Leesstof voor deze paragraaf

Petrucci: Hoofdstuk 13 (secties 1 – 6)

Inleiding

Oplossingen zijn homogene mengsels van meer dan één stof. Het woord homogeen impliceert dat het mengsel één enkele fase is waarvan de eigenschappen dezelfde zullen zijn, ongeacht waar een monster wordt genomen.

We kunnen meestal bevestigen dat een mengsel van meer dan één bestanddeel een oplossing is door alleen maar naar ons mengsel te kijken. Als we door het mengsel heen kunnen kijken (Clear) dan is het zeer waarschijnlijk een enkele fase, wat betekent dat het een oplossing is. Als het mengsel ondoorzichtig is, zijn er waarschijnlijk twee of meer fasen die niet met elkaar vermengen en dus het licht verstrooien, waardoor het troebel wordt. Appelsap is dus een oplossing, terwijl melk water, oliedruppeltjes en wat vaste melkbestanddelen heeft, die allemaal in suspensie zijn, maar niet in elkaar oplossen. We kunnen dit beter zien als we ongehomogoniseerde melk een tijdje laten staan. De room (oliën) zal naar de top stijgen, waardoor een meer doorschijnende vloeistof (hoofdzakelijk water met enkele zwevende vaste deeltjes, botermelk genoemd) overblijft. Door verdere fysische behandeling (b.v. centrifuge) kunnen we de componenten van de melk nog verder scheiden. Het is duidelijk dat het mengsel dat we als “melk” zagen, geen oplossing was, hoewel er enkele bestanddelen kunnen zijn geweest die dat wel waren (b.v. meerdere soorten olie die in elkaar zijn opgelost om de olie deel van de room te maken.

Wanneer je in een laboratorium waarnemingen doet aan vloeibare mengsels, is het dus belangrijk om de kleur (rood, blauw, roze…) maar ook de helderheid (helder, ondoorzichtig, troebel, melkachtig…) aan te geven van het vloeistofmonster dat je beschrijft. Zo is appelsap een heldere en gele oplossing, terwijl melk een ondoorzichtig, wit mengsel is. De waarneming van helderheid stelt ons in staat met zekerheid te zeggen dat het appelsap een enkele fase is en dus een oplossing is, terwijl de melk geen enkele fase is en dus geen enkele oplossing is.

Oplossingen kunnen vast, vloeibaar of gas zijn (vloeibare oplossingen zijn het interessantst voor scheikundigen).

Gasfase

Gasfase-oplossingen worden gemakkelijk gevormd uit elk mengsel van gassen, omdat de moleculen van het gas zo zelden met elkaar interageren. Als het gasmengsel niet werkelijk reageert, zal zich vrijwel zeker een gasfase-oplossing vormen (althans bij kamertemperatuur en -druk)

Vloeistoffase

In de vloeistoffase zijn de moleculen dicht genoeg bij elkaar dat intermoleculaire krachten belangrijk worden. In deze fase zal zich alleen een oplossing vormen tussen (zeg) twee soorten A en B als de intermoleculaire krachten A—A, B—B en A–B ongeveer even groot zijn.

Bij voorbeeld, hexaan en heptaan zijn twee niet-polaire vloeistoffen. De intermoleculaire krachten in elk van deze zuivere vloeistoffen zijn voornamelijk dispersiekrachten, te wijten aan tijdelijke dipolen. Dit zijn vrij zwakke krachten. De intermoleculaire krachten die zouden bestaan tussen hexaan en heptaan zouden echter ook voornamelijk dispersiekrachten van aard zijn. Vandaar dat zich een vloeibare oplossing zal vormen. Men zegt dat de twee vloeistoffen volledig mengbaar zijn met elkaar.

Als de krachten van een van de moleculen voor zijn eigen soort veel groter zijn dan voor de andere kan zich geen oplossing vormen. Neem bijvoorbeeld water en hexaan. Water is een polair molecuul en bovendien bindt het zich met waterstofbruggen aan andere watermoleculen. Dat zijn twee sterkere (en sterkste) van de intermoleculaire krachten (vergeleken met dispersiekrachten). Hexaan daarentegen kan in geen van deze twee soorten interacties betrokken raken en zal zich dus niet met het water vermengen. Men zegt dat deze twee vloeistoffen niet met elkaar mengbaar zijn.

Vaste fase (kristallen)

In de vaste fase zijn niet alleen de intermoleculaire krachten zeer goed gedefinieerd, maar de kristallen van vaste stoffen vormen starre ordeningen van atomen waarvan de onderlinge afstand vrij regelmatig is. Opdat een tweede type molecuul zou passen, moet het van gelijke grootte en vorm zijn als de gastmoleculen (of atomen).

Gewone vaste “oplossingen” van dit type vindt men onder meer in edelstenen en in metaallegeringen.

Samenstelling van oplossingen:

Molariteit

Er zijn verschillende gangbare methoden om de samenstelling van oplossingen waarmee we te maken hebben, te rapporteren. Welke methode we gebruiken, hangt grotendeels af van het gebruik dat we ervan zullen maken. In de meeste relatief verdunde oplossingen, waar we snelle, gemakkelijke berekeningen nodig hebben die het aantal mol in oplossing relateren aan het volume, gebruiken we molariteit. De concentratie in molariteit kan worden berekend als:

waar n = aantal mol van de opgeloste stof en V = volume van de oplossing. Dit geeft ons een concentratie in eenheden van :
M ≡ mol × liter-1 of mol × L-1.

Wees voorzichtig met vergelijkingen. Leerlingen verwarren vaak de symbolen van de variabelen in vergelijkingen met de symbolen van de eenheden die in de berekeningen worden gebruikt. Dit is een voorbeeld. De vergelijking hier heeft de letter M niet als variabele. De hoofdletter M wordt elders als variabele gebruikt voor de molaire massa en mag dus in deze vergelijking niet worden gebruikt voor de concentratie. De variabele C wordt gebruikt om de concentratie van een eenheid weer te geven en hier staat CM voor de concentratie in molariteit. Het symbool voor concentratie-eenheden, molariteit genaamd, is een cursieve hoofdletter M , die we gebruiken als een snelkoppeling naar de volledig uitgeschreven eenheden van mol oplosmiddel per liter oplossing (of gewoon mol/L),

Voorbeeld:

Een monster van 0,243 mol van een droge verbinding in poedervorm wordt opgelost in 1,45 L van een vloeibaar oplosmiddel. Wat is de molaire concentratie van de oplossing?

We kunnen de vergelijking hierboven gebruiken om dit op te lossen met één voorbehoud. Het volume in de vergelijking zou liters oplossing moeten zijn, maar het volume in dit voorbeeld is liters oplosmiddel. Als algemene regel kunnen we niet zomaar het ene volume gebruiken in plaats van het andere. In dit geval voegen we echter een kleine hoeveelheid van een verbinding toe aan een groot volume vloeistof, dus hoewel het vloeistofvolume moet zijn veranderd, is het niet veel veranderd. Als we aannemen dat de verandering te verwaarlozen is, d.w.z. dat het volume van de oplossing gelijk is aan het volume van het oplosmiddel, dan kunnen we verdergaan.

We hadden ook (en dat heeft eigenlijk mijn voorkeur) gewoon met behulp van dimensionale analyse kunnen uitvinden hoe we dit moeten doen. Aangezien we weten dat de uiteindelijke concentratie-eenheden die we willen mol per liter zijn, delen we gewoon het aantal mol oplosmiddel door het volume van de oplossing in liter en presto! hetzelfde antwoord zonder dat we een vergelijking uit het hoofd hoeven te leren.

Het enige nadeel van het gebruik van molariteit is dat het volume van het oplosmiddel niet noodzakelijkerwijs het volume van de oplossing is en dat we dus de hoeveelheid oplosmiddel vóór het mengen moeten meten, maar het volume van de oplossing na het mengen moeten meten en dan berekenen. Molariteitsconcentraties zijn zeer nuttig voor experimenten waarbij volumetrische metingen worden verricht. Titraties zijn een uitstekend voorbeeld van een experiment waarbij molariteit de handigste eenheid is om te gebruiken. Bij een titratie meten we het volume van de oplossing die we met een buret toevoegen en kunnen we snel het aantal mol berekenen dat we hebben toegevoegd.

Tot slot herhaal ik: gebruik de dimensionale analyse om uit te zoeken hoe je dit moet doen in plaats van deze vergelijkingen uit je hoofd te leren. Als je eenmaal begrijpt welke getallen je moet gebruiken voor n en voor V, heb je de vergelijking niet meer nodig.

Molaliteit

In sommige gevallen is het niet gemakkelijk om volumes van oplossingen te meten na het mengen of misschien is het gewoon niet belangrijk. In dergelijke gevallen is molariteit misschien geen nuttige eenheid om te gebruiken. Een alternatieve eenheid voor concentratie is molaliteit. Molaliteit is geen volumetrische eenheid en is dus niet nuttig voor situaties waarin we volumes van vloeibare oplossingen moeten meten. Het is echter zeer nuttig in situaties waarin we eenvoudig oplossingen van bekende concentraties moeten maken. De eenheden van molaliteit zijn mol oplosmiddel per kilogram oplosmiddel. We gebruiken de afkorting van cursieve kleine letter m voor molaal. Met deze eenheden kunnen we snel gravimetrisch zowel de opgeloste stof als het oplosmiddel meten, ze mengen en een oplossing krijgen met een gemakkelijk berekende concentratie in eenheden van molaliteit.

Hierbij is Cm de variabele die de concentratie in molaliteit weergeeft (kleine letters m) n de mol oplosmiddel, zoals in de definitie van molariteit, en de variabele m de massa van het oplosmiddel (in kg).

Merk op dat de letter m hier op twee manieren wordt gebruikt. Als variabele staat m voor de massa van het oplosmiddel in kg, maar als eenheid is m het symbool voor molaliteit. De eenheid die hoort bij de concentratievariabele Cm is m, wat de afkorting is voor mol oplosmiddel per kilogram oplosmiddel (of gewoon mol/kg).

Voorbeeld:

Wat is de molale concentratie van een oplossing gevormd door toevoeging van 0.213 g oxaalzuur (COOH)2 toe te voegen aan 1200 g water?

De vergelijking die we nodig hebben is:

We hebben het aantal mol, n, nodig van het oplosmiddel, oxaalzuur. We kunnen de molaire massa van oxaalzuur gebruiken om g om te rekenen naar mol oxaalzuur.

Nu kunnen we de concentratie van de oplossing berekenen

Molfractie

Schalen als molariteit en molaliteit zijn alleen nuttig in het geval van relatief verdunde oplossingen waarin een van de soorten duidelijk het meest aanwezig is (het oplosmiddel genoemd) en de andere in relatief kleine verhoudingen aanwezig is (de opgeloste stof). Het grootste deel van het concentratiebereik van oplossingen is niet toegankelijk met dit soort teminologie. Wat als we een oplossing hebben die bestaat uit een gelijk aantal mol van A en B? Welke is de opgeloste stof? Welke is het oplosmiddel?

Een maat die voor elk concentratiebereik werkt en geen onderscheid tussen oplosmiddel en oplosmiddel behoeft, is de molfractie als we het hebben over oplossingen die zich over een groot concentratiebereik vormen. Voor deze concentratievariabele gebruiken we de griekse letter chi ( $\chi$, geen hoofdletter X), die equivalent is aan onze letter C. We maken echter vaak niet het onderscheid

Mole fractie van een component (i) in een mengsel van meerdere componenten (I is het aantal componenten) wordt gedefinieerd als

waarbij $€chi_i$ de molfractie van component i is, ni het aantal mol van component i en $n_T;=€sum_i^I n_i$ het totaal aantal mol in de oplossing is. De molfractie van elk bestanddeel kan variëren van 0 tot 1, waarbij 0 betekent dat er geen bestanddeel i in de oplossing is en 1 betekent dat de oplossing voor 100% bestaat uit bestanddeel i. De som van alle molfracties moet altijd gelijk zijn aan 1, $³_sum_i^I \chi_i$ = 1$ .

Terug naar boven

Liquid-Vapour equilibrium

In een ideale oplossing van twee componenten A en B zijn de intermoleculaire krachten tussen de moleculen A—A, B—B en A—B allemaal identiek. In werkelijkheid krijgen we dit nooit voor elkaar, maar we kunnen wel oplossingen vinden waar de krachten zeer dicht bij elkaar liggen. Een voorbeeld van een mengsel dat bijna ideale oplossingen vormt is hexaan en heptaan. Deze twee “rechte-keten” koolwaterstoffen hebben een vergelijkbare molecuulmassa (ze zijn respectievelijk zes en zeven koolstofatomen lang). Zij zijn beide apolair en kunnen daarom alleen op elkaar inwerken door middel van intermoleculaire krachten van het dispersietype.

Bedenk een mengsel van hexaan (A) en heptaan (B). Aangezien deze beide vloeistoffen vluchtig zijn, verwachten we dat ook de oplossing een dampspanning zal hebben. De damp zal bestaan uit een mengsel van de twee gassen. De totale druk van dit mengsel, volgens de wet van Dalton, is:

P*Soln = pA + pB {som van de partiële drukken}

Voor ideale oplossingen kunnen we de partiële drukcomponent in een damp in evenwicht met een oplossing bepalen als functie van de molfractie van de vloeistof in de oplossing. Dit is de wet van Raoult:

pA = xAP*A en pB = xBP*B

Substitueren in de eerste vergelijking, dan krijgen we,

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

Vanuit deze relatie, zien we dat de dampspanning van een oplossing van A en B een lineaire functie is van de molfractie van A (of van B) waarbij P*B het intercept is en P*A – P*B de helling.

De damp die zich over de oplossing verzamelt zal een samenstelling hebben die niet noodzakelijk dezelfde is als die van de vloeistof. De meer vluchtige component verdampt gemakkelijker en zal dus in de dampfase een hogere molfractie hebben dan in de vloeistoffase.
We kunnen

Molefractie van A in de dampfase = yA

Molefractie van B in de dampfase = yB

We kunnen deze waarden als volgt uit de oplossingsconcentraties berekenen met behulp van de Wet van Daulton.

De verdampingsamenstellingskromme kan worden uitgezet zoals in de onderstaande figuur is aangegeven. Het zijn eigenlijk twee grafieken, de ene (de rechte lijn) is de dampspanning van de oplossing versus vloeistofsamenstelling xA en de andere (de gebogen lijn) is dezelfde dampspanning van de oplossing, maar dan uitgezet als functie van de dampsamenstelling yA. De lijn kan worden gezien als een lijn die de vloeistoflijn naar rechts trekt (naar de meer vluchtige vloeistof A). Horizontale verbindingslijnen verbinden de twee krommen zodanig dat voor een gegeven dampspanning de vloeibare samenstellingxA en de overeenkomstige dampsamenstelling yA kunnen worden bepaald, zoals aangegeven door de pijlen in de figuren.

Normaal gesproken voeren we geen experimenten uit bij constante temperatuur zoals in de vorige twee figuren en de bijbehorende discussie leek te zijn aangegeven. Dat zou ingewikkelde drukmeettoestellen, verzegelde starre containers en toestellen met constante temperatuur vereisen. We kunnen veel gemakkelijker een meting doen van de temperatuur bij een vaste druk (zeg één bar) als functie van de molfractie. Zo zouden we een grafiek krijgen van het kookpunt van de oplossing als functie van de molfractie van de oplossing. Hieraan kunnen we een grafiek van de dampsamenstelling toevoegen. Deze curve kan worden berekend met gebruikmaking van concepten die veel lijken op die welke hierboven zijn besproken voor het geval van constante temperatuur. De resulterende curve (zie hieronder) is verschoven naar de hogere dampdrukcomponent, net zoals in het diagram hierboven.

In dit geval, aangezien we reeds weten dat de dampspanning geen lineaire functie is van de temperatuur (vgl. de vergelijking van Clausius-Clapeyron), verwachten we geen rechtlijnige grafiek van het kookpunt als functie van de samenstelling. Voor een ideale oplossing is de kromming van de lijn echter slechts gering.

Laten we de kromme lijn eens nader onderzoeken. De grafiek van “T versus molfractie A” hierboven heeft drie gebieden.

1. Boven de krommen bevindt zich een enkele fase. Bij elke temperatuur en elke molfractie bevinden alle componenten zich in de dampfase.
2. Onder de kromme bevindt zich een enkele fase. Bij elke temperatuur en elke molfractie onder de krommen bevinden alle componenten zich in de vloeistoffase.
3. In elke temperatuur/samenstellingstoestand tussen de twee lijnen zijn er twee fasen in evenwicht met elkaar. De ene is een gasfase met component-mole fracties yi. De andere is de vloeistoffase met component-molefracties xi.

Voor elke experimentele opstelling met een punt van temperatuur/samenstelling dat tussen de twee fasen in ligt, kunnen we de relatieve hoeveelheden (totaal aantal mol) van de twee fasen berekenen met behulp van de relatieve lengten van de verbindingslijnstukken aan weerszijden van het punt. Het diagram hieronder is een uitvergroting van het verbindingslijngebied van de vorige figuur; de blauwe lijn geeft de samenstelling van de vloeibare oplossing weer, de groene lijn is de samenstelling van de damp. De verticale as is de temperatuur en de horizontale as is de molfractie van component A in een tweecomponentenmengsel van A en B. De verticale paarse lijn geeft de totale molfractie van het systeem weer (zowel de vloeibare als de dampfase). De verticale positie van de verbindingslijn geeft de temperatuur van het systeem weer.

Volgens de hefboomregel (die eerst voor echte hefbomen werd ontwikkeld, maar ook hier werkt) is de lengte van het segment maal het aantal mol van het segment voor de ene zijde gelijk aan de lengte maal het aantal mol van de andere zijde.

n1 × L1 = n2 × L2

Door dit een beetje te herschikken kunnen we de verhouding tussen het aantal mol vloeistof n1 en het aantal mol damp n2 met behulp van de lengtes L1 en L2 als volgt bepalen:

Dit is logisch als we naar de grafiek kijken. Als L1 korter is dan L2 (zoals geïllustreerd), dan is de totale samenstelling van het systeem dichter bij die van de vloeistof dan bij die van de dampfase. Dat betekent dat de meeste mol materiaal zich in de vloeistoffase bevindt.

Voorbeeld: een gesloten systeem dat twee vluchtige mengbare vloeistoffen A en B bevat, mag een evenwicht bereiken. Het totale aantal mol van het systeem is 1,32 mol. Bij evenwicht blijkt 0,36 mol zich in de dampfase te bevinden. Wat is de verhouding van de lengten van de lijnstukken L1 en L2 in een verbindingslijndiagram zoals hierboven afgebeeld?

mol vloeistof (n1) = totaal mol (nT)- mol damp (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

Dus de verhouding van de twee lijnstuklengtes zal 2,66 zijn. Ofwel, L2 is 2,66 maal langer dan L1.

Terug naar boven

Distillatie

Als we alle damp boven de vloeistof bij het kookpunt zouden opvangen en vervolgens zouden condenseren, zouden we een vloeistof overhouden die hoger was in de meer vluchtige component dan de uitgangsstof. Als we deze vloeistof vervolgens opnieuw aan de kook brengen, neemt het gehalte aan vluchtiger bestanddelen in het resulterende destillaat weer toe. Met herhaalde stappen van koken, condenseren, opnieuw koken, kunnen we uiteindelijk de twee componenten volledig scheiden. Dit zou echter een oneindig aantal stappen vergen.

Terug naar het begin

Azeotropen

We hebben een ingewikkelder situatie in het geval van twee vloeistoffen, A en B, die volledig met elkaar vermengen maar waarbij de sterkten van de intermoleculaire krachten aanzienlijk verschillen. Er zijn twee mogelijkheden:

1. De gemiddelde intermoleculaire krachten in de oplossing zijn sterker dan in de afzonderlijke vloeistoffen
2. De gemiddelde intermoleculaire krachten in de oplossing zijn zwakker dan in de afzonderlijke vloeistoffen.

Aangezien de intermoleculaire krachten die een vloeistof bijeenhouden de dampspanning (en dus het kookpunt van een vloeistof) bepalen, kunnen we voorspellen dat in het eerste geval (1) het verwachte kookpunt van de oplossing hoger zal zijn dan dat van een van beide zuivere vloeistoffen, terwijl in het tweede geval (2) de oplossing zal koken bij een temperatuur die lager is dan het kookpunt van een van de twee zuivere vloeistoffen.

Bedenk een oplossing van benzeen en ethanol. Benzeen en ethanol zijn volledig mengbaar, maar de intermoleculaire krachten in de oplossing zijn kleiner dan die in de afzonderlijke vloeistoffen. Aangezien de krachten die de moleculen vasthouden minder zijn, is de energie (temperatuur) die nodig is om die krachten te breken ook minder. Bij het minimumkookpunt van de oplossing (molfractie van ethanol = 0,46) vinden we ook dat de samenstelling van de damp identiek is aan die van de vloeistof. Dit wordt een azeotropisch mengsel genoemd en het specifieke punt op de kookpuntcurve wordt de azeotroop genoemd.

Een maximaal kokend azeotroop ontstaat wanneer de intermoleculaire krachten van het mengsel sterker zijn dan die van de afzonderlijke vloeistoffen. Dit resulteert in een mengsel met een hoger kookpunt (lagere dampspanning) dan de afzonderlijke vloeistoffen. In dit geval zijn de samenstellingen van de damp in evenwicht met de vloeistof verwijderd van de azeotropische mengselsamenstelling, in de richting van zuivere vloeistof.

Back to Top

Solid Liquid Equilibrium

Als je een oplossing voldoende afkoelt, zal ze bevriezen. Als het bevriezen langzaam genoeg gebeurt, zal de vaste stof die uitkristalliseert zuiver zijn. De temperatuur waarbij de oplossing begint te bevriezen, hangt af van de samenstelling van de oplossing. Neem bijvoorbeeld een mengsel van azijnzuur en water. Zuiver water bevriest bij 0ºC en zuiver azijnzuur bevriest bij +16,6ºC. Voor de volgende illustratie wil ik het onderscheid verduidelijken tussen het woord toestand en het woord fase.

• Een toestand is een van de drie toestanden, vast, vloeibaar of gas. Er wordt geen onderscheid gemaakt naar het materiaal in die toestand.

• Een fase vertegenwoordigt een toestand waarbij de samenstelling van het materiaal in die toestand wordt gespecificeerd.

Het fasediagram hierboven toont vier verschillende kleurgecodeerde gebieden.

• Het gele gebied is een eenfasige vloeibare oplossing.
• Het blauwe gebied vertegenwoordigt een eenfasig maar tweefasig gebied waar vast ijs en vaste azijnzuurkristallen zijn gemengd (kan een vaste oplossing zijn of niet, neem aan van niet).
• Het rode gebied vertegenwoordigt een twee-staten evenwicht tussen zuiver vast ijs en een oplossing waarvan de samenstelling voor elke gegeven temperatuur wordt weergegeven door de positie van de lijn die het rode van het gele gebied scheidt.
• Het violette gebied vertegenwoordigt een twee-staten evenwicht tussen zuiver vast azijnzuur en een oplossing waarvan de samenstelling (voor elke gegeven temperatuur) wordt weergegeven door de positie van de lijn die het paarse en het gele gebied scheidt.

Het snijpunt tussen de rood-gele grens en de paars-gele grens vertegenwoordigt het eutectische punt. Dit vertegenwoordigt de samenstelling met het laagste smeltpunt voor deze oplossing. Voor azijnzuur, water, ligt dat punt bij een temperatuur van -26,7ºC. Onder deze temperatuur is elk mengsel van ijs en azijnzuur vast.

Dit diagram kan worden gebruikt om verschillende soorten verschijnselen te verklaren.

Stel dat een vloeibare oplossing van met een molfractie azijnzuur = 0,1 langzaam wordt afgekoeld, uitgaande van kamertemperatuur. Welke faseovergangen zullen optreden naarmate de afkoeling vordert. Volg de verticale lijn (gemarkeerd met een asterisk) bij x = 0,1.

• De eerste faseovergang treedt op bij de temperatuur die overeenkomt met het punt waar de verticale lijn in de rode zone kruist. Bij deze temperatuur begint ijs uit de oplossing te kristalliseren. Hierdoor wordt water aan de oplossing onttrokken, waardoor deze geconcentreerder wordt in azijnzuur. Daardoor daalt het vriespunt. Dit proces gaat door naarmate de temperatuur wordt verlaagd, zodat de samenstelling van de oplossing de rood-gele grens volgt tot aan het eutectische punt.
• Onder het eutectische punt kristalliseren zowel ijs als vast azijnzuur.

We gebruiken deze eigenschappen in onze alledaagse ervaringen, bijvoorbeeld in de radiatoren van auto’s stoppen we een mengsel van ethyleenglycol en water. De juiste verhouding van deze twee verbindingen kan een oplossing geven die bevriest bij temperaturen zo laag als -50ºC. Zelfs als de oplossing bevriest, gebeurt dat langzaam, waardoor het vriespunt daalt en er een smeltend mengsel ontstaat in plaats van één vaste fase. Dus zelfs bij extreem koude temperaturen, zoals in het noorden van Canada, zal het koelvloeistofmengsel door de motor stromen en niet verstoppen.

Kijk nog eens naar het diagram. Als we een experiment doen bij 10ºC (onder het smeltpunt van zuiver azijnzuur) waarbij we beginnen met zuiver water en langzaam kristallen azijnzuur toevoegen, kunnen we het verloop volgen langs de blauwe stippellijn.

In het begin lost het azijnzuur op in het water. Naarmate de hoeveelheid azijnzuur toeneemt, bereiken we het punt waar de stippellijn overgaat in het paarse gebied. Voorbij de paars-gele grens zouden we op de bodem van het bekerglas kristallen van azijnzuur zien zitten. De oplossing is dan verzadigd (in evenwicht) en hoeveel meer azijnzuur we ook toevoegen aan het bekerglas, er zal geen verdere netto toename zijn van de hoeveelheid die zal oplossen. Als we echter de temperatuur verhogen tot kamertemperatuur, zullen we de rest van het azijnzuur zien oplossen als we teruggaan naar het gele gebied op het fasediagram. We kunnen het diagram dus gebruiken om de oplosbaarheid (concentratie bij evenwicht) van azijnzuur in water voor een bepaalde temperatuur te bepalen.

Alle fasediagrammen van dit type hebben dezelfde kenmerken. De zuivere vloeistoffen hebben karakteristieke smeltpunten en het eutectische punt vertegenwoordigt de laagste smeltpuntsamenstelling van de oplossing. Er zijn altijd dezelfde vier gebieden en altijd kunnen we de vries/oplossingsprocessen verklaren met behulp van deze diagrammen.

In de organische chemie gebruiken we vaak de eigenschappen van oplossingen om te zien of we een gewenste verbinding goed hebben afgescheiden. Bijvoorbeeld, in de synthese-experimenten, die je in het lab doet, test je de zuiverheid van de kristallen die je maakt door hun smeltpunt te meten. Als je kristallen op de juiste temperatuur smelten bij een welbepaalde temperatuur, dan zijn je kristallen waarschijnlijk dicht bij zuiver. Smelten ze daarentegen over een groot temperatuurbereik of ver onder het juiste smeltpunt, dan kun je er zeker van zijn dat je kristallen niet erg zuiver zijn.

Terug naar boven

Oplosbaarheid

Soms hebben de bestanddelen die gemengd worden om de oplossingen te vormen, smeltpunten die sterk verschillen. Neem bijvoorbeeld het mengen van water en een zout zoals KCl. Het zout smelt bij een zeer hoge temperatuur (770 ºC). Het enige deel van het fasediagram dat voor ons van belang is, is het deel dat in bovenstaande figuur is afgebeeld. Dezelfde vier gebieden zijn zichtbaar als in het fasediagram water/azijnzuur. In dit geval kijken we echter alleen naar relatief lage concentraties van KCl in water.

Laten we volgen van (links naar rechts) de horizontale lijn die de kamertemperatuur weergeeft. Als we zout aan ons water toevoegen, lost het zout eerst op. Het zout zal blijven oplossen zolang de concentratie in de gele zone is. Uiteindelijk lost het zout niet meer op, maar zakt het naar de bodem van het bekerglas. De oplossingsconcentratie die in evenwicht is met het vaste zout wordt weergegeven door het snijpunt van de horizontale lijn met de paars-gele grenslijn. Dit is de oplosbaarheid van het zout in mol fractie. Normaal gesproken meten we de oplosbaarheid in mol oplosmiddel per liter oplossing. We kunnen de hier bepaalde molfractie gemakkelijk omrekenen naar meer gangbare eenheden, zoals molariteit. We kunnen gemakkelijk zien dat als de temperatuur van de oplossing wordt verhoogd, de oplosbaarheid ook omhoog gaat.

We kunnen ook zien dat als het zout aan het water wordt toegevoegd, net als in het vorige geval, het smeltpunt van het water wordt verlaagd. Door zout toe te voegen aan het ijs op de trottoirs en wegen daalt dus het smeltpunt en smelt (hopelijk) het ijs. In veel delen van Canada, zoals in Saskatchewan, ligt de temperatuur in de winter vaak ver onder het punt waar zout van nut kan zijn (~-20ºC) en daarom wordt het daar zelden gebruikt.

Terug naar boven

De Wet van Henry

Gewone ervaringen vertellen ons dat gassen ook in vloeistoffen oplossen. Vissen bijvoorbeeld kunnen onder water leven door met hun kieuwen opgeloste zuurstof uit het water te scheiden. Als het water stagneert en het gehalte aan opgeloste zuurstof daalt door gebrek aan beluchting (vermenging met lucht), kunnen veel vissoorten er niet in leven. Andere soorten hebben speciale mechanismen ontwikkeld om met het lage zuurstofgehalte om te gaan… Maar dat is een ander verhaal.

We zien ook het effect van gas opgelost in vloeistof wanneer we een koolzuurhoudende drank openen. In de drank is koolzuurgas opgelost en terwijl het blikje (of de fles) gesloten is, is de druk van het gas boven de vloeistof in evenwicht met de opgeloste gasoplossing. Dit is natuurlijk de dampspanning van het CO2 in de oplossing. Wanneer het blikje wordt geopend, komt het CO2, waarvan de dampdruk hoger is dan de normale omgevingsdruk, vrij in de atmosfeer en begint de vloeistof te borrelen omdat het opgeloste CO2 terug begint te evolueren in de gasfase. Als we het blik schudden voordat we het openen, wordt de druk van CO2 boven de vloeistof merkbaar hoger, waarom?

Uit deze reeks waarnemingen kunnen we afleiden dat de hoeveelheid opgelost gas in een vloeistof van twee dingen afhankelijk is. De eerste is de partiële druk van het gas boven de vloeistof. De tweede is de snelheid van oplossen/evolutie van het gas.

We gaan ons alleen met de eerste optie bezighouden en nemen aan dat er voldoende tijd is verstreken om een evenwicht te bereiken.

De Wet van Henry drukt wiskundig uit wat we experimenteel hebben gezien,