Растворы і растворимость

РОЗЧИНИ. РАСТВОРИМОСТЬ.

Якщо посудину із жовтою водою помістити кристали кухонної солі, цукру чи перманганату калію (марганцівки), ми можемо спостерігати, як збільшується кількість твердого речовини поступово зменшується. У цьому вода, у яке було додано кристали, набуває нових властивостей: в неї з’являється солоний чи солодкий смак (у разі марганцівки з’являється малинова забарвлення), змінюється щільність, температура замерзання тощо. Отримані рідини вже можна назвати водою, навіть якщо вони не від води по зовнішнім виглядом (як у з сіллю і цукром). Це — розчини.

Розчини — однорідна багатокомпонентна система, що складається з розчинника, растворённых речовин і продуктів їх взаимодействия.

Розчини не відстоюються і збережуться постійно однорідними. Якщо розчин профільтрувати через самий щільний фільтр, то сіль, ні цукор, ні марганцевокислый калій вдасться відокремити від води. Отже, ці речовини у питній воді роздроблені до найбільш дрібних частинок — молекул. Молекули можуть знову зібратися в кристали тільки тоді ми, ми выпарим воду. Отже, розчини — це молекулярні смеси.

По агрегатному стану розчини може бути рідкими (морська вода), газоподібними (повітря) чи твёрдыми (багато сплави металлов).

Розміри частинок в істинних розчинах — менш 10−9 м (порядку розмірів молекул).

Будь-який розчин складається з розчинника і розчиненої речовини. У наведених прикладах розчинником є вода. Не завжди обов’язково вода є розчинником. Наприклад, можна було одержати розчин води в сірчаної кислоті. Тут розчинником буде кислота. Можна приготувати і розчини кислоти в воде.

Із двох чи навіть кількох компонентів розчину розчинником є той, який узято й у більшій кількості і має саме агрегатний стан, як і розчин загалом. ** Існують розчини як рідкі, а й газові і навіть тверді. Наприклад, повітря — розчин кисню і ще кількох газів у азоті. Сплави металів є тверді розчини металів один одного. Гази, як ми знаємо, здатні розчинятися в воде.

Спробуймо розібратися у цьому, як відбувається розчинення речовин. Для цього поспостерігаємо, як розчиняється доданий в чай цукор. Якщо чай холодний, то цукор розчиняється повільно. Навпаки, якщо чай гарячий і розмішується ложечкою, то розчинення відбувається быстро.

Потрапляючи в воду, молекули цукру, що перебувають у поверхні кристалів цукрового піску, утворюють з молекулами води донорно-акцепторные (водневі) зв’язку. У цьому з одного молекулою цукру пов’язується кілька молекул води. Теплове рух молекул води змушує пов’язані із нею молекули цукру відриватися від кристала і переходити в товщу молекул розчинника (рис. 7−2).

Рис. 7−2. Молекули цукру (білі кружечки), що перебувають у поверхні кристала цукру, оточені молекулами води (темні кружечки). Між молекулами цукру й води виникають водневі зв’язку, внаслідок чого молекули цукру відриваються від поверхні кристала. Молекули води, не пов’язані з молекулами цукру, малюнку не показані. Молекули цукру, які з кристала в розчин, можуть пересуватися по всьому об'єму розчину разом із молекулами води завдяки тепловому руху. Це називається дифузією. Дифузія відбувається повільно, тому близько поверхні кристалів перебуває надлишок вже відірваних від кристала, але ще диффундировавших в розчин молекул цукру. Вони заважають новим молекулам води підійти до кристала, щоб зв’язатися з його молекулами водневими зв’язками. Якщо розчин перемішувати, то дифузія відбувається інтенсивніше і розчинення цукру йде швидше. Молекули цукру розподіляються рівномірно і розчин стає однаково солодким з усього обсягу. Кількість молекул, здатних перейти в розчин, часто обмежена. Молекули речовини як залишають кристал, а й знову приєднуються до кристалу з розчину. Поки кристалів відносно небагато, більше молекул переходить в розчин, ніж повертається потім із нього — йде розчинення. Але якщо розчинник перебуває у контакту з велику кількість кристалів, то число що йдуть і повертаються молекул стає однаковим й у зовнішнього спостерігача розчинення прекращается.

Ненасичені, насичені і перенасичені растворы.

Якщо молекулярні чи іонні частки, распределённые в рідкому розчині є у ньому стільки ж, що з умовах не відбувається подальшого розчинення речовини, розчин називається насиченим. (Наприклад, якщо помістити 50 р NaCl м H2O, то, при 20єC розчиниться лише 36 р соли).

Насиченим називається розчин, що у динамічній рівновазі з головою растворённого вещества.

Помістивши м води при 20єC менше 36 р NaCl ми матимемо ненасичений раствор.

При нагріванні суміші солі із жовтою водою до 100 °C відбудеться розчинення 39,8 р NaCl м води. Якщо тепер видалити з розчину нерастворившуюся сіль, а розчин обережно остудити до 20єC, надлишок солі який завжди випадає в осад. І тут ми маємо справу з перенасиченим розчином. Перенасичені розчини дуже нестійкі. Помішування, струшування, додавання крупинок солі може викликати кристалізацію надлишку солі і перехід у насичене стійке стан. Ненасичений розчин — розчин, у якому менше речовини, ніж у насиченому. Перенасичений розчин — розчин, у якому більше речовини, ніж у насиченому.

Розчинення як фізико-хімічний процесс.

Розчини утворюються при взаємодії розчинника і растворённого речовини. Процес взаємодії розчинника і растворённого речовини називається сольватацией (якщо розчинником є вода — гидратацией). Розчинення протікає із заснуванням різних за форми і міцності продуктів — гідратів. У цьому беруть участь сили, як фізичної, і хімічної природи. Процес розчинення внаслідок що така взаємодій компонентів супроводжується різними тепловими явищами. Енергетичної характеристикою розчинення є теплота освіти розчину, розглянута як алгебраїчна сума теплових ефектів всіх ендоі екзотермічних стадій процесу. Найбільшими у тому числі є: — які поглинають тепло процеси — руйнація кристалічною ґрати, розриви хімічних зв’язків в молекулах; - які виділяють тепло процеси — освіту продуктів взаємодії растворённого речовини з розчинником (гідрати) та інших. Якщо енергія руйнації кристалічною грати менше енергії гідратації растворённого речовини, то розчинення йде із теплоти (спостерігається розігрівання). Так, розчинення NaOH — экзотермический процес: на руйнація кристалічною ґрати витрачається 884 кДж/моль, а при освіті гидратированных іонів Na+ і OHвиділяється відповідно 422 і 510 кДж/моль. Якщо енергія кристалічною ґрати більше енергії гідратації, то розчинення протікає з поглинанням теплоти (при приготуванні водного розчину NH4NO3 спостерігається зниження температури).

Растворимость.

Ми говоримо: «цукор розчиняється у питній воді добре «чи «крейда погано розчиняється у питній воді «. Але й кількісно оцінити здатність одного чи іншого речовини до розчинення чи, інакше кажучи, розчинність речовини. Розчинність — називається здатність речовини розчинятися у цьому чи іншому розчиннику. Мірою розчинності речовини при умовах є його вміст у насиченому розчині. Якщо 100 р води розчиняється понад десять р речовини, то таку речовину називають добре розчинним. Якщо розчиняється менш 1 р речовини — речовина малорастворимо. Нарешті, речовина вважають практично нерастворимым, тоді як розчин переходить менш 0,01 р речовини. Абсолютно нерозчинних речовин немає. Розчинність, виражена з допомогою маси речовини, що може розчинитися м води при даної температурі, називають також коефіцієнтом розчинності. Як приклад наведемо розчинність (в грамах речовини на 100 р води при кімнатної температурі) кількох речовин: твердих, рідких і газоподібних, серед яких огородження на багатьох схожі хімічні формули (таблиця 7−2). Таблиця 7- 2. Розчинність деяких речовин, у воді при кімнатної температурі, розчинність більшості (але з всіх!) твердих речовин з збільшенням температури збільшується, а розчинність газів, навпаки, зменшується. Це було пов’язано насамперед із тим, що молекули газів при тепловому русі здатні залишати розчин набагато легше, ніж молекули твердих речовин. **Якщо вимірювати розчинність речовин в різних температурах, то виявиться, що навколо лише речовини помітно змінюють свою розчинність в залежність від температури, інші - невідь що сильно (див. табл. 7−3).

|Название |Формула |Агрегатний |Розчинність | |речовини | |стан |(г/100 р води) | |Сірчана |H2SO4 |рідина |будь-яке | |кислота | | |кількість | |Хлористий |HCl |газ |71,9 | |водень | | | | |Хлорид натрия|NaCl |кристал. |35,9 | |Сульфат міді |CuSO4? |кристал. |20,7 | | |5H2O | | | |Сульфат |CaSO4 |кристал. |0,2 | |кальцію | | | | |Тетрахлорид |CCl4 |рідина |0,08 | |вуглецю | | | | |Сульфат бария|BaSO4 |кристал. |0,23 | |Хлорид |AgCl |кристал. |0,15 | |срібла | | | |.

Если отримані в дослідах значення завдати на осі координат, то виходять звані криві розчинності різних речовин (рис. 7−3). Ці криві мають практичного значення. Ними легко дізнатися, скільки речовини (наприклад, KNO3) випаде в осад при охолодженні до 20 З насиченого розчину, приготовленого при 80° З. |. Речовина |Температура, ° З | | |0 |20 |50 |80 |100 | |KBr |53,5 |65,2 |80,8 |94,6 |103,3 | |NaCl |35,7 |35,9 |36,8 |38,1 |39,4 | |CaSO4 |0,176|0,206|0,180|0,102|0,066 |.

Таблиця 7−3. Вплив температури на розчинність деяких твердих речовин. У таблиці приведено розчинність в г/100 р воды.

[pic].

Рис. 7−3. Криві розчинності твердих (чи газоподібних (б) речовин. З допомогою таких операцій очищають речовини. Річ у тім, що з охолодженні ненасыщенного розчину утворюється насичений розчин, але насичений по основному речовини, якого найбільше, а чи не по домішкам. Тому, за охолодженні в осад випадає один чисте речовина, а домішки (разом із частиною речовини) залишаються у розчині. Чисті кристали отфильтровывают від охолодженого, забрудненого домішками розчину. Такий спосіб очищення називається ПЕРЕКРИСТАЛЛИЗАЦИЕЙ. Так очищають, наприклад, багато лікарські препараты.

Гранична розчинність багатьох речовин, у воді (в інших розчинниках) є постійну величину, відповідну концентрації насиченого розчину при даної температурі. вона є якісної характеристикою розчинності і наводиться в довідниках в грамах на 100 р розчинника (за певних умовах). Розчинність залежить від природи растворяемого речовини і розчинника, температури і тиску. Природа растворяемого речовини. Кристалічні речовини поділяються на:

P — добре розчинні (більш 1,0 р на 100 р воды);

M — малорастворимые (0,1 р — 1,0 р на 100 р води); М — нерозчинні (менш 0,1 р на 100 р води). (Дивися таблицю растворимости).

Природа розчинника. При освіті розчину зв’язок між частинками кожного з компонентів замінюються зв’язками між частинками різних компонентів. Щоб нові зв’язку могли утворитися, компоненти розчину повинен мати однотипні зв’язку, тобто. бути однієї природи. Тому іонні речовини розчиняються в полярних розчинниках й погано в неполярных, а молекулярні речовини — навпаки. Вплив температури. Якщо розчинення речовини є экзотермическим процесом, те з підвищенням температури його розчинність зменшується (Например, Ca (OH)2 у питній воді) і навпаки. Більшість солей характерно збільшення розчинності при нагріванні. Практично всі гази розчиняються із тепла. Розчинність газів у рідинах на підвищення температури зменшується, і з зниженням увеличивается.

[pic] Вплив тиску. З підвищенням тиску розчинність газів у рідинах збільшується, і з зниженням уменьшается.

КОНЦЕНТРАЦІЯ РАСТВОРОВ.

Засоби виражальності концентрації растворов.

Є різноманітні способи висловлювання складу розчину. Найчастіше використовують масову частку растворённого речовини, молярную і нормальну концентрацію. Масова частка растворённого речовини w (B) — це безрозмірна величина, рівна відношенню маси растворённого речовини до спільної масі розчину m: w (B)= m (B) / m.

Молярная концентрація C (B) показує, скільки міль растворённого речовини міститься у 1 літрі раствора.

C (B) = n (B) / V = m (B) / (M (B) • V), де М (B) — молярная маса розчиненої речовини г/моль. Концентрацію розчину можна сформулювати кількістю молей растворённого речовини в 1000 р розчинника. Такий вираз концентрації називають моляльностью розчину. Нормальність розчину позначає число грамм-эквивалентов даного речовини щодо одного літрі розчину чи число миллиграмм-эквивалентов щодо одного мілілітрі розчину. Грамм — еквівалентом речовини називається кількість грамів речовини, чисельно однакову його еквівалентом. Для складних речовин — на цю кількість речовини, відповідне безпосередньо чи опосередковано при хімічних перетвореннях 1 грамові водню чи 8 грамам кислорода.

Эоснования = Моснования / число замещаемых у реакції гідроксильних групп.

Экислоты = Мкислоты / число замещаемых у реакції атомів водорода.

Эсоли = Мсоли / добуток кількості катионів з його заряд.

Величини нормальності позначають буквою «М ». Наприклад, децинормальный розчин сірчаної кислоти позначають «0,1 М розчин H2SO4 ». Оскільки нормальність може бути оцінена лише даної реакції, в різних реакціях величина нормальності однієї й тієї ж розчину може бути неоднаковою. Так, одномолярный розчин H2SO4 буде однонормальным, що він призначається для реакції зі щёлочью із заснуванням гидросульфата.

NaHSO4, і двухнормальным у реакції із заснуванням Na2SO4.

Перерахунок концентрацій розчинів лише з одиниць на другие.

При перерахунку відсоткової концентрації в молярную і навпаки, необхідно пам’ятати, що відсоткова концентрація розраховується на певну масу розчину, а молярная і нормальна — на обсяг, для перерахунку треба зазначити щільність розчину. Якщо ми позначимо: з — відсоткова концентрація; M — молярная концентрація; N — нормальна концентрація; е — еквівалентна маса,? — щільність розчину; m — мольная маса, то формули для перерахунку з відсоткової концентрації будуть следующими:

M = (з • p • 10) / m.

N = (з • p • 10) / е Ці ж формулами можна скористатися, коли потрібно перелічити нормальну чи молярную концентрацію на відсоткову. Іноді в лабораторної практиці доводиться перераховувати молярную концентрацію в нормальну і навпаки. Якщо еквівалентна маса речовини дорівнює мольной масі (Наприклад, для HCl, KCl, KOH), то нормальна концентрація дорівнює молярной концентрації. Так, 1 зв. розчин соляної кислоти буде одночасно 1 M розчином. Проте більшості сполук еквівалентна маса не дорівнює мольной і, отже, нормальна концентрація розчинів цих речовин не дорівнює молярной концентрації. Для перерахунку з однієї концентрації до іншої можна використовувати формулы:

M = (N • Еге) / m.

N = (M • m) / Э.

| Розчинність твердих речовин |.

Растворимость речовин, є твердими за нормальної температури розчинення, виражена через масовий коефіцієнт розчинності k (в грамах безводного речовини на 100 р води). Зазвичай, розчинність приведено у холодній (20 °З) та гарячої воді (80 З), інша температура зазначена верхнім індексом, причому значок * відповідає інтервалу кімнатної температури (18−25° З). Прочерк відповідає повного розкладанню речовини водою. Багатокрапку означає відсутність данных.

|Вещество |k, 20° |k, 80° |Речовина |k, 20° |k, 80° | |AgF |172 |216 |KNO2 |306,7 |376 | |AgNO3 |227,9 |635,3 |KNO3 |31,6 |168,8 | |AlCl3 |45,9 |48,6 |KOH |112,4 |162,5 | |Al2(SO4)3 |36,4 |73,1 |K3PO4 |98,5 |178,560 | |B (OH)3 |4,87 |23,54 |K2SO3 |107,0 |111,5 | |BaCl2 |36,2 |52,2 |K2SO4 |11,1 |21,4 | |Ba (OH)2 |3,89 |101,4 |K2S2O6(O2) |4,7 |11,040 | |BaS |7,86 |49,91 |LiCl |84,525 |112,3 | |BeCl2 |72,8 |77,030 |LiOH |12,8 |15,3 | |BeSO4 |39,1 |67,2 |Li2SO4 |34,7 |31,975 | |CaCN2 |2,5025 |- |MgCl2 |54,8 |65,8 | |CaCl2 |74,5 |147,0 |MgSO4 |35,1 |54,8 | |Ca (ClO)2 |33,325 |- |MnCl2 |73,9 |112,7 | |Ca (NO3)2 |129,3 |358,7 |MnSO4 |62,9 |45,6 | |CdCl2 |113,4 |140,4 |(NH4)2CO3 |10 015 |- | |CdSO4 |76,4 |67,2 |NH4Cl |37,2 |65,6 | |CrCl3 |34,925 |- |N2H5Cl |17 925 |… | |Cr2(SO4)3 |6425 |… |NH4 °F |82,6 |117,6 | |CsCl |186,5 |250 |NH4HCO3 |21,7 |- | |CsOH |385,615 |30 330 |NH4HS |128,10 |- | |CuCl2 |72,7 |96,1 |NH4NCS |170 |431 | |CuSO4 |20,5 |55,5 |NH4NO3 |192,0 |580,0 | |FeCl2 |68 |90,7 |(NH3OH)Cl |83 |194 | |FeCl3 |91,9 |- |(NH4)2SO4 |75,4 |94,1 | |Fe (NH4)2(SO4)2 |26,4 |5270 |Na2B4O7 |2,5 |24,3 | |FeSO4 |26,6 |43,7 |Na2CO3 |21,8 |45,1 | |Fe2(SO4)3 |440* |- |NaCl |35,.9 |38,1 | |H2C2O4 |9,52 |84,5 |NaClO |53,4 |129,950 | |H2(PHO3) |69 430 |… |NaClO2 |64 |12 260 | |H3PO4 |548 |… |NaClO3 |95,9 |203,9100 | |H2SeO4 |566,6 |275 350 |NaClO4 |21 125 |30 075 | |H6TeO6 |50,0530 |106,4 |NaHCO3 |9,59 |20,2 | |HgCl |6,59 |24,2 |NaH2PO4 |85,2 |207,3 | |K[Ag (CN)2] |25 |100 |Na2HPO4 |7,660 |92,4 | |KAl (SO4)2 |5,9 |71,0 |NaHSO4 |28,6 |50 100 | |K[Au (CN)2] |14* |200 |NaNO2 |82,9 |135,5 | |KBr |65,2 |94,6 |NaNO3 |87,6 |149 | |KBrO3 |6,87 |34,28 |NaOH |108,7 |314 | |KCN |69,9 |99,8 |Na (PH2O2) |8325 |554 100 | |K2CO3 |111,0 |139,2 |Na2(PHO3) |4190 |… | |KCl |34,4 |51,1 |Na3PO4 |14,525 |68,0 | |KClO3 |7,3 |37,6 |Na2S |18,6 |49,2 | |K2CrO4 |63,0 |75,1 |Na2SO3 |26,1 |29,0 | |K2Cr2O7 |12,48 |73,01 |Na2SO4 |19,2 |43,3 | |KCr (SO4)2 |12,5125 |… |Na2(SO3S) |70,1 |229 | |KF |94,93 |150,1 |NiCl2 |64,0 |86,275 | |K3[Fe (CN)6] |46,0 |81,8 |NiSO4 |38,4 |66,7 | |K4[Fe (CN)6] |28,0 |67,0 |Pb (NO3)2 |52,2 |107,4 | |KHCO3 |33,3 |68,370 |RbCl |91,1 |127,2 | |K (HF2) |39,2 |114 |RbOH |17 915 |28 247 | |KH2PO4 |22,6 |70,4 |SnCl2 |269,815 |- | |K2HPO4 |159,8 |267,563 |SnSO4 |18,819 |- | |KI |144,5 |190,7 |SrCl2 |53,1 |93,1 | |KIO3 |8,1 |24,8 |TlNO3 |9,55 |111 | |KMnO4 |6,36 |2565 |TlOH |34,318 |126,190 | |KCN |69,9 |99,8 |ZnCl2 |367 |549 | |KNCS |217 |40 867 |ZnSO4 |54,1 |67,2 |.

Дисперсні і колоїдні системи. Растворы Дисперсные системи. У природі й техніці часто зустрічаються дисперсні системи, у яких одне речовина рівномірно розподілено як частинок всередині іншого речовини. У дисперсних системах розрізняють дисперсную фазу — мелкораздробленное речовина і дисперсионную середу — однорідне речовина, у якому розподілено дисперсная фаза. Наприклад, у мутній воді, що містить глину, дисперсною фазою є тверді частинки глини, а дисперсионной середовищем — вода; в тумані дисперсная фаза — частинки рідини, дисперсійна середовище — повітря; в димі дисперсная фаза —- тверді частинки вугілля, дисперсійна середовище — повітря; в молоці — дисперсная фаза — частинки жиру, дисперсійна середовище — рідина й т. буд. До дисперсним системам ставляться звичайні (істинні) розчини, колоїдні розчини, і навіть суспензії і емульсії. Вони відрізняються одна від друга колись всього розмірами частинок, т. е. ступенем дисперсности (роздробленості). Системи з розміром частинок менш 1 нм є — істинні розчини, які з молекул чи іонів розчиненої речовини. Їх слід розглядати, як однофазную систему. Системи з розмірами частинок понад сотню нм — це грубодисперсные системи — суспензії і емульсії. Суспензії — це дисперсні системи, у яких дисперсною фазою є тверду речовину, а дисперсионной середовищем — рідина, — причому тверде речовина практично нерастворимо в рідини. Щоб приготувати суспензію, треба речовина подрібнити до тонкого порошку, висипати в рідина, у якій речовина не розчиняється, і добре збовтати (наприклад, агітація глини у питній воді). Згодом частинки випадуть на дно судини. Вочевидь, що менше частинки, тим довше зберігатиметься суспензія. Емульсії — це дисперсні системи, де й дисперсная фаза і дисперсійна середовище є рідинами, взаємно не смешивающихся. З води та олії можна приготувати емульсію тривалим струшуванням суміші. Прикладом емульсії є молоко, у якому дрібні кульки жиру плавають в рідини. Суспензії і емульсії — двухфазные системи. Колоїдні системи. Колоїдні розчини — це высокодисперсные двухфазные системи, які з дисперсионной середовища проживання і дисперсною фази, причому лінійні розміри частинок останньої лежать у межах від 1 до 100 нм. Як видно, колоїдні розчини за величиною частинок є проміжними між істинними розчинами і суспензиями і емульсіями. Колоїдні частки зазвичай складаються із великої числа молекул чи іонів. Колоїдні розчини інакше називають золями. Їх отримують дисперсионными і конденсационными методами. Диспергирование найчастіше виробляють з допомогою особливих «колоїдних млинів». При конденсаційному методі колоїдні частки утворюються з допомогою об'єднання атомів чи молекул в агрегати. Тож якщо порушити у питній воді дугового електричний розряд між двома дротами з срібла, то пари металу конденсуються в колоїдні частки. При протікання багатьох хімічних реакцій також відбувається конденсація і утворюються высокодисперсные системи (випадання опадів, перебіг гідролізу, окислювально-відновні реакції тощо.). Золі мають також низку специфічних властивостей, які докладно вивчає колоїдна хімія. Золі залежно від розмірів частинок може мати різну забарвлення, а й у істинних розчинів вона однакова. Наприклад, золі золота може бути синіми, фіолетовими, вишневими, рубиново-красными. На відміну від істинних розчинів для золей характерний ефект Тиндаля, т. е. розсіювання світла коллоидными частинками. При пропущенні через сонце пучка світла з’являється світлий конус, видимий в затемненому приміщенні. Так розпізнати, є даний розчин коллоидным чи істинним. Однією з важливих властивостей золей і те, що й частки мають електричні заряди одного знака. Завдяки цьому де вони з'єднуються в більші частинки й не глушаться. У цьому частки одних золей, наприклад металів, сульфидов, кремнієвої і олов’яної кислот, мають негативний заряд, інших, наприклад гидроксидов, оксидів металів, — позитивного заряду. Виникнення заряду пояснюється адсорбцией коллоидными частинками іонів з розчину. Для осадження золя необхідно, що його частки з'єдналися на більш великі агрегати. Поєднання частинок до більших агрегати називається коагуляцией, а осадження їх під впливом сили тяжкості — седиментацией. Зазвичай коагуляція відбувається за додаванні до золю: 1) електроліту, 2) іншого золячи, частки якої мають протилежний заряд, і трьох) при нагріванні. При певних умов коагуляція золей призводить до утворення драглистої маси, званої гелем. І тут всю масу колоїдних частинок, пов’язуючи розчинник, перетворюється на своєрідне полужидкоеполутвердое стан. Від гелів слід відрізняти холодці — розчини високомолекулярних речовин, у низькомолекулярних рідинах (системи гомогенні). Їх можна отримати роботу при набряканні твердих полімерів в певних рідинах. Значення золей виключно велике, оскільки вони більше поширені, ніж істинні розчини. Протоплазма живих клітин, кров, соки рослин — усе це складні золі. З золями пов’язано отримання штучних волокон, чинбарня шкір, фарбування, виготовлення клеїв, лаків, плівок, чорнила. Багато золей в грунті, і вони теж мають першочергового значення на її родючості. Розчини. Розчинами називаються гомогенні (однорідні) системи, містять щонайменше двох речовин. Т. е. можуть існувати розчини твердих, рідких і газоподібних речовин, у рідких розчинниках, і навіть однорідні суміші (розчини) твердих, рідких і газоподібних речовин. Найбільше значення мають рідкі суміші, у яких розчинником є рідина. Механізм освіти розчинів. Процес розчинення твердих речовин, у рідинах можна так: під впливом розчинника від поверхні твердого речовини поступово відриваються окремі іони чи молекули і рівномірно розподіляються з усього обсягу розчинника. Якщо розчинник зтикається з велику кількість речовини, то кілька днів розчин стає насиченим. Отже, у процесі розчинення частки (іони чи молекули) растворяемого речовини під впливом хаотично рухомих частинок розчинника переходить до розчин, створюючи якісно нову однорідну систему. Розчинення речовин супроводжується тепловим ефектом: виділенням, чи поглинанням теплоти — залежно від природи речовини. При розчиненні в воді, наприклад, гидроксида калію, сірчаної кислоти спостерігається сильне розігрівання розчину, тобто. виділення теплоти, а при розчиненні нітрату амонію — сильне охолодження розчину, тобто. поглинання теплоти. У першому разі здійснюється экзотермический процес (? М < 0), у другому — эндотермический (? H > 0). Теплота розчинення? H — на цю кількість теплоти, яке вирізняється чи поглощающееся при розчиненні 1 міль речовини. Так, для гидроксида калію? Н0 = -55,65 кДж/моль, а нітрату амонію? Н0 = +26,48 кДж/моль. Через війну хімічного взаємодії розчиненої речовини з розчинником утворюються сполуки, котрі називають сольватами (чи гидратами, якщо розчинником є вода). Освіта таких сполук ріднить розчини з хімічними сполуками. Сольваты (гідрати) утворюються з допомогою донорно-акцепторного, ион-дипольного взаємодії, з допомогою водневих зв’язків, і навіть дисперсионного взаємодії (у разі розчинів родинних речовин, наприклад бензолу і толуолу). Особливо схильні до гідратації (з'єднанню із жовтою водою) іони. Іони приєднують полярні молекули води, унаслідок цього утворюються гидратированные іони. Тому, наприклад, в розчині іон міді (II) блакитний, в безводному сульфате міді він безбарвний. Чимало з подібних таких сполук слабкі і легко розкладаються при виділенні в вільному вигляді, однак у деяких випадках утворюються міцні сполуки, які можна легко виділення з розчину кристалізацією. При цьому випадають кристали, містять молекули води. Кристалічні речовини, містять молекули води, називаються кристаллогидратами, а вода, входила до складу кристаллогидратов, називається кристаллизационной. Кристаллогидратами є багато природні мінерали. Ряд речовин (зокрема і органічні) виходять в чистому вигляді лише у формі кристаллогидратов. Отже, розчинення — як фізичний, а й хімічний процес. Розчини утворюються шляхом взаємодії частинок розчиненої речовини з частинками розчинника. Розчинність речовин. По розчинності у питній воді все речовини діляться втричі групи: 1) добре розчинні, 2) малорастворимые і трьох) практично нерозчинні. Останні називають також нерозчинними речовинами. Проте треба сказати, що цілком нерозчинних речовин немає. Якщо опустити в воду скляну паличку чи уламок золота чи срібла, то в мізерно малих кількостях все-таки розчиняються у питній воді. Як відомо, розчини срібла чи золота у питній воді вбивають мікробів. Скло, срібло, золото — це приклади практично нерозчинних у питній воді речовин (тверді речовини). До них слід також віднести гас, олію (рідкі речовини), шляхетні гази (газоподібні речовини). Прикладом малорастворимых у питній воді речовин можуть бути гіпс, сульфат свинцю (тверді речовини), диэтиловый ефір, бензол (рідкі речовини), метан, азот, кисень (газоподібні речовини). Багато речовини у питній воді розчиняються дуже добре. Прикладом таких речовин можуть бути цукор, мідний купорос, гидроксид натрію (тверді речовини), спирт, ацетон (рідкі речовини), хлороводород, аміак (газоподібні речовини). З прикладів слід, що розчинність залежить від природи речовин. З іншого боку, вона залежить також від температури і тиску. Сам процес розчинення обумовлений взаємодією частинок розчинної речовини і розчинника; це мимовільний процес. По співвідношенню переважання числа частинок, які у розчин і удаляющихся з розчину, розрізняють розчини насичені, ненасичені і пересыщенные. З іншого боку, по відносним кількостям розчиненої речовини і розчинника розчини поділяють на розбавлені і концентровані. Розчин, у якому дане речовина при даної температурі большє нє розчиняється, т. е. розчин, що у рівновазі з растворяемым речовиною, називають насиченим, а розчин, де ще можна розчинити додаткове кількість даного речовини, — ненасыщенным.

———————————- [pic].