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Solution (chimie)
Une solution saline préparée à partir de eau et le chlorure de sodium (Sel de table).

en chimie, Il est défini solution un mélange homogène dans lequel un ou plusieurs substances Ils sont contenus dans un phase liquide ou solide ou sous forme gazeuse; Il contient plusieurs particules mélangées et réparties uniformément dans l'espace disponible de sorte que chaque volume de la solution a la même composition que l'autre.[1]

Solution (chimie)
la première shell solvatation d'un ion de sodium dissous dans l'eau.

Une solution diffère d'un générique dispersion parce que le soluté est dispersé dans un solvant à une seule couche molécules ou ions, chacun d'eux est entouré par des molécules de solvant (on parle plus précisément solvatation). Lorsque, dans une solution, un soluté est présent avec des atomes, des ions ou des molécules de dimensions particulièrement compactes (moins de 1 nm), invisibles, même avec l'aide de microscope, on parle de véritable solution. Sinon, lorsque la taille des particules de soluté sont comprises entre 1 et 1000 nm, il est appelé fausse solution, ou dispersion colloïdale.

Dans le cadre des solutions, en utilisant l'appel soluté (ou phase dispersée) La substance (ou des substances) dans des quantités plus petites et solvant (ou dispersion de phase ou la phase continue) La substance en plus grande quantité.[2] Toutefois, dans certains cas, les substances sont miscibles ou sont solubles dans l'un de l'autre dans un rapport quelconque. Dans ces cas, il peut être inutile de considérer une substance comme soluté et l'autre comme solvant. Lorsque des substances sont différentes états d'agrégation (Dates des conditions environnementales) est définie comme la substance solvant qui conserve son état d'agrégation.

Dans le cas de des composés ioniques, le mécanisme de dissolution est le suivant: les molécules de solvants polaires entourent les cristaux de sel, et peut également propagation dans le réseau cristallin; de cette manière ils ont affaibli les forces d'attraction entre les ions de charge opposée qui constituent le cristal, qui ensuite se déplace dans le solvant sous la forme de ions solvatés.

Dans le cas de solutés polaires, le phénomène de dissolution se produit par l'attraction mutuelle entre les charges opposées de dipôles de molécules de soluté et de solvant. Les solutions contenant électrolytes Ils sont capables de mener courant électrique.

La solubilité et la saturation

icône Loupe mgx2.svg Le même sujet en détail: solubilité et solution saturée.

Le montant maximal de soluté qui peut dissoudre[3] dans un solvant donné, il est appelé solubilité et est fonction de la structure chimique des deux composés et température.

Solution (chimie)
courbes de solubilité pour les systèmes de solubilité directe et inverse.

La majorité des composés liquides et solides a une solubilité proportionnelle à la température (il est dit que le système de solvant-soluté est solubilité directe); la solubilité du gaz ont lieu habituellement une tendance inverse (dans ce cas on dit que le système de solvant-soluté est solubilité inverse).

Les valeurs de la solubilité des substances dans les différents solvants sont des constantes et sont rapportés dans la littérature.

Une solution est appelée saturé quand il contient la quantité maximale de soluté que le solvant est capable de dissoudre à cette température; l'addition à un solution saturée en outre soluté, ce qui ne fond pas, mais est séparé de la solution, la précipitation (si elle est solide), en formant une nouvelle phase (Si elle est un liquide) ou par barbotage (si elle est un gaz).

Une solution est appelée insaturé lorsqu'elle contient une quantité de soluté inférieure au maximum que le solvant est capable de dissoudre à cette température; ajoutant soluté supplémentaire, cela va se dissoudre dans la solution.

Dans des conditions particulières, il est possible d'obtenir solutions sursaturées, ou des solutions contenant plus de soluté est normalement le solvant capable de dissoudre à cette température; ces solutions sont des systèmes instables qui, après des perturbations mécaniques (agitation, tremblements, addition de corps étrangers) soluté libre en excès deviennent des solutions saturées. L'addition de quelques cristaux de soluté dans une solution sursaturée pour provoquer la séparation du soluté est appelée semis, et par exemple, elle est exploitée dans le processus industriel cristallisation.

La solubilité et la température

La solubilité d'une substance dépend de la température. Il y a en fait la solutions endothermique et solutions exothermique. Les solutions endothermiques sont ceux dans lesquels l'énergie est transférée (sous forme de chaleur) de l'environnement du système, qui se produit une absorption de chaleur. Par conséquent, dans ce cas, la solubilité augmente proportionnellement à la température.

Une solution endothermique peut être décrit comme:

soluté + solvant + → solution de chaleur

Cependant, les solutions exothermique, sont ceux qui donnent de l'énergie à l'environnement extérieur. Par conséquent, dans ce second cas, la solubilité diminue avec l'augmentation de la température.

Une solution exothermique peut être décrite comme:

soluté + solvant + → solution chaleur

concentration

icône Loupe mgx2.svg Le même sujet en détail: concentration.

La mesure de la quantité de soluté par rapport à la quantité de solution il est appelé concentration et elle est mesurée soit par des unités physiques via des unités chimiques, et en particulier:

  • activité: unités de mesure sans dimension;
  • pour cent en volume: Volume de soluté de volume de la solution;
  • fraction massique: Masse de la masse soluté de la solution;
  • fraction molaire (Marque X): quantité de soluté la quantité de la solution;
  • rapport molaire (symbole X): quantité de soluté de la quantité de solvant;
  • pourcentage en volume: Quantité de soluté ml pour 100 ml de solution; Il est égal au pour cent multiplié par cent en volume;
  • pourcentage en poids: Quantité de soluté grammes pour 100 g de solution; Elle est égale à la fraction massique multiplié par 100;
  • pourcentage mixte: Quantité en grammes de soluté par 100 ml de solution;
  • molarité (symbole M): Moles de soluté par litre de solution;
  • molalità (symbole m): Moles de soluté pour 1000 g de solvant;
  • normalité (symbole N): Équivalents de soluté par litre de solution;

Des solutions idéales: La loi de Raoult

Une solution est appelée « parfaite » si elle répond à cette loi:

où:

  • la Il représente la composante i-ième de la solution
  • Il est la pression partielle de la composante i-ième
  • représente la fraction molaire le composant i-ième dans le mélange liquide
  • est la pression de vapeur du composant pur i-ième.

En outre, pour la La loi de Dalton:

être:

  • p Il est la pression du mélange
  • la fraction molaire le composant i-ième dans le mélange gazeux.

Une solution se rapproche de ce comportement idéal lorsque les phénomènes d'attraction ou de répulsion entre les molécules du même composant sont de même ordre de grandeur des phénomènes d'attraction ou de répulsion entre les molécules de différentes composantes.[4]

potentiel chimique d'un composant dans une solution idéale

Le concept de potentiel chimique Il est souvent utilisé dans le cadre des solutions. En particulier, le potentiel chimique du composant i-ième d'une solution liquide qui suit la loi de Raoult peut être écrit:

quand R est le constante de gaz, T la température de la solution et Dans indique la fonction mathématique appel logarithme naturel.

Cela signifie que potentiel chimique le composant i-ième dans la solution liquide est égale à son potentiel chimique à l'équilibre dans la phase liquide plus un terme qui dépend de sa fraction molaire et la température absolue.

A température et pression constantes chaque potentiel chimique d'un composant i-ième ne peut pas varier indépendamment des potentiels chimiques des autres composants de la solution, tel que défini par "Gibbs-Duhem sous la forme

Il représente le nombre de moles composant la-e.

idéal solutions diluées: La loi de Henry

Comme indiqué plus haut, le soluté et le solvant constituant une solution idéale accomplissant la loi de Raoult. Dans des solutions diluées idéales, soit dans tous les mélanges homogènes où pratiquement le solvant peut être approchée à l'état pur, compte tenu de la très faible quantité de soluté présent, met en évidence plutôt un comportement différent entre le solvant et soluté: alors que le premier continue à suivre la loi de Raoult, la pression partielle du soluté est maintenant lié à la fraction molaire de ce dernier par l'intermédiaire de la La loi de Henry.[5]

La loi de Henry, formellement semblable à la loi de Raoult, établit la relation suivante:

l'introduction de la constante qui a la taille d'une pression. La connaissance de cette constante est appliquée à la détermination de la solubilité des gaz et revêt une importance particulière dans biochimie et sciences médicales (En ce qui concerne l'échange de gaz affectant sang), Ainsi que dans chimie de l'environnement.

En pratique, la loi de Henry peut être appliqué en utilisant la molalité en tant que mesure de l'unité de concentration.

propriétés colligatives

L'une des caractéristiques connues pour être associées aux solutions consiste à propriétés colligatives. Ce genre de propriétés ne dépendent que du nombre de particules de soluté présentes et non la nature du soluté même. Ils sont les suivants:

L'origine des propriétés colligatives dérivées de la diminution du potentiel chimique du solvant en raison de la présence du soluté.

Les vraies solutions: excès fonctions

La valeur de l'écart entre les propriétés thermodynamique des solutions réelles, caractérisé par un certain degré d'interaction entre les particules de soluté et de solvant, à partir du modèle idéal est exprimable par le recours à la soi-disant excès fonctions.[6]

Par exemple, après avoir effectué des mesures expérimentales, il est possible d'obtenir l 'entropie excès (indiquée ) En soustrayant l'entropie de mélange de la valeur obtenue expérimentalement de la même entropie de mélange calculé théoriquement sur la base du modèle de solution idéale. De même, il est possible de définir un volume excès () Qui détermine une expansion ou une contraction de l'agencement selon la plus ou moins compacte solution mutuelle qui peut assumer les composants à l'intérieur.

Une solution qui présente enthalpie d'un excès différent de zéro () Et entropie excès égal à zéro (), Se comportant ainsi de manière idéale en partie, il est défini solution régulière.

Des exemples de solutions

Selon le état d'agrégation (Solide, liquide ou gazeux) du soluté et du solvant, on peut avoir différents types de solutions, indiquées dans le tableau suivant:

Des exemples de solutions Soluto
gaz liquide solide
solvant gaz oxygène et d'autres gaz azote (Air). la vapeur d'eau dans l'air. la naphtaline sublimés dans l'air, formant une solution.
liquide le dioxyde de carbone dans l'eau. éthanol dans de l'eau; solutions des hydrocarbures (brut). saccharose dans de l'eau; Le chlorure de sodium (Ou « sel de table ») dans l'eau; or en amalgame avec mercure.
solide hydrogène la dissolution des métaux (par exemple, platine). hexane en paraffine, le mercure en or. inoxydable, duralumin, et d'autres alliages de métaux.

notes

  1. ^ (FR) UICPA Livre d'or, « solution »
  2. ^ La quantité de substance peut être définie en termes de masse, le volume ou le nombre de moles.
  3. ^ Le terme « fusion » est un terme couramment utilisé, qui peut être ambiguë. Dans le cadre des solutions, le terme « fusion » doit être comprise comme synonyme de « dissoudre », et non de liquéfier.
  4. ^ Pour simplifier, plus les deux composants du mélange « ressembler » du point de vue physico-chimique, tout le mélange davantage résultant sera idéal.
  5. ^ Atkins, de Paula, p.166
  6. ^ Atkins, de Paula, p.169

bibliographie

  • Peter Atkins et Julio de Paula, Chimie physique, 9e éd., Oxford University Press, 2010 ISBN 1-4292-1812-6.
  • (FR) J. M. Smith, H.C.Van Ness; M. M. l'abbé, Introduction au génie chimique Thermodynamique, 6e éd., McGraw-Hill, 2000 ISBN 0-07-240296-2.
  • K. G. Denbigh, Les principes de l'équilibre chimique, Milano, Casa Editrice Ambrosiana, 1971 ISBN 88-408-0099-9.

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