Conductibilitatea unei soluții se referă la capacitatea acesteia de a conduce curentul electric. Această proprietate depinde de prezența ionilor liberi în soluție, care apar prin disocierea sau ionizarea substanțelor dizolvate. Iată aspectele cheie:
### 1. **Surse de ioni**
Substanțele care se dizolvă și eliberează ioni sunt numite **electroliți**:
- **Electroliți puternici**: Se disociază complet în ioni (ex: NaCl → Na⁺ + Cl⁻, HCl → H⁺ + Cl⁻). Conferă conductibilitate ridicată.
- **Electroliți slabi**: Se disociază parțial (ex: acid acetic, CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻). Conductibilitate moderată.
- **Nonelectroliți**: Nu produc ioni (ex: zahăr, etanol). Nu conduc curentul electric.
### 2. **Factori care influențează conductibilitatea**
- **Concentrația ionilor**: Crește cu concentrația, dar la valori foarte mari poate scădea datorită interacțiunilor dintre ioni (efect de "perechiere ionică").
- **Temperatura**: Creșterea temperaturii sporește mobilitatea ionilor, crescând conductibilitatea.
- **Tipul ionilor**: Ioni cu sarcini mari (ex: Ca²⁺, SO₄²⁻) sau cu dimensiuni mici (ex: H⁺) conduc mai eficient.
### 3. **Măsurarea conductibilității**
Se utilizează un **conductimetru**, care măsoară rezistența electrică a soluției între două electrode. Unitățile sunt:
- **Siemens pe metru (S/m)** sau **miliSiemens pe centimetru (mS/cm)**.
Rezultatele sunt adesea corelate cu temperatura (standardizate la 25°C).
### 4. **Aplicații practice**
- **Controlul calității apei**: Conductibilitatea mare indică prezența săruri sau impurități (ex: apa distilată are conductibilitate foarte scăzută).
- **Industrie chimică**: Monitorizarea concentrației soluțiilor în procese de producție.
- **Studii de mediu**: Analiza poluanților ionici din ape naturale.
### Exemplu practic:
- **Apă de mare**: Conductibilitate ridicată datorită ionilor Na⁺ și Cl⁻.
- **Apă distilată**: Conductibilitate aproape nulă (doar ioni H⁺ și OH⁻ din autoionizare).
Conductibilitatea este un indicator util pentru a evalua puritatea, concentrația sau compoziția ionică a unei soluții.
Iată explicația privind **entalpie** și **entalpie liberă** (Gibbs), două concepte fundamentale în termodinamică:
---
### **1. Entalpie (H)**
- **Definiție**: Măsoară energia totală a unui sistem la presiune constantă, incluzând energia internă și lucrul mecanic efectuat (H = U + PV).
- **ΔH** (variația de entalpie):
- **ΔH < 0**: Reacție **exotermă** (cedează căldură în mediu).
*Exemplu*: Combustia metanului: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O + căldură.
- **ΔH > 0**: Reacție **endotermă** (absoarbe căldură din mediu).
*Exemplu*: Topirea gheții: H₂O(s) → H₂O(l) – absoarbe căldură.
- **Aplicații**: Calculul căldurii schimbate în reacții chimice, proiectarea proceselor industriale (ex: sinteza amoniacului).
---
### **2. Entalpie liberă (Energia liberă Gibbs, G)**
- **Definiție**: Măsoară energia disponibilă pentru a efectua lucru mecanic util la **presiune și temperatură constante**.
- **Ecuația lui Gibbs**:
**ΔG = ΔH – TΔS**
Unde:
- **ΔG**: Variația energiei libere.
- **T**: Temperatura absolută (în Kelvin).
- **ΔS**: Variația entropiei (dezordinea sistemului).
- **Semnificația lui ΔG**:
- **ΔG < 0**: Proces **spontan**.
- **ΔG > 0**: Proces **nespontan** (necesită energie externă).
- **ΔG = 0**: Sistem la **echilibru**.
- **Exemplu**:
- Disocierea NaCl în apă: ΔG < 0 (spontană), explicând de ce sarea se dizolvă, eliberând ioni care cresc conductibilitatea soluției.
---
### **3. Diferențe cheie**
| **Entalpie (H)** | **Entalpie liberă (G)** |
|-------------------|--------------------------|
| Indică schimbul de căldură. | Indică spontaneitatea proceselor. |
| Nu ține cont de entropie. | Combină efectele entalpiei și entropiei (ΔG = ΔH – TΔS). |
| Utilă în calorimetrie. | Utilă pentru predicția direcției reacțiilor. |
---
### **4. Factori care influențează ΔG**
1. **ΔH**: Dacă procesul este exoterm (ΔH < 0), favorizează spontaneitatea.
2. **ΔS**: Creșterea entropiei (ΔS > 0) favorizează ΔG negativ.
3. **Temperatura**:
- La **T mare**, termenul **TΔS** devine dominant (procesele cu ΔS > 0 sunt favorizate).
- La **T mică**, ΔH domină (procesele exoterme sunt favorizate).
---
### **5. Aplicații practice**
- **Proiectarea bateriilor**: ΔG negativ înseamnă reacții spontane care generează curent electric.
- **Industria alimentară**: Stabilitatea termică a ingredientelor (ex: degradarea vitaminei C la ΔG pozitiv).
- **Mediu**: Estimarea fezabilității reacțiilor de descompunere a poluanților.
---
### **Exemplu concret**
**Fotosinteza**:
6CO₂ + 6H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6O₂
- ΔH > 0 (endotermă – absoarbe energie solară).
- ΔG > 0 fără energie solară (nespontană), dar devine ΔG < 0 cu aport de lumină.
Entalpia și energia liberă Gibbs sunt esențiale pentru a înțelege cum și de ce au loc reacțiile chimice, de la procesele biologice la cele industriale.
Niciun comentariu:
Trimiteți un comentariu