V vsakdanjem življenju se ljudje redko srečamo s čistimi snovmi. Večina predmetov je zmesi snovi.
Raztopina je homogena zmes, v kateri so sestavine enakomerno pomešane. Glede na velikost delcev jih ločimo na več vrst: grobi sistemi, molekularne raztopine in koloidni sistemi, ki jih pogosto imenujemo soli. Ta članek obravnava molekularne (ali prave) rešitve. Topnost snovi v vodi je eden od glavnih pogojev, ki vplivajo na nastanek spojin.
Topnost snovi: kaj je to in zakaj je potrebna?
Da bi razumeli to temo, morate vedeti, kaj so raztopine in topnost snovi. Preprosto povedano, to je sposobnost snovi, da se poveže z drugo in tvori homogeno zmes.
Če pristopimo z znanstvenega vidika, lahko razmislimo o bolj zapleteni definiciji.
Topnost snovi je njihova sposobnost, da tvorijo homogene (ali heterogene) sestave z razpršeno porazdelitvijo komponent z eno ali več snovmi. Obstaja več razredov snovi in spojin:
- topen;
- težko topen;
- nerešljiv.
Kaj kaže merilo topnosti snovi?
snovi v nasičeni zmesi je merilo njene topnosti. Kot je navedeno zgoraj, je za vse snovi drugačen. Topne so tiste, ki lahko razredčijo več kot 10 g sebe na 100 g vode. Druga kategorija je pod enakimi pogoji manj kot 1 g. Praktično netopne so tiste, pri katerih v zmes preide manj kot 0,01 g komponente. V tem primeru snov ne more prenesti svojih molekul v vodo.
Kaj je koeficient topnosti
Koeficient topnosti (k) je pokazatelj največje mase snovi (g), ki jo lahko razredčimo v 100 g vode ali druge snovi.
Topila
Ta proces vključuje topilo in topljenec. Prva se razlikuje po tem, da je na začetku v istem agregatnem stanju kot končna mešanica. Praviloma se jemlje v večjih količinah.
Mnogi pa vedo, da ima voda v kemiji posebno mesto. Za to obstajajo ločena pravila. Raztopino, v kateri je H2O, imenujemo vodna.
Ko govorimo o njih, je tekočina ekstraktant tudi takrat, ko je v manjših količinah. Primer je 80-odstotna raztopina dušikove kisline v vodi.
Deleži pri tem niso enaki.Čeprav je delež vode manjši od deleža kisline, je napačno reči, da je snov 20% raztopina vode v dušikovi kislini.Obstajajo mešanice, ki ne vsebujejo H2O. Nosile bodo ime nevodnaya. Takšne raztopine elektrolitov so ionski prevodniki. Vsebujejo enega ali mešanico ekstraktantov. Vsebujejo ione in molekule. Uporabljajo se v panogah, kot so medicina, proizvodnja gospodinjskih kemikalij, kozmetika in druga področja.
Kombinirajo lahko več želenih snovi z različnimi topnostmi. Komponente mnogih izdelkov, ki se uporabljajo zunaj, so hidrofobne. Z drugimi besedami, ne delujejo dobro z vodo. V takih mešanicah so topila lahko hlapna, nehlapna ali kombinirana.
V prvem primeru organske snovi dobro topijo maščobe. Hlapne snovi vključujejo alkohole, ogljikovodike, aldehide in druge. Pogosto so vključeni v gospodinjske kemikalije. Najpogosteje se za izdelavo mazil uporabljajo nehlapne. To so maščobna olja, tekoči parafin, glicerin in drugi.
Kombinirana je mešanica hlapnih in nehlapnih snovi, na primer etanol z glicerinom, glicerin z dimeksidom. Lahko vsebujejo tudi vodo.
Nasičena raztopina je mešanica kemikalij, ki vsebuje največjo koncentracijo ene snovi v topilu pri določeni temperaturi. Ne bo več ločeno.
V trdnem pripravku je opazna padavina, ki je z njim v dinamičnem ravnovesju.
Ta koncept pomeni stanje, ki traja skozi čas zaradi istočasnega pojava v dveh nasprotnih smereh (naprej in nazaj) z enako hitrostjo.
Če snov še lahko razpade pri stalni temperaturi, potem je ta raztopina nenasičena. So vzdržljivi. Toda če jim še naprej dodajate snov, se bo razredčila v vodi (ali drugi tekočini), dokler ne doseže največje koncentracije.
Druga vrsta je prenasičena. Vsebuje več topljenca, kot bi ga bilo pri stalni temperaturi. Zaradi dejstva, da so v nestabilnem ravnovesju, pride do kristalizacije, ko so fizično izpostavljeni.
Kako ločiti nasičeno raztopino od nenasičene?
To je zelo enostavno narediti. Če je snov trdna, lahko v nasičeni raztopini opazimo oborino.
V tem primeru se lahko ekstraktant zgosti, kot na primer v nasičeni sestavi voda, ki ji je dodan sladkor.
Če pa spremenite pogoje, povečate temperaturo, se ne bo več štelo za nasičeno, saj bo pri višji temperaturi največja koncentracija te snovi drugačna.
Teorije interakcij med komponentami rešitve
Glede medsebojnega delovanja elementov v zmesi obstajajo tri teorije: fizikalna, kemična in sodobna. Avtorja prvega sta Svante August Arrhenius in Wilhelm Friedrich Ostwald.
Predpostavili so, da so zaradi difuzije delci topila in topljenca enakomerno porazdeljeni po celotnem volumnu zmesi, vendar med njimi ni interakcije. Kemijska teorija, ki jo je predstavil Dmitrij Ivanovič Mendelejev, je nasprotna od tega.
V skladu s tem se zaradi kemijske interakcije med njimi tvorijo nestabilne spojine s konstantno ali spremenljivo sestavo, ki se imenujejo solvati.
Trenutno se uporablja kombinirana teorija Vladimirja Aleksandroviča Kistjakovskega in Ivana Aleksejeviča Kablukova. Združuje fizikalno in kemično. Sodobna teorija trdi, da so v raztopini tako neinteragirajoči delci snovi kot produkti njihove interakcije - solvati, katerih obstoj je dokazal Mendelejev.Kadar je ekstragent voda, jih imenujemo hidrati. Pojav, pri katerem nastanejo solvati (hidrati), se imenuje solvatacija (hidratacija). Vpliva na vse fizikalne in kemijske procese ter spreminja lastnosti molekul v mešanici.
Do solvatacije pride zaradi dejstva, da solvatacijska lupina, sestavljena iz z njo tesno povezanih molekul ekstraktanta, obdaja molekulo topljenca.
Dejavniki, ki vplivajo na topnost snovi
Kemična sestava snovi. Pravilo "podobno privlači podobno" velja tudi za reagente. Snovi s podobnimi fizikalnimi in kemijskimi lastnostmi se lahko med seboj hitreje raztopijo. Na primer, nepolarne spojine dobro delujejo z nepolarnimi.
Snovi s polarnimi molekulami ali ionsko strukturo razredčimo v polarnih, na primer v vodi. V njem se razgradijo soli, alkalije in druge komponente, nepolarne pa obratno. Navedemo lahko preprost primer. Za pripravo nasičene raztopine sladkorja v vodi boste potrebovali večjo količino snovi kot v primeru soli.
Kaj to pomeni? Preprosto povedano, vodi lahko dodate veliko več sladkorja kot soli.
Temperatura. Če želite povečati topnost trdnih snovi v tekočinah, morate povečati temperaturo ekstragenta (v večini primerov deluje). Ta primer lahko pokažete. Če daste ščepec natrijevega klorida (soli) v hladno vodo, bo postopek trajal dolgo.
Če enako storite z vročim medijem, bo raztapljanje potekalo veliko hitreje. To je razloženo z dejstvom, da se zaradi povišanja temperature poveča kinetična energija, katere znatna količina se pogosto porabi za prekinitev vezi med molekulami in ioni trdne snovi.
Ko pa se temperatura zviša v primeru litijevih, magnezijevih, aluminijevih in alkalijskih soli, se njihova topnost zmanjša.
Pritisk. Ta dejavnik vpliva samo na pline. Njihova topnost narašča z naraščanjem tlaka. Navsezadnje se zmanjša količina plinov.
Spreminjanje stopnje raztapljanja
Tega indikatorja ne smemo zamenjevati s topnostjo. Navsezadnje na spremembe teh dveh kazalnikov vplivajo različni dejavniki.
Stopnja razdrobljenosti topljenca.
Ta dejavnik vpliva na topnost trdnih snovi v tekočinah. V celem (kosnem) stanju se sestava redči dlje kot tista, ki je razbita na majhne koščke. Dajmo primer.
Trden kos soli se bo v vodi raztopil veliko dlje kot sol v obliki peska.
Hitrost mešanja. Kot je znano, lahko ta proces kataliziramo z mešanjem. Pomembna je tudi njegova hitrost, saj večja kot je, hitreje se bo snov raztopila v tekočini.
Zakaj morate poznati topnost trdnih snovi v vodi?
Prvič, takšni diagrami so potrebni za pravilno reševanje kemijskih enačb. Tabela topnosti prikazuje naboje vseh snovi. Potrebno jih je poznati, da lahko pravilno zapišemo reagente in sestavimo enačbo kemijske reakcije. Topnost v vodi kaže, ali lahko sol ali baza disociira.
Vodne spojine, ki prevajajo tok, vsebujejo močne elektrolite. Obstaja še ena vrsta. Tisti, ki slabo prevajajo tok, veljajo za šibke elektrolite. V prvem primeru so komponente snovi, ki so v vodi popolnoma ionizirane.
Medtem ko šibki elektroliti kažejo ta indikator le v majhni meri.
Enačbe kemijske reakcije
Obstaja več vrst enačb: molekularne, polne ionske in kratke ionske. Pravzaprav je zadnja možnost skrajšana oblika molekularne. To je končni odgovor. Celotna enačba navaja reaktante in produkte reakcije. Zdaj je na vrsti tabela topnosti snovi.
Najprej morate preveriti, ali je reakcija izvedljiva, torej ali je izpolnjen eden od pogojev za reakcijo. Obstajajo samo 3 od njih: tvorba vode, sproščanje plina in padavine usedlin. Če prva dva pogoja nista izpolnjena, morate preveriti zadnjega.
Če želite to narediti, morate pogledati tabelo topnosti in ugotoviti, ali reakcijski produkti vsebujejo netopno sol ali bazo. Če je tam, bo to usedlina. Nato boste potrebovali tabelo za pisanje ionske enačbe.
Ker so vse topne soli in baze močni elektroliti, bodo razpadle na katione in anione. Nato se nevezani ioni izničijo in enačba se zapiše v jedrnati obliki. primer:- K2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2HCl,
- 2K+2SO4+Ba+2Cl=BaSO4↓+2K+2Cl,
- Ba+SO4=BaSO4↓.
Tako je tabela topnosti snovi eden ključnih pogojev za reševanje ionskih enačb.
Podrobna tabela vam pomaga ugotoviti, koliko komponente morate vzeti za pripravo nasičene mešanice.
Tabela topnosti
Takole izgleda znana nepopolna tabela. Pomembno je, da je tukaj navedena temperatura vode, saj je to eden od dejavnikov, o katerih smo že govorili zgoraj.
Kako uporabljati tabelo topnosti snovi?
Tabela topnosti snovi v vodi je eden glavnih pomočnikov kemika. Prikazuje, kako različne snovi in spojine medsebojno delujejo z vodo. Topnost trdnih snovi v tekočinah je indikator, brez katerega so številne kemične manipulacije nemogoče.
Tabela je zelo enostavna za uporabo. V prvi vrstici so kationi (pozitivno nabiti delci), v drugi vrstici so anioni (negativno nabiti delci). Večino tabele zavzema mreža z določenimi simboli v vsaki celici.
To so črke "P", "M", "N" in znaka "-" in "?".
- "P" - spojina se raztopi;
- "M" - rahlo raztopljen;
- "N" - se ne raztopi;
- “-” — povezava ne obstaja;
- "?" — ni podatkov o obstoju povezave.
V tej tabeli je ena prazna celica - to je voda.
Preprost primer
Zdaj pa se pogovorimo o tem, kako delati s takim materialom. Recimo, da morate ugotoviti, ali je sol MgSo4 (magnezijev sulfat) topna v vodi. Če želite to narediti, morate najti stolpec Mg2+ in se po njem spustiti do črte SO42-. Na njihovem presečišču je črka P, kar pomeni, da je spojina topna.
Zaključek
Tako smo preučili vprašanje topnosti snovi v vodi in še več. Brez dvoma bo to znanje koristno pri nadaljnjem študiju kemije. Navsezadnje ima tu topnost snovi pomembno vlogo. Uporaben bo pri reševanju kemijskih enačb in različnih problemov.
Topnost različnih snovi v vodi
Sposobnost dane snovi, da se raztopi v danem topilu, se imenuje topnost.
S količinske strani je topnost trdne snovi označena s koeficientom topnosti ali topnostjo - to je največja količina snovi, ki se lahko v danih pogojih raztopi v 100 g ali 1000 g vode, da nastane nasičena raztopina.
Ker večina trdnih snovi absorbira energijo, ko se raztopijo v vodi, se po Le Chatelierjevem načelu topnost mnogih trdnih snovi povečuje z naraščajočo temperaturo.
Značilna je topnost plinov v tekočini absorpcijski koeficient- največji volumen plina, ki se lahko raztopi pri sobnih pogojih. v enem volumnu topila.
Pri raztapljanju plinov se sprošča toplota, zato se z naraščajočo temperaturo njihova topnost zmanjšuje (npr. topnost NH3 pri 0°C je 1100 dm3/1dm3vode, pri 25°C pa 700 dm3/1dm3vode).
Odvisnost topnosti plina od tlaka je podrejena Henryjevemu zakonu: Masa raztopljenega plina pri stalni temperaturi je neposredno sorazmerna s tlakom.
Izražanje kvantitativne sestave raztopin
Poleg temperature in tlaka je glavni parameter stanja raztopine koncentracija raztopljene snovi v njej.
Koncentracija raztopine Vsebnost raztopljene snovi v določeni masi ali prostornini raztopine ali topila imenujemo. Koncentracijo raztopine lahko izrazimo na različne načine. V kemijski praksi so najpogosteje uporabljeni načini izražanja koncentracij:
A) masni delež topljenca prikazuje število gramov (enote mase) topljenca v 100 g (enote mase) raztopine (ω, %)
b) koncentracija molskega volumna ali molarnost , prikazuje število molov (količino) raztopljene snovi v 1 dm3 raztopine (s ali M, mol/dm3)
V) enakovredna koncentracija ali normalnost , prikazuje število ekvivalentov raztopljene snovi v 1 dm3 raztopine (seili n, mol/dm3)
G) koncentracija molske mase ali molalnost , prikazuje število molov topljenca v 1000 g topila (cm, mol / 1000 g)
d) napis raztopina je število gramov raztopljene snovi v 1 cm3 raztopine (T, g/cm3)
Poleg tega je sestava raztopine izražena z brezdimenzijskimi relativnimi deleži.
Volumski delež je razmerje med prostornino raztopljene snovi in prostornino raztopine, masni delež je razmerje med maso raztopljene snovi in prostornino raztopine; molski delež je razmerje med količino raztopljene snovi (število molov) in skupno količino vseh sestavin raztopine.Najpogosteje uporabljena količina je molski delež (N) – razmerje med količino raztopljene snovi (ν1) in skupno količino vseh komponent raztopine, to je ν1 + ν2 (kjer je ν2 količina topila)
Št.v.= ν1/(ν1+ ν2)= mr.v./Mr.v./(mr.v./Mr.v+mr-lja./Mr-lja).
Razredčene raztopine neelektrolitov in njihove lastnosti
Med nastajanjem raztopin je narava interakcije komponent določena z njihovo kemično naravo, zaradi česar je težko prepoznati splošne vzorce. Zato se je primerno zateči k nekemu modelu idealizirane rešitve, tako imenovani idealni rešitvi.
Imenuje se raztopina, katere nastanek ni povezan s spremembo volumna ali toplotnega učinka idealna rešitev.
Vendar pa večina raztopin nima v celoti lastnosti idealnosti in splošne vzorce je mogoče opisati s primeri tako imenovanih razredčenih raztopin, to je raztopin, v katerih je vsebnost raztopljene snovi zelo majhna v primerjavi z vsebnostjo topila in interakcijo molekul raztopljene snovi s topilom lahko zanemarimo. Rešitve imajo oligativne lastnosti- to so lastnosti raztopin, ki so odvisne od števila delcev raztopljene snovi. Koligativne lastnosti raztopin vključujejo:
- osmotski tlak;
- tlak nasičene pare. Raoultov zakon;
- povečanje vrelišča;
- znižanje temperature zmrzovanja.
Osmoza Osmotski tlak.
Naj obstaja posoda, razdeljena s polprepustno pregrado (črtkana črta na sliki) na dva dela, napolnjena do enakega nivoja O-O. Topilo se postavi na levo stran, raztopina pa na desno
raztopina topila
Pojem pojava osmoze
Zaradi razlike v koncentracijah topil na obeh straneh pregrade topilo spontano (v skladu z Le Chatelierjevim principom) prodre skozi polprepustno pregrado v raztopino in jo razredči.
Gonilna sila za prednostno difuzijo topila v raztopino je razlika v prosti energiji čistega topila in topila v raztopini.Ko je raztopina razredčena zaradi spontane difuzije topila, je prostornina raztopine poveča in nivo se premakne iz položaja O v položaj II.
Enosmerna difuzija določene vrste delcev v raztopini skozi polprepustno pregrado se imenuje z osmozo.
Osmotske lastnosti raztopine (glede na čisto topilo) je mogoče kvantitativno opisati z uvedbo koncepta osmotski tlak.
Slednji predstavlja težnjo topila, da preide skozi polprepustno pregrado v dano raztopino.
Enak je dodatnemu tlaku, ki ga je treba uporabiti za raztopino, da se osmoza ustavi (učinek tlaka je povečati izkoristek molekul topila iz raztopine).
Raztopine, za katere je značilen enak osmotski tlak, se imenujejo izotonični. V biologiji se imenujejo raztopine z osmotskim tlakom, večjim od tlaka znotrajcelične vsebine hipertenzivna, z manj – hipotonični Ista raztopina je za eno vrsto celic hipertonična, za drugo izotonična in za tretjo hipotonična.
Večina tkiv organizmov ima polprepustne lastnosti. Zato so osmotski pojavi izjemnega pomena za življenje živalskih in rastlinskih organizmov. Procesi absorpcije hrane, metabolizma itd.so tesno povezani z različno prepustnostjo tkiv za vodo in nekatere raztopljene snovi Pojavi osmoze pojasnjujejo nekatera vprašanja v zvezi z odnosom organizma do okolja.
Na primer, ugotavljajo, da sladkovodne ribe ne morejo živeti v morski vodi, morske ribe pa ne morejo živeti v rečni vodi.
Van't Hoff je pokazal, da je osmotski tlak v raztopini, ki ni elektrolit, sorazmeren z molsko koncentracijo topljenca.
Rosm=cRT,
kjer je Posm osmotski tlak, kPa; с - molska koncentracija, mol/dm3 R - plinska konstanta enaka 8,314 J/mol∙K; T - temperatura, K.
Ta izraz je po obliki podoben Mendeleev-Clapeyronovi enačbi za idealne pline, vendar te enačbe opisujejo različne procese. Osmotski tlak nastane v raztopini, ko skozi polprepustno pregrado prodre dodatna količina topila. Ta pritisk je sila, ki preprečuje nadaljnje izenačevanje koncentracij.
oblikoval van't Hoff pravo-motični pritisk: osmotski tlak je enak tlaku, ki bi ga proizvedla raztopljena snov, če bi v obliki idealnega plina zasedla enako prostornino, kot jo zavzema raztopina, pri isti temperaturi.
Tlak nasičene pare. Raoultov zakon.
Razmislite o razredčeni raztopini nehlapne (trdne) snovi A v hlapnem tekočem topilu B. V tem primeru je skupni nasičeni parni tlak nad raztopino določen z delnim parnim tlakom topila, saj je parni tlak topila raztopljeno snov lahko zanemarimo.
Raul je pokazal, da je tlak nasičenega paratopila nad raztopino P manjši kot nad čistim topilom P°.Razlika P° - P = P se imenuje absolutno zmanjšanje parnega tlaka nad raztopino. Ta vrednost, povezana s parnim tlakom čistega topila, to je (P°-P)/P° = P/P°, se imenuje relativno zmanjšanje parnega tlaka.Po Raoultovem zakonu je relativno zmanjšanje nasičenega parnega tlaka topila nad raztopino enako molskemu deležu raztopljene nehlapne snovi
(P°-P)/P°= N= ν1/(ν1+ ν2)= mr.v./Mr.v./(mr.v./Mr.v+mr-lya./Mr-lya)= XA
kjer je XA molski delež raztopljene snovi.In ker je ν1 = mр.в./Мр.в, lahko z uporabo tega zakona določite molsko maso raztopljene snovi.
Posledica Raoultovega zakona. Zmanjšanje parnega tlaka nad raztopino nehlapne snovi, na primer v vodi, je mogoče razložiti z uporabo Le Chatelierjevega principa premika ravnotežja.
Dejansko se s povečanjem koncentracije nehlapne komponente v raztopini ravnovesje v sistemu voda - nasičena para premakne v smeri kondenzacije dela pare (odziv sistema na zmanjšanje koncentracije vode, ko snov se raztopi), kar povzroči zmanjšanje tlaka pare.
Zmanjšanje parnega tlaka nad raztopino v primerjavi s čistim topilom povzroči zvišanje vrelišča in znižanje ledišča raztopin v primerjavi s čistim topilom (t). Te vrednosti so sorazmerne z molsko koncentracijo topljenca - neelektrolita, to je:
t= K∙sT= K∙t∙1000/M∙a,
kjer je sm molska koncentracija raztopine; a je masa topila. Faktor sorazmernosti TO , ko se vrelišče poveča, se imenuje ebulioskopska konstanta za to topilo (E ), in za znižanje temperature zmrzovanja - krioskopska konstanta(TO ).
Te konstante, ki so številčno različne za isto topilo, označujejo zvišanje vrelišča in znižanje zmrziščne točke enomolarne raztopine, tj. raztapljanje 1 mola nehlapnega neelektrolita v 1000 topilu. Zato jih pogosto imenujemo molalno zvišanje vrelišča in molalno znižanje zmrziščne točke raztopine.
Kriskopske in ebulioskopske konstante niso odvisne od koncentracije in narave raztopljene snovi, temveč le od narave topila in so označene z dimenzijo kg∙deg/mol.
Koncept rešitev. Topnost snovi
Rešitve- homogeni (homogeni) sistemi spremenljive sestave, ki vsebujejo dve ali več komponent.
Najpogostejše so tekoče raztopine. Sestavljeni so iz topila (tekoča) in raztopljenih snovi (plinaste, tekoče, trdne):
Tekoče raztopine so lahko vodne ali nevodne. Vodne raztopine- To so raztopine, v katerih je topilo voda. Nevodne raztopine- to so raztopine, v katerih so topila druge tekočine (benzen, alkohol, eter itd.). V praksi se pogosteje uporabljajo vodne raztopine.
Raztapljanje snovi
Razpustitev- zapleten fizikalno-kemijski proces. Uničenje strukture topljenca in porazdelitev njegovih delcev med molekulami topila je fizikalni proces. Hkrati pride do interakcije molekul topila z delci raztopljene snovi, tj. kemični proces. Kot rezultat te interakcije nastanejo solvati.
Solvati- produkti spremenljive sestave, ki nastanejo med kemijsko interakcijo delcev topljenca z molekulami topila.
Če je topilo voda, se nastali solvati imenujejo hidrati. Proces nastajanja solvata se imenuje raztopina. Proces nastajanja hidratov se imenuje hidracija. Hidrate nekaterih snovi lahko izoliramo v kristalni obliki z izhlapevanjem raztopin. Na primer:
Kaj je modra kristalna snov in kako nastane? Ko bakrov (II) sulfat raztopimo v vodi, disociira na ione:
Nastali ioni medsebojno delujejo z molekulami vode:
Ko raztopino izhlapimo, nastane kristalno hidrat bakrovega (II) sulfata - CuSO4 · 5H2O.
Imenujemo kristalne snovi, ki vsebujejo molekule vode kristalni hidrati. Vodo, ki jo vsebujejo, imenujemo kristalizacijska voda. Primeri kristalnih hidratov:
Prvič je zamisel o kemijski naravi procesa raztapljanja izrazil D. I. Mendelejev v svoji razviti kemijska (hidratna) teorija raztopin(1887). Dokaz fizikalno-kemijske narave procesa raztapljanja so toplotni učinki med raztapljanjem, to je sproščanje ali absorpcija toplote.
Toplotni učinek raztapljanja je enak vsoti toplotnih učinkov fizikalnih in kemijskih procesov. Fizikalni proces poteka z absorpcijo toplote, kemični proces s sproščanjem.
Če se zaradi hidratacije (solvatacije) sprosti več toplote, kot se absorbira med uničenjem strukture snovi, potem je raztapljanje eksotermni proces. Sproščanje toplote opazimo na primer pri raztapljanju v vodi snovi, kot so NaOH, AgNO3, H2SO4, ZnSO4 itd.
Če je za uničenje strukture snovi potrebno več toplote, kot je nastane med hidratacijo, je raztapljanje endotermni proces. To se zgodi na primer, ko v vodi raztopimo NaNO3, KCl, K2SO4, KNO2, NH4Cl itd.
Topnost snovi
Vemo, da se nekatere snovi dobro raztopijo, druge - slabo. Pri raztapljanju snovi nastanejo nasičene in nenasičene raztopine.
Nasičena raztopina je raztopina, ki vsebuje največjo količino topljenca pri določeni temperaturi.
Nenasičena raztopina- raztopina, ki vsebuje manj topljenca, kot je nasičenega pri dani temperaturi.
Kvantitativna značilnost topnosti je koeficient topnosti. Koeficient topnosti pove, kakšna največja masa snovi se lahko raztopi v 1000 ml topila pri določeni temperaturi.
Topnost je izražena v gramih na liter (g/l).
Glede na topnost v vodi delimo snovi v 3 skupine:
Tabela topnosti soli, kislin in baz v vodi:
Topnost snovi je odvisna od narave topila, narave raztopljene snovi, temperature, tlaka (pri plinih). Topnost plinov z naraščanjem temperature pada, z naraščanjem tlaka pa narašča.
Odvisnost topnosti trdnih snovi od temperature prikazujejo topne krivulje. Topnost mnogih trdnih snovi se poveča z naraščajočo temperaturo.Iz krivulj topnosti lahko določimo: 1) koeficient topnosti snovi pri različnih temperaturah; 2) maso raztopljene snovi, ki se izloči, ko raztopino ohladimo s t1oC na t2oC.
Imenuje se postopek izolacije snovi z izhlapevanjem ali ohlajanjem njene nasičene raztopine rekristalizacija. Rekristalizacija se uporablja za čiščenje snovi.
rešitev je termodinamično stabilen homogen (enofazni) sistem spremenljive sestave, sestavljen iz dveh ali več komponent (kemikalij). Komponenti, ki tvorita raztopino, sta topilo in topljenec. Običajno se topilo šteje za komponento, ki v svoji čisti obliki obstaja v enakem agregatnem stanju kot nastala raztopina (na primer, v primeru vodne raztopine soli je topilo seveda voda ). Če sta bili obe komponenti pred raztapljanjem v enakem agregatnem stanju (na primer alkohol in voda), se za topilo šteje tista komponenta, ki je v večji količini.
Raztopine so tekoče, trdne in plinaste.
Tekoče raztopine so raztopine soli, sladkorja, alkohola v vodi. Tekoče raztopine so lahko vodne ali nevodne. Vodne raztopine so raztopine, v katerih je topilo voda. Nevodne raztopine so raztopine, v katerih so topila organske tekočine (benzen, alkohol, eter itd.). Trdne raztopine so kovinske zlitine. Plinaste raztopine - zrak in druge mešanice plinov.
Postopek raztapljanja. Raztapljanje je kompleksen fizikalni in kemični proces. Med fizikalnim procesom se struktura topljenca poruši in njegovi delci se porazdelijo med molekule topila. Kemični proces je interakcija molekul topila z delci topljenca. Kot rezultat te interakcije, solvati.Če je topilo voda, se nastali solvati imenujejo hidrati. Proces nastajanja solvatov imenujemo solvatacija, proces nastajanja hidratov pa hidratacija. Pri izhlapevanju vodnih raztopin nastanejo kristalni hidrati - to so kristalne snovi, ki vsebujejo določeno število molekul vode (kristalizacijska voda). Primeri kristalnih hidratov: CuSO 4 . 5H 2 O – bakrov (II) sulfat pentahidrat; FeSO4 . 7H 2 O – železov (II) sulfat heptahidrat.
Fizikalni proces raztapljanja poteka z absorpcija energija, kemikalija - z poudarjanje. Če se zaradi hidracije (solvatacije) sprosti več energije, kot se absorbira med uničenjem strukture snovi, potem je raztapljanje eksotermna postopek. Pri raztapljanju NaOH, H 2 SO 4, Na 2 CO 3, ZnSO 4 in drugih snovi se sprošča energija. Če je za uničenje strukture snovi potrebno več energije, kot se sprosti med hidratacijo, potem gre za raztapljanje endotermna postopek. Absorpcija energije nastane, ko se v vodi raztopijo NaNO 3, KCl, NH 4 NO 3, K 2 SO 4, NH 4 Cl in nekatere druge snovi.
Količina energije, ki se sprosti ali absorbira med raztapljanjem, se imenuje toplotni učinek raztapljanja.
Topnost snov je njena sposobnost, da se porazdeli v drugi snovi v obliki atomov, ionov ali molekul, da tvori termodinamično stabilen sistem spremenljive sestave. Kvantitativna značilnost topnosti je koeficient topnosti, ki kaže, koliko največje mase snovi se lahko raztopi v 1000 ali 100 g vode pri določeni temperaturi. Topnost snovi je odvisna od narave topila in snovi, od temperature in tlaka (pri plinih). Topnost trdnih snovi na splošno narašča z naraščajočo temperaturo. Topnost plinov se zmanjšuje z naraščanjem temperature, povečuje pa se z naraščanjem tlaka.
Glede na topnost v vodi delimo snovi v tri skupine:
1. Dobro topen (r.). Topnost snovi je več kot 10 g v 1000 g vode. Na primer, 2000 g sladkorja se raztopi v 1000 g vode ali v 1 litru vode.
2. Rahlo topen (m.). Topnost snovi je od 0,01 g do 10 g v 1000 g vode. Na primer, 2 g sadre (CaSO 4 . 2 H 2 O) se raztopi v 1000 g vode.
3. Praktično netopen (n.). Topnost snovi je manjša od 0,01 g v 1000 g vode. Na primer, 1,5 se raztopi v 1000 g vode . 10 -3 g AgCl.
Pri raztapljanju snovi lahko nastanejo nasičene, nenasičene in prenasičene raztopine.
Nasičena raztopina je raztopina, ki vsebuje največjo količino topljenca pod danimi pogoji. Ko v takšno raztopino dodamo snov, se snov ne raztopi več.
Nenasičena raztopina- raztopina, ki pod danimi pogoji vsebuje manj topljenca kot nasičena raztopina. Ko v takšno raztopino dodamo snov, se snov še vedno raztopi.
Včasih je mogoče dobiti raztopino, ki vsebuje več topljenca kot nasičena raztopina pri določeni temperaturi. Takšna raztopina se imenuje prenasičena. To raztopino pripravimo tako, da nasičeno raztopino previdno ohladimo na sobno temperaturo. Prenasičene raztopine so zelo nestabilne. Kristalizacijo snovi v takšni raztopini lahko povzročimo tako, da s stekleno paličico drgnemo po stenah posode, v kateri je raztopina. Ta metoda se uporablja pri izvajanju nekaterih kvalitativnih reakcij.
Topnost snovi lahko izrazimo tudi z molsko koncentracijo njene nasičene raztopine (oddelek 2.2).
Konstanta topnosti. Razmislimo o procesih, ki nastanejo med interakcijo slabo topnega, a močnega elektrolita barijevega sulfata BaSO 4 z vodo. Pod vplivom vodnih dipolov bodo ioni Ba 2+ in SO 4 2 - iz kristalne mreže BaSO 4 prešli v tekočo fazo. Hkrati s tem procesom se bo pod vplivom elektrostatičnega polja kristalne mreže nekaj ionov Ba 2+ in SO 4 2 - ponovno odložilo (slika 3). Pri dani temperaturi se bo v heterogenem sistemu končno vzpostavilo ravnotežje: hitrost procesa raztapljanja (V 1) bo enaka hitrosti procesa obarjanja (V 2), tj.
BaSO 4 ⇄ Ba 2+ + SO 4 2 -
trdna raztopina
riž. 3. Nasičena raztopina barijevega sulfata
Raztopino v ravnotežju s trdno fazo BaSO 4 imenujemo bogata glede na barijev sulfat.
Nasičena raztopina je ravnotežni heterogeni sistem, za katerega je značilna kemijska ravnotežna konstanta:
, (1)
kjer je a (Ba 2+) aktivnost barijevih ionov; a(SO 4 2-) – aktivnost sulfatnih ionov;
a (BaSO 4) – aktivnost molekul barijevega sulfata.
Imenovalec tega ulomka - aktivnost kristalnega BaSO 4 - je konstantna vrednost, enaka enoti. Zmnožek dveh konstant daje novo konstanto, imenovano termodinamična konstanta topnosti in označite K s °:
К s° = a(Ba 2+) . a(SO 4 2-). (2)
Ta količina se je prej imenovala produkt topnosti in označena kot PR.
Tako je v nasičeni raztopini težko topnega močnega elektrolita produkt ravnotežnih aktivnosti njegovih ionov konstantna vrednost pri določeni temperaturi.
Če predpostavimo, da je v nasičeni raztopini težko topnega elektrolita koeficient aktivnosti f~1, potem lahko aktivnost ionov v tem primeru nadomestimo z njihovimi koncentracijami, saj a( X) = f (X) . Z( X). Termodinamična konstanta topnosti K s ° se bo spremenila v koncentracijsko konstanto topnosti K s:
K s = C(Ba 2+) . C(SO 4 2-), (3)
kjer sta C(Ba 2+) in C(SO 4 2 -) ravnotežni koncentraciji ionov Ba 2+ in SO 4 2 - (mol/l) v nasičeni raztopini barijevega sulfata.
Za poenostavitev izračunov se običajno uporablja koncentracijska konstanta topnosti K s, pri čemer se f(X) = 1 (Priloga 2).
Če slabo topen močan elektrolit pri disociaciji tvori več ionov, potem izraz K s (ali K s °) vključuje ustrezne moči, enake stehiometričnim koeficientom:
PbCl 2 ⇄ Pb 2+ + 2 Cl - ; K s = C (Pb 2+) . C2 (Cl-);
Ag 3 PO 4 ⇄ 3 Ag + + PO 4 3 - ; K s = C 3 (Ag +) . C (PO 4 3 -).
Na splošno je izraz za konstanto koncentracije topnosti za elektrolit A m B n ⇄ m A n+ + n B m - ima obliko
K s = С m (A n+) . C n (B m -),
kjer je C koncentracija ionov A n+ in B m v nasičeni raztopini elektrolita v mol/l.
Vrednost K s običajno uporabljamo samo za elektrolite, katerih topnost v vodi ne presega 0,01 mol/l.
Pogoji za nastanek padavin
Predpostavimo, da je c dejanska koncentracija ionov težko topnega elektrolita v raztopini.
Če C m (A n +) . Pri n (B m -) > K s bo prišlo do tvorbe oborine, ker raztopina postane prenasičena.
Če C m (A n +) . C n (B m -)< K s , то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется.
Lastnosti raztopin. Spodaj bomo obravnavali lastnosti neelektrolitskih raztopin. V primeru elektrolitov je v podane formule uveden izotonični korekcijski faktor.
Če je nehlapna snov raztopljena v tekočini, je tlak nasičene pare nad raztopino manjši od tlaka nasičene pare nad čistim topilom. Hkrati z zmanjšanjem parnega tlaka nad raztopino opazimo spremembo njenih vrelišč in zmrziščnih točk; Vrelišče raztopin se poveča, zmrzišče pa zniža v primerjavi s temperaturami, značilnimi za čista topila.
Relativno znižanje zmrziščne točke ali relativno zvišanje vrelišča raztopine je sorazmerno z njeno koncentracijo:
∆t = K С m,
kjer je K konstanta (krioskopska ali ebulioskopska);
С m je molska koncentracija raztopine, mol/1000 g topila.
Ker je C m = m/M, kjer je m masa snovi (g) v 1000 g topila,
M je molska masa, zgornjo enačbo lahko predstavimo kot:
; .
Tako, če poznamo vrednost K za vsako topilo, nastavimo m in eksperimentalno določimo ∆t v napravi, najdemo M raztopljene snovi.
Molsko maso topljenca je mogoče določiti z merjenjem osmotskega tlaka raztopine (π) in izračunati z uporabo Van't Hoffove enačbe:
; .
Laboratorijsko delo
RAZPUŠČANJE.
TOPNOST SNOVI V VODI.
I RAZPUŠČANJE IN REŠITVE.
RAZPUŠČANJE. REŠITVE.
Fizikalna teorija (Vant-Goff,
Ostwald, Arrhenius).
Razpustitev je proces difuzije,
A rešitve- To so homogene mešanice.
Kemijska teorija (Mendelejev,
Kablukov, Kistjakovski).
Razpustitev je kemični proces
interakcije topljencev
z vodo - proces hidracije,
A rešitve To so spojine, imenovane hidrati.
Sodobna teorija.
Razpustitev je fizikalno-kemijski proces, ki poteka med topilom in delci raztopljene snovi in ga spremlja proces difuzije.
Rešitve- to so homogeni (homogeni) sistemi, sestavljeni iz delcev raztopljene snovi, topila in produktov njihove interakcije - hidratov.
II ZNAKI KEMIJSKE INTERAKCIJE MED RAZTAPANJEM.
1. Toplotni pojavi.
ü Eksotermno – gre za pojave, ki jih spremlja sproščanje toplote /raztapljanje koncentrirane žveplove kisline H2SO4 v vodi/.
ü Endotermno– gre za pojave, ki jih spremlja absorpcija toplote /raztapljanje kristalov amonijevega nitrata NH4NO3 v vodi/.
2. Sprememba barve.
CuSO4 + 5H2O → CuSO4∙5H2O
beli modri kristali
kristali
3. Sprememba glasnosti.
III ODVISNOST TRDNIH SNOVI OD RAZTAPLJANJA.
1. Iz narave snovi:
ü dobro topen v vodi /več kot 10g snovi na 100g vode/;
ü slabo topen v vodi /manj kot 1g/;
ü praktično netopen v vodi /manj kot 0,01g/.
2. Od temperature.
IV VRSTE RAZTOPIN PO TOPNOSTI.
Ø Po stopnji topnosti:
ü Nenasičena raztopina - raztopina, v kateri je pri določeni temperaturi in tlaku možno nadaljnje raztapljanje snovi, ki je že v njej.
ü Nasičena raztopina – raztopina, ki je v faznem ravnovesju s topljencem.
ü Prenasičena raztopina - nestabilna raztopina, v kateri je vsebnost raztopljene snovi večja kot v nasičeni raztopini iste snovi pri enaki temperaturi in tlaku.
Ø Glede na stopnjo razmerja med topno snovjo in topilom:
ü koncentrirano;
ü razredčeno.
TEORIJA ELEKTROLITSKE DISOCIACIJE (ED).
I. Teorijo elektrolitske disociacije (ED) je predlagal švedski znanstvenik Svante Arrhenius leta 1887
Kasneje se je TED razvijal in izboljševal. Sodobna teorija vodnih raztopin elektrolitov, poleg teorije elektrolitske disociacije S. Arrheniusa, vključuje ideje o hidrataciji ionov (,) in teorijo močnih elektrolitov (, 1923).
II. SNOVI
elektroliti – snovi, raztopine
ali katerih taljenja se izvajajo
elektrika.
/kisline, soli, baze/
Neelektroliti – snovi, katerih raztopine ali taline ne prevajajo električnega toka.
/enostavne snovi/
IONI – nabiti delci.
ü kationi /kat+/– pozitivno nabiti delci.
ü anioni /an-/– negativno nabiti delci
III. OSNOVNE DOLOČBE TED:
ü Imenuje se spontani proces razgradnje elektrolita na ione v raztopini ali talini elektrolitska disociacija .
ü V vodnih raztopinah ioni niso prosti, ampak v hidrirano stanju, tj. obdan z vodnimi dipoli in z njimi kemično povezan. Ioni v hidratiziranem stanju se razlikujejo po lastnostih od ionov v plinastem stanju snovi.
ü Za isto topljeno snov stopnja disociacije narašča z redčenjem raztopine.
ü V raztopinah ali talinah elektrolitov se ioni gibljejo kaotično, ko pa električni tok teče skozi raztopino ali talino elektrolita, se ioni premikajo smerno: kationi - do katode, anioni - do anode.
MEHANIZEM ELEKTROLITSKE DISOCIACIJE
1. ED ionskih snovi:
ü Orientacija vodnih dipolov glede na kristalne ione.
ü Razpad kristala na ione (sama disociacija).
ü Hidracija ionov.
2. ED snovi s kovalentno polarno vrsto kemijske vezi.
ü Uničenje vodikovih vezi med molekulami vode, nastanek vodnih dipolov.
ü Orientacija vodnih dipolov glede na dipole polarne molekule.
ü Močna polarizacija vezi, zaradi katere se skupni elektronski par popolnoma premakne na atomski delec bolj elektronegativnega elementa.
ü Razpad snovi na ione (sama disociacija).
ü Hidracija ionov.
STOPNJA ELEKTROLITSKE DISOCIACIJE /α/
1. stopnja ED je razmerje med številom razpadlih molekul in skupnim številom delcev v raztopini.
α = ─ ∙ 100 %
nskupaj
2. Glede na stopnjo ED se snovi delijo na:
ü močni elektroliti /HCl; H2SO4; NaOH; Na2CO3/
ü srednje močni elektroliti /H3PO4/
ü šibki elektroliti /H2CO3; H2SO3/.
KEMIJSKI DIKTAT
NA TEMO: "ELEKTROLITSKA DISOCIACIJA"
1. Vse v vodi topne baze so močni elektroliti.
2. Samo vodotopne soli so podvržene hidrolizi.
3. Disociacija je reverzibilen proces.
4. Bistvo reakcije nevtralizacije, CH3COOH + KOH → CH3COOC + H2O izražena kot kratka ionska enačba za kemijsko reakcijo je: H++ OH- → H2O.
5. BaSO4 ; AgCl- To so soli, ki so netopne v vodi, zato ne disociirajo na ione.
6. Ali je disociacijska enačba za naslednje soli pravilna:
ü Na2SO4 → 2Na+ + SO42-
ü KCl → K+ + Cl-
7. Disociacijska enačba za žveplovo kislino je naslednja: H2 SO3 → 2 H+ + SO3 2- .
8. Prava stopnja disociacije močnega elektrolita je manjša od 100 %.
9. Kot posledica reakcije nevtralizacije vedno nastaneta sol in voda.
10. Samo vodotopne baze – alkalije so elektroliti.
11. Spodaj predstavljene enačbe kemijske reakcije so reakcije ionske izmenjave:
ü 2KOH + SiO2 → K2SiO3 + H2O
ü Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ü CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O
12. Žveplova kislina je šibka kislina, zato razpade na vodo (H2O) in žveplov dioksid (SO2).
H2SO3 → H2O + SO2.
KODA
1. Ne /izjema NH3∙H2O/
2. Št: Al2S3 + 2H2O → 2AlOHS + H2S
3. št. /Disociacija le šibkih elektrolitov je reverzibilen proces, močni elektroliti disociirajo ireverzibilno/.
4. Št: CH3COOH + OH - → CH3COO= + H2O.
5. št. /Te soli so netopne v vodi, vendar so sposobne disociirati/.
6. št. /Te soli so močni elektroliti, zato nepovratno disociirajo/.
7. št. /Polibazične kisline stopničasto disociirajo/.
8. št. /Prava stopnja disociacije je 100%/.
9. Št: NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl ostaja nastanek vode pod vprašajem.
10. št. /Vse baze so elektroliti/.
11. št. /To so reakcije izmenjave, vendar ionske/.
12. št. /Pride do razgradnje žveplene kisline, ker je krhka kislina/.
PRAVILA
SESTAVLJANJE IONSKIH ENAČB ZA KEMIJSKE REAKCIJE.
1. Preproste snovi, oksidi, pa tudi netopne kisline, soli in baze niso ločeni na ione.
2. Za reakcijo ionske izmenjave se uporabljajo raztopine, zato se tudi slabo topne snovi nahajajo v raztopinah v obliki ionov. /Če je izhodna spojina slabo topna snov, jo pri sestavljanju ionskih enačb kemijskih reakcij razgradimo na ione/.
3. Če kot posledica reakcije nastane rahlo topna snov, se pri pisanju ionske enačbe šteje za netopno.
4. Vsota električnih nabojev na levi strani enačbe mora biti enaka vsoti električnih nabojev na desni strani.
POGOJI
POTEK IONSKIH IZMENJAVNIH REAKCIJ
1. Tvorba vode z nizko disociacijo – 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. Padavine:
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. Izpust plina:
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
Raztopina je homogen sistem, sestavljen iz dveh ali več snovi, katerih vsebnost se lahko spreminja v določenih mejah, ne da bi pri tem motili homogenost.
voda rešitve so sestavljene iz vodo(topilo) in raztopljeno snov. Stanje snovi v vodni raztopini je po potrebi označeno z indeksom (p), na primer KNO 3 v raztopini - KNO 3 (p).
Raztopine, ki vsebujejo majhno količino topljenca, se pogosto imenujejo razredčeno in raztopine z visoko vsebnostjo topljenca - koncentrirano. Imenuje se raztopina, v kateri je možno nadaljnje raztapljanje snovi nenasičen in raztopina, v kateri se snov pod danimi pogoji neha topiti, je nasičen. Slednja raztopina je vedno v stiku (v heterogenem ravnovesju) z neraztopljeno snovjo (en kristal ali več).
Pod posebnimi pogoji, na primer pri skrbnem (brez mešanja) hlajenju vroče nenasičene raztopine trdna snovi, ki lahko tvorijo prenasičen rešitev. Ko vnesemo kristal snovi, se taka raztopina razdeli na nasičeno raztopino in oborino snovi.
V skladu z kemijska teorija raztopin D. I. Mendeleev, raztapljanje snovi v vodi spremlja, prvič, uničenje kemične vezi med molekulami (medmolekulske vezi pri kovalentnih snoveh) ali med ioni (pri ionskih snoveh), s tem pa se delci snovi pomešajo z vodo (pri čemer se uničijo tudi nekatere vodikove vezi med molekulami). Do pretrganja kemičnih vezi pride zaradi toplotne energije gibanja molekul vode, kar se zgodi stroški energija v obliki toplote.
Drugič, ko so v vodi, so delci (molekule ali ioni) snovi izpostavljeni hidracija. Kot rezultat, hidrati– spojine nedoločene sestave med delci snovi in molekulami vode (notranja sestava samih delcev snovi se pri raztapljanju ne spremeni). Ta proces spremlja poudarjanje energija v obliki toplote zaradi nastajanja novih kemičnih vezi v hidratih.
Na splošno je rešitev bodisi ohladi(če poraba toplote presega njeno sproščanje) ali segreje (sicer); včasih - če sta dovedena toplota in njena sprostitev enaka - temperatura raztopine ostane nespremenjena.
Mnogi hidrati se izkažejo za tako stabilne, da se ne zrušijo niti, ko raztopina popolnoma izhlapi. Tako so znani trdni kristalni hidrati soli CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl(SO 4) 2 12H 2 O itd.
Vsebnost snovi v nasičeni raztopini pri T= const kvantitativno označuje topnost te snovi. Topnost je običajno izražena kot masa topljenca na 100 g vode, na primer 65,2 g KBr/100 g H 2 O pri 20 °C. Če torej k 100 g vode pri 20 °C dodamo 70 g trdnega kalijevega bromida, bo 65,2 g soli prešlo v raztopino (ki bo nasičena), pri raztopini pa bo ostalo 4,8 g trdnega KBr (presežek). dno kozarca.
Ne smemo pozabiti, da je vsebnost topljenca v bogata rešitev enako, V nenasičen rešitev manj in v prenasičen rešitev več njegova topnost pri določeni temperaturi. Tako raztopina, pripravljena pri 20 °C iz 100 g vode in natrijevega sulfata Na 2 SO 4 (topnost 19,2 g/100 g H 2 O), ki vsebuje
15,7 g soli - nenasičene;
19,2 g soli - nasičene;
2O,3 g soli – prenasičeno.
Topnost trdnih snovi (tabela 14) običajno narašča z naraščanjem temperature (KBr, NaCl), le pri nekaterih snoveh (CaSO 4, Li 2 CO 3) pa opazimo nasprotno.
Topnost plinov z naraščanjem temperature pada, z naraščanjem tlaka pa narašča; na primer pri tlaku 1 atm je topnost amoniaka 52,6 (20 °C) in 15,4 g/100 g H 2 O (80 °C), pri 20 °C in 9 atm pa 93,5 g/100 g H 2 O.
Glede na vrednosti topnosti ločimo snovi:
– zelo topen, katerih masa v nasičeni raztopini je primerljiva z maso vode (npr. KBr - pri 20 °C topnost 65,2 g/100 g H 2 O; 4,6 M raztopina), tvorijo nasičene raztopine z molarnostjo več kot 0,1 M;
– rahlo topno, katerih masa v nasičeni raztopini je bistveno manjša od mase vode (npr. CaSO 4 - pri 20 °C topnost 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M raztopina), tvorijo nasičene raztopine z molarnostjo 0,1– 0,001 M;
– praktično netopno, katerih masa v nasičeni raztopini je zanemarljiva v primerjavi z maso topila (npr. AgCl - pri 20 °C topnost 0,00019 g na 100 g H 2 O; 0,0000134 M raztopina), tvorijo nasičene raztopine z molarnostjo manj kot 0,001 M.
Sestavljeno na podlagi referenčnih podatkov tabela topnosti pogoste kisline, baze in soli (tabela 15), ki označuje vrsto topnosti, so navedene snovi, ki niso znane znanosti (niso pridobljene) ali popolnoma razpadejo z vodo.
Pouk kemije v 8. razredu. "____"_____________ 20___
Razpustitev. Topnost snovi v vodi.
Tarča. Razširite in poglobite študentovo razumevanje raztopin in procesov raztapljanja.
Izobraževalni cilji: ugotoviti, kaj je raztopina, obravnavati proces raztapljanja kot fizikalni in kemijski proces; razširiti svoje razumevanje zgradbe snovi in kemijskih procesov, ki potekajo v raztopinah; razmislite o glavnih vrstah rešitev.
Razvojni cilji: Nadaljevati z razvojem govornih zmožnosti, zmožnosti opazovanja in zmožnosti sklepanja na podlagi laboratorijskega dela.
Izobraževalni cilji: gojiti svetovni nazor študentov s preučevanjem procesov topnosti, saj je topnost snovi pomembna značilnost za pripravo raztopin v vsakdanjem življenju, medicini in drugih pomembnih sektorjih industrije in človeškega življenja.
Med poukom.
Kaj je rešitev? Kako pripraviti raztopino?
Izkušnja št. 1. V kozarec vode postavite kristal kalijevega permanganata. Kaj vidimo? Na kateri pojav se nanaša proces raztapljanja?
Poskus št. 2. V epruveto nalijemo 5 ml vode. Nato dodamo 15 kapljic koncentrirane žveplove kisline (konc. H2SO4). Kaj vidimo? (Odgovor: epruveta se je segrela, pride do eksotermne reakcije, kar pomeni, da je raztapljanje kemični proces).
Izkušnja št. 3. V epruveto z natrijevim nitratom dodamo 5 ml vode. Kaj vidimo? (Odgovor: epruveta se je ohladila, poteka endotermna reakcija, kar pomeni, da je raztapljanje kemični proces).
Postopek raztapljanja obravnavamo kot fizikalno-kemijski proces.
Stran 211 izpolni tabelo.
| Znaki primerjave | Fizikalna teorija | Kemijska teorija. |
| Zagovorniki teorije | Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald | Mendelejev. |
| Določitev raztapljanja | Postopek raztapljanja je posledica difuzije, tj. prodiranje topljenca v prostore med molekulami vode | Kemijska interakcija topljenca z molekulami vode |
| Opredelitev rešitve | Homogene mešanice, sestavljene iz dveh ali več homogenih delov. | Homogen sistem, sestavljen iz delcev topljenca, topila in produktov njunega medsebojnega delovanja. |
Topnost trdnih snovi v vodi je odvisna od:
Naloga: opazovanje vpliva temperature na topnost snovi.
Vrstni red izvedbe:
V epruveti št. 1 in št. 2 z nikljevim sulfatom nalijemo vodo (1/3 prostornine).
Segrejte epruveto št. 1 ob upoštevanju varnostnih ukrepov.
V kateri od predlaganih epruvet št. 1 ali št. 2 poteka proces raztapljanja hitreje?
Sklepajte o vplivu temperature na topnost snovi.
Slika 126 stran 213
A) topnost kalijevega klorida pri 30 0C je 40 g
pri 65 0 Z je 50 g.
B) topnost kalijev sulfat pri 40 0C je 10 g
pri 800C je 20
B) topnost barijevega klorida pri 90 0C je 60 g
pri 0 0 Z je 30 g.
Naloga: opazovanje vpliva narave topljenca na proces raztapljanja.
Vrstni red izvedbe:
V 3 epruvete s snovmi: kalcijev klorid, kalcijev hidroksid, kalcijev karbonat dodamo 5 ml vode, zamašimo in dobro pretresemo, da se snov bolje raztopi.
Katera od predlaganih snovi se dobro topi v vodi? Kateri se ne raztopi?
Tako je postopek raztapljanja odvisen od narave topljenca:
Zelo topen: (po trije primeri)
Rahlo topno:
Praktično netopen:
3) Naloga: opazovanje vpliva narave topila na proces raztapljanja snovi.
Vrstni red izvedbe:
V 2 epruveti z bakrovim sulfatom nalijemo 5 ml alkohola (št. 1) in 5 ml vode (št. 2).
zaprite zamašek in dobro pretresite, da se snov bolje raztopi.
Katero od predlaganih topil dobro raztopi bakrov sulfat?
Sklepajte o vplivu narave topila na proces raztapljanja in
sposobnost raztapljanja snovi v različnih topilih.
Vrste rešitev:
Nasičena raztopina je raztopina, v kateri se snov pri določeni temperaturi ne topi več.
Nenasičena je raztopina, v kateri se snov pri dani temperaturi še lahko raztopi.
Prenasičena raztopina je raztopina, v kateri se snov še lahko raztopi šele, ko se temperatura poveča.
Nekega jutra sem zaspal.
Hitro priprave za šolo:
Nalil sem hladen čaj,
Vlijemo sladkor, premešamo,
Vendar ni ostalo sladko.
Še vedno sem napolnil žlico,
Postal je malo slajši.
Popil sem preostanek čaja,
In ostalo je postalo sladko,
Na dnu me je čakal sladkor!
Začel sem ugotavljati v svojih mislih -
Zakaj je usoda nenaklonjena?
Krivec je topnost.
Določite vrste rešitev v pesmi. Kaj je treba storiti, da se sladkor popolnoma raztopi v čaju.
Fizikalno-kemijska teorija raztopin.
Raztopljena snov, ko se raztopi v vodi, tvori hidrate.
Hidrati so šibke spojine snovi z vodo, ki obstajajo v raztopini.
Med raztapljanjem se toplota absorbira ali sprošča.
Z zvišanjem temperature se poveča topnost snovi.
Sestava hidratov je v raztopinah spremenljiva, v kristalnih hidratih pa stalna.
Kristalni hidrati so soli, ki vsebujejo vodo.
Bakrov sulfat CuSO4∙ 5H2O
Soda Na2CO3∙ 10H2O
Sadra CaSO4∙ 2H2O
Topnost kalijevega klorida v vodi pri 60 0C je 50 g. Določite masni delež soli v raztopini, nasičeni pri navedeni temperaturi.
Določite topnost kalijevega sulfata pri 80 0C. Določite masni delež soli v raztopini, nasičeni pri navedeni temperaturi.
V 180 l vode smo raztopili 161 g Glauberjeve soli. Določite masni delež soli v nastali raztopini.
Domača naloga. 35. odstavek
Sporočila.
Neverjetne lastnosti vode;
Voda je najdragocenejša spojina;
Uporaba vode v industriji;
Umetna proizvodnja sladke vode;
Boj za čisto vodo.
Predstavitev “Kristalni hidrati”, “Raztopine - lastnosti, uporaba”.
