Що тоді таке розчин?

Розчин (істинний розчин) – гомогенна система, в якій розмір частинок речовини менший за 1нм, між частинками та середовищем немає поверхні розділу.

Будь-який розчин складається з:

• Розчинена речовина
• Розчинник

З двох або кількох компонентів розчину розчинником є той, який взятий у більшомуі має той же агрегатний стан, що і розчин в цілому.

Види водних розчинів

Вода + Тверда речовина

(CaCl 2 H 2 O)

Вода + Рідка речовина

(H 2 SO 4 H 2 O)

Вода + Тверда речовина

Як відбувається розчинення?

Дифузія

Процес проникнення одних молекул речовини, крізь інші.

молекули цукру (білі кружечки)

молекулами води (темні кружечки)

Теплові явища при розчиненні речовин

Руйнування хімічних і міжмолекулярних зв'язків між іонами, атомами або молекулами речовини, що розчиняється, і рівномірний розподіл (дифузія) утворених частинок між молекулами води.

витрата енергії

Ендотермічний процес

Взаємодія частинок речовини, що розчиняється, з розчинником.

виділення енергії

Екзотермічний процес

Розчинення - це фізико-хімічний процес, в якому поряд з утворенням звичайної механічної суміші речовин відбувається процес взаємодії частинок розчиненої речовини з розчинником.

Розчинність

Розчинність - Це здатність речовин розчинятися у воді або іншому розчиннику.

Речовини

Добре розчинні

Мало розчинні

Нерозчинні

Коефіцієнт розчинності (S) – максимальна кількість г речовини, яка може розчинитись у 100 г розчинника при даній температурі.

Насичений розчин – це розчин, який знаходиться в динамічній рівновазі з речовиною, що розчиняється.

- розчин, в якому ця речовина при цій температурі вже більше не розчиняється

Чинники, що впливають на розчинність

• Природа розчинника
• Природа речовини, що розчиняється
• Тиск
• Температура

Концентрація розчину

Концентрація розчину – це вміст речовини у певній масі чи об'ємі розчину.

Масова частка розчиненої речовини у розчині - Це відношення маси розчиненої речовини до маси розчину.

Вираз концентрації розчину

Молярність - кількість молей розчиненої речовини в 1 л розчину

Click to add Title

Click to add Title

Click to add Title

Click to add Title

Розчини

Розчин – це гомогенна, багатокомпонентна
система змінного складу, що містить
продукти взаємодії компонентів –
сольвати (для водних розчинів – гідрати).
Гомогенная – отже, однорідна, однофазна.
Візуальною ознакою гомогенності рідких
розчинів є їхня прозорість.

Розчини складаються як мінімум із двох
компонентів: розчинника та розчиняється
речовини.
Розчинник - це той компонент,
кількість якого в розчині, як правило,
переважає, або той компонент, агрегатний
стан якого не змінюється при
утворенні розчину.
Вода
Рідкі

Розчиненою речовиною є
компонент, взятий у нестачі, або
компонент, агрегатний стан якого
змінюється під час утворення розчину.
Тверді солі
Рідкі

Компоненти розчинів зберігають свої
унікальні властивості і не вступають у
хімічні реакції між собою з
утворенням нових з'єднань,
.
АЛЕ
розчинник і розчинена речовина, утворюючи
розчини, що взаємодіють. Процес
взаємодії розчинника та розчиненого
речовини називається сольватацією (якщо
розчинником є ​​вода – гідратацією).
Внаслідок хімічної взаємодії
розчиненої речовини з розчинником
утворюються більш менш стійкі
комплекси, характерні тільки для розчинів,
які називають сольватами (або гідратами).

Ядро сольвата утворює молекула, атом або
іон розчиненої речовини, оболонку –
молекули розчинника.

Декілька розчинів однієї і тієї ж речовини будуть
містити сольвати зі змінною кількістю молекул
розчинника в оболонці. Це залежить від кількості
розчиненої речовини та розчинника: якщо розчиненого
речовини мало, а розчинника багато, то сольват має
насичену сольватну оболонку; якщо розчиненого
речовини багато – розріджену оболонку.
Змінність складу розчинів одного і того ж
речовини прийнято показувати відмінностями у їх концентрації
Неконцентрований
розчин
Концентрований
розчин

Сольвати (гідрати) утворюються за рахунок
донорно-акцепторного, іон-дипольного
взаємодії або за рахунок водневих
зв'язків.
Особливо схильні до гідратації іони (як
заряджені частки).
Багато сольватів (гідратів) є
неміцними та легко розкладаються. Однак у
ряді випадків утворюються міцні
з'єднання, які можна виділити з
розчину тільки у вигляді кристалів,
містять молекули води, тобто. у вигляді
кристалогідратів.

Розчинення як фізико-хімічний процес

Процес розчинення (за своєю суттю фізичний процес
дроблення речовини) внаслідок утворення сольватів
(гідратів) може супроводжуватися такими явищами
(характерними для хімічних процесів):
поглинанням
зміною
чи виділенням тепла;
обсягу (внаслідок освіти
водневих зв'язків);

виділенням
газу або випаданням осаду (в результаті
гідролізу, що відбувається);
зміною кольору розчину щодо кольору
розчинної речовини (в результаті утворення
аквакомплексів) та ін.
свіжоприготовлений розчин
(смарагдового кольору)
розчин через деякий час
(сіро-синьо-зеленого кольору)
Ці явища дозволяють віднести процес розчинення до
комплексного, фізико-хімічного процесу.

Класифікації розчинів

1. За агрегатним станом:
- Рідкі;
- тверді (багато сплавів металів,
скло).

2. За кількістю розчиненої речовини:
- ненасичені розчини: у них розчиненого
речовини менше, ніж може розчинити
даний розчинник при нормальних
умовах (25◦С); до них відносяться більшість
медичних та побутових розчинів. .

- насичені розчини – це розчини,
яких розчиненої речовини стільки,
скільки може розчинити даний
розчинник за нормальних умов.
Ознакою насиченості розчинів
є їх нездатність розчиняти
додатково введена в них кількість
розчинної речовини.
До таких розчинів належать:
води морів та океанів,
рідини людської
організму.

- пересичені розчини – це розчини,
яких розчинної речовини більше, ніж
може розчинити розчинник при
нормальних умов. Приклади:
газовані напої, цукровий сироп.

Пересичені розчини утворюються
тільки в екстремальних умовах: за
високій температурі (цукровий сироп) або
високому тиску (газовані напої).

Пересичені розчини нестійкі та
при поверненні до нормальних умов
«старіють», тобто. розшаровуються. Надлишок
розчиненої речовини кристалізується або
виділяється у вигляді бульбашок газу
(Повертається в початкове агрегатне
стан).

3. За типом утворених сольватів:
-іонні розчини-розчинна речовина
розчиняється до іонів.
-Такі розчини утворюються за умови
полярності розчиняється речовини та
розчинника та надмірності останнього.

Іонні розчини досить стійкі до
розшарування, а також здатні проводити
електричний струм (є провідниками
електричного струму ІІ роду)

- молекулярні розчини – розчинне
речовина розпадається лише до молекул.
Такі розчини утворюються за умови:
- розбіжності полярностей
розчиненої речовини та розчинника
або
- полярності розчиненої речовини та
розчинника, але недостатності
останнього.
Молекулярні розчини менш стійкі
і не здатні проводити електричний струм

Схема будови молекулярного сольвату
приклад розчинного білка:

Чинники, що впливають на процес розчинення

1. Хімічна природа речовини.
Безпосередній вплив на процес
розчинення речовин надає полярність їх
молекул, що описується правилом подібності:
подібне розчиняється у подібному.
Тому речовини з полярними молекулами
добре розчиняються в полярних
розчинниках і погано в неполярних та
навпаки.

2. Температура.
Для більшості рідких та твердих речовин
характерно збільшення розчинності при
підвищення температури.
Розчинність газів у рідинах з
підвищенням температури зменшується, а з
зниженням – збільшується.

3. Тиск. З підвищенням тиску
розчинність газів у рідинах
збільшується, і з зниженням –
зменшується.
На розчинність рідких та твердих
речовин зміна тиску впливає.

Способи вираження концентрації розчинів

Існують різні способи
виразу складу розчину. Найбільш часто
використовуються такі, як масова частка
розчиненої речовини, молярна та
масова концентрація.

Масова частка розчиненої речовини

Це безрозмірна величина, що дорівнює відношенню
маси розчиненої речовини до загальної маси
розчину:
w% =
речовини
m розчину
´100%
Наприклад, 3%-ний спиртовий розчин йоду
містить 3г йоду в 100г розчину або 3г йоду в 97г
спирту.

Молярна концентрація

Показує, скільки моль розчиненого
речовини міститься в 1 літрі розчину:
СМ =
nречовини
VМ
розчину
=
речовини
Вречовини ´
розчину
Мовлення - молярна маса розчиненого
речовини (г/моль).
Одиницею виміру даної концентрації
є моль/л (М).
Наприклад, 1М розчин Н2SO4 - це розчин,
містить в 1 літрі 1 моль (або 98г) сірчаної

Масова концентрація

Вказує на масу речовини, що знаходиться
в одному літрі розчину:
С=
твещества
V розчину
Одиниця виміру – г/л.
Даним способом часто оцінюють склад
природних та мінеральних вод.

Теорія
електролітичної
дисоціації

ЕД – це процес розпаду електроліту на іони
(заряджені частинки) під дією полярного
розчинника (води) з утворенням розчинів,
здатних проводити електричний струм.
Електроліти – це речовини, здатні
розпадатися на іони.

Електролітична дисоціація

Електролітична дисоціація викликається
взаємодією полярних молекул розчинника з
частинками речовини, що розчиняється. Це
взаємодія призводить до поляризації зв'язків,
внаслідок чого утворюються іони за рахунок
«ослаблення» та розриву зв'язків у молекулах
розчинної речовини. Перехід іонів у розчин
супроводжується їх гідратацією:

Електролітична дисоціація

Кількісно ЕД характеризується ступенем
дисоціації (?); вона висловлює ставлення
продісоційованих молекул на іони до
загальному числу молекул, розчинених у розчині
(Змінюється від 0 до 1.0 або від 0 до 100%):
n
a = ´100%
N
n – продісоційовані на іони молекули,
N – загальна кількість молекул, розчинених у
розчині.

Електролітична дисоціація

Характер іонів, що утворюються під час дисоціації
електролітів – різний.
У молекулах солей при дисоціації утворюються
катіони металу та аніони кислотного залишку:
Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42Кислоти дисоціюють з утворенням іонів Н+:
HNO3 ↔ H+ + NO3Підстави дисоціюють з утворенням іонів ОН-:
KOH ↔ K+ + OH-

Електролітична дисоціація

За ступенем дисоціації всі речовини можна
розділити на 4 групи:
1. Сильні електроліти (α>30%):
луги
(Добре розчинні у воді основи
металів IA групи - NaOH, KOH);
одноосновні
кислоти та сірчана кислота (НСl, HBr, HI,
НNО3, НСlO4, Н2SO4(розб.));
Усе
розчинні у воді солі.

Електролітична дисоціація

2. Середні електроліти (3%<α≤30%):
кислоти
- H3PO4, H2SO3, HNO2;
двоосновні,
розчинні у воді основи –
Mg(OH)2;
розчинні
у воді солі перехідних металів,
вступають у процес гідролізу з розчинником –
CdCl2, Zn(NO3)2;
солі
органічних кислот – CH3COONa.

Електролітична дисоціація

3. Слабкі електроліти (0,3%<α≤3%):
нижчі
органічні кислоти (CH3COOH,
C2H5COOH);
деякі
розчинні у воді неорганічні
кислоти (H2CO3, H2S, HCN, H3BO3);
майже
всі малорозчинні у воді солі та основи
(Ca3(PO4)2, Cu(OH)2, Al(OH)3);
гідроксид
вода.
амонію - NH4OH;

Електролітична дисоціація

4. Неелектроліти (α≤0,3%):
нерозчинні
більшість
у воді солі, кислоти та основи;
органічних сполук (як
розчинних, так і нерозчинних у воді)

Електролітична дисоціація

Одна і та ж речовина може бути як сильною,
і слабким електролітом.
Наприклад, хлорид літію та йодид натрію, що мають
іонні кристалічні грати:
при розчиненні у воді поводяться як типові
сильні електроліти,
при розчиненні в ацетоні або оцтовій кислоті
є слабкими електролітами зі ступенем
дисоціації менше одиниці;
у «сухому» вигляді виступають неелектролітами.

Іонний добуток води

Вода, хоч і є слабким електролітом, частково дисоціює:
H2O + H2O ↔ H3O+ + OH− (правильний, науковий запис)
або
H2O ↔ H+ + OH− (скорочений запис)
У чистій воді концентрація іонів при н.у. завжди постійна
і дорівнює:
ІП = × = 10-14 моль/л
Оскільки в чистій воді = , то = = 10-7 моль/л
Отже, іонний добуток води (ІП) – це добуток концентрацій
іонів водню Н+ та іонів гідроксилу OH− у воді.

Іонний добуток води

При розчиненні у воді будь-якого
речовини рівність концентрацій іонів
= = 10-7 моль/л
може порушуватись.
Тому, іонний добуток води
дозволяє визначити концентрації та
будь-якого розчину (тобто визначити
кислотність чи лужність середовища).

Іонний добуток води

Для зручності подання результатів
кислотності/лужності середовища користуються
не абсолютними значеннями концентрацій, а
їх логарифмами – водневим (рН) та
гідроксильним (pOH) показниками:
+
pH = - lg [H]
-
pOH = - lg

Іонний добуток води

У нейтральному середовищі = = 10-7 моль/л і:
pH = - lg(10-7) = 7
При додаванні до води кислоти (іонів H+),
концентрація іонів OH- падатиме. Тому, при
pH< lg(< 10-7) < 7
середовище буде кислим;
При додаванні до води лугу (іонів OH−) концентрація
буде більше 10-7 моль/л:
-7
pH > lg(> 10) > 7
, А середа буде лужною.

Водневий показник. Індикатори

Для визначення рН використовують кислотно-основні
індикатори – речовини, що змінюють свій колір у
залежно від концентрації іонів Н+ та ОН-.
Одним із найвідоміших індикаторів є
універсальний індикатор, що фарбується при
надлишку Н+ (тобто в кислому середовищі) у червоний колір, при
надлишку ОН- (тобто в лужному середовищі) - в синій і
має в нейтральному середовищі жовто-зелене забарвлення:

Гідроліз солей

Слово «гідроліз» буквально означає «розкладання
водою».
Гідроліз – це процес взаємодії іонів
розчиненої речовини з молекулами води з
освітою слабких електролітів.
Оскільки слабкі електроліти виділяються у вигляді
газу, випадають в осад або існують в розчині
недисоційованому вигляді, то гідроліз можна
вважати хімічною реакцією розчиненої речовини
з водою.

1. Для полегшення написання рівнянь гідролізу
всі речовини ділять на 2 групи:
електроліти (сильні електроліти);
неелектроліти (середні та слабкі електроліти та
неелектроліти).
2. Гідролізу не піддаються кислоти та
підстави, оскільки продукти їх гідролізу не
відрізняються від вихідного складу розчинів:
Na-OH + H-OH = Na-OH + H-OH
H-NO3 + H-OH = H-NO3 + H-OH

Гідроліз солей. Правила написання

3. Для визначення повноти гідролізу та рН
розчину записують 3 рівняння:
1) молекулярне - всі речовини представлені в
вигляді молекул;
2) іонне - всі речовини, здатні до дисоціації
записуються в іонному вигляді; у цьому ж рівнянні
зазвичай виключаються вільні однакові іони з
лівої та правої частин рівняння;
3) підсумкове (або результуюче) – містить
результат «скорочення» попереднього рівняння.

Гідроліз солей

1. Гідроліз солі, утвореної сильним
основою та сильною кислотою:
Na+Cl- + H+OH- ↔ Na+OH- + H+ClNa+ + Cl- + H+OH- ↔ Na+ + OH- + H+ + ClH+OH- ↔ OH- + H+
Гідроліз не йде, середовище розчину нейтральне (т.к.
концентрація іонів OH-і H+ однакова).

Гідроліз солей

2. Гідроліз солі, утвореної сильною основою та
слабкою кислотою:
C17H35COO-Na+ + H+OH- ↔ Na+OH- + C17H35COO-H+
C17H35COO- + Na+ + H+OH- ↔ Na+ + OH- + C17H35COO-H+
C17H35COO- + H+OH- ↔ OH- + C17H35COO-H+
Гідроліз частковий, по аніону, середовище розчину лужне

OH-).

Гідроліз солей

3. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою та
сильною кислотою:
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+
Гідроліз частковий, по катіону, середовище розчину кисле
(т.к. у розчині у вільному вигляді залишається надлишок іонів
H+).

Гідроліз солей

4. Гідроліз солі, утвореної слабкою основою та слабкою
кислотою:
Спробуємо отримати в реакції обміну сіль ацетату алюмінію:
3CH3COOH + AlCl3 = (CH3COO)3Al + 3HCl
Однак, у таблиці розчинності речовин у воді такого
речовини немає. Чому? Тому що воно вступає в процес
гідролізу з водою, що міститься у вихідних розчинах
CH3COOH та AlCl3.
(CH3COO)-3Al+3+ 3H+OH- = Al+3(OH-)3 ↓+ 3CH3COO-H+
3CH3COO-+ Al+3 + 3H+OH- = Al+3(OH-)3 ↓+ 3CH3COO-H+
Гідроліз повний, необоротний, середовище розчину визначається
електролітичною силою продуктів гідролізу.

Це гомогенні (однорідні) системи, які з двох і більше компонентів і продуктів взаємодії.

Точне визначення розчину (1887 Д.І. Менделєєв)

Розчин- гомогенна (однорідна) система, що складається з

частинок розчиненого

речовини, розчинника

та продуктів

їх взаємодії.

Розчини поділяються:

• Молекулярні – водні розчини неелектролітів

(Спиртовий розчин йоду, розчин глюкози).

• Молекулярно-іонні – розчини слабких електролітів

(Азотіста та вугільна кислоти, аміачна вода).

3. Іонні розчини – розчини електролітів.

1г Практично нерозчинні S" width="640"

Розчинність –

властивість речовини розчинятися у воді чи іншому розчині.

Коефіцієнт розчинності(S) – максимальна кількість г речовини, яка може розчинитись у 100г розчинника при даній температурі.

Речовини.

Мало розчинні

S = 0,01 - 1 г

Добре розчинні

Практично нерозчинні

S

Вплив різних факторів на розчинність.

Температура

Тиск

Розчинність

Природа розчинених речовин

Природа розчинника

Розчинність рідин у рідинахдуже складним чином залежить від їхньої природи.

Можна виділити три типи рідин, що відрізняються здатністю до взаємного розчинення.

• Фактично незмішувані рідини, тобто. не здатні до утворення взаємних розчинів(наприклад, Н 2 0 і Hg, Н 2 0 і 6 Н 6).

2) Рідини, що змішуються у будь-яких співвідношеннях, тобто з необмеженою взаємною розчинністю(наприклад, Н 2 0 і С 2 Н 5 ВІН, Н 2 0 і СН 3 СООН).

3) Рідини з обмеженою взаємною розчинністю(Н 2 0 і З 2 Н 5 ОС 2 Н 5 Н 2 0 і C 6 H 5 NH 2).

Істотний вплив тиск надає лише розчинність газів.

Причому якщо між газом та розчинником не виникає хімічної взаємодії, то згідно

закону Генрі розчинність газу при постійній температурі прямо пропорційна його тиску над розчином

Способи вираження складу розчинів 1. частки 2. Концентрації

Масова частка розчиненої речовини у розчині- Відношення маси розчиненої речовини до маси розчину. (частки одиниці/відсотки)

Концентрація розчину –

Молярність- Число молей розчиненої речовини в 1 л розчину.

ʋ - кількість речовини (моль);

V – об'єм розчину (л);

Еквівалентна концентрація (нормальність) –кількість еквівалентів розчиненої речовини в 1л розчину.

екв. - кількість еквівалентів;

V – об'єм розчину, л.

Вираз концентрацій розчинів.

Моляльна концентрація (моляльність)- Число молей розчиненої речовини на 1000 г розчинника.

Подібні документи

Поняття терміна "оксиди" у хімії, їх класифікація (тверді, рідкі, газоподібні). Види оксидів залежно від хімічних властивостей: солеутворюючі, несолетворні. Типові реакції основних та кислотних оксидів: утворення солі, лугу, води, кислоти.

презентація, доданий 28.06.2015


Рівняння реакції Вант-Гоффа. Рідкі, газоподібні та тверді розчини. Вивчення механізмів розчинення речовин. Проникнення молекул речовини в порожнину та взаємодію з розчинником. Температура замерзання та кипіння. Визначення молекулярної маси.

презентація, додано 29.09.2013


Особливості розчинів електролітів, сутність процесу утворення розчину. Вплив природи речовин та температури на розчинність. Електролітична дисоціація кислот, основ, солей. Реакції обміну в розчинах електролітів та умови їх протікання.

реферат, доданий 09.03.2013


Агрегатні стани речовини: кристалічний, склоподібний та рідкокристалічний. Багатокомпонентні та дисперсні системи. Розчини, види та способи вираження їх концентрації. Зміна енергії Гіббса, ентальпії та ентропії при утворенні розчину.

реферат, доданий 13.02.2015


Поняття інфузійних розчинів, їх обов'язкові властивості. Класифікація інфузійних розчинів та їх призначення. Особливості колоїдних розчинів, показання до застосування. Розчини декстранів, особливості їх використання, і навіть можливі ускладнення.

презентація, додано 23.10.2014


Сутність розчинів як однорідної багатокомпонентної системи, що складається з розчинника, розчинених речовин та продуктів їхньої взаємодії. Процес їх класифікації та основні способи вираження складу. Поняття розчинності, кристалізації та кипіння.

реферат, доданий 11.01.2014


Правила техніки безпеки під час роботи у хімічній лабораторії. Поняття про хімічний еквівалент. Способи вираження складу розчинів. Закон та фактор еквівалентності. Приготування розчинів із заданою масовою часткою з більш концентрованого.

розробка уроку, доданий 09.12.2012


Вивчення впливу газової атмосфери зростання параметри твердих розчинів. Визначення залежності швидкості зростання епітаксійних шарів (SiC)1-x(AlN)х від парціального тиску азоту у системі. Склад гетероепітаксіальних структур твердого розчину.

стаття, доданий 02.11.2018


Поняття дисперсної системи та істинного розчину. Термодинаміка процесу розчинення. Фізичні властивості розчинів неелектролітів, їх колігативні властивості. Характеристика першого закону Рауля та закону розведення Оствальда для слабких електролітів.

презентація, додано 27.04.2013


Набуття навичок приготування розчинів із сухої солі. Використання піпеток Мора. Застосування бюреток, мірних циліндрів та мензурок при титруванні. Визначення густини концентрованого розчину за допомогою ареометра. Розрахунок навішування хлориду натрію.

«Масова частка речовини» - Щільність. Позначають Vm. Мср = ?1 M1 + ?2 M2 + ?3 M3 + … об'ємна частка? = V1 / Vзаг. Позначається w. Розраховується у частках чи відсотках. Молярна концентрація: з (в-ва) = n(в-ва) / Vсистеми в моль/л. Відносна щільність розраховується у відносних одиницях.). Щільність будь-якої речовини розраховується за формулою? = m/V, зазвичай вимірюється в г/мл або в г/л.

"Феромагнітна рідина" - Феромагнітна рідина - "розумна" рідина. Застосування: перетворення енергії коливального руху на електричну. Відео. МАОУ Сибірський ліцей. “Мене надихає саме життя, сама природа. Використання: електронні пристрої. Феромагнітна рідина здатна знижувати тертя. Застосування: магнітна сепарація руд.

«Магнітні властивості речовини» - Феріти мають високі значення намагніченості і температури Кюрі. де - Коефіцієнт пропорційності, що характеризує магнітні властивості речовини і званий магнітною сприйнятливістю середовища. У деяких матеріалів магнітні властивості зберігаються і без зовнішнього магнітного поля. Магнітний момент електрона та атома Атом у зовнішньому магнітному полі.

"Будова речовина молекули" - CH3OH + HBr. CH3?CH2?NO2. Взаємний вплив атомів у молекулах з прикладу аніліну. + 2Na. CH3OH + NaOH. С2н6. CH4. HC?C?CH2?CH3. Структурна. Ізоміри -. 2-ге становище. Теорія хімічної будови А.М. Бутлерова. Збільшення основних властивостей.

"Дисперсні системи" - Аерозолі. По агрегатному стану дисперсійного середовища та дисперсної фази. Дисперсійне середовище: холодильні опади, що утворюються при коагуляції золів. Натисніть будь-яку клавішу. Гелі. Природна вода завжди містить розчинені речовини. Класифікація дисперсних систем Розчини. Дисперсна фаза: Суспензії.

«Чисті речовини та суміші» - 1. Сумішом є: ? Висновки: Які суміші бувають? Фільтрування. фосфат кальцію. Чисті речовини та суміші. ZnO, ZnCl2, H2O. SO3, MgO, CuO. Чиста речовина має постійні фізичні властивості (tкіп, tплав, ? та ін). Перегонка (дистиляція). Способи поділу сумішей. Якими способами можна поділити суміші?

Всього у темі 14 презентацій