- Ūdens šķīdumu īpašības
- Kāpēc dažas cietās vielas izšķīst ūdenī?
- Šķīdības noteikumi
- Šķīdības piemēri ūdens šķīdumos
- 1. piemērs: Kas notiek, kad Ba (NO
- 2. Piemērs: Kas notiek, kad Pb (NO
- Atsauces
The ūdens šķīdumi ir risinājumi, kas izmanto ūdeni, lai sadalīties vielu. Piemēram, dubļi vai cukurūdens. Kad ķīmiskā suga ir izšķīdusi ūdenī, to apzīmē ar ķīmisko nosaukumu (aq).
Hidrofīlas (ūdeni mīlošas) vielas un daudzi jonu savienojumi izšķīst vai izkliedējas ūdenī. Piemēram, kad galda sāls vai nātrija hlorīds izšķīst ūdenī, tas sadalās tā jonos, veidojot Na + (aq) un Cl- (aq).
1. attēls: kālija dihromāta ūdens šķīdums.
Hidrofobiskas (baidās no ūdens) vielas parasti neizšķīst ūdenī un neveido ūdens šķīdumus. Piemēram, eļļas un ūdens sajaukšana neizraisa izšķīšanu vai disociāciju.
Daudzi organiski savienojumi ir hidrofobiski. Neelektrolīti var izšķīst ūdenī, bet tie nesadalās jonos un saglabā to integritāti kā molekulas. Neelektrolītu piemēri ir cukurs, glicerīns, urīnviela un metilsulfonilmetāns (MSM).
Ūdens šķīdumu īpašības
Ūdens šķīdumi bieži vada elektrību. Šķīdumiem, kas satur spēcīgus elektrolītus, parasti ir labi elektrības vadītāji (piemēram, jūras ūdenim), savukārt šķīdumiem, kas satur vājus elektrolītus, parasti ir slikti vadītāji (piemēram, krāna ūdenim).
Iemesls ir tāds, ka stiprie elektrolīti ūdenī pilnīgi izkliedējas par joniem, savukārt vājie elektrolīti nepilnīgi izkliedējas.
Ja ūdens šķīdumā notiek ķīmiskas reakcijas starp sugām, reakcijas parasti ir divkāršas pārvietošanas reakcijas (ko sauc arī par metatēzi vai dubultu aizstāšanu).
Šāda veida reakcijās katjons vienā reaģentā aizvieto katjonu citā reaģentā, parasti veidojot jonu saiti. Vēl viens veids, kā par to domāt, ir tas, ka reaktīvie joni "maina partnerus".
Reakcijas ūdens šķīdumā var radīt produktus, kas šķīst ūdenī vai var radīt nogulsnes.
Nogulsnes ir savienojums ar mazu šķīdību, kas bieži izkrīt no šķīduma kā cieta viela.
Apzīmējumi skābe, bāze un pH attiecas tikai uz ūdens šķīdumiem. Piemēram, jūs varat izmērīt citronu sulas vai etiķa (divi ūdens šķīdumi) pH, un tie ir vāji skābi, taču no augu eļļas testa ar pH papīru nevar iegūt nekādu jēgpilnu informāciju.
Kāpēc dažas cietās vielas izšķīst ūdenī?
Cukurs, ko mēs izmantojam kafijas vai tējas saldināšanai, ir molekulāra cieta viela, kurā atsevišķas molekulas tur kopā samērā vāji starpmolekulāri spēki.
Kad cukurs izšķīst ūdenī, vājās saites starp atsevišķām saharozes molekulām tiek sadalītas, un šīs C12H22O11 molekulas izdalās šķīdumā.
1. attēls: cukura izšķīšana ūdenī.
Lai sabruktu saharozes saites starp C12H22O11 molekulām, ir nepieciešama enerģija. Enerģija prasa arī ūdeņraža saišu šķelšanu ūdenī, kas ir jālauž, lai šķīdumā ievietotu kādu no šīm saharozes molekulām.
Cukurs izšķīst ūdenī, jo enerģija tiek atbrīvota, kad nedaudz polāras saharozes molekulas veido starpmolekulāras saites ar polāro ūdens molekulām.
Vājās saites, kas veidojas starp izšķīdušo vielu un šķīdinātāju, kompensē enerģiju, kas nepieciešama, lai mainītu gan tīrā, gan šķīdinātāja struktūru.
Cukura un ūdens gadījumā šis process darbojas tik labi, ka vienā litrā ūdens var izšķīdināt līdz 1800 gramiem saharozes.
Jonu cietās vielas (vai sāļi) satur pozitīvos un negatīvos jonus, kas tiek turēti kopā, pateicoties lielajam pievilkšanās spēkam starp daļiņām ar pretējiem lādiņiem.
Kad viena no šīm cietām vielām izšķīst ūdenī, jonus, kas veido cieto vielu, izlaiž šķīdumā, kur tie asociējas ar polāro šķīdinātāju molekulām.
2. attēls: Nātrija hlorīda izšķīšana ūdenī.
NaCl (s) »Na + (aq) + Cl- (aq)
Parasti mēs varam pieņemt, ka sāļi, izšķīstot ūdenī, sadalās to jonos.
Jonu savienojumi izšķīst ūdenī, ja enerģija, kas izdalās, kad joni mijiedarbojas ar ūdens molekulām, pārsniedz enerģiju, kas nepieciešama jonu saišu pārtraukšanai cietajā vielā, un enerģiju, kas nepieciešama ūdens molekulu atdalīšanai, lai jonus varētu ievietot atrisinājums.
Šķīdības noteikumi
Atkarībā no izšķīdušās vielas šķīdības ir trīs iespējamie rezultāti:
1) Ja šķīdumam ir mazāk izšķīduša nekā maksimālais daudzums, ko tas spēj izšķīdināt (tā šķīdība), tas ir atšķaidīts šķīdums;
2) Ja izšķīdušā viela ir tieši tāda pati kā tās šķīdība, tā ir piesātināta;
3) Ja ir vairāk izšķīdušā materiāla, nekā tas spēj izšķīst, izšķīdušā materiāla pārpalikums atdalās no šķīduma.
Ja šis atdalīšanas process ietver kristalizāciju, tas veido nogulsnes. Nokrišņi samazina izšķīdušās vielas koncentrāciju līdz piesātinājumam, lai palielinātu šķīduma stabilitāti.
Šie ir parasto jonu cietvielu šķīdības noteikumi. Ja šķiet, ka divi noteikumi ir pretrunā viens otram, priekšroka tiek dota iepriekšējam.
1- šķīst sāļi, kas satur I grupas elementus (Li + , Na + , K + , Cs + , Rb + ). Šim noteikumam ir daži izņēmumi. Arī sāļi, kas satur amonija jonu (NH 4 + ), šķīst.
2- Sāļi, kas satur nitrātu (NO 3 - ), parasti šķīst.
3- Sāļi, kas satur Cl -, Br - vai I - parasti šķīst. Svarīgi izņēmumi no šī noteikuma ir Ag + , Pb2 + un (Hg2) 2+ halogenīdu sāļi . Tādējādi, AgCl, PbBr 2 un Hg 2 Cl 2 nešķīst.
4- Lielākā daļa sudraba sāļu nešķīst. AgNO 3 un Ag (C 2 H 3 O 2 ) ir sudraba kopīgi šķīstošie sāļi; Praktiski visi pārējie nešķīst.
5- Lielākā daļa sulfātu sāļu ir šķīstoši. Galvenie izņēmumi no šī noteikuma ir CaSO 4 , BaSO 4 , PbSO 4 , Ag 2 SO 4 un SrSO 4 .
6- Lielākā daļa hidroksīda sāļu ir tikai nedaudz šķīstoši. I grupas elementu hidroksīda sāļi šķīst. II grupas elementu (Ca, Sr un Ba) hidroksīda sāļi ir nedaudz šķīstoši.
Pārejas metālu un Al 3 + hidroksīda sāļi nešķīst. Tādējādi Fe (OH) 3 , Al (OH) 3 , Co (OH) 2 nešķīst.
7- Lielākā daļa pārejas metālu sulfīdu ir ļoti nešķīstoši, ieskaitot CdS, FeS, ZnS un Ag 2 S. Nešķīst arī arsēna, antimona, bismuta un svina sulfīdi.
8- Karbonāti bieži nešķīst. II grupas karbonāti (CaCO 3 , SrCO 3 un BaCO 3 ) nešķīst, tāpat kā FeCO 3 un PbCO 3 .
9- Hromāti bieži nešķīst. Kā piemērus var minēt PbCrO 4 un BaCrO 4 .
10-fosfāti, piemēram, Ca 3 (PO 4 ) 2 un Ag 3 PO 4 , bieži nešķīst.
11- Fluorīdi, piemēram, BAF 2 , MGF 2 un PBF 2 ir bieži nešķīst.
Šķīdības piemēri ūdens šķīdumos
Ūdens šķīdumu piemēri ir kola, sālsūdens, lietus, skābes, bāzes un sāls šķīdumi. Ja jums ir ūdens šķīdums, nogulsnes var izraisīt nokrišņu reakcijas.
Nokrišņu reakcijas dažreiz sauc par "dubultas pārvietošanas" reakcijām. Lai noteiktu, vai, sajaucot divu savienojumu ūdens šķīdumus, veidosies nogulsnes:
- Reģistrē visus jonus šķīdumā.
- Apvienojiet tos (katjonu un anjonu), lai iegūtu visas iespējamās nogulsnes.
- Izmantojiet šķīdības noteikumus, lai noteiktu, kura (ja tāda ir) kombinācija (-as) nešķīst un izgulsnēsies.
1. piemērs: Kas notiek, kad Ba (NO
Joni, kas atrodas šķīdumā: Ba 2+ , NO 3 - , Na + , CO 3 2-
Potenciālie nogulsnes: BaCO 3 , NaNO3
Šķīdības noteikumi: BaCO 3 nešķīst (5. noteikums), NaNO 3 šķīst (1. noteikums).
Pilnīgs ķīmiskais vienādojums:
Ba (NO 3 ) 2 (aq) + Na 2 CO 3 (aq) »BaCO 3 (s) + 2NaNO 3 (aq)
Neto jonu vienādojums:
Ba 2+ (aq) + CO 3 2- (aq) »BaCO 3 (s)
2. Piemērs: Kas notiek, kad Pb (NO
Joni, kas atrodas šķīdumā: Pb 2+ , NO 3 - , NH 4 + , I -
Potenciālie nogulsnes: PbI 2 , NH 4 NO 3
Šķīdības noteikumi: PbI 2 nešķīst (3. noteikums), NH 4 NO 3 ir šķīstošs (1. noteikums).
Pilnīgs ķīmiskais vienādojums: Pb (NO 3 ) 2 (aq) + 2NH 4 I (aq) »PbI 2 (s) + 2NH 4 NO 3 (aq)
Neto jonu vienādojums: Pb 2+ (aq) + 2I - (aq) »PbI 2 (s).
Atsauces
- Anne Marie Helmenstine. (2017. gads, 10. maijs). Ūdens definīcija (ūdens šķīdums). Atgūts no domaco.com.
- Anne Marie Helmenstine. (2017. gads, 14. maijs). Ūdens šķīduma definīcija ķīmijā. Atgūts no domaco.com.
- Antuanete Mursa, KW (2017, 14. maijs). Šķīdības noteikumi. Atgūts no chem.libretexts.org.
- Ūdens šķīdumi. (SF). Atgūts no saylordotorg.github.io.
- Berķis, M. (2011, 11. novembris). Ūdens šķīdumi: definīcija un piemēri. Atgūts no vietnes youtube.com.
- Reakcijas ūdens šķīdumā. (SF). Atgūts no chemics.bd.psu.edu.
- Reids, D. (SF). Ūdens šķīdums: definīcija, reakcija un piemērs. Atgūts no study.com.
- Šķīdība. (SF). Atgūts no chemed.chem.purdue.edu.