حلالیت

مقدمه :

حلالیت از مهمترین و کاربردی ترین مفاهیم مورد استفاده در شیمی و مهندسی شیمی است .

در این پدیده ذرات حلال اطراف


اطراف ذرات حل شونده را احاطه کرده و با برقراری پیوند با آنان سعی در جدا نمودن ذرات حل شونده از هم می کنند اگر ذرات از هم جدا شده و توسط حلال احاطه شوند انحلال صورت پذیرفته است در غیر اینصورت جسم بطور کامل حل نمی گردد  در چنین حالتی سه حالت مختلف بوجود می آید .

حل شونده می تواند به میزان بسیار کم در جلال حل شود در چنین مواردی گفته می شود که جسم حل نمی شود اگر چه حتی در این حالت هم به مقدار بسیار کم حل شونده حل می گردد .

اگر حل شدن به مقدار بیشتر از این حالت حل شود در این حالت گفته می شود که جسم کم محلول است و جسم می تواند به مقدار بسیار خوبی هم حل شود در این حالت گفته می شود که جسم حل شونده است .

حلالیت را از دیدگاههای مختلفی می توان طبقه بندی نموده و مورد بررسی قرار دهیم . از یک دیدگاه می توان انواع انحلال را به چند دسته اصلی تقسیم کرد .

 

 

1-   انحلال گاز در گاز : ( Gas in Gas  )

 

تقریباٌ تمامی گازها بطور خیلی کاملی در هم حل می شوند و ترکیبات همگنی را می سازند .  حرکت سریع مولکولهای گاز و فاصله میان مولکولها و نیروی جاذبه بین ذرات که نیروی ضعیفی است سبب انحلال گازها در یکدیگر می گردد . نمونه بارز این مورد را می توان به هوا اشاره کرد که مخلوطی از اکسیژن و نیتروژن و آرگون و چند گاز دیگر است . و بطور بسیار عالی همگن است .

 

2-   انحلال گاز در مایع : (Gas in Liq  )

این پدیده را می توان با نفوذ مولکولهای گاز در مایع توضیح داد ولی این انحلال برای اکثر گازها مقدار کمی است هرچند گازهایی مانند آمونیاک در آب بخوبی حل می شوند و از این خاصیت برای جداسازی آمونیاک از آب در صنایع پتروشیمی استفاده می شود ولی از نمونه های عینی آن می توان به هوای حل شده در آب و یا گاز موجود در نوشابه ها اشاره کرد که با جوشاندن و یا باز نمودن درب نوشابه از آن خارج می شوند.

 

 

 

3-   انحلال مایع در مایع : (Liq in Liq  )

شاید مهمترین بخش انحلال در مهندسی شیمی بخش انحلال مایع در مایع است که از آن برای استخراج ( Extraction ) مایعی امتزاج ناپذیر در مایع دیگری استفاده می گردد که بحث تفصیلی آن را می توان در کتابهای عملیات واحد و انتقال جرم یافت .

در این مورد مهمترین عامل انحلال را می توان همانندی یا مغایر بودن پیوندها دانست .

 مشخص شده است که مایعات دارای پیوندهای قطبی در حلالهای دارای پیوندهای قطبی بخوبی حل می شوند و برعکس امکان پذیر نیست . از طرفی پیوند های هیدروژنی هم بنوبه خود نقش مهمی را ایفا می کنند و همین پیوندها سببب انحلال فوق العاده عالی الکل در آب است .

 

4-   انحلال جامد در مایع : ( Solid in Liq  )

جامدات نیز در مایعات دارای درجه انحلال پذیری متفاوتی هستند و در اینجا هم نوع پیوندهای موجود در حل شونده و حل کننده دارای اهمیت زیادی است . اگر پیوند میان ذرات حل شونده قویتر از پیوندهای میان ذرات پس از حل شدن باشد انحلال به میزان بسیار جزئی صورت می گیرد بطوریکه در بسیاری از موارد انحلال قابل چشم پوشی است و اصطلاحاٌ گفته می شود که جسم حل نمی شود .

نمونه بارز اینگونه موارد را می توان انحلال جامدات کووالانسی نظیر الماس در حلالهای معمولی دانست که قدرت پیوند کووالانسی بقدری زیاد است که ذرات حلال قطبی قادر به جدا کردن ذرات حل شونده نیستند .

جامدات یونی در حلالهای قطبی تقریباٌ بخوبی حل می گردند چون پیوند ایجاد شده میان ذرات پس از انحلال قویتر از پیوند میان ذرات قبل از انحلال است . بدین ترتیب سیستم به ترکیب همگنی می رسد که در آن ذرات حل شونده از اطراف توسط ذرات حلال محاصره شده اند .

 

5-   انحلال جامد در جامد ( Solid in Solid  )

جامدات بطور عادی در هم حل نمی شوند چون جنبش مولکولی آنها بگونه ای نیست که ذرات همدیگر را از  شبکه خارج نمایند و در همدیگر حل شوند . جامدات را ابتدا باید ذوب کرد و سپس آنها را باهم مخلوط کرد و مخلوط را به آرامی سرد کرد. آلیاژهای موجود در بازار خود حاصل این انحلال است .

 انحلالها را می توان از دیدگاه دیگری نیز به دو دسته دیگر طبقه بندی کرد .

1- انحلالهای خود بخودی

2 - انحلالهای غیر خود بخودی

فرایندی اگر تمایل به پیشرفت در جهتی داشته باشد که هیچ نیروی خارجی بر آن اعمال نشود را فرایند خودبخودی می نامند .

دو عامل خودبخودی بودن واکنشها و فرایندها را می توان کاهش سطح انرژی و افزایش میزان بی نظمی بر شمرد .

 اگر فرایندی در جهتی حرکت کند که آنتالپی آن کاهش و آنتروپی آن افزایش یابد ، فرایندی کاملاٌ خودبخودی است .

برای تمامی فرایندها  می توان رابطه زیر را معتبر دانست

                                            

∆G =  ∆H - T∆S                                                                                                        

 

برای فرایندهای خودبخودی0  ∆G<  و برای فرایندهای غیر خودبخودی نیز0 < ∆G  و برای فرایندهای تعادلی نیز 0= ∆G  این رابطه نشان می دهد که هرچه ∆H واکنشی بزرگتر باشد و میزان انتروپی آن افزایش بیشتری داشته باشد آن فرایند خودبخودی تر است .یعنی فرایندهای گرمازا بعلت اینکه می خواهند بسمت کاهش سطح انرژی بروند پس فرایندی خودبخودی است .

برای فرایندهای گرماگیر هم نقش دما تاثیر زیادی دارد و در دماهای بالا چون ترم T∆S دارای اهمیت زیادتری است پس چگونگی فرایند توسط تغییرات انتروپی کنترل می گردد .

انحلال گازها در مایعات با کاهش انتروپی همراه هستند و برای فرایندهای خودبخودی انحلال گاز در مایع باید تغییرات آنتالپی چنان زیاد باشد که این کاهش انتروپی را خنثی کرده و ∆G را منفی کند .

انحلال جامدات با افزایش میزان بی نظمی همراه است و اگر∆H  واکنش منفی باشد یعنی فرایند گرمازا باشد این انحلال بخوبی صورت می گیرد .

 

برای فرایندهای گرمازا  :

q+ S S aq

باافزایش دمای سیستم حلالیت کاهش می یابد

برای فرایندهای گرماگیر :

S + q S aq

با افزایش دما حلالیت افزایش می یابد

در حالتی که سیستم اشباع شده است  پتانسیل شیمیایی جزء حل شده در فاز جامد و فاز مایع با هم برابرند و فرایند به حالت تعادل رسیده است . در چنین حالتی تعادل در مقیاس ماکروسکوپیک ایستا ولی در مقیاس میکروسکوپیک فرایند دینامیک است و ذرات وارد فازی شده و از فاز دیگری خارج می شوند اما سرعت تبادل ذرات بین دو فاز باهم برابر است و تغییری در سیستم دیده  نمی شود .

افزایش دمای سیستم یعنی گرما دادن به ترکیب تعادل را طبق اصل لوشاتلیه در جهتی جابجا می کند که تغییر اعمال شده را تعدیل کند و بنا به گرمازایی و یا گرماگیری فرایند ، واکنش بسمت تولید محصولات بیشتر یا بطرف مواد اولیه رانده می شود .

معمولاٌ انحلال همراه با کاهش و یا افزایش دمای سیستم است اگر فرایند گرمازا باشد گرمای آزاد شده به ذرات سیستم داده می شود و سبب افزایش دمای کلی سیستم می گردد و در صورتیکه فرایند گرماگیر باشد گرمای مورد نیاز خودرا از محیط اطراف خود یعنی محلول گرفته و سبب کاهش دمای کلی سیستم شده و در اصطلاح سیستم را سرد می کند . گرمای آزاد شده و یا مصرف شده را گرمای انحلال می نامندو با H∆  نمایش می دهند .

در این آزمایش هدف یافتن مقدارH∆ انحلال جامدی مانند اسید بتزوئیک در حلالی مانند آب و در دماهای مختلف است . در این آزمایش با انحلال مقدار مشخصی اسید بنزوئیک جامد بعنوان جامد مورد آزمایش در آب و تیتر کردن آن بوسیله باز NaOH  در دماهای مختلف مقدار با داشتن مقدار سود مصرفی و بدست آوردن مقدار مولالیته اسید بنزوئیک در هر دما با ترسیم داده ها در نمودار Log ms  بر حسب 1/T  مقدار H∆ انحلال اسید بنزوئیک را بدست می توان آورد .

 

با انتگرال گیری از رابطه زیر .

 ln ( γA .xA) = ∫(∆ Hm,sol,A ( T) / RT2)d

به رابطه میان مولاریته و 1/T می رسیم که این رابطه اینگونه است

 

                 Rln xB ≈ ∆ Hm,sol,A ( 1/T2 -1/T1)  

 

در این آزمایش مقدار 1 گرم اسید بنزوئیک جامد را در cc 200  آب مقطر ریخته و دما داده تا مقداری از آن در آب حل شود . حرارت دادن را تا جایی ادامه می دهیم که دمای مخلوط به Cº 70 برسد بعد از رسیدن به این دما اجازه می دهیم تا محلول سرد شود تا به دمای Cº 60 برسد در این دما مقدارcc 10 از محلول را برداشته و در ارلنی که قبلا وزن کرده ایم می ریزیم محتویات را دوباره وزن می کنیم و با کسر مقدار جدید از وزن اولیه ارلن مقدار وزن محلول را می یابیم سپس دو قطره فنل فتالئین به ارلن افزوده و با سود 0.1 نرمال تیتر می کنیم تا جایی که رنگ محتویات ارلن ارغوانی شود یعنی اسید و باز همدیگر را خنثی کنند .

برای ارلن بعدی cc10 را در دمای  Cº 50 برداشته و باز با مقداری سود تیتر کرده و حجم سود مصرفی را یادداشت می کنیم . همین عمل را برای دماهای 40 و 30 هم تکرار کرده و در هربار مقدار مساویcc 10 از محتویات بشر را برداشته و با سود تیتر می کنیم و هر بار مقدار حجم مصرفی سود را یادداشت می کنیم .

با استفاده از مقدار سود مصرفی در هر بار تیتر کردن میزان گرم اسید بنزوئیک را یافته و با تقسیم بر وزن محلول برداشته شده از بشر مقدار مو لالیته را در هر دما بدست می آوریم .

این محاسبات در قسمت محاسبات آمده است . با بدست آوردن مولالیته و رسم دیتاها در نمودار Log ms  بر حسب 1/T مقدار H∆ انحلال اسید بنزوئیک را بدست می توان آورد که برابر شیب خط رسم شده است .

معلومات عددی این آزمایش در جدول زیر خلاصه شده است .

 

60

50

40

30

Temparature

62.87

51.36

44.88

61.92

Vessel weight

67.84

56.35

49.86

67.13

VESS.Wt+SOUL.Wt

4.97

4.99

4.98

5.21

SOLUTION . Wt

2.3

2.4

2.6

2.9

BASE VOLUME (cc)

 

محاسبات :

N1×V1 = N2×V2

 

با داشتن مولاریته باز که 0.1 است مقدار ملاریته برای اسید بنزوئیک در هر دما را می یابیم .

برای مورد اول در دمای 60 درجه داریم که :

N1×5=0.1×2.9

که در این مرحله مقدار مولاریته محلول اسید بنزوئیک برابر با 0.058 بدست می آید

تعداد مولهای اسید بنزوئیک در این مرحله با ضرب مو لاریته در حجم مقدار مولهای اسید بنزوئیک بدست می آید..

تعداد مولهای بدست آمده را بر وزن محلول تقسیم کرده تا مقدار مولالیته بدست آید .

در دمای 60 مقدار مولالیته 0.01113 بدست می آید سایر محاسبات نیز چنین است .

نتیجه محاسبات در جدول زیر آمده است

30

40

50

60

Temperature

4.97

4.99

4.98

5.21

M

0.046

0.048

0.052

0.058

A

0.00925

0.00961

0.01044

0.01113

ms

-2.03386

-2.03386

-2.03386

-2.03386

Log ms

 

 

که مقدار بدست آمده برای H∆ انحلال از این نمودار برابر با 278.63/2.303R است که با داشتن مقدار  R  مقدار آنتالپی انحلال یافته می شود . در این آزمایش مقدار H∆ واکنش برابر است با :

∆H= 5.334 Kj/mol

 

نتیجه گیری :

مقدار واقعی برای H∆ این واکنش در مراجع شیمی است و دلیل اختلاف این آزمایش وجود خطاهای موجود در آزمایش است . در هر آزمایش مقدار حجم مورد استفاده جهت تیتراسیون ویا خطاهای موجود در خواندن دما از ترمومتر می تواند عامل اصلی دوری نتیجه واکنش از مقدار واقعی آن باشد . 

 





تاريخ : ۱۳۸۸/۳/٧ | ٧:۱٥ ‎ب.ظ | نویسنده : ابراهیم عصاره دزفولی | نظرات ()
.: Weblog Themes By BlackSkin :.