Vesi on üks peamisi keemilisi ühendeid meie planeedil. Üks selle huvitavamaid omadusi on võime moodustada vesilahuseid. Ja paljudes teaduse ja tehnoloogia valdkondades mängib olulist rolli soola lahustuvus vees.
Lahustuvuse all mõistetakse erinevate ainete võimet moodustada homogeenseid (homogeenseid) segusid vedelike – lahustitega. See on materjali maht, mida kasutatakse lahustamiseks ja küllastunud lahuse moodustamiseks, mis määrab selle lahustuvuse, mis on võrreldav selle aine massiosa või selle kogusega kontsentreeritud lahuses.
Lahustumisvõime järgi liigitatakse soolad järgmiselt:
- Lahustuvad ained hõlmavad aineid, mida saab 100 g vees lahustada rohkem kui 10 g;
- Kergelt lahustuvad need, mille kogus lahustis ei ületa 1 g;
- lahustumatute ainete kontsentratsioon 100 g vees on alla 0,01.
Kui lahustamiseks kasutatava aine polaarsus on sarnane lahusti polaarsusega, on see lahustuv. Erineva polaarsusega ei ole ainet suure tõenäosusega võimalik lahjendada.
Kuidas lahustumine toimub?
Kui me räägime sellest, kas sool lahustub vees, siis enamiku soolade puhul on see õiglane väide. Seal on spetsiaalne tabel, mille järgi saate täpselt määrata lahustuvuse väärtuse. Kuna vesi on universaalne lahusti, seguneb see hästi teiste vedelike, gaaside, hapete ja sooladega.
Ühte ilmsemat näidet tahke aine lahustumisest vees võib köögis peaaegu iga päev jälgida lauasoola abil roogasid valmistades. Miks siis sool vees lahustub?
Paljud inimesed mäletavad oma kooli keemiakursusest, et vee ja soola molekulid on polaarsed. See tähendab, et nende elektripostid on vastupidised, mille tulemuseks on kõrge dielektriline konstant. Veemolekulid ümbritsevad teise aine ioone, näiteks käesoleval juhul NaCl. Nii saadakse homogeense konsistentsiga vedelik.
Temperatuuri mõju
On mõned tegurid, mis mõjutavad soolade lahustuvust. Esiteks on see lahusti temperatuur. Mida kõrgem see on, seda suurem on osakeste difusioonikoefitsient vedelikus ja massiülekanne toimub kiiremini.
Kuigi näiteks lauasoola (NaCl) lahustuvus vees praktiliselt ei sõltu temperatuurist, kuna selle lahustumiskoefitsient on 20° C juures 35,8 ja 78° C juures 38,0. Kuid tõusva temperatuuriga vasksulfaat (CaSO4) lahustub vees. vähem hästi.
Muud tegurid, mis mõjutavad lahustuvust, on järgmised:
- Lahustunud osakeste suurus – suurema faasieraldusala korral toimub lahustumine kiiremini.
- Segamisprotsess, mis intensiivsel läbiviimisel soodustab tõhusamat massiülekannet.
- Lisandite olemasolu: mõned kiirendavad lahustumisprotsessi, teised aga vähendavad protsessi kiirust, raskendades difusiooni.
Video soola lahustumise mehhanismi kohta
Soola võib määratleda kui ühendit, mis tekib happe ja aluse vahelisel reaktsioonil, kuid mis ei ole vesi. Selles jaotises käsitletakse neid soolade omadusi, mis on seotud ioontasakaaluga.
SOOLA REAKTSIOONID VEES
Veidi hiljem näidatakse, et lahustuvus on suhteline mõiste. Kuid eelseisva arutelu jaoks saame kõik soolad umbkaudu jagada vees lahustuvateks ja lahustumatud sooladeks.
Mõned soolad moodustavad vees lahustades neutraalseid lahuseid. Teised soolad moodustavad happelisi või aluselisi lahuseid. See on tingitud pöörduvast reaktsioonist soolaioonide ja vee vahel, mille tulemusena moodustuvad konjugeeritud happed või alused. See, kas soolalahus osutub neutraalseks, happeliseks või aluseliseks, sõltub soola tüübist. Selles mõttes on nelja tüüpi sooli.
Tugevate hapete ja nõrkade alustega moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna happelise lahuse. Võtame näiteks ammooniumkloriidi Kui see sool lahustatakse vees, toimib ammooniumiioon happena, annetades veele prootoni
Selles protsessis moodustunud ioonide liigne kogus põhjustab lahuse happelisi omadusi.
Nõrga happe ja tugeva aluse poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna leeliselise lahuse. Võtame näitena naatriumatsetaadi.Atsetaadi ioon toimib alusena, võttes veest vastu prootoni, mis sel juhul toimib happena:
Selles protsessis moodustunud OH-ioonide liigne kogus määrab lahuse leeliselised omadused.
Tugevate hapete ja tugevate alustega moodustunud soolad. Kui seda tüüpi soolad lahustatakse vees, moodustub neutraalne lahus. Näitena võtame naatriumkloriidi, mis vees lahustatuna ioniseerub täielikult ja seetõttu on ioonide kontsentratsioon võrdne ioonide kontsentratsiooniga. Kuna ei üks ega teine ioon ei astu happe-aluse reaktsioonidesse veega, sisse
Lahuses ei teki liigset ioone ega OH-d, mistõttu lahus osutub neutraalseks.
Nõrkade hapete ja nõrkade aluste poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolade näide on ammooniumatsetaat. Vees lahustatuna reageerib ammooniumiioon veega happena ja atsetaadi ioon reageerib veega alusena. Mõlemaid reaktsioone on kirjeldatud eespool. Nõrgast happest ja nõrgast alusest moodustunud soola vesilahus võib olla nõrgalt happeline, nõrgalt aluseline või neutraalne, olenevalt soola katioonide ja anioonide reaktsioonil veega tekkivate ioonide suhtelisest kontsentratsioonist. See sõltub katiooni ja aniooni dissotsiatsioonikonstantide väärtuste vahelisest suhtest.
Igapäevaelus kohtab inimesi harva Enamik esemeid on ainete segud.
Lahus on selline, milles komponendid on ühtlaselt segatud. Osakeste suuruse järgi on neid mitut tüüpi: jämedad süsteemid, molekulaarsed lahused ja kolloidsüsteemid, mida sageli nimetatakse soolteks. See artikkel käsitleb molekulaarset (või ainete lahustuvust vees - ühte peamistest ühendite moodustumist mõjutavatest tingimustest.
Ainete lahustuvus: mis see on ja miks seda vaja on?
Selle teema mõistmiseks peate teadma ainete lahustuvust. Lihtsamalt öeldes on see aine võime ühineda teise ainega ja moodustada homogeenne segu. Kui läheneda sellele teaduslikust vaatenurgast, võime kaaluda keerukamat määratlust. Ainete lahustuvus on nende võime moodustada ühe või mitme ainega homogeenseid (või heterogeenseid) koostisi komponentide hajutatud jaotumisega. On mitmeid ainete ja ühendite klasse:
- lahustuv;
- halvasti lahustuv;
- lahustumatu.
Mida näitab aine lahustuvuse mõõt?
Aine sisaldus küllastunud segus on selle lahustuvuse mõõt. Nagu eespool mainitud, on see kõigi ainete puhul erinev. Lahustuvad on need, mis suudavad lahjendada rohkem kui 10 g 100 g vee kohta. Teine kategooria on samadel tingimustel alla 1 g. Praktiliselt lahustumatud on need, milles segusse läheb alla 0,01 g komponenti. Sel juhul ei saa aine oma molekule vette üle kanda.
Mis on lahustuvustegur
Lahustuvustegur (k) on 100 g vees või muus aines lahjendatava aine maksimaalse massi (g) näitaja.
Lahustid
See protsess hõlmab lahustit ja lahustunud ainet. Esimene erineb selle poolest, et algselt on see lõppseguga samas agregatsiooniseisundis. Reeglina võetakse seda suuremates kogustes.
Paljud inimesed teavad aga, et veel on keemias eriline koht. Selle jaoks on eraldi reeglid. Lahust, milles on H 2 O, nimetatakse vesilahuseks. Nendest rääkides on vedelik ekstraheeriv ka siis, kui seda on väiksemates kogustes. Näiteks on 80% lämmastikhappe lahus vees. Proportsioonid ei ole siin võrdsed Kuigi vee osakaal on happest väiksem, on vale nimetada ainet 20% vee lahuseks lämmastikhappes.
On segusid, mis ei sisalda H 2 O. Neid nimetatakse mitteveelisteks. Sellised elektrolüütide lahused on ioonjuhid. Need sisaldavad ühte või nende segu. Need sisaldavad ioone ja molekule. Neid kasutatakse sellistes tööstusharudes nagu meditsiin, kodukeemia tootmine, kosmeetika ja muud valdkonnad. Nad võivad kombineerida mitut erineva lahustuvusega soovitud ainet. Paljude välispidiselt kasutatavate toodete komponendid on hüdrofoobsed. Teisisõnu, nad ei suhtle veega hästi. Need võivad olla kõikuvad, mittelenduvad ja kombineeritud. Esimesel juhul lahustavad orgaanilised ained rasvu hästi. Lenduvate ainete hulka kuuluvad alkoholid, süsivesinikud, aldehüüdid ja teised. Sageli sisalduvad need kodukeemia koostises. Kõige sagedamini kasutatakse salvide valmistamiseks mittelenduvaid. Need on rasvõlid, vedel parafiin, glütseriin ja teised. Kombineeritud - lenduvate ja mittelenduvate ainete segu, näiteks etanool glütseriiniga, glütseriin dimeksiidiga. Need võivad sisaldada ka vett.
Lahuste tüübid küllastusastme järgi
Küllastunud lahus on kemikaalide segu, mis sisaldab teatud temperatuuril ühe aine maksimaalset kontsentratsiooni lahustis. Edasi seda ei lahutata. Tahkes preparaadis on märgatav sade, mis on sellega dünaamilises tasakaalus. Selle mõiste all mõeldakse olekut, mis püsib aja jooksul selle esinemise tõttu samaaegselt kahes vastassuunas (edasi- ja vastupidises reaktsioonis) sama kiirusega.
Kui aine võib püsival temperatuuril ikkagi laguneda, on see lahus küllastumata. Nad on vastupidavad. Kuid kui jätkate aine lisamist neile, lahjendatakse seda vees (või muus vedelikus), kuni see saavutab maksimaalse kontsentratsiooni.
Teine tüüp on üleküllastunud. See sisaldab rohkem lahustunud aineid kui konstantsel temperatuuril. Kuna need on ebastabiilses tasakaalus, toimub nende füüsilisel kokkupuutel kristalliseerumine.
Kuidas eristada küllastunud lahust küllastumata lahusest?
Seda on üsna lihtne teha. Kui aine on tahke, võib küllastunud lahuses näha sadet. Sel juhul võib ekstraktant paksendada, näiteks küllastunud koostises vett, millele on lisatud suhkrut.
Kuid kui muudate tingimusi, suurendate temperatuuri, siis ei peeta seda enam küllastutuks, kuna kõrgemal temperatuuril on selle aine maksimaalne kontsentratsioon erinev.
Lahenduse komponentide interaktsiooni teooriad
Segu elementide vastasmõju kohta on kolm teooriat: füüsikaline, keemiline ja kaasaegne. Esimese autorid on Svante August Arrhenius ja Wilhelm Friedrich Ostwald. Nad eeldasid, et difusiooni tõttu jaotusid lahusti ja lahustunud aine osakesed ühtlaselt kogu segu mahus, kuid nende vahel ei esinenud vastasmõju. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi esitatud keemiateooria on selle vastand. Selle järgi tekivad nendevahelise keemilise interaktsiooni tulemusena konstantse või muutuva koostisega ebastabiilsed ühendid, mida nimetatakse solvaatideks.
Praegu kasutatakse Vladimir Aleksandrovitš Kistjakovski ja Ivan Aleksejevitš Kablukovi kombineeritud teooriat. See ühendab füüsikalise ja keemilise. Kaasaegne teooria väidab, et lahuses on nii interakteeruvad ainete osakesed kui ka nende vastasmõju produktid - solvaadid, mille olemasolu tõestas Mendelejev. Kui ekstraktsiooniaineks on vesi, nimetatakse neid hüdraatideks. Nähtust, mille käigus tekivad solvaadid (hüdraadid), nimetatakse solvatsiooniks (hüdratatsiooniks). See mõjutab kõiki füüsikalisi ja keemilisi protsesse ning muudab segus olevate molekulide omadusi. Solvatatsioon toimub tänu sellele, et solvatatsioonikest, mis koosneb sellega tihedalt seotud ekstraheerivatest molekulidest, ümbritseb lahustunud aine molekuli.
Ainete lahustuvust mõjutavad tegurid
Ainete keemiline koostis. Reegel "sarnane tõmbab sarnast" kehtib ka reaktiivide kohta. Sarnaste füüsikaliste ja keemiliste omadustega ained võivad üksteist kiiremini lahustada. Näiteks mittepolaarsed ühendid interakteeruvad hästi mittepolaarsetega. Polaarsete molekulide või ioonse struktuuriga aineid lahjendatakse polaarsetes, näiteks vees. Soolad, leelised ja muud komponendid lagunevad selles ning mittepolaarsed - vastupidi. Võib tuua lihtsa näite. Suhkru küllastunud veelahuse valmistamiseks vajate suuremat kogust ainet kui soola puhul. Mida see tähendab? Lihtsamalt öeldes võite vette lisada palju rohkem suhkrut kui soola.
Temperatuur. Tahkete ainete lahustuvuse suurendamiseks vedelikes peate tõstma ekstraheerija temperatuuri (toimib enamikul juhtudel). Saate seda näidet näidata. Kui paned näpuotsatäie naatriumkloriidi (soola) külma vette, võtab protsess kaua aega. Kui teete sama kuuma söötmega, toimub lahustumine palju kiiremini. Seda seletatakse asjaoluga, et temperatuuri tõusu tõttu suureneb kineetiline energia, millest märkimisväärne osa kulub sageli tahke aine molekulide ja ioonide vaheliste sidemete purustamiseks. Temperatuuri tõustes liitiumi-, magneesiumi-, alumiiniumi- ja leelissoolade puhul aga nende lahustuvus väheneb.
Surve. See tegur mõjutab ainult gaase. Nende lahustuvus suureneb rõhu suurenedes. Lõppude lõpuks väheneb gaaside maht.
Lahustumiskiiruse muutmine
Seda indikaatorit ei tohiks segi ajada lahustuvusega. Lõppude lõpuks mõjutavad nende kahe näitaja muutusi erinevad tegurid.
Lahustunud aine killustatuse aste. See tegur mõjutab tahkete ainete lahustuvust vedelikes. Terves (tükis) olekus kulub kompositsiooni lahjendamiseks kauem aega kui väikesteks tükkideks purustatud kompositsioonil. Toome näite. Tahke soolatüki lahustumine vees võtab palju kauem aega kui liiva kujul olev sool.
Segamiskiirus. Nagu teada, saab seda protsessi katalüüsida segamisega. Oluline on ka selle kiirus, sest mida suurem see on, seda kiiremini aine vedelikus lahustub.
Miks on vaja teada tahkete ainete lahustuvust vees?
Esiteks on selliseid diagramme vaja keemiliste võrrandite õigeks lahendamiseks. Lahustuvustabelis on näidatud kõikide ainete laengud. Neid on vaja reaktiivide korrektseks üleskirjutamiseks ja keemilise reaktsiooni võrrandi koostamiseks. Vees lahustuvus näitab, kas sool või alus võib dissotsieeruda. Voolu juhtivad vesiühendid sisaldavad tugevaid elektrolüüte. On veel üks tüüp. Neid, mis juhivad voolu halvasti, peetakse nõrkadeks elektrolüütideks. Esimesel juhul on komponendid ained, mis on vees täielikult ioniseeritud. Kui nõrkadel elektrolüütidel on see näitaja vaid vähesel määral.
Keemilise reaktsiooni võrrandid
Võrrandeid on mitut tüüpi: molekulaarne, täisioonne ja lühiioonne. Tegelikult on viimane võimalus molekuli lühendatud vorm. See on lõplik vastus. Täielikus võrrandis on loetletud reaktsiooni reagendid ja produktid. Nüüd tuleb ainete lahustuvuse tabeli kord. Esiteks peate kontrollima, kas reaktsioon on teostatav, st kas üks reaktsiooni tingimustest on täidetud. Neid on ainult 3: vee moodustumine, gaasi eraldumine ja setete sadestumine. Kui kaks esimest tingimust ei ole täidetud, peate kontrollima viimast. Selleks tuleb vaadata lahustuvuse tabelit ja välja selgitada, kas reaktsioonisaadused sisaldavad lahustumatut soola või alust. Kui see on seal, siis on see sete. Järgmiseks vajate ioonvõrrandi kirjutamiseks tabelit. Kuna kõik lahustuvad soolad ja alused on tugevad elektrolüüdid, lagunevad need katioonideks ja anioonideks. Järgmisena tühistatakse sidumata ioonid ja võrrand kirjutatakse kokkuvõtlikult. Näide:
- K 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 ↓ + 2 HCl,
- 2K+2SO4 +Ba+2Cl=BaSO4 ↓+2K+2Cl,
- Ba+SO4=BaSO 4 ↓.
Seega on ainete lahustuvuse tabel üks ioonvõrrandite lahendamise võtmetingimusi.
Üksikasjalik tabel aitab teil teada saada, kui palju komponenti peate küllastunud segu valmistamiseks võtma.
Lahustuvuse tabel
Selline näeb välja tuttav mittetäielik tabel. On oluline, et siin oleks näidatud veetemperatuur, kuna see on üks teguritest, mida me eespool juba käsitlesime.
Kuidas kasutada ainete lahustuvuse tabelit?
Ainete vees lahustuvuse tabel on keemiku üks peamisi abilisi. See näitab, kuidas erinevad ained ja ühendid veega suhtlevad. Tahkete ainete lahustuvus vedelikes on näitaja, ilma milleta on paljud keemilised manipulatsioonid võimatud.
Lauda on väga lihtne kasutada. Esimene rida sisaldab katioone (positiivselt laetud osakesed), teine rida anioone (negatiivselt laetud osakesed). Suurema osa tabelist hõivab ruudustik, mille igas lahtris on konkreetsed sümbolid. Need on tähed "P", "M", "N" ja märgid "-" ja "?".
- "P" - ühend lahustub;
- "M" - kergelt lahustuv;
- "N" - ei lahustu;
- "-" - ühendust pole olemas;
- "?" - puudub teave ühenduse olemasolu kohta.
Selles tabelis on üks tühi lahter – see on vesi.
Lihtne näide
Nüüd räägime sellest, kuidas sellise materjaliga töötada. Oletame, et peate välja selgitama, kas sool MgSo 4 (magneesiumsulfaat) on vees lahustuv. Selleks peate leidma veeru Mg 2+ ja minema selle alla SO 4 2- reale. Nende ristumiskohas on täht P, mis tähendab, et ühend on lahustuv.
Järeldus
Niisiis oleme uurinud ainete vees lahustuvuse küsimust ja palju muud. Kahtlemata on need teadmised kasulikud keemia edasisel uurimisel. Seal mängib ju olulist rolli ainete lahustuvus. See on kasulik keemiliste võrrandite ja erinevate probleemide lahendamisel.
Soola võib määratleda kui ühendit, mis tekib happe ja aluse vahelisel reaktsioonil, kuid mis ei ole vesi. Selles jaotises käsitletakse neid soolade omadusi, mis on seotud ioontasakaaluga.
soolade reaktsioonid vees
Veidi hiljem näidatakse, et lahustuvus on suhteline mõiste. Kuid eelseisva arutelu jaoks saame kõik soolad umbkaudu jagada vees lahustuvateks ja lahustumatud sooladeks.
Mõned soolad moodustavad vees lahustades neutraalseid lahuseid. Teised soolad moodustavad happelisi või aluselisi lahuseid. See on tingitud pöörduvast reaktsioonist soolaioonide ja vee vahel, mille tulemusena moodustuvad konjugeeritud happed või alused. See, kas soolalahus osutub neutraalseks, happeliseks või aluseliseks, sõltub soola tüübist. Selles mõttes on nelja tüüpi sooli.
Tugevate hapete ja nõrkade alustega moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna happelise lahuse. Võtame näiteks ammooniumkloriidi NH4Cl. Kui see sool lahustatakse vees, toimib ammooniumiioon kui
Selles protsessis moodustunud H3O+ ioonide liigne kogus põhjustab lahuse happelisi omadusi.
Nõrga happe ja tugeva aluse poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolad moodustavad vees lahustatuna leeliselise lahuse. Näitena võtame naatriumatsetaadi CH3COONa1. Atsetaadi ioon toimib alusena, võttes veest vastu prootoni, mis sel juhul toimib happena:
Selles protsessis tekkivate OH-ioonide liigne kogus määrab lahuse leeliselised omadused.
Tugevate hapete ja tugevate aluste poolt moodustunud soolad. Kui seda tüüpi soolad lahustatakse vees, moodustub neutraalne lahus. Võtame näiteks naatriumkloriidi NaCl. Vees lahustatuna on see sool täielikult ioniseerunud ja seetõttu osutub Na+ ioonide kontsentratsioon võrdseks Cl-ioonide kontsentratsiooniga. Kuna ei üks ega teine ioon ei astu veega happe-aluse reaktsioonidesse, ei teki lahusesse üleliigset kogust H3O+ või OH ioone. Seetõttu osutub lahendus neutraalseks.
Nõrkade hapete ja nõrkade aluste poolt moodustunud soolad. Seda tüüpi soolade näide on ammooniumatsetaat. Vees lahustatuna reageerib ammooniumiioon veega happena ja atsetaadi ioon reageerib veega alusena. Mõlemaid reaktsioone on kirjeldatud eespool. Nõrga happe ja nõrga aluse moodustatud soola vesilahus võib olla nõrgalt happeline, nõrgalt aluseline või neutraalne, olenevalt soola katioonide ja katioonide reaktsioonide tulemusena tekkinud H3O+ ja OH- ioonide suhtelisest kontsentratsioonist. anioonid veega. See sõltub katiooni ja aniooni dissotsiatsioonikonstantide väärtuste vahelisest suhtest.