Efnablöndur
Þegar efnum er blandað saman án þess að efnahvarf eigi sér stað á milli efnanna tölum við um efnablöndun. Til eru margar gerðir af efnablöndum þar sem tveim eða fleirri efnasamböndum hefur verið blandað saman. Þó okkur sé tamt að hugsa um efnablöndur sem vökva þá er engin nauðsyn að efni séu á vökvaformi. Efnablöndur geta verið blanda gastegunda, blanda gastegunda í vökva, blanda vökva í föstu efni, blöndur fastra efna og svo framvegis. Í efnablöndum er leysirinn ávallt það efni sem meira er af en leysta efnið þá það efnasamband sem minna er af í efnablöndunni.
Það er í raun ekkert sem skilgreinir efnablöndur annað en að þær séu að minnsta kosti blanda tveggja efna. Hinsvegar getum við skilgreint nánar gerðir efnablandna. T.d getum við haft misleitar efnablöndur, þar sem hlutfall efna er ójafnt eftir því hvar í efnablöndunni við tökum sýni. Ein slík gerð kallast grugglaun. Einnig getum við t.d haft sérstaka blöndu af olíu og vatni sem kallast kvoðulausn.
Grugglausn eru lausnir sem innihalda tiltlöulega stór korn sem geta þó svifið í vökvanum í einhvern tíma. Fasta efnið mun samt fyrir rest fallla til botns í grugglausn. Dæmi um grugglausn væri vatn með mold í. Eftir að hún er hrist þá helst hún brúnleit um tíma en fái hún að standa óáreitt þá fellur moldin aftur í botninn og lausnin verðu að mestu tær.
Kvoðulausn (e. emulsion) eru lausnir af efnasamböndum sem almennt leysast ekki saman. Það er tvennt sem gerist við myndun á kvoðulausnum. annars vegar getur annað efnið myndað smáar kúlur þar sem yfirborð er vatnssækið og innra birðu vatnsfælið. Það sem getur einnig gerst er að hjálparefni, oft kölluð bindiefni, mynda himnu sem umlikur annað efnið og hjálpar því að haldast uppleyst í hinu efninu. Kvoðulausnir eru afar mikilvægar lausnir og eiginleikar þeirra nýttir víða, t.d. er rjómaís kvoðulausn.
Loks getum við haft einsleitar efnablöndur, en þar er hlutfall efna ávallt það sama óháð því hvar í efnablöndunni sýni sé tekið, þ.e. alveg eins allstaðar. Slíkar efnablöndur er kallaðar lausnir.
Lausnir
Lausn eru semsagt “Einsleit blanda tveggja eða fleirri efna”. Hér gildir það sama og með efnablöndur að fasi efnis skiptir ekki máli, einungis að engin munur á lausn sé greinanlegur. Við getum haft lausn af gasi eða vökva (t.d koltvísýringur í vatni) eða lausn af tveim málmtegundum (t.d blanda af kopar og tin sem er brons.). En í þessum hluta ætlum við að einblína á vatnslausnir.
Lausnir geta verið á þremur formum. Ómettaðar lausnir, mettaðar lausnir og yfirmettaðar lausnir. Ómettaðar lausnir eru lausnir sem geta tekið við meira magni af uppleystum efnum. Mettaðar lausnir hafa tekið við öllu því magni uppleystra efna sem þær geta og ef sett er meira magn af efnum í lausnina fellur það til botns. Yfirmettaðar lausnir eru lausnir sem tímabundið hafa meira magn af uppleystum efnum en þær ættu í raun að geta haft. Þetta getur gerst þegar lausn snöggkólnar eða einhverjar aðrar breytingar verða á umhverfi hennar. Oftast byrja uppleyst efni að falla út strax við breytingarnar en stundum haldast lausnir yfirmettaðar þar til einhver utanaðkomandi atburður veldur því að uppleyst efni falli út.
Styrkur lausna
Í daglegu tali er oft talað um styrk uppleystra efna í prósentum. T.d ef farið er í matvöruverslun má sjá í hilllum þar 15% edik. Því getur verið gagnlegt að skilja merkinguna á bak við þessar prósentur.
Til eru þrjár útgáfur af prósentustyrk. Í fyrsta lagi er til (w/w) prósentur sem táknar massa á móti massa, en þá er massi leysta efnisins deilt með massa lausnar til að finna prósentuna. Í öðru lagi er til (w/v) prósentur sem táknar massa á móti rúmmáli, en hér er massi leysta efnisins deilt með rúmmáli lausnar til að finna prósentuna. Að lokum er til (v/v) prósentur sem táknar rúmmál á móti rúmmáli, en hér er rúmmál leysta efnisins deilt með rúmmáli lausnar til að finna prósentuna.
Með þessum jöfnum má þá finna magn af leystu efni sem er til staðar í tilteknu magni af lausn. Sjá dæmi hér að neðan.
Sýnidæmi 1
í efnafræði getum við þó lítið unnið með styrki í prósentum. Þar sem efnahvörf gerast mólhlutföllum þurfum við styrkeiningu sem lýsir því hve mörg mól af efni eru í ákveðnu rúmmáli af lausn. Sú styrkeining er kölluð mólstyrkur.
Mólstyrkur
Þegar efnasambandi er blandað í vökva á þann máta að það leysist að fullu og myndar lausn má tala um að lausnin hafi ákveðin styrk af uppleystra efninu. Í efnafræði er þessi styrkur settur fram sem mólmagn efnis sem er leyst upp í einum lítra af vatni, eða mól á lítra. Einingin er skrifuð M (=mól/L). Hér þarf að gæta sig á því að blanda ekki formúlutákni fyrir mólmassa (M) við eininguna fyrir styrk (M).
Jafnan fyrir mólstyrk efna er
Þar sem C er mólstyrkurinn, n er mólmagn þess efnis sem er leyst í vökva og V er rúmmál vökvans.
Hægt er að stinga jöfnunni fyrir samband massa og mólmagns (n=m/M) inn í stað fyrir n en þá fæst jafnan
Leysni efnasambanda
Öll efnasambönd hafa ákveðna getu til að leysast upp í vökvum. Þessi leysni er þó bæði háð hvaða efni er notað sem leysir og hvaða efni er verið að leysa upp. Almenna reglan er sú að “líkur leysir líkan”, þ.e. fituefni og lífræn efni leysast vel saman og vatn og skautuð efnasambönd leysast vel saman.
Jónir eiga líka almennt gott með að leysast í vatni. Hve mikið af jónum ná að leysast upp í vatni er þó æði misjafnt eftir jónaefninu. Almennt er talað um að ef leysni jónaefnis í vatni sé amk 1,0 gr per 100ml þá sé jónaefnið auðleysanlegt. Sé leysnin undir því marki er um torrleysanlegt jónaefni að ræða.
Hægt er að nota eftirfarandi töflu til að sjá hvort að jónaefni sé auðleyst eða torrleyst. En síðar verður fjallað um styrk torrleystra jónaefna í vatni.
SETJA INN TÖFLU
Til að finna hámarks leysni efnasambands í vatnslausn er beitt ákveðnum aðferðum sem í grófum dráttum snúast um að leysa eins mikið að efnasambandinu upp í vatninu án þess að það myndist botnfall. Þannig má finna hve mörg grömm af efni gátu leyst upp í tilteknu rúmmáli af vatni.
Sýnidæmi 2
Raflausnir
Ástæða þess að jónaefni eiga oft gott með að leysast upp í vatni má rekja til hleðslu jónanna og skautunar í vatnssameindinni. Það sem gerist er að vatnssameindirnar rífa jónasamböndin í sundur og umkringja svo hverja jón fyrir sig. Þannig nær vatnið að “einangra” jónirnar frá hvor annarri og tryggja að þær ná ekki að bindast aftur.
Lausnir sem hafa uppleystar jónir eru oft kallaðar raflausnir. Ástæða þess er sú að slíkar lausnir geta leitt rafmagn. Leiðnin í slíkum lausnum fer síðan eftir styrk og gerð uppleystu jónanna. Þ.e, því meira magn af lausum jónum í lausninni því betri er leiðnin.
Styrkur jóna í raflausnum
Styrkur jóna í lausn er fundin í meginatriðum á sama máta og styrkur efna. Hins vegar þarf hér að taka tillit til hlutfalla jóna í jónasambandinu, Dæmi um slíkt má sjá í sýnidæminu hér að neðan.
Sýnidæmi 3
Þynningar
Þegar unnið er með lausnir er algengt að taka sterka lausn og þynna hana niður með leysinum til að fá styrk sem er gagnlegur fyrir tilraun. Styrkur þynningar er einfalt að finna þar sem mólmagn leyst efnis í lausn helst óbreytt þó leysi sé bætt í lausnina. Jafna fyrir þynningu er leidd út hér að neðan.
Jafna fyrir þynningu fundin
Þannig að styrkur lausnar margfaldað með rúmmáli hennar fyrir þynningu er jafnt og styrkur lausnar margfaldað með rúmmáli hennar eftir þynningu.
Sýnidæmi 4
Þynning þegar tveim missterkum lausnir er blandað saman.
Það getur komið fyrir að tvær lausnir sem innihalda sömu efni en við mismunandi styrk er blandað saman. Til að finna styrk nýju lausnarinnar þarf að beinta annari aðferð. Hér þarf að finna mólmagn uppleysts efnis í báðum lausnum, leggja það saman og deila svo með nýja rúmmálinu til að finna nýja styrkinn. Skoðum þetta með dæmi.
Sýnidæmi 5
