag mennyiségének kiszámításához ismerni kell az állandót és az eloszlási együtthatót, az extrakció mértékét stb.
M. Berthelot és J. Jungfleisch voltak az első kutatók, akik 1872-ben kísérleti adatok alapján kimutatták, hogy egy anyag két folyadékfázis között eloszló egyensúlyi koncentrációinak aránya állandó. Ezt az összefüggést termodinamikailag vezette le W. Nernst, aki 1891-ben megfogalmazta az eloszlási törvényt.
Az eloszlás törvénye szerint két nem elegyedő vagy korlátozottan elegyedő folyadékban oldott anyag állandó arányban oszlik el közöttük. Ez az arány ideális rendszerek esetén csak a hőmérséklettől és az anyag természetétől függ, és nem függ a koncentrációtól.
Ebből a törvényből az következik, hogy amikor több anyag egyidejűleg feloldódik, mindegyik úgy oszlik el a két folyadékfázis között, mintha nem is lenne a rendszerben más szétosztandó anyag. Az elosztási törvény csak akkor érvényes, ha a két fázisban eloszlatott anyag azonos formában van.
Anyageloszlási állandó. Eloszlási állandónak nevezzük azt az állandó értéket, amely a két fázisban (egyensúlyi állapot után) található eloszlási koncentrációk arányát fejezi ki:
ahol P o az eloszlási állandó: [A] o az anyag koncentrációja a szerves oldószeres fázisban, mol/l; [A] B - az anyag koncentrációja a vizes fázisban, mol/l.
Az eloszlási állandó értéke az eloszlatandó anyag természetétől, a felhasznált extrahálószer összetételétől és tulajdonságaitól, valamint az extrakció hőmérsékletétől függ. Ez az állandó nem függ az extrahált anyag egyensúlyi koncentrációjától és a vizes és nem vizes fázis térfogatától. Az eloszlási állandó számértéke egy másik (9) képlettel számítható ki, a megfelelő anyag extrakciós foka és a folyadékfázisok térfogata alapján.
Eloszlási együttható. Egy anyag eloszlási állandójának (1) képlet alapján történő kiszámításakor meg kell győződni arról, hogy az eloszlatott anyag mindkét fázisban azonos formában (azonos molekulaállapotban) van. Számos elszívórendszerben azonban a fenti feltétel nem teljesül. Az egyik folyékony fázisban előfordulhat az eloszló anyag disszociációja, asszociációja, szolvatációja, hidrolízise, komplexek képződése stb. Az ilyen rendszerekben az extrakciós egyensúly kiszámításához nem veszik figyelembe az anyag létezési formáját az egyes fázisokban figyelembe kell venni, hanem csak az eloszló anyag összes (analitikai) koncentrációjának arányát mindkét fázisban.
Az összkoncentrációk meghatározása alapján nem állandó, hanem egy adott anyag eloszlási együtthatója számítható ki az alkalmazott oldószerrendszerben (víz - szerves oldószer). Az eloszlási együttható a szerves oldószeres fázisban lévő anyag teljes analitikai koncentrációjának és az anyag vizes fázisban lévő teljes analitikai koncentrációjának aránya (anélkül, hogy az anyag milyen formában van az egyes fázisokban):
ahol D az eloszlási együttható; C o - az anyag teljes analitikai koncentrációja a szerves oldószeres fázisban, mol/l; СВ az anyag teljes analitikai koncentrációja a vizes fázisban, mol/l.
Extrakciós fok. Az extrakció mértéke (kivonási százalék) az extrahált anyag mennyiségének az anyag teljes (kezdeti) mennyiségéhez viszonyított aránya egy vizes oldatban:
ahol R az anyag extrakciós foka, %; A a szerves oldószerrel extrahált anyag mennyisége; N az anyag teljes (kezdeti) mennyisége vizes oldatban.
A szerves oldószerrel extrahált A anyag mennyisége kísérletileg meghatározható megfelelő mennyiségi módszerrel. Egy anyag kezdeti mennyiségének és a szerves oldószerbe jutott anyag mennyiségének ismeretében számítjuk ki az extrakció mértékét.
Egy anyag extrakciós fokát nemcsak kísérleti úton, hanem megfelelő számításokkal is meg lehet határozni, ismerve az anyag állandóját vagy eloszlási együtthatóját, valamint a vizes fázis és a szerves oldószeres fázis térfogatának arányát. Az extrakció mértéke a feltüntetett értékekkel a következő összefüggéshez kapcsolódik:
ahol R az extrakció mértéke; P o - eloszlási állandó; V B - a vizes fázis térfogata, ml; V o - a szerves oldószeres fázis térfogata, ml.
A (4) képletben a vizes fázis térfogatának a szerves oldószeres fázis térfogatához viszonyított arányát az r értékkel helyettesítjük:
Az extrakcióhoz szükséges szerves oldószer térfogatát a képlet segítségével számítjuk ki
A (4) képlet megfelelő átalakítása után az extrakció mértékét az egyenlet segítségével számítjuk ki
Ha ismert az R extrakció mértéke és az r fázistérfogatok aránya, akkor a P0 eloszlási állandó a következő egyenlettel számítható ki:
Az eloszlási állandó számértékei és az extrakció mértéke alapján az extrakciós folyamatok számos egyéb mennyiségi jellemzője kiszámítható.
Az alábbiakban számos példát mutatunk be a nem elektrolitok extrakciós folyamatainak mennyiségi jellemzőinek számításaira, amelyek számos szerves vegyületet tartalmaznak, amelyek fontosak a gyógyszerészetben és a toxikológiában.
Az egyszeri extrakcióhoz szükséges szerves oldószer térfogatának kiszámítása. Az alábbiakban példákat mutatunk be ezekre a számításokra.
1. példa Számítsa ki a szerves oldószer térfogatát, amelyet egy anyag 99%-ának egyszeri extrakciójához kell venni 100 ml oldatból, ha ennek az anyagnak a P0 eloszlási állandója a szerves oldószer és a vizes fázis között 20.
A probléma megoldásához használja a (7) képletet:
Az r értéket a (8) képlet, a V o értéket pedig a (6) képlet segítségével számítjuk ki:
Így 100 ml vizes oldatból 99%-os anyag egyszeri extrakciójához (P o =20) 500 ml szerves oldószer szükséges.
2. példa Mekkora térfogatú szerves oldószert kell venni egy anyag 99%-ának egyszeri extrakciójához 100 ml vizes oldatból, ha P = 10?
Ezt a problémát az előzőhöz hasonlóan oldjuk meg:
A számítások azt mutatják, hogy 100 ml vizes oldatból egy anyag 99%-ának (P o = 10) egyszeri extrakciójához 1000 ml szerves oldószer szükséges.
A fenti számítások alapján (lásd az 1. és 2. példát) a következő következtetések vonhatók le: minél nagyobb egy anyag P o eloszlási állandója, annál kisebb térfogatú szerves oldószerre van szükség a vizes oldatokból történő egyszeri extrakcióhoz; egy anyag R extrakciós foka annál nagyobb, minél kisebb az r értéke, azaz minél nagyobb az egyszeri extrakcióhoz felhasznált szerves oldószer térfogata.
A szerves oldószer térfogatának kiszámítása többszöri extrakcióhoz. A fenti számításokból (lásd az 1. és 2. példát) az következik, hogy egy anyag vizes oldatokból történő egyszeri extrakciójához szerves oldószereket kell venni, amelyek térfogata lényegesen nagyobb, mint a vizes oldatok térfogata.
Ezt figyelembe véve, az anyagok vizes oldatokból történő extrahálása érdekében azokat ismételten extrahálják kis térfogatú szerves oldószerekkel, ahelyett, hogy ugyanazt az oldószert egyszeri extrakcióval végeznék. Az alábbi példákban bemutatjuk az anyagok kis mennyiségű oldószerrel történő ismételt extrakciójának előnyét a nagy mennyiségű oldószerrel végzett egyszeri extrakcióval szemben.
3. példa Mekkora teljes térfogatú szerves oldószert kell többszöri extrakcióhoz felhasználni ahhoz, hogy 100 ml vizes oldatból az anyag 99%-át extraháljuk, ha P o = 20, és minden extrakcióhoz 25 ml szerves oldószert veszünk?
A probléma megoldásához használja a (7) képletet.
Először határozza meg az anyag extrakciós fokát, %:
A számítások azt mutatják, hogy az anyag extrakciós foka a fenti körülmények között 83%. Következésképpen minden további extrakciónál a vizes oldatban maradt anyag 83%-a is kivonódik.
A második extrakció során Χ 2 anyagot vonnak ki a vizes oldatból:
A harmadik extrakció során X 3 anyagot vonnak ki a vizes oldatból:
Ezek a számítások azt mutatják, hogy egy vizes oldatból három egymást követő extrakcióval az anyag körülbelül 99,5%-a extrahálódik, és csak 75 ml szerves oldószer fogy el, míg ugyanazon anyag egyszeri extrakciója 99%-a (lásd az 1. példát) szükséges költeni 500 ml szerves oldószert.
A fenti számítások azt mutatják, hogy egy anyag vizes oldatokból történő extrahálásához többszöri extrakciót kell végezni kis térfogatú szerves oldószerekkel, ahelyett, hogy egyszeri extrakciót végeznének nagy mennyiségű oldószerrel.
Egy adott mennyiségű anyag oldatból való eltávolításához szükséges extrakciók száma. Egy anyag extrakciójának teljességének kiszámításához határozza meg, hogy hányszor kell azt vizes oldatból extrahálni ahhoz, hogy az anyag adott mennyiségét kivonjuk.
Ebből a célból használja a következő képletet:
ahol m egy adott mennyiségű anyag extrahálásához szükséges extrakciók száma; СВ az anyag kezdeti koncentrációja vizes oldatban, mol/l; [At] B a vizes fázisban maradt anyag koncentrációja t extrakció után, mol/l.
A probléma megoldásához először meg kell határoznia b és r értékét:
Helyettesítsük be a megfelelő mennyiségek értékeit a (10) képletbe.
extrakciók (4 extrakcióra kerekítve).
Az adott példa bemutatja az extrakciók számának a szerves oldószer és a vizes fázis térfogatától, az extrakció mértékétől és az anyag eloszlási állandójától való függését.
Az extrakciós folyamat mechanizmusa. Az oldatelmélet szerint egy anyag vízben vagy szerves oldószerekben való oldódása ennek az anyagnak a molekuláinak kis szilárdságú vegyületeinek képződésével jár együtt az oldószer molekuláival. Ha az oldószer víz, akkor az oldatban hidrátok képződnek, ha pedig szerves oldószer, akkor az oldott molekulák szolvátjai képződnek az oldatokban. A molekulák hidrátjai és szolvátjai gyengék.
Ha egy anyag vizes oldatát olyan szerves oldószerrel összerázzuk, amely nem keveredik vízzel, az oldott anyag molekuláinak hidratációs héja tönkremegy. A hidratáló héjban lévő vízmolekulákat szerves oldószer molekulái helyettesítik, így az oldott molekulák szolvátjai képződnek, amelyek könnyen átjutnak a szerves oldószerbe.
Jól extrahálódnak azok az anyagok, amelyek szolvátjai a szerves oldószeres fázisban erősebbek, mint ezeknek a molekuláknak a vízben lévő hidrátjai.
Bonyolultabbak az elektrolitok extrakciós folyamatai, amelyek vizes oldatokban részben vagy teljesen ionokká bomlanak. A bizonyos töltést hordozó ionokat a vízdipólusok jól hidratálják. Az ionok és a vízdipólusok közötti kapcsolat viszonylag erős. Ezért az erős hidratációs héjjal rendelkező ionok a vizes fázisban maradnak, és nem vonják ki őket szerves oldószerekkel. Csak a megfelelő anyag nem disszociált molekuláit tudják kivonni. Ezt figyelembe kell venni olyan szerves anyagok kivonásakor, amelyek gyenge elektrolitok. Ezen anyagok extrakciós foka a közeg pH-jától függ. Az oldat pH-jának változásával a molekulák disszociációs foka megváltozik, és ennek következtében az anyag disszociálatlan molekuláinak relatív mennyisége is változik. A nem disszociált molekulák számának növekedésével a gyenge elektrolitok extrakciós foka növekszik, és fordítva.
Szerves savak kivonása. A vizes oldatokban lévő szerves savak nem disszociált molekulái elektromosan semlegesek, és a vízmolekulák gyengén hidratálják őket. Amikor a vizes oldatok szerves oldószerekkel érintkeznek, az elektromosan semleges savmolekulák könnyen szolvatálódnak, és ezért átjutnak a szerves oldószer rétegébe.
A gyenge savak disszociációja során vizes oldatokban képződő ionok megfelelő töltéssel rendelkeznek, ezért a vízdipólusok könnyen hidratálódnak. A vízmolekulák és a savas ionok közötti kötés viszonylag erős. Ezért az ilyen ionokat a szerves oldószerek molekulái gyengén szolvatálják, és nem vonják ki őket szerves oldószerekkel a vizes oldatokból.
A hidrogénionok koncentrációjának változása a vizes fázisban a nem disszociált molekulák számának relatív növekedéséhez vagy csökkenéséhez, és ennek következtében a sav extrahálhatóságának megváltozásához vezet.
A pH növekedésével (azaz a hidrogénionok koncentrációjának csökkenésével a vizes oldatban) az oldatban lévő sav disszociációja nő, ami a disszociálatlan molekulák csökkenéséhez vezet. Ennek eredményeként csökken a gyenge savak extrahálhatósága az ilyen oldatokból szerves oldószerekkel.
A hidrogénionok koncentrációjának növekedésével (azaz a pH csökkenésével) a vizes oldatban megnő a nem disszociált sav molekuláinak száma, és ennek következtében nő a szerves oldószerekkel való extrahálhatósága. A vizes oldatban a hidrogénionok koncentrációjának jelentős növekedésével a gyenge sav szinte teljesen disszociálatlan állapotba kerülhet, és ezáltal növelhető az extrahálhatósága.
Bázis kivonás. Számos szerves bázis, köztük az alkaloidok és számos szintetikus analógja, gyógyszerkészítmény. Ezek a bázisok semleges környezetben nem disszociált állapotban vannak. Amikor a savak szerves bázisokra hatnak, sóik keletkeznek, amelyek vizes oldatokban ionokká disszociálnak.
A szerves bázisok nem disszociált molekuláit a vízmolekulák gyengén hidratálják, de a szerves oldószerek molekulái jól szolvatálják őket. Ezért a szerves bázisok nem disszociált molekulái könnyen extrahálhatók vizes oldatokból szerves oldószerekkel.
A szerves bázisok sóinak disszociációja során keletkező ionokat a vízmolekulák jól hidratálják, a szerves oldószerek molekulái pedig gyengén szolvatálják. Ezért a szerves bázisok sóit (néhány kivételtől eltekintve) nem vonják ki szerves oldószerekkel.
A szerves bázisok gyenge elektrolitok. Disszociációjuk mértéke a környezet pH-jától függ. Ha savakat adunk a szerves bázisokhoz, azok sókká válnak. Ezzel párhuzamosan nő az ionok száma és csökken a nem disszociált molekulák száma, következésképpen csökken ezen anyagok szerves oldószerekkel történő extrakciójának mértéke. A szerves bázisok sóihoz lúgok hozzáadása csökkenti az ionok számát és növeli ezen bázisok nem disszociált molekuláinak számát. Ennek eredményeként lúgos környezetben nő a szerves bázisok extrakciós foka.
Amfoter vegyületek kinyerése. A toxikológiai jelentőségű amfoter vegyületek közé tartoznak azok az anyagok, amelyek molekulái amin nitrogént és fenolcsoportokat tartalmaznak (morfin, salzolin stb.), valamint amin nitrogént és karboxilcsoportot tartalmazó vegyületeket (aminosavak stb.). Ezek a vegyületek a környezet pH-értékétől függően bázisként (savas környezetben) és savként (lúgos környezetben) disszociálnak. Az amfoter vegyületek kivonása a közeg pH-jától függ, hiszen a pH változásával az amfoter vegyületek ionjainak és nem disszociált molekuláinak száma változik. A molekuláris állapotú amfoter vegyületeket szerves oldószerekkel extrahálják. Az amfoter vegyületek ionjait a vízmolekulák jól hidratálják, és szinte nem vonják ki szerves oldószerekkel.
A legnagyobb mennyiségű amfoter vegyületeket ezen anyagok izoelektromos pontjának megfelelő pH-értéken extrahálják. Ez azzal magyarázható, hogy az izoelektromos ponton az amfoter vegyületek molekuláinak nincs elektromos töltése.
Fázisegyensúlyok.
Az utolsó előadásban megvizsgáltuk a kémiai egyensúlyt, az egyensúlyi állandót, annak kapcsolatát így tovább. az egyensúlyi eltolódást befolyásoló mennyiségek és tényezők.
Chem. az egyensúly dinamikus, azaz. két ellentétes folyamat egyensúlyban van. Egy másik példa a dinamikus egyensúlyra, ha valaki egy lefelé tartó mozgólépcsőn sétál fel.
A dinamikus egyensúly akkor valósul meg, ha két ellentétes folyamat egyensúlyban van. Dinamikus egyensúly m.b. fizikaiÉs kémiai. A fizikai egyensúly példái a fázisegyensúlyok, amelyek egy rendszer különböző fázisai között jönnek létre. Határozzuk meg a fázist.
Fázis– heterogén rendszer homogén része (minden ponton azonos összetételű és tulajdonságú, más részektől interfészekkel elválasztott rész). Ha van egy csapadékból és oldatból álló rendszerünk, akkor ez egy kétfázisú rendszer, ún. Hasonlóképpen tekinthetjük az l.-párok rendszerét is. Ha a párolgási sebesség megegyezik a kondenzáció sebességével, akkor a rendszer dinamikus egyensúlyban van.
Az anyagnak három halmazállapota van - szilárd, folyékony és gáz. Fázisátmenet– átmenet egyik fázisból a másikba.
Összetevő rendszerek - a rendszer olyan komponense, amely kémiailag homogén anyag, a rendszerből elkülöníthető és izolált állapotban hosszú ideig létezhet. Például a Na + és a Cl – nem lehetnek komponensek. A nátrium-klorid oldat komponensei a NaCl és a víz. A komponensek száma alapján a rendszerek egy-, két-, három- és többkomponensű rendszerekre oszthatók.
Állapotdiagramok– egy termodinamikai rendszer összes lehetséges állapotának grafikus ábrázolása az alapállapot-paraméterek (T, p, összetétel) terében. Megmutatják egy adott fázis létezésének feltételeit.
Tekintsük a víz állapotának diagramját.
Normál körülmények között a víz kristályok (jég), folyadék és gáz (gőz) formájában létezik. A víz ezen fázisainak mindegyike csak a hőmérséklet és a nyomás bizonyos kombinációi mellett stabil. Például, ha a hőmérsékletet légköri nyomáson 100 °C-ra emeljük, a víz felforr és gőzzé (gázzá) alakul. Ha a nyomás a légköri nyomás alatt van, a folyadék gőzzé alakulása alacsonyabb hőmérsékleten megy végbe. Bizonyos alacsony nyomáson a víz szobahőmérsékleten felforr. Ha a nyomás magasabb, mint a légköri nyomás, akkor a víz 100 °C feletti hőmérsékleten forr. A jég 0 °C hőmérsékleten és légköri nyomáson megolvad, de a nyomás változásával a jég olvadáspontja is megváltozik.
A fázisdiagram régiói egy fázisnak felelnek meg. A vonalak a fázisegyensúly feltételeinek felelnek meg. VT – olvadási görbe, TC – forrási görbe (1 atm nyomáson, forráspont = 373 K), AT – szublimációs görbe. A C pont a kritikus hőmérséklet - e felett a vízgőz nem alakulhat folyadékká a nyomás növelésével. A gőz és a folyadék már nem különböztethető meg.
T – hármaspont – a jég, a víz és a gőz egyensúlyban van.
A hőmérséklet vagy a nyomás megváltoztatásával megváltoztathatja az anyag állapotát. Legyen az 1. pont egy anyag szilárd halmazállapota a hármaspont feletti nyomáson. Ha egy anyagot állandó nyomáson hevítenek, a test egymás után szilárd halmazállapotból folyékony és gáz halmazállapotúvá válik. Ha egy anyagot a hármaspont alatti nyomáson hevítünk, az anyag gőzzé alakul anélkül, hogy először folyadékot képezne - szublimáció (szublimáció)
A víz különleges tulajdonságai: növekvő nyomással a Tmel csökken, a nyomás növekedésével a hidrogénkötések megsemmisülnek, és sűrűbb folyadékfázis képződik (általában éppen ellenkezőleg - a nyomás növekedésével sűrűbb szilárd fázis képződik).
ST – túlhűtési görbe – a víz metastabil állapotban van.
Adja meg a CO2 diagramját (Fremantle 1-287. o.)
|
A téma tanulmányozásának eredményeként a következőket tanulja meg:
A téma tanulmányozásának eredményeként a következőket tanulja meg:
Tanulmányi kérdések: |
9.1. Megoldások és osztályozásuk
Az oldatok olyan homogén rendszerek, amelyekben egy anyag egy másik (más) anyag környezetében oszlik el.
Az oldatok oldószerből és oldott anyag(ok)ból állnak. Ezek a fogalmak feltételesek. Ha az anyagok oldatának egyik összetevője folyadék, a többi pedig gáz vagy szilárd anyag, akkor az oldószert általában folyadéknak tekintik. Más esetekben az oldószert a nagyobb komponensnek tekintjük.
Gáznemű, folyékony és szilárd oldatok
Attól függően az összesítés állapotától oldószereket különböztetnek meg gáznemű, folyékony és szilárd megoldásokat. A gázhalmazállapotú oldat például levegő és egyéb gázkeverékek. A tengervíz a különféle sók és gázok leggyakoribb folyékony oldata vízben. Sok fémötvözet a szilárd oldatokhoz tartozik.
Valódi és kolloid oldatok
A szóródás mértéke szerint megkülönböztetni valódi és kolloid oldatok(kolloid rendszerek). A valódi oldatok képződése során az oldott anyag atomok, molekulák vagy ionok formájában van jelen az oldószerben. Az ilyen oldatokban a részecskeméret 10 –7 – 10 –8 cm A kolloid oldatok olyan heterogén rendszerekre utalnak, amelyekben az egyik anyag részecskéi (diszpergált fázis) egyenletesen oszlanak el egy másikban (diszperziós közeg). A részecskeméret a diszperz rendszerekben 10–7 cm és 10–3 cm vagy ennél is nagyobb.
Telítetlen, telített és túltelített oldatok
Az oldódási folyamat diffúzióval jár, vagyis az egyik anyag részecskéinek spontán eloszlásával a másik részecskéi között. Így az ionos szerkezetű szilárd anyagok folyadékokban való feloldásának folyamata a következőképpen ábrázolható: oldószer hatására a szilárd anyag kristályrácsa megsemmisül, és az ionok egyenletesen oszlanak el az oldószer teljes térfogatában. . A megoldás megmarad telítetlen amíg több anyag nem tud átjutni benne.
Olyan oldat, amelyben egy anyag adott hőmérsékleten már nem oldódik, pl. az oldott anyag szilárd fázisával egyensúlyban lévő oldatot nevezzük gazdag. Egy adott anyag oldhatósága megegyezik a telített oldatban való koncentrációjával. Szigorúan meghatározott körülmények között (hőmérséklet, oldószer) az oldhatóság állandó érték.
Ha egy anyag oldhatósága a hőmérséklet emelkedésével nő, akkor magasabb hőmérsékleten telített oldat hűtésével kaphatunk túltelített megoldás, azaz. olyan oldat, amelyben egy anyag koncentrációja nagyobb, mint a telített oldaté (adott hőmérsékleten és nyomáson). A túltelített oldatok nagyon instabilak. Az edény enyhe rázása vagy az oldatban lévő anyag kristályainak az oldatba juttatása a feleslegben lévő oldott anyag kikristályosodását okozza, és az oldat telítetté válik.
Híg és koncentrált oldatok
A telítetlen és telített oldatokat nem szabad összetéveszteni a híg és tömény oldatokkal. A híg és tömény oldat fogalma relatív, és nem húzható egyértelmű határ közöttük. Meghatározzák az oldott anyag és az oldószer mennyisége közötti kapcsolatot. Általában a híg oldatok olyan oldatok, amelyek az oldószer mennyiségéhez képest kis mennyiségű oldott anyagot tartalmaznak, a koncentrált oldatok azok, amelyek nagy mennyiségű oldott anyagot tartalmaznak.
Például, ha 25 g NaCl-t feloldunk 100 g 20 o C-os vízben, akkor a kapott oldat tömény, de telítetlen lesz, mivel a nátrium-klorid oldhatósága 20 o C-on 36 g 100 g vízben. Az AgI maximális tömege, amely 20 o C-on 100 g vízben oldódik, 1,3·10 –7 g. Az ilyen körülmények között kapott AgI oldat telített, de nagyon híg.
9.2. Oldatok fizikai és kémiai elmélete; hőjelenségek az oldódás során
Fizikai elmélet megoldásokat W. Ostwald (Németország) és S. Arrhenius (Svédország) javasolta. Ezen elmélet szerint az oldószer és az oldott részecskék (molekulák, ionok) a diffúziós folyamatok következtében egyenletesen oszlanak el az oldat teljes térfogatában. Ebben az esetben nincs kémiai kölcsönhatás az oldószer és az oldott anyag között.
Kémiai elmélet javasolta D.I. Mengyelejev. D.I. elképzelései szerint. Mendeleev, az oldott anyag és az oldószer molekulái között kémiai kölcsönhatás lép fel az oldott anyag és az oldószer instabil vegyületeinek képződésével, amelyek egymásba alakulnak - szolvátok.
Orosz tudósok I.A. Kablukov és V.A. Kistyakovsky ötvözte Ostwald, Arrhenius és Mengyelejev gondolatait, ezzel megalapozva a modern megoldáselméletet. A modern elmélet szerint nem csak az oldott anyag és az oldószer részecskéi létezhetnek az oldatban, hanem az oldott anyag és az oldószer fizikai-kémiai kölcsönhatásának termékei is - szolvátok. Szolvátok– ezek változó összetételű instabil vegyületek. Ha az oldószer víz, akkor ún hidratálja. Ion-dipól, donor-akceptor kölcsönhatások, hidrogénkötések kialakulása miatt szolvátok (hidrátok) keletkeznek, stb. Például, ha a NaCl-t vízben oldjuk, ion-dipól kölcsönhatás lép fel a Na + és Cl – ionok és az oldószermolekulák között. Az ammónia-hidrátok képződése vízben oldva a hidrogénkötések képződése miatt következik be.
A hidratált víz olykor olyan erősen kötődik az oldott anyaghoz, hogy az vele együtt kiszabadul az oldatból. A vízmolekulákat tartalmazó kristályos anyagokat ún kristályhidrátok, és az ilyen kristályokban lévő vizet ún kristályosodás. A kristályhidrátok példái a réz-szulfát CuSO 4 5H 2 O, kálium timsó KAl(SO 4) 2 12H 2 O.
Hőhatások az oldódás során
Az anyagok szerkezetének változása az egyedi állapotból az oldatba való átmenet során, valamint a fellépő kölcsönhatások következtében a rendszer tulajdonságai megváltoznak. Ezt különösen az oldódás hőhatásai jelzik. Az oldódás során két folyamat megy végbe: az oldott anyag szerkezetének megsemmisülése és az oldott anyag molekuláinak kölcsönhatása az oldószermolekulákkal. Az oldott anyag és az oldószer kölcsönhatását szolvatációnak nevezzük. Az energiát az oldott anyag szerkezetének megsemmisítésére fordítják, és az oldott anyag részecskéinek kölcsönhatása az oldószer részecskéivel (szolvatáció) exoterm folyamat (hő felszabadulásával jár). Így az oldódási folyamat lehet exoterm vagy endoterm, a hőhatások arányától függően. Például a kénsav feloldásakor az oldat erős felmelegedése figyelhető meg, pl. hő felszabadulása, és amikor a kálium-nitrát feloldódik, az oldat erős lehűlése (endoterm folyamat).
9.3. Oldhatóság és függése az anyagok természetétől
Az oldhatóság az oldatok legtöbbet vizsgált tulajdonsága. Az anyagok oldhatósága különböző oldószerekben igen eltérő. táblázatban A 9.1. táblázat mutatja egyes anyagok vízben való oldhatóságát, és táblázat. 9.2 – a kálium-jodid oldhatósága különböző oldószerekben.
9.1. táblázat
Egyes anyagok vízben való oldhatósága 20 o C-on
Anyag |
Anyag |
Oldhatóság, g/100 g H 2 O |
|
9.2. táblázat
A kálium-jodid oldhatósága különböző oldószerekben 20 o C-on
Az oldhatóság függ az oldott anyag és az oldószer természetétől, valamint a külső körülményektől (hőmérséklet, nyomás). A jelenleg használatos referenciatáblázatok azt javasolják, hogy az anyagokat jól oldódó, gyengén oldódó és oldhatatlan anyagokra osztsák fel. Ez a felosztás nem teljesen helyes, mivel nincsenek teljesen oldhatatlan anyagok. Még az ezüst és az arany is oldódik vízben, de oldhatóságuk rendkívül alacsony. Ezért ebben a kézikönyvben az anyagoknak csak két kategóriáját fogjuk használni: jól oldódikÉs mérsékelten oldódik. Végül a „könnyen” és a „nehezen oldódó” fogalmak nem alkalmazhatók az oldhatóság értelmezésére, mivel ezek a kifejezések az oldódási folyamat kinetikáját jellemzik, nem pedig termodinamikáját.
Az oldhatóság függése az oldott anyag és az oldószer természetétől
Jelenleg nincs olyan elmélet, aminek segítségével az oldhatóságot nemcsak kiszámítani, de akár megjósolni is lehetne. Ez a megoldások általános elméletének hiányával magyarázható.
Szilárd anyagok oldhatósága folyadékokban a kristályrácsaikban lévő kötés típusától függ. Például az atomi kristályrácsokkal rendelkező anyagok (szén, gyémánt stb.) vízben gyengén oldódnak. Az ionos kristályrácsos anyagok általában jól oldódnak vízben.
Az oldhatósági kutatások évszázados tapasztalatai alapján megállapított szabály: „a hasonló a hasonlóban jól oldódik”. Az ionos vagy poláris típusú kötésekkel rendelkező anyagok jól oldódnak poláris oldószerekben. Például a sók, savak és alkoholok jól oldódnak vízben. Ugyanakkor a nem poláris anyagok általában jól oldódnak a nem poláris oldószerekben.
A szervetlen sókat a vízben való eltérő oldhatóság jellemzi.
Így a legtöbb alkálifém- és ammóniumsó jól oldódik vízben. A nitrátok, nitritek és halogenidek (az ezüst-, higany-, ólom- és tallium-halogenidek kivételével) és a szulfátok (az alkáliföldfém-szulfátok, ezüst és ólom kivételével) jól oldódnak. Az átmeneti fémekre jellemző, hogy szulfidjaik, foszfátjaik, karbonátjaik és néhány egyéb sóik alacsony oldhatóságuk van.
A gázok folyadékokban való oldhatósága természetüktől is függ. Például 100 térfogatrész 20 o C-os vízben 2 térfogatrész hidrogén és 3 térfogatrész oxigén oldódik fel. Ugyanilyen körülmények között 700 térfogat ammóniát feloldunk 1 térfogat vízben. Az NH 3 ilyen nagy oldhatósága a vízzel való kémiai kölcsönhatásával magyarázható.
A hőmérséklet hatása a gázok, szilárd anyagok és folyadékok oldhatóságára
Amikor a gázok feloldódnak a vízben, az oldott gáz molekuláinak hidratációja következtében hő szabadul fel. Ezért a Le Chatelier-elvnek megfelelően a hőmérséklet emelkedésével a gázok oldhatósága csökken.
A hőmérséklet különböző módon befolyásolja a szilárd anyagok vízben való oldhatóságát. A legtöbb esetben a szilárd anyagok oldhatósága a hőmérséklet emelkedésével nő. Például a nátrium-nitrát NaNO 3 és a kálium-nitrát KNO 3 oldhatósága melegítés hatására nő (az oldódási folyamat a hő elnyelésével megy végbe). A NaCl oldhatósága enyhén növekszik a hőmérséklet emelkedésével, ami a konyhasó oldódásának csaknem nulla hőhatásával jár. Az oltott mész vízoldhatósága a hőmérséklet emelkedésével csökken, mivel a hidratáció entalpiája felülmúlja ennek a vegyületnek a kristályrácsának pusztulási ΔH értékét, azaz. a Ca(OH) 2 oldódási folyamata exoterm.
A legtöbb esetben a folyadékok kölcsönös oldhatósága is nő a hőmérséklet emelkedésével.
A nyomás hatása gázok, szilárd anyagok és folyadékok oldhatóságára
A nyomás gyakorlatilag nincs hatással a szilárd és folyékony anyagok folyadékokban való oldhatóságára, mivel az oldódás során a térfogatváltozás kicsi. Ha gáznemű anyagokat folyadékban oldunk, a rendszer térfogata csökken, így a nyomás növekedése a gázok oldhatóságának növekedéséhez vezet. Általában a gáz oldhatóságának a nyomástól való függése engedelmeskedik W. Henry törvénye(Anglia, 1803): a gáz oldhatósága állandó hőmérsékleten egyenesen arányos a folyadék feletti nyomásával.
A Henry-törvény csak alacsony nyomáson érvényes olyan gázokra, amelyek oldhatósága viszonylag alacsony, és nincs kémiai kölcsönhatás az oldott gáz és az oldószer molekulái között.
Idegen anyagok hatása az oldhatóságra
Más anyagok (sók, savak és lúgok) vízben való jelenlétében a gázok oldhatósága csökken. A klórgáz oldhatósága konyhasó telített vizes oldatában tízszer kisebb. Mint tiszta vízben.
A csökkent oldhatóság hatását sók jelenlétében ún kisózva. Az oldhatóság csökkenése a sók hidratációjának köszönhető, ami a szabad vízmolekulák számának csökkenését okozza. Az elektrolit-ionokhoz kapcsolódó vízmolekulák többé nem oldószerek más anyagok számára.
9.4. Az oldatok koncentrációja
Az oldatok összetételének számszerű kifejezésére többféle mód van: az oldott anyag tömeghányada, molaritás, titer stb.
Tömegtört az oldott anyag tömegének m aránya a teljes oldat tömegéhez. Oldott anyagból és oldószerből álló bináris oldathoz:
ahol ω az oldott anyag tömeghányada, m az oldott anyag tömege, M az oldószer tömege. A tömeghányad egy egység törtrészében vagy százalékban van kifejezve. Például ω = 0,5 vagy ω = 50%.
Emlékeztetni kell arra, hogy csak a tömeg additív függvény (az egész tömege megegyezik az összetevők tömegének összegével). Az oldat térfogata nem felel meg ennek a szabálynak.
Moláris koncentráció vagy molaritás az oldott anyag mennyisége 1 liter oldatban:
ahol C az oldott anyag X moláris koncentrációja, mol/l; n – oldott anyag mennyisége, mol; V – oldat térfogata, l.
A moláris koncentrációt egy szám és egy „M” betű jelzi, például: 3M KOH. Ha 1 liter oldat 0,1 mol anyagot tartalmaz, akkor decimolárisnak, 0,01 mol-nak centimolárisnak, 0,001 mol-nak millimolárisnak nevezzük.
Titer az 1 ml oldatban lévő oldott anyag grammjainak száma, azaz.
ahol T az oldott anyag titere, g/ml; m az oldott anyag tömege, g; V – oldat térfogata, ml.
Az oldott anyag mólrésze– dimenzió nélküli mennyiség, amely egyenlő az n oldott anyag mennyiségének az n oldott anyag és az n oldószer teljes mennyiségéhez viszonyított arányával":
,
ahol N az oldott anyag mólhányada, n az oldott anyag mennyisége, mol; n" – az oldószer mennyisége, mol.
A mólszázalék a megfelelő hányad 100%-kal szorozva.
9.5. Elektrolitikus disszociáció
Azokat az anyagokat, amelyek molekulái oldatban vagy megolvadnak teljesen vagy részben ionokká bomlanak, elektrolitoknak nevezzük. Az elektrolitok oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek.
Nem elektrolitoknak nevezzük azokat az anyagokat, amelyek molekulái oldatban vagy olvadékban nem bomlanak ionokká, és nem vezetnek elektromos áramot.
Az elektrolitok közé tartozik a legtöbb szervetlen sav, bázis, és szinte az összes nem elektrolit közé tartozik számos szerves vegyület, például alkoholok, éterek, szénhidrátok stb.
S. Arrhenius svéd tudós 1887-ben terjesztette elő az elektrolitikus disszociáció hipotézisét, amely szerint az elektrolitok vízben való oldásakor pozitív és negatív töltésű ionokká bomlanak.
A disszociáció reverzibilis folyamat: a disszociációval párhuzamosan az ionok összekapcsolódásának fordított folyamata (asszociáció) megy végbe. Ezért az elektrolitok disszociációjának reakcióegyenleteinek felírásakor, különösen tömény oldatokban, a reverzibilitás jele látható. Például a kálium-klorid disszociációját koncentrált oldatban a következőképpen kell írni:
KS1 K + + C1 – .
Tekintsük az elektrolitikus disszociáció mechanizmusát. Az ionos kötéssel rendelkező anyagok legkönnyebben poláris oldószerekben disszociálnak. Amikor például vízben feloldódnak, a poláris H 2 O molekulák pozitív pólusaikkal az anionokhoz, negatív pólusaikkal pedig a kationokhoz vonzódnak. Ennek hatására az ionok közötti kötés gyengül, az elektrolit pedig hidratált ionokra bomlik, azaz. vízmolekulákhoz kötődő ionok. Hasonló módon disszociálnak a kovalens poláris kötéssel rendelkező molekulák (HC1, HBr, H2S) által képzett elektrolitok.
Így az ionok hidratációja (szolvatációja) a disszociáció fő oka. Ma már általánosan elfogadott, hogy vizes oldatban a legtöbb ion hidratált. Például a H + hidrogénion H3O + összetételű hidrátot képez, amelyet hidrogénionnak neveznek. Az oldat a H 3 O + mellett H 5 O 2 + (H 3 O + ·H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + · 2H 2 O) és H 9 O 4 + ionokat is tartalmaz. (H30 + 3H2O). A disszociációs folyamatok egyenleteinek összeállításakor és a reakcióegyenletek ionos formában történő felírásakor az írás egyszerűsítése érdekében a H 2 O + hidroniumiont általában a hidratálatlan H + ionra cserélik. Nem szabad azonban elfelejteni, hogy ez a helyettesítés feltételes, mivel vizes oldatokban proton nem létezhet, mivel a reakció szinte azonnal lezajlik:
H + + H 2 O = H 3 O +.
Mivel a hidratált ionokhoz kapcsolódó vízmolekulák pontos számát nem állapították meg, a disszociációs reakcióegyenletek írásakor a hidratálatlan ionok szimbólumait használják:
CH3COOH CH3COO – + H + .
9.6. A disszociáció mértéke; asszociált és nem asszociált elektrolitok
Az elektrolit oldatban lévő ionokká történő disszociációjának kvantitatív jellemzője a disszociáció mértéke. Az α disszociáció mértéke az N" ionokra szétesett molekulák számának az N" oldott molekulák teljes számához viszonyított aránya:
A disszociáció mértékét az egység százalékában vagy töredékében fejezzük ki. Ha α = 0, akkor nincs disszociáció, ha pedig α = 1, akkor az elektrolit teljesen ionokra bomlik. Az oldatelmélet modern koncepciói szerint az elektrolitokat két csoportra osztják: asszociált (gyenge) és nem asszociált (erős).
Nem asszociált (erős) elektrolitokra híg oldatokban α = 1 (100%), i.e. oldatokban kizárólag hidratált ionként léteznek.
A kapcsolódó elektrolitok három csoportra oszthatók:
gyenge elektrolitok oldatokban főleg nem disszociált molekulák formájában léteznek; disszociációjuk mértéke kicsi;
ionos társak oldatokban képződnek az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása következtében; amint fentebb megjegyeztük, az asszociáció jól disszociálódó elektrolitok koncentrált oldataiban megy végbe; példák a társakra ionpárok(K + Cl – ,CaCl +), ion póló(K 2 Cl +, KCl 2 –) és ionos kvadrupólusok(K 2 Cl 2, KCl 3 2–, K 3 Cl 2 +);
ionos és molekuláris komplexek, (például 2+, 3–), amelyek vízben enyhén disszociálnak.
Az elektrolit disszociáció természete az oldott anyag és az oldószer természetétől, az oldat koncentrációjától és a hőmérséklettől függ. Ezt a helyzetet a nátrium-klorid viselkedése szemlélteti különböző oldószerekben, táblázat. 9.3.
9.3. táblázat
A nátrium-klorid tulajdonságai vízben és benzolban különböző koncentrációkban és 25 o C hőmérsékleten
A vizes oldatokban lévő erős elektrolitok közé tartozik a legtöbb só, lúg és számos ásványi sav (HC1, HBr, HNO3, H2SO4, HC1O4 stb.). Szinte minden szerves sav, néhány szervetlen sav, például a H 2 S, a HCN, a H 2 CO 3, a HСlO és a víz a gyenge elektrolitokhoz tartozik.
Erős és gyenge elektrolitok disszociációja
A híg vizes oldatokban lévő erős elektrolitok disszociációs egyenlete a következőképpen ábrázolható:
HCl = H + + Cl – ,
Ba(OH) 2 = Ba 2+ + 2OH – ,
K 2 Cr 2 O 7 = 2K + + Cr 2 O 7 2– .
Az erős elektrolit disszociációs reakciójának egyenletének jobb és bal oldala közé tehetünk egy reverzibilitási jelet is, de ekkor azt jelzi, hogy egy 1. Például:
NaOH Na + + OH – .
A kapcsolódó elektrolitok disszociációs folyamata reverzibilis, ezért disszociációs egyenletükben reverzibilitási jelet kell tenni:
HCN H + + CN – .
NH 3 ·H 2 O NH 4 + + OH – .
A kapcsolódó többbázisú savak disszociációja szakaszokban megy végbe:
H 3 PO 4 H + + HPO 4 – ,
H 2 PO 4 H + + HPO 4 2– ,
HPO 4 2– H + + PO 4 3– ,
A gyenge savak által képződött savas sók és az erős savak által képzett bázikus sók disszociációja híg oldatokban a következőképpen megy végbe. Az első szakaszt az egységhez közeli disszociáció mértéke jellemzi:
NaНCO 3 = Na + + НCO 3 – ,
Cu(OH)Cl = Cu(OH) + + Cl – .
A disszociáció mértéke a második szakaszban sokkal kisebb, mint az egység:
НCO 3 Н + + CO 3 2– ,
Cu(OH) + Cu 2+ + OH – .
Nyilvánvaló, hogy az oldatkoncentráció növekedésével a kapcsolódó elektrolit disszociációs foka csökken.
9.7. Ioncsere reakciók oldatokban
Az elektrolitikus disszociáció elmélete szerint az elektrolitok vizes oldatában minden reakció nem molekulák, hanem ionok között megy végbe. Az ilyen reakciók lényegének tükrözésére úgynevezett ionos egyenleteket használnak. Az ionos egyenletek összeállításakor a következő szabályokat kell követnie:
A gyengén oldódó és enyhén disszociált anyagokat, valamint a gázokat molekuláris formában írják le.
Az erős elektrolitokat, amelyek vizes oldatban szinte teljesen disszociálnak, ionként írják le.
Az ionegyenlet jobb és bal oldalán lévő elektromos töltések összegének egyenlőnek kell lennie.
Nézzük meg ezeket a rendelkezéseket konkrét példákon keresztül.
Írjunk fel két egyenletet a semlegesítési reakciókra molekuláris formában:
KOH + HCl = KCl + H 2 O, (9.1)
2NaOH + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2 H 2 O. (9.2.)
Ionos formában a (9.1) és (9.2) egyenlet a következő formájú:
K + + OH – + H + + Cl – = K + + Cl – + H 2 O, (9.3)
2Na + + 2OH – + 2H + + SO 4 2– = 2Na + + SO 4 2– + 2H 2 O. (9.4)
Miután a (9.3) és (9.4) egyenlet mindkét oldalán ugyanazokat az ionokat redukáltuk, egy lúg és sav kölcsönhatásának rövidített ionegyenletévé alakítjuk őket:
H + + OH – = H 2 O.
A semlegesítési reakció lényege tehát a H + és az OH – ionok kölcsönhatásában rejlik, melynek eredményeként víz képződik.
Az elektrolitok vizes oldatában az ionok közötti reakciók csaknem teljessé válnak, ha a reakció során csapadék, gáz vagy gyenge elektrolit (például H 2 O) képződik.
Tekintsük most a kálium-klorid és a nátrium-nitrát oldata közötti reakciót:
KCl + NaNO 3 KNO 3 + NaCl. (9.5)
Mivel a keletkező anyagok vízben nagyon jól oldódnak, és nem távolodnak el a reakciószférából, a reakció reverzibilis. Az ionos reakcióegyenlet (9.5) a következőképpen lesz felírva:
K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9.6)
Az elektrolitikus disszociáció elmélete szempontjából ez a reakció nem megy végbe, mivel az oldatban minden oldható anyag kizárólag ionok formájában van jelen, a (9.6) egyenlet. De ha a KCl és a NaNO 3 forró telített oldatát összekeverjük, NaCl csapadék képződik. Ennek oka az a tény, hogy 30 o C-os és magasabb hőmérsékleten a szóban forgó sók közül a nátrium-klorid esetében figyelhető meg a legkisebb oldhatóság. A gyakorlatban tehát figyelembe kell venni, hogy az egyes körülmények között reverzibilis folyamatok (híg oldatok esetén) más körülmények között (forró telített oldatok) irreverzibilissé válnak.
Az oldatokban végbemenő cserereakció speciális esete a hidrolízis.
9.8. Sók hidrolízise
A tapasztalatok azt mutatják, hogy nemcsak a savak és bázisok, hanem egyes sók oldatai is lúgos vagy savas reakciót mutatnak. Ennek következtében megváltozik a környezet reakciója hidrolízis oldott anyag. A hidrolízis egy oldott anyag (például só) vízzel való cseréje.
A sók és a víz elektrolitikus disszociációja hidrolízist okoz. A hidrolízis olyan esetekben következik be, amikor a só disszociációja során képződő ionok erős polarizáló hatást képesek kifejteni a vízmolekulákon (kationokon), vagy hidrogénkötéseket (anionokat) képeznek velük, ami enyhén disszociált elektrolitok képződéséhez vezet.
A sók hidrolízisének egyenleteit általában ionos és molekuláris formában írják fel, és figyelembe kell venni a cserereakciók ionos egyenletek felírásának szabályait.
Mielőtt elkezdenénk megvizsgálni a hidrolízisreakciók egyenleteit, meg kell jegyezni, hogy erős bázis és erős sav alkotta sók(például NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4), vízben oldva nem mennek keresztül hidrolízisen. Az ilyen sók ionjai nem képeznek gyenge elektrolitokat H 2 O-val, és ezeknek a sóknak az oldatai semleges reakciót mutatnak.
A sóhidrolízis különböző esetei
1. Erős bázis és gyenge sav alkotta sók például a CH 3 COONa, Na 2 CO 3, Na 2 S, KCN az anionnál hidrolizálódik. Példaként vegyük a CH 3 COONa hidrolízisét, amely alacsony disszociációjú ecetsav képződéséhez vezet:
CH3COO – + NEM CH 3 COOH + OH – ,
CH3COONa + NEM CH 3 COOH + NaOH.
Mivel az oldatban feleslegben lévő hidroxidionok jelennek meg, az oldat lúgossá válik.
A többbázisú savak sóinak hidrolízise lépcsőzetesen megy végbe, és ebben az esetben savas sók, pontosabban a savas sók anionjai képződnek. Például a Na 2 CO 3 hidrolízise a következő egyenletekkel fejezhető ki:
1. szakasz:
CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH – ,
Na 2 CO 3 + HOH NaHCO 3 + NaOH.
2. szakasz
HCO 3 – + HOH H 2 CO 3 + OH – ,
NaHCO 3 + HOH H 2 CO 3 + NaOH.
Az első szakaszban a hidrolízis eredményeként képződő OH-ionok nagymértékben elnyomják a hidrolízis második szakaszát, ennek eredményeként a hidrolízis a második szakaszban jelentéktelen mértékben megy végbe.
2. Gyenge bázis és erős sav alkotta sók Például az NH 4 Cl, FeCl 3, Al 2 (SO 4) 3 a kationnál hidrolizál. Példa erre a folyamat
NH 4 + + HOH NH 4 OH + H + ,
NH 4 Cl + HOH NH 4 OH + HCl.
A hidrolízis egy gyenge elektrolit - NH 4 OH (NH 3 ·H 2 O) képződésének köszönhető. Ennek eredményeként a víz elektrolitikus disszociációjának egyensúlya eltolódik, és az oldatban feleslegben lévő H + ionok jelennek meg. Így az NH 4 Cl oldat savas reakciót fog kifejteni.
A polisav bázisok által képződött sók hidrolízise során bázikus sók, pontosabban bázikus sók kationjai keletkeznek. Tekintsük példaként a vas(II)-klorid hidrolízisét:
1. szakasz
Fe 2+ + HOH FeOH + + H + ,
FeCl 2 + HOH FeOHCl + HCl.
2. szakasz
FeOH + + HOH Fe(OH) 2 + H + ,
FeOHCl + HOH Fe(OH) 2 + HCl.
A hidrolízis a második szakaszban jelentéktelen mértékben megy végbe az első szakasz hidrolíziséhez képest, és a hidrolízistermékek tartalma a második szakaszban az oldatban nagyon kicsi.
3. Gyenge bázis és gyenge sav alkotta sók Például a CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4 mind a kation, mind az anion által hidrolizálódik. Például, amikor a CH3COONH4-et vízben oldjuk, enyhén disszociáló sav és bázis képződik:
СH 3 COO – + NH 4 + + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH,
СH3COONH 4 + HOH СH 3 COOH + NH 4 OH.
Ebben az esetben az oldat reakciója a hidrolízis eredményeként képződő gyenge savak és bázisok erősségétől függ. Mivel a vizsgált példában a CH 3 COOH és az NH 4 OH körülbelül azonos erősségű, a sóoldat semleges lesz.
A HCOONH 4 hidrolízise során az oldat reakciója enyhén savas lesz, mivel a hangyasav erősebb, mint az ecetsav.
Nagyon gyenge bázisok és gyenge savak, például alumínium-szulfid által képzett számos só hidrolízise visszafordíthatatlanul megy végbe:
Al 2S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S.
4. Az oldatokban számos kicserélődési reakció hidrolízissel jár, és visszafordíthatatlanul megy végbe.
A) Amikor a kétértékű fémek sóinak oldatai (kivéve a kalcium, stroncium, bárium és vas) kölcsönhatásba lépnek alkálifém-karbonátok vizes oldataival, részleges hidrolízis eredményeként a fő karbonátok kicsapódnak:
2MgSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = Mg 2 (OH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4,
3 Pb(NO 3) 2 + 3Na 2 CO 3 + H 2 O = Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3.
B) Ha háromértékű alumínium, króm és vas vizes oldatát alkálifémek karbonátjainak és szulfidjainak vizes oldataival keverjük össze, a három vegyértékű fémek karbonátjai és szulfidjai nem képződnek - visszafordíthatatlan hidrolízisük következik be, és hidroxidok válnak ki:
2AlCl 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3CO 2 + 6KCl,
2Cr(NO 3) 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O = 2Cr(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaNO 3.
Az egyensúlyi eltolódást befolyásoló tényezők
1. Nyomás(gázokra jellemző) . A nyomásnövekedés az egyensúlyt egy olyan reakció felé tolja el, amely a gázmolekulák számának csökkenésével megy végbe, pl. a nyomáscsökkentés felé. Például a 2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 reakcióban az egyenlet bal oldalán 3, a jobb oldalon 2 gázmolekula található, így a nyomás növekedésével az egyensúly jobbra tolódik el.
2. Hőmérséklet. A hőmérséklet növekedése az egyensúlyi helyzetet az endoterm reakció felé tolja el, a csökkenés - az exoterm reakció felé. Például az N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 egyensúlyi rendszerben, ∆H 0 = - 92 kJ, a hőmérséklet növekedése az egyensúly eltolódásához vezet a fordított (endoterm) reakció felé, és csökken - a közvetlen ( exoterm) reakció.
3. Koncentráció. A kiindulási anyagok koncentrációjának növelése és a termékek reakciószférából való eltávolítása az egyensúlyt a közvetlen reakció felé tolja el. A kiindulási anyagok koncentrációjának csökkenése és a reakciótermékek koncentrációjának növekedése az egyensúlyt a fordított reakció felé tolja el. Például a 2NO + O 2 ↔ 2NO 2 reakcióban az NO és az O 2 koncentrációjának növekedése vagy az NO 2 koncentrációjának csökkenése az egyensúly eltolódásához vezet a közvetlen reakció felé. A NO 2 koncentráció növekedése fordított reakcióhoz vezet.
Egy anyag egyik fázisból a másikba való átmenet folyamatának egyensúlya a kémiai összetétel megváltoztatása nélkül hívott fázisegyensúly. Például: Szilárd folyadék
Folyékony gőz
A fázisegyensúly esetében a Le Chatelier-elvet is megfigyeljük. Ennek megfelelően a hőmérséklet emelkedésével az egyensúly egy endoterm folyamat felé tolódik el, például olvadás vagy párolgás. A nyomás növekedésével az egyensúly olyan folyamatok felé tolódik el, amelyek során a gáz vagy a gőz folyékony vagy szilárd halmazállapotúvá alakul.
A heterogén egyensúly legáltalánosabb törvényei közé tartozik fázisszabály, Ahol a szabadsági fokok száma C, Ф fázisok, független K komponensek és az egyensúlyt befolyásoló n külső feltételek, kapcsolatban áll a kapcsolattal
S + F = K + n
Fázis- ez egy része a rendszernek, amely kémiai összetételében és tulajdonságaiban minden pontján homogén, és a rendszer többi fázisától egy interfész választja el. Összetevő egy anyag kémiailag homogén összetevője, amely eltávolítható a rendszerből. Fázisegyensúly esetén a független komponensek száma megegyezik a kémiai reakciók esetében az összes komponens számával, mínusz az ezeket a komponenseket összekötő kémiai reakciók számával. A szabadságfokok száma azoknak a külső feltételeknek a száma, amelyek bizonyos határokon belül megváltoztathatók a fázisok számának és típusának megváltoztatása nélkül.
8. sz. előadás. AZ MEGOLDÁSOK ÁLTALÁNOS TULAJDONSÁGAI
Megoldás – két vagy több komponensből álló homogén rendszer, amelyek egymáshoz viszonyított mennyiségei tág határok között változhatnak. A feleslegben vett és oldódási közegként szolgáló anyagot nevezzük oldószer. Az oldódó anyagot ún oldott anyag.
Oldhatóság.Az egyik anyag azon képességét, hogy egy másikban oldódjon, ún oldhatóság. Az oldhatóság mennyiségi jellemzője az oldhatósági együttható, amelyet egy olyan vízmentes anyag tömegével fejezünk ki, amely adott körülmények között 100 g oldószerben telített oldatot képez.
Az oldhatóság függ az oldott anyag és az oldószer természetétől, a hőmérséklettől és a nyomástól (gázok esetén):
1. Az oldott anyag jellege.
A kristályos anyagokat jól oldódó anyagokra osztják (több mint 1,0 g/100 g víz); enyhén oldódik (0,1 g - 1,0 g 100 g vízben); gyakorlatilag oldhatatlan (kevesebb, mint 0,1 g/100 g víz). Ha egy gáz kémiai kölcsönhatásba lép a vízzel, oldhatósága nagy (HCl, NH 3, CO 2), ha nem lép kölcsönhatásba, akkor az oldhatósága jelentéktelen (O 2, H 2).
2. Az oldószer jellege
Amikor oldat képződik, az egyes komponensek részecskéi közötti kötéseket felváltják a különböző komponensek részecskéi közötti kötések. Ahhoz, hogy új kötések jöjjenek létre, az oldat komponenseinek azonos típusú kötésekkel kell rendelkezniük, pl. azonos természetűek legyenek. Ezért az ionos anyagok jól oldódnak poláris oldószerekben és rosszul oldódnak a nem poláris oldószerekben, és a molekuláris anyagok - fordítva.
3.Hőmérséklet
Ha az oldódás ∆H< 0, то при увеличении температуры равновесие смещается влево и растворимость твердого вещества в воде уменьшается. Если ∆Н раств >0, akkor a hőmérséklet emelkedésével az egyensúly jobbra tolódik és az oldhatóság nő.
A gázok vízben való oldhatósága exoterm folyamat, ezért a hőmérséklet emelkedésével a gázok oldhatósága csökken, a hőmérséklet csökkenésével pedig nő.
4. Nyomás
A nyomás növekedésével a gázok oldhatósága folyadékokban növekszik, csökkenő nyomással pedig csökken.
Az oldatok összetételének kifejezési módjai. Minden oldat fontos jellemzője az összetétel, amelyet az oldott anyag és az oldószer mennyisége határoz meg. A rendszerben lévő anyag mennyiségének vagy tömegének és a rendszer térfogatának vagy tömegének arányát nevezzük koncentráció.
Az anyag moláris koncentrációja vagy molaritás(B vagy M) – az oldott anyag mennyiségének az oldat térfogatához viszonyított aránya:
ahol m B az anyag tömege, g; МВ – az anyag moláris tömege, g/mol; V – oldat térfogata, l.
Anyagegyenértékek moláris koncentrációja vagy normalitás((B) vagy n.) – az oldott anyag ekvivalenseinek számának az oldat térfogatához viszonyított aránya:
, mol/l,
ahol m B az anyag tömege, g; M e(V) – anyagegyenértékek moláris tömege, g/mol; V – oldat térfogata, l.
Az anyag moláris koncentrációja vagy molalitás(c m (B)) – az oldott anyag mennyiségének és az oldószer tömegének aránya:
, mol/kg,
ahol m B az oldott anyag tömege, g; m S – oldószer tömege, g; МВ – az oldott anyag moláris tömege, g/mol.
Az anyag tömeghányada(ω) az oldott anyag tömegének az oldat tömegéhez viszonyított aránya. A tömeghányad törtekben vagy százalékokban van kifejezve:
,
ahol m B az oldott anyag tömege, g; m – az oldat tömege, g.
Egy anyag moláris (mol) hányada(x B) – az oldott anyag (vagy oldószer) mennyiségének és az oldatban lévő összes anyag mennyiségének aránya:
,
ahol x B az oldott anyag mólhányada, n B az oldott anyag mennyisége; n S – az oldószer mennyisége.
,
ahol x S az oldószer móltörtje, n B és n S az oldott anyag és az oldószer mennyisége.
Az oldatok általános tulajdonságai. A híg oldatok számos közös tulajdonsággal rendelkeznek: ozmotikus nyomás, fagyás és forráspont. Ezeket a tulajdonságokat abból a feltételezésből vesszük figyelembe, hogy az oldott anyag és az oldószer molekulák nem lépnek kölcsönhatásba egymással (nem elektrolit oldatok).
Az oldószermolekulák egyirányú diffúzióját egy félig áteresztő partíción keresztül nevezzük ozmózissal. Az ozmózist okozó erőt ún ozmotikus nyomás. Az ozmotikus nyomás nagysága függ az oldat koncentrációjától és hőmérsékletétől, de nem függ sem az oldott anyag természetétől, sem az oldószer természetétől. Az ozmotikus nyomás hőmérséklettől és oldatkoncentrációtól való függését fejezzük ki van't Hoff törvénye: π = c B RT,
ahol π az oldat ozmózisnyomása, kPa; с В – moláris koncentrációja, mol/l; R – univerzális gázállandó; T az oldat abszolút hőmérséklete.
Adott hőmérsékleten a telített gőz folyadék feletti nyomása állandó érték. Amikor egy anyagot feloldunk egy folyadékban, a folyadék feletti telített gőznyomás csökken. A nemelektrolitok híg oldataiban állandó hőmérsékleten az oldószer telített gőznyomásának relatív csökkenése az oldat felett megegyezik az oldott anyag moláris részével. (Raoult törvénye):
,
ahol p 0 – telített gőznyomás tiszta oldószer felett; р – az oldat feletti gőznyomás; n B – oldott anyag mennyisége; n S – az oldószer mennyisége.
Bármely folyadék felforr, ha gőznyomása megegyezik a légköri nyomással. Mivel az oldat feletti gőznyomás alacsonyabb, mint az oldószer feletti gőznyomás, ahhoz, hogy az oldat felforrjon, azt magasabb hőmérsékletre kell melegíteni, mint az oldószert.
Egy oldat megfagy, ha a telített gőznyomása megegyezik a szilárd oldószer telített gőznyomásával, ezért az oldat lefagyasztásához alacsonyabb hőmérsékletre van szükség, mint az oldószeré.
Az oldat forráspontjának növekedése (ΔT bp) és fagyáspontjának csökkenése (∆T sub) egyenesen arányos az oldott anyag moláris koncentrációjával (a Raoult-törvény következménye):
∆T helyettes = K T ∙ s m (B); ∆T kip = E T ∙ c m (B),
ahol ∆T sub – fagyási hőmérséklet csökkenése; ∆Т felforral – a forráshőmérséklet emelkedése; K T – krioszkópikus állandó; E T – ebullioszkópos állandó; c m (B) – az oldat moláris koncentrációja.
9. sz. előadás. REAKCIÓK ELEKTROLITOLDATOKBAN
Elektrolitok – olyan anyagok, amelyek oldatai és olvadékai elektromos áramot vezetnek.
Amikor az elektrolitokat vízben oldják, ionokká bomlanak szét. Az anyagmolekulák szétesése ionokká poláris oldószermolekulák hatására hívott elektrolitikus disszociáció. Ionok- Ezek töltött részecskék. Két típusa van: pozitív töltésű - kationok(Na +, Al 3+, NH 4 +) és negatív töltésű – anionok(Cl‾, SO 4 2‾, PO 4 3‾). Elektromos áram hatására a kationok a negatív töltésű elektród (katód), az anionok pedig a pozitív töltésű elektród (anód) felé.
Az elektrolitok közé tartoznak a savak, sók és lúgok oldatai.
Savak– ezek olyan elektrolitok, amelyek oldatban disszociálva hidrogénkationokká alakulnak: HCN = H + + CN - .
Indoklás– elektrolitok, amelyek oldatban hidroxidionokká disszociálnak: NH 4 OH = NH 4 + + OH - .
Vannak elektrolitok, amelyek savként és bázisként disszociálhatnak, ezeket az elektrolitokat ún amfoter, ezek közé tartoznak az amfoter elemek hidroxidjai, valamint a köztes oxidációs állapotú fémek hidroxidjai, például: Al(OH) 3, Zn(OH) 2, Cr(OH) 3 és még sokan mások. Az amfoter hidroxid oldott részének disszociációja mindkét típus esetében a következő sémával ábrázolható: H + + RO - = ROH = R + + OH – . Az amfoter hidroxid telített vizes oldatában a H +, RO -, R +, OH - ionok egyensúlyi állapotban vannak, ezért az amfoter hidroxidok savakkal és bázisokkal egyaránt kölcsönhatásba lépnek. Sav hozzáadásakor az egyensúly a bázis típusának megfelelően a disszociáció felé tolódik el, az egyensúly a sav típusának megfelelően a disszociáció felé tolódik el.
Sók– olyan elektrolitok, amelyek vízben oldva disszociálnak, leválasztják a hidrogénionoktól eltérő pozitív ionokat és a hidroxidionoktól eltérő negatív ionokat.
A disszociáció mértéke. A disszociációs folyamat kvantitatív jellemzésére bevezettük a disszociációs fok fogalmát. A disszociáció mértéke (α) az ionokra szétesett molekulák számának (n) és az oldott molekulák teljes számának (N) aránya. Egység törtrészében vagy %-ban kifejezve.
α = n/N 0< α < 1 (или 0 < α < 100%)
A disszociáció mértéke az elektrolit természetétől, koncentrációjától és hőmérsékletétől függ. Természetüknél fogva minden elektrolit erős és gyenge. Erős elektrolitok disszociációs foka α > 30%, gyenge elektrolitok – α< 3%.
Erős elektrolitokban az oldatban lévő molekulák szinte mindegyike ionokká disszociál, a molekuláknak csak egy része disszociál. Az erős elektrolitok közé tartozik az alkáli- és alkáliföldfémek szinte minden sója és bázisa, a legfontosabb savak: HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4. A gyenge elektrolitok közé tartozik szinte minden szerves sav (például CH 3 COOH), szervetlen vegyületek: H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3, HCN, HNO 2, HF, NH 4 OH, H 2 O.
Disszociációs állandó. A gyenge elektrolitok oldataiban a disszociációs folyamat reverzibilis és alkalmazható rá a tömeghatás törvénye. Így a gyenge ecetsav CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H + disszociációs folyamatához a disszociációs folyamat egyensúlyi állandója a következő formában van:
A gyenge elektrolit disszociációjának megfelelő egyensúlyi állandót úndisszociációs állandó (K d). A disszociációs állandó a molekula erősségét jelzi egy adott oldatban. Minél alacsonyabb a Kd, annál gyengébb az elektrolit, és ennélfogva annál stabilabbak a molekulái. Például a H 3 VO 3 bórsav, amelynek Kd értéke 5,8∙10 -10, gyengébb elektrolit, mint az ecetsav, amelynek Kd értéke 1,8∙10 -5.
Az állandót és a disszociáció mértékét a ( Ostwald hígítási törvénye):
Ha α szignifikánsan kisebb, mint egység, akkor feltételezhetjük, hogy 1 – α ≈ 1. Ekkor a hígítási törvény kifejezése egyszerűsödik:
К = α 2 ∙ с В, ahonnan α =
Az utolsó összefüggés azt mutatja, hogy a B-vel rendelkező elektrolit koncentrációjának csökkenésével (azaz az oldat hígulásával) az α disszociáció mértéke nő.
Az elektrolitoldatokban a reakciók ionok között mennek végbe, és visszafordíthatatlanok, ha a reakció során csapadék, gázok és gyenge elektrolitok képződnek. Az ilyen reakciókat jellemzően ion-molekula egyenletekkel ábrázolják. A csapadékokat, gázokat és gyenge elektrolitokat molekulák, a jól oldódó erős elektrolitokat ionok formájában írják le.
Tekintsük az elektrolitoldatokban előforduló tipikus reakciókat:
a) 3АgNO 3 + FeCl 3 = Fe(NO 3) 3 + 3AgCl – molekuláris egyenlet
3Ag + + 3NO 3 - + Fe 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl – teljes ionegyenlet
Ag + + Cl - = AgCl – redukált ionos egyenlet
b) Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2
2Na + + CO 3 2- + 2H + + SO 4 - = 2Na + + SO 4 2- + H 2 O + CO 2
2H + + CO 3 2- = H 2 O + CO 2.
c) HCl + NaOH = NaCl + H 2 O
H + + Cl - + Na + + OH - = N a + + Cl - + H 2 O
H + + OH - = H 2 O
Az ionos-molekuláris egyenletek összeállításakor ne feledje, hogy a bal oldalon lévő elektromos töltések összegének meg kell egyeznie az egyenlet jobb oldalán lévő elektromos töltések összegével. Az azonos ionok az egyenlet mindkét oldaláról kikerülnek.
10. sz. előadás. REDOX REAKCIÓK
Olyan reakciók, amelyek során megváltozik a reagáló vegyületeket alkotó elemek atomjainak oxidációs állapota hívják redox.
Oxidációs állapot(ÍGY.) egy vegyületben lévő atom töltése, amelyet azon a feltételezésen alapulnak, hogy a vegyület ionokból áll. Az oxidációs állapot meghatározása a következő rendelkezések szerint történik:
1. Oxidációs állapot. elem egy egyszerű anyagban, például Zn-ben, H 2-ben, Br 2-ben, S-ben, O 2-ben nulla.
2. Az oxigén oxidációs állapota a vegyületekben általában –2. Ez alól kivételt képeznek a H 2 +1 O 2 –1, Na 2 +1 O 2 –1 és O +2 F 2 peroxidok.
3. A hidrogén oxidációs állapota a legtöbb vegyületben +1, kivéve a sószerű hidrideket, például a Na +1 H -1.
4. Az alkálifémek állandó oxidációs állapotúak (+1); alkáliföldfémek, berillium és magnézium (+2); fluor (–1).
5. Az elemek oxidációs állapotának algebrai összege egy semleges molekulában nullával egyenlő, komplex ionban - az ion töltése.
Példaként számítsuk ki a króm oxidációs állapotát a K 2 Cr 2 O 7 vegyületben. Először is tegyük az oxidációs számot azon elemek fölé, amelyekről ismert. Példánkban a kálium (+1) és az oxigén (-2) állandó oxidációs állapotú. A króm oxidációs állapotát jelöljük x. Ezután készítünk egy algebrai egyenletet. Ehhez megszorozzuk az egyes elemek indexét az elem oxidációs állapotával, mindent összeadunk, és a jobb oldalt nullával egyenlővé tesszük:
K 2 +1 Kr 2 x O 7 –2 2∙(+1)+ 2 x + 7 (–2) = 0 x = + 6
Így a króm oxidációs állapota a K 2 Cr 2 O 7-ben +6. Egy elem oxidációs állapotának meghatározásához anionban, például nitrogén az anionban (NO 2) ‾, ugyanezt tesszük, csak a jobb oldalt egyenlővé tesszük az ion töltésével, esetünkben -1
(N x O 2 ‾2) ‾ x + 2 (–2) = –1 x = + 3
A redoxreakciók során az elektronok egyik atomról, molekuláról vagy ionról a másikra kerülnek. Oxidáció – az elektronok elvesztésének folyamata egy atom, molekula vagy ion által, az oxidációs állapot növekedésével. Felépülés – az elektronok hozzáadásának folyamata, amely az oxidációs állapot csökkenésével jár.
Az oxidáció és a redukció egymással összefüggő folyamatok, amelyek egyszerre mennek végbe.
O.S.ZAYTSEV
KÉMIAI KÖNYV
KÖZÉPISKOLAI TANÁROK SZÁMÁRA,
PEDAGÓGIAI EGYETEMI DIÁKOK ÉS 9-10 OSZTÁLYOS ISKOLÁSOK,
AKIK DÖNTÉSÜK, HOGY A KÉMIÁNAK ÉS A TERMÉSZETTUDOMÁNYNAK SZAKÍTOK EL
TANKÖNYV FELADAT LABORATÓRIUM GYAKORLATI TUDOMÁNYOS TÖRTÉNETEK OLVASÁSHOZ
Folytatás. Lásd: 4–14., 16–28., 30–34., 37–44., 47., 48/2002;
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 12, 13, 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23,
24, 25-26, 27-28, 29, 30, 31, 32, 35, 36, 37, 39, 41, 42, 43, 44, 46, 47/2003;
1, 2, 3, 4, 5, 7, 11, 13, 14, 16, 17, 20, 22, 24, 29, 30, 31, 34, 35, 39, 41, 42, 45/2004;
2, 3, 5, 8, 10, 16, 17/2005;
1, 2, 10, 12/2006
§ 8.4. Diszpergált (kolloid)
halmazállapot
Az állatok és növények szervezetei, a hidroszféra, a földkéreg és altalaj, valamint a világűr gyakran töredezett, vagy ahogy mondani szokták, szétszórt állapotú anyagokat képviselnek. A minket körülvevő világban a legtöbb anyag szórt rendszerek formájában létezik: talajok, élő szervezetek szövetei, élelmiszertermékek stb. A diszpergált állapotú kémia meglehetősen új tudomány, de szinte nem is tanulmányozzák sem az iskolában, sem az idegenben. -kémiai felsőoktatási intézmények, bár ez a tudományterület nem kevésbé fontos az életünk számára, mint a komplex és szerves vegyületek kémiája. A fejezet olvasása közben folyamatosan gondolja át, mikor és hol találkozik a leírt jelenséggel a természetben, a mindennapi életben vagy a termelésben, és arra is, hogyan használhatja azt.
A cikk megjelenésének szponzora a moszkvai "Butik-Vera" online áruház. Női ruházat - blúzok és felsők, csipkeruhák, kardigánok, leggingsek, rövidnadrágok és egyéb ruházati cikkek, cipők és kiegészítők, valamint molett ruhák online értékesítése. Kedvező árak, nagy választék, minőségi garancia, óriási kedvezmények, minden nap újdonság, egyedi szabás. Megtekintheti a termékkatalógust, az árakat, az elérhetőségeket, a szállítási feltételeket, és megrendelheti a http://www.butik-vera.ru weboldalon.
Elszórt rendszerek- ezek olyan rendszerek, amelyekben apró anyagrészecskék, ill diszpergált fázis, homogén közegben (folyadék, gáz, kristály) elosztva, ill diszperzív fázis(8.25. ábra).
 |
A diszpergált fázis részecskeméretét a diszperzitás jellemzi. Ennek függvényében a diszperz rendszerek feloszthatók erősen szétszórt, vagy valójában kolloid-, És alacsony szórású (durva).
Az alacsony diszperziójú rendszerek szemcsemérete 10-3 mm vagy több. Az erősen diszpergált rendszerek szemcsemérete 10-6-10-4 mm (1-100 nm), ami legalább egy nagyságrenddel nagyobb, mint a valódi oldatok (10-7 mm) részecskemérete. . A diszpergált rendszerek kémiája egy anyag viselkedését vizsgálja erősen fragmentált, erősen diszpergált állapotban, amelyet az összes részecske teljes felületének a teljes térfogatához vagy tömegéhez (a diszperzió fokához) viszonyított nagyon magas arány jellemez.
A kémia egy külön területe - kolloid - a kolloid rendszerek elnevezésből származik. A „kolloidkémia” a szórt rendszerek és felületi jelenségek kémiájának hagyományos elnevezése. Korábban a ragasztószerű anyagokat kolloidoknak nevezték, ma már erősen diszpergált rendszerek, amelyeknek nagyon fejlett fázishatára van. Az alábbiakban a régi hagyományos kifejezéseket fogjuk használni, megértve azok modern jelentését. Például a „kolloid oldat” kifejezés alatt egy anyag nagymértékben diszpergált állapotát értjük vízben, mint diszperziós közegben.
Az anyag szórt állapotának legfontosabb jellemzője, hogy a rendszer energiája főként a fázis határfelületén koncentrálódik. Egy anyag diszpergálásakor vagy őrlésekor a részecskék felülete jelentősen megnő (állandó össztérfogat mellett). Ebben az esetben a csiszolásra és a keletkező részecskék közötti vonzási erők leküzdésére fordított energia a felületi réteg energiájába kerül - felületi energia. Minél magasabb a csiszolási fok, annál nagyobb a felületi energia. Ezért a diszperz rendszerek (és a kolloid oldatok) kémiájának területe a felületi jelenségek kémiája.
A kolloid részecskék olyan kicsik (10 3 –10 9 atomot tartalmaznak), hogy a hagyományos szűrők nem tartják vissza őket, nem láthatóak normál mikroszkópban, és nem ülepednek ki a gravitáció hatására. Stabilitásuk idővel csökken, i.e. „öregedésnek” vannak kitéve. A diszpergált rendszerek termodinamikailag instabilak, és a legalacsonyabb energiájú állapotba hajlanak, amikor a részecskék felületi energiája minimális lesz. Ezt a teljes felület csökkentésével érik el, ahogy a részecskék nagyobbak lesznek (ami akkor is előfordulhat, ha más anyagok adszorbeálódnak a részecske felületén).
Egy anyag tulajdonságai zúzott, vagy diszpergált állapotban jelentősen eltérnek ugyanazon anyag tulajdonságaitól nem diszpergált állapotban, pl. egy darab szilárd anyag vagy valamilyen térfogatú folyadék formájában.
Így a víz gőznyomása sík felület felett 20 °C-on 2333 Pa, de az 1 mm sugarú vízcseppek felett 0,003 Pa-val, a sugarú cseppek felett pedig 0,003 Pa-val magasabb.
0,01 mm – 0,3 Pa-val. Kristályos alumínium-oxid-hidrát Al 2 O 3 3H 2 O (vagy
Az Al(OH) 3) 200 °C-on kezd vizet veszíteni, nagyon finomra zúzott állapotban pedig 100 °C-on. Az arany sósavban nem oldódik, de erősen diszpergált állapotban könnyen oldódik. A CaSO 4 oldhatósága vízben a
4,9 10 –3 mol/l, de a 2 10 –4 cm-es CaSO 4 részecskéknél ez a
1,5 10 –3 mol/l.
Tekintettel arra, hogy egy kis részecskének felületi energiája nagyobb, mint egy nagyobbé, termodinamikai tulajdonságaik eltérőek. Így a legkisebb kristályok oldhatósága nagyobb, mint a nagyoké, és az anyag egy erősen diszpergált fázisból egy kevésbé diszpergáltba kerül, azaz. a nagy kristályok a kicsik feloldódása miatt nőnek. Ebben a spontán folyamatban
G < 0.
Kis csepp felett nagyobb a gőznyomás, mint nagy felett, a nagy cseppek pedig a kicsik párolgása miatt nőnek (8.26. ábra). Ezért képződnek az esőcseppek a felhőkben, és ugyanúgy nőnek a hópelyhek.
 |
Rizs. 8.26.
|
Egy diszpergált állapotban lévő anyag hajlamos más anyagokat felszívni. A gázok oldhatósága cseppekben nagyobb, mint nagy térfogatú folyadékban. Az oxigén vízcseppben való nagy oldhatósága miatt a vas korróziója még a vasban lévő egyéb anyagok szennyeződése nélkül is fellép (8.27. ábra). A vas felületén egy vízcsepp alatt a korrózió elsősorban a csepp szélein nyilvánul meg, ahol az oxigén oldhatósága nagyobb.
A diszpergált rendszereket többféleképpen osztályozzák: részecskeméret, a diszpergált fázis és a diszperziós közeg fázisállapota, a diszpergált fázis részecskéinek és a diszperziós közeg anyagával való kölcsönhatásának jellege, a termodinamikai és kinetikai. szétszórt rendszerek stabilitása stb.
A diszpergált rendszerek besorolását a diszpergált fázis és a diszperziós közeg fázisállapota szerint a táblázat tartalmazza.
asztal
A diszperz rendszerek osztályozása
| Diszpergált fázis | Diszperzív közeg | Rendszer neve | Példák |
|---|---|---|---|
| Gáz | Gáz | (Nem képződik diszperz rendszer.) | |
| Folyékony | Hab | Szénsavas víz habja, gázbuborékok folyadékban, szappanhab | |
| Szilárd | Szilárd hab | Hab műanyag, mikrocellás gumi, habkő, kenyér, sajt | |
| Folyékony | Gáz | Aeroszol | Köd, felhők, spray aeroszolos dobozból |
| Folyékony | Emulzió | Tej, vaj, majonéz, tejszín, kenőcs | |
| Szilárd | Szilárd emulzió | Gyöngy, opál | |
| Szilárd | Gáz | Aeroszol, por | Por, füst, liszt, cement |
| Folyékony | Szuszpenzió, szol (kolloid oldat) | Grafitot vagy MoS-t tartalmazó agyag, paszta, iszap, folyékony kenőolajok | |
| Szilárd | Szilárd szol | Ötvözetek, színes üvegek, ásványok |
A fázisok közötti nagy határfelület erős kölcsönhatást vált ki a diszpergált fázis részecskéi és a diszperziós közeg között, ami ahhoz vezet, hogy a diszpergált fázis részecskéit a diszperziós közeg (oldószer) molekulái és ionjai veszik körül, vagy ionokat vesznek fel. meglehetősen jelentős elektromos töltés.
Bármely két anyag az érintkezési felületen szükségszerűen kölcsönhatásba lép. Ez lehet egy kémiai reakció, egy kölcsönhatás, amelyet az egyik anyag behatolása a másikba, és egy bizonyos egyensúlyi állapot elérésekor leáll, az egyik anyag héjának kialakulása egy másik részecskék körül, és még sok más. A diszpergált fázis és a diszperziós közeg is kölcsönhatásba lép, de a kölcsönhatás mértéke eltérő lehet.
A diszpergált fázis és a diszperziós közeg közötti kölcsönhatás erőssége alapján a kolloid rendszereket felosztják liofil(görögből – old, – szerelem) és liofób(görögből - félelem). Ezek az elnevezések arra utalnak, hogy a liofil kolloid rendszerekben a részecskék kölcsönhatása a diszperziós közeg anyagával erősebb, mint a liofóbokban.
A liofil diszpergált rendszereket a diszperziós közeg molekuláinak erős vonzása jellemzi a diszpergált fázis részecskéihez. A részecskék körül spontán módon sűrű és viszonylag stabil szolvatációs héjak képződnek. A vízmolekulákkal való kölcsönhatás során a diszpergált fázis hidrofilitásáról és a hidratációs héjak képződéséről beszélnek. Ha a részecskék olajszerű szerves anyagokban oszlanak el, és ilyen héjak veszik körül őket, a részecskéket oleofilnek mondják. A liofil anyagok (testek) egy adott folyadékban feloldódnak, megduzzadnak vagy jól átnedvesednek.
A liofil kolloidokban a részecskék felülete erősen szolvatált, és a határfelületen a felületi energia (felületi feszültség) alacsony. A liofil kolloidok nagy szilárd részecskék vagy folyadékcseppek apró kolloid részecskékké (vagy micellákká) való spontán diszpergálásával jönnek létre. A liofil kolloidok termodinamikailag stabilak, ezért szinte nem pusztulnak el, ha képződésük körülményei állandóak.
A liofil rendszerek spontán módon alakulnak ki folyadékokban elektrolitok vagy felületaktív anyagok részvétele nélkül. Így a hidrofil rendszerek zselatint és keményítőt képeznek, amelyek először vízben megduzzadnak, majd oldatba mennek (zselé, zselé, keményítőragasztó); az albuminok, beleértve a tojásfehérjét is, szintén feloldódnak vízben; a természetes gumi könnyen oldódik benzinben (gumiragasztó). A liofil kolloid rendszerek közé tartoznak a közönséges szappan vizes oldatai.
A diszperz rendszerek legfontosabb jellemzője a részecsketöltés előjele és nagysága. A liofil kolloidok részecskéi vagy nagyon kis töltéssel rendelkeznek, vagy egyáltalán nem töltenek be. A liofil kolloid részecskék töltése nagyon könnyen változik kis mennyiségű elektrolit hozzáadásával. A hidrogénionok koncentrációjának változása az oldatban (pH) a kolloid oldat részecskéinek újratöltéséhez vezet. Elektromos térben a liofil kolloidok vagy nem, vagy semmilyen irányban mozognak.
A diszperziós közeg molekuláinak és a diszpergált fázis részecskéinek gyenge kölcsönhatása liofób rendszerek kialakulásához vezet. Ha a diszperziós közeg víz, akkor a rendszert hidrofóbnak, ha a szerves olajszerű anyagokat oleofóbnak mondjuk. A liofób anyagok (testek) részecskéi nem oldódnak fel, gyengén nedvesednek és nem duzzadnak a diszperziós közeg anyagában. 1%-nál nagyobb diszpergált fáziskoncentrációjú liofób rendszereket nem lehet előállítani, de a liofil kolloid rendszerek nagyon koncentráltak lehetnek.
Egy rendszer liofilitása vagy liofobicitása az oldódás, duzzadás és nedvesítés során felszabaduló hő mennyisége alapján ítélhető meg. A liofil rendszerekben a kölcsönhatás hője sokkal nagyobb, mint a liofób rendszerekben.
A liofil anyag sima felületén egy csepp folyadék terjed, vékony réteget (filmet) képezve, de a liofób felületen a csepp nem terjed, lencsét vagy lapított golyót képez. A liofobicitás mennyiségi mértéke lehet a csepp felülete és a nedvesített test közötti szög (érintkezési szög vagy nedvesítési szög).
A liofób kolloid rendszerek viszkozitása közel áll a diszperziós közeghez.
A liofil kolloid oldatok gyengébb fényt szórnak, mint a liofób oldatok.
Tipikus liofób anyagok a fémes elemek oxidjai vagy szulfidjai.
A liofób és liofil kolloid rendszerek közötti alapvető különbség a termodinamikai tulajdonságaikban rejlik. A liofób rendszerek heterogének, és ebből a szempontból nem sorolhatók valódi megoldások közé. A liofil rendszerek egyfázisúak, homogének, és a valódi oldatok számos tulajdonságával rendelkeznek. A liofób rendszerek nagy felületi energiájuk miatt termodinamikailag és kinetikailag instabilak. A liofil rendszerek termodinamikailag stabilak.
A liofób kolloidok lebomlásakor a kolloid részecskék megnagyobbodnak, ami a rendszer energiájának csökkenésével jár. A liofób rendszerben a részecskék megnagyobbodásának ellenálló képessége (aggregatív stabilitás) átmeneti, és gyakran a részecskék felületén adszorbeálódott anyagok (stabilizátorok) jelenlétének köszönhető, amelyek megakadályozzák adhéziójukat (vagy összeolvadásukat).
A „szilárd-folyékony” típusú, durván diszpergált, viszonylag nagy (több mint 1 10 –3 mm-es) részecskéket tartalmazó rendszereket ún. felfüggesztések, vagy felfüggesztések. A szuszpenziós részecskék nem mutatnak Brown-mozgást. A diszperziós közeg sűrűségénél nagyobb sűrűségű szuszpenziók kiválnak; ha a sűrűségük kisebb, a részecskék lebegnek.
A természetes tározókban a víz zavarosságát mind a finom, mind a durva szennyeződések (homokszemcsék, agyag, növényi és állati szervezetek bomlásából származó részecskék) okozzák. Amikor a tengerben vagy óceánban megzavarják a fenéküledéket, fenékfelfüggesztési áramlatok (turbiditási áramlatok) keletkeznek, amelyek akár 90 km/h sebességgel haladnak több száz kilométeren keresztül. A zavarosság a nagy áramlási sebességű vízfolyások velejárója.
A természetes vizek maximális zavarossága esetén a részecskék koncentrációja eléri az 1 g/l-t. Zavarosság (vagy annak fordított értéke - átláthatóság) természetes vízből a víz elpárologtatásával, a száraz maradék 105 °C-on történő szárításával és lemérésével határozzuk meg. Sokkal egyszerűbb a zavarosság megítélése a vízoszlop magasságával, amelyen keresztül fehér porcelánlapon egy 1 mm-es vonalvastagságú fekete kereszt látható. Háztartási vízben a keresztnek legalább 3 m mélységben láthatónak kell lennie.
Az agyag finoman diszpergált üledékes kőzet, amely 30-70% SiO 2-t, 10-40% Al 2 O 3 -ot és 5-10% H 2 O-t tartalmaz. Az agyagszemcsék mérete nem haladja meg a 0,01 mm-t (nagyobb agyagrészecskéknél). a homokban válnak). Az agyag vizes szuszpenzióját, az úgynevezett iszapot fúrófolyadékként és kenőanyagként használják a súrlódás csökkentésére a csövek kutakban való forgatása során.
Az agyag rendkívül tömény szuszpenziója vízzel tésztát képez, amelyből a kívánt formát formázhatjuk, majd szárítás és kiégetés után téglává vagy más termékké alakíthatjuk. A porcelán kaolinit Al 4 (OH) 8, kvarc SiO 2, földpát (kálium-, nátrium-, kalcium-, bárium-alumínium-szilikátok) keverékéből készül. A port vízzel elkeverve sűrű képlékeny masszát kapunk, amelyet a kívánt formára adunk, megszárítunk és kiégetünk.
A kalcium-szilikátok és aluminátok égetésével nyert cementpor egy idő után vízzel keverve tartós kőszerű testté szilárdul.
A vér vörösvérsejtek, fehérvérsejtek és vérlemezkék szuszpenziója fiziológiás oldatban (nyirok), amely a legfontosabb az emberek és számos állat életében. Az eritrociták - vörösvérsejtek - oxigént és szén-dioxidot szállítanak, átmérőjük van
(7,2–7,5) 10–2 mm, 1 mm 3 vér pedig 4,5–5 milliót tartalmaz.
Mivel a részecskeméretek viszonylag nagyok, a szuszpenziók kinetikailag instabilak, és ülepedéskor a részecskék kicsapódnak. A gravitáció hatására lebegő részecskék felszabadulásának folyamatát ún ülepedés, vagy lerakódás. Az ülepedés kezdetén a legnagyobb részecskék kihullanak. A részecskék ülepedésének sebessége a fázissűrűség arányától, a folyadékfázis viszkozitásától, a részecske sugarától, a hidrofilitás mértékétől, a felületaktív anyagok jelenlététől és egyéb tényezőktől függ.
A részecskék hidrofilitása vagy hidrofóbsága alapján lebegtetés– különböző nedvesíthetőségű kis részecskék szétválasztása. A dúsítás flotációs módszerével a nem nedvesíthető hidrofób ásványok részecskéi összegyűlnek a felületen, a nedvesíthető hidrofil ásványok részecskéi pedig folyadékfilmbe burkolódnak és lesüllyednek az aljára. A nem nedvesíthető részecskéket eltávolítják a folyadék felületéről. Így osztják az ércet frakciókra
(8.28. ábra).
A részecskeméretet tekintve a szuszpenziók és a valódi oldatok között köztes helyet foglalnak el. sols. A szolok erősen diszpergált rendszerek, amelyekben szilárd anyag részecskék találhatók Brown-mozgás. Leggyakrabban a folyékony diszperziós közeggel rendelkező rendszereket szoloknak nevezik. A szolok tipikus kolloid rendszerek, amelyek a legvilágosabban mutatják az anyagban rejlő tulajdonságokat erősen diszpergált állapotban.
A diszpergált rendszerek vizsgálati módszerei (a részecskék méretének, alakjának és töltésének meghatározása) a heterogenitásból és diszperzitásból adódó speciális tulajdonságaik vizsgálatán alapulnak, különös tekintettel az optikaira. A kolloid oldatok olyan optikai tulajdonságokkal rendelkeznek, amelyek megkülönböztetik őket a valódi oldatoktól – elnyelik és szórják a rajtuk áthaladó fényt. Oldalról szemlélve egy szétszórt rendszert, amelyen keskeny fénysugár halad át, egy izzó kékes ún. Tyndall kúp(8.29. ábra). Ugyanez történik, ha egy poros helyiség ablakából erős napfénycsíkot veszünk észre. Ezt a jelenséget az ún opálosodás.
Fényszórás akkor lehetséges, ha a kolloid részecske mérete kisebb, mint az áteresztett fény hullámhossza, és a diszpergált fázis és a diszperziós közeg törésmutatója eltérő. A kolloid részecskék mérete kisebb, mint a spektrum látható részének hullámhossza (kb. 0,1-0,2 hullámhosszú fény), és az elnyelt fényenergiát a részecskék különböző irányban bocsátják ki újra, ami fényszórásban nyilvánul meg. A fényszórás intenzitása a fény hullámhosszának csökkenésével élesen növekszik.
A Tyndall-kúp világosabb, minél nagyobb a koncentráció és minél nagyobb a részecskeméret. A fényszórás intenzitása növekszik a rövidhullámú sugárzással, valamint a szórt és a szórt fázis törésmutatóinak jelentős eltérésével. A részecskeátmérő csökkenésével az abszorpciós maximum a spektrum rövid hullámhosszú részére tolódik el, és az erősen szórt rendszerek rövidebb fényhullámokat szórnak ki, ezért kékes színűek. A részecskék méretének és alakjának meghatározására szolgáló módszerek fényszórási spektrumon alapulnak.
A szolok részecskemérete általában 10 –3 –10 –5 mm, ami lehetővé teszi számukra, hogy részt vegyenek a Brown-mozgásban – az apró részecskék folyamatos véletlenszerű mozgásában folyadékban vagy gázban (8.30. ábra).
A diszperz rendszerek részecskéi különböző méretűek, és ezek méreteloszlás a gázmolekulák energia és sebesség szerinti eloszlásának görbéihez hasonló görbék írják le. A diszpergált fázis részecskéinek méreteloszlását az ábra mutatja. 8.32.
A téglalap területe megegyezik azon részecskék hányadával, amelyek mérete a tartományba esik a, az eloszlási görbe alatti teljes terület egyenlő eggyel. Minél kisebb a tartomány a, annál pontosabban tükrözi a görbe a részecskeméret-eloszlást. Az ilyen típusú görbék lehetnek szimmetrikusak, aszimmetrikusak (mint a 8.32. ábrán) és akár több maximummal is.
A Brown-mozgás megakadályozza a részecskék kiülepedését (ülepedését) a gravitáció hatására, és ez az egyik oka a szétszórt rendszerek stabilitásának. A Brown-mozgásnak köszönhetően a részecskék tömegüktől (és sűrűségüktől függően) magasságban oszlanak el a gravitációs mezőben
(8.33. ábra). Ezt a részecskék eloszlását ún ülepedési egyensúly. Folyékony és levegős közegben található. A nagyobb tömegű részecskék felhalmozódnak egy folyadékkal ellátott edény vagy egy tartály alján.
 |
Rizs. 8.33.
|
Miután a rendszert keveréssel eltávolítjuk az ülepedési egyensúlyból, egy idő után visszaáll eredeti állapotába. Az ülepedési egyensúly kialakulásának sebessége alacsony, és néhány napon belül megtörténhet, de azután a szol elpusztulásáig fennmarad.
Ha egy főzőpohárban (vagy tartályban) az ülepedési egyensúly megteremtése után a távolságok közötti vékony oldatrétegből folyadékot veszünk. h 2 és h 1 alulról (vagy a felületről), akkor meg lehet ítélni a diszperziós közeg különböző rétegeiben lévő részecskék számát és sűrűségét, és azonosítani lehet a hasonló méretű vagy sűrűségű részecskéket.
