Что такое водный раствор

Водный раствор

Водный раствор — разновидность раствора, в которой растворителем служит вода. Будучи превосходным растворителем, именно вода используется для приготовления большинства растворов в химии.

Вещества, которые плохо растворяются в воде, называют гидрофобными (‘боящимися воды’), а хорошо в ней растворяющиеся — гидрофильными (‘любящими воду’). Примером типичного гидрофильного соединения может служить хлорид натрия (поваренная соль).

Если вещество образует водный раствор, который хорошо проводит электрический ток, то он называется сильным электролитом; в противном случае — слабым. Сильные электролиты в растворе почти полностью распадаются на ионы (α→1), а слабые практически не распадаются (α→0).

Вещества, растворяющиеся в воде, но не распадающиеся на ионы (то есть находящие в растворе в молекулярном состоянии), называются неэлектролитами (пример — сахар).

При выполнении расчётов в уравнениях реакций, где взаимодействует один или несколько водных растворов, часто необходимо знать молярную концентрацию растворимого вещества.

См. также

Литература

Полезное

Смотреть что такое «Водный раствор» в других словарях:

ВОДНЫЙ РАСТВОР — ВОДНЫЙ РАСТВОР, раствор, в котором растворяющим агентом служит вода. Вода растворяет многие поляризованные вещества, то есть ИОННЫЕ и КОВАЛЕНТНЫЕ соединения с молекулярными диполями, поскольку молекулы воды сами обладают полярностью, причем атомы … Научно-технический энциклопедический словарь

водный раствор — — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN aqueous solutionwater solutionws … Справочник технического переводчика

водный раствор — vandeninis tirpalas statusas T sritis Standartizacija ir metrologija apibrėžtis Tirpalas, kurio tirpiklis – vanduo. atitikmenys: angl. water solution vok. Wasserlösung, f rus. водный раствор, m pranc. solution aqueuse, f … Penkiakalbis aiškinamasis metrologijos terminų žodynas

водный раствор — vandeninis tirpalas statusas T sritis chemija apibrėžtis Tirpalas, kurio tirpiklis – vanduo. atitikmenys: angl. water solution rus. водный раствор … Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

водный раствор — vandeninis tirpalas statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. aqueous solution vok. Wasserlösung, f rus. водный раствор, m pranc. solution aqueuse, f … Fizikos terminų žodynas

Водный раствор аммиака (аммиачная вода) — бесцветная жидкость с резким специфическим запахом. При комнатной температуре и особенно при нагревании обильно выделяет аммиак. Предельно допустимая концентрация аммиака в воздухе 0,02 мг/куб. дм. Раствор аммиака обладает щелочной реакцией. … … Официальная терминология

водный раствор CaCl2 и BaCl2 плотностью от 1,42 до 1,82 г/см?, используемый в качестве пакерной жидкости и жидкости для заканчивания скважин — — [http://slovarionline.ru/anglo russkiy slovar neftegazovoy promyishlennosti/] Тематики нефтегазовая промышленность EN Heviwater II Packer and Completion Fluid … Справочник технического переводчика

водный раствор CaCl2 плотностью от 1,08 до 1,40 г/см?, используемый в качестве пакерной жидкости и жидкости для заканчивания скважин — — [http://slovarionline.ru/anglo russkiy slovar neftegazovoy promyishlennosti/] Тематики нефтегазовая промышленность EN Heviwater I Packer and Completion Fluid … Справочник технического переводчика

водный раствор поглотителя нейтронов — — [А.С.Гольдберг. Англо русский энергетический словарь. 2006 г.] Тематики энергетика в целом EN poison waterPW … Справочник технического переводчика

Источник

Что такое водный раствор

Ключевые слова конспекта: вода, физические и химические свойства воды, водные растворы.

Физические свойства воды

Чистая вода — прозрачная жидкость, без цвета, вкуса и запаха, плотность 1 кг/л, температура кипения 100 °С при 1 атм, температура плавления 0°С. У воды высокая удельная теплоемкость — 4,12 кДж/кг К), поэтому она долго нагревается и медленно остывает. У воды большая теплота испарения. На испарение 1 г воды требуется 2,25 кДж теплоты.

Атомы Н и О в молекуле воды соединены полярными ковалентными связями. На атоме водорода в молекуле Н₂О имеется небольшой положительный заряд δ+, а на атоме кислорода — небольшой отрицательный δ-. Поскольку молекула воды имеет уголковое строение, она представляет собой двухполюсную частицу — диполь: . Между молекулами воды существует межмолекулярная водородная связь: Н₂O ··· Н₂O.

Химические свойства воды

Вода реагирует со многими металлами по типу реакций замещения.

С наиболее активными металлами — от Li по Аl в ряду активности металлов при комнатной температуре протекают реакции замещения одного атома Н в молекуле Н₂O. С магнием реакция идет при нагревании, с алюминием — после снятия защитной оксидной пленки. В реакции образуются гидроксиды металлов — соединения, содержащие гидроксогруппу ОН, и водород:

2Li + 2Н₂O = 2LiOH + Н₂↑,
Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑.

Менее активные металлы — Zn, Mo, W, Fe — взаимодействуют с водой при высокой температуре (400-600 °С). В этих реакциях образуются оксиды металлов и водород:

Zn + Н₂O = ZnO + Н₂↑,
3Fe + 4Н₂O = Fe₃O₄ + 4Н₂↑

Вода реагирует с оксидами активных металлов (реакция гидратации). При этом получаются растворимые в воде гидроксиды металлов — щелочи:

Na₂O + Н₂O = 2NaOH,
СаО + Н₂O = Са(ОН)₂.

Вода соединяется с оксидами многих неметаллов. При этом получаются растворимые в воде гидроксиды неметаллов — кислоты:

СO₂ + Н₂O = Н₂СO₃,
SO₃ + Н₂O = H₂SO₄.

Гидролиз — это обратимая реакция обмена, например соли с водой. При этом происходит расщепление молекул воды на Н и ОН, которые входят в состав двух новых веществ:

К₂СO₃ + Н₂O = КНСО₃ + КОН,
РСl₃ + ЗН₂O = Н₃РО₃ + ЗНСl.

Вода в жизнедеятельности человека. Водные растворы

Вода — жизненная среда всех живых организмов. Человек живет на суше, но его организм на 65-70% состоит из воды. Все процессы в живой клетке осуществляются в водной среде. В сутки человеку необходимо 2 л питьевой воды. Кроме того, вода нужна, чтобы варить пищу, стирать белье, умываться. Большие количества пресной воды расходуются в промышленности и сельском хозяйстве (растворитель). Отметим, что соленая вода морей и океанов для этих целей непригодна. Доля пресной воды в общих запасах воды на Земле составляет менее 3% от всех водных ресурсов.

Вода — химический реагент. Соединяясь с оксидами активных металлов, вода образует щелочи, а в реакциях с оксидами неметаллов дает кислоты — два больших и важных в деятельности человека класса веществ. Один из способов синтеза этилового спирта (этанола) C₂H₅OH — реакция этилена С₂Н₄ с водой:

Временная или карбонатная жесткость вызвана присутствием растворенных гидрокарбонатов кальция Са(НСО₃)₂, магния Mg(HCO₃)₂ и железа Fe(HCO₃)₂. При кипячении воды гидрокарбонаты разлагаются с образованием осадка карбоната, и жесткость воды снижается:

Са(НСO₃)₂ = СаСО₃↓ + СO₂↓ + Н₂O,
Fe(HCO₃)₂ = FeCO₃↓ + CO₂↓ + Н₂O.

Другой способ устранения временной жесткости — действие известкового молока или соды:

Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней хлоридов, сульфатов и других растворимых солей кальция, магния и железа. Ее устраняют действием соды:

СаСl₂ + Na₂CO₃ = СаСO₃↓ + 2NaCl.

Водный раствор — разновидность раствора, в котором растворителем служит вода. Будучи превосходным растворителем, именно вода используется для приготовления большинства растворов в химии.

Вещества, которые плохо растворяются в воде, называют гидрофобными (‘боящимися воды’), а хорошо в ней растворяющиеся — гидрофильными (‘любящими воду’). Примером типичного гидрофильного соединения может служить хлорид натрия (поваренная соль).

Если вещество образует водный раствор, который хорошо проводит электрический ток, то он называется сильным электролитом; в противном случае — слабым.

Конспект урока по химии «Вода. Свойства воды. Водные растворы». Выберите дальнейшее действие:

Источник

Что такое водный раствор

13. Водные растворы. Растворимость и диссоциация веществ. Ионный обмен. Гидролиз солей

13.1. Растворимость веществ в воде

Раствор – это гомогенная система, состоящая из двух или более веществ, содержание которых можно изменять в определенных пределах без нарушения однородности.

Водные растворы состоят из воды (растворителя) и растворенного вещества. Состояние веществ в водном растворе при необходимости обозначается нижним индексом (р), например, KNO₃ в растворе – KNO_3(p).

Растворы, которые содержат малое количество растворенного вещества, часто называют разбавленными, а растворы с высоким содержанием растворенного вещества – концентрированными. Раствор, в котором возможно дальнейшее растворение вещества, называется ненасыщенным, а раствор, в котором вещество перестает растворяться при данных условиях, – насыщенным. Последний раствор всегда находится в контакте (в гетерогенном равновесии) с нерастворившимся веществом (один кристалл или более).

В особых условиях, например при осторожном (без перемешивания) охлаждении горячего ненасыщенного раствора твердого вещества, может образоваться пересыщенный раствор. При введении кристалла вещества такой раствор разделяется на насыщенный раствор и осадок вещества.

В соответствии с химической теорией растворов Д. И. Менделеева растворение вещества в воде сопровождается, во-первых, разрушением химических связей между молекулами (межмолекулярные связи в ковалентных веществах) или между ионами (в ионных веществах), и, таким образом, частицы вещества смешиваются с водой (в которой также разрушается часть водородных связей между молекулами). Разрыв химических связей совершается за счет тепловой энергии движения молекул воды, при этом происходит затрата энергии в форме теплоты.

Во-вторых, попав в воду, частицы (молекулы или ионы) вещества подвергаются гидратации. В результате образуются гидраты – соединения неопределенного состава между частицами вещества и молекулами воды (внутренний состав самих частиц вещества при растворении не изменяется). Такой процесс сопровождается выделением энергии в форме теплоты за счет образования новых химических связей в гидратах.

В целом раствор либо охлаждается (если затрата теплоты превосходит ее выделение), либо нагревается (в противном случае); иногда – при равенстве затраты теплоты и ее выделения – температура раствора остается неизменной.

Многие гидраты оказываются настолько устойчивыми, что не разрушаются и при полном выпаривании раствора. Так, известны твердые кристаллогидраты солей CuSO₄ 5Н₂O, Na₂CO₃ • 10Н₂O, KAl(SO₄)₂ • 12Н₂O и др.

Содержание вещества в насыщенном растворе при Т = const количественно характеризует растворимость этого вещества. Обычно растворимость выражается массой растворенного вещества, приходящейся на 100 г воды, например 65,2 г КBr/100 г Н₂O при 20 °C. Следовательно, если 70 г твердого бромида калия ввести в 100 г воды при 20 °C, то 65,2 г соли перейдет в раствор (который будет насыщенным), а 4,8 г твердого КBr (избыток) останется на дне стакана.

Следует запомнить, что содержание растворенного вещества в насыщенном растворе равно, в ненасыщенном растворе меньше и в пересыщенном растворе больше его растворимости при данной температуре. Так, раствор, приготовленный при 20 °C из 100 г воды и сульфата натрия Na₂SO₄ (растворимость 19,2 г/100 г Н₂O), при содержании

15,7 г соли – ненасыщенный;

19.2 г соли – насыщенный;

2O.3 г соли – пересыщенный.

Растворимость твердых веществ (табл. 14) обычно увеличивается с ростом температуры (КBr, NaCl), и лишь для некоторых веществ (CaSO₄, Li₂CO₃) наблюдается обратное.

Растворимость газов при повышении температуры падает, а при повышении давления растет; например, при давлении 1 атм растворимость аммиака составляет 52,6 (20 °C) и 15,4 г/100 г Н₂O (80 °C), а при 20 °C и 9 атм она равна 93,5 г/100 г Н₂O.

В соответствии со значениями растворимости различают вещества:

– хорошо растворимые, масса которых в насыщенном растворе соизмерима с массой воды (например, КBr – при 20 °C растворимость 65,2 г/100 г Н₂O; 4,6М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью более чем 0,1М;

– малорастворимые, масса которых в насыщенном растворе значительно меньше массы воды (например, CaSO₄ – при 20 °C растворимость 0,206 г/100 г Н₂O; 0,015М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью 0,1–0,001М;

– практически нерастворимые, масса которых в насыщенном растворе пренебрежимо мала по сравнению с массой растворителя (например, AgCl – при 20 °C растворимость 0,00019 г на 100 г Н₂O; 0,0000134М раствор), они образуют насыщенные растворы с молярностью менее чем 0,001М.

По справочным данным составлена таблица растворимости распространенных кислот, оснований и солей (табл. 15), в которой указан тип растворимости, отмечены вещества, не известные науке (не полученные) или полностью разлагающиеся водой.

Условные обозначения, используемые в таблице:

«р» – хорошо растворимое вещество

«м» – малорастворимое вещество

«н» – практически нерастворимое вещество

«—» – вещество не получено (не существует)

«» – вещество смешивается с водой неограниченно

Примечание. Данная таблица отвечает приготовлению насыщенного раствора при комнатной температуре путем внесения вещества (в соответствующем агрегатном состоянии) в воду. Следует учесть, что получение осадков малорастворимых веществ с помощью реакций ионного обмена возможно не всегда (подробнее см. 13.4).

13.2. Электролитическая диссоциация

Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N₂, жидкость хлороформ СНCl₃, твердое вещество сахароза C₁₂Н₂₂О₁₁, которые в водном растворе существуют в виде гидратов их молекул.

Известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул MA nН₂O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + • nН₂O и анионы А • nН₂O:

Такие вещества относят к электролитам.

Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус, 1887).

Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:

Электролитическая диссоциация веществ MA, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:

Такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:

В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.

Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего вещества (с_д) к общей концентрации вещества в растворе (с):

Для слабых кислот Н_nА степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:

Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т. е. при разбавлении раствора) и при нагревании.

В разбавленных растворах сильных кислот Н_nА их гидроанионы Н_n-1А не существуют, например:

B концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становится заметным:

Кислоты – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных ионов не образуют:

Распространенные сильные кислоты:

В разбавленном водном растворе (условно до 10 %-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот Н_nА в список вошли их гидроанионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.

Распространенные слабые кислоты:

Основания – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:

Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)₂, Cu(OH)₂, Mn(OH)₂, Fe(OH)₂ и других практического значения не имеет.

К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, КОН, Ва(ОН)₂ и некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH₃ Н₂O.

Речь идет только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.

Аналогично диссоциируют двойные соли:

Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:

Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:

а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он сам диссоциирует также полностью:

и полное уравнение диссоциации запишется в виде:

(растворы таких солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);

б) если гидроанион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:

либо взаимодействие с водой (называемое обратимым гидролизом):

Оснoвные соли MgCl(OH), Cu₂CO₃(OH)₂ и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.

13.3. Диссоциация воды. Среда растворов

Сама вода – это очень слабый электролит:

Катион водорода Н + представляет собой простейшее ядро – протон р + (электронная оболочка катиона Н + – пустая, 1s 0 ). У свободного протона велики подвижность и проникающая способность, в окружении полярных молекул Н₂O он не может оставаться свободным. Протон тут же присоединяется к молекуле воды:

В дальнейшем для простоты оставляется запись Н + (но подразумевается Н₃O + ).

Типы среды водных растворов:

Для воды при комнатной температуре имеем:

следовательно, в чистой воде:

Это равенство справедливо и для водных растворов:

Практическая шкала рН отвечает интервалу 1—13 (разбавленные растворы кислот и оснований):

Для практического установления типа среды водных растворов служат индикаторы – вещества, которые окрашивают в характерный цвет нейтральные, кислые и/или щелочные растворы.

Распространенные в лаборатории индикаторы – это лакмус, метилоранж и фенолфталеин.

Метилоранж (индикатор на кислотную среду) становится розовым в сильнокислом растворе (табл. 16), фенолфталеин (индикатор на щелочную среду) – малиновым в сильнощелочном растворе, а лакмус используется во всех средах.

13.4. Реакции ионного обмена

В разбавленных растворах электролитов (кислот, оснований, солей) химические реакции протекают обычно при участии ионов. При этом все элементы реагентов могут сохранять свои степени окисления (обменные реакции) или изменять их (окислительно-восстановительные реакции). Примеры, приводимые далее, относятся к обменным реакциям (о протекании окислительно-восстановительных реакций см. разд. 14).

В соответствии с правилом Бертолле, ионные реакции протекают практически необратимо, если образуются твердые малорастворимые вещества (они выпадают в осадок), легколетучие вещества (они выделяются в виде газов) или растворимые вещества – слабые электролиты (в том числе и вода). Ионные реакции изображаются системой уравнений — молекулярным, полным и кратким ионным. Ниже полные ионные уравнения опущены (читателю предлагается составить их самому).

При написании уравнений ионных реакций надо обязательно руководствоваться таблицей растворимости (см. табл. 8).

Примеры реакций с выпадением осадков:

Внимание! Указанные в таблице растворимости (см. табл. 15) малорастворимые («м») и практически нерастворимые («н») соли выпадают в осадок именно в том виде, как они представлены в таблице (СаF₂v, PbI₂v, Ag₂SO₄v, AlPO₄v и т. д.).

2) Ag₂CO₃, ВаСO₃ и СаСO₃ практически нерастворимы в воде и выпадают в осадок как таковые, например:

3) соли остальных катионов, такие как MgCO₃, CuCO₃, FeCO₃, ZnCO₃ и другие, хотя и нерастворимы в воде, но не осаждаются из водного раствора при проведении ионных реакций (т. е. их нельзя получить этим способом).

Например, карбонат железа (II) FeCO₃, полученный «сухим путем» или взятый в виде минерала сидерит, при внесении в воду осаждается без видимого взаимодействия. Однако при попытке его получения по обменной реакции в растворе между FeSO₄ и К₂СO₃ выпадает осадок основной соли (приведен условный состав, на практике состав более сложный) и выделяется углекислый газ:

Аналогично FeCO₃, сульфид хрома (III) Cr₂S₃ (нерастворимый в воде) не осаждается из раствора:

В табл. 15 не указаны также соли, которые разлагаются водой — сульфид алюминия Al₂S₃ (а также BeS) и ацетат хрома (III) Cr(СН₃СОО)₃:

Следовательно, эти соли также нельзя получить по обменной реакции в растворе:

(в последней реакции состав осадка более сложный; подробнее такие реакции изучают в высшей школе).

Примеры реакций с выделением газов:

Примеры реакций с образованием слабых электролитов:

Если реагенты и продукты обменной реакции не являются сильными электролитами, ионный вид уравнения отсутствует, например:

13.5. Гидролиз солей

Гидролиз соли – это взаимодействие ее ионов с водой, приводящее к появлению кислотной или щелочной среды, но не сопровождающееся образованием осадка или газа (ниже речь идет о средних солях).

Процесс гидролиза протекает только с участием растворимых солей и состоит из двух этапов:

Список гидролизующихся анионов:

Если бы такая неустойчивая кислота, как Н₂СO₃, образовалась в растворе своей соли Na₂CO₃, то наблюдалось бы выделение из раствора газа СO₂ (Н₂СO₃ = СO₂v + Н₂O). Однако при растворении соды в воде образуется прозрачный раствор без газовыделения, что является свидетельством неполноты протекания гидролиза аниона СО| с появлением в растворе только гидроаниона угольной кислоты HCOg.

и будет наблюдаться выделение водорода. Это – дополнительное доказательство протекания гидролиза иона СО₃ 2- (ведь в раствор Na₂CO₃ мы не добавляли щелочь NaOH!).

В случае взаимодействия катиона растворенной соли с водой процесс называется гидролизом соли по катиону:

Диссоциация соли Ni(NO₃)₂ протекает полностью, гидролиз катиона Ni 2+ – в очень малой степени (для 0,1 М раствора – на 0,001 %), но этого оказывается достаточно, чтобы раствор стал кислым (среди продуктов гидролиза присутствует ион Н + ), в нем рН = 5,96.

Катион аммония в этом случае образует слабое основание – гидрат аммиака:

Список гидролизующихся катионов:

Избыток катионов Н + легко обнаружить индикатором или измерить специальными приборами. Можно также

проделать такой опыт. В концентрированный раствор сильно гидролизующейся по катиону соли, например AlCl₃:

вносится магний или цинк. Последние прореагируют с Н + :

и будет наблюдаться выделение водорода. Этот опыт – дополнительное свидетельство протекания гидролиза катиона Al 3+ (ведь в раствор AlCl₃ мы не добавляли кислоту!).

Примеры заданий частей А, В

1. Сильный электролит – это

2. Слабый электролит – это

3. В водном растворе их каждых 100 молекул образуется 100 катионов водорода для кислоты

4—7. В уравнении диссоциации слабой кислоты по всем возможным ступеням

сумма коэффициентов равна

8—11. Для уравнений диссоциации в растворе двух щелочей набора

общая сумма коэффициентов составляет

12. В известковой воде содержится набор частиц

13—16. При диссоциации одной формульной единицы соли

число образующихся ионов равно

18. Реакция с выпадением осадка – это

19. Реакция с выделением газа – это

21. В ионном уравнении реакции

22—23. Ионное уравнение

соответствует реакции между

24—27. В молекулярном уравнении реакции

27. K₂SO₃ + 2HBr >… сумма коэффициентов равна

28—29. Для реакции полной нейтрализации

сумма коэффициентов в полном ионном уравнении составляет

30—33. В кратком ионном уравнении реакции

сумма коэффициентов равна

34—36. В водном растворе соли

37. Концентрация гидроксид-иона увеличивается после растворения в воде соли

38. Нейтральная среда будет в конечном растворе после смешивания растворов исходных солей в наборах

39. Установите соответствие между солью и ее способностью к гидролизу.

40. Установите соответствие между солью и средой раствора.

41. Установите соответствие между солью и концентрацией катиона водорода после растворения соли в воде.

Источник