Dažas vielas labāk šķīst noteiktā šķīdinātājā, citas sliktāk. Tiek uzskatīts, ka nav absolūti nešķīstošu vielu. Katra viela spēj izšķīst, pat ja dažos gadījumos un ļoti mazos daudzumos (piemēram, dzīvsudrabs ūdenī, benzols ūdenī).
Diemžēl līdz šim nav teorijas, ar kuras palīdzību varētu paredzēt un aprēķināt jebkuras vielas šķīdību attiecīgajā šķīdinātājā. Tas ir saistīts ar risinājuma komponentu savstarpējās mijiedarbības sarežģītību un daudzveidību un vispārējas risinājumu teorijas (īpaši koncentrētu) trūkumu. Šajā sakarā nepieciešamie dati par vielu šķīdību parasti tiek iegūti eksperimentāli.
Vielas kvantitatīvo spēju izšķīst visbiežāk raksturo šķīdība vai šķīdības koeficients (S).
Šķīdība (S) parāda, cik gramu vielas noteiktos apstākļos (temperatūra, spiediens) var maksimāli izšķīdināt 100 g šķīdinātāja, veidojot piesātinātu šķīdumu.
Ja nepieciešams, šķīdības koeficientu nosaka citam šķīdinātāja daudzumam (piemēram, 1000 g, 100 cm 3, 1000 cm 3 utt.).
Pēc šķīdības visas vielas atkarībā no to rakstura iedala 3 grupās: 1) labi šķīstošās; 2) nedaudz šķīstošs; 3) slikti šķīstošs vai nešķīstošs.
Šķīdības koeficients pirmās grupas vielām ir lielāks par 1 g (uz 100 g šķīdinātāja), otrās grupas vielām tas ir robežās no 0,01 līdz 1,0 g un trešās grupas vielām S< 0,01 г.
Vielu šķīdību ietekmē daudzi faktori, no kuriem galvenie ir šķīdinātāja un izšķīdušās vielas raksturs, temperatūra, spiediens, citu vielu (īpaši elektrolītu) klātbūtne šķīdumā.
Vielu rakstura ietekme uz šķīdību
Empīriski konstatēts, ka šķīdinātājā, kura molekulas ir polāras, vielas, kuras veido jonu vai kovalenti polārās saites... Un šķīdinātājā, kura molekulas ir nepolāras, vielas, ko veido vāji polāras vai nepolāras kovalentās saites, labāk izšķīst. Pretējā gadījumā šo atklāto modeli var formulēt šādi: "Patīk izšķīst līdzīgā."
Vielu šķīdību lielā mērā nosaka to mijiedarbības stiprums un raksturs ar šķīdinātāja molekulām. Jo izteiktāka šī mijiedarbība, jo lielāka šķīdība un otrādi.
Ir zināms, ka spēki, kas darbojas starp nepolārām un vāji polārām molekulām, ir mazi un nespecifiski, t.i. kvantitatīvā izteiksmē tie nav būtiski atkarīgi no vielas veida.
Ja nepolārā šķidrumā B ievadīsim viena veida nepolāras molekulas A, tad daļiņu A un B mijiedarbības enerģija savā starpā būtiski neatšķirsies no mijiedarbības enerģijas starp daļiņām A un A vai daļiņām B un B. Tāpēc, tāpat kā tiek sajaukti visi vienas un tās pašas vielas daudzumi, tā ar lielu varbūtību bezgalīgi sajaucas savā starpā (t.i., šķīst viens otrā) un dažādiem nepolāriem šķidrumiem.
Tā paša iemesla dēļ molekulārie kristāli parasti labāk izšķīst nepolāros šķidrumos.
Ja molekulu A un A vai B un B mijiedarbības enerģija ir lielāka par A un B, tad katra komponenta identiskas molekulas labāk saistīsies viena ar otru un samazināsies to šķīdība viena otrā (6. tabula).
Jebkura šķīdinātāja polaritāti bieži raksturo tā dielektriskās konstantes (ε) vērtība, kas ir viegli nosakāma empīriski. Jo lielāks tas ir, jo polārāka ir viela.
6. tabula. KI (masas%) šķīdība dažādas polaritātes šķīdinātājos
Šķīdums ir viendabīga sistēma, kas sastāv no divām vai vairākām vielām, kuru saturu var mainīt noteiktās robežās, netraucējot viendabīgumu.
Ūdens risinājumi sastāv no ūdens(šķīdinātājs) un šķīdinātājs. Vielu stāvokli ūdens šķīdumā, ja nepieciešams, norāda ar apakšindeksu (p), piemēram, KNO 3 šķīdumā - KNO 3 (p).
Bieži tiek saukti risinājumi, kas satur nelielu daudzumu izšķīdušās vielas atšķaidīts un šķīdumi ar augstu izšķīdušo vielu saturu - koncentrēts. Tiek saukts risinājums, kurā iespējama tālāka vielas šķīšana nepiesātināts un šķīdums, kurā viela pārstāj šķīst dotajos apstākļos, ir piesātināts. Pēdējais šķīdums vienmēr ir saskarē (neviendabīgā līdzsvarā) ar nešķīstošu vielu (vienu vai vairākiem kristāliem).
V īpaši nosacījumi, piemēram, rūpīgi (bez maisīšanas) atdzesējot karstu nepiesātinātu šķīdumu ciets var veidoties vielas pārsātināts risinājums. Ievadot vielas kristālu, šāds šķīdums tiek atdalīts piesātinātā šķīdumā un vielas nogulsnēs.
Saskaņā ar risinājumu ķīmiskā teorija Mendeļejeva teiktā, vielas izšķīšana ūdenī ir saistīta, pirmkārt, iznīcināšanaķīmiskās saites starp molekulām (starpmolekulārās saites iekšā kovalentās vielas) vai starp joniem (jonu vielās), un tādējādi vielas daļiņas tiek sajauktas ar ūdeni (kurā tiek iznīcināta arī daļa no ūdeņraža saitēm starp molekulām). Ķīmisko saišu pārraušana notiek ūdens molekulu kustības siltumenerģijas dēļ, savukārt izdevumiem enerģija siltuma veidā.
Otrkārt, nonākot ūdenī, vielas daļiņas (molekulas vai joni) tiek pakļautas iedarbībai hidratācija. Rezultātā, hidratē- savienojumi ar nenoteiktu sastāvu starp vielas daļiņām un ūdens molekulām ( iekšējais sastāvs pašas daļiņas šķīstot nemainās). Šo procesu pavada izceļot enerģija siltuma veidā, jo hidrātos veidojas jaunas ķīmiskās saites.
Kopumā risinājums ir vai nu atdziest(ja siltuma patēriņš pārsniedz tā izdalīšanos), vai uzsilst (pretējā gadījumā); dažreiz - ja siltuma patēriņš un tā izdalīšanās ir vienādi - šķīduma temperatūra paliek nemainīga.
Daudzi hidrāti ir tik stabili, ka tie netiek iznīcināti pat tad, kad šķīdums ir pilnībā iztvaikojis. Tādējādi ir zināmi cietie kristāliskie hidrāti no sāļiem CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O utt.
Vielas saturs piesātinātā šķīdumā plkst T= const kvantitatīvi raksturo šķīdība no šīs vielas. Parasti šķīdību izsaka ar izšķīdušās vielas masu uz 100 g ūdens, piemēram, 65,2 g KBr / 100 g H 2 O 20 ° C temperatūrā. Tāpēc, ja 70 g cietā kālija bromīda ievada 100 g ūdens 20 ° C temperatūrā, 65,2 g sāls nonāks šķīdumā (kas būs piesātināts), un 4,8 g cietā KBr (pārpalikums) paliks šķīdumā. stikla apakšā.
Jāatceras, ka izšķīdušās vielas saturs iekš piesātināts risinājums vienāds, v nepiesātināts risinājums mazāk un iekšā pārsātināts risinājums vairāk tā šķīdība noteiktā temperatūrā. Tātad, šķīdums, kas sagatavots 20 ° C temperatūrā no 100 g ūdens un nātrija sulfāta Na 2 SO 4 (šķīdība 19,2 g / 100 g H 2 O), ar saturu
15,7 g sāls - nepiesātināts;
19,2 g sāls - piesātināts;
2O. 3 g sāls - pārsātināts.
Cietvielu šķīdība (14. tabula) parasti palielinās, paaugstinoties temperatūrai (KBr, NaCl), un tikai dažām vielām (CaSO 4, Li 2 CO 3) tiek novērots pretējais.
Gāzu šķīdība samazinās, palielinoties temperatūrai, un palielinās, palielinoties spiedienam; piemēram, pie spiediena 1 atm amonjaka šķīdība ir 52,6 (20 ° C) un 15,4 g / 100 g H 2 O (80 ° C), bet 20 ° C un 9 atm - 93,5 g / 100 g H2O.
Saskaņā ar šķīdības vērtībām izšķir vielas:
– labi šķīstošs kuru masa piesātinātā šķīdumā ir salīdzināma ar ūdens masu (piemēram, KBr - 20 ° C temperatūrā šķīdība ir 65,2 g / 100 g H 2 O; 4,6 M šķīdums), tie veido piesātinātus šķīdumus, kuru molaritāte ir lielāka par 0,1 M;
– nedaudz šķīstošs kuru masa piesātinātā šķīdumā ir daudz mazāka par ūdens masu (piemēram, CaSO 4 - 20 ° C temperatūrā šķīdība ir 0,206 g / 100 g H 2 O; 0,015 M šķīdums), tie veido piesātinātus šķīdumus ar molaritāte 0,1-0,001 M;
– praktiski nešķīstošs kuru masa piesātinātā šķīdumā ir niecīga salīdzinājumā ar šķīdinātāja masu (piemēram, AgCl - 20 ° C temperatūrā šķīdība ir 0,00019 g uz 100 g H2O; 0,0000134M šķīdums), tie veido piesātinātus šķīdumus ar molaritāti mazāks par 0,001 miljonu.
Pamatojoties uz apkopotajiem atsauces datiem šķīdības tabula parastās skābes, bāzes un sāļi (15. tabula), kuros norādīts šķīdības veids, atzīmētas zinātnei nezināmas (nav iegūtas) vai ar ūdeni pilnībā sadalītas vielas.
Simboli izmantots tabulā:
"P" ir labi šķīstoša viela
"M" - slikti šķīstoša viela
"N" - praktiski nešķīstoša viela
"-" - viela nav saņemta (neeksistē)
"- viela tiek sajaukta ar ūdeni bezgalīgi
Piezīme. Šī tabula atbilst piesātināta šķīduma pagatavošanai istabas temperatūrā, pievienojot vielu (attiecīgā gadījumā agregācijas stāvoklis) ūdenī. Jāņem vērā, ka ne vienmēr ir iespējams iegūt slikti šķīstošu vielu nogulsnes, izmantojot jonu apmaiņas reakcijas (sīkāk sk. 13.4.).
Ko darīsim ar saņemto materiālu:
Ja šis materiāls jums izrādījās noderīgs, varat to saglabāt savā lapā sociālajos tīklos:
| Čivināt |
Visas tēmas šajā sadaļā:
Kopīgi elementi. atomu uzbūve. Elektroniskie apvalki. Orbitāles
Ķīmiskais elements - noteikta veida atomi, apzīmēti ar nosaukumu un simbolu un raksturoti ar sērijas numuru un relatīvo atomu masu. Tabula 1 saraksts
Katrā orbitālē var būt ne vairāk kā divi elektroni.
Vienu elektronu orbitālē sauc par nesapārotu, divus elektronus sauc par elektronu pāri:
Elementu īpašības periodiski ir atkarīgas no kārtas skaitļa.
Periodiski atkārtojas elementu atomu elektronu apvalka sastāva izmaiņu raksturs izskaidro elementu īpašību periodiskas izmaiņas, pārvietojoties pa Pe periodiem un grupām.
Molekulas. Ķīmiskā saite. Vielu struktūra
Ķīmiskās daļiņas, kas veidojas no diviem vai vairākiem atomiem, sauc par molekulām (poliatomisku vielu reālās vai nosacītās formulas vienības). Atomi molā
Kalcijs
Kalcijs - 4. perioda un IIA-grupas elements Periodiskā tabula, sērijas numurs 2O. Atoma 4s2 elektroniskā formula, oksidēts stāvoklis
Alumīnijs
Alumīnijs ir Periodiskās tabulas 3. perioda un IIIA grupas elements, kārtas numurs 13. Atoma elektroniskā formula ir 3s23p1,
Mangāns
Mangāns ir Periodiskās tabulas 4. perioda un VIIB grupas elements, kārtas numurs 25. Atoma elektroniskā formula ir 3d54s2;
Metālu vispārīgās īpašības. Korozija
Elementi ar metāliskām īpašībām atrodas periodiskās tabulas IA - VIA grupās (7. tabula).
Ūdeņradis
Ūdeņradis ir pirmais periodiskās tabulas elements (1. periods, sērijas numurs 1). Tam nav pilnīgas analoģijas ar pārējo ķīmiskie elementi un nepieder nevienam
Hlors. Ūdeņraža hlorīds
Hlors ir Periodiskās sistēmas A-grupas 3. perioda un VII elements, kārtas numurs 17. Atoma elektroniskā formula ir 3s23p5, ha
Hlorīdi
Nātrija hlorīds NaCl. Sāls bez skābekļa. Parastais nosaukums ir galda sāls. Balts, nedaudz higroskopisks. Kūst un vārās bez sadalīšanās. Izšķīdiniet ar mēru
Hipohlorīti. Hlorāti
Kalcija hipohlorīts Ca (ClO) 2. Hipohlorskābes sāls HClO. Balts, karsējot sadalās, neizkausējot. Labi izšķīdīsim iekšā auksts ūdens(arr
Bromīdi. Jodīdi
Kālija bromīds KBr. Sāls bez skābekļa. Balts, nehigroskopisks, kūst bez sadalīšanās. Labi izšķīdīsim ūdenī, hidrolīzes nav. Reducētājs (vājāks, h
Skābeklis
Skābeklis - Periodiskās sistēmas 2. perioda un VIA grupas elements, sērijas numurs 8, attiecas uz halkogēniem (bet biežāk to aplūko atsevišķi). Elektroniskā tālr
Sērs. Ūdeņraža sulfīds. Sulfīdi
Sērs ir periodiskās sistēmas 3. perioda elements un VIA-grupa, sērijas numurs 16, attiecas uz halkogēniem. Atoma elektroniskā formula 3s
Sēra dioksīds. Sulfīti
Sēra dioksīds SO2. Skābs oksīds. Bezkrāsaina gāze ar asu smaku. Molekulai ir nepilna trīsstūra struktūra [: S (O) 2] (sр
Sērskābe. Sulfāti
Sērskābe H2SO4. Oksoskābe. Bezkrāsains šķidrums, ļoti viskozs (eļļains), ļoti higroskopisks. Moleks
Slāpeklis. Amonjaks
Slāpeklis ir Periodiskās sistēmas 2. perioda un VA grupas elements, kārtas numurs 7. Atoma elektroniskā formula ir 2s22p3, raksturīga
Slāpekļa oksīdi. Slāpekļskābe
Slāpekļa monoksīds NO. Sāli neveidojošs oksīds. Bezkrāsaina gāze. Radikāls satur kovalentu σπ-saiti (N = O) cietā stāvoklī dimērā N2
Nitrīts. Nitrāti
Kālija nitrīts KNO2. Oksosols. Balts, higroskopisks. Kūst bez sadalīšanās. Izturīgs pret sausu gaisu. Ļoti labi izšķīdināsim ūdenī (bezkrāsains
Bezmaksas ogleklis
Ogleklis ir Periodiskās sistēmas 2. perioda un IVA grupas elements, kārtas numurs 6. Oglekļa ķīmija pamatā ir organisko savienojumu ķīmija; neorganisks
Oglekļa oksīdi
Oglekļa monoksīds CO. Sāli neveidojošs oksīds. Bezkrāsaina gāze, bez smaržas, vieglāka par gaisu. Molekula ir vāji polāra, satur kovalentu trīskāršu σππ
Karbonāti
Nātrija karbonāts Na2CO3. Oksosols. Tehniskais nosaukums ir sodas pelni. Balts, karsējot kūst un sadalās. Jūties
Silīcijs
Silīcijs ir Periodiskās tabulas 3. perioda un IVA grupas elements, kārtas numurs 14. Atoma elektroniskā formula ir 3s23p2. X
Alkāni. Cikloalkāni
Alkāni (parafīni) ir oglekļa savienojumi ar ūdeņradi, kuru molekulās oglekļa atomi ir savstarpēji saistīti ar vienotu saiti (piesātināts ogļūdeņradis
Alkēni. Alkadiēni
Alēni (olefīni) ir ogļūdeņraži, kuru molekulas satur oglekļa atomus, kas saistīti ar dubultsaiti ( nepiesātinātie ogļūdeņraži rinda
Alkoholi. Ēteri. Fenoli
Spirti ir ogļūdeņražu atvasinājumi, kas satur OH (hidroksil) funkcionālo grupu. Spirtus, kuros ir viena OH grupa, sauc par monoātiem
Aldehīdi un ketoni
Aldehīdi un ketoni ir ogļūdeņražu atvasinājumi, kas satur funkcionālu CO karbonilgrupu. Aldehīdos karbonilgrupa ir saistīta ar a
Karbonskābes. Esteri. Tauki
Karbonskābes ir ogļūdeņražu atvasinājumi, kas satur COOH (karboksil) funkcionālo grupu. Dažu izplatītu cilvēku formulas un nosaukumi
Ogļhidrāti
Ogļhidrāti (cukuri) ir vissvarīgākie dabiskie savienojumi, kas sastāv no oglekļa, ūdeņraža un skābekļa. Ogļhidrātus iedala monosaharīdos, disaharīdos un polisaharīdos
Nitro savienojumi. Amīni
Ļoti svarīgi iekšā tautsaimniecība slāpekli saturošas organiskas vielas. Slāpekli var iekļaut organiskajos savienojumos nitrogrupas NO2, aminogrupas NH2 un
Aminoskābes. Vāveres
Aminoskābes ir organiski savienojumi, kas satur divus funkcionālās grupas- skābs COOH un amīns NH2
Reakcijas ātrums
Strāvas ātruma kvantitatīvs raksturlielums ķīmiskā reakcija A + B → D + E ir tā ātrums, t.i., reaģentu A daļiņu mijiedarbības ātrums
Ķīmiskās reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģentu molārās koncentrācijas reizinājumam
ja reakcijai nepieciešama divu reaģējošu molekulu sadursme. Šo atkarību sauc par masu darbības kinētisko likumu (K. Gullberg, P. Vog
Reakciju enerģija
Jebkuru reakciju pavada enerģijas izdalīšanās vai absorbcija siltuma veidā. Sākotnējās vielās ķīmiskās saites tiek pārtrauktas, un tam tiek tērēta enerģija (tas ir, tā ir
Reakciju atgriezeniskums
Ķīmisko reakciju sauc par atgriezenisku, ja šajos apstākļos notiek ne tikai tieša reakcija (→), bet arī reversa reakcija, t.i.
Iedarbojoties uz līdzsvara sistēmu, ķīmiskais līdzsvars mainās virzienā, kas ir pretējs šim efektam.
Sīkāk aplūkosim tādu faktoru kā temperatūra, spiediens, koncentrācija ietekmi uz līdzsvara nobīdi. 1. Temperatūra. Temperatūras paaugstināšanās
Elektrolītiskā disociācija
Jebkuras vielas izšķīšanu ūdenī pavada hidrātu veidošanās. Ja tajā pašā laikā formālas izmaiņas šķīdumā esošās izšķīdušās vielas daļiņās nenotiek, tad tādas vielas
Ūdens disociācija. Vidēji šķīdumi
Ūdens pats par sevi ir ļoti vājš elektrolīts:
Jonu apmaiņas reakcijas
Atšķaidītos elektrolītu (skābju, bāzu, sāļu) šķīdumos ķīmiskās reakcijas parasti notiek ar jonu piedalīšanos. Šajā gadījumā var saglabāt visus reaģentu elementus
Sāļu hidrolīze
Sāls hidrolīze ir tā jonu mijiedarbība ar ūdeni, izraisot skābas vai sārmainas vides parādīšanos, bet bez nogulšņu vai gāzes veidošanās (turpmāk
Oksidētāji un reducētāji
Redoksreakcijas notiek, vienlaikus palielinoties un samazinoties elementu oksidācijas stāvokļiem, un to pavada elektronu pārnešana:
Koeficientu izvēle ar elektroniskā bilances metodi
Metode sastāv no vairākiem posmiem. 1. Pierakstiet reakcijas shēmu; atrast elementus, kas palielina un samazina to oksidācijas pakāpi, un dzert
Metāla sprieguma diapazons
Metāla spriegumu sērijā bultiņa atbilst metālu reducēšanas spējas samazināšanās un to katjonu oksidēšanas spējas palielināšanās ūdens šķīdumā (skābā vidē):
Kausējuma un šķīduma elektrolīze
Elektrolīze ir redoksprocess, kas notiek uz elektrodiem, šķērsojot konstanti elektriskā strāva caur risinājumiem vai
Izšķīdušās vielas masas daļa. Šķīdumu atšķaidīšana, koncentrēšana un sajaukšana
Izšķīdušās vielas B masas daļa (ω in) ir vielas B masas (t in) attiecība pret šķīduma masu (m (p)
Gāzu tilpuma attiecība
Ķīmiskajai reakcijai a A + b B = c C + d D spēkā ir šāda sakarība:
Produkta svars (tilpums, vielas daudzums) pēc reaģenta pārpalikuma vai ar piemaisījumiem
Reaģentu pārpalikums un trūkums. Reaģentu daudzumus, masas un tilpumus (gāzēm) ne vienmēr ņem stehiometriski, tas ir, saskaņā ar reakcijas vienādojumiem. H
Organiskā savienojuma molekulārās formulas atrašana
Atvasinot vielu formulas, īpaši organiskajā ķīmijā, bieži izmanto gāzes relatīvo blīvumu. Relatīvais gāzes blīvums X - absolūtā plakana attiecība
Risinājums sauc par termodinamiski stabilu homogēnu (vienfāzes) mainīga sastāva sistēmu, kas sastāv no diviem vai vairākiem komponentiem ( ķīmiskās vielas). Sastāvdaļas, kas veido šķīdumu, ir šķīdinātājs un izšķīdināta viela. Parasti par šķīdinātāju uzskata sastāvdaļu, kas tīrā veidā eksistē tādā pašā agregācijas stāvoklī kā iegūtais šķīdums (piemēram, sāls ūdens šķīduma gadījumā šķīdinātājs, protams, ir ūdens). Ja abas sastāvdaļas pirms izšķīdināšanas bija tādā pašā agregācijas stāvoklī (piemēram, spirts un ūdens), tad par šķīdinātāju tiek uzskatīta tā sastāvdaļa, kura ir lielākā daudzumā.
Šķīdumi ir šķidri, cieti un gāzveida.
Šķidrie šķīdumi ir sāļu, cukura, spirta šķīdumi ūdenī. Šķidrie šķīdumi var būt ūdens vai bezūdens šķīdumi. Ūdens šķīdumi ir šķīdumi, kuros ūdens ir šķīdinātājs. Neūdens šķīdumi ir šķīdumi, kuros organiskie šķidrumi (benzols, spirts, ēteris utt.) ir šķīdinātāji. Cietie šķīdumi - metālu sakausējumi. Gāzveida šķīdumi - gaiss un citi gāzu maisījumi.
Izšķīšanas process. Šķīdināšana ir sarežģīts fizikāls un ķīmisks process. Fizikālā procesa laikā izšķīdušās vielas struktūra tiek iznīcināta un tās daļiņas tiek sadalītas starp šķīdinātāja molekulām. Ķīmiskais process Ir šķīdinātāja molekulu mijiedarbība ar izšķīdušās vielas daļiņām. Šīs mijiedarbības rezultātā solvāti. Ja šķīdinātājs ir ūdens, tad iegūtos solvātus sauc hidratē. Solvātu veidošanās procesu sauc par solvāciju, hidrātu veidošanās procesu sauc par hidratāciju. Iztvaicējot ūdens šķīdumiem, veidojas kristāliski hidrāti - tas ir kristāliskas vielas, kas ietver noteiktu skaitu ūdens molekulu (kristalizācijas ūdens). Kristālisko hidrātu piemēri: CuSO 4 . 5H 2 O - vara (II) sulfāta pentahidrāts; FeSO 4 . 7H 2 O - dzelzs (II) sulfāta heptahidrāts.
Fiziskais izšķīšanas process iet līdzi absorbcija enerģija, ķīmiskā - ar izceļot... Ja vielas struktūras iznīcināšanas laikā hidratācijas (solvatācijas) rezultātā izdalās vairāk enerģijas nekā tiek absorbēts, tad izšķīšana ir eksotermisks process. Enerģijas izdalīšanās notiek, izšķīdinot NaOH, H 2 SO 4, Na 2 CO 3, ZnSO 4 un citas vielas. Ja vielas struktūras iznīcināšanai ir nepieciešams vairāk enerģijas, nekā tas izdalās hidratācijas laikā, tad šķīdināšana ir endotermisks process. Enerģijas absorbcija notiek, kad ūdenī izšķīdina NaNO 3, KCl, NH 4 NO 3, K 2 SO 4, NH 4 Cl un dažas citas vielas.
Tiek saukts enerģijas daudzums, kas izdalās vai absorbēts šķīšanas laikā termiskās šķīdināšanas efekts.
Šķīdība Vielu sauc par tās spēju sadalīties citā vielā atomu, jonu vai molekulu veidā, veidojot termodinamiski stabilu mainīga sastāva sistēmu. Šķīdības kvantitatīvā īpašība ir šķīdības koeficients, kas parāda, kāda ir maksimālā vielas masa, ko noteiktā temperatūrā var izšķīdināt 1000 vai 100 g ūdens. Vielas šķīdība ir atkarīga no šķīdinātāja un vielas īpašībām, no temperatūras un spiediena (gāzēm). Cieto vielu šķīdība parasti palielinās, palielinoties temperatūrai. Gāzu šķīdība samazinās, palielinoties temperatūrai, bet palielinās, palielinoties spiedienam.
Pēc šķīdības ūdenī vielas iedala trīs grupās:
1. Labi šķīst (lpp.). Vielu šķīdība ir lielāka par 10 g 1000 g ūdens. Piemēram, 2000 g cukura izšķīdina 1000 g ūdens jeb 1 litrā ūdens.
2. Nedaudz šķīstošs (m). Vielu šķīdība no 0,01 g līdz 10 g 1000 g ūdens. Piemēram, 2 g ģipša (CaSO 4 . 2 H 2 O) izšķīst 1000 g ūdens.
3. Praktiski nešķīstošs (n.). Vielu šķīdība ir mazāka par 0,01 g 1000 g ūdens. Piemēram, 1000 g ūdens 1,5 . 10-3 g AgCl.
Vielām izšķīdinot, var veidoties piesātināti, nepiesātināti un pārsātināti šķīdumi.
Piesātināts šķīdums Ir šķīdums, kas satur maksimālo izšķīdušās vielas daudzumu dotajos apstākļos. Pievienojot vielu šādam šķīdumam, viela vairs nešķīst.
Nepiesātināts šķīdums Ir šķīdums, kas dotajos apstākļos satur mazāk izšķīdušās vielas nekā piesātināts. Pievienojot vielu šādam šķīdumam, viela joprojām izšķīst.
Dažreiz ir iespējams iegūt šķīdumu, kurā izšķīdinātā viela satur vairāk nekā piesātinātā šķīdumā noteiktā temperatūrā. Šādu risinājumu sauc par pārsātinātu. Šo šķīdumu iegūst, rūpīgi atdzesējot piesātināto šķīdumu līdz telpas temperatūra... Pārsātināti šķīdumi ir ļoti nestabili. Vielas kristalizāciju šādā šķīdumā var izraisīt ar stikla stienīti berzējot trauka, kurā atrodas šķīdums, sienas. Šo metodi izmanto, veicot dažas kvalitatīvas reakcijas.
Vielas šķīdību var izteikt arī ar tās piesātinātā šķīduma molāro koncentrāciju (2.2. punkts).
Šķīdības konstante. Apskatīsim procesus, kas rodas slikti šķīstoša, bet spēcīga bārija sulfāta BaSO 4 elektrolīta mijiedarbībā ar ūdeni. Ūdens dipolu iedarbībā joni Ba 2+ un SO 4 2 - no BaSO 4 kristāliskā režģa nonāks šķidrā fāzē. Vienlaikus ar šo procesu reibumā elektrostatiskais lauks kristāliskā režģa daļa no Ba 2+ un SO 4 2 - atkal tiks nogulsnēta (3. att.). Pie noteiktas temperatūras neviendabīgā sistēmā beidzot tiks izveidots līdzsvars: šķīšanas procesa ātrums (V 1) būs vienāds ar nokrišņu procesa ātrumu (V 2), t.i.
BaSO 4 ⇄ Ba 2+ + SO 4 2 -
ciets šķīdums
Rīsi. 3. Piesātināts bārija sulfāta šķīdums
Šķīdumu līdzsvarā ar cieto fāzi BaSO 4 sauc piesātināts attiecībā pret bārija sulfātu.
Piesātināts šķīdums ir līdzsvara neviendabīga sistēma, ko raksturo konstante ķīmiskais līdzsvars:
, (1)
kur a (Ba 2+) ir bārija jonu aktivitāte; a (SO 4 2-) - sulfātjonu aktivitāte;
a (BaSO 4) - bārija sulfāta molekulu aktivitāte.
Šīs frakcijas saucējs - kristāliskā BaSO 4 aktivitāte - ir nemainīgs, vienāds ar vienu... Divu konstantu reizinājums dod jaunu konstanti, ko sauc termodinamiskās šķīdības konstante un apzīmē K s °:
K s ° = a (Ba 2+) . a (SO42-). (2)
Šo vērtību iepriekš sauca par šķīdības reizinājumu un apzīmēja ar PR.
Tādējādi vāji šķīstoša stipra elektrolīta piesātinātā šķīdumā tā jonu līdzsvara aktivitāšu reizinājums ir nemainīga vērtība noteiktā temperatūrā.
Ja pieņemam, ka slikti šķīstoša elektrolīta piesātinātā šķīdumā aktivitātes koeficients ir f~ 1, tad jonu aktivitāti šajā gadījumā var aizstāt ar to koncentrācijām, jo a ( X) = f (X) . AR( X). Termodinamiskās šķīdības konstante K s ° tiks pārveidota par koncentrācijas šķīdības konstanti K s:
K s = C (Ba 2+) . C (SO 4 2-), (3)
kur C (Ba 2+) un C (SO 4 2 -) ir Ba 2+ un SO 4 2 - jonu līdzsvara koncentrācija (mol / l) piesātinātā bārija sulfāta šķīdumā.
Aprēķinu vienkāršošanai parasti izmanto šķīdības K s koncentrācijas konstanti, ņemot f(X) = 1 (2. pielikums).
Ja slikti šķīstošs stiprs elektrolīts disociācijas laikā veido vairākus jonus, tad izteiksme K s (vai K s °) ietver atbilstošās jaudas, kas vienādas ar stehiometriskajiem koeficientiem:
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 -).
V vispārējs skatsšķīdības koncentrācijas konstantes izteiksme elektrolītam A m B n ⇄ m A n++ n B m - ir forma
K s = C m (A n +) . C n (B m -),
kur C ir jonu A n + un B m - koncentrācija piesātinātā elektrolīta šķīdumā mol / l.
K s vērtību ir ierasts izmantot tikai attiecībā uz elektrolītiem, kuru šķīdība ūdenī nepārsniedz 0,01 mol / l.
Nokrišņu apstākļi
Pieņemsim, ka c ir slikti šķīstoša elektrolīta faktiskā jonu koncentrācija šķīdumā.
Ja C m (A n +) . Ar n (B m -)> K s, tad veidosies nogulsnes, jo šķīdums kļūst pārsātināts.
Ja C m (A n +) . C n (B m -)< K s , то раствор является ненасыщенным и осадок не образуется.
Risinājumu īpašības. Tālāk mēs apsvērsim neelektrolītu šķīdumu īpašības. Elektrolītu gadījumā iepriekš minētajās formulās tiek ieviests izotoniskais korekcijas koeficients.
Ja šķidrumā ir izšķīdināta negaistoša viela, tad piesātināta tvaika spiediens virs šķīduma ir mazāks nekā piesātināta tvaika spiediens virs tīra šķīdinātāja. Vienlaikus ar tvaika spiediena samazināšanos virs šķīduma tiek novērotas tā viršanas un sasalšanas punktu izmaiņas; šķīdumu viršanas temperatūras palielinās un sasalšanas temperatūras samazinās, salīdzinot ar tīriem šķīdinātājiem raksturīgajām temperatūrām.
Šķīduma sasalšanas temperatūras relatīvais samazinājums vai viršanas temperatūras relatīvais pieaugums ir proporcionāls tā koncentrācijai.
ŠĶĪSTĪBA sauc vielas spēju izšķīst noteiktā šķīdinātājā. Vielas šķīdības mērs noteiktos apstākļos ir tās saturs piesātinātā šķīdumā . Ja 100 g ūdens izšķīst vairāk nekā 10 g vielas, tad šādu vielu sauc labi šķīstošs... Ja izšķīst mazāk par 1 g vielas, viela nedaudz šķīstošs... Visbeidzot, viela tiek aplūkota praktiski nešķīstošs ja šķīdumā nokļūst mazāk par 0,01 g vielas. Nav absolūti nešķīstošu vielu. Pat tad, kad ielejam ūdeni stikla trauks, ļoti neliela daļa stikla molekulu neizbēgami nonāk šķīdumā.
Šķīdību, ko izsaka ar vielas masu, kas var izšķīdināt 100 g ūdens noteiktā temperatūrā, sauc arī šķīdības koeficients.
Dažu vielu šķīdība ūdenī istabas temperatūrā.
Lielākajai daļai (bet ne visu!) Cietvielu šķīdība palielinās līdz ar temperatūru, savukārt gāzu šķīdība, gluži pretēji, samazinās. Tas galvenokārt ir saistīts ar faktu, ka gāzes molekulas termiskās kustības laikā spēj izkļūt no šķīduma daudz vieglāk nekā cietvielu molekulas.
Ja mēra vielu šķīdību plkst dažādas temperatūras, tad tiks konstatēts, ka dažas vielas jūtami maina savu šķīdību atkarībā no temperatūras, citas - ne ļoti
Kad cietās vielas izšķīst ūdenī sistēmas tilpums parasti mainās nenozīmīgi, tāpēc vielu šķīdība cietā stāvoklī praktiski nav atkarīga no spiediena.
Šķidrumi var arī izšķīst šķidrumos... Daži no tiem bezgalīgi šķīst viens otrā, tas ir, tie sajaucas savā starpā jebkurā proporcijā, piemēram, spirtā un ūdenī, citi savstarpēji šķīst tikai līdz noteiktai robežai. Tātad, ja jūs sakratat dietilēteri ar ūdeni, veidojas divi slāņi: augšējais ir piesātināts ūdens šķīdums ēterī, bet apakšējais ir piesātināts ētera šķīdums ūdenī. Vairumā gadījumu, palielinoties temperatūrai, šķidrumu savstarpējā šķīdība palielinās, līdz tiek sasniegta temperatūra, kurā abi šķidrumi tiek sajaukti jebkurā proporcijā.
Gāzu šķīdināšana ūdenī ir eksotermisks process. Tāpēc gāzu šķīdība samazinās, palielinoties temperatūrai. Ja atstājat glāzi ar auksts ūdens, tad tā iekšējās sienas ir pārklātas ar gāzes burbuļiem - tas ir gaiss, kas tika izšķīdināts ūdenī, izdalījās no tā apkures dēļ. Vārot, no ūdens var izņemt visu tajā izšķīdušo gaisu.