Läsning för detta avsnitt

Petrucci: Kapitel 13 (avsnitt 1 – 6)

Introduktion

Lösningar är homogena blandningar av mer än ett ämne. Ordet homogen innebär att blandningen är en enda fas där egenskaperna kommer att vara desamma oavsett var ett prov tas.

Vi kan oftast bekräfta att en blandning av mer än en komponent är en lösning genom att bara titta på vår blandning. Om vi kan se igenom blandningen (Clear) så är den med största sannolikhet en enda fas, vilket innebär en lösning. Om blandningen är ogenomskinlig så finns det sannolikt två eller flera faser som inte blandas med varandra och därför sprider ljuset, vilket gör den grumlig. Äppeljuice är alltså en lösning, medan mjölk innehåller vatten, oljedroppar och en del fasta mjölksubstanser, som alla är suspenderade men inte löser sig i varandra. Vi kan se detta bättre om vi låter ohomogoniserad mjölk sitta ett tag. Grädden (oljorna) kommer att stiga upp till toppen och lämna en mer genomskinlig vätska (mestadels vatten med en del suspenderade fasta ämnen, kallad smörmjölk) nedanför. Med ytterligare fysisk behandling (t.ex. centrifugering) kan vi separera mjölkens beståndsdelar ännu mer. Det är uppenbart att den blandning som vi såg som ”mjölk” inte var en lösning, även om det kan ha funnits vissa komponenter som var det (t.ex. mer än en typ av olja som lösts upp i varandra för att göra oljan till en del av grädden)

När du gör observationer av vätskeblandningar i ett labb är det därför viktigt att ange färgen (röd, blå, rosa…), men också klarheten (klar, ogenomskinlig, grumlig, mjölkaktig…) hos det vätskeprov som du beskriver. Äppeljuice är alltså en klar och gul lösning medan mjölk är en ogenomskinlig, vit blandning. Klarhetsobservationen gör att vi med säkerhet kan säga att äppeljuicen är en enda fas och därför är det en lösning medan mjölken inte är en enda fas och därför är det inte en enda lösning.

Lösningar kan vara fasta, flytande eller gasformiga (flytande lösningar är mest intressanta för kemister).

Gasfas

Gasfaslösningar bildas lätt från vilken gasblandning som helst eftersom gasmolekylerna så sällan interagerar med varandra. Om gasblandningen faktiskt inte reagerar kommer en gasfaslösning nästan säkert att bildas (åtminstone vid rumstemperatur och tryck)

Vätskefas

I vätskefasen är molekylerna tillräckligt nära varandra för att de intermolekylära krafterna ska bli viktiga. I denna fas kommer en lösning endast att bildas mellan (låt oss säga) två arter A och B om de intermolekylära krafterna A—A, B—B och A–B är ungefär lika stora.

Till exempel är hexan och heptan två opolära vätskor. De intermolekylära krafterna i var och en av dessa rena vätskor är främst dispersionskrafter på grund av tillfälliga dipoler. Dessa krafter är ganska svaga. De intermolekylära krafter som skulle finnas mellan hexan och heptan skulle dock också vara främst dispersionskrafter. Därför kommer en flytande lösning att bildas. De två vätskorna sägs vara helt blandbara i varandra.

Om krafterna hos en av molekylerna för sitt eget slag är mycket större än hos den andra kan en lösning inte bildas. Ta till exempel vatten och hexan. Vatten är en polär molekyl och dessutom binder den till andra vattenmolekyler med vätebindningar. Dessa är två starkare (och starkaste) av de intermolekylära krafterna (jämfört med dispersionskrafterna). Hexan kan å andra sidan inte engagera sig i någon av dessa två typer av interaktioner och kommer därför inte att blandas med vatten. Dessa två vätskor sägs vara omblandbara med varandra.

Fasta fasen (kristaller)

I den fasta fasen är inte bara de intermolekylära krafterna mycket väldefinierade, utan kristaller av fast substans bildar stela arrangemang av atomer vars avstånd är ganska regelbundna. För att en andra typ av molekyl ska passa in måste den vara av liknande storlek och form som värdmolekylerna (eller atomerna).

Gemensamma fasta ”lösningar” av denna typ finns bland annat i ädelstenar och i metallegeringar.

Lösningars sammansättning:

Molaritet

Det finns flera vanliga metoder för att redovisa sammansättningen av de lösningar som vi har att göra med. Vilken metod vi använder beror till stor del på vad vi ska använda den till. I de flesta relativt utspädda lösningar där vi behöver snabba och enkla beräkningar som relaterar antalet mol i lösningen till volymen använder vi molaritet. Koncentrationen i moläritet kan beräknas som:

\

där n = antal mol av lösningen och V = lösningens volym. Detta ger oss en koncentration i enheterna :
M ≡ mol × liter-1 eller mol × L-1.

Var försiktig med ekvationer. Elever blandar ofta ihop variabelsymboler som används i ekvationer med enhetssymboler som används i beräkningarna. Detta är ett exempel på detta. Ekvationen här har inte bokstaven M som variabel. Stor bokstavM används som variabel någon annanstans för att representera molarmassa, så den bör inte användas i den här ekvationen för att representera koncentration. Variabeln C används för att representera koncentration i alla enheter och här står CM för koncentration i molaritet. Symbolen för koncentrationsenheter som kallas molaritet är ett kursiverat stort M , som vi använder som en genväg till de fullt utskrivna enheterna mol av lösta ämnen per liter lösning (eller bara mol/L),

Till exempel:

Ett prov på 0,243 mol av en torr pulvriserad förening löses upp i 1,45 L av ett flytande lösningsmedel. Vad är den molära koncentrationen i lösningen?

Vi kan använda ekvationen ovan för att lösa detta med ett förbehåll. Volymen i ekvationen ska vara liter lösning, men den volym som anges i detta exempel är liter lösningsmedel. Vi kan inte bara använda den ena volymen i stället för den andra som en allmän regel. I det här fallet tillsätter vi dock en liten mängd av en förening till en stor vätskevolym, så även om vätskevolymen måste ha förändrats så har den inte förändrats särskilt mycket. Om vi antar att förändringen är försumbar, dvs. att lösningens volym är lika med lösningsmedlets volym kan vi fortsätta.

\

\

\

Vi hade alternativt (min egentliga preferens) helt enkelt kunnat räkna ut hur vi ska göra detta med hjälp av dimensionsanalys. Eftersom vi vet att de slutliga koncentrationsenheterna vi vill ha är mol per liter, delar vi helt enkelt antalet mol av lösningen med lösningens volym i liter och presto! samma svar utan någon ekvation att memorera.

Den enda nackdelen med att använda molaritet är att volymen av lösningsmedel inte nödvändigtvis är volymen av lösning och därför måste vi mäta mängden lösningsmedel innan vi blandar men mäta volymen av lösning efter blandning och sedan beräkna. Molaritetskoncentrationer är mycket användbara för experiment där vi gör volymetriska mätningar. Titreringar är ett utmärkt exempel på ett experiment där molaritet är den lämpligaste enheten att använda. I en titrering mäter vi en volym lösning som tillsätts från en byrett och kan snabbt beräkna antalet mol som vi har tillsatt.

\

Slutningsvis upprepar jag: använd dimensionell analys för att räkna ut hur detta ska gå till i stället för att memorera dessa ekvationer. När du väl förstår vilka faktiska tal du behöver använda för n och för V behöver du inte ekvationen längre.

Molalitet

I vissa fall är det inte lätt att mäta volymer av lösningar efter blandning eller kanske är det helt enkelt inte viktigt. I sådana fall är molaritet kanske inte en användbar enhetsuppsättning att använda. En alternativ enhetsuppsättning för koncentration är molalitet. Molalitet är inte en volymetrisk enhet och skulle inte vara användbar i situationer där vi behöver mäta volymer av flytande lösningar. Den är dock mycket användbar i situationer där vi helt enkelt behöver skapa lösningar med kända koncentrationer. Enheterna för molalitet är mol av lösta ämnen per kilogram lösningsmedel. Vi använder genvägen med kursiverade små bokstäver m för molal. Denna uppsättning enheter innebär att vi snabbt kan mäta gravimetriskt både den lösta substansen och lösningsmedlet, blanda dem och få en lösning med en lättberäknad koncentration i molalitetsenheter.

\

Här är Cm den variabel som representerar koncentrationen i molalitetsenheter (m med små bokstäver) n är mol av den lösta substansen, som i definitionen av molaritet, och variabeln m är massan av lösningsmedlet (i kg).

Bemärk att bokstaven m används på två sätt här. Som variabel representerar m lösningsmedlets massa i kg, men som enhet är m symbolen för molalitet. Enheten som är förknippad med koncentrationsvariabeln Cm är m, vilket är förkortningen som representerarmol lösningsmedel per kilogram lösningsmedel (eller bara mol/kg).

Exempel:

Vad är den molala koncentrationen i en lösning som bildas genom att tillsätta 0.213 g oxalsyra (COOH)2 till 1200 g vatten?

Den ekvation vi behöver är:

\

Vi behöver antalet mol, n, av lösningen, oxalsyra. Vi kan använda den molära massan av oxalsyra för att omvandla g till mol oxalsyra.

\

Nu kan vi beräkna koncentrationen av lösningen

\

Molfraktion

Skalor som molaritet och molalitet är endast användbara i fallet med relativt utspädda lösningar där en av arterna är klart mest förekommande (benämnt lösningsmedlet) och den andra finns i relativt små proportioner (lösta ämnet). Större delen av lösningarnas koncentrationsområde är inte tillgängligt med hjälp av denna typ av teminologi. Vad händer om vi har en lösning som består av lika många mol av A och B? Vilken är den lösta substansen? Vilken är lösningsmedlet?

Ett mått som fungerar för alla koncentrationsområden och som inte kräver någon distinktion mellan lösare och lösningsmedel är molfraktion $\chi$ när vi diskuterar lösningar som bildas över ett brett koncentrationsområde. För denna koncentrationsvariabel använder vi den grekiska bokstaven chi ( $\chi$, inte stort X), som motsvarar vår bokstav C. Ofta gör vi dock inte åtskillnaden

Molefraktion av en komponent (i) i en blandning av flera komponenter (I är antalet komponenter) definieras som

\

där $\chi_i$ är molfraktionen av komponent i, ni är antalet mol av komponent i och $n_T\;=\;\sum_i^I n_i$ är det totala antalet mol i lösningen. Varje komponents molfraktion $\chi_i$ kan variera i värde från 0 till 1, där 0 innebär att det inte finns någon förening i i lösningen och 1 innebär att lösningen består till 100 % av förening i. Summan av alla molfraktioner måste alltid vara lika med ett, $\sum_i^I \chi_i\;=\;1$ .

Tillbaka till början

Vätske-dampjämvikt

I en idealisk lösning av två komponenter A och B är de intermolekylära krafterna mellan molekylerna A—A, B—B och A—B alla identiska. I verkligheten kan vi aldrig få detta att inträffa men vi kan hitta lösningar där krafterna är mycket nära lika. Ett exempel på en blandning som bildar nästan ideala lösningar är hexan och heptan. Dessa två ”raka kolväten” har liknande molekylmassa (de har sex respektive sju kolatomer i längd). De är båda opolära och kan därför interagera endast med hjälp av intermolekylära krafter av dispersionstyp.

Vid en blandning av hexan (A) och heptan (B). Eftersom båda dessa vätskor är flyktiga förväntar vi oss att även lösningen kommer att ha ett ångtryck. Ångan kommer att bestå av en blandning av de två gaserna. Det totala trycket i denna blandning är enligt Daltons lag:

P*Soln = pA + pB {summan av partialtrycken}

För ideala lösningar kan vi bestämma partialtryckskomponenten i en ånga i jämvikt med en lösning som en funktion av molfraktionen av vätskan i lösningen. Detta är Raoults lag:

pA = xAP*A och pB = xBP*B

Substituerar vi i den första ekvationen får vi,

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

Från detta förhållande, ser vi att ångtrycket i en lösning av A och B är en linjär funktion av molfraktionen av A (eller av B) där P*B är interceptet och P*A – P*B är lutningen.

Den ånga som samlas över lösningen kommer att ha en sammansättning som inte nödvändigtvis är densamma som vätskans. Den mer flyktiga komponenten avdunstar lättare och kommer därför att ha en högre molfraktion i ångfasen än i den flytande fasen.
Vi kan skriva

Molfraktion av A i ångfasen = yA

Molfraktion av B i ångfasen = yB

Vi kan beräkna dessa värden från lösningens koncentrationer med hjälp avDaultons lag på följande sätt.

Vampkompositionskurvan kan ritas in enligt figuren nedan. Den ena (den raka linjen) är lösningens ångtryck i förhållande till vätskans sammansättning xA och den andra (den krökta linjen) är samma lösningens ångtryck, men plottat som en funktion av ångsammansättningen yA. Den kan ses som att den drar vätskelinjen till höger (mot den mer flyktiga vätskan A). Horisontella bindelinjer förenar de två kurvorna så att för varje givet ångtryck kan vätskans sammansättningxA och motsvarande ångsammansättning yA bestämmas på det sätt som anges av pilarna i figurerna.

Normalt sett utför vi inte experiment med konstant temperatur, vilket verkade framgå av de två föregående figurerna och motsvarande diskussion. Att göra det skulle innebära komplicerade tryckmätningsanordningar, förseglade styva behållare och anordningar för konstant temperatur. Vi kan mycket enklare göra en mätning av temperaturen vid ett fast tryck (säg en bar) som en funktion av molfraktionen. På så sätt får vi ett diagram över lösningens kokpunkt som en funktion av lösningens molfraktion. Till detta kan vi lägga till en graf över ångornas sammansättning. Denna kurva kan beräknas med hjälp av liknande begrepp som de som diskuterats ovan för fallet med konstant temperatur. Den resulterande kurvan (se nedan) är förskjuten mot den komponent med högre ångtryck precis som i diagrammet ovan.

I detta fall, eftersom vi redan vet att ångtrycket inte är en linjär funktion av temperaturen (jfr Clausius-Clapeyron-ekvationen), förväntar vi oss inte en rätlinjig graf över kokpunkten som funktion av sammansättningen. För en idealisk lösning är dock linjens krökning endast liten.

Låt oss utforska den oavbrutna linjen mer i detalj. Grafen för ”T vs molfraktion A” ovan har tre regioner i den.

1. Ovanför kurvorna finns en enda fas. Vid alla temperaturer och molfraktioner befinner sig alla komponenter i ångfasen.
2. Under kurvan finns en enda fas. Vid alla temperaturer och molfraktionsförhållanden under kurvorna befinner sig alla komponenter i flytande fas.
3. Varje temperatur/sammansättningssituation som ligger mellan de två linjerna finns det två faser i jämvikt med varandra. Den ena är en gasfas med komponenternas molfraktioner yi. Den andra är en vätskefas med komponentmolfraktioner xi.

För varje försöksuppställning som har en temperatur-/kompositionspunkt som ligger mellan de två faserna kan vi beräkna de relativa mängderna (totalt antal mol) av de två faserna med hjälp av de relativa längderna av de sammanbindande linjesegmenten på vardera sidan av punkten. Nedanstående diagram är en upplösning av bindelinjeområdet i föregående figur. Den blå linjen representerar sammansättningen av den flytande lösningen och den gröna linjen sammansättningen av ångorna. Den vertikala axeln är temperaturen och den horisontella axeln är molfraktionen av komponent A i en tvåkomponentsblandning av A och B. Den vertikala lila linjen representerar den totala molfraktionen i systemet (både i vätske- och ångfasen). Den vertikala positionen på kopplingslinjen representerar systemets temperatur.

Enligt hävstångsregeln (som först utvecklades för riktiga hävstänger, men som även fungerar här) är segmentets längd gånger antalet mol av segmentet för den ena sidan lika med längden gånger mol för den andra sidan.

n1 × L1 = n2 × L2

Om vi ordnar om detta lite kan vi bestämma förhållandet mellan mol av vätska n1 och mol av ånga n2 med hjälp av längderna L1 och L2 på följande sätt:

\

Det här blir logiskt om vi tittar på grafen. Om L1 är kortare än L2 (som illustrerat) är systemets totala sammansättning närmare den flytande fasen än ångfasen. Det betyder att de flesta mol av materialet finns i vätskefasen.

Exempel: Ett slutet system som innehåller två flyktiga blandbara vätskor A och B tillåts nå jämvikt. Det totala antalet mol i systemet är 1,32 mol. Vid jämvikt befinner sig 0,36 mol i ångfasen. Vilket är förhållandet mellan längderna på linjesegmenten L1 och L2 i ett linjediagram enligt bilden ovan?

mol vätska (n1) = totalt antal mol (nT)- mol ånga (n2)

n1 = 1.32 mol – 0,36 mol = 0,96 mol.

\

\

Så förhållandet mellan de två linjesegmentens längder blir 2,66. Eller, L2 är 2,66 gånger längre än L1.

Tillbaka till början

Destillation

Om vi skulle samla in all ånga ovanför vätskan vid kokpunkten och sedan kondensera den skulle vi få en vätska som hade högre halt av den mer flyktiga komponenten än utgångsmaterialet. Om vi sedan kokar om denna vätska ökar vi återigen den mer flyktiga komponenten i det resulterande destillatet. Med upprepade steg av kokning, kondensering och kokning igen kan vi så småningom separera de två komponenterna helt och hållet. Detta skulle dock kräva ett oändligt antal steg.

Tillbaka till början

Azeotroper

Vi har en mer komplicerad situation i fallet med två vätskor, A och B, som blandas helt och hållet men där styrkorna hos de intermolekylära krafterna skiljer sig avsevärt. Det finns två möjligheter:

1. De genomsnittliga intermolekylära krafterna i lösningen är starkare än i de enskilda vätskorna
2. De genomsnittliga intermolekylära krafterna i lösningen är svagare än i de enskilda vätskorna.

Då de intermolekylära krafter som håller ihop en vätska bestämmer ångtrycket (och därmed en vätskas kokpunkt), kan vi förutsäga att i det förstnämnda fallet (1) bör lösningens förväntade kokpunkt vara högre än den för någon av de två rena vätskorna, medan lösningen i det senare fallet (2) kommer att koka vid en lägre temperatur än kokpunkten för någon av de två rena vätskorna.

Tänk på en lösning av bensen och etanol. Bensen och etanol är helt blandbara men de intermolekylära krafterna i lösningen är mindre än i de enskilda vätskorna. Eftersom de krafter som håller ihop molekylerna är mindre är den energi (temperatur) som behövs för att bryta dessa krafter mindre. Därför förväntar vi oss att det kommer att finnas ett minimum i kokpunktskurvan (se figuren nedan). Vid lösningens lägsta kokpunkt (molfraktion av etanol = 0,46) finner vi också att ångans sammansättning är identisk med vätskans. Detta kallas en azeotropisk blandning och den särskilda punkten på kokpunktskurvan kallas azeotropen.

En maximalt kokande azeotropp uppstår när de intermolekylära krafterna i blandningen är starkare än de enskilda vätskorna. Detta resulterar i en blandning med en högre kokpunkt (lägre ångtryck) än de enskilda. I detta fall har ångor i jämvikt med vätskan kompositioner bort från den azeotropa blandningens sammansättning, mot ren vätska.

Tillbaka till början

Fasta vätskans jämvikt

Om man kyler en lösning tillräckligt mycket kommer den att frysa. Om man låter frysningen ske tillräckligt långsamt kommer den fasta substans som kristalliserar ut att vara ren. Den temperatur vid vilken lösningen börjar frysa beror på lösningens sammansättning. Ta till exempel en blandning av ättiksyra och vatten. Rent vatten fryser vid 0ºC och ren ättiksyra fryser vid +16,6ºC. Med tanke på följande illustration vill jag klargöra skillnaden mellan ordet tillstånd och ordet fas.

• Ett tillstånd är ett av tre tillstånd, fast, flytande eller gas. Ingen åtskillnad görs när det gäller materialet i det tillståndet.

• En fas representerar ett tillstånd där sammansättningen av materialet i det tillståndet specificeras.

Fasdiagrammet ovan visar fyra olika färgkodade områden.

• Det gula området är en enfasig flytande lösning.
• Det blå området representerar en region med ett enda tillstånd men med två faser där fast is och fasta ättiksyrekristaller är blandade (kan vara en fast lösning eller inte, anta att det inte är det).
• Det röda området representerar en tvåstegsjämvikt mellan ren fast is och en lösning där lösningens sammansättning (för en given temperatur) representeras av positionen på den linje som skiljer de röda från de gula områdena.
• Det violetta området representerar en tvåstegsjämvikt mellan ren fast ättiksyra och en lösning vars sammansättning (för en given temperatur) representeras av positionen på den linje som skiljer de violetta och gula områdena.

Snittpunkten mellan den röd-gula gränsen och den violett-gula gränsen representerar den eutektiska punkten. Detta representerar den lägsta smältpunktssammansättningen för denna lösning. För ättiksyra, vatten ligger denna punkt vid en temperatur på -26,7ºC. Under denna temperatur är varje blandning av is och ättiksyra fast.

Detta diagram kan användas för att förklara flera typer av fenomen.

Antag att en flytande lösning av med en molfraktion av ättiksyra = 0,1 kyls långsamt, med början från rumstemperatur. Vilka fasövergångar kommer att inträffa när kylningen fortskrider. Följ den vertikala linjen (markerad med en asterisk) vid x = 0,1.

• Den första fasförändringen inträffar vid den temperatur som motsvarar den punkt där den vertikala linjen passerar in i det röda området. Vid denna temperatur börjar isen kristallisera ur lösningen. Detta avlägsnar vatten från lösningen, vilket gör den mer koncentrerad i ättiksyra. Följaktligen sjunker fryspunkten. Denna process fortsätter när temperaturen sänks så att lösningens sammansättning följer den röd-gula gränsen ner till den eutektiska punkten.
• Under den eutektiska punkten kristalliserar både is och fast ättiksyra.

Vi använder dessa egenskaper i våra vardagliga erfarenheter, till exempel i bilarnas kylare lägger vi en blandning av etylenglykol och vatten. Rätt proportioner av dessa två föreningar kan ge en lösning som fryser vid temperaturer så låga som -50ºC. Även om den fryser kommer den att göra det långsamt, vilket sänker fryspunkten och skapar en slamig blandning snarare än en enda fast fas. Även vid extremt kalla temperaturer, som de som råder i norra Kanada, kommer alltså kylarvätskeblandningen att flyta genom motorn och inte täppa till den.

Se på diagrammet igen. Om vi gör ett experiment vid 10ºC (under smältpunkten för ren ättiksyra) där vi börjar med rent vatten och långsamt tillsätter kristaller av ättiksyra, kan vi följa utvecklingen längs den blå streckade linjen.

I början löses ättiksyran upp i vattnet. När andelen ättiksyra ökar når vi den punkt där den streckade linjen korsar det lila området. Bortom den lilagula gränsen skulle vi se kristaller av ättiksyra som sitter i botten av bägaren. Lösningen skulle vara mättad (i jämvikt) och oavsett hur mycket mer fast ättiksyra vi tillsätter till bägaren kommer det inte att ske någon ytterligare nettoökning av den mängd som kommer att lösas upp. Om vi däremot höjer temperaturen till rumstemperatur skulle vi se resten av ättiksyran lösas upp när vi går tillbaka till det gula området i fasdiagrammet. Därför kan vi använda diagrammet för att bestämma lösligheten (koncentrationen vid jämvikt) för ättiksyra i vatten vid en viss temperatur.

Alla fasdiagram av detta slag har samma egenskaper. De rena vätskorna har karakteristiska smältpunkter och den eutektiska punkten representerar lösningens lägsta smältpunktssammansättning. Det finns alltid samma fyra regioner och alltid kan vi förklara frysnings-/upplösningsprocesserna med hjälp av dessa diagram.

I organisk kemi använder vi ofta lösningarnas egenskaper för att avgöra om vi har separerat ut en önskad förening på rätt sätt. I syntesförsöken, som du gör i labbet, testar du till exempel renheten hos de kristaller du tillverkar genom att mäta deras smältpunkt. Om dina kristaller smälter vid rätt temperatur vid en väldefinierad temperatur är dina kristaller förmodligen nära rena. Om de däremot smälter över ett stort temperaturintervall eller långt under den korrekta smältpunkten kan du vara säker på att dina kristaller inte är särskilt rena.

Tillbaka till början

Löslighet

Ibland har komponenterna som blandas för att bilda lösningarna smältpunkter som är mycket olika. Ta till exempel en blandning av vatten och ett salt som KCl. Saltet smälter vid en mycket hög temperatur (770 ºC). Den enda del av fasdiagrammet som är av intresse för oss är den del som visas i figuren ovan. Samma fyra områden är synliga som vi noterade i fasdiagrammet vatten/ättiksyra. I det här fallet tittar vi dock bara på relativt låga koncentrationer av KCl i vatten.

Låt oss följa från (vänster till höger) den horisontella linjen som representerar rumstemperatur. När vi tillsätter salt till vårt vatten löses saltet först upp. Saltet fortsätter att lösas upp så länge som koncentrationen ligger i den gula zonen. Så småningom löser sig saltet inte längre, utan lägger sig bara på botten av bägaren. Den koncentration i lösningen som finns i jämvikt med det fasta saltet representeras av skärningspunkten mellan den horisontella linjen och den lilagula gränslinjen. Detta är saltets löslighet i molfraktion. Vi mäter normalt lösligheten i mol lösningsmedel per liter lösning. Vi kan enkelt omvandla den molekylfraktion som bestämts här till mer vanliga enheter, t.ex. molaritet. Vi kan lätt se att när lösningens temperatur höjs så ökar också lösligheten.

Vi kan också se att när saltet tillsätts till vattnet, precis som i det föregående fallet, sänks vattnets smältpunkt. Därför sänks smältpunkten genom att tillsätta salt till isen på trottoarer och vägar och (förhoppningsvis) smälter isen. I många delar av Kanada, t.ex. i Saskatchewan, är temperaturen på vintern ofta långt under den punkt där salt gör någon nytta (~-20ºC) och därför används det sällan där.

Tillbaka till början

Henrys lag

Gemensamma erfarenheter talar om för oss att även gaser löser sig i vätskor. Fiskar kan till exempel leva under vatten genom att separera löst syre från vattnet med hjälp av sina gälar. Om vattnet blir stillastående och innehållet av löst syre minskar på grund av bristande luftning (blandning med luft) kan många fiskarter inte leva i det. Andra arter har utvecklat särskilda mekanismer för att hantera låga syrehalter… Men det är en annan historia.

Vi ser också effekten av gas som är löst i vätska när vi öppnar en kolsyrad dryck. Drycken har koldioxid löst i sig och medan burken (eller flaskan) är stängd är gasens tryck ovanför vätskan i jämvikt med den lösta gaslösningen. Detta är naturligtvis ångtrycket för koldioxid i lösningen. När burken öppnas släpps CO2, vars ångtryck är högre än det normala omgivningstrycket, ut i atmosfären och vätskan börjar bubbla när den lösta CO2 börjar övergå till gasfasen igen. Om vi skakar burken innan vi öppnar den höjs trycket av koldioxid ovanför vätskan märkbart, varför?

Vi kan se av dessa observationer att mängden löst gas i en vätska är beroende av två saker. Det första är gasens partialtryck ovanför vätskan. Det andra är gasens upplösningshastighet/utvecklingshastighet.

Vi kommer endast att befatta oss med det första alternativet och anta att det har gått tillräckligt lång tid för att uppnå jämvikt.

Henrys lag uttrycker matematiskt vad vi har sett experimentellt,

\

.