Μετασχηματισμοί καθαρών ουσιών Μεταβολές κατάστασης Μετασχηματισμοί καθαρών ουσιών

Εισαγωγή Μεταβολές φάσης χωρίς μεταβολή σύστασης Βρασμός, πήξη... Τάση ουσίας να κινείται προς χαμηλότερη ενέργεια Gibbs ανάλογα με το περιβάλλον Σε καθαρές ουσίες το G ισούται με το χημικό δυναμικό Άρα τάση κίνησης προς πλευρά χαμηλότερου χημικού δυναμικού Αύξηση εντροπίας σύμπαντος Αύξηση εντροπίας συστήματος Μείωση εντροπίας συστήματος και άυξηση εντροπίας περιβάλλοντος

Κινητική αντίδρασης ≠ θερμοδυναμική αντίδρασης Εισαγωγή Για συγκεκριμένη θερμοκρασία και πίεση Αν Gατμού < Gυγρού  εξάτμιση Αν Gστερεού < Gυγρού  στερεοποίηση G = χημικό δυναμικό Η διαδικασία είναι αυθόμητη με τη θερμοδυναμική έννοια Πχ σε συνήθεις θερμοκρασίες και πιέσεις ευνοείται η μετατροπή του διαμαντιού σε γραφίτη Διαδικασία εξαιρετικά αργή Κινητική αντίδρασης ≠ θερμοδυναμική αντίδρασης

Φάσεις και σταθερότητα φάσεων Φάση είναι η κατάσταση εκείνη ενός δείγματος όπου όλες οι φυσικές του ιδιότητες είναι ομοιομορφες Αέρια – Υγρή – Στερεή

Στερεό Τα σωματίδια που απαρτίζουν το στερεό σώμα (ιόντα, άτομα, μόρια) είναι πακεταρισμένα σε πυκνή διάταξη Αδυναμία κίνησης πέρα από κάποιες μικρές ταλαντώσεις Σταθερή δομή, σχήμα και όγκος Τα στερεά μπορούν να αλλάξουν το σχήμα τους μόνο υπό την επίδραση κάποιας ισχυρής εξωτερικής δύναμης (θραύση, τομή) Τα στερεά μετατρέπονται σε υγρά με τήξη και σε αέρια με εξάχνωση Στα κρυσταλλικά στερεά υπάρχει μια τακτική στερεοδιάταξη των σωματιδίων Η ίδια ουσία μπορεί να έχει περισσότερες από μια κρυσταλλικές δομές ανάλογα με τις περιβαλλοντικές συνθήκες

Στερεό Πχ η κρυσταλλική δομή του σιδήρου είναι διαφορετική σε θερμοκρασίες χαμηλότερες των 912°C (body-centred cubic) Και διαφορετική σε θερμοκρασίες μεταξύ 912°C και 1394°C (face-centred cubic). Ο πάγος έχει 15 διαφορετικές κρυσταλλικές δομές που υφίστανται σε διαφορετικές θερμοκρασίες και πιέσεις

Υγρό Τα υγρά έχουν σταθερό όγκο αν διατηρηθούν σταθερές η θερμοκρασια και η πίεση Οι διατομικές και διαμοριακές αλληλεπιδράσεις είναι ακόμα ισχυρές Παρόλα αύτα τα σωματίδια μπορούν να κινούνται σε σχέση μεταξύ τους Κινούμενη μορφή/δομή Το σχήμα του υγρού καθορίζεται από το δοχείο στο οποίο περιέχεται Τα υγρά μετατρέπονται σε στερεά με πήξη και σε αέρια με εξάτμιση Ο όγκος του παραγόμενου υγρού κατά τη διαδικασία της τήξηςείναι μεγαλύτερος από ότι το αντίστοιχο στερεό Εξαίρεση: νερό Ένα υγρό δεν μπορεί υπό καμια συνθήκη να υπερβεί μια τιμή θερμοκρασίας γνωστή ως κρίσιμη θερμοκρασία

Αέριο Οι διαμοριακές δυνάμεις στα αέρια είναι σχεδόν μηδαμινές Η ενέργεια των σωματιδίων είναι μεγάλη, τα σωματίδια βρίσκονται αρκετά μακριά το ένα από το άλλο Διανύουν μεγάλες αποστάσεις (σε σχέση με τη διάμετρό τους) μέχρι να συγκρουστουν μεταξύ τους Απουσία σχήματος ή σταθερού όγκου Το αέριο μετατρέπεται σε υγρό με συμπύκνωση και σε στερεό με μια διαδικασία γνωστή ως deposition

Όταν ένα σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία τότε το χημικό δυναμικό του είναι ομοιόμορφο, ανεξάρτητα από τον αριθμό των φάσεων που συνυπάρχουν στο σύστημα

ΔG = G’(g) + G’(l) = G(g) δm – G(l) δm  Μεταφορά ύλης από την υγρή στην αέρια φάση Υγρό (l) Υγρό (l) G(l) > G(g) Χημ.δυν. (l) > Χημ. δυν. (g) Αέριο (g) Έστω δm η μάζα που μεταφέρθηκε G’(l) = -G(l) δm G’(g) = +G(g) δm Συνολική μεταβολή στην ελεύθερη ενέργεια ΔG = G’(g) + G’(l) = G(g) δm – G(l) δm  ΔG = [G(g)– G(l)] δm Υγρό (l)

ΔG = [G(g)– G(l)] δm Αέριο (g) Εάν G(g) < G(l)  εξάτμιση Υγρό (l)

Χημικό δυναμικό αέριας φάσης G(g)  μ(g) Χημικό δυναμικό υγρής φάσης G(l)  μ(l) Χημικό δυναμικό στερεάς φάσης G(s)  μ(s) Αύξηση της θερμοκρασίας υπό σταθερή πίεση προκαλεί μείωση του χημικού δυναμικού διότι (∂G/∂Τ)p = -S  (∂μ/∂Τ)p = -S Αύξηση της πίεσης υπό σταθερή θερμοκρασία προκαλεί αύξηση του χημικού δυναμικού διότι (∂G/∂Ρ)Τ = V  (∂μ/∂P)T = V

Εξάρτηση χημικών δυναμικών από θερμοκρασία (∂μ/∂Τ)p = -S Αρνητική κλίση στερεό υγρό αέριο Τ

Για να είναι σταθερή μια φάση σε μια θερμοκρασία (υπό σταθερή πίεση) Εξάρτηση χημικών δυναμικών από θερμοκρασία Για να είναι σταθερή μια φάση σε μια θερμοκρασία (υπό σταθερή πίεση) Πρέπει να έχει το μικρότερο χημικό δυναμικό από τις άλλες φάσεις στην ίδια θερμοκρασία μ Τ1 μ(s) < μ(l) < μ(g) Τ2 μ(l) < μ(s) < μ(g) Τ3 μ(g) < μ(l) < μ(s) στερεό υγρό αέριο Τ1 Τ2 Τ3 Τ

Ισορροπία στερεού-υγρού Ισορροπία υγρού-αερίου Εξάρτηση χημικών δυναμικών από θερμοκρασία Σε χαμηλές θερμοκρασίες υπερισχύει η στερεή φάση Υψηλότερες θερμοκρασίες ευνοούν την υγρή φάση Σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες μειώνεται πολύ το χημικό δυναμικό των ατμών κι έτσι ευνοείται η αέρια φάση μ Ισορροπία στερεού-υγρού μ(s) = μ(l) Σημείο τήξεως στερεό υγρό Ισορροπία υγρού-αερίου μ(l) = μ(g) Σημείο ζέσεως αέριο Τ Σημείο τήξεως/πήξεως Σημείο ζέσεως

Εξάρτηση χημικών δυναμικών από Τ σε διαφορετικά Ρ Υψηλή πίεση μ στερεό υγρό αέριο Χαμηλή πίεση Ανύψωση σημείου τήξεως/πήξεως Ανύψωση σημείου ζέσεως Τ

Εξάρτηση χημικών δυναμικών από την πίεση αέριο υγρό μ στερεό (∂μ/∂P)T = V Θετική κλίση Ρ

Εξάρτηση χημικών δυναμικών από την πίεση Για μια τιμή πίεσης (υπό σταθερή θερμοκρασία) Η φάση που έχει το μικρότερο χημικό δυναμικό υπερισχύει αέριο υγρό μ στερεό Ρ1 μ(g) < μ(l) < μ(s) Ρ2 μ(l) < μ(s) < μ(g) Ρ3 μ(s) < μ(g) < μ(l) Ρ1 Ρ2 Ρ3 Ρ

Πρότυπα σημεία Η θερμοκρασία τήξεως σε πίεση 1atm ονομάζεται «κανονικό σημείο τήξεως» Tf (temperature of freezing) Η θερμοκρασία ζέσεως σε πίεση 1atm ονομάζεται «κανονικό σημείο ζέσεως» Tb (temperature of boiling) Χρησιμοποιείται ευρέως η θερμοκρασία τήξεως και ζέσεως σε πίεση 1bar (0,986atm) Πρότυπο σημείο τήξεως Πρότυπο σημείο ζέσεως Κανονικό σημείο ζέσεως νερού = 100oC Πρότυπο σημείο ζέσεως νερού = 99,6oC

Διαγράμματα φάσεων

Διαγράμματα φάσεων Συνδυασμός διαγραμμάτων σε κοινό διάγραμμα P-T Εμφανίζεται η σταθερή φάση σε κάθε περίπτωση Κάθε γραμμή στο διάγραμμα φάσεων αντιπροσωπεύει την σταθερή συνύπαρξη δύο φάσεων Ισορροπία Συνθήκες υπό τις οποίες είναι δυνατή η συνύπαρξη Μικρή αλλαγή στις συνθήκες ευνοούν τη μια ή την άλλη φάση Το σημείο που συναντώνται οι τρείς φάσεις είναι το «τριπλό σημείο» Σε χαμηλές θερμοκρασίες και υψηλές πιέσεις είναι σταθερότερη η στερεή φάση

Διαγράμματα φάσεων Τα όρια μεταξύ των περιοχών υποδηλώνουν ότι οι φάσεις συνυπάρχουν Ισορροπία φάσεων μ1=μ2 Επίλυση Εξίσωση Clapeyron dP/dT = ΔS/ΔV Συσχέτιση της κλίσης της οριακής γραμμής μεταξύ των φάσεων με θερμοδυναμικές παραμέτρους

Ρ = Ρ’ + (ΔHτήξης/Τ’ ΔVτήξης)(Τ-Τ’) Οριακή γραμμή στερεού-υγρού Η μετατροπή του υγρού σε στερεό ονομάζεται πήξη και του στερεού σε υγρό τήξη Σε θερμοκρασία Τ η εντροπία τήξης ισούται με ΔHτήξης/Τ H εξίσωση Clapeyron γράφεται dP/dT = ΔHτήξης/Τf ΔVτήξης Το σημείο τήξεως είναι Τ’ σε πίεση Ρ’ και Τ σε πίεση Ρ Η εξίσωση με μετασχηματισμούς δίνει Ρ = Ρ’ + (ΔHτήξης/Τ’ ΔVτήξης)(Τ-Τ’) Εξίσωση ευθείας γραμμής με απότομη θετική κλίση

Διαγράμματα φάσεων

Όπου c = (ΔHεξάτμ/R)[(1/T)-(1/T’)] Οριακή γραμμή υγρού-ατμού Η μετατροπή του υγρού σε ατμό ονομάζεται εξάτμιση και του ατμού σε υγρό συμπύκνωση Σε θερμοκρασία Τ η εντροπία εξάτμισης ισούται με ΔHεξατμ/Τ H εξίσωση Clapeyron γράφεται dP/dT = ΔHεξάτμ/Τ ΔVεξάτμ Ο γραμμομοριακός όγκος ενός αερίου είναι πολύ μεγαλύτερος από αυτόν του υγρού, άρα ΔV = V(g) - V(l) = V(g) = RT/P Η εξίσωση πλέον γίνεται dlnΡ/dT = ΔHεξάτμ/RΤ2 Και μετασχηματίζεται σε P = P’ e-C Όπου c = (ΔHεξάτμ/R)[(1/T)-(1/T’)] Εξίσωση καμπύλης που δεν μπορεί να επεκταθεί πέρα από μια κρίσιμη τιμή Τc

Κρίσιμη θερμοκρασία Μπορούμε να συμπυκνώσουμε ένα αέριο σε μια συγκεκριμένη θερμοκρασία απλά και μόνο αυξάνοντας την πίεσή του Διαχωρισμός αέριας – υγρής φάσης Ορατή διεπιφάνεια υγρού-αερίου στοιχείου Σε θερμοκρασίες υψηλότερες από μια κρίσιμη τιμή Tc η διεπιφάνεια δεν σχηματίζεται Απουσία υγρής φάσης Κρίσιμη πίεση, κρίσιμος όγκος Αυτό σημαίνει ότι όσο και να μεταβληθούν οι άλλες παράμετροι, θα πρέπει να αλλάξει η κρίσιμη παράμετρος για να μπορέσει να αλλάξει η φάση Πχ το διοξείδιο του άνθρακα έχει Tc = 304,2Κ Δηλ σε τιμές πάνω από 304,2Κ είναι αδύνατη η παρασκευή υγρού CO2 Όσο και να αλλάξουν οι άλλες παράμετροι (P, V)

Διαγράμματα φάσεων

P = P’ e-C Οριακή γραμμή στερεού-ατμού Η μετατροπή του στερεού σε ατμό ονομάζεται εξάχνωση Σε θερμοκρασία Τ η εντροπία εξάχνωσης ισούται με ΔHεξαχν/Τ H εξίσωση Clapeyron πλέον γίνεται dlnΡ/dT = ΔHεξάχν/RΤ2 Και μετασχηματίζεται σε P = P’ e-C Όπου c = (ΔHεξάχν/R)[(1/T)-(1/T’)] Εξίσωση καμπύλης παρόμοια με την προηγούμενη αλλά με μεγαλύτερη κλίση

Μοναδικό σημείο για κάθε ουσία – φυσική ιδιότητα Οριακή γραμμή στερεού-υγρού-ατμού Υπάρχουν συνθήκες για τις οποίες η στερεή, η υγρή και η αέρια φάση βρίσκονται σε ισορροπία Τιμές Ρ, Τ για τις οποίες τα χημικά δυναμικά και των τριών φάσεων είναι ίσα μεταξύ τους μ(s) = μ(l) = μ(g) Τριπλό σημείο Μοναδικό σημείο για κάθε ουσία – φυσική ιδιότητα Πχ νερό Τ = 273,16Κ, Ρ = 6,11mbar

Διαγράμματα φάσεων

Πραγματικά συστήματα - νερό Σε συνηθισμένες θερμοκρασίες στη γη (Ε) το νερό υφίσταται στην υγρή του μορφή Σε θερμοκρασίες χαμηλότερες των 273 K το νερό γίνεται στερεό (πάγος) Σε θερμοκρασίες υψηλότερες των 373Κ το νερό γίνεται αέριο (ατμός) Αρνητική κλίση στερεού-υγρού Εμφάνιση νέων φάσεων σε πολύ υψηλές πιέσεις – αύξηση τριπλών σημείων

Πραγματικά συστήματα - νερό

Πραγματικά συστήματα – διοξείδιο του άνθρακα Θετική κλίση καμπύλης στερεού-υγρού Αύξηση σημείου τήξης με αύξηση της πίεσης Σε ατμοσφαιρική πίεση δεν μπορεί αν υπάρξει υγρή μορφή Εξάχνωση του στερεού CO2 (ξηρός πάγος) σε αέριο

Πραγματικά συστήματα - άνθρακας Σταθερότητα φάσεων σε ακραίες συνθήκες – δύσκολη συλλογή δεδομένων Στερεή κύρια μορφή σε περιβαλλοντικές συνθήκες Γραφίτης Αέρια φάση σε Τ > 4000Κ, πίεση ατμοσφαιρική Υγρή φάση σε Τ > 4500 και Ρ > 1000atm Διαμάντια T = 1000Κ, P > 1GPa (10000atm) Συνθετικά διαμάντια

Πραγματικά συστήματα - ήλιο Απουσία συνύπαρξης στερεής και αέριας φάσης Στερεή φάση σε πολύ υψηλές πιέσεις Ύπαρξη δύο υγρών φάσεων Διαχωριστική γραμμή λ Κανονικό υγρό (He-I) Υπερρευστό (He-II)

Οριακό σημείο μεταξύ δύο φάσεων Επιφάνειες ανάμεσα στις φάσεις Περιοχή διεπιφάνειας Οριακό σημείο μεταξύ δύο φάσεων Τάση υγρών να αποκτούν το σχήμα που θα ελαχιστοποιήσει την επιφάνειά τους Το μόνο σχήμα που ανταποκρίνεται είναι η σφαίρα Παράδειγμα – σταγόνες υγρού Παραμόρφωση σχήματος από εξωτερικούς παράγοντες

Φυσαλίδες, σταγόνες, κοιλότητες Κοιλότητες (inclusions) και φυσαλίδες (bubbles) Φυσαλίδες Περιοχές όπου έχει παγιδευτεί αέριο σε ένα υγρό (ή στερεό σπανιότερα) Διαχωριστικό υμένιο Δύο επιφάνειες στο υμένιο, εσωτερική και εξωτερική Κοιλότητες Οπές σε υγρό γεμάτες με αέριο Μία επιφάνεια, εξωτερική Σταγόνες Σφαιρικοί σχηματισμοί υγρού σε ισορροπία με τον ατμό του

Στην επίπεδη επιφάνεια οι πιέσεις είναι ίσες Φυσαλίδες, σταγόνες, κοιλότητες Η πίεση στο εσωτερικό μιας καμπύλης επιφάνειας είναι μεγαλύτερη από την πίεση στο εξωτερικό της Όσο η ακτίνα καμπλυλότητας τείνει στο μηδέν, τόσο πιο επίπεδη γίνεται η επιφάνεια Όσο πιο επίπεδη είναι η επιφάνεια, τόσο μικραίνει η διαφορά πιέσων εντός κι εκτός της κοίλης επιφάνειας Στην επίπεδη επιφάνεια οι πιέσεις είναι ίσες

Επιφανειακή τάση Ιδιότητα της επιφάνειας υγρού Μεταβολή της επιφάνειας του υγρού (ΔΑ) συνδέεται με παραγωγή έργου (Δw) Δw = γ ΔΑ  γ = Δw / ΔΑ Δύναμη / μονάδα μήκους ή Ενέργεια ανά μονάδα επιφάνειας Έλξη επιφάνειας υγρού σε μια άλλη επιφάνεια (υγρού, στερεου...) Σταγόνες νερού που ενώνονται Σταγονες λαδιού

Επιφανειακή τάση Οι σταγόνες σχηματίζονται όταν μια μάζα υγρού παραμορφώνεται εκτατικά Το νερό από μια βρύση που έχει μικρή διαρροή παραμένει στο στόμιο της βρύσης Συγκέντρωση μεγαλύτερης μάζας νερού ξεπερνά την ικανότητα της επιφανειακής του τάσης να το συγκρατήσει στη βρύση Βαρύτητα – πτώση νερού Επιφανειακή τάση – μορφή σταγόνας

Τριχοειδή φαινόμενα Τα τριχοειδή φαινόμενα περιγράφουν την κίνηση υγρών σε λεπτούς σωλήνες Έαν το άκρο ενός σωλήνα βυθιστεί σε υγρό (πχ νερό) παρατηρείται η εμφάνιση μηνίσκου στην επιφάνεια του υγρού που είναι μέσα στο σωλήνα Λόγω επιφανειακής τάσης το υγρό ωθείται ψηλά στο σωλήνα μέχρι η βαρύτητα να υπερνικήσει τις ελκτικές δυνάμεις του υγρού Όσο πιο λεπτός είναι ο σωλήνας τόσο ψηλότερα ωθείται το υγρό h – το ύψος του υγρού γ – η επιφανειακή τάση του υγρού θ – η γωνία που σχηματίζει ο σωλήνας με την κάθετη ρ – η πυκνότητα του υγρού g – η επιτάχυνση της βαρύτητας r – η διάμετρος του σωλήνα

Μετασχηματισμοί μειγμάτων Μεταβολές κατάστασης Μετασχηματισμοί μειγμάτων

Μερικός γραμμομοριακός όγκος Γραμμομοριακός όγκος είναι ο όγκος που καταλαμβάνει 1 mol μιας ουσίας Πχ νερό Προσθήκη 1mol νερού σε μεγάλη ποσότητα νερού 1mol νερού = 18g = 18ml  αύξηση όγκου κατά 18ml 18ml/mol είναι ο γραμμομοριακός όγκος του καθαρού νερού σε νερό Αλλά αν προσθέσουμε 1mol νερού σε αιθανόλη ο όγκος αυξάνεται κατα 14ml Μερικός γραμμομοριακός όγκος νερού σε αιθανόλη = 14ml/mol Εξαρτάται από τη σύσταση μείγματος

dV = (∂V/∂nA)Ρ,Τ,nΒ dnA + (∂V/∂nB)Ρ,Τ,nA dnB = Μερικός γραμμομοριακός όγκος Ο μερικός γραμμομοριακός όγκος Vm μιας ουσίας Α σε μια ουσία Β δίνεται από τον τύπο VA,m = (∂V/∂nA)Ρ,Τ,nΒ ∂V είναι ο ρυθμός μεταβολής όγκου όταν η ποσότητα της ουσίας Α αυξηθεί κατά ∂nA υπό σταθερή Ρ, Τ και nΒ Αν μεταβάλλεται συγχρόνως και η ποσότητα της ουσίας Β τότε η ολική μεταβολή όγκου είναι dV = (∂V/∂nA)Ρ,Τ,nΒ dnA + (∂V/∂nB)Ρ,Τ,nA dnB = = VAmdnA + VBmdnB  V = nA VAm + nB VBm

Υγρά μείγματα Επίδραση διαλυμένης ουσίας στις φυσικές ιδιότητες Εξάρτηση από τη συγκέντρωση/ποσότητα διαλυμένης ουσίας ή/και από τη φύση της Προϋποθέσεις: Η διαλυμένη ουσία είναι μη-πτητική, δηλαδή βρίσκεται μόνο στην υγρή φάση του διαλύματος και όχι στην αέρια Η διαλυμένη ουσία διαλύεται μόνο στην υγρή φάση του διαλύτη κι όχι στη στερεά

Αθροιστικές και μη αθροιστικές ιδιότητες Αθροιστικές ιδιότητες (Colligative Properties) Εξαρτώνται μόνο από την ποσότητα της διαλυμένης ουσίας (αριθμός σωματιδίων) Η φύση της ουσίας δεν παίζει ρόλο Μη αθροιστικές ιδιότητες (Non-colligative Properties) Εξαρτώνται από τη φύση της ουσίας και του διαλύτη (και κατ’επέκταση την ποσότητα)

Αθροιστικές και μη αθροιστικές ιδιότητες Σύγκριση δύο υδατικών διαλυμάτων 500mM σακχαρόζης και 250mM CuSO4 Ίδιος αριθμός διαλυμένων σωματιδίων (το άλας διίσταται σε Cu+2 SO4-2) Ίδιο σημείο ζέσεως, ίδιο σημείο τήξεως, ίδια τάση ατμών, ίδια ωσμωτική πίεση Διαφορετική φύση διαλυμένης ουσίας Διαφορετική γεύση (γλυκό-πικρό), διαφορετικό χρώμα (άχρωμο-μπλε), διαφορετική πυκνότητα, διαφορετική επιφανειακή τάση, διαφορετική διαλυτότητα

Ανύψωση σημείου ζέσεως Ταπείνωση σημείου πήξεως Αθροιστικές ιδιότητες Το χημικό δυναμικό του καθαρού διαλύτη είναι μεγαλύτερο από το χημικό δυναμικό του διαλύματος μ  μ’ μ’ = μ + RTlnxA όπου xA το γραμμομοριακό κλάσμα του διαλύτη το οποίο είναι μικρότερο από 1 για τα διαλύματα και ίσο με 1 για τον καθαρό διαλύτη Τα χημικά δυναμικά της αέριας και της στερεάς φάσης παραμένουν αμετάβλητα Μείωση τάσης ατμών Ανύψωση σημείου ζέσεως Ταπείνωση σημείου πήξεως

Τάση ατμών διαλύματος Τάση ατμών είναι η πίεση που ασκεί η αέρια φάση μιας ουσίας ή ενός διαλύματος όταν είναι σε ισορροπία με την υγρή Αθροιστική ιδιότητα, εξαρτάται μόνο από την ποσότητα της διαλυμένης ουσίας Η τάση ατμών ενός διαλύματος έιναι χαμηλότερη από την τάση ατμών του καθαρού διαλύτη

Τάση ατμών διαλύματος Στον καθαρό διαλύτη, όλη η επιφάνεια επαφής μεταξύ των φάσεων αποτελείται από μόρια διαλύτη σε ισορροπία Στο διάλυμα (μη-πτητική ουσία), καποια σωματίδια διαλυμένης ουσίας καταλαμβάνουν θέσεις στην επιφάνεια επαφής Λιγότερα μόρια διαλύτη δραπετεύουν στην αέρια φάση  μικρότερη πίεση

Ρ = ΧΑ Ρο Τάση ατμών διαλύματος Αν Ρο η τάση ατμών του καθαρού διαλύτη χΑ το γραμμομοριακό κλάσμα του διαλύτη Και Ρ η νέα τάση ατμών Αυτά συνδέονται ως εξής: Ρ = ΧΑ Ρο Νόμος του Raoult

Σημείο ζέσεως/τήξεως διαλύματος Άμεση συνέπεια του νόμου του Raoult είναι και η αλλαγή στα σημεία ζέσεως και τήξεως ενός διαλύματος Ανύψωση του σ.ζ. Ταπείνωση του σ.τ.

Ανύψωση σημείου ζέσεως Η ισορροπία που μας ενδιαφέρει είναι μεταξύ αέριας και υγρής φάσης Η ανύψωση σημαίνει ότι το διάλυμα έχει μεγαλύτερο σημείο ζέσεως από αυτό του καθαρού διαλύτη Αυτό μπορεί να υπολογιστεί με την ακόλουθη εξίσωση ΔΤb = i ΚbmB

Ανύψωση σημείου ζέσεως ΔΤb = i ΚbmB Όπου ΔΤb η διαφορά των σημείων ζέσεως mb η γραμμομοριακότητα κατά βάρος (moles/kg) Kb η ζεσεοσκοπική σταθερά του διαλύτη (Κ/mol/kg) i είναι ο παράγοντας van't Hoff και αντιπροσωπεύει τα mol που παράγονται από ένα mol διαλυμένης ουσίας. Για μη-ηλεκτρολυτικές ουσίες είναι 1, για ηλεκτρολυτικές είναι τα συνολικά ιόντα που ρπαράγονται από τη διάσταση

Ταπείνωση του σημείου τήξεως Η ισορροπία που μας ενδιαφέρει είναι μεταξύ στερεής και υγρής φάσης Η ταπείνωση σημαίνει ότι το διάλυμα έχει χαμηλότερο σημείο τήξεως από αυτό του καθαρού διαλύτη Αυτό μπορεί να υπολογιστεί με την ακόλουθη εξίσωση ΔΤf = - i ΚfmB Όπου ΔΤf η διαφορά των σημείων ζέσεως mb η γραμμομοριακότητα κατά βάρος (moles/kg) Kf η κρυοσκοπική σταθερά του διαλύτη (Κ/mol/kg) Ομοίως για το ί

Ώσμωση Η δυνατότητα του καθαρού διαλύτη να διαπερνά μια ημιπερατή μεμβράνη και να διεισδύει σε ένα διάλυμα που βρίσκεται από την άλλη πλευρά της μεμβράνης Η στάθμη του υγρού στην πλαυρά του διαλύματος ανυψώνεται Αντίστοιχα μειώνεται η στάθμη του υγρού στην πλευρά του καθαρού διαλύτη Όταν η πίεση που ασκεί η στήλη του διαλύματος εξουδετερώσει την ωσμωτική πίεση, τότε το σύστημα βρίσκεται σε ισορροπία Π V = i n R Τ ή Π = i M R T n/V = Molarity Παρομοίως με πριν για το ί

Μεταβολές κατάστασης Νόμος των φάσεων

F = C – P + 2 Έννοια της φάσης και των βαθμών ελευθερίας Φάση είναι μια κατάσταση ύλης η οποία είναι ομοιογενής σε όλη της την έκταση από την άποψη χημικής σύστασης και φυσικής κατάστασης Ως συστατικό θεωρείται ο ελάχιστος αριθμός ανεξάρτητων ειδών που απαιτούνται για να καθοριστεί πλήρως η σύσταση όλων των φάσεων ενός μείγματος Έστω: Ρ φάση, C συστατικό Οι βαθμοί ελευθερίας F ενός συστήματος δίνονται από τον τύπο F = C – P + 2

Σύστημα ενός συστατικού Έστω ένα σύστημα που αποτελείται μόνο από ένα συστατικό (C = 1) το οποίο βρίσκεται σε μια φάση (Ρ = 1) Τότε η πίεση και η θερμοκρασία μπορούν να μεταβάλλονται ανεξαρτητα η μία από την άλλη χωρίς να αλλάξει η σύσταση του συστήματος Μεταβλητή: πίεση και θερμοκρασία = 2 F = C – P + 2

Σύστημα ενός συστατικού Έστω ένα σύστημα που αποτελείται από ένα συστατικό (C = 1) το οποίο βρίσκεται σε δύο φάσεις σε ισορροπία μεταξύ τους (Ρ = 2) Δεν μπορούμε να αλλάξουμε μόνο την πίεση χωρίς να αλλάξει η θερμοκρασία και να διατηρήσουμε την ισορροπία του συστήματος Μεταβλητή: πίεση Ή θερμοκρασία = 1 F = C – P + 2

Σύστημα ενός συστατικού Έστω ένα σύστημα που αποτελείται από ένα συστατικό (C = 1) το οποίο βρίσκεται σε τρεις φάσεις σε ισορροπία μεταξύ τους (Ρ = 3) Δεν μπορούμε να αλλάξουμε ούτε την πίεση ούτε τη θερμοκρασία χωρίς να αλλάξει η ισορροπία του συστήματος Μεταβλητή: ούτε πίεση ούτε θερμοκρασία = 0 F = C – P + 2

Σύστημα ενός συστατικού Μια φάση – Υγρή Μπορούμε να αλλάξουμε και την πίεση και τη θερμοκρασία ανεξάρτητα τη μια από την άλλη χωρίς να επηρεάσουμε την ισορροπία (F = 2) Δύο φάσεις – υγρή και αέρια σε ισορροπία Μπορούμε να αλλάξουμε την πίεση αλλά η τιμή της θερμοκρασίας θα αλλάξει με ανάλογο τρόπο για να διατηρηθεί η ισορροπία – δεν είναι ανεξάρτητες η μια από την άλλη (F = 1) Τρεις φάσεις – υγρή, στερεή και αέρια σε ισορροπία Δεν μπορούμε να αλλάξουμε τίποτα χωρίς να επηρεάσουμε την ισορροπία (F = 0) Ρ στερεά υγρή αέρια Τ

Σύστημα δύο συστατικών Έστω ότι σε ένα υγρό Α προστίθεται το υγρό Β Πλήρης διάλυση (μια φάση) μέχρι ένα σημείο κορεσμού Δύο φάσεις: μια με Α κορεσμένο σε Β και μια με Β κορεσμένο σε Α Νιτροβενζόλιο και εξάνιο σε θερμοκρασία Τ Όσο περισσότερο νιτροβενζόλιο προσθέτουμε τόσο διαλύεται και το σύστημα είναι μιας φάσης Στο σημείο κορεσμού γίνεται διαχωρισμός των φάσεων (a’) μέχρι το a’’ όπου επανενωνονται οι φάσεις Η τιμή της θερμοκρασίας συνδιάλυσης (Tuc) υποδηλώνει τη θερμοκρασία πάνω από την οποία οποιαδήποτε αναλογία Α και Β είναι πλήρως αναμείξιμα

Κολλοειδή μείγματα Κολλοειδή ονομάζονται τα μείγματα στα οποία μια ουσία είναι πλήρως διασπαρμένη μέσα σε μια άλλη ουσία ΔΕΝ είναι διαλύματα διότι δε λαμβάνει χώρα διάλυση της ουσίας Μέγεθος σωματιδίων ουσίας (10nm-10μm) Μικρά ώστε να δίνουν ένα ομοιογενές μείγμα Μεγάλα ώστε να προκαλούν σκέδαση του φωτός Δύο διαφορετικές φάσεις: Συνεχής φάση ή μέσον διασποράς Αέρια-υγρή-στερέα Εσωτερική φάση ή διασπαρμένη φάση

Κολλοειδή μείγματα Διασπαρμένη φάση αέρια υγρή στερεή αέρια ΤΙΠΟΤΑ Όλα τα αέρια θεωρούνται αναμείξιμα ΥΓΡΟ ΑΕΡΟΖΟΛ Σύννεφα Ομίχλη ΣΤΕΡΕΟ ΑΕΡΟΖΟΛ Καπνός αέρια Συνεχής φάση υγρή ΑΦΡΟΣ Σαντιγύ ΓΑΛΑΚΤΩΜΑ Μαγιονέζα Κρέμες χεριών ΥΔΡΟΛΥΜΑ Μελάνι στερεή ΣΤΕΡΕΟΣ ΑΦΡΟΣ Styrofoam Ελαφρόπετρα ΤΖΕΛ Άγαρ και αγαρόζη ΣΤΕΡΕΟΛΥΜΑ Gold Ruby glass