Læsning til dette afsnit

Petrucci: Kapitel 13 (afsnit 1 – 6)

Introduktion

Løsninger er homogene blandinger af mere end ét stof. Ordet homogen indebærer, at blandingen er en enkelt fase, hvor egenskaberne vil være de samme, uanset hvor en prøve tages.

Vi kan bekræfte, at en blanding af mere end én komponent er en opløsning, de fleste gange ved blot at se på vores blanding. Hvis vi kan se igennem blandingen (Clear), så er den højst sandsynligt en enkelt fase, hvilket betyder en opløsning. Hvis blandingen er uigennemsigtig, så er der sandsynligvis to eller flere faser, som ikke blander sig med hinanden og derfor spreder lyset, hvilket gør den uklar. Æblejuice er således en opløsning, mens mælk indeholder vand, oliedråber og nogle mælkefibre, som alle er i suspension, men ikke opløses i hinanden. Vi kan se dette bedre, hvis vi lader uhomogoniseret mælk sidde et stykke tid. Fløden (olierne) vil stige op til toppen og efterlade en mere gennemskinnelig væske (hovedsagelig vand med nogle opslæmmede faste stoffer, kaldet smørmælk) nedenunder. Med yderligere fysisk behandling (f.eks. centrifuge) kan vi adskille mælkens bestanddele endnu mere. Det er klart, at den blanding, vi så som “mælk”, ikke var en opløsning, selv om der kan have været nogle komponenter i den, der var det (f.eks. flere end én type olie opløst i hinanden for at gøre olien til en del af cremen.

Når du foretager observationer af væskeblandinger i et laboratorium, er det derfor vigtigt at angive farven (rød, blå, pink…), men også klarheden (klar, uigennemsigtig, uklar, mælkeagtig…) af den væskeprøve, du beskriver. Æblesaft er således en klar og gul opløsning, mens mælk er en uigennemsigtig, hvid blanding. Observationen af klarheden gør det muligt for os at sige med sikkerhed, at æblejuicen er en enkelt fase og derfor er en opløsning, mens mælken ikke er en enkelt fase og derfor ikke er en enkelt opløsning.

Løsninger kan være faste, flydende eller gasformige (flydende løsninger er mest interessante for kemikere).

Gasfase

Gasfaseopløsninger dannes let fra enhver blanding af gasser, da gasens molekyler så sjældent interagerer med hinanden. Hvis gasblandingen faktisk ikke reagerer, vil der næsten helt sikkert blive dannet en gasfaseopløsning (i hvert fald ved stuetemperatur og tryk)

Væskefase

I væskefasen er molekylerne så tæt på hinanden, at de intermolekylære kræfter bliver vigtige. I denne fase vil der kun dannes en opløsning mellem (f.eks.) to arter A og B, hvis de intermolekylære kræfter A—A, B—B og A–B er omtrent de samme.

For eksempel er hexan og heptan to ikke-polære væsker. De intermolekylære kræfter i hver af disse rene væsker er primært dispersionskræfter, som skyldes midlertidige dipoler. Disse kræfter er ret svage. De intermolekylære kræfter, der ville eksistere mellem hexan og heptan, ville imidlertid også primært være dispersionskræfter af natur. Der vil derfor blive dannet en flydende opløsning. De to væsker siges at være fuldstændig blandbare i hinanden.

Hvis de kræfter, som et af molekylerne har for sin egen art, er meget større end for det andet, kan der ikke dannes en opløsning. Tag f.eks. vand og hexan. Vand er et polært molekyle, og derudover binder det sig til andre vandmolekyler med hydrogenbindinger. Det er to stærkere (og stærkeste) af de intermolekylære kræfter (sammenlignet med dispersionskræfter). Hexan kan derimod ikke blive involveret i nogen af disse to typer vekselvirkninger og vil derfor ikke blande sig med vand. Disse to væsker siges at være umiskelige med hinanden.

Fast fase (krystaller)

I fast fase er ikke alene de intermolekylære kræfter meget veldefinerede, men krystallerne af faste stoffer danner stive arrangementer af atomer, hvis indbyrdes afstand er ganske regelmæssig. For at en anden type molekyle kan passe ind, skal det være af samme størrelse og form som værtsmolekylerne (eller -atomerne).

Fælles faste “opløsninger” af denne type findes bl.a. i ædelsten og i metallegeringer.

Sammensætning af opløsninger:

Molaritet

Der er flere almindelige metoder til at oplyse om sammensætningen af de opløsninger, vi har med at gøre. Hvilken metode vi anvender, afhænger i høj grad af, hvad vi vil bruge den til. I de fleste relativt fortyndede opløsninger, hvor vi har brug for hurtige og nemme beregninger, der relaterer antallet af mol i opløsningen til volumenet, bruger vi molaritet. Koncentrationen i molaritet kan beregnes som:

\

hvor n = antal mol af opløst stof og V = opløsningens volumen. Dette giver os en koncentration i enhederne :
M ≡ mol × liter-1 eller mol × L-1.

Vær forsigtig med ligninger. Eleverne forveksler ofte variabelsymboler, der anvendes i ligninger, med enhedssymboler, der anvendes i beregningerne. Dette er et eksempel herpå. Ligningen her har ikke bogstavet M som en variabel. M med store bogstaver bruges som variabel andre steder til at repræsentere molarmassen, så det bør ikke bruges i denne ligning til at repræsentere koncentrationen. Variablen C bruges til at repræsentere koncentration i alle enheder, og her står CM for koncentration i molaritet. Symbolet for koncentrationsenheder kaldet molaritet er et kursiveret stort M , som vi bruger som en genvej til de fuldt ud skrevne enheder af mol af opløst stof pr. liter opløsning (eller bare mol/L),

For eksempel:

En prøve på 0,243 mol af en tør pulverformet forbindelse er opløst i 1,45 L af et flydende opløsningsmiddel. Hvad er den molære koncentration af opløsningen?

Vi kan bruge ovenstående ligning til at løse dette med et forbehold. Volumen i ligningen skal være liter opløsning, men det volumen, der er angivet i dette eksempel, er liter af opløsningsmidlet. Vi kan ikke bare bruge det ene volumen i stedet for det andet som en generel regel. I dette tilfælde tilføjer vi imidlertid en lille mængde af en forbindelse til et stort volumen væske, så selv om væskevolumenet må have ændret sig, har det ikke ændret sig meget. Hvis vi antager, at ændringen er ubetydelig, dvs. at opløsningens volumen er lig med opløsningsmidlets volumen, kan vi fortsætte.

Vi kunne alternativt (min egentlige præference) blot have regnet ud, hvordan vi skulle gøre dette ved hjælp af dimensionsanalyse. Da vi ved, at de endelige koncentrationsenheder, vi ønsker, er mol pr. liter, dividerer vi simpelthen antallet af mol af opløst stof med opløsningens volumen i liter, og presto! samme svar uden nogen ligning, som vi skal huske.

Den eneste ulempe ved at bruge molaritet er, at volumenet af opløsningsmiddel ikke nødvendigvis er volumenet af opløsning, og derfor skal vi måle mængden af opløst stof før blanding, men måle volumenet af opløsning efter blanding og derefter beregne. Molaritetskoncentrationer er meget nyttige til eksperimenter, hvor vi foretager volumetriske målinger. Titreringer er et godt eksempel på et forsøg, hvor molaritet er den mest praktiske enhed at anvende. Ved en titrering måler vi en mængde opløsning, der er tilsat fra en burette, og kan hurtigt beregne antallet af mol, vi har tilsat.

\

Sluttelig vil jeg gentage: Brug dimensionsanalyse til at finde ud af, hvordan man gør det, i stedet for at lære disse ligninger udenad. Når du først forstår de faktiske tal, du skal bruge for n og for V, har du ikke længere brug for ligningen.

Molalitet

I nogle tilfælde er det ikke let at måle volumen af opløsninger efter blanding, eller måske er det bare ikke vigtigt. I sådanne tilfælde er molaritet måske ikke et nyttigt enhedssæt at bruge. Et alternativt enhedssæt for koncentration er molalitet. Molalitet er ikke en volumetrisk enhed og ville ikke være nyttig i situationer, hvor vi har brug for at måle volumen af flydende opløsninger. Den er imidlertid meget nyttig i situationer, hvor vi blot har brug for at skabe opløsninger med kendte koncentrationer. Enheden for molalitet er mol af opløst stof pr. kg opløsningsmiddel. Vi bruger en genvej med kursiveret m med små bogstaver for molal. Dette sæt enheder betyder, at vi hurtigt kan måle både den opløste stof og opløsningsmidlet gravimetrisk, blande dem sammen og få en opløsning med en let beregnelig koncentration i molalitetsenheder.

\

Her er Cm den variabel, der repræsenterer koncentrationen i molalitet (lille m) n er mol af den opløste stof, som det var i definitionen af molaritet, og variablen m er massen af opløsningsmidlet (i kg).

Bemærk, at bogstavet m bruges på to måder her. Som variabel repræsenterer m opløsningsmidlets masse i kg, men som enhed er m symbolet for molalitet. Enheden, der er knyttet til koncentrationsvariablen Cm, er m, som er den forkortelse, der repræsenterermol opløst stof pr. kg opløst stof (eller blot mol/kg).

Eksempel:

Hvad er molalkoncentrationen af en opløsning, der dannes ved at tilsætte 0.213 g oxalsyre (COOH)2 til 1200 g vand?

Den ligning, vi skal bruge, er:

\

Vi skal bruge antallet af mol, n, af den opløste stof, oxalsyre. Vi kan bruge den molare masse af oxalsyre til at omregne g til mol oxalsyre.

\

Nu kan vi beregne koncentrationen af opløsningen

\

Molbrøkdel

Skalaer som molaritet og molalitet er kun nyttige i tilfælde af relativt fortyndede opløsninger, hvor en af arterne klart er den mest talrige (betegnet opløsningsmidlet) og den anden er i relativt små proportioner (opløsningsstoffet). Det meste af opløsningers koncentrationsområde er ikke tilgængeligt ved hjælp af denne type teminologi. Hvad hvis vi har en opløsning bestående af lige mange mol af A og B? Hvilken er den opløste stof? Hvilken er opløsningsmidlet?

En målestok, der fungerer for ethvert koncentrationsområde og ikke kræver nogen skelnen mellem opløser og opløsningsmiddel, er molbrøken $\chi$, når vi diskuterer opløsninger, der dannes over et bredt koncentrationsområde. For denne koncentrationsvariabel bruger vi det græske bogstav chi ( $\chi$, ikke stort X), som svarer til vores bogstav C. Vi skelner dog ofte ikke

Molefraktion af en komponent (i) i en blanding af flere komponenter (I er antallet af komponenter) er defineret som

\

hvor $\chi_i$ er molbrøken af komponent i, ni er antallet af mol af komponent i, og $n_T\;=\;\sum_i^I n_i$ er det samlede antal mol i opløsningen. Hver komponents molbrøk $\chi_i$ kan have en værdi mellem 0 og 1, hvor 0 betyder, at der ikke er nogen forbindelse i i opløsningen, og 1 betyder, at opløsningen består 100 % af forbindelse i. Summen af alle molbrøker skal altid være lig med 1, $\sum_i^I \chi_i\;=\;1$ .

Tilbage til toppen

Væske-damp-ligevægt

I en ideel opløsning af to komponenter A og B er de intermolekylære kræfter mellem molekylerne A—A, B—B og A—B alle identiske. I virkeligheden kan vi aldrig få dette til at ske, men vi kan finde løsninger, hvor kræfterne er meget tæt på at være lige store. Et eksempel på en blanding, der danner næsten ideelle løsninger, er hexan og heptan. Disse to “straight-chain”-kulbrinter har samme molekylmasse (de har henholdsvis seks og syv kulstofatomer i længden). De er begge upolære og kan derfor kun interagere ved hjælp af intermolekylære kræfter af dispersionstypen.

Omgå en blanding af hexan (A) og heptan (B). Da begge disse væsker er flygtige, forventer vi, at opløsningen også vil have et damptryk. Dampen vil bestå af en blanding af de to gasser. Det samlede tryk i denne blanding er i henhold til Daltons lov:

P*Soln = pA + pB {summen af partialtrykkene}

For ideelle opløsninger kan vi bestemme partialtrykskomponenten i en damp i ligevægt med en opløsning som en funktion af molbrøken af væsken i opløsningen. Dette er Raoults lov:

pA = xAP*A og pB = xBP*B

Substituerer vi i den første ligning, får vi,

P*Soln = xAP*A + xBP*B eller
P*Soln = xAP*A + (1-xA)P*B
= P*B + xA(P*A – P*B )

Fra denne sammenhæng, ser vi, at damptrykket i en opløsning af A og B er en lineær funktion af molbrøken af A (eller af B), hvor P*B er skæringspunktet og P*A – P*B er hældningen.

Den damp, der samler sig over opløsningen, vil have en sammensætning, der ikke nødvendigvis er den samme som væskens sammensætning. Den mere flygtige komponent fordamper lettere og vil derfor have en højere molbrøkdel i dampfasen end i den flydende fase.
Vi kan skrive

Molbrøkdel af A i dampfasen = yA

Molbrøkdel af B i dampfasen = yB

Vi kan beregne disse værdier ud fra opløsningskoncentrationerne ved hjælp afDaultons lov som følger.

Dampsammensætningskurven kan plottes som vist i nedenstående figur. Den ene (den lige linje) er opløsningens damptryk i forhold til væskesammensætningen xA, og den anden (den kurvede linje) er det samme damptryk i opløsningen, men plottet som en funktion af dampsammensætningen yA. Den kan opfattes som en linje, der trækker væskelinjen til højre (mod den mere flygtige væske A). Vandrette bindelinjer forbinder de to kurver, således at væskesammensætningenxA og den tilsvarende dampsammensætning yA kan bestemmes for ethvert givet damptryk, som angivet med pilene i figurerne.

Normalt udfører vi ikke eksperimenter med konstant temperatur, som det syntes at være angivet i de to foregående figurer og den tilsvarende diskussion. At gøre det ville kræve komplicerede trykmålingsapparater, forseglede stive beholdere og apparater med konstant temperatur. Vi kan meget nemmere foretage en måling af temperaturen ved et fast tryk (f.eks. en bar) som funktion af molbrøken. Vi vil således få et diagram over opløsningens kogepunkt som en funktion af opløsningens molbrøkdel. Hertil kan vi tilføje et diagram over dampsammensætningen. Denne kurve kan beregnes ved hjælp af begreber, der er meget lig dem, der er diskuteret ovenfor for tilfælde med konstant temperatur. Den resulterende kurve (se nedenfor) er forskudt i retning af den højere damptrykskomponent, ligesom det var tilfældet i diagrammet ovenfor.

I dette tilfælde, da vi allerede ved, at damptrykket ikke er en lineær funktion af temperaturen (jf. Clausius-Clapeyron-ligningen), forventer vi ikke en retlinet graf over kogepunktet som funktion af sammensætningen. For en ideel opløsning er linjens krumning imidlertid kun lille.

Lad os undersøge bindelinjen nærmere. Grafen “T vs. molbrøk A” ovenfor har tre områder i den.

1. Over kurverne, er der en enkelt fase. Ved enhver temperatur og molbrøktilstand befinder alle komponenter sig i dampfasen.
2. Under kurven er der en enkelt fase. Ved enhver temperatur og molbrøktilstand under kurverne er alle komponenter i flydende fase.
3. I enhver temperatur/sammensætningssituation mellem de to linjer er der to faser, der er i ligevægt med hinanden. Den ene er en gasfase med komponentmolfraktionerne yi. Den anden er en flydende fase med komponentmolfraktioner xi.

For enhver forsøgsopstilling, som har et temperatur-/kompositionspunkt, der ligger mellem de to faser, kan vi beregne de relative mængder (det samlede antal mol) af de to faser ved hjælp af de relative længder af de uafbrydelige linjesegmenter på hver side af punktet. Nedenstående diagram er en forstørrelse af bindelinjeområdet i den foregående figur; den blå linje repræsenterer den flydende opløsningssammensætning, den grønne linje er dampsammensætningen. Den lodrette akse er temperaturen, og den vandrette akse er molbrøken af komponent A i en tokomponentblanding af A og B. Den lodrette lilla linje repræsenterer den samlede molbrøk i systemet (både i væske- og dampfasen). Den lodrette position af bindelinjen repræsenterer systemets temperatur.

I henhold til løftestangsreglen (som først blev udviklet til virkelige løftestænger, men som også virker her) er længden af segmentet gange antallet af mol af segmentet for den ene side lig med længden gange mol af den anden side.

n1 × L1 = n2 × L2

ved at omarrangere dette lidt, kan vi bestemme forholdet mellem mol af væske n1 og mol af damp n2 ved hjælp af længderne L1 og L2 på følgende måde:

\

Dette giver mening, hvis vi ser på grafen. Hvis L1 er kortere end L2 (som illustreret), er systemets samlede sammensætning tættere på væskefasens sammensætning end på dampfasens sammensætning. Det betyder, at de fleste mol af stoffet befinder sig i væskefasen.

Eksempel: Et lukket system, der indeholder to flygtige blandbare væsker A og B, får lov til at nå ligevægt. Det samlede antal mol i systemet er 1,32 mol. Ved ligevægt befinder 0,36 mol sig i dampfasen. Hvad er forholdet mellem længderne af linjestykker L1 og L2 i et bindelinjediagram som vist ovenfor?

mol væske (n1) = antal mol i alt (nT)- mol damp (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

\

Så forholdet mellem de to linjestykker vil være 2,66. Eller, L2 er 2,66 gange længere end L1.

Tilbage til toppen

Destillation

Hvis vi skulle opsamle al damp over væsken ved kogepunktet og derefter kondensere den, ville vi få en væske, der havde et højere indhold af den mere flygtige komponent end udgangsmaterialet. Hvis vi derefter koger denne væske igen, vil vi igen øge den mere flygtige komponent i det resulterende destillat. Ved gentagne trin med kogning, kondensering og kogning igen kan vi til sidst adskille de to komponenter fuldstændigt. Dette ville dog kræve et uendeligt antal trin.

Tilbage til toppen

Azeotroper

Vi har en mere kompliceret situation i tilfælde af to væsker, A og B, der blandes fuldstændigt, men hvor styrkerne af de intermolekylære kræfter er meget forskellige. Der er to muligheder:

1. De gennemsnitlige intermolekylære kræfter i opløsningen er stærkere end i de enkelte væsker
2. De gennemsnitlige intermolekylære kræfter i opløsningen er svagere end i de enkelte væsker.

Da de intermolekylære kræfter, der holder en væske sammen, bestemmer damptrykket (og dermed væskens kogepunkt), kan vi forudsige, at i det første tilfælde (1) bør opløsningens forventede kogepunkt være højere end den ene af de to rene væskers, mens opløsningen i det sidste tilfælde (2) vil koge ved en lavere temperatur end kogepunktet for en af de to rene væsker.

Og tænk på en opløsning af benzen og ethanol. Benzen og ethanol er fuldt blandbare, men de intermolekylære kræfter i opløsningen er mindre end i de enkelte væsker. Da de kræfter, der holder molekylerne sammen, er mindre, er den energi (temperatur), der er nødvendig for at bryde disse kræfter, mindre. Derfor forventer vi, at der vil være et minimum på kogepunktskurven (se figuren nedenfor). Ved opløsningens minimale kogepunkt (molbrøkdel af ethanol = 0,46) finder vi også, at dampens sammensætning er identisk med væskens sammensætning. Dette kaldes en azeotrop blanding, og det særlige punkt på kogepunktskurven kaldes azeotropen.

En maksimalt kogende azeotrope opstår, når de intermolekylære kræfter i blandingen er stærkere end de enkelte væsker. Dette resulterer i en blanding med et højere kogepunkt (lavere damptryk) end de enkelte. I dette tilfælde har damp i ligevægt med væsken sammensætninger væk fra den azeotropiske blandingssammensætning, hen imod ren væske.

Tilbage til toppen

Solid væske ligevægt

Hvis man afkøler en opløsning tilstrækkeligt, vil den fryse. Hvis man tillader, at frysningen sker langsomt nok, vil det faste stof, der krystalliserer ud, være rent. Den temperatur, ved hvilken opløsningen begynder at fryse, afhænger af opløsningens sammensætning. Tag f.eks. en blanding af eddikesyre og vand. Rent vand fryser ved 0ºC, og ren eddikesyre fryser ved +16,6ºC. Med henblik på den følgende illustration vil jeg gerne tydeliggøre forskellen mellem ordet tilstand og ordet fase.

• En tilstand er en af tre tilstande, fast stof, væske eller gas. Der skelnes ikke mellem det materiale, der befinder sig i denne tilstand.

• En fase repræsenterer en tilstand, hvor sammensætningen af materialet i den pågældende tilstand er specificeret.

Fasediagrammet ovenfor viser fire forskellige farvekodede områder.

• Det gule område er en enfaset flydende opløsning.
• Det blå område repræsenterer et område med en enkelt tilstand, men med to faser, hvor fast is og faste eddikesyrekrystaller er blandet (kan være en fast opløsning eller ej, antager det ikke).
• Det røde område repræsenterer en totilstandsligevægt mellem ren fast is og en opløsning, hvor opløsningens sammensætning for en given temperatur er repræsenteret ved placeringen af den linje, der adskiller de røde fra de gule områder.
• Det violette område repræsenterer en totilstandsligevægt mellem ren fast eddikesyre i fast form og en opløsning, hvis sammensætning (for en given temperatur) er repræsenteret ved placeringen af den linje, der adskiller de violette og gule områder.

Skæringspunktet mellem den rød-gule grænse og den violet-gule grænse repræsenterer det eutektiske punkt. Dette repræsenterer den laveste smeltepunktssammensætning for denne opløsning. For eddikesyre, vand ligger dette punkt ved en temperatur på -26,7ºC. Under denne temperatur er enhver blanding af is og eddikesyre fast.

Dette diagram kan bruges til at forklare flere former for fænomener.

Sæt, at en flydende opløsning af med en molbrøk af eddikesyre = 0,1 afkøles langsomt, startende fra stuetemperatur. Hvilke faseovergange vil der ske efterhånden som afkølingen skrider frem. Følg den lodrette linje (markeret med en asterisk) ved x = 0,1.

• Den første faseændring sker ved den temperatur, der svarer til det punkt, hvor den lodrette linje krydser ind i det røde område. Ved denne temperatur begynder is at krystallisere ud af opløsningen. Herved fjernes vand fra opløsningen, hvilket gør den mere koncentreret i eddikesyre. Derfor sænkes frysepunktet. Denne proces fortsætter, efterhånden som temperaturen sænkes, således at opløsningens sammensætning følger den rød-gule grænse ned til det eutektiske punkt.
• Under det eutektiske punkt krystalliserer både is og fast eddikesyre.

Vi bruger disse egenskaber i vores hverdagserfaringer, f.eks. i kølerne i biler putter vi en blanding af ethylenglykol og vand. De korrekte proportioner af disse to forbindelser kan give en opløsning, der fryser ved temperaturer helt ned til -50ºC. Selv hvis den fryser, vil det ske langsomt, idet frysepunktet sænkes i takt med, at det sker, og der dannes en slamagtig blanding i stedet for en enkelt fast fase. Selv ved ekstremt kolde temperaturer som dem, der findes i det nordlige Canada, vil blandingen af kølevæske derfor flyde gennem motoren og ikke stoppe den til.

Se på diagrammet igen. Hvis vi laver et forsøg ved 10ºC (under smeltepunktet for ren eddikesyre), hvor vi starter med rent vand og langsomt tilsætter krystaller af eddikesyre, kan vi spore udviklingen langs den blå stiplede linje.

I første omgang opløses eddikesyren i vandet. Efterhånden som andelen af eddikesyre stiger, når vi det punkt, hvor den stiplede linje krydser ind i det lilla område. Ud over den lilla-gule grænse vil vi se krystaller af eddikesyre, der sidder i bunden af bægerglasset. Opløsningen vil være mættet (i ligevægt), og uanset hvor meget mere eddikesyre fast stof vi tilføjer til bægerglasset, vil der ikke være nogen yderligere nettoforøgelse af den mængde, der vil blive opløst. Hvis vi imidlertid hæver temperaturen til stuetemperatur, vil vi se resten af eddikesyren blive opløst, da vi går tilbage til det gule område på fasediagrammet. Vi kan derfor bruge diagrammet til at bestemme opløseligheden (koncentrationen ved ligevægt) af eddikesyre i vand ved enhver given temperatur.

Alle fasediagrammer af denne art har de samme træk. De rene væsker har karakteristiske smeltepunkter, og det eutektiske punkt repræsenterer den laveste smeltepunktssammensætning i opløsningen. Der er altid de samme fire områder, og altid kan vi forklare fryse-/opløsningsprocesserne ved hjælp af disse diagrammer.

I organisk kemi bruger vi ofte opløsningernes egenskaber til at fortælle, om vi har udskilt en ønsket forbindelse korrekt. I de synteseksperimenter, som du laver i laboratoriet, tester du f.eks. renheden af de krystaller, du laver, ved at måle deres smeltepunkt. Hvis dine krystaller smelter ved den korrekte temperatur ved en veldefineret temperatur, så er dine krystaller sandsynligvis tæt på at være rene. Hvis de derimod smelter over et stort temperaturområde eller et godt stykke under det korrekte smeltepunkt, kan du være sikker på, at dine krystaller ikke er særlig rene.

Tilbage til toppen

Løselighed

Sommetider har de komponenter, der blandes for at danne opløsningerne, smeltepunkter, der er meget forskellige. Tag f.eks. blandingen af vand og et salt som KCl. Saltet smelter ved en meget høj temperatur (770 ºC). Den eneste del af fasediagrammet, som er af interesse for os, er den del, der er vist i figuren ovenfor. De samme fire områder er synlige, som vi bemærkede i fasediagrammet for vand/eddikesyre. I dette tilfælde ser vi dog kun på relativt lave koncentrationer af KCl i vand.

Lad os følge fra (venstre til højre) den vandrette linje, der repræsenterer stuetemperatur. Når vi tilsætter salt til vores vand, opløses saltet i første omgang. Salt vil fortsætte med at opløses, så længe koncentrationen er i den gule zone. Til sidst opløses saltet ikke længere, det lægger sig blot på bunden af bægerglasset. Den opløsningskoncentration, der er i ligevægt med det faste salt, er repræsenteret ved skæringspunktet mellem den vandrette linje og den lilla-gule grænselinje. Dette er saltets opløselighed i molbrøk. Normalt måler vi opløseligheden i mol opløst stof pr. liter opløsning. Vi kan let omregne den bestemte molbrøk her til mere almindelige enheder, f.eks. molaritet. Vi kan let se, at når opløsningens temperatur øges, stiger opløseligheden også.

Vi kan også se, at når saltet tilsættes til vandet, ligesom i det foregående tilfælde, sænkes vandets smeltepunkt. Derfor sænkes smeltepunktet ved at tilsætte salt til is på fortove og veje, og isen smelter (forhåbentlig). I mange dele af Canada, f.eks. i Saskatchewan, er temperaturen om vinteren ofte langt under det punkt, hvor salt vil gøre nogen gavn (~-20ºC), og derfor bruges det sjældent der.

Tilbage til toppen

Henrys lov

Den almindelige erfaring fortæller os, at gasser også opløses i væsker. F.eks. kan fisk leve under vand ved at udskille opløst ilt fra vandet ved hjælp af deres gæller. Hvis vandet bliver stillestående og indholdet af opløst ilt reduceres på grund af manglende luftning (opblanding med luft), kan mange fiskearter ikke leve i det. Andre arter har udviklet særlige håndteringsmekanismer til at håndtere det lave iltindhold … Men det er en anden historie.

Vi ser også virkningen af gas opløst i væske, når vi åbner en kulsyreholdig drik. Drikkevaren har kuldioxid opløst i sig, og mens dåsen (eller flasken) er lukket, er trykket af gassen over væsken i ligevægt med den opløste gasopløsning. Dette er naturligvis damptrykket for CO2 i opløsningen. Når dåsen åbnes, frigives CO2, hvis damptryk er højere end det normale omgivelsestryk, til atmosfæren, og væsken begynder at boble, da den opløste CO2 begynder at udvikle sig tilbage til gasfasen. Hvis vi ryster dåsen, før vi åbner den, øges CO2-trykket over væsken mærkbart, hvorfor?

Vi kan se af dette sæt observationer, at mængden af opløst gas i en væske er afhængig af to ting. Den første er partialtrykket af gassen over væsken. Det andet er gassens opløsningshastighed/udviklingshastighed.

Vi vil kun beskæftige os med den første mulighed og antager, at der er gået nok tid til at opnå ligevægt.

Henry’s lov udtrykker matematisk det, vi har set eksperimentelt,

\