Jakie substancje rozpuszczają się w chemii wody. Rozpuszczalność ciał stałych w wodzie

Rozpuszczalność to zdolność substancji do tworzenia się w różnych rozpuszczalnikach. mieszaniny jednorodne. Jak już wspomnieliśmy, ilość substancji rozpuszczonej potrzebna do otrzymania roztworu nasyconego determinuje tę substancję. Pod tym względem rozpuszczalność ma tę samą miarę co skład, na przykład ułamek masowy substancji rozpuszczonej w jej nasyconym roztworze lub ilość substancji rozpuszczonej w jej nasyconym roztworze.

Wszystkie substancje ze względu na ich rozpuszczalność można podzielić na:

Dobrze rozpuszczalny - w 100 g wody można rozpuścić więcej niż 10 g substancji.
Słabo rozpuszczalny - w 100 g wody można rozpuścić mniej niż 1 g substancji.
Nierozpuszczalny - w 100 g wody można rozpuścić mniej niż 0,01 g substancji.

Wiadomo, że jeśli biegunowość Polarność substancji rozpuszczonej jest podobna do polarności rozpuszczalnika, wówczas jest prawdopodobne, że się rozpuści. Jeśli polaryzacje są różne, z dużym prawdopodobieństwem rozwiązanie nie zadziała. Dlaczego to się dzieje?

Rozpuszczalnik polarny – substancja polarna.

Jako przykład opiszmy roztwór soli kuchennej w wodzie. Jak już wiemy, cząsteczki wody mają charakter polarny, z częściowym ładunkiem dodatnim na każdym atomie wodoru i częściowym ładunkiem ujemnym na atomie tlenu. Natomiast ciała stałe jonowe, takie jak chlorek sodu, zawierają kationy i aniony. Dlatego też, gdy sól kuchenna zostanie umieszczona w wodzie, będzie częściowa ładunek dodatni na atomach wodoru cząsteczek wody jest przyciągany przez ujemnie naładowany jon chloru w NaCl. Podobnie częściowe ładunek ujemny na atomach tlenu cząsteczek wody jest przyciągany przez dodatnio naładowany jon sodu w NaCl. A ponieważ przyciąganie cząsteczek wody dla jonów sodu i chloru silniejsza interakcja trzymając je razem, sól się rozpuszcza.

Rozpuszczalnik niepolarny – niepolarna substancja rozpuszczona.

Spróbujmy rozpuścić kawałek tetrabromku węgla w czterochlorku węgla. W stanie stałym cząsteczki tetrabromku węgla są utrzymywane razem dzięki bardzo słabym oddziaływaniom dyspersyjnym. Po umieszczeniu w czterochlorku węgla jego cząsteczki będą ułożone bardziej chaotycznie, tj. entropia układu wzrasta i związek rozpuszcza się.

Równowagi rozpuszczania

Rozważ roztwór słabo rozpuszczalnego związku. Aby powstała równowaga pomiędzy ciałem stałym a jego roztworem, roztwór musi być nasycony i mieć kontakt z nierozpuszczoną częścią ciała stałego.

Na przykład ustalmy równowagę w nasyconym roztworze chlorku srebra:

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

Związek, o którym mowa, jest jonowy i po rozpuszczeniu występuje w postaci jonów. Wiemy już, że w reakcjach heterogenicznych stężenie substancji stałej pozostaje stałe, co pozwala uwzględnić ją w stałej równowagi. Zatem wyrażenie for będzie wyglądać następująco:

K = [Cl - ]

Ta stała nazywa się produkt rozpuszczalności PR, pod warunkiem że stężenia wyrażone są w mol/l.

PR = [Cl - ]

Produkt rozpuszczalności jest równy iloczynowi stężeń molowych jonów uczestniczących w równowadze, w potęgach równych odpowiednim współczynnikom stechiometrycznym w równaniu równowagi.
Konieczne jest rozróżnienie pojęcia rozpuszczalności i produktu rozpuszczalności. Rozpuszczalność substancji może się zmienić po dodaniu do roztworu innej substancji, a iloczyn rozpuszczalności nie zależy od obecności dodatkowe substancje. Chociaż te dwie wielkości są ze sobą powiązane, co pozwala znając jedną wielkość obliczyć drugą.

Zależność rozpuszczalności od temperatury i ciśnienia

Wodne zabawy ważna rola w naszym życiu może się rozpuścić duża liczba substancje, które mają bardzo ważne dla nas. Dlatego skupimy się na roztworach wodnych.

Rozpuszczalność gazy unoszą się wraz z wzrost ciśnienia gazu nad rozpuszczalnikiem oraz rozpuszczalność substancji stałych i substancje płynne zależy od ciśnienia w niewielkim stopniu.

Williama Henry'ego pierwszy doszedł do wniosku, że ilość gazu rozpuszczającego się w stałej temperaturze w danej objętości cieczy jest wprost proporcjonalna do jej ciśnienia. To oświadczenie znany jako Prawo Henry’ego i wyraża się to zależnością:

С = k·P,

gdzie C jest rozpuszczalnością gazu w fazie ciekłej

P – ciśnienie gazu nad roztworem

k – stała Henry’ego

Poniższy rysunek przedstawia krzywe rozpuszczalności niektórych gazów w wodzie na temperaturę przy stałym ciśnieniu gazu nad roztworem (1 atm)

Jak widać, rozpuszczalność gazów maleje wraz ze wzrostem temperatury, w przeciwieństwie do większości związków jonowych, których rozpuszczalność wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.

Wpływ temperatury na rozpuszczalność zależy od zmiany entalpii zachodzącej podczas procesu rozpuszczania. Podczas procesu endotermicznego rozpuszczalność wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Wynika to z tego, co już wiemy : Jeśli zmienimy jeden z warunków, w jakich układ znajduje się w stanie równowagi – stężenie, ciśnienie lub temperaturę – wówczas równowaga przesunie się w kierunku reakcji, która przeciwdziała tej zmianie.

Wyobraźmy sobie, że mamy do czynienia z roztworem będącym w równowadze z częściowo rozpuszczoną substancją. A proces ten jest endotermiczny, tj. wiąże się z pobieraniem ciepła z zewnątrz, wówczas:

Substancja + rozpuszczalnik + ciepło = roztwór

Według Zasada Le Chateliera Na endotermiczny procesie równowaga przesuwa się w kierunku, który przyczynia się do zmniejszenia dopływu ciepła, tj. w prawo. Zatem rozpuszczalność wzrasta. Jeśli proces egzotermiczny, wówczas wzrost temperatury prowadzi do zmniejszenia rozpuszczalności.

Zależność rozpuszczalności związków jonowych od temperatury

Wiadomo, że istnieją roztwory cieczy w cieczach. Niektóre z nich mogą rozpuszczać się w sobie w nieograniczonych ilościach, np. woda i etanol, podczas gdy inne rozpuszczają się tylko częściowo. Tak więc, jeśli spróbujesz rozpuścić czterochlorek węgla w wodzie, utworzą się dwie warstwy: górna to nasycony roztwór wody w czterochlorku węgla, a dolna to nasycony roztwór czterochlorku węgla w wodzie. Wraz ze wzrostem temperatury na ogół wzrasta wzajemna rozpuszczalność takich cieczy. Dzieje się tak, dopóki nie zostanie osiągnięty krytyczna temperatura, w którym obie ciecze miesza się w dowolnych proporcjach. Rozpuszczalność cieczy jest praktycznie niezależna od ciśnienia.

Jeżeli do mieszaniny składającej się z dwóch niemieszających się cieczy wprowadzi się substancję, która może rozpuścić się w którejkolwiek z tych cieczy, jej rozkład pomiędzy tymi cieczami będzie proporcjonalny do jej rozpuszczalności w każdej z nich. Te. według prawo dystrybucyjne substancja zdolna do rozpuszczenia się w dwóch niemieszających się rozpuszczalnikach jest rozdzielona między nimi w taki sposób, że stosunek jej stężeń w tych rozpuszczalnikach w stałej temperaturze pozostaje stały, niezależnie od całkowitej ilości substancji rozpuszczonej:

do 1 / do 2 = K,

gdzie C 1 i C 2 to stężenia substancji w dwóch cieczach

K – współczynnik podziału.

Kategorie ,

ROZPUSZCZALNOŚĆ Nazywa się zdolność substancji do rozpuszczania się w określonym rozpuszczalniku. Miarą rozpuszczalności substancji w danych warunkach jest jej zawartość w roztworze nasyconym . Jeżeli w 100 g wody rozpuszcza się więcej niż 10 g substancji, wówczas taką substancję nazywa się wysoce rozpuszczalny. Jeżeli rozpuści się mniej niż 1 g substancji, substancję lekko rozpuszczalny. Wreszcie, substancja jest rozważana praktycznie nierozpuszczalny, jeśli do roztworu przejdzie mniej niż 0,01 g substancji. Nie ma substancji całkowicie nierozpuszczalnych. Nawet gdy wlejemy wodę do szklanego naczynia, bardzo mała część cząsteczek szkła nieuchronnie przechodzi do roztworu.

Rozpuszczalność, wyrażona w masie substancji, którą można rozpuścić w 100 g wody w danej temperaturze, nazywana jest również rozpuszczalnością współczynnik rozpuszczalności.

Rozpuszczalność niektórych substancji w wodzie w temp temperatura pokojowa.

Rozpuszczalność większości (ale nie wszystkich!) ciała stałe wraz ze wzrostem temperatury wzrasta, a wręcz przeciwnie, rozpuszczalność gazów maleje. Wynika to przede wszystkim z faktu, że cząsteczki gazu ruch termiczny są w stanie opuścić roztwór znacznie łatwiej niż cząsteczki stałe.

Jeśli mierzymy rozpuszczalność substancji w różne temperatury, wówczas okaże się, że niektóre substancje zauważalnie zmieniają swoją rozpuszczalność w zależności od temperatury, inne - niewiele

Podczas rozpuszczania ciał stałych w wodzie objętość układu zwykle nieznacznie się zmienia, dlatego rozpuszczalność substancji w stanie stałym jest praktycznie niezależna od ciśnienia.

Ciecze mogą również rozpuszczać się w cieczach. Niektóre z nich rozpuszczają się w sobie bez ograniczeń, czyli mieszają się ze sobą w dowolnych proporcjach, np. alkohol i woda, inne natomiast rozpuszczają się wzajemnie tylko do pewnego limitu. Tak więc, jeśli wytrząsniesz eter dietylowy z wodą, utworzą się dwie warstwy: górna to nasycony roztwór wody w eterze, a dolna to nasycony roztwór eteru w wodzie. W większości takich przypadków wraz ze wzrostem temperatury zwiększa się wzajemna rozpuszczalność cieczy, aż do osiągnięcia temperatury, w której obie ciecze mieszają się w dowolnych proporcjach.

Rozpuszczanie gazów w wodzie jest procesem egzotermicznym. Dlatego rozpuszczalność gazów maleje wraz ze wzrostem temperatury. Jeśli zostawisz szklankę zimna woda, wówczas jego wewnętrzne ścianki pokrywają się pęcherzykami gazu - jest to powietrze rozpuszczone w wodzie i uwalniane z niej w wyniku ogrzewania. Gotowanie może usunąć całe rozpuszczone powietrze z wody.

Roztwór to jednorodny układ składający się z dwóch lub więcej substancji, których zawartość może zmieniać się w określonych granicach bez zakłócania jednorodności.

Woda rozwiązania składają się z woda(rozpuszczalnik) i rozpuszczona substancja. Stan substancji w roztwór wodny w razie potrzeby jest to oznaczone indeksem dolnym (p), na przykład KNO 3 w roztworze - KNO 3 (p).

Często nazywane są roztwory zawierające niewielką ilość substancji rozpuszczonej rozcieńczony i rozwiązania z wysoka zawartość substancja rozpuszczona – stężony. Roztwór, w którym możliwe jest dalsze rozpuszczenie substancji, nazywa się nienasycone a roztworem, w którym substancja przestaje się rozpuszczać w danych warunkach jest nasycony. Ten ostatni roztwór zawsze ma kontakt (w równowadze heterogenicznej) z nierozpuszczoną substancją (jeden kryształ lub więcej).

W specjalne warunki na przykład podczas ostrożnego (bez mieszania) chłodzenia gorącego nienasyconego roztworu solidny substancje, które mogą powstawać przesycony rozwiązanie. Po wprowadzeniu kryształu substancji taki roztwór dzieli się na roztwór nasycony i osad substancji.

Zgodnie z teoria chemiczna rozwiązania D.I. Mendelejewowi, po pierwsze, rozpuszczaniu substancji w wodzie towarzyszy zniszczenie wiązania chemiczne między cząsteczkami ( wiązania międzycząsteczkowe V substancje kowalencyjne) lub pomiędzy jonami (w substancje jonowe), i w ten sposób cząstki substancji mieszają się z wodą (w której części wiązania wodorowe pomiędzy cząsteczkami). Zerwanie wiązań chemicznych następuje w wyniku energii cieplnej ruchu cząsteczek wody i tak się dzieje koszt energię w postaci ciepła.

Po drugie, gdy znajdą się w wodzie, cząstki (cząsteczki lub jony) substancji poddawane są działaniu uwodnienie. W rezultacie, nawilża– związki o niepewnym składzie pomiędzy cząsteczkami materii i cząsteczkami wody ( skład wewnętrzny same cząstki substancji nie zmieniają się po rozpuszczeniu). Procesowi temu towarzyszy podkreślanie energię w postaci ciepła w wyniku tworzenia nowych wiązań chemicznych w hydratach.

Ogólnie rzecz biorąc, rozwiązaniem jest albo ochładza się(jeżeli zużycie ciepła przekracza jego uwolnienie) lub nagrzewa się (w W przeciwnym razie); czasami - jeśli dopływ ciepła i jego oddanie są równe - temperatura roztworu pozostaje niezmieniona.

Wiele hydratów okazuje się na tyle stabilnych, że nie zapadają się nawet po całkowitym odparowaniu roztworu. Zatem znane są stałe krystaliczne hydraty soli CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O itp.

Zawartość substancji w roztworze nasyconym w temp T= const charakteryzuje ilościowo rozpuszczalność tej substancji. Rozpuszczalność jest zwykle wyrażana jako masa substancji rozpuszczonej na 100 g wody, na przykład 65,2 g KBr/100 g H2O w temperaturze 20°C. Zatem jeśli do 100 g wody o temperaturze 20°C doda się 70 g stałego bromku potasu, wówczas do roztworu (który będzie nasycony) przejdzie 65,2 g soli, a w roztworze pozostanie 4,8 g stałego KBr (nadmiar). dno szklanki.

Należy pamiętać, że zawartość substancji rozpuszczonej w bogaty rozwiązanie równa się, V nienasycone rozwiązanie mniej i w przesycony rozwiązanie więcej jego rozpuszczalność w danej temperaturze. I tak, roztwór przygotowany w temperaturze 20°C ze 100 g wody i siarczanu sodu Na2SO4 (rozpuszczalność 19,2 g/100 g H2O), zawierający

15,7 g soli – nienasyconej;

19,2 g soli – nasycona;

20,3 g soli – przesyconej.

Rozpuszczalność substancji stałych (tabela 14) zwykle wzrasta wraz ze wzrostem temperatury (KBr, NaCl), a tylko w przypadku niektórych substancji (CaSO 4, Li 2 CO 3) obserwuje się zjawisko odwrotne.

Rozpuszczalność gazów maleje wraz ze wzrostem temperatury i rośnie wraz ze wzrostem ciśnienia; na przykład przy ciśnieniu 1 atm rozpuszczalność amoniaku wynosi 52,6 (20°C) i 15,4 g/100 g H2O (80°C), a przy 20°C i 9 atm wynosi 93,5 g/100 g H2O.

Zgodnie z wartościami rozpuszczalności wyróżnia się substancje:

– wysoce rozpuszczalny, których masa w roztworze nasyconym jest porównywalna z masą wody (np. KBr - w 20°C rozpuszczalność 65,2 g/100 g H 2 O; 4,6 M roztwór), tworzą roztwory nasycone o molarności większej niż 0,1 M;

– słabo rozpuszczalny, których masa w roztworze nasyconym jest znacznie mniejsza od masy wody (np. CaSO 4 - w 20°C rozpuszczalność 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M roztwór), tworzą roztwory nasycone o molarności 0,1– 0,001 M;

– praktycznie nierozpuszczalny, których masa w roztworze nasyconym jest znikoma w porównaniu z masą rozpuszczalnika (np. AgCl - w 20°C rozpuszczalność 0,00019 g na 100 g H2O; 0,0000134 M roztwór), tworzą roztwory nasycone o molarności mniejszej niż 0,001 M.

Opracowano na podstawie danych referencyjnych tabela rozpuszczalności zwykłe kwasy, zasady i sole (Tabela 15), co wskazuje na rodzaj rozpuszczalności, substancje, które nie są znane nauce(nieotrzymany) lub całkowicie rozłożony przez wodę.

Legenda, użyte w tabeli:

„r” – dobrze substancja rozpuszczalna

„m” – substancja słabo rozpuszczalna

„n” – praktycznie substancja nierozpuszczalna

„-” – substancja nie otrzymana (nie istnieje)

„” – substancja miesza się z wodą w nieograniczony sposób

Notatka. Tabela ta odpowiada przygotowaniu nasyconego roztworu w temperaturze pokojowej poprzez dodanie substancji (w odpowiednim stan skupienia) w wodzie. Należy wziąć pod uwagę, że wytrącenie słabo rozpuszczalnych substancji za pomocą reakcji wymiany jonowej nie zawsze jest możliwe (więcej szczegółów w 13.4).

13.2. Dysocjacja elektrolityczna

Rozpuszczaniu jakiejkolwiek substancji w wodzie towarzyszy tworzenie się hydratów. Jeżeli jednocześnie w cząsteczkach substancji rozpuszczonej w roztworze nie zachodzą zmiany formuły, wówczas substancje takie klasyfikuje się jako nieelektrolity. Są to na przykład gazy azot N2, ciecz chloroform CHCl3, ciało stałe sacharoza C 12 H 22 O 11, które w roztworze wodnym występują w postaci hydratów swoich cząsteczek.

Znanych jest wiele substancji (w ogólna perspektywa MA), które po rozpuszczeniu w wodzie i utworzeniu hydratów cząsteczek MA nH 2 O ulegają znaczącym zmianom w recepturze. W rezultacie w roztworze pojawiają się uwodnione jony - kationy M + nH 2 O i aniony A nH 2 O:

Substancje takie są klasyfikowane jako elektrolity.

Proces pojawiania się uwodnionych jonów w roztworze wodnym zwany dysocjacja elektrolityczna (S. Arrhenius, 1887).

Dysocjacja elektrolityczna joński substancje krystaliczne(M +)(A -) w wodzie jest nieodwracalny reakcja:

Substancje takie należą do mocne elektrolity obejmują one wiele zasad i soli, na przykład:

Dysocjacja elektrolityczna substancji MA składająca się z polarny cząsteczki kowalencyjne, Jest odwracalny reakcja:

Substancje takie zaliczane są do słabych elektrolitów, obejmują wiele kwasów i niektóre zasady, np.:

W rozcieńczonych roztworach wodnych słabych elektrolitów zawsze znajdziemy zarówno pierwotne cząsteczki, jak i produkty ich dysocjacji – jony uwodnione.

Ilościowa charakterystyka dysocjacji elektrolitu nazywa się stopień dysocjacji i jest wskazany? , Zawsze? > 0.

Dla mocny elektrolity? = 1 z definicji (dysocjacja takich elektrolitów jest całkowita).

Dla słaby elektrolitów stopień dysocjacji to stosunek stężenia molowego substancji zdysocjowanej (c d) do całkowitego stężenia substancji w roztworze (c):

Stopień dysocjacji jest ułamkiem jedności lub 100%. Dla słabych elektrolitów? « Od 1 (100%).

Dla słabe kwasy H n A stopień dysocjacji na każdym kolejnym etapie gwałtownie maleje w porównaniu do poprzedniego:

Stopień dysocjacji zależy od charakteru i stężenia elektrolitu, a także od temperatury roztworu; rośnie z zmniejszenie stężenie substancji w roztworze (tj. kiedy roztwór jest rozcieńczony) i kiedy ogrzewanie.

W rozcieńczony rozwiązania mocne kwasy H n A ich hydroaniony H n-1 A nie istnieją, np.:

B stężony W roztworach zauważalna jest zawartość hydroanionów (a nawet oryginalnych cząsteczek):

(nie da się podsumować równań etapów odwracalnej dysocjacji!). Podczas podgrzewania wartości? 1 i? 2, co sprzyja reakcjom z udziałem stężonych kwasów.

Kwasy to elektrolity, które po dysocjacji dostarczają kationy wodoru do roztworu wodnego i nie tworzą żadnych innych jonów dodatnich:

Wspólny mocne kwasy:

W rozcieńczonym roztworze wodnym (warunkowo do 10% lub 0,1 mola) kwasy te dysocjują całkowicie. W przypadku mocnych kwasów H n A lista obejmuje ich hydroaniony(aniony sole kwasowe), również całkowicie dysocjując w tych warunkach.

Wspólny słabe kwasy:

Zasady to elektrolity, które po zdysocjowaniu dostarczają do roztworu wodnego jony wodorotlenkowe, a nie inne jony. jony ujemne nie twórz:

Dysocjacja trudno rozpuszczalny zasady Mg(OH) 2, Cu(OH) 2, Mn(OH) 2, Fe(OH) 2 i inne Praktyczne znaczenie nie ma.

DO mocny powody ( alkalia) obejmują NaOH, KOH, Ba(OH)2 i kilka innych. Najbardziej znaną słabą zasadą jest hydrat amoniaku NH 3 H 2 O.

Sole średnie to elektrolity, które po dysocjacji dostarczają do roztworu wodnego dowolne kationy z wyjątkiem H + i dowolne aniony z wyjątkiem OH -:

Mówimy tylko o solach dobrze rozpuszczalnych. Dysocjacja trudno rozpuszczalny i praktycznie nierozpuszczalny sole nie mają znaczenia.

Oddziel się podobnie sole podwójne:

Sole kwasowe(większość z nich jest rozpuszczalna w wodzie) ulega całkowitej dysocjacji w zależności od rodzaju średnich soli:

Powstałe hydroaniony poddawane są z kolei działaniu wody:

a) jeśli hydroanion należy do mocny kwas, to sam również całkowicie dysocjuje:

I pełne równanie dysocjacja zostanie zapisana jako:

(roztwory takich soli będą koniecznie kwaśne, podobnie jak roztwory odpowiednich kwasów);

b) jeśli hydroanion należy do słaby kwas, wówczas jego zachowanie w wodzie jest podwójne – albo niepełna dysocjacja, jak w przypadku słabego kwasu:

lub interakcja z wodą (tzw. odwracalna hydroliza):

Na? 1 >? 2 dominuje dysocjacja (a roztwór soli będzie kwaśny), a przy? 1 >? 2 – hydroliza (a roztwór soli będzie zasadowy). Zatem roztwory soli z anionami HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - i HSeO 3 - będą kwaśne, roztwory soli z innymi anionami (większość) będą zasadowe. Innymi słowy, nazwa „kwasowa” dla soli z przewagą hydroanionów nie oznacza, że aniony te będą zachowywać się jak kwasy w roztworze (hydrolizy hydroanionów i obliczania stosunku między α1 do α2 uczy się dopiero w szkole średniej).

Podstawowy sole MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 i inne są w większości praktycznie nierozpuszczalne w wodzie i nie da się omówić ich zachowania w roztworze wodnym.

13.3. Dysocjacja wody. Rozwiązanie średnie

Sama woda jest bardzo słaby elektrolit:

Stężenia kationu H + i OH - anion w czysta woda bardzo małe i wynoszą 1 10 -7 mol/l w temperaturze 25 °C.

Kation wodoru H + jest najprostszym jądrem - protonem p +(powłoka elektronowa kationu H + jest pusta, 1s 0). Wolny proton ma dużą ruchliwość i zdolność penetracji, otoczony polarnymi cząsteczkami H 2 O nie może pozostać wolny. Proton natychmiast przyłącza się do cząsteczki wody:

Poniżej, dla uproszczenia, zachowane zostanie oznaczenie H + (ale sugeruje się H 3 O +).

Typy środowiska roztworów wodnych:

Dla wody o temperaturze pokojowej mamy:

dlatego w czystej wodzie:

Równość ta dotyczy również roztworów wodnych:

Praktyczna skala pH odpowiada zakresowi 1-13 (rozcieńczone roztwory kwasów i zasad):

W praktycznie obojętnym środowisku o pH = 6–7 i pH = 7–8 stężenie H + i OH - jest bardzo małe (1 10 -6 – 1 10 -7 mol/l) i jest prawie równe stężeniu tych jonów w czystej wodzie. Rozważane są takie roztwory kwasów i zasad niezwykle rozcieńczony (zawiera bardzo mało substancji).

Aby praktycznie ustalić rodzaj ośrodka roztworów wodnych, użyj wskaźniki– substancje nadające charakterystyczny kolor roztworom obojętnym, kwaśnym i/lub zasadowym.

Typowymi wskaźnikami w laboratorium są lakmus, oranż metylowy i fenoloftaleina.

Oranż metylowy (wskaźnik kwaśnego środowiska) staje się różowy w silnie kwaśnym roztworze (tabela 16), fenoloftaleina (wskaźnik środowiska zasadowego) - szkarłat w silnie zasadowym roztworze, a lakmus stosuje się we wszystkich środowiskach.

13.4. Reakcje wymiany jonowej

W rozcieńczonych roztworach elektrolitów (kwasów, zasad, soli) zwykle z ich udziałem zachodzą reakcje chemiczne jony. W takim przypadku wszystkie pierwiastki odczynników mogą zachować swoje stopnie utlenienia ( reakcje wymiany) lub zmień je ( reakcje redoks). Przykłady podane poniżej odnoszą się do reakcji wymiany (występowanie reakcji redoks opisano w rozdziale 14).

Zgodnie z Reguła Berthollet’areakcje jonowe przebiegają praktycznie nieodwracalnie, jeśli tworzą się stałe, słabo rozpuszczalne substancje(wytrącają się) substancje bardzo lotne(są uwalniane w postaci gazów) lub substancje rozpuszczalne – słabe elektrolity(łącznie z wodą). Reakcje jonowe są reprezentowane przez układ równań - molekularny, kompletny I krótki jonowy. Poniżej pominięto pełne równania jonowe (zachęca się czytelnika do ich samodzielnego ułożenia).

Podczas pisania równań reakcje jonowe Koniecznie należy postępować zgodnie z tabelą rozpuszczalności (patrz tabela 8).

Przykłady reakcje z wytrącaniem:

Uwaga! Sole słabo rozpuszczalne („m”) i praktycznie nierozpuszczalne („n”) wskazane w tabeli rozpuszczalności (patrz tabela 15) wytrącają się dokładnie tak, jak przedstawiono w tabeli (CaF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO 4 v, itp.).

W tabeli 15 nie określono węglany– sole średnie z anionem CO 3 2-. Pamiętaj, że:

1) K 2 CO 3, (NH 4) 2 CO 3 i Na 2 CO 3 są rozpuszczalne w wodzie;

2) Ag 2 CO 3, BaCO 3 i CaCO 3 są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie i wytrącają się jako takie, na przykład:

3) sole innych kationów, takich jak MgCO 3, CuCO 3, FeCO 3, ZnCO 3 i inne, choć nierozpuszczalne w wodzie, nie wytrącają się z roztworu wodnego podczas reakcji jonowych (tzn. nie można ich w ten sposób otrzymać).

Na przykład węglan żelaza (II) FeCO 3, otrzymywany „na sucho” lub przyjmowany w postaci minerału syderyt, po dodaniu do wody wytrąca się bez widocznej interakcji. Jednak przy próbie uzyskania go w drodze reakcji wymiany w roztworze pomiędzy FeSO 4 i K 2 CO 3 wytrąca się osad głównej soli (podawany jest skład warunkowy, w praktyce skład jest bardziej złożony) i dwutlenek węgla wydany:

Podobny do FeCO3, siarczek chrom (III) Cr 2 S 3 (nierozpuszczalny w wodzie) nie wytrąca się z roztworu:

W tabeli 15 również nie wskazuje na to, że sole rozkładać się woda - siarczek aluminium Al 2 S 3 (a także BeS) i octan chrom (III) Cr(CH 3 COO) 3:

W związku z tym soli tych również nie można otrzymać w reakcji wymiany w roztworze:

(w tej ostatniej reakcji skład osadu jest bardziej złożony; reakcje takie są szczegółowo badane na studiach wyższych).

Przykłady reakcje z wydzielaniem gazu:

Przykłady reakcje z utworzeniem słabych elektrolitów:

Jeżeli odczynnikami i produktami reakcji wymiany nie są mocne elektrolity, gatunki jonowe nie ma równania, np.:

13,5. Hydroliza soli

Hydroliza soli to oddziaływanie jej jonów z wodą, prowadzące do pojawienia się kwaśnego lub środowisko alkaliczne, ale nie towarzyszy mu tworzenie się osadu lub gazu (poniżej mówimy o o solach średnich).

Proces hydrolizy zachodzi tylko przy udziale rozpuszczalny sole i składa się z dwóch etapów:

1) dysocjacja sole w roztworze - nieodwracalny reakcja (stopień dysocjacji? = 1, czyli 100%);

2) właściwie hydroliza, tj. oddziaływanie jonów soli z wodą, – odwracalny reakcja (stopień hydrolizy?< 1, или 100 %).

Równania etapu 1 i 2 - pierwsze z nich jest nieodwracalne, drugie odwracalne - nie można ich dodać!

Należy pamiętać, że sole utworzone przez kationy alkalia i aniony mocny Kwasy nie ulegają hydrolizie, dysocjują dopiero po rozpuszczeniu w wodzie. W roztworach soli KCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 i BaI 2 środowisko neutralny.

W przypadku interakcji anion hydroliza soli na anionie.

Dysocjacja soli KNO 2 zachodzi całkowicie, hydroliza anionu NO 2 zachodzi w bardzo małym stopniu (dla roztworu 0,1 M - o 0,0014%), ale to wystarczy, aby roztwór stał się alkaliczny(wśród produktów hydrolizy znajduje się jon OH -), ma pH = 8,14.

Aniony ulegają jedynie hydrolizie słaby kwasy (w w tym przykładzie– jon azotynowy NO 2 – odpowiadający słabemu kwasowi azotawemu HNO 2). Anion słabego kwasu przyciąga kation wodoru obecny w wodzie i tworzy cząsteczkę tego kwasu, natomiast jon wodorotlenkowy pozostaje wolny:

Lista anionów ulegających hydrolizie:

Należy pamiętać, że w przykładach (c – e) nie można zwiększyć liczby cząsteczek wody i zamiast hydroanionów (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) wpisać wzory odpowiednich kwasów (H 2 CO 3, H 3 PO4, H2S). Hydroliza – reakcja odwracalna i nie może postępować „do końca” (dopóki nie powstanie kwas H n A).

Jeżeli w roztworze jego soli Na 2 CO 3 powstałby niestabilny kwas, taki jak H 2 CO 3, wówczas z roztworu uwolniłby się gazowy CO 2 (H 2 CO 3 = CO 2 v + H 2 O). Natomiast po rozpuszczeniu sody w wodzie powstaje przezroczysty roztwór bez wydzielania się gazu, co świadczy o niepełnej hydrolizie anionu CO|. z pojawieniem się w roztworze wyłącznie hydroanionu kwas węglowy HCOg.

Stopień hydrolizy soli przez anion zależy od stopnia dysocjacji produktu hydrolizy - kwasu (HNO 2, HClO, HCN) lub jego hydroanionu (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); im słabszy kwas, tym wyższy stopień hydrolizy. Na przykład jony CO 3 2-, PO 4 3- i S 2- ulegają hydrolizie w większym stopniu(odpowiednio w 0,1 M roztworach ~ 5%, 37% i 58%) niż jon NO 2, ponieważ dysocjacja H 2 CO 3 i H 2 S odbywa się w drugim etapie, a H 3 PO 4 w trzecim etapie etapy (tj. dysocjacja jonów HCO 3 -, HS - i HPO 4 2-) zachodzi znacznie rzadziej niż dysocjacja kwasu HNO 2. Dlatego będą roztwory, na przykład Na 2 CO 3, K 3 PO 4 i BaS wysoce zasadowy(co łatwo sprawdzić po wyczuwalnym w dotyku mydlanym roztworze sody). Nadmiar jonów OH w roztworze można łatwo wykryć za pomocą wskaźnika lub zmierzyć specjalne urządzenia(pH-metry).

Jeśli w stężony roztwór sól silnie hydrolizowana przez anion, na przykład Na 2 CO 3, dodaj glin, wtedy ten ostatni (ze względu na amfoteryczność) zareaguje z OH -

i będzie obserwowane wydzielanie się wodoru. Ten - dodatkowy dowód następuje hydroliza jonu CO 3 2- (w końcu do roztworu Na 2 CO 3 nie dodaliśmy alkalicznego NaOH!).

W przypadku interakcji kation rozpuszczenie soli w wodzie, nazywa się to procesem hydroliza soli kationem:

Dysocjacja soli Ni(NO 3) 2 zachodzi całkowicie, hydroliza kationu Ni 2+ zachodzi w bardzo małym stopniu (dla roztworu 0,1 M - o 0,001%), ale to wystarczy, aby roztwór stał się kwaśny(Jony H+ występują wśród produktów hydrolizy), pH = 5,96.

Tylko słabo rozpuszczalny zasadowy i wodorotlenki amfoteryczne i kation amonowy NH4+. Zhydrolizowany kation przyciąga obecny w wodzie anion OH – i tworzy odpowiednią hydroksykację, natomiast kation H+ pozostaje wolny:

W tym przypadku tworzy się kation amonowy słaby fundament– hydrat amoniaku:

Lista kationów ulegających hydrolizie:

Przykłady:

Należy pamiętać, że w przykładach (a – c) nie można zwiększać liczby cząsteczek wody i zamiast hydroksokacji FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + wpisać wzory wodorotlenków FeO(OH), Cr(OH) 3, Zn(OH) 2. Gdyby utworzyły się wodorotlenki, to z roztworów soli FeCl 3 , Cr 2 (SO 4) 3 i ZnBr 2 wytrąciłby się osad, czego nie obserwuje się (sole te tworzą przezroczyste roztwory).

Nadmiar kationów H+ można łatwo wykryć za pomocą wskaźnika lub zmierzyć za pomocą specjalnych urządzeń. Możesz również

zrobić taki eksperyment. W stężonym roztworze soli silnie hydrolizowanej przez kation, np. AlCl3:

dodaje się magnez lub cynk. Ten ostatni będzie reagował z H +:

i będzie obserwowane wydzielanie się wodoru. To doświadczenie jest dodatkowym dowodem na hydrolizę kationu Al 3+ (w końcu nie dodaliśmy kwasu do roztworu AlCl 3!).

Przykłady zadań do części A, B

1. Mocny elektrolit- Ten

1) C6H5OH

2) CH3COOH

3) C 2 H 4 (OH) 2

2. Słaby elektrolit- Ten

1) jodowodór

2) fluorowodór

3) siarczan amonu

4) wodorotlenek baru

3. W roztworze wodnym każde 100 cząsteczek tworzy 100 kationów wodoru kwasu

1) węgiel

2) azotowy

3) azot

4-7. W równaniu dysocjacji słabego kwasu we wszystkich możliwych etapach

suma współczynników jest równa

8-11. Do równań dysocjacji w roztworze dwóch zasad

8. NaOH, Ba(OH) 2

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

10. KOH, LiOH

11. CsOH, Ca(OH) 2

całkowita suma współczynników wynosi

12.V woda limonkowa zawiera zestaw cząstek

1) CaOH+, Ca 2+, OH -

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

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

4) CaOH +, O 2-, H+

13-16. Podczas dysocjowania jednej jednostki formuły soli

14. K 2 Cr 2 O 7

16. Cr 2 (SO 4) 3

liczba utworzonych jonów jest równa

17. Największy ilość jonu PO 4 -3 można wykryć w roztworze zawierającym 0,1 mola

18. Reakcja z wytrącaniem

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

2) AgF + HNO 3 >...

3) Na2HPO4 + NaOH >...

4) Na2SiO3 + HCl >...

19. Reakcja z uwolnieniem gazu

1) NaOH + CH3COOH >...

2) FeSO4 + KOH >...

3) NaHCO3 + HBr >…

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

20. Krótkie równanie jonowe OH - + H + = H 2 O odpowiada interakcji

1) Fe(OH) 2 + HCl >…

2) NaOH + HNO 2 >...

3) NaOH + HNO 3 >...

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

21. B równanie jonowe reakcje

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

Jon OH - może odpowiadać odczynnikowi

4) C6H5OH

22-23. Równanie jonowe

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

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

odpowiada reakcji pomiędzy

1) Ca(OH) 2 i K 3 PO 4

2) CaCl 2 i NaH 2 PO 4

3) Ca(OH) 2 i H 3 PO 4

4) CaCl i K 2HPO 4

24-27. W równaniu reakcji molekularnej

24. Na 3PO 4 + AgNO 3 >...

25. Na 2 S + Cu(NO 3) 2 >…

26. Ca(HSO 3) 2 >…

27. K 2 SO 3 + 2HBr >... suma współczynników wynosi

28-29. Dla całkowitej reakcji neutralizacji

28. Fe(OH) 2 + HI >…

29. Ba(OH) 2 + H 2 S >…

suma współczynników w pełnym równaniu jonowym wynosi

30-33. W krótkim równaniu reakcji jonowej

30. NaF + AlCl 3 >…

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

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

33. Na 2 S + H 2 SO 4 >...

suma współczynników jest równa

34-36. W wodnym roztworze soli

34. Ca(ClO 4) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

tworzy się środowisko

1) kwaśny

2) neutralny

3) alkaliczny

37. Stężenie jonów wodorotlenkowych wzrasta po rozpuszczeniu soli w wodzie

38. Neutralne środowisko znajdzie się w roztworze końcowym po zmieszaniu roztworów soli wyjściowych w zestawach

1) BaCl 2, Fe(NO 3) 3

2) Na2CO3, SrS

4) MgCl 2, RbNO 3

39. Dopasuj sól do jej zdolności do hydrolizy.

40. Dopasuj sól do roztworu.

41. Ustal zgodność soli ze stężeniem kationu wodorowego po rozpuszczeniu soli w wodzie.

Rozpuszczenie to spontaniczny, odwracalny proces fizykochemiczny, który obejmuje trzy główne etapy.

Etap atomizacji polega na zniszczeniu sieci krystalicznej rozpuszczanej substancji; proces jest endotermiczny (D przy H>O).

2) Etap solwatacji (hydratacji) - tworzenie się powłok solwatacyjnych (hydratów) wokół cząstek rozpuszczonej substancji; proces egzotermiczny, (Dsol H<О).

3) Etap dyfuzji - równomierny rozkład rozpuszczonej substancji w całej objętości roztworu (D dif H ≈ O).

Zatem ciepło rozpuszczania (D р Н) jest wartością całkowitą:

re p H = re w H + re sol H + re diff H

Ciepło roztworu jest efektem termicznym rozpuszczenia 1 mola substancji w nieskończenie dużej objętości rozpuszczalnika.

Rozpuszczanie większości ciał stałych w wodzie jest procesem endotermicznym (D p H > 0), ponieważ ciepło pochłonięte na etapie atomizacji nie jest kompensowane przez ciepło uwolnione na etapie solwatacji. Kiedy gazy się rozpuszczają, wydziela się ciepło (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.

Jak każdy proces odwracalny, rozpuszczanie osiąga równowagę. Roztwór będący w równowadze z nadmiarem substancji nazywa się nasycony. W stanie równowagi szybkość rozpuszczania jest równa szybkości krystalizacji.

W zależności od stopnia nasycenia roztworami są:

nienasycone: zawierają mniej substancji rozpuszczonej niż nasycone,

bogaty,

przesycony: zawierają więcej substancji rozpuszczonej niż nasycone (są niestabilne).

4.3. Rozpuszczalność gazów, cieczy i ciał stałych w wodzie

Rozpuszczalność (S) to zdolność substancji do rozpuszczania się w danym rozpuszczalniku. Jest ona równa zawartości substancji rozpuszczonej w jej roztworze nasyconym w danej temperaturze.

Rozpuszczalność zależy od charakteru substancji i parametrów termodynamicznych układu. Wpływ charakteru substancji na rozpuszczalność opisuje zasada: „ Podobne rozpuszcza się w podobne" Innymi słowy, substancje polarne dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych, a substancje niepolarne dobrze rozpuszczają się w niepolarnych. Na przykład: sól NaCl jest dobrze rozpuszczalny w wodzie i słabo rozpuszczalny w benzenie; I 2 jest dobrze rozpuszczalny w benzenie i słabo rozpuszczalny w wodzie.

Rozpuszczanie gazów w wodzie można przedstawić za pomocą diagramu:

A (gaz) + H 2 OA (roztwór), D р Н<О

Zgodnie z zasadą Le Chateliera wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w lewo, tj. rozpuszczalność maleje wraz ze spadkiem temperatury - po prawej stronie rozpuszczalność wzrasta (tabela 3).

Tabela 3 - Rozpuszczalność gazów (l/1l H 2 O) przy p = 1 atm.

Zgodnie z zasadą Le Chateliera wraz ze wzrostem ciśnienia równowaga przesuwa się w prawo, tj. zwiększa się rozpuszczalność gazów. Ilościową zależność rozpuszczalności gazu od ciśnienia opisuje równanie Henry’ego (1803):

gdzie k jest stałą Henry'ego,

P - ciśnienie gazu nad roztworem.

Prawo Henry’ego pozwala nam odkryć przyczyny Choroba dekompresyjna. Występuje u nurków, pilotów i przedstawicieli innych zawodów, którzy ze względu na wykonywany zawód szybko przechodzą ze środowiska wyżowego do środowiska niskociśnieniowego.

Podczas przebywania człowieka w środowisku o podwyższonym ciśnieniu jego krew i tkanki nasycają się azotem (N 2) i częściowo dwutlenkiem węgla (CO 2). Nie ma akumulacji tlenu, ponieważ jest on wydawany na procesy fizjologiczne w organizmie. Kiedy człowiek szybko przenosi się do środowiska o niskim ciśnieniu, uwalniane są nadmierne ilości rozpuszczonych gazów, które nie mają czasu na rozproszenie się w płucach i utworzenie korków gazowych w tkankach i naczyniach krwionośnych. Prowadzi to do zablokowania i pęknięcia naczyń włosowatych, gromadzenia się pęcherzyków gazu w podskórnej tkance tłuszczowej, stawach i szpiku kostnym. Objawy choroby dekompresyjnej obejmują zawroty głowy, swędzenie, ból mięśni i klatki piersiowej, niewydolność oddechową, paraliż i śmierć.

Na rozpuszczalność gazów wpływa obecność elektrolitów w roztworze. Zależność tę opisuje równanie Sechenowa (1859):

gdzie S i S o to rozpuszczalność gazu w roztworze elektrolitu i czystej wodzie,

c - stężenie elektrolitu,

k jest stałą Sechenowa.

Z równania Sechenowa wynika, że im wyższe stężenie elektrolitu w roztworze, tym mniejsza rozpuszczalność gazów. Dlatego rozpuszczalność gazów w wodzie jest większa niż w plazmie (tab. 4).

Tabela 4 - Rozpuszczalność gazów w czystej wodzie i osoczu krwi w temperaturze 38°С

Rozpuszczanie cieczy w wodzie można przedstawić za pomocą diagramu:

A (g) + H 2 OA (roztwór)

Głównym etapem rozpuszczania cieczy w cieczy jest dyfuzja, której szybkość wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. W związku z tym wzajemna rozpuszczalność cieczy wzrasta wraz ze wzrostem temperatury.

Istnieją trzy rodzaje płynów:

a) nieograniczenie rozpuszczalne w sobie: H 2 SO 4 / H 2 O, C 2 H 5 OH / H 2 O;

b) trudno rozpuszczalny: C 6 H 6 / H 2 O

c) całkowicie nierozpuszczalny: Hg / H 2 O.

Jeśli do układu dwóch niemieszających się cieczy zostanie dodany trzeci składnik, wówczas stosunek jego stężeń w każdej cieczy będzie wartością stałą w danej temperaturze (prawo rozkładu Nernsta-Shilova) (rysunek 6).

Rysunek6 - Prawo podziału Nernsta-Sziłowa

Prawo Nernsta-Shilova stanowi teoretyczną podstawę ekstrakcji, jednej z metod rozdzielania mieszanin.

Rozpuszczanie substancji stałych w wodzie opisuje następujący schemat:

A (k) + H 2 OA (roztwór), Dр Н > O

Jeśli rozpuszcza się trudno rozpuszczalny elektrolit (sól, zasada lub kwas), wówczas niejednorodną równowagę pomiędzy ciałem stałym a jego jonami w roztworze nasyconym można przedstawić za pomocą diagramu:

A n B m (k) nA m+ (aq) + mB n- (aq).

Równowagę tę scharakteryzowano za pomocą stałej rozpuszczalności Ks, która jest heterogeniczną stałą równowagi:

Ks = n m

Do elektrolitów binarnych N = M= 1, zatem

Ks = · .

Odpowiednio S 2 = K s i S =

Na przykład, gdy trudno rozpuszczalna sól BaSO4 zostanie rozpuszczona w wodzie, ustala się niejednorodna równowaga między kryształami substancji i jej jonami w nasyconym roztworze:

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

Zgodnie z prawem działania mas K S = = 1,1·10 -10.

Stąd S =
.

Im niższa wartość Ks, tym mniejsza rozpuszczalność substancji i tym łatwiej tworzy się osad trudno rozpuszczalnego elektrolitu.

Warunek powstania osadu trudno rozpuszczalnego elektrolitu można sformułować w następujący sposób: Z roztworów nasyconych i przesyconych tworzą się osady. W roztworze nasyconym · = K s i w roztworze przesyconym · > K s

Jednym z najważniejszych procesów heterogenicznych in vivo jest tworzenie tkanki kostnej. Głównym składnikiem mineralnym tkanki kostnej jest hydroksyfosforan wapnia (hydroksyapatyt). Sa 5 (RO 4 ) 3 ON.

Proces tworzenia tkanki kostnej można przedstawić w następujący sposób. We krwi przy pH = 7,4 aniony HPO 4 2– i H 2 PO 4 – oraz kationy Ca 2+ występują w mniej więcej równych ilościach. Po porównaniu stałych rozpuszczalności CaHPO 4 (K S = 2,7∙10 –7) i Ca(H 2 PO 4) 2 (K S = 1∙10 –3) staje się oczywiste, że sól CaHPO 4 jest mniej rozpuszczalna. W rezultacie to właśnie CaHPO 4 powstaje na pierwszym etapie tworzenia tkanki kostnej:

Ca 2+ + NPO 4 2– CaHPO 4 .

Dalsze powstawanie hydroksyapatytu przebiega zgodnie z równaniami:

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.

Stała rozpuszczalności hydroksyapatytu jest bardzo mała (K S = 10 -58), co świadczy o dużej stabilności tkanki kostnej.

Przy nadmiarze jonów Ca 2+ we krwi równowaga przesuwa się w prawo, co prowadzi do zwapnienia kości. Przy braku Ca 2+ równowaga przesuwa się w lewo; tkanka kostna ulega zniszczeniu. U dzieci prowadzi to do krzywica, rozwija się u dorosłych osteoporoza.

Jeśli w tkance kostnej brakuje wapnia, jego miejsce mogą zastąpić najbliższe analogi elektroniczne: beryl i stront. Ich nagromadzenie powoduje odpowiednio krzywica berylowa i strontowa(zwiększona łamliwość i łamliwość kości). Kiedy radioizotop Sr-90 zostanie włączony do tkanki kostnej, szpik kostny zostaje napromieniowany, co może prowadzić do białaczki i innych nowotworów. Wapń blokuje gromadzenie się w organizmie radioaktywnego strontu.

Roztwór to jednorodny układ składający się z dwóch lub więcej substancji, których zawartość może zmieniać się w określonych granicach bez zakłócania jednorodności.

Woda rozwiązania składają się z woda(rozpuszczalnik) i rozpuszczona substancja. Stan substancji w roztworze wodnym jest, jeśli to konieczne, oznaczony indeksem dolnym (p), na przykład KNO 3 w roztworze - KNO 3 (p).

Często nazywane są roztwory zawierające niewielką ilość substancji rozpuszczonej rozcieńczony i roztwory o dużej zawartości substancji rozpuszczonych - stężony. Roztwór, w którym możliwe jest dalsze rozpuszczenie substancji, nazywa się nienasycone a roztworem, w którym substancja przestaje się rozpuszczać w danych warunkach jest nasycony. Ten ostatni roztwór zawsze ma kontakt (w równowadze heterogenicznej) z nierozpuszczoną substancją (jeden kryształ lub więcej).

W specjalnych warunkach, na przykład podczas ostrożnego (bez mieszania) chłodzenia gorącego nienasyconego roztworu solidny substancje, które mogą powstawać przesycony rozwiązanie. Po wprowadzeniu kryształu substancji taki roztwór dzieli się na roztwór nasycony i osad substancji.

Zgodnie z chemiczna teoria roztworów D.I. Mendelejewowi, po pierwsze, rozpuszczaniu substancji w wodzie towarzyszy zniszczenie wiązania chemiczne między cząsteczkami (wiązania międzycząsteczkowe w substancjach kowalencyjnych) lub między jonami (w substancjach jonowych), a tym samym cząsteczki substancji mieszają się z wodą (w wyniku czego zniszczona zostaje także część wiązań wodorowych między cząsteczkami). Zerwanie wiązań chemicznych następuje w wyniku energii cieplnej ruchu cząsteczek wody i tak się dzieje koszt energię w postaci ciepła.

Po drugie, gdy znajdą się w wodzie, cząstki (cząsteczki lub jony) substancji poddawane są działaniu uwodnienie. W rezultacie, nawilża– związki o niepewnym składzie pomiędzy cząsteczkami substancji a cząsteczkami wody (wewnętrzny skład samych cząstek substancji nie zmienia się po rozpuszczeniu). Procesowi temu towarzyszy podkreślanie energię w postaci ciepła w wyniku tworzenia nowych wiązań chemicznych w hydratach.

Ogólnie rzecz biorąc, rozwiązaniem jest albo ochładza się(jeśli zużycie ciepła przekracza jego uwolnienie) lub nagrzewa się (w przeciwnym razie); czasami - jeśli dopływ ciepła i jego oddanie są równe - temperatura roztworu pozostaje niezmieniona.

15,7 g soli – nienasyconej;

19,2 g soli – nasycona;

20,3 g soli – przesyconej.

Zgodnie z wartościami rozpuszczalności wyróżnia się substancje:

Opracowano na podstawie danych referencyjnych tabela rozpuszczalności zwykłe kwasy, zasady i sole (Tabela 15), co wskazuje na rodzaj rozpuszczalności, odnotowuje się substancje nieznane nauce (nieotrzymywane) lub całkowicie rozłożone przez wodę.

Konwencje użyte w tabeli:

„r” – substancja wysoce rozpuszczalna

„m” – substancja słabo rozpuszczalna

„n” – substancja praktycznie nierozpuszczalna

„–” – substancja nie otrzymana (nie istnieje)

» – substancja miesza się z wodą w nieograniczony sposób

Notatka. Tabela ta dotyczy przygotowania roztworu nasyconego w temperaturze pokojowej poprzez dodanie substancji (w odpowiednim stanie skupienia) do wody. Należy wziąć pod uwagę, że wytrącenie słabo rozpuszczalnych substancji za pomocą reakcji wymiany jonowej nie zawsze jest możliwe (więcej szczegółów w 13.4).

Co zrobimy z otrzymanym materiałem:

Jeśli ten materiał był dla Ciebie przydatny, możesz zapisać go na swojej stronie w sieciach społecznościowych:

Wszystkie tematy w tym dziale:

Pospolite elementy. struktura atomów. Elektroniczne muszle. Orbitale
Pierwiastek chemiczny - pewien typ atomy, oznaczone nazwą i symbolem oraz charakteryzujące się liczbą atomową i względną masą atomową. W tabeli 1 lista

Każdy orbital może pomieścić nie więcej niż dwa elektrony.
Jeden elektron na orbicie nazywa się niesparowanym, dwa elektrony nazywa się parą elektronów:

Właściwości pierwiastków są okresowo zależne od liczby porządkowej.
Okresowo powtarzający się charakter zmian składu powłoka elektronowa wyjaśnia atomy pierwiastków okresowa zmiana właściwości pierwiastków przy przechodzeniu przez okresy i grupy Pe

Cząsteczki. Wiązanie chemiczne. Struktura substancji
Cząsteczki chemiczne utworzone z dwóch lub więcej atomów nazywane są cząsteczkami (rzeczywistymi lub konwencjonalnymi jednostkami formuł substancji wieloatomowych). Atomy w molach

Wapń
Wapń jest pierwiastkiem IV okresu i grupy IIA Układ okresowy, numer seryjny 2O. Formuła elektroniczna atom 4s2, stopień utlenienia

Aluminium
Aluminium jest pierwiastkiem III okresu i grupy IIIA układu okresowego, numer seryjny 13. Wzór elektroniczny atomu 3s23p1,

Mangan
Mangan jest pierwiastkiem czwartego okresu i grupy VIIB układu okresowego, numer seryjny 25. Formuła elektronowa atomu to 3d54s2;

Ogólne właściwości metali. Korozja
Pierwiastki o właściwościach metalicznych znajdują się w grupach IA – VIA układu okresowego (tab. 7).

Wodór
Wodór jest pierwszym elementem układu okresowego (pierwszy okres, numer seryjny 1). Nie ma pełnej analogii z innymi pierwiastki chemiczne i nie należy do żadnego

Chlor. Chlorek wodoru
Chlor jest pierwiastkiem III okresu i VII grupy A układu okresowego, numer seryjny 17. Elektronowa formuła atomu 3s23p5, ha

Chlorki
Chlorek sodu NaCl. Sól beztlenowa. Powszechna nazwa to sól kuchenna. Biały, lekko higroskopijny. Topi się i wrze bez rozkładu. Rozpuścić umiarkowanie

Podchloryny. Chlorany
Podchloryn wapnia Ca(ClO)2. Sól kwasu podchlorawego HClO. Biały, rozkłada się pod wpływem ogrzewania bez topienia. Rozpuszczalny w zimna woda(opr.

Bromki. Jodki
Bromek potasu KBr. Sól beztlenowa. Biały, niehigroskopijny, topi się bez rozkładu. Dobrze rozpuszczalny w wodzie, nie ulega hydrolizie. Środek redukujący (słabszy, h

Tlen
Tlen jest pierwiastkiem drugiego okresu i grupy VIA układu okresowego, numer seryjny 8, należy do chalkogenów (ale częściej jest rozpatrywany osobno). Elektroniczny dot

Siarka. Siarkowodór. Siarczki
Siarka jest pierwiastkiem trzeciego okresu i grupy VIA układu okresowego o numerze porządkowym 16 i należy do chalkogenów. Elektronowa formuła atomu 3s

Dwutlenek siarki. Siarczyny
Dwutlenek siarki SO2. Tlenek kwasowy. Bezbarwny gaz z ostrym zapachem. Cząsteczka ma budowę niepełnego trójkąta [: S(O)2] (sp

Kwas Siarkowy. Siarczany
Kwas Siarkowy H2SO4. Oksokwas. Bezbarwna ciecz, bardzo lepka (oleista), bardzo higroskopijna. Molek

Azot. Amoniak
Azot jest pierwiastkiem drugiego okresu i grupy VA układu okresowego, numer seryjny 7. Formuła elektronowa atomu to 2s22p3, znak

Tlenki azotu. Kwas azotowy
Tlenek azotu NO. Tlenek nie tworzący soli. Bezbarwny gaz. Rodnik, zawiera kowalencyjne wiązanie σπ (N=O), w dimerze N2 w stanie stałym

Azotyny. Azotany
Azotyn potasuKNO2. Oksosol. Biały, higroskopijny. Topi się bez rozkładu. Stabilny w suchym powietrzu. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (postać bezbarwna

Darmowy węgiel
Węgiel jest pierwiastkiem II okresu i grupy IVA układu okresowego, numer porządkowy 6. Chemia węgla to głównie chemia związków organicznych; nieorganiczny

Tlenki węgla
Tlenek węgla CO. Tlenek nie tworzący soli. Gaz bezbarwny, bezwonny, lżejszy od powietrza. Cząsteczka jest słabo polarna, zawiera kowalencyjne potrójne σππ

Węglany
Węglan sodu Na2CO3. Oksosol. Nazwa techniczna soda kalcynowana. Biały, topi się i rozkłada po podgrzaniu. Uczucia

Krzem
Krzem jest pierwiastkiem trzeciego okresu i grupy IVA układu okresowego, numer seryjny 14. Formuła elektronowa atomu to 3s23p2. X

Alkany. Cykloalkany
Alkany (parafiny) to związki węgla i wodoru, w cząsteczkach których atomy węgla są ze sobą połączone wiązanie pojedyncze(węglowodory marginalne

Alkeny. Alkadieny
Alkeny (olefiny) to węglowodory, których cząsteczki zawierają połączone ze sobą atomy węgla wiązanie podwójne (nienasycone węglowodory wiersz

Alkohole. Etery. Fenole
Alkohole to pochodne węglowodorów zawierające grupę funkcyjną OH (hydroksyl). Alkohole posiadające jedną grupę OH nazywane są monoatami

Aldehydy i ketony
Aldehydy i ketony są pochodnymi węglowodorów zawierającymi karbonylową grupę funkcyjną CO. W aldehydach grupa karbonylowa jest związana z a

Kwasy karboksylowe. Estry. Tłuszcze
Kwasy karboksylowe– są to pochodne węglowodorów zawierające grupę funkcyjną COOH (karboksyl). Wzory i nazwy niektórych popularnych leków

Węglowodany
Węglowodany (cukry) to najważniejsze naturalne związki składające się z węgla, wodoru i tlenu. Węglowodany dzielą się na monosacharydy, disacharydy i polisacharydy

Związki nitrowe. Aminy
Bardzo ważne w gospodarka narodowa zawierające azot materia organiczna. Azot może występować w związkach organicznych w postaci grupy nitrowej NO2, grupy aminowej NH2 i

Aminokwasy. Wiewiórki
Aminokwasy to związki organiczne zawierające dwa grupy funkcyjne– kwas COOH i amina NH2

Szybkość reakcji
Charakterystyka ilościowa prędkość prądu Reakcja chemiczna A + B → D + E to jego prędkość, czyli prędkość oddziaływania cząstek odczynników A

Szybkość reakcji chemicznej jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężeń molowych reagentów
jeśli reakcja wymaga zderzenia dwóch reagujących cząsteczek. Ta zależność nazywa się prawo kinetyczne działające masy (K. Gullberg, P. Vogue

Energia reakcji
Każdej reakcji towarzyszy uwolnienie lub absorpcja energii w postaci ciepła. W materiałach wyjściowych wiązania chemiczne są rozdarte i energia jest na to wydawana (tj

Odwracalność reakcji
Reakcję chemiczną nazywamy odwracalną, jeśli w danych warunkach zachodzi nie tylko reakcja bezpośrednia (→), ale także reakcja odwrotna, tj. tworzą się substancje wyjściowe

Kiedy ma to wpływ na układ równowagi, równowaga chemiczna przesuwa się w stronę, która przeciwdziała temu efektowi.
Rozważmy bardziej szczegółowo wpływ czynników takich jak temperatura, ciśnienie, stężenie na przesunięcie równowagi. 1. Temperatura. Wzrost temperatury

Dysocjacja elektrolityczna
Rozpuszczaniu jakiejkolwiek substancji w wodzie towarzyszy tworzenie się hydratów. Jeżeli jednocześnie nie nastąpią zmiany składu cząstek substancji rozpuszczonej w roztworze, to takie substancje

Dysocjacja wody. Rozwiązanie średnie
Woda sama w sobie jest bardzo słabym elektrolitem:

Reakcje wymiany jonowej
W rozcieńczonych roztworach elektrolitów (kwasów, zasad, soli) zwykle zachodzą reakcje chemiczne z udziałem jonów. W takim przypadku wszystkie elementy odczynników mogą zostać zachowane

Hydroliza soli
Hydroliza soli to oddziaływanie jej jonów z wodą, prowadzące do powstania środowiska kwaśnego lub zasadowego, któremu jednak nie towarzyszy wytrącanie się osadu lub gazu (poniżej

Utleniacze i reduktory
Reakcje redoks zachodzą przy jednoczesnym wzroście i spadku stopnia utlenienia pierwiastków i towarzyszy im przeniesienie elektronów:

Dobór kursów metodą bilansu elektronicznego
Metoda składa się z kilku etapów. 1. Zapisz schemat reakcji; znaleźć pierwiastki, które zwiększają i zmniejszają stopień utlenienia oraz bąk

Zakres naprężeń metali
W szeregu naprężeń metali strzałka odpowiada zmniejszeniu zdolności redukcyjnej metali i wzrostowi zdolności utleniającej ich kationów w roztworze wodnym (środowisko kwaśne):

Elektroliza stopu i roztworu
Elektroliza to proces redoks, który zachodzi na elektrodach podczas przejścia stałej prąd elektryczny poprzez rozwiązania lub

Udział masowy substancji rozpuszczonej. Rozcieńczanie, zagęszczanie i mieszanie roztworów
Ułamek masowy substancja rozpuszczona B (ω in) to stosunek masy substancji B (t in) do masy roztworu (m (p)

Stosunek objętości gazu
Dla reakcji chemicznej a A + b B = c C + d D zależność jest spełniona

Masa (objętość, ilość substancji) produktu w nadmiarze lub z zanieczyszczeniami odczynnika
Nadmiar i niedobór odczynników. Ilości, masy i objętości (w przypadku gazów) odczynników nie zawsze są brane pod uwagę stechiometrycznie, tj. zgodnie z równaniami reakcji. H

Znalezienie wzoru cząsteczkowego związku organicznego
Przy wyprowadzaniu wzorów substancji, zwłaszcza w Chemia organiczna, często stosuje się gęstość względną gazu. Gęstość względna gaz X – stosunek gęstości bezwzględnej