Растворами называют гомогенные системы, в которых одно вещество распределено в среде другого (других) веществ.
Растворы состоят из растворителя и растворенного вещества (веществ). Эти понятия условны. Если одним из составляющих растворов веществ является жидкость, а другими — газы или твердые вещества, то растворителем обычно считают жидкость. В других случаях растворителем считают тот компонент, которого больше.
Газообразные, жидкие и твердые растворы
В зависимости от агрегатного состояния растворителя различают газообразные, жидкие и твердые растворы. Газообразным раствором является, например, воздух и другие смеси газов. Морская вода — наиболее распространенный жидкий раствор различных солей и газов в воде. К твердым растворам принадлежат многие металлические сплавы.
Истинные и коллоидные растворы
По степени дисперсности различают истинные и коллоидные растворы (коллоидные системы). При образовании истинных растворов растворенное вещество находится в растворителе в виде атомов, молекул или ионов. Размер частиц в таких растворах равен 10 –7 — 10 –8 см. Коллоидные растворы относятся к гетерогенным системам, в которых частицы одного вещества (дисперсная фаза) равномерно распределены в другом (дисперсионная среда). Размер частиц в дисперсных системах находится в пределах от 10 –7 см до 10 –3 и более см. Следует отметить, что здесь и далее везде мы будем рассматривать истинные растворы.
Ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные растворы
Процесс растворения связан с диффузией, т. е. с самопроизвольным распределением частиц одного вещества между частицами другого. Так, процесс растворения твердых веществ, имеющих ионное строение, в жидкостях можно представить следующим образом: под влиянием растворителя разрушается кристаллическая решетка твердого вещества, а ионы распределяются равномерно по всему объему растворителя. Раствор останется ненасыщенным до тех пор, пока в него может переходить еще некоторое количество вещества.
Раствор, в котором вещество при данной температуре больше не растворяется, т.е. раствор, находящийся в состоянии равновесия с твердой фазой растворяемого вещества, называется насыщенным. Растворимость данного вещества равна его концентрации в насыщенном растворе. При строго определенных условиях (температура, растворитель) растворимость есть величина постоянная.
Если растворимость вещества увеличивается с ростом температуры, то охлаждая насыщенный при более высокой температуре раствор, можно получить пересыщенный раствор, т.е. такой раствор, концентрация вещества в котором выше концентрации насыщенного раствора (при данных температуре и давлении). Пересыщенные растворы очень неустойчивы. Легкое сотрясение сосуда или введение в раствор кристаллов вещества, находящегося в растворе, вызывает кристаллизацию избытка растворенного вещества, и раствор становится насыщенным.
Разбавленные и концентрированные растворы
Не следует путать ненасыщенный и насыщенный растворы с разбавленным и концентрированным. Понятия разбавленный и концентрированный растворы – относительные и между ними нельзя провести четкой границы. Они определяют соотношение между количествами растворенного вещества и растворителя. В общем случае, разбавленные растворы – это растворы, содержащие небольшие количества растворенного вещества по сравнению с количеством растворителя, концентрированные – с большим содержанием растворенного вещества.
Например, если при 20 o С растворить в 100 г воды 25 г NaCl, то полученный раствор будет концентрированным, но ненасыщенным, поскольку растворимость хлорида натрия при 20 o С составляет 36 г в 100 г воды. Максимальная масса AgI, которая растворяется при 20 o С в 100 г Н2О равна 1,3·10 –7 г. Полученный при этих условиях раствор AgI будет насыщенным, но очень разбавленным.
9.2. Физическая и химическая теория растворов; тепловые явления при растворении
Физическая теория растворов была предложена В. Оствальдом (Германия) и С. Аррениусом (Швеция). Согласно этой теории частицы растворителя и растворенного вещества (молекулы, ионы) равномерно распределяются по всему объему раствора вследствие процессов диффузии. При этом между растворителем и растворенным веществом отсутствует химическое взаимодействие.
Химическая теория была предложена Д.И. Менделеевым. Согласно представлениям Д.И. Менделеева между молекулами растворяемого вещества и растворителем происходит химическое взаимодействие с образованием неустойчивых, превращающихся друг в друга соединений растворенного вещества с растворителем – сольватов.
Гидратная вода иногда настолько прочно связывается с растворенным веществом, что выделяется вместе с ним из раствора. Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав таких кристаллов, называется кристаллизационной. Примерами кристаллогидратов является медный купорос CuSO4·5H2O, алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2·12H2O.
Тепловые эффекты при растворении
9.3. Растворимость и ее зависимость от природы веществ
Растворимость – наиболее изученное свойство растворов. Растворимость веществ в различных растворителях колеблется в широких пределах. В табл. 9.1 приведена растворимость некоторых веществ в воде, а в табл. 9.2 – растворимость йодида калия в различных растворителях.
Таблица 9.1.Растворимость некоторых веществ в воде при 20 o С
Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.
Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.
В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:
Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.
У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.
Ступени диссоциации
Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.
Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:
Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.
Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:
Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:
Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.
Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.
Электролиты и неэлектролиты
Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.
К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).
Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.
К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.
Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.
Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения
Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Растворением называют процесс образования раствора. В общем случае процесс состоит из двух этапов:
Фазовый переход
Изменение фазы растворимого вещества при образовании раствора происходит на молекулярном или атомном уровне. Частицы растворителя благодаря эффекту диффузии проникают в кристаллическую решетку растворяемого вещества и разрушают ее. При этом частицы растворимого вещества постепенно переходят в раствор, а частицы растворителя все дальше внедряются в кристаллическую решетку.
Диссоциация
Если растворимое вещество не имеет подобного строения или связей, диссоциация не происходит, и вещество называют неэлектролитом. Такие растворы не проводят электрический ток.
Данный процесс имеет химическую природу и связан с притяжением заряженных частей молекулы растворителя к противоположно заряженным частям молекулы растворимого вещества, после чего происходит их разделение на отдельные частицы. Рассмотрим процесс на примере растворения повареннной соли в воде.
Процесс диссоциации может происходить с выделением тепла, иногда настолько значительным, что величина выделяемой энергии может превысить энергию, поглощаемую при фазовом переходе. Такое происходит при растворении твердых щелочей в воде, например гидроксида натрия.
В зависимости от того, как много ионов присутствует в растворе по сравнению с молекулами исходного вещества, различают слабые и сильные электролиты. У слабых электролитов число ионов в растворе сравнимо с числом молекул, сильные полностью диссоциируют на ионы при растворении.
Сольволиз и гидролиз
В большинстве случаев этот процесс можно предотвратить, внеся дополнительные анионы в раствор, т.е. изменив его pH путем добавления кислоты.
Сольватация и гидратация
Образуемые «агрегаты» из молекул могут обладать свойствами, отличающимися от свойств исходных веществ. Более подробно про них можно узнать в разделе кристаллогидраты.
Растворимость
Стоит отметить, что зачастую существует ограничение на то, сколько растворяемого вещества может присутствовать в растворе при данных условиях. Это связано с тем, что на гидратацию и сольватацию требуется большое число частиц растворителя, которые уже не могут принимать участие в процессе разрушения кристаллической решетки, а значит последний начинает занимать все больше и больше времени, а затем его скорость и вовсе становится близка к нулю.
О таком растворе говорят, что он достиг насыщения, а количество вещества, при котором оно достигается, называют растворимости в определенном растворителе. Это предельное количество вещества, которое может находиться в растворе при заданных условиях.
Факторы
Растворимость зависит от множества факторов:
Концентрации
Различают следующие концентрации растворов:
Имеет смысл говорить о концентрации как о равновесии вещества и растворителя в растворе.
Так, насыщенный раствор может стать ненасыщенным при увеличении температуры раствора. Это приведет к тому, что находящийся в растворе кристалл вещества может начать растворяться, чтобы концентрация снова достигла равновесия.
А при уменьшении растворимости (например, при охлаждении насыщенного раствора) образуется пересыщенный раствор. Такой раствор нельзя получить при нормальных условиях, потому что больше, чем максимальная растворимость, вещество раствориться не может, но если такой раствор не подвергается резким изменениям (температуры, движение), данное состояние может существовать достаточно долго. Но как только в растворе появляются центры кристаллизации, «излишек» вещества выпадает в виде кристаллов, а раствор становится насыщенным.
Величина растворимости
На страницах данного сайта используется следующее деление веществ по растворимости:
Исходя из этой шкалы можно считать, что для максимальной скорости роста кристалла необходимо использовать вещества, хорошо или очень хорошо растворимые в растворителе. С точки зрения выращивания поликристаллов это так, но в случае выращивания монокристаллов все сложнее.
При излишне высокой скорости испарения растворителя затравки начинают в большом количестве образовываться по всему объему раствора. Это приводит к тому, что монокристалл, расположенный на дне или в объеме раствора (например, подвешенный на нити), вместо образования новых слоев вещества (т.е. его роста) будет «обрастать» монокристаллами, образованными из множества новых затравок. Достаточно быстро это приведет к тому, что монокристалл превратится в поликристалл, вплоть до кристаллизации всего раствора или большей его части в один крупный бесформенный кусок растворенного вещества.
В то же время, если брать вещества с низкой растворимостью в растворителе, испарение растворителя приводит к тому, что растворимость понижается только возле поверхности раствора или стенок емкости, так как касающийся их объем раствора просто не успевает перемешаться с остальной частью раствора. Это приводит к образованию затравок в данных областях, а не к увеличению уже существующих, из-за чего образуется множество очень мелких монокристаллов. Со временем они также срастутся в поликристалл.
Оптимальным является использование средне растворимых веществ, поскольку скорость испарения растворителя в таких растворах сопоставима со скоростью естественного перемешивания раствора (в следствие диффузии и конвекции), а значит в основном в емкости будут расти монокристаллы.
Примеры
Подробная информация о растворимости конкретных веществ приведена на их страницах, а также в разделах:
I. Повторение и дополнение пройденного материала урока
Растворы всех веществ можно разделить на две группы: проводят электрический ток или не проводят.
С особенностями растворения веществ можно познакомиться экспериментально, исследуя электропроводность растворов этих веществ с помощью прибора, изображённого на рисунке
это вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток
это вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток
Вещества с ионной химической связью или ковалентной полярной химической связью
Вещества с ковалентной неполярной химической связью:
В растворах и расплавах образуются ионы
В растворах и расплавах нет ионов
Рассмотрим процесс растворения электролитов в воде
В целом молекула воды не заряжена. Но внутри молекулы Н2О атомы водорода и кислорода располагаются так, что положительные и отрицательные заряды находятся в противоположных концах молекулы (рис. 1). Поэтому молекула воды представляет собой диполь.
Молекула воды полярна и представляет собой диполь
Растворение в воде веществ с ионной химической связью (на примере хлорида натрия – поваренной соли)
Механизм электролитической диссоциации NaCl при растворении поваренной соли в воде (рис. 2) состоит в последовательном отщеплении ионов натрия и хлора полярными молекулами воды. Вслед за переходом ионов Na + и Сl – из кристалла в раствор происходит образование гидратов этих ионов.
Механизм растворения хлорида натрия в воде: а – ориентация молекул воды на поверхности кристалла NaCl и отрыв иона Na + ; б – гидратация (окружение молекулами воды) ионов Na + и Сl –
Растворение в воде веществ с полярной ко валентной химической связью (на примере соляной кислоты)
При растворении в воде соляной кислоты (в молекулах HCl cвязь между атомами ковалентная сильнополярная) происходит изменение характера химической связи. Под влиянием полярных молекул воды ковалентная полярная связь превращается в ионную. Образовавшиеся ионы остаются связанными с молекулами воды – гидратированными. (рис.3).
Диссоциация молекул HCl на ионы в водном растворе
Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам
Пример 1. Сравним свойства молекулярного водорода (состоит из двух нейтральных атомов водорода) со свойствами иона.
Пример 2.Сравним свойства атомарного и молекулярного хлора со свойствами иона.
Атомы хлора имеют незавершённый внешний уровень, поэтому они химически очень активны, принимают электроны и восстанавливаются.
Именно поэтому газообразный хлор ядовит, при вдыхании его наступает отравление организма.
Ионы хлора имеют завершённый внешний уровень, поэтому они химически неактивны, находятся в устойчивом электронном состоянии.
Ионы хлора входят в состав поваренной соли, употребление в пищу которой не вызывает отравления организма.
1. Ионы отличаются от атомов и молекул по строению и свойствам;
2. Общий и характерный признак ионов – наличие электрических зарядов;
3. Растворы и расплавы электролитов проводят электрический ток из-за наличия в них ионов.
1. Электролиты при растворении в воде или расплавлении распадаются (диссоциируют) на ионы – положительно (катионы) и отрицательно(анионы) заряженные частицы.
2. В растворах и расплавах электролиты проводят электрический ток.
Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.
Водные растворы состоят из воды (растворителя) и растворенного вещества. Состояние веществ в водном растворе при необходимости обозначается нижним индексом (р), например, KNO3 в растворе – KNO3(p).
Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества – концентрированными. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества, называется ненасыщенным, а раствор, в котором вещество перестает растворяться при данных условиях, – насыщенным. Последний раствор всегда находится в контакте (в гетерогенном равновесии) с нерастворившимся веществом (один кристалл или более).
В особых условиях, например при осторожном (без перемешивания) охлаждении горячего ненасыщенного раствора твердого вещества, может образоваться пересыщенный раствор. При введении кристалла вещества такой раствор разделяется на насыщенный раствор и осадок вещества.
В соответствии с химической теорией растворов Д. И. Менделеева растворение вещества в воде сопровождается, во-первых, разрушением химических связей между молекулами (межмолекулярные связи в ковалентных веществах) или между ионами (в ионных веществах), и, таким образом, частицы вещества смешиваются с водой (в которой также разрушается часть водородных связей между молекулами). Разрыв химических связей совершается за счет тепловой энергии движения молекул воды, при этом происходит затрата энергии в форме теплоты.
Во-вторых, попав в воду, частицы (молекулы или ионы) вещества подвергаются гидратации. В результате образуются гидраты – соединения неопределенного состава между частицами вещества и молекулами воды (внутренний состав самих частиц вещества при растворении не изменяется). Такой процесс сопровождается выделением энергии в форме теплоты за счет образования новых химических связей в гидратах.
В целом раствор либо охлаждается (если затрата теплоты превосходит ее выделение), либо нагревается (в противном случае); иногда – при равенстве затраты теплоты и ее выделения – температура раствора остается неизменной.
Многие гидраты оказываются настолько устойчивыми, что не разрушаются и при полном выпаривании раствора. Так, известны твердые кристаллогидраты солей CuSO4 5Н2O, Na2CO3 • 10Н2O, KAl(SO4)2 • 12Н2O и др.
Содержание вещества в насыщенном растворе при Т = const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды, например 65,2 г КBr/100 г Н2O при 20 °C. Следовательно, если 70 г твердого бромида калия ввести в 100 г воды при 20 °C, то 65,2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4,8 г твердого КBr (избыток) останется на дне стакана.
Следует запомнить, что содержание растворенного вещества в насыщенном растворе равно, в ненасыщенном растворе меньше и в пересыщенном растворе больше его растворимости при данной температуре. Так, раствор, приготовленный при 20 °C из 100 г воды и сульфата натрия Na2SO4 (растворимость 19,2 г/100 г Н2O), при содержании
15,7 г соли – ненасыщенный;
19.2 г соли – насыщенный;
2O.3 г соли – пересыщенный.
Растворимость твердых веществ (табл. 14) обычно увеличивается с ростом температуры (КBr, NaCl), и лишь для некоторых веществ (CaSO4, Li2CO3) наблюдается обратное.
Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет; например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52,6 (20 °C) и 15,4 г/100 г Н2O (80 °C), а при 20 °C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н2O.
В соответствии со значениями растворимости различают вещества:
– хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (например, КBr – при 20 °C растворимость 65,2 г/100 г Н2O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М;
– малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO4 – при 20 °C растворимость 0,206 г/100 г Н2O; 0,015М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью 0,1–0,001М;
– практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежимо мала по сравнению с массой растворителя (например, AgCl – при 20 °C растворимость 0,00019 г на 100 г Н2O; 0,0000134М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью менее чем 0,001М.
По справочным данным составлена таблица растворимости распространенных кислот, оснований и солей (табл. 15), в которой указан тип растворимости, отмечены вещества, не известные науке (не полученные) или полностью разлагающиеся водой.
Условные обозначения, используемые в таблице:
«р» – хорошо растворимое вещество
«м» – малорастворимое вещество
«н» – практически нерастворимое вещество
«—» – вещество не получено (не существует)
«» – вещество смешивается с водой неограниченно
Примечание. Данная таблица отвечает приготовлению насыщенного раствора при комнатной температуре путем внесения вещества (в соответствующем агрегатном состоянии) в воду. Следует учесть, что получение осадков малорастворимых веществ с помощью реакций ионного обмена возможно не всегда (подробнее см. 13.4).
13.2. Электролитическая диссоциация
Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N2, жидкость хлороформ СНCl3, твердое вещество сахароза C12Н22О11, которые в водном растворе существуют в виде гидратов их молекул.
Известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул MA nН2O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + • nН2O и анионы А • nН2O:
Такие вещества относят к электролитам.
Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887).
Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:
Электролитическая диссоциация веществ MA, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:
Такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:
В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.
Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества (сд) к общей концентрации вещества в растворе (с):
Для слабых кислот НnА степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:
Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т. е. при разбавлении раствора) и при нагревании.
В разбавленных растворах сильных кислот НnА их гидроанионы Нn-1А не существуют, например:
B концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становится заметным:
Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:
Распространенные сильные кислоты:
В разбавленном водном растворе (условно до 10 %-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот НnА в список вошли их гидроанионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.
Распространенные слабые кислоты:
Основания – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:
Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет.
К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 Н2O.
Речь идет только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.
Аналогично диссоциируют двойные соли:
Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:
Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:
а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он сам диссоциирует также полностью:
и полное уравнение диссоциации запишется в виде:
(растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);
б) если гидроанион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:
либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):
Оснoвные соли MgCl(OH), Cu2CO3(OH)2 и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.
13.3. Диссоциация воды. Среда растворов
Сама вода – это очень слабый электролит:
Катион водорода Н + представляет собой простейшее ядро – протон р + (электронная оболочка катиона Н + – пустая, 1s 0 ). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н2O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:
В дальнейшем для простоты оставляется запись Н + (но подразумевается Н3O + ).
Для практического установления типа среды водных растворов служат индикаторы – вещества, которые окрашивают в характерный цвет нейтральные, кислые и/или щелочные растворы.
Распространенные в лаборатории индикаторы – это лакмус, метилоранж и фенолфталеин.
Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовым в сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.
13.4. Реакции ионного обмена
В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов. При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления (обменные реакции) или изменять их (окислительно-восстановительные реакции). Примеры, приводимые далее, относятся к обменным реакциям (о протекании окислительно-восстановительных реакций см. разд. 14).
В соответствии с правилом Бертолле,ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в виде газов) или растворимые вещества – слабые электролиты (в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений — молекулярным, полным и кратким ионным. Ниже полные ионные уравнения опущены (читателю предлагается составить их самому).
При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться таблицей растворимости (см. табл. 8).
Примеры реакций с выпадением осадков:
Внимание! Указанные в таблице растворимости (см. табл. 15) малорастворимые («м») и практически нерастворимые («н») соли выпадают в осадок именно в том виде, как они представлены в таблице (СаF2v, PbI2v, Ag2SO4v, AlPO4v и т. д.).
2) Ag2CO3, ВаСO3 и СаСO3 практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например:
3) соли остальных катионов, такие как MgCO3, CuCO3, FeCO3, ZnCO3 и другие, хотя и нерастворимы в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т. е. их нельзя получить этим способом).
Например, карбонат железа (II) FeCO3, полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит, при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO4 и К2СO3 выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:
Аналогично FeCO3, сульфид хрома (III) Cr2S3 (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:
В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаются водой — сульфид алюминия Al2S3 (а также BeS) и ацетат хрома (III) Cr(СН3СОО)3:
Следовательно, эти соли также нельзя получить по обменной реакции в растворе:
(в последней реакции состав осадка более сложный; подробнее такие реакции изучают в высшей школе).
Примеры реакций с выделением газов:
Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитами, ионный вид уравнения отсутствует, например:
13.5. Гидролиз солей
Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа (ниже речь идет о средних солях).
Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:
Список гидролизующихся анионов:
Если бы такая неустойчивая кислота, как Н2СO3, образовалась в растворе своей соли Na2CO3, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO2 (Н2СO3 = СO2v + Н2O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.
и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО3 2- (ведь в раствор Na2CO3 мы не добавляли щелочь NaOH!).
В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:
Диссоциация соли Ni(NO3)2 протекает полностью, гидролиз катиона Ni 2+ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н + ), в нем рН = 5,96.
Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:
Список гидролизующихся катионов:
Избыток катионов Н + легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также
проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl3:
вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н + :
и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al 3+ (ведь в раствор AlCl3 мы не добавляли кислоту!).
Примеры заданий частей А, В
1. Сильный электролит – это
2. Слабый электролит – это
3. В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты
4—7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням
сумма коэффициентов равна
8—11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора
общая сумма коэффициентов составляет
12. В известковой воде содержится набор частиц
13—16. При диссоциации одной формульной единицы соли
число образующихся ионов равно
18. Реакция с выпадением осадка – это
19. Реакция с выделением газа – это
21. В ионном уравнении реакции
22—23. Ионное уравнение
соответствует реакции между
24—27. В молекулярном уравнении реакции
27. K2SO3 + 2HBr >… сумма коэффициентов равна
28—29. Для реакции полной нейтрализации
сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет
30—33. В кратком ионном уравнении реакции
сумма коэффициентов равна
34—36. В водном растворе соли
37. Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли
38. Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах
39. Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.
40. Установите соответствие между солью и средой раствора.
41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.
» – вещество смешивается с водой неограниченно
