Soolade lahustuvus vees toatemperatuuril. Miks soolad vees lahustuvad? Hapete lahustuvus vees

Vesi on üks peamisi keemilisi ühendeid meie planeedil. Üks selle huvitavamaid omadusi on võime moodustada vesilahuseid. Ja paljudes teaduse ja tehnoloogia valdkondades mängib olulist rolli soola lahustuvus vees.

Lahustuvus viitab võimele erinevaid aineid vorm vedelikega - lahustid - homogeensed (homogeensed) segud. Selle lahustuvuse määrab selle aine maht, mida kasutatakse lahustamiseks ja küllastunud lahuse moodustamiseks, mis on võrreldav selle aine massiosa või selle kogusega kontsentreeritud lahuses.

Lahustumisvõime järgi liigitatakse soolad järgmiselt:

lahustuvad ained hõlmavad aineid, mida saab 100 g vees lahustada rohkem kui 10 g;
halvasti lahustuvad on need, mille kogus lahustis ei ületa 1 g;
lahustumatute ainete kontsentratsioon 100 g vees on alla 0,01.

Kui lahustamiseks kasutatava aine polaarsus on sarnane lahusti polaarsusega, on see lahustuv. Erineva polaarsusega ei ole tõenäoliselt võimalik ainet lahjendada.

Kuidas lahustumine toimub

Kui me räägime sellest, kas sool lahustub vees, siis enamiku soolade puhul on see õiglane väide. Seal on spetsiaalne tabel, mille järgi saate täpselt määrata lahustuvuse koguse. Kuna vesi on universaalne lahusti, seguneb see hästi teiste vedelike, gaaside, hapete ja sooladega.

Üks kõige enam häid näiteid tahke aine lahustumist vees võib köögis peaaegu iga päev jälgida lauasoola abil roogade valmistamisel. Miks siis sool vees lahustub?

Alates koolikursus Keemia, paljud mäletavad, et vee ja soola molekulid on polaarsed. See tähendab, et nende elektripostid on vastassuunas, mille tulemuseks on kõrge dielektriline konstant. Veemolekulid ümbritsevad teise aine ioone, näiteks nagu meie puhul, NaCl. Sel juhul moodustub vedelik, mis on oma konsistentsilt homogeenne.

Temperatuuri mõju

Soolade lahustuvust mõjutavad mitmed tegurid. Esiteks on see lahusti temperatuur. Mida suurem see on, seda suurem on vedelikus olevate osakeste difusioonikoefitsiendi väärtus ja massiülekanne toimub kiiremini.

Kuigi näiteks keedusoola (NaCl) lahustuvus vees praktiliselt ei sõltu temperatuurist, kuna selle lahustumiskoefitsient on t 20 ° C juures 35,8 ja 78 ° C juures 38,0. Kuid vasksulfaat (CaSO4) vee temperatuuri tõusuga lahustub halvemini.

Muud tegurid, mis mõjutavad lahustuvust, on järgmised:

Lahustunud osakeste suurus - suurema faasieraldusala korral toimub lahustumine kiiremini.
Segamisprotsess, mis intensiivsel läbiviimisel aitab kaasa tõhusamale massiülekandele.
Lisandite olemasolu: mõned kiirendavad lahustumisprotsessi, teised, takistades difusiooni, vähendavad protsessi kiirust.

Video soola lahustumise mehhanismi kohta

Definitsioon soolad dissotsiatsiooniteooria raames. Soolad jagunevad tavaliselt kolme rühma: keskmine, hapu ja aluseline. Keskmistes soolades on vastava happe kõik vesinikuaatomid asendatud metalliaatomitega, happesoolades vaid osaliselt, vastava aluse OH rühma aluselistes soolades osaliselt happejääkidega.

On ka mõnda muud tüüpi soolad, nt topeltsoolad, mis sisaldavad kahte erinevat katiooni ja ühte aniooni: CaCO 3 MgCO 3 (dolomiit), KCl NaCl (sylviniit), KAl (SO 4) 2 (kaaliummaarjas); segatud soolad, mis sisaldavad ühte katiooni ja kahte erinevat aniooni: CaOCl 2 (või Ca(OCl)Cl); komplekssed soolad, mis sisaldavad komplekssed ioonid, mis koosneb mitmega seotud keskaatomist ligandid: K 4 (kollane veresool), K 3 (punane veresool), Na, Cl; hüdraatunud soolad(kristallhüdraadid), mis sisaldavad molekule kristallisatsioonivesi: CuSO 4 5H 2 O( sinine vitriool), Na2SO410H2O (Glauberi sool).

Soolade nimetus moodustub aniooni nimest, millele järgneb katiooni nimi.

Hapnikuvabade hapete soolade puhul lisatakse mittemetalli nimele järelliide id, nt naatriumkloriid NaCl, raud(H)sulfiid FeS jne.

Hapnikku sisaldavate hapete soolade nimetamisel lisatakse kõrgemate oksüdatsiooniastmete korral elemendi nimetuse ladina juure lõpp — olen, madalamate oksüdatsiooniastmete korral lõpp - see. Mõne happe nimes kasutatakse eesliidet mittemetalli madalaima oksüdatsiooniastme tähistamiseks hüpo-, perkloor- ja permangaanhapete soolade puhul kasutage eesliidet per-, näiteks: kaltsiumkarbonaat CaCO 3, raud(III)sulfaat Fe 2 (SO 4) 3, raud(II)sulfit FeSO 3, kaaliumhüpoklorit KOSl, kaaliumklorit KOSl 2, kaaliumkloraat KOSl 3, kaaliumperkloraat KOSl 4, kaaliumpermanganaat KMnO2 kaaliumdi 4, 2 O 7.

Happelised ja aluselised soolad võib pidada hapete ja aluste mittetäieliku muundamise produktiks. Rahvusvahelise nomenklatuuri järgi tähistatakse vesinikuaatomit, mis on happesoola osa, eesliitega hüdro-, OH rühm - eesliide hüdroksü, NaHS - naatriumvesiniksulfiid, NaHSO 3 - naatriumvesiniksulfit, Mg (OH) Cl - magneesiumhüdroksükloriid, Al (OH) 2 Cl - alumiiniumdihüdroksükloriid.

Komplekssete ioonide nimetustes märgitakse esmalt ligandid, millele järgneb metalli nimi, mis näitab vastavat oksüdatsiooniastet (sulgudes rooma numbrid). Keerukate katioonide nimetustes kasutatakse metallide venekeelseid nimetusi, näiteks: Cl 2 - tetraamiinvask (P) kloriid, 2 SO 4 - diamiinhõbe (1) sulfaat. Kompleksanioonide nimetustes kasutatakse metallide ladinakeelseid nimetusi sufiksiga -at, näiteks: K[Al(OH) 4 ] - kaaliumtetrahüdroksüaluminaat, Na - naatriumtetrahüdroksükromaat, K 4 - kaaliumheksatsüanoferraat (H) .

Hüdrateeritud soolade nimetused (kristalsed hüdraadid) moodustatakse kahel viisil. Võite kasutada ülalkirjeldatud keerulist katioonide nimetamise süsteemi; näiteks vasksulfaati SO 4 H 2 0 (või CuSO 4 5H 2 O) võib nimetada tetraakvavask(II) sulfaadiks. Kõige tuntumate hüdraatunud soolade puhul tähistatakse aga enamasti veemolekulide arvu (hüdratatsiooniastet) sõna numbrilise eesliitega. "hüdraat", näiteks: CuSO 4 5H 2 O - vask(I)sulfaatpentahüdraat, Na 2 SO 4 10H 2 O - naatriumsulfaatdekahüdraat, CaCl 2 2H 2 O - kaltsiumkloriidi dihüdraat.

Soolade lahustuvus

Vees lahustuvuse järgi jagunevad soolad lahustuvateks (P), lahustumatuteks (H) ja vähelahustuvateks (M). Soolade lahustuvuse määramiseks kasutage hapete, aluste ja soolade vees lahustuvuse tabelit. Kui lauda käepärast pole, saate reegleid kasutada. Neid on lihtne meeles pidada.

1. Kõik lämmastikhappe soolad on lahustuvad – nitraadid.

2. Kõik vesinikkloriidhappe soolad on lahustuvad - kloriidid, välja arvatud AgCl (H), PbCl 2 (M).

3. Kõik väävelhappe soolad - sulfaadid on lahustuvad, välja arvatud BaSO 4 (H), PbSO 4 (H).

4. Naatriumi- ja kaaliumisoolad on lahustuvad.

5. Kõik fosfaadid, karbonaadid, silikaadid ja sulfiidid ei lahustu, välja arvatud Na-soolad + ja K + .

Kõigist keemilistest ühenditest moodustavad soolad kõige arvukama aineklassi. Need on tahked ained, erinevad üksteisest värvi ja vees lahustuvuse poolest. IN XIX algus V. Rootsi keemik I. Berzelius sõnastas soolade määratluse kui hapete reaktsioonisaadused alustega või ühenditega, mis on saadud happe vesinikuaatomite asendamisel metalliga. Selle põhjal eristatakse sooli keskmisteks, happelisteks ja aluselisteks. Keskmised ehk normaalsed soolad on happe vesinikuaatomite täieliku asendamise saadused metalliga.

Näiteks:

Na 2 CO 3 - naatriumkarbonaat;

CuSO 4 - vask(II)sulfaat jne.

Sellised soolad dissotsieeruvad happejäägi metallikatioonideks ja anioonideks:

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

Happesoolad on vesinikuaatomite mittetäieliku asendamise saadused happes metalliga. Happesoolad hõlmavad näiteks söögisoodat NaHCO 3 , mis koosneb metallikatioonist Na + ja happelisest üksiku laenguga jäägist HCO 3 - . Happelise kaltsiumisoola puhul kirjutatakse valem järgmiselt: Ca (HCO 3) 2. Nende soolade nimed koosnevad keskmiste soolade nimedest, millele on lisatud eesliide hüdro- , Näiteks:

Mg (HSO 4) 2 - magneesiumhüdrosulfaat.

Happesoolad dissotsieeruvad järgmiselt:

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

Aluselised soolad on aluse hüdroksorühmade mittetäieliku asendamise saadused happejäägiga. Näiteks selliste soolade hulka kuulub kuulus malahhiit (CuOH) 2 CO 3, mille kohta lugesite P. Bazhovi töödest. See koosneb kahest aluselisest katioonist CuOH + ja happejäägi CO 3 2- kahekordselt laetud anioonist. CuOH + katioonil on +1 laeng, seetõttu on molekulis kaks sellist katiooni ja üks kahekordselt laetud CO 3 2- anioon ühendatud elektriliselt neutraalseks soolaks.

Selliste soolade nimed on samad, mis tavaliste soolade puhul, kuid lisatakse eesliide hüdrokso-, (CuOH) 2 CO 3 - vask (II) hüdroksokarbonaat või AlOHCl 2 - alumiiniumhüdroksokloriid. Enamik aluselistest sooladest on lahustumatud või vähelahustuvad.

Viimased dissotsieeruvad järgmiselt:

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2 + + 2Cl -

Soola omadused

Kaht esimest vahetusreaktsiooni on varem üksikasjalikult arutatud.

Kolmas reaktsioon on samuti vahetusreaktsioon. See voolab soolalahuste vahel ja sellega kaasneb sademe moodustumine, näiteks:

Neljas soolade reaktsioon on seotud metalli asukohaga metalli pingete elektrokeemilises reas (vt "Metalli pingete elektrokeemilised jada"). Iga metall tõrjub pingereas soolalahustest välja kõik teised metallid, mis asuvad sellest paremal. See kehtib järgmistel tingimustel:

1) mõlemad soolad (nii reageerivad kui ka reaktsiooni tulemusena moodustuvad) peavad olema lahustuvad;

2) metallid ei tohiks suhelda veega, seetõttu ei tõrju I ja II rühma põhirühmade metallid (viimase puhul alates Ca-st) soolalahustest välja teisi metalle.

Meetodid soolade saamiseks

Võimalusi saada ja Keemilised omadused soolad. Sooli võib saada peaaegu iga klassi anorgaanilistest ühenditest. Lisaks nendele meetoditele võib anoksiidhapete sooli saada metalli ja mittemetalli (Cl, S jne) otsesel interaktsioonil.

Paljud soolad on kuumutamisel stabiilsed. Ammooniumisoolad, aga ka mõned madala aktiivsusega metallide soolad, nõrgad happed ja happed, milles elementidel on kõrgem või madalam oksüdatsiooniaste, lagunevad kuumutamisel.

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 \u003d 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 \u003d 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 \u003d 2KCl + 3O 2

4KClO 3 \u003d 3KSlO 4 + KCl

Lahustuvuse tabel keemilised elemendid- see on tabel kuulsamate anorgaaniliste hapete, aluste ja soolade lahustuvuste kohta vees.

Definitsioon 1

Keemia lahustuvuse tabel näitab lahustuvust 20 °C juures, temperatuuri tõustes lahustuvus suureneb.

Aine on vees lahustuv, kui selle lahustuvus 100 g vees on suurem kui 1 g ja lahustumatu, kui see on väiksem kui 0,1 g / 100 g. Näiteks leides keemias lahustuvuse tabelist liitiumi, saate veenduda, et peaaegu kõik selle soolad moodustavad lahuseid.

Joonisel fig. 1 ja fig. 2 esitletud fotot täielik tabel lahustuvus keemias koos happejääkide nimetustega.

Joonis 1. Fototabel lahustuvusest keemias 2018-2019

Joonis 2. Keemiatabel hapete ja happejääkidega

Soola nimetuse koostamiseks peate kasutama perioodilisustabelit ja lahustuvust. Happejäägi nimele lisatakse perioodilisustabelist pärit metalli nimi, näiteks:

$\mathrm(Zn_3(PO_4)_2)$ - tsinkfosfaat; $\mathrm(FeSO_4)$ - raud(II)sulfaat.

Sulgudes koos tekstinimetusega on vaja märkida metalli valentsus, kui neid on mitu. Raua puhul on ka $\mathrm(Fe_2(SO_4)_3)$ sool - raud(III)sulfaat.

Mida saab õppida lahustuvustabeli abil keemias

Reaktsiooni toimumise võimaluse määramiseks kasutatakse ainete lahustuvuse tabelit keemias koos sademetega, kuna sademe või gaasi teke on vajalik reaktsiooni pöördumatuks kulgemiseks.

Soolade, hapete ja aluste lahustuvuse tabel on aluseks, ilma milleta on võimatu keemilisi teadmisi täielikult omandada. Aluste ja soolade lahustuvus aitab õpetada mitte ainult kooliõpilasi, vaid ka professionaalsed inimesed. Paljude elutoodete loomine ei saa ilma selle teadmiseta hakkama.

Tabel hapete, soolade ja aluste lahustuvuse kohta vees

Soolade ja aluste vees lahustuvuse tabel on juhend, mis aitab valdamisel keemilised alused. Järgmised märkused aitavad teil mõista allolevat tabelit.

P - tähistab lahustuvat ainet;
H on lahustumatu aine;
M - aine lahustub veekeskkonnas vähe;
RK - aine lahustub ainult tugevate orgaaniliste hapetega kokkupuutel;
Kriips ütleb, et sellist olendit looduses ei eksisteeri;
NK - ei lahustu ei hapetes ega vees;
? - küsimärk näitab, et täna puudub täpne teave aine lahustumise kohta.

Sageli kasutavad tabelit keemikud ja kooliõpilased, üliõpilased laboriuuringuteks, mille käigus on vaja kindlaks määrata teatud reaktsioonide esinemise tingimused. Tabeli järgi selgub, kuidas aine käitub vesinikkloriid- või happelises keskkonnas, kas sade on võimalik. Uuringute ja katsete käigus tekkiv sade näitab reaktsiooni pöördumatust. See on oluline punkt, mis võib mõjutada kogu laboritöö kulgu.