4.Пересыщенные растворы

Растворимость большинства веществ уменьшается с уменьшением температуры, поэтому при охлаждении горячих насыщенных растворов избыток растворенного вещества обычно выделяется. Если производить охлаждение осторожно и медленно, защитив при этом раствор от возможного попадания в него частиц растворенного вещества извне, то выделения его из раствора может и не произойти. В этом случае получится раствор, содержащий значительно больше растворенного вещества, чем его требуется для насыщения при данной температуре. Такие растворы называются пересыщенными. В спокойном состоянии они годами могут оставаться без изменения. Но стоит только бросить в раствор кристаллик того вещества, которое в нем растворено, как тотчас же вокруг него начинают расти другие кристаллы и через короткое время весь избыток растворенного вещества выкристаллизовывается.

Растворы электролитов. Теория электролитической диссоциации.

1.В 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус впервые объяснил поведение солей, кислот и оснований в водных растворах. Свойства растворов этих веществ отличаются от свойств растворов других веществ и не подчиняются законам разбавленных растворов.

Водные растворы солей, кислот и оснований обладают одной особенностью – они проводят электрический ток. При этом безводные твердые соли и основания, а также безводные кислоты тока не проводят; почти не проводит тока и чистая вода. Очевидно, что при растворении в воде подобные вещества подвергаются каким-то глубоким изменениям, которые и обусловливают электропроводность получаемых растворов.

Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на ионы, и водные растворы которых проводят электрический ток, называются электролитами. К ним относятся кислоты, основания и соли.

Аррениус выдвинул ряд предположений, которые в дальнейшем были развиты в теорию электролитической диссоциации.

Согласно этой теории, при растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы. Распад молекул электролитов на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией.

Положительно заряженные ионы называются катионами (к ним относятся ионы водорода и металлов). Отрицательно заряженные ионы называются анионами (ионы кислотных остатков и гидроксильные ионы). Как и молекулы растворителя, ионы в растворе находятся в состоянии неупорядоченного теплового движения.

Процесс электролитической диссоциации изображают, пользуясь химическими уравнениями.

Например, диссоциация соляной кислоты HCl выразится уравнением:

Диссоциация поваренной соли:

Заряд иона соответствует валентности элемента в данном соединении. Но не весь электролит диссоциирует в воде на ионы. Поэтому введено понятие степени диссоциации.

Степенью диссоциации электролита называется отношение числа молекул, распавшихся в данном растворе на ионы, к общему числу его молекул в растворе.

Электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы почти полностью и понятие степени диссоциации к ним практически не применимо. Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами.

К сильным электролитам принадлежат почти все соли; из важнейших кислот и оснований к ним относятся

КИСЛОТЫ: HNO₃ - азотная

HClO₄ - хлорная

HCl - соляная или хлористоводородная

ОСНОВАНИЯ: KOH - гидроокись калия

NaOH - гидроокись натрия

BaOH - гидроокись бария

К слабым электролитам относятся

КИСЛОТЫ: H₂CO₃ - уголньая

H₃PO₄ - ортофосфорная

HCN - синильная или цианистоводородная

H₂SiO₃ - кремниевая