химия методичка / Конспекты по химии

Из-за последовательно усиливающейся делокализации электронов внешних атомных оболочек в этом же направлении происходит и возрастание электропроводности элементов IV группы, также наблюдается уменьшение температуры плавления и температуры кипения, твердости элементов.

Химические свойства постепенно изменяются от неметаллических к металлическим

C и Si – неметаллы, в ряду Ge - Pb увеличивается химическая активность этих элементов как металлов, причем у Ge преобладают ещё неметаллические свойства, а у Pb – металлические.

Одновременно кислотные свойства соединений сменяются основными.

Углерод основная составная часть всех организмов. Встречается как в свободном виде: алмаз, графит, так и в связанном составлении: диоксид углерода карбонаты уголь, нефть, природный газ и т.д.

Все разновидности углерода не имеют вкуса и запаха. В свободном состоянии углерод находится в виде двух модификацийалмаза и графита. Алмаз - благородный камень, имеет наибольшую твердость среди всех природных веществ, В чистом состоянии представляет собой прозрачные бесцветные или белые кристаллы. Алмазы низкого качества получают искусственно из графита при t 2000 С и Р=5300 МПА

Графит - хрупкий, маслянистый на ощупь, пачкает любую поверхность, расщепляется на слои. Сажа - очень мелкий графитовый порошок. Образуется при неполном сгорании соединений углерода. По химическим свойствам углерод сильный восстановитель, но в реакциях с металлами и более слабыми неметаллами проявляет себя как окислитель. Углерод выделяется среди других элементов способностью образовывать соединения, в которых его атомы связаны друг с другом в длинные цепи или кольца. Такое свойство называется катенацией.

Углерод образует миллионы соединений, изучению которых посвящена целая область химии – органическая химия.

Горит ярким желтым пламенем.

CO2 – оксид углерода (IV), углекислый газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха не поддерживает дыхание, но не ядовит. Является продуктом сгорания углерода и многих углесодержащих соединений. Содержание в воздухе менее 1%. По химическим свойствам – кислотный оксид, реагирует с основаниями.

Монооксид углерода, угарный газ – СО бесцветный газ, не имеет запаха. Сильно ядовит. Легко окисляется на воздухе и горит голубям пламенем, образуя диоксид углерода.

Является сильным восстановителем и благодаря этому широко используется в промышленности. Очень мало растворим в воде.

СО2 применяется при пожаротушении в производстве газированных напитков, в производстве мочевины.

СО - как восстановитель в металлургии промышленности, в смеси с Н2 (водяной газ) используется как горючее.

Угольная кислота [Н2СО3]

При н.у. неустойчива и разлагается на СО2 и Н2О:

Может существовать только в водном растворе, при повышенном давлении, очень слабая кислота как двухосновная кислота Н2СО3 образует два ряда солей – средние и кислые средние соли называются карбонатами, кислые - гидрокарбонатами.

Карбонаты (особенно СаСО3) широко распространены в природе в виде минералов СаСО3- мрамор, мел, известняк, жемчуг.

МgCO3 - магнезит.

Однако большинство карбонатов существуют в виде водных растворов.

Некоторые карбонаты являются ценными рудами и служат для получения металлов.

21

Карбонат калия К2СО3 - или поташ применяется в мыловаренной промышленности, в изготовлении тугоплавкого стекла.

Из гидрокарбонатов наиболее известна пищевая сода NaHCO3. Применяется в хлебопечении. Все растворимые карбонаты в результате гидролиза имеют слабощелочную среду. Качественной реакцией на карбонаты является взаимодействие с кислотой, сопровождающейся бурным вскипанием.

При нагревании многие карбонаты разлагаются с выделением оксида и углекислого газа.

АЛКАНОЛЫ: ГОМОЛОГИЧЕСКИЙ РЯД, ИЗОМЕРИЯ, НОМЕНКЛАТУРА, СВОЙСТВА,

ПРИМЕНЕНИЕ И ПОЛУЧЕНИЕ

Спирты, содержащие только одну гидроксильную группу, называются одноатомными спиртами. Предельные одноатомные спирты образуют гомологический ряд с общей формулой CnH2n+1OH Названия спиртов производятся от названий соответствующих углеводородов с добавлением суффикса -ол.

В зависимости от положения гидроксильной группы различают изомеры.

Первичным называется спирт, у которого гидроксогруппа связана с первым атомом углерода. Вторичным называется спирт, у которого гидроксил связан с вторичным атомом углерода и т.д. Также изомерия спиртов зависит и от изомерии углеродной цепи.

Иногда названия спиртов производят от названий радикалов, связанных с гидроксильной группой. Некоторые спирты имеют также исторические названия, например:

CH3CH2OHвинный спирт

CH3OHдревесный спирт

Физические св-ва: бесцветные жидкости (низшие спирты) с винным запахом, растворяются в воде, в любых отношениях хорошо горят, легко испаряются, кипят при низких температурах.

Одноатомные предельные спирты с короткой цепью углеродных атомов – жидкости, а высшие (начиная с С12Н25ОН)- твердые вещества. С увеличением массы увеличивается и температура кипения. Все низшие одноатомные спирты горят синеватым пламенем.

Спирты вступают в реакции замещения с галогенводородами и самими галогенами. При взаимодействии с галогенводородами образуются галогеналканы.

Спирты реагируют с активными металлами. Дегидратация (отщепление Н2О)

Взаимодействие с карбоновыми и неорганическими кислотами с образованием сложных эфиров. Окисление спиртов до альдегидов:

Применение

Наибольшее значение имеет этанол, он получил применение во многих отраслях промышленности. Т.к. этанол неплохой растворитель, то его используют в пр-ве лаков, красок, лекарств, в некоторых странах денатурированный этанол (непригодный для употребления внутрь) применяют как топливо для ДВС. В медицине этиловый спирт используют для дезинфекции. Из этанола изготавливают вина, ликёры и др. алкогольные напитки.

Метанол в основном применяют для пр-ва формальдегида, а также как растворитель лаков и красок. Получение:

Предельные одноатомные спирты получают путем гидратации алкенов в присутствии какой-либо неорганической кислоты.

При этом кроме катализатора необходимы оптимальные условия.

Этанол с древних времен и до настоящего времени получают при сбраживании сахаристых веществ, содержащих глюкозу.

Спирты можно получать при восстановлении соответствующих альдегидов.

ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Химические реакции протекают с поглощением или выделением энергии. Например, разложение многих веществ требует затраты энергии (поглощение). Такие реакции называют

эндотермическими:

22

2H2O → 2H2↑ + O2↑ CaCO3 → CaO + CO2↑

Другие реакции, например, горение топлива, происходят с выделением энергии:

CH4 + 2O2 → CO2↑ + 2H2O + Q кДж C + O2 → CO2↑ + Q кДж

Эти реакции называют экзотермическими. Иногда энергетические изменения, происходящие при химических реакциях, гораздо важнее, чем образование новых веществ. Например, реакции горения топлива.

Раздел химии, изучающий тепловые явления при химических реакциях, получил название

термохимии.

Количество теплоты, которая поглощается или выделяется в химической реакции, называется

тепловым эффектом химической реакции Q.

Установлено, что если при образовании какого-либо соединения поглощается (выделяется) некоторое количество теплоты, то столько же теплоты выделяется (поглощается) при разложении этого вещества:

2H2 + O2 → 2H2O + Q1, если 2H2O → 2H2↑ + O2↑ - Q2

то в соответствии с законом сохранения энергии Q1 =Q2.

Чем больше энергии выделяется при образовании вещества, тем больше энергии нужно затратить на его разложение.

Потому то такие вещества как H2O, CO2 очень прочные. Тепловые эффекты (их относят к 1 моль вещества) можно включать в уравнения – термохимические уравнения:

Экзотермические

H2 + ½O2 → H2O + 286 кДж, или 2H2 + O2 → 2H2O + 572 кДж.

Эндотермические

N2 + O2 → 2NO – 180,5 кДж, или ½N2 + ½O2 → NO – 90,5 кДж.

В современной учебной и научной литературе по термохимии всё реже встречается понятие «тепловой эффект». Обычно говорят об энтальпии (от греческого «enthalpo» нагреваю) ∆Н. Эту величину иногда называют теплотой реакции. Так теплоту образования веществ обозначают ∆Нобр. Для стандартных условий, то есть нормального атмосферного давления 101,325 кПа и температуры 298К (+250С) принято обозначение энтальпии ∆Н0. Экзотермические реакции сопровождаются уменьшением энтальпии продуктов реакции и энтальпия реакции отрицательна, – ∆Но, а в эндотермической реакции энтальпия продуктов выше энтальпии реагентов и теплота реакции положительна, +∆Но. Теплоту реакции можно определить по формуле, следующей из закона Гесса (русский академик Герман Иванович Гесс):

Нореакции= Σ (ΔНопрод.) ─ Σ (ΔНореаг)

Теплота реакции равна разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот

образования реагентов.

Для того, чтобы воспользоваться этой формулой, необходимо знать значения теплот образования веществ при стандартных условиях. Они указаны в специальных справочных таблицах.

КРЕМНИЙ И ЕГО СВОЙСТВА. СОЕДИНЕНИЯ КРЕМНИЯ

Элемент № 14 Si – кремний расположен в IV А группе в 3 малом периоде. Является аналогом углерода. Его электронное строение 1s22s22p63s2 3p2. В возбуждённом атоме кремния один из s-электронов внешнего 3 энергетического уровня переходит на свободную орбиталь этого же уровня, то есть неспаренных (валентных) электронов становится 4: 3s13p3

23

Так как атомный радиус кремния больше, чем у углерода, Si – менее выраженный неметалл. Валентность чаще всего IV (-4, +4), можно получить соединение SiO, где кремний двухвалентен (+2). В природе встречается главным образом в виде SiO2 и силикатов. Si – второй по распространённости элемент на Земле – 27,6% массы земной коры.

Физические свойства

Кристаллический Si – тёмно-серое вещество, со стальным блеском, твёрдый, но хрупкий, слабо проводит электрический ток (полупроводник).

Химические свойства

При обычных условиях довольно инертен: Si + O2 → SiO2

Si + 2F2 → SiF4

Si + 2Mg → Mg2Si (силицид) Si + 2CuO → 2Cu + SiO2

Получение

Кремний получают путём восстановления углеродом или магнием из оксида кремния (IV): SiO2 +C → Si + CO2

SiO2 + 2Mg → Si + 2MgO

Применение

Применяют для производства полупроводников (солнечные батареи), сплавов (жаро- и кислотоупорность), абразивных материалов (SiC – карборунд). Соединения кремниевой кислоты –

силикаты – важнейшие строительные материалы: Стекло оконное Na2O CaO 6SiO2

Химическое стекло K2O CaO 6SiO2 Хрустальное стекло K2O PbO 6SiO2

Силикатные материалы: стекло, цемент (бетон и железобетон на его основе), керамика, фарфор, фаянс, асбест и др. Большое значение имеют кремнийорганические (силиконовые) материалы, имея высокую прочность, эластичность, физиологическую инертность они легко обрастают живыми тканями, поэтому применяются в медицине. Алюмосиликаты на поверхности Земли – почвообразующие горные породы (глина, песок и другие).

МНОГОАТОМНЫЕ СПИРТЫ. ГЛИЦЕРИН

CXHY(OH)Z

Это соединения, в которых несколько спиртовых (гидроксильных) групп соединены с углеводородным радикалом – полиолы. Спиртовые группы не могут находиться при одном атоме – такие вещества неустойчивы.

Этандиол (этиленгликоль), пропантриол ( глицерин)

Гексангексол (сорбит)-заменитель сахара для больных сахарным диабетом:

Качественной реакцией на многоатомные спирты служит образование прозрачного синего

раствора хелатного соединения со свежим осадком Cu(OH)2 .

Подобно одноатомным спиртам, многоатомные спирты горят, реагируют с щелочными металлами, образуют сложные эфиры с кислотами. Наибольшее значение имеет глицерин. C3H5(OH)3 – прозрачная сиропообразная сладкая жидкость.

Участвует в обмене веществ, так как образуется при гидролизе жиров – сложных эфиров глицерина и высших карбоновых кислот. Используется в пищевой промышленности (ликёры, кремы), в парфюмерии, фармации. Но

24

особенно много глицерина применяют для получения нитроглицерина – сильного взрывчатого средства (точнее – тринитрата глицерина).

(Альфред Нобель, 1867 год, изобрёл и запатентовал динамит – древесная мука, пропитанная тринитратом глицерина; самопроизвольно не взрывается).

1% спиртовой раствор тринитрата глицерина применяется в медицине (нитроглицерин) как средство, расширяющее коронарные сосуды при стенокардии (грудной жабе).

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ

Сущность химических реакций сводится к разрыву химических связей в исходных веществах и образованию новых связей в продуктах реакций. Любая реакция протекает с определенной скоростью. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из

реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы (моль/л сек). Средняя скорость реакции определяется по формуле:

v = c2 ─ c1 / t2 ─ t1 = ∆c / ∆t

Где ΔС – изменение концентрации вещества Δt – изменение времени

Так как реакции могут протекать в однородной среде (гомогенной) или в неоднородной (гетерогенной), то более точное выражение скорости:

а) Скорость гомогенной реакции равна числу молей вещества участвующего в реакции (прореагировавшего или образовавшегося) за единицу времени в единице объёма

v = ∆n / V· ∆t

б) Скорость гетерогенной реакции измеряется изменением количества одного из участвующих в реакции веществ за единицу времени на единице поверхности, что в упрощённом виде можно выразить такой формулой:

v = ∆n / S·∆t

Скорость химической реакции зависит от многих факторов:

а) От природы реагирующих веществ, например: К активнее реагирует с водой, чем Na; Cl2 активнее реагирует с металлами, чем I2; белый фосфор активнее окисляется, чем красный фосфор.

б) Скорость химической реакции, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действующих масс), например для реакции А + В = АВ, где k – константа скорости, зависящая от природы реагирующих веществ ─

v = k · cA · cB

в) При повышении температуры на каждые 10˚ скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза ─ правило Вант-Гоффа

v2 = v1 · γ ∆t/10

где γ(гамма) ─ температурный коэффициент.

г) Для веществ в твёрдом состоянии скорость пропорциональна поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

д) Скорость реакции резко возрастает в присутствии катализатора (вещества, ускоряющего реакцию, но не расходующегося в ней). Явление катализа можно рассмотреть на следующем примере:

A + B = AB (медленно) 2SO2 + O2 = 2SO3 K + B = K (быстро) 2NO + O2 = 2NO2

A + KB = AB + K (быстро) SO2 + NO2 = SO3 + NO

Таким образом, NO – катализатор, он ускоряет реакцию окисления SO2, но сам в ней не расходуется. Это пример гомогенного катализа, для которого скорость реакции пропорциональна концентрации катализатора. Для гетерогенного катализа скорость реакции пропорциональна поверхности катализатора.

4NH3 + 5O2 Pt→ 4NO + 6N2O

Кроме положительного катализа, существует отрицательный катализ или ингибирование (замедление). Ингибирование играет большую роль при транспортировке активных веществ (HNO3, H2SO4) и при защите металлов от коррозии.

25

Катализ играет важнейшую роль в химической промышленности, т. к. все химические производства используют те или иные катализаторы.

Раздел химической науки, посвященный скорости и механизму реакции, называется химической кинетикой.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ

Элементы металлы, составляют большую часть химических элементов периодической системы, более 90. На внешнем энергетическом уровне в атомах металлов находится 1 – 2 электрона (s-, d- и f – металлы) и как исключения 3ē ( Al, Ga, In, Tl ), 4ē ( Ge, Sn, Pb), 5ē (Sb, Bi) и 6ē (Po ). В связи с большими атомными радиусами внешние электроны непрочно связаны с ядром, легко переходят к другим атомам. Поэтому металлы ведут себя как восстановители:

Me° - nē = Me+n

Расположены металлы левее и ниже линии B – At в главных подгруппах, и образуют целиком побочные подгруппы.

Атомы металлов связаны между собой металлической связью в металлическую кристаллическую решётку. В узлах этой решётки расположены атомы или ионы металла, а в промежутках свободнодвижущиеся электроны (электронный «газ»), - они и осуществляют химическую связь. Упаковка частиц в металлическом кристалле отличаются высокой компактностью. Характерные физические свойства металлов связаны с металлической химической связью и металлической кристаллической решёткой.

∙ковкость (пластичность) – Au, Al, Ag, Cu и т.д. Хрупкость – исключение из общего правила ( Ge, Sb, W )

∙металлический блеск непрозрачность.

∙электропроводность: Ag, Cu, Au, Al, Fe.

∙высокая теплопроводность.

Наибольшие различия между металлами наблюдается по плотности ( Li – самый лёгкий 0,53 г/см3, Os – самый тяжёлый 22,6 г/см3 ), твёрдости ( Cr – самый твёрдый, Cs – самый мягкий ), температура плавления ( у Hg -39° C, у W +3390° C )

Металлы образуют твердые растворы друг в друге – сплавы. Например, бронза ( Cu – Sn ), латунь ( Cu – Zn ), мельхиор ( Cu – Ni ).

Химические свойства

Как уже сказано выше, металлы в химических реакциях выступают как восстановители и реагируют:

с неметаллами

2 Al0 + 3 Cl02 → 2 Al+3 Cl3-1 ( хлориды )

2Mg0 + O02 → 2 Mg +2O – 2 ( оксиды )

2K0 + H02 → K +1 H – 1 ( гидриды ) Fe0 + S0 → Fe+2S – 2 (сульфиды )

с кислотами и водой (в соответствии с положением в ряду напряжений)

2 Na + 2 HOH → 2 NaOH + H2↑ Fe + H2O → FeO + H2↑

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ Pb + H2SO4 → PbSO4 + H2↑

26

з/ Биохимическая доочистка – завершающий этап на биофильтрах. Эффективность очистки велика при сочетании всех методов.

Но всегда выгоднее не допустить загрязнения, чем его устранить. Поэтому ведутся поиски новых технологий, не допускающих выбросов фенола в окружающую среду.

ОБРАТИМЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Химические реакции могут быть необратимыми, т.е. протекающими только в одном направлении и завершающиеся полным превращением исходных веществ в конечные продукты:

2KClO3 → 2KCl + 3O2↑ AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3

И обратимыми, т.е. протекающими в двух взаимно противоположных направлениях ( в технике они невыгодны, поэтому их стремятся сделать практически необратимыми):

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q

2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + Q

В обратимой системе через некоторое время наступает динамическое равновесие, когда:

vпрямой = vобратной

При этом прямая и обратная реакции не прекращаются, но видимых изменений не происходит, т.к. равновесные концентрации реагирующих веществ остаются неизменными. Чтобы сместить равновесие в нужном направлении применяют принцип Ле Шателье:

Если на систему в состоянии динамического равновесия оказать внешнее воздействие, то

ускоряется та реакция, которая ослабляет воздействие.

Рассмотрим это на примере реакции синтеза аммиака:

Отсюда видно, что для смещения равновесия вправо (т.е. для ускорения прямой реакции) в соответствии с принципом Ле Шателье нужно создать те условия, которые ослабляет прямая реакция:

∙Оптимальная tº

∙Высокое Р

∙Повышение [ N2 ] и [ H2 ]

∙Понижение [ NH3 ]

Что касается применения катализаторов, то установлено, что они ускоряют обе реакции - прямую и обратную, поэтому ускоряют и наступление химического равновесия. Во многих процессах смещение равновесия достигается путем вывода одного из продуктов из сферы реакции:

C2H5OH + HO-C2H5 →C2H5-O-C2H5 + H2O

Многие важные производства были освоены благодаря применению принципа Ле Шателье, созданию оптимальных условий (синтез аммиака, производства серной и азотной кислот, метанола и др.)

IIIА ГРУППА. АЛЮМИНИЙ, ЕГО СВОЙСТВА И СОЕДИНЕНИЯ

Элементы IIIА группы имеют электронную конфигурацию внешнего уровня

n s2p1

Поэтому их обычная степень окисления +3, может быть +1 (особенно у Tl).

28

Сверху вниз в группе в связи с увеличением атомного радиуса и ослаблением связи внешних электронов с ядром закономерно ослабляются неметаллические свойства и усиливаются металлические.

Наиболее важным в хозяйстве является алюминий, третий по распространенности в литосфере и первый среди металлов. Получают с 1886 г электролизом раствора-расплава Al2O3 в криолите, tº=950ºС.

Al2O3 ↔ 2Al3+ +3O2- 2Al3+ + 6е =2Alº 3O2- - 6е = 3Oº

Суммарное уравнение: 2Al2O3= 4Alº+3O2↑

Анод приходится обновлять, так как он постепенно выгорает:

C + O2 = CO2↑

Из электролитической ванны расплав алюминия отсасывают вакуумковшом. Ток 6 – 7в, силой 15000А и более. По значимости и объёму выплавки алюминий занимает 2 место после железа. Физические свойства: серебристо-белый, лёгкий (ρ0=2,7г/см3), относительно легкоплавкий (tºпл.= 660ºC), очень ковкий и электропроводящий металл.

Химические свойства: серебристый глянец довольно быстро тускнеет – образуется оксидная плёнка

4Al + 3O2 → 2Al2O3

Эта пленка защищает активный алюминий от коррозии. Но если плёнку разрушить (амальгамировать Al), то он реагирует даже с водой:

2Al + 6HOH → 2Al(OH)3↓ + 3H2↑

Алюминий проявляет амфотерные свойства: 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] +3H2↑

Концентрированная HNO3 пассивирует алюминий, поэтому её транспортируют в алюминиевых цистернах. Важнейшие соединения алюминия тоже амфотерны.

Al2O3 корунд, глинозём ─ выплавка алюминия, абразивные материалы, искусственные рубины, сапфиры, пр-во лазеров.

Al(OH)3 – в медицине («Алмагель» и др.)

Сам алюминий применяется для изготовления посуды, фольги, конденсаторов, электрических проводов, в металлотермии, но особенно много в виде сплавов (дюраль, силумин и др.) в транспортном машиностроении.

АЛКАНАЛИ ИЛИ АЛЬДЕГИДЫ: HCOH И CH3COH

Алканали или альдегиды (алкоголи, то есть спирты, дегидрированные) – это продукты замещения в углеводородах атома водорода на альдегидную группу.

Двойная связь сильно поляризована и этим объясняются высокая реакционноспособность и многочисленные реакции присоединения у данных веществ.

Названия алканалей производят от названия соответствующего алкана. Сохраняется и историческая (тривиальная) номенклатура. Изомерия альдегидов связана с изомерией углеводородного

29

скелета в радикале. Наиболее важные представители данного класса – формальдегид и ацетальдегид.

РАСТВОРЫ. ИХ ЗНАЧЕНИЕ В МЕДИЦИНЕ И БИОЛОГИИ

Растворы - это гомогенные (однородные) системы переменного состава, состоящие из двух или

более компонентов.

Чаще всего растворы состоят из двух компонентов - растворителя и растворённого вещества, которое может быть твёрдым, жидким или газообразным. Растворителем считается то вещество, которое при смешивании с другим веществом не меняет своего агрегатного состояния. Если оба компонента остаются при смешивании в той же фазе, то растворителем является тот, которого больше. Чаще всего растворителем служит вода (может быть спирт, ацетон и др.). Частицы растворённого вещества< 1 10-9 м, их не удаётся обнаружить под микроскопом, они легко проходят через обычные фильтры и не рассеивают света. Всё это признаки истинных растворов. ( Жидкие растворыспирт в воде, соли, щёлочи, кислоты в воде; газообразныевоздух, промышленные газовые смеси; твёрдыесплавы бронза, латунь, ювелирное золото).

Характеристикой любого раствора является его состав. Существуют разные способы численного выражения состава.

а) Массовая доля растворенного вещества w (или ω) – это отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Обычно выражают в %.

б) Молярная концентрацияэто отношение количества растворенного вещества к объему раствора; в моль/л:

CM = n / V

Обозначения молярной концентрации: 1М, 2М, 3М и т. д.

0,1М называется децимолярный, 0,01М — сантимолярный, а 0,001М — миллимолярный растворы. Различные вещества растворяются в воде по-разному.

Растворимость — это свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе,

например в спирте С2Н5ОН.

По растворимости можно выделить три группы веществ:

o Хорошо растворимые - HCl, NH3, C2H5OH, NaOH, KNO3, H2SO4 и многие другие. o Мало растворимые- O2, N2, C6H6, CaSO4.

o Практически нерастворимыеблагородные газы He, Ne и др., масла, стекло, Аu.

Надо помнить, что абсолютно нерастворимых веществ не бывает: даже Au - чуточку растворяется . Данные о растворимости ионных соединений можно узнать в Таблице растворимости. Количественно растворимость выражается числом граммов вещества, которое растворяется в 100 г растворителя при данной t˚- коэффициент растворимости или просто растворимость. Растворимость газов и жидкостей в воде при повышении t˚ уменьшается, а твёрдых веществ - повышается (бывают и исключения: NaCl - растворимость повышается незначительно, Ca(OH)2 - уменьшается при нагревании).

Т.е. растворимость зависит от природы веществ и температуры. Наглядно растворимость веществ показывают кривые растворимости.

Давление влияет на растворимость газов и не оказывает влияния на растворимость твёрдых веществ. При повышении давления растворимость газов увеличивается. Особенно наглядно это видно на примере растворимости CO2 (шипучие напитки).

Растворы бывают:

o ненасыщенные - содержание вещества в растворе ниже растворимости;

oнасыщенные – содержат столько растворённого вещества, сколько его может содержаться при данной t˚ , каждая новая порция выпадает в осадок;

oпересыщенные – образуются при осторожном охлаждении насыщенных при высокой t˚ растворов. При внесении в такой раствор кристаллика, пылинки или при встряхивании может происходить мгновенная кристаллизация.

(грубая характеристика растворов: концентрированный – содержит много вещества, разбавленный – содержит мало вещества).

30