Soluție (chimie)

De la Wikipedia, enciclopedia liberă.
Salt la navigare Salt la căutare
Soluție salină preparată din apă și clorură de sodiu (sare de masă).

În chimie , o soluție este definită ca un omogen amestec în care una sau mai multe substanțe sunt conținute într - un lichid sau solid sau gazos în fază ; conține diferite particule amestecate și distribuite uniform în spațiul disponibil, astfel încât fiecare volum de soluție să aibă aceeași compoziție ca și celelalte. [1]

O soluție diferă de o dispersie generică, deoarece solutul este dispersat în solvent la nivelul unor molecule sau ioni singuri, fiecare dintre ei înconjurați de molecule de solvent (mai exact, vorbim de solvatare ). Când, într-o soluție, un solut este prezent cu atomi, ioni sau molecule de dimensiuni deosebit de mici (mai mici de 1 nm), invizibile chiar și cu ajutorul microscopului , se numește o soluție adevărată . În caz contrar, atunci când dimensiunea particulelor solutului este cuprinsă între 1 și 1000 nm, vorbim despre o soluție falsă sau dispersie coloidală .

În contextul soluțiilor, este obișnuit să se numească substanța (sau substanțele) într-o cantitate mai mică substanță dizolvată și substanța într-o cantitate mai mare solvent . [2] Cu toate acestea, în unele cazuri, substanțele sunt miscibile, adică sunt solubile între ele în orice raport. În aceste cazuri, poate fi lipsit de sens să considerăm o substanță ca substanță dizolvată și cealaltă ca solvent. Când substanțele se află în diferite stări de agregare (în condițiile de mediu date) solventul este definit ca substanța care își păstrează starea de agregare.

Interacțiunea dintre solvent și solvent

Prima sferă de solvatare a unui ion de sodiu dizolvat în apă.

În cazul compușilor ionici , mecanismul de dizolvare este după cum urmează: moleculele polare ale solventului înconjoară cristalele de sare și se pot difuza și în rețeaua cristalină ; în acest fel, forțele de atracție dintre ionii de sarcină opusă care alcătuiesc cristalul sunt slăbiți, care vor fi apoi transferați la solvent sub formă de ioni solvatați .

În cazul dizolvatelor polare, fenomenul de dizolvare are loc prin atracție reciprocă între sarcinile opuse ale dipolilor solutului și moleculelor de solvent. Soluțiile care conțin electroliți sunt capabili să conducă curent electric .

În cazul solutelor nepolare, intră în joc forțe mai mici decât cele luate în considerare până acum. Acest tip de substanțe dizolvate reușește să aibă o anumită solubilitate în solvenți polari, gândiți-vă, de exemplu, la soluții de ciclohexan în etanol , datorită stabilirii interacțiunilor induse dipol-dipol. De obicei, substanțele dizolvate nepolare sunt solubile în solvenți nepolari și acest lucru se datorează forțelor londoneze originate între dipoli instantanei tranzitorii; un alt factor important, în special în sistemele biologice , este interacțiunea hidrofobă .

Solubilitate și saturație

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Solubilitate și saturație (chimie generală) .

Cantitatea maximă de dizolvat care se poate dizolva [3] într-un solvent dat se numește solubilitate și este o funcție a structurii chimice a celor doi compuși și a temperaturii .

Curbele de solubilitate pentru sistemele de solubilitate directă și inversă.

Majoritatea compușilor lichizi și solizi au o solubilitate proporțională cu temperatura (se spune că sistemul solvent-solut este solubilitate directă ); solubilitățile gazelor, pe de altă parte, au în general o tendință opusă (în acest caz se spune că sistemul solvent-solut are o solubilitate inversă ).

Valorile solubilității substanțelor din diferiți solvenți sunt constante și sunt raportate în literatura de specialitate.

Se spune că o soluție este saturată atunci când conține cantitatea maximă de substanță dizolvată pe care solventul este capabil să o dizolve la acea temperatură; adăugarea mai multor substanțe dizolvate la o soluție saturată nu se dizolvă, ci se separă de soluție, precipitând (dacă este solid), formând o nouă fază (dacă este un lichid) sau barbotând (dacă este un gaz).

O soluție se numește nesaturată atunci când conține o cantitate de substanță dizolvată mai mică decât maximul pe care solventul este capabil să-l dizolve la temperatura respectivă; adăugând mai mult solut, se va dizolva în soluție.

În anumite condiții, este posibil să se obțină soluții suprasaturate , adică soluții care conțin mai mult solut decât solventul este în mod normal capabil să se dizolve la temperatura respectivă; aceste soluții sunt sisteme instabile care, în urma perturbărilor mecanice (agitație, agitare, adăugare de corpuri străine), eliberează excesul de solut, transformându-se în soluții saturate. Adăugarea a câteva cristale de substanță dizolvată la o soluție suprasaturată pentru a provoca separarea substanței dizolvate se numește însămânțare și este utilizată de exemplu în procesul de cristalizare industrială.

Solubilitate și temperatură

Solubilitatea unei substanțe date depinde de temperatură. De fapt, există soluții endoterme și soluții exoterme . Soluțiile endoterme sunt cele în care energia (sub formă de căldură) este transferată din mediu în sistem, adică există o absorbție a căldurii. Prin urmare, în acest caz, solubilitatea crește proporțional cu temperatura.

O soluție endotermă poate fi descrisă ca:

solut + solvent + căldură → soluție

Soluțiile exoterme, pe de altă parte, sunt cele care dau energie mediului extern. Prin urmare, în acest al doilea caz, solubilitatea scade odată cu creșterea temperaturii.

O soluție exotermă poate fi descrisă ca:

solut + solvent → soluție + căldură

Concentraţie

Pictogramă lupă mgx2.svg Același subiect în detaliu: Concentrație (chimie) .

Măsura cantității de dizolvat în raport cu cantitatea de soluție se numește concentrație și se măsoară atât prin unități fizice, cât și prin unități chimice și, în special:

  • activitate : unitate de măsură adimensională;
  • fracția de volum : volumul de dizolvat pe volumul de soluție;
  • fracție de masă : masa de dizolvat pe masa de soluție;
  • fracția molară (simbolul x): cantitatea de dizolvat pe cantitatea de soluție;
  • raport molar (simbolul X): cantitatea de dizolvat pe cantitatea de solvent;
  • procentaj în volum : cantitatea de dizolvat în ml la 100 ml de soluție; este egală cu fracția de volum înmulțită cu 100;
  • procent din greutate : cantitatea de substanță dizolvată în grame la 100 g de soluție; este egală cu fracția de masă înmulțită cu 100;
  • procent mixt : cantitate în grame de substanță dizolvată la 100 ml de soluție;
  • molaritate (simbolul M ): moli de solut pe litru de soluție;
  • molalitate (simbol m ): moli de dizolvat la 1000 g de solvent;
  • normalitate (simbolul N ): echivalenți de solut pe litru de soluție;

Soluții ideale: legea lui Raoult

O soluție se numește „ideală” dacă îndeplinește această lege:

unde este:

  • i reprezintă a i-a componentă a soluției
  • este presiunea parțială a componentei a i-a
  • reprezintă fracția molară a componentului i într-un amestec lichid
  • este presiunea de vapori a componentului i pur.

Mai mult, pentru legea presiunilor parțiale :

fiind:

  • p este presiunea amestecului
  • fracția molară a componentului i într-un amestec gazos.

O soluție abordează acest comportament ideal atunci când fenomenele de atracție sau repulsie între moleculele aceluiași component sunt de aceeași magnitudine ca fenomenele de atracție sau repulsie între moleculele diferitelor componente. [4]

Potențialul chimic al unei componente într-o soluție ideală

Conceptul de potențial chimic este adesea utilizat în soluții. În special, potențialul chimic al componentei i-a unei soluții lichide în conformitate cu legea lui Raoult poate fi scris astfel:

unde R este constanta gazului , T temperatura soluției și ln indică funcția matematică numită logaritm natural .

Aceasta înseamnă că potențialul chimic al componentei i-a în soluție lichidă este egal cu potențialul său chimic la echilibru în faza lichidă plus un termen care depinde de fracția sa molară și de temperatura absolută .

La temperatură și presiune constante, fiecare potențial chimic al unei componente i nu poate varia independent de potențialele chimice ale celorlalte componente ale soluției, așa cum este stabilit de ecuația Gibbs-Duhem sub forma

unde este reprezintă numărul de moli al componentei j- lea.

Soluții ideale diluate: legea lui Henry

După cum sa văzut deja mai sus, solutul și solventul care alcătuiesc o soluție ideală satisfac legea lui Raoult. În soluțiile ideale diluate, adică în toate acele amestecuri omogene în care solventul își poate aproxima practic starea pură, dată fiind cantitatea extrem de mică de solut prezent, se evidențiază un comportament diferit între solvent și solut: în timp ce primul continuă să respecte legea lui Raoult, presiunea parțială a solutului este acum legată de fracția molară a acestuia din urmă prin legea lui Henry . [5]

Legea lui Henry, similară în mod formal cu legea lui Raoult, stabilește următoarea relație:

introducerea constantei care posedă mărimea unei presiuni. Cunoașterea acestei constante se aplică în determinarea solubilității gazelor și își asumă o importanță deosebită în biochimie și științe medicale (în raport cu schimburile gazoase care afectează fluxul circulator ), precum și în chimia mediului .

În termeni practici, legea lui Henry poate fi aplicată folosind molalitatea ca unitate de măsură a concentrației.

Proprietati coligative

Una dintre caracteristicile notorii asociate cu soluțiile este proprietățile lor coligative . Acest tip de proprietăți depinde doar de numărul de particule de solut prezente și nu de natura solutului în sine. Sunt:

Originea proprietăților coligative derivă din scăderea potențialului chimic al solventului datorită prezenței solutului.

Soluții reale: funcții în exces

Amploarea abaterii dintre proprietățile termodinamice ale soluțiilor reale, caracterizată printr-un anumit grad de interacțiune între particulele dizolvate și solvent, din modelul ideal poate fi exprimată folosind așa-numitele funcții în exces . [6]

De exemplu, după efectuarea măsurătorilor experimentale este posibil să se obțină excesul de entropie (indicat ) scăzând din entropia de amestecare obținută experimental valoarea aceleiași entropii de amestecare calculate teoretic pe baza modelului soluției ideale. În același mod este posibil să se definească un volum în exces ( ) care determină o extindere sau o contracție a soluției pe baza aranjamentului reciproc mai mult sau mai puțin compact pe care îl pot asuma componentele din interiorul său.

O soluție care are entalpie în exces diferită de zero ( ) și excesul de entropie egal cu zero ( ), comportându-se astfel într-un mod parțial ideal, este definit ca o soluție obișnuită .

Exemple de soluții

În funcție de starea de agregare (solidă, lichidă sau gazoasă) a solventului și solventului, putem avea diferite tipuri de soluții, prezentate în tabelul următor:

Exemple de soluții Solut
gaz lichid solid
Solvent gaz Oxigen și alte gaze din azot (aer). Vapori de apă în aer. Naftalina se sublimează în aer, formând o soluție.
lichid Dioxid de carbon în apă. Etanol în apă; soluții de hidrocarburi ( brute ). Zaharoza in apa; Clorură de sodiu (alias „sare de masă”) în apă; aur în amalgam cu mercur .
solid Dizolvarea hidrogenului în metale (de exemplu, platină ). Hexan în parafină , mercur în aur. Oțel , bronz și alte aliaje metalice .

Avertizare

Uneori, în domeniul non-profesional, se face o eroare conceptuală atunci când, trebuind să pregătiți o soluție (gândiți-vă la o rețetă obișnuită de gătit), nu acordați suficientă atenție faptului că concentrația se referă la total (solut plus solvent ) și nu solvent singur, deși acest lucru este adesea în cantitatea preponderentă. De exemplu: dacă trebuie să preparați o băutură de cafea și lapte într-un raport (concentrație) de 2 până la 10, 2 este cafea și 8 (nu 10) este lapte, 10 este băutura totală de cafea și lapte.

Notă

  1. ^(RO) IUPAC Gold Book, „soluție”
  2. ^ Cantitatea de substanță poate fi definită în termeni de masă, volum sau număr de moli.
  3. ^ Termenul "topit" este un termen utilizat în mod obișnuit, care poate fi ambiguu. În contextul soluțiilor, termenul „dizolva” trebuie înțeles ca un sinonim al „dizolva”, și nu al lichefierii .
  4. ^ Dorind să simplificăm, cu cât cele două componente ale amestecului se „aseamănă” între ele din punct de vedere chimico-fizic, cu atât amestecul rezultat va fi mai ideal.
  5. ^ Atkins, de Paula , p.166
  6. ^ Atkins, de Paula , p.169

Bibliografie

  • Peter Atkins și Julio de Paula, Chimie fizică , ediția a IX-a, Oxford University Press, 2010, ISBN 1-4292-1812-6 .
  • ( EN ) JM Smith, HCVan Ness; MM Abbot, Introduction to Chemical Engineering Thermodynamics , ediția a 6-a, McGraw-Hill, 2000, ISBN 0-07-240296-2 .
  • KG Denbigh, Principiile echilibrului chimic , Milano, Editura Ambrosiana, 1971, ISBN 88-408-0099-9 .

Elemente conexe

Alte proiecte

linkuri externe

Controlul autorității Thesaurus BNCF 22292 · LCCN (RO) sh85124730 · GND (DE) 4036159-7 · BNF (FR) cb11933294x (data) · NDL (RO, JA) 00574261
Chimie Portalul chimiei : portalul științei compoziției, proprietăților și transformărilor materiei