Otopina je homogeni sustav koji se sastoji od dvije ili više tvari, čiji se sadržaj može mijenjati u određenim granicama bez narušavanja homogenosti.

Vodeni rješenja se sastoje od voda(otapalo) i otopljena tvar. Stanje tvari u vodenoj otopini, ako je potrebno, označeno je indeksom (p), na primjer, KNO 3 u otopini - KNO 3 (p) .

Otopine koje sadrže malu količinu otopljene tvari često se nazivaju razrijeđena dok otopine s visokim sadržajem otopljene tvari koncentrirana. Otopina u kojoj je moguće daljnje otapanje tvari naziva se nezasićen a otopina u kojoj se neka tvar u danim uvjetima prestaje otapati jest zasićena. Posljednja otopina je uvijek u kontaktu (u heterogenoj ravnoteži) s neotopljenom tvari (jedan ili više kristala).

Pod posebnim uvjetima, kao što je lagano (bez miješanja) hlađenje vruće nezasićene otopine čvrsta tvari mogu nastati prezasićen riješenje. Kada se unese kristal tvari, takva se otopina razdvaja na zasićenu otopinu i talog tvari.

U skladu s kemijska teorija otopina D. I. Mendeljejeva, otapanje tvari u vodi prati, prvo, uništenje kemijske veze između molekula (međumolekularne veze u kovalentnim tvarima) ili između iona (u ionskim tvarima), pa se tako čestice tvari miješaju s vodom (u kojoj je dio vodikove veze između molekula). Kemijske veze se prekidaju zbog toplinske energije kretanja molekula vode, au ovom slučaju trošak energija u obliku topline.

Drugo, jednom kada dođu u vodu, čestice (molekule ili ioni) tvari bivaju izložene hidratacija. Kao rezultat, hidratizira- spojevi neodređenog sastava između čestica tvari i molekula vode (unutarnji sastav samih čestica tvari ne mijenja se otapanjem). Ovaj proces je popraćen isticanje energija u obliku topline zbog stvaranja novih kemijskih veza u hidratima.

Općenito, rješenje ohladi se(ako trošak topline premašuje njegovo oslobađanje), ili se zagrijava (u suprotnom); ponekad - ako su troškovi topline i njezino oslobađanje jednaki - temperatura otopine ostaje nepromijenjena.

Mnogi hidrati su toliko stabilni da se ne raspadaju čak ni kada otopina potpuno ispari. Tako su poznati čvrsti kristalni hidrati soli CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O itd.

Sadržaj tvari u zasićenoj otopini pri T= const kvantificira topljivost ovu tvar. Topljivost se obično izražava kao masa otopljene tvari na 100 g vode, na primjer 65,2 g KBr/100 g H 2 O na 20 °C. Dakle, ako se 70 g krutog kalijevog bromida unese u 100 g vode na 20 °C, tada će 65,2 g soli prijeći u otopinu (koja će biti zasićena), a 4,8 g krutog KBr (višak) ostat će na dnu čaše.

Treba imati na umu da sadržaj otopljene tvari u bogati riješenje jednaki, u nezasićen riješenje manje i u prezasićen riješenje više njegovu topljivost na određenoj temperaturi. Dakle, otopina pripremljena na 20 ° C od 100 g vode i natrijevog sulfata Na 2 SO 4 (topljivost 19,2 g / 100 g H 2 O), sa sadržajem

15,7 g soli - nezasićene;

19,2 g soli - zasićeno;

2O.3 g soli je prezasićeno.

Topljivost čvrste tvari(Tablica 14) obično raste s porastom temperature (KBr, NaCl), a samo se za neke tvari (CaSO 4 , Li 2 CO 3 ) uočava suprotno.

Topljivost plinova opada s porastom temperature, a raste s porastom tlaka; na primjer, pri tlaku od 1 atm, topljivost amonijaka je 52,6 (20 ° C) i 15,4 g / 100 g H 2 O (80 ° C), a pri 20 ° C i 9 atm je 93,5 g / 100 g H2O.

Prema vrijednostima topljivosti razlikuju se tvari:

– dobro topljiv,čija je masa u zasićenoj otopini razmjerna masi vode (na primjer, KBr - na 20 ° C topljivost je 65,2 g / 100 g H 2 O; 4,6 M otopina), tvore zasićene otopine s molarnošću od više od 0,1 M;

– slabo topljiv,čija je masa u zasićenoj otopini mnogo manja od mase vode (na primjer, CaSO 4 - pri 20 ° C, topljivost je 0,206 g / 100 g H 2 O; 0,015 M otopina), tvore zasićene otopine s molarnost 0,1-0,001 M;

– praktički netopljivčija je masa u zasićenoj otopini zanemariva u usporedbi s masom otapala (npr. AgCl - pri 20 °C, topljivost je 0,00019 g na 100 g H 2 O; 0,0000134 M otopina), tvore zasićene otopine s molaritet manji od 0,001 M.

Sastavljeno prema referentnim podacima tablica topljivosti uobičajene kiseline, baze i soli (tablica 15), u kojima je naznačena vrsta topljivosti, navedene su tvari koje nisu poznato nauci(ne dobiva se) ili potpuno razgradivo u vodi.

Konvencije korištene u tablici:

"r" je vrlo topljiva tvar

"m" - slabo topljiva tvar

"n" - praktički netopljiva materija

"-" - tvar nije primljena (ne postoji)

"" - tvar se miješa s vodom na neodređeno vrijeme

Bilješka. Ova tablica odgovara pripremi zasićene otopine na sobnoj temperaturi uvođenjem tvari (u odgovarajućem agregatno stanje) u vodi. Treba napomenuti da nije uvijek moguće dobiti precipitate slabo topljivih tvari pomoću reakcija ionske izmjene (za detalje vidi 13.4).

Otapanje bilo koje tvari u vodi prati stvaranje hidrata. Ako u isto vrijeme nema promjena formule u česticama otopljene tvari u otopini, tada se takve tvari klasificiraju kao neelektroliti. Oni su, na primjer, plin dušik N 2 tekućina kloroform CHCl3, krutina saharoza C 12 H 22 O 11, koji postoje u vodenoj otopini u obliku hidrata svojih molekula.

Poznate su mnoge tvari opći pogled MA), koji nakon otapanja u vodi i stvaranja hidrata molekula MA nH 2 O, podliježu značajnim promjenama formule. Kao rezultat toga, u otopini se pojavljuju hidratizirani ioni - M + nH 2 O kationi i A nH 2 O anioni:

Takve tvari su elektroliti.

Proces pojave hidratiziranih iona u vodenoj otopini nazvao elektrolitička disocijacija (S. Arrhenius, 1887).

Elektrolitička disocijacija ionski kristalne tvari(M +) (A -) u vodi je nepovratan reakcija:

Takve tvari su jaki elektroliti, to su mnoge baze i soli, na primjer:

Elektrolitička disocijacija MA tvari koje se sastoje od polarni kovalentne molekule, je reverzibilan reakcija:

Takve tvari klasificiraju se kao slabi elektroliti, to su mnoge kiseline i neke baze, na primjer:

U razrijeđenom vodene otopine slabe elektrolite, uvijek ćemo pronaći i izvorne molekule i produkte njihove disocijacije – hidratizirane ione.

Kvantitativna karakteristika disocijacije elektrolita naziva se stupanj disocijacije i označeno? , stalno? > 0.

Za snažna elektroliti? = 1 po definiciji (disocijacija takvih elektrolita je potpuna).

Za slab elektroliti stupanj disocijacije – omjer molarna koncentracija disocirane tvari (c e) na ukupnu koncentraciju tvari u otopini (c):

Stupanj disocijacije je djelić jedinice ili 100%. Za slabe elektrolite? « Od 1 (100%).

Za slabe kiseline H n A, stupanj disocijacije za svaki sljedeći korak naglo se smanjuje u usporedbi s prethodnim:

Stupanj disocijacije ovisi o prirodi i koncentraciji elektrolita, kao i o temperaturi otopine; raste sa smanjenje koncentracija tvari u otopini (tj. kada je otopina razrijeđena) i kada grijanje.

NA razrijeđena rješenja jake kiseline H n A njihovi hidroanioni H n-1 A ne postoje, na primjer:

B koncentrirana otopine postaje vidljiv sadržaj hidroaniona (pa čak i početnih molekula):

(nemoguće je zbrojiti jednadžbe stadija reverzibilne disocijacije!). Kada grijana vrijednost? 1 i? 2, što potiče reakcije koje uključuju koncentrirane kiseline.

Kiseline su elektroliti koji, kada se disociraju, dovode katione vodika u vodenu otopinu i ne stvaraju druge pozitivne ione:

Uobičajen jake kiseline:

U razrijeđenoj vodenoj otopini (uvjetno do 10% ili 0,1 mol) ove kiseline potpuno disociraju. Za jake kiseline H n A popis ih uključuje hidroanioni(anioni kiselih soli), koji također u tim uvjetima potpuno disociraju.

Uobičajen slabe kiseline:

Baze su elektroliti koji, kada se disociraju, dovode hidroksidne ione u vodenu otopinu i ne stvaraju druge negativne ione:

Disocijacija slabo topljiv baze Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Mn (OH) 2, Fe (OH) 2 i dr. praktična vrijednost nema.

Do snažna tereni ( lužine) uključuju NaOH, KOH, Ba(OH) 2 i neke druge. Najpoznatija slaba baza je amonijak hidrat NH3H2O.

Srednje soli su elektroliti koji, nakon disocijacije, u vodenu otopinu unose sve katione, osim H +, i sve anione, osim OH -:

Govorimo samo o visoko topivim solima. Disocijacija slabo topljiv i praktično netopljiv sol nije bitna.

Slično se rastavi dvostruke soli:

Kisele soli(većina ih je topiva u vodi) potpuno disociraju prema vrsti srednjih soli:

Nastali hidroanioni su zauzvrat izloženi vodi:

a) ako hidroanion pripada snažna kiseline, tada i sama potpuno disocira:

a puna jednadžba disocijacije može se napisati kao:

(otopine takvih soli nužno će biti kisele, kao i otopine odgovarajućih kiselina);

b) ako hidroanion pripada slab kiseline, tada je njegovo ponašanje u vodi dvojako - ili nepotpuna disocijacija prema vrsti slaba kiselina:

ili interakcija s vodom (zvana reverzibilna hidroliza):

Na? 1 > ? 2 prevladava disocijacija (a otopina soli će biti kisela), a kada? 1 > ? 2 - hidroliza (i otopina soli će biti alkalna). Dakle, otopine soli s anionima HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - i HSeO 3 - bit će kisele, otopine soli s drugim anionima (većina njih) bit će alkalne. Drugim riječima, naziv "kiseli" za soli s većinom hidroaniona ne znači da će se ti anioni u otopini ponašati kao kiseline (hidroliza hidroaniona i izračun omjera između α 1 i a 2 proučava se samo u visokom obrazovanju ).

Osnovni, temeljni soli MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 i drugih uglavnom su praktički netopljive u vodi, te je nemoguće raspravljati o njihovom ponašanju u vodenoj otopini.

Sama voda je vrlo slaba elektrolit:

Koncentracije H + kationa i OH aniona - in čista voda su vrlo male i iznose 1 10 -7 mol/l pri 25 °C.

Vodikov kation H + je najjednostavnija jezgra – proton p+ (elektronska ljuska kation H + - prazan, 1s 0). Slobodni proton ima veliku pokretljivost i prodornu moć; okružen polarnim molekulama H 2 O ne može ostati slobodan. Proton se odmah veže za molekulu vode:

Ubuduće se radi jednostavnosti ostavlja oznaka H + (ali se H 3 O + podrazumijeva).

Vrste mediji vodenih otopina:

Za vodu sobne temperature imamo:

Dakle, u čistoj vodi:

Ova jednakost vrijedi i za vodene otopine:

Praktična pH ljestvica odgovara intervalu 1-13 (razrijeđene otopine kiselina i baza):

U praktički neutralnom mediju s pH = 6–7 i pH = 7–8, koncentracija H + i OH - je vrlo niska (1 10 -6 - 1 10 -7 mol / l) i gotovo je jednaka koncentraciji ovih iona u čistoj vodi. Razmatraju se takve otopine kiselina i baza krajnje razrijeđeni (sadrže vrlo malo tvari).

Za praktično određivanje vrste medija vodenih otopina, indikatori Tvari koje daju karakterističnu boju neutralnim, kiselim i/ili lužnatim otopinama.

Uobičajeni indikatori u laboratoriju su lakmus, metiloranž i fenolftalein.

Postaje metiloranž (indikator za kiselu sredinu). ružičasta u jako kiseloj otopini (tablica 16), fenolftalein (indikator za alkalnu sredinu) - malina u jako alkalnoj otopini, a lakmus se koristi u svim sredinama.

U razrijeđenim otopinama elektrolita (kiseline, baze, soli) kemijske reakcije obično se odvijaju uz sudjelovanje ioni. U tom slučaju svi elementi reagensa mogu zadržati svoja oksidacijska stanja ( reakcije razmjene) ili ih promijeniti redoks reakcije). Dolje navedeni primjeri odnose se na reakcije izmjene (za pojavu redoks reakcija vidi odjeljak 14).

U skladu s Bertholletovo praviloionske reakcije teku gotovo nepovratno ako nastaju slabo topljive čvrste tvari(ispadaju) hlapljive tvari(oslobađaju se kao plinovi) ili topljive tvari su slabi elektroliti(uključujući vodu). Ionske reakcije su predstavljene sustavom jednadžbi - molekularni, pun i kratki ionski. Potpune ionske jednadžbe su izostavljene u nastavku (čitatelj je pozvan da sastavi vlastitu).

Prilikom pisanja jednadžbi ionske reakcije obavezno slijediti tablicu topljivosti (vidi tablicu 8).

Primjeri reakcije taloženja:

Pažnja! Slabo topljive ("m") i praktički netopljive ("n") soli navedene u tablici topljivosti (vidi tablicu 15) talože se točno onako kako su prikazane u tablici (SaF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO 4 v, itd.).

U tablici. 15 nije navedeno karbonati- srednje soli s anionom CO 3 2-. Treba imati na umu da:

1) K 2 CO 3, (NH 4) 2 CO 3 i Na 2 CO 3 su topljivi u vodi;

2) Ag 2 CO 3, BaCO 3 i CaCO 3 praktički su netopljivi u vodi i kao takvi se talože, na primjer:

3) soli drugih kationa, kao što su MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 i druge, iako netopljive u vodi, ne talože se iz vodene otopine tijekom ionskih reakcija (tj. ne mogu se dobiti ovom metodom).

Na primjer, željezo (II) karbonat FeCO 3 dobiven "suh" ili uzet u obliku minerala siderit, kada se unese u vodu, taloži se bez vidljive interakcije. Međutim, kada se pokušava dobiti reakcijom izmjene u otopini između FeSO 4 i K 2 CO 3, taloži se talog bazične soli (naveden je uvjetni sastav, u praksi je sastav složeniji) i oslobađa se ugljikov dioksid. :

Slično FeCO3, sulfid krom (III) Cr 2 S 3 (netopljiv u vodi) ne taloži se iz otopine:

U tablici. 15 također ne označava soli koje razgraditi se voda - sulfid aluminij Al 2 S 3 (kao i BeS) i acetat krom (III) Cr (CH 3 COO) 3:

Posljedično, ove se soli također ne mogu dobiti reakcijom izmjene u otopini:

(u zadnjoj reakciji sastav taloga je složeniji; takve se reakcije detaljnije proučavaju u visokom obrazovanju).

Primjeri reakcije s razvijanjem plinova:

Primjeri reakcije sa stvaranjem slabih elektrolita:

Ako reaktanti i produkti reakcije izmjene nisu jaki elektroliti, ne postoji ionski oblik jednadžbe, na primjer:

Hidroliza soli je interakcija njezinih iona s vodom, što dovodi do pojave kiselog ili alkalnog okoliša, ali nije popraćeno stvaranjem taloga ili plina (ispod pričamo o prosječnim solima).

Proces hidrolize odvija se samo uz sudjelovanje topljiv soli i sastoji se od dvije faze:

1) disocijacija sol u otopini nepovratan reakcija (stupanj disocijacije? = 1, ili 100%);

2) zapravo hidroliza, tj. interakcija iona soli s vodom, - reverzibilan reakcija (stupanj hidrolize?< 1, или 100 %).

Jednadžbe 1. i 2. stupnja - prva je ireverzibilna, druga je reverzibilna - ne mogu se zbrajati!

Imajte na umu da soli nastale kationima lužine i anioni snažna kiseline ne podliježu hidrolizi, one samo disociraju kada se otope u vodi. U otopinama soli KCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 i BaI 2 medij neutralan.

U slučaju interakcije anion hidroliza soli na anionu.

Disocijacija soli KNO 2 odvija se u potpunosti, hidroliza aniona NO 2 - u vrlo maloj mjeri (za 0,1 M otopinu - za 0,0014%), ali to je dovoljno da otopina postane alkalni(među produktima hidrolize nalazi se OH - ion), ima pH = 8,14.

Anioni se podvrgavaju samo hidrolizi slab kiseline (u ovaj primjer- nitritni ion NO 2 - odgovara slaboj dušikastoj kiselini HNO 2). Anion slabe kiseline privlači vodikov kation prisutan u vodi na sebe i tvori molekulu te kiseline, dok hidroksidni ion ostaje slobodan:

Popis hidrolizabilnih aniona:

Imajte na umu da je u primjerima (c - e) nemoguće povećati broj molekula vode i umjesto hidroaniona (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) napisati formule odgovarajućih kiselina (H 2 CO 3, H3P04, H2S). Hidroliza je reverzibilna reakcija i ne može se odvijati “do kraja” (do stvaranja kiseline H n A).

Ako bi se takva nestabilna kiselina kao što je H 2 CO 3 formirala u otopini njene soli Na 2 CO 3, tada bi se plin CO 2 oslobodio iz otopine (H 2 CO 3 \u003d CO 2 v + H 2 O). Međutim, kada se soda otopi u vodi, nastaje prozirna otopina bez razvijanja plina, što je dokaz nepotpunosti hidrolize aniona CO|. uz pojavu u otopini samo hidroaniona ugljične kiseline HCOg.

Stupanj hidrolize soli anionom ovisi o stupnju disocijacije produkta hidrolize - kiseline (HNO 2, HClO, HCN) ili njenog hidroaniona (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); što je kiselina slabija, to je veći stupanj hidrolize. Na primjer, ioni CO 3 2-, PO 4 3- i S 2- podliježu hidrolizi u više(u 0,1 M otopinama ~ 5%, 37% odnosno 58%) od NO 2 iona, budući da je disocijacija H 2 CO 3 i H 2 S u 2. stupnju, i H 3 PO 4 u 3. koraku ( tj. disocijacija HCO 3 -, HS - i HPO 4 2- iona) odvija se mnogo manje od disocijacije HNO 2 kiseline. Stoga će otopine, na primjer, Na 2 CO 3, K 3 PO 4 i BaS visoko alkalno(što je lako provjeriti sapunastošću otopine sode na dodir). Višak OH iona u otopini lako je otkriti indikatorom ili izmjeriti posebnim instrumentima (pH metri).

Ako se aluminij uvede u koncentriranu otopinu soli koja je visoko hidrolizirana anionom, na primjer Na 2 CO 3, tada će potonji (zbog amfoternosti) reagirati s OH -

te će se promatrati razvijanje vodika. To je dodatni dokaz hidrolize CO 3 2- iona (uostalom, otopini Na 2 CO 3 nismo dodali NaOH lužinu!).

U slučaju interakcije kation otopljene soli s vodom proces se zove hidroliza soli kationom:

Disocijacija soli Ni(NO 3) 2 odvija se u potpunosti, hidroliza kationa Ni 2+ odvija se u vrlo maloj mjeri (za 0,1 M otopinu 0,001%), ali to je dovoljno da otopina postane kiselo(među produktima hidrolize nalazi se H + ion), ima pH = 5,96.

Samo kationi teško topljivih bazičnih i amfoterni hidroksidi i amonijev kation NH 4 + . Kation koji se može hidrolizirati privlači anion OH - prisutan u vodi i tvori odgovarajući hidroksokation, dok kation H + ostaje slobodan:

Amonijev kation u ovom slučaju tvori slabu bazu - amonijak hidrat:

Popis hidrolizabilnih kationa:

Primjeri:

Imajte na umu da je u primjerima (a - c) nemoguće povećati broj molekula vode i umjesto hidroksokacija FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + napisati formule FeO (OH), Cr (OH) 3, Zn (OH) 2 hidroksidi. Ako bi nastali hidroksidi, tada bi iz otopina soli FeCl 3, Cr 2 (SO 4) 3 i ZnBr 2 ispali talozi, što se ne opaža (ove soli tvore prozirne otopine).

Višak H + kationa lako je otkriti indikatorom ili izmjeriti posebnim instrumentima. Također možete

učiniti takvo iskustvo. U koncentriranoj otopini soli koja je visoko hidrolizirana kationom, na primjer AlCl 3:

dodaje se magnezij ili cink. Potonji će reagirati s H +:

te će se promatrati razvijanje vodika. Ovaj pokus je dodatni dokaz hidrolize kationa Al 3+ (jer nismo dodali kiselinu u otopinu AlCl 3!).

1. Jak elektrolit je

1) C6H5OH

2) CH3COOH

3) C2H4(OH)2

2. Slab elektrolit je

1) jodovodik

2) fluorovodik

3) amonijev sulfat

4) barijev hidroksid

3. U vodenoj otopini od svakih 100 molekula nastaje 100 kationa vodika za kiselinu

1) ugljen

2) dušični

3) dušik

4-7. U jednadžbi za disocijaciju slabe kiseline preko svih mogućih koraka

zbroj koeficijenata je

8-11 (prikaz, ostalo). Za jednadžbe disocijacije u otopini dviju lužina skupa

8. NaOH, Ba (OH) 2

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

10. KOH, LiOH

11. CsOH, Ca (OH) 2

ukupni zbroj koeficijenata je

12. Vapnena voda sadrži skup čestica

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 (prikaz, ostalo). Uz disocijaciju jedne formulske jedinice soli

14. K 2 Cr 2 O 7

16. Cr 2 (SO 4) 3

broj nastalih iona je

17. Najveći količina PO 4 -3 iona može se naći u otopini koja sadrži 0,1 mol

18. Reakcija taloženja je

1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >…

2) AgF + HNO 3 >…

3) Na 2 HPO 4 + NaOH >…

4) Na 2 SiO 3 + HCl >…

19. Reakcija s oslobađanjem plina je

1) NaOH + CH 3 COOH >…

2) FeSO 4 + KOH >…

3) NaHCO 3 + HBr >…

4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S>…

20. Kratka ionska jednadžba OH - + H + = H 2 O odgovara međudjelovanju

1) Fe(OH) 2 + HCl >…

2) NaOH + HNO 2 >…

3) NaOH + HNO 3 >…

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

21. U jednadžbi ionske reakcije

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

OH ion - može reagirati na reagens

4) C6H5OH

22-23 (prikaz, ostalo). Ionska jednadžba

22. ZCa 2+ + 2PO 4 3- \u003d Ca 3 (PO 4) 2 v

23. Ca 2+ + HPO 4 2- \u003d CaHRO 4 v

odgovara reakciji između

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

2) CaCl2 i NaH2PO4

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

4) CaCl i K 2 HPO 4

24-27 (prikaz, ostalo). NA molekularna jednadžba reakcije

24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >…

25. Na 2 S + Cu (NO 3) 2 > ...

26. Ca(HSO 3) 2 >…

27. K 2 SO 3 + 2HBr >… zbroj koeficijenata je

28-29 (prikaz, ostalo). Za potpunu reakciju neutralizacije

28. Fe(OH) 2 + HI >…

29. Ba (OH) 2 + H 2 S > ...

zbroj koeficijenata u punoj ionskoj jednadžbi je

30-33 (prikaz, ostalo). U kratkoj jednadžbi ionske reakcije

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 > ...

zbroj koeficijenata je

34-36 (prikaz, ostalo). U vodenoj otopini soli

34. Ca(ClO 4) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

formira se okruženje

1) kiseli

2) neutralan

3) alkalni

37. Koncentracija hidroksidnog iona raste nakon otapanja soli u vodi.

38. Neutralni medij bit će u konačnoj otopini nakon miješanja otopina početnih soli u setovima

1) BaCl 2, Fe (NO 3) 3

2) Na2CO3, SrS

4) MgCl2, RbNO3

39. Uspostavite korespondenciju između soli i njezine sposobnosti hidrolize.

40. Uspostavite podudarnost između soli i otopine medija.

41. Uspostavite podudarnost između soli i koncentracije vodikovog kationa nakon otapanja soli u vodi.

TOPLJIVOST zove se sposobnost tvari da se otopi u određenom otapalu. Mjera topljivosti tvari u danim uvjetima je njezin sadržaj u zasićenoj otopini . Ako se u 100 g vode otopi više od 10 g tvari, tada se takva tvar naziva visoko topljiv. Ako se otopi manje od 1 g tvari, tvar slabo topljiv. Na kraju, tvar se razmatra praktično netopljiv ako u otopinu prijeđe manje od 0,01 g tvari. Ne postoje apsolutno netopljive tvari. Čak i kada ulijemo vodu u staklenu posudu, vrlo mali dio staklenih molekula neizbježno će otići u otopinu.

Topivost, izražena kao masa tvari koja se može otopiti u 100 g vode pri određenoj temperaturi, također se naziva koeficijent topljivosti.

Topljivost nekih tvari u vodi na sobnoj temperaturi.

Topljivost većine (ali ne svih!) krutih tvari raste s porastom temperature, dok se topljivost plinova, naprotiv, smanjuje. To je prvenstveno zbog činjenice da molekule plina na toplinsko gibanje mogu puno lakše napustiti otopinu nego čvrste molekule.

Mjerimo li topljivost tvari na različite temperature, utvrdit će se da neke tvari primjetno mijenjaju svoju topljivost ovisno o temperaturi, druge - ne jako

Kad se čvrste tvari otope u vodi volumen sustava obično se neznatno mijenja.Zato je topljivost tvari u čvrstom stanju praktički neovisna o tlaku.

Tekućine se također mogu otopiti u tekućinama.. Neki od njih su neograničeno topljivi jedni u drugima, odnosno miješaju se međusobno u bilo kojim omjerima, poput alkohola i vode, dok su drugi međusobno topljivi samo do određene granice. Dakle, ako se dietileter promućka s vodom, formiraju se dva sloja: gornji je zasićena otopina vode u eteru, a donji je zasićena otopina etera u vodi. U većini takvih slučajeva, kako temperatura raste, međusobna topljivost tekućina raste sve dok se ne postigne temperatura na kojoj se obje tekućine miješaju u bilo kojem omjeru.

Otapanje plinova u vodi je egzoterman proces. Stoga se topljivost plinova smanjuje s porastom temperature. Ako ostavite čašu sa hladna voda, tada su njegovi unutarnji zidovi prekriveni mjehurićima plina - to je zrak koji je otopljen u vodi, oslobađa se iz njega zbog zagrijavanja. Kuhanjem se iz vode može ukloniti sav zrak otopljen u njoj.

Rješenja igraju vrlo važna uloga u prirodi, znanosti i tehnologiji. Voda, tako rasprostranjena u prirodi, uvijek sadrži otopljene tvari. NA svježa voda ima malo rijeka i jezera, dok u morska voda sadrži oko 3,5% otopljenih soli.

U primordijalnom oceanu (u vrijeme nastanka života na Zemlji) maseni udio soli trebao je biti nizak, oko 1%.

“U ovoj otopini prvi su se razvili živi organizmi, a iz te otopine su dobivali ione i molekule potrebne za njihov rast i život ... Tijekom vremena, živi organizmi su se razvijali i mijenjali, što im je omogućilo da napuste vodeni okoliš i pomaknuti se na kopno, a zatim dići u zrak. Tu su sposobnost stekli čuvajući u svom organizmu vodenu otopinu u obliku tekućina koje sadrže potrebnu zalihu iona i molekula”, ovako poznati američki kemičar, laureat, ocjenjuje ulogu otopina u nastanku i razvoju života na Zemlji Nobelova nagrada Linus Pauling. U nama, u svakoj našoj stanici, postoji podsjetnik na primarni ocean u kojem je život nastao, vodena otopina koja daje sam život.

U svakom živom organizmu, beskrajno teče kroz krvne žile - arterije, vene i kapilare - čarobna otopina koja čini osnovu krvi, maseni udio soli u njoj je isti kao u primarnom oceanu - 0,9%. U otopinama se odvijaju i složeni fizikalno-kemijski procesi koji se odvijaju u ljudskim i životinjskim organizmima. Asimilacija hrane povezana je s prijenosom hranjivih tvari u otopinu. Prirodne vodene otopine sudjeluju u procesima formiranja tla i opskrbljuju biljke hranjivima. Puno tehnološki procesi u kemijskoj i drugim industrijama, na primjer, proizvodnja sode, gnojiva, kiselina, metala, papira, odvija se u otopinama. Proučavanje svojstava otopina traje vrlo važno mjesto u moderna znanost. Dakle, što je rješenje?

Razlika između otopine i ostalih smjesa je u tome što čestice sastavni dijelovi su u njemu ravnomjerno raspoređeni, au svakom mikrovolumenu takve smjese sastav je isti.

Stoga su otopine shvaćene kao homogene smjese koje se sastoje od dva ili više homogenih dijelova. Ova prezentacija je došla iz fizikalna teorija rješenja.

Pristaše fizikalne teorije otopina, koju su razvili van't Hoff, Arrhenius i Ostwald, smatrali su da je proces otapanja rezultat difuzije, tj. prodiranja otopljene tvari u međuprostore između molekula vode.

Za razliku od ideja fizikalne teorije otopina, D. I. Mendeljejev i pristaše kemijske teorije otopina tvrdili su da je otapanje rezultat kemijske interakcije otopljene tvari s molekulama vode. Stoga je ispravnije (točnije) rješenje definirati kao homogeni sustav, koji se sastoji od čestica otopljene tvari, otapala i proizvoda njihove interakcije.

Kao rezultat kemijske interakcije otopljene tvari s vodom nastaju spojevi - hidrati. Znakovi kemijskih reakcija govore o kemijskoj interakciji, kao na pr toplinske pojave kada se otopi. Na primjer, zapamtite da se otapanje sumporne kiseline u vodi odvija uz oslobađanje toliko velike količine topline da otopina može prokuhati, pa se stoga kiselina ulijeva u vodu (a ne obrnuto).

Otapanje drugih tvari, kao što su natrijev klorid, amonijev nitrat, prati apsorpcija topline.

M. V. Lomonosov je utvrdio da se otopine smrzavaju na nižoj temperaturi od otapala. Godine 1764. napisao je: "Mraz slane slane vode ne može se jednostavno pretvoriti u led, jer nadvlada svježu."

Hidrati su krhki spojevi tvari s vodom koji postoje u otopini. Neizravni dokaz hidratacije je postojanje krutih kristalnih hidrata - soli, u koje spada i voda. U ovom slučaju, to se zove kristalizacija. Na primjer, dobro poznata sol plava boja- bakar sulfat CuSO 4 5H 2 O. Bezvodni bakar sulfat (II) - kristali bijela boja. Promjena boje bakrenog sulfata (II) u plavu kada se otopi u vodi i postojanje plavih kristala bakrenog sulfata još je jedan dokaz hidratne teorije D. I. Mendeljejeva.

Trenutno je prihvaćena teorija koja kombinira obje točke gledišta - fizikalno-kemijska teorija otopina. To je još 1906. predvidio D. I. Mendeljejev u svom prekrasnom udžbeniku "Osnove kemije": najvjerojatnije će dovesti do opća teorija rješenja, jer isti opći zakoni vladaju i fizikalnim i kemijskim pojavama.

Topljivost tvari u vodi ovisi o temperaturi. Topljivost krutih tvari u vodi u pravilu raste s porastom temperature (si. 126), a topivost plinova opada, pa se voda može vrenjem gotovo potpuno osloboditi u njoj otopljenih plinova.

Riža. 126.
Topljivost tvari ovisno o temperaturi

Ako se kalijev klorid KCl, koji se koristi kao gnojivo, otopi u vodi, tada se na sobnoj temperaturi (20 ° C) može otopiti samo 34,4 g soli u 100 g vode; koliko god otopina bila pomiješana s ostatkom neotopljene soli, sol se više neće otopiti - otopina će biti zasićena tom soli na određenoj temperaturi.

Ako se pri ovoj temperaturi u 100 g vode otopi manje od 34,4 g kalijevog klorida, tada će otopina biti nezasićena.

Od nekih je tvari razmjerno lako dobiti prezasićene otopine. Tu spadaju npr. kristalni hidrati - Glauberova sol (Na 2 SO 4 10H 2 O) i bakrov sulfat (CuSO 4 5H 2 O).

Prezasićene otopine pripremaju se na sljedeći način. Pripremite zasićenu otopinu soli visoka temperatura npr. na točki vrenja. Višak soli se odfiltrira, tikvica s vrućim filtratom prekrije vatom i pažljivo, bez mućkanja, polako ohladi na sobnu temperaturu. Ovako pripremljena otopina, zaštićena od udaraca i prašine, može se čuvati dosta dugo. Ali čim se u tako prezasićenu otopinu unese stakleni štapić, na čijem se vrhu nalazi nekoliko zrna te soli, odmah počinje njezina kristalizacija iz otopine (si. 127.).

Riža. 127.
Trenutna kristalizacija tvari iz prezasićene otopine

Glauberova sol naširoko se koristi kao sirovina za kemijska postrojenja. Kopa se zimi u zaljevu Kara-Bogaz-Gol, koji je relativno izoliran od Kaspijskog mora. Ljeti, zbog velike brzine isparavanja vode, uvala je ispunjena visoko koncentriranom otopinom soli. Zimi, zbog sniženja temperature, smanjuje se njezina topljivost i sol kristalizira, što je temelj njezine ekstrakcije. Ljeti se kristali soli otapaju i njeno vađenje prestaje.

U najslanijem moru svijeta - Mrtvom moru - koncentracija soli je toliko visoka da bizarni kristali rastu na svakom predmetu stavljenom u vodu ovog mora (Sl. 128).

Riža. 128.
U vodi Mrtvog mora prekrasni bizarni kristali rastu iz soli otopljenih u njoj.

Pri radu s tvarima važno je poznavati njihovu topljivost u vodi. Tvar se smatra visoko topljivom ako se više od 1 g te tvari otopi u 100 g vode sobne temperature. Ako se u takvim uvjetima manje od 1 g tvari otopi u 100 g vode, tada se takva tvar smatra slabo topljivom. U praktički netopljive tvari ubrajamo one čija je topljivost manja od 0,01 g u 100 g vode (tablica 9).

Tablica 9
Topljivost nekih soli u vodi na 20 °C

Potpuno netopljive tvari ne postoje u prirodi. Na primjer, čak i atomi srebra malo prelaze u otopinu iz proizvoda stavljenih u vodu. Kao što znate, otopina srebra u vodi ubija mikrobe.

Ključne riječi i fraze

1. Rješenja.
2. Fizikalna i kemijska teorija otopina.
3. Toplinske pojave tijekom otapanja.
4. Hidrati i kristalni hidrati; voda kristalizacije.
5. Zasićene, nezasićene i prezasićene otopine.
6. Vrlo topljive, slabo topljive i praktički netopljive tvari.

Rad s računalom

1. Pogledajte elektroničku prijavu. Proučite gradivo lekcije i ispunite predložene zadatke.
2. Potražite na internetu adrese e-pošte koje mogu poslužiti kao dodatni izvori koji otkrivaju sadržaj ključnih riječi i fraza odlomka. Ponudite učitelju svoju pomoć u pripremi nove lekcije – napravite poruku na ključne riječi i izraze u sljedećem odlomku.

Pitanja i zadaci

1. Zašto se komadić šećera brže otapa u vrućem nego u hladnom čaju?
2. Navedite primjere vrlo topljivih, slabo topljivih i praktički netopljivih tvari u vodi različitih klasa, koristeći tablicu topljivosti.
3. Zašto se akvarije ne mogu puniti brzo ohlađenom prokuhanom vodom (mora stajati nekoliko dana)?
4. Zašto rane isprane vodom u kojoj su bili srebrni predmeti brže zacjeljuju?
5. Pomoću slike 126 odredite maseni udio kalijev klorid sadržan u zasićenoj otopini na 20 °C.
6. Može li razrijeđena otopina u isto vrijeme biti zasićena?
7. U 500 g otopine magnezijevog sulfata zasićene na 20 °C (vidi sliku 126), dodan je volumen otopine barijevog klorida dovoljan za reakciju. Odredite masu taloga.

Topljivost je sposobnost tvari da se otapaju u vodi. Neke se tvari vrlo dobro otapaju u vodi, neke čak u neograničenim količinama. Drugi - samo u malim količinama, a treći - gotovo se uopće ne otapaju. Stoga se tvari dijele na topive, slabo topljive i praktički netopljive.

U topljive tvari ubrajamo one tvari koje su u 100 g vode otopljene u količini većoj od 1 g (NaCl, šećer, HCl, KNO 3). Slabo topljive tvari otapaju se u količini od 0,01 g do 1 g u 100 g vode (Ca (OH) 2, CaSO 4). Praktički netopljive tvari ne mogu se otopiti u 100 g vode u količini većoj od 0,01 g (metali, CaCO 3 , BaSO 4).

Kada se kemijske reakcije odvijaju u vodenim otopinama, mogu nastati netopljive tvari koje se talože ili su u suspenziji, čineći otopinu mutnom.

Postoji tablica topljivosti u vodi kiselina, baza i soli, koja odražava je li spoj topiv. Sve soli kalija i natrija, kao i svi nitrati (soli dušične kiseline) vrlo su topljive u vodi. Od sulfata (soli sumporne kiseline), kalcijev sulfat je teško topljiv, barijev i olovni sulfati su netopljivi. Olovni klorid je slabo topljiv, dok je srebrov klorid netopljiv.

Ako postoji crtica u ćelijama tablice topljivosti, to znači da spoj reagira s vodom, što rezultira stvaranjem drugih tvari, tj. spoj ne postoji u vodi (na primjer, aluminijev karbonat).

Sve krute tvari, čak i one visoko topljive u vodi, otapaju se samo u određenim količinama. Topljivost tvari izražava se brojem koji pokazuje najveća masa tvar koja se može otopiti u 100 g vode pod određenim uvjetima (obično se misli na temperaturu). Dakle, na 20 °C 36 g se otapa u vodi stolna sol(natrijev klorid NaCl), više od 200 g šećera.

S druge strane, uopće ne postoje netopljive tvari. Svaka praktički netopljiva tvar, čak iu vrlo malim količinama, otapa se u vodi. Na primjer, kreda se otapa u 100 g vode sobne temperature u količini od 0,007 g.

Većina tvari bolje se otapa u vodi s povećanjem temperature. Međutim, NaCl je gotovo jednako topljiv na svim temperaturama, dok je Ca(OH)2 (vapno) topljiviji na nižim temperaturama. Na temelju ovisnosti topljivosti tvari o temperaturi grade se krivulje topljivosti.

Ako se određena količina tvari još može otopiti u otopini pri određenoj temperaturi, tada se takva otopina naziva nezasićenom. Ako se dosegne granica topivosti, i više tvari ne može se otopiti, kaže se da je otopina zasićena.

Kada se zasićena otopina ohladi, topljivost tvari se smanjuje i, posljedično, počinje se taložiti. Često se tvar oslobađa u obliku kristala. Za različite soli, kristali imaju svoj oblik. Dakle, kristali soli imaju kubičnog oblika, u kalijevom nitratu izgledaju poput iglica.

NA Svakidašnjica ljudi se rijetko susreću s čistim tvarima. Većina predmeta su mješavine tvari.

Otopina je ona u kojoj su komponente jednolično izmiješane. Postoji nekoliko vrsta prema veličini čestica: grubi sustavi, molekularne otopine i koloidni sustavi, koji se često nazivaju solovi. U ovom članku govorimo o molekularnoj (ili topljivosti tvari u vodi - jednom od glavnih uvjeta koji utječu na stvaranje spojeva.

Topljivost tvari: što je to i zašto je potrebno

Da biste razumjeli ovu temu, morate znati topljivost tvari. jednostavnim jezikom, sposobnost je tvari da se spaja s drugom i tvori homogenu smjesu. Ako se pristupi sa znanstvena točka pogled, možete vidjeti više složena definicija. Topljivost tvari je njihova sposobnost da tvore homogene (ili heterogene) sastave s jednom ili više tvari s disperziranom raspodjelom komponenata. Postoji nekoliko klasa tvari i spojeva:

• topljiv;
• slabo topljiv;
• netopljiv.

Što je mjera topljivosti tvari

Sadržaj tvari u zasićenoj smjesi mjera je njezine topljivosti. Kao što je gore spomenuto, za sve tvari to je drugačije. Topljivi su oni koji mogu razrijediti više od 10 g sebe u 100 g vode. Druga kategorija je manja od 1 g pod istim uvjetima. Praktički netopljivi su oni u čiju smjesu prelazi manje od 0,01 g komponente. U tom slučaju tvar ne može prenijeti svoje molekule u vodu.

Koliki je koeficijent topljivosti

Koeficijent topljivosti (k) je pokazatelj najveće mase tvari (g) koja se može otopiti u 100 g vode ili druge tvari.

Otapala

Ovaj proces uključuje otapalo i otopljenu tvar. Prvi se razlikuje po tome što je u početku u istom agregatnom stanju kao konačna smjesa. U pravilu se uzima u većim količinama.

Međutim, mnogi ljudi znaju da u kemiji voda uzima posebno mjesto. Za to postoje posebna pravila. Otopina u kojoj je prisutna H 2 O naziva se vodena otopina. Kada je riječ o njima, tekućina je ekstragent čak i kada je u manjoj količini. Primjer je 80% otopina dušične kiseline u vodi. Ovdje udjeli nisu jednaki. Iako je udio vode manji od kiselina, tvar se naziva 20% otopina vode u dušična kiselina nepravilno.

Postoje smjese koje ne sadrže H 2 O. Zvat ćemo ih nevodene. Takve otopine elektrolita su ionski vodiči. Sadrže pojedinačne ili mješavine ekstragensa. Sastoje se od iona i molekula. Koriste se u industrijama kao što su medicina, proizvodnja kućanske kemikalije, kozmetika i druga područja. Mogu kombinirati nekoliko željenih tvari različite topivosti. Komponente mnogih proizvoda koji se primjenjuju izvana su hidrofobne. Drugim riječima, oni nemaju dobru interakciju s vodom. U njima mogu biti hlapljivi, nehlapljivi i kombinirani. organska tvar u prvom slučaju dobro otapaju masti. Isparljive tvari uključuju alkohole, ugljikovodike, aldehide i druge. Često su uključeni u kućanske kemikalije. Nehlapljivi se najčešće koriste za izradu masti. To su masna ulja, tekući parafin, glicerin i drugi. Kombinirana je mješavina hlapljivih i nehlapljivih, na primjer, etanol s glicerinom, glicerin s dimeksidom. Također mogu sadržavati vodu.

Vrste otopina prema stupnju zasićenosti

Zasićena otopina je smjesa kemijske tvari, koji sadrži najveću koncentraciju jedne tvari u otapalu pri određenoj temperaturi. Neće se dalje razmnožavati. U pripremi čvrste tvari zamjetno je taloženje koje je s njom u dinamičkoj ravnoteži. Ovaj pojam označava stanje koje traje u vremenu zahvaljujući istovremenom tijeku u dva suprotna smjera (izravno i obrnuta reakcija) istom brzinom.

Ako se tvar još uvijek može razgraditi na konstantnoj temperaturi, tada je ova otopina nezasićena. Stabilni su. Ali ako im nastavite dodavati tvar, ona će se razrijediti u vodi (ili drugoj tekućini) dok ne postigne svoju maksimalnu koncentraciju.

Druga vrsta je prezasićena. Sadrži više otopljene tvari nego što može biti pri konstantnoj temperaturi. Zbog činjenice da su u nestabilnoj ravnoteži, dolazi do kristalizacije kada se na njih fizički utječe.

Kako razlikovati zasićenu otopinu od nezasićene?

Ovo je dovoljno jednostavno učiniti. Ako je tvar kruta, tada se u zasićenoj otopini može vidjeti talog. U tom slučaju, ekstraktant se može zgusnuti, kao, na primjer, u zasićenom sastavu, voda kojoj je dodan šećer.
Ali ako promijenite uvjete, povećate temperaturu, tada se više neće smatrati zasićenim, jer će na višoj temperaturi maksimalna koncentracija ove tvari biti drugačija.

Teorije međudjelovanja komponenti otopina

Postoje tri teorije o međudjelovanju elemenata u smjesi: fizikalna, kemijska i moderna. Autori prve su Svante August Arrhenius i Wilhelm Friedrich Ostwald. Pretpostavili su da su zbog difuzije čestice otapala i otopljene tvari ravnomjerno raspoređene po volumenu smjese, ali među njima nema interakcije. Suprotna je kemijska teorija koju je iznio Dmitrij Ivanovič Mendeljejev. Prema njemu, kao rezultat kemijske interakcije među njima nastaju nestabilni spojevi stalnog ili promjenjivog sastava koji se nazivaju solvati.

Trenutno se koristi jedinstvena teorija Vladimira Aleksandroviča Kistjakovskog i Ivana Aleksejeviča Kablukova. Kombinira fizičko i kemijsko. Moderna teorija navodi da u otopini postoje i ne-interagirajuće čestice tvari i produkti njihove interakcije - solvati, čije je postojanje Mendeljejev dokazao. U slučaju kada je ekstragent voda, nazivaju se hidrati. Pojava u kojoj nastaju solvati (hidrati) naziva se solvatacija (hidratacija). Utječe na sve fizikalne i kemijske procese i mijenja svojstva molekula u smjesi. Solvatacija nastaje zbog činjenice da solvatacijska ljuska, koja se sastoji od molekula ekstragenta blisko povezanih s njim, okružuje molekulu otopljene tvari.

Čimbenici koji utječu na topljivost tvari

Kemijski sastav tvari. Pravilo "slično privlači slično" vrijedi i za reagense. slični u fizičkom i kemijska svojstva tvari se mogu međusobno brže otapati. Na primjer, nepolarni spojevi dobro međusobno djeluju s nepolarnima. Tvari s polarnim molekulama ili ionskom strukturom razrjeđuju se u polarnim, na primjer, u vodi. U njemu se razgrađuju soli, lužine i druge komponente, a nepolarne - obrnuto. Može se dati jednostavan primjer. Za pripremu zasićene otopine šećera u vodi potrebno je velika količina tvari nego u slučaju soli. Što to znači? Jednostavno rečeno, u vodi možete razrijediti puno više šećera nego soli.

Temperatura. Da biste povećali topljivost krutih tvari u tekućinama, trebate povećati temperaturu ekstragenta (radi u većini slučajeva). Može se prikazati primjer. Ako stavite prstohvat natrijeva klorida (soli). hladna voda, ovaj proces će trajati dugo. Ako isto učinite s vrućim medijem, tada će otapanje biti mnogo brže. To je zato što kako temperatura raste, kinetička energija, čija se značajna količina često troši na uništavanje veza između molekula i iona krutine. Međutim, kada temperatura poraste u slučaju soli litija, magnezija, aluminija i alkalijskih soli, njihova se topljivost smanjuje.

Pritisak. Ovaj faktor utječe samo na plinove. Njihova topljivost raste s povećanjem tlaka. Uostalom, smanjuje se volumen plinova.

Promjena brzine otapanja

Nemojte brkati ovaj pokazatelj s topljivošću. Uostalom, različiti čimbenici utječu na promjenu ova dva pokazatelja.

Stupanj fragmentacije otopljene tvari. Ovaj faktor utječe na topljivost krutih tvari u tekućinama. U cijelom (grudastom) stanju, sastav se razrjeđuje duže od onog koji je razbijen na male komadiće. Uzmimo primjer. Čvrstom bloku soli trebat će puno više vremena da se otopi u vodi nego soli u obliku pijeska.

Brzina miješanja. Kao što je poznato, ovaj se proces može katalizirati miješanjem. Važna je i njegova brzina, jer što je brža, to će se tvar brže otopiti u tekućini.

Zašto je važno znati topljivost krutih tvari u vodi?

Prije svega, takve su sheme potrebne za ispravno rješavanje kemijskih jednadžbi. U tablici topljivosti nalaze se naboji svih tvari. Potrebno ih je poznavati kako bi se pravilno zapisali reagensi i sastavila jednadžba kemijska reakcija. Topivost u vodi pokazuje mogu li sol ili baza disocirati. Vodeni spojevi koji provode struju sastoje se od jaki elektroliti. Postoji još jedna vrsta. Oni koji slabo provode struju smatraju se slabim elektrolitima. U prvom slučaju, komponente su tvari koje su potpuno ionizirane u vodi. Dok slabi elektroliti pokazuju ovaj pokazatelj samo u maloj mjeri.

Jednadžbe kemijskih reakcija

Postoji nekoliko vrsta jednadžbi: molekularne, potpune ionske i kratke ionske. Zapravo zadnja opcija je skraćeni oblik molekularne. Ovo je konačan odgovor. NA puna jednadžba zapisuju se reaktanti i produkti reakcije. Sada dolazi red na tablicu topljivosti tvari. Prvo treba provjeriti je li reakcija izvediva, odnosno je li ispunjen jedan od uvjeta za reakciju. Postoje samo 3 od njih: stvaranje vode, oslobađanje plina, padalina. Ako prva dva uvjeta nisu ispunjena, potrebno je provjeriti posljednji. Da biste to učinili, morate pogledati tablicu topljivosti i saznati postoji li netopljiva sol ili baza u produktima reakcije. Ako jest, onda će to biti talog. Nadalje, tablica će biti potrebna za pisanje ionske jednadžbe. Budući da su sve topljive soli i baze jaki elektroliti, razložit će se na katione i anione. Nadalje, nevezani ioni se reduciraju, a jednadžba je zapisana Sažetak. Primjer:

1. K 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d BaSO 4 ↓ + 2HCl,
2. 2K + 2SO 4 + Ba + 2Cl \u003d BaSO 4 ↓ + 2K + 2Cl,
3. Ba+SO4=BaSO4 ↓.

Dakle, tablica topljivosti tvari jedan je od ključnih uvjeta za rješavanje ionskih jednadžbi.

Detaljna tablica pomaže vam saznati koliko sastojaka trebate uzeti za pripremu bogate smjese.

Tablica topljivosti

Ovako izgleda uobičajena nepotpuna tablica. Važno je da je ovdje navedena temperatura vode, jer je to jedan od faktora koje smo već spomenuli.

Kako koristiti tablicu topljivosti tvari?

Tablica topljivosti tvari u vodi jedan je od glavnih pomoćnika kemičara. Pokazuje kako različite tvari i spojevi stupaju u interakciju s vodom. Topljivost krutih tvari u tekućini pokazatelj je bez kojeg su mnoge kemijske manipulacije nemoguće.

Stol je vrlo jednostavan za korištenje. Kationi (pozitivno nabijene čestice) napisani su u prvom retku, anioni (negativno nabijene čestice) u drugom retku. Najviše tablice su zauzete mrežom s određenim znakovima u svakoj ćeliji. To su slova "P", "M", "H" i znakovi "-" i "?".

• "P" - spoj je otopljen;
• "M" - malo se otapa;
• "H" - ne otapa se;
• "-" - veza ne postoji;
• "?" - nema podataka o postojanju veze.

U ovoj tablici postoji jedno prazno polje - to je voda.

Jednostavan primjer

Sada o tome kako raditi s takvim materijalom. Recimo da trebate saznati je li sol topiva u vodi - MgSo 4 (magnezijev sulfat). Da biste to učinili, morate pronaći stupac Mg 2+ i spustiti ga do linije SO 4 2-. Na njihovom sjecištu je slovo P, što znači da je spoj topiv.

Zaključak

Dakle, proučavali smo pitanje topljivosti tvari u vodi i ne samo. Bez sumnje, ovo znanje će biti korisno u daljnjem proučavanju kemije. Uostalom, topljivost tvari tu igra važnu ulogu. Bit će korisno pri odlučivanju kemijske jednadžbe, te razne zadatke.