Na vida cotidiana, as pessoas raramente encontram substâncias puras. A maioria dos objetos são misturas de substâncias.
Uma solução é uma mistura homogênea na qual os componentes são misturados uniformemente. Existem vários tipos de acordo com o tamanho da partícula: sistemas grosseiros, soluções moleculares e sistemas coloidais, que são freqüentemente chamados de sóis. Este artigo trata de soluções moleculares (ou verdadeiras). A solubilidade de substâncias em água é uma das principais condições que afetam a formação de compostos.
Solubilidade de substâncias: o que é e por que é necessário
Para entender este tópico, você precisa saber o que são soluções e solubilidade de substâncias. Em termos simples, é a capacidade de uma substância se combinar com outra e formar uma mistura homogênea.
Do ponto de vista científico, uma definição mais complexa pode ser considerada.
A solubilidade das substâncias é sua capacidade de formar composições homogêneas (ou heterogêneas) com uma ou mais substâncias com uma distribuição dispersa de componentes. Existem várias classes de substâncias e compostos:
- solúvel;
- moderadamente solúvel;
- insolúvel.
Qual é a medida da solubilidade de uma substância
uma substância em uma mistura saturada é uma medida de sua solubilidade. Como mencionado acima, para todas as substâncias é diferente. Solúveis são aqueles que podem dissolver mais de 10g de si mesmos em 100g de água. A segunda categoria é inferior a 1 g nas mesmas condições. Praticamente insolúveis são aqueles em cuja mistura passa menos de 0,01 g do componente. Nesse caso, a substância não pode transferir suas moléculas para a água.
Qual é o coeficiente de solubilidade
O coeficiente de solubilidade (k) é um indicador da massa máxima de uma substância (g) que pode ser dissolvida em 100 g de água ou outra substância.
Solventes
Este processo envolve um solvente e um soluto. A primeira difere por estar inicialmente no mesmo estado de agregação da mistura final. Por via de regra, toma-se em quantidades maiores.
No entanto, muitas pessoas sabem que a água ocupa um lugar especial na química. Existem regras separadas para isso. Uma solução na qual está presente H2O é chamada de solução aquosa.
Quando se fala deles, o líquido é um extratante mesmo quando está em menor quantidade. Um exemplo é uma solução de 80% de ácido nítrico em água.
As proporções aqui não são iguais, embora a proporção de água seja menor que a de ácidos, é incorreto chamar a substância de solução de 20% de água em ácido nítrico.Existem misturas que não contêm H2O. Eles levarão o nome de sena. Essas soluções eletrolíticas são condutores iônicos. Eles contêm extratores simples ou mistos. Eles são compostos de íons e moléculas. Eles são usados em indústrias como medicina, produção de produtos químicos domésticos, cosméticos e outras áreas.
Eles podem combinar várias substâncias desejadas com diferentes solubilidades. Os componentes de muitos produtos aplicados externamente são hidrofóbicos. Em outras palavras, eles não interagem bem com a água. Nessas misturas, os solventes podem ser voláteis, não voláteis ou combinados.
Substâncias orgânicas no primeiro caso dissolvem bem as gorduras. Os voláteis incluem álcoois, hidrocarbonetos, aldeídos e outros. Eles são frequentemente incluídos em produtos químicos domésticos. Os não voláteis são mais frequentemente usados para a fabricação de pomadas. São óleos graxos, parafina líquida, glicerina e outros.
Combinado é uma mistura de voláteis e não voláteis, por exemplo, etanol com glicerina, glicerina com dimexide. Eles também podem conter água.
Uma solução saturada é uma mistura de produtos químicos que contém a concentração máxima de uma substância em um solvente a uma determinada temperatura. Não vai se reproduzir mais.
Na preparação de uma substância sólida, é perceptível a precipitação, que está em equilíbrio dinâmico com ela.
Este conceito significa um estado que persiste no tempo devido ao seu fluxo simultâneo em duas direções opostas (reações direta e reversa) na mesma velocidade.
Se uma substância ainda pode se decompor a uma temperatura constante, essa solução é insaturada. Eles são estáveis. Mas se você continuar adicionando uma substância a eles, ela será diluída em água (ou outro líquido) até atingir sua concentração máxima.
Outro tipo é supersaturado. Ele contém mais soluto do que pode estar a uma temperatura constante. Devido ao fato de estarem em um equilíbrio instável, a cristalização ocorre quando são fisicamente afetados.
Como você pode diferenciar uma solução saturada de uma insaturada?
Isso é fácil de fazer. Se a substância for um sólido, então um precipitado pode ser visto em uma solução saturada.
Nesse caso, o extratante pode engrossar, como, por exemplo, em uma composição saturada, água à qual foi adicionado açúcar.
Mas se você mudar as condições, aumentar a temperatura, ela não será mais considerada saturada, pois em uma temperatura mais alta a concentração máxima dessa substância será diferente.
Teorias de interação de componentes de soluções
Existem três teorias sobre a interação dos elementos em uma mistura: física, química e moderna. Os autores do primeiro são Svante August Arrhenius e Wilhelm Friedrich Ostwald.
Eles assumiram que, devido à difusão, as partículas do solvente e do soluto estavam distribuídas uniformemente por todo o volume da mistura, mas não havia interação entre elas. A teoria química apresentada por Dmitri Ivanovich Mendeleev é o oposto disso.
Segundo ele, como resultado da interação química entre eles, são formados compostos instáveis de composição constante ou variável, chamados de solvatos.
Atualmente, a teoria unificada de Vladimir Aleksandrovich Kistyakovsky e Ivan Alekseevich Kablukov é usada. Combina o físico e o químico. A teoria moderna diz que na solução existem partículas de substâncias não interativas e os produtos de sua interação - solvatos, cuja existência Mendeleev provou.Quando o extratante é a água, eles são chamados de hidratos. O fenômeno no qual os solvatos (hidratos) são formados é chamado de solvatação (hidratação). Afeta todos os processos físicos e químicos e altera as propriedades das moléculas na mistura.
A solvatação ocorre devido ao fato de que a camada de solvatação, composta por moléculas do extrator intimamente associado a ela, envolve a molécula do soluto.
Fatores que afetam a solubilidade de substâncias
Composição química das substâncias. A regra “semelhante atrai semelhante” também se aplica a reagentes. Substâncias que são semelhantes em propriedades físicas e químicas podem se dissolver mutuamente mais rapidamente. Por exemplo, compostos apolares interagem bem com os apolares.
Substâncias com moléculas polares ou uma estrutura iônica são diluídas em polares, por exemplo, em água. Sais, álcalis e outros componentes se decompõem nele, enquanto os apolares fazem o oposto. Um exemplo simples pode ser dado. Para preparar uma solução saturada de açúcar em água, é necessária uma quantidade maior de substância do que no caso do sal.
O que isso significa? Simplificando, você pode diluir muito mais açúcar na água do que sal.
Temperatura. Para aumentar a solubilidade de sólidos em líquidos, é preciso aumentar a temperatura do extrator (funciona na maioria dos casos). Um exemplo pode ser mostrado. Se você colocar uma pitada de cloreto de sódio (sal) em água fria, esse processo levará muito tempo.
Se você fizer o mesmo com um meio quente, a dissolução será muito mais rápida. Isso é explicado pelo fato de que, como resultado do aumento da temperatura, a energia cinética aumenta, uma quantidade significativa da qual é frequentemente gasta na destruição de ligações entre moléculas e íons de um sólido.
No entanto, quando a temperatura aumenta no caso do lítio, magnésio, alumínio e sais alcalinos, sua solubilidade diminui.
Pressão. Este fator afeta apenas os gases. Sua solubilidade aumenta com o aumento da pressão. Afinal, o volume de gases é reduzido.
Alterando a taxa de dissolução
Não confunda este indicador com solubilidade. Afinal, diferentes fatores influenciam a evolução desses dois indicadores.
O grau de fragmentação do soluto.
Este fator afeta a solubilidade de sólidos em líquidos. No estado inteiro (irregular), a composição é diluída por mais tempo do que aquela que é quebrada em pequenos pedaços. Vamos dar um exemplo.
Um bloco sólido de sal levará muito mais tempo para se dissolver na água do que o sal na forma de areia.
Velocidade de agitação. Como é sabido, este processo pode ser catalisado por agitação. Sua velocidade também é importante, pois quanto mais rápido for, mais rápido a substância se dissolverá no líquido.
Por que é importante saber a solubilidade de sólidos em água?
Em primeiro lugar, esses esquemas são necessários para resolver corretamente as equações químicas. Na tabela de solubilidade existem cargas de todas as substâncias. Eles precisam ser conhecidos para registrar corretamente os reagentes e elaborar a equação de uma reação química. A solubilidade em água indica se o sal ou a base podem se dissociar.
Compostos aquosos que conduzem corrente possuem eletrólitos fortes em sua composição. Existe outro tipo. Aqueles que conduzem mal a corrente são considerados eletrólitos fracos. No primeiro caso, os componentes são substâncias completamente ionizadas em água.
Considerando que eletrólitos fracos mostram este indicador apenas em pequena extensão.
Equações de reação química
Existem vários tipos de equações: moleculares, iônicas completas e iônicas curtas. Na verdade, a última opção é uma forma abreviada de molecular. Esta é a resposta definitiva. A equação completa contém os reagentes e produtos da reação. Agora é a vez da tabela de solubilidade das substâncias.
Primeiro você precisa verificar se a reação é viável, ou seja, se uma das condições para a reação é atendida. Existem apenas 3 deles: a formação de água, a liberação de gás, a precipitação. Se as duas primeiras condições não forem atendidas, você precisará verificar a última.
Para fazer isso, você precisa consultar a tabela de solubilidade e descobrir se há sal ou base insolúvel nos produtos da reação. Se for, então este será o sedimento. Além disso, a tabela será necessária para escrever a equação iônica.
Como todos os sais e bases solúveis são eletrólitos fortes, eles se decompõem em cátions e ânions. Além disso, os íons não ligados são reduzidos e a equação é escrita de forma abreviada. Exemplo:- K2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl,
- 2K+2SO4+Ba+2Cl=BaSO4↓+2K+2Cl,
- Ba+SO4=BaSO4↓.
Assim, a tabela de solubilidade das substâncias é uma das condições-chave para a resolução de equações iônicas.
Uma tabela detalhada ajuda você a descobrir quanto componente você precisa levar para preparar uma mistura rica.
tabela de solubilidade
É assim que a tabela incompleta usual se parece. É importante que aqui seja indicada a temperatura da água, pois é um dos fatores que já mencionamos acima.
Como usar a tabela de solubilidade de substâncias?
A tabela de solubilidade de substâncias em água é um dos principais auxiliares de um químico. Mostra como várias substâncias e compostos interagem com a água. A solubilidade de sólidos em um líquido é um indicador sem o qual muitas manipulações químicas são impossíveis.
A mesa é muito fácil de usar. Cátions (partículas carregadas positivamente) são escritos na primeira linha, ânions (partículas carregadas negativamente) são escritos na segunda linha. A maior parte da mesa é ocupada por uma grade com certos símbolos em cada célula.
Estas são as letras "P", "M", "H" e os sinais "-" e "?".
- "P" - o composto é dissolvido;
- "M" - dissolve um pouco;
- "H" - não se dissolve;
- "-" - a conexão não existe;
- "?" - nenhuma informação sobre a existência da conexão.
Há uma célula vazia nesta mesa - isso é água.
Exemplo simples
Agora, sobre como trabalhar com esse material. Suponha que você precise descobrir se um sal é solúvel em água - MgSo4 (sulfato de magnésio). Para fazer isso, você precisa encontrar a coluna Mg2+ e descer até a linha SO42-. Em sua interseção está a letra P, que significa que o composto é solúvel.
Conclusão
Então, estudamos a questão da solubilidade das substâncias na água e não só. Sem dúvida, esse conhecimento será útil no estudo posterior da química. Afinal, a solubilidade das substâncias desempenha um papel importante ali. É útil na resolução de equações químicas e vários problemas.
Solubilidade de várias substâncias em água
A capacidade de uma determinada substância se dissolver em um determinado solvente é chamada solubilidade.
Do lado quantitativo, a solubilidade de um sólido caracteriza o coeficiente de solubilidade ou solubilidade simples - esta é a quantidade máxima de uma substância que pode se dissolver em 100 g ou 1000 g de água sob determinadas condições para formar uma solução saturada.
Como a maioria dos sólidos absorve energia quando dissolvida em água, de acordo com o princípio de Le Chatelier, a solubilidade de muitos sólidos aumenta com o aumento da temperatura.
A solubilidade dos gases em um líquido caracteriza coeficiente de absorção- o volume máximo de gás que pode se dissolver em n.o. em um volume de solvente.
Ao dissolver gases, o calor é liberado, portanto, com o aumento da temperatura, sua solubilidade diminui (por exemplo, a solubilidade do NH3 a 0 ° C é 1100 dm3 / 1 dm3 de água e a 25 ° C - 700 dm3 / 1 dm3 de água).
A dependência da solubilidade do gás com a pressão obedece à lei de Henry: A massa de gás dissolvido a temperatura constante é diretamente proporcional à pressão.
Expressão da composição quantitativa de soluções
Juntamente com a temperatura e a pressão, o principal parâmetro do estado de uma solução é a concentração da substância dissolvida nela.
concentração da solução chamado o conteúdo de um soluto em uma certa massa ou em um certo volume de uma solução ou solvente. A concentração de uma solução pode ser expressa de diferentes maneiras. Na prática química, os seguintes métodos de expressão de concentrações são mais comumente usados:
A) fração de massa de um soluto mostra o número de gramas (unidades de massa) de um soluto contido em 100 g (unidades de massa) de uma solução (ω, %)
b) concentração de volume molar, ou molaridade , mostra o número de moles (quantidade) da substância dissolvida contida em 1 dm3 da solução (s ou M, mol / dm3)
V) concentração equivalente, ou normalidade , mostra o número de equivalentes de um soluto contido em 1 dm3 de uma solução (ce ou n, mol / dm3)
G) concentração de massa molar, ou molalidade , mostra o número de moles de um soluto contido em 1000 g de solvente (cm, mol / 1000 g)
e) titulação solução é o número de gramas de soluto em 1 cm3 de solução (T, g / cm3)
Além disso, a composição da solução é expressa em valores relativos adimensionais - frações.
Fração de volume - a razão entre o volume do soluto e o volume da solução; fração de massa - a razão entre a massa do soluto e o volume da solução; fração molar é a razão entre a quantidade de uma substância dissolvida (número de moles) e a quantidade total de todos os componentes da solução.O valor mais comumente usado é a fração molar (N) - a razão entre a quantidade de substância dissolvida (ν1) e a quantidade total de todos os componentes da solução, ou seja, ν1 + ν2 (onde ν2 é a quantidade de solvente)
Nr.v.= ν1/(ν1+ ν2)= sr.v./Sr.v./(sr.v./Sr.v+sr-l./Sr-l).
Soluções diluídas de não eletrólitos e suas propriedades
Na formação de soluções, a natureza da interação dos componentes é determinada por sua natureza química, o que dificulta a identificação de padrões gerais. Portanto, é conveniente recorrer a algum modelo de solução idealizado, a chamada solução ideal.
Uma solução cuja formação não está associada a uma mudança de volume e efeito térmico é chamada solução ideal.
No entanto, a maioria das soluções não possui totalmente as propriedades de idealidade e os padrões gerais podem ser descritos usando exemplos das chamadas soluções diluídas, ou seja, soluções em que o conteúdo do soluto é muito pequeno em comparação com o conteúdo do solvente e o a interação das moléculas do soluto com o solvente pode ser desprezada. As soluções têm propriedades oligativas são as propriedades das soluções que dependem do número de partículas do soluto. As propriedades coligativas das soluções incluem:
- pressão osmótica;
- pressão de vapor saturado. lei de Raoult;
- aumento do ponto de ebulição;
- queda de temperatura de congelamento.
Osmose Pressão osmótica.
Seja um vaso dividido por uma divisória semipermeável (linha pontilhada na figura) em duas partes preenchidas até o mesmo nível O-O. O solvente é colocado no lado esquerdo, a solução é colocada no lado direito.
solução solvente
O conceito de osmose
Devido à diferença nas concentrações de solvente em ambos os lados da partição, o solvente penetra espontaneamente (de acordo com o princípio de Le Chatelier) através da partição semipermeável na solução, diluindo-a.
A força motriz para a difusão predominante do solvente na solução é a diferença entre as energias livres do solvente puro e do solvente na solução. Quando a solução é diluída devido à difusão espontânea do solvente, o volume da solução aumenta e o nível move-se da posição O para a posição II.
A difusão unidirecional de um certo tipo de partículas em solução através de uma partição semipermeável é chamada osmose.
É possível caracterizar quantitativamente as propriedades osmóticas de uma solução (em relação a um solvente puro) introduzindo o conceito de pressão osmótica.
O último é uma medida da tendência do solvente para passar através da partição semipermeável para a solução dada.
É igual à pressão adicional que deve ser aplicada à solução para que a osmose pare (a ação da pressão é reduzida a um aumento na liberação de moléculas de solvente da solução).
Soluções com a mesma pressão osmótica são chamadas isotônico. Em biologia, as soluções com pressão osmótica maior que a do conteúdo intracelular são chamadas de hipertenso, com menos hipotônico.A mesma solução é hipertônica para um tipo de célula, isotônica para outro e hipotônica para o terceiro.
A maioria dos tecidos dos organismos tem as propriedades de semipermeabilidade. Portanto, os fenômenos osmóticos são de grande importância para a atividade vital dos organismos animais e vegetais. Os processos de digestão, metabolismo, etc.estão intimamente relacionados com as diferentes permeabilidades dos tecidos à água e a certos solutos.Os fenómenos de osmose explicam algumas das questões relacionadas com a relação do organismo com o ambiente.
Por exemplo, eles se devem ao fato de que os peixes de água doce não podem viver na água do mar e os peixes marinhos na água do rio.
Van't Hoff mostrou que a pressão osmótica em uma solução não eletrolítica é proporcional à concentração molar do soluto
Rosm= comRT,
onde Rosm é a pressão osmótica, kPa; c é a concentração molar, mol/dm3, R é a constante do gás igual a 8,314 J/mol∙K; T é a temperatura, K.
Essa expressão é semelhante em forma à equação de Mendeleev-Clapeyron para gases ideais, mas essas equações descrevem processos diferentes. A pressão osmótica ocorre em uma solução quando uma quantidade adicional de solvente penetra nela através de uma partição semipermeável. Essa pressão é a força que impede uma maior equalização das concentrações.
Van't Hoff formulou pressão cósmica legal A pressão osmótica é igual à pressão que um soluto produziria se ele, na forma de um gás ideal, ocupasse o mesmo volume de uma solução à mesma temperatura.
Pressão de vapor saturado. Lei de Raul.
Considere uma solução diluída de uma substância não volátil (sólida) A em um solvente líquido volátil B. Nesse caso, a pressão total de vapor saturado sobre a solução é determinada pela pressão parcial de vapor do solvente, pois a pressão de vapor do soluto pode ser desprezado.
Raul mostrou que a pressão de um vapor saturado de um solvente sobre uma solução P é menor do que sobre um solvente puro P °. A diferença P ° - P \u003d P é chamada de diminuição absoluta da pressão de vapor sobre a solução. Esse valor, referente à pressão de vapor de um solvente puro, ou seja, (P ° - P) / P ° \u003d P / P °, é chamado de diminuição relativa da pressão de vapor.De acordo com a lei de Raoult, a diminuição relativa na pressão de vapor saturado do solvente sobre a solução é igual à fração molar da substância não volátil dissolvida
(Р°-Р)/Р°= N= ν1/(ν1+ ν2)= sr.v./Sr.v./(sr.v./Sr.v+sr-la./Sr-la)= XA
onde XA é a fração molar do soluto. E como ν1 \u003d mr.v. / Mr.v, usando esta lei, você pode determinar a massa molar do soluto.
Consequência da lei de Raoult. A diminuição da pressão de vapor sobre uma solução de uma substância não volátil, por exemplo em água, pode ser explicada usando o princípio do deslocamento do equilíbrio de Le Chatelier.
De fato, com o aumento da concentração de um componente não volátil em uma solução, o equilíbrio no sistema de vapor saturado com água se desloca para a condensação de uma parte do vapor (a reação do sistema a uma diminuição na concentração de água quando a substância é dissolvida), o que causa uma diminuição na pressão de vapor.
Uma diminuição na pressão de vapor sobre uma solução em comparação com um solvente puro causa um aumento no ponto de ebulição e uma diminuição no ponto de congelamento das soluções em comparação com um solvente puro (t). Esses valores são proporcionais ao concentração molar do soluto - não eletrólito, ou seja:
t= K∙sT= K∙t∙1000/M∙a,
onde cm é a concentração molar da solução; a é a massa do solvente. fator de proporcionalidade PARA , quando o ponto de ebulição aumenta, é chamado constante ebulioscópica para um determinado solvente (E ), e para baixar a temperatura de congelamento - constante crioscópica(PARA ).
Essas constantes, numericamente diferentes para o mesmo solvente, caracterizam um aumento no ponto de ebulição e uma diminuição no ponto de congelamento de uma solução de um molar, ou seja, dissolvendo 1 mol de não eletrólito não volátil em 1000 g de solvente. Portanto, eles são frequentemente referidos como o aumento molar no ponto de ebulição e a diminuição molar no ponto de congelamento da solução.
As constantes criscópica e ebulioscópica não dependem da concentração e natureza da substância dissolvida, mas dependem apenas da natureza do solvente e são caracterizadas pela dimensão kg∙deg/mol.
O conceito de soluções. Solubilidade de substâncias
Soluções- sistemas homogêneos (homogêneos) de composição variável, que contêm dois ou mais componentes.
Soluções líquidas são as mais comuns. Eles consistem em um solvente (líquido) e solutos (gasoso, líquido, sólido):
As soluções líquidas podem ser aquosas ou não aquosas. Soluções aquosas são soluções em que o solvente é a água. Soluções não aquosas- são soluções nas quais outros líquidos são solventes (benzeno, álcool, éter, etc.). Na prática, as soluções aquosas são as mais utilizadas.
Dissolução de substâncias
Dissoluçãoé um processo físico e químico complexo. A destruição da estrutura da substância dissolvida e a distribuição de suas partículas entre as moléculas do solvente é um processo físico. Ao mesmo tempo, as moléculas do solvente interagem com as partículas da substância dissolvida, ou seja, processo químico. Como resultado dessa interação, os solvatos são formados.
solvatos- produtos de composição variável, formados durante a interação química de partículas de um soluto com moléculas de solvente.
Se o solvente for água, então os solvatos resultantes são chamados hidrata. O processo de formação de solvatos é chamado solução. O processo de formação de hidratos é chamado hidratação. Os hidratos de algumas substâncias podem ser isolados na forma cristalina pela evaporação de soluções. Por exemplo:
O que é uma substância cristalina azul e como ela é formada? Quando o sulfato de cobre (II) é dissolvido em água, ele se dissocia em íons:
Os íons resultantes interagem com as moléculas de água:
Quando a solução é evaporada, forma-se o hidrato cristalino de sulfato de cobre (II) - CuSO4 5H2O.
Substâncias cristalinas contendo moléculas de água são chamadas hidratos cristalinos. A água incluída em sua composição é chamada de água de cristalização. Exemplos de hidratos cristalinos:
Pela primeira vez, a ideia da natureza química do processo de dissolução foi expressa por D. I. Mendeleev em seu teoria química (hidrato) de soluções(1887). A prova da natureza físico-química do processo de dissolução são os efeitos térmicos durante a dissolução, ou seja, a liberação ou absorção de calor.
O efeito térmico da dissolução é igual à soma dos efeitos térmicos dos processos físicos e químicos. O processo físico prossegue com a absorção de calor, o químico - com a liberação.
Se, como resultado da hidratação (solvatação), mais calor é liberado do que absorvido durante a destruição da estrutura da substância, a dissolução é um processo exotérmico. A liberação de calor é observada, por exemplo, quando substâncias como NaOH, AgNO3, H2SO4, ZnSO4, etc. são dissolvidas em água.
Se for necessário mais calor para destruir a estrutura de uma substância do que é gerado durante a hidratação, então a dissolução é um processo endotérmico. Isso acontece, por exemplo, quando NaNO3, KCl, K2SO4, KNO2, NH4Cl, etc. são dissolvidos em água.
Solubilidade de substâncias
Sabemos que algumas substâncias se dissolvem bem, outras mal. Quando as substâncias são dissolvidas, formam-se soluções saturadas e insaturadas.
solução saturadaé a solução que contém a quantidade máxima de soluto a uma dada temperatura.
solução insaturadaé uma solução que contém menos soluto do que saturado a uma dada temperatura.
A característica quantitativa da solubilidade é fator de solubilidade. O coeficiente de solubilidade mostra qual é a massa máxima de uma substância que pode ser dissolvida em 1000 ml de solvente a uma determinada temperatura.
A solubilidade é expressa em gramas por litro (g/L).
Por solubilidade em água, as substâncias são divididas em 3 grupos:
Tabela de solubilidade de sais, ácidos e bases em água:
A solubilidade das substâncias depende da natureza do solvente, da natureza do soluto, temperatura, pressão (para gases). A solubilidade dos gases diminui com o aumento da temperatura e aumenta com o aumento da pressão.
A dependência da solubilidade dos sólidos com a temperatura é mostrada pelas curvas de solubilidade. A solubilidade de muitos sólidos aumenta com o aumento da temperatura.As curvas de solubilidade podem ser usadas para determinar: 1) o coeficiente de solubilidade de substâncias em diferentes temperaturas; 2) a massa do soluto que precipita quando a solução é resfriada de t1oC para t2oC.
O processo de isolar uma substância por evaporação ou resfriamento de sua solução saturada é chamado recristalização. A recristalização é usada para purificar substâncias.
Soluçãoé chamado de sistema homogêneo termodinamicamente estável (monofásico) de composição variável, consistindo de dois ou mais componentes (químicos). Os componentes que compõem uma solução são um solvente e um soluto. Normalmente, um solvente é considerado um componente que existe em sua forma pura no mesmo estado de agregação que a solução resultante (por exemplo, no caso de uma solução aquosa de sal, o solvente é, obviamente, água). Se ambos os componentes antes da dissolução estivessem no mesmo estado de agregação (por exemplo, álcool e água), então o componente que estiver em maior quantidade é considerado o solvente.
As soluções são líquidas, sólidas e gasosas.
Soluções líquidas são soluções de sais, açúcar, álcool em água. As soluções líquidas podem ser aquosas ou não aquosas. Soluções aquosas são soluções em que o solvente é a água. Soluções não aquosas são soluções nas quais os líquidos orgânicos (benzeno, álcool, éter, etc.) são solventes. Soluções sólidas são ligas metálicas. Soluções gasosas - ar e outras misturas de gases.
Processo de dissolução. A dissolução é um processo físico e químico complexo. Durante o processo físico, a estrutura da substância dissolvida é destruída e suas partículas são distribuídas entre as moléculas do solvente. Um processo químico é a interação de moléculas de solvente com partículas de soluto. Como resultado dessa interação, solvatos. Se o solvente for água, então os solvatos resultantes são chamados hidrata. O processo de formação de solvatos é chamado de solvatação, o processo de formação de hidratos é chamado de hidratação. Quando as soluções aquosas são evaporadas, formam-se hidratos cristalinos - são substâncias cristalinas, que incluem um certo número de moléculas de água (água de cristalização). Exemplos de hidratos cristalinos: CuSO 4 . 5H 2 O - sulfato de cobre (II) penta-hidratado; FeSO4 . 7H 2 O - sulfato de ferro hepta-hidratado (II).
O processo físico de dissolução prossegue com assumir energia, química destacando. Se, como resultado da hidratação (solvatação), mais energia é liberada do que absorvida durante a destruição da estrutura de uma substância, então a dissolução - exotérmico processo. A energia é liberada durante a dissolução de NaOH, H 2 SO 4 , Na 2 CO 3 , ZnSO 4 e outras substâncias. Se for necessária mais energia para destruir a estrutura de uma substância do que ela é liberada durante a hidratação, então a dissolução - endotérmico processo. A absorção de energia ocorre quando NaNO 3 , KCl, NH 4 NO 3 , K 2 SO 4 , NH 4 Cl e algumas outras substâncias são dissolvidas em água.
A quantidade de energia liberada ou absorvida durante a dissolução é chamada efeito térmico de dissolução.
Solubilidade substância é sua capacidade de se distribuir em outra substância na forma de átomos, íons ou moléculas com a formação de um sistema termodinamicamente estável de composição variável. A característica quantitativa da solubilidade é fator de solubilidade, que mostra qual é a massa máxima de uma substância que pode ser dissolvida em 1000 ou 100 g de água a uma dada temperatura. A solubilidade de uma substância depende da natureza do solvente e da substância, da temperatura e da pressão (para gases). A solubilidade dos sólidos geralmente aumenta com o aumento da temperatura. A solubilidade dos gases diminui com o aumento da temperatura, mas aumenta com o aumento da pressão.
De acordo com sua solubilidade em água, as substâncias são divididas em três grupos:
1. Altamente solúvel (p.). A solubilidade das substâncias é superior a 10 g em 1000 g de água. Por exemplo, 2000 g de açúcar dissolvem-se em 1000 g de água, ou 1 litro de água.
2. Ligeiramente solúvel (m.). A solubilidade das substâncias é de 0,01 g a 10 g em 1000 g de água. Por exemplo, 2 g de gesso (CaSO 4 . 2 H 2 O) dissolve-se em 1000 g de água.
3. Praticamente insolúvel (n.). A solubilidade das substâncias é inferior a 0,01 g em 1000 g de água. Por exemplo, em 1000 g de água, 1,5 . 10 -3 g AgCl.
Quando as substâncias são dissolvidas, podem formar-se soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas.
solução saturadaé a solução que contém a quantidade máxima de soluto em determinadas condições. Quando uma substância é adicionada a tal solução, a substância não se dissolve mais.
solução insaturada Uma solução que contém menos soluto do que uma solução saturada sob determinadas condições. Quando uma substância é adicionada a tal solução, a substância ainda se dissolve.
Às vezes é possível obter uma solução em que o soluto contém mais do que em uma solução saturada a uma determinada temperatura. Tal solução é chamada supersaturada. Esta solução é obtida resfriando cuidadosamente a solução saturada até a temperatura ambiente. Soluções supersaturadas são muito instáveis. A cristalização de uma substância em tal solução pode ser causada esfregando as paredes do recipiente no qual a solução está localizada com um bastão de vidro. Este método é usado ao realizar algumas reações qualitativas.
A solubilidade de uma substância também pode ser expressa pela concentração molar de sua solução saturada (seção 2.2).
Constante de solubilidade. Vamos considerar os processos que ocorrem durante a interação de um eletrólito pouco solúvel, mas forte, de sulfato de bário BaSO 4 com água. Sob a ação dos dipolos da água, os íons Ba 2+ e SO 4 2 - da rede cristalina do BaSO 4 passarão para a fase líquida. Simultaneamente a este processo, sob a influência do campo eletrostático da rede cristalina, parte dos íons Ba 2+ e SO 4 2 - voltarão a precipitar (Fig. 3). A uma dada temperatura, um equilíbrio finalmente será estabelecido em um sistema heterogêneo: a taxa do processo de dissolução (V 1) será igual à taxa do processo de precipitação (V 2), ou seja,
BaSO 4 ⇄ Ba 2+ + SO 4 2 -
solução sólida
Arroz. 3. Solução saturada de sulfato de bário
Uma solução em equilíbrio com a fase sólida BaSO 4 é chamada rico relação ao sulfato de bário.
Uma solução saturada é um sistema heterogêneo em equilíbrio, caracterizado por uma constante de equilíbrio químico:
, (1)
onde a (Ba 2+) é a atividade dos íons de bário; a(SO 4 2-) - atividade dos íons sulfato;
a (BaSO 4) é a atividade das moléculas de sulfato de bário.
O denominador desta fração - a atividade do BaSO 4 cristalino - é um valor constante igual a um. O produto de duas constantes dá uma nova constante chamada constante de solubilidade termodinâmica e denotar K s °:
K s ° \u003d a (Ba 2+) . a(SO 4 2-). (2)
Este valor foi anteriormente chamado de produto de solubilidade e foi designado PR.
Assim, em uma solução saturada de um eletrólito forte pouco solúvel, o produto das atividades de equilíbrio de seus íons é um valor constante a uma dada temperatura.
Se aceitarmos que em uma solução saturada de um eletrólito pouco solúvel, o coeficiente de atividade f~1, então a atividade dos íons neste caso pode ser substituída por suas concentrações, pois a( x) = f (x) . COM( x). A constante de solubilidade termodinâmica K s ° se transformará na constante de solubilidade de concentração K s:
K s \u003d C (Ba 2+) . C(SO 4 2-), (3)
onde C(Ba 2+) e C(SO 4 2 -) são as concentrações de equilíbrio dos íons Ba 2+ e SO 4 2 - (mol/l) em uma solução saturada de sulfato de bário.
Para simplificar os cálculos, a constante de concentração de solubilidade K s é geralmente usada, tomando f(x) = 1 (Apêndice 2).
Se um eletrólito forte pouco solúvel forma vários íons durante a dissociação, então a expressão K s (ou K s °) inclui as potências correspondentes iguais aos coeficientes estequiométricos:
PbCl 2 ⇄ Pb 2+ + 2 Cl-; K s \u003d C (Pb 2+) . C2 (Cl-);
Ag3PO4 ⇄ 3 Ag++ PO 4 3 - ; K s \u003d C 3 (Ag +) . C (PO 4 3 -).
Em geral, a expressão para a constante de concentração de solubilidade para o eletrólito A m B n ⇄ m Um n+ + n B m - tem a forma
K s \u003d C m (A n+) . Cn (Bm-),
onde C são as concentrações de íons A n+ e B m em uma solução eletrolítica saturada em mol/l.
O valor de K s é geralmente usado apenas para eletrólitos, cuja solubilidade em água não excede 0,01 mol/l.
Condições de precipitação
Suponha que c seja a concentração real de íons de um eletrólito pouco solúvel em solução.
Se C m (A n +) . Com n (B m -) > K s , forma-se um precipitado, pois a solução torna-se supersaturada.
Se C m (A n +) . Cn (Bm-)< K s , то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется.
Propriedades da solução. Abaixo, consideramos as propriedades das soluções não eletrolíticas. No caso de eletrólitos, um coeficiente isotônico de correção é introduzido nas fórmulas acima.
Se uma substância não volátil é dissolvida em um líquido, então a pressão de vapor de saturação sobre a solução é menor que a pressão de vapor de saturação sobre o solvente puro. Simultaneamente à diminuição da pressão de vapor sobre a solução, observa-se uma mudança em seu ponto de ebulição e congelamento; os pontos de ebulição de soluções aumentam e os pontos de congelação diminuem em comparação com as temperaturas que caracterizam solventes puros.
A diminuição relativa no ponto de congelamento ou o aumento relativo no ponto de ebulição de uma solução é proporcional à sua concentração:
∆t = K С m ,
onde K é uma constante (crioscópica ou ebulioscópica);
C m é a concentração molar da solução, mol/1000 g do solvente.
Como C m \u003d m / M, onde m é a massa da substância (g) em 1000 g de solvente,
M - massa molar, a equação acima pode ser representada:
; .
Assim, conhecendo o valor de K para cada solvente, ajustando m e determinando experimentalmente ∆t no aparelho, encontra-se o M do soluto.
A massa molar de um soluto pode ser determinada medindo a pressão osmótica de uma solução (π) e calculada usando a equação de van't Hoff:
; .
Trabalho de laboratório
DISSOLUÇÃO.
SOLUBILIDADE DE SUBSTÂNCIAS EM ÁGUA.
I DISSOLUÇÃO E SOLUÇÕES.
DISSOLUÇÃO. SOLUÇÕES.
teoria física (Van't Hoff,
Ostwald, Arrhenius).
Dissoluçãoé um processo de difusão
A soluções são misturas homogêneas.
teoria química (Mendeleev,
Kablukov, Kistyakovsky).
Dissoluçãoé um processo químico
interações de soluto
com água, - o processo de hidratação,
A soluções Esses compostos são hidratos.
Teoria moderna.
Dissolução- Este é um processo físico-químico que ocorre entre o solvente e as partículas do soluto e é acompanhado pelo processo de difusão.
Soluções- são sistemas homogêneos (homogêneos) que consistem em partículas de um soluto, um solvente e os produtos de sua interação - hidratos.
II SINAIS DE INTERAÇÃO QUÍMICA DURANTE A DISSOLUÇÃO.
1. Fenômenos térmicos.
ü Exotérmico - são fenômenos acompanhados pela liberação de calor/dissolução do ácido sulfúrico concentrado H2SO4 em água/.
ü Endotérmico- são fenômenos acompanhados de absorção de calor/dissolução de cristais de nitrato de amônio NH4NO3 em água/.
2. Mudança de cor.
CuSO4 + 5H2O → CuSO4∙ 5H2O
cristais azuis brancos
cristais
3. Mudança de volume.
III DEPENDÊNCIA DE SUBSTÂNCIAS SÓLIDAS DA DISSOLUÇÃO.
1. Da natureza das substâncias:
ü altamente solúvel em água / mais de 10 g de substância por 100 g de água /;
ü ligeiramente solúvel em água /menos de 1g/;
ü praticamente insolúvel em água /inferior a 0,01g/.
2. Da temperatura.
IV TIPOS DE SOLUÇÕES POR SOLUBILIDADE.
Ø De acordo com o grau de solubilidade:
ü solução insaturada - uma solução na qual, a uma determinada temperatura e pressão, é possível a dissolução adicional da substância já contida nela.
ü solução saturada - uma solução que está em equilíbrio de fase com o soluto.
ü solução supersaturada - uma solução instável na qual o conteúdo de um soluto é maior do que em uma solução saturada da mesma substância nesses valores de temperatura e pressão.
Ø De acordo com a proporção do soluto para o solvente:
ü concentrado;
ü diluído.
TEORIA DA DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA (TED).
I. A teoria da dissociação eletrolítica (TED) foi proposta por um cientista sueco Svante Arrhenius em 1887
Mais tarde, o TED se desenvolveu e melhorou. A teoria moderna das soluções aquosas de eletrólitos, além da teoria da dissociação eletrolítica de S. Arrhenius, inclui ideias sobre a hidratação dos íons (,), a teoria dos eletrólitos fortes (, 1923).
II. SUBSTÂNCIAS
eletrólitos - substâncias, soluções
ou cujos derretimentos conduzem
eletricidade.
/ácidos, sais, bases/
Não eletrólitos Substâncias cujas soluções ou derretimentos não conduzem eletricidade.
/substâncias simples/
ÍONS são partículas carregadas.
ü cátions /kat+/ são partículas carregadas positivamente.
ü ânions /an-/– partículas carregadas negativamente
III. PRINCIPAIS DISPOSIÇÕES DA TED:
ü O processo espontâneo de decomposição de um eletrólito em íons em uma solução ou em uma fusão é chamado dissociação eletrolítica .
ü Em soluções aquosas, os íons não estão livres, mas em hidratado estado, ou seja, rodeado por dipolos de água e quimicamente associado a eles. Os íons no estado hidratado diferem em propriedades dos íons no estado gasoso da matéria.
ü Para o mesmo soluto, o grau de dissociação aumenta à medida que a solução é diluída.
ü Em soluções ou fusões de eletrólitos, os íons se movem aleatoriamente, mas quando uma corrente elétrica passa por uma solução ou fusão de um eletrólito, os íons se movem em uma direção: cátions - para o cátodo, ânions - para o ânodo.
MECANISMO DE DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA
1. ED de substâncias iônicas:
ü Orientação dos dipolos da água em relação aos íons cristalinos.
ü A desintegração do cristal em íons (dissociação adequada).
ü Hidratação de íons.
2. ED de substâncias com um tipo de ligação química polar covalente.
ü Destruição das ligações de hidrogênio entre as moléculas de água, formação de dipolos de água.
ü Orientação dos dipolos da água em relação aos dipolos de uma molécula polar.
ü Forte polarização de ligação, como resultado do qual o par de elétrons comum é completamente deslocado para a partícula atômica de um elemento mais eletronegativo.
ü A desintegração da matéria em íons (dissociação adequada).
ü Hidratação de íons.
GRAU DE DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA /α/
1. Grau de DE é a razão entre o número de moléculas decaídas e o número total de partículas na solução.
α = ─ ∙ 100%
Ntotal
2. De acordo com a magnitude do grau de ED, as substâncias são divididas:
ü eletrólitos fortes /HCl; H2SO4; NaOH; Na2CO3/
ü eletrólitos de média resistência /H3PO4/
ü eletrólitos fracos /H2CO3; H2SO3/.
DITAÇÃO QUÍMICA
SOBRE O TEMA: "DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA"
1. Todas as bases solúveis em água são eletrólitos fortes.
2. Somente os sais solúveis em água sofrem hidrólise.
3. A dissociação é um processo reversível.
4. A essência da reação de neutralização, CH3COOH + KOH → CH3COOH + H2O, refletido na forma de uma equação iônica curta de uma reação química é: H++ OH- → H2O.
5. BaSO4 ; AgCl são sais insolúveis em água, portanto não se dissociam em íons.
6. A equação de dissociação para os seguintes sais está correta:
ü Na2SO4 → 2Na+ + SO42-
ü KCl → K+ + Cl-
7. A equação de dissociação do ácido sulfuroso tem a seguinte forma: H2 ENTÃO3 → 2 H+ + ENTÃO3 2- .
8. O verdadeiro grau de dissociação de um eletrólito forte é inferior a 100%.
9. Como resultado da reação de neutralização, sal e água são sempre formados.
10. Apenas bases solúveis em água - álcalis, são eletrólitos.
11. As equações de reações químicas apresentadas abaixo são reações de troca iônica:
ü 2KOH + SiO2 → K2SiO3 + H2O
ü Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ü CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
12. O ácido sulfúrico é um ácido fraco, por isso se decompõe em água (H2O) e dióxido de enxofre (SO2).
H2SO3 → H2O + SO2.
CÓDIGO
1. Não/excluindo NH3∙H2O/
2. Não: Al2S3 + 2H2O → 2AlOHS + H2S
3. Não. /A dissociação apenas de eletrólitos fracos é um processo reversível, eletrólitos fortes dissociam-se irreversivelmente/.
4. Não: CH3COOH + OH - → CH3COO= + H2O.
5. Não. /Esses sais são insolúveis em relação à água, mas são capazes de se dissociar/.
6. Não. /Esses sais são eletrólitos fortes, então eles se dissociam irreversivelmente/.
7. Não. /Ácidos polibásicos dissociam-se passo a passo/.
8. Não. /O verdadeiro grau de dissociação é igual a 100%/.
9. Não: NH3(g.) + HCl(g.) → NH4Cl, a formação de água permanece questionável.
10. Não. /Todas as bases são eletrólitos/.
11. Não. /São reações de troca, mas iônicas/.
12. Não. /A decomposição do ácido sulfuroso ocorre porque é um ácido frágil/.
REGRAS
COMPILAÇÃO DE EQUAÇÕES IÔNICAS DE REAÇÕES QUÍMICAS.
1. Substâncias simples, óxidos, bem como ácidos, sais e bases insolúveis não se decompõem em íons.
2. As soluções são usadas para a reação de troca iônica, portanto, mesmo substâncias pouco solúveis estão em soluções na forma de íons. /Se uma substância pouco solúvel é o composto original, ela é decomposta em íons ao compilar equações iônicas de reações químicas/.
3. Se o pouco solúvel for formado como resultado da reação, ao escrever a equação iônica é considerado insolúvel.
4. A soma das cargas elétricas do lado esquerdo da equação deve ser igual à soma das cargas elétricas do lado direito.
CONDIÇÕES
REAÇÕES DE TROCA IÔNICA
1. A formação de uma substância de baixa dissociação da água - H2O:
ü HCl + NaOH → NaCl + H2O
H+ + Cl - + Na+ + OH- → Na+ + Cl - + H2O
H+ + OH - → H2O
ü Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ + SO42- → Cu2+ + SO42- + 2H2O
Cu(OH)2 + 2H+ → Cu2+ + 2H2O
2. Precipitação:
ü FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe3++ 3Cl - + 3Na+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ + 3Na++ 3Cl-
Fe3++ 3OH - → Fe(OH)3↓
ü BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl
Ba2++ 2Cl - + 2H++ SO42- → BaSO4↓ + 2H++ 2Cl-
Ba2++ SO42- → BaSO4↓
ü AgNO3 + KBr → AgBr↓ + KNO3
Ag+ + NO3- + K++ Br - → AgBr↓ + K++ NO3-
Ag+ + Br - → AgBr↓
3. Liberação de gás:
ü Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2
2Na++ CO32-+ 2H++ 2Cl- → 2Na++ 2Cl - + H2O + CO2
CO32-+ 2H+ → H2O + CO2
ü FeS + H2SO4 → FeSO4 + H2S
FeS + 2H++ SO42-→ Fe2++ SO42-+ H2S
FeS + 2H+ → Fe2++ H2S
ü K2SO3 + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O + SO2
2K++ SO32-+ 2H++ 2NO3- → 2K++ 2NO3- + H2O + SO2
Uma solução é um sistema homogêneo que consiste em duas ou mais substâncias, cujo conteúdo pode ser alterado dentro de certos limites sem violar a homogeneidade.
Aquático as soluções são compostas por água(solvente) e soluto. O estado das substâncias em solução aquosa, se necessário, é indicado por um subscrito (p), por exemplo, KNO 3 em solução - KNO 3 (p) .
Soluções que contêm uma pequena quantidade de soluto são muitas vezes referidas como diluído enquanto soluções com alto teor de soluto concentrado. Uma solução na qual a dissolução adicional de uma substância é possível é chamada insaturado e uma solução na qual uma substância deixa de se dissolver sob dadas condições é saturado. A última solução está sempre em contato (em equilíbrio heterogêneo) com a substância não dissolvida (um ou mais cristais).
Sob condições especiais, como resfriamento suave (sem agitação) de uma solução insaturada quente sólido substâncias podem se formar supersaturado solução. Quando um cristal de uma substância é introduzido, essa solução é separada em uma solução saturada e um precipitado da substância.
Conforme teoria química das soluções D. I. Mendeleev, a dissolução de uma substância na água é acompanhada, em primeiro lugar, destruição ligações químicas entre moléculas (ligações intermoleculares em substâncias covalentes) ou entre íons (em substâncias iônicas), e assim as partículas da substância se misturam com a água (na qual algumas das ligações de hidrogênio entre as moléculas também são destruídas). As ligações químicas são quebradas devido à energia térmica do movimento das moléculas de água e, neste caso, custo energia na forma de calor.
Em segundo lugar, uma vez na água, as partículas (moléculas ou íons) da substância são submetidas a hidratação. Como resultado, hidrata- compostos de composição indeterminada entre partículas de uma substância e moléculas de água (a composição interna das partículas de uma substância em si não muda quando dissolvida). Este processo é acompanhado destacando energia na forma de calor devido à formação de novas ligações químicas em hidratos.
Em geral, uma solução resfria(se o custo do calor exceder sua liberação) ou aquecer (caso contrário); às vezes - se o custo do calor e sua liberação forem iguais - a temperatura da solução permanece inalterada.
Muitos hidratos são tão estáveis que não se decompõem mesmo quando a solução é completamente evaporada. Assim, os hidratos cristalinos sólidos dos sais CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O, etc. são conhecidos.
O conteúdo de uma substância em uma solução saturada em T= const quantifica solubilidade esta substância. A solubilidade é geralmente expressa como a massa de soluto por 100 g de água, por exemplo 65,2 g KBr/100 g H 2 O a 20 °C. Portanto, se 70 g de brometo de potássio sólido forem introduzidos em 100 g de água a 20 °C, então 65,2 g de sal irão para a solução (que ficará saturada) e 4,8 g de KBr sólido (excesso) permanecerão na fundo do béquer.
Deve ser lembrado que o teor de soluto em rico solução é igual a, V insaturado solução menos e em supersaturado solução mais sua solubilidade a uma determinada temperatura. Assim, uma solução preparada a 20 ° C a partir de 100 g de água e sulfato de sódio Na 2 SO 4 (solubilidade 19,2 g / 100 g H 2 O), com um teor
15,7 g de sal - insaturado;
19,2 g de sal - saturado;
2O,3 g de sal é supersaturado.
A solubilidade dos sólidos (Tabela 14) geralmente aumenta com o aumento da temperatura (KBr, NaCl), e apenas para algumas substâncias (CaSO 4 , Li 2 CO 3) é observado o contrário.
A solubilidade dos gases diminui com o aumento da temperatura e aumenta com o aumento da pressão; por exemplo, a uma pressão de 1 atm, a solubilidade da amônia é 52,6 (20 ° C) e 15,4 g / 100 g H 2 O (80 ° C), e a 20 ° C e 9 atm é 93,5 g / 100 g H 2 O.
De acordo com os valores de solubilidade, as substâncias são distinguidas:
– bem solúvel, cuja massa em uma solução saturada é proporcional à massa de água (por exemplo, KBr - a 20 ° C a solubilidade é de 65,2 g / 100 g H 2 O; solução 4,6 M), eles formam soluções saturadas com uma molaridade de mais de 0,1M;
– moderadamente solúvel, cuja massa em uma solução saturada é muito menor que a massa de água (por exemplo, CaSO 4 - a 20 ° C, a solubilidade é 0,206 g / 100 g H 2 O; solução 0,015 M), eles formam soluções saturadas com uma molaridade de 0,1–0,001 M;
– praticamente insolúvel cuja massa em uma solução saturada é desprezível em comparação com a massa do solvente (por exemplo, AgCl - a 20 ° C, a solubilidade é 0,00019 g por 100 g H 2 O; solução 0,0000134 M), eles formam soluções saturadas com uma molaridade inferior a 0,001 M.
Compilado de acordo com dados de referência tabela de solubilidadeácidos, bases e sais comuns (Tabela 15), em que é indicado o tipo de solubilidade, são anotadas substâncias que não são conhecidas pela ciência (não obtidas) ou totalmente decompostas pela água.
Aula de química 8º ano. "____" _____________ 20___
Dissolução. Solubilidade de substâncias em água.
Alvo. Para expandir e aprofundar a compreensão dos alunos de soluções e processos de dissolução.
Tarefas educacionais: determinar o que é uma solução, considerar o processo de dissolução - como um processo físico-químico; expandir a compreensão da estrutura de substâncias e processos químicos que ocorrem em soluções; considerar os principais tipos de soluções.
Tarefas de desenvolvimento: Continuar o desenvolvimento das habilidades de fala, observação e capacidade de tirar conclusões com base no trabalho de laboratório.
Tarefas educacionais: educar a visão de mundo dos alunos por meio do estudo dos processos de solubilidade, uma vez que a solubilidade das substâncias é uma característica importante para a preparação de soluções na vida cotidiana, na medicina e em outras indústrias importantes e na vida humana.
Durante as aulas.
O que é uma solução? Como preparar uma solução?
Experiência número 1. Coloque um cristal de permanganato de potássio em um copo de água. O que estamos observando? Qual é o processo de dissolução?
Experimento nº 2. Despeje 5 ml de água em um tubo de ensaio. Em seguida, adicione 15 gotas de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4 conc.). O que estamos observando? (Resposta: o tubo de ensaio aqueceu, está ocorrendo uma reação exotérmica, o que significa que a dissolução é um processo químico).
Experiência número 3. Adicione 5 ml de água a um tubo de ensaio com nitrato de sódio. O que estamos observando? (Resposta: o tubo de ensaio ficou mais frio, uma reação endotérmica está ocorrendo, o que significa que a dissolução é um processo químico).
O processo de dissolução é considerado como um processo físico-químico.
Página 211 completam a tabela.
| Sinais de comparação | teoria física | Teoria química. |
| Defensores da teoria | Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald | Mendeleev. |
| Definição de dissolução | O processo de dissolução é o resultado da difusão, ou seja, penetração de um soluto nos espaços entre as moléculas de água | Interação química de um soluto com moléculas de água |
| Definição da solução | Misturas homogêneas constituídas por duas ou mais partes homogêneas. | Um sistema homogêneo que consiste em partículas de um soluto, um solvente e produtos de sua interação. |
A solubilidade de sólidos em água depende de:
Tarefa: observação do efeito da temperatura na solubilidade das substâncias.
Ordem de execução:
Despeje a água nos tubos de ensaio nº 1 e nº 2 com sulfato de níquel (1/3 do volume).
Aqueça o tubo de ensaio com o nº 1, observando as precauções de segurança.
Em qual dos tubos de ensaio nº 1 ou nº 2 propostos, o processo de dissolução é mais rápido?
Descrever o efeito da temperatura na solubilidade das substâncias.
Fig. 126 página 213
A) a solubilidade do cloreto de potássio a 30 0C é 40g
no 65 0 COMé de 50 gr.
B) solubilidade sulfato de potássio a 40 0C é 10 g
a 800C é 20 anos.
C) a solubilidade do cloreto de bário a 90 0C é 60g
no 0 0 COMé de 30g.
Tarefa: observação da influência da natureza do soluto no processo de dissolução.
Ordem de execução:
Em 3 tubos de ensaio com as substâncias: cloreto de cálcio, hidróxido de cálcio, carbonato de cálcio, adicionar 5 ml de água cada, fechar com uma rolha e agitar bem para melhor dissolução da substância.
Qual das seguintes substâncias se dissolve bem em água? Qual não se dissolve?
assim, o processo de dissolução depende da natureza do soluto:
Altamente solúvel: (três exemplos cada)
Ligeiramente solúvel:
Praticamente insolúvel:
3) Tarefa: observação da influência da natureza do solvente no processo de dissolução de substâncias.
Ordem de execução:
Despeje em 2 tubos de ensaio com sulfato de cobre em 5 ml de álcool (nº 1) e 5 ml de água (nº 2),
tampe e agite bem para melhor dissolução da substância.
Qual dos solventes propostos dissolve bem o sulfato de cobre?
Faça uma conclusão sobre a influência da natureza do solvente no processo de dissolução e
a capacidade das substâncias de se dissolverem em diferentes solventes.
Tipos de solução:
Uma solução saturada é uma solução na qual, a uma dada temperatura, uma substância não se dissolve mais.
Insaturado é uma solução na qual uma substância ainda pode se dissolver a uma determinada temperatura.
Supersaturado é uma solução na qual uma substância ainda pode se dissolver apenas quando a temperatura aumenta.
Uma manhã eu dormi demais.
Eu estava indo para a escola rapidamente:
Chá frio derramado
Açúcar derramado, impedido,
Mas ele não era doce.
acrescentei outra colher
Ele ficou um pouco mais doce.
Eu bebi meu chá até o fim
E o resto foi doce
Sugar estava esperando por mim no fundo!
Comecei a pensar em minha mente -
Por que o destino desgraça?
O culpado é a solubilidade.
Destaque os tipos de soluções no poema. O que precisa ser feito para dissolver completamente o açúcar no chá.
Teoria físico-química das soluções.
O soluto, quando dissolvido em água, forma hidratos.
Os hidratos são compostos frágeis de substâncias com água que existem em solução.
Quando dissolvido, o calor é absorvido ou liberado.
À medida que a temperatura aumenta, a solubilidade das substâncias aumenta.
A composição de hidratos não é constante em soluções e é constante em hidratos cristalinos.
Hidratos cristalinos são sais contendo água.
Sulfato de cobre CuSO4∙ 5H2O
Soda Na2CO3∙ 10H2O
Gesso CaSO4∙2H2O
A solubilidade do cloreto de potássio em água a 60 0C é de 50 g. Determine a fração de massa de sal em uma solução saturada a uma temperatura especificada.
Determine a solubilidade do sulfato de potássio a 80 0C. Determine a fração de massa de sal em uma solução saturada a uma temperatura especificada.
161 g de sal de Glauber foram dissolvidos em 180 litros de água. Determine a fração de massa de sal na solução resultante.
Trabalho de casa. Seção 35
Mensagens.
Propriedades surpreendentes da água;
A água é o composto mais valioso;
Uso de água na indústria;
Obtenção artificial de água doce;
A luta pela água limpa.
Apresentação "Hidratos cristalinos", "Soluções - propriedades, aplicação".
