Розчинність рідин її залежить від різних факторів. Чинники, що впливають на розчинність
Одні речовини краще розчиняються в тому чи іншому розчиннику, інші гірші. Вважається, що абсолютно нерозчинних речовин немає. Кожна речовина здатна до розчинення, навіть у деяких випадках і в дуже незначних кількостях (наприклад, ртуть у воді, бензол у воді).
На жаль, досі немає теорії, за допомогою якої можна було б передбачити і обчислити розчинність будь-якої речовини у відповідному розчиннику. Зумовлено це складністю та різноманіттям взаємодії компонентів розчину між собою та відсутністю загальної теоріїрозчинів (особливо концентрованих). У зв'язку з цим необхідні дані розчинності речовин отримують, як правило, дослідним шляхом.
Кількісно здатність речовини до розчинення характеризується найчастіше розчинністю чи коефіцієнтом розчинності (S).
Розчинність (S) показує скільки грамів речовини може максимально розчинитись за даних умов (температурі, тиску) в 100 г розчинника з утворенням насиченого розчину.
При необхідності коефіцієнт розчинності визначається і іншої кількості розчинника (наприклад, для 1000 г, 100 см3, 1000 см3 і т.д.).
За розчинністю всі речовини в залежності від своєї природи поділяються на 3 групи: добре розчинні; 2) мало розчинні; 3) погано розчинні чи нерозчинні.
Коефіцієнт розчинності для речовин першої групи більше 1 г (на 100 г розчинника), для речовин другої групи лежить в інтервалі 0,01 - 1,0 г та для речовин третьої групи S< 0,01 г.
На розчинність речовин впливають багато факторів, головними з яких є природа розчинника і речовини, що розчиняється, температура, тиск, наявність в розчині інших речовин (особливо електролітів).
Вплив природи речовин на розчинність
Встановлено дослідним шляхом, що в розчиннику, молекули якого є полярними, найкраще розчиняються речовини, утворені іонними або ковалентними полярними зв'язками. А в розчиннику, молекули якого неполярні, краще розчиняються речовини, утворені слабополярними чи неполярними. ковалентними зв'язками. Інакше цю виявлену закономірність можна сформулювати так: «Подібне розчиняється у подібному».
Розчинність речовин багато в чому обумовлюється силою та характером їх взаємодії з молекулами розчинника. Чим сильніше виражена ця взаємодія, тим більша розчинність і навпаки.
Відомо, що сили, що діють між неполярними та слабополярними молекулами, невеликі та неспецифічні, тобто. в кількісному вираженнізначно не залежить від виду речовини.
Якщо в неполярну рідину В ввести однотипні неполярні молекули А, то енергія взаємодії частинок А і В не буде значно відрізнятися від енергії взаємодії між частинками А і А або частинками В і В. Тому подібно до того як змішуються будь-які кількості однієї і тієї ж речовини , з великою ймовірністю будуть необмежено змішуватися один з одним (тобто розчинятися один в одному) та різні неполярні рідини.
З цієї причини і молекулярні кристали зазвичай краще розчиняються в неполярних рідинах.
Якщо ж енергія взаємодії молекул А і А або В і В більша ніж А і В, то однакові молекули кожного компонента краще зв'язуватися між собою і розчинність їх один в одному знизиться (табл. 6).
Полярність будь-якого розчинника часто характеризують значення його діелектричної проникності (е), яка легко визначається дослідним шляхом. Чим вона більша, тим більш полярною є речовина.
Таблиця 2 - Розчинність KI (мас%) у розчинниках різної полярності
Розчинність речовин значно підвищується, якщо вони здатні утворювати з розчинником водневі або донорно-акцепторні зв'язки. Прикладом великої розчинності, зумовленої утворенням водневих зв'язків, є розчин етилового спиртуу Н2О, а утворенням донорно-акцепторних зв'язків – розчин NH3 у воді. При цьому розчинність спирту не обмежена, а NH3 Н2О розчиняється в об'ємному співвідношенні ~ 700: 1.
Вплив тиску на розчинність речовин
Вплив тиску розчинність твердих і рідких речовин мало позначається, т.к. обсяг системи у своїй змінюється незначно. Тільки при дуже високих тискахзміна розчинності стає помітною. Так, наприклад, розчинність NH4NO3 знижується майже вдвічі при підвищенні тиску до 106 кПа (тобто приблизно в 10 000 разів більше атмосферного).
Істотний вплив тиск надає лише розчинність газів. Причому якщо між газом та розчинником не виникає хімічної взаємодії, то згідно із законом Генрі розчинність газу при постійній температурі прямо пропорційна його тиску над розчином
де k - коефіцієнт пропорційності, що залежить від природи рідини та газу; p – тиск газу над розчином.
Закон Генрі справедливий тільки для розбавлених розчинів та в умовах низьких тисків.
Якщо йдеться про розчинення не однієї газоподібної речовини, а суміші, що складається з кількох газів, то згідно із законом Дальтона розчинність кожного компонента суміші при постійній температурі пропорційна його парціальному тиску над рідиною і не залежить від загального тиску суміші та присутності інших газів.
Парціальний тиск окремого газу у суміші (р1) розраховується за формулою:
р1 = робщ. · Х1
де робщ. - загальний тиск газової суміші; Х1 - мольна частка газу суміші.
Якщо газова суміш складається з декількох компонентів, то її загальний тиск визначається сумою парціальних тисків всіх газів, що входять до суміші:
робщ. = р1 + р2 + р3 + …
Гази, що вступають у взаємодію з розчинником (наприклад, NH3, SO2, HCl) при розчиненні в Н2О закону Генрі та Дальтона не підпорядковуються. Їх розчинність також збільшується з підвищенням тиску, але за складнішою залежністю.
Зниження тиску газу над розчином веде до зменшення його розчинності та виділення з рідини у вигляді бульбашок.
Зміною розчинності газу при різкому зниженні тиску обумовлена так звана кесонна хвороба, на яку можуть захворіти водолази, що працюють глибоко під водою. У цих умовах вони дихають повітрям, яке перебуває під великим тиском. При цьому розчинність газів у крові сильно зростає. Якщо після закінчення роботи підніматися на поверхню занадто швидко, то внаслідок різкого зменшення тиску надлишкові гази, розчинені в крові, починають бурхливо виділятися. Бульбашки, що утворилися, закупорюють кровоносні судини, що призводить до порушення кровообігу, численних крововиливів в різних тканинахта органах через розрив капілярів.
Тому підйом на поверхню з великих глибин має бути досить довгим і повільним, щоб зайвий газ встигав видалятися із кровоносної системи через органи дихання.
Аналогічна картина може виникнути і за розгерметизації на великій висоті кабін і салонів літаків, скафандрів військових льотчиків.
Вплив температури на розчинність речовин
Розчинність більшості твердих і рідких речовин у разі підвищення температури тією чи іншою мірою збільшується. Для деяких твердих речовин (особливо якщо їх розчинення теплота виділяється) розчинність, навпаки, може знижуватися з підвищенням температури.
Залежність розчинності речовин від температури часто показують за допомогою графіків, які називають кривими розчинності (рис. 5). Розчинність газів зменшується із підвищенням температури. Тривалим кип'ятінням можна майже повністю видалити розчинені гази з рідини. Насичення ж рідини газом, навпаки, доцільніше проводити за низьких температур.
Зміною розчинності з температурою часто використовують для очищення речовин шляхом перекристалізації. При остиганні гарячого насиченого розчину будь-якої солі, забрудненої сторонніми домішками, значна її частина (солі) виділиться у вигляді осаду, а забруднюючі домішки залишаться в розчині, так як останній навіть на холоді по відношенню до них не буде насиченим.
Рис. 5
Подібним чином можна очищати ті тверді речовини, розчинність яких сильно залежить від температури.
Вплив електролітів на розчинність речовин
Якщо розчинник містить домішки, то розчинність речовин у ньому зменшується. Особливо сильно це помітно, коли в ролі такого стороннього з'єднання виступає електроліт, а речовиною, що розчиняється, є газ. Наприклад, в 1 см3 Н2О при 20оС розчиняється близько 3 см3 газоподібного Cl2, а в 1 см3 насиченого розчину NaCl розчиняється лише 0,3 см3 хлору. Російський вчений – фізіолог І.М. Сєченов встановив кількісну залежність між розчинністю газу та концентрацією електроліту в розчині (закон Сєченова):
де S - розчинність газу розчині електроліту; S0 - розчинність газу в розчиннику; С – молярна концентрація електроліту в розчині; k - константа, яка залежить від природи газу, електроліту та температури.
Закон Сєченова дозволяє досліджувати розчинність газів у крові, що містить у своєму складі значну кількість розчинених речовин, у тому числі електролітів.
Подібно до газів при додаванні в розчин електролітів може знижуватися розчинність і деяких рідин, твердих речовин.
Це називають інакше висолюванням, т.к. як електроліт найчастіше використовують солі.
Однією з причин зменшення розчинності речовин у присутності електролітів може бути утворення міцних сольових оболонок навколо іонів, на які розпадаються електроліти. В результаті цього кількість вільних молекул рідини, а значить і її здатність до розчинення, знижується.
Розчинність речовин у різних розчинниках, наприклад, у воді, коливається в широких межах. Якщо в 100 г води при кімнатній температурі розчиняється більше 10 г речовини, то таку речовину прийнято називати легкорозчинною, якщо менше 1 г речовини - малорозчинною; нарешті, речовина вважається практично нерозчинною, якщо у 100 г води переходить менше 0,1 г речовини. До легкорозчинних речовин відносяться кухонна сіль (при 20 °С в 100 г води розчиняється 35,8 г NaCl), мідний купорос CuS04 5Н20 (20,7г), аміак NH3 (67,9г); важкорозчинні речовини - гіпс CaS04 (0,195 г), гашене вапно Са(ОН)2 (0,165 г); практично нерозчинні – сульфат барію BaS04 (0,00023 г), хлорид срібла AgCl (0,00015 г), карбонат кальцію СаС03 (0,00013 г). Абсолютно нерозчинних речовин немає. Від чого залежить розчинність речовин? На розчинність речовин у загальному випадку впливає природа речовини, що розчиняється, і природа розчинника, температура, тиск. Вплив природи розчинника і речовини, що розчиняється. Дуже давно дослідним шляхом встановлено правило, згідно з яким подібне розчиняється у подібному. Так, Речовини з іонним (солі, луги) або полярним (спирти, альдегіди) типом зв'язку добре розчиняються в полярних розчинниках, наприклад, у воді. І навпаки, розчинність кисню в бензолі, наприклад, набагато вище, ніж у воді, оскільки молекули 02 і СбНб неполярні. Розчинність газів у рідинах може змінюватись у дуже широких межах. Так, наприклад, у 100 об'ємах води при 20 °С розчиняється 1,54 об'єму азоту, 2 об'єми водню, 2,3 об'єму оксиду вуглецю (II), 3 об'єму кисню, 88 об'ємів оксиду вуглецю (IV). У цих умовах в 1 обсязі води розчиняється понад 400 обсягів хлороводню і 700 обсягів аміаку. Велика розчинність аміаку пояснюється хімічною взаємодією з водою, а хлороводню - його дисоціацією на іони під дією диполів води. Вплив природи розчинника ілюструється наступним прикладом: при 0 X і тиск 1 атм в 100 г води розчиняється 89,5 г NH3, в метиловому спирті його розчиняється 42 г, а в етиловому - тільки 25 г. Розчинність рідин в рідинах дуже складним чином залежить від їхня природа. Відомі три класи рідин, що відрізняються здатністю до взаємного розчинення. 1. Рідини, що практично не розчиняються одна в одній (наприклад, Н20 - fjg, Н20 - CJH *). 2. Рідини, що необмежено розчиняються одна в одній (наприклад, Н20 - QH5OH, Н20 - СНзСООН). 3. Рідини, що обмежено розчиняються одна в одній (Н20 - С2Н5ОС2Н5, н20 - QHsNHz). Наприклад, ефір (QH5OQH5) розчиняється у воді у невеликій кількості. Чинники що впливають розчинність речовин Розчинність твердих речовин у рідинах насамперед визначається характером хімічних зв'язків у тому кристалічних решітках. Молекулярні (або атомні) кристали, структурними одиницями яких є атоми або молекули з ковалентним неполярним типом зв'язку, практично нерозчинні у воді (наприклад, графіт, алмаз, сірка, кристалічний йод). Вплив характеру хімічних зв'язків можна проілюструвати ряд відомих речовин. Так, натрієві солі мурашиної та оцтової кислот дуже добре розчиняються у воді, а мила – солі стеаринової, пальмітинової та олеїнової кислот – розчинні у воді в дуже незначній мірі. Розчинність фенолу у воді мала (QH5OH – полярні молекули, але великий вуглеводневий радикал). Фенолят натрію QHjONa - іонна сполука, і, хоча радикал в аніоні той же, що і в фенолі, розчинність феноляту набагато вища за розчинність фенолу. Дуже характерна розчинність кри-. сталевого хлориду феніл амонію QHjNHjCl (органічна сіль з полярним характером зв'язку) у полярній воді та неполярному бензолі. У першому випадку сіль добре розчинна, в бензолі - практично нерозчинна, неорганічні солі мають різну розчинність у воді. Так, всі солі азотистої та азотної кислотдобре розчиняються у воді. Переважна більшість фторидів, бромідів та іоди-дів тають добре розчинні у воді. Середні солі вугільної кислоти, крім солей амонію і лужних металів, нерозчинні у питній воді, проте гидрокарбонаты розчиняються. З сульфатів нерозчинними або малорозчинними є солі лужноземельних металів, срібла та свинцю. Серед фосфатів розчинними є солі амонію, натрію та калію. Більшість солей амонію та лужних металів є розчинними. Фактори, що впливають на розчинність речовин Все вищенаведене наочно ілюструється таблицею розчинності кислот, основ і солей у воді (див. Додаток i) - обов'язково проаналізуйте цю таблицю після прочитання цього розділу.
Здатність речовини розчинятися у воді чи іншому розчиннику називається розчинністю. Кількісною характеристикою розчинності є коефіцієнт розчинності, який показує, яка максимальна маса речовини може розчинитись у 1000 або 100 г води при даній температурі. Розчинність речовини залежить від природи розчинника та речовини, від температури та тиску (для газів). Розчинність твердих речовин переважно збільшується при підвищенні температури. Розчинність газів із підвищенням температури зменшується, але при підвищенні тиску збільшується.
За розчинністю у воді речовини ділять на три групи:
- 1. Добре розчинні (р.). Розчинність речовин більше 10 г на 1000 г води. Наприклад, 2000 г цукру розчиняється у 1000 г води, або в 1 л води.
- 2. Малорозчинні (м.). Розчинність речовин від 0,01 г до 10 г речовини до 1000 г води. Наприклад, 2 г гіпсу (CaS04*2Н20) розчиняється у 1000 г води.
- 3. Майже нерозчинні (н.). Розчинність речовин менше 0,01 г речовини за 1000 г води. Наприклад, у 1000 г води розчиняється 1,5*10_3 г AgCl.
При розчиненні речовин можуть утворитися насичені, ненасичені та пересичені розчини.
Насичений розчин - це розчин, який містить максимальна кількістьрозчинної речовини за даних умов. При додаванні речовини до такого розчину речовина більше не розчиняється.
Ненасичений розчин - це розчин, який містить менше розчинної речовини, ніж насичений за даних умов. При додаванні речовини до такого розчину речовина ще розчиняється.
Іноді вдається отримати розчин, в якому розчиненої речовини міститься більше, ніж насиченому розчині при даній температурі. Такий розчин називається пересиченим. Цей розчин одержують при обережному охолодженні насиченого розчину до кімнатної температури. Пересичені розчини дуже нестійкі. Кристалізацію речовини в такому розчині можна викликати шляхом потирання скляною паличкою стінок судини, в якій знаходиться цей розчин. Цей спосіб застосовується під час виконання деяких якісних реакцій.
Розчинність речовини може виражатися молярною концентрацією її насиченого розчину.
Швидкість процесу розчинення залежить від речовин, що розчиняються, стану їх поверхонь, температури розчинника і концентрації кінцевого розчину.
Не слід змішувати поняття «насичений» та «розведений» розчин. Наприклад, насичений розчин срібла хлориду (1.5*10-3г/л) явл. дуже розведеним, а ненасичений розчин цукру (1000г/л)- концентрованим.
Концентрація розчинів та способи її вираження
Згідно сучасним уявленнямкількісний склад розчину можна виражати як за допомогою безрозмірних величин, так і величин, що мають розмірність. Безрозмірні величини зазвичай називають частками. Відомі 3 види часток: масова (щ), об'ємна (ц), молярна (ч)
Масова частка розчиненої речовини - це відношення маси розчиненої речовини X до загальної маси розбрату:
щ (Х) = т(Х)/т
де щ(Х) - масова часткарозчиненої речовини X, виражена у частках одиниці; т(Х) - маса розчиненої речовини X, г; т – загальна маса розчину, г.
Якщо масова частка розчиненого хлориду натрію в розчині дорівнює 0,03, або 3%, це означає, що в 100 г розчину міститься 3 г хлориду натрію і 97 г води.
Об'ємна частка речовини в розчині - відношення об'єму розчиненої речовини до суми об'ємів усіх речовин, що беруть участь в утворенні розчину (до їх змішування)
ц(Х) = V(Х)/?
Молярна частка речовини в розчині - це відношення кількості речовини до суми кількості всіх речовин, що знаходяться в розчині.
ч(Х)=п(Х)/?п
З усіх видів часток в аналітичній хімії найчастіше використовують масову частку. Об'ємну частку зазвичай застосовують для розчинів газоподібних речовині рідин (у фармації для розчинів етилового спирту) Чисельне значення виражається в частках одиниці і знаходяться в межах від 0 (чистий розчинник) до 1 (чиста речовина. Як відомо, сота частина одиниці називається відсотком. Відсоток - це не одиниця виміру, а всього лише синонім поняття «одна сота» Н-р, якщо масова частка NaOH в деякому розчині дорівнює 0,05, то замість п'яти сотих можна використовувати величину 5%. масі, об'єму чи кількості речовини.
Масову частку можна виражати також у відсотках.
Н-р, 10%-ний розчин їдкого натру містить 100г розчину 10г NaOH і 90г води.
Смас(Х) = т(Х)/тсм·100%.
Об'ємний відсоток - відсоткова частка обсягу речовини, що міститься у загальному обсязі суміші. Вказує кількість мілілітрів речовини у 100 мл об'єму суміші.
Соб% = V / Vсм * 100
Залежність між об'ємом та масою розчину (т) виражається формулою
де с - густина розчину, г/мл; V – об'єм розчину, мл.
До розмірних величин, що використовуються для опису кількісного складу розчинів, відносять концентрацію речовини в розчині (масову, молярну) і моляльність розчиненої речовини. Якщо раніше концентраціями речовини називали будь-які способи опису кількісного складу розчину, то в наші дні це поняття стало вужчим.
Концентрація це відношення маси або кількості розчиненої речовини до об'єму розчину. Т.ч., масова частка - це, згідно з сучасним підходом, вже не концентрація і називати її процентною концентрацією не слід.
Масовою концентрацією називають відношення маси розчиненої речовини до об'єму розчину. Позначають цей вид концентрації як г(Х),с(Х) або щоб не переплутати із щільністю розчину, с*(Х)
Одиницею вимірювання масової концентрації є кг/м3 або, що те саме, г/л. Масова концентрація, що має розмірність г/мл, називається титром розчину
Молярна концентрація - С(Х) - являє собою відношення кількості розчиненої речовини (моль) до об'єму розчину (1л).
С(Х) = п(Х)/ Vp= т(Х)/М(Х)V
де т(Х) – маса розчиненої речовини, г; М(Х) – молярна маса розчиненої речовини, г/моль. Молярну концентрацію виражають моль/дм3 (моль/л). Найчастіше застосовується одиниця виміру моль/л. Якщо 1 л розчину міститься 1 моль розчиненої речовини, то розчин називається молярним (1 М). Якщо в 1 л розчину міститься 0,1 моль або 0,01 моль розчиненої речовини, то розчин відповідно називається децимолярним (0,1 М), сантимолярним (0,01 М), 0.001 моль-мілімолярним (0.001М)
Одиниця виміру молярної концентрації-моль/м3, але практично користуються кратної одиницею - моль/л. Замість позначення "моль/л" можна використовувати "М" (причому слово розчин писати вже не потрібно) Наприклад, 0,1 М NaOH означає те саме, що і С(NaOH)=0,1 моль/л
Міль – одиниця хімічної кількості речовини. Моль-порція речовини (тобто така її кількість), яка містить стільки ж структурних одиниць, скільки атомів міститься в 0,012 кг вуглецю. 0,012 кг вуглецю міститься 6,02*1023 атомів вуглецю. І ця порція складає 1 моль. Стільки ж структурних одиниць міститься в 1 моль будь-якої речовини. тобто моль - це кількість речовини, що містить 6,02 * 1023 частинок. Ця величина отримала назву постійної Авогадро
Хімічна кількість будь-яких речовин містить одну і ту ж кількість структурних одиниць. Але в кожної речовини його структурна одиниця має власну масу. Тому й маси однакових хімічних кількостей різних речовин також будуть різні.
Молярна маса – це маса порції речовини хімічною кількістю 1 моль. Вона дорівнює відношенню маси m речовини до відповідної кількості речовини n
У Міжнародній системі одиниць молярна маса виявляється у кг/моль, але у хімії частіше використовують г/моль
Слід зазначити. Що молярна маса чисельно збігається з масами атомів та молекул (в а.е.м.) та з відносними атомними та молекулярними масами.
На відміну від твердих речовин і рідких, всі газоподібні речовини хімічною кількістю 1 моль займають однаковий обсяг (за однакових умов) Ця величина називається молярним обсягом і позначається
Т.к. обсяг газу залежить від температури та тиску, то при проведенні розрахунків беруться обсяги газів за нормальних умов (0?C та тиск 101,325 кПа) Встановлено, що при н.у. відношення обсягу будь-якої порції газу до хімічної кількості газу є постійна величина рівна 22,4 дм3/моль, т.ч. Молярний об'єм будь-якого газу за нормальних умов = 22,4 дм3/моль
Зв'язок між молярною масою, молярним об'ємом та щільністю (масою літра)
з = М/Vm, г/дм3
Поняття молярна концентрація може стосуватися як молекули або формульної одиниці розчиненої речовини, так і його еквіваленту. З принципової точки зору не важливо, про що йде мова: про концентрацію молекул сірчаної кислоти - С(Н2SO4) або «половин молекул сірчаної кислоти» - С(1/2 Н2SO4). Молярна концентрація еквівалента речовини раніше називалася нормальною концентрацією. Крім того, молярну концентрацію часто називали молярністю, хоча такий термін використовувати не рекомендується (його можна переплутати з моляльністю)
Моляльність розчиненої речовини є відношенням кількості речовини, що знаходиться в розчині до маси розчинника. Позначають моляльність як m(Х), b(X),Cm(X):
Cm(X)= п(Х)/ mS
Розмірність моляльності – моль/кг. Моляльність, згідно з сучасною термінологією, не є концентрацією. Її використовують у тих випадках, коли розчин знаходиться у неізотермічних умовах. Зміна температури впливає обсяг розчину і призводить, тим самим, до зміни концентрації - моляльність ж у своїй залишається постійної.
Для кількісної характеристики стандартних розчинів зазвичай використовують молярну концентрацію (речовини чи еквівалента речовини
Нормальність розчинів. Грамм-еквівалент.
Концентрацію розчинів у титриметричному аналізі найчастіше виражають через титр, тобто. вказують, скільки грамів розчиненої речовини міститься в 1 мл розчину. Ще зручніше висловлювати її через нормальність.
Нормальність називається число, що показує скільки грам-еквівалентів розчиненої речовини міститься в 1 л розчину.
Грам-еквівалентом (г-екв) будь-якої речовини називається кількість грамів його, хімічно рівноцінна (еквівалентна) одному грам-атому водню в даній реакції.
Сп = пекв/V; Сп = z · n / V,
Де пэкв-число еквівалентів розчиненої речовини, пэкв = z·n, V - об'єм розчину в літрах, п - число молей розчиненої речовини, z·- ефективна валентність розчиненої речовини
Для знаходження грам-еквівалента потрібно написати рівняння реакції та обчислити, скільки грамів даної речовини відповідає в ньому 1 грам-атому водню.
Наприклад:
HCl + KOH KCl + H2O
Один грам-еквівалент кислоти дорівнює одній грам-молекулі - моль (36,46 г) HCl, тому що саме ця кількість кислоти відповідає при реакції одного грам-атому водню, що взаємодіє з іонами гідроксилу лугу.
Відповідно грам-молекула H2SO4 при реакціях:
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
Відповідає двом грам-атомам водню. Отже, грам-еквівалент H2SO4 дорівнює? грам-молекули (49,04 г).
На відміну від грам-молекули грам-атом це число не постійне, а залежить від реакції, в якій бере участь дана речовина.
Оскільки один грам-атом ОН- реагує з одним грам-атомом Н+ і, отже, еквівалентний останньому, грам-еквіваленти основ знаходяться аналогічно, але з тією лише різницею, що грам-молекули їх доводиться в цьому випадку ділити на кількість учасників реакції ВІН-іонів.
Поряд із грам-еквівалентом в аналітичній хімії часто користуються поняттям міліграм-еквівалент. Міліграм-еквівалент (мг-екв) дорівнює тисячній частці грам-еквівалента (Е:1000) і є еквівалентною вагою речовини, виражений в міліграмах. Наприклад, 1 г-екв HCl дорівнює 36,46 г, а 1 мг-екв HCl становить 36,46 мг.
З поняття про еквівалент як про хімічно рівноцінну кількість випливає, що грам-еквіваленти являють собою саме ті вагові кількості, якими вони вступають у реакцію один з одним.
Очевидно, що 1 мг-екв зазначених речовин, що становить 0,001 г-екв, знаходиться в 1 мл однонормальних розчинів цих речовин. Отже, нормальність розчину показує, скільки грам-еквівалентів речовини міститься в 1 літрі або скільки міліграм-еквівалентів міститься в 1 мл розчину. Нормальність розчинів позначається буквою зв. Якщо 1 л розчину міститься 1 г-экв. речовини, то такий розчин називається 1 нормальним (1 н), 2 г-екв - двонормальним(2 н), 0.5 г-екв - напівнормальним, 0.1г-екв - децинормальним(0.1н), 0.01 г-екв - сантинормальним, 0.001 г-екв - мілінормальним (0.001н). Зрозуміло, нормальність розчину, крім того, показує число міліграм-еквівалентів розчиненої речовини в 1 мл розчину. Наприклад, 1н розчин містить 1 мг-екв, а 0.5 н- 0.5 мг-екв розчиненої речовини в 1 мл. Приготування нормальних розчинів вимагає вміння обчислювати грам-еквіваленти кислоти, основи або солі.
Грам-еквівалентом називається число грамів речовини, хімічно рівноцінне (тобто еквівалентне) одному грам-атому або грам-іону водню в даній реакції.
Н-р: HCl + NaOH = NaCl + H2O
Видно, що одна грам-молекула НСl бере участь у реакції одним грам-іоном Н+, що взаємодіє з іоном ОН-. Очевидно, в цьому випадку грам-еквівалент НСl дорівнює її грам-молекулі і становить 36,46 г. Проте грам-еквівалент кислот, основ і солей залежать від перебігу реакцій, в яких вони беруть участь. Для обчислення їх пишуть у кожному випадку рівняння і визначають, скільки грамів речовини відповідає 1 грам-атому водню в даній реакції. Н-Р, молекули ортофосфорної кислоти H3PO4, беручи участь у реакції
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
Віддає лише один іон Н+ та грам-еквівалент її дорівнює грам-молекулі (98,0г).
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4+ 2H2O
кожна молекула відповідає вже двом грам-іон водню. Тому грам-екв. Її дорівнює? грам-молекули, тобто 98:2 = 49г
Нарешті, молекула H3PO4 може брати участь у реакції та трьома іонами водню:
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O
Відомо, що у цій реакції грам-молекула H3PO4 рівноцінна трьом грам-іонам Н+ і грам-еквівалент кислоти дорівнює 1/3 грам-молекули, тобто. 98: 3 = 32.67г
Грамм-екв-ти підстав також залежить від характеру реакції. Обчислюючи грам-еквівалент основи, зазвичай ділять грам-молекулу його кількість іонів ОН-, що у реакції, т.к. один грам-іон ОН- еквівалентний одному грам-іону Н+, тому виходячи з рівнянь
Порядок перерахунку з одного виду концентрації до іншого. Розрахунки з використанням молярної концентрації
У більшості випадків при розрахунках з використанням молярної концентрації виходять із пропорцій, що пов'язують молярну концентрацію та молярну масу
Де С(Х) - концентрація розчину моль/л;М-молярна маса, г/моль; m(Х)/ - маса розчиненої речовини в грамах, п (Х)- кількість розчиненої речовини в молях, Vp - об'єм розчину в літрах. Приклад, розрахувати молярну концентрацію 2 л 80 г NaOH.
З(Х) = m(Х)/М Vp; М = 40 г/моль; З(Х)= 80г/40г/моль*2л=1 моль/л
Розрахунки з використанням нормальності
Де Сп - концентрація розчину моль/л; М-молярна маса, г/моль; m(Х)/ - маса розчиненої речовини в грамах, п(Х)- кількість розчиненої речовини в молях, Vp - об'єм розчину в літрах.
Концентрація розчинів та способи її вираження (Хімічний аналіз у теплоенергетиці, Москва. Видавничий дім МЕІ, 2008р)
Кількісні співвідношення між масами речовин, що реагують, виражаються законом еквівалентів. Хімічні елементита їх сполуки вступають у хімічні реакції один з одним у строго певних масових кількостях, що відповідають їх хімічним еквівалентам.
Нехай у системі протікає наступна реакція:
аХ+ b Y > Продукти реакції.
Рівняння реакцій можна також записати як
X + b/a·Y > Продукти реакції,
яке означає, що одна частка речовини X еквівалентна b/a частинок речовини Y.
Ставлення
Чинник еквівалентності, безрозмірна величина, не перевищує 1. Його вживання як дробової величини не дуже зручно. Найчастіше використовують величину, обернену до чинника еквівалентності - число еквівалентності (або еквівалентне число) z;
Значення z визначають за хімічною реакцією, у якій бере участь дана речовина.
Існують два визначення еквівалента:
- 1. Еквівалент - це якась реальна або умовна частка, яка може приєднувати, вивільняти або якимось іншим чином бути еквівалентною одному іону водню в реакціях кислотно-основної взаємодії або одному електрону в окислювально-відновних реакціях.
- 2. Еквівалент - умовна частка речовини, в z разів менша, ніж відповідна їй формульна одиниця. Формульні одиниці в хімії - це реально існуючі частинки, такі як атоми, молекули, іони, радикали, умовні молекули кристалічних речовин і полімерів.
Одиницею кількості речовини еквівалентів є моль чи ммоль (раніше г-екв чи мг-экв). Необхідна для розрахунків величина - молярна маса еквівалента речовини Мекв(Y), г/моль, що дорівнює відношенню маси речовини mY до кількості речовини еквівалентів nекв(Y):
Мекв(Y) = mY / nекв(Y)
так як некв
отже
Мекв (Y) = МY / zY
де МY - молярна маса речовини Y, г/моль; nY - кількість речовини Y, моль; zY - Число еквівалентності.
Концентрація речовини фізична величина(Розмірна або безрозмірна), що визначає кількісний склад розчину, суміші або розплаву. Для вираження концентрації розчину застосовують різні способи.
Молярна концентрація речовини або концентрація кількості речовини - відношення кількості розчиненої речовини до об'єму розчину, моль/дм3,
Св = nв / Vp = mв / Мв Vp
де nв - кількість речовини, моль; Vp - об'єм розчину, дм3; МB - молярна маса речовини, г/моль; mB - маса розчиненої речовини, р.
Зручна використання скорочена форма запису одиниці молярної концентрації М = моль/дм3.
Молярна концентрація еквівалентів речовини В - відношення кількості еквівалентів речовини до обсягу розчину, моль/дм3 ? н:
Секв (В) = n екв (В) / Vp = mв / Мв Vp = mв · zв / Мв Vp
де nекв - кількість речовини еквівалентів, моль; Мекв - молярна маса еквівалентів речовини, г/моль; zB – число еквівалентності.
Застосування термінів «нормальність» та «нормальна концентрація» та одиниць виміру г-екв/дм3, мг-екв/дм3 не рекомендується, як і символу N, для скороченого позначення молярної концентрації еквівалентів речовини.
Масова концентрація речовини - відношення маси розчиненої речовини до обсягу розчину, г/дм3,
Масова частка розчиненої речовини В - відношення маси розчиненої речовини до маси розчину:
Св = mв / mр = mв / с Vp
де mр – маса розчину, г; с - щільність розчину, г/см3.
Вживання терміну «відсоткова концентрація» не рекомендується.
Молярна частка розчиненої речовини - відношення кількості цієї речовини до сумарної кількості всіх речовин, що входять до складу розчину, включаючи розчинник,
XВ = nВ /? ni, ? ni = nВ + n1 + n2 + ..... + ni
Моляльність речовини В розчині - кількість розчиненої речовини, що міститься в 1 кг розчинника, моль/кг,
Сm = nв / ms = mв / Мв · ms
де ms - маса розчинника, кг.
Титр - Титр розчину речовини - концентрація стандартного розчину, рівна масіречовини, що міститься в 1 см3 розчину, г/см3,
На даний час вживання багатьох термінів не рекомендується, але в практиці водопідготовки та на виробництві фахівці застосовують саме ці терміни та одиниці виміру, тому для усунення різночитань надалі застосовуватимуться звичні терміни та одиниці виміру, а в дужках вказуватиметься нова термінологія.
Згідно із законом еквівалентів, речовини реагують в еквівалентних кількостях:
nекв(Х) = nекв(Y), а nекв(Х) = Секв(Х)·Vx і nекв(Y) = Секв(Y)·Vy
отже, можна записати
Секв (Х) Vx = Секв (Y) Vy
де nекв(Х) та nекв(Y) - кількості речовини еквівалентів, моль; Секв(Х) та Секв(Y) - нормальні концентрації, г-екв/дм3 (молярні концентрації еквівалентів речовини, моль/дм3); VX і VY - обсяги реагуючих розчинів, дм3.
Припустимо, що необхідно визначити концентрацію розчину титрованої речовини X-Секв(Х). Для цього точно вимірюють аліквоту цього розчину VX. Потім проводять реакцію титрування розчином речовини Y концентрації Секв (Y) і відзначають, який обсяг розчину витрачено на титрування VY - титрант. Далі згідно із законом еквівалентів можна розрахувати невідому концентрацію розчину речовини X:
рівновагу в розчинах. Справжні розчини та суспензії. Рівнавага в системі «осад - насичений розчин». Хімічна рівновага
Хімічні реакції можуть протікати таким чином, що взяті речовини повністю перетворюються на продукти реакції - як то кажуть, реакція йде до кінця. Такі реакції називаються необоротними. Приклад незворотної реакції - розкладання перекису водню:
2Н2О2 = 2Н2О + О2 ^
Оборотні реакції одночасно протікають у 2 протилежних напрямках. т.к. отримані в результаті реакції продукти взаємодіють один з одним з утворенням вихідних речовин. Наприклад: при взаємодії парів йоду з воднем при 300 ?
Однак при 300 ° C йодистий водень розкладається:
Обидві реакції можна висловити одним загальним рівнянням, замінивши знак рівності знаком оборотності:
Реакція між вихідними речовинами називається прямою реакцією, швидкість її залежить від концентрації вихідних речовин. Хімічна реакція між продуктами називається зворотної реакцією, і її залежить від концентрації вихідних речовин. Хімічна реакція між продуктами називається зворотної реакцією, і її залежить від концентрації отриманих речовин. На початку оборотного процесу швидкість прямої реакції максимальна, а швидкість зворотної дорівнює нулю. Принаймні перебігу процесу швидкість прямої реакції зменшується, т.к. концентрація взятих речовин зменшується, а швидкість зворотної реакції збільшується, оскільки концентрація отриманих речовин збільшується. Коли швидкості обох реакцій стануть рівними, настає стан, що називається хімічною рівновагою. При хімічній рівновазі ні пряма, ні зворотна реакція не припиняються; обидві вони йдуть із однаковою швидкістю. Отже, хімічна рівновага є рухомою, динамічною рівновагою. На стан хімічної рівноваги впливає концентрація реагуючих речовин, температура, а для газоподібних речовин - тиск в системі.
Змінюючи ці умови, можна зміщувати рівновагу вправо (при цьому збільшити вихід продукту) або вліво. Зміщення хім. рівноваги підпорядковується принципу Ле-Шательє:
При встановленому рівновазі добуток концентрацій продуктів реакції, поділений на добуток концентрацій вихідних речовин (для даної реакції Т = соnst) являє собою постійну величину, звану константою рівноваги.
При зміні зовнішніх умов хімічна рівновага зміщується у бік реакції, яка послаблює цей зовнішній вплив. Так, при підвищенні концентрації речовин, що реагують, рівновага зміщується у бік утворення продуктів реакції. Введення в рівноважну систему додаткових кількостей будь-якої з реагуючих речовин прискорює реакцію, при якій воно витрачається. Збільшення концентрації вихідних речовин зміщує рівновагу у бік утворення продуктів реакції. Збільшення концентрації продуктів реакції зміщує рівновагу у бік утворення вихідних речовин.
Реакції, що протікають у процесі хімічного аналізу. Види реакцій. Характеристики. Типи хімічних реакцій
Хімічні реакції можна поділити на чотири основні типи:
розкладання |
з'єднання |
заміщення |
|
Реакцією розкладання- називається така хім. реакція, в кіт. з одного складного реч-ва виходить два або дек. простих або складних речовин: 2Н2О > 2Н2^ +O2^3 |
Реакцією сполуки називається така реакція, в результаті якої з двох або кілька простих або складних речовин утворюється одна більш складна речовина: |
Реакцією заміщення називається реакція, що протікає між простим та складним речовинами, при кіт. атоми простий. реч-ва заміщають атоми одного з елементів у складній речовині: Fe+CuCl2> Cu+FeCl2 Zn+CuCl2>ZnCl2+Cu |
Реакцією обміну називається реакція при якій дві складні речовини обмінюється своїми складовими частинами, утворюючи дві нових речовини: NaCl+AgNO3=AgCl+NaNO3 |
За виділення та поглинання енергії хімічні реакції ділять на екзотермічні, що йдуть з виділенням теплоти в навколишнє середовищета ендотермічні, що йдуть з поглинанням теплоти з навколишнього середовища
Наука про методи аналізу складу аналізованої речовини, (у широкому значенні) та про методи всебічного хімічного дослідження речовин, що оточують нас на Землі, називають аналітичною хімією. Предметом аналітичної хімії є теорія та практика різноманітних методів аналізу. Аналіз тієї чи іншої речовини проводять з метою встановлення її якісного чи кількісного хімічного складу.
Завданням якісного аналізу є відкриття елементів, іноді сполук, що входять до складу досліджуваної речовини. Кількісний аналіз дає можливість визначити кількісне співвідношення цих компонентів.
У якісному аналізі для встановлення складу аналізованої речовини до неї додають інші речовини, що викликають такі хімічні перетворення, які супроводжуються утворенням нових сполук, що мають специфічні властивості:
- - певним фізичним станом(осад, рідина, газ)
- - відомою розчинністю у воді, кислотах, лугах та ін.
- - характерним кольором
- - кристалічною чи аморфною структурою
- - запахом
Якісний аналіз щодо складу невідомої речовини завжди передує кількісному, т.к. вибір методу кількісного визначення складових частинаналізованої речовини залежить від даних, отриманих з допомогою якісного аналізу. Результати якісного аналізу не дають можливості судити про властивості досліджуваних матеріалів, оскільки властивості визначаються не тільки тим, з яких частин складається об'єкт, що досліджується, але і їх кількісним співвідношенням. Приступаючи до кількісного аналізу, необхідно точно знати якісний склад речовини, що досліджується; знаючи якісний склад речовини і зразковий вміст компонентів, можна правильно вибрати метод кількісного визначення елемента, що цікавить нас.
На практиці завдання, що стоїть перед аналітиком, зазвичай значно спрощується завдяки тому, що якісний склад більшості досліджуваних матеріалів добре відомий.
Методи кількісного аналізу
Методи кількісного аналізу залежно від характеру експериментальної техніки, застосовуваної кінцевого визначення складових частин аналізованого речовини ділять на 3 групи:
- - хімічні
- - фізичні
- - фізико-хімічні (інструментальні)
Фізичні методи - методи аналізу, з яких можна визначати склад досліджуваного речовини, не вдаючись до використання хімічних реакцій. До фізичних методів належать:
- - спектральний аналіз- заснований на дослідженнях спектрів випромінювання (або випромінювання та поглинання досліджуваних речовин)
- - люмінісцентний (флуоресцентний) - аналіз, заснований на спостереженні люмінісценції (свічення) аналізованих речовин, що викликається дією ультрафіолетових променів
- - Ренгеноструктурно-заснований на використанні рентгенівських променівдля дослідження будови речовини
- - мас-спектрометричний аналіз
- - методи, засновані на вимірі щільності досліджуваних сполук
Фізико-хімічні методи ґрунтуються на вивченні фізичних явищ, які відбуваються при хімічних ракціях, що супроводжуються зміною кольору розчину, інтенсивності фарбування (колориметрія), електропровідності (кондуктометрія)
Хімічні методи засновані на використанні хімічних властивостейелементів або іонів.
Хімічні |
Фізико-хімічні |
||
Гравіметричний |
Титриметричний |
Колориметричний |
Електрохімічний |
Метод кількісного аналізу, полягає у точному вимірі маси визначається компонента проби, виділеного у вигляді сполуки відомого складу або у формі елемента. Класична назва ваговий метод |
Метод кількісного аналізу заснований на вимірі об'єму (або маси) розчину реактиву відомої концентрації, що витрачається для реакції з речовиною, що визначається. Поділяються за типом реакцій на 4 методи:
|
Метод кількісного аналізу ґрунтується на оцінці інтенсивності фарбування розчину (візуально або за допомогою відповідних приладів). Фотометричні визначення можливе лише за умови, що забарвлення розчинів не надто інтенсивне, тому для таких вимірювань застосовують сильно розведені розчини. На практиці фотометричні визначення особливо часто користуються тоді, коли зміст відповідного елемента в досліджуваному об'єкті мало і коли методи гравіметричного і титриметричного аналізу виявляються непридатними. Широкому поширенню фотометричного методу сприяє швидкість виконання визначення. |
Метод кількісного аналізу, в ньому зберігається звичайний принцип титриметричних визначень, але момент закінчення відповідної реакції встановлюють шляхом вимірювання електропровідності розчину (кондуктометричний метод), або шляхом вимірювання потенціалу того чи іншого електрода, зануреного в досліджуваний розчин (потенціометричний метод) |
У кількісному аналізі розрізняють макро-, мікро- та напів мікро-методи.
При макроаналізі беруть порівняно великі (близько 0,1 г і більше) навішення твердої речовини, що досліджується, або великі обсяги розчинів (кілька десятків мілілітрів і більше). Основним робочим інструментом у цьому методі є аналітичні ваги, що дозволяють зважувати з точністю до 0,0001-0,0002 г залежно від конструкції ваги (тобто 0,1-0,2 мг).
У мікро- та напівмікрометодах кількісного аналізу використовують навішення від 1 до 50 мг та об'єми розчину від десятих часток мілілітра до декількох мілілітрів. для цих методів застосовують більш чутливі ваги, наприклад мікроваги (точність зважування до 0,001 мг), а також більш точну апаратуру для вимірювання об'ємів розчинів.
Об'ємний аналіз, сутність та характеристика методу. Поняття про титрування, титр. Загальні прийоми титрування, способи встановлення титру
Титриметричний (об'ємний) аналіз Сутність аналізу.
Титриметричний аналіз щодо швидкості виконання дає величезну перевагу порівняно з гравіметричним аналізом. При титриметричному аналізі вимірюють обсяг затрачуваного проведення реакції розчину реагенту, концентрація (або титр) якого завжди точно відома. Під титром зазвичай розуміють число грамів або міліграм розчинної речовини, що міститься в 1 мл розчину. Таким чином, у титриметричному аналізі кількісне визначення хімічних речовинздійснюється найчастіше шляхом точного виміру обсягів розчинів двох речовин, що вступають між собою в реакцію.
При аналізі титрований розчин реактиву поміщають у вимірювальний посуд, званий бюреткою, і потроху доливають його до досліджуваного розчину, поки тим чи іншим способом не буде встановлено, що витрачена кількість реактиву еквівалентно кількості речовини, що визначається. Ця операція називається титруванням
Титрована речовина називається речовиною, концентрацію розчину якої необхідно встановити. При цьому обсяг розчину речовини, що титрується, повинен бути відомий.
Тітрантом називають розчин реагенту, який використовується для титрування, концентрація якого відома з високою точністю. Його часто називають стандартним (робочим) чи титрованим розчином.
Розчин можна приготувати кількома способами:
- - за точним навішуванням вихідної речовини (як вихідні речовини можна використовувати тільки хімічно чисті стійкі сполуки, склад яких суворо відповідає хімічній формулі, а також речовини, що легко очищаються);
- - за фіксаналом (за строго певною кількістю речовини, зазвичай 0,1 моль або її частка, поміщеною у скляну ампулу);
- - за приблизною навішуванням з наступним визначенням концентрації за первинним стандартом (необхідно мати первинний стандарт - хімічно чисту речовину точно відомого складу, що відповідає відповідним вимогам);
- - шляхом розведення заздалегідь приготовленого розчину із відомою концентрацією.
Титрування - основний прийом титриметричного аналізу, що полягає в поступовому додаванні розчину реагенту відомої концентрації з бюретки (титранта) до аналізованого розчину до досягнення точки еквівалентності. Часто фіксує точку еквівалентності. виявляється можливим завдяки тому, що забарвлений реагент у процесі реакції змінює своє забарвлення (при титруванні окислюваності). Або досліджуваний розчин додаються речовини, які зазнають будь-яку зміну при титруванні і тим самим дозволяють фіксувати точку еквівалентності, ці речовини називаються індикаторами. Основною характеристикою індикаторів прийнято вважати не значення кінцевої точкититрування, а інтервал переходу забарвлення індикатора. Зміна забарвлення індикатора стає помітною для людського ока не за конкретного значення рТ,
Інтервал переходу кислотно-основних індикаторів
Індикатор |
переходу, рН |
Кислотна форма |
Основна форма |
||
Алізариновий жовтий |
Фіолетова |
||||
Тимолфталеїн |
Безбарвна |
||||
Фенолфталеїн |
Безбарвна |
||||
Крезоловий пурпурний |
Пурпурна |
||||
Феноловий червоний |
|||||
Бромтимоловий синій |
|||||
Метиловий червоний |
|||||
Метиловий помаранчевий |
|||||
Бромфеноловий синій |
Однак, навіть за наявності індикаторів їх застосування не завжди можливе. Зазвичай не можна титрувати з індикаторами сильно забарвлені або каламутні розчини, оскільки зміна забарвлення індикатора стає важкою.
У таких випадках точку еквівалентності іноді фіксують зміни деяких фізичних властивостей розчину при титруванні. На цьому принципі ґрунтуються електротитриметричні методи аналізу. Наприклад, кондуктометричний метод, у якому точку еквівалентності знаходять, вимірюючи електропровідність розчину; потенціометричний метод, заснований на вимірі окисно-відновного потенціалу розчину (метод потенціометричного титрування).
Крім того, необхідно, щоб титрований розчин реактиву, що додається, витрачався виключно на реакцію з визначається речовиною, тобто. при титруванні не повинні протікати побічні реакції, які роблять точне обчислення результатів аналізу неможливим. Так само необхідно відсутність у розчині речовин, що заважають перебігу реакції або перешкоджають фіксуванню точки еквівалентності.
Як реакцію можна використовувати тільки ті хімічні взаємодіїміж речовиною, що титрується, і титрантом, які відповідають наступним вимогам:
- 1) реакція мусить бути строго стехиометрической, тобто. хімічний складтитрованої речовини, титранту та продуктів реакції має бути строго визначений і незмінний;
- 2) реакція повинна протікати швидко, оскільки протягом тривалого часу в розчині можуть відбутися зміни (за рахунок конкуруючих реакцій), природу та вплив яких на основну реакцію титрування досить складно передбачити та врахувати;
- 3) реакція має протікати кількісно (по можливості повністю), тобто. константа рівноваги реакції титрування має бути якомога вищою;
- 4) має існувати спосіб визначення кінця реакції. .
У титриметрії розрізняють такі варіанти титрування:
- - Метод прямого титрування. Титрант безпосередньо додають до речовини, що титрується. Даний метод застосовують, якщо всі вимоги до реакції титрування виконуються;
- - Метод зворотного титрування. До речовини, що титрується, додають завідомий надлишок титранта, доводять реакцію до кінця, а потім титрують надлишок не прореагував титранта іншим титрантом, тобто. титрант, що використовується в першій частині досвіду, сам перетворюється на речовину, що титрується, в другій частині досвіду. Даний метод застосовують, якщо швидкість реакції мала, не вдається підібрати індикатор, спостерігаються побічні ефекти (наприклад, втрати речовини, що визначається внаслідок її леткості) або реакція відбувається не стехіометрично; - метод непрямого титрування за заступником. Виробляють сте-хиометрическую реакцію титруемого з'єднання з іншим реагентом, а нове з'єднання, що вийшло в результаті цієї реакції, титрують відповідним титрантом. Метод застосовують, якщо нестехіометрична реакція або відбувається повільно.
Розчинність залежить від природи розчиненої речовини та розчинника, температури та тиску.
1)Природа розчиненої речовини.
Рис.8. Природа розчиненої речовини.
Кристалічні речовини поділяються на:
P - добре розчинні (понад 1,0 г на 100 г води);
M – малорозчинні (0,1 г – 1,0 г на 100 г води);
Н – нерозчинні (менше 0,1 г на 100 г води).
Таблиця 1.
Таблиця розчинності кислот, основ та солей у воді
(У грамах на 100г води при 20С)
H+ | NH 4+ | K + | Na + | Ag + | Ba 2+ | Ca 2+ | Sr 2+ | Mg 2+ | Zn 2+ | Cu 2+ | Hg 2+ | Pb 2+ | Fe 2+ | Sn 2+ | Mn 2+ | Bi 3+ | Fe 3+ | Al 3+ | |
OH - | Р | Р | Р | - | P | М | М | Н | Н | Н | - | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | |
Cl - | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Р | Р | - | Р | Р |
Br - | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Р | Р | - | Р | Р |
I - | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Р | Р | - | Р | Р |
NO 3 - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | - | Р | Р | Р | Р |
S 2- | Р | Р | Р | Р | Н | Р | М | Р | Р | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | - | - |
SO 3 2- | Р | Р | Р | Р | М | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | - | Н | Н | - | - |
SO 4 2- | Р | Р | Р | Р | М | Н | М | Н | Р | Р | Р | Р | Н | Р | Р | Р | - | Р | Р |
CO 3 2- | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | - | Н | Н | - | - |
PO 4 3- | Р | Р | Р | Р | Н | Н | Н | Н | М | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | Н | М | Н |
SiO 3 2- | Н | - | Р | Р | - | Н | Н | Н | Н | Н | Н | - | Н | Н | - | Н | - | Н | Н |
СH 3 COO - | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | Р | - | Р | - | Р | М |
2) Природа розчинника.При утворенні розчину зв'язку між частинками кожного компонента замінюються зв'язками між частинками різних компонентів. Щоб нові зв'язки могли утворитися компоненти розчину повинні мати однотипні зв'язки, тобто. бути однією природою. Тому іонні речовини розчиняються в полярних розчинниках і погано неполярних, а
молекулярні речовини – навпаки.
Вода – унікальний, найбільш поширений та доступний розчинник.
Рис. 9. Залежність розчинності
речовин від природи розчинності
Водні розчини неорганічних (солі, кислоти, основи) та органічних (амінокислоти, азотисті основи, нуклеїнові кислоти) речовин, низько-і високомолекулярних сполук, електролітів та неелектролітів, складають основу найважливіших біологічних рідин, у яких протікають усі фізико-хімічні процеси, що забезпечують життєдіяльність організму. Наприклад, у медицині використовують штучні аналоги біологічних рідин – колоїдні та сольові кровозамінні розчини.
Розчини речовин із молярною масою менше 5000 г/моль називаються розчинами низькомолекулярних сполук (НМС), а розчини речовин із молярною масою більше 5000 г/моль – розчинами високомолекулярних сполук (ВМС).
Розчини низькомолекулярних сполук (електролітів та неелектролітів) називаються істинними на відміну від колоїдних розчинів. Справжні розчини характеризуються гомогенністю складу та відсутністю поверхні розділу між розчиненою речовиною та розчинником. Розмір розчинених частинок (іонів та молекул) менше 10 -9 м.
Більшість ВМС – полімери, молекули яких (макромолекули) складаються з великої кількостіповторюваних угруповань або мономерних ланок, з'єднаних між собою хімічними зв'язками. Розчини ВМС називають розчинами поліелектролітів. До поліелектролітів відносяться полікислоти (гепарин, поліаденілова кислота, поліаспарагінова кислота та ін), поліоснови (полілізин), поліамфоліти (білки, нуклеїнові кислоти).
Властивості розчинів ВМС значно відрізняються від властивостей розчинів НМС.
3)Вплив температури.Якщо розчинення речовини є екзотермічним процесом, то з підвищенням температури його розчинність зменшується (наприклад, Ca(OH)2 у воді) і навпаки. Більшість солей характерно збільшення розчинності при нагріванні. Майже всі гази розчиняються з виділенням тепла. Розчинність газів у рідинах з підвищенням температури зменшується, а зі зниженням збільшується.
Рис. 10. Графік залежності
розчинності газів від температури
4) Вплив тиску. З підвищенням тиску розчинність газів у рідинах збільшується, і з пониженням зменшується.
Рис.11. Графік залежності
розчинності газу від тиску
1) ПРИРОДА ЗМІШУВАНИХ РЕЧОВИН. Ми вже бачили, що в речовинах з полярними молекулами (особливо з водневими зв'язками) та в іонних речовинах існує сильне взаємне тяжіння частинок. Тому такі речовини нічого очікувати легко дробитися (змішуватися коїться з іншими), якщо у розчині нічого очікувати сильного тяжіння між частинками різних речовин, тобто. велика величина ΔH 1 повинна бути повністю або майже повністю компенсована негативною величиною ΔH 2 . Звідси слідує що речовини з іонним зв'язком або з полярними молекулами повинні краще розчинятися в полярних або іонних розчинниках, ніж у розчинниках з неполярними молекулами. Відповідно, речовини з неполярними молекулами краще розчиняються у неполярних розчинниках і гірше – у полярних, а метали – у металах.Це правило сформульовано ще алхіміками: подібне розчиняється у подібному. Не слід плутати полярні зв'язки та полярні молекули. Зв'язок C-Cl полярна, але в молекулі CCl 4 ці зв'язки розташовані симетрично та їх дипольні моменти при додаванні дають нуль, тому молекула в цілому неполярна. Молекула води є полярною тільки тому, що вона кутова. Якби вона була лінійною, як СО2, вона була б неполярна, Ткіп. була б набагато нижчою.
Таким чином, якщо на одязі жирна пляма, її краще змивати не водою, а бензином, CCl 4 або іншим неполярним розчинником, а якщо пляма від солі або цукру - краще водою, а не бензином. Так само в металургії: метали в рідкому станізазвичай добре розчиняють одна одну і погано розчиняють речовини з іонним зв'язком (власні оксиди, фосфати, силікати, фториди), які утворюють окрему рідку фазу - шлак.
2) ТЕМПЕРАТУРА. Тут, як і будь-яких інших рівновагах, діє принцип Ле Шательє. При нагріванні розчинність зростає, якщо ΔHраств > 0 (і тим сильніше, чим більше ΔH), і зменшується, якщо 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. Якщо ми беремо ту ж сіль у безводному вигляді, але знаємо, що вона здатна давати кристалогідрат, то можна очікувати, що в неї переважає другий доданок, і ΔHраств< 0. Поэтому графики зависимости растворимости от температуры у кристаллогидрата и безводной соли часто имеют противоположный наклон.
Таким чином, частіше при розчиненні твердих або рідких речовин у рідинах розчинність зростає з підвищенням температури, а для газів – зменшується.
3) ТИСК. Як уже обговорювалося, тиск впливає переважно на процеси за участю газів.
Маса газу, що розчиняється при постійній температурі в даному обсязі рідини, прямо пропорційна парціальному тиску газу.
Це закон Генрі. Він може бути виражений рівнянням:
ω В = k В · p B
де ω В – масова частка газу в насиченому розчині, р – парціальний тиск газу над розчином, k – коефіцієнт пропорційності, званий константою Генрі, Що характеризує розчинність даного газу в даному розчиннику
Він справедливий лише для розбавлених розчинів, за дуже високих тисках, і за умови, що з розчиненні немає ні дисоціації, ні асоціації (інакше зміниться рівняння реакції). Наприклад, для HСl у воді він не застосовується, а для O 2 , N 2 , NO - застосовний. По рівнянню стану газу його об'єм обернено пропорційний тиску. Тому обсяг газу, здатного розчинитись у даній кількості розчинника, за законом Генрі не залежить від тиску. Можна сказати: у 1 л води при 20 ° С розчиняється 31 мл кисню, не вказуючи тиск. Якщо підвищити тиск, кількість молекул кисню в розчині зросте, але обсяг розчиненого газу буде той же.
Залежність розчинності газів від тиску бачив кожен, хто відкривав пляшку лимонаду, пива чи шампанського. Усередині пляшки підвищений тиск, та вуглекислий газзнаходиться у розчині. При відкритті тиск падає, газ поєднується з повітрям, і парціальний тиск CO 2 падає ще сильніше. Розчин стає пересиченим, і з нього виділяються бульбашки газу.
4) Присутність третьої речовини. Його вплив може бути різноманітним. Найважливіші випадки:
а) ця речовина сильно сольватується, пов'язує багато молекул розчинника і цим зменшує розчинність; приклад: спирт по відношенню до розчинів солей;
б) ця речовина пов'язує молекули або іони розчиняється речовини і цим підвищує розчинність; приклад: аміак, що зв'язує іони міді та підвищує розчинність Cu(OH) 2 ;
в) ця речовина дає іони, однойменні з іонами речовини, що розчиняється, і тим зміщує рівновагу розчинення вліво; приклад: у насиченому розчині CaSO 4 існує рівновага CaSO 4 (тв) = Ca 2+ (р-р) + SO 4 2-(р-р). Додаючи міцний розчин кальцію хлориду, ми збільшуємо концентрацію іонів кальцію, і частина сульфату випадає.
При додаванні HСl(г) до насиченого розчину NaСl діють причини (а) та (в).