Rastvori Osnovni pojmovi i izračunavanja

Transcript

1 Rastvori Osnovni pojmovi i izračunavanja Disperzni sistem je smeša u kojoj su jedna ili više supstanci raspršene u nekoj drugoj supstanci u obliku sitnih čestica. Disperzni sredstvo je supstanca u kojoj se vrši disperzija, a disperzna faza je supstanca(e) koje se disperguju. U zavisnosti od veličine dispergovanih čestica postoje: 1) Grubo disperzni sistemi: emulzije i disperzije (veličina čestica > 100 nm, mogu se videti golim okom). Kada je di sperzna faza čvrstog agregatnog stanja, govorimo o suspenzijama (mulj u vodi), a kada je disperzna faza tečna, onda je rečo emulziji (mleko); 2) Koloidno disperzni sistemi: koloidni rastvori (veličina čestica od 1 do 100 nm), Tu spadaju tečni, čvrsti i gasoviti solovi (magla, dim, mastilo, staklo), pena (pavlaka, areogel), gel (želatin); 3) Molekulsko disperzni sistemi: pravi rastvori (veličina čestica < 1 nm). Podela pravih rastvora prema agregatnom stanju data je u Tabeli 1. Tabela 1. Podela ravih rastvora prema agregatnom stanju Koloidno-disperzni sistemi disperzna faza disperzno sredstvo ime gas gas nemoguće gas tečnost tečni aerosol (magla) gas čvrsta supstanca čvrsti aerosol (dim) tečnost gas pena tečnost tečnost emulzija (majonez) tečnost čvrsta supstanca sol (mastilo) čvrsta supstanca gas čvrsta pena (aerogel) čvrsta supstanca tečnost gel (džem) čvrsta supstanca čvrsta supstanca čvrsta sol (staklo) Rastvori predstavljaju homogene smeše koje se sastoje od rastvarača i rastvorene supstance (Slika 1).

2 Slika 1. Šematski prikaz nastajanja rastvora Masa rastvora (m r-or ) predstvavlja zbir mase rastvorene supstance (m rs ) i mase rastvarača, a pošto kao rastvarač najčešće služi voda ( ): m r-or = m rs + Rastvori se mogu podeliti i prema sadržaju rastvorene supstance na: Zasićene rastvore rastvor sadrži onoliko rastvorene supstance kolikoje dozvoljeno rastorljivošću te supstance u datom rastvaraču i na datojtemperaturi. Nezasićene rastvore rastvor sadrži manje rastvorene supstance negošto iznosi njena rastvorljivost. Presićene rastvore rastvor sadrži više rastvorene supstance nego štoiznosi njena rastvorljivost. Po pravilu su nestabilni i samo malimspoljinim uticajem prelaze u zasićen rastvor.

3 Pregled osnovnih pojmova za izračunavanje sastava rastvora 1) Rastvorljivost predstavlja masu rastvorene supstance, izražene u gramima, koja se rastvara u 100 g rastvarača da bi se dobio zasićen rastvor na datoj temperaturi. Rastvorljivost = 2) Količinska (molska) koncentracija ili molarnost predstavlja količinu rastvorene supstance u jediničnoj zapremini rastvora (mol/m 3 ili mol/dm 3 ) c = = [ ] 3) Masena koncentracija predstavlja masu rastvorene supstance u jediničnoj zapremini rastvora (g/dm 3 ili kg/m 3 ). γ = [ ] kako je: c =, a γ = onda je γ = c M 4) Molalitet predstavlja količinu rastvorene supstance u jediničnoj masi rastvarača (mol/kg). b = = [ ] 5) Maseni udeo predstavlja odnos mase rastvorene supstance i mase rastvora. ω = ; ω 100% = % 6) Gustina rastvora predstavlja masu rastvora u jediničnoj zapremini rastvora (g/cm 3 ) ρ = [ ].

4 Primer 1. Rastvorljivost AgNO 3 u vodi na 0 C je 125,2 g. Koliki je maseni udeo AgNO 3 u zasićenom rastvoru na 0 C. Primer 2. Koliko grama taloga zaostaje nakon uparavanja 200 cm 3 rastvora kalijumhlorata koncentracije 0,1 mol/dm 3?

5 Primer 3. Koliko grama gvožđe(ii)-sulfata heptahidrata treba rastvoriti u vodi da bi se dobilo 400 g 4,2% rastvora? Primer 4. Izračunati molarnu koncentraciju rastvora 96% sumporne kiseline ρ = 1,6 g/cm 3?

6 Mešanje rastvora Prilikom mešanja dva rastvora (V 1, V 2, m 1, m 2 ) istih ili različitih koncentracija (c 1, c 2, 1, 2), nastaje treći rastvor sa veličinama karakterističnim samo za njega (c 3, 3, V 3, m 3 ). Šematski prikaz mešanja dva rastvora sa relacijama koje povezuju kvalitativne veličine rastvora, dat je na Slici 2. Slika 2. Mešanje rastvora Primer 5. Koliko se grama NaOH nalazi u jednom litru rastvora dobijenog mešanjem 200 cm 3 rastvora koji sadrži 10 g/dm 3 i 300 cm 3 rastvora koji sadrži 20 g/dm 3?

7 Razblaživanje / koncentrovanje rastvora Razblaživanje rastvora se vrši dodavanjem određene zapremine rastvarača (vode) u matični rastvor, a koncentroanje se vrši uparavanjem rastvarača (vode) iz rastvora. Pri razblaživanju/ koncentrovanju rastvora masa rastvorene supstance se ne menja (m rs1 = m rs2 ). Šematski prikaz koncentrovanja/razblaživanja rastvora sa relacijama koje povezuju kvalitativne veličine rastvora, dat je na Slici 3. Slika 3. Razblaživanje (+H 2 O) / koncentrovanje ( H 2 O) rastvora

8 Primer 6. Koliko se dm 3 rastvora KOH koncentracije 0,05 mol/dm 3 može dobiti iz 200 ml rastvora koncentracije 0,5 mol/dm 3 KOH?

9 Dodavanje supstance u rastvor Dodavanjem supstance u rastvor zapremina rastvora se ne menja (V 1 = V 2 ), a menja se masa rastvorene susptance, za masu dodate supstance (m rs1 + m rs2 = m rs3 ), a samim tim se menja i koncentracija novog rastvora. Šematski prikaz dodavanja supstance u rastvora sa relacijama koje povezuju kvalitativne veličine rastvora, dat je na Slici 4. Slika 4. Dodavanje supstance u rastvor Primer 7. Koliko mg NaOH treba dodati u 400 ml rastvora koncentracije 0,1 mol/dm 3 da bi se dobio rastvor masene koncentracije 5 g/l?

10 ph rastvora Kiselost vodenih rastvora određena je aktivitetom vodonikovih jona, ali se često izražava veličinom ph. ph je određen sledećim izrazom i on predstavlja negativan dekadni logaritam koncentracije H + jona: ph = - log [H + ] analogno je definisana i veličina poh: poh = - log [OH - ] Zbir ovih veličina izražava se relacijom ph + poh = 14 = pk w, odnosno [H + ] [OH - ] = mol 2 /dm 6. Koncentracija H + odnosno OH jona se računa preko sledećih relacija: [H + ] = 10 ph odnosno [OH ] = 10 poh Određivanje ph vrednosti nekog rastvora može se izvršiti na nekoliko načina: Pomoću lakmus-papira (crveni ili plavi), Pomoću univerzalnog indikatora, ph-metrom, Titracijom kiselina i baza uz prisustvo indikatora. Indikatori su supstance koje se menjaju na lako uočljiv način sa promenom koncentracije nekih jona u rastvoru. Supstance koje menjaju boju rastvora u odnosu na koncentraciju vodonikovih jona, odnosno ph vrednosti rastvora su kiselo-bazni indikatori (Tabela 2). To su organska jedinjenja, slabe organske baze ili kiseline, složene strukture čiji su nedisosovani molekuli i joni, koji nastaju disocijacijom, obojeni različitim bojama. Tabela 2. Indikatori i njihova boja u zavisnosti od ph sredine Indikator Boja indikatora za ph manje od naznačene Interval ph u kome se menja boja Boja indikatora za ph veće od naznačene Metil-oranž crven žut Fenolftalein bezbojan crven Timol-plavo crven žut Timol-plavo žut plav Brom-timol plavo žut plav Timolftalein bezbojan plav

11 Primer 8. Izračunati koliko je potrebno ml 37% hlorovodonične kiseline, gustine 1,19 g/cm 3 za pripremanje 1 L rastvora čiji je ph = 1,5?

12 Primer 9. Koliko miligrama NaOH je potrebno za pripremanje 500 cm 3 rastvora čiji je ph = 11.3?

13 Energetiske promene u hemijskim reakcijama Veičine koje karakterišu sistem su: relativna unutrašnja energija (U) entalpija (H) entropija (S) Gibsova energija (G). U nekom sistemu se prate promene ovih veličina ΔU, ΔH, ΔS, ΔG, pri standardnim uslovima T= 25 ºC i p = Pa. Standardni uslovi nisu isto što i normalni uslovi. Sve ove veličine predstavljaju funkcije stanja, tj one zavise samo od stanja sistema, a ne od načina na koji je to stanje postignuto. Odigravanja hemijske reakcije je praćeno promenom unutrašnje energije sistema koji reaguje. Ako se unutrašnja energija sistema koji reaguje smanjuje (ΔU < 0) tada se reakcija odigrava sa izvajanjem energije (egzotermna reakcija). Ako unutršnja energija sistema raste (ΔU > 0) tada je proces praćen apsorpcijom energije iz spoljašnje sredine (endotermna reakcija). Veza između entalpije i unutrašnje energije data je relacijom: ΔH = ΔU + PΔV, gde je: ΔH promena entalpije (toplotnog sadržaja sistema), ΔU promena unutrašnje energije, PΔV rad širenja sistema. Peomena unutrašnje energije ili entalpije prvenstveno se odnosi na slučaj kada se sve polazne supstance i svi produkti reakcije nalaze u standardnim stanjima. Standardnim stanjem supstance na datoj temperaturi smatra se njeno stanje u obliku čiste supstance pri pritisku od Pa. Promene odgovarajućih veličina pri standardnim uslovima (p i T) nazivaju se standardnim promenama i u njihovim oznakama stavlja se u indekdu gore, npr. ΔH (promena entalpije pri standardnim uslovima). Standardna entalpija reakcije nastajanja 1 mola neke supstance iz prostih supstanci naziva se standardnom entalpijom nastajanja ove supstance (kj/mol). Hemijske jednačine u kojima su navedene promene entalpija (toplotni efekti reakcija) nazivaju se termohemijskim jednačinama.

14 Hess-ov zakon. Toplotni efekat hemijske reakcije (tj. promena entalpije ili unutrašnje energije sistema, kao rezultat reakcije) zavisi samo od početnog i krajnjeg stanja supstanci koje učestvuju u reakciji, a ne zavisi od međustadijuma procesa. Iz Hess-ovog zakona sledi da se termohemijske jednačine mogu da se sabiraju, oduzimaju i množe. Sledeća forma Hess-ovog zakona omogućava uprošćavanje termohemijskih izračunavanja: Standardna promena entalpije jednaka je razlici zbira standarnih entalpija nastajanja produkata reakcije i zbira standardnih entalpija nastajanja reaktanata: aa + bb cc + dd ± Q ΔH reakcije = [d Δ f H (D) + c Δ f H (C)] [a Δ f H (A) + b Δ f H (B)] Standardna entalpija elemenata i molekula od istih atoma jednaka je nuli (0). Tabela 2. Vrednosti Δ f H za O 2, Fe i I 2 pod standardnim i nestandardnim uslovima Standardni uslovi Nestandardni uslovi Δ f H (O 2(g) ) = 0 Δ f H (O 2(l) ) 0 Δ f H (Fe (s) ) = 0 Δ f H (Fe (l) ) 0 Δ f H (I 2(s) ) = 0 Δ f H (I 2(g) ) 0 Primer 10. Odredite standardnu promenu entalpije ΔH reakcije sagorevanja metana: CH 4(g) + 2O 2(g) CO 2(g) + 2H 2 O (g) Znajući da su entalpije nastajanja CO 2(g), 2H 2 O (g), CH 4(g) jednake: 393.5, i 74.9 kj/mol. Rešenje: ΔH reakcije = [Δ f H (CO 2(g) ) + 2 Δ f H (H 2 O (g) )] [Δ f H (CH 4(g) ) + 2 Δ f H (O 2(g) )] ΔH reakcije = [ ( 241.8)] [ ] ΔH reakcije = 802.2kJ/mol

15 Primer 11. Na osnovu toplote nastajanja gasovitog ugljen-dioksida (Δ f H (CO 2(g) ) = kj/mol) i termohemijske jednačine: C (grafit) + 2N 2 O (g) CO 2(g) + 2N 2(g) ΔH reakcije = kj/mol Izračunati toplotu nastajanja N 2 O (g). Rešenje: ΔH reakcije = [Δ f H (CO 2(g) ) + 2 Δ f H (N 2(g) )] [2 Δ f H (N 2 O (g) ) + Δ f H (C (grafit) )] = [ ] [2 Δ f H (N 2 O (g) ) + 0] Δ f H (N 2 O (g) ) = 82 kj/mol Primer 12. Sagorevanjem 3,27 g cinka u čistom kiseoniku oslobađa se 17,4 kj toplote. Izračunati standardnu reakcionu toplotu ove reakcije. Entropija (S) predstavlja meru neuređenosti sistema. Sto je sistem neuređeniji to je isti stabilniji. Entropija raste pri prelasku sistema iz čvrstog u tečno, i iz tečnog u gasovito stanje. Za entropiju važi pravilo analogno za ΔH: promena entropije sistema pri hemijskoj reakciji (ΔS) jednaka je razlici zbira entropije produkata reakcije i zbira entropije reaktanata. Entropija ima jedinice energije obično izražene na mol supstance J/mol. Veza između entalpije i entropije data je sledećom relacijom: G = H TS gde je G Gibsova energija, a T apsolutna temperatura. Za izobarno-izotermičke procese (procesi koji se odigravaju pri konstatnom pritisku i temperaturi) promena Gibspve energije iznosi: ΔG = ΔH TΔS

16 Na osnovu ove relacije promena entalpije je: ΔH = ΔG + TΔS Pri čemu se ΔG može meriti, a TΔS nije merljiva veličina. Kao i u slučaju ΔH i ΔS, promena Gibsove energije kao rezultat odigravanja hemijske reakcije jednaka je razlici zbira Gibsovih energija proizvoda reakcije i zbira Gibsovih energija reaktanata. Gibsova energija kj/mol. Pri stalnoj temperaturi i pritisku reakcije mogu spontano da teku samo u onom pravcu pri kome se Gibss-ova energija sistema smanjuje (ΔG <0). Promena entropije pri promeni agregatnog stanja prikazana je na Slici 2. Slika 2. Promena entropije pri promeni agregatnog stanja.