U svakodnevnom životu osoba se stalno susreće s raznim rješenjima - napicima, ljekovitim mješavinama, kućanskim kemikalijama itd. Čini se da nema ništa jednostavnije od pripreme neke vrste koktela (tipično rješenje), ali, u međuvremenu, sama priroda procesa otapanja jedne tvari u drugoj prilično je složena.

Suvremena znanost tvrdi da je otapanje fizikalno-kemijski proces.

Jedan od glavnih fizičkih procesa koji se odvijaju tijekom otapanja je difuziju(prodiranje) otopljene tvari u otapalo. Difuzija je uzrokovana kaotičnim toplinskim kretanjem molekula (atoma, iona) - prvo se između dvije otopljene tvari stvara granični difuzijski sloj unutar kojeg dolazi do intenzivnog međusobnog miješanja čestica raznih tvari uzrokovano razlikom u gustoći otapala i otopljene tvari.

Proces otapanja može biti popraćen oslobađanjem (apsorpcijom) topline, promjenom boje otopine i drugim kemijskim transformacijama, što daje razloga govoriti o prisutnosti kemijskih procesa koji prate otapanje.

Otapanje je popraćeno stvaranjem kemijskih veza ( solvatacija) između otapala i otopljene tvari (ako je otapalo voda - hidratacija), u ovom slučaju, proizvodi interakcije otopljene tvari s otapalom nazivaju se solvati (ako voda djeluje kao otapalo - hidrati).

Solvati (hidrati) su nestabilne tvari. Hidrati koji postoje u kristalnom stanju nazivaju se kristalni hidrati (bakar sulfat, željezo sulfat).

Klasifikacija rješenja:

• Tekuće otopine (slatki čaj).
• Čvrste otopine (legure).
• Plinovite otopine (zrak).

Naravno, najčešće su tekuće otopine. Obično, kada govorimo o otopinama, mislimo na tekuće otopine.

Svaka tekuća otopina sastoji se od otapalo(tekući medij u kojem se odvija proces otapanja) i otopljene tvari, koji se otapaju u tekućini.

Klasifikacija tekućih otopina:

• tekućina + plin;
• tekućina + tekućina;
• tekućina + krutina.

Tekuće otopine dijele se u dvije široke kategorije - vodene otopine (otapalo je voda) i nevodene otopine (otapalo je tekućina, ali ne voda).

Što je topljivost

Topljivost je sposobnost tvari da stvara otopine – neke se tvari mogu neograničeno dugo otapati jedna u drugoj; drugi - samo u ograničenim količinama ili se praktički uopće ne otapaju.

Topljivost pojedine tvari ovisi o njezinoj prirodi i prirodi otapala, kao i o uvjetima u kojima se odvija proces otapanja: temperaturi, tlaku, prisutnosti trećih tvari.

Staro pravilo kaže: “slično se otapa u sličnom”, tj. nepolarne tvari se dobro otapaju u nepolarnim otapalima (benzen u heksanu), a polarne tvari se dobro otapaju u polarnim (etilni alkohol u vodi), i obrnuto - nepolarne tvari otapaju se u polarnim otapalima loše (benzen u vodi).

Zasićena otopina je otopina u kojoj se pri određenoj temperaturi određena tvar ne otapa (kaže se da je otopljena tvar u stanju ravnoteže s otopinom).

Prema tome, slična otopina s manjom količinom otopljene tvari nego u zasićenoj otopini naziva se nezasićena.

Dakle, topljivost se može izraziti brojčano kao koncentracija tvari u njezinoj zasićenoj otopini.

Topljivost određene tvari izražava se kroz koeficijent topljivosti(masa otopljene tvari koja pod određenim uvjetima zasiti 100 g otapala).

Sve tvari prema topljivosti u vodi mogu se podijeliti u 3 skupine:

• tvari topljive u vodi - topljivost veća od 1 g na 100 ml vode;
• slabo topljive tvari - 0,1..1 g na 100 ml;
• netopljive tvari - manje od 0,1 g na 100 ml.

Topivost krutih tvari jako ovisi o temperaturi (općenito, što je viša temperatura, to je bolja njihova topljivost).

Topljivost plinova u vodi raste s porastom tlaka (to dobro zna svatko tko je odčepio bocu šampanjca). Ovo je dobro poznato i roniocima koji su nakon dugotrajnog boravka na velikim dubinama (pod visokim tlakom) prisiljeni postupno izranjati na površinu tijekom sati (ili se podvrgnuti prilagodbi u tlačnoj komori), inače, kada ronilac brzo se diže iz velikih dubina, razvija se dekompresijska bolest kada se dušik, otopljen u velikim količinama u ljudskoj krvnoj plazmi, počne oslobađati u obliku mjehurića (krv vrije), začepljujući male žile i kapilare, ugrožavajući život ronioca.

Takve otopine karakterizira potpuna homogenost zbog iste veličine čestica otopljene tvari i otapala te nepostojanja međupovršina između njih. Prava rješenja su jednofazni disperzni sustavi. Prave otopine karakterizira velika čvrstoća veze između otopljene tekućine i otapala. Otopljena tekućina (tvar) se naknadno ne odvaja od otapala i ostaje ravnomjerno raspoređena u otapalu. Prava otopina ostaje homogena neograničeno vrijeme, osim ako se u njoj ne pojave spontani sekundarni procesi (primjerice, hidroliza, oksidacija, fotosinteza). Prave otopine su ionski dispergirane i molekularno dispergirane. Veličina čestica u prvom je manja od 1 nm, a otopljena tvar je u obliku pojedinačnih hidratiziranih iona i molekula u ravnotežnim količinama. Prave otopine su uvijek prozirne, ne smiju sadržavati suspendirane čestice ili sediment. Značajka pravih otopina je da su homogene čak i kada se gledaju kroz elektronski mikroskop. Komponente koje ulaze u njihov sastav ne mogu se ni na koji način odvojiti. Prava rješenja dobro difundiraju. Ova skupina uključuje otopine elektrolita i neelektrolita, kao što su glukoza, natrijev klorid, alkohol, magnezijev sulfat itd.

Prave otopine visokomolekularnih spojeva su molekulski disperzni sustavi koje tvore amfifilne makromolekule. S jedne strane, to su jednofazni homogeni sustavi (poput pravih otopina), as druge strane imaju neke značajke koje ih približavaju koloidnim otopinama (kretanje molekula slično Brownovu, male brzine difuzije, nemogućnost dijalize). , povećana sposobnost stvaranja molekularnih kompleksa i neki drugi).

Koloidne otopine. Koloidna otopina je heterogeni disperzijski sustav u kojem čestice otopljene tvari imaju ultramikroskopski (koloidni) stupanj fragmentacije. Veličina čestica disperzne faze je 1-100 nm. Čak ni elektronski uronjeni mikroskopi ne omogućuju uvijek vizualno otkrivanje čestica disperzijske faze koloidnih otopina. U koloidne otopine spadaju i solovi; veličina čestica u njima je prilično velika i veća je od 1/2 valne duljine svjetlosti, tako da svjetlost ne može slobodno prolaziti kroz njih i podložna je većem ili manjem raspršenju. Zbog raspršenja svjetlosti, solove karakterizira Tyndallov fenomen, tj. uvijek, osobito u reflektiranoj svjetlosti, izgledaju opalescentno i mutno. Za razliku od pravih otopina, solovi imaju vrlo nizak osmotski tlak i, kao posljedicu, visok stupanj labilnosti. Elementarne jedinice u solima su složeni strukturni električki neutralni agregati – micele. Micele su u stanju elektrolitičke disocijacije i sastoje se od masivnog polivalentnog iona - granule - i odgovarajućeg broja suprotno nabijenih iona normalne veličine - protuiona. Jezgra granule je kristalni kompleks električki neutralnih atoma ili molekula. Vanjski (aktivni) dio granule je adsorpcijska ljuska (sfera). Sastoji se od iona istog predznaka. Protuioni se nalaze u intermicelarnoj tekućini uz granule i imaju neku mogućnost samostalnog kretanja. Ova struktura sola također određuje njihova svojstva.

Suspenzije (suspensio) su sustavi koji se sastoje od usitnjene čvrste i tekuće faze. Veličina čestica u njima kreće se od 0,1 do 50 mikrona ili više (grubi sustavi). Suspenzije su heterogene, ali su za razliku od koloidnih otopina mutne tekućine čije su čestice vidljive pod običnim mikroskopom. Te se tekućine talože, njihove čestice zadržavaju čak i materijali filtera s velikom porozom. Nisu skloni dijalizi i difuziji.

Emulzije (emulsus) su disperzni sustavi u kojima su i disperzna faza i disperzni medij predstavljeni međusobno netopljivim ili slabo međusobno topljivim tekućinama. Emulzije se odnose na grube sustave u kojima se veličina raspršenih čestica (kapljica) kreće od 1 do 150 mikrona, ali su u nekim slučajevima i jače dispergirane.

Kombinirani disperzni sustavi uključuju ekstrakcijske oblike doziranja (infuzije, dekokcije, sluzi). U njima djelatne tvari mogu biti prisutne ili u otopljenom obliku ili u obliku rijetkih suspenzija i emulzija. Osim toga, kombinirani disperzni sustavi mogu se dobiti kao rezultat kombinacija tvari koje su različito raspoređene u tekućem mediju.

Tekući oblici lijekova dijele se na:

pripravci za vanjsku upotrebu,

· unutarnji

· uporaba injekcija.

Tekući oblici doziranja za unutarnju upotrebu nazivaju se smjese (od latinskog mixturae - "miješati"), disperzijski medij u njima je samo voda. Napitci sadrže tri ili više sastojaka. Grube disperzije (čestice veličine 5-10 mikrona), koje se brzo talože i stoga protresu prije upotrebe, u ljekarničkoj praksi obično se nazivaju protresanim smjesama - mixturae agitandae (od latinskog agito - "tresti"). Finije otopine, koje se po stupnju disperzije približavaju solima, nazivaju se mutne smjese - mixturae turbidae (od latinskog turbidus - "mutno").

Napitci se obično doziraju u žlice (15 ml), žličice za desert (10 ml) i žličice (5 ml). Oralne otopine obično se propisuju u količini od 5-15 ml, kao iu kapima koje se prije upotrebe razrijede s malom količinom vode ili mlijeka (uljne otopine).

Tekući oblici doziranja za vanjsku upotrebu propisani su u obliku ispiranja, losiona, trljanja, klistira, kapi. Disperzni medij u njima, osim vode, može biti etanol, glicerin, razna ulja i druge tekućine.

Otapanje

Otapanje (miješanje tekućina, kao i tekućina i krutina) - glavna faza u proizvodnji otopina koje se koriste izvana, iznutra i u obliku injekcija - prilično je uobičajena operacija u proizvodnji lijekova. Najvažnije od svih fizikalno-kemijskih svojstava tvari je njihova sposobnost otapanja u vodi ili drugim otapalima, tj. topljivost. Topljivost se kvantificira koncentracijom zasićene otopine u danim uvjetima. Može se izraziti na isti način kao i koncentracija (postotak otopljene tvari ili molova po litri otopine), no najčešće se topljivost izražava kao broj grama određene tvari otopljene u 100 ml otapala pri određenoj temperaturi. Indikatori topljivosti u različitim otapalima dani su u privatnim člancima. Na primjer, acetilsalicilna kiselina slabo je topiva u vodi (topljiva u vrućoj vodi), lako topljiva u alkoholu, te u otopinama kaustičnih i ugljičnih lužina.

Priroda otopljene tvari i otapala igra veliku ulogu u miješanju tekućina i pripremi otopina. Ista tvar je u različitom stupnju topljiva u različitim otapalima, i obrnuto – različite tvari se miješaju s istim otapalom na različite načine.

S praktične strane, važno pravilo vodilje koje dopušta da se do određene mjere razumiju opći zakoni topljivosti je staro načelo - "slično se otapa u sličnom", koje su uspostavili alkemičari. (“Similia similibus solventur”).

Svaka otopina sastoji se od otopljene tvari i otapala, tj. okolina u kojoj je ta tvar ravnomjerno raspoređena u obliku molekula ili još manjih čestica – iona. Ali nije uvijek lako odrediti koja je tvar otapalo, a koja otopljena tvar. U pravilu se otapalom smatra ona komponenta koja u svom čistom obliku postoji u istom agregatnom stanju kao i nastala otopina. Na primjer, u slučaju vodene otopine natrijevog klorida, otapalo je voda. Ako su obje komponente bile u istom agregatnom stanju prije otapanja (na primjer, voda i alkohol), tada se otapalom obično smatra komponenta uzeta u većim količinama.

Rješenja– termodinamički stabilni sustavi promjenjivog sastava, koji se sastoje od najmanje dvije komponente i proizvoda njihove interakcije. To su disperzni sustavi koji se sastoje od disperzne faze i disperzijskog medija. Postoji devet sustava (tablica 1):

stol 1

Raspršeni sustavi

Gdje G– plin;

T– čvrsto tijelo;

I– tekućina.

postojati tekuće, plinovite i čvrste otopine. Otopine se razlikuju od kemijskih spojeva po tome što se njihov sastav može kontinuirano mijenjati. Kao i svaki sustav koji je kemijski ravnotežan pod danim uvjetima, otopine moraju imati minimalnu Gibbsovu slobodnu energiju. Prema agregatnom stanju disperzni sustavi mogu biti: plinoviti, tekući, čvrsti; prema stupnju raspršenosti - suspenzije, koloidne i prave otopine. Obustaviti– heterogeni sustavi, vremenski nestabilni. Njihove čestice su vrlo male i zadržavaju sva svojstva faze. Suspenzije su stratificirane, a disperzna faza se ili taloži ili ispliva, ovisno o omjeru gustoće. Primjeri: magla (tekućina raspoređena u plinu), suspenzija (krutina - tekućina), emulzija (tekućina - tekućina, C 2 H 5 OH + H 2 O - etilni alkohol i voda).

U pravoj otopini, tvar raspoređena u mediju raspršena je na atomsku ili molekularnu razinu. Postoje brojni primjeri: plinovita otopina - zrak, koja se sastoji od glavne komponente dušika - 78% N 2; legure koje su čvrste otopine, npr. bakar Cu – Zn, Cu – Cd, Cu – Ni itd.

Koloidne otopine– mikroheterogeni sustavi, zauzimaju srednji položaj između pravih otopina i suspenzija. Otopine se sastoje od otopljene tvari i otapala. Otapalo je komponenta koja prevladava u otopini. Svojstva otopina ovise o koncentraciji. Razmotrimo načine izražavanja koncentracije otopina.

2. Koncentracija i načini njenog izražavanja

Koncentracija– količina otopljene tvari sadržana u određenoj količini otopine ili otapala. Pri određivanju koncentracije otopina koriste se različite metode analitičke kemije: gravimetrijske, volumetrijske, kao i metode koje se temelje na mjerenju gustoće, indeksa loma i drugih fizikalno-kemijskih svojstava.

Vrste koncentracije

Maseni udio otopljena tvar u otopini ? , % – omjer mase tvari prema masi otopine:

Primjer: neka m(CaCl 2) = 10 g, dakle ? (CaCl2) = (10/100) g 100% = 10%.

Molarnost otopine– broj molova otopljene tvari u jednoj litri otopine.

Primjer: 1 mol H 2 SO 4 – 98 g, vode treba dodati na jednu litru.

Molalitet– broj molova otopljene tvari na 1000 g otapala. Primjer:

H 2 SO 4 – 98 g/mol + 1000 g H 2 O.

Molni udio otopljene tvari u otopini, N

Gdje n 1 – otopljena tvar (mol);

n 2 – otapalo (mol).

Primjer: imamo 20% NaOH (kaustična soda).

Titar– broj otopljene tvari u jednom mililitru otopine. Postoji titrimetrijska analiza – metoda kvantitativne analize u kojoj je sadržaj analita x izračunato na temelju mjerenja količine reagensa utrošenog na interakciju sa x, provođenje reakcije u titrimetrijskoj analizi je završna faza analize. Primjer: titrirati volumen kiseline kapima lužine do nestanka boje – potpuna neutralizacija. Tijekom titracije

Gdje N– normalnost – broj molnih ekvivalenata otopljene tvari u jednoj litri otopine.

Glavna karakteristika rješenja je njihova topljivost– masa tvari koja se može otopiti u stotinu grama otapala pri određenoj temperaturi; ovaj proces prati toplinski učinak. Kvantitativno, topljivost krutine, plina ili tekućine u tekućem otapalu određena je koncentracijom zasićene otopine pri danoj temperaturi, tj. koliki je udio tvari po masi (volumenu) u danom otapalu. Primjer: m(NaCl) – 58,5 g na 100 g H 2 O pri određenoj temperaturi. Zasićena otopina– otopina u ravnoteži s viškom otopljene tvari. Prezasićeno- nestabilna otopina koja sadrži više tvari nego što je određeno njezinom topljivošću.

Kvalitativna karakteristika je sposobnost otapanja ili neotapanja, na primjer, sumpor se ne otapa u vodi, jod je praktički netopljiv u vodi. Proces otapanja sastoji se od dvije faze:

1. Topljivost čvrstih tvari u vodi (razaranje kristala je endotermna reakcija, tj. apsorbira se toplina - q 1).

2. Pojedinačne čestice stupaju u interakciju s vodom, taj se proces naziva - hidratacija, oslobađa toplinu + q 2

Q otapanje = – q 1 + q 2 .

ako - q 1 > q 2, tada je ukupni učinak negativan (– Q), ako je obrnuto, onda je pozitivan (+ Q).

?H= 0 – identični učinci, ? H< 0 – oslobađa se toplina, ? H> 0 – toplina se apsorbira.

Toplinski učinak otapanja– količina topline jednog mola tvari.

tvar+ otapalo- zasićena otopina+ Q.

Tvar koja se otapa sniženjem temperature povećava svoju topljivost. Razmotrimo topljivost nekih tvari. Primjer, NH 4 NO 3 – amonijev nitrat, topljivost pada na nulu, endotermni učinak reakcije. Razmotrimo detaljno faze: u prvoj fazi - učinak razaranja kristalne rešetke, endotermni. Na drugom - ravnomjerna raspodjela po volumenu s vodom, hidratacija - egzotermna.

q 1 > q 2 > – Q– toplina se apsorbira,

?H> 0.

Drugi primjer, NaOH - natrijev hidroksid, egzotermni učinak reakcije,

q 1 < q 2 > +Q- oslobađa se toplina.

To znači da je topljivost određena prirodom soli tvari i otapala.

Druga karakteristika rješenja je dielektrična konstanta– koliko je puta sila međudjelovanja dvaju naboja manja nego u vakuumu.

Otopite li 10 g natrijevog hidroksida NaOH u sto mililitara vode iz slavine, temperatura naglo poraste na 60 o C (temperatura vode iz slavine +20 o C).

Otopite li 40 g amonijevog nitrata NH 4 NO 3 u 100 ml iste vode, temperatura naglo pada s +20 o C na –7 o C.

Ako otopite natrijev klorid NaCl u 100 ml vode iz slavine, temperatura se ne mijenja.

3. Topljivost plinova u tekućinama

Ovisi o tlaku i temperaturi. Topivost plinova varira zbog njihove različite kemijske prirode.

N2, H2 slabo su topljivi u vodi, topljivost NH3, HCl je vrlo visoka, 700 volumena amonijaka NH3 otopi se u jednom volumenu H2O.

Plin + H 2 O > 3,5 volumena O 2 u jednom volumenu H 2 O je egzoterman proces. Kako temperatura raste, topljivost nekih plinova opada. Pri konstantnoj temperaturi i niskom tlaku, topljivost plinova koji ne ulaze u kemijsku interakciju s otapalom pokorava se Henry-Daltonovom zakonu koji se sastoji od nekoliko dijelova.

1 dio: Masa plina koji se otapa u određenom volumenu tekućine proporcionalna je tlaku koji plin vrši na tekućinu.

Na primjer, tjeramo CO 2 pod pritiskom u bocu.

2. dio: Volumen plina ne ovisi o tlaku.

dio 3: Ako je smjesa plinova otopljena, tada je topljivost svake komponente proporcionalna njezinom parcijalnom tlaku.

Plinovi koji reagiraju s vodom ne poštuju Henry-Daltonov zakon.

4. Otopine neelektrolita. Raoultov zakon i njegove posljedice

Razmotrimo model idealnog rješenja. Rješenje se zove savršen, ako ne postoji međudjelovanje među česticama (molekula, atoma, iona). Otopine bez elektrolita– čestice koje su slabo topljive u vodi jer nema nositelja električnog naboja. Raoultov zakon vrijedi samo za razrijeđene otopine neelektrolita.

Neka PBO– tlak pare iznad čistog otapala, pri konstantnoj temperaturi T 1 ; P B– tlak pare otapala na istoj temperaturi, ali iznad otopine koja se sastoji od nehlapljive komponente A(šećer), i čisto tekuće otapalo U:

P B= f(T).

Razlika PBO– P B jednak smanjenju tlaka pare.

Veličina (P BO – P B) /P BO– relativno smanjenje tlaka pare = X A =?P/P BO, Gdje X A– molni udio, PBO>PB,?P = PBO – PB– apsolutno smanjenje tlaka pare.

Raoultov zakon. Relativno smanjenje tlaka pare otapala iznad otopine jednako je molnom udjelu otopljene nehlapljive komponente.

Boltzmannova barometrijska formula.

Posljedice iz Raoultovog zakona:

1. Otapanje nehlapljive komponente u otapalu dovodi do proširenja temperaturnog raspona postojanja tekuće faze.

2. Sniženje ledišta i povećanje vrelišta izravno su proporcionalni molarnoj koncentraciji otopljene tvari.

3. Otopine koje sadrže isti broj molova otopljenih tvari u istim molovima otapala pokazuju isti pad ledišta i isti porast vrelišta.

?t kip =E x Iz molitvene sobe,

Gdje E – ebulioskopska konstanta, +0,52.

?t zamjenik =K x Iz molitvene sobe,

Gdje DO - krioskopska konstanta jednaka –1,86.

Ebulioskopska konstanta– razlika između vrelišta otopine i temperature čistog otapala.

Krioskopska konstanta– razlika između ledišta otopine i temperature čistog otapala.

Da biste riješili probleme o tim konstantama, morate znati masu otopljene tvari i masu otopine. Na primjer, masa kloroforma (triklorometan CHCl 3) izračunava se formulom:

Gdje m 1 – masa otopljene tvari;

m 2 – masa otapala;

?t– vrijednost koja pokazuje koliko je stupnjeva temperatura pala;

DO– krioskopska konstanta.

Osmoza– pojava selektivne difuzije određene vrste čestica kroz polupropusnu pregradu. Ovu pojavu prvi je opisao opat Nolle u 1748. Pregrade, propusne samo za vodu ili drugo otapalo i nepropusne za otopljene tvari, male i visoke molekularne težine, mogu biti izrađene od polimernih filmova (kolodija) ili gelastih precipitata, na primjer, bakrov ferocijanid Cu 2; ovaj talog nastaje u porama staklene filterske pregrade kada se porozni materijal prvo uroni u otopinu bakrenog sulfata (CuSO 4 x 5H 2 O), a zatim u žutu krvnu sol K 2. Tvari difundiraju kroz takvu pregradu, što je važan slučaj osmoze, omogućujući mjerenje osmotskog tlaka, tj. Osmotski tlak– mjera tendencije gibanja otopljene tvari uslijed toplinskog gibanja tijekom procesa difuzije iz otopine u čisto otapalo; ravnomjerno raspoređen po cijelom volumenu otapala, smanjujući početnu koncentraciju otopine.

Zbog osmotskog tlaka, sila uzrokuje podizanje tekućine, ovaj osmotski tlak je uravnotežen hidrostatskim tlakom. Kada se brzine difuzije tvari izjednače, tada će osmoza prestati.

Uzorci:

1. Pri konstantnoj temperaturi osmotski tlak otopine izravno je proporcionalan koncentraciji otopljene tvari.

2. Osmotski tlak proporcionalan je apsolutnoj temperaturi.

Godine 1886 J. G. van't Hoff pokazao je da se veličina osmotskog tlaka može izraziti stanjem plina

P baze V = RT.

Avogadrov zakon primjenjivo na razrijeđene otopine: jednaki volumeni različitih plinova pri istoj temperaturi i istom osmotskom tlaku sadrže isti broj otopljenih čestica. Otopine različitih tvari iste molarne koncentracije pri istoj temperaturi imaju isti osmotski tlak. Takva rješenja nazivaju se izotoničan.

Osmotski tlak ne ovisi o prirodi otopljenih tvari, već o koncentraciji. Ako volumen zamijenimo koncentracijom, dobivamo:

Razmotrimo van't Hoffov zakon: osmotski tlak otopine brojčano je jednak tlaku koji bi određena količina otopljene tvari proizvela kada bi ona, u obliku idealnog plina, zauzimala volumen jednak volumenu otopine pri danoj temperaturi.

Svi opisani zakoni vrijede za beskonačno razrijeđene otopine.

Parcijalni tlak

Parcijalni tlak- tlak koji bi plin uključen u plinsku smjesu stvarao kada bi se iz nje uklonili svi ostali plinovi, pod uvjetom da se temperatura i volumen održavaju konstantnima.

Određuje se ukupni tlak plinske smjese Daltonov zakon: ukupni tlak mješavine plinova koji zauzima određeni volumen jednak je zbroju parcijalnih tlakova koje bi svaki pojedini plin imao kada bi zauzimao volumen jednak volumenu mješavine plinova.

P = P 1 + R 2 + R 3 + … + R k,

Gdje R– ukupni tlak;

R k– parcijalni tlak komponenti.

6. Fugacitivnost

Fugativnost– funkcija koja karakterizira stanje dane tvari u čistom obliku ili u smjesi s drugim tvarima pri danoj temperaturi i tlaku. Na drugi način to se naziva termodinamička volatilnost; je veličina koja kvantitativno karakterizira sposobnost tvari da izađe iz određene faze, ali izražava ovu karakteristiku u jedinicama tlaka. Za tekućine i čvrste tvari on je povezan s tlakom zasićene pare i postaje joj jednak kada se na paru primijene zakoni idealnih plinova. Za idealni plin, da biste pronašli, na primjer, promjenu Gibbsove energije tijekom izotermnog procesa, jednostavno morate riješiti problem u skladu s Mendelejev–Clapeyronovom jednadžbom:

Radi pojednostavljenja izračuna G. Lewis 1901. uvedena je funkcija f iz R - fugacity. Zamjenom tlaka fugicitetom, zadržavamo jednostavan matematički oblik koji termodinamički odnosi imaju za idealni plin.

Dakle, nova funkcija definirana je jednadžbom:

Vrijednosti fugacitivnosti pri visokim tlakovima (i niskim temperaturama) vrlo su različite od R. Da, kada t = 0 i P = 1200, f co = 2663, at t= 0, P= 100, f NH3 = 204, a za N2 at t= –75, P= 6000, f – 2 x 10 6, odnosno fugacitivnost postaje nerazmjerna tlaku.

Fugacitivnost se može definirati kao tlak koji određeni stvarni sustav mora proizvesti kako bi imao isti učinak kao idealni. Karakterizira odstupanje od idealnog stanja i, poput tlaka za idealan plin, može se smatrati mjerom rasipanja tvari. Kako se pravi plin približava idealnom stanju/približava se njegova vrijednost R, pa za idealni plin pri svim tlakovima obje veličine postaju jednake, tj.

Vidi se da se dimenzija / poklapa s dimenzijom R. Treba naglasiti da zamjena R na/u jednadžbama idealnog plina pri prijelazu u realnu vrijedi samo za izotermni proces, budući da je u skladu s (2) fugacitivnost specifična izotermna funkcija. Za karakterizaciju stupnja odstupanja plina od idealnog stanja, količina

Gdje ? – koeficijent fugicije.

7. Henryjev zakon

Fugacitivnost otapala u razrijeđenoj otopini ne ovisi o prirodi otopljene tvari i izračunava se prema Raoultovom zakonu, to jest:

Budući da je fugicitet tekuće ili krute otopine jednak fugicitetu zasićene pare, kada se otapalo u parnom stanju ponaša kao idealni plin, jednadžba (4) postaje

Poznavanje ovisnosti f 1 o sastavu, može se pronaći ovisnost f 2 od N 2 prema jednadžbi:

N 1 dRT ul (f 1 N 1) + N 2 dRT ul f 2 = 0

ul f 2 = l n N 2+ konst.

Prepisujući ovu jednadžbu kao

ul f 2 = l n N2+ ul K(P, T),

dobivamo na P,T= konst

f 2 = KN 2

Ako u posljednjoj jednadžbi uzmemo u obzir f 2 kao fugacitivnost otopljene tvari u plinovitoj fazi koja koegzistira s tekućinom (krutom), tada je to točan termodinamički oblik Henryjev zakon.

Njegova formulacija: ovisnost topljivosti plina u tekućini o tlaku je da je pri konstantnoj temperaturi plina otopljenog u danoj tekućini topljivost plina proporcionalna njegovom tlaku iznad otopine.

Kratka formulacija: topljivost plina proporcionalna je tlaku. Ovaj zakon je uspostavljen 1803. Na njega odgovara jednadžba:

Gdje R 2 – parcijalni tlak otopljenog plina.

Henryjev plinski zakon strogo se poštuje samo za idealna rješenja i primjenjiv je samo u području niskih tlakova na plinove koji se prilično dobro pokoravaju Boyle-Mariotteovim i Gay-Lussacovim zakonima.

Dakle, za razrijeđenu otopinu, fugitivnost otapala izračunava se prema Raoultovom zakonu, a fugicitivnost otopljene tvari izračunava se prema Henryjevom zakonu. Henryjeva konstanta poprima značenje fugacitivnosti (tlaka) čiste otopljene tvari pri tlaku jednakom ukupnom tlaku iznad otopine.

Rješenja.

Otopine su homogeni sustavi promjenjivog sastava. Kemijski sastav i fizikalna svojstva jedne otopine jednaki su u svim dijelovima njezina volumena.

Za razliku od jednostavnog miješanja tvari, nakon otapanja dolazi do interakcije između čestica, formiranje rješenja.

Koncepti homogenog i sustava često se koriste za definiranje rješenja.

U ovom slučaju, rješenje se zove homogeni sustav, koji se sastoji od dvije ili više komponenti.

Homogeni i heterogeni sustavi

Homogen sustav(od grčkog όμός - jednak, identičan; γένω - rađati) - homogeni sustav, čiji su kemijski sastav i fizikalna svojstva jednaki u svim dijelovima ili se mijenjaju kontinuirano, bez skokova (nema sučelja između dijelova sustav).

U homogenom sustavu od dvije ili više kemijskih komponenti, svaka je komponenta raspoređena u masi druge u obliku molekula, atoma i iona. Komponente homogenog sustava ne mogu se mehanički odvojiti jedna od druge.

Heterogeni sustav(od grčkog έτερος - različit; γένω - rađati) - heterogeni sustav koji se sastoji od homogenih dijelova (faza) odvojenih sučeljem.

Rješenja može postojati u tri agregatna stanja - kruto, tekuće i plinovito (para). Primjeri čvrstih otopina uključuju neke metalne legure, kao što je legura zlata i bakra, i plinovite otopine kao što je zrak.

Najvažnija vrsta otopina su tekuće otopine.

Rješenja izuzetno su važni u ljudskom životu. Dakle, procesi asimilacije hrane od strane ljudi i životinja povezani su s prijenosom hranjivih tvari u otopinu. Otopine su sve najvažnije fiziološke tekućine (krv, limfa itd.).

Otapala

Svaka otopina sastoji se od otopljenih tvari i otapala, tj. okolina u kojoj su te tvari ravnomjerno raspoređene u obliku molekula i iona.

Obično otapalo razmotrite komponentu koja postoji u svom čistom obliku u istom agregatnom stanju kao i nastala otopina. Na primjer, u slučaju vodene otopine soli, otapalo je voda.

Ako su obje komponente bile u istom agregatnom stanju prije otapanja (npr. alkohol i voda), tada se komponenta koja je u većoj količini smatra otapalom.

Prave i koloidne otopine

U otopinama tvari mogu biti prisutne u različitim stupnjevima disperzija(tj. fragmentacija). Veličina čestica važna je značajka koja određuje mnoga fizikalno-kemijska svojstva otopina.

Prema veličini čestica, otopine se dijele na:

1. Prava rješenja(veličina čestica manja od 1 mikrona) i

2. Koloidne otopine(veličina čestica od 1 do 100 mikrona).

Smjese s česticama većim od 100 mikrona stvaraju suspenzije: suspenzije I emulzije.

Prava rješenja Može biti ionski ili molekularni ovisno o tome da li otopljena tvar disocira na ione ili ostaje u nedisociranom stanju u obliku molekula.

Koloidne otopine oštro razlikuju po svojstvima od pravih otopina. Oni heterogena, budući da imaju sučelje između faza - otopljenu tvar ( disperzirana faza) i otapalo ( disperzijski medij).

Otopine visokomolekularnih spojeva: proteina, polisaharida, kaučuka imaju svojstva i pravih i koloidnih otopina i svrstavaju se u posebnu skupinu.

Otopine, mehaničke smjese i kemijski spojevi

Homogenost otopina čini ih vrlo sličnim kemijskim spojevima.

Kemijski spoj- složena tvar koja se sastoji od kemijski vezanih atoma dvaju ili više elemenata.

Riješenje ovo nije jedan kemijski spoj, već najmanje dva miješana spoja. Za razliku od jednostavnog miješanja tvari, tijekom otapanja dolazi do interakcije između čestica koje tvore otopinu.

Oslobađanje topline tijekom otapanja nekih tvari također ukazuje na kemijsku interakciju između otapala i otopljene tvari.

Razlika između otopina i kemijskih spojeva je u tome što sastav otopine može varirati u širokim granicama. Osim toga, u svojstvima otopine mogu se otkriti mnoga svojstva njezinih pojedinih komponenti, koja se ne opažaju u slučaju kemijskog spoja.

Promjenjivost sastava otopina ih približava mehaničkim smjesama.

Mehanička smjesa- fizikalno-kemijski sustav koji uključuje dva ili više kemijskih spojeva (komponenata). Početni materijali uključeni su nepromijenjeni u smjesu. Prilikom miješanja ne stvara se nova tvar.

Otopine se izrazito razlikuju od mehaničkih smjesa po svojoj homogenosti. Dakle, otopine zauzimaju srednji položaj između mehaničkih smjesa i kemijskih spojeva.

Proces otapanja

Otapanje kristala u tekućini odvija se na sljedeći način.

Kada se kristal unese u tekućinu u kojoj se može otopiti, pojedinačne se molekule odlamaju s njegove površine. Potonji se, zbog difuzije, ravnomjerno raspoređuju po cijelom volumenu otapala.

Odvajanje molekula od površine krutine uzrokovano je, s jedne strane, njihovim vlastitim vibracijskim gibanjem, as druge strane, privlačenjem molekula otapala.

Ovaj proces bi se morao nastaviti sve dok se bilo koji broj kristala potpuno ne otopi, da se nije dogodio obrnuti proces - kristalizacija. Molekule koje su prešle u otopinu, udarajući o površinu tvari koja se još nije otopila, ponovno je privlače i postaju dio njezinih kristala.

Jasno je da će se oslobađanje molekula iz otopine odvijati brže, što više koncentracija otopine. A budući da se potonji povećava kako se tvar otapa, tada konačno dolazi trenutak kada brzina otapanja postaje jednaka brzini kristalizacije. Zatim se instalira dinamička ravnoteža, pri čemu se isti broj molekula otapa i kristalizira u jedinici vremena.

Otopina koja je u ravnoteži s otopljenom tvari naziva se zasićena otopina.

Koncentracija otopina

Zasićene otopine moraju se koristiti relativno rijetko. U većini slučajeva koriste se nezasićene otopine, tj. s nižom koncentracijom otopljene tvari nego u zasićenoj otopini.

Koncentracija otopine je količina otopljene tvari sadržana u određenoj količini otopine ili otapala.

Otopine s visokom koncentracijom otopljene tvari nazivaju se koncentrirana, s niskim – razrijeđena.

Koncentracija otopine može se izraziti na različite načine:

1. Kao postotak otopljene tvari u odnosu na ukupnu količinu otopine.

2. Broj gram molekula otopljene tvari sadržane u 1 litri otopine.

3. Broj gram molekula otopljene tvari sadržane u 1000 g otapala
itd.

Topljivost

Topljivost je sposobnost tvari da se otopi u određenom otapalu..

Mjera topljivosti tvari u danim uvjetima je koncentracija njegove zasićene otopine.

Topljivost raznih tvari jako varira.

• Ako u 100 grama voda se više otapa 10 g tvari, onda takva tvar
  obično se zove visoko topljiv.
• Ako se otapa manje od 1 g tvari – slabo topljiv.
• Ako ide u otopinu manje od 0,01 g tvari, onda se takva tvar naziva
  praktički netopljiv.

Načela za predviđanje topljivosti tvari još nisu poznata. Međutim, obično se tvari koje se sastoje od polarnih molekula i tvari s tipovima ionskih veza bolje otapaju u polarnim otapalima (voda, alkohol, tekući amonijak), a nepolarne tvari bolje se otapaju u nepolarnim otapalima (benzen, ugljikov disulfid).

Otapanje većine krutih tvari prati apsorpcija topline. To se objašnjava utroškom značajne količine energije na razaranje kristalne rešetke krutine, što obično nije u potpunosti nadoknađeno energijom koja se oslobađa tijekom stvaranja hidrata (solvata).

Općenito, povećanje temperature trebalo bi dovesti do povećanja topljivosti krutina.

Sadržaj članka

RJEŠENJA, jednofazni sustavi koji se sastoje od dvije ili više komponenti. Prema agregatnom stanju otopine mogu biti čvrste, tekuće i plinovite. Dakle, zrak je plinovita otopina, homogena smjesa plinova; votka je tekuća otopina, mješavina nekoliko tvari koje tvore jednu tekuću fazu; morska voda je tekuća otopina, mješavina krutih (sol) i tekućih (voda) tvari koje tvore jednu tekuću fazu; mjed je čvrsta otopina, mješavina dviju čvrstih tvari (bakar i cink) koje tvore jednu čvrstu fazu. Mješavina benzina i vode nije rješenje jer se te tekućine ne otapaju jedna u drugoj, ostaju kao dvije tekuće faze s međupovršinom. Komponente otopina zadržavaju svoja jedinstvena svojstva i ne ulaze u kemijske reakcije jedna s drugom kako bi se formirali novi spojevi. Dakle, kada se dva volumena vodika pomiješaju s jednim volumenom kisika, dobiva se plinovita otopina. Ako se ova plinska smjesa zapali, nastaje nova tvar - voda, koja sama po sebi nije otopina. Komponenta prisutna u otopini u većim količinama obično se naziva otapalo, a ostale komponente nazivaju se otopljene tvari.

Međutim, ponekad je teško povući granicu između fizičkog miješanja tvari i njihove kemijske interakcije. Na primjer, kada se plin klorovodik HCl pomiješa s vodom H 2 O, nastaju ioni H 3 O + i Cl –. Oni privlače susjedne molekule vode na sebe, tvoreći hidrate. Dakle, početne komponente - HCl i H 2 O - prolaze kroz značajne promjene nakon miješanja. Ipak, ionizacija i hidratacija (u općem slučaju otapanje) smatraju se fizikalnim procesima koji se događaju tijekom stvaranja otopina.

Jedna od najvažnijih vrsta smjesa koje predstavljaju homogenu fazu su koloidne otopine: gelovi, solovi, emulzije i aerosoli. Veličina čestica u koloidnim otopinama je 1-1000 nm, u pravim otopinama ~0,1 nm (reda veličine molekulske veličine).

Osnovni koncepti.

Dvije tvari koje se otapaju jedna u drugoj u bilo kojem omjeru i tvore prave otopine nazivaju se potpuno međusobno topljive. Takve tvari su svi plinovi, mnoge tekućine (na primjer, etilni alkohol - voda, glicerin - voda, benzen - benzin), neke krutine (na primjer, srebro - zlato). Da biste dobili čvrste otopine, prvo morate rastopiti početne tvari, zatim ih pomiješati i pustiti da se skruću. Kada su potpuno međusobno topljivi, nastaje jedna čvrsta faza; ako je topljivost djelomična, tada se mali kristali jedne od izvornih komponenti zadržavaju u dobivenoj krutini.

Ako dvije komponente tvore jednu fazu kada se miješaju samo u određenim omjerima, au drugim slučajevima pojavljuju se dvije faze, tada se one nazivaju djelomično međusobno topljive. To su npr. voda i benzol: od njih se prave otopine dobivaju samo dodavanjem male količine vode velikom volumenu benzena ili malom količinom benzena velikom volumenu vode. Ako pomiješate jednake količine vode i benzena, nastaje dvofazni tekući sustav. Njegov donji sloj je voda s malom količinom benzena, a gornji sloj je benzen s malom količinom vode. Poznate su i tvari koje se uopće ne otapaju jedna u drugoj, na primjer, voda i živa. Ako su dvije tvari samo djelomično međusobno topljive, tada pri određenoj temperaturi i tlaku postoji ograničenje količine jedne tvari koja može tvoriti pravu otopinu s drugom u uvjetima ravnoteže. Otopina s maksimalnom koncentracijom otopljene tvari naziva se zasićena. Također možete pripremiti takozvanu prezasićenu otopinu, u kojoj je koncentracija otopljene tvari još veća nego u zasićenoj. Međutim, prezasićene otopine su nestabilne i pri najmanjoj promjeni uvjeta, na primjer, miješanjem, ulaskom čestica prašine ili dodatkom kristala otopljene tvari, višak otopljene tvari se taloži.

Bilo koja tekućina počinje ključati na temperaturi na kojoj njezin tlak zasićene pare dosegne vanjski tlak. Na primjer, voda pod tlakom od 101,3 kPa vrije na 100 °C jer je na toj temperaturi tlak vodene pare točno 101,3 kPa. Otopite li neku nehlapljivu tvar u vodi, njezin će se tlak pare smanjiti. Da biste doveli tlak pare dobivene otopine na 101,3 kPa, trebate zagrijati otopinu iznad 100 ° C. Slijedi da je vrelište otopine uvijek veće od vrelišta čistog otapala. Na sličan način se objašnjava smanjenje ledišta otopina.

Raoultov zakon.

Godine 1887. francuski fizičar F. Raoult, proučavajući otopine raznih nehlapljivih tekućina i krutina, ustanovio je zakon koji povezuje pad tlaka pare nad razrijeđenim otopinama neelektrolita s koncentracijom: relativno smanjenje tlaka zasićene pare otapalo iznad otopine jednak je molnom udjelu otopljene tvari. Raoultov zakon kaže da je povećanje vrelišta ili smanjenje ledišta razrijeđene otopine u usporedbi s čistim otapalom proporcionalno molarnoj koncentraciji (ili molnom udjelu) otopljene tvari i može se koristiti za određivanje njezine molekularne težine.

Rješenje čije se ponašanje pridržava Raoultovog zakona naziva se idealno. Otopine nepolarnih plinova i tekućina (čije molekule ne mijenjaju orijentaciju u električnom polju) najbliže su idealnim. U tom je slučaju toplina otapanja jednaka nuli, a svojstva otopina mogu se izravno predvidjeti poznavanjem svojstava izvornih komponenti i omjera u kojima se miješaju. Za stvarna rješenja takvo predviđanje nije moguće. Kada nastaju prave otopine, toplina se obično oslobađa ili apsorbira. Procesi s oslobađanjem topline nazivaju se egzotermni, a procesi s apsorpcijom endotermni.

Ona svojstva otopine koja ovise uglavnom o njezinoj koncentraciji (broju molekula otopljene tvari po jedinici volumena ili masi otapala), a ne o prirodi otopljene tvari, nazivaju se koligativni. Na primjer, vrelište čiste vode pri normalnom atmosferskom tlaku je 100 ° C, a vrelište otopine koja sadrži 1 mol otopljene (nedisocirajuće) tvari u 1000 g vode već je 100,52 ° C, bez obzira na prirodu ove tvari. Ako tvar disocira, stvarajući ione, tada se vrelište povećava proporcionalno porastu ukupnog broja čestica otopljene tvari, koji zbog disocijacije premašuje broj molekula tvari dodanih u otopinu. Ostale važne koligativne veličine su ledište otopine, osmotski tlak i parcijalni tlak para otapala.

Koncentracija otopine

je veličina koja odražava omjere između otopljene tvari i otapala. Kvalitativni pojmovi kao što su "razrijeđen" i "koncentriran" samo pokazuju da otopina sadrži malo ili mnogo otopljene tvari. Za kvantificiranje koncentracije otopina često se koriste postoci (maseni ili volumenski), au znanstvenoj literaturi - broj molova ili kemijskih ekvivalenata ( cm. EQUIVALENT MASS) otopljene tvari po jedinici mase ili volumena otapala ili otopine. Kako bi se izbjegla zabuna, jedinice koncentracije uvijek trebaju biti točno navedene. Razmotrite sljedeći primjer. Otopina koja se sastoji od 90 g vode (volumen joj je 90 ml, jer je gustoća vode 1 g/ml) i 10 g etilnog alkohola (volumen joj je 12,6 ml, jer je gustoća alkohola 0,794 g/ml) ima masu 100 g, ali je volumen te otopine 101,6 ml (i bio bi jednak 102,6 ml da se pri miješanju vode i alkohola njihovi volumeni jednostavno zbroje). Postotna koncentracija otopine može se izračunati na različite načine:

Jedinice koncentracije koje se koriste u znanstvenoj literaturi temelje se na pojmovima kao što su mol i ekvivalent, budući da se svi kemijski proračuni i jednadžbe kemijskih reakcija moraju temeljiti na činjenici da tvari međusobno reagiraju u određenim omjerima. Na primjer, 1 ekv. NaCl jednak 58,5 g reagira s 1 ekv. AgNO 3 jednak 170 g. Jasno je da otopine koje sadrže 1 ekv. Ove tvari imaju potpuno različite postotne koncentracije.

Molaritet

(M ili mol/l) – broj molova otopljenih tvari sadržanih u 1 litri otopine.

Molalitet

(m) – broj molova otopljene tvari sadržan u 1000 g otapala.

Normalnost

(n.) – broj kemijskih ekvivalenata otopljene tvari sadržane u 1 litri otopine.

Molni udio

(bezdimenzijska vrijednost) – broj molova dane komponente podijeljen s ukupnim brojem molova otopljene tvari i otapala. ( Molni postotak– molski udio pomnožen sa 100.)

Najčešća jedinica je molaritet, ali postoje neke nejasnoće koje treba uzeti u obzir prilikom izračuna. Na primjer, da bi se dobila 1M otopina dane tvari, točan izvagani dio jednak molu se otopi u poznatoj maloj količini vode. masu u gramima i dovedite volumen otopine na 1 litru. Količina vode potrebna za pripremu ove otopine može malo varirati ovisno o temperaturi i tlaku. Prema tome, dvije jednomolarne otopine pripremljene pod različitim uvjetima zapravo nemaju potpuno iste koncentracije. Molalitet se izračunava na temelju određene mase otapala (1000 g), koja ne ovisi o temperaturi i tlaku. U laboratorijskoj praksi mnogo je prikladnije mjeriti određene volumene tekućina (za to postoje birete, pipete i odmjerne tikvice) nego ih vagati, stoga se u znanstvenoj literaturi koncentracije često izražavaju u molovima, a molalitet obično se koristi samo za posebno precizna mjerenja.

Normalnost se koristi za pojednostavljenje izračuna. Kao što smo već rekli, tvari međusobno djeluju u količinama koje odgovaraju njihovim ekvivalentima. Pripremajući otopine različitih tvari iste normalnosti i uzimajući jednake volumene, možemo biti sigurni da sadrže isti broj ekvivalenata.

U slučajevima kada je teško (ili nepotrebno) razlikovati otapalo od otopljene tvari, koncentracija se mjeri u molnim udjelima. Molni udjeli, kao ni molalitet, ne ovise o temperaturi i tlaku.

Poznavajući gustoće otopljene tvari i otopine, možemo pretvoriti jednu koncentraciju u drugu: molarnost u molalnost, molni udio i obrnuto. Za razrijeđene otopine određene otopljene tvari i otapala, ove su tri količine međusobno proporcionalne.

Topljivost

date tvari je njezina sposobnost da tvori otopine s drugim tvarima. Kvantitativno, topljivost plina, tekućine ili krutine mjeri se koncentracijom njihove zasićene otopine na danoj temperaturi. Ovo je važna karakteristika tvari koja pomaže razumjeti njezinu prirodu, kao i utjecati na tijek reakcija u kojima ta tvar sudjeluje.

Plinovi.

U nedostatku kemijske interakcije, plinovi se međusobno miješaju u bilo kojim omjerima, au ovom slučaju nema smisla govoriti o zasićenju. Međutim, kada se plin otopi u tekućini, postoji određena granična koncentracija, ovisno o tlaku i temperaturi. Topljivost plinova u nekim tekućinama u korelaciji je s njihovom sposobnošću ukapljivanja. Najlakše ukapljivi plinovi, poput NH 3, HCl, SO 2, topiviji su od teško ukapljivih plinova, poput O 2, H 2 i He. Kada postoji kemijska interakcija između otapala i plina (na primjer, između vode i NH 3 ili HCl), topljivost se povećava. Topivost određenog plina varira ovisno o prirodi otapala, ali redoslijed kojim su plinovi raspoređeni prema rastućoj topljivosti ostaje približno isti za različita otapala.

Proces otapanja slijedi Le Chatelierovo načelo (1884.): ako je sustav u ravnoteži podložan bilo kakvom utjecaju, tada će se kao rezultat procesa koji se u njemu odvijaju ravnoteža pomaknuti u takvom smjeru da će se učinak smanjiti. Otapanje plinova u tekućinama obično je popraćeno oslobađanjem topline. Istodobno se, u skladu s Le Chatelierovim načelom, smanjuje topljivost plinova. To smanjenje je uočljivije što je topljivost plinova veća: takvi plinovi imaju i veću toplinu otapanja. "Mekani" okus prokuhane ili destilirane vode objašnjava se nedostatkom zraka u njoj, jer je njegova topljivost na visokim temperaturama vrlo niska.

Kako tlak raste, topljivost plinova raste. Prema Henryjevom zakonu (1803.), masa plina koji se može otopiti u određenom volumenu tekućine pri konstantnoj temperaturi proporcionalna je njegovom tlaku. Ovo se svojstvo koristi za izradu gaziranih pića. Ugljični dioksid se otapa u tekućini pri tlaku od 3–4 atm; pod tim uvjetima, 3-4 puta više plina (po masi) može se otopiti u određenom volumenu nego pri 1 atm. Kada se posuda s takvom tekućinom otvori, tlak u njoj pada, a dio otopljenog plina se oslobađa u obliku mjehurića. Sličan se učinak opaža kada se otvori boca šampanjca ili dođe do površine podzemne vode zasićene ugljičnim dioksidom na velikim dubinama.

Kada se smjesa plinova otopi u jednoj tekućini, topljivost svakog od njih ostaje ista kao iu odsutnosti drugih komponenti pri istom tlaku kao u slučaju smjese (Daltonov zakon).

Tekućine.

Međusobna topljivost dviju tekućina određena je koliko je slična struktura njihovih molekula ("slično se otapa u sličnom"). Nepolarne tekućine, kao što su ugljikovodici, karakteriziraju slabe međumolekularne interakcije, pa molekule jedne tekućine lako prodiru između molekula druge, tj. tekućine se dobro izmiješaju. Nasuprot tome, polarne i nepolarne tekućine, poput vode i ugljikovodika, ne miješaju se dobro jedna s drugom. Svaka molekula vode prvo mora pobjeći iz okruženja drugih sličnih molekula koje je snažno privlače k ​​sebi, te prodrijeti između molekula ugljikovodika koje je slabo privlače. Nasuprot tome, molekule ugljikovodika, da bi se otopile u vodi, moraju se stisnuti između molekula vode, svladavajući njihovo snažno međusobno privlačenje, a za to je potrebna energija. S porastom temperature raste kinetička energija molekula, slabe međumolekularne interakcije, a povećava se topljivost vode i ugljikovodika. Značajnim porastom temperature može se postići njihova potpuna međusobna topljivost. Ta se temperatura naziva gornja kritična temperatura otopine (UCST).

U nekim slučajevima, međusobna topljivost dviju tekućina koje se djelomično miješaju povećava se snižavanjem temperature. Ovaj učinak nastaje kada se tijekom miješanja stvara toplina, obično kao rezultat kemijske reakcije. Uz značajno smanjenje temperature, ali ne ispod točke smrzavanja, može se postići niža kritična temperatura otopine (LCST). Može se pretpostaviti da svi sustavi koji imaju LCTE imaju i HCTE (obrnuto nije potrebno). Međutim, u većini slučajeva, jedna od tekućina za miješanje vrije na temperaturi ispod HTST. Za sustav nikotin-voda, LCST je 61° C, a LCST je 208° C. U rasponu od 61-208° C ove tekućine su ograničeno topive, a izvan tog raspona imaju potpunu međusobnu topljivost.

Krutine.

Sve krute tvari pokazuju ograničenu topljivost u tekućinama. Njihove zasićene otopine pri određenoj temperaturi imaju određeni sastav, koji ovisi o prirodi otopljene tvari i otapala. Tako je topljivost natrijevog klorida u vodi nekoliko milijuna puta veća od topljivosti naftalena u vodi, a kada se otope u benzenu, uočava se suprotna slika. Ovaj primjer ilustrira opće pravilo da će se krutina lako otopiti u tekućini koja ima slična kemijska i fizikalna svojstva, ali se neće otopiti u tekućini sa suprotnim svojstvima.

Soli su obično lako topive u vodi, a manje u drugim polarnim otapalima, kao što su alkohol i tekući amonijak. Međutim, topljivost soli također značajno varira: na primjer, amonijev nitrat je milijune puta topljiviji u vodi od srebrnog klorida.

Otapanje krutih tvari u tekućinama obično je popraćeno apsorpcijom topline, a prema Le Chatelierovom principu zagrijavanjem bi trebala rasti njihova topljivost. Ovaj se učinak može koristiti za pročišćavanje tvari rekristalizacijom. Da bi se to postiglo, otapaju se na visokoj temperaturi dok se ne dobije zasićena otopina, zatim se otopina ohladi i nakon što se otopljena tvar istaloži, filtrira se. Postoje tvari (na primjer, kalcijev hidroksid, sulfat i acetat), čija se topljivost u vodi smanjuje s porastom temperature.

Krutine se, kao i tekućine, mogu potpuno otopiti jedna u drugoj, tvoreći homogenu smjesu - pravu čvrstu otopinu, sličnu tekućoj otopini. Djelomično topljive tvari jedna u drugoj tvore dvije ravnotežne konjugirane čvrste otopine čiji se sastavi mijenjaju s temperaturom.

Koeficijent distribucije.

Ako se otopina tvari doda u ravnotežni sustav dviju tekućina koje se ne miješaju ili djelomično miješaju, tada se ona raspoređuje između tekućina u određenom omjeru, neovisno o ukupnoj količini tvari, u nedostatku kemijskih interakcija u sustavu. . To se pravilo naziva zakon raspodjele, a omjer koncentracija otopljene tvari u tekućinama koeficijent raspodjele. Koeficijent raspodjele približno je jednak omjeru topljivosti određene tvari u dvije tekućine, tj. tvar se raspoređuje između tekućina prema svojoj topivosti. Ovo se svojstvo koristi za ekstrahiranje određene tvari iz njezine otopine u jednom otapalu pomoću drugog otapala. Drugi primjer njegove primjene je proces ekstrakcije srebra iz ruda, u koji se često uključuje uz olovo. Za to se rastaljenoj rudi dodaje cink, koji se ne miješa s olovom. Srebro je raspoređeno između rastaljenog olova i cinka, uglavnom u gornjem sloju potonjeg. Ovaj sloj se sakuplja i srebro se odvaja destilacijom cinka.

Proizvod topljivosti

(ITD). Između suviška (taloga) čvrste tvari M x B g a njegova zasićena otopina uspostavlja dinamičku ravnotežu opisanu jednadžbom

Konstanta ravnoteže ove reakcije je

i naziva se produkt topljivosti. Ona je konstantna pri danoj temperaturi i tlaku i vrijednost je na temelju koje se izračunava i mijenja topljivost taloga. Ako se otopini doda spoj koji disocira na istoimene ione kao i ioni slabo topljive soli, tada se, sukladno izrazu za PR, smanjuje topljivost soli. Kada se doda spoj koji reagira s jednim od iona, on će se, naprotiv, povećati.

O nekim svojstvima otopina ionskih spojeva.