В обычной неассоциированной жидкости, например в такой, как бензин, молекулы свободного скользят одна вокруг другой. В воде же они скорее катятся, чем скользят. Молекулы воды, как известно, соединены между собой водородными связями, поэтому прежде чем произойдет какое-либо смещение, нужно разорвать хотя бы одну из этих связей. Эта особенность и определяет вязкость воды.
Диэлектрической постоянной воды называется ее способность нейтрализовать притяжение, существующее между электрическими зарядами. Растворение твердых веществ в воде - сложный процесс, который обусловливается взаимодействием частиц растворенного вещества и частиц воды.
При изучении строения веществ с помощью рентгеновских лучей было установлено, что большинство твердых тел имеет кристаллическое строение, т. е. частицы вещества расположены в пространстве в определенном порядке. Частицы одних веществ расположены так, будто бы они находятся в углах крошечного куба, частицы других - в углах, центре и в середине сторон тетраэдра, призмы, пирамиды и пр. Каждая из этих форм является мельчайшей ячейкой более крупных кристаллов аналогичной формы. У одних веществ в узлах их кристаллической решетки находятся молекулы (у большинства органических соединений), у других (например, у неорганических солей) - ионы, т. е. частицы, состоящие из одного или нескольких атомов, имеющих положительные или отрицательные заряды. Силами, удерживающими ионы в определенном, ориентированном в пространстве порядке кристаллической решетки, являются силы электростатического притяжения разноименно заряженных ионов, составляющих кристаллическую решетку.
Если, например, растворить в воде хлористый натрий, то положительно заряженные ионы натрия и отрицательно заряженные ионы хлора будут отталкиваться друг от друга.
Это отталкивание происходит потому, что у воды высокая диэлектрическая постоянная, т. е. выше, чем у любой другой жидкости. Она уменьшает силу взаимного притяжения между противоположно заряженными ионами в 100 раз. Причину сильно нейтрализующего действия воды нужно искать в расположении ее молекул. Водородный атом в них не делит поровну свой электрон с тем атомом кислорода, к которому он прикреплен. Этот электрон всегда ближе к кислороду, чем к водороду. Поэтому водородные атомы заряжены положительно, а кислородные - отрицательно.
Когда какое-либо вещество, растворяясь, распадается на ионы, кислородные атомы притягиваются к положительным ионам, а водородные - к отрицательным. Молекулы воды, окружающие положительный ион, направляют к нему свои кислородные атомы, а молекулы, которые окружают отрицательный ион, устремляются к нему своими атомами водорода. Таким образом молекулы воды образуют как бы решетку, которая отделяет ионы друг от друга и нейтрализует их притяжение (рис. 12). Чтобы оторвать друг от друга ионы, находящиеся в кристаллической решетке, и перевести их в раствор, необходимо преодолеть силу притяжения этой решетки. При растворении солей такой силой является притяжение ионов решетки молекулами воды, характеризуемое так называемой энергией гидратации. Если при этом энергия гидратации по сравнению с энергией кристаллической решетки будет достаточно велика, то ионы будут отрываться от последней и перейдут в раствор.
Взаимосвязь между молекулами воды и ионами, оторванными от решетки, в растворе не только не ослабевает, а становится еще теснее.
Как уже отмечалось, в растворе ионы окружаются и разобщаются молекулами воды, которые, ориентируясь на них своими противоположными по заряду частями, образуют так называемую гидратную оболочку (рис. 13). Величина этой оболочки различна у разных ионов и зависит от заряда иона, его размера и, кроме того, от концентрации ионов в растворе.
В продолжение нескольких лет физико-химики изучали воду в основном как растворитель электролитов. В результате получено много сведений об электролитах, но очень мало о самой воде. Как ни странно, но только в последние годы появились работы, посвященные изучению отношения воды к веществам, которые в ней практически не растворяются.
Наблюдалось немало поразительных явлений. Например, однажды труба, по которой шел природный газ при t = 19°С, оказалась забитой, мокрым снегом с водой. Стало ясным, что дело здесь не в температуре, а в других свойствах воды. Возник ряд вопросов: почему вода замерзла при столь высокой температуре, как вода могла соединиться с веществами, которые в ней нерастворимы.
Эта тайна еще не была раскрыта, когда обнаружилось, что даже такие благородные газы, как аргон и ксенон, которые не вступают ни в какие химические реакции, могут связываться с водой, образуя некоторое подобие соединений.
Рис. 13. Разъединение ионов Na + и С1 - полярными молекулами воды, образующими вокруг них гидратную оболочку.
Интересные результаты по растворимости в воде метана были получены в Иллинойсе. Молекулы метана не образуют ионов в воде и не воспринимают водородных связей; притяжение между ними и молекулами воды очень слабое. Однако метан все же, хотя и плохо, растворяется в воде, и его диссоциированные молекулы образуют с ней соединения - гидраты, в которых несколько молекул воды присоединены к одной молекуле метана. При этой реакции высвобождается в 10 раз больше тепла, чем при растворении метана в гексане (метан растворяется в гексане лучше, чем в воде).
Факт растворения метана в воде представляет большой интерес. Ведь по объему молекула метана вдвое больше молекулы воды. Чтобы метан растворился в воде, между ее молекулами должны образоваться довольно большие «дырки». Для этого требуется значительная затрата энергии, большая чем для испарения воды (примерно 10 000 калорий на каждый моль). Откуда же появляется столько энергии? Силы притяжения между молекулами метана и воды слишком слабы, они не могут дать столько энергии. Поэтому существует другая возможность: структура поды изменяется в присутствии метана. Предположим, что молекула растворенного метана окружена оболочкой из 10-20 молекул воды. При образовании таких ассоциаций молекул выделяется теплота. В пространстве, занятом молекулой метана, исчезают силы взаимного притяжения между молекулами воды, а значит, и внутреннее давление. В таких условиях, как мы видели, вода замерзает при температуре выше нуля.
Вот почему молекулы, находящиеся в промежутке между метаном и водой, могут кристаллизоваться, что и произошло в описанном выше случае. Замороженные гидраты могут поглощаться раствором и выделяться из него. Эта теория известна как теория айсбергов. Практически, как показывают исследования, все непроводящие вещества, которые подвергались испытанию, образуют устойчивые кристаллические гидраты. В то же время у электролитов такая тенденция выражена слабо. Все это ведет к совершенно новому пониманию растворимости.
Считалось, что растворение электролитов происходит в результате действия сил притяжения. Теперь же доказано, что растворение неэлектролитов происходит не благодаря силам притяжения между этими веществами и водой, а в результате недостаточного притяжения между ними. Вещества, не распадающиеся на ионы, соединяются с водой, так как они устраняют внутреннее давление и тем самым способствуют появлению кристаллических образований.
Чтобы лучше понять образование таких гидратов, целесообразно рассмотреть их молекулярную структуру.
Доказано, что образующиеся гидраты имеют кубическую структуру (решетку) в отличие от гексагональной структуры льда. Дальнейшие работы исследователей показали что гидрат может иметь две кубические решетки: в одной из них промежутки между молекулами равны 12, в другой - 17 А. В меньшей решетке 46 молекул воды, в большей 136. Дырки молекул газа в меньшей решетке имеют 12-14 граней, а в большей - 12-16, к тому же они разнятся по своим размерам и заполняются молекулами различной величины, причем могут быть заполнены не все дырки. Такая модель с большой степенью точности объясняет действительное строение гидратов.
Роль таких гидратов в жизненных процессах трудно переоценить. Эти процессы происходят в основном в промежутках между молекулами воды и протеина. Вода при этом имеет сильную тенденцию к кристаллизации, так как в протеиновой молекуле содержится много неионных, или неполярных, групп. Всякий такой гидрат образуется при меньшей плотности, чем лед, поэтому его образование может вести к значительному разрушительному расширению.
Итак, вода - это своеобразное и сложное вещество с определенными и разнообразными химическими свойствами. Она имеет стройную и в то же время меняющуюся физическую структуру.
Развитие всей живой и в значительной части неживой природы неразрывно связано с характерными особенностями воды.
В повседневной жизни люди редко сталкиваются с чистыми веществами. Большинство предметов представляют собой смеси веществ.
Раствор - это в которой компоненты равномерно смешались. Есть несколько их видов по размеру частиц: грубодисперсные системы, молекулярные растворы и коллоидные системы, которые часто называют золи. В этой статье речь идет о молекулярных (или Растворимость веществ в воде - одно из главных условий, влияющих на образование соединений.
Растворимость веществ: что это и зачем нужно
Чтобы разобраться в этой теме, нужно знать, и растворимость веществ. Простым языком, это способность вещества соединяться с другим и образовывать однородную смесь. Если подходить с научной точки зрения, можно рассмотреть более сложное определение. Растворимость веществ - это их способность образовывать с одним или более веществами гомогенные (или гетерогенные) составы с дисперсным распределением компонентов. Существует несколько классов веществ и соединений:
- растворимые;
- малорастворимые;
- нерастворимые.
О чем говорит мера растворимости вещества
Содержание вещества в насыщенной смеси - это мера его растворимости. Как сказано выше, у всех веществ она разная. Растворимые - это те, которые могут развести более 10 г себя на 100 г воды. Вторая категория - менее 1 г при тех же условиях. Практически нерастворимые - это те, в смесь которых переходит менее 0,01 г компонента. В этом случае вещество не может передавать воде свои молекулы.
Что такое коэффициент растворимости
Коэффициент растворимости (k) - это показатель, максимальной массы вещества (г), которая может развестись в 100 г воды или другого вещества.
Растворители
В данном процессе участвуют растворитель и растворенное вещество. Первый отличается тем, что изначально он пребывает в таком же агрегатном состоянии, что и конечная смесь. Как правило, он взят в большем количестве.
Однако многие знают, что в химии вода занимает особое место. Для нее существуют отдельные правила. Раствор, в котором присутствует H 2 O называется водным. Когда говорится о них, жидкость является экстрагентом и тогда, когда она в меньшем количестве. В пример можно привести 80%-ный раствор азотной кислоты в воде. Пропорции здесь не равны Хоть доля воды меньше, чем кислоты, вещество называть 20%-ным раствором воды в азотной кислоте некорректно.
Существуют смеси, в которых отсутствует H 2 O. Они будут носить имя неводная. Подобные растворы электролита представляют собой ионные проводники. Они содержащие один или смеси экстрагентов. В их состав входят ионы и молекулы. Они используются в таких отраслях, как медицина, производство бытовой химии, косметики и в другие направления. Они могут сочетать в себе несколько нужных веществ с различной растворимостью. Компоненты многих средств, которые применяются наружно, являются гидрофобными. Иными словами, они плохо взаимодействуют с водой. В таких могут быть летучими, нелетучими и комбинированными. Органические вещества в первом случае хорошо растворяют жиры. К летучим относятся спирты, углеводороды, альдегиды и другие. Они часто входят в состав бытовой химии. Нелетучие чаще всего применяются для изготовления мазей. Это жирные масла, жидкий парафин, глицерин и прочие. Комбинированные - это смесь летучих и нелетучих, например, этанол с глицерином, глицерин с димексидом. Также они могут содержать воду.
Виды растворов по степени насыщенности
Насыщенный раствор - это смесь химических веществ, содержащая максимальную концентрацию одного вещества в растворителе при определенной температуре. Дальше оно разводиться не будет. В препарате твёрдого вещества заметно выпадение осадка, который находится в динамическом равновесии с ним. Под этим понятием подразумевается состояние, сохраняющееся во времени вследствие его протекания одновременно в двух противоположных направлениях (прямая и обратная реакции) с одинаковой скоростью.
Если вещество при постоянной температуре все еще может разлагаться, то этот раствор - ненасыщенный. Они устойчивы. Но если в них продолжать добавлять вещество, то оно будет разводиться в воде (или другой жидкости), пока не достигнет максимальной концентрации.
Еще один вид - перенасыщенный. В нем содержится больше растворенного вещества, чем может быть при постоянной температуре. Из-за того, что они находятся в неустойчивом равновесии, при физическом воздействии на них происходит кристаллизация.
Как отличить насыщенный раствор от ненасыщенного?
Это сделать достаточно просто. Если вещество - твердое, то в насыщенном растворе можно увидеть осадок. При этом экстрагент может загустевать, как, например, в насыщенном составе вода, в которую добавили сахар.
Но если изменить условия, повысить температуру, то он перестанет считаться насыщенным, так как при более высокой температуре максимальная концентрация этого вещества будет другой.
Теории взаимодействия компонентов растворов
Существует три теории относительно взаимодействия элементов в смеси: физическая, химическая и современная. Авторы первой - Сванте Август Аррениус и Вильгельм Фридрих Оствальд. Они предположили, что вследствие диффузии частицы растворителя и растворённого вещества равномерно распределились по всему объему смеси, но взаимодействия между ними нет. Химическая теория, которую выдвинул Дмитрий Иванович Менделеев, ей противоположна. Согласно ей, в результате химического взаимодействия между ними формируются неустойчивые соединения постоянного или переменного состава, которые называются сольваты.
В настоящее время используется объединенная теория Владимира Александровича Кистяковского и Ивана Алексеевича Каблукова. Она совмещает физическую и химическую. Современная теория гласит, что в растворе существуют как не взаимодействующие частицы веществ, так и продукты их взаимодействия - сольваты, существование которых доказывал Менделеев. В случае, когда экстрагент - вода, их называют гидратами. Явление, при котором образуются сольваты (гидраты) носит имя сольватация (гидратация). Она воздействует на все физико-химические процессы и меняет свойства молекул в смеси. Сольватация происходит благодаря тому, что сольватная оболочка, состоящая из тесно связанных с ней молекул экстрагента, окружает молекулу растворенного вещества.
Факторы, влияющие на растворимость веществ
Химический состав веществ. Правило "подобное притягивает подобное" распространяется и на реагенты. Схожие по физическим и химическим свойствам вещества могут взаимно растворяться быстрее. Например, неполярные соединения хорошо взаимодействуют с неполярными. Вещества с полярными молекулами или ионным строением разводятся в полярных, например, в воде. В ней разлагаются соли, щёлочи и другие компоненты, а неполярные - наоборот. Можно привести простой пример. Для приготовления насыщенного раствора сахара в воде потребуется большее количество вещества, чем в случае с солью. Как это понимать? Проще говоря, вы можете развести гораздо больше сахара в воде, чем соли.
Температура. Чтобы увеличить растворимость твердых веществ в жидкостях, нужно увеличить температуру экстрагента (работает в большинстве случаев). Можно продемонстрировать такой пример. Если положить щепотку хлорида натрия (соль) в холодную воду, то данный процесс займет много времени. Если проделать то же самое с горячей средой, то растворение будет проходить гораздо быстрее. Это объясняется тем, что вследствие повышения температуры возрастает кинетическая энергия, значительное количество которой часто тратится на разрушение связей между молекулами и ионами твёрдого вещества. Однако, когда повышается температура в случае с солями лития, магния, алюминия и щелочами, их растворимость понижается.
Давление. Этот фактор влияет только на газы. Их растворимость увеличивается при повышении давления. Ведь объём газов сокращается.
Изменение скорости растворения
Не стоит путать этот показатель с растворимостью. Ведь на изменение этих двух показателей влияют разные факторы.
Степень раздробленности растворяемого вещества. Этот фактор влияет на растворимость твердых веществ в жидкостях. В цельном (кусковом) состоянии состав разводится дольше, чем тот, который разбит на мелкие куски. Приведем пример. Цельный кусок соли будет растворяться в воде намного дольше, чем соль в виде песка.
Скорость помешивания. Как известно, этот процесс можно катализировать с помощью помешивания. Его скорость также важна, потому что чем она больше, тем быстрее растворится вещество в жидкости.
Для чего нужно знать растворимость твердых веществ в воде?
Прежде всего, подобные схемы нужны, чтобы правильно решать химические уравнения. В таблице растворимости есть заряды всех веществ. Их необходимо знать для правильной записи реагентов и составления уравнения химической реакции. Растворимость в воде показывает, может ли соль или основание диссоциировать. Водные соединения, которые проводят ток, имеют в своем составе сильные электролиты. Есть и другой тип. Те, которые плохо проводят ток, считаются слабыми электролитами. В первом случае компоненты представляют собой вещества, полностью ионизованные в воде. Тогда как слабые электролиты проявляют этот показатель лишь в небольшой степени.
Уравнения химической реакции
Есть несколько видов уравнений: молекулярный, полный ионный и краткий ионный. По сути последний вариант - сокращённая форма молекулярного. Это окончательный ответ. В полном уравнении записаны реагенты и продукты реакции. Теперь наступает очередь таблицы растворимости веществ. Для начала надо проверить, является ли реакция осуществимой, то есть выполняется ли одно из условий проведения реакции. Их всего 3: образование воды, выделение газа, выпадение осадка. Если два первых условия не соблюдаются, нужно проверить последнее. Для этого нужно посмотреть в таблицу растворимости и выяснить, есть ли в продуктах реакции нерастворимая соль или основание. Если оно есть, то это и будет осадок. Далее таблица потребуется для записи ионного уравнения. Так как все растворимые соли и основания - сильные электролиты, то они будут распадаться на катионы и анионы. Далее сокращаются несвязанные ионы, и уравнение записывается в кратком виде. Пример:
- K 2 SO 4 +BaCl 2 =BaSO 4 ↓+2HCl,
- 2K+2SO 4 +Ba+2Cl=BaSO 4 ↓+2K+2Cl,
- Ba+SO4=BaSO 4 ↓.
Таким образом, таблица растворимости веществ - одно из ключевых условий решения ионных уравнений.
Подробная таблица помогает узнать, сколько компонента нужно взять для приготовления насыщенной смеси.
Таблица растворимости
Так выглядит привычная неполная таблица. Важно, что здесь указывается температура воды, так как она является одним из факторов, о которых мы уже говорили выше.
Как пользоваться таблицей растворимости веществ?
Таблица растворимости веществ в воде - один из главных помощников химика. Она показывает, как различные вещества и соединения взаимодействуют с водой. Растворимость твердых веществ в жидкости - это показатель, без которого многие химические манипуляции невозможны.
Таблица очень проста в использовании. В первой строке написаны катионы (положительно заряженные частицы), во второй - анионы (отрицательно заряженные частицы). Большую часть таблицы занимает сетка с определенными символами в каждой ячейке. Это буквы "Р", "М", "Н" и знаки "-" и "?".
- "Р" - соединение растворяется;
- "М" - мало растворяется;
- "Н" - не растворяется;
- "-" - соединения не существует;
- "?" - сведения о существовании соединения отсутствуют.
В этой таблице есть одна пустая ячейка - это вода.
Простой пример
Теперь о том, как работать с таким материалом. Допустим, нужно узнать растворима ли в воде соль - MgSo 4 (сульфат магния). Для этого необходимо найти столбик Mg 2+ и спускаться по нему до строки SO 4 2- . На их пересечении стоит буква Р, значит соединение растворимо.
Заключение
Итак, мы изучили вопрос растворимости веществ в воде и не только. Без сомнений, эти знания пригодятся при дальнейшем изучении химии. Ведь растворимость веществ играет там важную роль. Она пригодится при решении и химических уравнений, и разнообразных задач.
По растворимости в воде все вещества делятся на три группы: 1) хорошо растворимые, 2) малорастворимые и 3) практически нерастворимые. Последние называют также нерастворимыми веществами. Однако следует отметить, что абсолютно нерастворимых веществ нет. Если опустить в воду стеклянную палочку или кусочек золота или серебра, то они в ничтожно малых количествах все же растворяются в воде. Стекло, металлы, некоторые соли - это примеры практически нерастворимых в воде веществ (твердые вещества). К ним следует также отнести керосин, растительное масло (жидкие вещества), благородные газы (газообразные вещества).
Примером малорастворимых в воде веществ могут служить гипс, сульфат свинца (твердые вещества), диэтиловый эфир, бензол (жидкие вещества), метан, азот, кислород (газообразные вещества).
Многие вещества в воде растворяются весьма хорошо. Примером таких веществ могут служить сахар, медный купорос, гидроксид натрия (твердые вещества), спирт, ацетон (жидкие вещества), хлороводород, аммиак (газообразные вещества).
Из приведенных примеров следует, что растворимость, прежде всего, зависит от природы веществ. Кроме того, она зависит также от температуры и давления. Сам процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворимого вещества и растворителя; это самопроизвольный процесс.
По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор и удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. С другой стороны, по относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные.
Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т. е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, - ненасыщенным.
Отношение массы вещества, образующего насыщенный раствор при данной температуре, к массе растворителя называют растворимостью (7.3.1.) этого вещества, или коэффициентом растворимости(7.3.2.):
(7.3.1), 
(7.3.2).
Понятие растворимости бессмысленно для полностью растворимых веществ друг в друге (этиловый спирт – вода).
Зависимость растворимости веществ от температуры и природы растворителя. Растворимость веществ существенно зависит от природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления. Еще в середине прошлого тысячелетия опытным путем было установлено правило, согласно которому подобное растворяется в подобном. Так, вещества с ионным (соли, щелочи) или ковалентно-полярным (спирты, альдегиды) типом связи хорошо растворимы в полярных растворителях, в первую очередь в воде. И наоборот, растворимость кислорода в бензоле, например, на порядок выше, чем в воде, так как молекулы О 2 и С 6 Н 6 неполярны.
Для подавляющего большинства твердых тел растворимость увеличивается с повышением температуры.
Если раствор, насыщенный при нагревании, осторожно охладить так, чтобы не выделялись кристаллы соли, то образуется пересыщенный раствор. Пересыщенным называют раствор, в котором при данной температуре содержится большее количество растворенного вещества, чем в насыщенном растворе. Пересыщенный раствор неустойчив, и при изменении условий (при встряхивании или внесении в раствор затравки для кристаллизации) выпадает осадок, над которым остается насыщенный раствор.
В отличие от твердых тел растворимость газов в воде с повышением температуры уменьшается, что обусловлено непрочностью связи между молекулами растворенного вещества и растворителя. Другой важной закономерностью, описывающей растворимость газов в жидкостях, является закон Генри: Растворимость газа прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.
Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.
Водные растворы состоят из воды (растворителя) и растворенного вещества. Состояние веществ в водном растворе при необходимости обозначается нижним индексом (р), например, KNO 3 в растворе – KNO 3(p) .
Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества – концентрированными. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества, называется ненасыщенным, а раствор, в котором вещество перестает растворяться при данных условиях, – насыщенным. Последний раствор всегда находится в контакте (в гетерогенном равновесии) с нерастворившимся веществом (один кристалл или более).
В особых условиях, например при осторожном (без перемешивания) охлаждении горячего ненасыщенного раствора твердого вещества, может образоваться пересыщенный раствор. При введении кристалла вещества такой раствор разделяется на насыщенный раствор и осадок вещества.
В соответствии с химической теорией растворов Д. И. Менделеева растворение вещества в воде сопровождается, во-первых, разрушением химических связей между молекулами (межмолекулярные связи в ковалентных веществах) или между ионами (в ионных веществах), и, таким образом, частицы вещества смешиваются с водой (в которой также разрушается часть водородных связей между молекулами). Разрыв химических связей совершается за счет тепловой энергии движения молекул воды, при этом происходит затрата энергии в форме теплоты.
Во-вторых, попав в воду, частицы (молекулы или ионы) вещества подвергаются гидратации. В результате образуются гидраты – соединения неопределенного состава между частицами вещества и молекулами воды (внутренний состав самих частиц вещества при растворении не изменяется). Такой процесс сопровождается выделением энергии в форме теплоты за счет образования новых химических связей в гидратах.
В целом раствор либо охлаждается (если затрата теплоты превосходит ее выделение), либо нагревается (в противном случае); иногда – при равенстве затраты теплоты и ее выделения – температура раствора остается неизменной.
Многие гидраты оказываются настолько устойчивыми, что не разрушаются и при полном выпаривании раствора. Так, известны твердые кристаллогидраты солей CuSO 4 5Н 2 O, Na 2 CO 3 10Н 2 O, KAl(SO 4) 2 12Н 2 O и др.
Содержание вещества в насыщенном растворе при Т = const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды, например 65,2 г КBr/100 г Н 2 O при 20 °C. Следовательно, если 70 г твердого бромида калия ввести в 100 г воды при 20 °C, то 65,2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4,8 г твердого КBr (избыток) останется на дне стакана.
Следует запомнить, что содержание растворенного вещества в насыщенном растворе равно , в ненасыщенном растворе меньше и в пересыщенном растворе больше его растворимости при данной температуре. Так, раствор, приготовленный при 20 °C из 100 г воды и сульфата натрия Na 2 SO 4 (растворимость 19,2 г/100 г Н 2 O), при содержании
15,7 г соли – ненасыщенный;
19.2 г соли – насыщенный;
2O.3 г соли – пересыщенный.
Растворимость твердых веществ (табл. 14) обычно увеличивается с ростом температуры (КBr, NaCl), и лишь для некоторых веществ (CaSO 4 , Li 2 CO 3) наблюдается обратное.
Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет; например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52,6 (20 °C) и 15,4 г/100 г Н 2 O (80 °C), а при 20 °C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н 2 O.
В соответствии со значениями растворимости различают вещества:
– хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (например, КBr – при 20 °C растворимость 65,2 г/100 г Н 2 O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М;
– малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO 4 – при 20 °C растворимость 0,206 г/100 г Н 2 O; 0,015М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью 0,1–0,001М;
– практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежимо мала по сравнению с массой растворителя (например, AgCl – при 20 °C растворимость 0,00019 г на 100 г Н 2 O; 0,0000134М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью менее чем 0,001М.
По справочным данным составлена таблица растворимости распространенных кислот, оснований и солей (табл. 15), в которой указан тип растворимости, отмечены вещества, не известные науке (не полученные) или полностью разлагающиеся водой.
Условные обозначения, используемые в таблице:
«р» – хорошо растворимое вещество
«м» – малорастворимое вещество
«н» – практически нерастворимое вещество
«-» – вещество не получено (не существует)
«» – вещество смешивается с водой неограниченно
Примечание. Данная таблица отвечает приготовлению насыщенного раствора при комнатной температуре путем внесения вещества (в соответствующем агрегатном состоянии) в воду. Следует учесть, что получение осадков малорастворимых веществ с помощью реакций ионного обмена возможно не всегда (подробнее см. 13.4).
13.2. Электролитическая диссоциация
Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N 2 , жидкость хлороформ СНCl 3 , твердое вещество сахароза C 12 Н 22 О 11 , которые в водном растворе существуют в виде гидратов их молекул.
Известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул MA nН 2 O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + nН 2 O и анионы А nН 2 O:
Такие вещества относят к электролитам.
Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887).
Электролитическая диссоциация ионных кристаллических веществ (М +)(А -) в воде является необратимой реакцией:
Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:
Электролитическая диссоциация веществ MA, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:
Такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:
В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.
Количественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации и обозначается? , всегда? > 0.
Для сильных электролитов? = 1 по определению (диссоциация таких электролитов полная).
Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества (с д) к общей концентрации вещества в растворе (с):
Степень диссоциации – это доля от единицы или от 100 %. Для слабых электролитов? « С 1 (100 %).
Для слабых кислот Н n А степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:
Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т. е. при разбавлении раствора) и при нагревании .
В разбавленных растворах сильных кислот Н n А их гидроанионы Н n-1 А не существуют, например:
B концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становится заметным:
(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения? 1 и? 2 возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.
Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:
Распространенные сильные кислоты:
В разбавленном водном растворе (условно до 10 %-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот Н n А в список вошли их гидроанионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.
Распространенные слабые кислоты:
Основания – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:
Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 , Fe(OH) 2 и других практического значения не имеет.
К сильным основаниям (щелочам ) относятся NaOH, КОН, Ва(ОН) 2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH 3 Н 2 O.
Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме Н + , и любые анионы, кроме ОН - :
Речь идет только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.
Аналогично диссоциируют двойные соли:
Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:
Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:
а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он сам диссоциирует также полностью:
и полное уравнение диссоциации запишется в виде:
(растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);
б) если гидроанион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:
либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):
При? 1 > ? 2 преобладает диссоциация (и раствор соли будет кислым), а при? 1 > ? 2 – гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO 3 - , H 2 PO 4 - , H 2 AsO 4 - и HSeO 3 - , растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между? 1 и а 2 изучаются только в высшей школе).
Оснoвные соли MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.
13.3. Диссоциация воды. Среда растворов
Сама вода – это очень слабый электролит:
Концентрации катиона Н + и аниона ОН - в чистой воде весьма малы и составляют 1 10 -7 моль/л при 25 °C.
Катион водорода Н + представляет собой простейшее ядро – протон р + (электронная оболочка катиона Н + – пустая, 1s 0). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н 2 O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:
В дальнейшем для простоты оставляется запись Н + (но подразумевается Н 3 O +).
Типы среды водных растворов:
Для воды при комнатной температуре имеем:
следовательно, в чистой воде:
Это равенство справедливо и для водных растворов:
Практическая шкала рН отвечает интервалу 1-13 (разбавленные растворы кислот и оснований):
В практически нейтральной среде с рН = 6–7 и рН = 7–8 концентрация Н + и ОН - очень мала (1 10 -6 – 1 10 -7 моль/л) и почти равна концентрации этих ионов в чистой воде. Такие растворы кислот и оснований считаются предельно разбавленными (содержат очень мало вещества).
Для практического установления типа среды водных растворов служат индикаторы – вещества, которые окрашивают в характерный цвет нейтральные, кислые и/или щелочные растворы.
Распространенные в лаборатории индикаторы – это лакмус, метилоранж и фенолфталеин.
Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовым в сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.
13.4. Реакции ионного обмена
В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов . При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления (обменные реакции) или изменять их (окислительно-восстановительные реакции). Примеры, приводимые далее, относятся к обменным реакциям (о протекании окислительно-восстановительных реакций см. разд. 14).
В соответствии с правилом Бертолле, ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в виде газов) или растворимые вещества – слабые электролиты (в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений - молекулярным, полным и кратким ионным. Ниже полные ионные уравнения опущены (читателю предлагается составить их самому).
При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться таблицей растворимости (см. табл. 8).
Примеры реакций с выпадением осадков:
Внимание! Указанные в таблице растворимости (см. табл. 15) малорастворимые («м») и практически нерастворимые («н») соли выпадают в осадок именно в том виде, как они представлены в таблице (СаF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v, AlPO 4 v и т. д.).
В табл. 15 не указаны карбонаты – средние соли с анионом CO 3 2- . Следует иметь в виду, что:
1) К 2 СO 3 , (NH 4) 2 CO 3 и Na 2 CO 3 растворимы в воде;
2) Ag 2 CO 3 , ВаСO 3 и СаСO 3 практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например:
3) соли остальных катионов, такие как MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 и другие, хотя и нерастворимы в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т. е. их нельзя получить этим способом).
Например, карбонат железа (II) FeCO 3 , полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит, при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO 4 и К 2 СO 3 выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:
Аналогично FeCO 3 , сульфид хрома (III) Cr 2 S 3 (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:
В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаются водой - сульфид алюминия Al 2 S 3 (а также BeS) и ацетат хрома (III) Cr(СН 3 СОО) 3:
Следовательно, эти соли также нельзя получить по обменной реакции в растворе:
(в последней реакции состав осадка более сложный; подробнее такие реакции изучают в высшей школе).
Примеры реакций с выделением газов:
Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитами, ионный вид уравнения отсутствует, например:
13.5. Гидролиз солей
Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа (ниже речь идет о средних солях).
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
1) диссоциация соли в растворе – необратимая реакция (степень диссоциации? = 1, или 100 %);
2) собственно гидролиз, т. е. взаимодействие ионов соли с водой, – обратимая реакция (степень гидролиза? < 1, или 100 %).
Уравнения 1-го и 2-го этапов – первый из них необратим, второй обратим – складывать нельзя!
Отметим, что соли, образованные катионами щелочей и анионами сильных кислот, гидролизу не подвергаются, они лишь диссоциируют при растворении в воде. В растворах солей КCl, NaNO 3 , Na 2 SO 4 и BaI 2 среда нейтральная .
В случае взаимодействия аниона гидролизом соли по аниону.
Диссоциация соли KNO 2 протекает полностью, гидролиз аниона NO 2 – в очень малой степени (для 0,1М раствора – на 0,0014 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал щелочным (среди продуктов гидролиза присутствует ион ОН -), в нем рН = 8,14.
Гидролизу подвергаются анионы только слабых кислот (в данном примере – нитрит-ион NO 2 - , отвечающий слабой азотистой кислоте HNO 2). Анион слабой кислоты притягивает к себе катион водорода, имеющийся в воде, и образует молекулу этой кислоты, а гидроксид-ион остается свободным:
Список гидролизующихся анионов:
Обратите внимание, что в примерах (в – д) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроанионов (HCO 3 - , HPO 4 2- , HS -) писать формулы соответствующих кислот (Н 2 СO 3 , Н 3 РO 4 , H 2 S). Гидролиз – обратимая реакция, и протекать «до конца» (до образования кислоты Н n А) он не может.
Если бы такая неустойчивая кислота, как Н 2 СO 3 , образовалась в растворе своей соли Na 2 CO 3 , то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO 2 (Н 2 СO 3 = СO 2 v + Н 2 O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.
Степень гидролиза соли по аниону зависит от степени диссоциации продукта гидролиза – кислоты (HNO 2 , НClO, HCN) или ее гидроаниона (HCO 3 - , HPO 4 2- , HS -); чем слабее кислота, тем выше степень гидролиза. Например, ионы СО 3 2- , РО 4 3- и S 2- подвергаются гидролизу в большей степени (в 0,1 М растворах ~ 5 %, 37 % и 58 % соответственно), чем ион NO 2 , так как диссоциация Н 2 СO 3 и H 2 S по 2-й ступени, а Н 3 РO 4 по 3-й ступени (т. е. диссоциация ионов HCO 3 - , HS - и HPO 4 2-) протекает значительно меньше, чем диссоциация кислоты HNO 2 . Поэтому растворы, например, Na 2 CO 3 , К 3 РO 4 и BaS будут сильнощелочными (в чем легко убедиться по мылкости раствора соды на ощупь). Избыток ионов ОН в растворе легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами (рН-метрами).
Если в концентрированный раствор сильно гидролизующейся по аниону соли, например Na 2 CO 3 , внести алюминий, то последний (вследствие амфотерности) прореагирует с ОН -
и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО 3 2- (ведь в раствор Na 2 CO 3 мы не добавляли щелочь NaOH!).
В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:
Диссоциация соли Ni(NO 3) 2 протекает полностью, гидролиз катиона Ni 2+ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н +), в нем рН = 5,96.
Гидролизу подвергаются катионы только малорастворимых основных и амфотерных гидроксидов и катион аммония NH 4 + . Гидролизуемый катион притягивает к себе анион ОН - , имеющийся в воде, и образует соответствующий гидроксокатион, а катион Н + остается свободным:
Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:
Список гидролизующихся катионов:
Примеры:
Обратите внимание, что в примерах (а – в) нельзя увеличивать число молекул воды и вместо гидроксокатионов FeOH 2+ , CrOH 2+ , ZnOH + писать формулы гидроксидов FeO(OH), Cr(OH) 3 , Zn(OH) 2 . Если бы гидроксиды образовались, то из растворов солей FeCl 3 , Cr 2 (SO 4) 3 и ZnBr 2 выпали бы осадки, чего не наблюдается (эти соли образуют прозрачные растворы).
Избыток катионов Н + легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также
проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl 3:
вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н + :
и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al 3+ (ведь в раствор AlCl 3 мы не добавляли кислоту!).
Примеры заданий частей А, В1. Сильный электролит – это
1) С 6 Н 5 ОН
2) СН 3 СООН
3) С 2 Н 4 (ОН) 2
2. Слабый электролит – это
1) иодоводород
2) фтороводород
3) сульфат аммония
4) гидроксид бария
3. В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты
1) угольной
2) азотистой
3) азотной
4-7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням
сумма коэффициентов равна
8-11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора
8. NaOH, Ва(ОН) 2
9. Sr(OH) 2 , Са(ОН) 2
10. КОН, LiOH
11. CsOH, Са(ОН) 2
общая сумма коэффициентов составляет
12. В известковой воде содержится набор частиц
1) СаОН+, Са 2+ , ОН -
2) Са 2+ , ОН - , Н 2 O
3) Са 2+ , Н 2 O, О 2-
4) СаОН + , О 2- , Н+
13-16. При диссоциации одной формульной единицы соли
14. К 2 Cr 2 O 7
16. Cr 2 (SO 4) 3
число образующихся ионов равно
17. Наибольшее количество иона РО 4 -3 можно обнаружить в растворе, содержащем 0,1 моль
18. Реакция с выпадением осадка – это
1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >…
2) AgF + HNO 3 >…
3) Na 2 HPO 4 + NaOH >…
4) Na 2 SiO 3 + HCl >…
19. Реакция с выделением газа – это
1) NaOH + СН 3 СООН >…
2) FeSO 4 + КОН >…
3) NaHCO 3 + HBr >…
4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S >…
20. Краткое ионное уравнение ОН - + Н + = Н 2 O отвечает взаимодействию
1) Fe(OH) 2 + НCl >…
2) NaOH + HNO 2 >…
3) NaOH + HNO 3 >…
4) Ва(ОН) 2 + KHSO 4 >…
21. В ионном уравнении реакции
SO 2 + 2OН = SO 3 2- + Н 2 O
ион ОН - может отвечать реагенту
4) С 6 Н 5 ОН
22-23. Ионное уравнение
22. ЗСа 2+ + 2РO 4 3- = Са 3 (РO 4) 2 v
23. Са 2+ + НРO 4 2- = СаНРO 4 v
соответствует реакции между
1) Са(ОН) 2 и К 3 РO 4
2) СаCl 2 и NaH 2 PO 4
3) Са(ОН) 2 и Н 3 РО 4
4) СаCl и К 2 НРO 4
24-27. В молекулярном уравнении реакции
24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >…
25. Na 2 S + Cu(NO 3) 2 >…
26. Ca(HSO 3) 2 >…
27. K 2 SO 3 + 2HBr >… сумма коэффициентов равна
28-29. Для реакции полной нейтрализации
28. Fe(OH) 2 + HI >…
29. Ва(ОН) 2 + H 2 S >…
сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет
30-33. В кратком ионном уравнении реакции
30. NaF + AlCl 3 >…
31. К 2 СO 3 + Sr(NO 3) 2 >…
32. Mgl 2 + К 3 РO 4 >…
33. Na 2 S + H 2 SO 4 >…
сумма коэффициентов равна
34-36. В водном растворе соли
34. Са(ClO 4) 2
36. Fe 2 (SO 4) 3
образуется среда
1) кислотная
2) нейтральная
3) щелочная
37. Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли
38. Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах
1) ВаCl 2 , Fe(NO 3) 3
2) Na 2 CO 3 , SrS
4) MgCl 2 , RbNO 3
39. Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.
40. Установите соответствие между солью и средой раствора.
41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.
Растворимость - это способность веществ растворяться в воде. Одни вещества очень хорошо растворяются в воде, некоторые даже в неограниченных количествах. Другие - лишь в небольших количествах, а третьи - вообще почти не растворяются. Поэтому вещества делят на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые.
К растворимым относятся такие вещества, которые в 100 г воды растворяются в количестве больше 1 г (NaCl, сахар, HCl, KNO 3). Малорастворимые вещества растворяются в количестве от 0,01 г до 1 г в 100 г воды (Ca(OH) 2 , CaSO 4). Практически нерастворимые вещества не могут раствориться в 100 г воды в количестве больше 0,01 г (металлы, CaCO 3 , BaSO 4).
При протекании химических реакций в водных растворах могут образовываться нерастворимые вещества, которые выпадают в осадок или находятся во взвешенном состоянии, делая раствор мутным.
Существует таблица растворимости в воде кислот, оснований и солей, где отражено является ли соединение растворимым. Все соли калия и натрия, а также все нитраты (соли азотной кислоты) хорошо растворимы в воде. Из сульфатов (солей серной кислоты) малорастворим сульфат кальция, нерастворимы сульфаты бария и свинца. Хлорид свинца малорастворим, а хлорид серебра нерастворим.
Если в клетках таблицы растворимости стоит черточка, это значит, что соединение реагирует с водой, в результате чего образуются другие вещества, т. е. соединение в воде не существует (например, карбонат алюминия).
Все твердые вещества, даже хорошо растворимые в воде, растворяются лишь в определенных количествах. Растворимость веществ выражают числом, которое показывает наибольшую массу вещества, которая может раствориться в 100 г воды при определенных условиях (обычно имеется в виду температура). Так при 20 °C в воде растворяется 36 г поваренной соли (хлорида натрия NaCl), более 200 г сахара.
С другой стороны, вообще нерастворимых веществ нет. Любое практически нерастворимое вещество хотя бы в очень незначительных количествах, но растворяется в воде. Например, мел растворяется в 100 г воды при комнатной температуре в количестве 0,007 г.
Большинство веществ с повышением температуры лучше растворяются в воде. Однако NaCl почти одинаково растворим при любой температуре, а Ca(OH)2 (известь) лучше растворяется при более низкой температуре. На основе зависимости растворимости веществ от температуры строят кривые растворимости.
Если в растворе при данной температуре еще можно растворить какое-то количество вещества, то такой раствор называют ненасыщенным. Если же достигнут придел растворимости, и больше вещества растворить нельзя, то говорят, что раствор насыщенный.
Когда охлаждают насыщенный раствор, то растворимость вещества понижается, и, следовательно, оно начинает выпадать в осадок. Часто вещество выделяется в виде кристаллов. Для разных солей кристаллы имеют свою форму. Так кристаллы поваренной соли имеют кубическую форму, у калийной селитры они похожи на иголки.