Citire pentru această secțiune

Petrucci: Capitolul 13 (secțiunile 1 – 6)

Introducere

Soluțiile sunt amestecuri omogene de mai multe substanțe. Cuvântul omogen implică faptul că amestecul este o fază unică în care proprietățile vor fi aceleași indiferent de locul în care se prelevează o probă.

De cele mai multe ori putem confirma că un amestec de mai multe componente este o soluție prin simpla observare a amestecului nostru. Dacă putem vedea prin amestec (Clear), atunci cel mai probabil acesta este o fază unică, ceea ce înseamnă o soluție. Dacă amestecul este opac, atunci este foarte probabil să existe două sau mai multe faze care nu se amestecă între ele și, prin urmare, împrăștie lumina, ceea ce îl face tulbure. Astfel, sucul de mere este o soluție, în timp ce laptele are apă, picături de ulei și unele substanțe solide din lapte, toate în suspensie, dar care nu se dizolvă unele în altele. Putem vedea mai bine acest lucru dacă lăsăm laptele nehomogonizat să stea o vreme. Smântâna (uleiurile) se va ridica la suprafață, lăsând un lichid mai translucid (în mare parte apă cu câteva solide în suspensie, numit lapte de unt) dedesubt. Cu un tratament fizic suplimentar (de exemplu, prin centrifugare), putem separa și mai mult componentele laptelui. În mod clar, amestecul pe care l-am văzut ca fiind „lapte” nu era o soluție, deși este posibil să fi existat unele componente ale acestuia care să fi fost (de exemplu, mai multe tipuri de ulei s-au dizolvat unul în celălalt pentru a face ca uleiul să facă parte din cremă.

Când faceți observații ale amestecurilor de lichide într-un laborator, este important, prin urmare, să indicați culoarea (roșu, albastru, roz…), dar și claritatea (limpede, opac, tulbure, lăptos…) probei de lichid pe care o descrieți. Astfel, sucul de mere este o soluție limpede și galbenă, în timp ce laptele este un amestec opac, alb. Observația clarității ne permite să spunem cu încredere că sucul de mere este o fază unică și, prin urmare, este o soluție, în timp ce laptele nu este o fază unică și, prin urmare, nu este o soluție unică.

Soluțiile pot fi solide, lichide sau gazoase (soluțiile lichide sunt cele mai interesante pentru chimiști).

Soluții în fază gazoasă

Soluțiile în fază gazoasă se formează cu ușurință din orice amestec de gaze, deoarece moleculele gazului interacționează atât de rar între ele. Dacă amestecul de gaze nu reacționează efectiv, atunci aproape sigur se va forma o soluție în fază gazoasă (cel puțin la temperatura și presiunea camerei)

Fază lichidă

În faza lichidă, moleculele sunt suficient de apropiate pentru ca forțele intermoleculare să devină importante. În această fază, o soluție se va forma între (să zicem) două specii A și B numai dacă forțele intermoleculare A—A, B—B și A–B sunt aproximativ aceleași.

De exemplu, hexanul și heptanul sunt două lichide nepolare. Forțele intermoleculare din fiecare dintre aceste lichide pure sunt în principal forțe de dispersie, datorate dipolilor temporari. Acestea sunt forțe destul de slabe. Cu toate acestea, forțele intermoleculare care ar exista între hexan și heptan ar fi, de asemenea, de natură preponderent dispersivă. Prin urmare, se va forma o soluție lichidă. Se spune că cele două lichide sunt complet miscibile între ele.

Dacă forțele uneia dintre molecule pentru felul său sunt mult mai mari decât pentru cealaltă, este posibil să nu se formeze o soluție. Să luăm, de exemplu, apa și hexanul. Apa este o moleculă polară și, în plus, se leagă de alte molecule de apă prin legături de hidrogen. Acestea sunt două dintre cele mai puternice (și mai puternice) forțe intermoleculare (în comparație cu forțele de dispersie). Hexanul, pe de altă parte, nu se poate implica în niciunul dintre aceste două tipuri de interacțiuni și, prin urmare, nu se va amesteca cu apa. Se spune că aceste două lichide sunt imiscibile între ele.

Faza solidă (cristale)

În faza solidă, nu numai că forțele intermoleculare sunt foarte bine definite, dar cristalele de solid formează aranjamente rigide de atomi a căror spațiere este destul de regulată. Pentru ca un al doilea tip de moleculă să se potrivească, aceasta trebuie să fie de dimensiuni și forme similare cu moleculele (sau atomii) gazdă.

Comun „soluții” solide de acest tip se găsesc, printre altele, în pietrele prețioase și în aliajele metalice.

Compoziția soluțiilor:

Molaritatea

Există mai multe metode comune de raportare a compoziției soluțiilor cu care avem de-a face. Metoda particulară pe care o folosim depinde în mare măsură de utilizarea pe care o vom face. În majoritatea soluțiilor relativ diluate în care avem nevoie de calcule rapide și ușoare care să raporteze numărul de moli din soluție la volum, folosim molaritatea. Concentrația, în molaritate, poate fi calculată ca:

\

unde n = numărul de moli de solut și V = volumul soluției. Acest lucru ne dă o concentrație în unități de :
M ≡ moli × Litri-1 sau mol × L-1.

Atenție la ecuații. Elevii confundă adesea simbolurile variabilelor folosite în ecuații cu simbolurile unităților folosite în calcule. Acesta este un exemplu în acest sens. Ecuația de aici nu are litera M ca variabilă. Litera majusculăM este folosită ca variabilă în altă parte pentru a reprezenta masa molară, deci nu ar trebui să fie folosită în această ecuație pentru a reprezenta concentrația. Variabila C este utilizată pentru a reprezenta concentrația în orice unitate, iar aici, CM reprezintă concentrația în molaritate. Simbolul pentru unitățile de concentrație numite molaritate este un M majusculă cu litere italice, pe care îl folosim ca o prescurtare pentru unitățile scrise complet de moli de solut pe litru de soluție (sau doar mol/L),

De exemplu:

O probă de 0,243 moli dintr-un compus uscat sub formă de pulbere este dizolvată în 1,45 L de solvent lichid. Care este concentrația molară a soluției?

Potem folosi ecuația de mai sus pentru a rezolva această problemă cu o singură precizare. Volumul din ecuație ar trebui să fie litri de soluție, dar volumul dat în acest exemplu este de litri de solvent. Nu putem folosi pur și simplu un volum în locul celuilalt ca regulă generală. Cu toate acestea, în acest caz, adăugăm o cantitate mică de compus la un volum mare de lichid, astfel încât, deși volumul lichidului trebuie să se fi schimbat, acesta nu s-a schimbat prea mult. Dacă presupunem că modificarea este neglijabilă, adică volumul soluției este egal cu volumul solventului, atunci putem continua.

\

\

Am fi putut alternativ (preferința mea actuală) să ne dăm seama pur și simplu cum să facem acest lucru folosind analiza dimensională. Din moment ce știm că unitățile finale de concentrație pe care le dorim sunt moli pe litru, pur și simplu împărțim numărul de moli de solut la volumul de soluție în litri și gata! același răspuns fără a avea de memorat nicio ecuație.

Unul dezavantaj al utilizării molarității este că volumul solventului nu este neapărat volumul soluției și, prin urmare, trebuie să măsurăm cantitatea de solut înainte de amestecare, dar să măsurăm volumul soluției după amestecare și apoi să calculăm. Concentrațiile prin molaritate sunt foarte utile pentru experimentele în care facem măsurători volumetrice. Titrările sunt un prim exemplu de experiment în care molaritatea este unitatea cea mai convenabilă de utilizat. Într-o titrare, măsurăm un volum de soluție adăugat dintr-o buretă și putem calcula rapid numărul de moli pe care i-am adăugat.

\

În concluzie, repet: folosiți analiza dimensională pentru a vă da seama cum să faceți acest lucru, mai degrabă decât să memorați aceste ecuații. Odată ce înțelegeți numerele reale pe care trebuie să le folosiți pentru n și pentru V, nu mai aveți nevoie de ecuație.

Molalitate

În unele cazuri, nu este ușor să măsurați volumele soluțiilor după amestecare sau poate, pur și simplu nu este important. În astfel de cazuri, molaritatea poate să nu fie un set de unități util de utilizat. Un set de unități alternativ pentru concentrație este molalitatea. Molalitatea nu este o unitate volumetrică și nu ar fi utilă pentru situațiile în care trebuie să măsurăm volume de soluții lichide. Cu toate acestea, este foarte utilă în situațiile în care trebuie pur și simplu să creăm soluții cu concentrații cunoscute. Unitățile de măsură ale molalității sunt moli de solut pe kilogram de solvent. Pentru molalitate folosim prescurtarea m minuscul cu litere italice. Acest set de unități ne permite să măsurăm rapid gravimetric atât solutul cât și solventul, să le amestecăm și să obținem o soluție cu o concentrație ușor de calculat în unități de molalitate.

\

Aici, Cm este variabila care reprezintă concentrația în molalitate (m minuscul) n este numărul de moli de solut, așa cum a fost în definiția molarității, iar variabila m este masa de solvent (în kg).

Observați că litera m este folosită aici în două moduri. Ca variabilă, m reprezintă masa solventului în kg, dar ca unitate, m este simbolul molalității. Unitatea asociată variabilei de concentrație Cm este m, care este prescurtarea care reprezintămoli de solut la un kilogram de solut (sau doar mol/kg).

Exemplu:

Care este concentrația molală a unei soluții formate prin adăugarea de 0.213 g de acid oxalic (COOH)2 la 1200 g de apă?

Ecuația de care avem nevoie este:

\

Avem nevoie de numărul de moli, n, de solut, acid oxalic. Putem folosi masa molară a acidului oxalic pentru a converti g în moli de acid oxalic.

\

Acum, putem calcula concentrația soluției

\

Fracție molară

Scale precum molaritatea și molalitatea sunt utile doar în cazul soluțiilor relativ diluate, în care una dintre specii este în mod clar cea mai abundentă (numită solvent), iar cealaltă este în proporții relativ mici (solutul). Cea mai mare parte a intervalului de concentrație al soluțiilor nu este accesibilă cu ajutorul acestui tip de teminologie. ce se întâmplă dacă avem o soluție formată dintr-un număr egal de moli din A și B? Care dintre ele este solutul? Care este solventul?

O măsură care funcționează pentru orice interval de concentrații și care nu are nevoie de distincții solut/solvent este fracția molară $\chi$ atunci când discutăm despre soluții care se formează pe un interval larg de concentrații. Pentru această variabilă de concentrație folosim litera grecească chi ( $\chi$, nu X mare), care este echivalentul literei noastre C. Cu toate acestea, deseori nu facem distincția

Fracția molară a unui component (i) într-un amestec de mai mulți componenți (I este numărul de componenți) este definită ca

\

unde $\chi_i$ este fracția molară a componentului i, ni este numărul de moli ai componentului i și $n_T\;=\;\;\sum_i^I n_i$ este numărul total de moli din soluție. Fracția molară a fiecărui component $\chi_i$ poate avea o valoare cuprinsă între 0 și 1, unde 0 înseamnă că nu există niciun compus i în soluție, iar 1 înseamnă că soluția este compusă 100% din compusul i. Suma tuturor fracțiilor molare trebuie să fie întotdeauna egală cu unu, $\sum_i^I \chi_i\;=\;1$ .

Înapoi sus

Echilibru lichid-vapori

Într-o soluție ideală de doi componenți A și B, forțele intermoleculare dintre moleculele A—A, B—B și A—B sunt toate identice. În realitate, nu putem obține niciodată ca acest lucru să se întâmple, dar putem găsi soluții în care forțele sunt foarte aproape egale. Un exemplu de amestec care formează soluții aproape ideale este hexanul și heptanul. Aceste două hidrocarburi cu „lanț drept” au o masă moleculară similară (au o lungime de șase și, respectiv, șapte atomi de carbon). Ambele sunt nepolare și, prin urmare, pot interacționa doar cu ajutorul forțelor intermoleculare de tip dispersie.

Considerați un amestec de hexan (A) și heptan (B). Deoarece ambele lichide sunt volatile, ne așteptăm ca și soluția să aibă o presiune de vapori. Vaporii vor fi constituiți dintr-un amestec al celor două gaze. Presiunea totală a acestui amestec, în conformitate cu legea lui Dalton, este:

P*Soln = pA + pB {suma presiunilor parțiale}

Pentru soluțiile ideale, putem determina componenta presiunii parțiale dintr-un vapori în echilibru cu o soluție în funcție de fracția molară a lichidului din soluție. Aceasta este legea lui Raoult:

pA = xAP*A și pB = xBP*B

Substituind în prima ecuație, obținem,

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

Din această relație rezultă:

P*Soln = xAP*A + xBP*B, vedem că presiunea de vapori a unei soluții de A și B este o funcție liniară a fracției molare a lui A (sau a lui B), unde P*B este intercepția și P*A – P*B este panta.

Vapoarele care se adună peste soluție vor avea o compoziție care nu este neapărat aceeași cu cea a lichidului. Componenta mai volatilă se evaporă mai ușor și astfel va avea o fracție molară mai mare în faza de vapori decât în faza lichidă.
Se poate scrie

Fracția molară a lui A în faza de vapori = yA

Fracția molară a lui B în faza de vapori = yB

Se pot calcula aceste valori pornind de la concentrațiile soluției folosind legea lui Dauton, după cum urmează.

Curba compoziției în fază de vapori poate fi trasată așa cum se arată în figura de mai jos. Este vorba, de fapt, de două diagrame, unul (linia dreaptă) reprezintă presiunea de vapori a soluției în funcție de compoziția lichidului xA, iar celălalt (linia curbă) reprezintă aceeași presiune de vapori a soluției, dar reprezentată în funcție de compoziția vaporilor yA. Aceasta ar putea fi considerată ca trăgând linia lichidului spre dreapta (spre lichidul mai volatil A). Liniile de legătură orizontale unesc cele două curbe, astfel încât, pentru orice presiune de vapori dată, se poate determina compoziția lichiduluixA și compoziția corespunzătoare a vaporilor yA, după cum indică săgețile din figuri.

În mod normal, nu efectuăm experimente la temperatură constantă, așa cum părea să fie indicat în cele două figuri anterioare și în discuția corespunzătoare. Pentru a face acest lucru ar implica dispozitive complicate de măsurare a presiunii, recipiente rigide sigilate și dispozitive de temperatură constantă. Putem face mult mai ușor o măsurare a temperaturii la o presiune fixă (să zicem un bar) în funcție de fracția molară. Am obține astfel un grafic al punctului de fierbere al soluției în funcție de fracția molară a soluției. La aceasta, putem adăuga un grafic al compoziției vaporilor. Această curbă poate fi calculată folosind concepte foarte asemănătoare cu cele discutate mai sus pentru cazul temperaturii constante. Curba rezultată (văzută mai jos) este deplasată spre componenta cu presiune de vapori mai mare, la fel ca în diagrama de mai sus.

În acest caz, din moment ce știm deja că presiunea vaporilor nu este o funcție liniară a temperaturii (c.f. ecuația Clausius-Clapeyron), nu ne așteptăm la un grafic liniar al punctului de fierbere în funcție de compoziție. Cu toate acestea, pentru o soluție ideală, curbura liniei este doar ușoară.

Să explorăm mai în detaliu linia de legătură. Graficul „T în funcție de fracția molară A” de mai sus are trei regiuni în el.

1. Deasupra curbelor, se află o singură fază. La orice condiție de temperatură și fracție molară, toți componenții se află în faza de vapori.
2. Sub curbă, este o fază unică. La orice temperatură și condiție de fracție molară sub curbe, toți componentele sunt în fază lichidă.
3. În orice situație de temperatură/compoziție cuprinsă între cele două linii, există două faze în echilibru între ele. Una este o fază gazoasă cu fracțiile molare ale componentelor yi. Cealaltă este faza lichidă cu fracții molare de componente xi.

Pentru orice montaj experimental care are un punct de temperatură/compoziție care se află între cele două faze, putem calcula cantitățile relative (numărul total de moli) ale celor două faze folosind lungimile relative ale segmentelor de dreaptă de legătură de o parte și de alta a punctului. Diagrama de mai jos este o mărire a regiunii liniei de legătură din figura anterioară; linia albastră reprezintă compoziția soluției lichide, iar linia verde este compoziția vaporilor. Axa verticală este temperatura, iar axa orizontală este fracția molară a componentului A într-un amestec bicomponent de A și B. Linia verticală violet reprezintă fracția molară totală a sistemului (atât faza lichidă, cât și cea de vapori). Poziția verticală a liniei de legătură reprezintă temperatura sistemului.

Conform regulii pârghiei (care a fost dezvoltată inițial pentru pârghii reale, dar care funcționează și aici), lungimea segmentului înmulțită cu numărul de moli ai segmentului pentru o parte este egală cu lungimea înmulțită cu numărul de moli ai celeilalte părți.

n1 × L1 = n2 × L2

Rezolvând puțin acest lucru, putem determina raportul dintre molii de lichid n1 și molii de vapori n2 folosind lungimile L1 și L2 după cum urmează:

\

Acest lucru are sens dacă ne uităm la grafic. Dacă L1 este mai scurtă decât L2 (așa cum este ilustrat, atunci compoziția generală a sistemului este mai apropiată de cea a lichidului decât de cea a fazei de vapori. Aceasta înseamnă că cea mai mare parte a molilor de materie se află în faza lichidă.

Exemplu: Un sistem închis care conține două lichide miscibile volatile A și B este lăsat să atingă echilibrul. Numărul total de moli din sistem este de 1,32 moli. La echilibru, se constată că 0,36 moli se află în faza de vapori. Care este raportul dintre lungimile segmentelor de dreaptă L1 și L2 într-o diagramă cu linii de legătură ca în imaginea de mai sus?

moli de lichid (n1) = total moli (nT)- moli de vapori (n2)

n1 = 1.32 moli – 0,36 moli = 0,96 moli.

\

\

Atunci, raportul dintre lungimile celor două segmente de dreaptă va fi 2,66. Sau, L2 este de 2,66 ori mai lungă decât L1.

Înapoi sus

Distilare

Dacă am colecta toți vaporii de deasupra lichidului la punctul de fierbere și apoi i-am condensa, am avea un lichid mai bogat în componenta mai volatilă decât materialul de plecare. Dacă apoi fierbem din nou acest lichid, vom crește din nou componenta mai volatilă în distilatul rezultat. Prin etape repetitive de fierbere, condensare, fierbere din nou, putem în cele din urmă să separăm complet cele două componente. Acest lucru ar necesita, însă, un număr infinit de pași.

Înapoi sus

Azeotropi

Avem o situație mai complicată în cazul a două lichide, A și B, care se amestecă complet, dar în care intensitățile forțelor intermoleculare diferă semnificativ. Există două posibilități:

1. Forțele intermoleculare medii în soluție sunt mai puternice decât în lichidele individuale
2. Forțele intermoleculare medii în soluție sunt mai slabe decât în lichidele individuale.

Din moment ce forțele intermoleculare care țin un lichid împreună determină presiunea de vapori (și, prin urmare, punctul de fierbere al unui lichid), putem prezice că, în primul caz (1), punctul de fierbere așteptat al soluției ar trebui să fie mai mare decât cel al oricăruia dintre lichidele pure, în timp ce, în cel de-al doilea caz (2), soluția va fierbe la o temperatură mai mică decât punctul de fierbere al oricăruia dintre cele două lichide pure.

Considerați o soluție de benzen și etanol. Benzenul și etanolul sunt complet miscibile, dar forțele intermoleculare din soluție sunt mai mici decât cele din lichidele individuale. Deoarece forțele care rețin moleculele sunt mai mici, energia (temperatura) necesară pentru a rupe aceste forțe este mai mică. Astfel, ne așteptăm să existe un minim în curba punctului de fierbere (a se vedea figura de mai jos). la punctul de fierbere minim al soluției (fracția molară de etanol = 0,46) se constată, de asemenea, că compoziția vaporilor este identică cu cea a lichidului. Acesta se numește amestec azeotrop, iar punctul particular de pe curba punctului de fierbere se numește azeotrop.

Un azeotrop cu punct de fierbere maxim apare atunci când forțele intermoleculare ale amestecului sunt mai puternice decât cele ale lichidelor individuale. Acest lucru are ca rezultat un amestec cu un punct de fierbere mai mare (presiune de vapori mai mică) decât cele individuale. În acest caz, vaporii aflați în echilibru cu lichidul au compoziții care se îndepărtează de compoziția amestecului azeotrop, în direcția lichidului pur.

Înapoi sus

Echilibru solid lichid

Dacă răciți suficient o soluție, aceasta va îngheța. Dacă permiteți ca înghețarea să se producă suficient de lent și solidul care se cristalizează va fi pur. Temperatura la care soluția începe să înghețe depinde de compoziția soluției. Să luăm, de exemplu, un amestec de acid acetic și apă. Apa pură îngheață la 0ºC, iar acidul acetic pur îngheață la +16,6ºC. În scopul ilustrației următoare, doresc să clarific distincția dintre cuvântul stare și cuvântul fază.

• O stare este una dintre cele trei stări, solidă, lichidă sau gazoasă. Nu se face nicio distincție în ceea ce privește materialul din acea stare.

• O fază reprezintă o stare în care este specificată compoziția materialului din acea stare.

Diagrama de fază de mai sus prezintă patru regiuni cu coduri de culori diferite.

• Zona galbenă reprezintă o soluție lichidă monofazică.
• Zona albastră reprezintă o regiune cu o singură stare, dar bifazică, în care sunt amestecate cristale de gheață solidă și cristale solide de acid acetic (ar putea fi soluție solidă sau nu, presupunem că nu).
• Zona roșie reprezintă un echilibru în două stări între gheața solidă pură și o soluție în care compoziția soluției pentru orice temperatură dată este reprezentată de poziția liniei care separă zona roșie de cea galbenă.
• Zona violetă reprezintă un echilibru în două stări între acidul acetic solid pur și o soluție a cărei compoziție (pentru orice temperatură dată) este reprezentată de poziția liniei care separă zonele violet și galbenă.

Intersecția dintre granița roșu-galben și granița violet-galben reprezintă punctul eutectic. Acesta reprezintă cea mai joasă compoziție a punctului de topire pentru această soluție. Pentru acid acetic, apă, acest punct este la o temperatură de -26,7ºC. Sub această temperatură, orice amestec de gheață și acid acetic este solid.

Această diagramă poate fi folosită pentru a explica mai multe tipuri de fenomene.

Supunem că o soluție lichidă de cu o fracție molară de acid acetic = 0,1 este răcită lent, pornind de la temperatura camerei. Ce tranziții de fază vor avea loc pe măsură ce procesul de răcire avansează. Urmăriți linia verticală (marcată cu un asterisc) la x = 0,1.

• Prima schimbare de fază are loc la temperatura corespunzătoare punctului în care linia verticală trece în zona roșie. La această temperatură, gheața începe să cristalizeze din soluție. Acest lucru elimină apa din soluție, făcând-o mai concentrată în acid acetic. Prin urmare, punctul de îngheț scade. Acest, proces continuă pe măsură ce temperatura scade, astfel încât compoziția soluției urmează granița roșie-galbenă până la punctul eutectic.
• Aproape de punctul eutectic se cristalizează atât gheața cât și acidul acetic solid.

Utilizăm aceste proprietăți în experiențele noastre de zi cu zi, de exemplu, în radiatoarele automobilelor, punem un amestec de etilenglicol și apă. Proporțiile corecte ale acestor doi compuși pot da o soluție care îngheață la temperaturi de până la -50ºC. Chiar dacă îngheață, o va face încet, scăzând punctul de îngheț pe măsură ce o face și creând un amestec de suspensie mai degrabă decât o singură fază solidă. Astfel, chiar și la temperaturi extrem de scăzute, cum ar fi cele întâlnite în nordul Canadei, amestecul de „lichid de răcire” al radiatorului va curge prin motor și nu îl va bloca.

Veziți din nou diagrama. Dacă facem un experiment la 10ºC (sub punctul de topire al acidului acetic pur) în care începem cu apă pură și adăugăm încet cristale de acid acetic, putem urmări progresul de-a lungul liniei punctate albastre.

La început, acidul acetic se dizolvă în apă. Pe măsură ce proporția de acid acetic crește, ajungem la punctul în care linia punctată se intersectează în regiunea mov. Dincolo de granița galben-violet, vom vedea cristale de acid acetic așezate pe fundul paharului. Soluția ar fi saturată (la echilibru) și, indiferent cât de mult mai mult acid acetic solid am adăuga în pahar, nu va mai exista o creștere netă a cantității care se va dizolva. Cu toate acestea, dacă ridicăm temperatura la temperatura camerei, vom vedea cum restul acidului acetic se dizolvă, deoarece vom trece din nou în regiunea galbenă de pe diagrama de fază. Prin urmare, putem folosi diagrama pentru a determina solubilitatea (concentrația la echilibru) acidului acetic în apă pentru orice temperatură particulară.

Toate diagramele de fază de acest tip au aceleași caracteristici. Lichidele pure au puncte de topire caracteristice, iar punctul eutectic reprezintă cea mai mică compoziție a punctului de topire a soluției. Există întotdeauna aceleași patru regiuni și întotdeauna, putem explica procesele de congelare/dizolvare cu ajutorul acestor diagrame.

În chimia organică, folosim adesea proprietățile soluțiilor pentru a ne da seama dacă am separat corect un compus dorit. De exemplu, în experimentele de sinteză, pe care le faceți în laborator, testați puritatea cristalelor pe care le realizați prin măsurarea punctului lor de topire. Dacă cristalele dvs. se topesc la temperatura corectă, la o temperatură bine definită, atunci cristalele dvs. sunt probabil aproape pure. Dacă, pe de altă parte, ele se topesc într-un interval mare de temperaturi sau mult sub punctul de topire corect, puteți fi siguri că cristalele dumneavoastră nu sunt foarte pure.

Back to Top

Solubilitate

Câteodată, componentele care se amestecă pentru a forma soluții au puncte de topire foarte diferite. Să luăm, de exemplu, amestecul de apă și o sare, cum ar fi KCl. Sarea se topește la o temperatură foarte ridicată (770 ºC). Singura parte a diagramei de fază care ne interesează este cea prezentată în figura de mai sus. Sunt vizibile aceleași patru regiuni pe care le-am observat în diagrama de fază apă/acid acetic. Cu toate acestea, în acest caz, avem în vedere doar concentrații relativ mici de KCl în apă.

Să urmărim de la (de la stânga la dreapta) linia orizontală care reprezintă temperatura camerei. Pe măsură ce adăugăm sare în apa noastră, sarea se dizolvă la început. Sarea va continua să se dizolve atâta timp cât concentrația se află în zona galbenă. În cele din urmă, sarea nu se mai dizolvă, ci doar se depune pe fundul paharului. Concentrația soluției care există în echilibru cu sarea solidă este reprezentată de intersecția liniei orizontale cu linia de frontieră violet-galbenă. Aceasta este solubilitatea sării în fracție molară. În mod normal, măsurăm solubilitatea în moli de solut pe litru de soluție. Putem converti cu ușurință fracția molară determinată aici unități mai comune, cum ar fi molaritatea. Putem observa cu ușurință că, pe măsură ce temperatura soluției crește, crește și solubilitatea.

De asemenea, putem observa că, pe măsură ce sarea este adăugată în apă, la fel ca în cazul anterior, punctul de topire al apei scade. Prin urmare, adăugarea de sare la gheața de pe trotuare și drumuri scade punctul de topire și (sperăm) gheața se topește. În multe părți ale Canadei, cum ar fi Saskatchewan, temperatura în timpul iernii este adesea mult sub punctul în care sarea va face vreun bine (~-20ºC) și, prin urmare, este rar folosită acolo.

Back to Top

Legea lui Henry

Experiențele comune ne spun că și gazele se dizolvă în lichide. De exemplu, peștii pot trăi sub apă, separând oxigenul dizolvat din apă cu ajutorul branhiilor lor. Dacă apa devine stagnantă și conținutul de oxigen dizolvat este redus din cauza lipsei de aerare (amestecare cu aer), multe specii de pești nu pot trăi în ea. Alte specii au dezvoltat mecanisme speciale de adaptare pentru a face față nivelului scăzut de oxigen… Dar aceasta este o altă poveste.

Vedem, de asemenea, efectul gazului dizolvat în lichid ori de câte ori deschidem o băutură carbogazoasă. Băutura are dioxid de carbon dizolvat în ea și, în timp ce cutia (sau sticla) este închisă, presiunea gazului deasupra lichidului este în echilibru cu soluția de gaz dizolvat. Aceasta este, bineînțeles, presiunea de vapori a CO2 din soluție. Când se deschide cutia, CO2, a cărui presiune a vaporilor este mai mare decât presiunea ambientală normală, este eliberat în atmosferă, iar lichidul începe să bolborosească pe măsură ce CO2 dizolvat începe să evolueze înapoi în faza gazoasă. Dacă scuturăm cutia înainte de a o deschide, presiunea CO2deasupra lichidului crește simțitor, de ce?

Din acest set de observații putem vedea că cantitatea de gaz dizolvat într-un lichid depinde de două lucruri. Primul este presiunea parțială a gazului deasupra lichidului. Al doilea este viteza de dizolvare/evoluție a gazului.

Ne vom preocupa doar de prima opțiune și vom presupune că a trecut suficient timp pentru a se ajunge la echilibru.

Legea lui Henry exprimă matematic ceea ce am văzut experimental,

\

.