En løsning er et homogent system som består av to eller flere stoffer, hvis innhold kan endres innenfor visse grenser uten å krenke homogeniteten.

Aquatic løsninger er bygget opp av vann(løsemiddel) og oppløst stoff. Tilstanden til stoffene i en vandig løsning, om nødvendig, er indikert med et underskrift (p), for eksempel KNO 3 i løsning - KNO 3 (p) .

Løsninger som inneholder en liten mengde oppløst stoff blir ofte referert til som fortynnet mens løsninger med høyt innhold av oppløste stoffer konsentrert. En løsning der ytterligere oppløsning av et stoff er mulig kalles umettet og en løsning der et stoff slutter å oppløses under gitte forhold er mettet. Den siste løsningen er alltid i kontakt (i heterogen likevekt) med det uoppløste stoffet (en eller flere krystaller).

Under spesielle forhold, som skånsom (uten omrøring) avkjøling av en varm umettet løsning fast stoffer kan dannes overmettet løsning. Når en krystall av et stoff introduseres, separeres en slik løsning i en mettet løsning og et bunnfall av stoffet.

I samsvar med kjemisk teori om løsninger D. I. Mendeleev, oppløsningen av et stoff i vann ledsages for det første, ødeleggelse kjemiske bindinger mellom molekyler (intermolekylære bindinger i kovalente stoffer) eller mellom ioner (i ioniske stoffer), og dermed blandes stoffets partikler med vann (i hvilken del av hydrogenbindinger mellom molekyler). Kjemiske bindinger brytes på grunn av den termiske energien til vannmolekylers bevegelse, og i dette tilfellet koste energi i form av varme.

For det andre, en gang i vannet, blir partiklene (molekyler eller ioner) av stoffet utsatt for hydrering. Som et resultat, hydrater- forbindelser med ubestemt sammensetning mellom partikler av et stoff og vannmolekyler (den indre sammensetningen av partiklene til et stoff i seg selv endres ikke ved oppløsning). Denne prosessen er ledsaget fremheving energi i form av varme på grunn av dannelse av nye kjemiske bindinger i hydrater.

Generelt en løsning kjøles ned(hvis kostnadene for varme overstiger frigjøringen), eller varmes opp (ellers); noen ganger - hvis kostnadene for varme og dens frigjøring er like - forblir temperaturen på løsningen uendret.

Mange hydrater er så stabile at de ikke brytes ned selv når løsningen er fullstendig fordampet. Så faste krystallhydrater av salter CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10 H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O, etc. er kjent.

Innholdet av et stoff i en mettet løsning kl T= const kvantifiserer løselighet dette stoffet. Løselighet uttrykkes vanligvis som massen av oppløst stoff per 100 g vann, for eksempel 65,2 g KBr/100 g H 2 O ved 20 °C. Derfor, hvis 70 g fast kaliumbromid introduseres i 100 g vann ved 20 °C, vil 65,2 g salt gå i løsning (som vil bli mettet), og 4,8 g fast KBr (overskudd) vil forbli ved bunnen av begeret.

Det bør huskes at innholdet av oppløste stoffer i rik løsning er lik, i umettet løsning mindre og i overmettet løsning mer dens løselighet ved en gitt temperatur. Så en løsning tilberedt ved 20 ° C fra 100 g vann og natriumsulfat Na 2 SO 4 (løselighet 19,2 g / 100 g H 2 O), med et innhold

15,7 g salt - umettet;

19,2 g salt - mettet;

2O,3 g salt er overmettet.

Løselighet faste stoffer(Tabell 14) øker vanligvis med økende temperatur (КBr, NaCl), og kun for noen stoffer (CaSO 4, Li 2 CO 3) observeres det motsatte.

Løseligheten til gasser avtar med økende temperatur, og øker med økende trykk; for eksempel, ved et trykk på 1 atm, er løseligheten til ammoniakk 52,6 (20 ° C) og 15,4 g / 100 g H 2 O (80 ° C), og ved 20 ° C og 9 atm er den 93,5 g / 100 g H 2 O.

I samsvar med løselighetsverdiene skilles stoffene ut:

– godt løselig, hvis masse i en mettet løsning er i samsvar med massen av vann (for eksempel KBr - ved 20 ° C er løseligheten 65,2 g / 100 g H 2 O; 4,6 M løsning), danner de mettede løsninger med en molaritet på mer enn 0,1 M;

– lite løselig, hvis masse i en mettet løsning er mye mindre enn massen av vann (for eksempel CaSO 4 - ved 20 ° C, løseligheten er 0,206 g / 100 g H 2 O; 0,015 M løsning), danner de mettede løsninger med en molaritet på 0,1–0,001 M;

– praktisk talt uløselig hvis masse i en mettet løsning er ubetydelig sammenlignet med massen til løsningsmidlet (for eksempel AgCl - ved 20 ° C, løseligheten er 0,00019 g per 100 g H 2 O; 0,0000134 M løsning), danner de mettede løsninger med en molaritet på mindre enn 0,001 M.

Sammenstilt i henhold til referansedata løselighetstabell vanlige syrer, baser og salter (tabell 15), hvor type løselighet er angitt, er det notert stoffer som ikke er kjent for vitenskapen(ikke oppnådd) eller fullstendig vannnedbrytbar.

Konvensjoner brukt i tabellen:

"r" er et svært løselig stoff

"m" - dårlig løselig stoff

"n" - praktisk talt uløselig materie

"-" - stoffet er ikke mottatt (finnes ikke)

"" - stoffet blandes med vann på ubestemt tid

Merk. Denne tabellen tilsvarer fremstillingen av en mettet løsning ved romtemperatur ved å introdusere et stoff (i passende aggregeringstilstand) i vann. Det skal bemerkes at det ikke alltid er mulig å oppnå utfellinger av dårlig løselige stoffer ved bruk av ionebytterreaksjoner (for detaljer, se 13.4).

Oppløsningen av ethvert stoff i vann er ledsaget av dannelsen av hydrater. Hvis det samtidig ikke er noen formelendringer i partiklene til det oppløste stoffet i løsningen, klassifiseres slike stoffer som ikke-elektrolytter. De er for eksempel gass nitrogen N 2 væske kloroform CHCI3, fast sukrose C 12 H 22 O 11, som eksisterer i en vandig løsning i form av hydrater av deres molekyler.

Mange stoffer er kjent generelt syn MA), som, etter oppløsning i vann og dannelse av hydrater av MA nH 2 O-molekylene, gjennomgår betydelige formelendringer. Som et resultat vises hydratiserte ioner i løsningen - M + nH 2 O-kationer og A nH 2 O-anioner:

Slike stoffer er elektrolytter.

Prosessen med utseendet til hydratiserte ioner i en vandig løsning kalt elektrolytisk dissosiasjon (S. Arrhenius, 1887).

Elektrolytisk dissosiasjon ionisk krystallinske stoffer(M +) (A -) i vann er irreversible reaksjon:

Slike stoffer er sterke elektrolytter, de er mange baser og salter, for eksempel:

Elektrolytisk dissosiasjon av MA-stoffer bestående av polar kovalente molekyler, er reversible reaksjon:

Slike stoffer er klassifisert som svake elektrolytter, de er mange syrer og noen baser, for eksempel:

I fortynnet vandige løsninger svake elektrolytter, vil vi alltid finne både de opprinnelige molekylene og produktene av deres dissosiasjon - hydratiserte ioner.

Den kvantitative egenskapen til dissosiasjonen av elektrolytter kalles grad av dissosiasjon og merket? , bestandig? > 0.

Til sterk elektrolytter? = 1 per definisjon (dissosiasjonen av slike elektrolytter er fullstendig).

Til svak elektrolytter graden av dissosiasjon - forholdet molar konsentrasjon av det dissosierte stoffet (c e) til den totale konsentrasjonen av stoffet i løsning (c):

Graden av dissosiasjon er en brøkdel av enhet eller 100%. For svake elektrolytter? « Fra 1 (100%).

Til svake syrer H n A, graden av dissosiasjon for hvert neste trinn avtar kraftig sammenlignet med det forrige:

Graden av dissosiasjon avhenger av elektrolyttens natur og konsentrasjon, så vel som av løsningens temperatur; det vokser med avta konsentrasjonen av et stoff i en løsning (dvs. når løsningen er fortynnet) og når oppvarming.

PÅ fortynnet løsninger sterke syrer H n A deres hydroanioner H n-1 A eksisterer ikke, for eksempel:

B konsentrert løsninger, blir innholdet av hydroanioner (og til og med innledende molekyler) merkbart:

(det er umulig å summere likningene til stadiene av reversibel dissosiasjon!). Når oppvarmet verdi? 1 og? 2 økning, noe som fremmer reaksjoner som involverer konsentrerte syrer.

Syrer er elektrolytter som, når de dissosieres, leverer hydrogenkationer til en vandig løsning og ikke danner noen andre positive ioner:

Vanlig sterke syrer:

I en fortynnet vandig løsning (betinget opptil 10 % eller 0,1 molar), dissosieres disse syrene fullstendig. For sterke syrer H n A inkluderer listen dem hydroanioner(anioner av sure salter), som også dissosieres fullstendig under disse forholdene.

Vanlig svake syrer:

Baser er elektrolytter som, når de dissosieres, leverer hydroksidioner til en vandig løsning og ikke danner noen andre negative ioner:

Dissosiasjon lite løselig baser Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Mn (OH) 2, Fe (OH) 2 og andre praktisk verdi har ikke.

Til sterk begrunnelse ( alkalier) inkluderer NaOH, KOH, Ba(OH)2 og noen andre. Den mest kjente svake basen er ammoniakkhydrat NH 3 H 2 O.

Mediumsalter er elektrolytter som ved dissosiasjon tilfører alle kationer, unntatt H +, og alle anioner, unntatt OH -, til en vandig løsning:

Vi snakker kun om svært løselige salter. Dissosiasjon lite løselig og praktisk talt uløselig salt spiller ingen rolle.

Dissosiere på samme måte doble salter:

Syresalter(de fleste av dem er løselige i vann) dissosieres fullstendig i henhold til typen medium salter:

De resulterende hydroanionene blir i sin tur utsatt for vann:

a) hvis hydroanionen tilhører sterk syre, så dissosierer den selv også fullstendig:

og hele dissosiasjonsligningen kan skrives som:

(løsninger av slike salter vil nødvendigvis være sure, så vel som løsninger av de tilsvarende syrene);

b) hvis hydroanion tilhører svak syre, så er dens oppførsel i vann dobbel - enten ufullstendig dissosiasjon i henhold til typen svak syre:

eller interaksjon med vann (kalt reversibel hydrolyse):

På? 1 > ? 2 dissosiasjon dominerer (og saltløsningen vil være sur), og når? 1 > ? 2 - hydrolyse (og saltløsningen vil være alkalisk). Så løsninger av salter med anioner HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - og HSeO 3 - vil være sure, løsninger av salter med andre anioner (de fleste av dem) vil være alkaliske. Med andre ord, navnet "sur" for salter med de fleste hydroanioner betyr ikke at disse anionene vil oppføre seg som syrer i løsning (hydrolyse av hydroanioner og beregning av forholdet mellom α 1 og a 2 studeres kun i høyere utdanning ).

Grunnleggende salter av MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 og andre er stort sett praktisk talt uløselige i vann, og det er umulig å diskutere deres oppførsel i en vandig løsning.

Vannet i seg selv er meget svak elektrolytt:

Konsentrasjonene av H + kation og OH anion - in rent vann er svært små og utgjør 1 10 -7 mol/l ved 25 °C.

Hydrogenkationen H + er den enkleste kjernen - protonet p+ (elektronskall kation H+ - tom, 1s 0). Et fritt proton har høy mobilitet og penetrerende kraft; omgitt av polare H 2 O-molekyler kan det ikke forbli fritt. Protonet fester seg umiddelbart til vannmolekylet:

I fremtiden, for enkelhets skyld, er notasjonen H + igjen (men H 3 O + er underforstått).

Typer medier av vandige løsninger:

For vann ved romtemperatur har vi:

Derfor, i rent vann:

Denne likheten gjelder også for vandige løsninger:

Den praktiske pH-skalaen tilsvarer intervallet 1-13 (fortynnede løsninger av syrer og baser):

I et praktisk talt nøytralt medium med pH = 6–7 og pH = 7–8, er konsentrasjonen av H + og OH - svært lav (1 10 -6 - 1 10 -7 mol/l) og er nesten lik konsentrasjonen av disse ionene i rent vann. Slike løsninger av syrer og baser vurderes ekstremt fortynnet (inneholder svært lite stoff).

For praktisk etablering av typen medium for vandige løsninger, indikatorer Stoffer som gir en karakteristisk farge til nøytrale, sure og/eller alkaliske løsninger.

Vanlige indikatorer i laboratoriet er lakmus, metyloransje og fenolftalein.

Metyloransje (en indikator for et surt miljø) blir rosa i en sterkt sur løsning (tabell 16), fenolftalein (en indikator for et alkalisk miljø) - bringebær i en sterkt alkalisk løsning, og lakmus brukes i alle miljøer.

I fortynnede løsninger av elektrolytter (syrer, baser, salter) fortsetter kjemiske reaksjoner vanligvis med deltakelse av ioner. I dette tilfellet kan alle elementene i reagensene beholde sine oksidasjonstilstander ( utvekslingsreaksjoner) eller endre dem redoksreaksjoner). Eksemplene nedenfor refererer til utvekslingsreaksjoner (for forekomst av redoksreaksjoner, se avsnitt 14).

I samsvar med Berthollets regelioniske reaksjoner foregår nesten irreversibelt hvis det dannes dårlig løselige faste stoffer(de faller ut) flyktige stoffer(de frigjøres som gasser) eller løselige stoffer er svake elektrolytter(inkludert vann). Ioniske reaksjoner er representert ved et system av ligninger - molekylær, full og kort ionisk. De fullstendige ioniske ligningene er utelatt nedenfor (leseren inviteres til å lage sine egne).

Når du skriver ligninger ioniske reaksjoner det er viktig å følge løselighetstabellen (se tabell 8).

Eksempler nedbørsreaksjoner:

Merk følgende! De lett løselige (“m”) og praktisk talt uløselige (“n”) saltene angitt i løselighetstabellen (se tabell 15) utfelles nøyaktig slik de er presentert i tabellen (СаF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO 4 v, etc.).

I tabellen. 15 ikke oppført karbonater- middels salter med anion CO 3 2-. Det bør huskes at:

1) K 2 CO 3, (NH 4) 2 CO 3 og Na 2 CO 3 er løselige i vann;

2) Ag 2 CO 3, BaCO 3 og CaCO 3 er praktisk talt uløselige i vann og utfelles som sådan, for eksempel:

3) salter av andre kationer, slik som MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 og andre, selv om de er uløselige i vann, utfelles ikke fra en vandig løsning under ioniske reaksjoner (dvs. de kan ikke oppnås ved denne metoden).

For eksempel oppnås jern(II)karbonat FeCO 3 "tørr" eller tatt i form av et mineral sideritt, når det introduseres i vann, utfelles det uten synlig interaksjon. Men når man prøver å oppnå det ved en utvekslingsreaksjon i en løsning mellom FeSO 4 og K 2 CO 3, utfelles et bunnfall av det basiske saltet (en betinget sammensetning er gitt, i praksis er sammensetningen mer kompleks) og karbondioksid frigjøres :

I likhet med FeCO 3 , sulfid krom (III) Cr 2 S 3 (uløselig i vann) utfelles ikke fra løsning:

I tabellen. 15 angir heller ikke saltene som bryte ned vann - sulfid aluminium Al 2 S 3 (samt BeS) og acetat krom (III) Cr (CH 3 COO) 3:

Følgelig kan disse saltene heller ikke oppnås ved utvekslingsreaksjonen i løsning:

(i den siste reaksjonen er sammensetningen av bunnfallet mer kompleks; slike reaksjoner studeres mer detaljert i høyere utdanning).

Eksempler reaksjoner med utvikling av gasser:

Eksempler reaksjoner med dannelse av svake elektrolytter:

Hvis reaktantene og produktene av utvekslingsreaksjonen ikke er sterke elektrolytter, er det ingen ionisk form av ligningen, for eksempel:

Salthydrolyse er samspillet mellom dets ioner og vann, som fører til utseendet til et surt eller alkalisk miljø, men ikke ledsaget av dannelsen av et bunnfall eller gass (nedenfor vi snakker omtrent gjennomsnittlige salter).

Hydrolyseprosessen fortsetter kun med deltakelse løselig salt og består av to stadier:

1) dissosiasjon salt i løsning irreversible reaksjon (grad av dissosiasjon? = 1, eller 100%);

2) faktisk hydrolyse, dvs. samspillet mellom salioner og vann, - reversible reaksjon (grad av hydrolyse?< 1, или 100 %).

Ligningene til 1. og 2. trinn - den første av dem er irreversibel, den andre er reversibel - kan ikke legges til!

Merk at salter dannet av kationer alkalier og anioner sterk syrer gjennomgår ikke hydrolyse, de dissosieres bare når de er oppløst i vann. I løsninger av KCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 og BaI 2 salter, nøytral.

Ved interaksjon anion salthydrolyse ved anion.

Dissosiasjonen av KNO 2 saltet fortsetter fullstendig, hydrolysen av NO 2 anion - i svært liten grad (for en 0,1 M løsning - med 0,0014%), men dette er nok til at løsningen blir alkalisk(blant hydrolyseproduktene er det et OH - ion), det har pH = 8,14.

Anioner gjennomgår kun hydrolyse svak syrer (i dette eksemplet- nitrittion NO 2 - tilsvarende svak salpetersyre HNO 2). Anionet til en svak syre tiltrekker seg hydrogenkationen som er tilstede i vann, og danner et molekyl av denne syren, mens hydroksidionet forblir fritt:

Liste over hydrolyserbare anioner:

Vær oppmerksom på at i eksemplene (c - e) er det umulig å øke antall vannmolekyler og i stedet for hydroanioner (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) skriv formlene til de tilsvarende syrene (H 2 CO 3, H3P04, H2S). Hydrolyse er en reversibel reaksjon, og den kan ikke fortsette "til slutten" (før dannelsen av syre H n A).

Hvis en slik ustabil syre som H 2 CO 3 ble dannet i en løsning av saltet Na 2 CO 3, ville CO 2 gass frigjøres fra løsningen (H 2 CO 3 \u003d CO 2 v + H 2 O). Imidlertid, når brus løses i vann, dannes en gjennomsiktig løsning uten gassutvikling, noe som er bevis på ufullstendigheten av hydrolysen av CO|-anionet. med utseendet i løsningen av bare hydroanionen av karbonsyre HCOg.

Graden av salthydrolyse ved anion avhenger av graden av dissosiasjon av hydrolyseproduktet - syre (HNO 2, HClO, HCN) eller dets hydroanion (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); jo svakere syren er, desto høyere grad av hydrolyse. For eksempel gjennomgår ioner CO 3 2-, PO 4 3- og S 2- hydrolyse i mer(i 0,1 M løsninger henholdsvis ~ 5 %, 37 % og 58 %) enn NO 2 -ionet, siden dissosiasjonen av H 2 CO 3 og H 2 S i 2. trinn, og H 3 PO 4 i 3. trinn ( dvs. dissosiasjonen av HCO 3-, HS- og HPO 4 2- ioner) fortsetter mye mindre enn dissosiasjonen av HNO 2-syre. Derfor vil løsninger, for eksempel Na 2 CO 3, K 3 PO 4 og BaS svært alkalisk(noe som er lett å verifisere ved at brusoppløsningen er såpe å ta på). Et overskudd av OH-ioner i en løsning er lett å oppdage med en indikator eller måle med spesielle instrumenter (pH-målere).

Hvis aluminium introduseres i en konsentrert løsning av et salt som er sterkt hydrolysert av anion, for eksempel Na 2 CO 3 , vil sistnevnte (på grunn av amfoterisitet) reagere med OH -

og hydrogenutvikling vil bli observert. Dette er ytterligere bevis på hydrolysen av CO 3 2-ionet (vi tilsatte tross alt ikke NaOH-alkali til Na 2 CO 3-løsningen!).

Ved interaksjon kation oppløst salt med vann kalles prosessen salthydrolyse ved kation:

Dissosiasjonen av Ni(NO 3) 2-saltet fortsetter fullstendig, hydrolysen av Ni 2+-kationen fortsetter i svært liten grad (for en 0,1 M løsning, med 0,001%), men dette er nok til at løsningen blir sur(blant hydrolyseproduktene er det et H + ion), det har pH = 5,96.

Kun kationer av lite løselig basisk og amfotere hydroksyder og ammoniumkation NH4+. Det hydrolyserbare kationen tiltrekker seg OH-anionet som er tilstede i vannet og danner den tilsvarende hydroksokasjonen, mens H + kationen forblir fri:

Ammoniumkationen danner i dette tilfellet en svak base - ammoniakkhydrat:

Liste over hydrolyserbare kationer:

Eksempler:

Vær oppmerksom på at i eksemplene (a - c) er det umulig å øke antall vannmolekyler og i stedet for hydroksokasjoner FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + skriv formlene til FeO (OH), Cr (OH) 3, Zn (OH) 2 hydroksyder. Hvis det ble dannet hydroksyder, ville bunnfall falle ut av løsninger av FeCl 3, Cr 2 (SO 4) 3 og ZnBr 2-salter, noe som ikke observeres (disse saltene danner transparente løsninger).

Et overskudd av H + kationer er lett å oppdage med en indikator eller måle med spesielle instrumenter. Du kan også

gjøre en slik opplevelse. I en konsentrert løsning av et salt som er sterkt hydrolysert av kation, for eksempel AlCl 3:

magnesium eller sink tilsettes. Sistnevnte vil reagere med H +:

og hydrogenutvikling vil bli observert. Dette eksperimentet er ytterligere bevis på hydrolysen av Al 3+-kationen (fordi vi ikke tilsatte syre til AlCl 3-løsningen!).

1. En sterk elektrolytt er

1) C6H5OH

2) CH3COOH

3) C2H4(OH)2

2. Svak elektrolytt er

1) hydrogenjodid

2) hydrogenfluorid

3) ammoniumsulfat

4) bariumhydroksid

3. I en vandig løsning av hver 100. molekyl dannes 100 hydrogenkationer for en syre

1) kull

2) nitrogenholdig

3) nitrogen

4-7. I ligningen for dissosiasjonen av en svak syre over alle mulige trinn

summen av koeffisientene er

8-11. For dissosiasjonsligningene i en løsning av to alkalier i settet

8. NaOH, Ba (OH) 2

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

10. KOH, LiOH

11. CsOH, Ca (OH) 2

den totale summen av koeffisientene er

12. Kalkvann inneholder et sett med partikler

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. Med dissosiasjonen av en formelenhet salt

14. K 2 Cr 2 O 7

16. Cr 2 (SO 4) 3

antall dannede ioner er

17. Størst mengden PO 4 -3 ion kan finnes i en løsning som inneholder 0,1 mol

18. Nedbørsreaksjon er

1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >…

2) AgF + HNO 3 >...

3) Na 2 HPO 4 + NaOH >...

4) Na 2 SiO 3 + HCl >...

19. Reaksjonen med frigjøring av gass er

1) NaOH + CH 3 COOH >...

2) FeSO 4 + KOH >…

3) NaHCO 3 + HBr >…

4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S>…

20. Kort ionisk ligning OH - + H + = H 2 O tilsvarer interaksjonen

1) Fe(OH)2 + HCl >…

2) NaOH + HNO 2 >...

3) NaOH + HNO 3 >...

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

21. I den ioniske reaksjonsligningen

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

OH-ion - kan reagere på reagenset

4) C6H5OH

22-23. Ionisk ligning

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

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

tilsvarer reaksjonen mellom

1) Ca (OH) 2 og K 3 RO 4

2) CaCl 2 og NaH 2 PO 4

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

4) CaCl og K 2 HPO 4

24-27. PÅ molekylær ligning reaksjoner

24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >…

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

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

27. K 2 SO 3 + 2HBr >... summen av koeffisientene er

28-29. For en fullstendig nøytraliseringsreaksjon

28. Fe(OH)2 + HI >…

29. Ba (OH)2 + H2S > ...

summen av koeffisientene i den fulle ioniske ligningen er

30-33. I den korte ioniske reaksjonsligningen

30. NaF + AlCl 3 >…

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

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

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

summen av koeffisientene er

34-36. I en vandig løsning av salt

34. Ca(ClO 4) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

miljø dannes

1) sur

2) nøytral

3) alkalisk

37. Konsentrasjonen av hydroksidion øker etter at salt er oppløst i vann.

38. Det nøytrale mediet vil være i den endelige løsningen etter å ha blandet løsningene av de opprinnelige saltene i settene

1) BaCl 2, Fe (NO 3) 3

2) Na2CO3, SrS

4) MgCl2, RbNO3

39. Etablere samsvar mellom salt og dets evne til å hydrolysere.

40. Etabler samsvar mellom salt og løsningsmedium.

41. Etabler samsvar mellom salt og konsentrasjonen av hydrogenkationet etter at saltet er oppløst i vann.

LØSELIGHET kalt et stoffs evne til å løse seg opp i et bestemt løsemiddel. Et mål på løseligheten til et stoff under gitte forhold er innholdet i en mettet løsning . Hvis mer enn 10 g av et stoff løses opp i 100 g vann, kalles et slikt stoff svært løselig. Hvis mindre enn 1 g av et stoff løses opp, vil stoffet lite løselig. Til slutt vurderes stoffet praktisk uløselig hvis mindre enn 0,01 g av stoffet går inn i løsningen. Det er ingen absolutt uløselige stoffer. Selv når vi heller vann i et glasskar, vil en svært liten del av glassmolekylene uunngåelig gå i løsning.

Løselighet, uttrykt som massen til et stoff som kan løses i 100 g vann ved en gitt temperatur, kalles også løselighetskoeffisient.

Løselighet av enkelte stoffer i vann ved romtemperatur.

Løseligheten til de fleste (men ikke alle!) faste stoffer øker med økende temperatur, mens løseligheten til gasser tvert imot avtar. Dette skyldes først og fremst at gassmolekyler kl termisk bevegelse i stand til å forlate løsningen mye lettere enn faste molekyler.

Hvis vi måler løseligheten til stoffer ved forskjellige temperaturer, vil det bli funnet at noen stoffer merkbart endrer sin løselighet avhengig av temperatur, andre - ikke veldig mye

Når faste stoffer er oppløst i vann volumet av systemet endres vanligvis litt Derfor er løseligheten av stoffer i fast tilstand praktisk talt uavhengig av trykk.

Væsker kan også løses opp i væsker.. Noen av dem er uendelig løselige i hverandre, det vil si at de blandes med hverandre i alle proporsjoner, for eksempel alkohol og vann, mens andre er gjensidig løselige bare opp til en viss grense. Så hvis dietyleter ristes med vann, dannes to lag: det øvre er en mettet løsning av vann i eter, og det nederste er en mettet løsning av eter i vann. I de fleste slike tilfeller, når temperaturen stiger, øker den gjensidige løseligheten av væskene inntil en temperatur er nådd der begge væskene blandes i alle proporsjoner.

Oppløsning av gasser i vann er en eksoterm prosess. Derfor avtar løseligheten til gasser med økende temperatur. Hvis du lar et glass være med kaldt vann, så er dens indre vegger dekket med gassbobler - dette er luft som ble oppløst i vann, frigjøres fra den på grunn av oppvarming. Koking kan fjerne all luften som er oppløst i den fra vannet.

Løsninger spiller veldig viktig rolle innen natur, vitenskap og teknologi. Vann, så utbredt i naturen, inneholder alltid oppløste stoffer. PÅ ferskvann det er få elver og innsjøer, mens i sjøvann inneholder ca. 3,5 % oppløste salter.

I urhavet (på tidspunktet for fremveksten av liv på jorden) skulle massefraksjonen av salter være lav, omtrent 1%.

«Det var i denne løsningen levende organismer først utviklet seg, og fra denne løsningen mottok de ionene og molekylene som var nødvendige for deres vekst og liv ... Over tid utviklet og endret levende organismer seg, noe som gjorde at de kunne forlate vannmiljø og flytte til land og deretter gå i luften. De skaffet seg denne evnen ved å bevare i organismene deres en vandig løsning i form av væsker som inneholder den nødvendige tilførselen av ioner og molekyler, "dette er hvordan den kjente amerikanske kjemikeren, prisvinneren, vurderer rollen til løsninger i fremveksten og utviklingen av livet på jorden Nobel pris Linus Pauling. Inne i oss, i hver av cellene våre, er det en påminnelse om det primære havet der livet oppsto, en vandig løsning som gir selve livet.

I hver levende organisme strømmer uendelig gjennom karene - arterier, vener og kapillærer - en magisk løsning som danner grunnlaget for blod, massefraksjonen av salter i den er den samme som i det primære havet - 0,9%. Komplekse fysisk-kjemiske prosesser som forekommer i menneske- og dyreorganismer forekommer også i løsninger. Assimilering av mat er assosiert med overføring av næringsstoffer til løsning. Naturlige vandige løsninger er involvert i prosessene for jorddannelse og forsyner planter med næringsstoffer. Mange teknologiske prosesser i kjemisk industri og annen industri, for eksempel produksjon av brus, gjødsel, syrer, metaller, papir, foregår i løsninger. Studiet av egenskapene til løsninger tar en veldig viktig sted i moderne vitenskap. Så hva er en løsning?

Forskjellen mellom en løsning og andre blandinger er at partiklene bestanddeler er jevnt fordelt i den, og i et hvilket som helst mikrovolum av en slik blanding er sammensetningen den samme.

Derfor ble løsninger forstått som homogene blandinger bestående av to eller flere homogene deler. Denne presentasjonen kom fra fysisk teori løsninger.

Tilhengere av den fysiske teorien om løsninger, som ble utviklet av van't Hoff, Arrhenius og Ostwald, mente at oppløsningsprosessen er et resultat av diffusjon, dvs. penetrasjon av et oppløst stoff inn i hullene mellom vannmolekyler.

I motsetning til ideene til den fysiske teorien om løsninger, hevdet D. I. Mendeleev og tilhengere av den kjemiske teorien om løsninger at oppløsning er resultatet av den kjemiske interaksjonen mellom et oppløst stoff og vannmolekyler. Derfor er det mer riktig (mer nøyaktig) å definere løsningen som homogent system, bestående av partikler av det oppløste stoffet, løsningsmidlet og produktene av deres interaksjon.

Som et resultat av den kjemiske interaksjonen av et oppløst stoff med vann, dannes forbindelser - hydrater. Tegn på kjemiske reaksjoner snakker om en kjemisk interaksjon, som f.eks termiske fenomener når den er oppløst. Husk for eksempel at oppløsningen av svovelsyre i vann fortsetter med frigjøring av en så stor mengde varme at løsningen kan koke, og derfor helles syre i vann (og ikke omvendt).

Oppløsningen av andre stoffer, som natriumklorid, ammoniumnitrat, er ledsaget av absorpsjon av varme.

M. V. Lomonosov fant at løsninger fryser ved en lavere temperatur enn løsningsmidlet. I 1764 skrev han: "Fristen av salt saltlake kan ikke lett bli til is, ettersom den overvinner frisk."

Hydrater er skjøre forbindelser av stoffer med vann som finnes i løsning. Indirekte bevis på hydrering er eksistensen av faste krystallinske hydrater - salter, som inkluderer vann. I dette tilfellet kalles det krystallisering. For eksempel det velkjente saltet blå farge- kobbersulfat CuSO 4 5H 2 O. Vannfritt kobbersulfat (II) - krystaller hvit farge. Endringen i fargen på kobbersulfat (II) til blå når den er oppløst i vann og eksistensen av blå krystaller av kobbersulfat er et annet bevis på hydratteorien til D. I. Mendeleev.

For tiden er det tatt i bruk en teori som kombinerer begge synspunkter – den fysisk-kjemiske teorien om løsninger. Det ble spådd tilbake i 1906 av D. I. Mendeleev i sin fantastiske lærebok "Fundamentals of Chemistry": vil mest sannsynlig føre til generell teori løsninger, fordi de samme generelle lovene styrer både fysiske og kjemiske fenomener.

Løseligheten til stoffer i vann avhenger av temperaturen. Som regel øker løseligheten av faste stoffer i vann med økende temperatur (fig. 126), og løseligheten av gasser avtar, slik at vann kan nesten fullstendig frigjøres fra gassene som er oppløst i det ved koking.

Ris. 126.
Løselighet av stoffer avhengig av temperatur

Hvis kaliumklorid KCl, som brukes som gjødsel, oppløses i vann, kan bare 34,4 g salt oppløses i 100 g vann ved romtemperatur (20 ° C); uansett hvor mye løsningen er blandet med resten av det uoppløste saltet, vil ikke mer salt løse seg opp - løsningen vil bli mettet med dette saltet ved en gitt temperatur.

Hvis ved denne temperaturen er mindre enn 34,4 g kaliumklorid oppløst i 100 g vann, vil løsningen være umettet.

Det er relativt enkelt å oppnå overmettede løsninger fra noen stoffer. Disse inkluderer for eksempel krystallinske hydrater - Glaubers salt (Na 2 SO 4 10H 2 O) og kobbersulfat (CuSO 4 5H 2 O).

Overmettede løsninger fremstilles som følger. Forbered en mettet saltløsning høy temperatur eks ved kokepunktet. Det overskytende saltet filtreres av, kolben med det varme filtratet dekkes med bomullsull og avkjøles forsiktig til romtemperatur, unngå risting. Løsningen tilberedt på denne måten, beskyttet mot støt og støv, kan lagres i ganske lang tid. Men så snart en glassstang innføres i en slik overmettet løsning, på spissen av hvilken det er flere korn av dette saltet, begynner dens krystallisering fra løsningen umiddelbart (fig. 127).

Ris. 127.
Øyeblikkelig krystallisering av et stoff fra en overmettet løsning

Glaubers salt er mye brukt som råstoff til kjemiske anlegg. Det utvinnes om vinteren i Kara-Bogaz-Gol-bukten, som er relativt isolert fra Det Kaspiske hav. Om sommeren, på grunn av den høye vannfordampningen, er bukten fylt med en høyt konsentrert saltløsning. Om vinteren, på grunn av en nedgang i temperaturen, reduseres løseligheten og saltet krystalliserer, som ligger til grunn for utvinningen. Om sommeren løses saltkrystallene opp, og utvinningen stopper.

I det mest salte av verdens hav - Dødehavet - er konsentrasjonen av salter så høy at bisarre krystaller vokser på enhver gjenstand som er plassert i vannet i dette havet (fig. 128).

Ris. 128.
I vannet i Dødehavet vokser vakre bisarre krystaller fra saltene som er oppløst i det.

Når du arbeider med stoffer er det viktig å kjenne til deres løselighet i vann. Et stoff anses som svært løselig hvis mer enn 1 g av dette stoffet løses opp i 100 g vann ved romtemperatur. Hvis mindre enn 1 g av et stoff under slike forhold oppløses i 100 g vann, anses et slikt stoff som lite løselig. Praktisk talt uløselige stoffer inkluderer de hvis løselighet er mindre enn 0,01 g i 100 g vann (tabell 9).

Tabell 9
Løselighet av noen salter i vann ved 20 °C

Helt uløselige stoffer finnes ikke i naturen. For eksempel går selv sølvatomer litt i løsning fra produkter plassert i vann. Som du vet, dreper en løsning av sølv i vann mikrober.

Nøkkelord og fraser

1. Løsninger.
2. Fysisk og kjemisk teori om løsninger.
3. Termiske fenomener under oppløsning.
4. Hydrater og krystallinske hydrater; krystallisasjonsvann.
5. Mettede, umettede og overmettede løsninger.
6. Svært løselige, lite løselige og praktisk talt uløselige stoffer.

Arbeid med datamaskin

1. Se den elektroniske søknaden. Studer materialet i leksjonen og fullfør de foreslåtte oppgavene.
2. Søk på Internett etter e-postadresser som kan tjene som tilleggskilder som avslører innholdet i søkeordene og frasene i avsnittet. Tilby læreren din hjelp til å forberede en ny leksjon - lag en melding videre søkeord og setninger i neste avsnitt.

Spørsmål og oppgaver

1. Hvorfor løses en sukkerbit raskere opp i varm te enn i kald te?
2. Gi eksempler på svært løselige, lite løselige og praktisk talt uløselige stoffer i vann av ulike klasser ved å bruke løselighetstabellen.
3. Hvorfor kan ikke akvarier fylles med raskt avkjølt kokt vann (det må stå i flere dager)?
4. Hvorfor leges sår som vaskes med vann som sølvgjenstander ble plassert i raskere?
5. Bruk figur 126, bestem massefraksjon kaliumklorid inneholdt i en mettet løsning ved 20 °C.
6. Kan en fortynnet løsning mettes samtidig?
7. Til 500 g av en løsning av magnesiumsulfat mettet ved 20°C (se fig. 126), ble et volum av en løsning av bariumklorid tilstrekkelig for reaksjonen tilsatt. Finn massen til bunnfallet.

Løselighet er stoffers evne til å løse seg opp i vann. Noen stoffer løser seg veldig godt i vann, noen til og med i ubegrensede mengder. Andre - bare i små mengder, og atter andre - løses nesten ikke opp i det hele tatt. Derfor deles stoffer inn i løselig, lett løselig og praktisk talt uløselig.

Løselige stoffer inkluderer de stoffene som er oppløst i 100 g vann i en mengde på mer enn 1 g (NaCl, sukker, HCl, KNO 3). Lite løselige stoffer løses opp i en mengde på 0,01 g til 1 g i 100 g vann (Ca (OH) 2, CaSO 4). Praktisk talt uløselige stoffer kan ikke løses i 100 g vann i en mengde større enn 0,01 g (metaller, CaCO 3 , BaSO 4).

Når kjemiske reaksjoner oppstår i vandige løsninger, kan det dannes uløselige stoffer, som utfelles eller er i suspensjon, noe som gjør løsningen uklar.

Det er en tabell over løselighet i vann av syrer, baser og salter, som gjenspeiler om forbindelsen er løselig. Alle salter av kalium og natrium, samt alle nitrater (salter av salpetersyre) er svært løselige i vann. Fra sulfater (salter av svovelsyre) er kalsiumsulfat lite løselig, barium- og blysulfater er uløselige. Blyklorid er lite løselig, mens sølvklorid er uløselig.

Hvis det er en strek i cellene i løselighetstabellen, betyr dette at forbindelsen reagerer med vann, noe som resulterer i dannelse av andre stoffer, det vil si at forbindelsen ikke eksisterer i vann (for eksempel aluminiumkarbonat).

Alle faste stoffer, selv de som er svært løselige i vann, løses bare opp i visse mengder. Løseligheten til stoffer uttrykkes som et tall som viser den største massen et stoff som kan løses opp i 100 g vann under visse forhold (vanligvis refererer til temperatur). Så ved 20 ° C oppløses 36 g i vann bordsalt(natriumklorid NaCl), mer enn 200 g sukker.

På den annen side er det ingen uløselige stoffer i det hele tatt. Ethvert praktisk talt uløselig stoff, selv i svært små mengder, men løses opp i vann. For eksempel oppløses kritt i 100 g vann ved romtemperatur i en mengde på 0,007 g.

De fleste stoffene løses bedre opp i vann med økende temperatur. Imidlertid er NaCl nesten like løselig ved alle temperaturer, mens Ca(OH)2 (kalk) er mer løselig ved lavere temperaturer. Basert på avhengigheten av stoffers løselighet av temperatur, bygges løselighetskurver.

Hvis en viss mengde av et stoff fortsatt kan løses i en løsning ved en gitt temperatur, kalles en slik løsning umettet. Hvis grensen for løselighet er nådd, og mer substans ikke kan løses opp, sies løsningen å være mettet.

Når en mettet løsning avkjøles, reduseres løseligheten til stoffet, og følgelig begynner det å felle ut. Ofte frigjøres stoffet i form av krystaller. For forskjellige salter har krystaller sin egen form. Så saltkrystaller har kubikkform, i kaliumnitrat ser de ut som nåler.

PÅ Hverdagen mennesker møter sjelden rene stoffer. De fleste gjenstander er blandinger av stoffer.

En løsning er en der komponentene er jevnt blandet. Det finnes flere typer etter partikkelstørrelse: grove systemer, molekylære løsninger og kolloidale systemer, som ofte kalles soler. I denne artikkelen snakker vi om molekylær (eller løselighet av stoffer i vann - en av hovedforholdene som påvirker dannelsen av forbindelser.

Løselighet av stoffer: hva er det og hvorfor er det nødvendig

For å forstå dette emnet, må du vite løseligheten til stoffer. i klartekst, er evnen til et stoff til å kombinere med et annet og danne en homogen blanding. Hvis oppsøkt med vitenskapelig poeng se, kan du se mer kompleks definisjon. Løseligheten til stoffer er deres evne til å danne homogene (eller heterogene) sammensetninger med ett eller flere stoffer med en dispergert fordeling av komponenter. Det er flere klasser av stoffer og forbindelser:

• løselig;
• lite løselig;
• uløselig.

Hva er målet for løseligheten til et stoff

Innholdet av et stoff i en mettet blanding er et mål på dets løselighet. Som nevnt ovenfor er det forskjellig for alle stoffer. Løselige er de som kan fortynne mer enn 10 g av seg selv i 100 g vann. Den andre kategorien er mindre enn 1 g under samme forhold. Praktisk talt uløselige er de i blandingen hvor mindre enn 0,01 g av komponenten passerer. I dette tilfellet kan ikke stoffet overføre molekylene sine til vann.

Hva er løselighetskoeffisienten

Løselighetskoeffisienten (k) er en indikator på den maksimale massen til et stoff (g) som kan løses i 100 g vann eller et annet stoff.

Løsemidler

Denne prosessen involverer et løsningsmiddel og et løst stoff. Den første er forskjellig ved at den i utgangspunktet er i samme aggregeringstilstand som den endelige blandingen. Som regel tas det i større mengder.

Imidlertid vet mange at i kjemi tar vann Spesielt sted. Det er egne regler for det. En løsning der H 2 O er tilstede kalles en vandig løsning. Når man snakker om dem, er væsken et ekstraksjonsmiddel selv når det er i en mindre mengde. Et eksempel er en 80 % løsning av salpetersyre i vann. Andelene her er ikke like Selv om andelen vann er mindre enn syrer, kalles stoffet en 20 % løsning av vann i salpetersyre feilaktig.

Det finnes blandinger som ikke inneholder H 2 O. De vil bli kalt ikke-vandige. Slike elektrolyttløsninger er ioniske ledere. De inneholder enkelt eller blandinger av ekstraksjonsmidler. De er sammensatt av ioner og molekyler. De brukes i bransjer som medisin, produksjon husholdningskjemikalier, kosmetikk og andre områder. De kan kombinere flere ønskede stoffer med ulik løselighet. Komponentene i mange produkter som brukes eksternt er hydrofobe. Med andre ord, de samhandler dårlig med vann. I disse kan de være flyktige, ikke-flyktige og kombinert. organisk materiale i det første tilfellet løser de opp fett godt. De flyktige stoffene inkluderer alkoholer, hydrokarboner, aldehyder og andre. De er ofte inkludert i husholdningskjemikalier. Ikke-flyktige brukes oftest til fremstilling av salver. Dette er fete oljer, flytende parafin, glyserin og andre. Kombinert er en blanding av flyktige og ikke-flyktige, for eksempel etanol med glyserin, glyserin med dimeksid. De kan også inneholde vann.

Typer løsninger etter metningsgrad

En mettet løsning er en blanding kjemiske substanser, som inneholder den maksimale konsentrasjonen av ett stoff i løsningsmidlet ved en viss temperatur. Den vil ikke avle videre. Ved fremstilling av et fast stoff er nedbør merkbar, som er i dynamisk likevekt med den. Dette konseptet betyr en tilstand som vedvarer i tid på grunn av sin flyt samtidig i to motsatte retninger (direkte og omvendt reaksjon) med samme hastighet.

Hvis et stoff fortsatt kan dekomponere ved en konstant temperatur, er denne løsningen umettet. De er stabile. Men hvis du fortsetter å tilsette et stoff til dem, vil det fortynnes i vann (eller annen væske) til det når sin maksimale konsentrasjon.

En annen type er overmettet. Den inneholder mer oppløst stoff enn det som kan være ved en konstant temperatur. På grunn av det faktum at de er i en ustabil likevekt, oppstår krystallisering når de er fysisk påvirket.

Hvordan kan du skille en mettet løsning fra en umettet?

Dette er enkelt nok å gjøre. Hvis stoffet er et fast stoff, kan et bunnfall sees i en mettet løsning. I dette tilfellet kan ekstraksjonsmidlet tykne, som for eksempel i en mettet sammensetning, vann som er tilsatt sukker.
Men hvis du endrer forholdene, øker temperaturen, vil den ikke lenger anses som mettet, siden ved en høyere temperatur vil den maksimale konsentrasjonen av dette stoffet være annerledes.

Teorier om interaksjon mellom komponenter i løsninger

Det er tre teorier om samspillet mellom elementer i en blanding: fysisk, kjemisk og moderne. Forfatterne av den første er Svante August Arrhenius og Wilhelm Friedrich Ostwald. De antok at på grunn av diffusjon var partiklene av løsningsmidlet og det løste stoffet jevnt fordelt gjennom volumet av blandingen, men det var ingen interaksjon mellom dem. Den kjemiske teorien fremsatt av Dmitri Ivanovich Mendeleev er det motsatte av den. Ifølge den, som et resultat av kjemisk interaksjon mellom dem, dannes ustabile forbindelser med konstant eller variabel sammensetning, som kalles solvater.

For tiden brukes den enhetlige teorien til Vladimir Aleksandrovich Kistyakovsky og Ivan Alekseevich Kablukov. Den kombinerer fysisk og kjemisk. Moderne teori sier at i løsning er det både ikke-interagerende partikler av stoffer og produkter av deres interaksjon - solvater, hvis eksistens Mendeleev beviste. I tilfellet når ekstraksjonsmidlet er vann, kalles de hydrater. Fenomenet der solvater (hydrater) dannes kalles solvatering (hydrering). Det påvirker alle fysiske og kjemiske prosesser og endrer egenskapene til molekylene i blandingen. Solvasjon oppstår på grunn av det faktum at solvasjonsskallet, bestående av molekyler av ekstraksjonsmidlet nært knyttet til det, omgir det oppløste molekylet.

Faktorer som påvirker løseligheten av stoffer

Kjemisk sammensetning av stoffer. Regelen "like tiltrekker like" gjelder også for reagenser. lignende i fysisk og kjemiske egenskaper stoffer kan løses opp gjensidig raskere. For eksempel interagerer ikke-polare forbindelser godt med ikke-polare. Stoffer med polare molekyler eller en ionisk struktur fortynnes i polare, for eksempel i vann. Salter, alkalier og andre komponenter brytes ned i den, og ikke-polare - omvendt. Et enkelt eksempel kan gis. For å tilberede en mettet løsning av sukker i vann, trenger du stor kvantitet stoffer enn når det gjelder salt. Hva betyr det? Enkelt sagt kan du fortynne mye mer sukker i vann enn salt.

Temperatur. For å øke løseligheten av faste stoffer i væsker, må du øke temperaturen på ekstraksjonsmidlet (fungerer i de fleste tilfeller). Et eksempel kan vises. Hvis du legger en klype natriumklorid (salt) i kaldt vann, vil denne prosessen ta lang tid. Hvis du gjør det samme med et varmt medium, vil oppløsningen gå mye raskere. Dette er fordi når temperaturen stiger, vil kinetisk energi, hvorav en betydelig mengde ofte brukes på ødeleggelse av bindinger mellom molekyler og ioner av et fast stoff. Men når temperaturen stiger når det gjelder litium-, magnesium-, aluminium- og alkalisalter, reduseres deres løselighet.

Press. Denne faktoren påvirker bare gasser. Deres løselighet øker med økende trykk. Tross alt reduseres volumet av gasser.

Endring av oppløsningshastigheten

Ikke forveksle denne indikatoren med løselighet. Tross alt påvirker ulike faktorer endringen i disse to indikatorene.

Graden av fragmentering av det oppløste stoffet. Denne faktoren påvirker løseligheten av faste stoffer i væsker. I hele (klumpete) tilstand fortynnes sammensetningen lenger enn den som er brutt i små biter. La oss ta et eksempel. En solid saltblokk vil ta mye lengre tid å løse seg opp i vann enn salt i form av sand.

Rørehastighet. Som kjent kan denne prosessen katalyseres ved omrøring. Hastigheten er også viktig, for jo raskere den er, jo raskere vil stoffet løse seg opp i væsken.

Hvorfor er det viktig å vite løseligheten til faste stoffer i vann?

Først av alt er slike ordninger nødvendig for å løse kjemiske ligninger riktig. I løselighetstabellen er det ladninger av alle stoffer. De må være kjent for å kunne skrive ned reagensene korrekt og tegne ligningen kjemisk reaksjon. Løselighet i vann indikerer om saltet eller basen kan dissosiere. Vandige forbindelser som leder strøm er sammensatt av sterke elektrolytter. Det er en annen type. De som leder strøm dårlig regnes som svake elektrolytter. I det første tilfellet er komponentene stoffer som er fullstendig ionisert i vann. Mens svake elektrolytter viser denne indikatoren bare i liten grad.

Kjemiske reaksjonsligninger

Det finnes flere typer ligninger: molekylær, fullstendig ionisk og kortionisk. Faktisk siste alternativet er en forkortet form for molekylær. Dette er det endelige svaret. PÅ komplett ligning reaktantene og produktene av reaksjonen skrives ned. Nå kommer turen til løselighetstabellen for stoffer. Først må du sjekke om reaksjonen er gjennomførbar, det vil si om en av betingelsene for reaksjonen er oppfylt. Det er bare 3 av dem: dannelse av vann, frigjøring av gass, nedbør. Hvis de to første betingelsene ikke er oppfylt, må du sjekke den siste. For å gjøre dette må du se på løselighetstabellen og finne ut om det er et uløselig salt eller base i reaksjonsproduktene. Hvis det er det, vil dette være sedimentet. Videre vil tabellen være nødvendig for å skrive den ioniske ligningen. Siden alle løselige salter og baser er sterke elektrolytter, vil de brytes ned til kationer og anioner. Videre reduseres ubundne ioner, og ligningen skrives inn sammendrag. Eksempel:

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 ↓.

Dermed er tabellen over løselighet av stoffer en av nøkkelbetingelsene for å løse ioniske ligninger.

En detaljert tabell hjelper deg med å finne ut hvor mye komponent du må ta for å tilberede en rik blanding.

Løselighetstabell

Slik ser den vanlige ufullstendige tabellen ut. Det er viktig at temperaturen på vannet er angitt her, da det er en av faktorene som vi allerede har nevnt ovenfor.

Hvordan bruke tabellen over løselighet av stoffer?

Tabellen over løselighet av stoffer i vann er en av hovedassistentene til en kjemiker. Den viser hvordan ulike stoffer og forbindelser interagerer med vann. Løseligheten til faste stoffer i en væske er en indikator uten hvilken mange kjemiske manipulasjoner er umulige.

Bordet er veldig enkelt å bruke. Kationer (positivt ladede partikler) er skrevet på den første linjen, anioner (negativt ladede partikler) er skrevet på den andre linjen. Mest Tabeller er okkupert av et rutenett med visse tegn i hver celle. Dette er bokstavene "P", "M", "H" og tegnene "-" og "?".

• "P" - forbindelsen er oppløst;
• "M" - løses opp litt;
• "H" - løses ikke opp;
• "-" - tilkobling eksisterer ikke;
• "?" - det er ingen opplysninger om eksistensen av forbindelsen.

Det er én tom celle i denne tabellen - det er vann.

Enkelt eksempel

Nå om hvordan du jobber med slikt materiale. La oss si at du må finne ut om salt er løselig i vann - MgSo 4 (magnesiumsulfat). For å gjøre dette må du finne Mg 2+-kolonnen og gå ned til SO 4 2- linjen. I skjæringspunktet deres er bokstaven P, som betyr at forbindelsen er løselig.

Konklusjon

Så vi har studert spørsmålet om løseligheten av stoffer i vann og ikke bare. Uten tvil vil denne kunnskapen være nyttig i videre studier av kjemi. Tross alt spiller løseligheten til stoffer en viktig rolle der. Det vil være nyttig for å bestemme kjemiske ligninger, og ulike oppgaver.