Czytania do tego działu

Petrucci: Rozdział 13 (sekcje 1 – 6)

Wprowadzenie

Roztwory są jednorodnymi mieszaninami więcej niż jednej substancji. Słowo jednorodna oznacza, że mieszanina jest pojedynczą fazą, której właściwości będą takie same bez względu na to, gdzie zostanie pobrana próbka. Jeśli możemy zobaczyć przez mieszaninę (przezroczyste) to najprawdopodobniej jest to jedna faza, co oznacza, że jest to roztwór. Jeśli mieszanina jest nieprzezroczysta, to najprawdopodobniej występują w niej dwie lub więcej faz, które nie mieszają się ze sobą i rozpraszają światło, przez co jest mętna. Tak więc, sok jabłkowy jest roztworem, podczas gdy mleko ma wodę, kropelki oleju i trochę stałych cząstek mleka, wszystkie w zawiesinie, ale nie rozpuszczają się w sobie. Możemy to lepiej zobaczyć, jeśli pozostawimy niehomogonizowane mleko na jakiś czas. Śmietanka (oleje) uniesie się do góry, pozostawiając bardziej przezroczystą ciecz (głównie wodę z pewną ilością zawieszonych cząstek stałych, zwaną mlekiem maślanym) poniżej. Przy dalszej obróbce fizycznej (np. wirówka), możemy jeszcze bardziej rozdzielić składniki mleka. Wyraźnie widać, że mieszanina, którą widzieliśmy jako „mleko” nie była roztworem, chociaż mogły być pewne składniki, które były (np. więcej niż jeden rodzaj oleju rozpuszczone w siebie, aby olej część cream.

Gdy robisz obserwacje mieszanin ciekłych w laboratorium, ważne jest zatem, aby wskazać kolor (czerwony, niebieski, różowy…), ale także przejrzystość (przezroczyste, nieprzezroczyste, mętne, mleczne…) próbki cieczy opisujesz. Tak więc, sok jabłkowy jest przejrzystym i żółtym roztworem, podczas gdy mleko jest nieprzezroczystą, białą mieszaniną. Obserwacja jasności pozwala nam śmiało powiedzieć, że sok jabłkowy jest jedną fazą, a zatem jest to roztwór, podczas gdy mleko nie jest jedną fazą, a zatem nie jest to pojedynczy roztwór.

Rozwiązania mogą być stałe, ciekłe lub gazowe (ciekłe roztwory są najbardziej interesujące dla chemików).

Faza gazowa

Rozwiązania fazy gazowej są łatwo utworzone z dowolnej mieszaniny gazów, ponieważ cząsteczki gazu tak rzadko oddziałują ze sobą. Jeśli mieszanina gazów nie reaguje, to roztwór w fazie gazowej prawie na pewno powstanie (przynajmniej w temperaturze pokojowej i pod ciśnieniem)

Faza ciekła

W fazie ciekłej cząsteczki są na tyle blisko siebie, że siły międzycząsteczkowe stają się ważne. W tej fazie roztwór utworzy się tylko między (powiedzmy) dwoma gatunkami A i B, jeśli siły międzycząsteczkowe A—A, B—B i A–B są w przybliżeniu takie same.

Na przykład, heksan i heptan są dwiema niepolarnymi cieczami. Siły międzycząsteczkowe w każdej z tych czystych cieczy są przede wszystkim siłami dyspersji, spowodowanymi tymczasowymi dipolami. Są to dość słabe siły. Jednak siły międzycząsteczkowe, które istniałyby pomiędzy heksanem i heptanem również miałyby charakter głównie dyspersyjny. W związku z tym powstanie roztwór ciekły. Dwie ciecze są powiedział, że są całkowicie mieszalne w siebie.

Jeśli siły jednej z cząsteczek dla własnego rodzaju jest znacznie większa niż dla innych rozwiązanie nie może tworzyć. Weźmy na przykład wodę i heksan. Woda jest cząsteczką polarną, a dodatkowo łączy się z innymi cząsteczkami wody wiązaniami wodorowymi. Są to dwie silniejsze (i najsilniejsze) z sił międzycząsteczkowych (w porównaniu z siłami dyspersyjnymi). Z kolei heksan nie może wchodzić w żadne z tych dwóch rodzajów oddziaływań i dlatego nie będzie się mieszał z wodą. Te dwie ciecze są powiedział, że są immiscible in each other.

Faza stała (kryształy)

W fazie stałej, nie tylko są siły międzycząsteczkowe bardzo dobrze zdefiniowane, ale kryształy stałe tworzą sztywne układy atomów, których odstępy są dość regularne. Aby drugi rodzaj cząsteczek pasował, musi mieć podobny rozmiar i kształt do cząsteczek gospodarza (lub atomów).

Powszechne stałe „roztwory” tego typu można znaleźć między innymi w kamieniach szlachetnych i stopach metali.

Skład roztworów:

Molarność

Istnieje kilka popularnych metod podawania składu roztworów, z którymi mamy do czynienia. Konkretna metoda, której używamy, zależy w dużej mierze od zastosowania, do którego będziemy ją wykorzystywać. W większości stosunkowo rozcieńczonych roztworów, gdzie potrzebujemy szybkich, łatwych obliczeń, które odnoszą się do liczby moli w roztworze do objętości, używamy molarności. Stężenie, w molarności można obliczyć jako:

gdzie n = liczba moli solutu i V = objętość roztworu. Daje nam to stężenie w jednostkach :
M ≡ moli × litr-1 lub mol × L-1.

Bądź ostrożny z równaniami. Uczniowie często mylą symbole zmiennych używane w równaniach z symbolami jednostek używanych w obliczeniach. Oto przykład. W równaniu tutaj nie ma litery M jako zmiennej. Duża litera M jest używana jako zmienna w innym miejscu do reprezentowania masy molowej, więc nie powinna być używana w tym równaniu do reprezentowania stężenia. Zmienna C jest używana do reprezentowania stężenia w dowolnych jednostkach, a tutaj CM oznacza stężenie w molarności. Symbol jednostek stężenia zwanych molarnością jest kursywą wielką literą M , którą używamy jako skrót do w pełni zapisanych jednostek moli solutu na litr roztworu (lub po prostu mol/L),

Na przykład:

Próbka 0,243 mola suchego sproszkowanego związku rozpuszcza się w 1,45 L ciekłego rozpuszczalnika. Jakie jest stężenie molowe roztworu?

Możemy użyć powyższego równania do rozwiązania tego problemu z jednym zastrzeżeniem. Objętość w równaniu ma być litrami roztworu, ale objętość podana w tym przykładzie jest litrami rozpuszczalnika. Nie możemy po prostu użyć jednej objętości w miejsce drugiej, zgodnie z ogólną zasadą. W tym przypadku jednak, dodajemy niewielką ilość związku do dużej objętości cieczy, więc chociaż objętość cieczy musiała się zmienić, to nie zmieniła się zbytnio. Jeśli przyjmiemy założenie, że zmiana jest pomijalna, tzn. objętość roztworu jest równa objętości rozpuszczalnika to możemy kontynuować.

Mogliśmy alternatywnie (moja rzeczywista preferencja) po prostu wymyślić jak to zrobić używając analizy wymiarowej. Ponieważ wiemy, że ostateczne jednostki stężenia, które chcemy, to mole na litr, po prostu dzielimy liczbę moli solutu przez objętość roztworu w litrach i presto! ta sama odpowiedź bez równania do zapamiętania.

Jedną wadą stosowania molarności jest to, że objętość rozpuszczalnika niekoniecznie jest objętość roztworu i dlatego musimy zmierzyć ilość rozpuszczalnika przed zmieszaniem, ale zmierzyć objętość roztworu po zmieszaniu, a następnie obliczyć. Stężenia molarne są bardzo przydatne w doświadczeniach, w których dokonujemy pomiarów objętościowych. Miareczkowanie jest doskonałym przykładem doświadczenia, w którym molarność jest najwygodniejszą jednostką do użycia. W miareczkowaniu mierzymy objętość roztworu dodanego z biurety i możemy szybko obliczyć liczbę moli, które dodaliśmy.

Podsumowując, powtarzam: użyj analizy wymiarowej, aby dowiedzieć się, jak to zrobić, zamiast zapamiętywać te równania. Kiedy zrozumiesz rzeczywiste liczby, których musisz użyć dla n i dla V, nie potrzebujesz już równań.

Molalność

W niektórych przypadkach nie jest łatwo zmierzyć objętości roztworów po zmieszaniu lub może, to po prostu nie jest ważne. W takich przypadkach, molarność może nie być użytecznym zestawem jednostek do użycia. Alternatywnym zestawem jednostek dla stężenia jest molowość. Molowość nie jest jednostką objętościową i nie jest przydatna w sytuacjach, w których musimy mierzyć objętości roztworów ciekłych. Jest ona jednak bardzo przydatna w sytuacjach, gdy po prostu musimy tworzyć roztwory o znanych stężeniach. Jednostką molalności jest mol solutu na kilogram rozpuszczalnika. Używamy skrótu w postaci małych, kursywnych liter m oznaczających mol. Taki zestaw jednostek oznacza, że możemy szybko zmierzyć grawimetrycznie zarówno rozpuszczalnik jak i solwent, zmieszać je ze sobą i otrzymać roztwór o łatwo obliczalnym stężeniu w jednostkach molalności.

Tutaj Cm jest zmienną reprezentującą stężenie w molalności (mała litera m), n jest molami solutu, tak jak to było w definicji molowości, a zmienna m jest masą rozpuszczalnika (w kg).

Zauważ, że litera m jest tu używana na dwa sposoby. Jako zmienna, m reprezentuje masę rozpuszczalnika w kg, ale jako jednostka, m jest symbolem molalności. Jednostką związaną ze zmienną stężenia Cm jest m, co jest skrótem oznaczającym moli rozpuszczalnika na kilogram rozpuszczalnika (lub po prostu mol/kg).

Przykład:

Jakie jest stężenie molowe roztworu utworzonego przez dodanie 0.213 g kwasu szczawiowego (COOH)2 do 1200 g wody?

Równanie, którego potrzebujemy to:

Potrzebujemy liczbę moli, n, rozpuszczalnika, kwasu szczawiowego. Możemy użyć masy molowej kwasu szczawiowego do konwersji g do moli kwasu szczawiowego.

Teraz możemy obliczyć stężenie roztworu

Ułamek molowy

Skale takie jak molarność i molalność są przydatne tylko w przypadku stosunkowo rozcieńczonych roztworów, w których jeden z gatunków jest wyraźnie najbardziej obfite (określane jako rozpuszczalnik), a drugi jest w stosunkowo małych proporcjach (solute). Większość zakresu stężeń roztworów nie jest dostępna przy użyciu tego typu teminologii. Co jeśli mamy roztwór złożony z równej liczby moli A i B? Który z nich jest solutem? Który jest rozpuszczalnikiem?

Miarą, która działa w każdym zakresie stężeń i nie wymaga rozróżnienia rozpuszczalnik/rozpuszczalnik jest ułamek molowy $chi$, gdy omawiamy roztwory, które tworzą się w szerokim zakresie stężeń. Dla tej zmiennej stężenia używamy greckiej litery chi ( $chi$, nie dużej litery X), która jest odpowiednikiem naszej litery C. Często jednak nie czynimy tego rozróżnienia

Ułamek molowy składnika (i) w mieszaninie wielu składników (I to liczba składników) definiujemy jako

gdzie $chi_i$ jest ułamkiem molowym składnika i, ni jest liczbą moli składnika i, a $n_T=suma_i^I n_i$ jest całkowitą liczbą moli w roztworze. Ułamek molowy każdego ze składników $chi_i$ może przyjmować wartości od 0 do 1, gdzie 0 oznacza, że w roztworze nie ma związku i, a 1, że roztwór składa się w 100% ze związku i. Suma wszystkich ułamków molowych musi być zawsze równa jeden, $sum_i^I = 1$ .

Back to Top

Równowaga ciecz-para

W idealnym roztworze dwóch składników A i B siły międzycząsteczkowe między cząsteczkami A—A, B—B i A—B są identyczne. W rzeczywistości nigdy nie możemy doprowadzić do takiej sytuacji, ale możemy znaleźć roztwory, w których siły te są bardzo zbliżone do równych. Jednym z przykładów mieszaniny, która tworzy prawie idealne roztwory jest heksan i heptan. Te dwa węglowodory o „prostym łańcuchu” mają podobną masę cząsteczkową (mają odpowiednio sześć i siedem atomów węgla). Oba są niepolarne i dlatego mogą oddziaływać tylko za pomocą sił międzycząsteczkowych typu dyspersyjnego.

Rozważmy mieszaninę heksanu (A) i heptanu (B). Ponieważ obie te ciecze są lotne, spodziewamy się, że roztwór również będzie miał prężność pary. Para będzie się składała z mieszaniny tych dwóch gazów. Całkowite ciśnienie tej mieszaniny, zgodnie z prawem Daltona, wynosi:

P*Soln = pA + pB {suma ciśnień cząstkowych}

Dla roztworów idealnych możemy określić składową ciśnienia cząstkowego w parze będącej w równowadze z roztworem jako funkcję ułamka molowego cieczy w roztworze. Jest to prawo Raoulta:

pA = xAP*A i pB = xBP*B

Podstawiając do pierwszego równania, otrzymujemy,

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

Z tej zależności, widzimy, że prężność pary roztworu A i B jest liniową funkcją ułamka molowego A (lub B), gdzie P*B jest punktem przecięcia, a P*A – P*B jest nachyleniem.

Para, która zbiera się nad roztworem będzie miała skład, który niekoniecznie jest taki sam jak skład cieczy. Składnik bardziej lotny łatwiej odparowuje i dlatego będzie miał większy ułamek molowy w fazie parowej niż w fazie ciekłej.
Możemy napisać

Ułamek molowy A w fazie parowej = yA

Ułamek molowy B w fazie parowej = yB

Możemy obliczyć te wartości ze stężeń roztworu stosując prawo Daultona w następujący sposób.

Krzywą składu pary można wykreślić w sposób przedstawiony na poniższym rysunku. To jest naprawdę dwie działki, jeden (linia prosta) jest ciśnienie pary roztworu w stosunku do składu cieczy xA i inne, (linia krzywa) jest to samo ciśnienie pary roztworu, ale wykreślone jako funkcja składu pary yA. To może być uważane za ciągnięcie linii cieczy w prawo (w kierunku bardziej lotnych cieczy A). Poziome linie wiążące łączą te dwie krzywe w taki sposób, że dla każdego danego ciśnienia pary można określić skład cieczyxA i odpowiadający mu skład pary yA, jak wskazują strzałki na rysunkach.

Normalnie, nie przeprowadzamy eksperymentów w stałej temperaturze, jak wydawało się być wskazane w poprzednich dwóch rysunkach i odpowiedniej dyskusji. Wiązałoby się to ze skomplikowanymi urządzeniami do pomiaru ciśnienia, szczelnymi, sztywnymi pojemnikami i urządzeniami do pomiaru stałej temperatury. Możemy o wiele łatwiej wykonać pomiar temperatury przy stałym ciśnieniu (powiedzmy 1 bar) jako funkcji ułamka molowego. Otrzymalibyśmy w ten sposób wykres temperatury wrzenia roztworu w funkcji ułamka molowego roztworu. Do tego możemy dodać wykres składu pary. Ta krzywa może być obliczona przy użyciu koncepcji, jak te omówione powyżej dla przypadku stałej temperatury. Otrzymana krzywa (patrz poniżej) jest przesunięta w kierunku składnika o wyższym ciśnieniu pary, tak jak to było na powyższym wykresie.

W tym przypadku, ponieważ wiemy już, że ciśnienie pary nie jest liniową funkcją temperatury (c.f. Clausius-Clapeyron równanie), nie oczekujemy prostej linii wykresu temperatury wrzenia jako funkcji składu. Jednakże, dla idealnego rozwiązania krzywizna linii jest tylko nieznaczne.

Zbadajmy linię wiązania w sposób bardziej szczegółowy. Wykres „T vs. ułamek molowy A” powyżej ma trzy regiony w nim.

1. Powyżej krzywych, jest jedna faza. W każdej temperaturze i warunkach ułamka molowego, wszystkie składniki są w fazie parowej.
2. Poniżej krzywej, jest pojedynczą fazą. W każdej temperaturze i warunkach ułamka molowego poniżej krzywych, wszystkie składniki znajdują się w fazie ciekłej.
3. W każdej sytuacji temperatura/kompozycja pomiędzy tymi dwiema liniami, istnieją dwie fazy w równowadze ze sobą. Jedna z nich to faza gazowa o ułamkach molowych składników yi. Druga to faza ciekła z ułamkami molowymi składników xi.

Dla każdego układu doświadczalnego, który ma punkt temperatury/składu, który leży pomiędzy tymi dwiema fazami, możemy obliczyć względne ilości (całkowitą liczbę moli) dwóch faz przy użyciu względnych długości odcinków linii wiązania po obu stronach punktu. Poniższy wykres jest powiększeniem obszaru linii wiązania z poprzedniego rysunku; linia niebieska przedstawia skład roztworu ciekłego, linia zielona – skład pary. Oś pionowa to temperatura, a oś pozioma to ułamek molowy składnika A w dwuskładnikowej mieszaninie A i B. Pionowa fioletowa linia przedstawia całkowity ułamek molowy układu (zarówno fazy ciekłej, jak i parowej). Pionowe położenie linii wiązania reprezentuje temperaturę układu.

Zgodnie z regułą dźwigni (która została po raz pierwszy opracowana dla rzeczywistych dźwigni, ale działa również tutaj), długość odcinka razy liczba moli odcinka dla jednej strony równa się długości razy liczba moli drugiej strony.

n1 × L1 = n2 × L2

Przestawiając to trochę, możemy określić stosunek moli cieczy n1 do moli pary n2 używając długości L1 i L2 w następujący sposób:

To ma sens, jeśli spojrzymy na wykres. Jeśli L1 jest krótszy niż L2 (jak pokazano na rysunku), to ogólny skład układu jest bliżej do cieczy niż do fazy parowej. Oznacza to, że większość moli materiału jest w fazie ciekłej.

Przykład: układ zamknięty zawierający dwie lotne mieszalne ciecze A i B jest dozwolone, aby osiągnąć równowagę. Całkowita liczba moli w układzie wynosi 1,32 mola. W stanie równowagi okazuje się, że 0,36 mola znajduje się w fazie parowej. Jaki jest stosunek długości odcinków linii L1 i L2 w przedstawionym powyżej diagramie wiązań?

mole cieczy (n1) = całkowita liczba moli (nT)-mole pary (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

Zatem stosunek długości dwóch odcinków linii będzie wynosił 2,66. Lub, L2 jest 2.66 razy dłuższy niż L1.

Back to Top

Destylacja

Jeśli mielibyśmy zebrać wszystkie pary nad cieczą w temperaturze wrzenia, a następnie skondensować to mielibyśmy ciecz, która była wyższa w bardziej lotny składnik niż materiał wyjściowy. Jeśli następnie ponownie zagotować tę ciecz, my ponownie zwiększyć bardziej lotny składnik w destylacie wynikowym. Z powtarzających się etapów wrzenia, skraplania, wrzenia ponownie, możemy ostatecznie całkowicie oddzielić dwa składniki. Wymagałoby to jednak nieskończonej liczby kroków.

Back to Top

Azeotropy

Mamy bardziej skomplikowaną sytuację w przypadku dwóch cieczy, A i B, które mieszają się całkowicie, ale gdzie siły sił międzycząsteczkowych różnią się znacznie. Istnieją dwie możliwości:

1. Średnia sił międzycząsteczkowych w roztworze jest silniejsza niż w poszczególnych cieczach
2. Średnia sił międzycząsteczkowych w roztworze jest słabsza niż w poszczególnych cieczach.

Skoro siły międzycząsteczkowe utrzymujące ciecz razem określa ciśnienie pary (a tym samym temperaturę wrzenia cieczy), możemy przewidzieć, że w pierwszym przypadku (1), oczekiwana temperatura wrzenia roztworu powinna być wyższa niż temperatura wrzenia któregokolwiek z czystych cieczy, podczas gdy w drugim przypadku (2), roztwór będzie wrzeć w niższej temperaturze niż temperatura wrzenia któregokolwiek z dwóch czystych cieczy.

Rozważmy roztwór benzenu i etanolu. Benzen i etanol są w pełni mieszalne, ale siły międzycząsteczkowe w roztworze są mniejsze niż w poszczególnych cieczach. Ponieważ siły utrzymujące cząsteczki są mniejsze, energia (temperatura) potrzebna do przerwania tych sił jest mniejsza. W minimalnej temperaturze wrzenia roztworu (ułamek molowy etanolu = 0,46) okazuje się, że skład pary jest identyczny jak skład cieczy. Nazywa się to mieszaniną azeotropową, a konkretny punkt na krzywej temperatury wrzenia nazywa się azeotropem.

Azeotrop maksymalnego wrzenia występuje, gdy siły międzycząsteczkowe mieszaniny są silniejsze niż poszczególne ciecze. Powoduje to powstanie mieszaniny o wyższej temperaturze wrzenia (niższej prężności pary) niż poszczególne ciecze. W tym przypadku, pary w równowadze z cieczą mają kompozycje od składu mieszaniny azeotropowej, w kierunku czystej cieczy.

Back to Top

Równowaga ciało stałe – ciecz

Jeśli schłodzić roztwór wystarczająco, będzie zamrażać. Jeśli zamarzanie będzie zachodziło wystarczająco wolno, ciało stałe, które się wykrystalizuje, będzie czyste. Temperatura, w której roztwór zaczyna zamarzać, zależy od jego składu. Weźmy na przykład mieszaninę kwasu octowego i wody. Czysta woda zamarza w temperaturze 0ºC, a czysty kwas octowy zamarza w temperaturze +16,6ºC. Dla celów poniższej ilustracji, chciałbym wyjaśnić rozróżnienie pomiędzy słowem stan i słowem faza.

• Stan to jeden z trzech stanów: stały, ciekły lub gazowy. Nie ma rozróżnienia co do materiału w tym stanie.

• Faza reprezentuje stan, w którym skład materiału w tym stanie jest określony.

Powyższy diagram fazowy przedstawia cztery regiony oznaczone różnymi kolorami.

• Żółty obszar to jednofazowy roztwór ciekły.
• Niebieski obszar reprezentuje region jednostanowy, ale dwufazowy, w którym miesza się stały lód i stałe kryształy kwasu octowego (może to być roztwór stały lub nie, załóżmy, że nie).
• Czerwony obszar reprezentuje dwustanową równowagę pomiędzy czystym lodem stałym i roztworem, gdzie skład roztworu dla każdej danej temperatury jest reprezentowany przez położenie linii oddzielającej czerwony i żółty obszar.
• Fioletowy obszar reprezentuje dwustanową równowagę pomiędzy czystym stałym kwasem octowym i roztworem, którego skład (dla każdej danej temperatury) jest reprezentowany przez położenie linii oddzielającej fioletowy i żółty obszar.

Przecięcie między czerwono-żółtej granicy i fioletowo-żółtej granicy reprezentuje punkt eutektyczny. To reprezentuje najniższy skład temperatury topnienia dla tego roztworu. Dla kwasu octowego, wody, punkt ten znajduje się w temperaturze -26,7ºC. Poniżej tej temperatury, każda mieszanina lodu i kwasu octowego jest stałe.

Ten wykres może być stosowany do wyjaśnienia kilku rodzajów zjawisk.

Załóżmy, że ciekły roztwór o ułamku molowym kwasu octowego = 0,1 jest chłodzony powoli, począwszy od temperatury pokojowej. Jakie przejścia fazowe będą zachodziły w miarę postępu procesu chłodzenia. Prześledź linię pionową (oznaczoną gwiazdką) w punkcie x = 0,1.

• Pierwsza przemiana fazowa zachodzi w temperaturze odpowiadającej punktowi, w którym linia pionowa przecina się z czerwoną strefą. W tej temperaturze z roztworu zaczyna krystalizować się lód. Powoduje to usunięcie wody z roztworu, przez co zwiększa się jego stężenie w kwasie octowym. W związku z tym obniża się temperatura zamarzania. Proces ten jest kontynuowany w miarę obniżania temperatury, tak że skład roztworu podąża za czerwono-żółtą granicą aż do punktu eutektycznego.
• Poniżej punktu eutektycznego krystalizuje się zarówno lód, jak i stały kwas octowy.

Właściwości te wykorzystujemy w naszych codziennych doświadczeniach, na przykład w chłodnicach samochodowych umieszczamy mieszaninę glikolu etylenowego i wody. Odpowiednie proporcje tych dwóch związków mogą dać roztwór, który zamarza w temperaturze nawet -50ºC. Nawet jeśli zamarznie, będzie to następowało powoli, obniżając temperaturę zamarzania i tworząc raczej breję niż pojedynczą fazę stałą. Tak więc, nawet w ekstremalnie niskich temperaturach, takich jak te występujące w północnej Kanadzie, mieszanina płynu chłodzącego chłodnicę będzie przepływać przez silnik i nie zatka go.

Spójrz na diagram ponownie. Jeśli zrobimy eksperyment w temperaturze 10ºC (poniżej temperatury topnienia czystego kwasu octowego), w którym zaczynamy od czystej wody i powoli dodajemy kryształy kwasu octowego, możemy prześledzić postęp wzdłuż niebieskiej przerywanej linii.

Na początku kwas octowy rozpuszcza się w wodzie. Jak udział kwasu octowego wzrasta, osiągamy punkt, w którym linia przerywana przecina do fioletowego regionu. Po przekroczeniu fioletowo-żółtej granicy na dnie zlewki pojawią się kryształki kwasu octowego. Roztwór byłby nasycony (w stanie równowagi) i bez względu na to, ile jeszcze stałego kwasu octowego dodamy do zlewki, nie będzie dalszego wzrostu netto ilości, która się rozpuści. Jednakże, jeśli podniesiemy temperaturę do temperatury pokojowej, zobaczymy, że reszta kwasu octowego rozpuści się, przechodząc z powrotem do żółtego obszaru na diagramie fazowym. Stąd, możemy użyć wykresu do określenia rozpuszczalności (stężenie w równowadze) kwasu octowego w wodzie dla każdej konkretnej temperaturze.

Wszystkie diagramy fazowe tego rodzaju mają te same cechy. Czyste ciecze mają charakterystyczne temperatury topnienia, a punkt eutektyczny reprezentuje najniższy skład temperatury topnienia roztworu. Zawsze są te same cztery regiony i zawsze, możemy wyjaśnić procesy zamrażania/rozpuszczania używając tych diagramów.

W chemii organicznej, często używamy właściwości roztworów, aby powiedzieć, czy mamy prawidłowo oddzielone pożądanego związku. Na przykład, w eksperymentach syntezy, które wykonujesz w laboratorium, sprawdzasz czystość kryształów, które tworzysz, mierząc ich temperaturę topnienia. Jeśli kryształy topią się w odpowiedniej temperaturze w ściśle określonej temperaturze, to prawdopodobnie są bliskie czystości. Jeśli, z drugiej strony, topią się w dużym zakresie temperatur lub znacznie poniżej właściwej temperatury topnienia, możesz być pewien, że twoje kryształy nie są bardzo czyste.

Back to Top

Rozpuszczalność

Czasami, składniki mieszane w celu utworzenia roztworów mają temperatury topnienia, które są bardzo różne. Weźmy na przykład mieszanie wody i soli, takiej jak KCl. Sól topi się w bardzo wysokiej temperaturze (770 ºC). Jedyną częścią diagramu fazowego, która nas interesuje, jest część pokazana na powyższym rysunku. Widoczne są tu te same cztery regiony, które zauważyliśmy na diagramie fazowym woda/kwas octowy. Jednakże, w tym przypadku, patrzymy tylko na stosunkowo niskie stężenia KCl w wodzie.

Podążajmy od (lewej do prawej) poziomej linii reprezentującej temperaturę pokojową. Jak dodać sól do naszej wody, sól rozpuszcza się na początku. Sól będzie nadal rozpuszczać się tak długo, jak stężenie jest w żółtej strefie. W końcu sól przestaje się rozpuszczać, a jedynie osadza się na dnie zlewki. Stężenie roztworu, które istnieje w równowadze z solą w stanie stałym, jest reprezentowane przez przecięcie linii poziomej z fioletowo-żółtą linią graniczną. Jest to rozpuszczalność soli w ułamku molowym. Rozpuszczalność mierzymy zwykle w molach solutu na litr roztworu. Możemy łatwo przekonwertować ułamek molowy określony tutaj na bardziej powszechne jednostki, takie jak molarność. Możemy łatwo zauważyć, że jak temperatura roztworu jest podniesiona, rozpuszczalność idzie w górę zbyt.

Możemy również zauważyć, że jak sól jest dodawana do wody, tak jak w poprzednim przypadku, temperatura topnienia wody jest obniżona. Stąd, dodanie soli do lodu na chodnikach i drogach obniża temperaturę topnienia i (miejmy nadzieję) lód się topi. W wielu częściach Kanady, takich jak Saskatchewan, temperatura w zimie jest często znacznie poniżej punktu, w którym sól będzie robić żadnych dobrych (~-20ºC), a zatem, to jest rzadko used there.

Powrót do góry

Henry’ego Prawo

Powszechne doświadczenia mówią nam, że gazy rozpuszczają się w cieczach też. Na przykład, ryby mogą żyć pod wodą, oddzielając rozpuszczony tlen od wody za pomocą skrzeli. Jeśli woda staje się stagnująca, a zawartość rozpuszczonego tlenu zmniejsza się z powodu braku napowietrzania (mieszania z powietrzem), wiele gatunków ryb nie może w niej żyć. Inne gatunki wykształciły specjalne mechanizmy radzenia sobie z niskim poziomem tlenu… Ale to już inna historia.

Widzimy również efekt gazu rozpuszczonego w cieczy za każdym razem, gdy otwieramy napój gazowany. Napój ma rozpuszczony w sobie dwutlenek węgla i kiedy puszka (lub butelka) jest zamknięta, ciśnienie gazu nad cieczą jest w równowadze z roztworem rozpuszczonego gazu. Jest to oczywiście prężność pary CO2 w roztworze. Kiedy puszka jest otwierana, CO2, którego ciśnienie pary jest wyższe niż normalne ciśnienie otoczenia, jest uwalniany do atmosfery, a ciecz zaczyna bulgotać, ponieważ rozpuszczony CO2 zaczyna ewoluować z powrotem do fazy gazowej. Jeśli potrząśniemy puszką przed otwarciem go, ciśnienie CO2above cieczy jest podniesiona zauważalnie, dlaczego?

Możemy zobaczyć z tego zestawu obserwacji, że ilość rozpuszczonego gazu w cieczy zależy od dwóch rzeczy. Pierwszą z nich jest ciśnienie parcjalne gazu nad cieczą. Drugą jest szybkość rozpuszczania/przemiany gazu.

Zajmiemy się tylko pierwszą opcją i założymy, że upłynęło wystarczająco dużo czasu, aby osiągnąć równowagę.

Prawo Henry’ego wyraża matematycznie to, co widzieliśmy doświadczalnie,

.