Lecție de chimie în clasa a VIII-a. „____” ____________ 20___

Dizolvare. Solubilitatea substanțelor în apă.

Ţintă. Pentru a extinde și a aprofunda înțelegerea de către studenți a soluțiilor și proceselor de dizolvare.

Sarcini educaționale: a determina ce este o soluție, a considera procesul de dizolvare - ca proces fizico-chimic; extinde înțelegerea structurii substanțelor și proceselor chimice care apar în soluții; luați în considerare principalele tipuri de soluții.

Sarcini de dezvoltare: Pentru a continua dezvoltarea abilităților de vorbire, observație și capacitatea de a trage concluzii pe baza muncii de laborator.

Sarcini educaționale: pentru a educa viziunea asupra lumii a elevilor prin studiul proceselor de solubilitate, deoarece solubilitatea substanțelor este o caracteristică importantă pentru prepararea soluțiilor în viața de zi cu zi, medicină și alte industrii importante și viața umană.

În timpul orelor.

Ce este o soluție? Cum se prepară o soluție?

Experienta numarul 1. Pune un cristal de permanganat de potasiu într-un pahar cu apă. Ce observăm? Care este procesul de dizolvare?

Experimentul nr. 2. Se toarnă 5 ml de apă într-o eprubetă. Se adaugă apoi 15 picături de acid sulfuric concentrat (H2SO4 conc.). Ce observăm? (Răspuns: eprubeta s-a încălzit, are loc o reacție exotermă, ceea ce înseamnă că dizolvarea este un proces chimic).

Experiența numărul 3. Se adaugă 5 ml de apă într-o eprubetă cu azotat de sodiu. Ce observăm? (Răspuns: eprubeta a devenit mai rece, are loc o reacție endotermă, ceea ce înseamnă că dizolvarea este un proces chimic).

Procesul de dizolvare este considerat un proces fizico-chimic.

Pagină 211 completează tabelul.

Semne de comparație	Teoria fizică	Teoria chimică.
Susținătorii teoriei	Van't Hoff, Arrhenius, Ostwald	Mendeleev.
Definiţia dissolution	Procesul de dizolvare este rezultatul difuziei, adică. pătrunderea unei substanțe dizolvate în spațiile dintre moleculele de apă	Interacțiunea chimică a unui dizolvat cu moleculele de apă
Definiția soluției	Amestecuri omogene formate din două sau mai multe părți omogene.	Un sistem omogen format din particule dintr-o substanță dizolvată, un solvent și produse ale interacțiunii lor.

Solubilitatea solidelor în apă depinde de:

Sarcină: observarea efectului temperaturii asupra solubilității substanțelor.
Ordinea de executare:
Se toarnă apă în eprubetele nr. 1 și nr. 2 cu sulfat de nichel (1/3 din volum).
Încălziți eprubeta cu Nr. 1, respectând măsurile de siguranță.
În care dintre eprubetele propuse nr. 1 sau nr. 2, procesul de dizolvare decurge mai rapid?
Descrieți efectul temperaturii asupra solubilității substanțelor.

Fig. 126 pagina 213

A) solubilitatea clorurii de potasiu la 30 0C este 40 g

la 65 0 DIN este de 50 g.

B) solubilitate sulfat de potasiu la 40 0C este de 10 g

la 800C este 20 ani.

C) solubilitatea clorurii de bariu la 90 0C este 60 g

la 0 0 DIN este de 30 g.

Sarcină: observarea influenței naturii substanței dizolvate asupra procesului de dizolvare.
Ordinea de executare:
In 3 eprubete cu substante: clorura de calciu, hidroxid de calciu, carbonat de calciu se adauga cate 5 ml apa fiecare, se inchide cu dop si se agita bine pentru o mai buna dizolvare a substantei.
Care dintre următoarele substanțe se dizolvă bine în apă? Care nu se dizolvă?
astfel, procesul de dizolvare depinde de natura substanței dizolvate:

Foarte solubil: (câte trei exemple)

Ușor solubil:

Practic insolubil:

3) Sarcină: observarea influenței naturii solventului asupra procesului de dizolvare a substanțelor.
Ordinea de executare:
Se toarnă în 2 eprubete cu sulfat de cupru în 5 ml alcool (nr. 1) și 5 ml apă (nr. 2),

se oprește și se agită bine pentru o mai bună dizolvare a substanței.
Care dintre solvenții propuși dizolvă bine sulfatul de cupru?
Faceți o concluzie despre influența naturii solventului asupra procesului de dizolvare și

capacitatea substanțelor de a se dizolva în diferiți solvenți.

Tipuri de soluții:

O soluție saturată este o soluție în care, la o anumită temperatură, o substanță nu se mai dizolvă.

Nesaturat este o soluție în care o substanță se poate dizolva încă la o anumită temperatură.

Suprasaturat este o soluție în care o substanță se poate dizolva în continuare numai atunci când temperatura crește.

Într-o dimineață am adormit peste măsură.
Mergeam repede la scoala:
Ceai rece turnat
Zahăr turnat, prevenit,
Dar nu era dulce.
Am mai adaugat o lingura
A devenit un pic mai dulce.
Mi-am băut ceaiul până la capăt
Iar restul a fost dulce
Zahărul mă aștepta la fund!
Am început să mă gândesc în mintea mea -
De ce face soarta de rușine?

Vinovatul este solubilitatea.

Evidențiați tipurile de soluții din poezie. Ce trebuie făcut pentru a dizolva complet zahărul din ceai.

Teoria fizico-chimică a soluţiilor.

Solutul, atunci când este dizolvat cu apă, formează hidrați.

Hidrații sunt compuși fragili ai unor substanțe cu apă care există în soluție.

Când se dizolvă, căldura este absorbită sau eliberată.

Pe măsură ce temperatura crește, solubilitatea substanțelor crește.

Compoziția hidraților nu este constantă în soluții și este constantă în hidrații cristalini.

Hidrații cristalini sunt săruri care conțin apă.

Sulfat de cupru CuSO4∙ 5H2O

Sodă Na2CO3∙ 10H2O

Gips CaSO4∙2H2O

Solubilitatea clorurii de potasiu în apă la 60 0C este de 50 g. Determinați fracția de masă de sare într-o soluție saturată la o temperatură specificată.

Determinați solubilitatea sulfatului de potasiu la 80 0C. Determinați fracția de masă de sare într-o soluție saturată la o temperatură specificată.

161 g de sare Glauber au fost dizolvate în 180 de litri de apă. Determinați fracția de masă de sare din soluția rezultată.

Teme pentru acasă. Secțiunea 35

Mesaje.

Proprietăți uimitoare ale apei;

Apa este compusul cel mai valoros;

Utilizarea apei în industrie;

Obținerea artificială de apă dulce;

Lupta pentru apă curată.

Prezentare „Hidratați de cristal”, „Soluții – proprietăți, aplicare”.

Într-un lichid obișnuit neasociat, cum ar fi benzina, de exemplu, moleculele libere alunecă una în jurul celeilalte. În apă, se rostogolesc mai degrabă decât alunecă. Moleculele de apă, după cum știți, sunt interconectate prin legături de hidrogen, așa că înainte de a avea loc orice deplasare, cel puțin una dintre aceste legături trebuie să fie ruptă. Această caracteristică determină vâscozitatea apei.

Constanta dielectrică a apei este capacitatea sa de a neutraliza atracția care există între sarcinile electrice. Dizolvarea solidelor în apă este un proces complex care este determinat de interacțiunea particulelor de solut și a particulelor de apă.

La studierea structurii substanțelor folosind raze X, s-a constatat că majoritatea solidelor au o structură cristalină, adică particulele unei substanțe sunt dispuse în spațiu într-o anumită ordine. Particulele unor substanțe sunt situate ca și cum ar fi în colțurile unui cub mic, particulele altora - în colțurile, centrul și mijlocul laturilor unui tetraedru, prisme, piramide etc. Fiecare dintre aceste forme este cea mai mică celulă de cristale mai mari de formă similară. Unele substanțe au molecule la nodurile rețelei lor cristaline (pentru majoritatea compușilor organici), în timp ce altele (de exemplu, sărurile anorganice) au ioni, adică particule formate din unul sau mai mulți atomi cu sarcini pozitive sau negative. Forțele care rețin ionii într-o anumită ordine, orientată spațial, a rețelei cristaline sunt forțele de atracție electrostatică a ionilor încărcați opus care alcătuiesc rețeaua cristalină.

Dacă, de exemplu, clorura de sodiu este dizolvată în apă, atunci ionii de sodiu încărcați pozitiv și ionii de clorură încărcați negativ se vor respinge reciproc.

Această repulsie apare deoarece apa are o constantă dielectrică ridicată, adică mai mare decât cea a oricărui alt lichid. Reduce forța de atracție reciprocă între ionii încărcați opus de 100 de ori. Motivul efectului puternic neutralizant al apei trebuie căutat în dispunerea moleculelor acesteia. Atomul de hidrogen din ele nu își împarte electronul în mod egal cu atomul de oxigen de care este atașat. Acest electron este întotdeauna mai aproape de oxigen decât de hidrogen. Prin urmare, atomii de hidrogen sunt încărcați pozitiv, în timp ce atomii de oxigen sunt încărcați negativ.

Când o substanță, dizolvându-se, se descompune în ioni, atomii de oxigen sunt atrași de ionii pozitivi, iar atomii de hidrogen de cei negativi. Moleculele de apă care înconjoară ionul pozitiv își trimit atomii de oxigen către acesta, iar moleculele care înconjoară ionul negativ își trimit atomii de hidrogen către acesta. Astfel, moleculele de apă formează, parcă, o rețea care separă ionii unul de celălalt și le neutralizează atracția (Fig. 12). Pentru a separa ionii din rețeaua cristalină unul de celălalt și a-i transfera în soluție, este necesar să depășim forța de atracție a acestei rețele. Când sărurile sunt dizolvate, o astfel de forță este atracția ionilor rețelei de către moleculele de apă, caracterizată prin așa-numita energie de hidratare. Dacă, în acest caz, energia de hidratare este suficient de mare în comparație cu energia rețelei cristaline, atunci ionii se vor desprinde de acesta din urmă și vor trece în soluție.

Relația dintre moleculele de apă și ionii desprinși din rețeaua în soluție nu numai că nu slăbește, dar devine și mai strânsă.

După cum sa menționat deja, în soluție, ionii sunt înconjurați și separați de molecule de apă, care, concentrându-se asupra lor cu părțile lor opuse în sarcină, formează așa-numita înveliș de hidratare (Fig. 13). Mărimea acestui înveliș este diferită pentru diferiți ioni și depinde de sarcina ionului, dimensiunea acestuia și, în plus, de concentrația de ioni din soluție.

Timp de câțiva ani, chimiștii fizici au studiat apa în principal ca solvent pentru electroliți. Ca urmare, s-au obținut multe informații despre electroliți, dar foarte puține despre apa în sine. Destul de ciudat, dar numai în ultimii ani au existat lucrări dedicate studiului relației apei cu substanțele care sunt practic insolubile în ea.

Au fost observate multe lucruri uimitoare. De exemplu, odată ce o conductă prin care curgea gazul natural la t = 19 ° C s-a dovedit a fi înfundată cu zăpadă umedă și apă. A devenit clar că punctul aici nu este în temperatură, ci în alte proprietăți ale apei. Au apărut o serie de întrebări: de ce a înghețat apa la o temperatură atât de ridicată, cum s-ar putea combina apa cu substanțe care sunt insolubile în ea.

Acest mister nu fusese încă rezolvat când s-a descoperit că chiar și astfel de gaze nobile precum argonul și xenonul, care nu intră în nicio reacție chimică, se pot lega cu apa, formând o oarecare aparență de compuși.

Orez. 13. Separarea ionilor Na + și C1 - de către moleculele polare de apă formând o înveliș de hidratare în jurul lor.

Rezultate interesante privind solubilitatea metanului în apă au fost obținute în Illinois. Moleculele de metan nu formează ioni în apă și nu acceptă legături de hidrogen; atractia dintre ele si moleculele de apa este foarte slaba. Cu toate acestea, metanul este încă, deși slab, solubil în apă, iar moleculele sale disociate formează compuși cu el - hidrați, în care mai multe molecule de apă sunt atașate la o moleculă de metan. Această reacție eliberează de 10 ori mai multă căldură decât atunci când metanul este dizolvat în hexan (metanul se dizolvă mai bine în hexan decât în ​​apă).

Faptul că metanul se dizolvă în apă este de mare interes. O moleculă de metan este de două ori mai mare decât o moleculă de apă. Pentru ca metanul să se dizolve în apă, trebuie să se formeze „găuri” destul de mari între moleculele sale. Acest lucru necesită o cheltuială semnificativă de energie, mai mult decât pentru evaporarea apei (aproximativ 10.000 de calorii pe mol). De unde atâta energie? Forțele de atracție dintre moleculele de metan și apă sunt prea slabe, nu pot oferi atât de multă energie. Prin urmare, există o altă posibilitate: structura focarului se modifică în prezența metanului. Să presupunem că o moleculă de metan dizolvat este înconjurată de un înveliș de 10-20 de molecule de apă. În timpul formării unor astfel de asociații de molecule, se eliberează căldură. În spațiul ocupat de o moleculă de metan dispar forțele de atracție reciprocă dintre moleculele de apă și, prin urmare, presiunea internă. În astfel de condiții, după cum am văzut, apa îngheață la temperaturi peste zero.

Acesta este motivul pentru care moleculele dintre metan și apă pot cristaliza, ceea ce s-a întâmplat în cazul descris mai sus. Hidrații înghețați pot fi absorbiți și eliberați din soluție. Această teorie este cunoscută sub numele de teoria aisbergului. În practică, studiile arată că toate substanțele neconductoare care au fost testate formează hidrați cristalini stabili. În același timp, această tendință este slab exprimată în electroliți. Toate acestea conduc la o înțelegere complet nouă a solubilității.

Se credea că dizolvarea electroliților are loc ca urmare a acțiunii forțelor atractive. Acum s-a dovedit că dizolvarea non-electroliților are loc nu datorită forțelor de atracție dintre aceste substanțe și apă, ci ca urmare a atracției insuficiente dintre ele. Substanțele care nu se descompun în ioni se combină cu apa, deoarece elimină presiunea internă și contribuie astfel la apariția formațiunilor cristaline.

Pentru a înțelege mai bine formarea unor astfel de hidrați, este util să luăm în considerare structura lor moleculară.

Se dovedește că hidrații rezultați au o structură cubică (rețea) în contrast cu structura hexagonală a gheții. Lucrările ulterioare ale cercetătorilor au arătat că hidratul poate avea două rețele cubice: într-una dintre ele, golurile dintre molecule sunt de 12, în cealaltă - 17 A. Există 46 de molecule de apă în rețeaua mai mică, 136 în cea mai mare. Găurile moleculelor de gaz din rețeaua mai mică au 12-14 fețe, iar într-una mai mare - 12-16, în plus, diferă în dimensiune și sunt umplute cu molecule de diferite dimensiuni și nu toate găurile pot fi umplute. Un astfel de model explică structura reală a hidraților cu un grad ridicat de acuratețe.

Rolul unor astfel de hidrați în procesele vieții nu poate fi supraestimat. Aceste procese au loc în principal în spațiile dintre apă și moleculele de proteine. În acest caz, apa are o tendință puternică de a cristaliza, deoarece molecula proteică conține multe grupări neionice sau nepolare. Orice astfel de hidrat se formează la o densitate mai mică decât gheața, astfel încât formarea acestuia poate duce la o expansiune distructivă semnificativă.

Deci, apa este o substanță particulară și complexă cu proprietăți chimice certe și diverse. Are o structură fizică zveltă și în același timp schimbătoare.

Dezvoltarea întregii naturi vii și în mare parte neînsuflețite este indisolubil legată de trăsăturile caracteristice ale apei.

Soluțiile joacă un rol foarte important în natură, știință și tehnologie. Apa, atât de răspândită în natură, conține întotdeauna substanțe dizolvate. Sunt puține dintre ele în apa dulce a râurilor și lacurilor, în timp ce apa de mare conține aproximativ 3,5% din sărurile dizolvate.

În oceanul primordial (la momentul apariției vieții pe Pământ), fracția de masă a sărurilor trebuia să fie scăzută, aproximativ 1%.

„În această soluție s-au dezvoltat pentru prima dată organismele vii, iar din această soluție au primit ionii și moleculele necesare creșterii și vieții lor... În timp, organismele vii s-au dezvoltat și s-au schimbat, ceea ce le-a permis să părăsească mediul acvatic și să se miște. să aterizeze și apoi să se ridice în aer. Ei au dobândit această abilitate prin păstrarea în organismul lor a unei soluții apoase sub formă de lichide care conțin aportul necesar de ioni și molecule, ”așa evaluează celebrul chimist american, câștigătorul Premiului Nobel Linus Pauling, rolul soluțiilor în apariția și dezvoltarea. a vieții pe Pământ. În interiorul nostru, în fiecare dintre celulele noastre, există o reamintire a oceanului primordial în care a apărut viața, o soluție apoasă care oferă viața însăși.

În fiecare organism viu, curge la nesfârșit prin vase - artere, vene și capilare - o soluție magică care formează baza sângelui, fracția de masă a sărurilor din el este aceeași ca și în oceanul primar - 0,9%. Procesele fizico-chimice complexe care apar în organismele umane și animale apar și în soluții. Asimilarea alimentelor este asociată cu transferul de nutrienți în soluție. Soluțiile apoase naturale sunt implicate în procesele de formare a solului și furnizează plantelor nutrienți. Multe procese tehnologice din industria chimică și din alte industrii, cum ar fi producția de sifon, îngrășăminte, acizi, metale și hârtie, se desfășoară în soluții. Studiul proprietăților soluțiilor ocupă un loc foarte important în știința modernă. Deci care este o soluție?

Diferența dintre o soluție și alte amestecuri este că particulele constituenților săi sunt distribuite uniform în ea, iar compoziția este aceeași în orice microvolum al unui astfel de amestec.

Prin urmare, soluțiile au fost înțelese ca amestecuri omogene formate din două sau mai multe părți omogene. Această idee se baza pe teoria fizică a soluțiilor.

Susținătorii teoriei fizice a soluțiilor, care a fost dezvoltată de van't Hoff, Arrhenius și Ostwald, credeau că procesul de dizolvare este rezultatul difuziei, adică al pătrunderii unei substanțe dizolvate în golurile dintre moleculele de apă.

Spre deosebire de ideile teoriei fizice a soluțiilor, D. I. Mendeleev și susținătorii teoriei chimice a soluțiilor au susținut că dizolvarea este rezultatul interacțiunii chimice a unei substanțe dizolvate cu moleculele de apă. Prin urmare, este mai corect (mai precis) să se definească o soluție ca un sistem omogen format din particule dintr-o substanță dizolvată, un solvent și produsele interacțiunii lor.

Ca rezultat al interacțiunii chimice a unei substanțe dizolvate cu apa, se formează compuși - hidrați. Interacțiunea chimică este indicată de semne de reacții chimice precum fenomenele termice în timpul dizolvării. De exemplu, amintiți-vă că dizolvarea acidului sulfuric în apă are loc cu eliberarea unei cantități atât de mari de căldură încât soluția poate fierbe și, prin urmare, acidul este turnat în apă (și nu invers).

Dizolvarea altor substanțe, cum ar fi clorura de sodiu, nitratul de amoniu, este însoțită de absorbția căldurii.

M. V. Lomonosov a constatat că soluțiile îngheață la o temperatură mai mică decât solventul. În 1764, el a scris: „Înghețurile de saramură sărată nu se pot transforma în mod convenabil în gheață, deoarece devin proaspete”.

Hidrații sunt compuși fragili ai unor substanțe cu apă care există în soluție. Dovada indirectă a hidratării este existența hidraților cristalini solizi - săruri, care includ apa. În acest caz, se numește cristalizare. De exemplu, binecunoscuta sare albastră, sulfatul de cupru CuSO 4 5H 2 O, aparține hidraților cristalini.Sulfatul de cupru (II) anhidru este cristale albe. Schimbarea culorii sulfatului de cupru (II) în albastru atunci când este dizolvat în apă și existența cristalelor albastre de sulfat de cupru este o altă dovadă a teoriei hidratului a lui D. I. Mendeleev.

În prezent, a fost adoptată o teorie care îmbină ambele puncte de vedere – teoria fizico-chimică a soluțiilor. A fost prezis încă din 1906 de D. I. Mendeleev în minunatul său manual „Fundamentals of Chemistry”: cel mai probabil duce la o teorie generală a soluțiilor, deoarece aceleași legi generale guvernează atât fenomenele fizice, cât și cele chimice.

Solubilitatea substanțelor în apă depinde de temperatură. De regulă, solubilitatea solidelor în apă crește odată cu creșterea temperaturii (Fig. 126), iar solubilitatea gazelor scade, astfel încât apa poate fi eliberată aproape complet de gazele dizolvate în ea prin fierbere.

Orez. 126.
Solubilitatea substanțelor în funcție de temperatură

Dacă clorura de potasiu KCl, care este folosită ca îngrășământ, este dizolvată în apă, atunci la temperatura camerei (20 ° C) doar 34,4 g de sare pot fi dizolvate în 100 g de apă; indiferent cât de mult se amestecă soluția cu restul de sare nedizolvată, nu se va mai dizolva sare - soluția va fi saturată cu această sare la o anumită temperatură.

Dacă, la această temperatură, se dizolvă mai puțin de 34,4 g de clorură de potasiu în 100 g de apă, atunci soluția va fi nesaturată.

Este relativ ușor să obțineți soluții suprasaturate din unele substanțe. Acestea includ, de exemplu, hidrați cristalini - sarea Glauber (Na 2 SO 4 10H 2 O) și sulfatul de cupru (CuSO 4 5H 2 O).

Soluțiile suprasaturate se prepară după cum urmează. Se prepară o soluție saturată de sare la temperatură ridicată, de exemplu la punctul de fierbere. Excesul de sare se filtrează, balonul cu filtratul fierbinte este acoperit cu vată și cu grijă, evitând agitarea, se răcește lent la temperatura camerei. Solutia astfel preparata, ferita de socuri si praf, poate fi depozitata destul de mult timp. Dar de îndată ce o baghetă de sticlă este introdusă într-o astfel de soluție suprasaturată, pe vârful căreia se află mai multe boabe din această sare, cristalizarea ei din soluție începe imediat (Fig. 127).

Orez. 127.
Cristalizarea instantanee a unei substanțe dintr-o soluție suprasaturată

Sarea Glauber este utilizată pe scară largă ca materie primă în uzinele chimice. Este exploatat iarna în Golful Kara-Bogaz-Gol, care este relativ izolat de Marea Caspică. Vara, din cauza ratei mari de evaporare a apei, golful este umplut cu o soluție de sare foarte concentrată. Iarna, din cauza scaderii temperaturii, solubilitatea acesteia scade si sarea cristalizeaza, care sta la baza extragerii acesteia. Vara, cristalele de sare se dizolvă, iar extracția ei se oprește.

În cea mai sărată dintre mările lumii - Marea Moartă - concentrația de săruri este atât de mare încât cristale bizare cresc pe orice obiect plasat în apa acestei mări (Fig. 128).

Orez. 128.
În apa Mării Moarte, din sărurile dizolvate în ea cresc cristale bizare frumoase.

Când lucrați cu substanțe, este important să cunoașteți solubilitatea acestora în apă. O substanță este considerată foarte solubilă dacă mai mult de 1 g din această substanță se dizolvă în 100 g de apă la temperatura camerei. Dacă în astfel de condiții mai puțin de 1 g dintr-o substanță se dizolvă în 100 g de apă, atunci o astfel de substanță este considerată slab solubilă. Substanțele practic insolubile includ acelea a căror solubilitate este mai mică de 0,01 g în 100 g de apă (Tabelul 9).

Tabelul 9
Solubilitatea unor săruri în apă la 20 °C

Substanțele complet insolubile nu există în natură. De exemplu, chiar și atomii de argint intră ușor în soluție din produsele introduse în apă. După cum știți, o soluție de argint în apă ucide microbii.

Cuvinte cheie și expresii

1. Soluții.
2. Teoria fizico-chimică a soluțiilor.
3. Fenomene termice în timpul dizolvării.
4. Hidrati si hidrati cristalini; apa de cristalizare.
5. Soluții saturate, nesaturate și suprasaturate.
6. Substanțe foarte solubile, ușor solubile și practic insolubile.

Lucrați cu computerul

1. Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile propuse.
2. Căutați pe Internet adrese de e-mail care pot servi ca surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și al frazelor din paragraf. Oferă profesorului ajutorul tău în pregătirea unei noi lecții - întocmește un raport asupra cuvintelor și frazelor cheie din următorul paragraf.

Întrebări și sarcini

1. De ce o bucată de zahăr se dizolvă mai repede în ceaiul fierbinte decât în ​​ceaiul rece?
2. Dați exemple de substanțe foarte solubile, ușor solubile și practic insolubile din diferite clase în apă, folosind tabelul de solubilitate.
3. De ce nu pot fi umplute acvariile cu apă fiartă răcită rapid (trebuie să stea câteva zile)?
4. De ce se vindecă mai repede rănile spălate cu apă în care au fost puse obiecte de argint?
5. Folosind figura 126, determinați fracția de masă a clorurii de potasiu conținută în soluția saturată la 20 °C.
6. O soluție diluată poate fi saturată în același timp?
7. La 500 g de soluție de sulfat de magneziu saturată la 20 ° C (vezi Fig. 126), s-a adăugat un volum de soluție de clorură de bariu suficient pentru reacție. Aflați masa precipitatului.

Solubilitatea este proprietatea unei substanțe de a forma amestecuri omogene cu diverși solvenți. După cum am menționat deja, cantitatea de dizolvat necesară pentru a obține o soluție saturată determină această substanță. În acest sens, solubilitatea are aceeași măsură ca și compoziția, de exemplu, fracția de masă a unei substanțe dizolvate în soluția sa saturată sau cantitatea de substanță dizolvată în soluția sa saturată.

Toate substanțele din punct de vedere al solubilității lor pot fi clasificate în:

• Foarte solubil - mai mult de 10 g de substanță se pot dizolva în 100 g de apă.
• Puțin solubil - mai puțin de 1 g de substanță se poate dizolva în 100 g de apă.
• Insolubil - mai puțin de 0,01 g de substanță se pot dizolva în 100 g de apă.

Se stie ca daca polaritate dizolvat este similar cu polaritatea solventului, este mai probabil să se dizolve. Dacă polaritățile sunt diferite, atunci cu un grad ridicat de probabilitate soluția nu va funcționa. De ce se întâmplă asta?

solvent polar este un dizolvat polar.

Să luăm ca exemplu o soluție de sare comună în apă. După cum știm deja, moleculele de apă sunt polare în natură, cu o sarcină pozitivă parțială pe fiecare atom de hidrogen și o sarcină negativă parțială pe atomul de oxigen. Și solidele ionice, cum ar fi clorura de sodiu, conțin cationi și anioni. Deci, atunci când sarea de masă este plasată în apă, sarcina pozitivă parțială de pe atomii de hidrogen ai moleculelor de apă este atrasă de ionul de clorură încărcat negativ din NaCl. În mod similar, sarcina negativă parțială de pe atomii de oxigen ai moleculelor de apă este atrasă de ionul de sodiu încărcat pozitiv din NaCl. Și, deoarece atracția moleculelor de apă pentru ionii de sodiu și clor este mai puternică decât interacțiunea care le ține împreună, sarea se dizolvă.

Solvent nepolar este un dizolvat nepolar.

Să încercăm să dizolvăm o bucată de tetrabromură de carbon în tetraclorură de carbon. În stare solidă, moleculele de tetrabromură de carbon sunt ținute împreună printr-o interacțiune de dispersie foarte slabă. Când sunt plasate în tetraclorură de carbon, moleculele acesteia vor fi aranjate mai aleatoriu, adică. entropia sistemului crește și compusul se dizolvă.

Echilibrul în dizolvare

Luați în considerare o soluție dintr-un compus slab solubil. Pentru ca echilibrul să se stabilească între un solid și soluția sa, soluția trebuie să fie saturată și în contact cu porțiunea nedizolvată a solidului.

De exemplu, să se stabilească echilibrul într-o soluție saturată de clorură de argint:

AgCl (tv) \u003d Ag + (aq.) + Cl - (aq.)

Compusul în cauză este ionic și este prezent sub formă dizolvată ca ioni. Știm deja că în reacțiile eterogene concentrația unui solid rămâne constantă, ceea ce ne permite să-l includem în constanta de echilibru. Deci expresia pentru va arăta astfel:

K = [ Cl - ]

O astfel de constantă se numește produs de solubilitate PR, cu condiția ca concentrațiile să fie exprimate în mol/l.

PR \u003d [ Cl - ]

Produs de solubilitate este egal cu produsul concentrațiilor molare ale ionilor care participă la echilibru, în puteri egale cu coeficienții stoechiometrici corespunzători din ecuația de echilibru.
Este necesar să se facă distincția între conceptul de solubilitate și produsul de solubilitate. Solubilitatea unei substanțe se poate modifica atunci când în soluție se adaugă o altă substanță, iar produsul de solubilitate nu depinde de prezența unor substanțe suplimentare în soluție. Deși aceste două valori sunt interconectate, ceea ce permite cunoașterea unei valori pentru a calcula cealaltă.

Solubilitatea în funcție de temperatură și presiune

Apa joacă un rol important în viața noastră, este capabilă să dizolve un număr mare de substanțe, ceea ce este de mare importanță pentru noi. Prin urmare, ne vom concentra pe soluțiile apoase.

Solubilitate gazele cresc cu creșterea presiunii gaz deasupra solventului, iar solubilitatea substanțelor solide și lichide depinde de presiune în mod nesemnificativ.

William Henry a ajuns mai întâi la concluzia că cantitatea de gaz care se dizolvă la o temperatură constantă într-un volum dat de lichid este direct proporțională cu presiunea acestuia. Această afirmație este cunoscută ca legea lui Henryși se exprimă după cum urmează:

C \u003d k P,

unde C este solubilitatea gazului în faza lichidă

P - presiunea gazului peste soluție

k este constanta lui Henry

Figura următoare prezintă curbele de solubilitate a unor gaze în apă temperatura la presiune constantă a gazului peste soluție (1 atm)

După cum se poate observa, solubilitatea gazelor scade odată cu creșterea temperaturii, spre deosebire de majoritatea compușilor ionici, a căror solubilitate crește odată cu creșterea temperaturii.

Efectul temperaturii asupra solubilității depinde de modificarea entalpiei care apare în timpul procesului de dizolvare. Când are loc un proces endotermic, solubilitatea crește odată cu creșterea temperaturii. Aceasta rezultă din ceea ce știm deja : dacă schimbați una dintre condițiile în care sistemul este în echilibru - concentrație, presiune sau temperatură - atunci echilibrul se va deplasa în direcția reacției care contracarează această modificare.

Imaginează-ți că avem de-a face cu o soluție în echilibru cu o substanță parțial dizolvată. Și acest proces este endotermic, adică. merge cu absorbția căldurii din exterior, atunci:

Substanță + solvent + căldură = soluție

Conform principiul lui Le Chatelier, la endotermic proces, echilibrul se deplasează în direcția care reduce aportul de căldură, adică La dreapta. Astfel, solubilitatea crește. Dacă procesul exotermic, atunci o creștere a temperaturii duce la o scădere a solubilității.

dependenţa solubilităţii compuşilor ionici de temperatură

Se știe că există soluții de lichide în lichide. Unele dintre ele se pot dizolva unele în altele în cantități nelimitate, cum ar fi apa și alcoolul etilic, în timp ce altele se pot dizolva doar parțial. Deci, dacă încercați să dizolvați tetraclorura de carbon în apă, se formează două straturi: cel superior este o soluție saturată de apă în tetraclorură de carbon, iar cel inferior este o soluție saturată de tetraclorură de carbon în apă. Pe măsură ce temperatura crește, în general, solubilitatea reciprocă a unor astfel de lichide crește. Acest lucru se întâmplă până când se atinge temperatura critică, la care ambele lichide sunt amestecate în orice proporție. Solubilitatea lichidelor este practic independentă de presiune.

Când o substanță care poate fi dizolvată în oricare dintre aceste două lichide este introdusă într-un amestec format din două lichide nemiscibile, distribuția ei între aceste lichide va fi proporțională cu solubilitatea în fiecare dintre ele. Acestea. conform legea distributiei o substanță care se poate dizolva în doi solvenți nemiscibili este distribuită între ei astfel încât raportul dintre concentrațiile sale în acești solvenți la o temperatură constantă să rămână constant, indiferent de cantitatea totală de solut:

C 1 / C 2 \u003d K,

unde C 1 și C 2 sunt concentrațiile unei substanțe în două lichide

K este coeficientul de distribuție.

Categorii,

Se numește capacitatea unei anumite substanțe de a se dizolva într-un anumit solvent solubilitate.

Din punct de vedere cantitativ, solubilitatea unui solid caracterizează coeficientul de solubilitate sau pur și simplu solubilitatea - aceasta este cantitatea maximă de substanță care se poate dizolva în 100 g sau 1000 g de apă în condiții date pentru a forma o soluție saturată.

Deoarece majoritatea solidelor absorb energie atunci când sunt dizolvate în apă, conform principiului lui Le Chatelier, solubilitatea multor solide crește odată cu creșterea temperaturii.

Solubilitatea gazelor într-un lichid caracterizează coeficient de absorbție- volumul maxim de gaz care se poate dizolva la n.o. într-un volum de solvent. La dizolvarea gazelor, căldura este eliberată, prin urmare, odată cu creșterea temperaturii, solubilitatea lor scade (de exemplu, solubilitatea NH 3 la 0 ° C este de 1100 dm 3 / 1 dm 3 de apă, iar la 25 ° C - 700 dm 3 / 1 dm 3 de apă). Dependența solubilității gazelor de presiune respectă legea lui Henry: masa unui gaz dizolvat la o temperatură constantă este direct proporțională cu presiunea.

Exprimarea compoziției cantitative a soluțiilor

Alături de temperatură și presiune, principalul parametru al stării soluției este concentrația substanței dizolvate în ea.

concentrația soluției numit conținutul unei substanțe dizolvate într-o anumită masă sau într-un anumit volum al unei soluții sau solvent. Concentrația unei soluții poate fi exprimată în diferite moduri. În practica chimică, se folosesc cel mai frecvent următoarele metode de exprimare a concentrațiilor:

A) fracția de masă a soluției arată numărul de grame (unități de masă) dintr-un dizolvat conținut în 100 g (unități de masă) dintr-o soluție (ω, %)

b) concentrația în volum molar sau molaritatea , arată numărul de moli (cantitatea) de substanță dizolvată conținută în 1 dm 3 soluție (s sau M, mol / dm 3)

în) concentrație echivalentă sau normalitate , arată numărul de echivalenți ai unei substanțe dizolvate conținute în 1 dm 3 dintr-o soluție (s e sau n, mol / dm 3)

G) concentrația masei molare sau molalitate , arată numărul de moli ai unei substanțe dizolvate conținute în 1000 g de solvent (s m , mol / 1000 g)

e) titrul o soluție este numărul de grame de substanță dizolvată în 1 cm 3 dintr-o soluție (T, g / cm 3)

T = m r.v. /V.

În plus, compoziția soluției este exprimată în termeni de valori relative adimensionale - fracții. Fracție de volum - raportul dintre volumul soluției și volumul soluției; fracție de masă - raportul dintre masa substanței dizolvate și volumul soluției; fracția molară este raportul dintre cantitatea de solut (numărul de moli) și cantitatea totală a tuturor componentelor soluției. Valoarea cel mai frecvent utilizată este fracția molară (N) - raportul dintre cantitatea de solut (ν 1) și cantitatea totală a tuturor componentelor soluției, adică ν 1 + ν 2 (unde ν 2 este cantitatea de solvent)

N r.v. \u003d ν 1 / (ν 1 + ν 2) \u003d m r.v. /M r.v. / (m r.v. / M r.v + m r-la. / M r-la).

Soluții diluate de neelectroliți și proprietățile acestora

În formarea soluțiilor, natura interacțiunii componentelor este determinată de natura lor chimică, ceea ce face dificilă identificarea modelelor generale. Prin urmare, este convenabil să se recurgă la un model de soluție idealizată, așa-numita soluție ideală. Se numește o soluție a cărei formare nu este asociată cu o modificare a volumului și efectului termic solutie ideala. Cu toate acestea, cele mai multe soluții nu posedă pe deplin proprietățile idealității și modelele generale pot fi descrise folosind exemplele de așa-numite soluții diluate, adică soluții în care conținutul de substanță dizolvată este foarte mic în comparație cu conținutul de solvent și interacţiunea moleculelor de dizolvat cu solventul poate fi neglijată. Soluțiile au proprietăți oligative sunt proprietățile soluțiilor care depind de numărul de particule ale substanței dizolvate. Proprietățile coligative ale soluțiilor includ:

presiune osmotica;

presiunea aburului saturat. legea lui Raoult;

creșterea punctului de fierbere;

scăderea temperaturii de îngheț.

Osmoză. presiune osmotica.

Să existe un vas împărțit printr-o partiție semi-permeabilă (linia punctată în figură) în două părți umplute la același nivel O-O. Solventul este plasat pe partea stângă, soluția este plasată pe partea dreaptă.

soluție de solvent

La conceptul de fenomen de osmoză

Datorită diferenței de concentrații de solvenți pe ambele părți ale partiției, solventul pătrunde spontan (în conformitate cu principiul Le Chatelier) prin peretele semipermeabil în soluție, diluând-o. Forța motrice pentru difuzia preferențială a solventului în soluție este diferența dintre energiile libere ale solventului pur și ale solventului din soluție. Când soluția este diluată din cauza difuziei spontane a solventului, volumul soluției crește și nivelul se deplasează din poziția O în poziția II. Se numește difuzia unilaterală a unui anumit tip de particule în soluție printr-o partiție semipermeabilă osmoză.

Este posibil să se caracterizeze cantitativ proprietățile osmotice ale unei soluții (în raport cu un solvent pur) prin introducerea conceptului de presiune osmotica. Acesta din urmă este o măsură a tendinței unui solvent de a trece printr-o partiție semi-permeabilă într-o soluție dată. Este egală cu presiunea suplimentară care trebuie aplicată soluției astfel încât osmoza să se oprească (efectul presiunii se reduce la o creștere a eliberării moleculelor de solvent din soluție).

Se numesc soluții cu aceeași presiune osmotică izotonic.În biologie se numesc soluții cu o presiune osmotică mai mare decât cea a conținutului intracelular hipertensiv, cu mai puțin hipotonic. Aceeași soluție este hipertonică pentru un tip de celulă, izotonică pentru altul și hipotonică pentru al treilea.

Majoritatea țesuturilor organismelor au proprietăți de semi-permeabilitate. Prin urmare, fenomenele osmotice sunt de mare importanță pentru activitatea vitală a organismelor animale și vegetale. Procesele de digestie, metabolism etc. sunt strâns legate de permeabilitatea diferită a țesuturilor pentru apă și anumite substanțe dizolvate. Fenomenele de osmoză explică unele dintre problemele legate de relația organismului cu mediul. De exemplu, ele se datorează faptului că peștii de apă dulce nu pot trăi în apa mării, iar peștii marini în apa râului.

Van't Hoff a arătat că presiunea osmotică într-o soluție non-electrolită este proporțională cu concentrația molară a solutului.

R osm = cuRT,

unde R osm - presiunea osmotică, kPa; c - concentrația molară, mol / dm 3; R este constanta gazului, egală cu 8,314 J/mol∙K; T - temperatura, K.

Această expresie este similară ca formă cu ecuația Mendeleev-Clapeyron pentru gazele ideale, dar aceste ecuații descriu procese diferite. Presiunea osmotică apare într-o soluție atunci când o cantitate suplimentară de solvent pătrunde în ea printr-o partiție semi-permeabilă. Această presiune este forța care împiedică egalizarea ulterioară a concentrațiilor.

a formulat van't Hoff legea presiunii osmotice: presiunea osmotică este egală cu presiunea pe care o produce un dizolvat dacă acesta, sub formă de gaz ideal, ar ocupa același volum pe care îl ocupă soluția la aceeași temperatură.

Presiunea aburului saturat. legea lui Raul.

Luați în considerare o soluție diluată a unei substanțe nevolatile (solide) A într-un solvent lichid volatil B. În acest caz, presiunea totală a vaporilor saturați peste soluție este determinată de presiunea parțială de vapori a solventului, deoarece presiunea de vapori a dizolvat poate fi neglijat.

Raoult a arătat că presiunea de vapori saturați a unui solvent peste o soluție P este mai mică decât cea peste un solvent pur P°. Diferența Р° - Р = Р se numește scăderea absolută a presiunii vaporilor peste soluție. Această valoare, referită la presiunea de vapori a unui solvent pur, adică (Р°-Р)/Р° =Р/Р°, se numește scăderea relativă a presiunii vaporilor.

Conform legii lui Raoult, scăderea relativă a presiunii vaporilor saturati ai solventului peste soluție este egală cu fracția molară a substanței nevolatile dizolvate.

(P ° -P) / P ° \u003d N \u003d ν 1 / (ν 1 + ν 2) \u003d m r.v. /M r.v. / (m r.v. / M r.v + m r-la. / M r-la) \u003d X A

unde X A este fracția molară a substanței dizolvate. Și întrucât ν 1 = m r.v. /M r.v, atunci folosind această lege, puteți determina masa molară a unei substanțe dizolvate.

Consecința legii lui Raoult. Scăderea presiunii vaporilor asupra unei soluții de substanță nevolatilă, de exemplu, în apă, poate fi explicată folosind principiul deplasării echilibrului Le Chatelier. Într-adevăr, odată cu creșterea concentrației unui component nevolatil într-o soluție, echilibrul în sistemul de abur saturat cu apă se deplasează către condensarea unei părți din vapori (reacția sistemului la o scădere a concentrației de apă. când substanța este dizolvată), ceea ce determină scăderea presiunii vaporilor.

O scădere a presiunii vaporilor peste o soluție în comparație cu un solvent pur determină o creștere a punctului de fierbere și o scădere a punctului de îngheț al soluțiilor în comparație cu un solvent pur (t). Aceste valori sunt proporționale cu concentrația molară a solutului - non-electrolit, adică:

t= K∙s t = K∙t∙1000/M∙a,

unde c m este concentrația molară a soluției; a este masa solventului. Factorul de proporționalitate La , când punctul de fierbere crește, se numește constantă ebulioscopică pentru un anumit solvent (E ), și pentru a reduce punctul de îngheț - constantă crioscopică(La ). Aceste constante, care sunt diferite numeric pentru același solvent, caracterizează creșterea punctului de fierbere și scăderea punctului de îngheț a unei soluții de un molar, adică. la dizolvarea a 1 mol de neelectrolit nevolatil în 1000 g de solvent. Prin urmare, ele sunt adesea denumite creșterea molară a punctului de fierbere și scăderea molară a punctului de îngheț al soluției.

Constantele criscopice și ebulioscopice nu depind de concentrația și natura substanței dizolvate, ci depind doar de natura solventului și se caracterizează prin dimensiunea kg∙deg/mol.