Χημεία - Πασχαλινές εργασίες - PDF

# 19 Συνοψίζοντας δίνουμε διαγραμματικά τα διάφορα είδη των διαμοριακών δυνάμεων. ## ΔΕΣΜΟΙ ΜΕΤΑΞΥ ΜΟΡΙΩΝ Ή ΙΟΝΤΩΝ ### **ΕΧΟΥΜΕ ΠΟΛΙΚΑ ΜΟΡΙΑ;** **OXI** * ΔΥΝΑΜΕΙΣ LONDON π.χ. Ar(l) **ΝΑΙ** * ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΠΟΛΟΥ-ΔΙΠΟΛΟΥ π.χ. ΗΙ **ΟΧΙ** * ΕΧΟΥΜΕ ΙΟΝΤΑ; **ΟΧΙ** * ΕΧΟΥΜΕ ΑΤΟΜΑ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΕΝΩΜΕΝΑ ME F, O...

# 19 Συνοψίζοντας δίνουμε διαγραμματικά τα διάφορα είδη των διαμοριακών δυνάμεων. ## ΔΕΣΜΟΙ ΜΕΤΑΞΥ ΜΟΡΙΩΝ Ή ΙΟΝΤΩΝ ### **ΕΧΟΥΜΕ ΠΟΛΙΚΑ ΜΟΡΙΑ;** **OXI** * ΔΥΝΑΜΕΙΣ LONDON π.χ. Ar(l) **ΝΑΙ** * ΔΥΝΑΜΕΙΣ ΔΙΠΟΛΟΥ-ΔΙΠΟΛΟΥ π.χ. ΗΙ **ΟΧΙ** * ΕΧΟΥΜΕ ΙΟΝΤΑ; **ΟΧΙ** * ΕΧΟΥΜΕ ΑΤΟΜΑ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ ΕΝΩΜΕΝΑ ME F, O N; **ΟΧΙ** * ΔΕΣΜΟΣ ΥΔΡΟΓΟΝΟΥ π.χ. Η₂Ο **ΝΑΙ** * ΔΕΣΜΟΣ ΙΟΝΤΟΣ-ΔΙΠΟΛΟΥ π.χ. Fe2+(aq) **ΝΑΙ** * ΕΧΟΥΜΕ ΠΟΛΙΚΑ ΜΟΡΙΑ ΚΑΙ ΙΟΝΤΑ ΣΥΓΧΡΟΝΩΣ; **ΝΑΙ** * ΙΟΝΤΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ π.χ. NaCl(s) ## ΣΧΗΜΑ 1.6 Διάγραμμα ροής με τα διάφορα είδη δεσμών μεταξύ των μορίων και ιόντων. Η ισχύς των δεσμών αυξάνεται από αριστερά προς τα δεξιά. Τέλος, δεν πρέπει να ξεχνάμε τις συνέπειες που έχουν οι διαμοριακές δυνάμεις αυτές στη διαμόρφωση πολλών ιδιοτήτων της ύλης. Χαρακτηριστικά αναφέρουμε: ### 1. τη διαλυτότητα Πολλές φορές η διάλυση μιας ουσίας σ' ένα διαλύτη ερμηνεύεται με το σκεπτικό, ότι η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων που αναπτύσσονται μεταξύ της διαλυμένης ουσίας και του διαλύτη υπερβαίνει την αντίστοιχη αυτών των μορίων διαλύτη – διαλύτη και διαλυμένης ουσίας-διαλυμένης ουσίας. Έτσι καταλήγουμε ότι τα όμοια διαλύουν όμοια, δηλαδή οι πολικές ενώσεις διαλύονται στους πολικούς διαλύτες (π.χ. διάλυση αιθανόλης στο νερό) και οι μη πολικές στους μη πολικούς (π.χ. εξάνιο σε τετραχλωράνθρακα). ### 2. το σημείο βρασμού Για ενώσεις με ίδιο ή παραπλήσιο Μ, όσο αυξάνει η ισχύς των δεσμών τόσο αυξάνει το σημείο ζέσεως, π.χ. το σημείο ζέσεως του Η₂Ο είναι πολύ μεγαλύτερο του CH4. # Διαμοριακές δυνάμεις # 33 * β. Αν ο μοριακός τύπος του S είναι νS, δηλαδή η ατομικότητα του είναι χ, έχουμε: * Μ. =256,4 ή 32x = 256,4 ή x =8,01. Άρα, το χ θα είναι 8 και ο μοριακός τύπος του θείου είναι νS8. * γ. Από το μοριακό τύπο τώρα υπολογίζουμε την ακριβή σχετική μοριακή μάζα του θείου: Μ. = 832 = 256 ## Εφαρμογή Η προπανόνη βράζει στους 56,38 °C. Διάλυμα περιέχει 20 g προπανόνης και 1,41 9 οργανικού στερεού Χ διαλυμένου στην προπανόνη. Το σημείο βρασμού του διαλύματος είναι 56,88 °C. Ποια είναι η σχετική μοριακή μάζα του Χ, αν η ζεσεοσκοπική σταθερά της προπανόνης είναι Κ₁=1,67 °C/m. ## Ώσμωση και Ωσμωτική πίεση Η ωσμωτική πίεση είναι μία ακόμη προσθετική ιδιότητα των διαλυμάτων, η οποία παρατηρείται μόνο κάτω από ορισμένες συνθήκες. Για να εκδηλωθεί, δηλαδή, απαιτείται μια ημιπερατή μεμβράνη, φυσική ή συνθετική, που επιτρέπει κάποιες ουσίες να περνούν και κάποιες όχι (δρα δηλαδή σαν ένα είδος μοριακού κόσκινου). Θεωρήστε μία ημιπερατή μεμβράνη η οποία διαχωρίζει ένα υδατικό διάλυμα * **μόρια ζάχαρης** * **μόρια νερού** από καθαρό νερό. Αν δεν υπήρχε η μεμβράνη το διάλυμα θα ανακατευόταν με το νερό και θα πρόκυπτε ένα ενιαίο αραιότερο διάλυμα. Όμως, η μεμβράνη επιτρέπει μόνο τη δίοδο των μορίων νερού και προς τις δύο κατευθύνσεις και όχι τη δίοδο των μορίων του διαλυμένου σώματος. Έτσι, λοιπόν, το ## Προσθετικές ιδιότητες # 34 νερό εισέρχεται με μεγαλύτερη ταχύτητα στο δεξί μέρος του δοχείου με σκοπό να εξισώσει τις συγκεντρώσεις στα δύο μέρη. Η διάχυση αυτή των μορίων του νερού γίνεται όχι μόνο μεταξύ του καθαρού νερού και του διαλύματος, αλλά και μεταξύ δύο διαλυμάτων διαφορετικής συγκέντρωσης και ονομάζεται ώσμωση. * **Ώσμωση** ονομάζεται το φαινόμενο της διάχυσης περισσοτέρων μορίων διαλύτη (συνήθως νερού), μέσω ημιπερατής μεμβράνης, από το διαλύτη στο διάλυμα ή από το διάλυμα της μικρότερης συγκέντρωσης (υποτονικό διάλυμα) στο διάλυμα της μεγαλύτερης συγκέντρωσης (υπερτονικό διάλυμα). ## ΣΧΗΜΑ 1.16 Διαγραμματική απεικόνιση του φαινομένου της ώσμωσης και της ωσμωτικής πίεσης. Αποτέλεσμα της ώσμωσης είναι η στάθμη του υγρού να ανεβαίνει στο δεξιό σκέλος του σωλήνα (βλέπε σχήμα 1.17). Θα περίμενε κανείς ότι η ώσμωση θα συνεχιζόταν μέχρι να εξισωθούν οι συγκεντρώσεις των δύο διαλυμάτων. Μόνο τότε το σύστημα θα έβρισκε τη δυναμική του Ισορροπία, οπότε ίδιος αριθμός μορίων διαλύτη θα διαπερνούσε την ημιπερατή μεμβράνη και προς τις δύο κατευθύνσεις. Θα έλεγε κανείς ότι η στάθμη κατ' αυτό τον τρόπο θα ανέβαινε συνεχώς μια και το διάλυμα όσο και να αραιωθεί δε θα γίνει ποτέ καθαρό νερό. Όμως, καθώς η στάθμη ανεβαίνει μέσα στο σωλήνα η δημιουργούμενη υδροστατική πίεση αυξάνει την ταχύτητα μετακίνησης του νερού προς το διαλύτη. Έτσι, λοιπόν, κάποια στιγμή η στάθμη μέσα στο σωλήνα είναι τέτοια, ώστε οι δύο ταχύτητες μετακίνησης των μορίων νερού προς και από το διαλύτη εξισώνονται, οπότε και το φαινόμενο σταματά. Την πίεση αυτή της υδροστατικής στήλης, που έχει σαν αποτέλεσμα την εξίσωση των ταχυτήτων μετακίνησης του νερού (διαλύτη) μέσω της ημιπερατής μεμβράνης και την αποκατάσταση δυναμικής ισορροπίας στο σύστημα, ονομάζουμε ωσμωτική πίεση, Π, του διαλύματος. Προφανώς, η ώσμωση δε θα γινόταν καθόλου αν απ' την αρχή είχε ασκηθεί στην επιφάνεια του διαλύτη πίεση, Ρ ίση με την ωσμωτική πίεση, Π. Συνεπώς, * **Ωσμωτική πίεση** διαλύματος, που διαχωρίζεται με ημιπερατή μεμβράνη απ' τον καθαρό διαλύτη του, ονομάζεται η ελάχιστη πίεση που πρέπει να ασκηθεί εξωτερικά στο διάλυμα, ώστε να εμποδίσουμε το φαινόμενο της ώσμωσης, χωρίς να μεταβληθεί ο όγκος του διαλύματος. Η ωσμωτική πίεση είναι μία προσθετική ιδιότητα. Εξαρτάται δηλαδή α-πό την ποσότητα (σε mol) του διαλυμένου σώματος σε ορισμένο όγκο # 35 διαλύματος και όχι από την φύση αυτού. Η ωσμωτική πίεση, Π, ενός διαλύματος δίνεται από την παρακάτω σχέση: ## Π V = n RT Όπου, * Π: η ωσμωτική πίεση του διαλύματος * V: ο όγκος του διαλύματος * η: ο αριθμός mol της διαλυμένης ουσίας * R: η παγκόσμια σταθερά των αερίων * Τ: η απόλυτη θερμοκρασία (Κ) Επειδή δε η/V = c έχουμε, ## Π = c RT Όπου, * c: η συγκέντρωση (Molarity) του διαλύματος. Η αναλογία της σχέσης με την καταστατική εξίσωση των ιδανικών αερίων είναι και εμφανής και εντυπωσιακή. Στο εργαστήριο η μέτρηση της ωσμωτικής πίεσης χρησιμοποιείται για τη μελέτη μεγαλομοριακών ενώσεων, όπως είναι οι πρωτεΐνες και τα νουκλεϊνικά οξέα, π.χ. για τον προσδιορισμό της σχετικής μοριακής μάζας τους. Σ' αυτά, λόγω του μεγάλου Μ, είναι δύσκολο να παρασκευαστούν σχετικά πυκνά διαλύματα. Όμως, τα αραιά διαλύματά τους έχουν υψηλή τιμή ωσμωτικής πίεσης, Π, η οποία μπορεί να μετρηθεί με ακρίβεια. * **Ωσμωμετρία** ονομάζεται η μέθοδος προσδιορισμού της σχετικής μοριακής μάζας με βάση τον πειραματικό προσδιορισμό του Π, κάνοντας χρήση της παραπάνω εξίσωσης. ## Αντίστροφη ώσμωση Αντίστροφη ώσμωση έχουμε, όταν ασκούμε πίεση στο διάλυμα, που διαχωρίζεται με ημιπερατή μεμβράνη από το καθαρό διαλύτη του, μεγαλύτερη από την ωσμωτική του πίεση. Στην περίπτωση αυτή ο διαλύτης διαπερνά την ημιπερατή μεμβράνη, κατά προτίμηση από το διάλυμα της υψηλής προς το διάλυμα της χαμηλής συγκέντρωσης. Το φαινόμενο της αντίστροφης ώσμωσης βρίσκει εφαρμογή στην αφαλάτωση του θαλασσινού νερού, για την επιτυχή αντιμετώπιση του προβλήματος της λειψυδρίας. Αξίζει να σημειώσουμε ότι το νερό των ωκεανών αποτελεί το 97,2% της συνολικής ποσότητας νερού στη Γη. Η μεγαλύτερη εγκατάσταση αφαλάτωσης στο κόσμο σήμερα βρίσκεται στη Σαουδική Αραβία. Αυτή τροφοδοτεί το 50% του πόσιμου νερού της χώρας, κάνοντας χρήση της αντίστροφης ώσμωσης με το νερό του Περσικού κόλπου. Τα τελευταία χρόνια η μέθοδος αυτή έχει εξαπλωθεί και σε πολλές πόλεις των Ηνωμένων Πολιτειών. Παράδειγμα φέρνουμε την πόλη Σάντα Μπάρμπαρα της Καλιφόρνιας, όπου από το 1992 λειτουργεί εγκατάσταση αντίστροφης ώσμωσης, για την παραγωγή 30400 m³ πόσιμου νερού τη μέρα. Επίσης κυκλοφορούν στο εμπόριο μικρού μεγέθους αφαλατωτές αντίστροφης ώσμωσης που βρίσκουν χρήση σε κάμπινγκ και θαλάσσια ταξίδια. * Η ωσμωτική πίεση είναι η μόνη προσθετική ιδιότητα που εξαρτάται απ' τη θερμοκρασία του διαλύματος. * Οι εξισώσεις της ωσμωτι-κής πίεσης ισχύουν με τη προϋπόθεση ότι: * το διάλυμα είναι αραιό * το διάλυμα είναι μοριακό, δηλαδή η διαλυμένη ουσία είναι υπό μορφή μορίων. * Ισοτονικά διαλύματα: είναι τα διαλύματα που έχουν την ίδια τιμή ωσμωτικής πίεσης (Π = 7,7 atm) π.χ. φυσιολογικός ορός (0,9% w/v NaCl ή διάλυμα γλυκόζης 5,7% w/v) και αίμα. **J. H. Van't Hoff (1852-1911).** Δανός χημικός τιμήθηκε με βραβείο Νόμπελ χημείας το 1901 (το πρώτο που δόθηκε) για την εργασία του σχετικά με τις φυσικοχημικές ιδιότητες των διαλυμάτων. Με βάση τις αντιλήψεις του van't Hoff οι προσθετικές ιδιότητες των ηλεκτρολυτικών διαλυμάτων μπορούν να εκφραστούν με βάση τις σχέσεις: * ΔΤ=i Km * ΔΤ=i Kom * Π=і CRT όπου, ί είναι ο συντελεστής Van't Hoff Για παράδειγμα i=2 στην περίπτωση του NaCl, καθώς από κάθε mol NaCl προκύπτουν λόγω διάστασης δύο mol ιόντων. ## Προσθετικές ιδιότητες