Растворение. Растворы. Реакции ионного обмена

Растворение. Растворимость веществ в воде

В каждом живом организме бесконечно течёт по сосудам — артериям, венам и капиллярам — волшебный раствор, составляющий основу крови, массовая доля солей в нём такая же, как в первичном океане, — 0,9%. Сложные физико-химические процессы, происходящие в организмах человека и животных, также протекают в растворах. Усвоение пищи связано с переводом питательных веществ в раствор. Природные водные растворы участвуют в процессах почвообразования и снабжают растения питательными веществами. Многие технологические процессы в химической и других отраслях промышленности, например получение соды, удобрений, кислот, металлов, бумаги, протекают в растворах. Изучение свойств растворов занимает очень важное место в современной науке. Так что же такое раствор?

Отличие раствора от других смесей в том, что частицы составных частей распределяются в нём равномерно, и в любом микрообъёме такой смеси состав одинаков.

Поэтому под растворами понимали однородные смеси, состоящие из двух или более однородных частей. Это представление исходило из физической теории растворов.

Сторонники физической теории растворов, которую развивали Вант-Гофф, Аррениус и Оствальд, считали, что процесс растворения является результатом диффузии, т. е. проникновения растворённого вещества в промежутки между молекулами воды.

В противоположность представлениям физической теории растворов Д. И. Менделеев и сторонники химической теории растворов доказывали, что растворение является результатом химического взаимодействия растворённого вещества с молекулами воды. Поэтому правильнее (точнее) определять раствор как однородную систему, состоящую из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.

В настоящее время принята теория, которая объединяет обе точки зрения, — физико-химическая теория растворов.

Растворимость веществ в воде зависит от температуры. Как правило, растворимость твёрдых веществ в воде увеличивается с повышением температуры, а растворимость газов — уменьшается, поэтому воду можно почти полностью освободить от растворённых в ней газов кипячением. Если растворять в воде хлорид калия КСl, применяющийся как удобрение, то при комнатной температуре (20 °С) может раствориться только 34,4 г соли в 100 г воды; сколько бы ни перемешивали раствор с остатком нерастворившейся соли, больше соли не растворится — раствор будет насыщен этой солью при данной температуре.

Насыщенным называют такой раствор, в котором при данной температуре вещество больше не растворяется.

Если же при этой температуре в 100 г воды растворить хлорида калия меньше чем 34,4 г, то раствор будет ненасыщенным.

Ненасыщенным называют такой раствор, в котором при данной температуре находится меньше растворяемого вещества, чем в его насыщенном растворе.

При охлаждении насыщенного раствора возникает избыток растворённого вещества, если оно не выпадет в осадок, то образуется пересыщенный раствор.

Перенасыщенным называют такой раствор, в котором при данной температуре находится в растворенном состоянии больше вещества, чем в его насыщенном растворе при тех же условиях.

При работе с веществами важно знать их растворимость в воде. Вещество считают хорошо растворимым, если при комнатной температуре в 100 г воды растворяется больше 1 г этого вещества. Если при таких условиях растворяется меньше 1 г вещества в 100 г воды, то такое вещество считается малорастворимым. К практически нерастворимым веществам относятся такие, растворимость которых меньше 0,01 г в 100 г воды.

Совершенно нерастворимых веществ в природе не существует. Например, даже атомы серебра чуть-чуть переходят в раствор из изделий, помещённых в воду. Как известно, раствор серебра в воде убивает микробов.

Электролитическая диссоциация

Как вы знаете из уроков физики, растворы одних веществ способны проводить электрический ток, а других — нет.

Проводят электрический ток растворы солей, щелочей, кислот.

Вещества, растворы которых проводят электрический ток, называют электролитами.

Растворы сахара, спирта, глюкозы и некоторых других веществ не проводят электрический ток.

Вещества, растворы которых не проводят электрический ток, называют неэлектролитами.

Почему же растворы электролитов проводят электрический ток?

Шведский учёный Сванте Аррениус, изучая электропроводность растворов различных веществ, пришёл в 1877 г. к выводу, что причиной электропроводности является наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.

Процесс распада элеткролита на ионы называют электролитической диссоциацией.

С. Аррениус, который придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействия электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. В отличие от него русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили к объяснению электролитической диссоциации химическую теорию Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит химическое взаимодействие растворённого вещества с водой, которое приводит к образованию гидратов, а затем они диссоциируют на ионы. Они считали, что в растворах находятся не свободные, не «голые» ионы, а гидратированные, т. е. «одетые в шубку» из молекул воды.

Молекулы воды представляют собой диполи (два полюса), так как атомы водорода расположены под углом 104,5°, благодаря чему молекула имеет угловую форму.

Как правило, легче всего диссоциируют вещества с ионной связью и соответственно с ионной кристаллической решёткой, так как они уже состоят из готовых ионов. При их растворении диполи воды ориентируются противоположно заряженными концами вокруг положительных и отрицательных ионов электролита.

Между ионами электролита и диполями воды возникают силы взаимного притяжения. В результате химическая связь между ионами ослабевает, и происходит переход ионов из кристалла в раствор. Очевидно, что последовательность процессов, происходящих при диссоциации веществ с ионной связью (солей и щелочей), будет такой:

1. ориентация молекул — диполей воды около ионов кристалла;
2. гидратация (взаимодействие) молекул воды с противоположно заряженными ионами поверхностного слоя кристалла;
3. диссоциация (распад) кристалла электролита на гидратированные ионы.

Упрощённо происходящие процессы можно отразить с помощью следующего уравнения:

NaCl = Na⁺ + Cl^-

Аналогично диссоциируют и электролиты, в молекулах которых ковалентная полярная связь (например, молекулы хлороводорода НСl), только в этом случае под влиянием диполей воды происходит превращение ковалентной полярной связи в ионную, и последовательность процессов, происходящих при этом, будет такая:

1. ориентация молекул воды вокруг полюсов молекулы электролита;
2. гидратация (взаимодействие) молекул воды с молекулами электролита;
3. ионизация молекул электролита (превращение ковалентной полярной связи в ионную);
4. диссоциация (распад) молекул электролита на гидратированные ионы.

В растворах электролитов хаотически движущиеся гидратированные ионы могут столкнуться и объединиться. Этот обратный процесс называют ассоциацией.

Свойства гидратированных и негидратированных ионов различаются. Например, негидратированный ион меди Сu²⁺ — бесцветный в безводных кристаллах сульфата меди (II) CuSO₄ и имеет голубой цвет, когда гидратирован, т. е. связан с молекулами воды Сu²⁺ • nН₂O. Гидратированные ионы имеют как постоянное, так и переменное число молекул воды.

В растворах электролитов наряду с ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации, которую обозначают греческой буквой α («альфа»).

Степень диссоциации — это отношение количества вещества электролита, распавшегося на ионы (n), к общему количеству растворенного вещества (N): α = n/N

Степень диссоциации электролита определяют опытным путём и выражают в долях или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1, или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Электролиты имеют различную степень диссоциации, т. е. степень диссоциации зависит от природы электролита. Она также зависит и от концентрации: с разбавлением раствора степень диссоциации увеличивается.

По степени электролитической диссоциации электролиты разделяют на сильные и слабые.

Cильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к единице в разбавленных растворах.

К сильным электролитам относят:

1. практически все соли;
2. сильные кислоты, например: H₂SO₄, HCl, HNO₃;
3. все щёлочи, например: NaOH, КОН.

Слабые электролиты при растворении в воде почти не диссоциируют на ионы. У таких электролитов значение степени диссоциации стремится к нулю.

К слабым электролитам относят:

1. слабые кислоты, например: H₂S, H₂CO₃, HNO₂;
2. водный раствор аммиака NH₃ • Н₂O.

Процесс распада электролита на ионы называют электролитической диссоциацией.

Основные положения теории электролитической диссоциации

Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений ныне общепризнанной теории. Она заключается в следующем.

При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на положительные и отрицательные ионы.

Ионы — это одна из форм существования химического элемента.

Свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов, которые их образовали. Например, атомы металла натрия Na⁰ энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щёлочь (NaOH) и водород Н₂, в то время как ионы натрия Na⁺ таких продуктов не образуют. Хлор Сl₂ имеет жёлто-зелёный цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Сl^- бесцветны, неядовиты, лишены запаха. Никому не придёт в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи. Напомним:

Ионы — это положительно или отрицательно заряжненные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов в результате отдачи или присоединения электронов.

По составу ионы делят на простые — Сl^-, Na⁺ и сложные — NH₄⁺.

Причиной диссоциации электролита в водном растворе является его гидратация, т.е. взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

В результате взаимодействия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.

Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делят на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и негидратированные (в безводных солях).

Под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к отрицательному полюсу источника тока — катоду, поэтому их называют катионами, а отрицательно заряженные ионы движутся к положительно заряженному полюсу источника тока — аноду, поэтому их называют анионами.

Следовательно, существует ещё одна классификация ионов — по знаку их заряда.

В растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, вследствие чего эти растворы электронейтральны.

Электролитическая диссоциация — процесс обратимый для слабых электролитов.

Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс — ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации слабых электролитов вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:

HNO₂ ⮂ H⁺ + NO₂^-

Не все электролиты в одинаковой мере диссоциируют на ионы.

Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

По характеру образующихся при диссоциации электролитов ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.

Кислотами называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка:

HCl = H⁺ + Cl^-

Для многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация. Например, для фосфорной кислоты Н₃РO₄:

1-я ступень — образование дигидрофосфат-ионов:

Н₃РO₄ ⮂ Н⁺ + Н₂РO₄^-

2-я ступень — образование гидрофосфат-ионов:

Н₂РO₄^- ⮂ Н⁺ + Н₂РO₄^2-

Следует учитывать, что диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.

Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому логично предположить, что общие характерные свойства кислот — кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. — обусловлены именно катионами водорода.

Основаниями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы OH_-

NaOH = Na⁺ + OH^-

Все общие свойства оснований — мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. — обусловлены общими для всех оснований гидроксид-ионами ОН-.

Солями называют электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла (или аммония NH₄⁺) и анионы кислотных остатков:

K₃PO₄ = 3K⁺ + PO₄^3-

Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так, соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами NH₄⁺, так и специфические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов — солей серной кислоты — определяются ионами SO₄^2-, а различные — разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов, такие соли, как K₂SO₄, Al₂(SO₄)₃ И Т. Д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато

Al₂(SO₄)₃ = 2Al³⁺ + 3SO₄^2-

Кислоты, их классификация и свойства

Какими бы разными ни были кислоты, все они образуют при диссоциации катионы водорода, которые и обусловливают ряд общих свойств: кислый вкус, изменение окраски индикаторов (лакмуса и метилового оранжевого), взаимодействие с другими веществами.

Типичные реакции кислот

1. Кислота + основание → соль + вода
2. Кислота + оксид металла → соль + вода
3. Кислота + металл → соль + водород
4. Кислота + соль → новая кислота + новая соль

Первая реакция протекает между любыми кислотами и основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми). Например, реакция кислоты с щёлочью (реакция нейтрализации):

HCL + NaOH = NaCl + H₂O

Вторая реакция протекает между оксидами металлов и большинством кислот, например:

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

Чтобы прошла третья реакция, необходимо выполнить несколько условий.

1. Металл должен находиться в ряду напряжений до водорода. Например:

   Zn + 2HCL = ZnCl₂ + H₂↑

   А вот реакция между соляной кислотой и медью невозможна, так как медь стоит в ряду напряжений после водорода.

   Cu + HCL ≠

2. Должна получиться растворимая соль. Во многих случаях взаимодействие металла с кислотой практически не происходит потому, что образующаяся соль нерастворима и покрывает поверхность металла защитной плёнкой, например:

   Pb + H₂SO₄ ≠ PbSO₄↓ + H₂↑

   Нерастворимый сульфат свинца (II) прекращает доступ кислоты к металлу, и реакция прекращается, едва успев начаться. По данной причине большинство тяжёлых металлов практически не взаимодействуют с фосфорной, угольной и сероводородной кислотами.

3. Реакция характерна для растворов кислот, поэтому нерастворимые кислоты, например кремниевая, не вступают в реакции с металлами.

4. Концентрированный раствор серной кислоты и раствор азотной кислоты любой концентрации взаимодействуют с металлами иначе, поэтому уравнения реакций между металлами и этими кислотами записывают по другой схеме.

   Разбавленный раствор серной кислоты взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, образуя соль и водород. Например:

   2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

Четвёртая реакция — типичная реакция ионного обмена, протекающая только в случае, если образуется:

1. осадок, например:

   H₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2HCL

2. газ, например:

   2HNO₃ + CaCO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O + CO₂↑

Основания, их классификация и свойства

Какими бы разными ни были основания, все они состоят из ионов металла и гидроксогрупп, число которых равно степени окисления металла.

Все основания, и в первую очередь щёлочи (сильные электролиты), образуют при диссоциации гидроксидионы ОН-, которые и обусловливают ряд общих свойств: мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов (лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина), взаимодействие с другими веществами.

Типичные реакции оснований

1. Основание + кислота → соль + вода
2. Щелочь + оксид неметалла → соль + вода
3. Щелочь + соль → новое основание + новая соль

Первая реакция (универсальная) была рассмотрена в предыдущем разделе.

Вторая реакция протекает между щелочами и оксидами неметаллов, которым соответствуют кислоты, например, N₂O₃ соответствует HNO₂ и т.д. При взаимодействии оксидов с основаниями образуются соли соответствующих кислот и вода:

2NaOH + N₂O₃ = 2NaNO₂ + H₂O

Третья реакция является типичной реакцией ионного обмена и протекает только в том случае, если в результате образуется осадок или выделяется газ, например:

2KOH + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + K₂SO₄

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например:

Fe(OH)₂ = FeO + H₂O

Оксиды, их классификация и свойства

По своим химическим свойствам все оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующими оксидами называют такие оксиды, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни с щелочами и не образуют солей.

Несолеобразующих оксидов немного. В их состав входят элементы-неметаллы, например:

оксиды азота (I) и (II) — N2O и NO, оксид углерода (II) — СО и некоторые другие.

Солеобразующими оксидами называют такие оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или основаниями и образуют при этом соль и воду.

Среди солеобразующих оксидов различают оксиды основные, кислотные и амфотерные.

Оснóвные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют основания.

Например, MgO соответствует Mg(OH)₂

К основным оксидам относят оксиды металлов с небольшими степенями окисления (+1 и +2), HgO, МnО и некоторые другие. Все основные оксиды представляют собой твёрдые вещества.

Типичные реакции оснóвных оксидов

1. Оснóвный оксид + кислота → соль + вода

   3Na₂O + 2H₃PO₄ = 2Na₃PO₄ + 3H₂O

2. Оснóвный оксид + кислотный оксид → соль

   3Na₂O + 2H₃PO₄ = 2Na₃PO₄ + 3H₂O

3. Оснóвный оксид + вода → щёлочь

   K₂O + H₂O = 2KOH

   Эта реакции протекает только в том случае, если образуется растворимое основание — щёлочь, поэтому CuOH + H₂O ≠, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворим.

Кислотные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют кислоты.

К кислотным оксидам относят оксиды неметаллов:

N₂O₃ соответствует HNO₂, N₂O₅ — HNO₂

а также оксиды металлов с большим значением степени окисления, например:

Cr⁺⁶O₃ соответствуют хромовая Н₂СrO₄ и дихромовая Н₂Сr₂O₇ кислоты

Типичные реакции кислотных оксидов:

1. Кислотный оксид + основание → соль + вода

   SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

2. Кислотный оксид + оснóвный оксид → соль

   SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

3. Кислотный оксид + вода → кислота

   N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

   Однако эта реакция возможна только в том случае, если кислотный оксид растворим в воде. А если взять оксид кремния (IV), то реакция практически не пойдёт:

   SiO₂ + H₂O ≠ H₂SiO₃

Соли, их классификация и свойства

Из всех неорганических соединений соли являются наиболее многочисленным классом веществ. Это твёрдые вещества, они отличаются друг от друга по цвету и растворимости в воде.

Соли — это класс химических соединений, состоящих из ионов металла и ионов кислотного остатка.

В начале XIX в. шведский химик Й. Берцелиус сформулировал определение солей как продуктов реакций кислот с основаниями, или соединений, полученных заменой атомов водорода в кислоте металлом. По этому признаку различают соли средние, кислые и основные.

Средние соли — это продукты полного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

Именно с этими солями вы уже знакомы и знаете их номенклатуру. Например:

Na₂CO₃ — карбонат натрия,
Al(NO₃)₃ — нитрат алюминия,
CuSO₄ — сульфат меди (II) и т. д.

Диссоциируют такие соли на катионы металла и анионы кислотного остатка:

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃^2-

Кислые соли — это продукты неполного замещения атомов водорода в кислоте на металл.

К кислым солям относят, например, питьевую соду NaHCO₃, состоящую из катиона металла Na⁺ и кислотного однозарядного остатка HCO₃^-.

Названия этих солей складывают из названий средних солей с прибавлением слова гидро-, например: Mg(HSO₄)₂ — гидросульфат магния.

Диссоциируют кислые соли следующим образом:

NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃^-

Основные соли — это продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.

Например, к таким солям относится знаменитый малахит (CuOH)₂CO₃, о котором вы читали в сказах П. Бажова. Он состоит из двух гидроксокатионов СuОН⁺ и двухзарядного аниона кислотного остатка CO₃^2-.

Катион СuОН⁺ имеет заряд 1⁺, поэтому в молекуле два таких катиона и один двухзарядный анион CO₃^2- объединены в электронейтральную соль.

Названия таких солей будут такими же, как и у средних солей, но с прибавлением слова гидроксо-, например (CuOH)₂CO₃ — гидроксокарбонат меди (II) или АlOНСl₂ — гидроксохлорид алюминия. Подавляющее большинство основных солей нерастворимы или малорастворимы. Последние диссоциируют так:

Типичные реакции средних солей:

1. Соль + кислота → другая соль + другая кислота.
2. Соль + щелочь → другая соль + другое основание.
3. Соль₁ + соль₂ → соль₃ + соль₄.
4. Соль + металл → другая соль + другой металл.

Третья реакция также является реакцией обмена. Она протекает между растворами солей и сопровождается образованием осадка, например:

Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaNO₃

Олег Габриелян: Химия. 8 класс. Учебное пособие. ФГОС