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Petrucci: Kapitel 13 (Abschnitte 1 – 6)

Einleitung

Lösungen sind homogene Gemische aus mehr als einem Stoff. Das Wort homogen bedeutet, dass das Gemisch eine einzige Phase ist, in der die Eigenschaften gleich sind, egal wo eine Probe entnommen wird.

Wir können bestätigen, dass ein Gemisch aus mehr als einer Komponente eine Lösung ist, indem wir unser Gemisch meistens einfach betrachten. Wenn wir durch das Gemisch hindurchsehen können (klar), handelt es sich höchstwahrscheinlich um eine einzige Phase, also eine Lösung. Wenn das Gemisch undurchsichtig ist, gibt es wahrscheinlich zwei oder mehr Phasen, die sich nicht miteinander vermischen und daher das Licht streuen, wodurch es trübe wird. Apfelsaft ist also eine Lösung, während Milch Wasser, Öltröpfchen und einige Milchbestandteile enthält, die alle in Suspension sind, sich aber nicht ineinander auflösen. Wir können dies besser sehen, wenn wir unhomogonisierte Milch eine Weile stehen lassen. Der Rahm (die Öle) steigt nach oben und hinterlässt eine eher durchsichtige Flüssigkeit (hauptsächlich Wasser mit einigen suspendierten Feststoffen, die so genannte Buttermilch). Durch weitere physikalische Behandlung (z. B. Zentrifuge) können wir die Bestandteile der Milch noch weiter trennen. Das Gemisch, das wir als „Milch“ gesehen haben, war eindeutig keine Lösung, auch wenn es einige Bestandteile gegeben haben mag, die es waren (z. B. mehrere Ölsorten, die sich ineinander aufgelöst haben, um das Öl zu einem Teil der Creme zu machen.

Wenn du in einem Labor Beobachtungen von Flüssigkeitsgemischen machst, ist es daher wichtig, die Farbe (rot, blau, rosa…), aber auch die Klarheit (klar, undurchsichtig, trüb, milchig…) der Flüssigkeitsprobe anzugeben, die du beschreibst. So ist Apfelsaft eine klare, gelbe Lösung, während Milch eine undurchsichtige, weiße Mischung ist. Die Beobachtung der Klarheit erlaubt es uns, mit Sicherheit zu sagen, dass der Apfelsaft einphasig und daher eine Lösung ist, während die Milch nicht einphasig und daher keine Lösung ist.

Lösungen können fest, flüssig oder gasförmig sein (flüssige Lösungen sind für Chemiker am interessantesten).

Gasphase

Gasphasenlösungen lassen sich leicht aus jedem Gasgemisch bilden, da die Moleküle des Gases so selten miteinander wechselwirken. Wenn das Gasgemisch nicht reagiert, bildet sich mit ziemlicher Sicherheit eine Gasphasenlösung (zumindest bei Raumtemperatur und -druck)

Flüssigphase

In der Flüssigphase sind die Moleküle so nahe beieinander, dass zwischenmolekulare Kräfte wichtig werden. In dieser Phase bildet sich nur dann eine Lösung zwischen (sagen wir) zwei Spezies A und B, wenn die zwischenmolekularen Kräfte A—A, B—B und A–B annähernd gleich groß sind.

Zum Beispiel sind Hexan und Heptan zwei unpolare Flüssigkeiten. Die zwischenmolekularen Kräfte in jeder dieser reinen Flüssigkeiten sind in erster Linie Dispersionskräfte, die auf temporäre Dipole zurückzuführen sind. Diese Kräfte sind recht schwach. Die zwischenmolekularen Kräfte, die zwischen Hexan und Heptan bestehen würden, wären jedoch ebenfalls in erster Linie Dispersionskräfte. Daher wird sich eine flüssige Lösung bilden. Man sagt, die beiden Flüssigkeiten seien vollständig miteinander mischbar.

Wenn die Kräfte eines der Moleküle für seine eigene Art viel größer sind als für das andere, kann sich keine Lösung bilden. Nehmen wir zum Beispiel Wasser und Hexan. Wasser ist ein polares Molekül und außerdem bindet es sich an andere Wassermoleküle mit Wasserstoffbrückenbindungen. Dies sind die beiden stärksten (und stärksten) zwischenmolekularen Kräfte (im Vergleich zu den Dispersionskräften). Hexan hingegen kann sich auf keine dieser beiden Arten von Wechselwirkungen einlassen und wird sich daher nicht mit Wasser vermischen. Man sagt, dass diese beiden Flüssigkeiten nicht miteinander mischbar sind.

Feste Phase (Kristalle)

In der festen Phase sind nicht nur die zwischenmolekularen Kräfte sehr gut definiert, sondern die Kristalle des Festkörpers bilden starre Anordnungen von Atomen, deren Abstände recht regelmäßig sind. Damit eine zweite Art von Molekül hineinpasst, muss es eine ähnliche Größe und Form wie die Wirtsmoleküle (oder Atome) haben.

Gebräuchliche feste „Lösungen“ dieser Art findet man unter anderem in Edelsteinen und in Metalllegierungen.

Zusammensetzung von Lösungen:

Molarität

Es gibt mehrere gängige Methoden zur Angabe der Zusammensetzung von Lösungen, mit denen wir es zu tun haben. Welche Methode wir verwenden, hängt weitgehend von der Anwendung ab, die wir vornehmen wollen. Bei den meisten relativ verdünnten Lösungen, bei denen wir schnelle, einfache Berechnungen benötigen, die die Anzahl der Mole in der Lösung mit dem Volumen in Beziehung setzen, verwenden wir die Molarität. Die Konzentration in Molarität kann wie folgt berechnet werden:

\

wobei n = Anzahl der Mole des gelösten Stoffes und V = Volumen der Lösung. Daraus ergibt sich die Konzentration in der Einheit :
M ≡ mol × Liter-1 oder mol × L-1.

Seien Sie vorsichtig mit Gleichungen. Schüler verwechseln oft die Variablensymbole in Gleichungen mit den Einheitensymbolen in den Berechnungen. Dies ist ein typisches Beispiel. Die Gleichung hier enthält nicht den Buchstaben M als Variable. Der Großbuchstabe M wird an anderer Stelle als Variable für die molare Masse verwendet und sollte daher in dieser Gleichung nicht für die Konzentration verwendet werden. Die Variable C wird verwendet, um die Konzentration einer beliebigen Einheit darzustellen, und hier steht CM für die Konzentration in Molarität. Das Symbol für Konzentrationseinheiten, genannt Molarität, ist ein kursiv geschriebenes, großes M , das wir als Abkürzung für die vollständig ausgeschriebenen Einheiten von Molen gelöster Stoffe pro Liter Lösung (oder einfach mol/L) verwenden,

Zum Beispiel:

Eine Probe von 0,243 Molen einer trockenen, pulverförmigen Verbindung wird in 1,45 L eines flüssigen Lösungsmittels aufgelöst. Wie hoch ist die molare Konzentration der Lösung?

Wir können die obige Gleichung verwenden, um dies zu lösen, allerdings mit einer Einschränkung. Das Volumen in der Gleichung sollte eigentlich Liter der Lösung sein, aber das in diesem Beispiel angegebene Volumen sind Liter des Lösungsmittels. Wir können nicht einfach das eine Volumen anstelle des anderen als allgemeine Regel verwenden. In diesem Fall geben wir jedoch eine kleine Menge einer Verbindung zu einem großen Flüssigkeitsvolumen hinzu, so dass sich das Flüssigkeitsvolumen zwar verändert haben muss, aber nicht sehr stark verändert hat. Wenn wir davon ausgehen, dass die Änderung vernachlässigbar ist, d.h. dass das Volumen der Lösung gleich dem Volumen des Lösungsmittels ist, können wir fortfahren.

\

\

Wir hätten alternativ (was ich eigentlich bevorzuge) einfach herausfinden können, wie wir dies mit Hilfe der Dimensionsanalyse tun können. Da wir wissen, dass die endgültigen Konzentrationseinheiten Mol pro Liter sind, dividieren wir einfach die Anzahl der Mole des gelösten Stoffes durch das Volumen der Lösung in Litern und schon haben wir die gleiche Antwort, ohne eine Gleichung auswendig lernen zu müssen.

Der einzige Nachteil bei der Verwendung der Molarität ist, dass das Volumen des Lösungsmittels nicht notwendigerweise das Volumen der Lösung ist und wir daher die Menge des gelösten Stoffes vor dem Mischen messen müssen, aber das Volumen der Lösung nach dem Mischen messen und dann berechnen müssen. Molaritätskonzentrationen sind sehr nützlich für Experimente, bei denen wir volumetrische Messungen vornehmen. Titrationen sind ein Paradebeispiel für ein Experiment, bei dem die Molarität die am besten geeignete Einheit ist. Bei einer Titration misst man das Volumen der zugegebenen Lösung mit einer Bürette und kann schnell die Anzahl der zugegebenen Mole berechnen.

Abschließend wiederhole ich: Verwenden Sie die Dimensionsanalyse, um herauszufinden, wie man das macht, anstatt diese Gleichungen auswendig zu lernen. Wenn du einmal die tatsächlichen Zahlen verstanden hast, die du für n und V verwenden musst, brauchst du die Gleichung nicht mehr.

Molarität

In manchen Fällen ist es nicht einfach, die Volumina von Lösungen nach dem Mischen zu messen, oder vielleicht ist es einfach nicht wichtig. In solchen Fällen ist die Molarität möglicherweise keine sinnvolle Einheit, die man verwenden sollte. Eine alternative Einheit für die Konzentration ist die Molalität. Die Molalität ist keine volumetrische Einheit und eignet sich nicht für Situationen, in denen wir die Volumina von flüssigen Lösungen messen müssen. Sie ist jedoch sehr nützlich in Situationen, in denen wir einfach Lösungen mit bekannten Konzentrationen erstellen müssen. Die Einheiten der Molalität sind Mol der gelösten Substanz pro Kilogramm Lösungsmittel. Wir verwenden die Abkürzung m für molal in kursiver Kleinschrift. Diese Einheiten bedeuten, dass wir schnell sowohl den gelösten Stoff als auch das Lösungsmittel gravimetrisch messen, sie zusammenmischen und eine Lösung mit einer leicht zu berechnenden Konzentration in Molalitätseinheiten erhalten können.

\

Hier ist Cm die Variable, die die Konzentration in Molalität darstellt (Kleinbuchstabe m), n ist die Molzahl des gelösten Stoffes, wie in der Definition der Molarität und die Variable m ist die Masse des Lösungsmittels (in kg).

Beachten Sie, dass der Buchstabe m hier auf zwei Arten verwendet wird. Als Variable steht m für die Masse des Lösungsmittels in kg, aber als Einheit ist m das Symbol für die Molarität. Die Einheit, die mit der Konzentrationsvariablen Cm assoziiert ist, ist m, was die Abkürzung für Mol des gelösten Stoffes pro Kilogramm des gelösten Stoffes (oder einfach mol/kg) ist.

Beispiel:

Wie lautet die molare Konzentration einer Lösung, die durch Zugabe von 0.213 g Oxalsäure (COOH)2 zu 1200 g Wasser?

Die Gleichung lautet:

\

Wir benötigen die Molzahl n des gelösten Stoffes, der Oxalsäure. Wir können die molare Masse der Oxalsäure verwenden, um g in Mol Oxalsäure umzurechnen.

\

Nun können wir die Konzentration der Lösung berechnen

\

Molanteil

Skalen wie Molarität und Molalität sind nur bei relativ verdünnten Lösungen nützlich, bei denen eine der Spezies eindeutig am häufigsten vorkommt (als Lösungsmittel bezeichnet) und die andere in relativ geringen Anteilen (der gelöste Stoff) vorhanden ist. Der größte Teil des Konzentrationsbereichs von Lösungen ist mit dieser Art von Teminologie nicht zugänglich. Was ist, wenn wir eine Lösung haben, die aus der gleichen Anzahl von Molen von A und B besteht? Welches ist der gelöste Stoff? Welches ist das Lösungsmittel?

Ein Maß, das für jeden Konzentrationsbereich funktioniert und keine Unterscheidung zwischen gelöstem Stoff und Lösungsmittel erfordert, ist der Molenbruch $\chi$, wenn wir über Lösungen sprechen, die sich in einem breiten Konzentrationsbereich bilden. Für diese Konzentrationsvariable verwenden wir den griechischen Buchstaben chi ( $\chi$, nicht das große X), der unserem Buchstaben C entspricht. Allerdings wird diese Unterscheidung oft nicht gemacht

Der Molenbruch einer Komponente (i) in einem Gemisch aus mehreren Komponenten (I ist die Anzahl der Komponenten) ist definiert als

\

wobei $\chi_i$ der Molenbruch der Komponente i ist, ni die Anzahl der Mole der Komponente i und $n_T\;=\;\sum_i^I n_i$ die Gesamtzahl der Mole in der Lösung ist. Der Molenbruch $\chi_i$ jeder Komponente kann zwischen 0 und 1 liegen, wobei 0 bedeutet, dass keine Verbindung i in der Lösung vorhanden ist und 1 bedeutet, dass die Lösung zu 100 % aus der Verbindung i besteht. Die Summe aller Molenbrüche muss immer gleich 1 sein, $\sum_i^I \chi_i\;=\;1$ .

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Flüssigkeits-Dampf-Gleichgewicht

In einer idealen Lösung von zwei Komponenten A und B sind die zwischenmolekularen Kräfte zwischen den Molekülen A—A, B—B und A—B alle gleich. In der Realität ist dies nie der Fall, aber wir können Lösungen finden, bei denen die Kräfte nahezu gleich sind. Ein Beispiel für ein Gemisch, das nahezu ideale Lösungen bildet, sind Hexan und Heptan. Diese beiden „geradkettigen“ Kohlenwasserstoffe haben eine ähnliche Molekülmasse (sie haben sechs bzw. sieben Kohlenstoffatome in der Länge). Sie sind beide unpolar und können daher nur durch zwischenmolekulare Kräfte vom Dispersionstyp wechselwirken.

Betrachten Sie ein Gemisch aus Hexan (A) und Heptan (B). Da diese beiden Flüssigkeiten flüchtig sind, ist zu erwarten, dass auch die Lösung einen Dampfdruck hat. Der Dampf wird aus einem Gemisch der beiden Gase bestehen. Der Gesamtdruck dieser Mischung beträgt nach dem Daltonschen Gesetz:

P*Soln = pA + pB {Summe der Partialdrücke}

Für ideale Lösungen können wir die Partialdruckkomponente in einem Dampf, der sich im Gleichgewicht mit einer Lösung befindet, als Funktion des Molanteils der Flüssigkeit in der Lösung bestimmen. Dies ist das Raoultsche Gesetz:

pA = xAP*A und pB = xBP*B

Setzt man die erste Gleichung ein, erhält man,

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

Aus dieser Beziehung, sehen wir, dass der Dampfdruck einer Lösung von A und B eine lineare Funktion des Molanteils von A (oder von B) ist, wobei P*B der Achsenabschnitt und P*A – P*B die Steigung ist.

Der Dampf, der sich über der Lösung ansammelt, hat eine Zusammensetzung, die nicht unbedingt mit der der Flüssigkeit identisch ist. Die flüchtigere Komponente verdampft leichter und hat daher in der Dampfphase einen höheren Molenbruch als in der flüssigen Phase.
Wir können schreiben

Molanteil von A in der Dampfphase = yA

Molanteil von B in der Dampfphase = yB

Wir können diese Werte aus den Lösungskonzentrationen mit Hilfe des Daultonschen Gesetzes wie folgt berechnen.

Die Kurve der Dampfzusammensetzung kann wie in der folgenden Abbildung dargestellt aufgetragen werden. Es handelt sich eigentlich um zwei Diagramme, eines (die gerade Linie) ist der Dampfdruck der Lösung in Abhängigkeit von der Flüssigkeitszusammensetzung xA und das andere (die gekrümmte Linie) ist der gleiche Dampfdruck der Lösung, aber als Funktion der Dampfzusammensetzung yA aufgetragen. Man kann sich vorstellen, dass sie die Flüssigkeitslinie nach rechts zieht (in Richtung der flüchtigeren Flüssigkeit A). Horizontale Verbindungslinien verbinden die beiden Kurven, so dass für jeden gegebenen Dampfdruck die FlüssigkeitszusammensetzungxA und die entsprechende Dampfzusammensetzung yA bestimmt werden können, wie durch die Pfeile in den Abbildungen angezeigt.

Normalerweise führen wir die Experimente nicht bei konstanter Temperatur durch, wie es in den beiden vorangegangenen Abbildungen und der entsprechenden Diskussion angedeutet wurde. Dazu wären komplizierte Druckmessgeräte, versiegelte starre Behälter und Geräte mit konstanter Temperatur erforderlich. Es ist viel einfacher, die Temperatur bei einem festen Druck (z. B. einem Bar) als Funktion des Molanteils zu messen. Auf diese Weise erhält man ein Diagramm des Siedepunkts der Lösung als Funktion des Molanteils der Lösung. Dazu können wir eine Kurve der Dampfzusammensetzung hinzufügen. Diese Kurve kann mit ähnlichen Konzepten berechnet werden, wie sie oben für den Fall einer konstanten Temperatur diskutiert wurden. Die sich ergebende Kurve (siehe unten) ist in Richtung der Komponente mit dem höheren Dampfdruck verschoben, genau wie im obigen Diagramm.

Da wir bereits wissen, dass der Dampfdruck keine lineare Funktion der Temperatur ist (vgl. Clausius-Clapeyron-Gleichung), erwarten wir in diesem Fall keine geradlinige Kurve des Siedepunkts als Funktion der Zusammensetzung. Bei einer idealen Lösung ist die Krümmung der Linie jedoch nur gering.

Lassen Sie uns die Verbindungslinie näher untersuchen. Das obige Diagramm „T vs. Molenbruch A“ hat drei Bereiche.

1. Oberhalb der Kurven befindet sich eine einzige Phase. Bei jeder Temperatur und jedem Molenbruch befinden sich alle Komponenten in der Dampfphase.
2. Unterhalb der Kurve befindet sich eine einzelne Phase. Bei jeder Temperatur und jedem Molenbruch unterhalb der Kurven befinden sich alle Komponenten in der Flüssigphase.
3. Bei jeder Temperatur/Zusammensetzungssituation zwischen den beiden Linien befinden sich zwei Phasen im Gleichgewicht miteinander. Die eine ist eine Gasphase mit Komponentenmolanteilen yi. Die andere ist die flüssige Phase mit Komponentenmolbrüchen xi.

Für eine beliebige Versuchsanordnung mit einem Temperatur-/Zusammensetzungspunkt, der zwischen den beiden Phasen liegt, können wir die relativen Mengen (Gesamtzahl der Mole) der beiden Phasen anhand der relativen Längen der Verbindungsliniensegmente auf beiden Seiten des Punktes berechnen. Das folgende Diagramm ist eine Vergrößerung des Bereichs der Verbindungslinie aus der vorherigen Abbildung; die blaue Linie stellt die Zusammensetzung der flüssigen Lösung dar, die grüne Linie die Zusammensetzung des Dampfes. Die vertikale Achse ist die Temperatur und die horizontale Achse der Molenbruch der Komponente A in einem Zweikomponentengemisch aus A und B. Die vertikale violette Linie stellt den Gesamtmolenbruch des Systems dar (sowohl in der flüssigen als auch in der Dampfphase). Die vertikale Position der Verbindungslinie stellt die Temperatur des Systems dar.

Nach der Hebelregel (die zuerst für reale Hebel entwickelt wurde, aber auch hier funktioniert) ist die Länge des Segments mal die Anzahl der Mole des Segments für eine Seite gleich der Länge mal die Mole der anderen Seite.

n1 × L1 = n2 × L2

Durch eine kleine Umstellung können wir das Verhältnis der Mole der Flüssigkeit n1 zu den Molen des Dampfes n2 mit Hilfe der Längen L1 und L2 wie folgt bestimmen:

\

Das macht Sinn, wenn wir die Grafik betrachten. Wenn L1 kürzer ist als L2 (wie dargestellt), dann ist die Gesamtzusammensetzung des Systems näher an der der Flüssigkeit als an der der Dampfphase. Das bedeutet, dass sich der größte Teil der Stoffmole in der flüssigen Phase befindet.

Beispiel: Ein geschlossenes System, das zwei flüchtige, mischbare Flüssigkeiten A und B enthält, wird ins Gleichgewicht gebracht. Die Gesamtzahl der Mole des Systems beträgt 1,32 Mol. Im Gleichgewicht befinden sich 0,36 Mol in der Dampfphase. Wie ist das Verhältnis der Längen der Liniensegmente L1 und L2 in einem Verbindungsliniendiagramm wie oben abgebildet?

Mol Flüssigkeit (n1) = Gesamtmol (nT)- Mol Dampf (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

\

\

Das Verhältnis der beiden Streckenlängen ist also 2,66. Oder L2 ist 2,66 mal länger als L1.

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Destillation

Wenn man den gesamten Dampf über der Flüssigkeit am Siedepunkt auffängt und kondensiert, erhält man eine Flüssigkeit, die einen höheren Anteil an flüchtigen Bestandteilen hat als das Ausgangsmaterial. Wenn wir diese Flüssigkeit dann erneut sieden, erhöht sich der Anteil der flüchtigeren Komponente im resultierenden Destillat erneut. Durch wiederholtes Sieden, Kondensieren und erneutes Sieden können wir die beiden Komponenten schließlich vollständig voneinander trennen. Dies würde jedoch eine unendliche Anzahl von Schritten erfordern.

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Azeotrope

Eine kompliziertere Situation haben wir im Fall zweier Flüssigkeiten, A und B, die sich vollständig vermischen, bei denen sich aber die Stärken der zwischenmolekularen Kräfte erheblich unterscheiden. Es gibt zwei Möglichkeiten:

1. Die durchschnittlichen zwischenmolekularen Kräfte in der Lösung sind stärker als in den Einzelflüssigkeiten
2. Die durchschnittlichen zwischenmolekularen Kräfte in der Lösung sind schwächer als in den Einzelflüssigkeiten.

Da die zwischenmolekularen Kräfte, die eine Flüssigkeit zusammenhalten, den Dampfdruck (und damit den Siedepunkt einer Flüssigkeit) bestimmen, können wir vorhersagen, dass im ersten Fall (1) der erwartete Siedepunkt der Lösung höher sein sollte als der einer der beiden reinen Flüssigkeiten, während im zweiten Fall (2) die Lösung bei einer niedrigeren Temperatur sieden wird als der Siedepunkt einer der beiden reinen Flüssigkeiten.

Betrachten wir eine Lösung von Benzol und Ethanol. Benzol und Ethanol sind vollständig mischbar, aber die zwischenmolekularen Kräfte in der Lösung sind geringer als in den einzelnen Flüssigkeiten. Da die Kräfte, die die Moleküle zusammenhalten, geringer sind, ist auch die Energie (Temperatur), die benötigt wird, um diese Kräfte zu brechen, geringer. Am minimalen Siedepunkt der Lösung (Molanteil von Ethanol = 0,46) finden wir auch, dass die Zusammensetzung des Dampfes mit der der Flüssigkeit identisch ist. Dies wird als azeotropes Gemisch bezeichnet, und der bestimmte Punkt auf der Siedepunktkurve wird als Azeotrop bezeichnet.

Ein maximal siedendes Azeotrop liegt vor, wenn die intermolekularen Kräfte des Gemisches stärker sind als die der einzelnen Flüssigkeiten. Dies führt zu einem Gemisch mit einem höheren Siedepunkt (niedrigerem Dampfdruck) als die Einzelflüssigkeiten. In diesem Fall hat der Dampf, der sich im Gleichgewicht mit der Flüssigkeit befindet, eine Zusammensetzung, die sich von der Zusammensetzung des azeotropen Gemischs entfernt und sich der reinen Flüssigkeit annähert.

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Fest-Flüssig-Gleichgewicht

Wenn man eine Lösung ausreichend abkühlt, gefriert sie. Lässt man das Gefrieren langsam genug ablaufen, so wird der auskristallisierende Feststoff rein sein. Die Temperatur, bei der die Lösung zu gefrieren beginnt, hängt von der Zusammensetzung der Lösung ab. Nehmen wir zum Beispiel ein Gemisch aus Essigsäure und Wasser. Reines Wasser gefriert bei 0 ºC und reine Essigsäure gefriert bei +16,6 ºC. Für die folgende Darstellung möchte ich den Unterschied zwischen dem Wort Zustand und dem Wort Phase verdeutlichen.

• Ein Zustand ist einer von drei Zuständen, fest, flüssig oder gasförmig. Es wird nicht unterschieden, um welchen Stoff es sich in diesem Zustand handelt.

• Eine Phase stellt einen Zustand dar, bei dem die Zusammensetzung des Materials in diesem Zustand angegeben ist.

Das obige Phasendiagramm zeigt vier verschiedene farbkodierte Bereiche.

• Der gelbe Bereich ist eine einphasige flüssige Lösung.
• Der blaue Bereich stellt einen einphasigen, aber zweiphasigen Bereich dar, in dem festes Eis und feste Essigsäurekristalle gemischt sind (kann eine feste Lösung sein oder auch nicht, vermutlich nicht).
• Der rote Bereich stellt ein Zweiphasengleichgewicht zwischen reinem Festeis und einer Lösung dar, wobei die Zusammensetzung der Lösung für jede beliebige Temperatur durch die Position der Linie dargestellt wird, die den roten vom gelben Bereich trennt.
• Der violette Bereich stellt ein Zweiphasengleichgewicht zwischen reiner fester Essigsäure und einer Lösung dar, deren Zusammensetzung (für jede beliebige Temperatur) durch die Position der Linie dargestellt wird, die den violetten und den gelben Bereich trennt.

Der Schnittpunkt zwischen der rot-gelben Grenze und der lila-gelben Grenze stellt den eutektischen Punkt dar. Dies ist die niedrigste Schmelzpunktzusammensetzung für diese Lösung. Für Essigsäure und Wasser liegt dieser Punkt bei einer Temperatur von -26,7 ºC. Unterhalb dieser Temperatur ist jedes Gemisch aus Eis und Essigsäure fest.

Dieses Diagramm kann verwendet werden, um verschiedene Arten von Phänomenen zu erklären.

Angenommen, eine flüssige Lösung von mit einem Molanteil von Essigsäure = 0,1 wird von Raumtemperatur ausgehend langsam abgekühlt. Welche Phasenübergänge werden bei fortschreitender Abkühlung auftreten. Verfolgen Sie die vertikale Linie (mit einem Sternchen markiert) bei x = 0,1.

• Der erste Phasenübergang findet bei der Temperatur statt, die dem Punkt entspricht, an dem die vertikale Linie in den roten Bereich übergeht. Bei dieser Temperatur beginnt das Eis aus der Lösung zu kristallisieren. Dadurch wird der Lösung Wasser entzogen, wodurch sich die Konzentration der Essigsäure erhöht. Folglich sinkt der Gefrierpunkt. Dieser Prozess setzt sich fort, wenn die Temperatur gesenkt wird, so dass die Zusammensetzung der Lösung der rot-gelben Grenze bis zum eutektischen Punkt folgt.
• Unterhalb des eutektischen Punktes kristallisieren sowohl Eis als auch feste Essigsäure.

Wir machen uns diese Eigenschaften im Alltag zunutze, zum Beispiel geben wir in die Kühler von Autos ein Gemisch aus Ethylenglykol und Wasser. Das richtige Verhältnis dieser beiden Verbindungen kann eine Lösung ergeben, die bei Temperaturen von bis zu -50ºC gefriert. Selbst wenn sie gefriert, geschieht dies langsam, wobei der Gefrierpunkt sinkt und eher eine matschige Mischung als eine einzelne feste Phase entsteht. Selbst bei extrem kalten Temperaturen, wie sie in Nordkanada herrschen, fließt das Kühlmittelgemisch durch den Motor und verstopft ihn nicht.

Schauen Sie sich das Diagramm noch einmal an. Wenn wir ein Experiment bei 10 ºC (unter dem Schmelzpunkt von reiner Essigsäure) durchführen, bei dem wir mit reinem Wasser beginnen und langsam Essigsäurekristalle hinzufügen, können wir den Verlauf entlang der blauen gestrichelten Linie verfolgen.

Zunächst löst sich die Essigsäure im Wasser auf. Mit zunehmendem Anteil an Essigsäure erreichen wir den Punkt, an dem die gestrichelte Linie in den lila Bereich übergeht. Jenseits der violett-gelben Grenze würden wir Essigsäurekristalle auf dem Boden des Becherglases sehen. Die Lösung wäre gesättigt (im Gleichgewicht), und egal, wie viel mehr feste Essigsäure wir in das Becherglas geben, die Menge, die sich auflöst, wird nicht weiter zunehmen. Erhöht man jedoch die Temperatur auf Raumtemperatur, so löst sich der Rest der Essigsäure auf, da man wieder in den gelben Bereich des Phasendiagramms gelangt. Mit Hilfe des Diagramms lässt sich also die Löslichkeit (Gleichgewichtskonzentration) von Essigsäure in Wasser für eine bestimmte Temperatur bestimmen.

Alle Phasendiagramme dieser Art weisen die gleichen Merkmale auf. Die reinen Flüssigkeiten haben charakteristische Schmelzpunkte und der eutektische Punkt stellt die niedrigste Schmelzpunktzusammensetzung der Lösung dar. Es gibt immer die gleichen vier Bereiche und immer kann man mit diesen Diagrammen die Gefrier-/Lösungsvorgänge erklären.

In der organischen Chemie nutzen wir oft die Eigenschaften von Lösungen, um festzustellen, ob wir eine gewünschte Verbindung richtig getrennt haben. Bei den Syntheseexperimenten, die du im Labor durchführst, testest du zum Beispiel die Reinheit der hergestellten Kristalle, indem du ihren Schmelzpunkt misst. Wenn Ihre Kristalle bei einer genau definierten Temperatur bei der richtigen Temperatur schmelzen, dann sind sie wahrscheinlich nahezu rein. Schmelzen sie dagegen in einem großen Temperaturbereich oder weit unter dem richtigen Schmelzpunkt, können Sie sicher sein, dass Ihre Kristalle nicht sehr rein sind.

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Löslichkeit

Gelegentlich haben die Komponenten, die zur Bildung der Lösungen gemischt werden, sehr unterschiedliche Schmelzpunkte. Nehmen wir zum Beispiel das Mischen von Wasser und einem Salz wie KCl. Das Salz schmilzt bei einer sehr hohen Temperatur (770 ºC). Der einzige Teil des Phasendiagramms, der für uns von Interesse ist, ist der in der obigen Abbildung dargestellte Teil. Es sind die gleichen vier Bereiche zu sehen wie im Phasendiagramm Wasser/Essigsäure. In diesem Fall betrachten wir jedoch nur relativ niedrige Konzentrationen von KCl in Wasser.

Verfolgen wir von (links nach rechts) die horizontale Linie, die die Raumtemperatur darstellt. Wenn wir Salz in unser Wasser geben, löst sich das Salz zunächst auf. Solange die Konzentration im gelben Bereich liegt, löst sich das Salz weiter auf. Schließlich löst sich das Salz nicht mehr auf, sondern setzt sich lediglich auf dem Boden des Bechers ab. Die Konzentration der Lösung, die sich im Gleichgewicht mit dem festen Salz befindet, wird durch den Schnittpunkt der horizontalen Linie mit der lila-gelben Grenzlinie dargestellt. Dies ist die Löslichkeit des Salzes in Molenbruch. Normalerweise wird die Löslichkeit in Molen gelöster Stoffe pro Liter Lösung gemessen. Der hier ermittelte Molenbruch lässt sich leicht in gebräuchlichere Einheiten wie die Molarität umrechnen. Es ist leicht zu erkennen, dass mit der Erhöhung der Temperatur der Lösung auch die Löslichkeit steigt.

Es ist auch zu erkennen, dass mit der Zugabe des Salzes zum Wasser, genau wie im vorherigen Fall, der Schmelzpunkt des Wassers gesenkt wird. Wenn man also dem Eis auf Gehwegen und Straßen Salz hinzufügt, wird der Schmelzpunkt gesenkt und das Eis schmilzt (hoffentlich). In vielen Teilen Kanadas, z. B. in Saskatchewan, liegt die Temperatur im Winter oft weit unter dem Punkt, an dem Salz etwas nützt (~-20 ºC), und daher wird es dort nur selten verwendet.

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Henrys Gesetz

Aus Erfahrung wissen wir, dass sich auch Gase in Flüssigkeiten lösen. Fische zum Beispiel können unter Wasser leben, indem sie mit ihren Kiemen gelösten Sauerstoff aus dem Wasser herauslösen. Wenn das Wasser stagniert und der Gehalt an gelöstem Sauerstoff aufgrund mangelnder Belüftung (Durchmischung mit Luft) abnimmt, können viele Fischarten nicht darin leben. Andere Arten haben spezielle Bewältigungsmechanismen entwickelt, um mit dem niedrigen Sauerstoffgehalt zurechtzukommen… Aber das ist eine andere Geschichte.

Die Wirkung von in Flüssigkeit gelöstem Gas sehen wir auch, wenn wir ein kohlensäurehaltiges Getränk öffnen. In dem Getränk ist Kohlendioxid gelöst, und während die Dose (oder Flasche) geschlossen ist, befindet sich der Druck des Gases über der Flüssigkeit im Gleichgewicht mit der gelösten Gaslösung. Dies ist natürlich der Dampfdruck des CO2 in der Lösung. Wenn die Dose geöffnet wird, wird das CO2, dessen Dampfdruck höher ist als der normale Umgebungsdruck, an die Atmosphäre abgegeben, und die Flüssigkeit beginnt zu sprudeln, da das gelöste CO2 wieder in die Gasphase übergeht. Wenn wir die Dose vor dem Öffnen schütteln, erhöht sich der Druck des CO2 über der Flüssigkeit merklich, warum?

Aus dieser Reihe von Beobachtungen können wir erkennen, dass die Menge des gelösten Gases in einer Flüssigkeit von zwei Dingen abhängt. Der erste ist der Partialdruck des Gases über der Flüssigkeit. Die zweite ist die Auflösungsgeschwindigkeit des Gases.

Wir werden uns nur mit der ersten Option befassen und davon ausgehen, dass genug Zeit vergangen ist, um ein Gleichgewicht zu erreichen.

Das Henry’sche Gesetz drückt mathematisch aus, was wir experimentell gesehen haben,

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