2. ASPECTE GENERALE PRIVIND CLASIFICAREA SOLUȚIILOR 3 2.1. Definiția soluțiilor 3 2.2. Componentele unei soluții 3 2.3. Clasificarea soluțiilor 3 3…. [307223]

CUPRINS

1. ARGUMENT 2

2. ASPECTE GENERALE PRIVIND CLASIFICAREA SOLUȚIILOR 3

2.1. Definiția soluțiilor 3

2.2. Componentele unei soluții 3

2.3. Clasificarea soluțiilor 3

3. SOLUȚII CRISTALINE 4

3.1. Dizolvarea. Solubilitatea 4

3.2. Concentrația soluțiilor 9

3.2.1. Concentrația normală 9

3.2.2. Concentrația molară 10

3.2.3. Concentrația molală 10

3.2.4. Concentrația procentuală 11

3.3. Prepararea soluțiilor procentuale 11

3.4. Prepararea soluțiilor normale sau molare 12

3.5. Titrul unei soluții 13

3.6. Proprietățile soluțiilor cristaline 13

3.6.1. Difuziunea 13

3.6.2. Micșorarea presiunii de vapori a soluțiilor 16

3.6.3. Urcarea punctului de fierbere a unei soluții diluate de neelectrolit 16

3.6.4. Coborârea punctului de solidificare al unei soluții de neelectrolit 16

3.7. Soluții tampon 16

4. SOLUȚII COLOIDALE 17

4.1. Clasificarea soluțiilor coloidale 17

4.2. Proprietățile sistemelor coloidale 19

4.2.1. Proprietățile cinetice 19

4.2.2. Proprietățile optice 19

4.2.3. Proprietățile electrice 22

5. APLICAȚII ALE SOLUȚIILOR 24

6. CONCLUZIE 29

7. BIBLIOGRAFIE 30

ANEXE 31

ARGUMENT

Am ales tema “Soluțiile în chimie” [anonimizat].

Procesele de viață depind în mare măsură de soluții. Astfel, [anonimizat], eliberându-se pe țesuturile organismului. [anonimizat], transportate în soluție în diferite părți ale corpului.

Proprietatea unor lichide de a dizolva alte fluide sau solide are multe aplicații practice. Chimistii se folosesc de diferențele dintre solubilitatea substanțelor pentru a le separa, a le purifica și pentru a realiza analize chimice. [anonimizat].

Atât la clasa a VII-a, cât și la clasa a IX-a, [anonimizat]. Este important ca ei să înțeleagă importanța chimiei în viața de zi cu zi și să învețe cu plăcere la acest obiect. Ajutându-i să descopere importanța soluțiilor cât și modul de realizare practică a acestora, poate elevii nu vor mai pune vechea întrebare “Cu ce ne ajută în viață ceea ce ne predați? De ce trebuie să învățăm despre …..?” [anonimizat], [anonimizat] “chimie”.

2. ASPECTE GENERALE PRIVIND CLASIFICAREA SOLUȚIILOR

2.1. Definiția soluțiilor

Printr-o [anonimizat], format din două sau mai multe substanțe în diferite proporții.

[anonimizat], numite substanțe dizolvate. [1]

2.2. Componentele unei soluții

Cele două componente ale unei soluții sunt:

[anonimizat], fiind în exces față de celelalte;

[anonimizat]. [2]

2.3. Clasificarea soluțiilor

În funcție de difuziunea soluțiilor printr-o [anonimizat]e se pot clasifica în:

cristaloide sau soluții cristaline;

soluții coloidale. [1]

Cristaloidele difuzează ușor printr-o membrană semipermeabilă, iar la evaporarea dizolvantului formează cristale, pe când soluțiile coloidale nu difuzează prin membrană, rezultând la evaporarea dizolvantului o peliculă cu aspect cleios.[1]

După starea de agregare, soluțiile se clasifică în:

soluții gazoase

soluții de gaz în gaz (aerul este o soluție gazoasă în care oxigenul și argonul sunt dizolvate în azot care îndeplinește rol de dizolvant; aerul de heliu este un exemplu de soluție în care oxigenul este dizolvat în He, această soluție fiind utilizată în aparatele autonome ale scafandrilor);

soluții de lichid în gaz (vaporii de apă care se găsesc în aerul ce este un amestec de gaze);

soluții de solid în gaz (praful atmosferic ce este solid și este dizolvat în aerul care este un amestec de gaze).

soluții lichide

soluții de gaz în lichid (soluția apoasă de oxigen);

soluții de lichid în lichid (soluțiile hidracizilor halogenilor HF, HCl, HBr și HI);

soluții de solid în lichid (clorura de sodiu în apă, azotatul de sodiu în apă).

soluții solide

soluții de gaz în solid (hidrogenul se dizolvă în metale cum ar fi platina);

soluții de lichid în solid (mecurul se dizolvă în aur, formând un amalgam);

soluții de solid în solid (oțelul ce este o soluție de atomi de carbon într-o rețea de atomi de fier, alpacca – aliaj alcătuit din nichel, cupru și zinc). [4]

După cantitatea de substanță dizolvată, există următoarele tipuri de soluție:

soluții diluate (sunt soluțiile în care se mai poate dizolva substanță);

soluții saturate (sunt soluțiile în care, în anumite condiții de temperatură și presiune, nu se mai pot dizolva substanțe. Ele au o concentrație maximă, conținând dizolvatul egal cu coeficientul de solubilitate la temperatura respectivă);

Prin coeficient de solubilitate se înțelege cantitatea maximă, exprimată în g, a unei substanțe care se poate dizolva la o anumită temperatură în 100 g apă.

soluții suprasaturate care conțin o cantitate de dizolvat mai mare decât coeficientul de solubilitate la temperatura respectivă.[2]

Substanțele, în funcție de coeficienții lor de solubilitate, sunt de trei feluri:

ușor solubile, când coeficienții de solubilitate sunt mai mari de 10 g;

greu solubile, când coeficienții lor de solubilitate sunt mai mici de 1 g;

practic insolubile, când coeficienții lor de solubilitate sunt mai mici decât 0,01 g. [6]

3. SOLUȚII CRISTALINE

3.1. Dizolvarea. Solubilitatea

După felul substanțelor dizolvate, soluțiile moleculare sunt de trei feluri:

soluții de gaze în lichide (G în L);

de lichide în lichide (L1 în L2);

de solide în lichide (S în L). [5]

Dizolvarea substanțelor solide este un fenomen fizico-chimic, alcătuit dintr-un fenomen fizic în care moleculele respectiv ionii substanței care se dizolvă, difuzează cu absorbție de căldură printre moleculele dizolvantului, și un fenomen chimic în care moleculele, respectiv ionii substanței, se asociază cu degajare de căldură cu moleculele dizolvantului, adică se solvatează, respectiv se hidratează (când solventul utilizat este apa), formând solvați, respectiv hidrați.

Cantitatea de căldură absorbită, respectiv degajată, la dizolvarea unui mol de substanță se numește căldură de dizolvare. Când cantitatea de căldură degajată este mai mare decât cea absorbită, temperatura soluției va fi mai ridicată decât cea inițială a dizolvantului. De exemplu, când H2SO4 se dizolvă în H2O la 20oC, se degajă căldură (∆H = -20,4 kcal/mol) care se datorește hidratării ionilor formați. Deoarece cantitatea de căldură degajată la dizolvarea acestui acid este mare, la prepararea soluțiilor sale apoase, totdeauna acidul trebuie turnat în cantități mici în apă și sub agitare continuă. [1]

Pentru a demonstra această proprietate elevilor, aceștia au măsurat temperatura apei dintr-un pahar Berzelius, au adăugat cu picătura acid sulfuric concentrat, și au măsurat din nou temperatura.

Se observă în imagini creșterea temperaturii de la 18oC la 210C.

Când cantitatea de căldură absorbită este mai mare decât cea degajată, temperatura soluției va fi mai joasă decât cea inițială a dizolvantului. De exemplu, când se dizolvă 30 g NH4Cl în 100 g de apă la 20oC, soluția se va răci până la 18,4oC, iar când se dizolvă 100 g de NH4NO3 în 100 g de apă la 20oC, soluția se va răci până la -5oC. [1]

Prin adăugarea de clorură de amoniu în apă cu temperatura de 170C, temperatura a scăzut până la 15oC.

Proprietatea unei substanțe de a se dizolva într-un dizolvant oarecare se numește solubilitate. Ea depinde de compoziția și structura chimică a substanțelor, de presiune și de temperatură.

Prin coeficient de solubilitate al unei substanțe se înțelege cantitatea maximă dintr-o substanță care se dizolvă în 100 g de apă sau alt dizolvant la o temperatură anumită.[5]

În tabelul 1 sunt prezentați coeficienții de solubilitate pentru anumite substanțe la temperatura de 20oC. [1]

Tabelul 1

Coeficienți de solubilitate ai unor substanțe la temperatura de 20oC

Raportul dintre cantitatea de substanță dizolvată și cantitatea de dizolvant se numește concentrația unei soluții. [8]

În condiții determinate de temperatură și presiune, într-o cantitate anumită de dizolvant se dizolvă totdeauna numai o anumită cantitate de substanță. Dacă în soluția respectivă se adaugă o nouă cantitate de substanță, aceasta nu se mai dizolvă, obținându-se astfel o soluție saturată. Astfel de soluție este, de fapt, un sistem în echilibru dinamic, deoarece în unitatea de timp cantitatea de substanță care se dizolvă este egală cu cea care cristalizează. Altfel spus sistemul: cristal↔soluție va fi în echilibru când viteza de dizolvare, vd, este egală cu viteza de cristalizare, vc:

Vd = vc [1]

Când cantitatea de substanță dizolvată în 100 g dizolvant este mult mai mică decât coeficientul de solubilitate al substanței respective, în condiții identice de temperatură și presiune, soluția se numește diluată. [6]

Soluția se numește concentrată, când cantitatea de substanță dizolvată în 100 g dizolvant este, de asemenea mai mică decât coeficientul de solubilitate al substanței de care se apropie ca valoare, bineînțeles în condiții identice de temperatură și presiune. [8]

Pentru a demonstra elevilor că schimbarea condiției de temperatură influențează cantitatea de substanță ce se poate dizolva în apă, aceștia au preparat o soluție diluată de clorură de sodiu, apoi o soluție saturată pe care au încălzit-o. Prin încălzire până la 26oC se observă că sarea, care inițial nu a fost dizolvată, prin încălzire se dizolvă.

3.2. Concentrația soluțiilor

Concentrația soluțiilor poate fi: normală, molară, molală și procentuală. [6]

3.2.1. Concentrația normală

O soluție are o concentrație normală (n) când conține un echivalent – gram (val) de substanță dizolvată într-un litru de soluție. Când o soluție conține submultipli respectiv multipli ai echivalentului gram de substanță dizolvată într-un litru de soluție, concentrația ei se numește decinormală (0,1 n), centinormală (0,01 n), milinormală (0,001 n) respectiv 2 normală (2 n) sau dublu normală, 3 normală (3 n) sau triplu normală. [7]

Concentrația normală se exprimă prin relația:

În care v – valența;

M – masa moleculară a substanței dizolvate.

Masa moleculară împarțită la valență, ne dă echivalentul gram prin care se înțelege cantitatea de substanță, exprimată în grame, care se poate înlocui sau combina cu sau 8 g de oxigen sau 1 g de hidrogen. [1]

Pentru a calcula echivalentul gram se procedează astfel:

– pentru elemente chimice, se împarte masa atomică a elementului chimic la valența acestuia

Eg O =16/1=16 g

– pentru acizi se împarte masa moleculară a acidului la numarul de protoni cedati (H+) în reacție.

Eg H3PO4=98/3= 32,67 g

– pentru baze se face un raport dintre masa moleculară și valența metalului conținut de bază.

Eg Mg(OH)2=58/2= 29 g

– pentru săruri: se face raportul dintre masa moleculară și valenta metalului, înmulțită cu numărul atomilor de metal;

Eg K2SO4=174/2∙1=87 g

– dacă substanțele participă în reacții de oxido-reducere  Eg se calculează făcând raportul dintre masa moleculară a substanței și numărul de electroni transferați.

K1+Mn7+O42- + 3H2SO4 → K2SO4 + 2Mn2+(SO4)2- + 3H2O + 5[O]

Mn7+ + 5 e- → Mn2+

Eg KMnO4 = 158/5=31,6 g [11], [19]

3.2.2. Concentrația molară

O soluție are concentrația molară (m) când conține un mol de substanță dizolvată într-un litru de soluție. Când o soluție conține submultipli respectiv multipli ai unui mol de substanță dizolvată într-un litru de soluție, concentrația ei se numește decimolară (0,1 m), centimolară (0,01 m ), milimolară (0,001 m) respectiv 2 molară (2 m) sau dublu molară, 3 molară (3 m) sau triplu molară. [9]

Concentrația molară se numește și molaritate (m) și se exprimă prin relația: [1]

3.2.3. Concentrația molală

O soluție are o concentrație molală (M) când conține un mol de substanță dizolvată în 1000 g dizolvant. Când o soluție conține submultipli respectiv multipli ai unui mol de substanță dizolvată în 1000 g dizolvant, se numește decimolală (0,1M), centimolală (0,01 M), milimolală (0,001 M) respectiv 2 molală (2 M) sau dublu molală, 3 molală (3 M) sau triplu molală.

Concentrația molală se mai numește și molalitate. [1]

3.2.4. Concentrația procentuală

Concentrația soluțiilor poate fi exprimată procentual, concentrația procentuală fiind de două feluri: concentrație procentuală de masă și concentrație procentuală în volume. [8]

Concentrația procentuală de masă (% g) reprezintă cantitatea în grame de substanță cuprinsă în 100 g de soluție. De exemplu, o soluție a cărei concentrație de masă este 17% conține 17 g de substanță dizolvată în 83 g dizolvant sau în 100 g soluție. [10]

Concentrația procentuală în volume (% vol) reprezintă volumul substanței dizolvate în 100 volume de soluție. De exemplu, o soluție 15% vol conține 15 volume de substanță dizolvată în 100 ml soluție. [8]

În industrie concentrația soluțiilor se exprimă în grade Baumé (Bé). Punctul zero al scării Baumé este densitatea apei (1), iar 100 Bé reprezintă concentrația procentuală de masă a unei soluții 10% NaCl, intervalul de la 0 la 10 al acestei scări fiind divizat în 10 părți egale. [1]

Densitatea lichidelor mai ușoare decât apa este dată de relația:

d=

în care n reprezintă gradele Bé citite la areometru. [5]

Densitatea lichidelor mai dense decât apa este dată de relația:

d= [5]

3.3. Prepararea soluțiilor procentuale

Cuprinde următoarele etape:

1.Calculul cantității de substanță necesară

2. Cântărirea

– se cântărește la balanța tehnică substanța necesară (sau se măsoară cu un cilindru gradat, dacă substanța este lichidă);

3. Măsurarea volumului de solvent

– se măsoară cu cilindrul gradat volumul de solvent necesar pentru prepararea soluției.

Pentru o precizie mai bună se poate cântări paharul Berzelius cu substanță și apoi se adaugă apă până se ajunge la masa de soluție dorită.

4. Dizolvarea soluției

– se face într-un pahar Berzelius, adăugându-se peste cantitatea de substanță, cantitatea de apă măsurată cu cilindrul gradat. Nu este necesar ca dizolvarea să se facă în balon cotat deoarece, în majoritatea cazurilor, soluțiile procentuale folosite nu trebuie să aibă o concentrație absolut exactă. [11], [12]

Ca aplicație practică, elevii au realizat o soluție procentuală de CuCl2 10% (anexa 1).

În cazul în care pentru prepararea unei soluții procentuale trebuie să se folosească anumite soluții mai concentrate și mai diluate, se aplică regula amestecului. Pentru aceasta, trebuie să se cunoască concentrațiile procentuale ale soluțiilor, precum și concentrația amestecului (finală). [8]

3.4. Prepararea soluțiilor normale sau molare

Cuprinde următoarele etape:

1.Calculul cantității de substanță necesară

2. Cântărirea

– se cântărește la balanța analitică substanța necesară (cu o precizie de 0,0002 g), pe o sticlă de ceas;

3. Dizolvarea substanței

– cu ajutorul unei pâlnii, se aduce cantitativ substanța cântărită, de pe sticla de ceas/capsulă, într-un balon cotat, spălându-se bine sticla de ceas și pereții pâlniei cu mici cantități de apă, folosind o pipetă cu apă distilată, astfel încât întreaga cantitate de substanță să treacă în balonul cotat și având grijă ca nivelul lichidului din balonul cotat să fie sub semn;

– se îndepărtează pâlnia;

– se dizolvă substanța prin mișcări circulare ușoare ale balonului cotat.

4. Obținerea soluției

– se completează cu apă distilată până la semnul balonului cotat (se adaugă solvent până în apropierea semnului, iar apoi se adaugă încet, cu pipeta, astfel încât lichidul să curgă pe pereții balonului cotat până când meniscul lichidului este tangent la semnul balonului); se agită pentru omogenizare, prin mișcări de răsturnare, după închiderea prealabilă a balonului cu dopul rodat. Nu se astupă gura balonului cu degetul! [9], [11]

Elevii au realizat o soluție de CuCl2 0,1 m într-un balon cotat de 200 ml (anexa 2) și o soluție de NaOH 0,1n într-un balon cotat de 100 ml (anexa 3).

În cazul în care substanța folosită se găsește sub formă de soluție, cunoscând concentrația și densitatea respectivă, volumul necesar de soluție se determină pe baza relației:

V=G:d, în care:

G- cantitatea de soluție, în g;

d- densitatea soluției, în g/cm3. [1]

Soluțiile normale sunt foarte mult folosite în efectuarea diferitelor analize de laborator. Cel mai des întrebuințate sunt soluțiile decinormale (0,1 n) și cele centinormale (0,01 n). [7]

3.5. Titrul unei soluții

Prin titru (T) al unei soluții se înțelege cantitatea de substanță, exprimată în g cuprinsă într-un ml de soluție.

Soluțiile cărora li se cunoaște titrul se numesc soluții titrate. O soluție are un titru exact (Tex), teoretic, ce se calculează matematic și un titru real (Tr), diferit mai mult sau mai putin de cel exact, în funcție de erorile (subiective și obiective) intervenite pe parcursul preparării soluției, determinate în corelație cu un factor de corecție sau factor de titrare, (f), conform formulei:

Tr = f  Tex

f – factorul de corecție sau factorul de titrare, se determină experimental. [4]

3.6. Proprietățile soluțiilor cristaline

3.6.1. Difuziunea

Prin difuziune se înțelege răspândirea moleculelor sau ionilor unei substanțe printre moleculele sau ionii altei substanțe. Dizolvarea este, de fapt, difuziunea moleculelor sau ionilor substanței care se dizolvă printre moleculele dizolvantului. De exemplu, la introducerea unor cristale de KMnO4 sau de K2Cr2O5 într-un cilindru cu apă distilată, pe măsură ce ionii colorați MnO4- , respectiv Cr2O72- difuzează, apa se colorează mai intens la început în jurul cristalelor și, după dizolvarea acestora, culoarea soluției va avea aceeași intensitate.[1]

Moleculele sau ionii substanței care se dizolvă, difuzează în apă cu o anumită viteză de difuziune și o anumită presiune de difuziune. În același timp însă moleculele apei difuzează în sens contrar, diluând soluția din jurul cristalelor cu o anumită viteză de diluare și o anumită presiune de diluare. Prin urmare, în cursul dizolvării respective au loc două procese de difuziune diametral opuse.

La începutul difuziunii viteza, respectiv presiunea de difuziune au o valoare maximă, în timp ce viteza respectiv presiunea de diluare sunt nule. După câtva timp viteza și presiunea de difuziune sunt egalate de viteza și presiunea de diluare, realizându-se astfel un echilibru dinamic.[1]

Rolul difuziunii prin membrane este esențial în schimburile celulare și tisulare dintre organism și mediul său de viață.

La unele specii animale schimbul de gaze are loc prin difuziune simplă, iar la altele se produce prin dizolvarea oxigenului și a dioxidului de carbon în sânge.

Traheele insectelor, branhiile peștilor și plămânii mamiferelor și păsărilor sunt organe specializate pentru difuziunea gazelor.

Difuziunea unor substanțe în geluri formează anumite colorații circulare, concentrice și neuniforme, numite inelele lui Liesegang. Astfel se explică colorațiile ritmice și depunerile care se observă la agat, cochilii, frunze, pene, perle, calculi renali, calculi biliari.

Prin osmoză se înțelege difuziunea care are loc printr-o membrană semipermeabilă, în cursul căreia se separă fie o soluție de dizolvantul său, fie două soluții de concentrații diferite.

Osmoza se datorește forței îndreptate dinspre dizolvant spre soluție și dinspre soluția diluată spre cea concentrată. Această forță, raportată la unitatea de suprafață se numește presiune osmotică.

Când două soluții se deosebesc prin presiunile osmotice, soluția cu presiunea osmotică mai mare se numește hipertonică în raport cu cealaltă care se numește hipotonică.

Moleculele dizolvantului difuzează prin membrana semipermeabilă, de la soluția hipotonică la cea hipertonică, până la egalarea presiunilor osmotice.

Prin membrana celulară care este semipermeabilă, difuzează numai moleculele apei și anumiți ioni (Na+, K+, Cl- ). Când se introduc unele celule vegetale într-o soluție hipertonică, apa din ele difuzează în afara lor (exosmoză), protoplastul se desprinde de pereții celulari și protoplasma celulară se contractă, producându-se plasmoliza celulară, adică distrugerea celulei.

Când sunt introduse celule vegetale într-o soluție hipotonică, apa din soluție difuzează în interiorul lor (endosmoză), protoplasma celulară își mărește volumul, având loc fenomenul turgescență (lat. Turgesco, a se umfla). Acestui fenomen i se datorește starea normală a plantelor. Când cantitatea de apă evaporată din plante este mai mare decât cea difuzată în celule prin endosmoză, plantele respective se veștejesc. [1]

Când sunt introduse hematii într-o soluție hipertonică de NaCl, apa din ele difuzează în afara lor (exosmoză), protoplasma lor se contractă și hematiile se retractează. În caz contrar, la introducerea hematiilor într-o soluție hipotonică de NaCl, apa din soluție difuzează în hematii care se umflă treptat, până când membranele lor se sparg și conținutul celular se răspândește în soluția respectivă. Această distrugere a hematiilor se numește hemoliză (gr. haima, sânge + gr. lysis, descompunere) sau hemoclazie. Hemoliza este un proces patologic care se datorește fie unor agenți patogeni (hemolizinele unor șerpi, ca de exemplu, vipera și cobra), fie unor substanțe chimice (saponine), fie unor factori fizici (coborârea presiunii osmotice, variații termice excesive). [1]

Plasma sanguină este izoosmotică față de soluțiile existente în interiorul elementelor figurate ale sângelui. Datorită acestui fapt la introducerea unor soluții în organism prin perfuzie, adică pe cale parenterală, soluțiile respective trebuie să fie izoosmotice cu lichidele din organism, adică presiunile lor osmotice să fie egale cu cea a unei soluții de NaCl (8,6 ‰).

Menținerea constantă a presiunii osmotice în organismul animal se datorește aparatului excretor care elimină excesul de apă sau de săruri. Totalitatea proceselor care mențin constantă presiunea osmotică din organism se numește osmoreglare. [1]

3.6.2. Micșorarea presiunii de vapori a soluțiilor

Pe cale experimentală s-a dovedit că presiunea de vapori a unei soluții este mai mică decât cea a solventului său în stare pură. Orice soluție tinde să se dilueze prin difuziune și în același timp să se concentreze prin evaporare. Pentru a se menține constantă concentrația soluțiilor, acestea își micșorează presiunea de vapori. [10]

3.6.3. Urcarea punctului de fierbere a unei soluții diluate de neelectrolit

Punctul de fierbere al unei soluții este mai ridicat decât cel al dizolvantului pur. De exemplu la presiune normală, apa fierbe la 100oC, iar o soluție molală de zahăr (342 g zahăr la 1000 g apă) fierbe la 100,52oC.

Pe baza acestor date poate fi enunțată legea ebulioscopiei, descoperită de F. M. Raoult:

urcarea punctului de fierbere al unei soluții este proporțională cu concentrația soluției;

cantități echimoleculare de neelectroliți, dizolvate în cantități egale din același dizolvant, produc aceeași urcare a punctului de fierbere.

Pe cale ebulioscopică poate fi determinată masa moleculară a unei substanțe în stare dizolvată. [1]

3.6.4. Coborârea punctului de solidificare al unei soluții de neelectrolit

Punctul de solidificare (congelare) al unei soluții este mai scăzut decât cel al dizolvantului. De exemplu, la presiune normală apa îngheață la 0oC, iar o soluție molală de zahăr îngheață la – 1,86oC.

F. M. Raoult a enunțat legea crioscopiei astfel:

coborârea punctului de solidificare al unei soluții este proporțională cu concentrația soluției;

cantități echimoleculare de neelectroliți, dizolvate în cantități egale din același dizolvant, produc aceeași coborâre a punctului de solidificare. [1]

3.7. Soluții tampon

Introducerea unor cantități relativ mici de acid tare sau de bază tare în apă, provoacă variații mari în concentrația ionilor de hidrogen, respectiv oxidril. [5]

De exemplu:

Dacă se dizolvă o cantitate de HCl, care reprezintă 0,01 ml, într-un litru de apă, se obține o soluție de 0,01 n de HCl, a cărei concentrație în ioni de hidrogen va provoca o deviere de 5 unități de pH față de pH=7 inițial, adică pH – ul devine 2.

Dacă se introduce o cantitate de 0,01 mol de NaOH, într-un litru de apă, se obține o soluție de 0,01n de NaOH, a cărei concentrație în ioni de hidrogen va provoca din nou o deviere de 5 unități, dar în sens opus, pH -ul devenind 12.

Unele procese trebuie conduse la un anumit pH sau într-un anumit interval de pH, ceea ce se realizează cu ajutorul soluțiilor tampon, care prin compoziția lor sunt în măsură să atenueze acțiunea acizilor sau bazelor.[4]

Astfel de soluții cuprind, de obicei, câte două substanțe, cum ar fi un amestec format dintr-un acid slab cu sarea sa, care provine din neutralizarea aceluiași sau altui acid slab, cu o bază tare. În locul acidului se întrebuințează și bază slabă cu sarea, care provine din aceeași bază și un acid tare.

Se utilizează des soluția-tampon preparată din volume egale de CH3COOH și CH3COONa, ambii având câte 0,1 mol/l și care reprezintă o soluție tampon cu pH=4,73.

Dacă în această soluție tampon se introduc cantitățile de acid și de bază din exemplele precedente, adică câte 0,01 mol/l, atunci se constată că în loc să fie o deviere de 5 unități de pH într-un sens sau în altul, cum era în apă, devierea nu este decât de 0,09 dintr-o unitate de pH, adică la introducerea HCl pH=4,64, și la adăugarea NaOH – pH=4,82.

Soluțiile – tampon își mențin această proprietate, dar numai pentru cantități nu prea mari de acid sau de bază adăugate.

Se mai utilizează cu succes și alte amestecuri pentru prepararea soluțiilor tampon, cum ar fi NH4OH și NH4Cl sau Na2Br4O7 10 H2O și H3BrO3.

În chimia analitică soluțiile tampon prezintă o mare importanță.

De multe ori, pentru recunoașterea sau pentru separarea unor elemente de altele este nevoie de o anumită concentrație în ionii de hidrogen sau de hidroxil. În astfel de cazuri, operațiile analitice se execută în soluții – tampon.

Așa, de exemplu, pentru separarea metalelor trivalente de cele bivalente, se vor precipita toți cationii din grupa a III-a analitică sub formă de Me(OH)3, utilizând soluția tampon în concentrații egale de NH4OH cu NH4Cl la un pH=9,27.

Cu astfel de pH vor fi precipitate toate metalele din grupa a III-a deoarece pentru precipitarea metalelor bivalente ca Ba, Ca, Sr, Mg sub formă de Me(OH)3 este nevoie de o soluție cu un pH mai alcalin.

Soluțiile tampon au un rol deosebit de important în agricultură, în unele ramuri ale tehnicii și în biologie.

Toate procesele biochimice ale vieții noastre decurg la un pH aproape constant.

La om, sucul stomacal este puternic acid, pH-ul de 1,77, și pH-ul sângelui variază foarte puțin în jurul valorii de 7,36 menținut de un sistem de tamponare format din NaH2PO4 și Na2HPO4, cum și H2CO3 și NaHCO3, deși în organism – pe de o parte – se introduc ionii de hidrogen și – pe de altă parte- aceștia rezultă în urma metabolismului sub formă de acid lactic, carbonic și alții. [5]

4. SOLUȚII COLOIDALE

4.1. Clasificarea soluțiilor coloidale

Soluțiile coloidale reprezintă o stare cu un anumit grad de dispersie. Prin grad de dispersie D al unei particule se înțelege inversul diametrului său d: [13]

După gradul de dispersie aceeași substanță formează o soluție moleculară sau o soluție coloidală. De exemplu, NaCl în soluție apoasă este o soluție moleculară (propriu-zisă), în timp ce în etanol absolut formează o soluție coloidală.

În locul noțiunii de soluție coloidală, se poate folosi cea de sistem coloidal care are o sferă mai mare.

Orice sistem coloidal conține o fază dispersă și o fază dispersantă (mediu de dispersie), între care există o mare suprafață de separare. [14]

În tabelul 2 sunt clasificate sistemele disperse în funcție de starea de agregare a mediului de dispersie. [1]

Tabelul 2

Clasificarea sistemelor coloidale

În tabelul 3 sunt clasificate sistemele coloidale după gradul de dispersie. [1]

Tabelul 3

Clasificarea sistemelor coloidale după gradul de dispersie

4.2. Proprietățile sistemelor coloidale

Sistemele coloidale manifestă proprietăți cinetice, optice și electrice. [13]

4.2.1. Proprietățile cinetice

Se datoresc impulsurilor pe care moleculele din mediul de dispersie le exercită asupra particulelor coloidale mici (d ≤ 4 ), mediul de dispersie fiind lichid sau gazos. Această mișcare necontenită, în zigzag, se numește browniană. [14]

După intensitatea mișcării browniene particulele microdisperse se clasifică astfel:

macroni (particule ale unor suspensii și emulsii grosiere cu d > 4 a căror mișcare browniană este puțin accentuată);

microni (particule ale căror suspensii și emulsii mai fine cu d 4 – 2 a căror mișcare browniană este observabilă numai la ultramicroscop);

ultramicroni (submicroni) (particule coloidale și ale soluțiilor compușilor macromoleculari cu d 200 – 2 m a căror mișcare moleculară este observabilă numai la ultramicroscop);

amicroni (molecule și ioni din soluții reale cu d < 2 m a căror mișcare molecular nu este observabilă la ultramicroscop). [1]

4.2.2. Proprietățile optice

Proprietățile optice ale sistemelor coloidale se datoresc luminii care difuzează prin ele. Cele mai importante sunt opalescența și efectul Faraday – Tyndall. [13]

Solii examinați în lumină reflectată prezintă un aspect opalescent (de la piatra prețioasă cu aspect lăptos numită opal), deoarece se tulbură ușor și iși schimbă culoarea în regiunea spectrală a lungimilor de undă mici. Tulburarea datorată opalescenței este observabilă numai în lumină reflectată, în timp ce tulburarea emulsiilor și suspensiilor este observabilă atât în lumină reflectată cât și în lumină directă (refractată). Opalescența se datorește difracției luminii, fiind cu atât mai accentuată, cu cât diferența dintre indicele de refracție al fazei disperse și cel al mediului de dispersie este mai mare. De aceea opalescența soluțiilor compușilor macromoleculari (soli de proteine) este mai slabă decât cea a solilor unor metale (Au, Ag, etc). [14]

În figura 1 este reprezentată observarea efectului Faraday – Tyndall care apare ca un con opalescent la trecerea unui fascicul luminos printr-un mediu de dispersie fluid, în care se află suspendate particule coloidale. Acest efect este observabil, numai dacă privirea observatorului este perpendiculară pe direcția de propagare a fasciculului luminos. Acest fenomen a fost observat inițial de Faraday la soli de aur și ulterior de Tyndall la liosoli și aerosoli, fiind determinat tot de difracția luminii. [1]

FIGURA 1

Efectul Faraday – Tyndall este caracteristic sistemelor coloidale și nu poate fi observat în mediile așa zise “optic vide” (gaze și lichide fără impurități de dispersare coloidală).

Ultramicroscopul și nefelometrul sunt aplicații ale efectului Faraday – Tyndall. [1]

În figura 2 este reprezentat schematic mersul razelor de lumină în microscopul obișnuit (a) și în ultramicroscop (b). [1]

FIGURA 2

Reprezentarea schematică a drumului optic al razelor de lumină a – în microscopul obișnuit și b – în ultramicroscop

Figura 3 reprezintă imaginea unui sol la ultramicroscop. Aceasta se aseamănă cu bolta cerească într-o noapte senină. [1]

FIGURA 3

Imaginea unui sol la ultramicroscop

Cu nefelometrul (figura 4) se măsoară întensitatea opalescenței solilor și gradul de tulbureală a emulsiilor, suspensiilor și aerosolilor. [1]

FIGURA 4

Reprezentarea schematică a unui nefelometru

dispozitiv de iluminare; 2 și 3 cuvete; 4 și 5 fante; 6 și 7 cremaliere; 8 – ocular.

4.2.3. Proprietățile electrice

În soli, la limita de separare dintre faze, există sarcini electrice care imprimă acestor sisteme proprietăți electrice: electroforeza, electroosmoza, efectul de curgere și efectul de sedimentare sau efectul Dorn. [13]

Prin electroforeză se înțelege transportul fazei disperse (solidă sau lichidă) spre anod (anaforeză) sau spre catod (cataforeză), sub acțiunea curentului electric, în timp ce mediul de dispersie rămâne imobil. [14]

Electroosmoza înseamnă transportul mediului de dispersie prin porii unei membrane sub acțiunea unui curent electric, în timp ce faza dispersă rămâne imobilă. [14]

Deci, în electroforeză și în electroosmoză deplasarea unei faze se datorește existenței unei forțe electromotrice. [14]

Forța electromotrică generează:

un potențial de curgere când faza lichidă se deplasează, iar cea solidă rămâne imobilă;

un potențial de sedimentare când faza solidă se deplasează, iar cea lichidă rămâne imobilă. [1]

Electroforeza se folosește în procedeul Cottrell pentru reținerea pulberilor industriale nocive sau a anumitor deșeuri utile (în coșurile fabricilor sunt introduse lame metalice încărcate cu electricitate negativă care resping pulberile și deșeurile încărcate cu același fel de electricitate). Electroforeza servește și în industria porțelanului: în timp ce particulele mici de caolin suspendate în apă și încărcate negativ sunt atrase de un tambur rotitor de Pb încărcat pozitiv, impuritățile de Fe2O3 încărcate pozitiv sunt respinse, fiind antrenate de curentul de apă. [1]

Electroosmoza servește la deshidratarea barajelor, digurilor și a unor materiale poroase (turbă), precum și la fabricarea cărămizilor. [1]

Proprietățile electrice ale sistemelor coloidale se datoresc existenței unui stat dublu electric format din ioni cu sarcini opuse, analog stratului dublu electric al lui Helmholtz care ia naștere la introducerea unei lame, de exemplu, de Cu într-o soluție de CuSO4, la limita metal – soluție (figura 5 a). Fiecare particulă coloidală este înconjurată de acest dublu strat electric, alcătuit dintr-un strat electric interior și un strat electric exterior. Stratul interior, compact, monomolecular se află între suprafața particulei coloidale și planul mm’, în timp ce stratul electric exterior, difuz, are o grosime de câteva ori mai mare decât a celui precedent. Numărului ionilor de același semn din stratul interior (de exemplu 17 în figura 5 b) îi corespunde același număr de ioni de semn contrar, dintre care o parte (de exemplu 7) în același strat și restul 10 în stratul exterior. După cum se poate observa din figură, concentrația stratului exterior scade odată cu creșterea distanței de la suprafața particulelor coloidale. [1]

FIGURA 5

Reprezentarea schematică a dublului strat electric

stratul dublu al lui Helmholtz;

stratul dublu electric din jurul particulelor coloidale;

mm’ – plan separator între stratul electric interior și cel exterior.

5. APLICAȚII ALE SOLUȚIILOR

a). Soluția de bicarbonat de sodiu [16,17]

Consider că o soluție ușor de realizat cu o importanță deosebită și multe utilizări este soluția de bicarbonat de sodiu.

Această soluție poate fi utilizată pentru:

reducerea acidității stomacale;

pentru înțepături de insecte, dacă este combinată cu soluție de carbonat de zinc;

pentru neutralizarea mirosurilor acide din frigider

pentru curățarea periilor (se înmoaie periile într-o soluție formată dintr-o linguriță de bicarbonat în apă caldă, soluție ce înlătură acumularea de grăsime și alte reziduuri);

pentru curățat vasele și tigăile (se adaugă 2 linguri de bicarbonat de sodiu în apa pentru spălarea vaselor, împreună cu detergent de vase. Soluția ajută la îndepărtarea resturilor alimentare și grăsimilor de pe vase și oale);

pentru prospețimea florilor în vaze cu apă (se adaugă o linguriță de bicarbonat de sodiu în apa pentru flori);

înlăturarea mirosului de țigări de pe scrumiere;

pentru curățarea geamurilor și oglinzilor;

pentru a steriliza biberoanele bebelușilor (se adaugă în apă fierbinte);

în combinație cu zeama de lămâie ajută la slăbire, datorită proprietăților alcalinizante (elimină toxinele din depozitele grase, astfel eliminând și grăsimea);

în grădină, înlătură mucegaiul alb de pe diferite plante (se amestecă cu apă și săpun);

este utilizat ca fungicid (într-un litru de apă se dizolvă două lingurițe de bicarbonat de sodiu).

b) Soluția de clorură de sodiu [15]

Este folosită pentru:

prepararea saramurii ce are efect conservant;

în cantitate de 2 g la 100 ml de apă, poate scoate petele de bere;

prepararea serului fiziologic (concentrație 0,83%).

c). soluția de piatră vânătă este utilizată în agricultură la obținerea zemii bordeleze. [15]

d). soluția de hidroxid de calciu se folosește în construcții, ca dezinfectant, în industria zahărului; [15]

e). soluția de apă oxigenată 10% scoate petele de arsură în cazul țesăturilor albe, pentru cele colorate folosindu-se o soluție de 1%, sau în concentrație de 3% poate scoate petele de sânge proaspăt. [15]

Coloizii joacă un rol foarte important în natură și în viața noastră de zi cu zi. Unele dintre aplicațiile importante ale coloizilor sunt prezentate mai jos:[1],[13]

a). Medicamente

Medicamentele în formă coloidală sunt ușor adsorbite de țesuturile organismului și, prin urmare, sunt mai eficiente.

b). Evacuarea apelor reziduale

Particulele coloidale ale murdăriei, noroiului etc. poartă încărcătură electrică, prin urmare, atunci când apa trece prin plăcile menținute la un potențial ridicat, particulele coloidale sunt coagulate datorită electroforezei și materia suspendată este îndepărtată.

c) Purificarea apei

Precipitarea impurităților coloidale prezente în apă se poate realiza prin adăugarea anumitor electroliți cum ar fi alum etc. particulele coloidale încărcate negativ de impurități se neutralizează de ionii Al3 + și se așează în jos și apa pură poate fi decantată.

d) Acțiunea de curățare a săpunului

Soluția de săpun este de natură coloidală. Îndepărtează particulele de murdărie fie prin adsorbție, fie prin emulsionarea materiei grase care se lipeste de cârpă.

e) Formarea Deltei

Apa râului conține particule coloidale încărcate de lut, nisip și multe alte materiale. Apa de mare este o casa foarte mare de depozitare a unei varietati de electroliti dizolvati in ea. De îndată ce apa râului intră în contact cu apa de mare coagulează particulele coloidale suspendate, care în cele din urmă se așează la punctul de contact. Astfel crește nivelul râului. Ca urmare, apa adoptă un curs diferit, iar delta se formează în timp util.

f) Precipitarea fumului

Particulele de fum sunt de fapt particule coloidale încărcate electric de carbon în aer. Precipitarea particulelor de fum se realizează prin precipitatorul Cottrell, care se bazează pe principiul electroforezei. Fumul este lăsat să treacă printr-o cameră având un număr de plăci metalice atașate la o sârmă de metal conectată la o sursă de potențial ridicat. Particulele încărcate de fum sunt atrase de electrodul de încărcare opus, se precipită după ce își pierd încărcătura și aerul fierbinte trece prin coșul de fum. De asemenea, particulele de praf sunt eliminate în acest proces. Astfel se poate evita daunele cauzate de fum în marile orașe industriale.

g) Fotografie

O soluție coloidală de bromură de argint în gelatină se aplică pe plăci de sticlă sau filme de celuloid sau pe hârtie de pe plăcile sensibile din fotografie.

h) Ploaie artificială

Ploaia artificială poate fi cauzată de pulverizarea prafului coloidal încărcat opus sau a particulelor de nisip peste un nor. Particulele de apă coloidală prezente în nor vor fi neutralizate și coagulate de la picăturile de apă mai mari cauzând ploaie artificială.

i) Industria cauciucului

Latexul este o soluție coloidală de particule de cauciuc încărcate negativ. Din latex, cauciucul poate fi obținut prin coagulare.

Articolele placate cu cauciuc se prepară prin depunerea particulelor de cauciuc încărcate negativ peste articolul care urmează să fie placat cu cauciuc, făcând articolul respectiv un anod într-o baie de placare din cauciuc.

j) Ecran de fum

În rachete se folosesc ecrane de fum, care nu sunt decât dispersie coloidală a anumitor substanțe în aer.

k) Alte aplicații:

1. Culoarea albastră a cerului se datorează împrăștierii luminii cu particule de praf coloidal în aer (efect Tyndall). În mod similar, apa de mare pare albastră din cauza împrăștierii luminii de către impuritățile coloidale prezente în apa de mare.

2. Coada cometului este văzută ca un conul Tyndall datorită împrăștierii luminii de către particulele solide mici lăsate de cometă în calea sa.

3. Sângele este o soluție coloidală și stoparea sângerării la aplicarea soluției de clorură ferică se datorează coagulării sângelui care formează un cheag.

Pentru a avea o oră mai distractivă, la sfârșitul acesteia, după ce au făcut soluțiile, elevii s-au distrat realizând o altă aplicație a soluțiilor și anume cerneala invizibilă.[17]

S-a realizat o soluție de zahăr în apă cu care s-a scris pe o foaie de hârtie și au încălzit-o la flacăra unei spirtiere. Datorită căldurii, zahărul s-a caramelizat, apărând scrisul de culoare brună.

O altă soluție de cerneală invizibilă este cea de CoCl2 10% soluție apoasă. Soluția avea culoare roșie. [17]

S-a scris pe o foaie de hârtie pe care ulterior au încălzit-o la flacără, apărând cuvântul scris de culoare albastră. Prin răcire, după o jumătate de oră, scrisul a dispărut.

6. CONCLUZIE

Există o multitudine de soluții atât cristaline cât și coloidale utilizate în chimia analitică cât și cu aplicații în natură. Însăși existența omenirii este legată de soluții, aceasta neputând supraviețui fără apă care este de fapt o soluție în care sunt dizolvate diferite gaze și săruri. Putem da câteva exemple importante de soluții: aerul indispensabil vieții, apa oxigenată, apa minerală, saramura, aliajele, soluția de alcool etilic (în băuturile alcoolice).

Este folositor să cunoaștem proprietățile acestora cât și modul lor de preparare.

Am observat că elevii clasei a XI- a A de la Colegiul Grigore Antipa au fost mai atrași și s-au implicat mai mult atunci când au participat la realizarea practică a soluțiilor.

Asta înseamnă că împletirea cunoștințelor teoretice cu cele practice poate duce la un rezultat mai bun la acumularea noțiunilor și implicit la un interes mai mare a elevilor pentru studierea soluțiilor.

7. BIBLIOGRAFIE

Constantin Rabega, Maria Rabega, Chimie generală, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1975

https://ro.wikipedia.org/wiki/Soluție

3. Vasilica Croitoru, Dan-Anghel Constantinescu, Aplicații și probleme de chimie analitică, Editura Tehnică, București, 1979

4. C. Liteanu, Chimie analitică cantitativă, Editura Didactică și Pedagogică, 1969

5. S. Savencu, A. Bordea, J. Linde, A. Luca, Chimia analitică calitativă, Editura Didactică și Pedagogică, București, 1963

6. Ana-Maria Hossu, Notiuni fundamentale de chimie, Vol I, Editura Bibliotheca, 2016

7. https://ro.wikipedia.org/wiki//Concentratie_normală

8. Sanda Fătu, Felicia Stroe, Constantin Stroe, Chimie – Manual pentru clasa a VII-a, Editura Corint, 1999

9. Elena Alexandrescu, Viorica Zaharia, Chimie. Manual pentru clasa a IX-a, Editura LSV Crepuscul, 2004

10. Irinel Adriana Badea, Chimie analitică, Editura Didactică și Pedagogică, Bucuresti, 2004

11. Bochis Carmen Adriana, Micalacian Lucica, Sârb Ioan, Operații de bază în laborator (clasa a -XI -a), auxiliar curricular, 2008

12. Valentina Capotă, Adriana Coza, Cristina Brumar, Liliana Drăghici, Elisabeta Tache, Industrie alimentară, Manual pentru clasa a IX-a, Editura CD Press, 2012

13. https://ro.wikipedia.org/wiki/Coloid

14. Emil Chifu, Chimie coloidală, Editura didactică și pedagogică, 1969

15. http://solutii-zi-cu-zi.wikidot.com/

16. Paula Rotaru, Bicarbonat de sodiu: întrebuințări nebănuite în gospodărie!, http://www.csid.ro

17. https://viataverdeviu.ro/48-de-utilizari-fantastice-ale-bicarbonatului-de-sodiu

18. Dan I. Seracu, Preparați singuri, Editura Albatros, București, 1982

19. Sistemul periodic al elementelor

ANEXE

PREPARAREA SOLUȚIILOR PROCENTUALE, MOLARE ȘI NORMALE

Elevii care au realizat soluțiile sunt în clasa a XI –a A, Colegiul Grigore Antipa Bacău.

Ca primă etapă, fiecare a calculat cantitatea de dizolvat necesară pentru realizarea soluției.

ANEXA 1

PREPARAREA SOLUȚIEI PROCENTUALE DE CuCl2 10%

ANEXA 2

PREPARAREA UNEI SOLUȚII MOLARE DE CuCl2 0,1 m

ANEXA 3

PREPARAREA UNEI SOLUȚII DE NaOH 0,1 n

ȘI IN FINAL …… SUNTEM FERICIȚI. AM TERMINAT DE PREPARAT SOLUȚIILE!