📖 Теоретичний матеріал
Що таке розчин?
Розчин — це однорідна суміш двох або більше речовин. Складається з:
• Розчинника — речовини, яка присутня у більшій кількості (зазвичай вода)
• Розчиненої речовини (солюту) — речовина, яка розчиняється
Масова частка (відсоткова концентрація)
Масова частка показує, скільки грамів розчиненої речовини міститься в 100 г розчину:
де: ω (омега) — масова частка (%)
mречовини — маса розчиненої речовини (г)
mрозчину = mречовини + mрозчинника (г)
📘 Приклад 1
Розчинили 20 г солі в 180 г води. Знайти масову частку солі:
mрозчину = 20 + 180 = 200 г
ω = (20 / 200) × 100% = 10%
Розрахунок маси речовини
Якщо відома масова частка і маса розчину, можна знайти масу розчиненої речовини:
📘 Приклад 2
Скільки солі потрібно для приготування 500 г 15% розчину?
mсолі = (15 × 500) / 100 = 75 г
mводи = 500 - 75 = 425 г
Молярна концентрація
Молярна концентрація (молярність) показує, скільки моль речовини міститься в 1 літрі розчину:
де: C — молярна концентрація (моль/л або М)
n — кількість речовини (моль)
V — об'єм розчину (л)
Оскільки n = m/M, то:
📘 Приклад 3
Розчинили 58.5 г NaCl (М = 58.5 г/моль) у воді, довівши об'єм до 1 л. Знайти молярність:
n = m / M = 58.5 / 58.5 = 1 моль
C = n / V = 1 / 1 = 1 моль/л (1 М)
Розведення розчинів
При розведенні розчину його об'єм збільшується, а концентрація зменшується, але кількість розчиненої речовини залишається незмінною:
або для масової частки:
📘 Приклад 4
Є 100 мл 2М розчину. Скільки води потрібно додати, щоб отримати 0.5М розчин?
C₁V₁ = C₂V₂ → V₂ = (C₁V₁) / C₂ = (2 × 100) / 0.5 = 400 мл
Потрібно додати: 400 - 100 = 300 мл води
Змішування розчинів
При змішуванні двох розчинів однієї речовини використовують правило «хреста»:
де m₃ = m₁ + m₂
Важливі поняття
• Насичений розчин — містить максимальну кількість речовини при даній температурі
• Ненасичений розчин — може розчинити ще речовину
• Пересичений розчин — містить більше речовини, ніж може бути в насиченому (нестабільний)
• Розчинність — максимальна кількість речовини, що може розчинитися у 100 г розчинника при певній температурі
Практичні поради
• Маса розчину = маса речовини + маса розчинника
• При розведенні об'єм збільшується, концентрація зменшується
• 1 М = 1 моль/л
• Для переходу від масової частки до молярності потрібна густина розчину
Зв'язок масової частки і молярності
Для переходу між цими концентраціями потрібна густина розчину ρ (г/мл):
або спрощено:
📘 Приклад 5: Перехід ω → C
Знайти молярність 36% розчину HCl (M = 36.5 г/моль, ρ = 1.18 г/мл).
C = (10 × 36 × 1.18) / 36.5 = 424.8 / 36.5 ≈ 11.6 М
Нормальна концентрація (нормальність)
Нормальність показує кількість еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину:
Еквівалентна маса:
• Кислоти: Mекв = M / (кількість H⁺)
• Основи: Mекв = M / (кількість OH⁻)
• Солі: Mекв = M / (валентність × кількість катіонів)
📘 Приклад 6: Нормальність
Знайти нормальну концентрацію розчину H₂SO₄, якщо C(H₂SO₄) = 0.5 М.
H₂SO₄ має 2 атоми H⁺, тому: Cн = C × 2 = 0.5 × 2 = 1 н
Моляльність
Моляльність — кількість моль розчиненої речовини на 1 кг розчинника:
Титр розчину
Показує масу розчиненої речовини в 1 мл розчину.
Таблиця способів вираження концентрації
| Концентрація | Формула | Одиниці |
|---|---|---|
| Масова частка | ω = m/mрозч × 100% | % |
| Молярна | C = n/V | моль/л (М) |
| Нормальна | Cн = nекв/V | екв/л (н) |
| Моляльна | b = n/mрозч-ка | моль/кг |
| Титр | T = m/V(мл) | г/мл |
| Мольна частка | χ = n₁/(n₁+n₂) | безрозмірна |
Розчинність та крива розчинності
Розчинність залежить від температури. Для більшості твердих речовин зростає з температурою, для газів — зменшується.
| Речовина | Розчинність (20°C, г/100г H₂O) |
|---|---|
| NaCl | 35.9 |
| KNO₃ | 31.6 |
| CuSO₄ | 20.7 |
| Ca(OH)₂ | 0.17 |
| AgCl | 0.00019 (нерозчинна) |
📘 Приклад 7: Розчинність
Розчинність KNO₃ при 60°C = 110 г/100 г H₂O. Скільки грамів KNO₃ розчиниться у 250 г води?
110 г → 100 г H₂O
x г → 250 г H₂O
x = 110 × 250 / 100 = 275 г
Правило змішування (правило «хреста»)
Для змішування двох розчинів з концентраціями ω₁ і ω₂, щоб отримати ω₃:
📘 Приклад 8: Правило хреста
Змішати 30% та 10% розчини солі, щоб отримати 18% розчин. У якому співвідношенні?
m₁/m₂ = |10 - 18| / |30 - 18| = 8/12 = 2:3
Тобто на 2 частини 30% розчину потрібно 3 частини 10% розчину.
Водневий показник (pH)
pOH = -lg[OH⁻]
pH + pOH = 14 (при 25°C)
| pH | Середовище | Приклад |
|---|---|---|
| 0-2 | Сильнокисле | Шлунковий сік |
| 3-6 | Слабокисле | Оцет, лимонний сік |
| 7 | Нейтральне | Чиста вода |
| 8-11 | Слаболужне | Мило, сода |
| 12-14 | Сильнолужне | Луг NaOH |
📘 Приклад 9: Розрахунок pH
Молярна концентрація HCl = 0.001 М. Знайти pH.
HCl — сильна кислота: [H⁺] = C = 0.001 = 10⁻³
pH = -lg(10⁻³) = 3
Колігативні властивості розчинів
Залежать лише від концентрації частинок, а не від їх природи:
Підвищення t кипіння: Δtкип = Kеб × b
Осмотичний тиск: π = C × R × T
де Kкр — кріоскопічна стала, Kеб — ебуліоскопічна стала, b — моляльність.
Електроліти
Сильні електроліти (α ≈ 1): HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, всі солі.
Слабкі електроліти (α << 1): CH₃COOH, H₂CO₃, NH₃·H₂O, H₂O.
Ізотонічний коефіцієнт: i = 1 + α(k - 1)
де k — кількість іонів, на які розпадається молекула.
Типові помилки
• Плутають масу розчину і масу розчинника (mрозч = mреч + mрозч-ка)
• Забувають переводити мл в л при розрахунку молярності
• При розведенні додають різницю об'ємів води, а не об'єм кінцевого розчину
• Плутають нормальність і молярність (для HCl вони рівні, для H₂SO₄ — ні)
• Не враховують ізотонічний коефіцієнт для електролітів у колігативних властивостях
Про ці вправи
Цей тренажер допомагає перевірити та закріпити знання через серію задач з миттєвим зворотним зв'язком. Кожна відповідь супроводжується детальним поясненням — незалежно від того, правильна вона чи хибна.
Вправи розвивають: розрахунки за хімічними рівняннями, визначення рН, обчислення молярних концентрацій, виходу реакцій.
Як ефективно тренуватися
Виконуйте вправи регулярно, навіть по 10–15 хвилин на день. Не пропускайте пояснення — вони містять ключові ідеї, що виходять за межі конкретної задачі. Повертайтесь до складних питань через кілька днів.