Atunci care este o soluție?

Soluție (soluție adevărată) – un sistem omogen în care dimensiunea particulelor substanței este mai mică de 1 nm; nu există interfață între particule și mediu.

Orice solutie consta in:

• Solut
• Solvent

Din două sau mai multe componente ale unei soluții solvent este cea luată înăuntru Mai mult cantitate și are aceeași stare de agregare ca soluția în ansamblu.

Tipuri de soluții apoase

Apă + Solid

(CaCl2 în H2O)

Apă + substanță lichidă

(H2SO4 în H2O)

Apă + Solid

Cum se produce dizolvarea?

Difuzie

Procesul de penetrare a unor molecule ale unei substanțe prin altele.

molecule de zahăr (cercuri albe)

molecule de apă (cearcane)

Fenomene termice în timpul dizolvării substanţelor

Distrugerea legăturilor chimice și intermoleculare dintre ionii, atomii sau moleculele unei substanțe în dizolvare și distribuția uniformă (difuzia) a particulelor rezultate între moleculele de apă.

Consumul de energie

Proces endotermic

Interacțiunea particulelor unui dizolvat cu un solvent.

eliberare de energie

Proces exotermic

Dizolvare este un proces fizic și chimic în care, împreună cu formarea unui amestec mecanic convențional de substanțe, are loc un proces de interacțiune între particulele unei substanțe dizolvate și un solvent.

Solubilitate

Solubilitate este capacitatea substanțelor de a se dizolva în apă sau alt solvent.

Substanțe

Foarte solubil

Ușor solubil

Insolubil

Coeficientul de solubilitate (S) este numărul maxim de g dintr-o substanță care se poate dizolva în 100 g de solvent la o temperatură dată.

Soluție saturată este o soluție care se află în echilibru dinamic cu solutul.

- o soluție în care o substanță dată nu se mai dizolvă la o anumită temperatură

Factori care afectează solubilitatea

• Natura solventului
• Natura substanței dizolvate
• Presiune
• Temperatura

Concentrația soluției

Concentrația soluției este conținutul unei substanțe într-o anumită masă sau volum de soluție.

Fracția de masă a soluției în soluție este raportul dintre masa soluției și masa soluției.

Exprimarea concentrației soluției

Molaritatea - numărul de moli de substanță dizolvată într-un litru de soluție

Faceți clic pentru a adăuga titlu

Faceți clic pentru a adăuga titlu

Faceți clic pentru a adăuga titlu

Faceți clic pentru a adăuga titlu

Soluții

O soluție este o soluție omogenă, multicomponentă
sistem de compoziție variabilă care conține
produse de interacțiune a componentelor -
solvați (pentru soluții apoase - hidrați).
Omogen înseamnă omogen, monofazat.
O indicație vizuală a omogenității lichidelor
soluțiile este transparența lor.

Soluțiile constau în cel puțin două
componente: solvent și solubil
substante.
Solventul este componenta
a cărui cantitate în soluție este de obicei
predomină, sau acea componentă, agregată
a cărui stare nu se schimbă când
formarea unei solutii.
Apă
Lichid

Solutul este
o componentă luată în deficiență, sau
o componentă a cărei stare de agregare
se modifică atunci când se formează o soluție.
Săruri solide
Lichid

Componentele soluțiilor își păstrează
proprietăți unice și nu intră în
reacții chimice între ele
formarea de noi compuși,
.
DAR
solvent și dizolvat, formând
soluțiile interacționează. Proces
interacțiunea dintre solvent și dizolvat
a unei substanțe se numește solvatare (dacă
Solventul este apa - hidratare).
Ca rezultat al interacțiunii chimice
dizolvat cu solvent
se formează mai mult sau mai puţin stabile
complexe caracteristice numai soluțiilor,
care se numesc solvați (sau hidrați).

Miezul solvatului este format dintr-o moleculă, atom sau
ion dizolvat, înveliș -
molecule de solvent.

Mai multe soluții ale aceleiași substanțe vor
conţin solvaţi cu un număr variabil de molecule
solvent în coajă. Depinde de cantitate
dizolvat și solvent: dacă este dizolvat
există puțină substanță și mult solvent, apoi solvatul are
înveliș de solvație saturată; dacă se dizolvă
există multă substanță – o coajă rarefiată.
Variabilitatea compoziției soluțiilor acestora
substanțele sunt de obicei arătate prin diferențe de concentrație
Neconcentrat
soluţie
Concentrat
soluţie

Solvații (hidratii) se formează datorită
donor-acceptor, ion-dipol
interacţiuni sau datorită hidrogenului
conexiuni.
Ionii sunt în mod special predispuși la hidratare (cum ar fi
particule încărcate).
Mulți dintre solvați (hidrați) sunt
fragil și ușor de descompus. Cu toate acestea, în
În unele cazuri, puternic
compuși din care pot fi izolați
soluție numai sub formă de cristale,
care conțin molecule de apă, adică la fel de
hidratează cristalele.

Dizolvarea ca proces fizic și chimic

Procesul de dizolvare (un proces inerent fizic
zdrobirea substanţei) datorită formării solvaţilor
(hidratii) pot fi insotite de urmatoarele fenomene
(caracteristic proceselor chimice):
absorbţie
Schimbare
sau generarea de căldură;
volum (ca urmare a formării
legături de hidrogen);

evidenţierea
gaz sau sedimentare (ca urmare a
producerea hidrolizei);
modificarea culorii soluției în raport cu culoarea
substanță dizolvată (ca urmare a formării
complexe acvatice) etc.
soluție proaspăt preparată
(culoare smarald)
solutie dupa ceva timp
(culoare gri-albastru-verde)
Aceste fenomene ne permit să atribuim procesul de dizolvare
proces complex, fizic și chimic.

Clasificarea solutiilor

1. După starea de agregare:
- lichid;
- tari (multe aliaje metalice,
sticlă).

2. După cantitatea de substanță dizolvată:
- solutii nesaturate: dizolvate in ele
mai puțină substanță decât poate fi dizolvată
acest solvent la normal
condiții (25◦C); acestea includ majoritatea
soluții medicale și casnice. .

- soluţiile saturate sunt soluţii în care
din care există atât de multă substanță dizolvată,
cât de mult se poate dizolva unul dat?
solvent în condiții normale.
Un semn de saturație a soluției
este incapacitatea lor de a se dizolva
cantitate suplimentară introdusă în ele
substanta solubila.
Astfel de soluții includ:
apele mărilor și oceanelor,
fluid uman
corp.

- soluţiile suprasaturate sunt soluţii în care
dintre care există mai multă soluție decât
poate dizolva solventul la
conditii normale. Exemple:
bauturi carbogazoase, sirop de zahar.

Se formează soluții suprasaturate
numai în condiţii extreme: când
temperatură ridicată (sirop de zahăr) sau
hipertensiune arterială (băuturi carbogazoase).

Soluțiile suprasaturate sunt instabile și
la revenirea la conditii normale
„Îmbătrânirea”, adică delaminate. Exces
solutul se cristalizează sau
eliberat ca bule de gaz
(revine la agregatul inițial
stat).

3. După tipul de solvați formați:
-solutii ionice - dizolvat
se dizolvă în ioni.
-Astfel de soluții se formează în condiție
polaritatea substanței dizolvate și
solvent şi exces de acesta din urmă.

Soluțiile ionice sunt destul de rezistente la
delaminare și sunt, de asemenea, capabile să conducă
curent electric (sunt conductori
curent electric de al doilea fel)

- soluţii moleculare – solubile
substanța se descompune numai în molecule.
Astfel de soluții se formează în următoarele condiții:
- nepotrivire de polaritate
dizolvat și solvent
sau
- polaritatea solutului şi
solvent, dar insuficient
ultimul.
Soluțiile moleculare sunt mai puțin stabile
și nu sunt capabile să conducă curentul electric

Schema structurii solvatului molecular pe
Exemplu de proteine ​​solubile:

Factorii care influențează procesul de dizolvare

1. Natura chimică a substanței.
Influență directă asupra procesului
dizolvarea substantelor este influentata de polaritatea acestora
molecule, care este descrisă de regula similarității:
ca se dizolvă în asemănător.
Prin urmare, substanțe cu molecule polare
se dizolvă bine în polar
solvenți și slab în nepolar și
viceversa.

2. Temperatura.
Pentru majoritatea lichidelor și solidelor
caracterizată printr-o creştere a solubilităţii cu
cresterea temperaturii.
Solubilitatea gazelor în lichide cu
scade odata cu cresterea temperaturii, si cu
scade - creste.

3. Presiune. Odată cu creșterea presiunii
solubilitatea gazelor în lichide
crește și cu scădere –
scade.
Despre solubilitatea lichidului și a solidului
substanțe, modificările de presiune nu afectează.

Metode de exprimare a concentrației soluțiilor

Există diverse moduri
exprimând compoziția soluției. Cel mai adesea
sunt folosite ca fracția de masă
dizolvat, molar și
concentrația de masă.

Fracția de masă a soluției

Aceasta este o cantitate adimensională egală cu raportul
masa de dizolvat la masa totală
soluţie:
w% =
msubstanțe
m solutie
100%
De exemplu, o soluție de iod cu 3% alcool
conține 3 g iod la 100 g soluție sau 3 g iod la 97 g
alcool

Concentrația molară

Arată câți moli de dizolvat
substanțe conținute în 1 litru de soluție:
SM =
nsubstanţe
VM
soluţie
=
msubstanțe
Vsubstanțe ´
soluţie
Substanță - masa molară a dizolvate
substanțe (g/mol).
Unitatea de măsură pentru această concentrație este
este mol/l (M).
De exemplu, o soluție 1M de H2SO4 este o soluție
conţinând 1 mol (sau 98 g) de sulf în 1 litru

Concentrarea în masă

Indică masa unei substanțe localizate
intr-un litru de solutie:
C=
substante
V solutie
Unitatea de măsură – g/l.
Această metodă este adesea folosită pentru a evalua compoziția
ape naturale si minerale.

Teorie
electrolitic
disociere

ED este procesul de descompunere a electroliților în ioni
(particule încărcate) sub influența polarilor
solvent (apă) pentru a forma soluții,
capabil să conducă curentul electric.
Electroliții sunt substanțe care pot
se dezintegrează în ioni.

Disocierea electrolitică

Se produce disocierea electrolitică
interacţiunea moleculelor de solvent polar cu
particule de solut. Acest
interacțiunea duce la polarizarea legăturilor, în
rezultând formarea de ioni din cauza
„slăbirea” și ruperea legăturilor din molecule
substanta solubila. Tranziția ionilor în soluție
insotita de hidratarea lor:

Disocierea electrolitică

Cantitativ, ED se caracterizează prin grad
disociere (α); ea exprimă o atitudine
molecule disociate în ioni
numărul total de molecule dizolvate într-o soluție
(se modifică de la 0 la 1,0 sau de la 0 la 100%):
n
a = '100%
N
n – molecule disociate în ioni,
N este numărul total de molecule dizolvate în
soluţie.

Disocierea electrolitică

Natura ionilor formați în timpul disocierii
electroliți – diferiți.
În moleculele de sare, la disociere, se formează
cationi metalici și anioni reziduali de acid:
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42 Acizii se disociază pentru a forma ioni de H+:
HNO3 ↔ H+ + NO3 Bazele se disociază pentru a forma ioni OH-:
KOH ↔ K+ + OH-

Disocierea electrolitică

După gradul de disociere, toate substanțele pot fi
împărțit în 4 grupe:
1. Electroliți puternici (α>30%):
alcalii
(baze foarte solubile în apă
metale din grupa IA – NaOH, KOH);
monobază
acizi și acid sulfuric (HCl, HBr, HI,
HNO3, HCI04, H2S04 (dil.));
Toate
săruri solubile în apă.

Disocierea electrolitică

2. Electroliți medii (3%<α≤30%):
acizi
– H3PO4, H2SO3, HNO2;
dibazic,
baze solubile în apă -
Mg(OH)2;
solubil
săruri ale metalelor de tranziție în apă,
intrarea în procesul de hidroliză cu un solvent –
CdCI2, Zn(N03)2;
sare
acizi organici – CH3COONa.

Disocierea electrolitică

3. Electroliți slabi (0,3%<α≤3%):
inferior
acizi organici (CH3COOH,
C2H5COOH);
niste
anorganic solubil în apă
acizi (H2CO3, H2S, HCN, H3BO3);
aproape
toate sărurile și bazele care sunt ușor solubile în apă
(Ca3(P04)2, Cu(OH)2, Al(OH)3);
hidroxid
apă.
amoniu – NH4OH;

Disocierea electrolitică

4. Non-electroliți (α≤0,3%):
insolubil
majoritate
în apă există săruri, acizi și baze;
compuși organici (cum ar fi
solubil și insolubil în apă)

Disocierea electrolitică

Aceeași substanță poate fi atât puternică,
și un electrolit slab.
De exemplu, clorură de litiu și iodură de sodiu, care au
rețea cristalină ionică:
când sunt dizolvate în apă se comportă ca tipic
electroliți puternici,
când se dizolvă în acetonă sau acid acetic
sunt electroliți slabi cu un grad
disocierea este mai mică decât unitatea;
în formă „uscata” acţionează ca non-electroliţi.

Produs ionic al apei

Apa, deși este un electrolit slab, disociază parțial:
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH− (corect, notație științifică)
sau
H2O ↔ H+ + OH− (notație scurtă)
În apa complet pură, concentrația de ioni în condiții ambientale este mereu constantă
si este egal cu:
IP = × = 10-14 mol/l
Deoarece în apă pură = , atunci = = 10-7 mol/l
Deci, produsul ionic al apei (IP) este produsul concentrațiilor
ionii de hidrogen H+ și ionii de hidroxil OH− în apă.

Produs ionic al apei

Când orice substanță este dizolvată în apă
substanțelor egalitatea concentrațiilor ionilor
= = 10-7 mol/l
poate fi încălcat.
Prin urmare, produsul ionic al apei
vă permite să determinaţi concentraţiile şi
orice soluție (adică determinați
aciditatea sau alcalinitatea mediului).

Produs ionic al apei

Pentru ușurința prezentării rezultatelor
se foloseşte aciditatea/alcalinitatea mediului
nu valori absolute ale concentraţiei, dar
logaritmii lor – hidrogen (pH) și
indicatori hidroxil (pOH):
+
pH = - log[H]
-
pOH = - log

Produs ionic al apei

Într-un mediu neutru = = 10-7 mol/l și:
pH = - log(10-7) = 7
Când adăugați acid (ioni H+) în apă,
concentraţia ionilor OH− va scădea. Prin urmare, când
pH< lg(< 10-7) < 7
mediul va fi acid;
Când se adaugă alcalii (ioni OH-) în apă, concentrația
va fi mai mare de 10−7 mol/l:
-7
pH > log(> 10) > 7
, iar mediul va fi alcalin.

Indicele de hidrogen. Indicatori

Testele acido-bazice sunt folosite pentru a determina pH-ul.
indicatorii sunt substanţe care îşi schimbă culoarea când
în funcţie de concentraţia ionilor H + şi OH-.
Unul dintre cei mai faimoși indicatori este
indicator universal, colorat când
excesul de H+ (adică într-un mediu acid) devine roșu, când
exces de OH- (adică într-un mediu alcalin) - albastru și
având o culoare galben-verde într-un mediu neutru:

Hidroliza sărurilor

Cuvântul „hidroliză” înseamnă literal „descompunere
apă."
Hidroliza este procesul de interacțiune a ionilor
dizolvat cu molecule de apă cu
formarea de electroliți slabi.
Deoarece electroliții slabi sunt eliberați ca
gaze, precipită sau există în soluție în
formă nedisociată, atunci hidroliza poate fi
luați în considerare o reacție chimică a unei substanțe dizolvate
cu apă.

1. Pentru a facilita scrierea ecuațiilor de hidroliză
toate substanțele sunt împărțite în 2 grupe:
electroliți (electroliți puternici);
non-electroliți (electroliți medii și slabi și
neelectroliţi).
2. Acizi și
baze, deoarece produsele hidrolizei lor nu sunt
diferă de compoziția originală a soluțiilor:
Na-OH + H-OH = Na-OH + H-OH
H-NO3 + H-OH = H-NO3 + H-OH

Hidroliza sărurilor. Reguli de scriere

3. Pentru a determina caracterul complet al hidrolizei și pH-ul
rezolvare, scrieți 3 ecuații:
1) molecular - toate substanțele sunt prezentate în
sub formă de molecule;
2) ionic – toate substanțele capabile de disociere
scris în formă ionică; în aceeași ecuație
ionii liberi identici sunt de obicei exclusi din
partea stângă și dreaptă a ecuației;
3) finală (sau rezultată) – conține
rezultatul „reducerilor” ecuației anterioare.

Hidroliza sărurilor

1. Hidroliza sării formate din puternice
bază și acid puternic:
Na+Cl- + H+OH- ↔ Na+OH- + H+ClNa+ + Cl- + H+OH- ↔ Na+ + OH- + H+ + ClH+OH- ↔ OH- + H+
Hidroliza nu are loc, mediul de soluție este neutru (din moment ce
concentraţia ionilor OH- şi H+ este aceeaşi).

Hidroliza sărurilor

2. Hidroliza unei sări formate dintr-o bază tare şi
acid slab:
C17H35COO-Na+ + H+OH- ↔ Na+OH- + C17H35COO-H+
C17H35COO- + Na+ + H+OH- ↔ Na+ + OH- + C17H35COO-H+
C17H35COO- + H+OH- ↔ OH- + C17H35COO-H+
Hidroliza parțială, prin anion, mediu soluție alcalină

OH-).

Hidroliza sărurilor

3. Hidroliza sării formate dintr-o bază slabă și
acid tare:
Sn+2Cl2- + 2H+OH- ↔ Sn+2(OH-)2 ↓+ 2H+ClSn+2 + 2Cl- + 2H+OH- ↔ Sn+2(OH-)2 + 2H+ + 2ClSn+2 + 2H +OH- ↔ Sn+2(OH-)2 + 2H+
Hidroliza parțială, în funcție de cation, mediul de soluție este acid
(deoarece un exces de ioni rămâne în soluție în formă liberă
H+).

Hidroliza sărurilor

4. Hidroliza unei sări formate dintr-o bază slabă și una slabă
acid:
Să încercăm să obținem sare de acetat de aluminiu într-o reacție de schimb:
3CH3COOH + AlCI3 = (CH3COO)3Al + 3HCI
Cu toate acestea, în tabelul de solubilitate a substanțelor în apă astfel
nu exista substanta. De ce? Pentru că intră în proces
hidroliza cu apa continuta in solutiile initiale
CH3COOH și AlCl3.
(CH3COO)-3Al+3+ 3H+OH- = Al+3(OH-)3 ↓+ 3CH3COO-H+
3CH3COO-+ Al+3 + 3H+OH- = Al+3(OH-)3 ↓+ 3CH3COO-H+
Hidroliza este completă, ireversibilă, mediul soluției este determinat
rezistența electrolitică a produselor de hidroliză.

Acestea sunt sisteme omogene (uniforme) formate din două sau mai multe componente și produse ale interacțiunii lor.

Determinarea precisă a soluției (1887 D.I. Mendeleev)

Soluţie– sistem omogen (omogen) format din

particule dizolvate

substanță, solvent

si produse

interacțiunile lor.

Soluțiile sunt împărțite:

• Moleculare – soluții apoase de neelectroliți

(soluție alcoolică de iod, soluție de glucoză).

• Ionic molecular – soluții de electroliți slabi

(acizi nitroși și carbonici, apă amoniacală).

3. Soluții ionice – soluții de electroliți.

1g practic insolubil S" width="640"

Solubilitate -

proprietatea unei substanțe de a se dizolva în apă sau altă soluție.

Coeficientul de solubilitate(S) este numărul maxim de g dintr-o substanță care se poate dizolva în 100 g de solvent la o temperatură dată.

Substanțe.

Ușor solubil

S = 0,01 – 1 g

Foarte solubil

Practic insolubil

S

Influența diferiților factori asupra solubilității.

Temperatura

Presiune

Solubilitate

Natura substanțelor dizolvate

Natura solventului

Solubilitatea lichidelor în lichide depinde într-un mod foarte complex de natura lor.

Pot fi distinse trei tipuri de lichide, care diferă în capacitatea lor de a se dizolva reciproc.

• Lichide practic nemiscibile, de ex. incapabil să-şi formeze soluţii reciproce(de exemplu, H20 şi Hg, H20 şi C6H6).

2) Lichide care pot fi amestecate în orice raport, adică cu solubilitate reciprocă nelimitată(de exemplu, H20 şi C2H5OH, H20 şi CH3COOH).

3) Lichide cu solubilitate reciprocă limitată(H20 şi C2H5OS2H5, H20 şi C6H5NH2).

Impact semnificativ presiune afectează doar solubilitatea gazelor.

Mai mult, dacă nu are loc nicio interacțiune chimică între gaz și solvent, atunci conform

Legea lui Henry: solubilitatea unui gaz la o temperatură constantă este direct proporțională cu presiunea acestuia deasupra soluției

Metode de exprimare a compoziției soluțiilor 1. acţiuni 2. Concentratii

Fracția de masă a soluției în soluție– raportul dintre masa substanței dizolvate și masa soluției. (fracții de unitate/procent)

Concentrația soluției –

Molaritatea- numarul de moli de substanta dizolvata in 1 litru de solutie.

ʋ - cantitatea de substanță (mol);

V – volumul soluției (l);

Concentrație echivalentă (normalitate) – numărul de echivalenți ai unei substanțe dizolvate în 1 litru de soluție.

ʋ echiv. - numărul de echivalente;

V – volumul soluției, l.

Exprimarea concentrațiilor soluțiilor.

Concentrația molală (molalitatea)– numărul de moli de solut la 1000 g de solvent.

Documente similare

Conceptul termenului „oxizi” în chimie, clasificarea lor (solid, lichid, gazos). Tipuri de oxizi în funcție de proprietățile chimice: formatoare de sare, neformatoare de sare. Reacții tipice ale oxizilor bazici și acizi: formarea de sare, alcali, apă, acid.

prezentare, adaugat 28.06.2015


Ecuațiile reacției Van't Hoff. Soluții lichide, gazoase și solide. Studiul mecanismelor de dizolvare a substantelor. Pătrunderea moleculelor de substanță în cavitate și interacțiunea cu solventul. Puncte de îngheț și de fierbere. Determinarea masei moleculare.

prezentare, adaugat 29.09.2013


Caracteristicile soluțiilor de electroliți, esența procesului de formare a soluției. Influența naturii substanțelor și a temperaturii asupra solubilității. Disocierea electrolitică a acizilor, bazelor, sărurilor. Reacții de schimb în soluții de electroliți și condiții pentru apariția lor.

rezumat, adăugat 03.09.2013


Stari agregate ale materiei: cristalin, sticlos si lichid cristalin. Sisteme multicomponente și dispersate. Soluții, tipuri și metode de exprimare a concentrației lor. Modificări ale energiei Gibbs, entalpiei și entropiei în timpul formării unei soluții.

rezumat, adăugat 13.02.2015


Conceptul de soluții de perfuzie, proprietățile lor obligatorii. Clasificarea soluțiilor perfuzabile și scopul acestora. Caracteristicile soluțiilor coloidale, indicații pentru utilizarea lor. Soluții de dextran, caracteristici ale utilizării lor, precum și posibile complicații.

prezentare, adaugat 23.10.2014


Esența soluțiilor ca sistem omogen multicomponent format dintr-un solvent, substanțe dizolvate și produse ale interacțiunii lor. Procesul de clasificare a acestora și principalele modalități de exprimare a compoziției. Conceptul de solubilitate, cristalizare și fierbere.

rezumat, adăugat la 01.11.2014


Reguli de siguranță atunci când lucrați într-un laborator chimic. Conceptul de echivalent chimic. Metode de exprimare a compoziției soluțiilor. Legea și factorul de echivalență. Prepararea solutiilor cu o fractiune de masa data dintr-una mai concentrata.

desfasurarea lectiei, adaugat 12.09.2012


Studiul influenței atmosferei de creștere a gazelor asupra parametrilor soluțiilor solide. Determinarea dependenței ratei de creștere a straturilor epitaxiale (SiC)1-x(AlN)x de presiunea parțială a azotului din sistem. Compoziția structurilor soluției solide heteroepitaxiale.

articol, adăugat 11.02.2018


Conceptul de sistem dispers și o soluție adevărată. Termodinamica procesului de dizolvare. Proprietățile fizice ale soluțiilor non-electrolitice, proprietățile lor coligative. Caracteristicile primei legi a lui Raoult și ale legii de diluție a lui Ostwald pentru electroliții slabi.

prezentare, adaugat 27.04.2013


Dobândirea deprinderilor în prepararea soluțiilor din sare uscată. Folosind pipete Mohr. Utilizarea biuretelor, cilindrilor gradați și paharelor în titrari. Determinarea densității unei soluții concentrate cu ajutorul unui hidrometru. Calculul greutății clorurii de sodiu.

„Fracția de masă a unei substanțe” - Densitatea. Notat cu Vm. Мср = ?1 M1 + ?2 M2 + ?3 M3 + ... fracție de volum? = V1 / Vtot. Notat cu w. Calculat în acțiuni sau procente. Concentrația molară: c (in-va) = n (in-va) / Vsistem în mol/l. Densitatea relativă se calculează în unităţi relative.). Densitatea oricărei substanțe se calculează prin formula? = m/V, măsurat de obicei în g/ml sau g/l.

„Lichidul ferromagnetic” - Fluidul ferromagnetic este un fluid „inteligent”. Aplicație: transformarea energiei mișcării vibraționale în energie electrică. Video. Liceul siberian MAOU. „Mă inspiră viața însăși, natura însăși. Aplicație: dispozitive electronice. Fluidul ferromagnetic poate reduce frecarea. Aplicație: separarea magnetică a minereurilor.

„Proprietăți magnetice ale materiei” - Feritele au valori ridicate de magnetizare și temperaturi Curie. unde este coeficientul de proporționalitate, care caracterizează proprietățile magnetice ale unei substanțe și se numește susceptibilitatea magnetică a mediului. Unele materiale își păstrează proprietățile magnetice chiar și în absența unui câmp magnetic extern. Momentul magnetic al unui electron și al unui atom Atom într-un câmp magnetic extern.

„Structura substanței moleculei” - CH3OH + HBr. CH3?CH2?NO2. Influența reciprocă a atomilor în molecule folosind exemplul anilinei. + 2Na. CH3OH + NaOH. S2n6. CH4. HC?C?CH2?CH3. Structural. Izomeri -. pozitia a 2-a. Teoria structurii chimice A.M. Butlerov. Creșterea proprietăților de bază.

„Sisteme dispersate” - Aerosoli. După starea de agregare a mediului de dispersie şi a fazei dispersate. Mediu de dispersie: Sedimente gelatinoase formate în timpul coagulării solurilor. Apasa orice tasta. Geluri. Apa naturală conține întotdeauna substanțe dizolvate. Clasificarea sistemelor disperse. Soluții. Faza dispersată: Suspensii.

„Substanțe pure și amestecuri” - 1. Un amestec este: ? Concluzii: Ce tipuri de amestecuri există? Filtrare. Fosfat de calciu. Substanțe pure și amestecuri. ZnO, ZnCl2, H2O. SO3, MgO, CuO. O substanță pură are proprietăți fizice constante (fierbe, topire, ?, etc.). Distilarea (distilarea). Metode de separare a amestecurilor. În ce moduri pot fi separate amestecurile?

Există un total de 14 prezentări în acest subiect