Что такое растворимость в воде

Понятие о растворах. Растворимость веществ

Растворы — гомогенные (однородные) системы переменного состава, которые содержат два или несколько компонентов.

Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкости) и растворенных веществ (газообразных, жидких, твердых):

Жидкие растворы могут быть водные и неводные. Водные растворы — это растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы — это растворы, в которых растворителями являются другие жидкости (бензол, спирт, эфир и т. д.). На практике чаще применяются водные растворы.

Растворение веществ

Растворение — сложный физико-химический процесс. Разрушение структуры растворяемого вещества и распределение его частиц между молекулами растворителя — это физический процесс. Одновременно происходит взаимодействие молекул растворителя с частицами растворенного вещества, т.е. химический процесс. В результате этого взаимодействия образуются сольваты.

Сольваты — продукты переменного состава, которые образуются при химическом взаимодействии частиц растворенного вещества с молекулами растворителя.

Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами. Процесс образования сольватов называется сольватацией. Процесс образования гидратов называется гидратацией. Гидраты некоторых веществ можно выделить в кристаллическом виде при выпаривании растворов. Например:

Что представляет собой и как образуется кристаллическое вещество синего цвета? При растворении в воде сульфата меди (II) происходит его диссоциация на ионы:

Образующиеся ионы взаимодействуют с молекулами воды:

При выпаривании раствора образуется кристаллогидрат сульфата меди (II) — CuSО₄ • 5Н₂О.

Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами. Вода, входящая в их состав, называется кристаллизационной водой. Примеры кристаллогидратов:

Впервые идею о химическом характере процесса растворения высказал Д. И. Менделеев в разработанной им химической (гидратной) теории растворов (1887 г.). Доказательством физико-химического характера процесса растворения являются тепловые эффекты при растворении, т. е. выделение или поглощение теплоты.

Тепловой эффект растворения равен сумме тепловых эффектов физического и химического процессов. Физический процесс протекает с поглощением теплоты, химический — с выделением.

Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше теплоты, чем ее поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение — экзотермический процесс. Выделение теплоты наблюдается, например, при растворении в воде таких веществ, как NaOH, AgNО₃, H₂SО₄, ZnSО₄ и др.

Если для разрушения структуры вещества необходимо больше теплоты, чем ее образуется при гидратации, то растворение — эндотермический процесс. Это происходит, например, при растворении в воде NaNО₃, KCl, K₂SO₄, KNO₂, NH₄Cl и др.

Растворимость веществ

Мы знаем, что одни вещества хорошо растворяются, другие — плохо. При растворении веществ образуются насыщенные и ненасыщенные растворы.

Насыщенный раствор — это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данной температуре.

Ненасыщенный раствор — это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данной температуре.

Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости. Коэффициент растворимости показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 мл растворителя при данной температуре.

Растворимость выражают в граммах на литр (г/л).

По растворимости в воде вещества делят на 3 группы:

Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде:

Растворимость веществ зависит от природы растворителя, от природы растворенного вещества, температуры, давления (для газов). Растворимость газов при повышении температуры уменьшается, при повышении давления — увеличивается.

Зависимость растворимости твердых веществ от температуры показывают кривые растворимости. Растворимость многих твердых веществ увеличивается при повышении температуры.

По кривым растворимости можно определить: 1) коэффициент растворимости веществ при различных температурах; 2) массу растворенного вещества, которое выпадает в осадок при охлаждении раствора от t₁ o C до t₂ o C.

Процесс выделения вещества путем испарения или охлаждения его насыщенного раствора называется перекристаллизацией. Перекристаллизация используется для очистки веществ.

Источник

Растворимость

Растворимость (Р, χ или k_s) – это характеристика насыщенного раствора, которая показывает, какая масса растворенного вещества может максимально раствориться в 100 г растворителя. Размерность растворимости — г/ 100 г воды. Поскольку мы определяем массу соли, которая приходится на 100 г воды, в формулу растворимости добавляем множитель 100:

здесь m_р.в. – масса растворенного вещества, г

m_р-ля – масса растворителя, г

Иногда используют обозначение коэффициент растворимости k_S.

Задачи на растворимость, как правило, вызывают сложности, так как эта физическая величина для школьников не очень привычна.

Растворимость веществ в различных растворителях меняется в широких пределах.

В таблице приведена растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С:

Растворимость, г на 100 г H₂O

Растворимость, г на 100 г H₂O

От чего же зависит растворимость веществ? От ряда факторов: от природы растворенного вещества и растворителя, от температуры и давления. В справочных таблицах предлагается вещества делят на хорошо растворимые, малорастворимые и нерастворимые. Такое деление очень условное, поскольку абсолютно нерастворимых веществ нет. Даже серебро и золото растворимы в воде, однако их растворимость настолько мала, что можно пренебречь ей.

Зависимость растворимости от природы растворенного вещества и растворителя*

Большинство солей щелочных металлов и аммония хорошо растворимы в воде. Хорошо растворимы почти все нитраты, нитриты и многие галогениды (кроме галогенидов серебра, ртути, свинца и таллия) и сульфаты (кроме сульфатов щелочноземельных металлов, серебра и свинца). Для переходных металлов характерна небольшая растворимость их сульфидов, фосфатов, карбонатов и некоторых других солей.

Растворимость газов в жидкостях также зависит от их природы. Например, в 100 объемах воды при 20 o С растворяется 2 объема водорода, 3 объема кислорода. В тех же условиях в 1 объеме Н₂О растворяется 700 объемов аммиака.

Влияние температуры на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей*

Растворение газов в воде вследствие гидратации молекул растворяемого газа сопровождается выделением теплоты. Поэтому при повышении температуры растворимость газов понижается.

Влияние давления на растворимость газов, твердых веществ и жидкостей*

На растворимость твердых и жидких веществ в жидкостях давление практически не оказывает влияния, так как изменение объема при растворении невелико. При растворении газообразных веществ в жидкости происходит уменьшение объема системы, поэтому повышение давления приводит к увеличению растворимости газов. В общем виде зависимость растворимости газов от давления подчиняется закону У. Генри (Англия, 1803 г.): растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорциональна его давлению над жидкостью.

Закон Генри справедлив лишь при небольших давлениях для газов, растворимость которых сравнительно невелика и при условии отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителем.

Влияние посторонних веществ на растворимость*

В присутствии в воде других веществ (солей, кислот и щелочей) растворимость газов уменьшается. Растворимость газообразного хлора в насыщенном водном растворе поваренной соли в 10 раз меньше. Чем в чистой воде.

Эффект понижения растворимости в присутствии солей называется высаливанием. Понижение растворимости обусловлено гидратацией солей, что вызывает уменьшение числа свободных молекул воды. Молекулы воды, связанные с ионами электролита, уже не являются растворителем для других веществ.

Примеры задач на растворимость

Задача 1. Массовая доля вещества в насыщенном растворе равна 24% при некоторой температуре. Определите коэффициент растворимости этого вещества при данной температуре.

Решение:

Для определения растворимости вещества примем массу раствора равной 100 г. Тогда масса соли равна:

m_воды = m_р-ра – m_р.в. = 100 — 24 = 76 г

χ = m_р.в./m_р-ля⋅100 = 24/76⋅100 = 31,6 г вещества на 100 г воды.

Еще несколько аналогичных задач:

2. Массовая доля соли в насыщенном растворе при некоторой температуре равна 28,5%. Определите коэффициент растворимости вещества при этой температуре.

3. Определите коэффициент растворимости нитрата калия при некоторой температуре, если массовая доля соли при этой температуре равна 0,48.

4. Какая масса воды и соли потребуется для приготовления 500г насыщенного при некоторой температуре раствора нитрата калия, если его коэффициент растворимости при этой температуре равен 63,9г соли в 100г воды?

Ответ: 194,95 г

5. Коэффициент растворимости хлорида натрия при некоторой температуре составляет 36г соли в 100г воды. Определите молярную концентрацию насыщенного раствора этой соли, если плотность раствора 1,2 г/мл.

6. Какая масса соли и 5% раствора её потребуется для приготовления 450г насыщенного при некоторой температуре раствора сульфата калия, если его коэффициент растворимости при этой температуре равен 439г/1000г воды?

7. Какая масса нитрата бария выделится из раствора, насыщенного при 100ºС и охлаждённого до 0ºС, если во взятом растворе было 150мл воды? Коэффициент растворимости нитрата бария при температурах 0ºС и 100ºС равен соответственно 50г и 342г в 100г воды.

8. Коэффициент растворимости хлорида калия при 90ºС равен 500г/л воды. Сколько граммов этого вещества можно растворить в 500г воды при 90ºС и какова его массовая доля в насыщенном растворе при этой температуре?

9. В 500г воды растворено при нагревании 300г хлорида аммония. Какая масса хлорида аммония выделится из раствора при его охлаждении до 50ºС, если коэффициент растворимости соли при этой температуре равен 50г/л воды?

Источник

Урок №32. Вода — растворитель. Растворы.

Растворы – это однородные гомогенные системы, состоящие из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Растворенное вещество равномерно распределено в растворителе. Раствор может состоять из двух и более компонентов.

Растворы по агрегатному состоянию бывают жидкие (раствор соли, кровь), твердые (сплавы металлов) и газообразные (воздух).

Растворитель – это то вещество, которое не изменяет агрегатное состояние при растворении. В случае смешения веществ с одинаковым агрегатным состоянием (жидкость-жидкость, газ-газ, твердое-твердое) растворителем считается тот компонент, содержание которого больше.

Образование раствора зависит от характера взаимодействия частиц растворителя и растворенного вещества, и их природы.

В школьном курсе рассматриваются преимущественно растворы электролитов (растворы с электропроводимостью). В курсе ВУЗов рассматриваются также истинные и коллоидные растворы, золи и другие системы.

Раствор, содержащий растворенного вещества больше, чем его должно быть в данных условиях в насыщенном растворе, называется пересыщенным. Пересыщенные растворы представляют собой неустойчивые, неравновесные системы, в которых наблюдается самопроизвольный переход в равновесное состояние. При этом выделяется избыток растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.

Насыщенный раствор – это раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется.

Суспензией называют взвесь, в которой мелкие частицы твёрдого вещества равномерно распределены между молекулами воды.

Эмульсией называют взвесь, в которой мелкие капельки какой-либо жидкости распределены между молекулами другой жидкости.

По способности растворяться вещества условно делят на:

малорастворимые (от 0,001 до 1 грамма растворенного вещества на 100 грамм растворителя);

растворимые (больше 1 г растворенного вещества на 100 г растворителя);

нерастворимые (менее 0,001 г растворенного вещества на 100 г растворителя).

При попадании в воду вещество может:

1. раствориться в воде, то есть перемешаться с ней на атомно-молекулярном уровне;

2. химически прореагировать с водой;

3. не раствориться в воде и химически не прореагировать.

Одни вещества хорошо растворяются в воде, другие мало, а третьи – не растворяются совсем.

Физический – разрушение структуры растворяемого вещества

Химический – образование гидратов (сольватов, если растворитель не вода), вследствие взаимодействия молекул растворителя с частицами растворённого вещества).

Если на разрушение кристаллической решётки затрачивается больше энергии, чем выделяется при образовании гидратов, то растворение сопровождается охлаждением раствора (NH 4 NO 3 ; KNO 3 ), а если меньше – нагреванием (приготовление растворов щелочей, кислот).

Растворение газов и жидкостей не сопровождается разрушением кристаллической решётки, поэтому такие процессы растворения всегда экзотермические.

Тепловые эффекты растворения подавляющего большинства веществ незначительны, потому не заметны.

Растворимость увеличивается с ростом температуры (бывают исключения). Вы прекрасно знаете, что удобнее и быстрее растворять сахар в горячей, а не в холодной воде.

Попробуйте сами определить растворимость веществ (см. Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде).

Растворимость веществ

По растворимости в воде все вещества делятся на три группы:

1) хорошо растворимые, 2) малорастворимые и 3) практически нерастворимые.

Многие вещества в воде растворяются весьма хорошо. Примером таких веществ могут служить сахар, медный купорос, гидроксид натрия (твердые вещества), спирт, ацетон (жидкие вещества), хлороводород, аммиак (газообразные вещества).

Из приведенных примеров следует, что растворимость прежде всего зависит от природы веществ. Кроме того, она зависит также от температуры и давления. Сам процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворимого вещества и растворителя; это самопроизвольный процесс.

По соотношению преобладания числа частиц, переходящих в раствор и удаляющихся из раствора, различают растворы насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные. С другой стороны, по относительным количествам растворенного вещества и растворителя растворы подразделяют на разбавленные и концентрированные.

Раствор, в котором данное вещество при данной температуре больше не растворяется, т. е. раствор, находящийся в равновесии с растворяемым веществом, называют насыщенным, а раствор, в котором еще можно растворить добавочное количество данного вещества, — ненасыщенным.

Источник

Растворимость солей и кислот в воде: что это такое и условия протекания

Нет вещества, полностью нерастворимого в воде, но есть много веществ, которые настолько малорастворимые, что на практике их можно считать нерастворимыми. Некоторые соли, такие как обычная столовая соль (хлорид натрия), хорошо растворяются в воде, а другие, такие как карбонат кальция, образуют загрязнения и нерастворимые отложения. Растворимость веществ является важным фактором в аналитической и технической химии. Узнав о нем подробнее, больше не будет возникать вопрос, какое же свойство воды используется, когда соль кладут в суп.

Что такое растворимость

Растворимость указывает, может ли и в какой степени вещество образовывать с другими однородную систему (растворы). Эта химическая реакция описывает свойство веществ смешиваться с растворителем при однородном распределении (в виде атомов, молекул или ионов). Растворимость может выражаться в процентах (%), объемных (см3/100 см3), весовых (г/100г) единицах. Она определяется двумя характеристиками.

В основном растворитель представляет собой жидкость, но есть и твердые растворы, такие как сплавы, стекла, керамические материалы и легированные полупроводники.

Одним из таких жидких растворителей является вода. Ее растворяющая способность варьируется в зависимости от вещества. Чтобы понять, как поведет себя соль или кислота при взаимодействии с водой, можно воспользоваться специальной таблицей растворимости солей кислот и оснований в воде. Достаточно найти пересечение ионов и катионов нужной соли или кислоты и посмотреть какая буква написана в этой клетке. Если Р—то растворимо, М—малорастворимо, Н—нерастворимо, прочерк—полностью разлагается. Кстати, посмотрев в эту таблицу можно узнать, какое свойство воды используют, когда кладут соль в суп.

Солеобразные вещества растворимы только в полярных растворителях, таких как вода или фтористый водород (HF). Зная это, можно легко назвать две растворимые в воде соли разных кислот при обработке которых выделяются газообразные продукты. Многие липофильные, воскообразные вещества, растворяются только в органических растворителях, таких как бензин («неполярный» растворитель). Серная кислота смешивается с водой в любом соотношении. При смешивании фенола с водой существует две области: раствор фенола в воде и раствор воды в феноле. Между ними не учитывается диапазон «запрещенных» соотношений смешивания, что приводит к образованию расслоения двух жидких фаз.

Как происходит растворение

Чтобы понять, как происходит растворимость кислот оснований и солей в воде, следует внимательно изучить процесс растворения соли.

Вода—полярная молекула, способная устанавливать благоприятные взаимодействия как с катионами, так и с анионами. Каждое взаимодействие намного слабее, чем притяжение, которое возникает между ионами противоположного заряда в кристаллической решетке твердой соли, но множество этих взаимодействий иногда дает достаточно энергии, чтобы разрушить само твердое тело.

Это всегда происходит для солей, содержащих щелочные металлы (Na +, K +) и ион аммония в качестве катионов, почти для всех хлоридов (кроме AgCl), для всех ацетатов, нитритов и нитратов, для многих сульфатов. Это позволяет назвать две растворимые в воде соли разных кислот при обработке.

Во всех других случаях сами соли диссоциируют в соответствии с частичной реакцией, регулируемой законами химического равновесия. Теперь становится понятно, какое свойство воды используется, когда кладут соль в суп.

Влияние температуры

Растворимость часто зависит от температуры. Растворяясь в воде, вещество либо выделяет энергию, либо требует ее. Первые процессы называются экзотермическими, а вторые – эндотермическими. Если такой процесс является эндотермическим, растворимость вещества увеличивается с ростом температуры. Это верно для большинства твердых тел и солей, и помогает назвать две растворимые в воде соли разных кислот при обработке. В экзотермических процессах растворимость уменьшается с ростом температуры, что обычно имеет место с газами.

Прежде чем назвать две растворимые в воде соли разных кислот при обработке, посмотрим, как на них влияет температурный режим.

Для поваренной соли (NaCl) он изменяется от 0 C до 100 C, причем эти изменения очень малы. То есть поваренная соль одинаково хорошо растворяется, как в холодной, так и в горячей воде. Это показывает, какое свойство воды используется, когда кладут соль в суп. Напротив, сульфат цезия-алюминия растворяется в 86 раз лучше при 100 С, чем при 0 С. Хлористый калий, хлорид аммоний лучше растворяются при температуре 80 С, чем при 20, а вот кальций сульфат (гипс) наоборот, в горячей воде растворяется хуже, чем в холодной.

Теперь приступая к приготовлению обеда, вы точно будете знать какое же свойство воды используется, кода кладут соль в суп.

Источник

Растворы

Содержание:

Растворы – это однородные гомогенные системы, состоящие из частиц растворенного вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия. Растворенное вещество равномерно распределено в растворителе. Раствор может состоять из двух и более компонентов.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Растворы

Раствор — это однородная (гомогенная) смесь двух или более компонентов (составных частей, или веществ).

Численное выражение состава растворов

В природе и технике растворы имеют огромное значение. Растения усваивают вещества в виде растворов. Усвоение пищи связано с переводом питательных веществ в раствор. Все природные воды являются растворами. Растворами являются важнейшие физиологические жидкости — кровь, лимфа и др. Многие химические реакции протекают в растворах.

Растворы — это однородные (гомогенные) системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей) и продуктов их взаимодействия.

Так, например, раствор серной кислоты состоит из растворителя — воды (первый компонент), растворенного вещества — кислоты (второй компонент) и продуктов их взаимодействия — гидратированных ионов: , , ; раствор гидроксида калия — из воды, гидроксида калия и гидратированных ионов и (см. § 5.7).

По агрегатному состоянию растворы бывают жидкие, твердые и газообразные. Примером жидких растворов могут быть растворы солей в воде; примером твердых — сплав никеля и меди (из которых делают разменную монету) или сплав серебра и золота; примером газообразных — смеси газов, воздух. Наибольшее значение имеют жидкие (водные) растворы.

Важной характеристикой любого раствора является его состав.

Существуют различные способы численного выражения состава растворов: массовая доля растворенного вещества, молярная концентрация и др.

Массовая доля растворенного вещества — это безразмерная физическая величина, равная отношению массы растворенного вещества к общей массе раствора, т. е.

где — массовая доля растворенного вещества; — масса растворенного вещества и m — общая масса раствора.

Массовую долю растворенного вещества обычно выражают в долях единицы или в процентах. Например, массовая доля растворенного вещества — серной кислоты в воде равна 0,05 или 5%. Это означает, что в растворе серной кислоты массой 100 г содержится серная кислота массой 5 г и вода массой 95 г.

Молярная концентрация или молярность — это величина, равная отношению количества растворенного вещества к объему раствора, т. е.

где с(Х) — молярная концентрация частиц X, п(Х) — количество вещества частиц X, содержащихся в растворе, V — объем раствора. Основной единицей молярной концентрации является моль/л. Примеры записи молярной концентрации: с(НСl) = 0,1 моль/л, с()= =0,5 моль/л, c()=10 моль/л, с() = моль/л.

Раствор, в 1 л которого содержится 1 моль растворенного вещества, называется молярным.

Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль вещества, то он называется децимолярным, 0,01 моль — сантимолярным, 0,001 моль — миллимолярным. Молярность раствора обычно обозначается буквой М. Например, 1MNaOH — молярный раствор гидроксида натрия, 1 л такого раствора содержит 1 моль вещества или 1 моль40 г/моль = 40 г NaOH; 0,01 М NaOH — сантимолярный раствор, 1 л его содержит 0,01 моль, т. е. 0,0140 г = 0,4 г NaOH, и т. д.

Чтобы приготовить, например, децимолярный раствор гидроксида натрия, надо отвесить 4 г его, внести в литровую мерную колбу, на горлышке которой отмечен объем, точно равный 1 л (рис. 5.1, а), добавить дистиллированной воды до полного растворения вещества и затем раствор довести до метки [нижняя часть мениска должна касаться метки (рис. 5.1, б)].

Пользоваться молярной концентрацией удобно, так как известно число молей (количество вещества), содержащееся в определенном объеме раствора. Например, для нейтрализации 1 л 1М раствора NaOH необходимы в соответствии с уравнениями реакций:

a) ; б)

следующие объемы растворов кислот: 1 л 1М НСl или 0,5 л 1М . Очевидно, на нейтрализацию 0,5 л 2М раствора NaOH потребуется 0,5 л 2М НСl, или 0,5 л 1М , или 0,25 л 2М и т. д.

Растворимость веществ в воде

Растворимость — это свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе. В воде могут растворяться твердые, жидкие и газообразные вещества.

По растворимости в воде все вещества делятся на три группы: 1) хорошо растворимые, 2) мало растворимые и 3) практически нерастворимые. Последние называют также нерастворимыми веществами. Однако следует отметить, что абсолютно нерастворимых веществ нет. Если опустить в воду стеклянную палочку или кусочек золота или серебра, то они в ничтожно малых количествах все же растворяются в воде. Как известно, растворы серебра или золота в воде убивают микробов.

Из приведенных примеров следует, что растворимость прежде всего зависит от природы веществ. Кроме того, она зависит также от температуры и давления. Сам процесс растворения обусловлен взаимодействием частиц растворимого вещества и растворителя; это самопроизвольный процесс.

Процесс растворения твердых веществ в жидкостях можно представить так: под влиянием растворителя от поверхности твердого вещества постепенно отрываются отдельные ионы или молекулы и равномерно распределяются по всему объему растворителя. Если растворитель соприкасается с большим количеством вещества, то через некоторое время раствор становится насыщенным.

Насыщенным называется такой раствор, который находится в динамическом равновесии с избытком растворенного вещества.

Чтобы приготовить насыщенный раствор, надо в воду при данной температуре добавлять при перемешивании вещество до тех пор, пока не образуется осадок, т. е. избыток вещества останется нерастворенным. В этом случае наступит динамическое равновесие между раствором и избытком растворяемого вещества: сколько частиц вещества будет переходить в раствор, столько их будет выделяться (кристаллизоваться) из раствора. В насыщенном растворе при данной температуре содержится максимально возможное количество растворенного вещества.

В ненасыщенном растворе содержится меньше вещества, а в пересыщенном — больше, чем в насыщенном. Пересыщенные растворы весьма неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристалла соли вызывает выпадение в осадок избытка растворенного вещества. Пересыщенные растворы образуют сахароза, , , , и др.

Часто малорастворимые и практически нерастворимые вещества объединяют одним названием — малорастворимые. Тогда говорят только о растворимых и малорастворимых веществах.

Количественно растворимость выражается концентрацией насыщенного раствора. Чаще всего ее выражают максимальным числом граммов вещества, которое можно растворить в 100 г растворителя при данной температуре. Это количество иногда называют коэффициентом растворимости или просто растворимостью вещества. Так, например, при 18°С в 100 г воды растворяется 51,7 г соли нитрата свинца (II) (т. е. растворимость этой соли при 18°С равна 51,7). Если при той же температуре сверх этого количества добавить еще соли нитрата свинца (II), то она не растворится, а выпадет в виде осадка.

Говоря о растворимости вещества, следует указывать температуру при растворении. Чаще всего растворимость твердых веществ с увеличением температуры возрастает. Это наглядно изображается с помощью кривых растворимости (рис. 5.2). По оси абсцисс откладывают температуру, а по оси ординат — коэффициент растворимости. Однако растворимость некоторых веществ при увеличении температуры возрастает незначительно (например, NaСl, ) или даже уменьшается [например, , , ]. На коэффициент растворимости твердого тела в воде давление влияет весьма незначительно, так как при растворении не происходит заметного изменения объема системы.

С помощью кривых растворимости легко рассчитать, сколько соли выпадет из раствора при его охлаждении. Например, если взять 100 г воды и приготовить при 45°С насыщенный раствор нитрата калия, а затем его охладить до 0°С, то, как следует из кривой растворимости (рис. 5.2), должно выпасть 60 г кристаллов соли. По кривым растворимости легко определяют коэффициент растворимости веществ при разных температурах.

Выделение вещества из раствора при понижении температуры называется кристаллизацией. Если в растворе содержались примеси, то при кристаллизации вещество всегда получается чистым, так как по отношению к примесям раствор остается ненасыщенным даже при понижении температуры и примеси не выпадают в осадок. На этом основан метод очистки веществ, называемый перекристаллизацией.

При растворении газов в воде выделяется теплота. Поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье при повышении температуры растворимость газов уменьшается, а при понижении — увеличивается (рис. 5.3). Растворимость газов увеличивается при повышении давления. Так как объем газа, растворяющийся в данном объеме воды, не зависит от давления, то растворимость газа обычно выражают в мл, растворяющихся в 100 г растворителя (рис. 5.3).

Тепловые явления при растворения

Растворение веществ сопровождается тепловым эффектом: выделением или поглощением теплоты — в зависимости от природы вещества. При растворении в воде, например, гидроксида калия, серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, т. е. выделение теплоты, а при растворении нитрата аммония — сильное охлаждение раствора, т. е. поглощение теплоты. В первом случае осуществляется экзотермический процесс ( 0). Теплота растворения — это количество теплоты, выделяющееся или поглощающееся при растворении 1 моль вещества. Так, для гидроксида калия = —55,65 кДж/моль, а для нитрата аммония = +26,48 кДж/моль.

В результате химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем образуются соединения, которые называют сольватами (или гидратами, если растворителем является вода). Образование таких соединений роднит растворы с химическими соединениями.

Великий русский химик Д. И. Менделеев создал химическую теорию растворов, которую он обосновал многочисленными экспериментальными данными, изложенными в его книге «Исследования водных растворов по их удельному весу», вышедшей в 1887 г. «Растворы суть химические соединения, определяемые силами, действующими между растворителем и растворенным веществом»,— писал он в этой книге. Теперь известна природа этих сил. Сольваты (гидраты) образуются за счет донорно-акцепторного, ион-дипольного взаимодействий, за счет водородных связен, а также дисперсионного взаимодействия (в случае растворов родственных веществ, например бензола и толуола).

Особенно склонны к гидратации (соединению с водой) ионы. Ионы присоединяют полярные молекулы воды, в результате образуются гидратированные ионы (см. § 5.4); поэтому, например, в растворе ион меди (II) голубой, в безводном сульфате меди он бесцветный. Многие из таких соединений непрочны и легко разлагаются при выделении их в свободном виде, однако в ряде случаев образуются прочные соединения, которые можно легко выделить из раствора кристаллизацией. При этом выпадают кристаллы, содержащие молекулы воды.

Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной. Кристаллогидратами являются многие природные минералы. Ряд веществ (в том числе и органические) получаются в чистом виде только в форме кристаллогидратов. Д. И. Менделеев доказал существование гидратов серной кислоты, а также ряда других веществ. В химических формулах гидратов и кристаллогидратов формулу воды пишут отдельно (через точку), например , , , , , и т. д.

Таким образом, растворение — не только физический, но и химический процесс. Растворы образуются путем взаимодействия частиц растворенного вещества с частицами растворителя. Ученик Д. И. Менделеева Д. П. Коновалов всегда подчеркивал, что между химическими соединениями и растворами нет границ.

Жидкие растворы занимают промежуточное положение между химическими соединениями постоянного состава и механическими смесями. Как и химические соединения, они однородны и характеризуются тепловыми явлениями, а также часто наблюдающейся контракцией — сокращением объема при смешивании жидкостей. С другой стороны, в отличие от химических соединений растворы не подчиняются закону постоянства состава. Они, как и смеси, могут быть легко разделены на составные части. Процесс растворения есть физико-химический процесс, а растворы — физико-химические системы.

Много внимания изучению растворов уделял М. В. Ломоносов. Он провел исследования по установлению зависимости растворимости веществ от температуры, изучал выделение и поглощение теплоты при растворении и открыл охлаждающие смеси. М. В. Ломоносов впервые установил, что растворы замерзают (кристаллизуются) при более низкой температуре, чем растворитель. Он же дал молекулярно-кинетическое объяснение растворению, близкое к современному, полагая, что частицы растворенного вещества равномерно распределяются среди частиц растворителя.

Около 40 лет научной работы посвятил изучению растворов Д. И. Менделеев. Его химическая теория растворов оказалась исключительно плодотворной. На ее основе возникли новые научные дисциплины — такие, как физико-химический анализ, химия комплексных соединений, электрохимия неводных растворов. Ныне эта теория общепризнана.

Большой вклад в развитие химической теории растворов сделали известные русские ученые Д. П. Коновалов, И. А. Каблуков, Н. С. Курнаков.

Электролиты и неэлектролиты

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном состоянии проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят. Это можно наблюдать е помощью простого прибора (рис. 5.4). Он состоит из угольных стержней (электродов), присоединенных проводами к электрической сети. В цепь включена электрическая лампочка, которая показывает присутствие или отсутствие тока в цепи. Если опустить электроды в раствор сахара, то лампочка не загорается. Но она ярко загорится, если их опустить в раствор хлорида натрия.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и потому проводящие электрический ток, называются электролитами.

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами.

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли, к неэлектролитам — большинство органических соединений, а также вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электролиты — проводники второго рода. В растворе или расплаве они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток. Очевидно, чем больше ионов в растворе, тем лучше он проводит электрический ток. Чистая вода электрический ток проводит очень плохо.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией.

Так, хлорид натрия NaCl при растворении в воде полностью распадается на ионы натрия и хлорид-ионы . Вода образует ионы водорода и гидроксид-ионы лишь в очень незначительных количествах.

Теория электролитической диссоциации

Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительные и отрицательные.

Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома — это простые ионы (, , и т. д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (, , и т.д.). Многие ионы окрашены. Например, ион имеет малиновый цвет, ион — желтый, ионы и бесцветны. Само название «ион» в переводе с греческого означает «странствующий». В растворе ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях.

2. Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами.

Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

3. Диссоциация — обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион и анион в общем виде записывается так:

Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомно-молекулярным учением и теорией строения атома.

Механизм диссоциации

Существенным является вопрос о механизме электролитической диссоциации. В самом деле, почему электролиты диссоциируют на ионы? Учение о химической связи атомов помогает ответить на этот вопрос.

Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Как известно, эти вещества состоят из ионов (см. § 3.3). При их растворении

диполи воды ориентируются вокруг положительного и отрицательного ионов. Между ионами и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате связь между ионами ослабевает, происходит переход ионов из кристалла в раствор. При этом, как показано на рис. 5.5, образуются гидротированные ионы, т. е. ионы, химически связанные с молекулами воды.

Аналогично диссоциируют и электролиты, молекулы которых образованы по типу полярной ковалентной связи (полярные молекулы). Вокруг каждой полярной молекулы вещества также ориентнруются диполи воды, которые своими отрицательными полюсами притягиваются к положительному полюсу молекулы, а положительными полюсами — к отрицательному полюсу. В результате этого взаимодействия связующее электронное облако (электронная пара) полностью смещается к атому с большей электроотрицательностью, полярная молекула превращается в ионную и затем легко образуются гид-ратированные ионы (рис. 5.6). Диссоциация полярных молекул может быть полной или частичной.

Таким образом, электролитами являются соединения с ионной или полярной связью — соли, кислоты и основания. И диссоциировать на ноны они могут в полярных растворителях.

Гидратация ионов

Известный русский химик И. А. Каблуков показал, что электролитическую диссоциацию нельзя объяснить без химической теории растворов Д. И. Менделеева. Как известно, Д. И. Менделеев экспериментально обосновал образование химических соединении при взаимодействии растворенного вещества с растворителем. Действительно, при растворении происходит химическое взаимодействие растворенного вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы (см. рис. 5.6). Эти ионы связаны с молекулами воды, т. е. гидратированы. И. А. Каблуков полагал, что в водном растворе содержатся только гидратирован-ные ионы. В настоящее время это представление общепринято.

Итак, гидратация ионов (в общем случае сольватация — химическая связыюнов с молекулами неводного растворителя) — основная причина диссоциации. Она отчасти затрудняет их обратное соединение (ассоциацию).

Гидратированные ионы содержат как постоянное, так и переменное число молекул воды. Гидрат постоянного состава образует ион водорода , удерживающий одну молекулу воды,— это гидратированный протон . В научной литературе его изображают формулой (или ) и называют ионом гидроксония.

Следует помнить, что в растворах нет иона , а есть ион , который иногда для простоты условно обозначают символом . Говоря об ионе водорода в растворах, всегда имеют в виду ион гидроксония.

Механизм возникновения прочной ковалентной связи в ионе донорно-акцепторный:

Молекула воды — донор, протон — акцептор.

Однако мнения химиков разделились. Одни полагают, что в растворе существуют только ионы гидроксония , а другие считают, что помимо иона имеются также ионы (который можно представить как или и или ). Ни то, ни другое предположение экспериментально не подтверждено. Большинство других ионов также образуют гидраты переменного состава. Поэтому лучше изображать нон водорода как (водн.), что означает гидратированный ион водорода. Аналогично следует поступать и при написании других гндратированных ионов. Например:

Но обычно для простоты написания указания в скобках опускают.

Диссоциация кислот, оснований и солеи в водных растворах

С помощью теории электролитической диссоциации дают определения и описывают свойства кислот, оснований и солей.

Кислотами называются электролиты, при диссоциации которых в качестве катионов образуются только катионы водорода.

Основность кислоты определяется числом катионов водорода, которые образуются при диссоциации. Так, HCl, — одноосновные кислоты — образуется один катион водорода; , , — двухосновные, a , —трехосновные, так как образуются соответственно два и три катиона водорода. Из четырех атомов водорода, содержащихся в молекуле уксусной кислоты , только один, входящий в карбоксильную группу — СООН, способен отщепляться в виде катиона , — уксусная кислота одноосновная.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато (постепенно). Например:

Диссоциация многоосновной кислоты протекает главным образом по первой ступени, в меньшей степени по второй и лишь в незначительной степени — по третьей. Поэтому в водном растворе, например, фосфорной кислоты наряду с молекулами имеются ионы (в последовательно уменьшающихся количествах) , и .

Основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами. Их немного. Это основания щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH, FrOH и , , , , а также . Большинство оснований в воде малорастворимо.

Кислотность основания определяется числом его гидроксильных групп (гидроксогрупп). Например, — однокислотное основание, — двухкислотное, — трехкислотное и т. д. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато

Однако имеются электролиты, которые при диссоциации одновременно образуют катионы водорода, и гидроксид-ионы. Эти электролиты называются амфотерными, или амфолитами. К ним относятся вода, гидроксиды цинка, алюминия, хрома и ряд других веществ. Вода, например, диссоциирует на ионы и (в незначительных количествах):

Следовательно, у нее в равной мере выражены и кислотные свойства, обусловленные наличием катионов водорода , и щелочные свойства, обусловленные наличием ионов .

Диссоциацию амфотерного гидроксида цннка можно выразить уравнением

Солями называются электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (а также катион аммония ) и анионы кислотных остатков.

Так диссоциируют средние соли. Кислые же и основные соли диссоциируют ступенчато. У кислых солей вначале отщепляются ионы металлов, а затем катионы водорода. Например:

У основных солей вначале отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксид-ионы. Например:

Степень дмссоциации

Поскольку электролитическая диссоциация — процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа ).

Степень диссоциации — это отношение числа распавшихся на ионы молекул п к общему числу растворенных молекул N:

Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если = 0, то диссоциация отсутствует, а если = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Так диссоциируют сильные электролиты (см. § 5.10.). Если же = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т. е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые (см. ниже).

Рассмотрим смещение равновесия, устанавливающегося между недиссоциированными молекулами и ионами при электролитической диссоциации слабого электролита — уксусной кислоты:

При разбавлении раствора уксусной кислоты водой равновесие сместится в сторону образования ионов, — степень диссоциации кислоты возрастает. Наоборот, при упаривании раствора равновесие смещается в сторону образования молекул кислоты — степень диссоциации уменьшается.

Сильные и слабые электролиты

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы.

2) многие минеральные кислоты, например , , HCI, HBr, HI, , , ;

3) основания щелочных и щелочноземельных металлов.

Диссоциация сильного электролита, например NaCl, обычно изображается уравнением

Как отмечалось выше, в кристалле хлорида натрия отсутствуют молекулы NaCl. При растворении кристаллическая структура разрушается, гидратированные ноны переходят в раствор. Молекулы в растворе также отсутствуют. Поэтому о недиссоциированных молекулах в растворах сильных электролитов можно говорить лишь условно. Их скорее можно представлять как ионные пары (), т. е. находящиеся близко друг около друга противоположно заряженные ионы (сблизившиеся до расстояния, равного сумме радиусов ионов). Это якобы недиссоциированные молекулы или, как их называют, квазимолекулы. Тогда уравнение реакции (а) следовало бы записать так:

Однако для простоты его пишут как уравнение (а), под символом NaCl понимая ионную пару (квазимолекулу). Концентрация квазимолекул в растворе всегда очень мала, а концентрация ионов велика.

Слабые электролиты при растворении в воде лишь частично диссоциируют на ионы.

1) почти все органические кислоты;

2) некоторые минеральные кислоты, например , , , , ;

3) многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов), а также , который можно изображать как гидрат аммиака (см. § 10.3).

К слабым электролитам относится вода.

Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.

Реакции ионного обмена

Согласно теории электролитической диссоциации все реакции в водных растворах электролитов являются реакциями между ионами. Они называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций — ионными уравнениями. Они проще уравнений реакций, записанных в молекулярной форме, и имеют более общий характер.

При составлении ионных уравнений реакций следует руководствоваться тем, что вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные записываются в молекулярной форме. Знак , стоящий при формуле вещества, обозначает, что это вещество уходит из сферы реакции в виде осадка, знак обозначает, что вещество удаляется из сферы реакции в виде газа. Сильные электролиты, как полностью диссоциированные, записывают в виде ионов. Сумма электрических зарядов левой части уравнения должна быть равна сумме электрических зарядов правой части.

Для закрепления этих положении рассмотрим два примера.

Пример 1. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида железа (III) и гидроксида натрия в молекулярной и ионной формах,

Разобьем решение задачи на четыре этапа.

1. Запишем уравнение реакции в молекулярной форме:

2. Перепишем это уравнение, изобразив хорошо диссоциирующие вещества в виде ионов, а уходящие из сферы реакции — в виде молекул:

Эго ионное уравнение реакции.

3. Исключим из обеих частей ионного уравнения одинаковые ионы, т. е. ионы, не участвующие в реакции (они подчеркнуты):

4. Запишем уравнение реакции в окончательном виде:

Это сокращенное ионное уравнение реакции. Как видно из этого уравнения, сущность реакции сводится к взаимодействию ионов и , в результате чего образуется осадок . При этом вовсе не имеет значения, в состав каких электролитов входили эти ионы до их взаимодействия.

Пример 2. Напишите уравнения реакций между растворами хлорида калия и нитрата натрия. Так как продукты взаимодействия хорошо растворимы в воде и не уходят из сферы реакции, то данная реакция обратима.

Как и в примере 1, записываем по этапам:

Уравнения для следующих этапов написать нельзя, так как с точки зрения теории электролитической диссоциации реакция не происходит. Однако если выпаривать этот раствор, то будут возникать новые химические связи между ионами и получится смесь четырех солей: , , , .

Ионными уравнениями могут быть изображены любые реакции, протекающие в растворах между электролитами. Если при таких реакциях не происходит изменения зарядов ионов (не изменяется степень окисления), то они называются ионообменными.

Диссоциация воды. рН

Вода как слабый электролит в незначительной степени диссоциирует на ионы и , которые находятся в равновесии с недис-социированными молекулами:

Концентрацию ионов обычно выражают в молях ионов в 1 л. Как видно из уравнения диссоциации воды, в ней величины [] и [] одинаковы. Опытом установлено, что в одном литре воды при комнатной температуре (22°С) диссоциации подвергается лишь моля воды и при этом образуется моль/л ионов и моль/л ионов .

Произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов в воде называется ионным произведением воды (обозначается Кв). При определенной температуре — величина постоянная, численно равная при 22°С :

Постоянство произведения [][] означает, что в любом водном растворе ни концентрация ионов водорода, ни концентрация гидроксид-ионов не может быть равна нулю. Иными словами, любой водный раствор кислоты, основания или соли содержит как -, так и -ионы. Действительно, для чистой воды [] = [] = моль/л. Если в нее добавить кислоту, то [] станет больше , а [] меньше моль/л. И наоборот, если к воде добавить щелочи, то [] становится меньше , а [] — больше моль/л.

Из постоянства произведения [][] следует, что при увеличении концентрации одного из ионов воды соответственно уменьшается концентрация другого иона. Это позволяет вычислить концентрацию -ионов, если известна концентрация -ионов, и наоборот. Например, если в водном растворе [] = моль/л, то [] определится так:

Таким образом, кислотность и щелочность раствора можно выражать через концентрацию либо ионов , либо ионов . На практике пользуются первым способом. Тогда для нейтрального раствора [] = , для кислого []> и для щелочного [] 7. Наглядно зависимость между концентрацией ионов водорода, величиной рН и реакцией раствора можно выразить схемой

Из схемы видно, что чем меньше рН, тем больше концентрация ионов , т. е. выше кислотность среды; и наоборот, чем больше рН, тем меньше концентрация ионов , т. е. выше щелочность среды.

Приведем значения рН некоторых наиболее известных растворов и укажем соответствующую им реакцию среды: желудочный сок — рН 1,7 (сильнокислая реакция), торфяная вода — рН 4 (слабокислая), дождевая вода — рН 6 (слабокислая), водопроводная вода — рН 7,5 (слабощелочная), кровь — рН 7,4 (слабощелочная), слюна — рН 6,9 (слабокислая), слезы — рН 7 (нейтральная).

Исключительно велика роль рН в самых различных явлениях и процессах — и в природе, и в технике. Многие производственные процессы в химической, пищевой, текстильной и других отраслях промышленности протекают лишь при определенной реакции среды. Столь же необходима для нормального развития сельскохозяйственных культур и получения высоких урожаев и определенная реакция почвенного раствора. В зависимости от значения рН почвенного раствора почвы подразделяются на сильнокислые (рН 3—4), кислые (рН 4—5), слабокислые (рН 5—6), нейтральные (рН 6—7), слабощелочные (рН 7—8), щелочные (рН 8—9) и, наконец, сильнощелочные (рН 9—11).

Чаще всего растения страдают от повышенной кислотности, для устранения которой применяется известкование почв — внесение в них известняков — карбонатов кальция или магния. Если же почвы отличаются повышенной щелочностью (солонцеватые и солончаковые почвы), то для ее устранения производят гипсование — внесение размолотого гипса .

Необходимость в известковании или гипсовании почв устанавливается с учетом водородного показателя раствора (солевой вытяжки); в зависимости от величины рН устанавливается по таблицам и доза вносимых веществ.

Протолитическая теория кислот и оснований

Теория электролитической диссоциации объяснила многочисленные явления и процессы, протекающие в водных растворах электролитов. Так, например, в разных реакциях нейтрализации

одно и то же значение теплового эффекта (57,3 кДж/моль) объясняется образованием малодиссоцнированных молекул воды из — и -ионов:

При смешении растворов NaCI и

тепловой эффект не наблюдается. Это объясняется тем, что химического взаимодействия между ионами , , , не происходит, как это видно из ионного уравнения.

Электролитическая диссоциация явилась основой успешного развития теории растворов и изучения процессов, протекающих в них.

В этом заключается ее большое значение в химии. Однако эта теория не объясняет процессов, протекающих в неводных растворах. Так, например, если хлорид аммония в водном растворе ведет себя как соль (диссоциирует на ионы и ), то в жидком аммиаке он проявляет свойства кислоты, — растворяет металлы с выделением водорода. Как основание ведет себя азотная кислота, растворенная в жидком фтороводороде или в безводной серной кислоте. Эти факты не согласуются с теорией электролитической диссоциации. Их объясняет протолитическая теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. независимо датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури.

Согласно этой теории

кислотами являются вещества, молекулы или ионы, отщепляющие при данной реакции протоны. Основаниями являются вещества, молекулы или ионы, присоединяющие протоны. Как те, так и другие получили общее название протолитов.

Реакция отщепления протона изображается уравнением

Кислота и основание такого процесса называются сопряженными. Это кислотно-основная пара. Например, ион — кислота, сопряженная основанию , а хлорид-ион — основание, сопряженное кислоте HCl.

Свободные протоны в растворах самостоятельно не существуют. Они переходят от кислоты к какому-либо основанию. Поэтому в растворе всегда протекают два процесса:

и равновесие между ними изображают уравнением

Например, реакцию нейтрализации уксусной кислоты аммиаком можно представить так:

Здесь уксусная кислота является кислотой (отдает протоны ), аммиак — основанием (принимает протоны), ионы играют роль основания (в этом обратимом процессе они могут принять протоны и превратиться обратно в уксусную кислоту), а ионы аммония играют роль кислоты (могут отдать протоны).

Аналогично можно изобразить проявление основных свойств азотной кислоты, растворенной в жидком фтороводороде:

Таким образом, из кислоты и основания всегда получаются новые сопряженные кислота и основание. Протолитическая теория рассматривает реакцию нейтрализации как переход протона кислоты к основанию.

Как видно, протолитическая теория расширила круг кислот и оснований по сравнению с представлениями теории электролитической диссоциации: ими могут быть и ионы. Одно и то же вещество в зависимости от того, с чем оно реагирует, может быть или кислотой, или основанием. Теория вскрыла относительность понятий о кислотах и основаниях и показала, что продукты их взаимодействия следует рассматривать как новые кислоты и основания. Протолитическая теория является современной и более общей теорией кислот и оснований.

Раствором называют жидкую или твердую гомогенную систему, состоящую из двух или большего числа исходных веществ (компонентов), относительное содержание которых в системе может изменяться в широких пределах.

Растворы и растворимость

Растворение веществ в воде

Вода – основная биологическая жидкость, инертный растворитель для многих органических и неорганических веществ. Вода необходима для всех живых организмов (рис. 49). Поваренная соль (NaCl) хорошо растворяется в воде (рис. 50).

Способность веществ переходить в раствор называется растворимостью. На растворимость веществ влияют различные факторы.

Растворимость многих твердых веществ увеличивается при повышении температуры. Для газообразных веществ растворимость повышается с увеличением давления и уменьшается с повышением температуры. Растворимость жидких веществ зависит от их химической природы. Спирт и серная кислота неограниченно растворяются в воде, бензин и растительное масло с ней даже не смешиваются.

Любая природная вода является раствором. Воды Каспийского моря содержат 13 г/л, Черного – 19 г/л, Мертвого – 260 г/л различных солей. Содержание солей в Мертвом море очень велико, поэтому в нем нет жизни. Морская вода является многокомпонентным раствором, так как в ней растворены различные вещества.

Раствор – это однородная система, образованная несколькими веществами, между которыми происходят физические и химические взаимодействия.
Компоненты – это вещества, которые образуют раствор. Один из компонентов раствора – растворитель, другой – растворенное вещество (рис. 51).

При растворении веществ образуются насыщенные, ненасыщенные и перенасыщенные растворы. Раствор, который содержит максимальное количество растворенного вещества при данной температуре, называется насыщенным. В ненасыщенном растворе растворенного вещества содержится меньше, чем в насыщенном при данной температуре. А в перенасыщенном растворе растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном при данной температуре. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости.

Коэффициент растворимости (S) показывает, какая максимальная масса вещества
может раствориться в 100 г (1000 г) воды при данной температуре (рис. 52). Растворимость
в воде выражается в граммах вещества на 100 или 1000 г воды (г/100 г ).

Лабораторный опыт № 5
«Изучение растворимости веществ».

Цель: исследовать растворимость различных веществ в воде.

Ход работы

1. В три химических стакана налейте с помощью цилиндра определенный объем дистиллированной воды.
2. Испытайте растворимость трех веществ: в воде, перемешивая стеклянными палочками.

Вопросы и задания

1. Сравните свои наблюдения по растворимости с табличными данными в конце учебника.

2. Влияние какого фактора на растворимость вы исследовали на данном опыте?

Практическая работа №4
Влияние температуры на растворимость твердых веществ

Цель: уметь рассчитывать растворимость вещества на 100 г воды, используя технику выпаривания, сравнивать полученные результаты со справочными данными.

Ход работы

1. Взвесьте на технических весах 10 г
2. Налейте 20 мл дистиллированной воды в стакан, насыпьте соль, измерьте температуру.
3. Поставьте на асбестированную сетку и нагрейте до полного растворения, измерьте температуру.

4. Привяжите на стеклянную палочку нить и подвесьте над стаканом и охладите до комнатной температуры. Следите, чтобы нить висела вертикально посередине стакана.

Решение задач на тему: растворимость веществ

Обычно мы пользуемся водными растворами. Плотность воды 1 г/мл, поэтому масса воды численно равна объему.

Определение масс растворенного вещества и растворителя для приготовления насыщенного раствора при определенной температуре

Сколько граммов нитрата калия и воды потребуется для приготовления 500 г насыщенного раствора при температуре 30°C, если растворимость при этой температуре равна 45 г?

Расчет масс растворяемого вещества и для приготовления насыщенного раствора по известной массе растворителя

Сколько граммов нитрата свинца необходимо растворить в 700 г при температуре 30°C для получения насыщенного раствора, если растворимость при этой температуре равна 69 г/100 г ? Определите массу насыщенного раствора.

Расчет массы растворителя, необходимого для растворения определенной массы вещества при определенной температуре

Сколько воды потребуется для растворения 500 г нитрата калия при температуре 70°C, если = 140 г/100 г ? Рассчитайте массу полученного насыщенного раствора.

Определение растворимости вещества выпариванием

При какой температуре раствор становится насыщенным, если выпарено 50 г воды из 500 г насыщенного раствора нитрата натрия при температуре 40°С ( = 60 г/100 г Температуру определите, используя кривую растворимости этой соли.

Массовая доля растворенного вещества

Для обозначения соотношения растворенного вещества и растворителя в растворе используется понятие «концентрация».

Концентрация — это величина, определяемая количеством или массой растворенного вещества в единице объема или массы раствора.

Рассмотрим массовую долю растворенного вещества, или процентную концентрацию. В зависимости от количества растворенного вещества растворы подразделяются на
разбавленные и концентрированные. Концентрация веществ выражается массовой долей растворенного вещества в растворе и молярной концентрацией. Вначале рассмотрим процентную концентрацию или массовую долю растворенного вещества в растворе.

В разбавленных растворах количество вещества меньше, чем в насыщенных растворах, а в концентрированных – больше. Массовая доля растворенного вещества – это отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Она обозначается греческой буквой (омега). Массовую долю растворенного вещества выражают в долях единицы или в процентах. Процентная концентрация показывает, какая масса растворенного вещества содержится в 100 г раствора.

Если взять определенный объем раствора, то его массу можно выразить следующим образом:

где – плотность раствора в г/мл, г/

Тогда

Плотность раствора определяют с помощью ареометра (рис. 55, 56).

По этой формуле можно определить следующие величины:

Задача 1. Какова процентная концентрация раствора, если известно, что 20 г вещества содержится в 90 г раствора?

Задача 2. Определите процентную концентрацию раствора, полученного при растворении 45 г соли в 2200 мл воды = 1 г/мл).

Молярная концентрация вещества в растворе

Второй способ выражения концентрации – молярная концентрация.
Молярной концентрацией раствора (С) называется число молей растворенного вещества в одном литре раствора.

Преобразуя эту формулу, получим следующую формулу:

Молярная концентрация более точна, чем массовая доля растворенного вещества.

Растворы веществ с определенной молярной концентрацией готовят в специальной посуде (мерных колбах).

По формуле можно определить следующие величины:

Расчет молярной концентрации раствора

Задача 1. Рассчитать молярную концентрацию раствора гидроксида натрия, если 0,8 г вещества растворено в 100 мл раствора.

Задача 2. Определите молярную концентрацию, если 5,3 г карбоната натрия содержится в растворе объемом 0,5 л.

Расчет массы вещества, необходимой для приготовления раствора

Задача 3. Сколько граммов гидроксида калия потребуется для приготовления 250 мл раствора концентрацией 0,1 моль/л?

Практическая работа №5
Приготовление растворов с заданной процентной и молярной концентрацией

Опыт 1
Задание
Приготовить 150 г 5%-ного раствора сахара.

Ход работы

1. Вычислите, какая масса сахара потребуется для приготовления данного раствора.
2. Взвесьте эту массу на технических весах в предварительно взвешенном на технических весах стаканчике.
3. Рассчитайте объем воды для растворения взятой навески.
4. Отмерьте мерным цилиндром этот объем воды.
5. Вылейте воду в стакан, растворите в ней сахар, перемешивая раствор стеклянной палочкой.

Опыт 2
Задание
Приготовить 250 мл 0,25 молярного раствора поваренной соли.

Ход работы

1. Рассчитайте, какая масса поваренной соли потребуется для приготовления 250 мл 0,25 молярного раствора соли.

2. На предварительно взвешенном часовом стекле взвесьте рассчитанную в п. 1 массу соли на электронных весах.

3. Взятую взвешанную массу соли всыпьте через воронку в мерную колбу емкостью 250 мл и тщательно смойте дистиллированной водой с воронки оставшуюся на ней соль.

4. Долейте в колбу воду до метки, закройте пробкой и хорошо перемешайте.

5. Вылейте раствор в сухой цилиндр (узкий) и определите плотность.

Вопросы и задания

1. Какая концентрация более точная? Почему?
2. Как вы считаете, может ли плотность водного раствора быть меньше плотности воды?

Типовые задачи по теме «Концентрация растворов»

Массовые доли растворенного вещества

Расчет массы вещества и массы растворителя, необходимых для приготовления раствора определенной концентрации

Сколько граммов соли и воды потребуется для приготовления 300 г 35%-ного раствора?

Расчет массы (объема) раствора по известной концентрации раствора и по массе растворенного вещества

Какой объем 14,3%-ного раствора можно приготовить из 30 г сульфата натрия? = 1,13 г/мл)

Расчет массы растворенного вещества по известной массе растворителя и концентрации раствора

Сколько вещества нужно растворить в 250 мл воды для приготовления раствора с концентрацией 12%?

Расчет объема раствора

Какой объем 0,3 молярного раствора гидроксида натрия можно приготовить из 3 г этого вещества?

Пересчет процентной концентрации раствора на молярную

Определите молярную концентрацию 40%-ного раствора серной кислоты плотностью 1,307 г/мл.

Расчет объема раствора процентной концентрации для приготовления раствора молярной концентрации

Рассчитать объем 20%-ного раствора соляной кислоты (r = 1,1 г/мл) необходимый для приготовления 0,5 литров раствора концентрацией 0,1 моль/л.

Расчётные задачи по уравнениям реакций с использованием концентрации раствора

Раствор – смесь, состоящая по крайней мере из двух компонентов – растворенное вещество, растворитель. Поэтому при решении задач по уравнению реакции необходимо рассчитать массу чистого вещества в растворе.

Задача 1
Рассчитать объем (н. у.) и количество вещества водорода по реакции взаимодействия цинка с 12%-ным раствором серной кислоты (r = 1,083 г/мл) объемом 50 мл.

Задача 2
Рассчитать объем раствора гидроксида натрия с концентрацией 0,25 моль/л, необходимого для нейтрализации 20%-ной (r = 1,12 г/мл) азотной кислоты объемом 25 мл. Сколько нитрата натрия образуется?

Способы изменения концентрации раствора

Существует несколько способов изменения концентрации раствора:
смешение двух растворов с известными концентрациями, разбавление или сгущение путем выпаривания и добавления растворенного вещества.

Определение концентрации раствора, полученного смешением двух растворов с известными концентрациями

Какова концентрация раствора, полученного смешением 400 г 10%-ного и 300 г 25%-ного растворов?

Находим общую массу раствора:
m (3) = m (1) + m (2) =400 + 300 = 700 г

Находим общую массу растворенного вещества после смешения растворов:
m (общ.) = m (1) + m (2) = 40 + 75 =115 г

Находим процентную концентрацию:

Определение концентрации раствора после разбавления

В лабораториях растворы нужной концентрации готовят путем разбавления концентрированных растворов.
К 500 г 15%-ного раствора соли добавили 200 г воды. Опре делите процентную концентрацию полученного раствора.

Рассчитаем массу раствора после разбавления:

Определим массовую долю соли в растворе после добавления воды:

Определение концентрации после увеличения массы растворенного вещества в растворе

Концентрацию раствора можно повысить двумя способами:
1) добавлением растворенного вещества;
2) испарением части растворителя

а) Определите концентрацию раствора после добавления 30 г вещества к 250 г 5%-ного раствора.

Находим массы получившегося раствора и растворенного в нем вещества:

Рассчитываем процентную концентрацию вещества в полученном
растворе:

б) Определите процентную концентрацию раствора после испарения 200 г воды из 700 г 15%-ного раствора.

Находим массу раствора после выпаривания:

Определяем концентрацию раствора:

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Источник