Rastvorljivost soli u vodi na sobnoj temperaturi. Zašto se soli rastvaraju u vodi? Rastvorljivost kiselina u podzemnoj vodi

Voda je jedno od glavnih hemijskih jedinjenja na našoj planeti. Jedno od njegovih najzanimljivijih svojstava je sposobnost formiranja vodenih otopina. I u mnogim oblastima nauke i tehnologije, rastvorljivost soli u vodi igra važnu ulogu.

Rastvorljivost se odnosi na sposobnost razne supstance oblik sa tečnostima - rastvarači - homogene (homogene) smeše. Volumen materijala koji se koristi za otapanje i formiranje zasićene otopine određuje njegovu topljivost, usporedivu s masenim udjelom ove tvari ili njenom količinom u koncentriranoj otopini.

Prema svojoj sposobnosti rastvaranja, soli se klasificiraju na sljedeći način:

rastvorljive supstance uključuju supstance koje se mogu rastvoriti u 100 g vode više od 10 g;
teško rastvorljivi su oni čija količina u rastvaraču ne prelazi 1 g;
koncentracija nerastvorljivog u 100 g vode je manja od 0,01.

U slučaju kada je polaritet supstance koja se koristi za otapanje sličan polarnosti rastvarača, ona je rastvorljiva. Pri različitim polaritetima, najvjerovatnije, nije moguće razrijediti tvar.

Kako dolazi do rastvaranja

Ako govorimo o tome da li se sol otapa u vodi, onda je za većinu soli ovo poštena izjava. Postoji posebna tabela prema kojoj možete precizno odrediti količinu rastvorljivosti. Budući da je voda univerzalni rastvarač, dobro se miješa s drugim tekućinama, plinovima, kiselinama i solima.

Jedan od mnogih dobri primjeri otapanje čvrste supstance u vodi može se uočiti skoro svaki dan u kuhinji, tokom pripreme jela od kuhinjske soli. Pa zašto se sol rastvara u vodi?

Od školski kurs Hemija, mnogi se sjećaju da su molekuli vode i soli polarni. To znači da su njihovi električni polovi suprotni, što rezultira visokom dielektričnom konstantom. Molekule vode okružuju ione druge tvari, na primjer, kao u našem slučaju, NaCl. U tom slučaju nastaje tečnost koja je homogena po svojoj konzistenciji.

Temperaturni efekat

Postoji nekoliko faktora koji utiču na rastvorljivost soli. Prije svega, ovo je temperatura rastvarača. Što je veći, to je veća vrijednost koeficijenta difuzije čestica u tekućini, a prijenos mase se odvija brže.

Iako, na primjer, rastvorljivost obične soli (NaCl) u vodi praktički ne zavisi od temperature, jer je njen koeficijent rastvorljivosti 35,8 na t 20 °C i 38,0 na 78 °C. Ali bakar sulfat (CaSO4) sa porastom temperature vode rastvara se gore.

Ostali faktori koji utiču na rastvorljivost uključuju:

Veličina otopljenih čestica - s većom površinom odvajanja faza, otapanje se događa brže.
Proces miješanja koji, kada se izvodi intenzivno, doprinosi efikasnijem prijenosu mase.
Prisustvo nečistoća: neke ubrzavaju proces rastvaranja, dok druge, ometajući difuziju, smanjuju brzinu procesa.

Video o mehanizmu rastvaranja soli

Definicija soli u okviru teorije disocijacije. Soli se obično dijele u tri grupe: srednje, kiselo i osnovno. U srednjim solima svi atomi vodika odgovarajuće kiseline su zamijenjeni atomima metala, u kiselim solima samo su djelomično zamijenjeni, u bazičnim solima OH grupe odgovarajuće baze djelomično su zamijenjeni kiselim ostacima.

Postoje i neke druge vrste soli, kao npr dvostruke soli, koji sadrže dva različita kationa i jedan anjon: CaCO 3 MgCO 3 (dolomit), KCl NaCl (silvinit), KAl (SO 4) 2 (kalijum alum); miješane soli, koji sadrže jedan kation i dva različita anjona: CaOCl 2 (ili Ca(OCl)Cl); kompleksne soli, koji uključuju kompleksni jon, koji se sastoji od centralnog atoma povezanog s nekoliko ligandi: K 4 (žuta krvna so), K 3 (crvena krvna so), Na, Cl; hidratizirane soli(kristalni hidrati), koji sadrže molekule voda kristalizacije: CuSO 4 5H 2 O( plavi vitriol), Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberova so).

Ime soli nastaje od imena anjona iza kojeg slijedi ime kationa.

Za soli kiselina bez kisika, nazivu nemetala dodaje se sufiks id, npr. natrijum hlorid NaCl, gvožđe(H) sulfid FeS, itd.

Prilikom imenovanja soli kiselina koje sadrže kisik, u slučaju viših oksidacijskih stanja, kraj se dodaje latinskom korijenu naziva elementa — am, u slučaju nižih oksidacijskih stanja, završetak -it. U nazivima nekih kiselina, prefiks se koristi za označavanje najnižih oksidacijskih stanja nemetala hipo-, za soli perhlorne i permanganske kiseline koristite prefiks po-, npr: kalcijum karbonat CaCO 3, gvožđe (III) sulfat Fe 2 (SO 4) 3, gvožđe (II) sulfit FeSO 3, kalijum hipohlorit KOSl, kalijum hlorit KOSl 2, kalijum hlorat KOSl 3, kalijum perhlorat KOSl 4, kalijum permanganat KMnO 4, K kalijum dihromat 2 O 7 .

Kiseline i bazične soli može se smatrati proizvodom nepotpune konverzije kiselina i baza. Prema međunarodnoj nomenklaturi, atom vodika, koji je dio kisele soli, označava se prefiksom hidro-, OH grupa - prefiks hidroksi, NaHS - natrijum hidrosulfid, NaHSO 3 - natrijum hidrosulfit, Mg (OH) Cl - magnezijum hidroksihlorid, Al (OH) 2 Cl - aluminijum dihidroksi hlorid.

U nazivima kompleksnih jona prvo se navode ligandi, a zatim naziv metala, koji ukazuje na odgovarajuće oksidaciono stanje (rimski brojevi u zagradama). U nazivima kompleksnih katjona koriste se ruski nazivi metala, na primjer: Cl 2 - tetraamin bakar (P) hlorid, 2 SO 4 - diamin srebro (1) sulfat. U nazivima kompleksnih anjona koriste se latinski nazivi metala sa sufiksom -at, na primjer: K[Al(OH) 4 ] - kalijum tetrahidroksialuminat, Na - natrijum tetrahidroksihromat, K 4 - kalijum heksacijanoferat (H) .

Nazivi hidratiziranih soli (kristalnih hidrata) formiraju se na dva načina. Možete koristiti složeni sistem imenovanja kationa opisan gore; na primjer, bakar sulfat SO 4 H 2 0 (ili CuSO 4 5H 2 O) može se nazvati tetraakvabakar(II) sulfatom. Međutim, za najpoznatije hidratizirane soli najčešće se broj molekula vode (stepen hidratacije) označava numeričkim prefiksom uz riječ "hidratirati", na primjer: CuSO 4 5H 2 O - bakar (I) sulfat pentahidrat, Na 2 SO 4 10H 2 O - natrijum sulfat dekahidrat, CaCl 2 2H 2 O - kalcijum hlorid dihidrat.

Rastvorljivost soli

Prema njihovoj rastvorljivosti u vodi, soli se dele na rastvorljive (P), nerastvorljive (H) i slabo rastvorljive (M). Za određivanje rastvorljivosti soli koristite tablicu rastvorljivosti kiselina, baza i soli u vodi. Ako nema stola pri ruci, onda možete koristiti pravila. Lako ih je zapamtiti.

1. Sve soli azotne kiseline su rastvorljive - nitrati.

2. Sve soli hlorovodonične kiseline su rastvorljive - hloridi, osim AgCl (H), PbCl 2 (M).

3. Sve soli sumporne kiseline - sulfati su rastvorljive, osim BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Natrijumove i kalijumove soli su rastvorljive.

5. Svi fosfati, karbonati, silikati i sulfidi se ne rastvaraju, osim Na soli + i K + .

Od svih hemijskih spojeva, soli su najbrojnija klasa supstanci. To su čvrste materije, međusobno se razlikuju po boji i rastvorljivosti u vodi. IN početkom XIX V. Švedski hemičar I. Berzelius formulisao je definiciju soli kao produkta reakcije kiselina sa bazama ili jedinjenja dobijenih zamenom atoma vodonika u kiselini metalom. Na osnovu toga, soli se razlikuju kao srednje, kisele i bazične. Srednje ili normalne soli su produkti potpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom.

Na primjer:

N / A 2 CO 3 - natrijum karbonat;

CuSO 4 - bakar (II) sulfat, itd.

Takve soli disociraju na metalne katione i anione kiselinskog ostatka:

Na 2 CO 3 \u003d 2Na + + CO 2 -

Kisele soli su produkti nepotpune zamjene atoma vodika u kiselini metalom. Kisele soli uključuju, na primjer, sodu bikarbonu NaHCO 3 , koja se sastoji od metalnog kationa Na + i kiselog jednostruko nabijenog ostatka HCO 3 - . Za kiselu kalcijevu sol, formula se piše na sljedeći način: Ca (HCO 3) 2. Imena ovih soli sastavljena su od naziva srednjih soli s dodatkom prefiksa hidro- , Na primjer:

Mg (HSO 4) 2 - magnezijum hidrosulfat.

Odvojite kisele soli na sljedeći način:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Mg (HSO 4) 2 \u003d Mg 2+ + 2HSO 4 -

Bazične soli su produkti nepotpune supstitucije hidrokso grupa u bazi za kiselinski ostatak. Na primjer, takve soli uključuju poznati malahit (CuOH) 2 CO 3 o kojem ste čitali u radovima P. Bazhova. Sastoji se od dva bazna katjona CuOH + i dvonabijenog anjona kiselinskog ostatka CO 3 2-. CuOH + kation ima naboj +1, stoga su u molekuli dva takva kationa i jedan dvostruko nabijeni CO 3 2- anjon spojeni u električki neutralnu sol.

Nazivi takvih soli bit će isti kao i za normalne soli, ali s dodatkom prefiksa hidrokso-, (CuOH) 2 CO 3 - bakar (II) hidroksokarbonat ili AlOHCl 2 - aluminijum hidroksohlorid. Većina bazičnih soli je nerastvorljiva ili slabo rastvorljiva.

Potonji se rastavljaju ovako:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Svojstva soli

Prve dvije reakcije razmjene su prethodno detaljno razmotrene.

Treća reakcija je takođe reakcija razmene. Teče između otopina soli i praćen je stvaranjem taloga, na primjer:

Četvrta reakcija soli povezana je sa pozicijom metala u elektrohemijskom nizu napona metala (vidi "Elektrohemijski niz metalnih napona"). Svaki metal istiskuje iz rastvora soli sve ostale metale koji se nalaze desno od njega u nizu napona. Ovo je podložno sljedećim uslovima:

1) obe soli (i koje reaguju i nastale kao rezultat reakcije) moraju biti rastvorljive;

2) metali ne bi trebali komunicirati s vodom, stoga metali glavnih podgrupa grupa I i II (za potonje, počevši od Ca) ne istiskuju druge metale iz otopina soli.

Metode za dobijanje soli

Načini da se i Hemijska svojstva soli. Soli se mogu dobiti iz neorganskih jedinjenja gotovo bilo koje klase. Uz ove metode, direktnom interakcijom metala i nemetala (Cl, S, itd.) mogu se dobiti soli anoksičnih kiselina.

Mnoge soli su stabilne kada se zagreju. Međutim, amonijeve soli, kao i neke soli niskoaktivnih metala, slabe kiseline i kiseline u kojima elementi pokazuju viša ili niža oksidacijska stanja, razlažu se zagrijavanjem.

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

2Ag 2 CO 3 \u003d 4Ag + 2CO 2 + O 2

NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2

2FeSO 4 \u003d Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3

4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2H 2 O

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 \u003d Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

2KSlO 3 \u003d MnO 2 = 2KCl + 3O 2

4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl

Tabela rastvorljivosti hemijski elementi- ovo je tabela sa rastvorljivostima u vodi najpoznatijih neorganskih kiselina, baza i soli.

Definicija 1

Tabela hemijske rastvorljivosti pokazuje rastvorljivost na 20 °C, sa povećanjem temperature rastvorljivost raste.

Supstanca je rastvorljiva u vodi ako je njena rastvorljivost veća od 1 g u 100 g vode i nerastvorljiva ako je manja od 0,1 g / 100 g. Na primer, pronalazeći litij u tabeli rastvorljivosti u hemiji, možete se uveriti da je gotovo sve njegove soli formiraju rastvore.

Na sl. 1 i sl. 2 predstavljene fotografije kompletna tabela rastvorljivost u hemiji sa nazivima kiselinskih ostataka.

Slika 1. Foto tabela rastvorljivosti u hemiji 2018-2019

Slika 2. Tablica kemije sa kiselinama i kiselim ostacima

Da biste napravili naziv soli, morate koristiti periodni sistem i rastvorljivost. Ime metala iz periodnog sistema dodaje se nazivu kiselog ostatka, na primjer:

$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - cink fosfat; $\mathrm(FeSO_4)$ - gvožđe(II) sulfat.

U zagradama sa nazivom teksta potrebno je navesti valenciju metala, ako ih ima nekoliko. U slučaju gvožđa, postoji i $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ so - gvožđe(III) sulfat.

Šta se može naučiti koristeći tablicu rastvorljivosti u hemiji

Tabela rastvorljivosti supstanci u hemiji sa precipitacijom koristi se za određivanje mogućnosti nastanka reakcije, jer je stvaranje taloga ili gasa neophodno za ireverzibilan tok reakcije.

Tabela rastvorljivosti soli, kiselina i baza je osnova bez koje je nemoguće u potpunosti savladati hemijsko znanje. Rastvorljivost baza i soli pomaže u podučavanju ne samo školaraca, već i stručni ljudi. Stvaranje mnogih životnih proizvoda ne može bez ovog znanja.

Tabela rastvorljivosti kiselina, soli i baza u vodi

Tabela rastvorljivosti soli i baza u vodi je vodič koji pomaže u savladavanju hemijske baze. Sljedeće napomene će vam pomoći da shvatite donju tabelu.

P - označava rastvorljivu supstancu;
H je nerastvorljiva supstanca;
M - supstanca je slabo rastvorljiva u vodenoj sredini;
RK - supstanca se može rastvoriti samo kada je izložena jakim organskim kiselinama;
Crtica će reći da takvo stvorenje ne postoji u prirodi;
NK - ne rastvara se ni u kiselinama ni u vodi;
? - znak pitanja označava da danas nema tačnih podataka o rastvaranju supstance.

Često tabelu koriste hemičari i školarci, studenti za laboratorijska istraživanja, tokom kojih je potrebno utvrditi uslove za nastanak određenih reakcija. Prema tablici, ispada da se sazna kako se tvar ponaša u klorovodičnoj ili kiseloj sredini, da li je moguć talog. Precipitat tokom istraživanja i eksperimenata ukazuje na nepovratnost reakcije. Ovo je značajna tačka koja može uticati na tok čitavog laboratorijskog rada.