Koncentrácia - hodnota, ktorá charakterizuje kvantitatívne zloženie roztoku.
Koncentrácia rozpustenej látky je pomer množstva rozpustenej látky alebo jej hmotnosti k objemu roztoku (mol / l, g / l), to znamená, že ide o pomer heterogénnych množstiev.
Tie množstvá, ktoré sú pomerom rovnakého typu veličín (pomer hmotnosti rozpustenej látky k hmotnosti roztoku, pomer objemu rozpustenej látky k objemu roztoku), sa správne nazývajú podiely. V praxi sa však pre oba typy vyjadrenia zloženia používa pojem koncentrácia a hovorí sa o koncentrácii roztokov.
Roztok je homogénny homogénny systém pozostávajúci z dvoch alebo viacerých látok, z ktorých jedna je rozpúšťadlo a druhá je rozpustená látka. Roztok môže byť nasýtený, tzn. obsahovať maximálne množstvo rozpustenej látky a byť v stave mobilnej rovnováhy.
Hmotnostné zlomky - pomer hmotnosti rozpustenej látky k hmotnosti roztoku (ak v percentách, potom ∙ 100%).
Molárna koncentrácia - C M - počet mólov rozpustenej látky v 1 litri roztoku.
kde V je objem (ak objem nie je uvedený v úlohe, potom to znamená, že sa rovná 1 litru), M je molárna hmotnosť.
Normalita (normálna koncentrácia) - C n - počet ekvivalentov rozpustenej látky obsiahnutej v 1 litri roztoku.
Cn =, kde 1 ekv. - ekvivalent látky (m e)
Ekvivalentom látky je také množstvo látky, ktoré sa zlúči s 1 mólom atómu vodíka alebo nahradí také množstvo chemické reakcie; určitý počet gramov látky, ktorý sa číselne rovná jej ekvivalentu.
Ekvivalentná hmotnosť = hmotnosť jedného ekvivalentu.
Ekvivalent sa vypočíta:
a) ekvivalent kyseliny sa rovná jej molárna hmota delené zásaditosťou (počet vodíkových iónov) kyseliny.
b) ekvivalent zásady sa rovná jej molárnej hmotnosti vydelenej kyslosťou (počet hydroxylových skupín) zásady.
c) ekvivalent soli sa rovná jej molárnej hmotnosti vydelenej súčtom nábojov jej katiónov alebo aniónov.
Zákon ekvivalentu: všetky látky na seba vzájomne pôsobia v ekvivalentných množstvách.
Pre látky;
C m1 ∙ V 1 = C n 2 ∙ V 2 pre roztoky;
Titer - hmotnosť látky v 1 litri roztoku.
Názov ==
Zapamätajme si aj vzorec:
m roztok = ρ ∙ V, kde ρ je hustota látky.
p(roztok) = 1,33 g/ml
() = 49 %, alebo 0,49
Nájsť: C() Riešenie:
1. Na prechod z hmotnostného zlomku na molárnu koncentráciu je potrebné vypočítať, akú hmotnosť má 1000 ml roztoku:
2. Vypočítajte hmotnosť v tomto roztoku:
3. Zistite, koľko mólov obsahuje 651,7 g:
4. Nájdite molárnu koncentráciu kyseliny fosforečnej v roztoku:
5. Nájdite ekvivalentnú koncentráciu kyseliny fosforečnej v roztoku:
Podľa vzorca:
≈ 20 mol/l Odpoveď: () = 6,65 mol/l
() ≈ 20 mol/l 4) Koloidné roztoky.
Koloidné roztoky sú vysoko disperzné systémy, kde sú pevné častice dispergovanej fázy rovnomerne rozložené v kvapalnom disperznom médiu.
Štruktúra koloidných častíc (napríklad AgI) - vysvetľuje skutočnosť, že nerozpustná látka, t.j. sediment je rovnomerne rozložený v celom objeme.
Predpokladom na získanie koloidného roztoku je nadbytok jedného z reaktantov.
- jadro koloidná častica– jadro micely je vždy nerozpustná zlúčenina.
Potenciálne určujúce ióny – adsorbované na povrchu jadra (ióny látky, ktoré sú v nadbytku).
(Ag + + NO 3 -) - adsorpčná vrstva je zmena koncentrácie látky na rozhraní.
NO 3 - - protiióny - vypĺňajú protiiónové a difúzne (mobilné) vrstvy.
Micela je elektricky neutrálna a pevná fáza je vždy nabitá (jej náboj je určený nábojom iónov určujúcich potenciál).
Soly (nemecky sole z latinského solutio - roztok) sú ultramikroheterogénne disperzné systémy, ktorých veľkosť častíc leží v rozmedzí od 1 do 100 nm (10 −9 -10 −7 m).
V závislosti od disperzného média sú sóly tuhé, aerosóly (plynné disperzné médium) a lyosóly (kvapalné disperzné médium). V závislosti od povahy média sa lyosoly nazývajú hydrosóly (voda), organosoly (organické médium) alebo konkrétnejšie alkoholy (alkoholy), eterosóly, tuky atď. 3oly zaujímajú medzipolohu medzi skutočnými roztokmi a hrubými systémami ( suspenzie, emulzie). Soly difundujú pomalšie ako anorganické soli a majú efekt rozptylu svetla (Tyndallov efekt).
Ni(OH) je jadrom koloidnej častice
Ióny určujúce potenciál
( + ) – adsorpčná vrstva
– protiióny
Ni(OH++ - tuhá fáza
– difúzna vrstva 5) Abstrakt. Chémia v stavebníctve.
Existuje niekoľko klasifikácií riešení. Z hľadiska termodynamiky je vhodné rozlišovať medzi roztokmi ideálne a nedokonalé alebo skutočné. V ideálnych roztokoch vnútorná energia každej zložky nezávisí od koncentrácie a molárny objem sa pri rozpustení nemení. V tomto prípade sa zložky zmiešajú ako ideálne plyny a zvýšenie entropie možno vypočítať pomocou rovníc charakteristických pre ideálne plyny. Tu neexistujú žiadne interakčné sily medzi časticami a látky sa miešajú bez uvoľnenia alebo absorpcie tepla.
Pri štúdiu riešení je široko používaná metóda modelov. Ideálnym riešením je najjednoduchší model. Ideálne riešenia sa zvyčajne delia do dvoch skupín: zriedené (presnejšie nekonečne zriedené) a dokonalé.
Vytvorenie ideálneho roztoku nie je sprevádzané zmenou objemu, tepelným účinkom alebo chemickou interakciou. Takéto roztoky vznikajú ako výsledok jednoduchého fyzického miešania.
(AH cm = 0; AV cm = 0). Takéto roztoky sa získavajú zmiešaním nepolárnych kvapalín charakterizovaných podobnými molekulárnymi poľami. V takýchto zmesiach nedochádza k žiadnym solvatačným javom, a preto nedochádza k tepelnému účinku rozpúšťania a nedochádza k koncentrácii systému. Objem roztoku sa rovná súčtu objemov zmiešaných zložiek. Toto sú ideálne alebo dokonalé riešenia.
Ich úloha v teórii riešení je podobná úlohe ideálnych plynov (preto sa nazývajú ideálne roztoky).
Ideálne riešenia sú celkom bežné. Príklad: miešanie izomérov uhľovodíkov (oktán atď.). Benzín, petrolej, zmes benzénu a toluénu sú ideálne roztoky, sú zmesou rôznych uhľovodíkov (kvapalných). Ideálne roztoky majú charakter jednoduchých molekulárnych zmesí. Približuje sa k nim „fyzikálna“ teória riešení. Fyzikálna teória riešenia navrhli van't Hoff a Arrhenius v 19. storočí. Podľa tejto teórie sa rozpúšťadlo považuje za médium, v ktorom sa pri rozpustení látky jej molekuly rovnomerne rozložia po celom objeme roztoku, medzimolekulové interakcie chýba.
Raoultove zákony. Najdôležitejšou charakteristikou látky v kvapalnom alebo pevnom stave je tlak. nasýtená para, tento tlak je látková konštanta, ktorá určuje rovnováhu kvapalina - para, pevný o para. Samotná rovnováha sa dosiahne vtedy, keď sú odparovacie procesy kompenzované kondenzačnými procesmi. Pri zahrievaní sa tlak pary zvyšuje.
Pre zriedené roztoky sa relatívne zníženie tlaku pár rozpúšťadla (A) numericky rovná molárnemu zlomku rozpustenej látky (B) (prvý Raoultov zákon).
kde PAo je tlak pár čistého rozpúšťadla; PA je tlak pár rozpúšťadla nad roztokom; XA je molárny podiel rozpúšťadla; Х В je molárny zlomok rozpustenej látky.
Pre zriedené roztoky je teda tlak pár rozpúšťadla úmerný jeho molárnemu podielu v roztoku.
Z Raoultovho zákona vyplýva dva dôsledky. Podľa jedného z nich teplota varu roztoku je vyššia ako teplota varu rozpúšťadla. Je to spôsobené tým, že tlak nasýtených pár rozpúšťadla nad roztokom sa rovná atmosferický tlak(podmienky varu kvapaliny) pri vyššej teplote ako v prípade čistého rozpúšťadla. Zvýšenie bodu varu ΔT balíku je úmerné molalite roztoku: s m. ΔT balík = K e s m, kde K e je ebulioskopická konštanta rozpúšťadla
Podľa druhé vyšetrovanie z Raoultovho zákona je teplota tuhnutia (kryštalizácie) roztoku nižšia ako teplota tuhnutia (kryštalizácie) čistého rozpúšťadla. Je to spôsobené nižším tlakom pár rozpúšťadla nad roztokom ako nad rozpúšťadlom. Pokles bodu tuhnutia (kryštalizácie) ΔT zástupce je úmerný molalite roztoku: ΔT zástupce = K to s m kde K to je kryoskopická konštanta roztoku.
Stavový diagram je grafickým znázornením vzťahu medzi rôznymi veličinami charakterizujúcimi stav systému. Pre jednozložkové systémy sa zvyčajne používajú stavové diagramy zobrazujúce vzťah medzi tlakom a teplotou. Volajú sa fázové diagramy. Diagram ukazuje tie stavy vody, ktoré sú termodynamicky stabilné pri určitých teplotách a tlakoch. Pozostáva z troch kriviek, ktoré vymedzujú všetky možné teploty a tlaky do troch oblastí zodpovedajúcich ľadu, kvapaline a pare. Všetky tri krivky sa pretínajú v jednom bode O. Súradnice tohto bodu sú jediným párom hodnôt teploty a tlaku, pri ktorých môžu byť všetky tri fázy v rovnováhe: ľad, tekutá voda a para. Nazýva sa to trojitý bod.
Krivka topenia bola skúmaná na veľmi vysoké teploty. Krivka varu končí v kritickom bode. Pri teplote zodpovedajúcej tomuto bodu - kritickej teplote - veličiny charakterizujúce fyzikálne vlastnosti kvapalina a para sa stanú rovnakými, takže rozdiel medzi kvapalným a parným stavom zmizne. Jednou z vlastností vody, ktorá ju odlišuje od iných látok, je zníženie teploty topenia ľadu so zvyšujúcim sa tlakom. Táto okolnosť sa odráža v diagrame. Krivka topenia v diagrame smeruje doľava, zatiaľ čo pre takmer všetky ostatné látky stúpa doprava. Bod tuhnutia roztoku je pod bodom tuhnutia vody a bod varu roztoku je nad bodom varu vody.
Spontánny prechod rozpúšťadla cez polopriepustnú membránu oddeľujúcu roztok a rozpúšťadlo alebo dva roztoky s rôznymi koncentráciami rozpustenej látky sa nazýva osmóza.
Osmóza je spôsobená difúziou molekúl rozpúšťadla cez polopriepustnú priehradku, ktorá prepúšťa iba molekuly rozpúšťadla. Molekuly rozpúšťadla difundujú z rozpúšťadla do roztoku alebo z menej koncentrovaného roztoku do koncentrovanejšieho, takže koncentrovaný roztok sa zriedi (chemický potenciál rozpúšťadla v roztoku je menší ako chemický potenciál čistého rozpúšťadla) a zvyšuje sa aj výška jeho stĺpca. Osmóza je kvantitatívne charakterizovaná osmotickým tlakom, rovná sile na jednotku plochy povrchu a prinútenie molekúl rozpúšťadla preniknúť cez semipermeabilnú prepážku. Rovná sa tlaku v kolóne roztoku v osmometri s výškou h. V rovnováhe vonkajší tlak vyrovnáva osmotický tlak. V tomto prípade dopredu a spätné prechody molekuly cez semipermeabilnú priehradku sa stávajú rovnakými. Ak je vonkajší tlak aplikovaný na koncentrovanejší roztok vyšší ako osmotický p, t.j. p>p, potom bude rýchlosť prechodu molekúl rozpúšťadla z koncentrovaného roztoku väčšia a rozpúšťadlo prejde do zriedeného roztoku (alebo čistého rozpúšťadla). Tento proces, tzv reverzná osmóza, používané na prírodné a odpadové vody, na získanie pitná voda z mora. Osmotický tlak sa zvyšuje so zvyšujúcou sa koncentráciou rozpustenej látky a teplotou. Van't Hoff navrhol, že pre osmotický tlak možno použiť stavovú rovnicu ideálneho plynu: pV = nRT alebo p = (n⁄ V) RT, odkiaľ p = c RT, kde p je osmotický tlak (kPa), c je molárny tlak koncentrácia roztoku. Osmotický tlak je priamo úmerný molárnej koncentrácii rozpustenej látky a teplote. Osmóza hrá veľmi dôležitú úlohu v biologických procesoch, zabezpečuje prúdenie vody do buniek a iných štruktúr. Roztoky s rovnakým osmotickým tlakom sa nazývajú izotonický. Ak je osmotický tlak vyšší ako intracelulárny, potom sa nazýva hypertonický, ak je nižšie intracelulárne - hypotonický.
23. Roztoky elektrolytov. Arrheniova teória elektrolytickej disociácie: stupeň disociácie, disociačná konštanta. Faktory, ktoré ich ovplyvňujú. Ostwaldov zákon riedenia.
Podľa schopnosti látok rozložiť sa alebo nerozložiť v tavenine alebo roztoku na katióny a anióny sa rozlišujú elektrolyty a neelektrolyty.
Elektrolyty sú látky, ktoré podliehajú elektrolytickej disociácii a v dôsledku čoho ich taveniny alebo roztoky vedú elektrický prúd.
Elektrolyty zahŕňajú všetky soli, ako aj kyslé, zásadité a amfotérne hydroxidy.
Roztok elektrolytu je zmesou molekúl rozpúšťadla a solvatovaných (ióny rozpustenej látky obklopené vhodne orientovanými dipólmi rozpúšťadla) molekúl a iónov rozpustenej látky. Relatívny počet molekúl rozložených na ióny, ktorý charakterizuje stupeň disociácie elektrolytu α, závisí od povahy rozpúšťadla, povahy a koncentrácie elektrolytu, teploty, tlaku a prítomnosti iných elektrolytov v roztoku.
Proces rozpadu polárnej látky v roztoku na ióny sa nazýva elektrolytická disociácia.(iónová - ionizácia). Podľa schopnosti elektrolytickej disociácie sa elektrolyty zvyčajne delia na silné a slabé. Silné elektrolyty zvyčajne zahŕňajú látky, ktoré sú v roztoku takmer úplne disociované na ióny. Slabé elektrolyty sú látky, ktorých stupeň disociácie je nízky. koncepcia stupeň disociácie elektrolytovα ako množstvo rovnajúce sa pomeru počtu rozpadnutých (disociovaných) molekúl N diss k celkový počet molekuly N 0 elektrolyt, α = N diss ⁄ N o bol zavedený Arrhenius- tvorca prvého kvantitatívneho teória roztokov elektrolytov. Teória elektrolytickej disociácie a na nej založená klasifikácia kyselín a zásad sú plne aplikovateľné len pre vodné roztoky.
Proces elektrolytickej disociácie vyplývajúci zo solvatácie je reverzibilný, t.j. spolu s rovnosťou molekúl rozpustenej látky sa tvoria z iónov:
KmAnDmKZ1+ + nA Z2- kde KmAn je molekula elektrolytu; KZ1+ - katión; A Z2- je anión; Z1 a Z2 - náboj aniónu a katiónu; n a m sú stechiometrické koeficienty. Rovnováha medzi iónmi a molekulami elektrolytu sa riadi zákonom hromadného pôsobenia. Preto je dôležitou charakteristikou procesu disociácie disociačná konštanta(ionizačná konštanta) K d (C) vypočítaná z rovnovážnych koncentrácií molekúl a iónov: K d (C) \u003d [K Z1+ ] m [A Z2-] n ⁄ [K m A n] , kde [K Z1+ ] , [ A Z2-] – rovnovážne molárne koncentrácie katiónov a aniónov; [K m A n ] - rovnovážna molárna koncentrácia nedisociovaných molekúl elektrolytu.
Rovnovážna konštanta procesu disociácie sa zvyčajne označuje ako K a v prípade slabých kyselín a Kb pre slabé zásady.
Príklad disociácie slabej zásady (hydroxid amónny) NH 4 OH D NH 4 + + OH -
Kb \u003d [OH -] ⁄ \u003d 1,8 × 10 -5
Viacsýtne kyseliny a viacsýtne zásady sa disociujú v krokoch.
Disociačná konštanta charakterizuje proces disociácie daného elektrolytu v danom rozpúšťadle, nezávisí však od koncentrácie elektrolytu a pri konštantnej teplote K d (C) =konšt. Je zrejmé, že stupeň disociácie α je tým väčší, čím je koncentrácia nižšia, t.j. čím je roztok zriedenejší.
V rovnovážnom stave sa koncentrácie katiónov K Z+ a aniónov A Z- budú rovnať [K Z+ ] = [A Z- ] = α С a koncentrácia nedisociovaných molekúl [KA] = (С – αС) = С (1- α) nahradením týchto výrazov v rovnici za disociačnú konštantu dostaneme:
Kd (C) \u003d α2× C
1-α- tento výraz opisuje riediaci (riediaci) zákon Ostwalda pre slabé elektrolyty. V prípade, že stupeň disociácie elektrolytu α<<1, что имеет место при С ⁄К d (С) ≥100, величиной α по сравнению с 1 можно пренебречь и закон разбавления Оствальда записать в упрощенном варианте К d (С) ≈ α 2 С.
|
V dôsledku štúdia tejto témy sa naučíte:
V dôsledku štúdia tejto témy sa naučíte:
Študijné otázky: |
9.1. Riešenia a ich klasifikácia
Roztoky sú homogénne systémy, v ktorých je jedna látka distribuovaná v prostredí inej (inej) látky.
Roztoky pozostávajú z rozpúšťadla a rozpustenej látky (rozpustených látok). Tieto pojmy sú podmienené. Ak jedna zo zložiek roztoku látok je kvapalina a ostatné sú plyny alebo pevné látky, potom sa rozpúšťadlo zvyčajne považuje za kvapalinu. V ostatných prípadoch sa za rozpúšťadlo považuje zložka, ktorá je väčšia.
Plynné, kvapalné a tuhé roztoky
v závislosti zo stavu agregácie rozpúšťadlo rozlíšiť plynné, kvapalné a pevné riešenia. Plynným roztokom je napríklad vzduch a iné zmesi plynov. Morská voda je najbežnejším kvapalným roztokom rôznych solí a plynov vo vode. Mnohé zliatiny kovov patria k tuhým roztokom.
Pravé a koloidné roztoky
Podľa stupňa rozptylu rozlišovať pravé a koloidné roztoky(koloidné systémy). Pri tvorbe skutočných roztokov je rozpustená látka v rozpúšťadle vo forme atómov, molekúl alebo iónov. Veľkosť častíc v takýchto roztokoch je 10–7 – 10–8 cm Koloidné roztoky sú heterogénne systémy, v ktorých sú častice jednej látky (dispergovaná fáza) rovnomerne rozložené v inej (disperzné médium). Veľkosť častíc v disperzných systémoch sa pohybuje od 10–7 cm do 10–3 cm a viac. Treba poznamenať, že tu a nižšie budeme všade brať do úvahy skutočné riešenia.
Nenasýtené, nasýtené a presýtené roztoky
Proces rozpúšťania je spojený s difúziou, t.j. so spontánnou distribúciou častíc jednej látky medzi časticami druhej. Proces rozpúšťania tuhých látok s iónovou štruktúrou v kvapalinách možno teda znázorniť takto: vplyvom rozpúšťadla sa kryštálová mriežka pevnej látky zničí a ióny sa rovnomerne rozložia v celom objeme rozpúšťadla. Riešenie zostane nenasýtené pokiaľ do nej môže prejsť ešte nejaká látka.
Roztok, v ktorom sa látka už pri danej teplote nerozpúšťa, t.j. roztok, ktorý je v rovnováhe s tuhou fázou rozpustenej látky, sa nazýva bohatý. Rozpustnosť danej látky sa rovná jej koncentrácii v nasýtenom roztoku. Za presne definovaných podmienok (teplota, rozpúšťadlo) je rozpustnosť konštantnou hodnotou.
Ak sa rozpustnosť látky zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou, potom ochladením roztoku nasýteného pri vyššej teplote možno získať presýtený riešenie, t.j. taký roztok, ktorého koncentrácia látky je vyššia ako koncentrácia nasýteného roztoku (pri danej teplote a tlaku). Presýtené roztoky sú veľmi nestabilné. Mierne potrasenie nádoby alebo zavedenie kryštálov látky v roztoku do roztoku spôsobí, že prebytok rozpustenej látky vykryštalizuje a roztok sa nasýti.
Zriedené a koncentrované roztoky
Nezamieňajte nenasýtené a nasýtené roztoky so zriedenými a koncentrovanými. Pojmy zriedené a koncentrované roztoky sú relatívne a nie je možné medzi nimi stanoviť jasnú hranicu. Určujú pomer medzi množstvom rozpustenej látky a rozpúšťadla. Vo všeobecnosti sú zriedené roztoky roztoky obsahujúce malé množstvá rozpustenej látky v porovnaní s množstvom rozpúšťadla, koncentrované roztoky sú tie s veľkým množstvom rozpustenej látky.
Napríklad, ak pri 20 °C rozpustíme 25 g NaCl v 100 g vody, potom bude výsledný roztok koncentrovaný, ale nenasýtený, keďže rozpustnosť chloridu sodného pri 20 °C je 36 g v 100 g vody. Maximálna hmotnosť AgI, ktorý sa rozpustí pri 20 o C v 100 g H 2 O je 1,3 10 -7 g Roztok AgI získaný za týchto podmienok bude nasýtený, ale veľmi zriedený.
9.2. Fyzikálna a chemická teória roztokov; tepelné javy pri rozpúšťaní
Fyzikálna teória riešenia navrhli W. Ostwald (Nemecko) a S. Arrhenius (Švédsko). Podľa tejto teórie sú častice rozpúšťadla a rozpustenej látky (molekuly, ióny) v dôsledku difúznych procesov rovnomerne rozložené v celom objeme roztoku. Neexistuje žiadna chemická interakcia medzi rozpúšťadlom a rozpustenou látkou.
chemická teória navrhol D.I. Mendelejev. Podľa D.I. Mendelejev, medzi molekulami rozpustenej látky a rozpúšťadlom dochádza k chemickej interakcii s tvorbou nestabilných látok, ktoré sa navzájom premieňajú na zlúčeniny rozpustenej látky s rozpúšťadlom - solváty.
Ruskí vedci I.A. Kablukov a V.A. Kistyakovsky spojil myšlienky Ostwalda, Arrheniusa a Mendeleeva, čím položil základy modernej teórie riešení. Podľa modernej teórie môžu v roztoku existovať nielen častice rozpustenej látky a rozpúšťadla, ale aj produkty fyzikálno-chemickej interakcie rozpustenej látky s rozpúšťadlom - solváty. solváty sú nestabilné zlúčeniny rôzneho zloženia. Ak je rozpúšťadlom voda, nazývajú sa hydratuje. Solváty (hydráty) sa tvoria v dôsledku interakcií ión-dipól, donor-akceptor, tvorby vodíkových väzieb atď. Napríklad, keď je NaCl rozpustený vo vode, dochádza k interakcii ión-dipól medzi iónmi Na+, Cl- a molekulami rozpúšťadla. K tvorbe hydrátov amoniaku pri jeho rozpustení vo vode dochádza v dôsledku tvorby vodíkových väzieb.
Hydratovaná voda je niekedy tak silne spojená s rozpustenou látkou, že sa s ňou uvoľňuje z roztoku. Kryštalické látky obsahujúce molekuly vody sú tzv kryštalické hydráty, a voda, ktorá je súčasťou takýchto kryštálov, sa nazýva kryštalizácia. Príkladmi kryštalických hydrátov sú síran meďnatý CuSO 4 5H 2 O, kamenec draselný KAl (SO 4) 2 12H 2 O.
Tepelné účinky počas rozpúšťania
V dôsledku zmeny štruktúry látok pri ich prechode z individuálneho stavu do roztoku, ako aj v dôsledku prebiehajúcich interakcií sa menia vlastnosti systému. Naznačujú to najmä tepelné účinky rozpúšťania. Počas rozpúšťania nastávajú dva procesy: deštrukcia štruktúry rozpustenej látky a interakcia molekúl rozpustenej látky s molekulami rozpúšťadla. Interakcia rozpustenej látky s rozpúšťadlom sa nazýva solvatácia. Energia sa vynakladá na deštrukciu štruktúry rozpustenej látky a interakcia častíc rozpustenej látky s časticami rozpúšťadla (solvatácia) je exotermický proces (prebieha s uvoľňovaním tepla). Proces rozpúšťania teda môže byť exotermický alebo endotermický v závislosti od pomeru týchto tepelných účinkov. Napríklad pri rozpúšťaní kyseliny sírovej sa pozoruje silné zahrievanie roztoku, t.j. uvoľnenie tepla a pri rozpustení dusičnanu draselného silné ochladenie roztoku (endotermický proces).
9.3. Rozpustnosť a jej závislosť od povahy látok
Rozpustnosť je najviac študovanou vlastnosťou roztokov. Rozpustnosť látok v rôznych rozpúšťadlách sa značne líši. V tabuľke. 9.1 ukazuje rozpustnosť niektorých látok vo vode a v tabuľke. 9.2 - rozpustnosť jodidu draselného v rôznych rozpúšťadlách.
Tabuľka 9.1
Rozpustnosť určitých látok vo vode pri 20 o C
Látka |
Látka |
Rozpustnosť, g na 100 g H20 |
|
Tabuľka 9.2
Rozpustnosť jodidu draselného v rôznych rozpúšťadlách pri 20 o C
Rozpustnosť závisí od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla, ako aj od vonkajších podmienok (teplota, tlak). V súčasne používaných referenčných tabuľkách sa navrhuje rozdelenie látok na látky vysoko rozpustné, slabo rozpustné a nerozpustné. Toto rozdelenie nie je úplne správne, keďže neexistujú absolútne nerozpustné látky. Dokonca aj striebro a zlato sú rozpustné vo vode, ale ich rozpustnosť je extrémne nízka. Preto v tomto návode použijeme iba dve kategórie látok: vysoko rozpustný a málo rozpustný. Nakoniec, pojmy „ľahko“ a „ťažko“ rozpustné sú neaplikovateľné na interpretáciu rozpustnosti, pretože tieto pojmy charakterizujú kinetiku procesu rozpúšťania a nie jeho termodynamiku.
Závislosť rozpustnosti od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla
V súčasnosti neexistuje teória, pomocou ktorej by bolo možné rozpustnosť nielen vypočítať, ale dokonca aj predpovedať. Je to spôsobené absenciou všeobecnej teórie riešení.
Rozpustnosť pevných látok v kvapalinách závisí od typu väzby v ich kryštálových mriežkach. Napríklad látky s atómovými kryštálovými mriežkami (uhlík, diamant atď.) sú vo vode málo rozpustné. Látky s iónovou kryštálovou mriežkou sú spravidla vysoko rozpustné vo vode.
Pravidlo, založené na stáročných skúsenostiach so štúdiom rozpustnosti, hovorí: „podobné sa dobre rozpúšťa v podobnom“. Látky s iónovým alebo polárnym typom väzby sa dobre rozpúšťajú v polárnych rozpúšťadlách. Napríklad soli, kyseliny, alkoholy sú vysoko rozpustné vo vode. Zároveň sa nepolárne látky spravidla dobre rozpúšťajú v nepolárnych rozpúšťadlách.
Anorganické soli sa vyznačujú rôznou rozpustnosťou vo vode.
Väčšina solí alkalických kovov a amónnych solí je teda vysoko rozpustná vo vode. Vysoko rozpustné dusičnany, dusitany a halogenidy (okrem halogenidov striebra, ortuti, olova a tália) a sírany (okrem síranov kovov alkalických zemín, striebra a olova). Prechodné kovy sa vyznačujú nízkou rozpustnosťou ich sulfidov, fosforečnanov, uhličitanov a niektorých ďalších solí.
Rozpustnosť plynov v kvapalinách závisí aj od ich povahy. Napríklad v 100 objemoch vody pri 20 o C sa rozpustia 2 objemy vodíka, 3 objemy kyslíka. Za rovnakých podmienok sa v 1 objeme H20 rozpustí 700 objemov amoniaku. Takáto vysoká rozpustnosť NH 3 sa dá vysvetliť jeho chemickou interakciou s vodou.
Vplyv teploty na rozpustnosť plynov, pevných látok a kvapalín
Keď sú plyny rozpustené vo vode, teplo sa uvoľňuje v dôsledku hydratácie molekúl rozpusteného plynu. Preto v súlade s Le Chatelierovým princípom so stúpajúcou teplotou klesá rozpustnosť plynov.
Teplota ovplyvňuje rozpustnosť pevných látok vo vode rôznymi spôsobmi. Vo väčšine prípadov sa rozpustnosť pevných látok zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou. Napríklad rozpustnosť dusičnanu sodného NaNO 3 a dusičnanu draselného KNO 3 sa pri zahrievaní zvyšuje (proces rozpúšťania prebieha s absorpciou tepla). Rozpustnosť NaCl mierne stúpa so zvyšujúcou sa teplotou, čo je spôsobené takmer nulovým tepelným účinkom rozpúšťania kuchynskej soli. Rozpustnosť haseného vápna vo vode so stúpajúcou teplotou klesá, keďže entalpia hydratácie prevažuje nad hodnotou Δ H deštrukcie kryštálovej mriežky tejto zlúčeniny, t.j. proces rozpúšťania Ca(OH)2 je exotermický.
Vo väčšine prípadov so zvyšujúcou sa teplotou stúpa aj vzájomná rozpustnosť kvapalín.
Vplyv tlaku na rozpustnosť plynov, pevných látok a kvapalín
Rozpustnosť pevných a kvapalných látok v kvapalinách prakticky nie je ovplyvnená tlakom, pretože zmena objemu počas rozpúšťania je malá. Keď sa plynné látky rozpustia v kvapaline, objem systému sa zníži, preto zvýšenie tlaku vedie k zvýšeniu rozpustnosti plynov. Vo všeobecnosti platí závislosť rozpustnosti plynov od tlaku W. Henryho zákon(Anglicko, 1803): rozpustnosť plynu pri konštantnej teplote je priamo úmerná jeho tlaku nad kvapalinou.
Henryho zákon platí len pri nízkych tlakoch pre plyny, ktorých rozpustnosť je relatívne nízka a za predpokladu, že nedochádza k chemickej interakcii medzi molekulami rozpusteného plynu a rozpúšťadla.
Vplyv cudzorodých látok na rozpustnosť
V prítomnosti iných látok (solí, kyselín a zásad) vo vode rozpustnosť plynov klesá. Rozpustnosť plynného chlóru v nasýtenom vodnom roztoku kuchynskej soli je 10-krát menšia. než čistá voda.
Vplyv znižovania rozpustnosti v prítomnosti solí je tzv vysolenie. Zníženie rozpustnosti je spôsobené hydratáciou solí, čo spôsobuje zníženie počtu voľných molekúl vody. Molekuly vody spojené s iónmi elektrolytov už nie sú rozpúšťadlom pre iné látky.
9.4. Koncentrácia roztoku
Existujú rôzne spôsoby, ako číselne vyjadriť zloženie roztokov: hmotnostný zlomok rozpustenej látky, molarita, titer atď.
Hmotnostný zlomok je pomer hmotnosti rozpustenej látky m k hmotnosti celého roztoku. Pre binárny roztok pozostávajúci z rozpustenej látky a rozpúšťadla:
kde ω je hmotnostný zlomok rozpustenej látky, m je hmotnosť rozpustenej látky a M je hmotnosť rozpúšťadla. Hmotnostný zlomok sa vyjadruje v zlomkoch jednotky alebo v percentách. Napríklad ω = 0,5 alebo ω = 50 %.
Malo by sa pamätať na to, že iba hmotnosť je aditívna funkcia (hmotnosť celku sa rovná súčtu hmotností komponentov). Objem roztoku nespĺňa toto pravidlo.
Molárna koncentrácia alebo molarita je množstvo rozpustenej látky v 1 litri roztoku:
kde C je molárna koncentrácia rozpustenej látky X, mol/l; n je množstvo rozpustenej látky, mol; V je objem roztoku, l.
Molárna koncentrácia je označená číslom a písmenom „M“, napríklad: 3M KOH. Ak 1 liter roztoku obsahuje 0,1 mol látky, potom sa nazýva decimolárna, 0,01 mol - centomolárna, 0,001 mol - milimolárna.
Titer je počet gramov rozpustenej látky obsiahnutých v 1 ml roztoku, t.j.
kde T je titer rozpustenej látky, g/ml; m je hmotnosť rozpustenej látky, g; V je objem roztoku, ml.
Molárny zlomok rozpustenej látky- bezrozmerné množstvo rovnajúce sa pomeru množstva rozpustenej látky n k celkovému množstvu rozpustenej látky n a rozpúšťadla n“:
,
kde N je molárny zlomok rozpustenej látky, n je množstvo rozpustenej látky, mol; n" je množstvo látky rozpúšťadla, mol.
Molové percento je zodpovedajúci zlomok vynásobený 100 %.
9.5. Elektrolytická disociácia
Látky, ktorých molekuly v roztokoch alebo taveninách sa úplne alebo čiastočne rozložia na ióny, sa nazývajú elektrolyty. Roztoky a taveniny elektrolytov vedú elektrický prúd.
Látky, ktorých molekuly sa v roztokoch alebo taveninách nerozkladajú na ióny a nevedú elektrický prúd, sa nazývajú neelektrolyty.
Elektrolyty zahŕňajú väčšinu anorganických kyselín, zásad a takmer všetky soli, medzi neelektrolyty patria mnohé organické zlúčeniny, ako sú alkoholy, estery, sacharidy atď.
V roku 1887 švédsky vedec S. Arrhenius predložil hypotézu elektrolytickej disociácie, podľa ktorej sa pri rozpustení elektrolytov vo vode rozkladajú na kladne a záporne nabité ióny.
Disociácia je reverzibilný proces: paralelne s disociáciou prebieha opačný proces spájania (asociácie) iónov. Preto sa pri písaní rovníc pre reakciu disociácie elektrolytov, najmä v koncentrovaných roztokoch, uvádza znamienko reverzibility. Napríklad disociácia chloridu draselného v koncentrovanom roztoku by mala byť napísaná ako:
KS1 K + + С1 – .
Pozrime sa na mechanizmus elektrolytickej disociácie. Látky s iónovým typom väzby sa najľahšie disociujú v polárnych rozpúšťadlách. Keď sa rozpustia, napríklad vo vode, polárne molekuly H2O sú priťahované svojimi kladnými pólmi k aniónom a zápornými pólmi ku katiónom. V dôsledku toho sa väzba medzi iónmi oslabuje a elektrolyt sa rozkladá na hydratované ióny, t.j. ióny spojené s molekulami vody. Podobným spôsobom disociujú aj elektrolyty tvorené molekulami s kovalentnou polárnou väzbou (HC1, HBr, H 2 S).
Hydratácia (solvatácia) iónov je teda hlavnou príčinou disociácie. Teraz sa všeobecne uznáva, že väčšina iónov vo vodnom roztoku je hydratovaná. Napríklad vodíkový ión H + tvorí hydrát zloženia H3O +, ktorý sa nazýva hydróniový ión. Okrem H 3 O + obsahuje roztok aj ióny H 5 O 2 + (H 3 O + H 2 O), H 7 O 3 + (H 3 O + 2H 2 O) a H 9 O 4 + (H 30 + 3 H20). Pri zostavovaní rovníc pre disociačné procesy a písaní reakčných rovníc v iónovej forme sa pre zjednodušenie zápisu hydroxóniový ión H 2 O + zvyčajne nahrádza nehydratovaným iónom H +. Malo by sa však pamätať na to, že táto substitúcia je podmienená, pretože protón nemôže existovať vo vodných roztokoch, pretože reakcia prebieha takmer okamžite:
H+ + H20 \u003d H30+.
Keďže presný počet molekúl vody spojených s hydratovanými iónmi nebol stanovený, pri písaní rovníc pre disociačné reakcie sa používajú symboly pre nehydratované ióny:
CH3COOH CH3COO - + H+.
9.6. Stupeň disociácie; asociované a neasociované elektrolyty
Kvantitatívna charakteristika disociácie elektrolytu na ióny v roztoku je stupeň disociácie. Stupeň disociácie α je pomer počtu molekúl, ktoré sa rozpadli na ióny N" k celkovému počtu rozpustených molekúl N:
Stupeň disociácie je vyjadrený ako percento alebo zlomky jednotky. Ak α = 0, potom nedochádza k disociácii a ak α = 1, potom sa elektrolyt úplne rozloží na ióny. Podľa moderných koncepcií teórie roztokov sú elektrolyty rozdelené do dvoch skupín: asociované (slabé) a neasociované (silné).
Pre neasociované (silné) elektrolyty v zriedených roztokoch platí α = 1 (100 %), t.j. v roztokoch existujú výlučne ako hydratované ióny.
Pridružené elektrolyty možno zhruba rozdeliť do troch skupín:
slabé elektrolyty existujú v roztokoch hlavne vo forme nedisociovaných molekúl; stupeň ich disociácie je nízky;
iónových spoločníkov vznikajú v roztokoch v dôsledku elektrostatickej interakcie iónov; ako je uvedené vyššie, spojenie prebieha v koncentrovaných roztokoch dobre disociovaných elektrolytov; príkladmi spoločníkov sú iónové páry(K + Cl -, CaCl +), iónové tričká(K2CI+, KCI2-) a iónové kvadrupóly(K2Cl2, KCl32–, K3Cl2+);
iónové a molekulárne komplexy, (napríklad 2+ , 3–), ktoré vo vode mierne disociujú.
Povaha disociácie elektrolytu závisí od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla, koncentrácie roztoku a teploty. Ilustráciou tohto ustanovenia môže byť správanie sa chloridu sodného v rôznych rozpúšťadlách, tabuľka. 9.3.
Tabuľka 9.3
Vlastnosti chloridu sodného vo vode a v benzéne pri rôznych koncentráciách a pri teplote 25 o C
Medzi silné elektrolyty vo vodných roztokoch patrí väčšina solí, zásad, množstvo minerálnych kyselín (HC1, HBr, HNO 3, H 2 SO 4, HC1O 4 atď.). Takmer všetky organické kyseliny patria medzi slabé elektrolyty, niektoré anorganické kyseliny, napríklad H 2 S, HCN, H 2 CO 3, HClO a voda.
Disociácia silných a slabých elektrolytov
Disociačné rovnice pre silné elektrolyty v zriedených vodných roztokoch možno znázorniť takto:
HCl \u003d H + + Cl -,
Ba (OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH -,
K 2 Cr 2 O 7 \u003d 2K + + Cr 2 O 7 2–.
Medzi pravú a ľavú časť reakčnej rovnice pre disociáciu silného elektrolytu môžete tiež vložiť znak reverzibilnosti, ale potom je uvedené, že 1. Napríklad:
NaOH Na+ + OH-.
Proces disociácie asociovaných elektrolytov je reverzibilný, preto je potrebné do rovníc ich disociácie vložiť znamienko reverzibilnosti:
HCN H++ CN – .
NH3H20 NH4+ + OH-.
Disociácia asociovaných viacsýtnych kyselín prebieha v krokoch:
H3PO4H+ + HPO4-,
H 2 PO 4 H + + HPO 4 2–,
HPO 4 2– H + + RO 4 3–,
Disociácia kyslých solí tvorených slabými kyselinami a zásaditých solí tvorených silnými kyselinami v zriedených roztokoch prebieha nasledovne. Prvý stupeň je charakterizovaný stupňom disociácie blízkym jednote:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -,
Cu(OH)Cl = Cu(OH)+ + Cl-.
Stupeň disociácie pre druhú fázu je oveľa menší ako jednota:
HCO 3 H + + CO 3 2–,
Cu(OH) + Cu2+ + OH-.
Je zrejmé, že so zvyšujúcou sa koncentráciou roztoku klesá stupeň disociácie súvisiaceho elektrolytu.
9.7. Reakcie iónovej výmeny v roztokoch
Podľa teórie elektrolytickej disociácie sa všetky reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov nevyskytujú medzi molekulami, ale medzi iónmi. Na vyjadrenie podstaty takýchto reakcií sa používajú takzvané iónové rovnice. Pri zostavovaní iónových rovníc by ste sa mali riadiť nasledujúcimi pravidlami:
Málo rozpustné a mierne disociované látky, ako aj plyny, sú písané v molekulárnej forme.
Silné elektrolyty, takmer úplne disociované vo vodnom roztoku, sú zaznamenané ako ióny.
Súčet elektrických nábojov na pravej a ľavej strane iónovej rovnice sa musí rovnať.
Uvažujme o týchto pozíciách na konkrétnych príkladoch.
Napíšeme dve rovnice pre neutralizačné reakcie v molekulárnej forme:
KOH + HCl \u003d KCl + H20, (9.1)
2NaOH + H2S04 = Na2S04 + 2H20. (9,2)
V iónovej forme majú rovnice (9.1) a (9.2) nasledujúci tvar:
K + + OH - + H + + Cl - = K + + Cl - + H20, (9,3)
2Na + + 2OH – + 2H + + SO4 2– = 2Na + + S04 2– + 2H20. (9,4)
Po redukcii rovnakých iónov v oboch častiach rovníc (9.3) a (9.4) ich transformujeme na jednu redukovanú iónovú rovnicu pre interakciu zásady s kyselinou:
H+ + OH - \u003d H20.
Podstata neutralizačnej reakcie sa teda redukuje na interakciu iónov H + a OH -, v dôsledku čoho vzniká voda.
Reakcie medzi iónmi vo vodných roztokoch elektrolytov prebiehajú takmer ku koncu, ak sa v reakcii vytvorí zrazenina, plyn alebo slabý elektrolyt (napríklad H20).
Zvážte teraz reakciu medzi roztokmi chloridu draselného a dusičnanu sodného:
KCl + NaN03 KN03 + NaCl. (9,5)
Pretože výsledné látky sú vysoko rozpustné vo vode a neodstraňujú sa z reakčnej sféry, reakcia je reverzibilná. Rovnica iónovej reakcie (9.5) je napísaná takto:
K + + Cl – + Na + + NO 3 – K + + NO 3 – + Na + + Cl – . (9.6)
Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie k tejto reakcii nedochádza, keďže všetky rozpustné látky v roztoku sú prítomné výlučne vo forme iónov, rovnica (9.6). Ale ak zmiešate horúce nasýtené roztoky KCl a NaNO 3, potom sa NaCl vyzráža. Je to spôsobené tým, že pri teplote 30 °C a vyššej je najnižšia rozpustnosť spomedzi uvažovaných solí pozorovaná v chloride sodnom. V praxi teda treba brať do úvahy, že procesy, ktoré sú za určitých podmienok reverzibilné (v prípade zriedených roztokov), sa za niektorých iných podmienok (horúce nasýtené roztoky) stávajú nevratnými.
Špeciálnym prípadom výmennej reakcie v roztokoch je hydrolýza.
9.8. Hydrolýza soli
Skúsenosti ukazujú, že nielen kyseliny a zásady, ale aj roztoky niektorých solí, majú zásaditú alebo kyslú reakciu. Výsledkom je zmena reakcie okolia hydrolýza ale rozpustená látka. Hydrolýza je výmenná interakcia rozpustenej látky (napríklad soli) s vodou.
Elektrolytická disociácia solí a vody je príčinou hydrolýzy. K hydrolýze dochádza vtedy, keď ióny vznikajúce pri disociácii soli sú schopné silne polarizovať molekuly vody (katióny) alebo s nimi vytvárať vodíkové väzby (anióny), čo vedie k tvorbe mierne disociovaných elektrolytov.
Rovnice hydrolýzy soli sa zvyčajne píšu v iónovej a molekulovej forme, pričom je potrebné brať do úvahy pravidlá pre písanie iónových rovníc pre výmenné reakcie.
Predtým, ako pristúpime k úvahám o rovniciach hydrolytických reakcií, je potrebné poznamenať, že soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou(napríklad NaNO 3, BaCl 2, Na 2 SO 4), keď sa rozpustia vo vode, nepodliehajú hydrolýze. Ióny takýchto solí netvoria s H20 slabé elektrolyty a roztoky týchto solí majú neutrálnu reakciu.
Rôzne prípady hydrolýzy solí
1. Soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou napríklad CH3COONa, Na2C03, Na2S, KCN sú hydrolyzované aniónom. Ako príklad uvažujme hydrolýzu CH3COONa, ktorá vedie k tvorbe nízkodisociujúcej kyseliny octovej:
CH3COO - + NON CH 3 COOH + OH -,
CH3COOHa + HOH CH3COOH + NaOH.
Pretože sa v roztoku objavuje nadbytok hydroxidových iónov, roztok sa stáva alkalickým.
Hydrolýza solí viacsýtnych kyselín prebieha stupňovito a v tomto prípade vznikajú kyslé soli, presnejšie anióny kyslých solí. Napríklad hydrolýzu Na2C03 možno vyjadriť rovnicami:
1 krok:
CO 3 2– + HOH HCO 3 – + OH –,
Na2C03 + HOH NaHC03 + NaOH.
2 krok
HCO 3 - + HOH H 2 CO 3 + OH -,
NaHC03 + HOH H2C03 + NaOH.
OH- ióny vznikajúce ako výsledok hydrolýzy v prvom stupni do značnej miery potláčajú druhý stupeň hydrolýzy, následkom čoho hydrolýza v druhom stupni prebieha v malom rozsahu.
2. Soli tvorené zo slabej zásady a silnej kyseliny napríklad NH 4 Cl, FeCl 3, Al 2 (SO 4) 3 sú hydrolyzované katiónom. Príkladom je proces
NH4+ + HOH NH4OH + H+,
NH4CI + HOH NH4OH + HCl.
Hydrolýza je spôsobená tvorbou slabého elektrolytu - NH 4 OH (NH 3 H 2 O). V dôsledku toho sa posunie rovnováha elektrolytickej disociácie vody a v roztoku sa objaví prebytok H + iónov. Roztok NH4CI bude teda vykazovať kyslú reakciu.
Pri hydrolýze solí tvorených polykyselinovými zásadami vznikajú zásadité soli, presnejšie katióny zásaditých solí. Zvážte, ako príklad, hydrolýzu chloridu železitého (II):
1 krok
Fe2+ + HOH FeOH + + H +,
FeCl2 + HOH FeOHCl + HCl.
2 krok
FeOH + + HOH Fe (OH) 2 + H +,
FeOHCl + HOH Fe(OH)2 + HCl.
Hydrolýza v druhom stupni prebieha nevýznamne v porovnaní s hydrolýzou v prvom stupni a obsah produktov hydrolýzy v roztoku v druhom stupni je veľmi malý.
3. Soli tvorené zo slabej zásady a slabej kyseliny napríklad CH 3 COONH 4, (NH 4) 2 CO 3, HCOONH 4, sú hydrolyzované katiónom aj aniónom. Napríklad, keď sa CH3COONH4 rozpustí vo vode, vytvorí sa nízkodisociujúca kyselina a zásada:
CH3COO - + NH4+ + HOH CH3COOH + NH4OH,
CH3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OH.
V tomto prípade závisí reakcia roztoku od sily slabých kyselín a zásad vytvorených v dôsledku hydrolýzy. Pretože v tomto príklade majú CH3COOH a NH4OH približne rovnakú silu, roztok soli bude neutrálny.
Počas hydrolýzy HCOONH 4 bude reakcia roztoku mierne kyslá, pretože kyselina mravčia je silnejšia ako kyselina octová.
Hydrolýza množstva solí tvorených veľmi slabými zásadami a slabými kyselinami, napríklad sulfid hlinitý, prebieha nevratne:
Al2S3 + 6H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3H2S.
4. Množstvo výmenných reakcií v roztokoch je sprevádzané hydrolýzou a prebieha ireverzibilne.
A) Pri interakcii roztokov solí dvojmocných kovov (okrem vápnika, stroncia, bária a železa) s vodnými roztokmi uhličitanov alkalických kovov sa v dôsledku čiastočnej hydrolýzy vyzrážajú zásadité uhličitany:
2MgS04 + 2Na2C03 + H20 \u003d Mg2(OH)2C03 + CO2 + 2Na2S04,
3 Pb (NO 3) 2 + 3 Na2 CO 3 + H2 O \u003d Pb 3 (OH) 2 (CO 3) 2 + CO 2 + 6NaNO 3.
B) Pri zmiešaní vodných roztokov trojmocného hliníka, chrómu a železa s vodnými roztokmi uhličitanov a sulfidov alkalických kovov nevznikajú uhličitany a sulfidy trojmocných kovov - prebieha ich nevratná hydrolýza a zrážajú sa hydroxidy:
2AlCl3 + 3K2CO3 + 3H20 \u003d 2Al (OH)3 + 3C02 + 6KCl,
2Cr(N03)3 + 3Na2S + 6H20 = 2Cr(OH)3 + 3H2S + 6NaN03.
Lekcia je venovaná téme „Fázové stavy látok. rozptýlené systémy. Spôsoby vyjadrenia koncentrácie. Zoznámite sa s definíciami fázy alebo fázového stavu hmoty, zoznámite sa s homogénnymi a heterogénnymi systémami. Zistite, ako sa klasifikujú zmesi látok. Zoznámte sa podrobne s disperznou sústavou a jej druhmi, koloidnou sústavou a jej druhmi a skutočnými roztokmi, s pojmom nasýtenie roztoku a rozpustnosť látky.
Téma: Roztoky a ich koncentrácia, disperzné systémy, elektrolytická disociácia, hydrolýza
Poučenie: Fázové stavy látok. rozptýlené systémy. Spôsoby vyjadrenia koncentrácie
Je potrebné rozlišovať medzi pojmami agregované a fázové stavy látok.
Fáza- zložením a vlastnosťami homogénna časť uvažovaného systému, oddelená od ostatných fáz rozhraniami, na ktorých sa náhle menia niektoré vlastnosti systému - napríklad hustota, elektrická vodivosť, viskozita.
Fáza je homogénna časť heterogénneho systému.
Ak napríklad nalejeme slnečnicový olej do vody, dostaneme systém, ktorý je v rovnakom stave agregácie – kvapalina. Ale látky v ňom budú v dvoch rôznych fázach: jednou je voda, druhou rastlinný olej a medzi nimi bude zreteľná hranica, takzvané rozhranie. To znamená, že systém bude heterogénny.
Ďalší podobný príklad: ak zmiešame múku a kryštálový cukor, dostaneme systém, kde sú látky v rovnakom stave agregácie, ale v dvoch rôznych fázach a systém je heterogénny.
Ryža. 1. Klasifikácia disperzných systémov
Nie je vždy možné načrtnúť jasnú hranicu medzi pojmami „homogénne“ a „heterogénne“ systémy. S rastúcou veľkosťou častíc sa zmes látok delí na hrubé, koloidné roztoky a pravé roztoky. Pozri obr. jeden.
Systém sa nazýva rozptýlený v ktorom je jedna látka vo forme malých častíc rozložená v objeme inej.
Dispergovaná fáza je látka, ktorá je v disperznom systéme prítomná v menšom množstve. Môže pozostávať aj z viacerých látok.
Disperzné médium je látka, ktorá je v disperznom systéme prítomná vo väčšom množstve a v objeme ktorej je rozptýlená disperzná fáza. Ryža. 2.
Hrubé systémy
Disperzné médium a dispergovaná fáza môžu byť zložené z látok v rôznom stave agregácie. V závislosti od kombinácie disperzného média a dispergovanej fázy sa rozlišuje 8 typov takýchto systémov. Pozri tabuľku. jeden.
Klasifikácia disperzných systémov podľa ich stavu agregácie
Hrubo disperzné systémy s kvapalným alebo plynným disperzným prostredím sa postupne rozdeľujú na jednotlivé zložky. Trvanie týchto procesov sa môže líšiť. Práve oni určujú dátumy spotreby a termíny možného použitia potravín a iných látok obsahujúcich rozptýlené systémy. V prípade látok s pevným disperzným prostredím sú ich vlastnosti určené veľkosťou častíc dispergovanej fázy. Napríklad pemza neklesá vo vode. Pretože voda nemôže preniknúť do pórov vo vnútri kameňa a priemerná hustota predmetu je menšia ako hustota vody.
Hrubo rozptýlené systémy sú dobre viditeľné pod mikroskopom. Práve túto vlastnosť využil v roku 1827 škótsky botanik John Brown, ktorý objavil chaotický pohyb najmenších čiastočiek peľu a iných látok suspendovaných vo vode. Neskôr sa tento jav nazval Brownov pohyb a stal sa jedným zo základov molekulárnej kinetickej teórie.
koloidné systémy
Koloidné systémy sa delia na:
· ZOLI- dispergovaná fáza netvorí súvislé tuhé štruktúry.
· GÉLY- častice dispergovanej fázy tvoria tuhé priestorové štruktúry. Príklady: syr, chlieb, marmeláda, marshmallows, želé, želé.
Roztok bielkovín vo vode je koloidný roztok. Koloidné roztoky sú priehľadné, ale rozptyľujú svetlo.
Pri prechode svetla cez priehľadnú nádobu s roztokom možno pozorovať svetelný kužeľ.
Pomocou špeciálneho mikroskopu možno v koloidných roztokoch detegovať jednotlivé častice.
Látky v koloidnom stave sa podieľajú na tvorbe mnohých minerálov, ako je achát, malachit, opál, karneol, chalcedón, perly. Pozri obr. 3.
V ľudskom tele sú gély. Sú to vlasy, chrupavka, šľachy. V ľudskom tele sa nachádza množstvo sólov a gélov, preto jeden z vedcov domácej chemickej vedy I. I. Žukov povedal, že človek je chodiaci koloid.
Koagulácia
Koagulácia je adhézia koloidných častíc a ich usadzovanie z roztoku.
Prečo príroda tak často uprednostňuje koloidný stav hmoty? Faktom je, že látky v koloidnom stave majú veľké rozhranie medzi fázami. To uľahčuje priebeh metabolickej reakcie, ktorá prebieha práve na rozhraní. Pre koloidné častice má veľký význam ich povrch. Koloidné častice ľahko adsorbujú na svojom povrchu rôzne látky. Zdá sa napríklad, že ióny sa prilepia na ich povrch. V tomto prípade koloidné častice získavajú kladný alebo záporný náboj. Častice s rovnakým nábojom sa budú navzájom odpudzovať. Ak sa do koloidného systému pridá elektrolyt, častice zbavené povrchového náboja sa začnú zlepovať do väčších útvarov. Dochádza ku koagulácii koloidu, ktorá je sprevádzaná precipitáciou. Koaguláciu môžu vyvolať aj iné vplyvy, napríklad zahrievanie. Takéto javy majú veľký význam v prírode aj v priemysle.
Skutočné riešenia
Stav roztokov je určený koncentráciou rozpustených látok, teplotou a tlakom. Keď sa látka rozpustí v nejakom rozpúšťadle pri konštantnej teplote a tlaku, koncentrácia rozpustenej látky sa nebude zvyšovať donekonečna. V určitom okamihu sa prestane rozpúšťať a dosiahne sa jeho maximálna možná koncentrácia. Nastane dynamická rovnováha, ktorá spočíva v tom, že časť látky je neustále rozpustená a časť prechádza z roztoku do sedimentu. Ale zároveň sa koncentrácia rozpustenej látky už nezmení.
Nasýtený roztok je roztok, ktorý je vo fázovej rovnováhe s rozpustenou látkou.
Presýtený roztok je roztok, ktorý obsahuje viac rozpustenej látky ako nasýtený roztok pri rovnakej teplote a tlaku.
Keďže so zvyšujúcou sa teplotou sa rozpustnosť väčšiny látok zvyšuje, presýtený roztok možno získať ochladením roztoku nasýteného pri vyššej teplote. Presýtený roztok je nestabilný a vniknutie malého kryštálu, vniknutie prachu alebo dokonca prudké otrasy môžu spôsobiť rýchlu kryštalizáciu rozpustenej látky.
Nenasýtený roztok je roztok obsahujúci menej rozpustenej látky, ako môže byť obsiahnuté v nasýtenom roztoku tej istej látky pri rovnakej teplote a tlaku.
Rozpustnosť je hmotnosť časti rozpustenej látky, ktorá sa pri danej teplote a tlaku musí rozpustiť v určitom množstve rozpúšťadla, aby sa pripravil nasýtený roztok. Najčastejšie sa rozpustnosť uvažuje v 100 g, v 1 kg alebo 1 litri rozpúšťadla.
Na vyjadrenie kvantitatívneho zloženia roztoku sa používa pojem hmotnostný zlomok rozpustenej látky. Toto je pomer rozpustenej látky k celkovej hmotnosti roztoku.
Molárna koncentrácia je pomer množstva látky v móloch k objemu roztoku.
Oblasti použitia skutočných riešení sú veľmi rozsiahle. Preto je veľmi dôležité vedieť pripraviť roztoky zodpovedajúcich látok.
Zhrnutie lekcie
Na hodine bola téma „Fázové stavy látok. rozptýlené systémy. Spôsoby vyjadrenia koncentrácie. Oboznámili ste sa s definíciami fázy alebo fázového stavu látky, dozvedeli ste sa, čo sú homogénne a heterogénne systémy, klasifikácia zmesi látok. Podrobne sme sa zoznámili s disperznou sústavou a jej druhmi, koloidnou sústavou a jej druhmi a pravými roztokmi, s pojmom saturácia roztoku a rozpustnosť látky.
Bibliografia
1. Rudzitis G. E. Chémia. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.
2. Popel P. P. Chémia: 8. ročník: učebnica pre všeobecné vzdelávacie inštitúcie / P. P. Popel, L. S. Krivlya. - K .: Informačné centrum "Akadémia", 2008. - 240 s.: i.
3. Gabrielyan O. S. Chémia. 11. ročník Základná úroveň. 2. vydanie, ster. - M.: Drop, 2007. - 220 s.
1. Internerurok. ru.
2. Hemi. nsu. ru.
3. Chemport. ru.
Domáca úloha
1. č. 10-13 (s. 41) Rudzitis G. E. Chemistry. Základy všeobecnej chémie. 11. ročník: učebnica pre vzdelávacie inštitúcie: základná úroveň / G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. - 14. vyd. - M.: Vzdelávanie, 2012.
2. Čo určuje trvanlivosť kozmetických, medicínskych a potravinárskych gélov?
3. Ako koloidné systémy ilustrujú tézu o relativite pravdy?
UČEBNICOVÁ ÚLOHA LABORATÓRNE PRAXE VEDECKÉ ROZPRÁVKY NA ČÍTANIE
Pokračovanie. Pozri č. 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
Živočíšne a rastlinné organizmy, hydrosféra, zemská kôra a útroby a vesmír sú často látky v roztrieštenom, alebo, ako sa hovorí, v rozptýlenom stave. Väčšina látok sveta okolo nás existuje vo forme rozptýlených systémov: pôdy, tkanivá živých organizmov, potravinové produkty atď. Chémia rozptýleného stavu je pomerne nová veda, ale v škole sa takmer neštuduje. alebo v nechemických vysokých školách, hoci tento vedný odbor má pre náš život nemenej dôležitý význam ako chémia zložitých a organických zlúčenín. Pri čítaní tejto kapitoly neustále myslite na to, kedy a kde sa v prírode, bežnom živote či výrobe stretnete s opísaným javom, ako aj nad tým, ako ho môžete využiť.
Sponzorom uverejnenia článku je internetový obchod "Butik-Vera" v Moskve. Internetový predaj dámskeho oblečenia - blúzky a topy, čipkované šaty, kardigány, legíny, šortky a iné oblečenie, obuv a doplnky, ale aj nadmerné veľkosti. Dostupné ceny, veľký výber, záruka kvality, obrovské zľavy, každý deň nové veci, individuálne šitie na mieru. Na webovej stránke, ktorá sa nachádza na adrese: http://www.butik-vera.ru, si môžete prezrieť katalóg tovaru, ceny, kontakty, dodacie podmienky a zadať objednávku.
Disperzné systémy sú sústavy, v ktorých sú malé častice hmoty, príp dispergovaná fáza, distribuované v homogénnom prostredí (kvapalina, plyn, kryštál), príp dispergovaná fáza(obr. 8.25).
 |
Veľkosť častíc dispergovanej fázy je charakterizovaná disperziou. V závislosti od toho možno disperzné systémy rozdeliť na vysoko rozptýlené, alebo vlastne koloidný a nízky rozptyl (hrubý).
Veľkosť častíc nízkodisperzných systémov je 10–3 mm a viac. Veľkosť častíc vysoko dispergovaných systémov leží v rozmedzí 10–6–10–4 mm (od 1 do 100 nm), čo je aspoň o jeden rád väčšie ako veľkosť častíc v skutočných roztokoch (10–7 mm) . Chémia disperzných systémov študuje správanie látky vo vysoko fragmentovanom, vysoko disperznom stave, charakterizovanom veľmi vysokým pomerom celkovej plochy povrchu všetkých častíc k ich celkovému objemu alebo hmotnosti (stupeň disperzie).
Od názvu koloidných systémov vznikol názov samostatného odboru chémie – koloidný. „Koloidná chémia“ je tradičný názov pre chémiu disperzných systémov a povrchových javov. Predtým sa látky podobné lepidlu nazývali koloidy, teraz sú to vysoko disperzné systémy s vysoko vyvinutým fázovým rozhraním. Nižšie budeme používať staré tradičné výrazy, pričom pochopíme ich moderný význam. Napríklad pod výrazom "koloidný roztok" rozumieme vysoko dispergovaný stav látky vo vode ako disperznom médiu.
Najdôležitejšou vlastnosťou rozptýleného stavu hmoty je, že energia systému sa sústreďuje hlavne na fázovom rozhraní. Pri dispergovaní alebo mletí látky dochádza k výraznému zvýšeniu povrchovej plochy častíc (s konštantným celkovým objemom). V tomto prípade sa energia vynaložená na mletie a na prekonanie príťažlivých síl medzi vytvorenými časticami premení na energiu povrchovej vrstvy - povrchová energia. Čím vyšší je stupeň brúsenia, tým väčšia je povrchová energia. Preto sa oblasť chémie disperzných systémov (a koloidných roztokov) považuje za chémiu povrchových javov.
Koloidné častice sú také malé (obsahujú 10 3 - 10 9 atómov), že ich bežné filtre nezachytia, nie sú viditeľné v bežnom mikroskope a neusadzujú sa pôsobením gravitácie. Ich stabilita sa časom znižuje; podliehajú starnutiu. Dispergované systémy sú termodynamicky nestabilné a majú sklon k stavu s najnižšou energiou, kedy sa povrchová energia častíc stáva minimálnou. To sa dosiahne zmenšením celkovej plochy povrchu, keď sa častice stanú hrubšími (čo môže nastať aj vtedy, keď sa na povrchu častíc adsorbujú iné látky).
Vlastnosti látky v rozdrvenom, prípadne dispergovanom stave sa výrazne líšia od vlastností tej istej látky v nedispergovanom stave, t.j. vo forme kusu pevného telesa alebo určitého objemu kvapaliny.
Tlak vodnej pary nad rovným povrchom pri 20 °C je teda 2333 Pa, ale nad kvapkami vody s polomerom 1 mm je vyšší o 0,003 Pa a nad kvapkami s polomerom
0,01 mm - 0,3 Pa. Kryštalický hydrát oxidu hlinitého Al 2 O 3 3H 2 O (alebo
Al(OH) 3) začína strácať vodu pri 200 °C a vo veľmi jemne rozomletom stave pri 100 °C. Zlato sa nerozpúšťa v kyseline chlorovodíkovej, ale vo vysoko dispergovanom stave ľahko prechádza do roztoku. Rozpustnosť CaS04 vo vode je
4,9 10–3 mol/l, ale pre častice CaSO 4 o veľkosti 2 10–4 cm stúpa na
1,5 10–3 mol/l.
Vzhľadom na to, že povrchová energia malej častice je vyššia ako povrchová energia väčšej častice, ich termodynamické vlastnosti sú odlišné. Rozpustnosť najmenších kryštálov je teda vyššia ako u veľkých a látka sa prenáša z vysoko disperznej fázy do menej dispergovanej, t.j. Veľké kryštály rastú rozpustením malých. V tomto spontánnom procese
G < 0.
Tlak pary nad malou kvapkou je vyšší ako nad veľkou a veľké kvapky rastú v dôsledku vyparovania malých (obr. 8.26). Preto sa v oblakoch tvoria dažďové kvapky, podobne ako rastú snehové vločky.
 |
Ryža. 8.26.
|
Látka v dispergovanom stave má tendenciu absorbovať iné látky. Rozpustnosť plynov v kvapkách je vyššia ako v kvapalinách veľkého objemu. Vzhľadom na to, že rozpustnosť kyslíka v kvapke vody je vysoká, korózia železa prebieha aj bez prímesí železa iných látok (obr. 8.27). Pod kvapkou vody na povrchu železa sa korózia prejavuje predovšetkým na okrajoch kvapky, kde je väčšia rozpustnosť kyslíka.
Existuje niekoľko rôznych klasifikácií disperzných systémov: podľa veľkosti častíc, podľa fázového stavu dispergovanej fázy a disperzného prostredia, podľa charakteru interakcie častíc dispergovanej fázy s látkou disperzného prostredia, podľa termodynamická a kinetická stabilita disperzných systémov atď.
Klasifikácia disperzných systémov podľa fázového stavu dispergovanej fázy a disperzného média je uvedená v tabuľke.
Tabuľka
| Dispergovaná fáza | Disperzné médium | Názov systému | Príklady |
|---|---|---|---|
| Plyn | Plyn | (Netvorí sa disperzný systém.) | |
| Kvapalina | Pena | Sódová vodná pena, plynové bubliny v tekutine, mydlová pena | |
| Pevné | tvrdá pena | Polystyrén, penová guma, pemza, chlieb, syr | |
| Kvapalina | Plyn | Rozprašovač | Hmla, oblaky, aerosólový sprej |
| Kvapalina | Emulzia | Mlieko, maslo, majonéza, smotana, masť | |
| Pevné | tuhá emulzia | Perla, opál | |
| Pevné | Plyn | Aerosól, prášok | Prach, dym, múka, cement |
| Kvapalina | Suspenzia, sol (koloidný roztok) | Íl, pasta, kal, tekuté mazacie oleje s prídavkom grafitu alebo MoS | |
| Pevné | tuhý sol | Zliatiny, farebné sklá, minerály |
Veľké fázové rozhranie spôsobuje silnú interakciu častíc dispergovanej fázy s disperzným prostredím, čo vedie k tomu, že častice dispergovanej fázy sú obklopené molekulami a iónmi disperzného prostredia (rozpúšťadla) alebo získavajú pomerne výrazný nabíjačka.
Akékoľvek dve látky na kontaktnom povrchu nevyhnutne interagujú. Môže to byť chemická reakcia, interakcia v dôsledku prenikania jednej látky do druhej a zastavenie, keď sa dosiahne určitý rovnovážny stav, vytvorenie obalu jednej látky okolo častice druhej a oveľa viac. Dispergovaná fáza a disperzné médium tiež interagujú, ale stupeň interakcie môže byť odlišný.
Podľa sily interakcie dispergovanej fázy s disperzným prostredím sa koloidné systémy delia na lyofilné(z gréčtiny - rozpúšťam sa, - milujem) a lyofóbne(z gréčtiny - strach). Tieto názvy naznačujú, že v lyofilných koloidných systémoch je interakcia častíc so substanciou disperzného média silnejšia ako v lyofóbnych.
Lyofilné disperzné systémy sa vyznačujú silnou príťažlivosťou molekúl disperzného média k časticiam dispergovanej fázy. Okolo častíc sa spontánne tvoria husté a relatívne stabilné solvátové obaly. Pri interakcii s molekulami vody sa hovorí o hydrofilnosti dispergovanej fázy a tvorbe hydrátových obalov. Ak sú častice rozložené v organických látkach podobných olejom a sú obklopené takýmito obalmi, častice sa označujú ako oleofilné. Lyofilné látky (telieska) sa v danej kvapaline rozpúšťajú, napučiavajú v nej, alebo sú dobre zmáčané.
V lyofilných koloidoch je povrch častice silne solvatovaný a povrchová energia (povrchové napätie) na rozhraní je nízka. Lyofilné koloidy vznikajú spontánnou disperziou veľkých pevných častíc alebo kvapiek kvapaliny na malé koloidné častice (alebo micely). Lyofilné koloidy sú termodynamicky stabilné, a preto sa pri konštantných podmienkach ich vzniku takmer nerozkladajú.
Lyofilné systémy sa spontánne tvoria v kvapalinách bez účasti elektrolytov alebo povrchovo aktívnych látok. Takže hydrofilné systémy tvoria želatínu a škrob, ktoré najprv napučiavajú vo vode a potom prechádzajú do roztoku (rôsol, želé, škrobové lepidlo); albumíny, vrátane vaječného bielka, sa tiež rozpúšťajú vo vode; prírodný kaučuk sa ľahko rozpúšťa v benzíne (lepidlo na gumu). Lyofilné koloidné systémy zahŕňajú roztoky obyčajného mydla vo vode.
Najdôležitejšou charakteristikou disperzných systémov je znamienko a veľkosť náboja častice. Častice lyofilných koloidov majú buď veľmi malý náboj, alebo nemajú vôbec žiadny. Náboj na lyofilnej koloidnej častici sa veľmi ľahko mení pridaním malého množstva elektrolytov. Zmena koncentrácie vodíkových iónov v roztoku (pH) vedie k opätovnému nabitiu častíc koloidného roztoku. V elektrickom poli sa lyofilné koloidy buď nepohybujú alebo sa nepohybujú žiadnym smerom.
Slabá interakcia molekúl disperzného média s časticami dispergovanej fázy vedie k tvorbe lyofóbnych systémov. Ak je disperzným médiom voda, systém sa považuje za hydrofóbny, ak organické látky podobné oleju, hovorí sa, že je oleofóbny. Častice lyofóbnych látok (telo) sa nerozpúšťajú, sú slabo zmáčané a nenapučiavajú v látke disperzného prostredia. Lyofóbne systémy s koncentráciou dispergovanej fázy nad 1 % nie je možné získať a lyofilné koloidné systémy môžu byť veľmi koncentrované.
Lyofilnosť alebo lyofóbnosť systému možno posúdiť podľa množstva tepla uvoľneného počas rozpúšťania, napučiavania a zvlhčovania. V lyofilných systémoch je interakčné teplo oveľa väčšie ako v lyofóbnych.
Na hladkom povrchu lyofilnej látky sa roztečie kvapka tekutiny, ktorá vytvorí tenkú vrstvu (film) a na lyofóbnom povrchu sa kvapka nerozšíri a vytvorí šošovku alebo sploštenú guľu. Kvantitatívnou mierou lyofóbnosti môže byť uhol medzi povrchmi kvapky a zmáčaným telesom (kontaktný uhol alebo uhol zmáčania).
Lyofóbne koloidné systémy sú viskozitou blízke disperznému médiu, lyofilné systémy majú vyššiu viskozitu.
Lyofilné koloidné roztoky rozptyľujú svetlo slabšie ako lyofóbne.
Typickými lyofóbnymi látkami sú oxidy alebo sulfidy kovových prvkov.
Zásadný rozdiel medzi lyofóbnymi a lyofilnými koloidnými systémami spočíva v ich termodynamických vlastnostiach. Lyofóbne systémy sú heterogénne av tomto ohľade ich nemožno klasifikovať ako skutočné riešenia. Lyofilné systémy sú jednofázové, homogénne, majú mnoho vlastností skutočných roztokov. V dôsledku vysokej povrchovej energie sú lyofóbne systémy termodynamicky a kineticky nestabilné. Lyofilné systémy sú termodynamicky stabilné.
Pri rozklade lyofóbnych koloidov sa koloidné častice zväčšujú, čo je sprevádzané poklesom energie systému. Schopnosť odolávať zväčšovaniu častíc (agregačná stabilita) v lyofóbnom systéme je dočasná a je často spôsobená prítomnosťou látok (stabilizátorov) adsorbovaných na povrchu častíc a zabraňujúcich ich zlepeniu (alebo splynutiu).
Hrubo rozptýlené sústavy typu „tuhá látka-kvapalina“ s relatívne veľkými (väčšími ako 1 10 -3 mm) časticami sú tzv. pozastavenia alebo závažia. Suspenzné častice nevykazujú Brownov pohyb. Suspenzie s hustotou vyššou ako hustota disperzného média sa vyzrážajú; ak je ich hustota menšia, častice plávajú.
Zákal vody v prírodných nádržiach je spôsobený jemne rozptýlenými aj hrubo rozptýlenými nečistotami (zrnká piesku, hliny, častice rozkladu rastlinných a živočíšnych organizmov). Pri narušení spodného sedimentu v mori alebo oceáne vznikajú blízkospodné závesné prúdy (zákalové toky), ktoré sa pohybujú rýchlosťou až 90 km/h stovky kilometrov. Zákal je vlastný vodným tokom s vysokým prietokom.
Pri maximálnom zákalu prírodných vôd dosahuje koncentrácia častíc 1 g/l. Zákal (alebo jeho recipročný - transparentnosť) prírodnej vody sa stanoví odparením vody, vysušením suchého zvyšku pri 105 °C a zvážením. Oveľa jednoduchšie sa dá zákal posúdiť podľa výšky vodného stĺpca, cez ktorý je na bielom porcelánovom tanieri viditeľný čierny krížik s hrúbkou čiary 1 mm. Vo vode na domáce účely musí byť kríž viditeľný v hĺbke najmenej 3 m.
Íl je jemne rozptýlená sedimentárna hornina, ktorá obsahuje 30–70 % SiO 2, 10–40 % Al 2 O 3 a 5–10 % H 2 O. Veľkosť častíc ílu nepresahuje 0,01 mm (pri väčších časticiach ílu , do piesku). Suspenzia ílu vo vode nazývaná „kaša“ sa používa ako vrtná kvapalina a ako mazivo na zníženie trenia pri otáčaní rúr v studniach.
Extrémne koncentrovaná suspenzia hliny tvorí s vodou cesto, ktoré je možné tvarovať do požadovaného tvaru a po vysušení a vypálení získať tehlu alebo iný výrobok. Porcelán je vyrobený zo zmesi práškov kaolinitu Al 4 (OH) 8, kremeňa SiO 2, živca (hlinitosilikáty draslíka, sodíka, vápnika, bária). Prášok sa mieša s vodou, kým sa nevytvorí hustá plastická hmota, ktorá dostane požadovaný tvar, vysuší sa a vypáli.
Cementový prášok, získaný vypaľovaním kremičitanov a hlinitanov vápenatých, po zmiešaní s vodou po chvíli stvrdne do pevného telesa podobného kameňu.
Krv je najdôležitejšou suspenziou erytrocytov, leukocytov a krvných doštičiek vo fyziologickom roztoku (lymfa) pre život človeka a mnohých zvierat. Erytrocyty - červené krvinky - nesú kyslík a oxid uhličitý, majú priemer
(7,2–7,5) 10–2 mm a 1 mm 3 ich krvi obsahuje 4,5–5 miliónov.
Pretože veľkosti častíc sú relatívne veľké, suspenzie sú kineticky nestabilné a častice sa pri usadzovaní zrážajú. Proces oddeľovania suspendovaných častíc, ku ktorému dochádza pod vplyvom gravitácie, sa nazýva sedimentácia alebo zrážky. Na začiatku sedimentácie vypadnú najväčšie častice. Rýchlosť usadzovania častíc závisí od pomeru fázových hustôt, viskozity kvapalnej fázy, polomeru častíc, stupňa ich hydrofilnosti, prítomnosti povrchovo aktívnych látok a iných faktorov.
Na základe hydrofilnosti alebo hydrofóbnosti častíc flotácia– oddeľovanie malých častíc s rôznou zmáčavosťou. Pri flotačnom spôsobe obohacovania sa častice nezmáčateľných hydrofóbnych minerálov zhromažďujú na povrchu a častice zmáčaných hydrofilných minerálov sú obalené tekutým filmom a klesajú ku dnu. Nezmáčateľné častice sú odstránené z povrchu kvapaliny. Takto sa ruda delí na frakcie
(obr. 8.28).
Pokiaľ ide o veľkosť častíc, medzi suspenziami a skutočnými roztokmi je obsadená stredná poloha sol. Sóly sú vysoko disperzné systémy s pevnými časticami Brownov pohyb. Systémy s kvapalným disperzným médiom sa najčastejšie nazývajú sóly. Sóly sú typické koloidné systémy, ktoré najjasnejšie vykazujú vlastnosti vlastné látke vo vysoko disperznom stave.
Metódy štúdia disperzných systémov (určenie veľkosti, tvaru a náboja častíc) sú založené na štúdiu ich špeciálnych vlastností spôsobených heterogenitou a disperziou, najmä optickou. Koloidné roztoky majú optické vlastnosti, ktoré ich odlišujú od skutočných roztokov – absorbujú a rozptyľujú svetlo prechádzajúce cez ne. Pri pohľade zo strany na rozptýlenú sústavu, cez ktorú prechádza úzky svetelný lúč, sa objaví svietiaci modrastý tzv. Tyndallov kužeľ(obr. 8.29). To isté sa stane, keď si všimneme jasný pruh slnečného svetla z okna v zaprášenej miestnosti. Tento jav sa nazýva opalescencia.
Rozptyl svetla je možný, ak je veľkosť koloidnej častice menšia ako vlnová dĺžka prechádzajúceho svetla a indexy lomu dispergovanej fázy a disperzného prostredia sú odlišné. Veľkosti koloidných častíc sú menšie ako vlnové dĺžky viditeľnej časti spektra (približne 0,1–0,2 vlnovej dĺžky svetla) a absorbovanú svetelnú energiu častice opätovne vyžarujú v rôznych smeroch, čo sa prejavuje rozptylom svetla. Intenzita rozptylu svetla sa prudko zvyšuje s klesajúcou vlnovou dĺžkou svetla.
Tyndallov kužeľ je jasnejší, čím vyššia je koncentrácia a tým väčšia je veľkosť častíc. Intenzita rozptylu svetla sa zvyšuje s krátkovlnným žiarením a s výrazným rozdielom indexov lomu disperznej a disperznej fázy. Keď sa priemer častíc zmenšuje, absorpčné maximum sa posúva do krátkovlnnej časti spektra a vysoko disperzné systémy rozptyľujú kratšie svetelné vlny, a preto majú modrastú farbu. Metódy na určenie veľkosti a tvaru častíc sú založené na spektrách rozptylu svetla.
Veľkosti častíc sólov sú zvyčajne 10 -3 -10 -5 mm, čo im umožňuje podieľať sa na Brownovom pohybe - kontinuálnom náhodnom pohybe najmenších častíc v kvapaline alebo plyne (obr. 8.30).
Častice disperzných systémov majú rôzne veľkosti a ich distribúcia veľkosti je popísaná krivkami podobnými distribučným krivkám molekúl plynu z hľadiska energií a rýchlostí. Distribúcia veľkosti častíc dispergovanej fázy je znázornená na obr. 8.32.
Plocha obdĺžnika sa rovná podielu častíc, ktorých veľkosti ležia v rozsahu a, celá plocha pod distribučnou krivkou sa rovná jednej. Čím menší je rozsah a, čím presnejšie krivka odráža distribúciu veľkosti častíc. Tieto typy kriviek môžu byť symetrické, nesymetrické (ako na obrázku 8.32) alebo môžu mať dokonca viacero vrcholov.
Brownov pohyb zabraňuje sedimentácii (usadzovaniu) častíc pôsobením gravitácie a je jedným z dôvodov stability rozptýlených systémov. Vďaka Brownovmu pohybu sú častice v závislosti od ich hmotnosti (a hustoty) rozložené v gravitačnom poli do výšky
(obr. 8.33). Toto rozloženie častíc sa nazýva sedimentačná rovnováha. Nachádza sa v kvapalných a vzduchových médiách. Na dne nádoby s kvapalinou alebo zásobníkom sa hromadia častice s väčšou hmotnosťou.
 |
Ryža. 8.33.
|
Po odstránení sedimentačnej rovnováhy miešaním sa systém po chvíli opäť vráti do pôvodného stavu. Rýchlosť nastolenia sedimentačnej rovnováhy je nízka a môže nastať v priebehu niekoľkých dní, ale potom sa bude udržiavať, kým nedôjde k deštrukcii sólu.
Ak sa po ustálení sedimentačnej rovnováhy v kadičke (alebo zásobníku) odoberie kvapalina z tenkej vrstvy roztoku medzi jednotlivými vzdialenosťami h 2 a h 1 zospodu (alebo z povrchu), potom je možné posúdiť počet a hustotu častíc v rôznych vrstvách disperzného média a vyčleniť častice s podobnou veľkosťou alebo hustotou.
