Soľ. Ako pripraviť soľný roztok? Je možné rozpustiť soľ vo vode?

Soľný roztok je veľmi účinným antiseptikom, a preto je široko používaný ako prvá pomoc a domáca liečba rôznych infekcií.

Príprava soľného roztoku

Je to veľmi jednoduchý proces, pretože soľ je veľmi rozpustná vo vode. Je potrebné vziať do úvahy, že na liečebné účely sa soľné roztoky môžu pripraviť iba z čistej morskej alebo stolovej soli.

Na prípravu roztoku musíte vziať nádobu s požadovaným množstvom vody.
Pridajte soľ v určených pomeroch.
Potom roztok dôkladne premiešajte, kým sa soľ úplne nerozpustí. Soľ sa v horúcej vode rozpúšťa oveľa rýchlejšie.

Oplach fyziologickým roztokom

Pri zápaloch horných dýchacích ciest použite na výplach nosohltanu a kloktanie soľný roztok v pomere 1/2 čajovej lyžičky soli na pohár vody. Pri liečbe boľavého hrdla, pre väčšiu účinnosť, môžete do roztoku pridať 1/2 lyžičky sódy. Tento roztok sa používa na výplach úst pri ochorení ďasien alebo iných zápalových procesoch v ústnej dutine.

Soľný roztok na pleťové vody a obklady

Na vonkajšie ošetrenie sa niekedy používajú soľné obklady alebo sa vyrábajú pleťové vody na podporu hojenia drobných rán a resorpcie hematómov. K tomu použite roztok s koncentráciou 3-5 polievkových lyžíc soli na pohár vody.

Na vážne modriny si môžete urobiť teplé obklady s roztokom soli vo vode v pomere 100 gramov na 1/2 litra.

Nasýtený soľný roztok

Na prípravu nasýteného roztoku sa soľ postupne pridáva do vody a mieša sa až do úplného rozpustenia.

Toto pokračuje, kým sa soľ neprestane rozpúšťať. Ak sa soľ po dlhšom miešaní nerozpustí vo vode, ale usadí sa na dne pohára, znamená to, že jej obsah vo vode dosiahol maximum možného za normálnych podmienok. Tento roztok sa nazýva nasýtený. Dá sa použiť napríklad na pestovanie kryštálov soli.

katióny	Anióny
F-	Cl-	Br-	ja -	S 2-	NIE 3 -	CO 3 2-	SiO 3 2-	SO 4 2-	PO 4 3-
Na+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
K+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
NH4+	R	R	R	R	R	R	R	R	R	R
Mg 2+	RK	R	R	R	M	R	N	RK	R	RK
Ca2+	NK	R	R	R	M	R	N	RK	M	RK
Sr 2+	NK	R	R	R	R	R	N	RK	RK	RK
Ba 2+	RK	R	R	R	R	R	N	RK	NK	RK
Sn 2+	R	R	R	M	RK	R	N	N	R	N
Pb 2+	N	M	M	M	RK	R	N	N	N	N
Al 3+	M	R	R	R	G	R	G	NK	R	RK
Cr 3+	R	R	R	R	G	R	G	N	R	RK
Mn 2+	R	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Fe 3+	R	R	R	-	-	R	G	N	R	RK
Co2+	M	R	R	R	N	R	N	N	R	N
Ni 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cu 2+	M	R	R	-	N	R	G	N	R	N
Zn 2+	M	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Cd 2+	R	R	R	R	RK	R	N	N	R	N
Hg 2+	R	R	M	NK	NK	R	N	N	R	N
Hg 2 2+	R	NK	NK	NK	RK	R	N	N	M	N
Ag+	R	NK	NK	NK	NK	R	N	N	M	N

Legenda:

P - látka je vysoko rozpustná vo vode; M - mierne rozpustný; H - prakticky nerozpustný vo vode, ale ľahko rozpustný v slabých alebo zriedených kyselinách; RK - nerozpustný vo vode a rozpustný iba v silných anorganických kyselinách; NK - nerozpustný vo vode alebo kyselinách; G - po rozpustení úplne hydrolyzuje a v kontakte s vodou neexistuje. Pomlčka znamená, že takáto látka vôbec neexistuje.

Vo vodných roztokoch sa soli úplne alebo čiastočne disociujú na ióny. Soli slabých kyselín a/alebo slabých zásad podliehajú hydrolýze. Vodné roztoky solí obsahujú hydratované ióny, iónové páry a zložitejšie chemické formy, vrátane produktov hydrolýzy atď. Množstvo solí je tiež rozpustných v alkoholoch, acetóne, amidoch kyselín a iných organických rozpúšťadlách.

Z vodných roztokov môžu soli kryštalizovať vo forme kryštálových hydrátov, z nevodných roztokov - vo forme kryštalických solvátov, napríklad CaBr 2 3C 2 H 5 OH.

Údaje o rôznych procesoch vyskytujúcich sa v systémoch voda-soľ, o rozpustnosti solí v ich spoločnej prítomnosti v závislosti od teploty, tlaku a koncentrácie, o zložení tuhej a kvapalnej fázy možno získať štúdiom diagramov rozpustnosti systémov voda-soľ.

Všeobecné metódy syntézy solí.

1. Získanie stredných solí:

1) kov s nekovom: 2Na + Cl 2 = 2NaCl

2) kov s kyselinou: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3) kov so soľným roztokom menej aktívneho kovu Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

4) zásaditý oxid s kyslým oxidom: MgO + CO 2 = MgCO 3

5) zásaditý oxid s kyselinou CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

6) zásady s kyslým oxidom Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 + H 2 O

7) zásady s kyselinou: Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20

8) soli s kyselinou: MgCO 3 + 2HCl = MgCl 2 + H 2 O + CO 2

BaCl2 + H2S04 = BaS04 + 2HCl

9) zásaditý roztok s roztokom soli: Ba(OH) 2 + Na 2 SO 4 = 2NaOH + BaSO 4

10) roztoky dvoch solí 3CaCl 2 + 2Na 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 6NaCl

2. Získavanie kyslých solí:

1. Interakcia kyseliny s nedostatkom zásady. KOH + H2SO4 = KHS04 + H2O

2. Interakcia zásady s nadbytkom kysličníka

Ca(OH)2 + 2C02 = Ca(HC03)2

3. Interakcia priemernej soli s kyselinou Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca(H 2 PO 4) 2

3. Získavanie zásaditých solí:

1. Hydrolýza solí tvorených slabou zásadou a silnou kyselinou

ZnCl2 + H20 = Cl + HCl

2. Pridávanie (po kvapkách) malých množstiev alkálií do roztokov solí stredných kovov AlCl 3 + 2NaOH = Cl + 2NaCl

3. Interakcia solí slabých kyselín so strednými soľami

2MgCl2 + 2Na2C03 + H20 = 2 CO3 + CO2 + 4NaCl

4. Získanie komplexných solí:

1. Reakcie solí s ligandmi: AgCl + 2NH 3 = Cl

FeCl3 + 6KCN] = K3 + 3KCI

5. Získanie podvojných solí:

1. Spoločná kryštalizácia dvoch solí:

Cr2(S04)3 + K2S04 + 24H20 = 2 + NaCl

4. Redoxné reakcie spôsobené vlastnosťami katiónu alebo aniónu. 2KMn04 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H20

2. Chemické vlastnosti solí kyselín:

1. Tepelný rozklad s tvorbou strednej soli

Ca(HC03)2 = CaC03 + C02 + H20

2. Interakcia s alkáliami. Získanie strednej soli.

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2 = 2BaC03 + 2H20

3. Chemické vlastnosti zásaditých solí:

1. Tepelný rozklad. 2C03 = 2CuO + C02 + H20

2. Interakcia s kyselinou: tvorba strednej soli.

Sn(OH)Cl + HCl = SnCl2 + H20

4. Chemické vlastnosti komplexných solí:

1. Zničenie komplexov v dôsledku tvorby zle rozpustných zlúčenín:

2Cl + K2S = CuS + 2KCl + 4NH3

2. Výmena ligandov medzi vonkajšou a vnútornou sférou.

K2 + 6H20 = Cl2 + 2 KCI

5. Chemické vlastnosti podvojných solí:

1. Interakcia s alkalickými roztokmi: KCr(SO 4) 2 + 3KOH = Cr(OH) 3 + 2K 2 SO 4

2. Redukcia: KCr(S04)2 + 2H°(Zn, zried. H2S04) = 2CrSO4 + H2S04 + K2S04

Surovinou na priemyselnú výrobu množstva solí - chloridov, síranov, uhličitanov, boritanov Na, K, Ca, Mg sú morská a oceánska voda, prírodné soľanky vznikajúce pri jej vyparovaní a ložiská pevných solí. Pre skupinu minerálov, ktoré tvoria sedimentárne usadeniny solí (sírany a chloridy Na, K a Mg), sa používa zaužívaný názov „prírodné soli“. Najväčšie ložiská draselných solí sa nachádzajú v Rusku (Solikamsk), Kanade a Nemecku, mohutné ložiská fosfátových rúd sú v severnej Afrike, Rusku a Kazachstane, NaNO3 je v Čile.

Soli sa využívajú v potravinárskom, chemickom, hutníckom, sklárskom, kožiarskom, textilnom priemysle, poľnohospodárstve, medicíne atď.

Hlavné typy solí

1. Boritany (oxoboráty), soli boritých kyselín: metaboritá HBO 2, ortoboritá H3 BO 3 a polyborité kyseliny neizolované vo voľnom stave. Podľa počtu atómov bóru v molekule sa delia na mono-, di, tetra-, hexaboritany atď. Boritany sa nazývajú aj podľa kyselín, ktoré ich tvoria a podľa počtu mólov B 2 O 3 na 1 mól hlavného oxidu. Rôzne metaboráty sa teda môžu nazývať monoboráty, ak obsahujú anión B(OH)4 alebo reťazový anión (BO2). n n - diboritany - ak obsahujú anión s dvojitým reťazcom (B 2 O 3 (OH) 2) n 2n- triboritany - ak obsahujú kruhový anión (B 3 O 6) 3-.

Štruktúry boritanov zahŕňajú skupiny bór-kyslík - „bloky“ obsahujúce 1 až 6 a niekedy 9 atómov bóru, napríklad:

Koordinačný počet atómov bóru je 3 (trojuholníkové skupiny bór-kyslík) alebo 4 (tetraedrické skupiny). Bór-kyslíkové skupiny sú základom nielen ostrovných, ale aj zložitejších štruktúr - reťazových, vrstvených a rámovo polymerizovaných. Posledne menované vznikajú v dôsledku eliminácie vody v hydratovaných molekulách boritanu a vytváraním mostíkových väzieb cez atómy kyslíka; proces je niekedy sprevádzaný štiepením B-O väzby vo vnútri polyaniónov. Polyanióny môžu pripojiť vedľajšie skupiny - bór-kyslík tetraedry alebo trojuholníky, ich diméry alebo cudzie anióny.

Amónium, alkálie, ako aj iné kovy v oxidačnom stave +1 tvoria najčastejšie hydratované a bezvodé metaboritany ako MBO 2, tetraboritany M 2 B 4 O 7, pentaboráty MB 5 O 8, ako aj dekaboráty M 4 B 10 O 17 n H 2 O. Alkalické zeminy a iné kovy v oxidačnom stave + 2 zvyčajne poskytujú hydratované metaboritany, triboritany M 2 B 6 O 11 a hexaboritany MB 6 O 10. ako aj bezvodé meta-, orto- a tetraboritany. Kovy v oxidačnom stave + 3 sú charakterizované hydratovanými a bezvodými MBO 3 ortoboritanmi.

Boritany sú bezfarebné amorfné látky alebo kryštály (hlavne s nízko symetrickou štruktúrou - jednoklonná alebo ortorombická). Pre bezvodé boritany sa teploty topenia pohybujú od 500 do 2000 °C; Najvyššie teploty topenia majú alkalické metaboráty a orto- a metaboráty kovov alkalických zemín. Väčšina boritanov ľahko vytvára sklo, keď sa ich tavenina ochladí. Tvrdosť hydratovaných boritanov na Mohsovej stupnici je 2-5, bezvodá - do 9.

Hydratované monoboráty strácajú kryštalizačnú vodu až do ~180 °C, polyboritany - pri 300-500 °C; eliminácia vody v dôsledku OH skupín , koordinovaný okolo atómov bóru sa vyskytuje až do ~750 °C. Pri úplnej dehydratácii vznikajú amorfné látky, ktoré pri 500-800°C vo väčšine prípadov prechádzajú „boritanovým prešmykom“ – kryštalizáciou, sprevádzanej (u polyboritanov) čiastočným rozkladom s uvoľňovaním B 2 O 3.

Boritany alkalických kovov, amónium a T1(I) sú rozpustné vo vode (najmä meta- a pentaboritany) a hydrolyzujú vo vodných roztokoch (roztoky majú alkalickú reakciu). Väčšina boritanov sa ľahko rozkladá kyselinami, v niektorých prípadoch pôsobením CO 2 ; a S02;. Boritany alkalických zemín a ťažkých kovov interagujú s roztokmi alkálií, uhličitanov a hydrouhličitanov alkalických kovov. Bezvodé boritany sú chemicky stabilnejšie ako hydratované boritany. S niektorými alkoholmi, najmä glycerolom, tvoria boritany vo vode rozpustné komplexy. Pôsobením silných oxidačných činidiel, najmä H202, alebo pri elektrochemickej oxidácii sa boritany premieňajú na peroxoboráty .

Je známych asi 100 prírodných boritanov, čo sú najmä soli Na, Mg, Ca, Fe.

Hydratované boritany sa získavajú: neutralizáciou H 3 VO 3 oxidmi, hydroxidmi alebo uhličitanmi kovov; výmenné reakcie boritanov alkalických kovov, najčastejšie Na, so soľami iných kovov; reakcia vzájomnej premeny slabo rozpustných boritanov s vodnými roztokmi boritanov alkalických kovov; hydrotermálne procesy využívajúce halogenidy alkalických kovov ako mineralizačné prísady. Bezvodé boritany sa získavajú tavením alebo spekaním B203 s oxidmi kovov alebo uhličitanmi alebo dehydratáciou hydrátov; Monokryštály sa pestujú v roztokoch boritanov v roztavených oxidoch, napríklad Bi203.

Boritany sa používajú: na získanie iných zlúčenín bóru; ako zložky náplne pri výrobe skla, glazúry, smaltu, keramiky; na ohňovzdorné nátery a impregnácie; ako zložky tavív na rafináciu, zváranie a spájkovanie kovov“; ako pigmenty a plnivá do farieb a lakov; ako farbiace moridlá, inhibítory korózie, zložky elektrolytov, fosfor atď. Najrozšírenejšie sú borax a boritany vápenaté.

2.Halogenidy, chemické zlúčeniny halogénov s inými prvkami. Halogenidy zvyčajne zahŕňajú zlúčeniny, v ktorých atómy halogénu majú väčšiu elektronegativitu ako iný prvok. Halogenidy nie sú tvorené He, Ne a Ar. Na jednoduché alebo binárne EC halogenidy n (n- najčastejšie celé číslo od 1 pre monohalogenidy do 7 pre IF 7 a ReF 7, ale môže byť aj zlomkové, napríklad 7/6 pre Bi 6 Cl 7) zahŕňajú najmä soli halogenovodíkových kyselín a interhalogénové zlúčeniny (napr. halogénfluoridy). Existujú tiež zmiešané halogenidy, polyhalogenidy, hydrohalogenidy, oxohalogenidy, oxyhalogenidy, hydroxohalogenidy, tiohalogenidy a komplexné halogenidy. Oxidačné číslo halogénov v halogenidoch je zvyčajne -1.

Na základe povahy väzby prvok-halogén sa jednoduché halogenidy delia na iónové a kovalentné. V skutočnosti sú spojenia zmiešaného charakteru s prevahou prínosu tej či onej zložky. Halogenidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj mnohé mono- a dihalogenidy iných kovov, sú typické soli, v ktorých prevláda iónový charakter väzby. Väčšina z nich je relatívne žiaruvzdorná, málo prchavá a vysoko rozpustná vo vode; vo vodných roztokoch takmer úplne disociujú na ióny. Trihalogenidy prvkov vzácnych zemín majú tiež vlastnosti solí. Rozpustnosť iónových halogenidov vo vode vo všeobecnosti klesá z jodidov na fluoridy. Chloridy, bromidy a jodidy Ag +, Cu +, Hg + a Pb 2+ sú vo vode zle rozpustné.

Zvýšenie počtu atómov halogénu v halogenidoch kovov alebo pomer náboja kovu k polomeru jeho iónu vedie k zvýšeniu kovalentnej zložky väzby, zníženiu rozpustnosti vo vode a tepelnej stabilite halogenidov. , zvýšenie prchavosti, zvýšenie oxidácie, schopnosť a sklon k hydrolýze. Tieto závislosti sa pozorujú pre halogenidy kovov rovnakého obdobia a v sérii halogenidov toho istého kovu. Možno ich ľahko pozorovať na príklade tepelných vlastností. Napríklad pre halogenidy kovov 4. periódy sú teploty topenia a varu 771 a 1430 °C pre KC1, 772 a 1960 °C pre CaCl2, 967 a 975 °C pre ScCl3, -24,1 a 136 °C pre TiCl4 . Pre UF3 je teplota topenia ~ 1500 °C, UF4 1036 °C, UF5 348 °C, UF6 64,0 °C. V radoch spojov EH n s konštantným n Kovalencia väzby sa zvyčajne zvyšuje pri prechode od fluoridov k chloridom a znižuje sa pri prechode z chloridov na bromidy a jodidy. Takže pre AlF 3 je teplota sublimácie 1280 °C, AlC1 3 180 °C, bod varu AlBr 3 254,8 °C, Al 3 407 °C. V sérii ZrF4, ZrCl4ZrBr4, ZrI4 je teplota sublimácie 906, 334, 355 a 418 °C. V radoch MF n a MC1 n kde M je kov jednej podskupiny, kovalencia väzby klesá so zvyšujúcou sa atómovou hmotnosťou kovu. Existuje len málo fluoridov a chloridov kovov s približne rovnakým podielom zložiek iónovej a kovalentnej väzby.

Priemerná energia väzby prvok-halogén klesá pri prechode od fluoridov k jodidom a so zvyšujúcou sa hodnotou n(pozri tabuľku).

Mnoho halogenidov kovov obsahujúcich izolované alebo premosťujúce atómy O (oxo- a oxyhalogenidy, v danom poradí), napríklad oxotrifluorid vanádu VOF 3, dioxyfluorid nióbu Nb02 F, dioxo-jodid wolfrámu WO 2 I 2.

Komplexné halogenidy (halometaláty) obsahujú komplexné anióny, v ktorých sú atómy halogénu ligandy, napríklad hexachlórplatičitan draselný (IV) K2, heptafluórtantalát sodný (V), Na, hexafluórarzeničnan lítny (V). Najväčšiu tepelnú stabilitu majú fluór-, oxofluór- a chlórmetaláty. Charakterom väzieb sú iónové zlúčeniny s katiónmi NF 4 +, N 2 F 3 +, C1F 2 +, XeF + atď. podobné komplexným halogenidom.

Mnohé halogenidy sú charakterizované asociáciou a polymerizáciou v kvapalnej a plynnej fáze s tvorbou mostíkových väzieb. Najnáchylnejšie na to sú halogenidy kovov skupiny I a II, AlCl 3, pentafluoridy Sb a prechodné kovy, oxofluoridy zloženia MOF 4. Známe sú halogenidy s väzbou kov na kov, napr. Cl-Hg-Hg-Cl.

Fluoridy sa svojimi vlastnosťami výrazne líšia od ostatných halogenidov. V jednoduchých halogenidoch sú však tieto rozdiely menej výrazné ako v samotných halogénoch a v zložitých halogenidoch sú menej výrazné ako v jednoduchých halogenidoch.

Mnohé kovalentné halogenidy (najmä fluoridy) sú silné Lewisove kyseliny, napr. AsF 5, SbF 5, BF 3, A1C1 3. Fluoridy sú súčasťou superkyselín. Vyššie halogenidy sú redukované kovmi a vodíkom, napríklad:

5WF 6 + W = 6WF 5

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

UF6 + H2 = UF4 + 2HF

Halogenidy kovov skupín V-VIII, okrem Cr a Mn, sa redukujú pomocou H2 na kovy, napr.

WF6 + ZN2 = W + 6HF

Mnohé kovalentné a iónové halogenidy kovov navzájom reagujú za vzniku komplexných halogenidov, napríklad:

KS1 + TaCl5 = K

Ľahšie halogény môžu vytlačiť ťažšie halogenidy. Kyslík môže oxidovať halogenidy, pričom sa uvoľňujú C12, Br2 a I2. Jednou z charakteristických reakcií kovalentných halogenidov je interakcia s vodou (hydrolýza) alebo jej parami pri zahrievaní (pyrohydrolýza), čo vedie k tvorbe oxidov, oxy- alebo oxohalogenidov, hydroxidov a halogenovodíkov.

Halogenidy sa získavajú priamo z prvkov, reakciou halogenovodíkov alebo halogénvodíkových kyselín s prvkami, oxidmi, hydroxidmi alebo soľami, ako aj výmennými reakciami.

Halogenidy sú široko používané v technológii ako východiskové materiály na výrobu halogénov, alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako zložky skiel a iných anorganických materiálov; sú medziprodukty pri výrobe vzácnych a niektorých farebných kovov, U, Si, Ge a pod.

V prírode tvoria halogenidy samostatné triedy minerálov, medzi ktoré patria fluoridy (napríklad minerály fluorit, kryolit) a chloridy (sylvit, karnallit). Bróm a jód sú v niektorých mineráloch prítomné ako izomorfné nečistoty. Významné množstvá halogenidov sú obsiahnuté v morskej a oceánskej vode, soli a podzemných soľankách. Niektoré halogenidy, napríklad NaCl, KC1, CaCl2, sú súčasťou živých organizmov.

3. Uhličitany (z lat. carbo, rod carbonis coal), soli kyseliny uhličitej. Existujú stredné uhličitany s aniónom CO 3 2- a kyslé, alebo hydrouhličitany (staré hydrogenuhličitany) s aniónom HCO 3 -. Uhličitany sú kryštalické látky. Väčšina stredne veľkých solí kovov v oxidačnom stave +2 kryštalizuje do šesťuholníkov. mriežkový kalcit alebo kosoštvorcový aragonit.

Zo stredných uhličitanov sú vo vode rozpustné iba soli alkalických kovov, amónia a Tl(I). V dôsledku výraznej hydrolýzy majú ich roztoky alkalickú reakciu. Uhličitany kovov sa najťažšie rozpúšťajú v oxidačnom stave + 2. Naopak, všetky hydrogénuhličitany sú vysoko rozpustné vo vode. Počas výmenných reakcií vo vodných roztokoch medzi soľami kovov a Na2C03 sa tvoria zrazeniny stredných uhličitanov v prípadoch, keď je ich rozpustnosť výrazne nižšia ako rozpustnosť zodpovedajúcich hydroxidov. To je prípad Ca, Sr a ich analógov, lantanoidov, Ag(I), Mn(II), Pb(II) a Cd(II). Zostávajúce katióny, keď interagujú s rozpustenými uhličitanmi v dôsledku hydrolýzy, môžu poskytnúť nie medziprodukty, ale zásadité krabonáty alebo dokonca hydroxidy. Stredné krabonáty obsahujúce viacnásobne nabité katióny sa niekedy môžu vyzrážať z vodných roztokov v prítomnosti veľkého nadbytku C02.

Chemické vlastnosti uhličitanov sú spôsobené tým, že patria do triedy anorganických solí slabých kyselín. Charakteristické vlastnosti uhličitanov sú spojené s ich zlou rozpustnosťou, ako aj tepelnou nestabilitou ako samotných krabbonátov, tak aj H 2 CO 3. Tieto vlastnosti sa využívajú pri analýze krabonátov, a to buď na základe ich rozkladu silnými kyselinami a kvantitatívnej absorpcie vzniknutého CO 2 alkalickým roztokom, alebo na vyzrážaní iónu CO 3 2- z roztoku vo forme BaCO. 3. Keď nadbytok CO 2 pôsobí na stredne uhličitanovú zrazeninu, v roztoku sa tvorí hydrogenuhličitan, napríklad: CaCO 3 + H 2 O + CO 2 = Ca(HCO 3) 2. Prítomnosť hydrouhličitanov v prírodnej vode spôsobuje jej dočasnú tvrdosť. Uhľovodíky sa pri miernom zahriatí aj pri nízkych teplotách opäť menia na stredné uhličitany, ktoré sa pri zahriatí rozkladajú na oxid a CO 2 . Čím je kov aktívnejší, tým vyššia je teplota rozkladu jeho uhličitanu. Na 2 CO 3 sa teda topí bez rozkladu pri 857 °C a pre uhličitany Ca, Mg a A1 dosahujú rovnovážne tlaky rozkladu 0,1 MPa pri teplotách 820, 350 a 100 °C.

Uhličitany sú v prírode veľmi rozšírené, čo je spôsobené účasťou CO 2 a H 2 O na procesoch tvorby minerálov. uhličitany hrajú veľkú úlohu v globálnej rovnováhe medzi plynným CO 2 v atmosfére a rozpusteným CO 2 ;

a ióny HCO 3 - a CO 3 2- v hydrosfére a tuhé soli v litosfére. Najvýznamnejšími minerálmi sú kalcit CaCO 3, magnezit MgCO 3, siderit FeCO 3, smithsonit ZnCO 3 a niektoré ďalšie.Vápenec pozostáva najmä z kalcitu alebo kalcitových kostrových zvyškov organizmov, ojedinele z aragonitu. Prírodné hydratované uhličitany alkalických kovov a Mg (napríklad MgCO 3 ZH 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O), podvojné uhličitany [napríklad dolomit CaMg(CO 3) 2, trona Na 2 CO 3 NaHCO 3 2H 2 sú známe aj O] a zásadité [malachit CuCO 3 Cu(OH) 2, hydrocerusit 2PbCO 3 Pb(OH) 2].

Najdôležitejšie sú uhličitan draselný, uhličitan vápenatý a uhličitan sodný. Mnohé prírodné uhličitany sú veľmi cenné kovové rudy (napr. uhličitany Zn, Fe, Mn, Pb, Cu). Hydrogénuhličitany hrajú dôležitú fyziologickú úlohu, pretože sú tlmiacimi látkami, ktoré regulujú stálosť pH krvi.

4. Dusičnany, soli kyseliny dusičnej HNO 3. Známy pre takmer všetky kovy; existujú vo forme bezvodých solí M(NO 3) n (n- oxidačný stav kovu M) a vo forme kryštalických hydrátov M(NO 3) n X H2O ( X= 1-9). Z vodných roztokov pri teplotách blízkych teplote miestnosti kryštalizujú iba dusičnany alkalických kovov ako bezvodé, zvyšok - vo forme kryštalických hydrátov. Fyzikálno-chemické vlastnosti bezvodého a hydratovaného dusičnanu toho istého kovu sa môžu značne líšiť.

Bezvodé kryštalické zlúčeniny dusičnanov d-prvku sú farebné. Bežne možno dusičnany rozdeliť na zlúčeniny s prevažne kovalentným typom väzby (soli Be, Cr, Zn, Fe a iné prechodné kovy) a s prevažne iónovým typom väzby (soli alkalických kovov a kovov alkalických zemín). Iónové dusičnany sa vyznačujú vyššou tepelnou stabilitou, prevahou kryštálových štruktúr vyššej symetrie (kubické) a absenciou štiepenia pásov dusičnanových iónov v IČ spektrách. Kovalentné dusičnany majú vyššiu rozpustnosť v organických rozpúšťadlách, nižšiu tepelnú stabilitu a ich IR spektrá sú zložitejšie; Niektoré kovalentné dusičnany sú pri izbovej teplote prchavé a po rozpustení vo vode sa čiastočne rozložia a uvoľňujú oxidy dusíka.

Všetky bezvodé dusičnany vykazujú silné oxidačné vlastnosti v dôsledku prítomnosti iónu NO 3 -, pričom ich oxidačná schopnosť sa zvyšuje pri prechode z iónových na kovalentné dusičnany. Posledné sa rozkladajú v rozmedzí 100-300 ° C, iónové - pri 400-600 ° C (NaNO 3, KNO 3 a niektoré ďalšie sa topia pri zahrievaní). Produkty rozkladu v pevnej a kvapalnej fáze. sú postupne dusitany, oxydusičnany a oxidy, niekedy voľné kovy (keď je oxid nestabilný, napríklad Ag 2 O) a v plynnej fáze - NO, NO 2, O 2 a N 2. Zloženie rozkladných produktov závisí od povahy kovu a stupňa jeho oxidácie, rýchlosti ohrevu, teploty, zloženia plynného média a ďalších podmienok. NH 4 NO 3 detonuje a pri rýchlom zahriatí sa môže rozložiť s výbuchom, v takom prípade sa vytvorí N 2, O 2 a H 2 O; pri pomalom zahrievaní sa rozkladá na N 2 O a H 2 O.

Voľný ión NO 3 - v plynnej fáze má geometrickú štruktúru rovnostranného trojuholníka s atómom N v strede, uhly ONO ~ 120° a dĺžky N-O väzby 0,121 nm. V kryštalických a plynných dusičnanoch si ión NO 3 - zachováva najmä svoj tvar a veľkosť, čo určuje priestor a štruktúru dusičnanov. NO 3 - ión môže pôsobiť ako mono-, bi-, tridentátny alebo mostíkový ligand, preto sa dusičnany vyznačujú širokou škálou typov kryštálových štruktúr.

Prechodné kovy vo vysokom oxidačnom stave v dôsledku stérických. Bezvodé dusičnany nemôžu robiť žiadne ťažkosti a vyznačujú sa oxonitrátmi, napríklad UO 2 (NO 3) 2, NbO (NO 3) 3. Dusičnany tvoria veľké množstvo podvojných a komplexných solí s iónom NO 3 - vo vnútornej sfére. Vo vodnom prostredí v dôsledku hydrolýzy tvoria katióny prechodných kovov hydroxonitráty (zásadité dusičnany) rôzneho zloženia, ktoré je možné izolovať aj v pevnom stave.

Hydratované dusičnany sa líšia od bezvodých dusičnanov tým, že v ich kryštálových štruktúrach je kovový ión vo väčšine prípadov spojený skôr s molekulami vody než s iónom NO3. Preto sú lepšie rozpustné vo vode ako bezvodé dusičnany, ale menej rozpustné v organických rozpúšťadlách, sú slabšími oxidačnými činidlami a topia sa nekongruentne vo vode kryštalizácie v rozmedzí 25-100°C. Pri zahrievaní hydratovaných dusičnanov sa spravidla nevytvárajú bezvodé dusičnany, ale dochádza k termolýze s tvorbou hydroxonitrátov a potom oxonitrátov a oxidov kovov.

V mnohých svojich chemických vlastnostiach sú dusičnany podobné iným anorganickým soliam. Charakteristické vlastnosti dusičnanov sú spôsobené ich veľmi vysokou rozpustnosťou vo vode, nízkou tepelnou stabilitou a schopnosťou oxidovať organické a anorganické zlúčeniny. Pri redukcii dusičnanov vzniká zmes produktov obsahujúcich dusík NO 2, NO, N 2 O, N 2 alebo NH 3 s prevahou jedného z nich v závislosti od druhu redukčného činidla, teploty, reakcie prostredia. a ďalšie faktory.

Priemyselné spôsoby výroby dusičnanov sú založené na absorpcii NH 3 roztokmi HNO 3 (pre NH 4 NO 3) alebo na absorpcii dusíkatých plynov (NO + NO 2) roztokmi alkálií alebo uhličitanov (pre dusičnany alkalických kovov, Ca, Mg, Ba), ako aj rôzne výmenné reakcie solí kovov s HNO 3 alebo dusičnanmi alkalických kovov. V laboratóriu sa na získanie bezvodých dusičnanov využívajú reakcie prechodných kovov alebo ich zlúčenín s kvapalným N 2 O 4 a jeho zmesami s organickými rozpúšťadlami alebo reakcie s N 2 O 5.

Dusičnany Na, K (dusičnan sodný a draselný) sa nachádzajú vo forme prírodných ložísk.

Dusičnany sa používajú v mnohých priemyselných odvetviach. Dusitan amónny (dusičnan amónny) je hlavným hnojivom obsahujúcim dusík; Dusičnany alkalických kovov a Ca sa tiež používajú ako hnojivá. Dusičnany sú zložky raketových palív, pyrotechnických zmesí, leptacích roztokov na farbenie látok; Používajú sa na kalenie kovov, konzerváciu potravín, ako liečivá a na výrobu oxidov kovov.

Dusičnany sú toxické. Spôsobujú pľúcny edém, kašeľ, vracanie, akútne kardiovaskulárne zlyhanie a pod. Smrteľná dávka dusičnanov pre človeka je 8-15 g, prípustný denný príjem je 5 mg/kg. Pre sumu dusičnanov Na, K, Ca, NH3 MPC: vo vode 45 mg/l", v pôde 130 mg/kg (trieda nebezpečnosti 3); v zelenine a ovocí (mg/kg) - zemiaky 250, neskorá biela kapusta 500, mrkva neskorá 250, cvikla 1400, cibuľa 80, cuketa 400, melón 90, vodové melóny, hrozno, jablká, hrušky 60. Nedodržiavanie agrotechnických odporúčaní, nadmerná aplikácia hnojív prudko zvyšuje obsah dusičnanov v poľnohospodárskych produktoch, povrchový odtok z polia ( 40-5500 mg/l), podzemná voda.

5. Dusitany, soli kyseliny dusitej HNO 2. Používajú sa predovšetkým dusitany alkalických kovov a amónium, menej - alkalické zeminy a dusitany. d-kovy, Pb a Ag. O dusitanoch iných kovov existujú len kusé informácie.

Dusitany kovov v oxidačnom stave +2 tvoria kryštálové hydráty s jednou, dvoma alebo štyrmi molekulami vody. Dusitany tvoria podvojné a trojité soli, napr. CsNO 2 AgNO 2 alebo Ba(NO 2) 2 Ni(NO 2) 2 2KNO 2, ako aj komplexné zlúčeniny, napríklad Na 3.

Kryštálové štruktúry sú známe len pre niekoľko bezvodých dusitanov. Anión N02 má nelineárnu konfiguráciu; ONO uhol 115°, dĺžka H-O väzby 0,115 nm; typ väzby M-NO 2 je iónovo-kovalentný.

Dusitany K, Na, Ba sú dobre rozpustné vo vode, dusitany Ag, Hg, Cu sú slabo rozpustné. So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje rozpustnosť dusitanov. Takmer všetky dusitany sú zle rozpustné v alkoholoch, éteroch a nízkopolárnych rozpúšťadlách.

Dusitany sú tepelne nestabilné; Iba dusitany alkalických kovov sa topia bez rozkladu, dusitany ostatných kovov sa rozkladajú pri 25-300 °C. Mechanizmus rozkladu dusitanov je zložitý a zahŕňa množstvo paralelne sekvenčných reakcií. Hlavnými plynnými produktmi rozkladu sú NO, NO 2, N 2 a O 2, pevné látky - oxid kovu alebo elementárny kov. Uvoľňovanie veľkého množstva plynov spôsobuje explozívny rozklad niektorých dusitanov, napríklad NH 4 NO 2, ktorý sa rozkladá na N 2 a H 2 O.

Charakteristické vlastnosti dusitanov sú spojené s ich tepelnou nestabilitou a schopnosťou dusitanového iónu byť oxidačným aj redukčným činidlom v závislosti od prostredia a povahy činidiel. V neutrálnom prostredí sa dusitany väčšinou redukujú na NO, v kyslom prostredí sa oxidujú na dusičnany. Kyslík a CO 2 neinteragujú s pevnými dusitanmi a ich vodnými roztokmi. Dusitany podporujú rozklad organických látok obsahujúcich dusík, najmä amínov, amidov atď. S organickými halogenidmi RXH. reagujú za vzniku dusitanov RONO a nitrozlúčenín RNO 2 .

Priemyselná výroba dusitanov je založená na absorpcii nitrózneho plynu (zmes NO + NO 2) roztokmi Na 2 CO 3 alebo NaOH so sekvenčnou kryštalizáciou NaNO 2; Dusitany iných kovov sa v priemysle a laboratóriách získavajú výmennou reakciou kovových solí s NaNO 2 alebo redukciou dusičnanov týchto kovov.

Dusitany sa používajú na syntézu azofarbív, pri výrobe kaprolaktámu, ako oxidačné činidlá a redukčné činidlá v gumárenskom, textilnom a kovospracujúcom priemysle, ako konzervačné látky v potravinách. Dusitany, ako NaNO 2 a KNO 2, sú toxické, spôsobujú bolesti hlavy, zvracanie, tlmiace dýchanie atď. Pri otrave NaNO 2 sa v krvi tvorí methemoglobín a poškodzujú sa membrány červených krviniek. Z NaNO 2 a amínov je možné vytvárať nitrozamíny priamo v gastrointestinálnom trakte.

6. Sírany, soli kyseliny sírovej. Sú známe stredné sírany s aniónom S042- alebo hydrosírany s aniónom HS04-, zásadité, obsahujúce spolu s aniónom S042- OH skupiny, napríklad Zn2(OH)2S04. Existujú aj dvojité sírany obsahujúce dva rôzne katióny. Patria sem dve veľké skupiny síranov - kamenec , ako aj šenity M2E(S04)26H20 , kde M je jednoducho nabitý katión, E je Mg, Zn a ďalšie dvojito nabité katióny. Známy trojitý síran K 2 SO 4 MgSO 4 2CaSO 4 2H 2 O (polyhalitový minerál), dvojzásadité sírany, napríklad minerály alunitovej a jarositovej skupiny M 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH 3 a M 2 SO 4 Fe 2 (SO 4) 3 4Fe(OH) 3, kde M je jednoducho nabitý katión Sírany môžu byť súčasťou zmesových solí, napríklad 2Na 2 SO 4 Na 2 CO 3 (minerálny berkeit), MgSO 4 KCl 3H20 (kainit).

Sírany sú kryštalické látky, vo väčšine prípadov stredné a kyslé, vysoko rozpustné vo vode. Sírany vápnika, stroncia, olova a niektoré ďalšie sú málo rozpustné, BaSO 4 a RaSO 4 sú prakticky nerozpustné. Zásadité sírany sú zvyčajne slabo rozpustné alebo prakticky nerozpustné alebo sú hydrolyzované vodou. Z vodných roztokov môžu sírany kryštalizovať vo forme kryštalických hydrátov. Kryštalické hydráty niektorých ťažkých kovov sa nazývajú vitrioly; síran meďnatý CuSO 4 5H 2 O, síran železnatý FeSO 4 7H 2 O.

Stredné sírany alkalických kovov sú tepelne stabilné, zatiaľ čo kyslé sírany sa pri zahrievaní rozkladajú na pyrosírany: 2KHSO 4 = H 2 O + K 2 S 2 O 7. Stredné sírany iných kovov, ako aj zásadité sírany sa pri zahriatí na dostatočne vysoké teploty spravidla rozkladajú s tvorbou oxidov kovov a uvoľňovaním S03.

Sulfáty sú v prírode široko rozšírené. Nachádzajú sa vo forme minerálov, napríklad sadra CaSO 4 H 2 O, mirabilit Na 2 SO 4 10H 2 O a sú tiež súčasťou morskej a riečnej vody.

Mnohé sírany možno získať interakciou H 2 SO 4 s kovmi, ich oxidmi a hydroxidmi, ako aj rozkladom solí prchavých kyselín kyselinou sírovou.

Anorganické sírany sú široko používané. Napríklad síran amónny je dusíkaté hnojivo, síran sodný sa používa v sklárskom, papierenskom priemysle, výrobe viskózy atď. Prírodné síranové minerály sú surovinou na priemyselnú výrobu zlúčenín rôznych kovov, stavebných materiálov atď.

7.siričitany, soli kyseliny sírovej H2SO3 . Existujú stredné siričitany s aniónom SO 3 2- a kyslé (hydrosulfity) s aniónom HSO 3 - . Stredné siričitany sú kryštalické látky. Amónne a alkalické siričitany sú vysoko rozpustné vo vode; rozpustnosť (g v 100 g): (NH4)2S03 40,0 (13 °C), K2S03 106,7 (20 °C). Vo vodných roztokoch vznikajú hydrosulfity. Siričitany kovov alkalických zemín a niektorých iných kovov sú prakticky nerozpustné vo vode; rozpustnosť MgS03 1 g v 100 g (40 °C). Známe kryštálové hydráty (NH 4) 2 SO 3 H 2 O, Na 2 SO 3 7H 2 O, K 2 SO 3 2H 2 O, MgSO 3 6H 2 O atď.

Bezvodé siričitany sa pri zahrievaní bez prístupu vzduchu v uzavretých nádobách neúmerne delia na sulfidy a sírany, pri zahrievaní v prúde N 2 strácajú SO 2 a pri zahrievaní na vzduchu ľahko oxidujú na sírany. S SO 2 vo vodnom prostredí tvoria stredné siričitany hydrosulfity. Siričitany sú pomerne silné redukčné činidlá, oxidujú sa v roztokoch s chlórom, brómom, H 2 O 2 a pod. na sírany. Rozkladajú sa silnými kyselinami (napríklad HC1) s uvoľňovaním SO 2 .

Kryštalické hydrosulfity sú známe pre K, Rb, Cs, NH 4 +, sú nestabilné. Zvyšné hydrosulfity existujú iba vo vodných roztokoch. Hustota NH4HS03 2,03 g/cm3; rozpustnosť vo vode (g v 100 g): NH4HS03 71,8 (0 °C), KHS03 49 (20 °C).

Pri zahrievaní kryštalických hydrosulfitov Na alebo K alebo pri nasýtení kypriaceho roztoku buničiny SO 2 M 2 SO 3 vznikajú pyrosulfity (zastarané - metabisulfity) M 2 S 2 O 5 - soli neznámej voľnej kyseliny pyrosírovej H 2 S 2 05; kryštály, nestabilné; hustota (g/cm3): Na2S205 1,48, K2S205 2,34; nad ~ 160 °C sa rozkladajú za uvoľňovania SO 2; rozpustiť vo vode (s rozkladom na HSO 3 -), rozpustnosť (g v 100 g): Na 2 S 2 O 5 64,4, K 2 S 2 O 5 44,7; tvoria hydráty Na2S2057H20 a ZK2S2052H20; redukčné činidlá.

Stredné siričitany alkalických kovov sa pripravujú reakciou vodného roztoku M2C03 (alebo MOH) s S02 a MSO3 prechodom S02 cez vodnú suspenziu MCO3; Využívajú najmä SO 2 z výfukových plynov kontaktnej výroby kyseliny sírovej. Siričitany sa používajú pri bielení, farbení a potlači látok, vlákien, kože na konzerváciu obilia, zeleného krmiva, kŕmneho priemyselného odpadu (NaHSO 3,

Na2S205). CaSO 3 a Ca(HS0 3) 2 sú dezinfekčné prostriedky vo vinárskom a cukrovarníckom priemysle. NaHSO 3, MgSO 3, NH 4 HSO 3 - zložky sulfitového lúhu pri rozvlákňovaní; absorbér (NH4)2S03-S02; NaHSO 3 je absorbér H 2 S z priemyselných odpadových plynov, redukčné činidlo pri výrobe sírnych farbív. K 2 S 2 O 5 - zložka kyslých fixatívov vo fotografii, antioxidant, antiseptikum.

Spôsoby oddeľovania zmesí

Filtrácia, separácia heterogénnych systémov kvapalina - pevné častice (suspenzie) a plyn - pevné častice pomocou poréznych filtračných prepážok (FP), ktoré prepúšťajú kvapalinu alebo plyn, no zadržiavajú pevné častice. Hnacou silou procesu je tlakový rozdiel na oboch stranách fázového prechodu.

Pri oddeľovaní suspenzií pevné častice zvyčajne vytvárajú na FP vrstvu vlhkého sedimentu, ktorý sa v prípade potreby premyje vodou alebo inou kvapalinou a tiež sa dehydratuje prefukovaním vzduchu alebo iného plynu. Filtrácia sa uskutočňuje pri konštantnom tlakovom rozdiele alebo pri konštantnej rýchlosti procesu w(množstvo filtrátu v m 3, ktoré prejde cez 1 m 2 povrchu FP za jednotku času). Pri konštantnom tlakovom rozdiele sa suspenzia dodáva do filtra pod vákuom alebo pretlakom, ako aj piestovým čerpadlom; Pri použití odstredivého čerpadla sa tlakový rozdiel zvyšuje a rýchlosť procesu klesá.

V závislosti od koncentrácie suspenzií sa rozlišuje niekoľko typov filtrácie. Pri koncentrácii vyššej ako 1 % nastáva filtrácia s tvorbou zrazeniny a pri koncentrácii nižšej ako 0,1 % s upchávaním pórov FP (čistenie kvapalín). Ak sa na FP nevytvorí dostatočne hustá vrstva sedimentu a pevné častice sa dostanú do filtrátu, prefiltrujte pomocou jemne rozptýlených pomocných látok (kremelina, perlit), ktoré sa vopred nanesú na FP alebo sa pridajú do suspenzie. Pri počiatočnej koncentrácii nižšej ako 10 % je možná čiastočná separácia a zahustenie suspenzií.

Existujú kontinuálne a periodické filtre. V druhom prípade sú hlavnými fázami práce filtrovanie, umývanie sedimentu, jeho odvodnenie a vykladanie. V tomto prípade je vhodná optimalizácia podľa kritérií najvyššej produktivity a najnižších nákladov. Ak sa nevykonáva umývanie a odvodňovanie a môže sa zanedbať hydraulický odpor priečky, potom sa najväčšia produktivita dosiahne, keď sa čas filtrovania rovná trvaniu pomocných operácií.

Použiteľné sú flexibilné FP vyrobené z bavlny, vlny, syntetických a sklenených tkanín, ako aj netkané FP vyrobené z prírodných a syntetických vlákien a nepružné - keramické, cermetové a penové. Smery pohybu filtrátu a pôsobenie gravitácie môžu byť opačné, zhodné alebo vzájomne kolmé.

Dizajn filtrov je rôznorodý. Jedným z najbežnejších je rotačný bubnový vákuový filter (cm. Obr.) kontinuálneho pôsobenia, pri ktorom sú smery pohybu filtrátu a pôsobenie gravitácie opačné. Sekcia distribučného zariadenia spája zóny I a II so zdrojom vákua a zóny III a IV so zdrojom stlačeného vzduchu. Filtrát a premývacia kvapalina zo zón I a II vstupujú do samostatných zberačov. Rozšírený je aj automatizovaný periodický kalolis s horizontálnymi komorami, filtračná tkanina vo forme nekonečného pásu a elastické membrány na odvodňovanie kalu lisovaním. Vykonáva striedavé operácie plniacich komôr so suspenznou, filtráciou, premývaním a odvodňovaním sedimentu, odpájaním susedných komôr a odstraňovaním sedimentu.

Stanovenie dynamického šmykového napätia, efektívnej a plastickej viskozity pri normálnej teplote

Stanovenie dynamického šmykového napätia, efektívnej a plastickej viskozity pri zvýšenej teplote

Pokus 2. Príprava a štúdium vlastností solí kyseliny fosforečnej.

Späť dopredu

Pozor! Ukážky snímok slúžia len na informačné účely a nemusia predstavovať všetky funkcie prezentácie. Ak vás táto práca zaujala, stiahnite si plnú verziu.

Účel lekcie:štúdium vlastností vody.

Ciele lekcie: poskytnúť predstavu o vode ako rozpúšťadle, o rozpustných a nerozpustných látkach; zaviesť pojem „filter“, najjednoduchšie metódy na stanovenie rozpustných a nerozpustných látok; pripraviť správu na tému „Voda je rozpúšťadlo“.

Vybavenie a vizuálne pomôcky: učebnice, čítanky, zošity na samostatnú prácu; súpravy: poháre prázdne a s prevarenou vodou; krabice s kuchynskou soľou, cukrom, riečnym pieskom, hlinou; lyžičky, lieviky, filtre na papierové obrúsky; kvaš (akvarelové farby), štetce a odrazové listy; prezentácia v Power Point, multimediálny projektor, plátno.

POČAS VYUČOVANIA

I. Organizačný moment

U. Dobré ráno všetkým! (Snímka 1)
Pozývam vás na tretie stretnutie školského vedeckého krúžku „My a svet okolo nás“.

II. Komunikácia témy a účelu lekcie

učiteľ. Dnes máme hostí, učiteľov z iných škôl, ktorí prišli na stretnutie klubu. Predsedovi klubu Anastasii Poroshinovej navrhujem otvoriť schôdzu.

predseda. Dnes sme sa zišli na klubovom stretnutí na tému „Voda je rozpúšťadlo“. Úlohou pre všetkých prítomných je pripraviť správu na tému „Voda je rozpúšťadlo“. V tejto lekcii sa opäť stanete výskumníkmi vlastností vody. Tieto vlastnosti budete študovať vo svojich laboratóriách s pomocou „konzultantov“ – Michaila Makarenkova, Olesje Starkovej a Julie Steninovej. Každé laboratórium bude musieť splniť nasledujúcu úlohu: vykonať experimenty a pozorovania a na konci stretnutia prediskutovať plán správy „Voda – rozpúšťadlo“.

III. Učenie sa nového materiálu

U. So súhlasom predsedu by som chcel urobiť prvé vyhlásenie. (Snímka 2) Rovnaké stretnutie na tému „Voda je rozpúšťadlo“ mali nedávno aj študenti z obce Mirny. Stretnutie otvoril Kosťa Pogodin, ktorý všetkým prítomným pripomenul ďalšiu úžasnú vlastnosť vody: mnohé látky vo vode sa dokážu rozpadnúť na neviditeľné drobné čiastočky, teda rozpustiť. Voda je preto dobrým rozpúšťadlom pre mnohé látky. Potom Masha navrhla vykonať experimenty a identifikovať metódy, pomocou ktorých by bolo možné získať odpoveď na otázku, či sa látka rozpúšťa vo vode alebo nie.
U. Na klubovom stretnutí navrhujem, aby ste si vo vode určili rozpustnosť látok ako kuchynská soľ, cukor, riečny piesok a íl.
Predpokladajme, ktorá látka sa podľa vás vo vode rozpustí a ktorá nie. Vyjadrite svoje domnienky, dohady a pokračujte vo svojom tvrdení: (Snímka 3)

U. Zamyslime sa spolu nad tým, aké hypotézy potvrdíme. (Snímka 3)
Predpokladajme... (soľ sa rozpustí vo vode)
Povedzme... (cukor sa rozpustí vo vode)
Možno... (piesok sa vo vode nerozpustí)
Čo ak... (hlina sa vo vode nerozpustí)
U. Poďme, urobme experimenty, ktoré nám pomôžu prísť na to. Pred prácou vám predseda pripomenie pravidlá vykonávania experimentov a rozdá karty, na ktorých sú tieto pravidlá vytlačené. (Snímka 4)
P. Pozrite sa na obrazovku, kde sú napísané pravidlá.

"Pravidlá vykonávania experimentov"

So všetkými zariadeniami sa musí zaobchádzať opatrne. Nielenže sa môžu zlomiť, ale môžu tiež spôsobiť zranenie.
Pri práci môžete nielen sedieť, ale aj stáť.
Experiment vykonáva jeden zo študentov (hovoriaci), ostatní ho ticho pozorujú alebo mu na požiadanie hovoriaceho pomáhajú.
Výmena názorov na výsledky experimentu sa začína až potom, čo mu rečník dovolí začať.
Musíte spolu hovoriť potichu, bez rušenia ostatných.
Pristupovanie k stolu a výmena laboratórneho vybavenia je možná len s povolením predsedu.

IV. Praktická práca

U. Navrhujem, aby predsedajúci vybral „konzultanta“, ktorý nahlas prečíta z učebnice (s. 85) postup pri realizácii prvého experimentu. (Snímka 5)

1) P. Prejdite prstom experimentujte so stolovou soľou. Skontrolujte, či sa kuchynská soľ rozpúšťa vo vode.
„Konzultant“ z každého laboratória vezme jednu z pripravených súprav a vykoná experiment s kuchynskou soľou. Prevarená voda sa naleje do priehľadného pohára. Do vody nasypte malé množstvo kuchynskej soli. Skupina pozoruje, čo sa deje s kryštálmi soli a ochutnáva vodu.
Predseda (ako v hre KVN) prečíta každej skupine rovnakú otázku a zástupcovia laboratórií na ne odpovedajú.
P.(Snímka 6) Zmenila sa čírosť vody? (Transparentnosť sa nezmenila)
Zmenila sa farba vody? (Farba sa nezmenila)
Zmenila sa chuť vody? (Voda sa stala slanou)
Dá sa povedať, že soľ zmizla? (Áno, rozpustila sa, zmizla, nie je viditeľná)
U. Vyvodiť záver. (Soľ sa rozpustila)(Snímka 6)

P. Prosím všetkých, aby pristúpili k druhému experimentu, na ktorý je potrebné použiť filtre.
U.Čo je filter? (Zariadenie, zariadenie alebo konštrukcia na čistenie kvapalín, plynov od pevných častíc a nečistôt.)(Snímka 7)
U. Prečítajte si nahlas postup vykonania experimentu s filtrom. (Snímka 8)
Žiaci prepúšťajú vodu so soľou cez filter, pozorujú a ochutnávajú vodu.
P.(Snímka 9) Zostala na filtri nejaká soľ? (Na filtri nezostáva kuchynská soľ)
Zmenila sa chuť vody? (Chuť vody sa nezmenila)
Podarilo sa vám odstrániť soľ z vody? (Sulová soľ prešla cez filter s vodou)
U. Zo svojich pozorovaní urobte záver. (soľ rozpustená vo vode)(Snímka 9)
U. Potvrdila sa vaša hypotéza?
U. Všetko je správne! Výborne!
U. Výsledky experimentu si pripravte písomne do Notebooku na samostatnú prácu (s. 30). (Snímka 10)

2) P.(Snímka 11) Urobme to isté skúsenosti opäť, ale namiesto soli dáme lyžičku kryštálový cukor.
„Konzultant“ z každého laboratória vezme druhú sadu a vykoná experiment s cukrom. Prevarená voda sa naleje do priehľadného pohára. Do vody pridajte malé množstvo cukru. Skupina pozoruje, čo sa deje, a ochutnáva vodu.
P.(Snímka 12) Zmenila sa priehľadnosť vody? (Čistota vody sa nezmenila)
Zmenila sa farba vody? (Farba vody sa nezmenila)
Zmenila sa chuť vody? (Voda sa stala sladkou)
Dá sa povedať, že cukor zmizol? (Cukor sa stal vo vode neviditeľným, voda ho rozpustila)
U. Vyvodiť záver. (cukor sa rozpustil)(Snímka 12)

U. Vodu a cukor precedíme cez papierový filter. (Snímka 13)
Žiaci prepúšťajú vodu s cukrom cez filter, pozorujú a ochutnávajú vodu.
P.(Snímka 14) Zostal na filtri nejaký cukor? (Cukor nie je viditeľný na filtri)
Zmenila sa chuť vody? (Chuť vody sa nezmenila)
Podarilo sa vám odstrániť cukor z vody? (Vodu nebolo možné vyčistiť od cukru, prešla cez filter spolu s vodou)
U. Vyvodiť záver. (cukor rozpustený vo vode)(Snímka 14)
U. Potvrdila sa hypotéza?
U. Správny. Výborne!
U. Výsledky experimentu si pripravte písomne do Notebooku na samostatnú prácu. (Snímka 15)

3) P.(Snímka 16) Skontrolujme vyhlásenia a správanie zážitok z riečneho piesku.
U. Prečítajte si postup na vykonanie experimentu v učebnici.
Vykonajte experiment s riečnym pieskom. Lyžičku riečneho piesku rozmiešajte v pohári vody. Nechajte zmes usadiť. Pozorujte, čo sa stane so zrnkami piesku a vodou.
P.(Snímka 17) Zmenila sa priehľadnosť vody? (Voda je zakalená a špinavá)
Zmenila sa farba vody? (Farba vody sa zmenila)
Zmizli zrnká piesku? (Ťažšie zrnká piesku klesajú ku dnu a menšie plávajú vo vode, takže je zakalená)
U. Vyvodiť záver. (Piesok sa nerozpustil)(Snímka 17)

U.(Snímka 18) Prelejte obsah pohára cez papierový filter.
Žiaci prepustia vodu s cukrom cez filter a pozorujú.
P.(Snímka 19) Čo prejde cez filter a čo na ňom zostane? (Voda prejde cez filter, ale riečny piesok zostáva na filtri a zrnká piesku sú jasne viditeľné)
Bola voda očistená od piesku? (Filter pomáha čistiť vodu od častíc, ktoré sa v nej nerozpustia)
U. Vyvodiť záver. (riečny piesok sa nerozpustil vo vode)(Snímka 19)
U. Bol váš predpoklad o rozpustnosti piesku vo vode správny?
U. Skvelé! Výborne!
U. Výsledky experimentu si pripravte písomne do Notebooku na samostatnú prácu. (Snímka 20)

4) P.(Snímka 21) Vykonajte rovnaký pokus s kúskom hliny.
Vykonajte experiment s hlinou. Rozmiešajte kúsok hliny v pohári vody. Nechajte zmes usadiť. Pozorujte, čo sa deje s hlinou a vodou.
P.(Snímka 22) Zmenila sa priehľadnosť vody? (Voda sa zakalila)
Zmenila sa farba vody? (Áno)
Zmizli čiastočky hliny? (Ťažšie častice klesajú ku dnu a menšie plávajú vo vode, čím sa zakaľuje)
U. Vyvodiť záver. (Hlina sa nerozpustila vo vode)(Snímka 22)

U.(Snímka 23) Prelejte obsah pohára cez papierový filter.
P.(Snímka 24) Čo prejde cez filter a čo na ňom zostane? (Voda prechádza cez filter a nerozpustené častice zostávajú na filtri.)
Bola voda vyčistená od hliny? (Filter pomohol vyčistiť vodu od častíc, ktoré sa vo vode nerozpustili)
U. Vyvodiť záver. (Hlina sa nerozpúšťa vo vode)(Snímka 24)
U. Potvrdila sa hypotéza?
U. Výborne! Všetko je správne!

U. Požiadam jedného z členov skupiny, aby všetkým prítomným prečítal závery napísané v zošite.
U. Má niekto nejaké dodatky alebo vysvetlenie?
U. Urobme závery z experimentov. (Snímka 25)
Sú všetky látky rozpustné vo vode? (Soľ a granulovaný cukor rozpustené vo vode, ale piesok a hlina sa nerozpustili.)
Je vždy možné použiť filter na zistenie, či sa látka rozpúšťa vo vode alebo nie? (Látky rozpustené vo vode prechádzajú cez filter spolu s vodou a nerozpustené častice zostávajú na filtri)

U. Prečítajte si o rozpustnosti látok vo vode v učebnici (s. 87).

U. Urobte záver o vlastnostiach vody ako rozpúšťadla. (Voda je rozpúšťadlo, ale nie všetky látky sa v nej rozpúšťajú)(Snímka 25)

U.Členom klubu odporúčam, aby si prečítali príbeh v antológii „Voda je rozpúšťadlo“ (s. 46). (Snímka 26)
Prečo vedci doteraz nedokázali získať absolútne čistú vodu? (Pretože existujú stovky a možno tisíce rôznych látok rozpustených vo vode)

U. Ako ľudia využívajú schopnosť vody rozpúšťať určité látky?
(Snímka 27) Voda bez chuti sa stáva sladkou alebo slanou vďaka cukru alebo soli, pretože voda sa rozpúšťa a získava ich chuť. Túto vlastnosť človek využíva pri príprave jedla: varenie čaju, príprava kompótu, polievok, solenie a konzervovanie zeleniny, príprava džemu.
(Snímka 28) Keď si umývame ruky, umývame sa alebo kúpeme, keď perieme oblečenie, používame ako rozpúšťadlo tekutú vodu a jej vlastnosti.
(Snímka 29) Plyny, najmä kyslík, sa tiež rozpúšťajú vo vode. Vďaka tomu ryby a iné žijú v riekach, jazerách a moriach. Voda pri kontakte so vzduchom rozpúšťa kyslík, oxid uhličitý a ďalšie plyny, ktoré sa v nej nachádzajú. Pre živé organizmy žijúce vo vode, ako sú ryby, je kyslík rozpustený vo vode veľmi dôležitý. Potrebujú to na dýchanie. Ak by sa kyslík nerozpúšťal vo vode, potom by vodné útvary boli bez života. Ľudia, ktorí to vedia, nezabúdajú nasýtiť vodu v akváriu, kde žijú ryby, kyslíkom alebo v zime vyrezávať ľadové otvory v nádržiach, aby zlepšili život pod ľadom.
(Snímka 30) Keď maľujeme vodovými farbami alebo gvašom.

U. Venujte pozornosť úlohe napísanej na tabuli. (Snímka 31) Navrhujem zostaviť kolektívny plán prezentácie na tému „Voda je rozpúšťadlo“. Diskutujte o tom vo svojich laboratóriách.
Počúvanie plánov na tému „Voda je rozpúšťadlo“, ktoré zostavili študenti.
U. Poďme všetci spoločne sformulovať plán prejavu. (Snímka 31)

Vzorový plán prejavu na tému „Voda je rozpúšťadlo“

Úvod.
Rozpúšťanie látok vo vode.
Závery.
Ľudia využívajú vlastnosti vody na rozpúšťanie určitých látok.

Exkurzia do Výstavnej siene.(Snímka 32)

U. Pri príprave správy môžete použiť ďalšiu literatúru, ktorú vybrali chlapci, asistenti rečníkov na tému nášho stretnutia. (Upozorniť študentov na výstavu kníh a internetových stránok)

V. Zhrnutie lekcie

Aká vlastnosť vody sa skúmala na stretnutí klubu? (Vlastnosť vody ako rozpúšťadla)
K akému záveru sme dospeli po preštudovaní tejto vlastnosti vody? (Voda je dobrým rozpúšťadlom pre niektoré látky.)
Myslíte si, že je ťažké byť výskumníkom?
Čo bolo pre vás najnáročnejšie alebo najzaujímavejšie?
Budú vám poznatky získané pri štúdiu tejto vlastnosti vody užitočné aj v neskoršom veku? (Snímka 33) (Je veľmi dôležité pamätať na to, že voda je rozpúšťadlo. Voda rozpúšťa soli, z ktorých niektoré sú pre človeka prospešné aj škodlivé. Preto nemôžete piť vodu zo zdroja, ak neviete, či je čistá. Nie je nadarmo ľudia jedia príslovie: „Nie každá voda je vhodná na pitie.)

VI. Reflexia

Ako využívame schopnosť vody rozpúšťať určité látky na hodinách výtvarnej výchovy? (Keď maľujeme vodovými farbami alebo gvašom)
Navrhujem vám, pomocou tejto vlastnosti vody, natrieť vodu v pohári farbou, ktorá najlepšie vyhovuje vašej nálade. (Snímka 34)
"Žltá farba" - radostná, jasná, dobrá nálada.
„Zelená farba“ – pokojná, vyrovnaná.
„Modrá farba“ je smutná, melancholická, melancholická nálada.
Vystavte si obliečky s farebnou vodou v pohári.

VII. Hodnotenie

Ďakujem predsedovi, „poradcom“ a všetkým účastníkom stretnutia za aktívnu prácu.

VIII. Domáca úloha

Soľ môže byť definovaná ako zlúčenina, ktorá vzniká reakciou medzi kyselinou a zásadou, ale nie je to voda. Táto časť sa bude zaoberať tými vlastnosťami solí, ktoré sú spojené s iónovými rovnováhami.

reakcie solí vo vode

O niečo neskôr sa ukáže, že rozpustnosť je relatívny pojem. Pre účely diskusie dopredu však môžeme všetky soli zhruba rozdeliť na tie, ktoré sú rozpustné a tie, ktoré sú nerozpustné vo vode.

Niektoré soli tvoria po rozpustení vo vode neutrálne roztoky. Ostatné soli tvoria kyslé alebo alkalické roztoky. Je to spôsobené výskytom reverzibilnej reakcie medzi iónmi solí a vodou, v dôsledku čoho sa vytvárajú konjugované kyseliny alebo zásady. To, či sa soľný roztok ukáže ako neutrálny, kyslý alebo zásaditý, závisí od typu soli. V tomto zmysle existujú štyri druhy solí.

Soli tvorené silnými kyselinami a slabými zásadami. Soli tohto typu po rozpustení vo vode tvoria kyslý roztok. Vezmime si ako príklad chlorid amónny NH4Cl. Keď sa táto soľ rozpustí vo vode, amónny ión pôsobí ako

Nadbytočné množstvo iónov H3O+ vytvorených v tomto procese spôsobuje kyslé vlastnosti roztoku.

Soli tvorené slabou kyselinou a silnou zásadou. Soli tohto typu, keď sa rozpustia vo vode, tvoria alkalický roztok. Ako príklad si zoberme octan sodný CH3COONa1.Acetátový ión pôsobí ako zásada, prijíma protón z vody, ktorý v tomto prípade pôsobí ako kyselina:

Nadbytočné množstvo OH- iónov vytvorených v tomto procese určuje alkalické vlastnosti roztoku.

Soli tvorené silnými kyselinami a silnými zásadami. Keď sa soli tohto typu rozpustia vo vode, vytvorí sa neutrálny roztok. Vezmime si ako príklad chlorid sodný NaCl. Po rozpustení vo vode je táto soľ úplne ionizovaná, a preto sa koncentrácia iónov Na+ rovná koncentrácii iónov Cl-. Keďže ani jeden ani druhý ión nevstupuje do acidobázických reakcií s vodou, v roztoku nevzniká nadbytočné množstvo iónov H3O+ alebo OH. Preto sa riešenie ukazuje ako neutrálne.

Soli tvorené slabými kyselinami a slabými zásadami. Príkladom tohto typu soli je octan amónny. Keď sa amónny ión rozpustí vo vode, reaguje s vodou ako kyselina a acetátový ión reaguje s vodou ako zásadou. Obe tieto reakcie sú opísané vyššie. Vodný roztok soli tvorený slabou kyselinou a slabou zásadou môže byť slabo kyslý, slabo alkalický alebo neutrálny, v závislosti od relatívnych koncentrácií iónov H3O+ a OH- vytvorených v dôsledku reakcií katiónov soli a anióny s vodou. To závisí od vzťahu medzi hodnotami disociačných konštánt katiónu a aniónu.

Odbor školstva Správy mestskej časti Ardatovskij v regióne Nižný Novgorod

Mestská vzdelávacia inštitúcia

"Ardatovská stredná škola č. 1"

Súťaž výskumných prác a projektov pre deti predškolského a základného školského veku „Som výskumník“

Nominácia: Ekologické a biologické aktivity

„Kam ide soľ?

ak sa rozpustí

ju vo vode?

Urobil som prácu:

Plotov Gleb Yurievich - 8 rokov,

Žiak 2. stupňa

vedúci:

Makurina Marina Nikolaevna,

učiteľka na základnej škole

p.g.t. Ardatov

2008

Vysvetľujúca poznámka od manažéra.

Vyše 20 rokov som učiteľkou na základnej škole. A deti na základnej škole sú veľmi zvedavé, majú záujem všetko vedieť. Prečo je Zem guľatá? Kde tečú rieky? Prečo sneží? Kam zmizne cukor, keď sa hodí do šálky horúceho čaju? Prečo je citrón kyslý a banán sladký? Na všetky tieto a ďalšie podobné otázky musí učiteľ odpovedať. Čo ak deti samé nájdu odpovede na svoje otázky? Rozhodol som sa pre malý experiment - pozval som najzvedavejšieho študenta, aby vykonal výskum na otázku „Kam ide soľ, ak je rozpustená vo vode? A tak pokračujte v hľadaní soli!

Úvod……………………………………………………………………….4 str.

Metodológia a technológia výskumu………………………………………..6 pp.

Výsledky štúdie a ich diskusia………………………7 strán.

Závery…………………………………………………………………...8 strán.

Zoznam použitej literatúry………………………………...9 strán.

Príloha……………………………………………………… 10 strán.

1. Úvod.

Som v druhej triede, naučil som sa veľa potrebných a zaujímavých vecí, ale je toho oveľa viac, čo chcem vedieť! Rada čítam náučné knihy a učím sa z nich veľa zaujímavých vecí. A jedného dňa ma mama požiadala, aby som osolil vodu z cestovín. Do misky som hodil malú lyžičku soli, potom som ju zamiešal a videl som, že soľ zmizla. Kam išla? Toto sa mi stalo zaujímavým. Na druhý deň som sa na to spýtal svojej učiteľky a ona mi poradila, aby som výskum vykonal sám, samozrejme s jej pomocou. Najprv som sa však rozhodol zistiť všetko o soli, čo to je, odkiaľ pochádza.

Účel môjho výskumu

– zistite, kam ide soľ, keď ju rozpustíte vo vode.

Úlohy:

- dozvedieť sa, čo je soľ a kde sa ťaží

- vykonávať pokusy s rozpúšťaním soli vo vode a odparovaním soli z fyziologického roztoku.

-vyvodiť závery na základe výsledkov môjho výskumu

„Soľ je kryštalická látka, ktorá sa dobre rozpúšťa vo vode. Veľa je ho v moriach, kde pochádza z prítokov. Riečna voda ho zase absorbuje z pôdy, ktorou preteká.

Soľ alebo chlorid sodný. - látka mimoriadne dôležitá pre život. Ľudské telo obsahuje aj pomerne veľa soli. Nachádza sa aj v prírodných potravinách. My ho však milujeme natoľko, že ho vždy pridávame do jedla. Soľ, ktorú jeme, pochádza väčšinou z morskej vody. Jeden liter obsahuje 30-40 gramov soli.“ . („Všetko o všetkom“ Populárna encyklopédia pre deti. zväzok 8. / G. Shalaeva 1994, s. 280-281.)

„Soľ sa získava zo soľných baní, prameňov, soľných jazier a z mora.

V soľných baniach sa tunely a chodby trblietajú ako z ľadu. Baníci vysekávajú bloky, ktoré sa potom lámu na kusy, nakladajú do vozíkov a prepravujú na poschodie na špeciálnych vlakoch. Na niektorých miestach sa soľ ťaží cez špeciálne soľné studne. Na extrakciu vody sa zvyčajne robia studne. Naopak, horúca voda sa naleje do soľných studní. Voda sa šíri pod zemou a rozpúšťa soľ. Pod zemou sa tvorí soľanka. Potom sa soľanka odčerpáva a ohrieva v obrovských nádržiach. Tam sa voda vyparí a soľ sa usadí na dne.

Niekedy podzemnú rieku ložísk kamennej soli pretínajú podzemné rieky. Potom voda rozpustí soľ a pod zemou sa vytvoria soľné jaskyne.

Najväčšie soľné jaskyne sa nachádzajú v Českej republike, neďaleko obce Velichka.

Soľ sa ťaží aj iným spôsobom. Na brehu mora sú vybudované špeciálne plytké bazény – lisovne soli. Morská voda sa do nich naleje cez špeciálny kanál.

Horúce slnko ohrieva vodu, tá sa rýchlo vyparí a soľ, ktorú prináša, zostáva v bazéne.

V dávnych dobách sa soľ do Európy privážala z diaľky. Ťažilo sa najmä v pobrežných oblastiach a na niektorých slaných jazerách.

To je dôvod, prečo bola soľ vysoko cenená spolu s drahými kovmi. Na niektorých miestach sa soľ dokonca používala ako peňažná náhrada.

V Rusku sú dve takéto jazerá - Elton a Baskunchak. Na ich brehoch sa už od pradávna ťažila soľ.

Soľ zohráva v živote človeka obrovskú úlohu, nekonzumuje sa len ako potrava. Predtým to bola hlavná látka na ochranu potravinárskych výrobkov pred znehodnotením.“ („Všetko o všetkom“ Populárna encyklopédia pre deti. zväzok 11. / G. Shalaeva 1999 s. 277-278)

2. Metodológia a technológia výskumu.

Pokus č. 1 Rozpúšťanie soli vo vode.

Vezmite obyčajnú vodu z vodovodu a ochutnajte. (foto 1)

Potom sa soľ ochutí rovnakým spôsobom. (foto 2)

Potom sa voda ochutí soľou, ktorá je v nej primiešaná. (foto 5)

Soľný roztok sa naleje do hliníkovej panvice a umiestni sa na oheň. (foto 6)

Sledovanie stavu riešenia. (foto 7)

Určite chuť výsledného bieleho povlaku - „muchy“. (foto 8,9)

Preskúmajte kuchynskú soľ pod lupou. (foto 10)

Pod lupou preskúmajte biely povlak, ktorý sa vytvoril na panvici po odparení vody. (foto 11)

3. Výsledky výskumu a diskusia.

Skúsenosť č.1. Rozpustenie soli vo vode.

Voda nemá chuť.

Soľ má slanú chuť.

Po premiešaní nie je vo vode viditeľná žiadna soľ.

Voda sa stala slanou.

Skúsenosť č.2. Odparovanie soli z roztoku soľanky.

Po varení sa voda postupne začne odparovať a potom úplne zmizne.

Na stenách a dne panvice sa objavili biele „muchy“.

„Muchy“ chutia slane.

Skúsenosť č.3. Porovnanie stolovej soli a „múch“

Soľ predstavuje sóda ako priehľadné kamienky - kryštály rôznych tvarov a objemov.

„Muchy“ sú biele a oveľa menšie ako kryštály soli, podobne ako prášok.

4. Závery.

Záver 1. – Ak vo vode zmiešate soľ, voda bude slaná. Ale samotná soľ nie je vo vode viditeľná. Z toho všetkého vyplýva, že soľ sa vo vode rozpustila.

Záver 2 – Keď sa vlhkosť zo soľného roztoku odparí, soľ zostáva na stenách a na dne panvice a mení sa na biely prášok – „muchy“.

Záver 3 – Soľ, ktorá sa rozpúšťa vo vode, sa rozkladá na malé častice.

Všeobecný záver - To znamená, že soľ z vody nezmizne. Ide len o to, že kryštály soli, keď sa dostanú do vody, sa rozpadajú na také malé častice, že nie sú viditeľné. Zároveň však existujú, pretože po odparení vody zostáva biely povlak vytvorený z týchto neviditeľných častíc, ktorý má slanú chuť. A môžeme povedať, že častice soli a častice vody sú priatelia. Naťahujú ruky k sebe, spájajú sa v pevný stisk ruky - fyziologický roztok.

Zoznam použitej literatúry.

Všetko o všetkom. Populárna encyklopédia pre deti. Zväzok 8. Zostavila: G. Shalaeva. Filologická spoločnosť "Slovo" AST. Centrum humanitných vied na Fakulte žurnalistiky Moskovskej štátnej univerzity. M.V.Lomonosov., M., 1994

Všetko o všetkom. Populárna encyklopédia pre deti. Zväzok 11. Zostavila: G. Shalaeva. Filologická spoločnosť "Slovo" AST. Centrum humanitných vied na Fakulte žurnalistiky Moskovskej štátnej univerzity. M.V.Lomonosová, M., 19 99

6. Aplikácia.

Fotografia 1.Vezmite si z vodovodu obyčajnú vodu a ochutnajte