Розчин – це гомогенна система, що складається із двох або більше речовин, зміст яких можна змінювати у певних межах без порушення однорідності.

Воднірозчини складаються з води(розчинника) та розчиненої речовини.Стан речовин у водному розчині при необхідності позначається нижнім індексом (р), наприклад KNO 3 в розчині - KNO 3(p) .

Розчини, які містять малу кількість розчиненої речовини, часто називають розведеними,а розчини з високим вмістом розчиненої речовини – концентрованими.Розчин, в якому можливе подальше розчинення речовини, називається ненасиченим,а розчин, в якому речовина перестає розчинятися за цих умов, – насиченим.Останній розчин завжди знаходиться в контакті (в гетерогенній рівновазі) з нерозчинним речовиною (один кристал або більше).

В особливих умовах, наприклад, при обережному (без перемішування) охолодженні гарячого ненасиченого розчину твердогоречовини, що може утворитися пересиченийрозчин. При введенні кристала речовини такий розчин поділяється на насичений розчин та осад речовини.

Відповідно до хімічною теорією розчинівД. І. Менделєєва розчинення речовини у воді супроводжується, по-перше, руйнуванням хімічних зв'язківміж молекулами (міжмолекулярні зв'язки в ковалентних речовинах) або між іонами (в іонних речовинах), і, таким чином, частинки речовини змішуються з водою (у якій також руйнується частина водневих зв'язківміж молекулами). Розрив хімічних зв'язків відбувається за рахунок теплової енергії руху молекул води, при цьому відбувається витратаенергії у вигляді теплоти.

По-друге, потрапивши у воду, частинки (молекули чи іони) речовини піддаються гідратації.В результаті утворюються гідрати– сполуки невизначеного складу між частинками речовини та молекулами води (внутрішній склад самих частинок речовини при розчиненні не змінюється). Такий процес супроводжується виділенняменергії у формі теплоти за рахунок утворення нових хімічних зв'язків у гідратах

Загалом розчин або охолоджується(якщо витрата теплоти перевищує її виділення), або нагрівається (інакше); іноді – за рівності витрати теплоти та її виділення – температура розчину залишається незмінною.

Багато гідратів виявляються настільки стійкими, що не руйнуються і при повному випаровуванні розчину. Так, відомі тверді кристалогідрати солей CuSO 4 5Н 2 O, Na 2 CO 3 10Н 2 O, KAl(SO 4) 2 12Н 2 O та ін.

Вміст речовини в насиченому розчині при Т= const кількісно характеризує розчинністьцієї речовини. Зазвичай розчинність виражається масою розчиненої речовини, що припадає на 100 г води, наприклад, 65,2 г КBr/100 г Н 2 O при 20 °C. Отже, якщо 70 г твердого броміду калію ввести в 100 г води при 20 °C, 65,2 г солі перейде в розчин (який буде насиченим), а 4,8 г твердого КBr (надлишок) залишиться на дні склянки.

Слід запам'ятати, що вміст розчиненої речовини в насиченомурозчині одно, в ненасиченомурозчині меншеі в пересиченомурозчині більшейого розчинність при даній температурі. Так, розчин, приготований при 20 °C зі 100 г води та сульфату натрію Na 2 SO 4 (розчинність 19,2 г/100 г Н 2 O), при вмісті

15,7 г солі – ненасичений;

19.2 г солі – насичений;

2O.3 г солі – пересичений.

Розчинність твердих речовин(табл. 14) зазвичай збільшується зі зростанням температури (КBr, NaCl), і лише деяких речовин (CaSO 4 , Li 2 CO 3) спостерігається зворотне.

Розчинність газів у разі підвищення температури падає, а в разі підвищення тиску зростає; наприклад, при тиску 1 атм розчинність аміаку становить 52,6 (20 °C) і 15,4 г/100 г Н 2 O (80 °C), а при 20 °C і 9 атм вона дорівнює 93,5 г/100 г Н 2 O.

Відповідно до значень розчинності розрізняють речовини:

– добре розчинні,маса яких у насиченому розчині можна порівняти з масою води (наприклад, КBr – при 20 °C розчинність 65,2 г/100 г Н 2 O; 4,6 М розчин), вони утворюють насичені розчини з молярністю більш ніж 0,1 М;

– малорозчинні,маса яких у насиченому розчині значно менша за масу води (наприклад, CaSO 4 – при 20 °C розчинність 0,206 г/100 г Н 2 O; 0,015М розчин), вони утворюють насичені розчини з молярністю 0,1–0,001М;

– практично нерозчинні,маса яких у насиченому розчині зневажливо мала порівняно з масою розчинника (наприклад, AgCl – при 20 °C розчинність 0,00019 г на 100 г Н 2 O; 0,0000134М розчин), вони утворюють насичені розчини з молярністю менш ніж 0,001М.

За довідковими даними складено таблиця розчинностіпоширених кислот, основ і солей (табл. 15), в якій зазначений тип розчинності, зазначені речовини, відомі науці(не отримані) або повністю розкладаються водою.

Умовні позначення, що використовуються у таблиці:

«р» – добре розчинна речовина

«м» – малорозчинна речовина

«н» – практично нерозчинна речовина

«-» – речовина не отримана (не існує)

«» – речовина змішується з водою необмежено

Примітка. Ця таблиця відповідає приготуванню насиченого розчину при кімнатній температурі шляхом внесення речовини (у відповідному агрегатному стані) у воду. Слід врахувати, що отримання опадів малорозчинних речовин за допомогою реакцій іонного обміну можливе не завжди (див. 13.4).

Розчинення будь-якої речовини у воді супроводжується утворенням гідратів. Якщо при цьому в розчині не відбувається формульних змін у частинок розчиненої речовини, такі речовини відносять до неелектроліт.Ними є, наприклад, газ азот N 2 рідина хлороформСНCl 3 тверда речовина цукроза C 12 Н 22 Про 11 які у водному розчині існують у вигляді гідратів їх молекул.

Відомо багато речовин (у загальному виглядіМА), які після розчинення у воді та утворення гідратів молекул MA nН 2 O зазнають суттєвих формульних змін. В результаті в розчині з'являються іони гідратовані - катіони М + nН 2 O і аніони А nН 2 O:

Такі речовини відносять до електролітів.

Процес появи гідратованих іонів у водному розчиніназивається електролітичною дисоціацією (С. Арреніус, 1887).

Електролітична дисоціація іонних кристалічних речовин(М +)(А -) у воді є незворотнійреакцією:

Такі речовини відносяться до сильним електролітам,ними є багато підстав і солі, наприклад:

Електролітична дисоціація речовин MA, що складаються з полярних ковалентних молекул, є оборотнийреакцією:

Такі речовини відносять до слабких електролітів, ними є багато кислот і деякі основи, наприклад:

У розведених водних розчинахслабких електролітів ми завжди виявимо як вихідні молекули, і продукти їх дисоціації – гидратированные іони.

Кількісна характеристика дисоціації електролітів називається ступенем дисоціаціїі позначається? , Завжди? >0.

Для сильнихелектролітів? = 1 за визначенням (дисоціація таких електролітів є повною).

Для слабкихелектролітів ступінь дисоціації - відношення молярної концентраціїпродисоціюючої речовини (з буд) до загальної концентрації речовини в розчині (с):

Ступінь дисоціації – це частка від одиниці чи 100 %. Для слабких електролітів? «З 1 (100%).

Для слабких кислотН n А ступінь дисоціації за кожним наступним ступенем різко зменшується порівняно з попереднім:

Ступінь дисоціації залежить від природи та концентрації електроліту, а також від температури розчину; вона росте при зменшенніконцентрації речовини в розчині (тобто при розведенні розчину) та при нагріванні.

У розведенихрозчинах сильних кислотН n А їх гідроаніони Н n-1 А не існують, наприклад:

B концентрованихрозчинах вміст гідроаніонів (і навіть вихідних молекул) стає помітним:

(Підсумовувати рівняння стадій оборотної дисоціації не можна!). При нагріванні значення? 1 та? 2 зростають, що сприяє перебігу реакцій за участю концентрованих кислот.

Кислоти - це електроліти, які при дисоціації поставляють у водний розчин катіони водню і ніяких інших позитивних іонів не утворюють:

Поширені сильні кислоти:

У розведеному водному розчині (умовно до 10% або 0,1-молярного) ці кислоти дисоціюють повністю. Для сильних кислот Н n А до списку увійшли їх гідроаніони(аніони кислих солей), що також дисоціюють повністю в цих умовах.

Поширені слабкі кислоти:

Підстави - це електроліти, які при дисоціації поставляють у водний розчин гідроксид-іони і ніяких інших негативних іонів не утворюють:

Дисоціація малорозчиннихпідстав Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 , Fe(OH) 2 та інших практичного значенняне має.

До сильнимпідстав ( лугам) відносяться NaOH, КОН, В(ОН) 2 та деякі інші. Найвідомішою слабкою основою є гідрат аміаку NH 3 Н 2 O.

Середні солі - це електроліти, які при дисоціації поставляють у водний розчин будь-які катіони, крім Н +, і будь-які аніони, крім ОН - :

Йдеться тільки про добре розчинні солі. Дисоціація малорозчиннихі практично нерозчиннихсолей значення немає.

Аналогічно дисоціюють подвійні солі:

Кислі солі(Більшість з них розчиняються у воді) дисоціюють повністю за типом середніх солей:

Гідроаніони, що утворюються, піддаються, у свою чергу, впливу води:

а) якщо гідроаніон належить сильноюкислоті, то він сам дисоціює також повністю:

та повне рівняння дисоціації запишеться у вигляді:

(Розчини таких солей обов'язково будуть кислими, як і розчини відповідних кислот);

б) якщо гідроаніон належить слабкоюкислоті, то його поведінка у воді подвійно - або неповна дисоціація за типом слабкої кислоти:

або взаємодія з водою (зване оборотним гідролізом):

При? 1 >? 2 переважає дисоціація (і розчин солі буде кислим), а при? 1 >? 2 – гідроліз (і розчин солі буде лужним). Так, кислими будуть розчини солей з аніонами HSO 3 - , H 2 PO 4 - , H 2 AsO 4 - і HSeO 3 - розчини солей з іншими аніонами (їх більшість) будуть лужними. Іншими словами, назва «кислі» для солей з більшістю гідроаніонів не передбачає, що ці аніони будуть поводитися в розчині як кислоти (гідроліз гідроаніонів і розрахунок відносин між 1 і а 2 вивчаються тільки у вищій школі).

Основнісолі MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 та інші у своїй більшості практично нерозчинні у воді, і обговорювати їхню поведінку у водному розчині неможливо.

Сама вода – це дуже слабкийелектроліт:

Концентрації катіону Н+ та аніону ВІН - в чистій водідуже малі і становлять 110 -7 моль/л при 25 °C.

Катіон водню Н + є найпростішим ядром – протоном. р + (електронна оболонкакатіону Н + - порожня, 1s 0). У вільного протона великі рухливість і здатність, що проникає, в оточенні полярних молекул Н 2 O він не може залишатися вільним. Протон відразу приєднується до молекули води:

Надалі для простоти залишається запис Н+ (але мається на увазі Н3O+).

Типи середовища водних розчинів:

Для води за кімнатної температури маємо:

отже, у чистій воді:

Ця рівність справедлива і для водних розчинів:

Практична шкала рН відповідає інтервалу 1-13 (розведені розчини кислот та основ):

У практично нейтральному середовищі з рН = 6-7 і рН = 7-8 концентрація Н + і ОН дуже мала (1 10 -6 - 1 10 -7 моль / л) і майже дорівнює концентрації цих іонів в чистій воді. Такі розчини кислот і основ вважаються граничнорозведеними (містять дуже мало речовини).

Для практичного встановлення типу середовища водних розчинів служать індикатори– речовини, що забарвлюють у характерний колір нейтральні, кислі та/або лужні розчини.

Поширені в лабораторії індикатори – це лакмус, метилоранж та фенолфталеїн.

Метилоранж (індикатор на кислотне середовище) стає рожевиму сильнокислому розчині (табл. 16), фенолфталеїн (індикатор на лужне середовище) – малиновим у сильнолужному розчині, а лакмус використовується у всіх середовищах.

У розведених розчинах електролітів (кислот, основ, солей) хімічні реакції протікають зазвичай за участю іонів. При цьому всі елементи реагентів можуть зберігати свої ступені окислення ( обмінні реакції)або змінювати їх ( окисно-відновні реакції).Приклади, наведені далі, відносяться до обмінних реакцій (про перебіг окислювально-відновних реакцій див. Розд. 14).

Відповідно до правилом Бертолле,іонні реакції протікають практично необоротно, якщо утворюються тверді малорозчинні речовини(Вони випадають в осад), легколеткі речовини(Вони виділяються у вигляді газів) або розчинні речовини – слабкі електроліти(В тому числі і вода). Іонні реакції зображуються системою рівнянь - молекулярним, повнимі коротким іонним.Нижче повні іонні рівняння опущені (читачеві пропонується скласти їх самому).

При написанні рівнянь іонних реакційтреба обов'язково керуватися таблицею розчинності (див. табл. 8).

Прикладиреакцій з випаданням опадів:

Увага!Вказані в таблиці розчинності (див. табл. 15) малорозчинні («м») і практично нерозчинні («н») солі випадають в осад саме в тому вигляді, як вони представлені в таблиці (СаF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v, AlPO 4 v тощо).

У табл. 15 не вказано карбонати- Середні солі з аніоном CO 3 2-. Слід мати на увазі, що:

1) До 2 3 , (NH 4) 2 CO 3 і Na 2 CO 3 розчинні у воді;

2) Ag 2 CO 3 , ВаСO 3 і СаСO 3 практично нерозчинні у воді і випадають в осад як такі, наприклад:

3) солі інших катіонів, такі як MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 та інші, хоча і нерозчинні у воді, але не осаджуються з водного розчину при проведенні іонних реакцій (тобто їх не можна отримати цим способом).

Наприклад, карбонат заліза (II) FeCO 3 отриманий «сухим шляхом» або взятий у вигляді мінералу сидить,при внесенні у воду осідає без видимої взаємодії. Однак при спробі його отримання обмінної реакції в розчині між FeSO 4 і До 2 СO 3 випадає осад основної солі (наведений умовний склад, на практиці склад складніший) і виділяється вуглекислий газ:

Аналогічно FeCO 3 , сульфідхрому (III) Cr 2 S 3 (нерозчинний у воді) не осаджується з розчину:

У табл. 15 не вказано також солі, які розкладаютьсяводою - сульфідалюмінію Al 2 S 3 (а також BeS) та ацетатхрому (III) Cr(СН 3 СОО) 3:

Отже, ці солі також не можна отримати за обмінною реакцією в розчині:

(в останній реакції склад осаду складніший; докладніше такі реакції вивчають у вищій школі).

Прикладиреакцій із виділенням газів:

Прикладиреакцій із утворенням слабких електролітів:

Якщо реагенти та продукти обмінної реакції не є сильними електролітами, іонний вид рівняння відсутній, наприклад:

Гідроліз солі - це взаємодія її іонів з водою, що призводить до появи кислотного або лужного середовища, але не супроводжується утворенням осаду або газу (нижче мова йдепро середні солі).

Процес гідролізу протікає лише за участю розчиннихсолей та складається з двох етапів:

1) дисоціаціясолі у розчині – незворотняреакція (ступінь дисоціації? = 1, або 100%);

2) власне гідроліз,тобто взаємодія іонів солі з водою, - оборотнареакція (ступінь гідролізу?< 1, или 100 %).

Рівняння 1-го та 2-го етапів – перший з них незворотний, другий звернемо – складати не можна!

Зазначимо, що солі, утворені катіонами лугівта аніонами сильнихкислот, гідролізу не піддаються, вони лише дисоціюють при розчиненні у питній воді. У розчинах солей КCl, NaNO 3 , Na 2 SO 4 та BaI 2 середовище нейтральна.

У разі взаємодії аніону гідролізом солі по аніону.

Дисоціація солі KNO 2 протікає повністю, гідроліз аніону NO 2 – дуже мало (для 0,1М розчину – на 0,0014 %), але цього виявляється достатньо, щоб розчин став лужним(Серед продуктів гідролізу присутній іон ВІН -), в ньому рН = 8,14.

Гідролізу піддаються аніони тільки слабкихкислот (у даному прикладі- нітрит-іон NO 2 - , Що відповідає слабкій азотистої кислоти HNO 2). Аніон слабкої кислоти притягує до себе катіон водню, що є у воді, і утворює молекулу цієї кислоти, а гідроксид-іон залишається вільним:

Список аніонів, що гідролізуються:

Зверніть увагу, що в прикладах (у – д) не можна збільшувати число молекул води і замість гідроаніонів (HCO 3 - , HPO 4 2- , HS -) писати формули відповідних кислот (Н 2 С 3 , Н 3 Р 4 , H 2 S ). Гідроліз - оборотна реакція, і протікати "до кінця" (до утворення кислоти Н n А) він не може.

Якби така нестійка кислота, як Н 2 СО 3 утворилася в розчині своєї солі Na 2 CO 3 , то спостерігалося б виділення з розчину газу СО 2 (Н 2 СО 3 = СО 2 v + Н 2 O). Однак при розчиненні соди у воді утворюється прозорий розчин без газовиділення, що є свідченням неповноти протікання гідролізу аніону | з появою в розчині лише гідроаніону вугільної кислоти HCOg.

Ступінь гідролізу солі за аніоном залежить від ступеня дисоціації продукту гідролізу – кислоти (HNO 2 , НClO, HCN) або її гідроаніону (HCO 3 - , HPO 4 2- , HS -); що слабкіша кислота, то вище ступінь гідролізу.Наприклад, іони 3 2 - , РО 4 3 - і S 2 - піддаються гідролізу в більшою мірою(у 0,1 М розчинах ~ 5 %, 37 % і 58 % відповідно), ніж іон NO 2 , так як дисоціація Н 2 С0 3 і H 2 S по 2-му ступені, а Н 3 Р0 4 по 3-й щаблі (тобто дисоціація іонів HCO 3 - , HS - і HPO 4 2-) протікає значно менше, ніж дисоціація кислоти HNO 2 . Тому розчини, наприклад, Na 2 CO 3 , До 3 Р 4 і BaS будуть сильнолужними(у чому легко переконатися з м'якості розчину соди на дотик). Надлишок іонів ВІН у розчині легко виявити індикатором або виміряти спеціальними приладами (рН-метрами).

Якщо концентрований розчин сильно гідролізується по аніону солі, наприклад Na 2 CO 3 , внести алюміній, то останній (внаслідок амфотерності) прореагує з ВІН -

і спостерігатиметься виділення водню. Це – додатковий доказ протікання гідролізу іону 3 2- (адже розчин Na 2 CO 3 ми не додавали луг NaOH!).

У разі взаємодії катіонарозчиненої солі з водою процес називається гідролізом солі по катіону:

Дисоціація солі Ni(NO 3) 2 протікає повністю, гідроліз катіону Ni 2+ – дуже мало (для 0,1 М розчину – на 0,001 %), але цього виявляється достатньо, щоб розчин став кислим(Серед продуктів гідролізу присутній іон Н +), в ньому рН = 5,96.

Гідролізу піддаються катіони тільки малорозчинних основних та амфотерних гідроксидіві катіон амонію NH 4+. Катіон, що гідролізується, притягує до себе аніон ВІН - , наявний у воді, і утворює відповідний гідроксокатіон, а катіон Н + залишається вільним:

Катіон амонію в цьому випадку утворює слабку основу - гідрат аміаку:

Список катіонів, що гідролізуються:

Приклади:

Зверніть увагу, що в прикладах (а – в) не можна збільшувати число молекул води і замість гідроксокатіонів FeOH 2+ , CrOH 2+ , ZnOH + писати формули гідроксидів FeO(OH), Cr(OH) 3 , Zn(OH) 2 . Якби гідроксиди утворилися, то розчинів солей FeCl 3 , Cr 2 (SO 4) 3 і ZnBr 2 випали б опади, чого не спостерігається (ці солі утворюють прозорі розчини).

Надлишок катіонів Н+ легко виявити індикатором або виміряти спеціальними приладами. Можна також

зробити такий досвід. У концентрований розчин солі, що сильно гідролізується по катіону, наприклад AlCl 3:

вноситься магній чи цинк. Останні прореагують з Н+:

і спостерігатиметься виділення водню. Цей досвід – додаткове свідчення протікання гідролізу катіону Al 3+ (адже розчин AlCl 3 ми не додавали кислоту!).

1. Сильний електроліт – це

1) З 6 Н 5 ВІН

2) СН 3 СООН

3) З 2 Н 4 (ВІН) 2

2. Слабкий електроліт – це

1) йодоводород

2) фтороводород

3) сульфат амонію

4) гідроксид барію

3. У водному розчині їх кожних 100 молекул утворюється 100 катіонів водню для кислоти

1) вугільний

2) азотистий

3) азотний

4-7. У рівнянні дисоціації слабкої кислоти по всіх можливих щаблях

сума коефіцієнтів дорівнює

8-11. Для рівнянь дисоціації у розчині двох лугів набору

8. NaOH,(ОН) 2

9. Sr(OH) 2 , Са(ОН) 2

10. КОН, LiOH

11. CsOH, Са(ОН) 2

загальна сума коефіцієнтів складає

12. У вапняній воді міститься набір частинок

1) СаОН+, Са 2+ , ВІН -

2) Са 2+ , ВІН - , Н 2 O

3) Са 2+ , Н 2 O, Про 2-

4) СаОН + , Про 2- , Н+

13-16. При дисоціації однієї формульної одиниці солі

14. До 2 Cr 2 O 7

16. Cr 2 (SO 4) 3

число іонів, що утворюються

17. Найбільшекількість іону РО 4 -3 можна виявити в розчині, що містить 0,1 моль

18. Реакція з випаданням осаду – це

1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >…

2) AgF + HNO 3 >…

3) Na 2 HPO 4 + NaOH >…

4) Na 2 SiO 3 + HCl >…

19. Реакція з виділенням газу – це

1) NaOH + СН 3 СООН >…

2) FeSO 4 + КОН >…

3) NaHCO 3 + HBr >…

4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S >…

20. Коротке іонне рівняння ВІН - + Н + = Н 2 O відповідає взаємодії

1) Fe(OH) 2 + НCl >…

2) NaOH + HNO 2 >…

3) NaOH + HNO 3 >…

4)(ОН) 2 + KHSO 4 >…

21. В іонному рівнянні реакції

SO 2 + 2OН = SO 3 2- + Н 2 O

іон ВІН - може відповідати реагенту

4) З 6 Н 5 ВІН

22-23. Іонне рівняння

22. ЗСа 2+ + 2РО 4 3- = Са 3 (РО 4) 2 v

23. Са 2+ + НРO 4 2- = СаНРO 4 v

відповідає реакції між

1) Са(ОН) 2 і К 3 Р 4

2) СаCl 2 та NaH 2 PO 4

3) Са(ОН) 2 і Н 3 РВ 4

4) СаCl і К 2 НРO 4

24-27. У молекулярному рівнянніреакції

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 >... сума коефіцієнтів дорівнює

28-29. Для реакції повної нейтралізації

28. Fe(OH) 2 + HI >…

29.(ОН) 2 + H 2 S >…

сума коефіцієнтів у повному іонному рівнянні складає

30-33. У короткому іонному рівнянні реакції

30. NaF + AlCl 3 >…

31. До 2 З 3 + Sr(NO 3) 2 >…

32. Mgl 2 + До 3 Р0 4 >…

33. Na 2 S + H 2 SO 4 >…

сума коефіцієнтів дорівнює

34-36. У водному розчині солі

34. Са(ClO 4) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

утворюється середа

1) кислотна

2) нейтральна

3) лужна

37. Концентрація гідроксиду-іона збільшується після розчинення у воді солі

38. Нейтральне середовище буде в кінцевому розчині після змішування розчинів вихідних солей у наборах

1) Cl 2 , Fe(NO 3) 3

2) Na 2 CO 3 , SrS

4) MgCl 2 , RbNO 3

39. Встановіть відповідність між сіллю та її здатністю до гідролізу.

40. Встановіть відповідність між сіллю та середовищем розчину.

41. Встановіть відповідність між сіллю та концентрацією катіону водню після розчинення солі у воді.

РОЗТВОРНІСТЬЮназивається здатність речовини розчинятися у тому чи іншому розчиннику. Мірою розчинності речовини за цих умов є його вміст у насиченому розчині . Якщо в 100 г води розчиняється більше 10 г речовини, то таку речовину називають добре розчинним. Якщо розчиняється менше 1 г речовини – речовина малорозчинно. Зрештою, речовину вважають практично нерозчинним, якщо розчин переходить менше 0,01 р речовини. Абсолютно нерозчинних речовин немає. Навіть коли ми наливаємо воду у скляну посудину, дуже невелика частина молекул скла неминуче переходить у розчин.

Розчинність, виражена за допомогою маси речовини, яка може розчинитися в 100 г води за даної температури, називають також коефіцієнтом розчинності.

Розчинність деяких речовин у воді за кімнатної температури.

Розчинність більшості (але не всіх!) твердих речовин зі збільшенням температури збільшується, а розчинність газів навпаки зменшується. Це пов'язано насамперед з тим, що молекули газів при тепловому русіздатні залишати розчин набагато легше, ніж молекули твердих речовин.

Якщо вимірювати розчинність речовин при різних температурах, то виявиться, що одні речовини помітно змінюють свою розчинність залежно від температури, інші – не дуже

При розчиненні твердих тіл у водіобсяг системи зазвичай змінюється незначно. Тому розчинність речовин, що знаходяться в твердому стані, практично не залежить від тиску.

Рідини також можуть розчинятися рідинах. Деякі з них необмежено розчиняються одна в іншій, тобто змішуються один з одним у будь-яких пропорціях, як наприклад, спирт і вода, інші -взаємно розчиняються лише до певної межі. Так якщо збовтати діетиловий ефір з водою то утворюється два шари: верхній є насиченим розчином води в ефірі, а нижній – насиченим розчином ефіру у воді. У більшості подібних випадків з підвищенням температури взаємна розчинність рідин збільшується до тих пір, поки не буде досягнуто температури, при якій обидві рідини змішуються в будь-яких пропорціях.

Розчинення газів у водіє екзотермічний процес. Тому розчинність газів із підвищенням температури зменшується. Якщо залишити в теплому приміщенні склянку з холодною водою, то внутрішні стінки його покриваються бульбашками газу-це повітря, яке було розчинене у воді, що виділяється з неї внаслідок нагрівання. Кип'ятінням можна видалити з води все розчинене в ній повітря.

Розчини грають дуже важливу рольу природі, науці та техніці. Вода, яка настільки широко поширена в природі, завжди містить розчинені речовини. У прісної водирічок і озер їх мало, тоді як у морській водіміститься близько 3,5% розчинених солей.

У первинному океані (під час появи життя Землі) масова частка солей, за припущеннями, була низька, близько 1%.

«Саме в цьому розчині вперше розвинулися живі організми, і з цього розчину вони отримали іони та молекули, необхідні для їхнього зростання і життя... З часом живі організми розвивалися і змінювалися, що дозволило їм залишити водне середовищеі перейти на сушу, а потім піднятися в повітря. Вони набули цієї здатності, зберігши у своїх організмах водний розчин у вигляді рідин, що містять необхідний запас іонів і молекул» - ось так оцінює роль розчинів у виникненні та розвитку життя на Землі відомий американський хімік, лауреат Нобелівської преміїЛайнус Полінг. Усередині нас, у кожній нашій клітині – нагадування про первинний океан, у якому зародилося життя, – водний розчин, що забезпечує саме життя.

У кожному живому організмі нескінченно тече по судинах - артеріях, венах і капілярах - чарівний розчин, що становить основу крові, масова частка солей у ньому така сама, як у первинному океані, - 0,9%. Складні фізико-хімічні процеси, що відбуваються в організмах людини та тварин, також протікають у розчинах. Засвоєння їжі пов'язане з переведенням поживних речовин у розчин. Природні водні розчини беруть участь у процесах ґрунтоутворення та постачають рослини поживними речовинами. Багато технологічні процесиу хімічній та інших галузях промисловості, наприклад, одержання соди, добрив, кислот, металів, паперу, протікають у розчинах. Вивчення властивостей розчинів займає дуже важливе місцев сучасній науці. То що таке розчин?

Відмінність розчину від інших сумішей у тому, що частинки складових частинрозподіляються в ньому рівномірно, і в будь-якому мікрообсязі такої суміші склад однаковий.

Тому під розчинами розуміли однорідні суміші, які з двох або більше однорідних частин. Це уявлення виходило з фізичної теоріїрозчинів.

Прихильники фізичної теорії розчинів, яку розвивали Вант-Гофф, Арреніус та Оствальд, вважали, що процес розчинення є результатом дифузії, тобто проникнення розчиненої речовини у проміжки між молекулами води.

На противагу уявленням фізичної теорії розчинів Д. І. Менделєєв та прихильники хімічної теорії розчинів доводили, що розчинення є результатом хімічної взаємодії розчиненої речовини з молекулами води. Тому правильніше (точніше) визначати розчин як однорідну систему, що складається з частинок розчиненої речовини, розчинника та продуктів їхньої взаємодії.

Внаслідок хімічної взаємодії розчиненої речовини з водою утворюються сполуки - гідрати. Про хімічну взаємодію говорять такі ознаки хімічних реакцій, як теплові явищапри розчиненні. Наприклад, згадайте, що розчинення сірчаної кислоти у воді протікає з виділенням такої великої кількості теплоти, що розчин може закипіти, а тому ллють кислоту у воду (а не навпаки).

Розчинення інших речовин, наприклад, хлориду натрію, нітрату амонію, супроводжується поглинанням теплоти.

М. В. Ломоносов встановив, що розчини замерзають за нижчої температури, ніж розчинник. У 1764 р. він писав: «Морози солоного розсолу не можуть на льоду перетворити зручно, як долають прісного».

Гідрати - це неміцні сполуки речовин із водою, які у розчині. Непрямим доказом гідратації є існування твердих кристалогідратів - солей, до складу яких входить вода. Її у разі називають кристалізаційної. Наприклад, до кристалогідратів відноситься добре відома сіль блакитного кольору- мідний купорос CuSО 4 5Н 2 О. Безводний сульфат міді (II) - кристали білого кольору. Зміна кольору сульфату міді (II) на блакитній при розчиненні його у воді та існування блакитних кристалів мідного купоросу є ще одним доказом гідратної теорії Д. І. Менделєєва.

В даний час прийнято теорію, яка об'єднує обидві точки зору, - фізико-хімічна теорія розчинів. Її пророкував ще в 1906 р. Д. І. Менделєєв у своєму чудовому підручнику «Основи хімії»: «Дві зазначені сторони розчинення та гіпотези, досі прикладені до розгляду розчинів, хоча мають частково різні вихідні точки, але без жодного сумніву, по ймовірно, приведуть до загальної теоріїрозчинів, бо одні загальні закони керують як фізичними, і хімічними явищами».

Розчинність речовин у питній воді залежить від температури. Як правило, розчинність твердих речовин у воді збільшується з підвищенням температури (рис. 126), а розчинність газів – зменшується, тому воду можна майже повністю звільнити від розчинених у ній газів кип'ятінням.

Рис. 126.
Розчинність речовин залежно від температури

Якщо розчиняти у воді хлорид калію КСl, що застосовується як добриво, то при кімнатній температурі (20 °С) може розчинитись лише 34,4 г солі у 100 г води; скільки б не перемішували розчин із залишком солі, що не розчинилася, більше солі не розчиниться - розчин буде насичений цією сіллю при даній температурі.

Якщо при цій температурі в 100 г води розчинити хлориду калію менше ніж 34,4 г, то розчин буде ненасиченим.

З деяких речовин порівняно легко одержати пересичені розчини. До них відносяться, наприклад, кристалогідрати - глауберова сіль (Na 2 SO 4 10Н 2 O) і мідний купорос (CuSO 4 5Н 2 O).

Пересичені розчини готують так. Приготують насичений розчин солі при високій температурінаприклад при температурі кипіння. Надлишок солі відфільтровують, накривають колбу з гарячим ватним фільтратом і обережно, уникаючи струсів, повільно охолоджують при кімнатній температурі. Приготовлений таким чином розчин, що охороняється від поштовхів та попадання пилу, може зберігатися досить довго. Але варто тільки до такого пересиченого розчину внести скляну паличку, на кінчику якої є кілька крупинок цієї солі, як негайно почнеться її кристалізація з розчину (рис. 127).

Рис. 127.
Миттєва кристалізація речовини з пересиченого розчину

Глауберова сіль широко використовується як сировина на хімічних заводах. Видобувають її взимку в затоці Кара-Богаз-Гол, яка порівняно ізольована від Каспійського моря. Влітку через високу швидкість випаровування води затока заповнюється сильно концентрованим розчином солі. Взимку, у зв'язку з зниженням температури, розчинність її зменшується і сіль кристалізується, як і лежить в основі її видобутку. Влітку кристали солі розчиняються, і видобуток її припиняється.

У самому солоному з морів світу - Мертвому морі - концентрація солей така велика, що на будь-якому поміщеному у воду цього моря предметі наростають химерні кристали (рис. 128).

Рис. 128.
У воді Мертвого моря із розчинених у ній солей виростають гарні химерні кристали

При роботі з речовинами важливо знати їхню розчинність у воді. Речовину вважають добре розчинною, якщо при кімнатній температурі 100 г води розчиняється більше 1 г цієї речовини. Якщо за таких умов розчиняється менше 1 г речовини на 100 г води, то така речовина вважається малорозчинною. До практично нерозчинних речовин відносяться такі, розчинність яких менше 0,01 г у 100 г води (табл. 9).

Таблиця 9
Розчинність деяких солей у воді за 20 °С

Цілком нерозчинних речовин у природі не існує. Наприклад, навіть атоми срібла трохи переходять у розчин із виробів, поміщених у воду. Як відомо, розчин срібла у воді вбиває мікробів.

Ключові слова та словосполучення

1. Розчини.
2. Фізична та хімічна теорії розчинів.
3. Теплові явища під час розчинення.
4. Гідрати та кристалогідрати; кристалізаційна вода.
5. Насичені, ненасичені та пересичені розчини.
6. Добре розчинні, малорозчинні та практично нерозчинні речовини.

Робота з комп'ютером

1. Зверніться до електронної програми. Вивчіть матеріал уроку та виконайте запропоновані завдання.
2. Знайдіть в Інтернеті електронні адреси, які можуть бути додатковими джерелами, які розкривають зміст ключових слів і словосполучень параграфа. Запропонуйте вчителю свою допомогу у підготовці нового уроку - зробіть повідомлення по ключовим словамта словосполученням наступного параграфа.

Запитання та завдання

1. Чому в гарячому чаї шматочок цукру розчиняється швидше, ніж у холодному?
2. Наведіть приклади добре розчинних, малорозчинних та практично нерозчинних у воді речовин різних класів, користуючись таблицею розчинності.
3. Чому акваріуми не можна заповнювати швидко охолодженою кип'яченою водою (вона повинна постояти кілька днів)?
4. Чому ранки, промиті водою, в яку були поміщені срібні вироби, гояться швидше?
5. Користуючись малюнком 126, визначте масову часткухлориду калію, що міститься у насиченому розчині при 20 °С.
6. Чи може бути розведений розчин одночасно і насиченим?
7. До 500 г насиченого при 20 °С розчину сульфату магнію (див. рис. 126) долили достатній для проведення реакції обсяг розчину хлориду барію. Знайдіть масу осаду, що випав.

Розчинність- Це здатність речовин розчинятися у воді. Одні речовини дуже добре розчиняються у воді, деякі навіть у необмежених кількостях. Інші – лише у невеликих кількостях, а треті – взагалі майже не розчиняються. Тому речовини ділять на розчинні, малорозчинні та практично нерозчинні.

До розчинних належать такі речовини, які у 100 г води розчиняються у кількості більше 1 г (NaCl, цукор, HCl, KNO 3). Малорозчинні речовини розчиняються у кількості від 0,01 г до 1 г у 100 г води (Ca(OH) 2 , CaSO 4). Практично нерозчинні речовини не можуть розчинитись у 100 г води у кількості більше 0,01 г (метали, CaCO 3 , BaSO 4).

При протіканні хімічних реакцій у водних розчинах можуть утворюватися нерозчинні речовини, які випадають в осад або перебувають у завислому стані, роблячи розчин каламутним.

Існує таблиця розчинності у воді кислот, основ і солей, де відображено, чи є сполука розчинною. Всі солі калію та натрію, а також всі нітрати (солі азотної кислоти) добре розчиняються у воді. З сульфатів (солей сірчаної кислоти) малорозчинний сульфат кальцію, нерозчинні сульфати барію та свинцю. Хлорид свинцю малорозчинний, а хлорид срібла нерозчинний.

Якщо в клітинах таблиці розчинності стоїть рисочка, це означає, що з'єднання реагує з водою, у результаті утворюються інші речовини, тобто з'єднання у воді не існує (наприклад, карбонат алюмінію).

Усі тверді речовини, навіть добре розчинні у питній воді, розчиняються лише певних кількостях. Розчинність речовин виражають числом, що показує найбільшу масуречовини, яка може розчинитись у 100 г води за певних умов (зазвичай мається на увазі температура). Так, при 20 °C у воді розчиняється 36 г кухонної солі(хлориду натрію NaCl), понад 200 г цукру.

З іншого боку, взагалі нерозчинних речовин немає. Будь-яка практично нерозчинна речовина хоча б у дуже незначній кількості, але розчиняється у воді. Наприклад, крейда розчиняється у 100 г води при кімнатній температурі у кількості 0,007 г.

Більшість речовин із підвищенням температури краще розчиняються у воді. Однак NaCl майже однаково розчинний за будь-якої температури, а Ca(OH)2 (вапно) краще розчиняється при нижчій температурі. На основі залежності розчинності речовин від температури будують криві розчинності.

Якщо в розчині за даної температури ще можна розчинити якусь кількість речовини, то такий розчин називають ненасиченим. Якщо ж досягнуто межа розчинності, і більше речовинирозчинити не можна, то кажуть, що насичений розчин.

Коли охолоджують насичений розчин, розчинність речовини знижується, і, отже, вона починає випадати в осад. Часто речовина виділяється як кристалів. Для різних солей кристали мають форму. Так кристали кухонної солі мають кубічну формуУ калійної селітри вони схожі на голки.

У повсякденному життілюди рідко стикаються із чистими речовинами. Більшість предметів є сумішшю речовин.

Розчин - це в якій компоненти поступово змішалися. Є кілька їхніх видів за розміром частинок: грубодисперсні системи, молекулярні розчини та колоїдні системи, які часто називають золі. У цій статті йдеться про молекулярні (або розчинність речовин у воді - одна з головних умов, що впливають на утворення сполук.

Розчинність речовин: що це і навіщо потрібно

Щоб розібратися в цій темі, потрібно знати і розчинність речовин. Простою мовоюЦе здатність речовини з'єднуватися з іншим і утворювати однорідну суміш. Якщо підходити з наукової точкизору, можна розглянути більше складне визначення. Розчинність речовин - це їхня здатність утворювати з однією або більше речовинами гомогенні (або гетерогенні) склади з дисперсним розподілом компонентів. Існує кілька класів речовин та сполук:

• розчинні;
• малорозчинні;
• нерозчинні.

Про що говорить міра розчинності речовини

Вміст речовини насиченої суміші - це міра його розчинності. Як сказано вище, у всіх речовин вона різна. Розчинні – це ті, які можуть розвести понад 10 г себе на 100 г води. Друга категорія - менше 1 г за тих самих умов. Практично нерозчинні - це ті, суміш яких переходить менше 0,01 г компонента. І тут речовина неспроможна передавати воді свої молекули.

Що таке коефіцієнт розчинності

Коефіцієнт розчинності (k) - це показник максимальної маси речовини (г), яка може розвестися в 100 г води або іншої речовини.

Розчинники

У цьому процесі беруть участь розчинник та розчинена речовина. Перший відрізняється тим, що спочатку він перебуває в такому агрегатному стані, що і кінцева суміш. Як правило, він взятий у більшій кількості.

Однак багато хто знає, що в хімії вода займає особливе місце. Для неї є окремі правила. Розчин, в якому присутній H 2 O, називається водним. Коли йдеться про них, рідина є екстрагентом і тоді, коли вона менша кількість. У приклад можна навести 80% розчин азотної кислоти у воді. Пропорції тут не рівні Хоча частка води менша, ніж кислоти, речовину називати 20%-ним розчином води в азотної кислотинекоректно.

Існують суміші, в яких відсутня H 2 O. Вони носитимуть неводну назву. Подібні розчини електроліту є іонними провідниками. Вони містять один або суміші екстрагентів. До їх складу входять іони та молекули. Вони використовуються в таких галузях, як медицина, виробництво побутової хімії, косметики та в інші напрямки. Вони можуть поєднувати кілька потрібних речовин з різною розчинністю. Компоненти багатьох засобів, які використовуються зовнішньо, є гідрофобними. Іншими словами, вони погано взаємодіють із водою. У таких можуть бути леткими, нелетючими та комбінованими. Органічні речовиниу першому випадку добре розчиняють жири. До летких відносяться спирти, вуглеводні, альдегіди та інші. Вони часто входять до складу побутової хімії. Нелеткі найчастіше застосовуються виготовлення мазей. Це жирні олії, рідкий парафін, гліцерин та інші. Комбіновані - це суміш летких і нелетких, наприклад, етанол з гліцерином, гліцерин з димексидом. Також вони можуть утримувати воду.

Види розчинів за ступенем насиченості

Насичений розчин – це суміш хімічних речовинмістить максимальну концентрацію однієї речовини в розчиннику при певній температурі. Далі воно розлучатись не буде. У препараті твердої речовини помітно випадання осаду, що знаходиться в динамічній рівновазі з ним. Під цим поняттям мається на увазі стан, що зберігається в часі внаслідок його протікання одночасно у двох протилежних напрямках (прямий і зворотна реакція) З однаковою швидкістю.

Якщо речовина при постійній температурі все ще може розкладатися, цей розчин - ненасичений. Вони стійкі. Але якщо в них продовжувати додавати речовину, то вона розлучатиметься у воді (або іншій рідині), поки не досягне максимальної концентрації.

Ще один вид – перенасичений. У ньому міститься більше розчиненої речовини, ніж може бути за постійної температури. Через те, що вони перебувають у нестійкій рівновазі, при фізичному вплив на них відбувається кристалізація.

Як відрізнити насичений розчин від ненасиченого?

Це зробити досить просто. Якщо речовина - тверда, то насиченому розчині можна побачити осад. При цьому екстрагент може загусати, як, наприклад, насиченому складі вода, в яку додали цукор.
Але якщо змінити умови, підвищити температуру, то він перестане вважатися насиченим, тому що за більш високої температури максимальна концентрація цієї речовини буде іншою.

Теорії взаємодії компонентів розчинів

Існує три теорії щодо взаємодії елементів у суміші: фізична, хімічна та сучасна. Автори першої – Сванте Август Арреніус та Вільгельм Фрідріх Оствальд. Вони припустили, що внаслідок дифузії частинки розчинника та розчиненої речовини рівномірно розподілилися по всьому об'єму суміші, але взаємодії між ними немає. Хімічна теорія, яку висунув Дмитро Менделєєв, їй протилежна. Відповідно до неї, в результаті хімічної взаємодії між ними формуються нестійкі сполуки постійного або змінного складу, які називаються сольвати.

Нині використовується об'єднана теорія Володимира Олександровича Кістяковського та Івана Олексійовича Каблукова. Вона поєднує фізичну та хімічну. Сучасна теоріяговорить, що у розчині існують як взаємодіючі частки речовин, і продукти їх взаємодії - сольвати, існування яких доводив Менделєєв. У разі коли екстрагент - вода, їх називають гідратами. Явище, у якому утворюються сольвати (гідрати) носить ім'я сольватація (гідратація). Вона впливає на всі фізико-хімічні процеси та змінює властивості молекул у суміші. Сольватація відбувається завдяки тому, що сольватна оболонка, що складається із тісно пов'язаних з нею молекул екстрагента, оточує молекулу розчиненої речовини.

Чинники, що впливають на розчинність речовин

Хімічний склад речовин.Правило "подібне притягує подібне" поширюється і реагенти. Схожі за фізичними та хімічним властивостямречовини можуть взаємно розчинятися швидше. Наприклад, неполярні сполуки добре взаємодіють із неполярними. Речовини з полярними молекулами або іонною будовою розводяться у полярних, наприклад, у воді. У ній розкладаються солі, луги та інші компоненти, а неполярні – навпаки. Можна навести простий приклад. Для приготування насиченого розчину цукру у воді потрібно більша кількістьречовини, ніж у випадку із сіллю. Як це розуміти? Простіше кажучи, ви можете розвести набагато більше цукру у воді, аніж солі.

Температура.Щоб збільшити розчинність твердих речовин у рідинах, потрібно збільшити температуру екстрагента (працює здебільшого). Можна продемонструвати такий приклад. Якщо покласти щіпку хлориду натрію (сіль) у холодну воду, то цей процес займе багато часу. Якщо виконати те саме з гарячим середовищем, то розчинення буде проходити набагато швидше. Це тим, що внаслідок підвищення температури зростає кінетична енергія, Значна кількість якої часто витрачається на руйнування зв'язків між молекулами та іонами твердої речовини. Однак, коли підвищується температура у випадку із солями літію, магнію, алюмінію та лугами, їх розчинність знижується.

Тиск.Цей фактор впливає лише на гази. Їхня розчинність збільшується при підвищенні тиску. Адже обсяг газів скорочується.

Зміна швидкості розчинення

Не варто плутати цей показник із розчинністю. Адже зміну цих двох показників впливають різні чинники.

Ступінь роздробленості речовини, що розчиняється.Цей фактор впливає на розчинність твердих речовин у рідинах. У цілісному (кусковому) стані склад розлучається довше, ніж той, який розбитий на дрібні шматки. Наведемо приклад. Цілісний шматок солі буде розчинятися у воді набагато довше, ніж сіль у вигляді піску.

Швидкість помішування.Як відомо, цей процес можна каталізувати за допомогою помішування. Його швидкість також важлива, тому що чим вона більша, тим швидше розчиниться речовина в рідині.

Навіщо треба знати розчинність твердих речовин, у воді?

Насамперед, подібні схеми потрібні, щоб правильно вирішувати хімічні рівняння. У таблиці розчинності є заряди всіх речовин. Їх необхідно знати для правильного запису реагентів та складання рівняння хімічної реакції. Розчинність у воді показує, чи може сіль чи основа дисоціювати. Водні сполуки, які проводять струм, мають у своєму складі сильні електроліти. Є й інший тип. Ті, що погано проводять струм, вважаються слабкими електролітами. У першому випадку компоненти є речовини, повністю іонізовані у воді. Тоді як слабкі електроліти виявляють цей показник лише невеликою мірою.

Рівняння хімічної реакції

Є кілька видів рівнянь: молекулярний, повний іонний та короткий іонний. По суті останній варіант- Скорочена форма молекулярного. Це остаточна відповідь. У повному рівняннізаписані реагенти та продукти реакції. Тепер настає черга таблиці розчинності речовин. Спочатку треба перевірити, чи є реакція здійсненною, тобто чи виконується одна з умов проведення реакції. Їх лише 3: утворення води, виділення газу, випадання осаду. Якщо дві перші умови не дотримуються, потрібно перевірити останнє. Для цього потрібно подивитися в таблицю розчинності та з'ясувати, чи є в продуктах реакції нерозчинна сіль або основа. Якщо воно є, то це буде осад. Далі таблиця знадобиться для запису іонного рівняння. Так як всі розчинні солі та основи - сильні електроліти, то вони будуть розпадатися на катіони та аніони. Далі скорочуються незв'язані іони, і рівняння записується в короткому вигляді. Приклад:

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

Таким чином, таблиця розчинності речовин - одна з ключових умов розв'язання іонних рівнянь.

Детальна таблиця допомагає дізнатися скільки компонента потрібно взяти для приготування насиченої суміші.

Таблиця розчинності

Такий вигляд має звична неповна таблиця. Важливо, що тут вказується температура води, оскільки вона є одним із факторів, про які ми вже говорили вище.

Як користуватись таблицею розчинності речовин?

Таблиця розчинності речовин у воді – один із головних помічників хіміка. Вона показує, як різні речовини та сполуки взаємодіють з водою. Розчинність твердих речовин у рідині – це показник, без якого багато хімічних маніпуляцій неможливі.

Таблиця дуже проста у використанні. У першому рядку написані катіони (позитивно заряджені частинки), у другому - аніони (негативно заряджені частинки). Велику частинутаблиці займає сітка з певними символами у кожному осередку. Це букви "Р", "М", "Н" та знаки "-" та "?".

• "Р" - з'єднання розчиняється;
• "М" – мало розчиняється;
• "Н" - не розчиняється;
• "-" - з'єднання немає;
• "?" - Відомості про існування сполуки відсутні.

У цій таблиці є один порожній осередок - це вода.

Простий приклад

Тепер про те, як працювати з таким матеріалом. Припустимо, потрібно дізнатися чи розчинна у воді сіль - MgSo 4 (сульфат магнію). Для цього необхідно знайти стовпчик Mg 2+ і спускатися ним до рядка SO 4 2- . На їх перетині стоїть буква Р, отже з'єднання розчинне.

Висновок

Отже, ми вивчили питання розчинності речовин у воді і не лише. Без сумніву, ці знання стануть у нагоді при подальшому вивченні хімії. Адже розчинність речовин відіграє важливу роль. Вона стане в нагоді при вирішенні і хімічних рівнянь, та різноманітних завдань.