نواجه حلولًا من مواد مختلفة كل يوم. لكن من غير المحتمل أن يدرك كل واحد منا حجم الدور الذي تلعبه هذه الأنظمة. أصبح الكثير من سلوكهم واضحًا اليوم من خلال دراسة مفصلة على مدى آلاف السنين. خلال كل هذا الوقت ، تم تقديم العديد من المصطلحات غير المفهومة للرجل العادي. واحد منهم هو الوضع الطبيعي للحل. ما هذا؟ سيتم مناقشة هذا في مقالتنا. لنبدأ بالغوص في الماضي.
تاريخ البحث
العقول الساطعة الأولى التي بدأت في دراسة الحلول كانت كيميائيين مشهورين مثل أرينيوس وفانت هوف وأوستوالد. تحت تأثير عملهم ، بدأت الأجيال اللاحقة من الكيميائيين في الخوض في دراسة المحاليل المائية والمخففة. بالطبع ، لقد تراكمت لديهم قدرًا هائلاً من المعرفة ، لكن الحلول غير المائية تُركت دون اهتمام ، والتي ، بالمناسبة ، تلعب أيضًا دورًا كبيرًا في الصناعة وفي مجالات أخرى من حياة الإنسان.
كان هناك الكثير من عدم الفهم في نظرية المحاليل غير المائية. على سبيل المثال ، إذا زادت قيمة الموصلية في الأنظمة المائية مع زيادة درجة التفكك ، فعندئذ في الأنظمة المماثلة ، ولكن مع مذيب مختلف بدلاً من الماء ، كان العكس. قيم كهربائية صغيرةغالبًا ما تتوافق الموصلات مع درجات عالية من التفكك. حفزت الحالات الشاذة العلماء على استكشاف هذا المجال من الكيمياء. تراكمت مجموعة كبيرة من البيانات ، جعلت معالجتها من الممكن إيجاد انتظام يكمل نظرية التفكك الإلكتروليتي. بالإضافة إلى ذلك ، كان من الممكن توسيع المعرفة حول التحليل الكهربائي وطبيعة الأيونات المعقدة للمركبات العضوية وغير العضوية.
ثم بدأ بحث أكثر نشاطا في مجال الحلول المركزة. تختلف هذه الأنظمة اختلافًا كبيرًا في الخصائص عن تلك المخففة نظرًا لحقيقة أنه مع زيادة تركيز المادة الذائبة ، يبدأ تفاعلها مع المذيب في لعب دور متزايد الأهمية. المزيد عن هذا في القسم التالي.
نظرية
في الوقت الحالي ، أفضل تفسير لسلوك الأيونات والجزيئات والذرات في المحلول هو فقط نظرية التفكك الإلكتروليتي. منذ إنشائها من قبل Svante Arrhenius في القرن التاسع عشر ، خضعت لبعض التغييرات. تم اكتشاف بعض القوانين (مثل قانون التخفيف لأوستوالد) التي لا تتناسب إلى حد ما مع النظرية الكلاسيكية. ولكن بفضل العمل اللاحق للعلماء ، تم إجراء تعديلات على النظرية ، ولا تزال موجودة بشكلها الحديث وتصف النتائج التي تم الحصول عليها تجريبيًا بدقة عالية.
الجوهر الرئيسي لنظرية التحليل الكهربائي للانفصال هو أن المادة ، عندما تذوب ، تتحلل إلى أيونات مكونة لها - جسيمات لها شحنة. اعتمادًا على القدرة على التحلل (التفكك) إلى أجزاء ، فهناك قوي وضعيفالشوارد. تميل القوى القوية إلى التفكك تمامًا في الأيونات في المحلول ، بينما الضعيفة منها فقط إلى حد ضئيل.
يمكن لهذه الجسيمات التي يتفكك فيها الجزيء أن تتفاعل مع المذيب. هذه الظاهرة تسمى الذوبان. لكنه لا يحدث دائمًا ، لأنه يرجع إلى وجود شحنة على الأيونات وجزيئات المذيبات. على سبيل المثال ، جزيء الماء هو ثنائي القطب ، أي جزيء مشحون بشكل إيجابي من جانب وشحن سالب من الجانب الآخر. والأيونات التي يتحلل فيها الإلكتروليت لها شحنة أيضًا. وبالتالي ، تنجذب هذه الجسيمات بواسطة جوانب مشحونة بشكل معاكس. لكن هذا يحدث فقط مع المذيبات القطبية (مثل الماء). على سبيل المثال ، في محلول أي مادة في الهكسان ، لن يحدث الذوبان.
لدراسة الحلول ، غالبًا ما يكون من الضروري معرفة كمية المذاب. في بعض الأحيان يكون من غير الملائم للغاية استبدال كميات معينة في الصيغ. لذلك ، هناك عدة أنواع من التركيزات ، من بينها الحالة الطبيعية للحل. الآن سوف نتحدث بالتفصيل عن جميع طرق التعبير عن محتوى المادة في الحل وطرق حسابها.
تركيز الحل
هناك العديد من الصيغ في الكيمياء ، وبعضها مبني بطريقة تجعله أكثر ملاءمة لأخذ القيمة بشكل معين أو آخر.
الشكل الأول والأكثر شيوعًا للتعبير عن التركيز هو الكسر الكتلي. يتم حسابها بكل بساطة. نحتاج فقط إلى قسمة كتلة المادة في المحلول على كتلتها الإجمالية. لذاوهكذا نحصل على الإجابة في كسور واحد. بضرب الرقم الناتج في مائة ، نحصل على الإجابة كنسبة مئوية.
الشكل الأقل شهرة هو جزء الحجم. غالبًا ما يتم استخدامه للتعبير عن تركيز الكحول في المشروبات الكحولية. يتم حسابها أيضًا بكل بساطة: نقسم حجم المذاب على حجم المحلول بأكمله. كما في الحالة السابقة ، يمكنك الحصول على الإجابة كنسبة مئوية. غالبًا ما تقول التصنيفات: "40٪ حجم" ، مما يعني: 40 بالمائة حجم.
في الكيمياء ، غالبًا ما تستخدم أنواع أخرى من التركيز. ولكن قبل أن ننتقل إليها ، دعنا نتحدث عن ماهية الخلد في مادة ما. يمكن التعبير عن كمية المادة بطرق مختلفة: الكتلة والحجم. لكن بعد كل شيء ، جزيئات كل مادة لها وزنها الخاص ، وبحسب كتلة العينة من المستحيل فهم عدد الجزيئات الموجودة فيها ، وهذا ضروري لفهم المكون الكمي للتحولات الكيميائية. لهذا ، تم إدخال كمية مثل الخلد من مادة. في الواقع ، الخلد الواحد هو عدد معين من الجزيئات: 6.021023. يسمى هذا رقم أفوجادرو. في أغلب الأحيان ، تُستخدم وحدة مثل مول من مادة ما لحساب كمية نواتج التفاعل. في هذا الصدد ، هناك شكل آخر للتعبير عن التركيز - المولارية. هذا هو مقدار المادة لكل وحدة حجم. يتم التعبير عن المولارية بالمول / لتر (اقرأ: المولات لكل لتر).
هناك نوع مشابه جدًا من التعبيرات لمحتوى مادة ما في نظام ما: مولالي. وهي تختلف عن المولارية من حيث أنها تحدد كمية المادة ليس في وحدة الحجم ، ولكن في وحدة الكتلة. ويعبر عنها في الصلاةلكل كيلوغرام (أو مضاعفات أخرى ، على سبيل المثال لكل جرام).
إذن نصل إلى النموذج الأخير ، والذي سنناقشه الآن بشكل منفصل ، لأن وصفه يتطلب بعض المعلومات النظرية.
الحالة الطبيعية للحل
ما هذا؟ وكيف تختلف عن القيم السابقة؟ تحتاج أولاً إلى فهم الاختلاف بين مفاهيم مثل الحالة الطبيعية ومولارية الحلول. في الواقع ، تختلف فقط بقيمة واحدة - رقم التكافؤ. الآن يمكنك حتى تخيل ما هي الحالة الطبيعية للحل. إنها مجرد مولارية معدلة. يشير رقم التكافؤ إلى عدد الجسيمات التي يمكن أن تتفاعل مع مول واحد من أيونات الهيدروجين أو أيونات الهيدروكسيد.
تعرفنا على ما هي الحالة الطبيعية للحل. لكن بعد كل شيء ، الأمر يستحق التعمق أكثر ، وسنرى مدى بساطة هذا ، للوهلة الأولى ، الشكل المعقد لوصف التركيز. لذا ، دعونا نلقي نظرة فاحصة على ماهية الحل الطبيعي.
الصيغة
من السهل جدًا تخيل صيغة من الوصف اللفظي. سيبدو كما يلي: Cn=zn / N. هنا z هو عامل التكافؤ ، n هو مقدار المادة ، V هو حجم المحلول. القيمة الأولى هي الأكثر إثارة للاهتمام. إنه يوضح فقط ما يعادل مادة ، أي عدد الجسيمات الحقيقية أو التخيلية التي يمكن أن تتفاعل مع جسيم صغير من مادة أخرى. بهذا ، في الواقع ، فإن الحالة الطبيعية للحل ، التي تم تقديم صيغتها أعلاه ، تختلف نوعياًمن المولارية.
والآن دعنا ننتقل إلى جزء مهم آخر: كيفية تحديد الحالة الطبيعية للحل. هذا بلا شك سؤال مهم ، لذلك يجدر بنا أن نتناول دراستها بفهم كل قيمة موضحة في المعادلة المعروضة أعلاه.
كيف تجد الوضع الطبيعي للحل؟
يتم تطبيق الصيغة التي ناقشناها أعلاه تمامًا. يتم حساب جميع القيم الواردة فيه بسهولة في الممارسة العملية. في الواقع ، من السهل جدًا حساب الحالة الطبيعية للمحلول ، مع معرفة بعض الكميات: كتلة المذاب وصيغته وحجم المحلول. بما أننا نعرف صيغة جزيئات مادة ما ، فيمكننا إيجاد وزنها الجزيئي. ستكون نسبة كتلة عينة المذاب إلى كتلتها المولية مساوية لعدد مولات المادة. ومعرفة حجم المحلول بأكمله ، يمكننا أن نقول على وجه اليقين ما هو التركيز المولي.
العملية التالية التي نحتاج إلى تنفيذها لحساب الحالة الطبيعية للحل هي إجراء إيجاد عامل التكافؤ. للقيام بذلك ، نحتاج إلى فهم عدد الجسيمات التي تتشكل نتيجة للانفصال الذي يمكن أن يعلق البروتونات أو أيونات الهيدروكسيل. على سبيل المثال ، في حمض الكبريتيك ، يكون عامل التكافؤ 2 ، وبالتالي يتم حساب الحالة الطبيعية للمحلول في هذه الحالة بضرب مولاريته في 2.
التطبيق
في التحليلات الكيميائية ، غالبًا ما يتعين على المرء حساب الحالة الطبيعية والمولارية للحلول. هذا مناسب جدا لحساب الصيغ الجزيئية للمواد
ماذا تقرأ؟
لفهم طبيعة الحل بشكل أفضل ، من الأفضل فتح كتاب مدرسي عن الكيمياء العامة. وإذا كنت تعرف كل هذه المعلومات فعليك الرجوع إلى كتاب الكيمياء التحليلية لطلاب التخصصات الكيميائية.
الخلاصة
بفضل المقالة ، نعتقد أنك فهمت أن الحالة الطبيعية للمحلول هي شكل من أشكال التعبير عن تركيز مادة ، والتي تستخدم بشكل أساسي في التحليل الكيميائي. والآن لا يخفى على أحد كيف يتم حسابه.
