Information

3.3: Löslichkeit von Gas in Wasser Experiment - Biologie

3.3: Löslichkeit von Gas in Wasser Experiment - Biologie


We are searching data for your request:

Forums and discussions:
Manuals and reference books:
Data from registers:
Wait the end of the search in all databases.
Upon completion, a link will appear to access the found materials.

Wissenschaftler vermuten, dass vor etwa 250 Millionen Jahren, während des Perms, die Ozeane der Welt an Sauerstoff erschöpft waren. Eine Kette von Ereignissen führte dann zum Massenaussterben im Perm, einer Zeit, in der die meisten lebenden Arten ausstarben.

Sehen Sie sich das NOVA-Video an und beantworten Sie die Fragen

  1. Vor wie vielen Jahren ereignete sich das Massensterben im Perm?
  2. Wie viel Prozent der Arten starben beim Massensterben im Perm aus?
  3. Säugetiere wie Reptilien und exotische Meerestiere waren während des Perms präsent. Welche Arten von Leben gab es vor 250 Millionen Jahren NICHT auf der Erde?
  4. Wie viele große Aussterben hat es auf der Erde gegeben?
  5. Welche Art von Gas haben die Vulkane in den Sibirischen Fallen freigesetzt?
  6. Wasser kann eine Art von Gas enthalten, das für lebende Organismen kritisch ist (Fische und andere Wassertiere benötigen es zum Überleben). Was ist dieses Gas?
  7. Welche Art von Gas produzieren tödliche Bakterien in den unteren Schichten einiger Seen?
  8. Wie riecht dieses Gas?
  9. Entwickeln Sie ein Flussdiagramm der Ereignisse, die zum Aussterben des Perms führten
    A. Anaerobe Bakterien gedeihen in den Ozeanen und produzieren Schwefelwasserstoff
    B. Der atmosphärische Kohlendioxidgehalt steigt
    C. Atmosphäre wärmt
    D. Der Gehalt an gelöstem Sauerstoff in den Ozeanen sinkt
    e. Schwefelwasserstoff reichert sich in den Ozeanen und in der Atmosphäre an
    F. Die meisten Wasserlebewesen, die von Sauerstoff abhängig sind, sterben ab
    g. 95 Prozent des Lebens auf der Erde werden durch Schwefelwasserstoff getötet
    h. Ozeane warm
    ich. Vulkane brechen aus

Konzeptfrage

Erklären Sie (kurz), wie Vulkanausbrüche die atmosphärische und ozeanische Umgebung verändern können.

Experiment

Atmosphärische Gase wie Sauerstoff und Kohlendioxid sind in Wasser löslich. Wie viel von einem bestimmten Gas sich in Wasser löst, hängt von der Temperatur des Wassers und dem Druck dieses Gases über dem Wasser ab.

Das Gas in kohlensäurehaltigem Wasser (Seltzer) ist Kohlendioxid. Der hohe Druck im Inneren der Flasche bewirkt, dass sich mehr Kohlendioxid im Wasser auflöst, als sich bei typischen atmosphärischen Drücken auf Bodenhöhe auflösen würde.

Materialien

Wasser mit Kohlensäure bei Raumtemperatur
Kohlensäurehaltiges Wasser bei 4ÖC
3 Bechergläser
40ÖC Wasserbad
Eis
Thermometer

Hypothese

Stellen Sie die Hypothese auf, bevor Sie mit dem Experiment beginnen. Die Hypothese gibt an, bei welchen Temperaturen CO2-Gas Ihrer Meinung nach in Wasser mehr oder weniger löslich ist.

Verfahren

Lesen Sie das gesamte Verfahren durch, bevor Sie mit dem Experiment beginnen

  1. Besorgen Sie sich 3 - 250 ml Becher. Stellen Sie einen Becher auf ein Eisbett.
  2. Gießen Sie 100 ml eiskaltes kohlensäurehaltiges Wasser in den Becher auf Eis.
  3. Gießen Sie 100 ml kohlensäurehaltiges Wasser mit Raumtemperatur in die anderen 2 Becher.
  4. Stellen Sie sofort einen Becher in die 40ÖC Wasserbad. Bringen Sie den Becher auf Eis und den Becher bei Raumtemperatur mit, damit Sie sie gleichzeitig beobachten können.
  5. Notieren Sie Beobachtungen in der Datentabelle.
  6. Bestimmen Sie nach 5 Minuten die Temperatur jeder Wasserumgebung, indem Sie das Thermometer in das kohlensäurehaltige Wasser legen.

Datentabelle

Fragen

Siehe Abschnitte 3.1 und 3.2

  1. Der Aspekt, der zwischen den Gruppen im Experiment variiert, wird als experimentelle (unabhängige) Variable bezeichnet. Identifizieren Sie die experimentelle Variable im Experiment.
  2. Kontrollierte Variablen sind Fremdfaktoren, die konstant gehalten werden, um ihre Auswirkung auf das Ergebnis des Experiments zu minimieren. Identifizieren Sie 3 kontrollierte Variablen
  3. Die Kontrollgruppe liefert die Basislinie, mit der die experimentellen Gruppen verglichen werden. Identifizieren Sie die Kontrollbehandlung im Experiment.
  4. Die abhängige Variable ändert sich in Bezug auf die experimentelle (unabhängige) Variable. Die abhängige Variable ist das, was im Experiment gemessen wird. Identifizieren Sie die abhängige Variable.

VERBINDUNGSEIGENSCHAFTEN UND ARZNEIMITTELQUALITÄT

Verbesserung der Wasserlöslichkeit

Die Wasserlöslichkeit kann trotz des stumpfen SAR-Merkmals durch die medizinische Chemie verbessert werden, und unsere interne Aufzeichnung war in dieser Hinsicht recht erfolgreich. Die Verbesserung der Löslichkeit erfordert jedoch eine Kombination aus rechnerischen und experimentellen Eingriffen und eine echte Anstrengung von Chemikern, um Löslichkeitsinformationen in das Synthesedesign zu integrieren. Die Bedeutung einer schnellen experimentellen Rückkopplung ist angesichts der gegenwärtigen Unfähigkeit, rechnerisch schlechte Löslichkeit aufgrund von Kristallpackungswechselwirkungen vorherzusagen, besonders wichtig. Es ist entscheidend, eine zufällige Verbesserung der Löslichkeit, die mit einer molekularen Veränderung einhergeht, nicht zu verpassen. Aufgrund des stumpfen SAR-Features ist der einfachste Weg, die Löslichkeit im Hinblick auf das Bibliotheksdesign zu verbessern, zu versuchen, gleich zu Beginn das beste Löslichkeitsprofil zu entwerfen.


Faktoren, die die Löslichkeit beeinflussen

Eine unterhaltsame Möglichkeit, sich über Lösungen zu informieren, besteht darin, Ihren Kühlschrank zu öffnen. Hast du Orangensaft? Gießen Sie sich ein kleines Glas ein. Hast du Soda oder Eistee? Gießen Sie ein weiteres kleines Glas. Schauen Sie durch jede Flüssigkeit. Sie sollten bemerken, dass Sie beide Flüssigkeiten klar sehen können&mdashthey&rsquore transparent. Sie können den Orangensaft jedoch nicht durchschauen&mdashit&rsquos undurchsichtig. Die Unterschiede zwischen diesen Flüssigkeiten sind auf die Größe der darin gelösten Partikel zurückzuführen. Orangensaft enthält größere Partikel, die nur vorübergehend in Wasser suspendiert sind: Wenn die Orange eine Weile sitzt, setzen sich die größeren Partikel am Boden ab (deshalb sollte man immer einen Behälter mit Orangensaft vor dem Einschenken schütteln!). Eistee und Soda hingegen sind Lösungen. Die Partikel in der Flüssigkeit sind klein genug und bleiben in der Flüssigkeit suspendiert, wodurch Licht durchgelassen werden kann.

EIN Lösung ist ein homogen (gleichmäßig verteiltes) Gemisch aus zwei oder mehr Stoffen. Die Substanz, die in der größten Menge vorhanden ist, wird als bezeichnet Lösungsmittel, während die Substanz, die in der kleineren Menge vorhanden ist, als bezeichnet wird gelöst. Wasser ist ein bekanntes Lösungsmittel, da viele gelöste Stoffe darin gelöst werden können. Sehen Sie sich an, was passiert, wenn Zucker in Wasser aufgelöst wird. Die dreiatomigen Teilchen sind die Wassermoleküle und die größeren weißen Kristalle sind die Zuckermoleküle. Beachten Sie, wie jedes der Zuckermoleküle von Wassermolekülen umgeben wird.

Problem

Materialien

  • Destilliertes Wasser (diese Art von Wasser enthält absolut keine Mineralien)
  • Weißer Kristallzucker
  • Teelöffel
  • Drei Strohhalme
  • Thermometer
  • Sauberes Glas

Verfahren A: Wie süß es ist!

  1. Fügen Sie zwei Teelöffel Zucker zu einer Tasse destilliertem Wasser hinzu.
  2. Aufsehen.
  3. Sie werden jetzt sehen, ob die Zuckerkonzentration in verschiedenen Teilen einer Zuckerlösung variiert. Zum Glück haben Sie Ihren eigenen Zuckerdetektor: Ihre Zunge! Sie werden Proben der Zuckerlösung von der Oberseite, der Mitte und dem Boden des Bechers der Zuckerlösung ziehen. Welcher Ort schmeckt Ihrer Meinung nach am süßesten?Wieso den?
  4. Tauchen Sie den Strohhalm in den Boden der Tasse. Wenn etwas Zuckerwasser in den Strohhalm eingedrungen ist, legen Sie Ihren Finger über den Strohhalm und heben Sie ihn vorsichtig aus der Tasse. Schmecken Sie die Flüssigkeit am Boden des Strohhalms.
  5. Wiederholen Sie Schritt 4 jedes Mal mit einem frischen Strohhalm, indem Sie jeweils in der Mitte und am oberen Ende der Zuckerlösung Proben nehmen.
  6. Wenn Sie sich bei Ihren Ergebnissen nicht sicher sind, versuchen Sie es erneut oder lassen Sie das Experiment mit einem Freund wiederholen.

Verfahren B: Wie süß kann es werden?

  1. Messen Sie eine Tasse destilliertes Wasser bei Raumtemperatur in ein klares Glas.
  2. 1 Teelöffel Zucker hinzufügen. Aufsehen.
  3. Fügen Sie dem Wasser weiterhin Zucker hinzu, jeweils 1 Teelöffel, und rühren Sie nach jeder Zugabe um. Achten Sie darauf, wie viele Teelöffel Zucker Sie hinzufügen.
  4. Fügen Sie der Lösung weiterhin Zucker hinzu, bis die Lösung einen Punkt erreicht, an dem sich der Zucker nicht mehr auflöst und stattdessen auf den Boden des Glases sinkt.
  5. An diesem Punkt haben Sie eine gesättigte Lösung hergestellt. EIN gesättigte Lösung ist eine Lösung, die die maximale Menge dieses bestimmten gelösten Stoffes (in diesem Fall Zucker) für dieses bestimmte Lösungsmittel (in diesem Fall Wasser) bei dieser bestimmten Temperatur (Raumtemperatur) enthält.

Verfahren C: Was ist mit Heiß und Kalt?

  1. Erhitze eine Tasse destilliertes Wasser, bis es heiß ist. Fügen Sie Zucker einen Teelöffel nach dem anderen hinzu und rühren Sie nach jeder Zugabe um, bis Sie die gleiche Menge Zucker hinzugefügt haben, die Sie in die mit Wasser von Raumtemperatur gefüllte Tasse gegeben haben. Beobachten.
  2. Füllen Sie eine zweite Tasse mit gekühltem destilliertem Wasser. Fügen Sie einen Teelöffel Zucker nach dem anderen hinzu und rühren Sie nach jeder Zugabe um, bis Sie die gleiche Menge Zucker hinzugefügt haben, die Sie in die mit Wasser von Raumtemperatur gefüllte Tasse gegeben haben. Beobachten.

Ergebnisse

Bei Verfahren A ist das Wasser gleichmäßig süß und sollte keinen Unterschied machen, ob das Wasser von oben, aus der Mitte oder vom Boden des Bechers kam. Bei Verfahren B variieren Ihre Ergebnisse je nach der genauen Temperatur und Wassermenge in Ihrer Tasse. Bei Verfahren C sollte das heiße Wasser nicht gesättigt sein, als der Zucker dazugegeben wurde. Das kalte Wasser ist gesättigt, bevor der gesamte Zucker hinzugefügt wurde.

Der Grund, warum Sie keinen Unterschied in der Süße bemerkten, wenn Sie die Lösung in verschiedenen Konzentrationen probierten, liegt darin, dass der gelöste Stoff und das Lösungsmittel gleichmäßig verteilt waren. Du hättest vielleicht gedacht, dass die Lösung am unteren Rand des Glases süßer schmecken würde, aber das passiert mit Aussetzungen (wie Orangensaft), keine Lösungen. Wenn Ihre Zuckerlösung gesättigt wäre, würde sie natürlich unten süßer schmecken, aber wir haben Sie absichtlich für diesen Teil des Experiments eine ungesättigte Lösung herstellen lassen. Apropos gesättigte Lösungen, der Grund, warum Ihre Lösung nur so viel Zucker auflösen kann, ist, dass schließlich nicht genügend Wassermoleküle vorhanden sind, um jedes Zuckermolekül zu umgeben, sodass einige der Zuckermoleküle beginnen, sich zu verklumpen und auf den Boden zu fallen. In vielen Lösungen, in denen Feststoffe in Flüssigkeiten gelöst sind, kann sich die Lösung umso besser lösen, je wärmer das Lösungsmittel ist: Die Temperatur ist einer der Schlüsselfaktoren für die Löslichkeit. Kühlere flüssige Lösungsmittel sind oft in der Lage, weniger gelöste Stoffe aufzunehmen.

Lösungen beinhalten immer einen in einer Flüssigkeit gelösten Feststoff. Soda enthält beispielsweise sowohl festen Zucker als auch Kohlendioxid, das in Wasser gelöst ist. Die Luft, die wir atmen, ist eine Lösung verschiedener Gase, darunter Stickstoff, Sauerstoff und Kohlendioxid. Feststoffe können sogar in Feststoffen gelöst werden! Messing ist eine feste Lösung (oder Legierung, weil die Komponentenmaterialien Metalle sind) von Zink und Kupfer. Die Kombination der beiden Metalle macht Messing stärker und haltbarer als Zink oder Kupfer allein. Bronze ist eine Legierung aus Kupfer und Zinn. Reines Gold (24 Karat) ist für die meisten Schmuckstücke zu weich und zu teuer, daher wird es in Legierungen mit stärkeren, billigeren Metallen verarbeitet. Ohrringe aus 18 Karat Gold bestehen zu 75% aus Gold und zu 25% aus anderen Metallen.

Weitergehen

Für eine leckere Erweiterung stellen Sie Kandiszucker her, indem Sie eine übersättigte Zuckerlösung herstellen.

Haftungsausschluss und Sicherheitsvorkehrungen

Education.com stellt die Science Fair-Projektideen nur zu Informationszwecken zur Verfügung. Education.com gibt keine Garantie oder Zusicherung in Bezug auf die Science Fair-Projektideen und ist nicht verantwortlich oder haftbar für Verluste oder Schäden, die direkt oder indirekt durch Ihre Verwendung dieser Informationen verursacht werden. Durch den Zugriff auf die Science Fair-Projektideen verzichten Sie auf jegliche Ansprüche gegen Education.com, die sich daraus ergeben. Darüber hinaus unterliegt Ihr Zugriff auf die Website von Education.com und Science Fair Project Ideas der Datenschutzrichtlinie und den Nutzungsbedingungen von Education.com, die Haftungsbeschränkungen von Education.com enthalten.

Hiermit wird gewarnt, dass nicht alle Projektideen für alle Personen oder unter allen Umständen geeignet sind. Die Umsetzung einer wissenschaftlichen Projektidee sollte nur in geeigneten Umgebungen und unter angemessener elterlicher oder anderer Aufsicht erfolgen. Das Lesen und Befolgen der Sicherheitshinweise aller in einem Projekt verwendeten Materialien liegt in der alleinigen Verantwortung jedes Einzelnen. Weitere Informationen finden Sie im Handbuch der Wissenschaftlichen Sicherheit Ihres Bundesstaates.


Henrys Gesetz für Gaslöslichkeitschemie Tutorial

Bitte blockieren Sie keine Anzeigen auf dieser Website.
Keine Werbung = kein Geld für uns = keine Gratisartikel für Sie!

Ableitung von Henrys Gesetz

Betrachten Sie an einem heißen Sommertag eine kalte Dose Cola.
Bevor Sie die Dose öffnen, ist im Cola-Getränk Kohlendioxidgas gelöst und über dem Getränk Kohlendioxidgas mit einem Druck etwas höher als der Atmosphärendruck.
Sobald Sie die Dose öffnen, hören Sie das "Zischen", wenn Gas aus der Dose in die Atmosphäre entweicht, um den Druck über der Cola in der Dose mit Atmosphärendruck auszugleichen.
Dann gießt du die Cola in ein kaltes Glas.
Und Sie sehen, dass immer noch Gasblasen durch die Cola an die Oberfläche steigen und dann in die Atmosphäre entweichen.
Wieso den? Henrys Gesetz!

Ein Gas, wie beispielsweise Kohlendioxid, kann sich in einer Flüssigkeit, wie beispielsweise Wasser, lösen, um eine Lösung zu bilden.
Das Gas ist der gelöste Stoff und die Flüssigkeit ist das Lösungsmittel.
In einem geschlossenen System befinden sich die gelösten Partikel in der Gasphase über der Lösung im Gleichgewicht mit den gelösten Gaspartikeln, wie durch die folgende Gleichung gezeigt:

Nach dem Prinzip von Le Chatelier führt eine Erhöhung des Drucks auf das System dazu, dass sich die Gleichgewichtsposition nach rechts verschiebt, was die Bildung der Lösung begünstigt, indem mehr gasförmiger gelöster Stoff im Lösungsmittel gelöst wird.
In ähnlicher Weise begünstigt eine Druckabnahme die Bildung von Gas und Lösungsmittel, d. h. Gas verlässt die Lösung, um den Druck über der Lösung zu erhöhen.

Bei der Cola in der geschlossenen Dose ist der Kohlendioxidpartialdruck über der Lösung sehr hoch.
Bei der Cola im Glas ist der Kohlendioxidpartialdruck über der Lösung sehr gering, da der Kohlendioxidpartialdruck in der Atmosphäre sehr niedrig ist.
Daher entweicht nach dem Prinzip von Le Chatelier, während die Cola im Glas sitzt, kontinuierlich Kohlendioxid aus der Lösung, um den Partialdruck von Kohlendioxid in der Atmosphäre zu erhöhen.

gelöster Stoff (g) + Lösungsmittel (l) ⇋ Lösung

Jetzt können wir sehen, dass der Partialdruck eines Gases proportional zu seiner Konzentration in Lösung ist

Partialdruck & Prop-Konzentration

Unter Verwendung einer Proportionalitätskonstanten K können wir also einen Ausdruck für das Henry-Gesetz schreiben:

K ist als Konstante des Henry-Gesetzes bekannt.

Betrachten Sie das System, in dem in Wasser gelöstes Sauerstoffgas mit Sauerstoffgas über dem Wasser im Gleichgewicht steht.

Unter Verwendung der Konzentration von Sauerstoffgas in Wasser bei verschiedenen Partialdrücken bei 25°C erhalten wir ein Diagramm wie das folgende:

Wir können sehen, dass K, die Henry-Konstante, die Steigung (der Gradient) der Geraden 4 ist.
Die Steigung der Linie &ca. 60 kPa ÷ 0,0008 mol L -1 = 75 000 kPa/mol L -1
Daher können wir für eine wässrige Lösung von Sauerstoffgas bei 25°C schreiben:

Der Wert von K, Konstante des Henry-Gesetzes, ist abhängig von

Die folgende Tabelle gibt den Wert der Henry-Konstanten für verschiedene wässrige Lösungen von Gasen bei 25°C an, wobei der Druck in kPa und die Konzentration in mol L -1 gemessen werden:

Wässrige Lösungen bei 25°C
Gas K
( kPa / mol L -1 )
Helium 282 700
Stickstoff- 155 000
Wasserstoff 121 200
Sauerstoff 74 680
Ammoniak 5 690
Kohlendioxid 2 937

Die Daten in der obigen Tabelle wurden in das folgende Diagramm eingetragen:

Aus dem Diagramm können wir sehen, dass ein größerer Partialdruck erforderlich ist, um 0,0002 Mol Heliumgas im Vergleich zu jedem der anderen aufgeführten Gase aufzulösen.

Das Henrysche Gesetz gilt nur, wenn das Gas und seine Lösung im Wesentlichen ideal sind, d.h.

Die Kurven für He(g), H2(g) und N2(g) sind alle linear bis etwa 10.130 kPa (100 atm), d. h. diese Gase gehorchen dem Henry-Gesetz, jedoch in diesem Bereich O2(g) beginnt abzuweichen.

Molare Löslichkeit von Gasen

Wir können das Henry-Gesetz wie oben angegeben neu anordnen, um einen Ausdruck für die Konzentration eines Gases zu schreiben:

Henrys Gesetz: P = Kc
dividiere beide Seiten der Gleichung durch K: P
K
= K c
K
Molare Löslichkeit von Gas:
(c in mol L -1 )
C = P
K
= P & Zeiten 1
K

Die folgende Tabelle gibt den Wert der inversen Konstanten des Henry-Gesetzes für verschiedene wässrige Lösungen von Gasen bei 25°C an, wobei der Druck in kPa und die Konzentration in mol L -1 gemessen werden:

Wässrige Lösungen bei 25°C
Gas 1/K
(mol L -1 / kPa)
molare Löslichkeit
(101,3 kPa)
Helium 3.537 &mal 10 -6 3.583 &mal 10 -4
Stickstoff- 6.452 &mal 10 -6 6.536 &mal 10 -4
Wasserstoff 8.251 &mal 10 -6 8.358 &mal 10 -4
Sauerstoff 1,33 & mal 10 -5 1.356 &mal 10 -3
Ammoniak 1.757 &mal 10 -4 0.01780
Kohlendioxid 3,405 &mal 10 -4 0.03449

Wir können dann diese Werte verwenden, um die molare Löslichkeit der Gase in Wasser bei 25°C und dem gleichen Partialdruck zu vergleichen, zum Beispiel 101,3 kPa (oder 1 atm):

molare Löslichkeit von Gas bei 101,3 kPa

Die folgende Grafik zeigt, wie die Löslichkeit eines Gases mit steigendem Partialdruck gemäß dem Henry-Gesetz zunimmt:

Vergleicht man verschiedene in Wasser gelöste Gaslösungen mit dem gleichen Partialdruck bei der gleichen Temperatur, sehen wir, dass Sauerstoffgas besser löslich ist als Wasserstoff-, Stickstoff- oder Heliumgase.

Wasser auf Meereshöhe kann mehr Sauerstoffgas auflösen als Wasser auf einem Berg.
Dies liegt daran, dass der Luftdruck auf Meereshöhe höher ist als auf dem Berggipfel und daher der Sauerstoffpartialdruck in der Luft auf Meereshöhe höher ist als auf dem Berggipfel.

Berechnungen des Henry-Gesetzes in Luft

Luft besteht aus einem Gasgemisch.
Wird eine Lösung Luft ausgesetzt, hängt die Konzentration der gelösten Gase vom Partialdruck der Gase in der Atmosphäre ab.
Wenn wir das Henry-Gesetz verwenden, um die Konzentration eines Gases bei Atmosphärendruck im Gleichgewicht mit Luft zu berechnen, müssen wir den Partialdruck des Gases in der Atmosphäre kennen.

Zusammensetzung der Atmosphäre
(saubere trockene Luft bei 25°C und 101,3 kPa)
Gas Konzentration
/ ppm nach Volumen
Partialdruck
kPa
Stickstoff- 780 900 79.1
Sauerstoff 209 400 21.2
Argon 9 300 0.94
Kohlendioxid 315 0.032
Neon- 18 0.0018
Helium 5.2 0.00053
Methan 1.1 0.00011
Krypton 1.0 0.00010
Lachgas 0.5 0.00005
Wasserstoff 0.5 0.00005
Xenon 0.08 0.000008
Stickstoffdioxid 0.02 0.000002
Ozon 0.02 0.000002
molare Gaskonzentration = 1/k &mal Partialdruck

c(N2) = 6,452 &mal 10 -6 &mal 79,1 = 5,10 &mal 10 -4 mol L -1

c(O2) = 1,339 &mal 10 -5 &mal 21,2 = 2,84 &mal 10 -4 mol L -1

c(CO2) = 3,405 &mal 10 -4 &mal 0,032 = 1,09 &mal 10 -5 mol L -1

c(He) = 3,537 &mal 10 -6 &mal 0,00053 = 1,87 &mal 10 -9 mol L -1

CH2) = 0,00005 &mal 8,251 &mal 10 -6 = 4,13 &mal 10 -10 mol L -1

Obwohl O2(g) ist in Wasser besser löslich als N2(g) Da der Stickstoffpartialdruck in der Atmosphäre höher ist, ist die Stickstoffkonzentration im Wasser etwas höher als die von Sauerstoff.

Ähnlich ist H2(g) ist in Wasser besser löslich als N2(g) oder He(g), da der Partialdruck von H2(g) in der Atmosphäre ist viel kleiner als N2(g) oder He(g) seine Konzentration in Wasser ist geringer als die von N2 oder er.

Einfluss der Temperatur auf die Löslichkeit von Gasen

Wenn die Temperatur einer wässrigen Lösung ansteigt, wird ein Gas im Allgemeinen weniger löslich im Wasser, wie in der folgenden Grafik dargestellt:

Reines Wasser bei Raumtemperatur besteht aus Wassermolekülen, die über Wasserstoffbrücken miteinander verbunden sind. Dadurch entsteht eine Anordnung von Wassermolekülen mit „Löchern“. Moleküle von gelösten Gasen können diese "Löcher" besetzen, aber da die intermolekulare Anziehung zwischen den Wasser- und Gasmolekülen geringer ist als die intermolekulare Anziehung zwischen Wasser- und Wassermolekülen, wird Energie freigesetzt.

gelöster Stoff (g) + Wasser (l) ⇋ Lösung (aq) + Energie

Nach dem Prinzip von Le Chatelier verschiebt sich die Gleichgewichtslage nach links, wenn das anfangs im Gleichgewicht befindliche System dann erwärmt wird, um der Wirkung der zusätzlichen Wärme entgegenzuwirken. Daher tritt Gas aus der Lösung aus und entweicht in die Gasphase, wodurch die Konzentration des gelösten Gases verringert und der Partialdruck erhöht wird.

Wenn sich das System zunächst im Gleichgewicht befindet und dann abgekühlt wird, verschiebt sich die Gleichgewichtsposition nach dem Le Chatelier-Prinzip nach rechts, um mehr Energie bereitzustellen, um die Energiereduktion auszugleichen. Im Wasser löst sich mehr gasförmiger gelöster Stoff, was die Konzentration des gelösten Gases erhöht.

Die Auswirkung einer erhöhten Temperatur auf die Gaslöslichkeit ist offensichtlich, wenn Sie ein kühles Glas eines kohlensäurehaltigen Getränks (z. B. Cola) in einem warmen Raum auf einem Tisch stehen lassen. Wenn sich die Lösung erwärmt, wird Kohlendioxidgas weniger löslich und entweicht aus der Lösung.

Der Effekt kann auch beobachtet werden, wenn Sie in einem warmen Raum etwas kühles, frisches Wasser in einem Glas auf einem Tisch stehen lassen, Sie sehen kleine Gasbläschen, die an die Oberfläche steigen und dann in die Atmosphäre entweichen. Wenn sich das Wasser im Glas erwärmt, werden die gelösten atmosphärischen Gase weniger löslich und entweichen aus der Lösung in die Atmosphäre.

Der Einfluss der Temperatur auf die Gaslöslichkeit ist äußerst wichtig.
Sauerstoffgas, O2(g), in Wasser gelöst ist für das Überleben von Lebewesen im Wasser unerlässlich. Sauerstoffgas ist in kaltem Wasser besser löslich als in heißem Wasser. Wenn also heißes Wasser aus einem Kraftwerk in einen Fluss geleitet wird, kann die daraus resultierende Abnahme des Sauerstoffgases im Wasser zum Tod von Fischen führen.

Ausgearbeitetes Beispiel für eine Henry's Law-Frage

Frage: Bei 25°C beträgt der Kohlendioxidgasdruck in einer 1,00-Liter-Cola-Flasche 253 kPa.
Bestimmen Sie die Menge in Mol Kohlendioxid, die in der wässrigen Cola-Lösung gelöst ist.

(K(CO2(g)) = 2.937 kPa/mol L -1 bei 25°C)

(Basierend auf dem StoPGoPS-Ansatz zur Problemlösung.)

Berechnen Mole Kohlenstoff gelöst in Lösung
n(CO2(g)) = ? mol

Extrahieren Sie die Daten aus der Frage:

Angenommen, dies ist eine ideale Lösung.

(A) Henrys Gesetz: P = Kc
P = Gaspartialdruck
c = Konzentration des Gases in der Lösung
K = Henry-Konstante in geeigneten Einheiten und bei gleicher Temperatur

(B) c = n/V
c = Gaskonzentration in mol L -1
n = gelöste Gasmenge in Mol
V = Lösungsvolumen in Liter

Setze die Konzentrationsgleichung (B) in das Henry-Gesetz (A) ein:

P = K &mal n/V

Ordne die Gleichung um, um n zu finden:

n = PV/K


Lösungen von Feststoffen in Flüssigkeiten

Die Löslichkeitskurven in Abbildung 9 zeigen die Abhängigkeit der Löslichkeit von der Temperatur für eine Reihe von anorganischen Feststoffen in Wasser. Die Überprüfung dieser Daten zeigt einen allgemeinen Trend zu steigender Löslichkeit mit der Temperatur, obwohl es Ausnahmen gibt, wie die ionische Verbindung Cersulfat . veranschaulicht .

Abbildung 9. Diese Grafik zeigt, wie sich die Löslichkeit mehrerer Feststoffe mit der Temperatur ändert.

Die Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit kann ausgenutzt werden, um übersättigte Lösungen bestimmter Verbindungen herzustellen. Eine Lösung kann bei erhöhter Temperatur mit der Verbindung gesättigt werden (wo der gelöste Stoff besser löslich ist) und anschließend auf eine niedrigere Temperatur abgekühlt werden, ohne den gelösten Stoff auszufällen. Die resultierende Lösung enthält gelösten Stoff in einer Konzentration, die höher ist als ihre Gleichgewichtslöslichkeit bei der niedrigeren Temperatur (d. h. sie ist übersättigt) und ist relativ stabil. Die Ausfällung des überschüssigen gelösten Stoffes kann durch Zugabe eines Impfkristalls (siehe Video im Link zum Lernen weiter oben in diesem Modul) oder durch mechanisches Rühren der Lösung eingeleitet werden. Einige Handwärmer, wie der in Abbildung 10 dargestellte, machen sich dieses Verhalten zunutze.

Abbildung 10. Dieser Handwärmer erzeugt Wärme, wenn das Natriumacetat in einer übersättigten Lösung ausfällt. Die Ausfällung des gelösten Stoffes wird durch eine mechanische Stoßwelle ausgelöst, die erzeugt wird, wenn die flexible Metallscheibe in der Lösung „geklickt“ wird. (Credit: Änderung der Arbeit von „Velela“/Wikimedia Commons)


Dieses Video zeigt den Kristallisationsprozess in einem Handwärmer.


Medizinische Biotechnologie und Gesundheitswesen

5.46.3.3.4 Lipidderivate

Die Lipidlöslichkeit ist ein Schlüsselfaktor bei der Bestimmung der Geschwindigkeit, mit der ein Medikament die BHS passiv passiert. Diamorphin, ein lipophileres Diacylderivat von Morphin, ist ein hervorragendes Beispiel, da diese Verbindung die BHS etwa 100-mal leichter passiert als ihr Ausgangswirkstoff. Die Derivatisierung von Peptiden mit Lipiden beinhaltet das Blockieren polarer funktioneller Einheiten auf dem Peptidrückgrat mit Gruppen, die die Lipidlöslichkeit des Peptids stark erhöhen, da polare funktionelle Gruppen die Wasserstoffbindung fördern und die Membranpermeabilität begrenzen. Acetylierung des N-Terminus von Modellpeptiden, Amidierung des C-Terminus und Methylierung reduzieren alle das Wasserstoffbrückenpotential und erhöhen die Lipophilie und den BBB-Transport. Punktmodifikationen eines BHS-undurchlässigen Polypeptids, Meerrettichperoxidation (HRP), mit lipophilen (Stearoyl) oder amphiphilen (Pluron-Blockcopolymer) Anteilen, verbessern den Transport dieses Polypeptids durch die BHS und die Akkumulation des Polypeptids im Gehirn erheblich, während die seine enzymatische Aktivität. 22 Die Modifikationen des HRP mit amphiphilen Blockcopolymer-Einheiten durch abbaubare Disulfidbrücken führten zu der effizientesten Abgabe von HRP an das Gehirn. 22 Stearoyl-Modifikationen von HRP verbesserten seine Penetration um etwa 60 %, erhöhten aber auch die Clearance aus dem Blut, während Modifikationen amphiphiler Blockcopolymere die Passage von HRP durch die BBB erhöhten, aber keinen signifikanten Einfluss auf die Plasma-Clearance hatten, so dass die Aufnahme durch das Gehirn fast verdoppelt wurde. 22

Ein weiteres lipophiles Prodrug von D-Ala 2 , D-Leu 5 -Enkephalin (DADLE), das durch Veresterung des freien C-Terminus mit Cholesterin und durch Amidierung des freien N-Terminus mit dem 1,4-Dihydrotrigonellinat entsteht, erhält Zugang zum Gehirn über passive ungesättigte Prozesse aufgrund seiner erhöhten Lipophilie. 23 Nach der Lokalisierung im Gehirn an der 1,4-Dihydrotrigonellinat-Einheit erfolgt eine enzymvermittelte Oxidation, die das Dihydrotrigonellinat in das hydrophile, membranundurchlässige Trigonellinat-Ion umwandelt und das Prodrug jenseits der BHS einfängt. 23 Für diesen Prodrug-Ansatz wurde nach IV-Gabe einer Formulierung des Prodrugs in einem Vehikel (Mischung aus Dimethylsulfoxid, Ethanol und 50%iger wässriger 2-Hydroxypropyl-β-cyclodextrin-Lösung) eine erhöhte Antinozizeption gezeigt.

Es hat sich gezeigt, dass die Halogenierung von Peptiden die Lipophilie und die BBB-Permeabilität signifikant verbessert, obwohl dies stark vom verwendeten Halogen abhängt. Die Zugabe von Chlor an den Phenylalanin-4-Rest von DPDPE führte zu einer signifikanten Erhöhung der BBB-Permeabilität, die durch Zugabe von zwei Chloratomen weiter erhöht wurde.

Eine zunehmende Lipophilie der Wirkstoffverbindung schafft noch immer gewisse Einschränkungen, insbesondere da hoch fettlösliche Wirkstoffe in großem Umfang an Plasmaproteine ​​gebunden sein können. Die Plasmaproteinbindung reduziert die Menge an freiem oder austauschbarem Arzneimittel im Plasma, wodurch die Aufnahme im Gehirn beeinträchtigt wird. Darüber hinaus neigt eine erhöhte Sequestrierungsrate durch Cytochrom P450 und andere Enzyme dazu, mit zunehmender Lipophilie zuzunehmen, wie für Barbiturate gezeigt. Darüber hinaus muss auch der Ort der Modifikation sorgfältig berücksichtigt werden, da die Rezeptorbindungsaffinität verringert werden kann, wenn Veränderungen innerhalb der Pharmakophorregion stattfinden, wodurch die biologische Aktivität verringert wird. Um die Dinge noch weiter zu verkomplizieren, könnten Faktoren wie die Zunahme der Molekülgröße nach der Lipidderivatisierung, Derivatstabilität, intrazelluläre Sequestrierung, Aufnahme in Nicht-Zielorgane, Verteilungsvolumen und Anfälligkeit für die P-gp-Efflux-Aktivität (die mit zunehmender Lipophilie zunimmt) alle dazu beitragen, dass eine reduzierte Gehirnleistung.


Gaslöslichkeit in organischen Lösungsmitteln

Der Trend, dass die Gaslöslichkeit mit steigender Temperatur abnimmt, gilt nicht in allen Fällen. Während dies im Allgemeinen für in Wasser gelöste Gase gilt, neigen in organischen Lösungsmitteln gelöste Gase dazu, mit steigender Temperatur besser löslich zu werden.

Es gibt mehrere molekulare Gründe für die Änderung der Löslichkeit von Gasen mit steigender Temperatur, weshalb es keinen von Gas und Lösungsmittel unabhängigen Trend gibt, ob Gase mit steigender Temperatur mehr oder weniger löslich werden.

Grenzenlos überprüft und kuratiert hochwertige, offen lizenzierte Inhalte aus dem Internet. Diese spezielle Ressource verwendet die folgenden Quellen:


  1. Gießen Sie 10–20 cm 3 Sodawasser in den Becher und fügen Sie einige Tropfen Methylrot-Indikator hinzu, um eine rote Lösung zu erhalten.
  2. Entfernen Sie den Nagel aus der Spritze und führen Sie den Kolben vollständig ein. Ziehen Sie ca. 5 cm 3 Sodawasser und Indikatorlösung in die Spritze auf. Setzen Sie eine Spritzenkappe über das Ende der Spritze (oder verwenden Sie einen Finger), ziehen Sie den Kolben bis zur 50 cm 3 Markierung heraus und verriegeln Sie ihn mit dem Nagel. Aus dem Wasser entweichen Kohlendioxydblasen und die Anzeige beginnt orange zu werden. Schütteln Sie die Spritze, um das Ausgasen zu beschleunigen.
  3. Halten Sie die Spritze senkrecht mit der Düse nach oben, entfernen Sie die Spritzenkappe und den Nagel und drücken Sie den Kolben hinein, um das Gas, aber nicht die Lösung auszutreiben. Verschließen Sie die Spritze wieder und wiederholen Sie den Entgasungszyklus in Schritt 2. Es sind mehr Blasen zu sehen und die Anzeige wird weiter gelb. Mehrere weitere solcher Zyklen können wiederholt werden, bis der Indikator vollständig gelb wird.

Ein weißer Hintergrund hilft. Legen Sie die Spritze neben die ursprüngliche rote Lösung, um die Farbänderung hervorzuheben.

Eine weitere Demonstration, die den Einfluss der Temperatur auf die Löslichkeit eines Gases und die damit verbundenen Farbänderungen des Indikators zeigt, beinhaltet das Kochen von Sodawasser, das etwas Methylrot-Indikator enthält, in einem Siederohr. Dadurch wird das bei hohen Temperaturen weniger lösliche Kohlendioxid ausgestoßen und der Farbumschlag des Indikators von rot nach gelb angezeigt.

Sodawasser enthält Kohlendioxid, das unter Druck darin gelöst wurde. Die an diesem Experiment beteiligten Gleichgewichte sind:

  1. CO2(g) ⇌ CO2(wässrig)
  2. CO2(wässrig) + H2O(l) ⇌ H2CO3(wässrig) (Kohlensäure)
  3. h2CO3(wässrig) ⇌ H + (wässrig) + HCO3 – (aq) (Hydrogencarbonat-Ionen)
  4. HCO3 – (wässrig) ⇌ H + (wässrig) + CO3 2– (aq) (Carbonationen)

(Der Einfachheit halber ziehen es die Lehrer vielleicht vor, dieses letzte Gleichgewicht nicht zu diskutieren).

Die Kohlendioxidlösung ist somit sauer aufgrund der Konzentrationserhöhung von H + (aq)-Ionen, die aus diesen Reaktionen resultiert. Druckreduzierung verursacht CO2 aus der Lösung zu kommen, dh Gleichgewicht 1 verschiebt sich nach links. Das Ergebnis ist, dass sich die anderen drei Gleichgewichte ebenfalls nach links bewegen, H + (aq)-Ionen aus der Lösung entfernen und die Lösung weniger sauer machen.

Weitere Informationen

Dies ist eine Ressource aus dem Practical Chemistry-Projekt, das von der Nuffield Foundation und der Royal Society of Chemistry entwickelt wurde. Diese Sammlung von über 200 praktischen Aktivitäten zeigt ein breites Spektrum chemischer Konzepte und Verfahren. Jede Aktivität enthält umfassende Informationen für Lehrer und Techniker, einschließlich vollständiger technischer Hinweise und Schritt-für-Schritt-Anleitungen. Praktische Chemie-Aktivitäten begleiten die praktische Physik und die praktische Biologie.


Abstrakt

Mittels der Sättigungsschüttelkolbentechnik werden die Sättigungslöslichkeitsdaten von 3,3′-Diaminodiphenylsulfon in 14 Monolösungsmitteln (n-Propanol, n,n-Dimethylformamid, Methanol, Ethanol, Ethylenglykol, Cyclohexan, Acetonitril, Isopropanol, Wasser, n-Butanol, Ethylacetat, 1,4-Dioxan, Isobutanol und 1-Heptanol) wurde bei Temperaturen von 283,15 bis 328,15 K und Umgebungsdruck erreicht (P = 101,2 kPa). Nach Auflösung von 3,3'-Diaminodiphenylsulfon in verschiedenen Lösungsmitteln trat kein Phänomen der Umwandlung oder Solvatation der kristallinen Form auf. Die Löslichkeitswerte (Molfraktion) von 3,3'-Diaminodiphenylsulfon in über 14 Lösungsmitteln stiegen mit steigender Temperatur und folgten der abnehmenden Tendenz in verschiedenen Monolösungsmitteln wie folgt: n,n-Dimethylformamid > Ethylacetat > Acetonitril > Ethylenglycol > 1,4-Dioxan > Methanol > Ethanol > Isobutanol > n-Propanol > n-Butanol > Isopropanol > 1-Heptanol > Wasser > Cyclohexan. Die gegenseitige Mischbarkeit von Lösungsmittel und 3,3′-Diaminodiphenylsulfon wurde durch den dreidimensionalen Hansen-Löslichkeitsparameter erklärt. Anhand der linearen Solvatationsenergiebeziehungen wurden molekulare Wechselwirkungen zwischen den gelösten Stoffen und den Lösungsmittel-Lösungsmittel-Spezies untersucht. The solubility data obtained through experiments was correlated by the use of four models/equations, namely, the NRTL model, Apelblat equation, λh equation, and Wilson model. Correlation resulted in the maximum root-mean-square and relative average deviation values of, respectively, 397.1 × 10 –5 and 7.57 × 10 –2 . The Apelblat equation gave lower relative average deviations than the other models/equations for a certain neat solvent. Also, the mixing thermodynamic properties, infinite-dilution activity coefficient, and reduced excess enthalpy were obtained in terms of the Wilson model.


Löslichkeit

Solubility is a property referring to the ability for a given substance, the solute, to dissolve in a solvent.

It is measured in terms of the maximum amount of solute dissolved in a solvent at equilibrium.

The resulting solution is called a saturated solution.

Certain substances are soluble in all proportions with a given solvent, such as ethanol in water.

This property is known as miscibility.

Under various conditions, the equilibrium solubility can be exceeded to give a so-called supersaturated solution, which is metastable.

The solvent is often a solid, which can be a pure substance or a mixture.

The species that dissolves, the solute, can be a gas, another liquid, or a solid.

Solubilities range widely, from infinitely soluble such as ethanol in water, to poorly soluble, such as silver chloride in water.

The term insoluble is often applied to poorly soluble compounds, though strictly speaking there are very few cases where there is absolutely no material dissolved.

The process of dissolving, called dissolution, is relatively straightforward for covalent substances such as ethanol.

When ethanol dissolves in water, the ethanol molecules remain intact but form new hydrogen bonds with the water.

When, however, an ionic compound such as sodium chloride (NaCl) dissolves in water, the sodium chloride lattice dissociates into separate ions which are solvated (wrapped) with a coating of water molecules.

Nonetheless, NaCl is said to dissolve in water, because evaporation of the solvent returns crystalline NaCl.


Schau das Video: Zaubertrick mit CO2 - Experiment zum Nachmachen (September 2022).


Bemerkungen:

  1. Reynaldo

    Es scheint mir, oder der Schriftsteller sagt nichts

  2. Stetson

    Ich bedauere, dass ich nichts tun kann. Ich hoffe, Sie finden die richtige Lösung.

  3. Kagakree

    mmm)) so cool))

  4. Grosvenor

    Glücklich!

  5. Kirkly

    Sie geben den Fehler zu.



Eine Nachricht schreiben