Kas ir ūdens šķīdumi?

The ūdens šķīdumi ir tie risinājumi, kas izmanto ūdeni vielas noārdīšanai. Piemēram, dubļu vai cukura ūdens.

Ja ķīmiska viela ir izšķīdusi ūdenī, to apzīmē ar rakstisku (aq) pēc ķīmiskā nosaukuma (Reid, S.F.).

Hidrofīlas vielas (kas mīl ūdeni) un daudzi jonu savienojumi izšķīst vai disociējas ūdenī.

Piemēram, ja galda sāls vai nātrija hlorīds izšķīst ūdenī, tas disociējas savā jonos, veidojot Na + (aq) un Cl- (aq)..

Hidrofobas vielas (kas baidās no ūdens) parasti nešķīst ūdenī vai veido ūdens šķīdumus. Piemēram, eļļas un ūdens sajaukšana neizraisa šķelšanos vai disociāciju.

Daudzi organiskie savienojumi ir hidrofobi. Neelektrolīti var izšķīst ūdenī, bet nešķīst jonos un saglabāt to integritāti kā molekulas.

Neelektrolītu piemēri ir cukurs, glicerīns, urīnviela un metilsulfonilmetāns (Anne Marie Helmenstine, 2017).

Ūdens šķīdumu īpašības

Ūdens šķīdumi parasti veic elektrību. Risinājumi, kas satur spēcīgus elektrolītus, parasti ir labi elektriskie vadītāji (piemēram, jūras ūdens), bet vāji elektrolīti saturoši risinājumi parasti ir slikti vadītāji (piemēram, krāna ūdens)..

Iemesls tam ir tas, ka spēcīgi elektrolīti pilnīgi atdalās jonos ūdenī, bet vāji elektrolīti nesadalās..

Ja ķīmiskās reakcijas starp sugām notiek ūdenī, parasti reakcijas ir divkāršas pārvietošanās reakcijas (ko sauc arī par metatēzi vai dubultu aizvietošanu)..

Šāda veida reakcijā viena reaģenta katjonu ņem katjonu citā reaģentā, parasti veidojot jonu saiti. Vēl viens domāšanas veids ir tas, ka reaktīvie joni "mainās partneri".

Reakcijas ūdens šķīdumā var radīt produktus, kas šķīst ūdenī vai var radīt nogulsnes.

Nokrišņi ir savienojumi ar zemu šķīdību, kas bieži vien neietilpst šķīdumā kā ciets (ūdens šķīdumi, S.F.)..

Termini skābe, bāze un pH attiecas tikai uz ūdens šķīdumiem. Piemēram, jūs varat izmērīt citronu sulas vai etiķa pH (divi ūdens šķīdumi) un tie ir vāji skābes, bet jūs nevarat iegūt būtisku informāciju no augu eļļas testa ar pH papīru (Anne Marie Helmenstine, ūdens definīcija, 2017).

Kāpēc dažas cietās vielas izšķīst ūdenī?

Cukurs, ko mēs izmantojam, lai saldinātu kafiju vai tēju, ir molekulārā cietviela, kurā atsevišķas molekulas ir kopā ar relatīvi vāju intermolekulāru spēku.

Kad cukurs izšķīst ūdenī, vājās saites starp atsevišķām saharozes molekulām sadalās, un šīs C12H22O11 molekulas izdalās šķīdumā..

Enerģija ir nepieciešama, lai sašķeltu saikni starp C12H22O11 molekulām saharozē. Tas arī prasa enerģiju, lai izjauktu ūdeņraža saites ūdenī, kas jāpārtrauc, lai vienā no šiem saharozes molekulām ievietotu šķīdumā..

Cukurs izšķīst ūdenī, jo enerģija tiek atbrīvota, kad saharozes nedaudz polārās molekulas veido starpmolekulāras saiknes ar polāro ūdens molekulām.

Vājās saites, kas veidojas starp šķīdinātāju un šķīdinātāju, kompensē enerģiju, kas nepieciešama, lai mainītu gan tīra šķīdinātāja, gan šķīdinātāja struktūru..

Cukura un ūdens gadījumā šis process darbojas tik labi, ka līdz 1800 gramiem saharozes var izšķīdināt vienā litrā ūdens..

Jonu cietās vielas (vai sāļi) satur pozitīvus un negatīvus jonus, kas tiek turēti kopā, pateicoties lielajam piesaistes spēkam starp daļiņām ar pretējiem lādiņiem.

Ja viena no šīm cietajām vielām izšķīst ūdenī, jonus, kas veido cietu vielu, izdalās šķīdumā, kur tie ir saistīti ar polāro šķīdinātāju molekulām (Berkey, 2011).

NaCl (s) "Na + (aq) + Cl- (aq)

Mēs parasti varam pieņemt, ka sāļi atdalās to jonos, kad tie izšķīst ūdenī.

Jonu savienojumi izšķīst ūdenī, ja enerģija, kas atbrīvojas, kad joni mijiedarbojas ar ūdens molekulām, kompensē enerģiju, kas nepieciešama, lai izjauktu jonu saites cietā vielā un enerģiju, kas nepieciešama, lai atdalītu ūdens molekulas, lai jonus varētu ievietot ūdenī. šķīdums (šķīdība, SF).

Šķīdības noteikumi

Atkarībā no šķīdinātāja šķīdības ir trīs iespējamie rezultāti:

1) ja šķīdumam ir mazāk šķīduma nekā maksimālais daudzums, kas spēj izšķīdināt (tā šķīdība), tas ir atšķaidīts šķīdums;

2) ja šķīdinātāja daudzums ir tieši tāds pats kā tā šķīdība, tas ir piesātināts;

3) ja ir vairāk šķīdinātāju, nekā tas spēj izšķīdināt, lieko šķīdumu atdala no šķīduma.

Ja šis atdalīšanas process ietver kristalizāciju, tas veido nogulsnes. Nokrišņi samazina šķīdinātāja koncentrāciju piesātinājumā, lai palielinātu šķīduma stabilitāti.

Turpmāk norādītas šķīduma normas parastajām jonu cietvielām. Ja šķiet, ka divi noteikumi ir pretrunīgi, precedentam ir prioritāte (Antoinette Mursa, 2017).

1. Sāļi, kas satur I grupas elementus (Li⁺, Na⁺, K⁺, Cs⁺, Rb⁺) ir šķīstoši. Šim noteikumam ir daži izņēmumi. Sāļi, kas satur amonija jonu (NH. \ T₄⁺) arī šķīst.

2) sāļi, kas satur nitrātu (NO. \ T₃^-) parasti šķīst.

3- Sāļi, kas satur Cl -, Br - vai I - parasti ir šķīstoši. Svarīgie izņēmumi no šī noteikuma ir Ag halogenīdu sāļi⁺, Pb2⁺ un (Hg2)²⁺. Tātad, AgCl, PbBr₂ un Hg₂Cl₂ tie ir nešķīstoši.

4. Lielākā daļa sudraba sāļu ir nešķīstoši. AgNO₃ un Ag (C₂H₃O₂) ir parastie sudraba sāļi; Praktiski visi pārējie ir nešķīstoši.

5 - Lielākā daļa sulfātu sāļu ir šķīstoši. Svarīgi izņēmumi no šī noteikuma ietver CaSO₄, BaSO₄, PbSO₄, Ag₂SO4 un SrSO₄.

6. Lielākā daļa hidroksīda sāļu ir tikai nedaudz šķīstoši. I grupas elementu hidroksīdu sāļi ir šķīstoši. II grupas elementu (Ca, Sr un Ba) hidroksīdu sāļi ir nedaudz šķīstoši.

Pārejas metālu hidroksīda un Al sāļi₃⁺ Tie ir nešķīstoši. Tātad, Fe (OH)₃, Al (OH)₃, Co (OH)₂ tie nav šķīstoši.

7- Vairums pārejas metālu sulfīdu ir ļoti nešķīstoši, ieskaitot CdS, FeS, ZnS un Ag₂S. Arsēns, antimons, bismuts un svina sulfīdi ir arī nešķīstoši.

8- Karbonāti bieži ir nešķīstoši. II grupas (CaCO) karbonāti₃, SrCO₃ un BaCO₃) ir nešķīstošs, tāpat kā FeCO₃ un PbCO₃.

9 - Hromāti bieži ir nešķīstoši. Piemēri ietver PbCrO₄ un BaCrO₄.

10 - Fosfāti, piemēram, Ca₃(PO₄)₂ un Ag₃PO₄ tie bieži ir nešķīstoši.

11-Fluorīdi, piemēram, BaF₂, MgF₂ un PbF₂ tie bieži ir nešķīstoši.

Šķīdības piemēri ūdens šķīdumos

Cola, sālsūdens, lietus, skābes šķīdumi, bāzes šķīdumi un sāls šķīdumi ir ūdens šķīdumu piemēri.

Ja Jums ir ūdens šķīdums, nogulsnēšanās reakcijas var izraisīt nogulsnes (reakcijas ūdens šķīdumā, S.F.)..

Nokrišņu reakcijas dažreiz tiek sauktas par "dubultas pārvietošanās" reakcijām. Lai noteiktu, vai divu savienojumu ūdens šķīdumu maisījumā veidojas nogulsnes:

1. Reģistrē visus jonus šķīdumā.
2. Apvienojiet tos (katjonu un anjonu), lai iegūtu visas iespējamās nogulsnes.
3. Izmantojiet šķīdības noteikumus, lai noteiktu, kura (ja ir) kombinācija (-as) ir nešķīstoša un nogulsnēs.

1. piemērs: Kas notiek, ja sajaucat Ba (NO)₃)_2(aq) un Na₂CO_{3 (aq)}?

Jonu klātbūtne šķīdumā: Ba²⁺, NĒ₃^-, Na⁺, CO₃^2-

Iespējamās nogulsnes: BaCO₃, NaNO3

Šķīdības noteikumi: BaCO₃ ir nešķīstošs (5. noteikums), NaNO₃ tas ir šķīstošs (1. noteikums).

Pilnīgs ķīmiskais vienādojums:

Ba (NO₃)₂(aq) + Na₂CO₃(aq) "BaCO₃(s) + 2NaNO₃ (aq)

Neto jonu vienādojums:

Ba²⁺_(aq) + CO₃^2-_(aq) "BaCO_{3 (s)}

2. piemērs: Kas notiek, ja Pb ir sajaukts (NO₃)₂ (aq) un NH₄I (aq)?

Jonu klātbūtne šķīdumā: Pb²⁺, NĒ₃^-, NH₄⁺, I^-

Potenciālie nokrišņi: PbI₂, NH₄NĒ₃

Šķīdības noteikumi: PbI₂ ir nešķīstošs (3. noteikums), NH₄NĒ₃ tas ir šķīstošs (1. noteikums).

Pilnīgs ķīmiskais vienādojums: Pb (NO₃)_{2 (aq)} + 2NH₄I_(aq) "PbI_{2 (s)} + 2NH₄NĒ_{3 (aq)}

Neto jonu vienādojums: Pb²⁺_(aq) + 2I^-_(aq) "PbI_{2 (s).}

Atsauces

1. Anne Marie Helmenstine. (2017. gada 10. maijs). Ūdens definīcija (ūdens šķīdums). Izgūti no.
2. Anne Marie Helmenstine. (2017. gada 14. maijs). Ūdens šķīduma definīcija ķīmijā. Izgūti no.
3. Antoinette Mursa, K. W. (2017. gada 14. maijs). Šķīdības noteikumi Izgūti no chem.libretexts.org.
4. Ūdens šķīdumi. (S.F.). Atgūts no saylordotorg.github.io.
5. Berkey, M. (2011, 11. novembris). Ūdens šķīdumi: definīcija un piemēri. Izgūti no youtube.com.
6. Reakcijas ūdens šķīdumā. (S.F.). Saturs iegūts no chemistry.bd.psu.edu.
7. Reid, D. (S.F.). Ūdens šķīdums: definīcija, reakcija un piemērs. Izgūti no study.com.
8. Šķīdība. (S.F.). Izgūti no chemed.chem.purdue.edu.