مع حلول المواد المختلفة نلتقي كل يوم. لكن من غير المحتمل أن يتخيل كل واحد منا دور الدور الذي تلعبه هذه الأنظمة. أصبح الكثير من سلوكهم واضحًا اليوم من خلال دراسة مفصلة على مدى آلاف السنين. طوال هذا الوقت ، تم تقديم العديد من المصطلحات ، غير المفهوم لشخص بسيط. واحد منهم هو الوضع الطبيعي للحل. ما هذا سوف نناقش هذا في مقالتنا. وسوف نبدأ بالغطس في الماضي.
تاريخ البحث
كانت العقول الأولى المشرقة التي بدأت دراسة الحلول الكيميائيين المعروفين مثل أرينيوس وفان هوف وأوستوالد. تحت تأثير عملهم ، بدأت الأجيال اللاحقة من الكيميائيين في الخوض في دراسة المحاليل المائية والمخففة. وبطبيعة الحال ، تراكمت لديهم مجموعة هائلة من المعرفة ، ولكن الحلول غير المائية ، والتي ، بالمناسبة ، تلعب أيضًا دورًا كبيرًا في الصناعة وفي مجالات أخرى من الحياة البشرية ، دون أن يلاحظها أحد.
في نظرية الحلول غير المائية ، كان هناك الكثير غير مفهوم. على سبيل المثال ، إذا كان في الماء ، مع زيادة في درجة التفكك ، زادت الموصلية ، في النظم المماثلة ، ولكن مع مذيب مختلف بدلاً من الماء ، كان العكس. القيم الصغيرة للتوصيل الكهربائي غالبا ما تتوافق مع درجات عالية من التفكك. دفعت الشذوذ العلماء إلى دراسة هذا المجال من الكيمياء. تم تجميع مجموعة كبيرة من البيانات ، مما أتاح لنا المعالجة إيجاد أنماط تكمل نظرية التفكك الإلكتروليتي. بالإضافة إلى ذلك ، كان من الممكن توسيع المعرفة بالتحليل الكهربائي وطبيعة أيونات معقدة من المركبات العضوية وغير العضوية.
ثم ، بدأت الدراسات في مجال المحاليل المركزة بشكل أكثر نشاطا. تختلف هذه الأنظمة اختلافًا كبيرًا في الخواص عن تلك المخففة بسبب حقيقة أنه مع زيادة تركيز المادة المذابة ، يبدأ تفاعلها مع المذيب في لعب دور متزايد الأهمية. المزيد عن هذا في القسم التالي.
في الوقت الحالي ، تشرح نظرية التفكك الإلكتروليتي أفضل سلوك للأيونات والجزيئات والذرات في المحلول. منذ إنشائها من قبل سفانتي آرهينيوس في القرن التاسع عشر ، شهدت بعض التغييرات. تم اكتشاف بعض القوانين (مثل قانون تخفيف Ostwald) ، والتي لا تتناسب إلى حد ما مع النظرية الكلاسيكية. ولكن بفضل العمل اللاحق للعلماء ، تم تعديل النظرية ، وما زالت موجودة في شكلها الحالي وتصف بدقة عالية النتائج التي تم الحصول عليها بالوسائل التجريبية.
الجوهر الرئيسي للنظرية الكهربية للانحلال هو أن المادة ، عندما تذوب ، تتحلل إلى أيوناتها المكونة - جسيمات لها شحنة. اعتمادًا على القدرة على التحلل (فصل) إلى أجزاء ، قم بالتمييز بين الشوارد القوية والضعيفة. قوية ، كقاعدة عامة ، تنفصل تماما في أيونات في الحل ، في حين ضعيفة - إلى حد صغير جدا.
يمكن لهذه الجزيئات ، التي يتفكك فيها الجزيء ، التفاعل مع المذيب. وتسمى هذه الظاهرة الحل. لكن هذا لا يحدث دائمًا ، لأنه يرجع إلى وجود شحنة على الجزيئات الأيونية والمذيبات. على سبيل المثال ، جزيء الماء هو ثنائي القطب ، أي جسيم موجب الشحنة من جانب وشحن سالب من الجانب الآخر. والأيونات التي يتحلل فيها المنحل بالكهرباء لها شحنة أيضًا. وبالتالي ، تنجذب هذه الجسيمات من قبل الجانبين مشحونة بشكل معاكس. لكن هذا يحدث فقط مع المذيبات القطبية (مثل الماء). على سبيل المثال ، في محلول لأي مادة في الهكسان ، لن يحدث المحلول.
لدراسة الحلول ، غالبا ما يكون من الضروري معرفة مقدار المذاب. أحيانًا يكون من غير المريح جدًا استبدال بعض الكميات في الصيغ. لذلك ، هناك عدة أنواع من التركيزات ، من بينها الحالة الطبيعية للحل. الآن سنخبر بالتفصيل عن جميع طرق التعبير عن محتوى مادة ما في أحد الحلول وطرق حسابها.
تركيز المحلول
في الكيمياء ، يتم استخدام العديد من الصيغ ، وبعضها مبني بطريقة تجعله أكثر ملاءمة لاتخاذ القيمة في شكل معين أو آخر.
الشكل الأول والأكثر شيوعًا للتعبير عن التركيز هو الكسر الجماعي. يتم حسابها ببساطة شديدة. نحتاج فقط إلى تقسيم كتلة المادة في الحل على مجموعتها. وبالتالي نحصل على الجواب في كسور وحدة. بضرب الرقم الناتج بمائة ، نحصل على الجواب في المئة.
النموذج الأقل شهرة هو جزء الحجم. في معظم الأحيان يتم استخدامه للتعبير عن تركيز الكحول في المشروبات الكحولية. يتم احتسابها أيضًا بكل بساطة: نقسم حجم المادة المذابة على حجم الحل بأكمله. كما في الحالة السابقة ، يمكنك الحصول على الجواب في المئة. تشير التسميات غالبًا إلى: "40٪ vol." ، مما يعني: 40 حجمًا.
وغالبا ما تستخدم أنواع أخرى من التركيز في الكيمياء. ولكن قبل أن نذهب إليهم ، دعنا نتحدث عن ماهية الخلد. يمكن التعبير عن كمية المادة بطرق مختلفة: الكتلة ، الحجم. لكن جزيئات كل مادة لها وزنها الخاص ، ومن خلال كتلة العينة يستحيل فهم عدد الجزيئات الموجودة فيه ، وهذا ضروري لفهم المكون الكمي للتحولات الكيميائية. لهذا ، تم إدخال كمية مثل الخلد من المادة. في الحقيقة ، الخلد الواحد هو عدد معين من الجزيئات: 6.02 * 10 23. وهذا ما يسمى عدد Avogadro. في أغلب الأحيان ، يتم استخدام وحدة مثل الخلد لمادة ما في حساب كمية منتجات التفاعل. في هذا الصدد ، هناك شكل آخر من أشكال التعبير عن التركيز - المولية. هذه هي كمية المادة لكل وحدة حجم. يتم التعبير عن المولي في مول / لتر (اقرأ: مول لكل لتر).
هناك تشابه كبير مع النوع السابق للتعبير عن محتوى المادة في النظام: molality. إنه يختلف عن المولية لأنه يحدد مقدار المادة وليس في وحدة الحجم ، ولكن في وحدة الكتلة. ويتم التعبير عنها في الشامات لكل كيلوغرام (أو مضاعف آخر ، على سبيل المثال ، لكل غرام).
لذلك ، توصلنا إلى النموذج الأخير ، الذي سنناقشه الآن بشكل منفصل ، لأن وصفه يتطلب بعض المعلومات النظرية.
الحياة الطبيعية للحل
ما هذا؟ وكيف يختلف عن القيم السابقة؟ تحتاج أولاً إلى فهم الاختلاف بين مفاهيم مثل الحالة الطبيعية وحساسية الحلول. في الواقع ، فهي تختلف بمقدار واحد فقط - عدد التكافؤ. الآن يمكنك أن تتخيل ما هي الحالة الطبيعية للحل. هذا مجرد تعديل مولي. يشير رقم التكافؤ إلى عدد الجسيمات القادرة على التفاعل مع جزيء واحد من أيونات الهيدروجين أو أيونات الهيدروكسيد.
تعرفنا على ما هو طبيعي للحل. لكن الأمر يستحق الحفر بشكل أعمق ، وسوف نرى مدى بساطة هذا الشكل الذي يبدو معقدًا لوصف التركيز. لذلك ، سوف نحلل بمزيد من التفصيل ماهية الحالة الطبيعية للحل.
من السهل إلى حد ما تخيل صيغة من وصف شفهي. سيبدو مثل هذا: Cن= z * n / N. هنا z هي عامل التكافؤ ، n هي كمية المادة ، V هي حجم المحلول. القيمة الأولى هي الأكثر إثارة للاهتمام. إنه يظهر فقط ما يعادل مادة ما ، أي عدد الجسيمات الحقيقية أو التخيلية القادرة على التفاعل مع جسيم واحد بسيط من مادة أخرى. هذا ، في الواقع ، يختلف الوضع الطبيعي للحل ، الذي تم تقديم صيغة له أعلاه ، نوعيًا عن المولية.
والآن دعنا ننتقل إلى جزء مهم آخر: كيفية تحديد الحالة الطبيعية للحل. هذه بلا شك مسألة مهمة ، لذلك ، يجدر دراستها بفهم كل كمية مبينة في المعادلة المذكورة أعلاه.
كيف تجد الحياة الطبيعية للحل؟
يتم تطبيق الصيغة التي درسناها أعلاه بحتة في الطبيعة. يتم احتساب جميع القيم الواردة فيه بسهولة في الممارسة العملية. في الواقع ، من السهل جدًا حساب الحالة الطبيعية للحل ، ومعرفة بعض القيم: كتلة المادة الذائبة ، وصيغته وحجم الحل. بما أننا نعرف صيغة جزيئات المادة ، يمكننا أن نجد كتلتها الجزيئية. سوف تكون نسبة كتلة عينة من المذاب إلى كتلتها المولية مساوية لعدد مولات المادة. ومع معرفة حجم الحل بأكمله ، يمكننا أن نقول على وجه اليقين ما هو تركيزنا المولي.
العملية التالية التي نحتاج إلى تنفيذها من أجل حساب الحالة الطبيعية للحل هي العمل على إيجاد عامل التكافؤ. للقيام بذلك ، نحتاج إلى فهم عدد الجسيمات التي تتشكل نتيجة للانفصال الذي يمكن أن يربط البروتونات أو أيونات الهيدروكسيل. على سبيل المثال ، في حامض الكبريتيك عامل التكافؤ هو 2 ، وبالتالي ، يتم حساب الحالة الطبيعية للمحلول في هذه الحالة ببساطة بضرب 2 مولية لها.
