Opløselighed er et stofs evne til at dannes med forskellige opløsningsmidler. homogene blandinger. Som vi allerede har nævnt, bestemmer mængden af ​​opløst stof, der kræves for at opnå en mættet opløsning, dette stof. I denne henseende har opløselighed det samme mål som sammensætning, såsom massefraktionen af ​​et opløst stof i dets mættede opløsning eller mængden af ​​opløst stof i dets mættede opløsning.

Alle stoffer med hensyn til deres opløselighed kan klassificeres i:

• Godt opløseligt - mere end 10 g stof kan opløses i 100 g vand.
• Lidt opløseligt - mindre end 1 g stof kan opløses i 100 g vand.
• Uopløselig - mindre end 0,01 g stof kan opløses i 100 g vand.

Det er kendt, at hvis polaritet Polariteten af ​​det opløste stof svarer til polariteten af ​​opløsningsmidlet, så det er sandsynligt, at det opløses. Hvis polariteterne er forskellige, så vil løsningen med en høj grad af sandsynlighed ikke fungere. Hvorfor sker dette?

Polært opløsningsmiddel – polært opløst stof.

Lad os som et eksempel beskrive en opløsning af bordsalt i vand. Som vi allerede ved, er vandmolekyler polære i naturen med en delvis positiv ladning på hvert brintatom og en delvis negativ ladning på iltatomet. Og ioniske faste stoffer, som natriumchlorid, indeholder kationer og anioner. Derfor, når bordsalt placeres i vand, delvist positiv ladning på vandmolekylernes brintatomer tiltrækkes af den negativt ladede klorion i NaCl. Ligeledes delvist negativ ladning på iltatomerne i vandmolekylerne tiltrækkes af den positivt ladede natriumion i NaCl. Og siden tiltrækningen af ​​vandmolekyler for natrium- og klorioner stærkere interaktion holder dem sammen, opløses saltet.

Ikke-polært opløsningsmiddel – et ikke-polært opløst stof.

Lad os prøve at opløse et stykke carbontetrabromid i carbontetrachlorid. I fast tilstand holdes kulstoftetrabromidmolekyler sammen af ​​meget svage dispersionsinteraktioner. Når det placeres i kultetrachlorid, vil dets molekyler være arrangeret mere kaotisk, dvs. systemets entropi øges, og forbindelsen opløses.

Opløsningsligevægte

Overvej en opløsning af en let opløselig forbindelse. For at der kan etableres ligevægt mellem et fast stof og dets opløsning, skal opløsningen være mættet og i kontakt med den uopløste del af det faste stof.

Lad for eksempel ligevægt etableres i en mættet opløsning af sølvchlorid:

AgCl(s)=Ag + (aq) + Cl - (aq)

Den pågældende forbindelse er ionisk og er til stede i form af ioner, når den er opløst. Vi ved allerede, at i heterogene reaktioner forbliver koncentrationen af ​​det faste stof konstant, hvilket giver os mulighed for at inkludere det i ligevægtskonstanten. Derfor vil udtrykket for se sådan ud:

K = [Cl - ]

Denne konstant kaldes opløselighedsprodukt PR, forudsat at koncentrationerne er udtrykt i mol/l.

PR = [Cl - ]

Opløselighedsprodukt er lig med produktet af de molære koncentrationer af de ioner, der deltager i ligevægten, i potenser lig med de tilsvarende støkiometriske koefficienter i ligevægtsligningen.
Det er nødvendigt at skelne mellem begrebet opløselighed og produkt af opløselighed. Et stofs opløselighed kan ændre sig, når et andet stof tilsættes opløsningen, og opløselighedsproduktet afhænger ikke af tilstedeværelsen af yderligere stoffer. Selvom disse to mængder er indbyrdes forbundne, hvilket gør det muligt at kende den ene mængde til at beregne den anden.

Afhængighed af opløselighed af temperatur og tryk

Vand spiller vigtig rolle i vores liv er det i stand til at opløses et stort antal af stoffer, der har stor betydning for os. Derfor vil vi fokusere på vandige løsninger.

Opløselighed gasser stiger med stigning i tryk gas over opløsningsmidlet, og opløseligheden af ​​faste stoffer og flydende stoffer afhænger af tryk ubetydeligt.

William Henry kom først til den konklusion, at mængden af ​​gas, der opløses ved en konstant temperatur i et givet volumen væske, er direkte proportional med dets tryk. Denne udtalelse kendt som Henriks lov og det er udtrykt ved følgende forhold:

С = k·P,

hvor C er opløseligheden af ​​gas i væskefasen

P – gastryk over opløsningen

k - Henrys konstant

Den følgende figur viser opløselighedskurverne for nogle gasser i vand på temperatur ved konstant gastryk over opløsningen (1 atm)

Som det kan ses, falder opløseligheden af ​​gasser med stigende temperatur, i modsætning til de fleste ionforbindelser, hvis opløselighed stiger med stigende temperatur.

Temperaturens indvirkning på opløseligheden afhænger af den entalpiændring, der opstår under opløsningsprocessen. Under en endoterm proces stiger opløseligheden med stigende temperatur. Dette følger af, hvad vi allerede ved : Hvis du ændrer på en af ​​betingelserne, hvorunder systemet er i en ligevægtstilstand - koncentration, tryk eller temperatur - så vil ligevægten skifte i retning af den reaktion, der modvirker denne ændring.

Lad os forestille os, at vi har at gøre med en løsning, der er i ligevægt med et delvist opløst stof. Og denne proces er endoterm, dvs. går med absorption af varme udefra, så:

Stof + opløsningsmiddel + varme = opløsning

Ifølge Le Chateliers princip på endotermisk proces, skifter ligevægten i en retning, der bidrager til et fald i varmetilførslen, dvs. til højre. Således øges opløseligheden. Hvis processen eksotermisk, så fører en stigning i temperaturen til et fald i opløseligheden.

Afhængighed af opløselighed af ioniske forbindelser på temperatur

Det er kendt, at der er opløsninger af væsker i væsker. Nogle af dem kan opløses i hinanden i ubegrænsede mængder, som vand og ethanol, mens andre kun opløses delvist. Så hvis du forsøger at opløse carbontetrachlorid i vand, dannes der to lag: det øverste er en mættet opløsning af vand i carbontetrachlorid, og det nederste er en mættet opløsning af carbontetrachlorid i vand. Når temperaturen stiger, stiger den gensidige opløselighed af sådanne væsker generelt. Dette sker, indtil det er nået kritisk temperatur, hvor begge væsker blandes i vilkårlige forhold. Opløseligheden af ​​væsker er praktisk talt uafhængig af tryk.

Når et stof, der kan opløses i en af ​​disse to væsker, indføres i en blanding bestående af to ikke-blandbare væsker, vil dets fordeling mellem disse væsker være proportional med dets opløselighed i hver af dem. De der. ifølge distributionsloven et stof, der er i stand til at opløses i to ublandbare opløsningsmidler, er fordelt mellem dem, således at forholdet mellem dets koncentrationer i disse opløsningsmidler ved en konstant temperatur forbliver konstant, uanset den samlede mængde opløst stof:

C 1 / C 2 = K,

hvor C 1 og C 2 er koncentrationerne af stoffet i to væsker

K – fordelingskoefficient.

Kategorier ,

LØSELIGHED Et stofs evne til at opløses i et bestemt opløsningsmiddel kaldes. Et mål for et stofs opløselighed under givne forhold er dets indhold i en mættet opløsning . Hvis mere end 10 g af et stof opløses i 100 g vand, så kaldes et sådant stof meget opløseligt. Hvis mindre end 1 g af et stof opløses, opløses stoffet let opløselig. Endelig overvejes stoffet praktisk uopløselige, hvis mindre end 0,01 g stof går i opløsning. Der er ingen absolut uopløselige stoffer. Selv når vi hælder vand i en glasbeholder, går en meget lille del af glasmolekylerne uundgåeligt i opløsning.

Opløselighed, udtrykt i massen af ​​et stof, der kan opløses i 100 g vand ved en given temperatur, kaldes også opløselighedskoefficient.

Nogle stoffers opløselighed i vand kl stuetemperatur.

Opløselighed af de fleste (men ikke alle!) faste stoffer med stigende temperatur stiger den, og opløseligheden af ​​gasser falder tværtimod. Dette skyldes primært, at gasmolekyler termisk bevægelse er i stand til at forlade opløsning meget lettere end faste molekyler.

Hvis vi måler stoffers opløselighed ved forskellige temperaturer, så vil det vise sig, at nogle stoffer mærkbart ændrer deres opløselighed afhængigt af temperatur, andre - ikke ret meget

Ved opløsning af faste stoffer i vand systemets volumen ændrer sig normalt lidt Derfor er opløseligheden af ​​stoffer i fast tilstand praktisk talt uafhængig af tryk.

Væsker kan også opløses i væsker. Nogle af dem er ubegrænset opløselige i hinanden, det vil sige, at de blandes med hinanden i alle forhold, såsom alkohol og vand, mens andre kun opløses gensidigt til en vis grænse. Så hvis du ryster diethylether med vand, dannes to lag: det øverste er en mættet opløsning af vand i ether, og det nederste er en mættet opløsning af ether i vand. I de fleste tilfælde, med stigende temperatur, øges væskernes gensidige opløselighed, indtil der opnås en temperatur, ved hvilken begge væsker blandes i vilkårlige forhold.

Opløsning af gasser i vand er en eksoterm proces. Derfor falder opløseligheden af ​​gasser med stigende temperatur. Hvis du efterlader et glas med koldt vand, så er dens indre vægge dækket af gasbobler - dette er luft, der blev opløst i vand og frigives fra det på grund af opvarmning. Kogning kan fjerne al opløst luft fra vandet.

En opløsning er et homogent system bestående af to eller flere stoffer, hvis indhold kan ændres inden for visse grænser uden at forstyrre homogeniteten.

Vand løsninger består af vand(opløsningsmiddel) og opløst stof. Tilstand af stoffer i vandig opløsning hvis det er nødvendigt, er det angivet med et underskrift (p), for eksempel KNO 3 i opløsning - KNO 3 (p).

Opløsninger, der indeholder en lille mængde opløst stof, kaldes ofte fortyndet og løsninger med højt indhold opløst stof - koncentreret. En opløsning, hvor yderligere opløsning af et stof er mulig, kaldes umættet og en opløsning, hvori et stof holder op med at opløses under givne betingelser er mættet. Sidstnævnte opløsning er altid i kontakt (i heterogen ligevægt) med et uopløst stof (en krystal eller flere).

I særlige forhold for eksempel ved forsigtig (uden omrøring) afkøling af en varm umættet opløsning solid stoffer, der kan dannes overmættet løsning. Når en krystal af et stof indføres, opdeles en sådan opløsning i en mættet opløsning og et bundfald af stoffet.

I overensstemmelse med kemisk teori løsninger D.I. Mendeleev, er opløsningen af ​​et stof i vand ledsaget af for det første ødelæggelse kemiske bindinger mellem molekyler ( intermolekylære bindinger V kovalente stoffer) eller mellem ioner (i ioniske stoffer), og dermed blandes stoffets partikler med vand (i hvilken del af hydrogenbindinger mellem molekyler). Brydningen af ​​kemiske bindinger sker på grund af den termiske energi af bevægelse af vandmolekyler, og dette sker koste energi i form af varme.

For det andet, en gang i vand, udsættes partikler (molekyler eller ioner) af stoffet for hydrering. Som resultat, hydrater- forbindelser med usikker sammensætning mellem stofpartikler og vandmolekyler ( indre sammensætning selve stoffets partikler ændres ikke ved opløsning). Denne proces er ledsaget fremhævning energi i form af varme på grund af dannelsen af ​​nye kemiske bindinger i hydrater.

Generelt er løsningen enten køler ned(hvis varmeforbruget overstiger dets frigivelse), eller varmes op (i Ellers); nogle gange - hvis varmetilførslen og dens frigivelse er ens - forbliver opløsningens temperatur uændret.

Mange hydrater viser sig at være så stabile, at de ikke falder sammen, selv når opløsningen er fuldstændig fordampet. Således er faste krystallinske hydrater af saltene CuS04 5H 2 O, Na 2 CO 3 10 H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O osv. kendt.

Indholdet af et stof i en mættet opløsning kl T= konstant karakteriserer kvantitativt opløselighed af dette stof. Opløselighed udtrykkes sædvanligvis som massen af ​​opløst stof pr. 100 g vand, for eksempel 65,2 g KBr/100 g H 2 O ved 20 °C. Derfor, hvis 70 g fast kaliumbromid tilsættes til 100 g vand ved 20 °C, vil 65,2 g salt gå i opløsning (som vil blive mættet), og 4,8 g fast KBr (overskud) vil blive tilbage ved bunden af ​​glasset.

Det skal huskes, at indholdet af opløste stoffer i rig løsning lige med, V umættet løsning mindre og i overmættet løsning mere dets opløselighed ved en given temperatur. Således er en opløsning fremstillet ved 20 °C af 100 g vand og natriumsulfat Na 2 SO 4 (opløselighed 19,2 g/100 g H 2 O), indeholdende

15,7 g salt – umættet;

19,2 g salt - mættet;

2O,3 g salt – overmættet.

Opløseligheden af ​​faste stoffer (tabel 14) stiger normalt med stigende temperatur (KBr, NaCl), og kun for nogle stoffer (CaSO 4, Li 2 CO 3) observeres det modsatte.

Opløseligheden af ​​gasser falder med stigende temperatur og stiger med stigende tryk; for eksempel ved et tryk på 1 atm er opløseligheden af ​​ammoniak 52,6 (20 °C) og 15,4 g/100 g H2O (80 °C), og ved 20 °C og 9 atm er den 93,5 g/100 g H2O.

I overensstemmelse med opløselighedsværdier skelnes stofferne:

– meget opløselig, hvis masse i en mættet opløsning er sammenlignelig med massen af ​​vand (for eksempel KBr - ved 20 °C opløselighed 65,2 g/100 g H 2 O; 4,6 M opløsning), danner de mættede opløsninger med en molaritet på mere end 0,1 M;

– lidt opløselig, hvis masse i en mættet opløsning er væsentligt mindre end massen af ​​vand (f.eks. CaSO 4 - ved 20 °C opløselighed 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M opløsning), danner de mættede opløsninger med en molaritet på 0,1– 0,001 M;

– praktisk talt uopløselige, hvis masse i en mættet opløsning er ubetydelig sammenlignet med opløsningsmidlets masse (for eksempel AgCl - ved 20 °C opløselighed 0,00019 g pr. 100 g H 2 O; 0,0000134 M opløsning), danner de mættede opløsninger med en molaritet på mindre end 0,001 M.

Kompileret baseret på referencedata opløselighedstabel almindelige syrer, baser og salte (tabel 15), som angiver typen af ​​opløselighed, stoffer, der ikke er kendt af videnskaben(ikke opnået) eller fuldstændigt nedbrudt af vand.

Legende, brugt i tabellen:

"r" - godt opløseligt stof

"m" - svagt opløseligt stof

"n" - praktisk talt uopløseligt stof

"-" - stof ikke modtaget (eksisterer ikke)

"" - stoffet blandes ubegrænset med vand

Bemærk. Denne tabel svarer til fremstillingen af ​​en mættet opløsning ved stuetemperatur ved tilsætning af et stof (i det relevante aggregeringstilstand) i vand. Det skal tages i betragtning, at opnåelse af udfældning af dårligt opløselige stoffer ved hjælp af ionbytterreaktioner ikke altid er muligt (for flere detaljer, se 13.4).

13.2. Elektrolytisk dissociation

Opløsningen af ​​ethvert stof i vand ledsages af dannelsen af ​​hydrater. Hvis der samtidig ikke forekommer formelændringer i partiklerne af det opløste stof i opløsningen, klassificeres sådanne stoffer som ikke-elektrolytter. De er for eksempel gas nitrogen N 2, væske chloroform CHCI3, fast saccharose C 12 H 22 O 11, som i vandig opløsning eksisterer i form af hydrater af deres molekyler.

Mange stoffer er kendt (i generel opfattelse MA), som efter opløsning i vand og dannelse af hydrater af MA nH 2 O-molekyler undergår betydelige formelændringer. Som et resultat opstår der hydratiserede ioner i opløsningen - kationer M + nH 2 O og anioner A nH 2 O:

Sådanne stoffer er klassificeret som elektrolytter.

Processen med fremkomst af hydrerede ioner i en vandig opløsning hedder elektrolytisk dissociation (S. Arrhenius, 1887).

Elektrolytisk dissociation ionisk krystallinske stoffer(M +)(A -) i vand er irreversible reaktion:

Sådanne stoffer hører til stærke elektrolytter disse omfatter mange baser og salte, for eksempel:

Elektrolytisk dissociation af MA-stoffer bestående af polar kovalente molekyler, er reversibel reaktion:

Sådanne stoffer er klassificeret som svage elektrolytter; de omfatter mange syrer og nogle baser, for eksempel:

I fortyndede vandige opløsninger af svage elektrolytter vil vi altid finde både de originale molekyler og produkterne af deres dissociation - hydratiserede ioner.

Den kvantitative egenskab ved elektrolytdissociation kaldes grad af dissociation og er angivet? , Altid? > 0.

Til stærk elektrolytter? = 1 pr. definition (dissociationen af ​​sådanne elektrolytter er fuldstændig).

Til svag af elektrolytter, er dissociationsgraden forholdet mellem molkoncentrationen af ​​det dissocierede stof (c d) og den samlede koncentration af stoffet i opløsning (c):

Graden af ​​dissociation er en brøkdel af enhed eller 100%. For svage elektrolytter? « Fra 1 (100%).

Til svage syrer H n Og graden af ​​dissociation ved hvert næste trin falder kraftigt sammenlignet med det foregående:

Graden af ​​dissociation afhænger af elektrolyttens art og koncentration samt af opløsningens temperatur; det vokser med formindske koncentration af stoffet i opløsningen (dvs. når opløsningen er fortyndet) og hvornår opvarmning.

I fortyndet løsninger stærke syrer H n A deres hydroanioner H n-1 A eksisterer ikke, for eksempel:

B koncentreret I opløsninger bliver indholdet af hydroanioner (og endda de originale molekyler) mærkbart:

(det er umuligt at opsummere ligningerne for stadierne af reversibel dissociation!). Ved opvarmning af værdierne? 1 og? 2 stigning, hvilket fremmer reaktioner, der involverer koncentrerede syrer.

Syrer er elektrolytter, der ved dissociation leverer hydrogenkationer til en vandig opløsning og ikke danner andre positive ioner:

almindelige stærke syrer:

I en fortyndet vandig opløsning (betinget op til 10 % eller 0,1 molær) dissocierer disse syrer fuldstændigt. For stærke syrer H n A omfatter listen deres hydroanioner(anioner sure salte), også dissocierer fuldstændigt under disse forhold.

almindelige svage syrer:

Baser er elektrolytter, der, når de dissocieres, leverer hydroxidioner og ingen andre ioner til en vandig opløsning. negative ioner danner ikke:

Dissociation tungt opløselig baser Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 og andre praktisk betydning har ikke.

TIL stærk grunde ( alkalier) omfatter NaOH, KOH, Ba(OH)2 og nogle andre. Den mest berømte svage base er ammoniakhydrat NH 3 H 2 O.

Mediumsalte er elektrolytter, der ved dissociation tilfører alle kationer undtagen H + og alle anioner undtagen OH - til en vandig opløsning:

Vi taler kun om meget opløselige salte. Dissociation tungt opløselig og praktisk talt uopløselige salte er ligegyldige.

Dissociér på samme måde dobbeltsalte:

Syresalte(de fleste af dem er opløselige i vand) dissocierer fuldstændigt efter typen af ​​medium salte:

De resulterende hydroanioner udsættes til gengæld for vand:

a) hvis hydroanionen tilhører stærk syre, så dissocierer den også selv fuldstændigt:

Og komplet ligning dissociation vil blive skrevet som:

(opløsninger af sådanne salte vil nødvendigvis være sure såvel som opløsninger af de tilsvarende syrer);

b) hvis hydroanionen tilhører svag syre, så er dens adfærd i vand dobbelt - enten ufuldstændig dissociation som en svag syre:

eller interaktion med vand (kaldet reversibel hydrolyse):

På? 1 >? 2 dissociation dominerer (og saltopløsningen vil være sur), og ved? 1 >? 2 - hydrolyse (og saltopløsningen vil være basisk). Således vil opløsninger af salte med anionerne HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - og HSeO 3 - være sure, opløsninger af salte med andre anioner (de fleste af dem) vil være alkaliske. Med andre ord betyder navnet "surt" for salte med et flertal af hydroanioner ikke, at disse anioner vil opføre sig som syrer i opløsning (hydrolyse af hydroanioner og beregningen af ​​forholdet mellem α1 og α2 studeres kun i gymnasiet).

Grundlæggende salte MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 og andre er for det meste praktisk talt uopløselige i vand, og det er umuligt at diskutere deres adfærd i en vandig opløsning.

13.3. Dissociation af vand. Opløsningsmedium

Selve vandet er meget svag elektrolyt:

Koncentrationer af H + kation og OH - anion i rent vand meget lille og udgør 1 10 -7 mol/l ved 25 °C.

Brintkationen H + er den enkleste kerne - en proton p+(H+-kationens elektronskall er tom, 1s 0). En fri proton har høj mobilitet og gennemtrængende evne; omgivet af polære H 2 O-molekyler kan den ikke forblive fri. Protonen binder sig straks til vandmolekylet:

I det følgende bibeholdes for nemheds skyld notationen H + (men H 3 O + er underforstået).

Typer miljøer med vandig opløsning:

For vand ved stuetemperatur har vi:

derfor i rent vand:

Denne lighed gælder også for vandige opløsninger:

Den praktiske pH-skala svarer til området 1-13 (fortyndede opløsninger af syrer og baser):

I et praktisk taget neutralt miljø med pH = 6–7 og pH = 7–8 er koncentrationen af ​​H + og OH - meget lille (1 10 -6 – 1 10 -7 mol/l) og er næsten lig med koncentrationen af disse ioner i rent vand. Sådanne opløsninger af syrer og baser overvejes ekstremt fortyndet (indeholder meget lidt stof).

For praktisk at fastslå typen af ​​medium af vandige opløsninger, brug indikatorer– stoffer, der giver en karakteristisk farve til neutrale, sure og/eller basiske opløsninger.

Almindelige indikatorer i laboratoriet er lakmus, methylorange og phenolphtalein.

Methylorange (en indikator for et surt miljø) bliver lyserød i en stærkt sur opløsning (tabel 16), phenolphtalein (en indikator for et alkalisk miljø) - crimson i en stærkt basisk opløsning, og lakmus bruges i alle miljøer.

13.4. Ionbytningsreaktioner

I fortyndede opløsninger af elektrolytter (syrer, baser, salte) sker der normalt kemiske reaktioner med deltagelse ioner. I dette tilfælde kan alle elementer i reagenserne bevare deres oxidationstilstande ( udvekslingsreaktioner) eller ændre dem ( redoxreaktioner). Eksemplerne nedenfor vedrører udvekslingsreaktioner (for forekomsten af ​​redoxreaktioner, se afsnit 14).

I overensstemmelse med Berthollets regelioniske reaktioner forløber praktisk talt irreversibelt, hvis der dannes faste, svagt opløselige stoffer(de udfælder) meget flygtige stoffer(de frigives som gasser) eller opløselige stoffer – svage elektrolytter(inklusive vand). Ioniske reaktioner er repræsenteret ved et system af ligninger - molekylær, komplet Og kort ionisk. De komplette ioniske ligninger er udeladt nedenfor (læseren opfordres til selv at komponere dem).

Når man skriver ligninger ioniske reaktioner Det er bydende nødvendigt at følge opløselighedstabellen (se tabel 8).

Eksempler reaktioner med nedbør:

Opmærksomhed! De tungtopløselige (“m”) og praktisk talt uopløselige (“n”) salte angivet i opløselighedstabellen (se tabel 15) præcipiterer nøjagtigt som de er præsenteret i tabellen (CaF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO 4 v osv.).

I tabel 15 ikke specificeret karbonater– mellemstore salte med CO 3 2- anionen. Husk venligst at:

1) K2CO3, (NH4)2CO3 og Na2CO3 er opløselige i vand;

2) Ag 2 CO 3, BaCO 3 og CaCO 3 er praktisk talt uopløselige i vand og udfælder som sådan, for eksempel:

3) salte af andre kationer, såsom MgCO 3, CuCO 3, FeCO 3, ZnCO 3 og andre, selv om de er uopløselige i vand, udfældes ikke fra en vandig opløsning under ioniske reaktioner (dvs. de kan ikke opnås på denne måde).

For eksempel jern(II)carbonat FeCO 3, opnået "tørt" eller taget i form af et mineral siderit, når det tilsættes vand, udfældes det uden synlig vekselvirkning. Men når man forsøger at opnå det ved en udvekslingsreaktion i en opløsning mellem FeSO 4 og K 2 CO 3, udfældes et bundfald af hovedsaltet (den betingede sammensætning er angivet, i praksis er sammensætningen mere kompleks) og kuldioxid er udgivet:

Svarende til FeCO 3, sulfid krom (III) Cr 2 S 3 (uopløseligt i vand) udfældes ikke fra opløsning:

I tabel 15 angiver heller ikke salte, der nedbrydes vand - sulfid aluminium Al 2 S 3 (samt BeS) og acetat chrom (III) Cr(CH 3 COO) 3:

Følgelig kan disse salte heller ikke opnås ved en udvekslingsreaktion i opløsning:

(i sidstnævnte reaktion er sammensætningen af ​​bundfaldet mere kompleks; sådanne reaktioner studeres mere detaljeret på videregående uddannelser).

Eksempler reaktioner med gasfrigivelse:

Eksempler reaktioner med dannelse af svage elektrolytter:

Hvis reagenserne og produkterne fra udvekslingsreaktionen ikke er stærke elektrolytter, ioniske arter der er ingen ligning, for eksempel:

13.5. Hydrolyse af salte

Hydrolyse af et salt er vekselvirkningen af ​​dets ioner med vand, hvilket fører til udseendet af sure eller alkalisk miljø, men ikke ledsaget af dannelse af sediment eller gas (nedenfor vi taler om omkring mellemstore salte).

Hydrolyseprocessen sker kun med deltagelse opløselig salte og består af to faser:

1) dissociation salte i opløsning - irreversible reaktion (grad af dissociation? = 1 eller 100%);

2) faktisk hydrolyse, dvs. samspillet mellem saltioner og vand, – reversibel reaktion (grad af hydrolyse?< 1, или 100 %).

Ligninger for 1. og 2. trin - den første af dem er irreversibel, den anden er reversibel - du kan ikke tilføje dem!

Bemærk, at salte dannet af kationer alkalier og anioner stærk syrer undergår ikke hydrolyse; de ​​dissocierer kun, når de opløses i vand. I opløsninger af salte KCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 og BaI 2 miljøet neutral.

I tilfælde af interaktion anion hydrolyse af saltet ved anionen.

Dissociation af KNO 2-saltet sker fuldstændig, hydrolyse af NO 2-anionen sker i meget lille udstrækning (for en 0,1 M opløsning - med 0,0014%), men dette er nok til at opløsningen bliver alkalisk(blandt hydrolyseprodukterne er der en OH - ion), den har en pH = 8,14.

Anioner undergår kun hydrolyse svag syrer (i i dette eksempel– nitrition NO 2 - svarende til svag salpetersyrling HNO 2). Anionen af ​​en svag syre tiltrækker hydrogenkationen til stede i vand og danner et molekyle af denne syre, mens hydroxidionen forbliver fri:

Liste over hydrolyserbare anioner:

Bemærk venligst, at du i eksemplerne (c – e) ikke kan øge antallet af vandmolekyler og i stedet for hydroanioner (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) skal du skrive formlerne for de tilsvarende syrer (H 2 CO 3, H 3 PO4, H2S). Hydrolyse - reversibel reaktion, og det kan ikke fortsætte "til enden" (indtil dannelsen af ​​syre H n A).

Hvis en sådan ustabil syre som H 2 CO 3 blev dannet i en opløsning af dens salt Na 2 CO 3, ville der frigives CO 2 gas fra opløsningen (H 2 CO 3 = CO 2 v + H 2 O). Men når sodavand opløses i vand, dannes der en gennemsigtig opløsning uden gasudvikling, hvilket er tegn på ufuldstændig hydrolyse af CO|-anionen. med udseendet af kun hydroanion i opløsning kulsyre HCOg.

Graden af ​​hydrolyse af et salt med anion afhænger af graden af ​​dissociation af hydrolyseproduktet - syre (HNO 2, HClO, HCN) eller dets hydroanion (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); jo svagere syren er, jo højere grad af hydrolyse. For eksempel undergår CO 3 2-, PO 4 3- og S 2- ioner hydrolyse til i højere grad(i 0,1 M opløsninger henholdsvis ~ 5 %, 37 % og 58 %) end NO 2-ionen, da dissociationen af ​​H 2 CO 3 og H 2 S er i 2. trin, og H 3 PO 4 er i 3. trintrin (dvs. dissociationen af ​​HCO 3 -, HS - og HPO 4 2- ioner) forekommer signifikant mindre end dissociationen af ​​syren HNO 2. Derfor vil løsninger for eksempel Na 2 CO 3, K 3 PO 4 og BaS være meget alkalisk(hvilket er let at verificere ved at sodavandsopløsningen er sæbe ved berøring). Overskydende OH-ioner i opløsning kan let påvises med en indikator eller måles specielle enheder(pH meter).

Hvis i koncentreret opløsning et salt, der er stærkt hydrolyseret af anionen, for eksempel Na 2 CO 3, tilsæt aluminium, så vil sidstnævnte (pga. amfotericitet) reagere med OH -

og brintudvikling vil blive observeret. Det her - yderligere bevis hydrolyse af CO 3 2- ionen sker (vi tilsatte trods alt ikke alkali NaOH til Na 2 CO 3 opløsningen!).

I tilfælde af interaktion kation opløst salt med vand kaldes processen hydrolyse af salt med kation:

Dissociationen af ​​Ni(NO 3) 2-saltet sker fuldstændigt, hydrolysen af ​​Ni 2+-kationen sker i meget lille udstrækning (for en 0,1 M opløsning - med 0,001%), men dette er nok til, at opløsningen bliver sur(H+-ion er til stede blandt hydrolyseprodukterne), pH = 5,96.

Kationer af kun let opløselige basiske og amfotere hydroxider og ammoniumkation NH4+. Den hydrolyserede kation tiltrækker OH - anionen i vand og danner den tilsvarende hydroxokation, mens H + kationen forbliver fri:

Ammoniumkationen dannes i dette tilfælde svagt fundament– ammoniakhydrat:

Liste over hydrolyserbare kationer:

Eksempler:

Bemærk venligst, at man i eksempel (a – c) ikke kan øge antallet af vandmolekyler og i stedet for hydroxokationerne FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + skriv formlerne for hydroxiderne FeO(OH), Cr(OH) 3, Zn(OH) 2. Hvis der blev dannet hydroxider, ville der dannes præcipitation fra opløsninger af FeCl 3 , Cr 2 (SO 4) 3 og ZnBr 2-salte, hvilket ikke observeres (disse salte danner transparente opløsninger).

Overskydende H+-kationer kan let detekteres med en indikator eller måles med specielle enheder. Du kan også

lave sådan et eksperiment. I en koncentreret opløsning af et salt, der er stærkt hydrolyseret af kationen, for eksempel AlCl 3:

magnesium eller zink tilsættes. Sidstnævnte vil reagere med H+:

og brintudvikling vil blive observeret. Dette eksperiment er yderligere bevis på hydrolysen af ​​Al3+-kationen (vi tilsatte trods alt ikke syre til AlCl3-opløsningen!).

Eksempler på opgaver til del A, B

1. Stærk elektrolyt- Det her

1) C6H5OH

2) CH3COOH

3) C2H4 (OH) 2

2. Svag elektrolyt- Det her

1) hydrogeniodid

2) hydrogenfluorid

3) ammoniumsulfat

4) bariumhydroxid

3. I en vandig opløsning danner hver 100 molekyler 100 hydrogenkationer til syre

1) kul

2) nitrogenholdig

3) nitrogen

4-7. I ligningen for dissociation af en svag syre i alle mulige trin

summen af ​​koefficienterne er lig

8-11. For dissociationsligninger i en opløsning af to alkalier sæt

8. NaOH, Ba(OH) 2

9. Sr(OH)2, Ca(OH)2

10. KOH, LiOH

11. CsOH, Ca(OH) 2

den samlede sum af koefficienterne er

12.V lime vand indeholder et sæt partikler

1) CaOH+, Ca2+, OH -

2) Ca2+, OH-, H2O

3) Ca 2+, H 2 O, O 2-

4) CaOH+, O 2-, H+

13-16. Når man adskiller en formelenhed salt

14. K 2 Cr 2 O 7

16. Cr2 (SO 4) 3

antallet af dannede ioner er lig med

17. Størst mængden af ​​PO 4 -3 ion kan påvises i en opløsning indeholdende 0,1 mol

18. En reaktion med nedbør er

1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >...

2) AgF + HNO3 >...

3) Na2HPO4 + NaOH >...

4) Na2SiO3 + HCl >...

19. En reaktion med frigivelse af gas er

1) NaOH + CH3COOH >...

2) FeSO4 + KOH >...

3) NaHC03 + HBr >…

4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S >...

20. Den korte ioniske ligning OH - + H + = H 2 O svarer til interaktionen

1) Fe(OH)2 + HCl >…

2) NaOH + HNO2 >...

3) NaOH + HNO3 >...

4) Ba(OH)2 + KHSO4 >...

21. B ionisk ligning reaktioner

SO 2 + 2ON = SO 3 2- + H 2 O

OH-ion - kan svare til reagenset

4) C6H5OH

22-23. Ionisk ligning

22. ZCa 2+ + 2PO 4 3- = Ca 3 (PO 4) 2 v

23. Ca 2+ + HPO 4 2- = CaHPO 4 v

svarer til reaktionen mellem

1) Ca(OH)2 og K3PO4

2) CaCl 2 og NaH 2 PO 4

3) Ca(OH)2 og H3PO4

4) CaCl og K 2 HPO 4

24-27. I den molekylære reaktionsligning

24. Na3PO4 + AgNO3 >...

25. Na 2S + Cu(NO 3) 2 >…

26. Ca(HSO 3) 2 >...

27. K 2 SO 3 + 2HBr >... summen af ​​koefficienterne er

28-29. For en fuldstændig neutraliseringsreaktion

28. Fe(OH)2 + HI >…

29. Ba(OH)2 + H2S >…

summen af ​​koefficienterne i den komplette ionligning er

30-33. I den korte ioniske reaktionsligning

30. NaF + AlCl3 >…

31. K 2 CO 3 + Sr(NO 3) 2 >...

32. Mgl 2 + K 3 PO 4 >...

33. Na2S + H2SO4 >...

summen af ​​koefficienterne er lig

34-36. I en vandig saltopløsning

34. Ca(ClO4) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

miljø dannes

1) surt

2) neutral

3) alkalisk

37. Koncentrationen af ​​hydroxidion stiger, efter at salt er opløst i vand

38. Neutralt miljø vil være i den endelige opløsning efter blanding af opløsningerne af de originale salte i sæt

1) BaCl 2, Fe(NO 3) 3

2) Na2CO3, SrS

4) MgCl2, RbNO3

39. Match salt med dets evne til at hydrolysere.

40. Match saltet med opløsningsmediet.

41. Etabler en overensstemmelse mellem salt og koncentrationen af ​​hydrogenkation efter opløsning af saltet i vand.

Opløsning er en spontan, reversibel fysisk-kemisk proces, der omfatter tre hovedstadier.

Forstøvningsstadiet er ødelæggelsen af ​​krystalgitteret af det stof, der opløses; processen er endoterm (D ved H>O).

2) Stadium af solvatisering (hydratisering) - dannelsen af ​​solvatisering (hydrat) skaller omkring partiklerne af det opløste stof; eksoterm proces, (D sol H<О).

3) Diffusionstrin - ensartet fordeling af det opløste stof i hele opløsningens volumen (D dif H ≈ O).

Opløsningsvarmen (D р Н) er således en integralværdi:

D p H = D ved H + D sol H + D diff H

Opløsningens varme er den termiske effekt af at opløse 1 mol af et stof i et uendeligt stort volumen opløsningsmiddel.

Opløsningen af ​​de fleste faste stoffer i vand er en endoterm proces (D p H > 0), fordi den varme, der absorberes på forstøvningstrinnet, kompenseres ikke af den varme, der frigives på solvateringstrinnet. Når gasser opløses, frigives varme (D p H< 0), т.к. их растворение не включает стадию атомизация (газообразные вещества не образуют кристаллических решеток). Растворение жидкостей друг в друге протекает без заметного теплового эффекта (D p H ≈ 0), т.к. главной стадией их растворения является диффузия.

Som enhver reversibel proces, når opløsningen ligevægt. En opløsning, der er i ligevægt med et overskud af opløst stof kaldes mættet. Ved ligevægt er opløsningshastigheden lig med krystallisationshastigheden.

I henhold til graden af ​​mætning er løsninger:

umættet: indeholder mindre opløst stof end mættede,

rig,

overmættet: indeholder mere opløst stof end mættede (de er ustabile).

4.3. Opløselighed af gasser, væsker og faste stoffer i vand

Opløselighed (S) er et stofs evne til at opløses i et givet opløsningsmiddel. Det er lig med indholdet af det opløste stof i dets mættede opløsning ved en given temperatur.

Opløselighed afhænger af stoffernes beskaffenhed og systemets termodynamiske parametre. Indflydelsen af ​​stoffernes natur på opløseligheden er beskrevet af reglen: " Ligesom opløses i lignende" Med andre ord opløses polære stoffer godt i polære opløsningsmidler, og ikke-polære stoffer opløses godt i ikke-polære. For eksempel: salt NaCl er meget opløseligt i vand og dårligt opløseligt i benzen; I2 er meget opløseligt i benzen og dårligt opløseligt i vand.

Opløsningen af ​​gasser i vand kan repræsenteres ved diagrammet:

A (gas) + H 2 OA (opløsning), D р Н<О

I overensstemmelse med Le Chateliers princip, når temperaturen stiger, skifter ligevægten til venstre, dvs. opløselighed falder, og med faldende temperatur - til højre øges opløseligheden (tabel 3).

Tabel 3 - Opløselighed af gasser (l/1l H 2 O) ved p = 1 atm.

I overensstemmelse med Le Chateliers princip, når trykket stiger, skifter ligevægten til højre, dvs. opløseligheden af ​​gasser øges. Den kvantitative afhængighed af gasopløselighed på tryk er beskrevet af Henrys ligning (1803):

hvor k er Henrys konstant,

s - gastryk over opløsningen.

Henrys lov tillader os at afsløre årsagerne til dekompressionssyge. Det forekommer hos dykkere, piloter og repræsentanter for andre erhverv, som på grund af deres erhverv hurtigt bevæger sig fra et højtryksmiljø til et lavtryksmiljø.

Under en persons ophold i et miljø med højt tryk er hans blod og væv mættet med nitrogen (N 2) og delvist kuldioxid (CO 2). Der er ingen ophobning af ilt, da det bruges på fysiologiske processer i kroppen. Når en person hurtigt bevæger sig ind i et lavtryksmiljø, frigives overskydende mængder af opløste gasser, som ikke når at diffundere gennem lungerne og danne gaspropper i væv og blodkar. Dette fører til blokering og ruptur af blodkapillærer, ophobning af gasbobler i det subkutane fedtvæv, i leddene og i knoglemarven. Symptomer på trykfaldssyge omfatter svimmelhed, kløe, muskel- og brystsmerter, åndedrætssvigt, lammelser og død.

Opløseligheden af ​​gasser påvirkes af tilstedeværelsen af ​​elektrolytter i opløsning. Denne afhængighed er beskrevet af Sechenov-ligningen (1859):

hvor S og So er opløseligheden af ​​gassen i en elektrolytopløsning og rent vand,

c - elektrolytkoncentration,

k er Sechenov-konstanten.

Af Sechenovs ligning følger det, at jo højere elektrolytkoncentrationen i opløsningen er, jo lavere er opløseligheden af ​​gasser. Dette er grunden til, at opløseligheden af ​​gasser i vand er større end i plasma (tabel 4).

Tabel 4 - Opløselighed af gasser i rent vand og blodplasma ved 38ºС

Opløsningen af ​​en væske i vand kan repræsenteres ved diagrammet:

A (g) + H 2 OA (opløsning)

Hovedstadiet for opløsning af en væske i en væske er diffusion, hvis hastighed stiger med stigende temperatur. Følgelig stiger den gensidige opløselighed af væsker med stigende temperatur.

Der er tre typer væsker:

a) ubegrænset opløselige i hinanden: H 2 SO 4 / H 2 O, C 2 H 5 OH / H 2 O;

b) tungtopløselig: C 6 H 6 / H 2 O

c) absolut uopløseligt: ​​Hg / H 2 O.

Hvis en tredje komponent tilsættes til et system af to ublandbare væsker, så er forholdet mellem dets koncentrationer i hver væske en konstant værdi ved en given temperatur (Nernst-Shilov distributionslov) (figur 6).

Tegning6 - Nernst-Shilov distributionsret

Nernst-Shilov-loven er det teoretiske grundlag for ekstraktion, en af ​​metoderne til at adskille blandinger.

Opløsningen af ​​faste stoffer i vand beskrives ved følgende skema:

A (k) + H 2 OA (opløsning), Dр Н > O

Hvis en tungtopløselig elektrolyt (salt, base eller syre) opløses, kan den heterogene ligevægt mellem det faste stof og dets ioner i en mættet opløsning repræsenteres af diagrammet:

AnBm (k) nAm+ (aq) + mB n- (aq).

Denne ligevægt er karakteriseret ved at bruge opløselighedskonstanten Ks, som er en heterogen ligevægtskonstant:

K s = n m

Til binære elektrolytter n = m= 1, derfor

K s = · .

Følgelig er S2=Ks og S=

For eksempel, når det tungtopløselige salt BaSO 4 opløses i vand, etableres en heterogen ligevægt mellem stoffets krystaller og dets ioner i en mættet opløsning:

BaSO 4 (k) Ba 2+ (aq) + SO 4 2- (aq)

Ifølge loven om massevirkning er K S = = 1,1·10 -10.

Derfor S =
.

Jo lavere K'er, jo lavere er stoffets opløselighed, og jo lettere er det for et bundfald af tungt opløselig elektrolyt at dannes.

Betingelsen for dannelsen af ​​et bundfald af tungtopløselig elektrolyt kan formuleres som følger: Udfældninger dannes fra mættede og overmættede opløsninger. I en mættet opløsning · = K s , og i en overmættet opløsning · > K s

En af de vigtigste heterogene processer in vivo er dannelsen af ​​knoglevæv. Den vigtigste mineralkomponent i knoglevæv er calciumhydroxyphosphat (hydroxyapatit) Ca 5 (RO 4 ) 3 HAN.

Processen med knoglevævsdannelse kan repræsenteres som følger. I blodet ved pH = 7,4 er anionerne HPO 4 2– og H 2 PO 4 – samt Ca 2+ kationer til stede i omtrent lige store mængder. Efter at have sammenlignet opløselighedskonstanterne for CaHPO 4 (K S = 2,7∙10 –7) og Ca(H 2 PO 4) 2 (K S = 1∙10 –3), bliver det tydeligt, at CaHPO 4-saltet er mindre opløseligt. Som følge heraf er det CaHPO 4, der dannes i den første fase af knoglevævsdannelsen:

Ca 2+ + NPO 4 2– CaHPO 4 .

Yderligere dannelse af hydroxoapatit forløber i overensstemmelse med ligningerne:

3 CaHPO 4 + Ca 2+ + 2 OH – Ca 4 H(PO 4) 3 + 2 H 2 O,

Ca 4 H (PO 4) 3 + Ca 2+ + 2 OH – Ca 5 (PO 4) 3 OH + H 2 O.

Opløselighedskonstanten for hydroxoapatit er meget lille (K S = 10 -58), hvilket indikerer den høje stabilitet af knoglevæv.

Med et overskud af Ca 2+ ioner i blodet forskydes balancen til højre, hvilket fører til forkalkning af knoglerne. Ved mangel på Ca 2+ skifter ligevægten til venstre; knoglevæv ødelægges. Hos børn fører dette til rakitis, udvikler sig hos voksne osteoporose.

Hvis der er mangel på calcium i knoglevæv, kan dets plads tages af de nærmeste elektroniske analoger: beryllium og strontium. Deres ophobning forårsager i overensstemmelse hermed beryllium og strontium rakitis(øget skrøbelighed og skrøbelighed af knogler). Når radioisotopen Sr-90 inkorporeres i knoglevæv, bestråles knoglemarven, hvilket kan føre til leukæmi og andre kræftformer. Calcium blokerer for kroppens ophobning af radioaktivt strontium.

En opløsning er et homogent system bestående af to eller flere stoffer, hvis indhold kan ændres inden for visse grænser uden at forstyrre homogeniteten.

Vand løsninger består af vand(opløsningsmiddel) og opløst stof. Tilstanden af ​​stoffer i en vandig opløsning er om nødvendigt angivet med et underskrift (p), for eksempel KNO 3 i opløsning - KNO 3 (p).

Opløsninger, der indeholder en lille mængde opløst stof, kaldes ofte fortyndet og løsninger med et højt indhold af opløste stoffer - koncentreret. En opløsning, hvor yderligere opløsning af et stof er mulig, kaldes umættet og en opløsning, hvori et stof holder op med at opløses under givne betingelser er mættet. Sidstnævnte opløsning er altid i kontakt (i heterogen ligevægt) med et uopløst stof (en krystal eller flere).

Under særlige forhold, for eksempel ved forsigtig (uden omrøring) afkøling af en varm umættet opløsning solid stoffer, der kan dannes overmættet løsning. Når en krystal af et stof indføres, opdeles en sådan opløsning i en mættet opløsning og et bundfald af stoffet.

I overensstemmelse med kemisk teori om løsninger D.I. Mendeleev, er opløsningen af ​​et stof i vand ledsaget af for det første ødelæggelse kemiske bindinger mellem molekyler (intermolekylære bindinger i kovalente stoffer) eller mellem ioner (i ioniske stoffer), og dermed blandes stoffets partikler med vand (hvor nogle af brintbindingerne mellem molekyler også ødelægges). Brydningen af ​​kemiske bindinger sker på grund af den termiske energi af bevægelse af vandmolekyler, og dette sker koste energi i form af varme.

For det andet, en gang i vand, udsættes partikler (molekyler eller ioner) af stoffet for hydrering. Som resultat, hydrater– forbindelser med usikker sammensætning mellem partikler af et stof og vandmolekyler (den indre sammensætning af selve stoffets partikler ændres ikke ved opløsning). Denne proces er ledsaget fremhævning energi i form af varme på grund af dannelsen af ​​nye kemiske bindinger i hydrater.

Generelt er løsningen enten køler ned(hvis varmeforbruget overstiger dets frigivelse), eller opvarmes (ellers); nogle gange - hvis varmetilførslen og dens frigivelse er ens - forbliver opløsningens temperatur uændret.

Mange hydrater viser sig at være så stabile, at de ikke falder sammen, selv når opløsningen er fuldstændig fordampet. Således er faste krystallinske hydrater af saltene CuS04 5H 2 O, Na 2 CO 3 10 H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O osv. kendt.

Indholdet af et stof i en mættet opløsning kl T= konstant karakteriserer kvantitativt opløselighed af dette stof. Opløselighed udtrykkes sædvanligvis som massen af ​​opløst stof pr. 100 g vand, for eksempel 65,2 g KBr/100 g H 2 O ved 20 °C. Derfor, hvis 70 g fast kaliumbromid tilsættes til 100 g vand ved 20 °C, vil 65,2 g salt gå i opløsning (som vil blive mættet), og 4,8 g fast KBr (overskud) vil blive tilbage ved bunden af ​​glasset.

Det skal huskes, at indholdet af opløste stoffer i rig løsning lige med, V umættet løsning mindre og i overmættet løsning mere dets opløselighed ved en given temperatur. Således er en opløsning fremstillet ved 20 °C af 100 g vand og natriumsulfat Na 2 SO 4 (opløselighed 19,2 g/100 g H 2 O), indeholdende

15,7 g salt – umættet;

19,2 g salt - mættet;

2O,3 g salt – overmættet.

Opløseligheden af ​​faste stoffer (tabel 14) stiger normalt med stigende temperatur (KBr, NaCl), og kun for nogle stoffer (CaSO 4, Li 2 CO 3) observeres det modsatte.

Opløseligheden af ​​gasser falder med stigende temperatur og stiger med stigende tryk; for eksempel ved et tryk på 1 atm er opløseligheden af ​​ammoniak 52,6 (20 °C) og 15,4 g/100 g H2O (80 °C), og ved 20 °C og 9 atm er den 93,5 g/100 g H2O.

I overensstemmelse med opløselighedsværdier skelnes stofferne:

– meget opløselig, hvis masse i en mættet opløsning er sammenlignelig med massen af ​​vand (for eksempel KBr - ved 20 °C opløselighed 65,2 g/100 g H 2 O; 4,6 M opløsning), danner de mættede opløsninger med en molaritet på mere end 0,1 M;

– lidt opløselig, hvis masse i en mættet opløsning er væsentligt mindre end massen af ​​vand (f.eks. CaSO 4 - ved 20 °C opløselighed 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M opløsning), danner de mættede opløsninger med en molaritet på 0,1– 0,001 M;

– praktisk talt uopløselige, hvis masse i en mættet opløsning er ubetydelig sammenlignet med opløsningsmidlets masse (for eksempel AgCl - ved 20 °C opløselighed 0,00019 g pr. 100 g H 2 O; 0,0000134 M opløsning), danner de mættede opløsninger med en molaritet på mindre end 0,001 M.

Kompileret baseret på referencedata opløselighedstabel almindelige syrer, baser og salte (tabel 15), som angiver typen af ​​opløselighed, stoffer ukendt for videnskaben (ikke opnået) eller fuldstændigt nedbrudt af vand er noteret.

Konventioner brugt i tabellen:

"r" - meget opløseligt stof

"m" - svagt opløseligt stof

"n" - praktisk talt uopløseligt stof

"–" - stof ikke modtaget (eksisterer ikke)

» – stoffet blandes ubegrænset med vand

Bemærk. Denne tabel svarer til fremstillingen af ​​en mættet opløsning ved stuetemperatur ved at tilsætte stoffet (i passende aggregeringstilstand) til vand. Det skal tages i betragtning, at opnåelse af udfældning af dårligt opløselige stoffer ved hjælp af ionbytterreaktioner ikke altid er muligt (for flere detaljer, se 13.4).

Hvad vil vi gøre med det modtagne materiale:

Hvis dette materiale var nyttigt for dig, kan du gemme det på din side på sociale netværk:

Tweet

Alle emner i dette afsnit:

Fælles elementer. struktur af atomer. Elektroniske skaller. Orbitaler
Kemisk grundstof - bestemt type atomer, betegnet ved navn og symbol og karakteriseret ved atomnummer og relativ atommasse. I tabel 1 liste

Hver orbital kan ikke rumme mere end to elektroner.
En elektron i en orbital kaldes uparret, to elektroner kaldes et elektronpar:

Grundstoffernes egenskaber er periodisk afhængige af ordenstallet.
Periodisk tilbagevendende karakter af sammensætningsændringer elektronskal grundstoffers atomer forklarer periodisk ændring egenskaber ved grundstoffer, når de bevæger sig gennem perioder og grupper Pe

Molekyler. Kemisk binding. Stoffers struktur
Kemiske partikler dannet af to eller flere atomer kaldes molekyler (virkelige eller konventionelle formelenheder af polyatomiske stoffer). Atomer i mol

Calcium
Calcium er et element i den 4. periode og gruppe IIA Periodiske system, serienummer 2O. Elektronisk formel atom 4s2, oxidationstilstand

Aluminium
Aluminium er et grundstof i 3. periode og IIIA-gruppe i det periodiske system, serienummer 13. Elektronisk formel for atomet 3s23p1,

Mangan
Mangan er et element i 4. periode og VIIB-gruppe i det periodiske system, serienummer 25. Atomets elektroniske formel er 3d54s2;

Almindelige egenskaber af metaller. Korrosion
Grundstoffer med metalliske egenskaber er placeret i IA – VIA-grupperne i det periodiske system (tabel 7).

Brint
Brint er det første grundstof i det periodiske system (1. periode, løbenummer 1). Har ikke fuldstændig analogi med de andre kemiske elementer og tilhører ikke nogen

Klor. Hydrogenchlorid
Klor er et element i 3. periode og VII A-gruppe i det periodiske system, løbenummer 17. Elektronisk formel for atomet 3s23p5, ha

Chlorider
Natriumchlorid NaCl. Iltfrit salt. Det almindelige navn er bordsalt. Hvid, let hygroskopisk. Smelter og koger uden nedbrydning. Opløses moderat

Hypoklorit. Klorater
Calciumhypochlorit Ca(ClO)2. Hypoklorsyre salt HClO. Hvid, nedbrydes ved opvarmning uden at smelte. Opløselig i koldt vand(arr.

Bromider. Jodider
Kaliumbromid KBr. Iltfrit salt. Hvid, ikke-hygroskopisk, smelter uden nedbrydning. Meget opløseligt i vand, ingen hydrolyse. Reduktionsmiddel (svagere, h

Ilt
Ilt er et element i 2. periode og VIA-gruppen i det periodiske system, løbenummer 8, hører til kalkogenerne (men betragtes oftere separat). Elektronisk fo

Svovl. Svovlbrinte. Sulfider
Svovl er et grundstof i 3. periode og VIA-gruppe i det periodiske system, løbenummer 16, og hører til kalkogenerne. Elektronisk formel for atom 3s

Svovldioxid. Sulfitter
Svovldioxid SO2. Syreoxid. Farveløs gas med en skarp lugt. Molekylet har strukturen som en ufuldstændig trekant [: S(O)2] (sp

Svovlsyre. Sulfater
Svovlsyre H2SO4. Oxosyre. Farveløs væske, meget tyktflydende (olieagtig), meget hygroskopisk. Molek

Nitrogen. Ammoniak
Nitrogen er et element i 2. periode og VA-gruppe i det periodiske system, serienummer 7. Atomets elektroniske formel er 2s22p3, karakter

Nitrogenoxider. Salpetersyre
Nitrogenmonoxid NO. Ikke-saltdannende oxid. Farveløs gas. Radikal, indeholder en kovalent σπ‑binding (N=O), i faststofdimeren N2

Nitritter. Nitrater
KaliumnitritKNO2. Oxosol. Hvid, hygroskopisk. Smelter uden nedbrydning. Stabil i tør luft. Meget opløseligt i vand (formes farveløst

Gratis kulstof
Kulstof er et grundstof i 2. periode og gruppe IVA i det periodiske system, løbenummer 6. Kulstofkemien er hovedsageligt organiske forbindelsers kemi; uorganisk

Kuloxider
Kulilte CO. Ikke-saltdannende oxid. Farveløs gas, lugtfri, lettere end luft. Molekylet er svagt polært, indeholder en kovalent tredobbelt σππ

Karbonater
Natriumcarbonat Na2CO3. Oxosol. Teknisk navn sodavand. Hvidt, smelter og nedbrydes ved opvarmning. Følelser

Silicium
Silicium er et element i 3. periode og IVA-gruppe i det periodiske system, serienummer 14. Atomets elektroniske formel er 3s23p2. x

Alkaner. Cykloalkaner
Alkaner (paraffiner) er forbindelser af kulstof og brint, i hvis molekyler kulstofatomerne er forbundet med hinanden enkeltbinding(marginale kulbrinter

Alkenes. Alcadiener
Alkener (olefiner) er kulbrinter, hvis molekyler indeholder kulstofatomer forbundet med hinanden dobbeltbinding (umættede kulbrinter række

Alkoholer. Ethere. Fenoler
Alkoholer er kulbrintederivater, der indeholder den funktionelle OH (hydroxyl) gruppe. Alkoholer, der har én OH-gruppe, kaldes monoat

Aldehyder og ketoner
Aldehyder og ketoner er carbonhydridderivater, der indeholder den funktionelle carbonylgruppe CO. I aldehyder er carbonylgruppen bundet til a

Carboxylsyrer. Estere. Fedtstoffer
Carboxylsyrer– disse er kulbrintederivater indeholdende den funktionelle gruppe COOH (carboxyl). Formler og navne på nogle almindelige lægemidler

Kulhydrater
Kulhydrater (sukker) er de vigtigste naturlige forbindelser bestående af kulstof, brint og ilt. Kulhydrater opdeles i monosaccharider, disaccharider og polysaccharider

Nitroforbindelser. Aminer
Meget vigtigt i national økonomi nitrogenholdig organisk stof. Nitrogen kan være til stede i organiske forbindelser i form af nitrogruppen NO2, aminogruppen NH2 og en

Aminosyrer. Egern
Aminosyrer er organiske forbindelser, der indeholder to funktionelle grupper– syre COOH og amin NH2

Reaktionshastighed
Kvantitative egenskaber strømmens hastighed kemisk reaktion A + B → D + E er dens hastighed, dvs. hastigheden af ​​interaktion mellem partikler af reagenser A

Hastigheden af ​​en kemisk reaktion er direkte proportional med produktet af de molære koncentrationer af reaktanterne
hvis en reaktion kræver kollision af to reagerende molekyler. Denne afhængighed kaldes kinetisk lov handlende masser (K. Gullberg, P. Vogue

Energi af reaktioner
Enhver reaktion ledsages af frigivelse eller absorption af energi i form af varme. I udgangsmaterialer kemiske bindinger er revet i stykker, og der bliver brugt energi på dette (dvs

Reversibilitet af reaktioner
En kemisk reaktion kaldes reversibel, hvis der under givne forhold ikke kun sker en direkte reaktion (→), men også en omvendt reaktion, dvs. udgangsstofferne dannes

Når et ligevægtssystem påvirkes, forskydes den kemiske ligevægt til den side, der modvirker denne effekt.
Lad os overveje mere detaljeret indflydelsen af ​​faktorer som temperatur, tryk, koncentration på skiftet i ligevægt. 1. Temperatur. Temperaturstigning

Elektrolytisk dissociation
Opløsningen af ​​ethvert stof i vand ledsages af dannelsen af ​​hydrater. Hvis der samtidig ikke forekommer formelændringer i partiklerne af det opløste stof i opløsningen, så er sådanne stoffer

Dissociation af vand. Opløsningsmedium
Vand i sig selv er en meget svag elektrolyt:

Ionbytningsreaktioner
I fortyndede opløsninger af elektrolytter (syrer, baser, salte) forekommer kemiske reaktioner normalt med deltagelse af ioner. I dette tilfælde kan alle elementer i reagenserne bevares

Hydrolyse af salte
Hydrolyse af et salt er vekselvirkningen mellem dets ioner og vand, hvilket fører til udseendet af et surt eller basisk miljø, men ikke ledsaget af dannelsen af ​​bundfald eller gas (nedenfor

Oxidationsmidler og reduktionsmidler
Redoxreaktioner forekommer med en samtidig stigning og fald i grundstoffernes oxidationstilstande og ledsages af overførsel af elektroner:

Valg af odds ved hjælp af den elektroniske balancemetode
Metoden består af flere faser. 1. Skriv reaktionsskemaet ned; finde grundstoffer, der øger og mindsker deres oxidationstilstande, og bittern

Metalspændingsområde
I rækken af ​​metalspændinger svarer pilen til et fald i metallers reducerende evne og en stigning i deres kationers oxidationsevne i en vandig opløsning (surt miljø):

Elektrolyse af smelte og opløsning
Elektrolyse er redoxprocessen, der finder sted på elektroderne under passagen af ​​en konstant elektrisk strøm gennem løsninger eller

Massefraktion af opløst stof. Fortynding, koncentration og blanding af opløsninger
Massefraktion opløst stof B (ω in) er forholdet mellem massen af ​​stof B (t in) og massen af ​​opløsning (m (p)

Gasvolumenforhold
For den kemiske reaktion a A + b B = c C + d D er sammenhængen opfyldt

Masse (volumen, mængde af stof) af produktet ved reagens i overskud eller med urenheder
Overskud og mangel på reagenser. Reagensernes mængder, masser og volumener (for gasser) tages ikke altid støkiometrisk, dvs. i overensstemmelse med reaktionsligningerne. H

At finde molekylformlen for en organisk forbindelse
Når man udleder formler for stoffer, især i organisk kemi, bruges ofte den relative massefylde af gassen. Relativ tæthed gas X – forholdet mellem absolut densitet