Какие факторы влияют на растворимость в воде. Растворимость веществ. Влияние природы растворяемого вещества и растворителя, температуры и давления на растворимость газов, твердых и жидких веществ. Для чего нужно знать растворимость твердых веществ в воде

Способность вещества растворяться в воде или другом растворителе называется растворимостью. Количественной характеристикой растворимости является коэффициент растворимости, который показывает, какая максимальная масса вещества может раствориться в 1000 или 100 г воды при данной температуре. Растворимость вещества зависит от природы растворителя и вещества, от температуры и давления (для газов). Растворимость твердых веществ в основном увеличивается при повышении температуры. Растворимость газов с повышением температуры уменьшается, но при повышении давления увеличивается.

По растворимости в воде вещества делят на три группы:

• 1. Хорошо растворимые (р.). Растворимость веществ больше 10 г в 1000 г воды. Например, 2000 г сахара растворяется в 1000 г воды, или в 1 л воды.
• 2. Малорастворимые (м.). Растворимость веществ от 0,01 г до 10 г вещества в 1000 г воды. Например, 2 г гипса (CaS04 * 2Н20) растворяется в 1000 г воды.
• 3. Практически нерастворимые (н.). Растворимость веществ меньше 0,01 г вещества в 1000 г воды. Например, в 1000 г воды растворяется 1,5 * 10_3 г AgCl.

При растворении веществ могут образоваться насыщенные, ненасыщенные и пересыщенные растворы.

Насыщенный раствор - это раствор, который содержит максимальное количество растворяемого вещества при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество больше не растворяется.

Ненасыщенный раствор -- это раствор, который содержит меньше растворяемого вещества, чем насыщенный при данных условиях. При добавлении вещества в такой раствор вещество еще растворяется.

Иногда удается получить раствор, в котором растворенного вещества содержится больше, чем в насыщенном растворе при данной температуре. Такой раствор называется пересыщенным. Этот раствор получают при осторожном охлаждении насыщенного раствора до комнатной температуры. Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Кристаллизацию вещества в таком растворе можно вызвать путем потирания стеклянной палочкой стенок сосуда, в котором находится данный раствор. Этот способ применяется при выполнении некоторых качественных реакций.

Растворимость вещества может выражаться и молярной концентрацией его насыщенного раствора.

Скорость процесса растворения зависит от растворяемых веществ, состояния их поверхностей, температуры растворителя и концентрации конечного раствора.

Не следует смешивать понятия « насыщенный» и «разбавленный» раствор. Например, насыщенный раствор хлорида серебра (1.5*10-3г/л) явл. весьма разбавленным, а ненасыщенный р-р сахара(1000г/л)- концентрированным.

Концентрация растворов и способы ее выражения

Согласно современным представлениям, количественный состав раствора можно выражать как с помощью безразмерных величин, так и величин имеющих размерность. Безразмерные величины обычно называют долями. Известны 3 вида долей: массовая (щ), объемная (ц), молярная (ч)

Массовая доля растворенного вещества - это отношение массы растворенного вещества X к общей массе расвора:

щ (Х) = т(Х)/т

где щ(Х) - массовая доля растворенного вещества X, выраженная в долях единицы; т(Х) -- масса растворенного вещества X, г; т - общая масса раствора, г.

Если массовая доля растворенного хлорида натрия в растворе равна 0,03, или 3 % , то это означает, что в 100 г раствора содержится 3 г хлорида натрия и 97 г воды.

Объемная доля вещества в растворе - отношение объема растворенного вещества к сумме объемов всех веществ, участвующих в образовании раствора (до их смешения)

ц(Х)= V(Х)/ ?V

Молярная доля вещества в растворе - это отношение количества вещества к сумме количеств всех веществ, находящихся в растворе.

ч(Х)=п(Х)/ ?п

Из всех видов долей в аналитической химии чаще всего используют массовую долю. Объемную долю обычно применяют для растворов газообразных веществ и жидкостей(в фармации для растворов этилового спирта) Численное значение выражается в долях единицы и находятся в пределах от 0(чистый растворитель) до 1(чистое вещество. Как известно, сотая часть единицы называется процентом. Процент - это не единица измерения, а всего лишь синоним понятия «одна сотая». Н-р, если массовая доля NaOH в некотором растворе равна 0,05, то вместо пяти сотых можно использовать величину 5%. Проценты не могут быть массовыми, объемными или молярными, а могут лишь быть рассчитаны по массе, объему или количеству вещества.

Массовую долю можно выражать также в процентах.

Н-р, 10%-ный раствор едкого натра содержит в 100г раствора 10г NaOH и 90г воды.

Смас(Х) = т(Х)/тсм·100 %.

Объемный процент - процентная доля объема вещества, содержащаяся в общем объеме смеси. Указывает количество миллилитров вещества в 100 мл объема смеси.

Соб%= V/ Vсм * 100

Зависимость между объемом и массой раствора (т) выражается формулой

где с - плотность раствора, г/мл; V - объем раствора, мл.

К размерным величинам, используемым для описания количественного состава растворов, относят концентрацию вещества в растворе (массовую, молярную) и моляльность растворенного вещества.Если раньше концентрациями вещества называли любые способы описания количественного состава раствора, то в наши дни это понятие стало более узким.

Концентрация-это отношение массы или количества растворенного вещества к объему раствора. Т.о., массовая доля - это, согласно современнму подходу, уже не концентрация и называть ее процентной концентрацией не следует.

Массовой концентрацией называют отношение массы растворенного вещества к объему раствора. Обозначают данный вид концентрации как г(Х),с(Х) или чтобы не перепутать с плотностью раствора, с*(Х)

Единицей измерения массовой концентрации является кг/м3 или, что то же самое, г/л. Массовая концентрация, имеющая размерность г/мл, называется титром раствора

Молярная концентрация - С(Х) - представляет собой отношение количества растворенного вещества (моль) к объему раствора (1л) Рассчитывается как отношение количества вещества п (X), содержащегося в растворе, к объему этого раствора V:

С(Х) = п(Х)/ Vp= т(Х)/М(Х)V

где т(Х) - масса растворенного вещества, г; М(Х) - молярная масса растворенного вещества, г/моль. Молярную концентрацию выражают в моль/дм3 (моль/л). Чаще всего применяется единица измерения моль/л. Если в 1 л раствора содержится 1 моль растворенного вещества, то раствор называется молярным (1 М). Если в 1 л раствора содержится 0,1 моль или 0,01 моль растворенного вещества, то раствор соответственно называется децимолярным (0,1 М), сантимолярным (0,01 М), 0.001 моль- миллимолярным (0.001М)

Единица измерения молярной концентрации- моль/м3, но на практике обычно пользуются кратной единицей - моль/л. Вместо обозначения «моль/л» можно использовать «М» (причем слово раствор писать уже не нужно) Например, 0,1 М NaOH означает тоже самое, что и С(NaOH)=0,1 моль/л

Моль - единица химического количества вещества. Моль-порция вещества (т.е. такое его количество), которое содержит столько же структурных единиц, сколько атомов содержится в 0,012 кг углерода. В 0,012 кг углерода содержится 6,02*1023 атомов углерода. И эта порция составляет 1 моль. Столько же структурных единиц содержится в 1 моль любого вещества. т.е моль - это количество вещества, содержащее 6,02*1023 частиц. Эта величина получила название постоянной Авогадро

Химическое количество любых веществ содержит одно и то же число структурных единиц. Но у каждого вещества его структурная единица имеет свою собственную массу. Поэтому и массы одинаковых химических количеств различных веществ тоже будут различны.

Молярная масса - это масса порции вещества химическим количеством 1 моль. Она равна отношению массы m вещества к соответствующему количеству вещества n

В Международной системе единиц молярная масса выражается в кг/моль, но в химии чаще используют г/моль

Следует отметить. Что молярная масса численно совпадает с массами атомов и молекул (в а.е.м.) и с относительными атомными и молекулярными массами.

В отличие от твердых веществ и жидких, все газообразные вещества химическим количеством 1 моль занимают одинаковый объем (при одинаковых условиях) Эта величина наз-ся молярным объемом и обозначается

Т.к. объем газа зависит от температуры и давления, то при проведении расчетов берутся объемы газов при нормальных условиях (0?C и давлении 101,325 кПа) Установлено, что при н.у. отношение объема любой порции газа к химическому количеству газа есть величина постоянная равная 22,4 дм3/моль, т.о. Молярный объем любого газа при нормальных условиях = 22,4 дм3/моль

Связь между молярной массой, молярным объемом и плотностью (массой литра)

с= М/ Vm, г/дм3

Понятие молярная концентрация может относиться как к молекуле или формульной единице растворенного вещества, так и к его эквиваленту. С принципиальной точки зрения не важно, о чем идет речь: о концентрации молекул серной кислоты - С(Н2SO4) или « половинок молекул серной кислоты» - С(1/2 Н2SO4). Молярная концентрация эквивалента вещества раньше называлась нормальной концентрацией. Кроме того, молярную концентрацию часто называли молярностью, хотя такой термин использовать не рекомендуется (его можно перепутать с моляльностью)

Моляльность растворенного вещества представляет собой отношение количества вещества, находящегося в растворе к массе растворителя. Обозначают моляльность как m(Х), b(X),Cm(X):

Cm(X)= п(Х)/ mS

Размерность моляльности - моль/кг. Моляльность, согласно современной терминологии не является концентрацией. Её используют в тех случаях, когда раствор находится в неизотермических условиях. Изменение температуры влияет на объем раствора и приводит, тем самым, к изменению концентрации - моляльность же при этом остается постоянной.

Для количественной характеристики стандартных растворов обычно используют молярную концентрацию (вещества или эквивалента вещества

Нормальность растворов. Грамм-эквивалент.

Концентрацию растворов в титриметрическом анализе часто выражают через титр, т.е. указывают, сколько граммов растворенного вещества содержится в 1 мл раствора. Еще удобнее выражать ее через нормальность.

Нормальность называется число, показывающее, сколько грамм-эквивалентов растворенного вещества содержится в 1 л раствора.

Грамм-эквивалентом (г-экв) какого-либо вещества называется количество граммов его, химически равноценное (эквивалентное) одному грамм-атому водорода в данной реакции.

Сп = пэкв/V; Сп = z·n/V,

Где пэкв-число эквивалентов растворенного вещества, пэкв = z·n, V - объем раствора в литрах, п - число молей растворенного вещества, z·- эффективная валентность растворенного вещества

Для нахождения грамм-эквивалента нужно написать уравнение реакции и вычислить, сколько граммов данного вещества отвечает в нем 1 грамм-атому водорода.

Например:

HCl + KOH KCl +H2O

Один грамм-эквивалент кислоты равняется одной грамм-молекуле - моль (36,46 г) HCl, так как именно это количество кислоты соответствует при реакции одному грамм-атому водорода, взаимодействующему с ионами гидроксила щелочи.

Соответственно грамм-молекула H2SO4 при реакциях:

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

Отвечает двум грамм-атомам водорода. Следовательно, грамм-эквивалент H2SO4 равен? грамм-молекулы (49,04 г).

В отличие от грамм-молекулы грамм-атом это число не постоянное, а зависит от реакции, в которой данное вещество участвует.

Поскольку один грамм-атом ОН- реагирует с одним грамм-атомом Н+ и, следовательно, эквивалентен последнему, грамм-эквиваленты оснований находятся аналогично, но с той лишь разницей, что грамм-молекулы их приходится в этом случае делить на число участвующих в реакции ОН- -ионов.

Наряду с грамм-эквивалентом в аналитической химии часто пользуются понятием миллиграмм-эквивалент. Миллиграмм-эквивалент (мг-экв) равен тысячной доле грамм-эквивалента (Э:1000) и представляет собой эквивалентный вес вещества, выраженный в миллиграммах. Например, 1 г-экв HCl равен 36,46 г, а 1 мг-экв HCl составляет 36,46 мг.

Из понятия об эквиваленте как о химически равноценном количестве следует, что грамм-эквиваленты представляют собой как раз те весовые количества, которыми они вступают в реакцию друг с другом.

Очевидно, что 1 мг-экв указанных веществ, составляющий 0,001 г-экв, находится в 1 мл однонормальных растворов этих веществ. Следовательно, нормальность раствора показывает, сколько грамм-эквивалентов вещества содержится в 1 литре или сколько миллиграмм-эквивалентов его содержится в 1 мл раствора. Нормальность растворов обозначается буквой н. Если в 1 л раствора содержится 1 г-экв. вещества, то такой раствор называется 1 нормальным (1 н), 2 г-экв - двухнормальным(2 н), 0.5 г-экв - полунормальным, 0.1г-экв - децинормальным(0.1н), 0.01 г-экв - сантинормальным, 0.001г-экв - миллинормальным (0.001н). Разумеется, нормальность раствора, кроме того, показывает и число миллиграмм-эквивалентов растворенного вещества в 1 мл раствора. Например, 1н р-р содержит 1 мг-экв, а 0.5 н- 0.5 мг-экв растворенного вещества в 1 мл.Приготовление нормальных растворов требует умения вычислять грамм-эквиваленты кислоты, основания или соли.

Грамм-эквивалентом называется число граммов вещества, химически равноценное (т.е. эквивалентное) одному грамм-атому или грамм-иону водорода в данной реакции.

Н-р: HCl + NaOH= NaCl+H2O

Видно, что одна грамм-молекула НСl участвует в реакции одним грамм-ионом Н+, взаимодействующим с ионом ОН-. Очевидно, в этом случае грамм-эквивалент НСl равен ее грамм-молекуле и составляет 36,46 г.Однако грамм-эквивалент кислот, оснований и солей зависят от течения реакций, в которых они участвуют. Для вычисления их пишут в каждом случае уравнение и определяют, сколько граммов вещества соответствует 1 грамм-атому водорода в данной реакции. Н-Р, молекулы ортофосфорной кислоты H3PO4 ,участвуя в реакции

H3PO4 + NaOH=NaH2PO4+ H2O

Отдает только один ион Н+ и грамм-эквивалент её равен грамм-молекуле (98,0г).В реакции

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4+ 2H2O

каждая молекула соответствует уже двум грамм-ионам водорода. Поэтому грамм-экв. Её равен? грамм-молекулы, т.е 98:2=49г

Наконец, молекула H3PO4 может участвовать в реакции и тремя ионами водорода:

H3PO4 + 3NaOH=Na3PO4+ 3H2O

понятно, что в этой реакции грамм-молекула H3PO4 равноценна трем грамм-ионам Н+ и грамм-эквивалент кислоты равен 1/3 грамм-молекулы, т.е. 98:3=32.67г

Грамм-экв-ты оснований также зависят от характера реакции. Вычисляя грамм-эквивалент основания, обычно делят грамм-молекулу его на число ионов ОН-, участвующих в реакции, т.к. один грамм-ион ОН- эквивалентен одному грамм-иону Н+, Поэтому исходя из уравнений

Порядок пересчета из одного вида концентрации в другой. Расчеты с использованием молярной концентрации

В большинстве случаев при расчетах с использованием молярной концентрации исходят из пропорций, связывающих молярную концентрацию и молярную массу

Где С(Х) - концентрация раствора в моль/л;М-молярная масса, г/моль; m(Х)/ - масса растворенного вещества в граммах, п (Х)- количество растворенного вещества в молях, Vp - объем раствора в литрах.. Пример, рассчитать молярную концентрацию 2 л 80 г NaOH.

С(Х) = m(Х)/М Vp; М = 40 г/моль; С(Х)= 80г/40г/моль*2л=1 моль/л

Расчеты с использованием нормальности

Где Сп - концентрация раствора в моль/л; М-молярная масса, г/моль; m(Х)/ - масса растворенного вещества в граммах, п (Х)- количество растворенного вещества в молях, Vp - объем раствора в литрах.

Концентрация растворов и способы её выражения (Химический анализ в теплоэнергетике, Москва. Издательский дом МЭИ, 2008г)

Количественные соотношения между массами реагирующих веществ выражаются законом эквивалентов. Химические элементы и их соединения вступают в химические реакции друг с другом в строго определенных массовых количествах, соответствующих их химическим эквивалентам.

Пусть в системе протекает следующая реакция:

аХ+ b Y > Продукты реакции.

Уравнение реакций можно также записать в виде

X + b/a·Y > Продукты реакции,

которое обозначает, что одна частица вещества X эквивалентна b/a частиц вещества Y.

Отношение

Фактор эквивалентности, безразмерная величина, не превышающая 1. Его употребление как дробной величины не совсем удобно. Чаще используют величину, обратную фактору эквивалентности -- число эквивалентности (или эквивалентное число) z;

Значение z определяют по химической реакции, в которой участвует данное вещество.

Существуют два определения эквивалента:

• 1. Эквивалент -- это некая реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или каким-либо другим образом быть эквивалентна одному иону водорода в реакциях кислотно-основного взаимодействия или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях.
• 2. Эквивалент -- условная частица вещества, в z раз меньшая, чем соответствующая ей формульная единица. Формульные единицы в химии -- это реально существующие частицы, такие, как атомы, молекулы, ионы, радикалы, условные молекулы кристаллических веществ и полимеров.

Единицей количества вещества эквивалентов является моль или ммоль (ранее г-экв или мг-экв). Необходимая для расчетов величина -- молярная масса эквивалента вещества Мэкв(Y), г/моль, равная отношению массы вещества mY к количеству вещества эквивалентов nэкв(Y):

Мэкв(Y) = mY / nэкв(Y)

так как nэкв

следовательно

Мэкв(Y) =МY / zY

где МY -- молярная масса вещества Y, г/моль; nY -- количество вещества Y, моль; zY -- число эквивалентности.

Концентрация вещества -- физическая величина (размерная или безразмерная), определяющая количественный состав раствора, смеси или расплава. Для выражения концентрации раствора применяются различные способы.

Молярная концентрация вещества В или концентрация количества вещества - отношение количества растворенного вещества В к объему раствора, моль/дм3,

Св = nв /Vp = mв /Мв Vp

где nв -- количество вещества, моль; Vp -- объем раствора, дм3; МB -- молярная масса вещества, г/моль; mB -- масса растворенного вещества, г.

Удобна в использовании сокращенная форма записи единицы молярной концентрации М = моль/дм3.

Молярная концентрация эквивалентов вещества В -- отношение количества эквивалентов вещества В к объему раствора, моль/дм3 ? н:

Сэкв (В)= n экв (В)/ Vp = mв /Мв Vp = mв·zв / Мв Vp

где nэкв -- количество вещества эквивалентов, моль; Мэкв -- молярная масса эквивалентов вещества, г/моль; zB -- число эквивалентности.

Применение терминов «нормальность» и «нормальная концентрация» и единиц измерения г-экв/дм3, мг-экв/дм3 не рекомендуется, как и символа N, для сокращенного обозначения молярной концентрации эквивалентов вещества.

Массовая концентрация вещества В -- отношение массы растворенного вещества В к объему раствора, г/дм3,

Массовая доля растворенного вещества В -- отношение массы растворенного вещества В к массе раствора:

Св = mв / mр = mв/ с Vp

где mр - масса раствора, г; с -- плотность раствора, г/см3.

Употребление термина «процентная концентрация» не рекомендуется.

Молярная доля растворенного вещества В -- отношение количества этого вещества к суммарному количеству всех веществ, входящих в состав раствора, включая растворитель,

XВ= nВ / ? ni , ? ni = nВ + n1 + n2 +.....+ ni

Моляльность вещества В в растворе -- количество растворенного вещества В, содержащегося в 1 кг растворителя, моль/кг,

Сm= nв / ms = mв / Мв· ms

где ms -- масса растворителя, кг.

Титр - Титр раствора вещества В -- концентрация стандартного раствора, равная массе вещества В, содержащегося в 1 см3 раствора, г/см3,

В данное время употребление многих терминов не рекомендуется, но в практике водоподготовки и на производстве специалисты применяют именно эти термины и единицы измерения, поэтому для устранения разночтений в дальнейшем будут применяться привычные термины и единицы измерения, а в скобках указываться новая терминология.

Согласно закону эквивалентов, вещества реагируют в эквивалентных количествах:

nэкв (Х) = nэкв(Y), а nэкв(Х) = Сэкв (Х)·Vx и nэкв(Y) = Сэкв (Y)·Vy

следовательно, можно записать

Сэкв (Х)·Vx = Сэкв (Y)·Vy

где nэкв(Х) и nэкв(Y) -- количества вещества эквивалентов, моль; Сэкв(Х) и Сэкв(Y) -- нормальные концентрации, г-экв/дм3 (молярные концентрации эквивалентов вещества, моль/дм3); VX и VY -- объемы реагирующих растворов, дм3.

Допустим, что необходимо определить концентрацию раствора титруемого вещества X-- Сэкв(Х). Для этого точно отмеряют аликвоту этого раствора VX. Затем проводят реакцию титрования раствором вещества Y концентрации Сэкв(Y) и отмечают, какой объем раствора израсходован на титрование VY -- титранта. Далее по закону эквивалентов можно рассчитать неизвестную концентрацию раствора вещества X:

Равновесие в растворах. Истинные растворы и суспензии. Равновесие в системе «осадок - насыщенный раствор». Химическое равновесие

Химические реакции могут протекать таким образом, что взятые вещества полностью превращаются в продукты реакции - как говорят, реакция идет до конца. Такие реакции называются необратимыми. Пример необратимой реакции - разложение перекиси водорода:

2Н2О2 = 2Н2О + О2 ^

Обратимые реакции одновременно протекают в 2 противоположных направлениях. т.к. полученные в результате реакции продукты взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.. Например: при взаимодействии паров йода с водородом при 300 ?C образуется иодистый водород:

Однако при 300?C йодистый водород разлагается:

Обе реакции можно выразить одним общим уравнением, заменив знак равенства знаком обратимости:

Реакция между исходными веществами называется прямой реакцией, и скорость ее зависит от концентрации исходных веществ. Химическая реакция между продуктами называется обратной реакцией, и скорость её зависит от концентрации исходных веществ. Химическая реакция между продуктами называется обратной реакцией, и скорость её зависит от концентрации полученных веществ. В начале обратимого процесса скорость прямой реакции максимальна, а скорость обратной равна нулю. По мере протекания процесса скорость прямой реакции уменьшается, т.к. концентрация взятых веществ уменьшается, а скорость обратной реакции увеличивается, поскольку увеличивается концентрация полученных веществ. Когда скорости обеих реакций станут равными, наступает состояние, называемое химическим равновесием. При химическом равновесии ни прямая, ни обратная реакции не прекращаются; обе они идут с одинаковой скоростью. Следовательно, химическое равновесие является подвижным, динамическим равновесием. На состояние химического равновесия роказывает влияние концентрация реагирующих веществ, температура,а для газообразных веществ -давлениев системе..

Изменяя эти условия, можно смещать равновесие вправо (при этом увеличиться выход продукта) или влево. Смещение хим. равновесия подчиняется принципу Ле-Шателье:

При установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ(для данной реакции Т=соnst) представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия.

При изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет это внешнее воздействие. Так, при повышении концентрации реагирующих веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции. Введение в равновесную систему дополнительных количеств любого из реагирующих веществ ускоряет ту реакцию, при которой оно расходуется. Увеличение концентрации исходных веществ смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Увеличение концентрации продуктов реакции смещает равновесие в сторону образования исходных веществ.

Реакции, протекающие в процессе химического анализа. Виды реакций. Характеристика. Типы химических реакций

Химические реакции можно подразделить на четыре основных типа:

По выделению и поглощению энергии химические реакции делят на экзотермические, идущие с выделением теплоты в окружающую среду и эндотермические, идущие с поглощенитенм теплоты из окружающей среды

Наука о методах анализа состава анализируемого вещества, (в широком смысле) и о методах всестороннего химического исследования веществ, окружающих нас на Земле называют аналитической химией. Предметом аналитической химии является теория и практика разнообразных методов анализа. Анализ того или иного вещества проводят с целью установления его качественного или количественного химического состава.

Задачей качественного анализа является открытие элементов, иногда соединений, входящих в состав исследуемого вещества Количественный анализ дает возможность определить количественное соотношение этих компонентов.

В качественном анализе для установления состава анализируемого вещества к нему прибавляют другие вещества, вызывающие такие химические превращения, которые сопровождаются образованием новых соединений, обладающих специфическими свойствами:

• - определенным физическим состоянием (осадок, жидкость, газ)
• - известной растворимостью в воде, кислотах, щелочах и др. растворителях
• - характерным цветом
• - кристаллической или аморфной структурой
• - запахом

Качественный анализ при исследовании состава неизвестного вещества всегда предшествует количественному, т.к. выбор метода количественного определения составных частей анализируемого вещества зависит от данных, полученных при помощи качественного анализа. Результаты качественного анализа не дают возможности судить о свойствах исследуемых материалов, так как свойства определяются не только тем, из каких частей состоит исследуемый объект, но и их количественным соотношением. Приступая к количественному анализу, необходимо точно знать качественный состав исследуемого вещества; зная качественный состав вещества и примерное содержание компонентов, можно правильно выбрать метод количественного определения интересующего нас элемента.

На практике, стоящая перед аналитиком задача обычно значительно упрощается благодаря тому, что качественный состав большинства исследуемых материалов хорошо известен

Методы количественного анализа

Методы количественного анализа в зависимости от характера экспериментальной техники, применяемой для конечного определения составных частей анализируемого вещества делят на 3 группы:

• - химические
• - физические
• - физико-химические(инструментальные)

Физические методы - методы анализа, при помощи которых можно определять состав исследуемого вещества, не прибегая к использованию химических реакций. К физическим методам относятся:

• - спектральный анализ- основан на исследованиях спектров испускания (или излучения и поглощения исследуемых веществ)
• - люминисцентный (флуоресцентный) - анализ, основанный на наблюдении люминисценции (свечения) анализируемых веществ, вызываемый действием ультрафиолетовых лучей
• - ренгеноструктурный-основанный на использовании рентгеновских лучей для исследования строения вещества
• - масс-спектрометрический анализ
• - методы, основанные на измерении плотности исследуемых соединений

Физико-химические методы основаны на изучении физических явлений, которые происходят прихимических ракциях, сопровождающихся изменением цвета раствора, интенсивности окраски (колориметрия), электропроводности (кондуктометрия)

Химичечкие методы основаны на использовании химических свойств элементов или ионов.

В количественном анализе различают макро-, микро- и полу микро- методы.

При макроанализе берут сравнительно большие (около 0,1 г и более) навески исследуемого твердого вещества или большие объемы растворов (несколько десятков миллилитров и более). Основным рабочим инструментом в этом методе являются аналитические весы, позволяющие взвешивать с точностью до 0,0001-0,0002 г в зависимости от конструкции весов (т.е. 0,1-0,2 мг).

В микро- и полумикрометодах количественного анализа используют навески от 1 до 50 мг и объемы раствора от десятых долей миллилитра до нескольких миллилитров. для этих методов применяют более чувствительные весы, например микровесы (точность взвешивания до 0,001 мг) а также более точную аппаратуру для измерения объемов растворов.

Объемный анализ, сущность и характеристика метода. Понятие о титровании, титре. Общие приемы титрования, способы установки титра

Титриметрический (объемный)анализ Сущность анализа.

Титриметрический анализ в отношении скорости выполнения дает огромное преимущество по сравнению с гравиметрическим анализом. При титриметрическом анализе измеряют объем затрачиваемого на проведение реакции раствора реагента, концентрация (или титр) которого всегда точно известна. Под титром обычно понимают число граммов или миллиграммов растворенного вещества, содержащееся в 1 мл раствора. Таким образом, в титриметрическом анализе количественное определение химических веществ осуществляется чаще всего путем точного измерения объемов растворов двух веществ, вступающих между собой в реакцию.

При анализе титрованный раствор реактива помещают в измерительный сосуд, называемый бюреткой, и понемногу приливают его к исследуемому раствору, до тех пор, пока тем или иным способом не будет установлено, что затраченное количество реактива эквивалентно количеству определяемого вещества. Эта операция называется титрованием

Титруемым веществом называют вещество, концентрацию раствора которого необходимо установить. При этом объем раствора титруемого вещества должен быть известен.

Титрантом называют раствор реагента, используемый для титрования, концентрация которого известна с высокой точностью. Его часто называют стандартным (рабочим) или титрованным раствором.

Раствор можно приготовить несколькими способами:

• - по точной навеске исходного вещества (в качестве исходных веществ можно использовать только химически чистые устойчивые соединения, состав которых строго соответствует химической формуле, а также легко очищаемые вещества);
• - по фиксаналу (по строго определенному количеству вещества, обычно 0,1 моль или его доля, помещенному в стеклянную ампулу);
• - по приблизительной навеске с последующим определением концентрации по первичному стандарту (необходимо иметь первичный стандарт -- химически чистое вещество точно известного состава, отвечающее соответствующим требованиям);
• - путем разбавления заранее приготовленного раствора с известной концентрацией.

Титрование -- основной прием титриметрического анализа, заключающийся в постепенном прибавлении раствора реагента известной концентрации из бюретки (титранта) к анализируемому раствору до достижения точки эквивалентности. Часто фиксирование точки эквивалентности. оказывается возможным благодаря тому, что окрашенный реагент в процессе реакции изменяет свою окраску (при титровании окисляемости). Или в исследуемый раствор добавляются вещества, претерпевающие какое-либо изменение при титровании и тем самым позволяющие фиксировать точку эквивалентности, эти вещества называются индикаторами. Основной характеристикой индикаторов принято считать не значение конечной точки титрования, а интервал перехода окраски индикатора. Изменение окраски индикатора становится заметным для человеческого глаза не при конкретном значении рТ,

Интервал перехода кислотно-основных индикаторов

Однако, даже при наличии индикаторов применение их не всегда возможно. Обычно нельзя титровать с индикаторами сильно окрашенные или мутные растворы, так как перемена окраски индикатора становится трудно различимой.

В таких случаях точку эквивалентности иногда фиксируют по изменению некоторых физических свойств раствора при титровании. На этом принципе основаны электротитриметрические методы анализа. Например, кондуктометрический метод, при котором точку эквивалентности находят, измеряя электропроводность раствора; потенциометрический метод, основанный на измерении окислительно-восстановительного потенциала раствора (метод потенциометрического титрования).

Кроме того, необходимо, чтобы прибавляемый титрованный раствор реактива расходовался исключительно на реакцию с определяемым веществом, т.е. при титровании не должны протекать побочные реакции, делающие точное вычисление результатов анализа невозможным. Точно так же необходимо отсутствие в растворе веществ, мешающих течению реакции или препятствующих фиксированию точки эквивалентности.

В качестве реакции можно использовать только те химические взаимодействия между титруемым веществом и титрантом, которые отвечают следующим требованиям:

• 1) реакция должна быть строго стехиометрической, т.е. химический состав титруемого вещества, титранта и продуктов реакции должен быть строго определен и неизменен;
• 2) реакция должна протекать быстро, поскольку в течение длительного времени в растворе могут произойти изменения (за счет конкурирующих реакций), природу и влияние которых на основную реакцию титрования достаточно сложно предугадать и учесть;
• 3) реакция должна протекать количественно (по возможности полностью), т.е. константа равновесия реакции титрования должна быть как можно выше;
• 4) должен существовать способ определения конца реакции. .

В титриметрии различают следующие варианты титрования:

• - метод прямого титрования. Титрант непосредственно добавляют к титруемому веществу. Данный метод применяют, если все требования, предъявляемые к реакции титрования выполняются;
• - метод обратного титрования. К титруемому веществу прибавляют заведомый избыток титранта, доводят реакцию до конца, а затем титруют избыток не прореагировавшего титранта другим титрантом, т.е. титрант, используемый в первой части опыта, сам превращается в титруемое вещество во второй части опыта. Данный метод применяют, если скорость реакции мала, не удается подобрать индикатор, наблюдаются побочные эффекты (например, потери определяемого вещества вследствие его летучести) или реакция происходит не стехиометрически; - метод косвенного титрования по заместителю. Производят сте-хиометрическую реакцию титруемого соединения с другим реагентом, а получившееся в результате этой реакции новое соединение титруют подходящим титрантом. Метод применяют, если реакция нестехиометрична или происходит медленно.

1. Влияние одноименного иона

При увеличении концентрации иона Cl – растворимость AgCl сначала уменьшается, а затем резко возрастает вследствие образования растворимого комплекса – . При увеличении концентрации иона Ag + растворимых комплексов не образуется, и растворимость осадка закономерно уменьшается, но при очень высоких концентрациях Ag + наблюдается некоторое увеличение растворимости, связанное с увеличением ионной силы раствора и, соответственно, увеличением реального произведения растворимости ПР с.Эффект увеличения растворимости, обусловленный увеличением ионной силы, называется солевым эффектом (или эффектом высаливания), и наблюдается всегда при увеличении концентрации электролита в растворе малорастворимого соединения.

2. Влияние конкурирующих реакций

Ионы осадка могут вступать в реакцию с компонентами раствора, собственными ионами, посторонними веществами. Наличие конкурирующих реакций всегда приводит к повышению растворимости вплоть до полного растворения осадка.

Например, в растворе оксалата кальция наряду с реакцией

CaC 2 O 4 = Ca 2+ + C 2 O 4 2– в кислой среде могут протекать конкурирующие реакции:

С 2 О 4 2– + Н + = НС 2 О 4 – НС 2 О 4 – + Н + = Н 2 С 2 О 4

Растворимость складывается из равновесных концентраций всех форм оксалат-иона:

s(С 2 О 4 2–) = +[НС 2 О 4 – ] + [Н 2 С 2 О 4 ]

Расчёты показывают, что растворимость оксалата кальция в чистой воде равна 4,8∙10 –5 моль/л, а при рН =3 - 2,0 ∙10 –4 моль/л.

3. Влияние ионной силы

Увеличение ионной силы раствора приводит к уменьшению коэффициентов активности ионов осадка, увеличению реального произведения растворимости и, как следствие, к увеличению растворимости(солевой эффект).

4. Влияние температуры

Характер влияния температуры на растворимость определяется знаком ∆Нрастворения. Чаще всего процессы растворения твёрдых веществ―эндотермические. Следовательно, повышение температуры будет способствовать растворению.

5. Влияние размеров частиц, образующих осадок

Энергия Гиббса ионов внутри кристаллов меньше, чем на поверхности. Чем меньше размеры частиц осадка, тем больше его поверхность и суммарная энергия Гиббса и, следовательно, растворимость. Таким образом, чем крупнее частицы, тем система стабильнее.

Пример1. Рассчитайте растворимость фосфата бария, если

ПР о (Ba 3 (PO 4) 2) = 6,3·10 –39 .

Решение :

Ba 3 (PO 4) 2 = 3Ba 2+ + 2PO 4 3–

Если s– растворимость фосфата бария, то: = 3s , = 2s.

ПР о = (3s) 3 (2s) 2 ­ = 108s 5 = 6,3 ·10 –39

Отсюда s = √ 6,3 ·10 –39 / 108 = 9,0 ∙10 –9 моль/л.

Пример 2. Рассчитайте произведение растворимости фторида магния, если его растворимость в воде при некоторой температуре равна 0,001 моль/л.

Растворение как физико-химический процесс. Изменение энтропии, энтальпии и энергии Гиббса при растворении веществ. Сольватация, сольваты. Тепловой эффект растворения. Строение молекул воды и свойства воды как растворителя. Гидраты и кристаллогидраты.

Химическое равновесие. Обратимые и необратимые химические реакции. Константа химического равновесия. Факторы, определяющие величину константы. Катализ и химическое равновесие. Сдвиг химического равновесия, принцип Ле Шателье.

Химическое равновесие – это состояние обратимой реакции, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Оно является динамическим равновесием.

Обратимые химические реакции – реакции, которые одновременно протекают в прямом и в обратном направлениях.

Необратимые химические реакции – реакции, которые протекают толкьо в одном направлении, т.е. продукты этих реакций не взаимодействуют друг с другом с образованием исходных веществ.

Константа химического равновесия – отношение констант сокростей прямой и обратной реакций, постоянная величина. Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на величину константы равновесия, т. к. он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций. Концентрации, входящие в выражение константы равновесия, называются равновесными концентрациями.

В выражение константы равновесия гетерогенной реакции входят только концентрации веществ, находящихся в жидкой или газообразной фазе.

Факторы, определяющие величину константы: Величина константы равновесия зависит от природы реагирующих веществ и температуры. Катализатор не влияет на величину константы равновесия, т. к. он одинаково снижает энергию активации прямой и обратной реакций и поэтому одинаково изменяет скорости прямой и обратной реакций.

Катализ и химическое равновесие: катализатор одновременно увеличивает сокрость прямой и обратной реакции, а поэтому толкьо уменьшает время достижения равновесия.

Сдвиг химического равновесия, принцип Ле Шателье.

Если при изменении условий протекания реакции (температуры, давления, концентрации какого-либо из участвующих в реакции веществ) скорости прямого и обратного процесса изменяются неодинаково, то химическое равновесие нарушается. Процесс перехода от одного равновесного состояния к новому равновесию называется смещением химического равновесия.

Направление этого смещения подчиняется принципу Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, оказать какое-либо воздействие, то равновесие сместится в таком направлении, что оказанное воздействие будет ослаблено. Т. е. повышение температуры приведет к смещению равновесия в направлении реакции, сопровождающейся поглощением теплоты; повышение давления - в направлении уменьшения суммарного числа молей газообразных веществ; повышение концентрации одного из исходных веществ - в направлении прямой реакции.

Растворы. Классификация дисперсных систем: истинные растворы, коллоидные
растворы, грубодисперсные системы.

Растворы – гомогенные системы переменного состава, которые содержат два или несколько компонентов.

Растворы:

ü Жидкие – натрий хлорид в воде, йод в спирте.

ü Газообразные – воздух.

ü Твердые – сплавы металлов.

Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкости) и растворенных веществ (газообразных, жидких, твердых). Жидкие растворы могут быть водные и неводные. Водные растворы – растворы, в которых растворителем является вода. Неводные растворы – растворы, в которых растворителем являются другие жидкости.

Все растворы относятся к дисперсным системам. Раствор может оставаться гомогенной системой, если частицы растворенного вещества не существуют в виде достаточно крупных ассоциатов, отделенных от растворителя поверхностью раздела, т.е. не образует отдельной фазы. Считается, что раствор остается истинным , если размер частиц растворенного вещества не превышает 1 нм. При увеличении размеров частиц в пределах от 1 до 100 нм раствор приобретает специфические свойства, и если поверхность такой частицы, включающей большое число молекул вещества, не имеет электрического заряда, то раствор разрушается и вещество выпадает в осадок. При наличии на поверхности частицы плотного электрического заряда за счет адсорбции ею из раствора ионов одного знака или сильно полярных молекул разрушения не происходит. Такие частицы называются мицеллами, а сами растворы – коллоидными .

Гетерогенные системы, состоящие из сплошной непрерывной фазы – дисперсионной среды и находящихся в этой среде раздробленных частиц того или иного размера и формы – дисперсной фазы называются дисперсной системой.

Обязательным условием получения дисперсных систем является взаимная нерастворимость диспергируемого вещества вещества и дисперсионной среды

Различают:

ü Грубодисперсные системы (размер частиц дисперсной фазы > 10 -6 м)

ü Предельно-высоко-дисперсные или коллоидные (размер частиц дисперсной фазы составляет 10 -9 – 10 -7 м)

Растворы (истинные) - это гомогенные системы переменного состава, где, в отличие от соединений переменного состава, содержание хотя бы одного компонента можно довести до 100%, не нарушая гомогенности. Этот компонент называется растворителем. Смесь спирта с водой можно разбавить любым количеством воды, все равно получится гомогенный раствор, и так – до практически чистой воды. Аналогично можно добавлять к раствору спирт, пока концентрация воды не дойдет практически до нуля. Здесь любое из двух веществ можно считать растворителем. Поваренной соли в воде нельзя растворить более 28%. Если добавлять больше соли, она не растворяется, получается гетерогенная система. Растворитель здесь не соль, а вода. Не потому, что ее больше, а потому что она составляет с раствором единую фазу. Растворителя может быть и меньше, чем растворенного вещества. Например, растворимость нитрата серебра в воде при 20°С – 70%, а при 100° - 90%. Воды в насыщенном растворе всего 30-10%, но растворитель – именно вода, а не нитрат серебра, потому что он твердый, а раствор жидкий. Это две разные фазы.

Растворимость

Если вещества растворимы ограниченно, значит, есть какая-то предельная концентрация, свыше которой в данных условиях вещество не растворяется. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость - это концентрация насыщенного раствора. Для данных условий это константа. Растворимость часто выражают количеством граммов растворяемого вещества в 100 г растворителя в данных условиях (температура, давление). Раствор, концентрация которого меньше растворимости - ненасыщенный. Он не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавлять это вещество, оно будет растворяться, пока раствор не станет насыщенным или пока оно не закончится. Раствор, концентрация которого больше растворимости - пересыщенный (не переНАсыщенный!). Он тоже не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавить хоть немного этого вещества, оно послужит затравкой, на которой начнется быстрое выделение избытка этого вещества из раствора, пока его концентрация не понизится до равновесной (до растворимости). Такой процесс могут вызвать и частицы других веществ (пыль) и встряхивание. Это необратимый процесс - переход системы из неравновесного состояния в равновесное.

Сольваты – продукты переменного состава, которые образуются при химическом взаимодействии частиц растворенного вещества с молекулами растворителя. Если растворителем является вода, то образующиеся сольваты называются гидратами. Процесс образования сольватов называется сольватацией . Процесс образования гидратов – гидратация . Кристаллические вещества, содержащие молекулу воды, называются кристаллогидратами . Вода, входящая в их состав, называется кристаллизационной водой .

Кристаллогидраты:

ü Медный купорос CuSO 4 *5H 2 O

ü Глауберова соль Na 2 SO 4 *10H 2 O

ü Кристаллическая сода Na 2 CO 3 *10H 2 O

Доказательством физико-химического характера процесса растворения являются тепловые эффекты при растворении, т.е. выделение или поглощение теплоты.

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

Если в результате гидратации (сольватации) выделяется больше теплоты, чем поглощается при разрушении структуры вещества, то растворение – экзотермический процесс. Если для разрушения структуры вещества необходимо больше теплоты, чем ее образуется при гидратации, то растворение – эндотермический процесс.

С позиции химической термодинамики самопроизвольное протекание процесса растворения возможно, если изменение энергии Гиббса меньше нуля: ΔG = ΔH - TΔS <0

Главное – рост энтропии при перемешивании частиц. Обычно ΔSраств > 0 (хотя иногда при растворении в концентрированных растворах ΔSраств < 0 из-за упорядочения молекул растворителя). Кроме того, как мы видели, бывает и тепловой эффект растворения, нaпример: ΔНраств > 0 при растворении KSCN в воде (эндотермический процесс) или ΔНраств < 0 при растворении H 2 SO 4 в воде (экзотермический процесс). Это зависит от межмолекулярного взаимодействия.

Внутри молекул – прочные ковалентные связи. Но и между молекулами есть притяжение, только более слабое. Если бы его не было, то все молекулярные вещества при всех температурах были бы газами. Различают следующие виды межмолекулярных сил.

Водородная связь . Если атом Н связан с сильно электроотрицательным атомом (F, O или N), он приобретает значительный положительный заряд и может притягиваться к другому электроотрицательному атому той же или, чаще, другой молекулы. Например, в структуре льда каждая молекула воды образует 4 водородных связи: две за счет двух атомов Н, которые притягиваются к неподеленным электронным парам соседних молекул, и две за счет неподеленных пар, которые притягиваются к атомам Н соседних молекул. Ковалентные связи изображают короткими сплошными линиями, а водородные – более длинными пунктирными. При таянии льда разрывается только часть этих связей, а полностью они исчезают в парообразном состоянии.

Силы Ван-дер-Ваальса. Различают три типа этих сил:

ü ориентационное (диполь-дипольное) взаимодействие: полярные молекулы, то есть диполи (например, HCl) ориентируются друг к другу противоположно заряженными концами и притягиваются (но не так сильно и не так жестко ориентированы, как при водородной связи);

ü индукционное взаимодействие – притяжение дипольной молекулы к наведенному ею диполю в молекуле, которая сама по себе неполярна (демонстрация: притяжение бумажек к наэлектризованной расческе); такое может быть только в растворах, но не в чистых веществах, где все молекулы одинаковые;

ü дисперсионное взаимодействие - притяжение мгновенных диполей, которые образуются в любом атоме, ионе, молекуле из-за того, что при движении электронов в каждый момент центр тяжести электронных облаков не точно совпадает с ядром; при сближении атомов вращение мгновенных диполей становится согласованным.

Дисперсионные силы - общие для всех веществ (молекулярных и немолекулярных, с полярной и неполярной связью), но в чистом виде они наблюдаются между неполярными молекулами.

Ковалентные связи намного прочнее межмолекулярных. Ковалентные связи обычно не разрываются при растворении или плавлении молекулярных веществ, а немолекулярные вещества с такими связями очень трудно растворить, расплавить, испарить.

Ион-дипольное взаимодействие. Притяжение полярных молекул к ионам гораздо сильнее, чем к другим полярным молекулам, особенно если ион многозарядный. При этом, кроме чисто электростатического притяжения, могут также образовываться ковалентные донорно-акцепторные связи, но их механизм мы пока не рассматриваем.

В общем виде (М - ион, L - молекула растворителя) : M±p + nL = MLn±p ; ΔH < 0.

Молекула воды - одна из самых полярных, поэтому c ней ΔH такого процесса особенно велика по абсолютной величине - от 300 до 3000 кДж/моль. Это больше энергии одной ковалентной связи, так как каждый ион присоединяет к себе много молекул воды (n не меньше 4, а обычно - больше).

Взаимодействие частиц растворенного вещества с растворителем называется сольватация, а если растворитель - вода, то гидратация. Продукт взаимодействия - сольват (гидрат). Если сольватация особенно сильная, то сольваты сохраняются не только в растворе, но и в кристаллическом состоянии, например, FeSO 4 *7H 2 O, MgCl 2 *6C 2 H 5 OH. Тогда, растворив безводную соль в жидкости, мы обратно (при упаривании) получаем не ее, а сольват.

Таким образом, тепловой эффект растворения состоит из двух слагаемых: затраты энергии на преодоление притяжения между частицами (молекулами или ионами) в исходных веществах и выделения энергии при взаимодействии частиц разных веществ. Поскольку слагаемые имеют разные знаки, то сумма - ΔH растворения - может быть и положительной, и отрицательной. В случае твердых веществ первое слагаемое называют энергией кристаллической решетки, хотя это не очень удачный термин (не все твердые вещества - кристаллические, и слово "решетка" не несет химического содержания).

Пример. Растворение твердого хлорида натрия в воде можно мысленно разбить на следующие стадии.

1) разрушение кристалла на свободные (газообразные) ионы: NaCl(тв.) = Na+(г) + Cl-(г); ΔH 1 >0;

2) гидратация этих ионов: Na + (г) + рН 2 О = Na(Н 2 О)р + (р-р)

Cl - (г) + qН 2 О = Cl(Н 2 О)q - (р-р) ΔH 2 <0

Итоговое уравнение: NaCl(тв.) + (р+q)Н 2 О = Na(Н 2 О)р+ (р-р) + Cl(Н 2 О)q- (р-р) ΔHраств (NaCl) = ΔH 1 + ΔH 2

Отсюда видно, что тепловой эффект растворения близок к нулю, это малая разность двух больших величин, и его трудно точно вычислить. Экспериментально измерено: ΔHраств (NaCl) » 2-4 кДж/моль (в зависимости от концентрации).

Реально, конечно же, перечисленные стадии происходят не последовательно, а параллельно. Энтальпия сублимации (переход в газообразное состояние) слишком велика, чтобы этот процесс шел самопроизвольно. Полярные молекулы воды ориентируются на поверхности ионного кристалла и отрывают от нее ионы. Аналогично они отрывают полярные молекулы, например, из кристалла сахара.

Если мы смешиваем две жидкости с водородными связями, например, воду и серную кислоту, воду и спирт, то кристаллических решеток здесь нет, но и здесь преодолевается притяжение между одинаковыми молекулами (ΔH 1 > 0) и возникает притяжение между разными (ΔH 2 < 0). Что получится в сумме - трудно предугадать заранее, но из опыта мы знаем, что при смешивании ΔH < 0.

Если вещества растворимы ограниченно, значит, есть какая-то предельная концентрация, свыше которой в данных условиях вещество не растворяется. Раствор, находящийся в равновесии с избытком растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость - это концентрация насыщенного раствора. Для данных условий это константа. Растворимость часто выражают количеством граммов растворяемого вещества в 100 г растворителя в данных условиях (температура, давление). Раствор, концентрация которого меньше растворимости - ненасыщенный. Он не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавлять это вещество, оно будет растворяться, пока раствор не станет насыщенным или пока оно не закончится. Раствор, концентрация которого больше растворимости - пересыщенный (не переНАсыщенный!). Он тоже не находится в равновесии с растворяемым веществом: если добавить хоть немного этого вещества, оно послужит затравкой, на которой начнется быстрое выделение избытка этого вещества из раствора, пока его концентрация не понизится до равновесной (до растворимости). Такой процесс могут вызвать и частицы других веществ (пыль) и встряхивание. Это необратимый процесс - переход системы из неравновесного состояния в равновесное.

Факторы, влияющие на растворимость веществ в жидком состоянии:

1) ПРИРОДА СМЕШИВАЕМЫХ ВЕЩЕСТВ. Мы уже видели, что в веществах с полярными молекулами (особенно с водородными связями) и в ионных веществах существует сильное взаимное притяжение частиц. Поэтому такие вещества не будут легко дробиться (смешиваться с другими), если в растворе не будет сильного притяжения между частицами разных веществ, т.е. большая величина ΔH 1 должна быть полностью или почти полностью скомпенсирована отрицательной величиной ΔH 2 . Отсюда следует, что вещества с ионной связью или с полярными молекулами должны гораздо лучше растворяться в полярных или ионных растворителях, чем в растворителях с неполярными молекулами. Соответственно, вещества с неполярными молекулами лучше растворяются в неполярных растворителях и хуже - в полярных, а металлы - в металлах. Это правило сформулировано еще алхимиками: подобное растворяется в подобном. Не следует путать полярные связи и полярные молекулы. Связь C-Cl полярна, но в молекуле CCl 4 эти связи расположены так симметрично, что их полярность взаимно уничтожается, и молекула неполярна. Молекула воды полярна только потому, что она угловая. Если бы она была линейной, как СО 2 , она была бы неполярна, Ткип. была бы градусов на 200 ниже, и вся жизнь на Земле выглядела бы иначе (а скорее всего, вообще бы не возникла).

Таким образом, если на одежде жирное пятно, его лучше смывать не водой, а бензином, CCl 4 или другим неполярным растворителем, а если пятно от соли или сахара - то лучше водой, а не бензином. Точно так же в металлургии: металлы в жидком состоянии обычно хорошо растворяют друг друга и плохо растворяют вещества с ионной связью (собственные оксиды, фосфаты, силикаты, фториды), которые образуют отдельную жидкую фазу - шлак.

2) ТЕМПЕРАТУРА . Здесь, как и в любых других равновесиях, действует принцип Ле Шателье. При нагревании растворимость возрастает, если ΔHраств > 0 (и тем круче, чем больше ΔH), и убывает, если ΔHраств < 0. Для твердых веществ более характерно первое, а для газов - второе, хотя бывает и наоборот. Это особенно наглядно в случае солей, образующих кристаллогидраты. При растворении кристаллогидрата в воде не может быть сильной гидратации, поскольку вещество уже гидратировано. Поэтому преобладает первое слагаемое, и ΔHраств > 0. Если мы берем ту же соль в безводном виде, но знаем, что она способна давать кристаллогидрат, то можно ожидать, что у нее преобладает второе слагаемое, и ΔHраств < 0. Поэтому графики зависимости растворимости от температуры у кристаллогидрата и безводной соли часто имеют противоположный наклон.

Таким образом, чаще при растворении твердых или жидких веществ в жидкостях растворимость возрастает с повышением температуры, а для газов – убывает.

3) ДАВЛЕНИЕ . Как уже обсуждалось, давление влияет в основном на процессы с участием газов. Запишем выражение константы равновесия при растворении газа L в жидкости:

L(газ) = L(раств); К = /pL, где – концентрация газа в растворе (обычно массовая доля), pL – парциальное давление растворенного газа над раствором.

Отсюда видно, что концентрация насыщенного раствора пропорциональна парциальному давлению газа: = K . pL. Это закон Генри.

Масса газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.

Он справедлив только для разбавленных растворов, при не очень высоких давлениях, и при условии, что при растворении нет ни диссоциации, ни ассоциации (иначе изменится уравнение реакции). Например, для HСl в воде он неприменим, а для O 2 , N 2 , NO - применим. По уравнению состояния газа его объем обратно пропорционален давлению. Поэтому объем газа, способного раствориться в данном количестве растворителя, по закону Генри не зависит от давления. Можно сказать: в 1 л воды при 20°С растворяется 31 мл кислорода, не указывая давление. Если повысить давление, то количество молекул кислорода в растворе возрастет, но объем растворенного газа будет тот же.

Зависимость растворимости газов от давления видел всякий, кто открывал бутылку лимонада, пива или шампанского. Внутри бутылки повышенное давление, и углекислый газ находится в растворе. При открывании давление падает, газ смешивается с воздухом, и парциальное давление CO 2 падает еще сильнее. Раствор становится пересыщенным, и из него выделяются пузырьки газа.

4) ПРИСУТСТВИЕ ТРЕТЬЕГО ВЕЩЕСТВА. Его влияние может быть разнообразно. Важнейшие случаи:

а) это вещество сильно сольватируется, связывает много молекул растворителя и этим уменьшает растворимость; пример: спирт по отношению к растворам солей;

б) это вещество связывает молекулы или ионы растворяемого вещества и этим повышает растворимость; пример: аммиак, связывающий ионы меди и повышающий растворимость Cu(OH) 2 ;

в) это вещество дает ионы, одноименные с ионами растворяемого вещества, и тем смещает равновесие растворения влево; пример: в насыщенном растворе CaSO 4 существует равновесие CaSO 4 (тв) = Ca 2+ (р-р) + SO 4 2- (р-р). Добавляя крепкий раствор хлорида кальция, мы увеличиваем концентрацию ионов кальция, и часть сульфата выпадает.

При добавлении HСl(г) к насыщенному раствору NaСl действуют причины (а) и (в).

Растворимость зависит от природы растворенного вещества и растворителя, температуры и давления.

1)Природа растворенного вещества.

Рис.8. Природа растворенного вещества.

Кристаллические вещества подразделяются на:

P - хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды);

M - малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды);

Н - нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды).

Таблица 1.

Таблица растворимости кислот, оснований и солей в воде

(в граммах на 100г воды при 20С)

2) Природа растворителя. При образовании раствора связи между частицами каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а

молекулярные вещества - наоборот.

Вода - уникальный, наиболее распространенный и доступный растворитель.

Рис. 9. Зависимость растворимости

веществ от природы растворимости.

Водные растворы неорганических (соли, кислоты, основания) и органических (аминокислоты, азотистые основания, нуклеиновые кислоты) веществ, низко- и высокомолекулярных соединений, электролитов и неэлектролитов, составляют основу важнейших биологических жидкостей, в которых протекают все физико - химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма. Например, в медицине используют искусственные аналоги биологических жидкостей – коллоидные и солевые кровезаменяющие растворы.

Растворы веществ с молярной массой меньше 5000 г/моль называются растворами низкомолекулярных соединений (НМС), а растворы веществ с молярной массой больше 5000 г/моль – растворами высокомолекулярных соединений (ВМС).

Растворы низкомолекулярных соединений (электролитов и неэлектролитов) называются истинными в отличие от коллоидных растворов. Истинные растворы характеризуются гомогенностью состава и отсутствием поверхности раздела между растворенным веществом и растворителем. Размер растворенных частиц (ионов и молекул) меньше 10 -9 м.

Большинство ВМС – полимеры, молекулы которых (макромолекулы) состоят из большого числа повторяющихся группировок или мономерных звеньев, соединенных между собой химическими связями. Растворы ВМС называются растворами полиэлектролитов. К полиэлектролитам относятся поликислоты (гепарин, полиадениловая кислота, полиаспарагиновая кислота и др.), полиоснования (полилизин), полиамфолиты (белки, нуклеиновые кислоты).

Свойства растворов ВМС существенно отличаются от свойств растворов НМС.

3)Влияние температуры. Если растворение вещества является экзотермическим процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается (например, Ca(OH)2 в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно увеличение растворимости при нагревании. Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением увеличивается.

Рис. 10. График зависимости

растворимости газов от температуры.

4) Влияние давления . С повышением давления растворимость газов в жидкостях увеличивается, а с понижением уменьшается.

Рис.11. График зависимости

растворимости газа от давления

В повседневной жизни люди редко сталкиваются с Большинство предметов представляют собой смеси веществ.

Раствор - это в которой компоненты равномерно смешались. Есть несколько их видов по размеру частиц: грубодисперсные системы, молекулярные растворы и коллоидные системы, которые часто называют золи. В этой статье речь идет о молекулярных (или Растворимость веществ в воде - одно из главных условий, влияющих на образование соединений.

Растворимость веществ: что это и зачем нужно

Чтобы разобраться в этой теме, нужно знать, и растворимость веществ. Простым языком, это способность вещества соединяться с другим и образовывать однородную смесь. Если подходить с научной точки зрения, можно рассмотреть более сложное определение. Растворимость веществ - это их способность образовывать с одним или более веществами гомогенные (или гетерогенные) составы с дисперсным распределением компонентов. Существует несколько классов веществ и соединений:

• растворимые;
• малорастворимые;
• нерастворимые.

О чем говорит мера растворимости вещества

Содержание вещества в насыщенной смеси - это мера его растворимости. Как сказано выше, у всех веществ она разная. Растворимые - это те, которые могут развести более 10 г себя на 100 г воды. Вторая категория - менее 1 г при тех же условиях. Практически нерастворимые - это те, в смесь которых переходит менее 0,01 г компонента. В этом случае вещество не может передавать воде свои молекулы.

Что такое коэффициент растворимости

Коэффициент растворимости (k) - это показатель, максимальной массы вещества (г), которая может развестись в 100 г воды или другого вещества.

Растворители

В данном процессе участвуют растворитель и растворенное вещество. Первый отличается тем, что изначально он пребывает в таком же агрегатном состоянии, что и конечная смесь. Как правило, он взят в большем количестве.

Однако многие знают, что в химии вода занимает особое место. Для нее существуют отдельные правила. Раствор, в котором присутствует H 2 O называется водным. Когда говорится о них, жидкость является экстрагентом и тогда, когда она в меньшем количестве. В пример можно привести 80%-ный раствор азотной кислоты в воде. Пропорции здесь не равны Хоть доля воды меньше, чем кислоты, вещество называть 20%-ным раствором воды в азотной кислоте некорректно.

Существуют смеси, в которых отсутствует H 2 O. Они будут носить имя неводная. Подобные растворы электролита представляют собой ионные проводники. Они содержащие один или смеси экстрагентов. В их состав входят ионы и молекулы. Они используются в таких отраслях, как медицина, производство бытовой химии, косметики и в другие направления. Они могут сочетать в себе несколько нужных веществ с различной растворимостью. Компоненты многих средств, которые применяются наружно, являются гидрофобными. Иными словами, они плохо взаимодействуют с водой. В таких могут быть летучими, нелетучими и комбинированными. Органические вещества в первом случае хорошо растворяют жиры. К летучим относятся спирты, углеводороды, альдегиды и другие. Они часто входят в состав бытовой химии. Нелетучие чаще всего применяются для изготовления мазей. Это жирные масла, жидкий парафин, глицерин и прочие. Комбинированные - это смесь летучих и нелетучих, например, этанол с глицерином, глицерин с димексидом. Также они могут содержать воду.

Виды растворов по степени насыщенности

Насыщенный раствор - это смесь химических веществ, содержащая максимальную концентрацию одного вещества в растворителе при определенной температуре. Дальше оно разводиться не будет. В препарате твёрдого вещества заметно выпадение осадка, который находится в динамическом равновесии с ним. Под этим понятием подразумевается состояние, сохраняющееся во времени вследствие его протекания одновременно в двух противоположных направлениях (прямая и обратная реакции) с одинаковой скоростью.

Если вещество при постоянной температуре все еще может разлагаться, то этот раствор - ненасыщенный. Они устойчивы. Но если в них продолжать добавлять вещество, то оно будет разводиться в воде (или другой жидкости), пока не достигнет максимальной концентрации.

Еще один вид - перенасыщенный. В нем содержится больше растворенного вещества, чем может быть при постоянной температуре. Из-за того, что они находятся в неустойчивом равновесии, при физическом воздействии на них происходит кристаллизация.

Как отличить насыщенный раствор от ненасыщенного?

Это сделать достаточно просто. Если вещество - твердое, то в насыщенном растворе можно увидеть осадок. При этом экстрагент может загустевать, как, например, в насыщенном составе вода, в которую добавили сахар.
Но если изменить условия, повысить температуру, то он перестанет считаться насыщенным, так как при более высокой температуре максимальная концентрация этого вещества будет другой.

Теории взаимодействия компонентов растворов

Существует три теории относительно взаимодействия элементов в смеси: физическая, химическая и современная. Авторы первой - Сванте Август Аррениус и Вильгельм Фридрих Оствальд. Они предположили, что вследствие диффузии частицы растворителя и растворённого вещества равномерно распределились по всему объему смеси, но взаимодействия между ними нет. Химическая теория, которую выдвинул Дмитрий Иванович Менделеев, ей противоположна. Согласно ей, в результате химического взаимодействия между ними формируются неустойчивые соединения постоянного или переменного состава, которые называются сольваты.

В настоящее время используется объединенная теория Владимира Александровича Кистяковского и Ивана Алексеевича Каблукова. Она совмещает физическую и химическую. Современная теория гласит, что в растворе существуют как не взаимодействующие частицы веществ, так и продукты их взаимодействия - сольваты, существование которых доказывал Менделеев. В случае, когда экстрагент - вода, их называют гидратами. Явление, при котором образуются сольваты (гидраты) носит имя сольватация (гидратация). Она воздействует на все физико-химические процессы и меняет свойства молекул в смеси. Сольватация происходит благодаря тому, что сольватная оболочка, состоящая из тесно связанных с ней молекул экстрагента, окружает молекулу растворенного вещества.

Факторы, влияющие на растворимость веществ

Химический состав веществ. Правило "подобное притягивает подобное" распространяется и на реагенты. Схожие по физическим и химическим свойствам вещества могут взаимно растворяться быстрее. Например, неполярные соединения хорошо взаимодействуют с неполярными. Вещества с полярными молекулами или ионным строением разводятся в полярных, например, в воде. В ней разлагаются соли, щёлочи и другие компоненты, а неполярные - наоборот. Можно привести простой пример. Для приготовления насыщенного раствора сахара в воде потребуется большее количество вещества, чем в случае с солью. Как это понимать? Проще говоря, вы можете развести гораздо больше сахара в воде, чем соли.

Температура. Чтобы увеличить растворимость твердых веществ в жидкостях, нужно увеличить температуру экстрагента (работает в большинстве случаев). Можно продемонстрировать такой пример. Если положить щепотку хлорида натрия (соль) в холодную воду, то данный процесс займет много времени. Если проделать то же самое с горячей средой, то растворение будет проходить гораздо быстрее. Это объясняется тем, что вследствие повышения температуры возрастает кинетическая энергия, значительное количество которой часто тратится на разрушение связей между молекулами и ионами твёрдого вещества. Однако, когда повышается температура в случае с солями лития, магния, алюминия и щелочами, их растворимость понижается.

Давление. Этот фактор влияет только на газы. Их растворимость увеличивается при повышении давления. Ведь объём газов сокращается.

Изменение скорости растворения

Не стоит путать этот показатель с растворимостью. Ведь на изменение этих двух показателей влияют разные факторы.

Степень раздробленности растворяемого вещества. Этот фактор влияет на растворимость твердых веществ в жидкостях. В цельном (кусковом) состоянии состав разводится дольше, чем тот, который разбит на мелкие куски. Приведем пример. Цельный кусок соли будет растворяться в воде намного дольше, чем соль в виде песка.

Скорость помешивания. Как известно, этот процесс можно катализировать с помощью помешивания. Его скорость также важна, потому что чем она больше, тем быстрее растворится вещество в жидкости.

Для чего нужно знать растворимость твердых веществ в воде?

Прежде всего, подобные схемы нужны, чтобы правильно решать химические уравнения. В таблице растворимости есть заряды всех веществ. Их необходимо знать для правильной записи реагентов и составления уравнения химической реакции. Растворимость в воде показывает, может ли соль или основание диссоциировать. Водные соединения, которые проводят ток, имеют в своем составе сильные электролиты. Есть и другой тип. Те, которые плохо проводят ток, считаются слабыми электролитами. В первом случае компоненты представляют собой вещества, полностью ионизованные в воде. Тогда как слабые электролиты проявляют этот показатель лишь в небольшой степени.

Уравнения химической реакции

Есть несколько видов уравнений: молекулярный, полный ионный и краткий ионный. По сути последний вариант - сокращённая форма молекулярного. Это окончательный ответ. В полном уравнении записаны реагенты и продукты реакции. Теперь наступает очередь таблицы растворимости веществ. Для начала надо проверить, является ли реакция осуществимой, то есть выполняется ли одно из условий проведения реакции. Их всего 3: образование воды, выделение газа, выпадение осадка. Если два первых условия не соблюдаются, нужно проверить последнее. Для этого нужно посмотреть в таблицу растворимости и выяснить, есть ли в продуктах реакции нерастворимая соль или основание. Если оно есть, то это и будет осадок. Далее таблица потребуется для записи ионного уравнения. Так как все растворимые соли и основания - сильные электролиты, то они будут распадаться на катионы и анионы. Далее сокращаются несвязанные ионы, и уравнение записывается в кратком виде. Пример:

1. K 2 SO 4 +BaCl 2 =BaSO 4 ↓+2HCl,
2. 2K+2SO 4 +Ba+2Cl=BaSO 4 ↓+2K+2Cl,
3. Ba+SO4=BaSO 4 ↓.

Таким образом, таблица растворимости веществ - одно из ключевых условий решения ионных уравнений.

Подробная таблица помогает узнать, сколько компонента нужно взять для приготовления насыщенной смеси.

Таблица растворимости

Так выглядит привычная неполная таблица. Важно, что здесь указывается температура воды, так как она является одним из факторов, о которых мы уже говорили выше.

Как пользоваться таблицей растворимости веществ?

Таблица растворимости веществ в воде - один из главных помощников химика. Она показывает, как различные вещества и соединения взаимодействуют с водой. Растворимость твердых веществ в жидкости - это показатель, без которого многие химические манипуляции невозможны.

Таблица очень проста в использовании. В первой строке написаны катионы (положительно заряженные частицы), во второй - анионы (отрицательно заряженные частицы). Большую часть таблицы занимает сетка с определенными символами в каждой ячейке. Это буквы "Р", "М", "Н" и знаки "-" и "?".

• "Р" - соединение растворяется;
• "М" - мало растворяется;
• "Н" - не растворяется;
• "-" - соединения не существует;
• "?" - сведения о существовании соединения отсутствуют.

В этой таблице есть одна пустая ячейка - это вода.

Простой пример

Теперь о том, как работать с таким материалом. Допустим, нужно узнать растворима ли в воде соль - MgSo 4 (сульфат магния). Для этого необходимо найти столбик Mg 2+ и спускаться по нему до строки SO 4 2- . На их пересечении стоит буква Р, значит соединение растворимо.

Заключение

Итак, мы изучили вопрос растворимости веществ в воде и не только. Без сомнений, эти знания пригодятся при дальнейшем изучении химии. Ведь растворимость веществ играет там важную роль. Она пригодится при решении и химических уравнений, и разнообразных задач.