Valoarea lui a este exprimată în fracții de unitate sau în % și depinde de natura electrolitului, solventului, temperatură, concentrația și compoziția soluției.
Solventul joacă un rol special: într-o serie de cazuri, la trecerea de la soluții apoase la solvenți organici, gradul de disociere a electroliților poate crește sau scădea brusc. Pe viitor, în lipsa unor instrucțiuni speciale, vom presupune că solventul este apa.
În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți condiționat în puternic(a > 30%), mediu (3% < a < 30%) и slab(A< 3%).
Electroliții puternici includ:
1) unii nu acizi organici(HCI, HBr, HI, HNO3, H2S04, HCI04 şi un număr de alţii);
2) hidroxizi ai metalelor alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs) și alcalino-pământoase (Ca, Sr, Ba);
3) aproape toate sărurile solubile.
Electroliții de rezistență medie includ Mg (OH) 2, H3PO4, HCOOH, H2SO3, HF și alții.
Toată lumea consideră electroliții slabi acizi carboxilici(cu excepția HCOOH) și formele hidratate ale aminelor alifatice și aromatice. Electroliții slabi sunt, de asemenea, mulți acizi anorganici (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 etc.) și baze (NH 3 ∙ H 2 O).
În ciuda unor asemănări, în general, nu ar trebui să se identifice solubilitatea unei substanțe cu gradul său de disociere. Da, acid acetic etanol solubil nelimitat în apă, dar, în același timp, prima substanță este un electrolit slab, iar a doua este un non-electrolit.
Acizi și baze
Deși termenii „acid” și „bază” sunt folosiți pe scară largă pentru a descrie procese chimice, nu există o abordare unică a clasificării substanțelor în ceea ce privește clasificarea lor ca acizi sau baze. Teoriile actuale ( ionic teorie S. Arrhenius, protolitic teorie I. Bronsted şi T. LowryȘi electronic teorie G. Lewis) au anumite limitări și, prin urmare, sunt aplicabile numai în cazuri speciale. Să aruncăm o privire mai atentă la fiecare dintre aceste teorii.
Teoria lui Arrhenius.
În teoria ionică a lui Arrhenius, conceptele de „acid” și „bază” sunt strâns legate de procesul de disociere electrolitică:
Un acid este un electrolit care se disociază în soluții pentru a forma ioni de H +;
Baza este un electrolit care se disociază în soluții pentru a forma ioni OH -;
Amfolit (electrolitul amfoter) este un electrolit care se disociază în soluții cu formarea atât a ionilor H + cât și a ionilor OH -.
De exemplu:
ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me (OH) n ⇄ Me n + + nOH -În conformitate cu teoria ionică, atât moleculele neutre, cât și ionii pot fi acizi, de exemplu:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH4 + ⇄ H + + NH3
Exemple similare pot fi date pentru motive:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Amfoliții includ hidroxizi de zinc, aluminiu, crom și alții, precum și aminoacizi, proteine, acizi nucleici.
În general, interacțiunea acido-bazică în soluție se reduce la o reacție de neutralizare:
H + + OH - H2O
Cu toate acestea, o serie de date experimentale arată limitările teoriei ionice. Deci, amoniac, amine organice, oxizi de metal precum Na 2 O, CaO, anioni ai acizilor slabi etc. în absența apei, prezintă proprietățile bazelor tipice, deși nu conțin ioni de hidroxid.
Pe de altă parte, prezintă mulți oxizi (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 etc.), halogenuri, halogenuri acide, fără ioni de hidrogen în compoziția lor, chiar și în absența apei. proprietăți acide, adică bazele sunt neutralizate.
În plus, comportamentul electrolitului în soluție apoasă iar într-un mediu neapos poate fi invers.
Deci, CH3COOH din apă este un acid slab:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
iar în fluorură de hidrogen lichidă prezintă proprietățile unei baze:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Cercetare tipuri similare reacțiile, și în special reacțiile care au loc în solvenți neapoși, au condus la crearea mai multor teorii generale acizi si baze.
Teoria lui Bronsted și Lowry.
Dezvoltare în continuare teoria acizilor și bazelor a fost teoria protolitică (protonului) propusă de I. Bronsted și T. Lowry. Conform acestei teorii:
Un acid este orice substanță ale cărei molecule (sau ioni) sunt capabile să doneze un proton, de exemplu. fi un donator de protoni;
O bază este orice substanță ale cărei molecule (sau ioni) sunt capabile să atașeze un proton, de exemplu. fi un acceptor de protoni;
Astfel, conceptul de bază este extins semnificativ, ceea ce este confirmat de următoarele reacții:
OH-+H+H2O
NH3 + H + NH4+
H2N-NH3 + + H + H3N + -NH3+
Conform teoriei lui I. Bronsted și T. Lowry, un acid și o bază formează o pereche conjugată și sunt conectate prin echilibru:
ACID ⇄ PROTON + BAZĂ
Deoarece reacția de transfer de proton (reacția protolitică) este reversibilă și un proton este transferat și în procesul invers, produșii de reacție sunt acizi și baze unul în raport cu celălalt. Acesta poate fi scris ca un proces de echilibru:
ON + B ⇄ VN + + A -,
unde HA este un acid, B este o bază, BH + este un acid conjugat cu baza B, A - este o bază conjugată cu acidul HA.
Exemple.
1) în reacție:
HCl + OH - ⇄ CI - + H2O,
HCl și H2O sunt acizi, Cl - și OH - sunt bazele conjugate corespunzătoare;
2) în reacție:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
acizi HSO4- şi H3O+-, bazele SO42- şi H20-;
3) în reacție:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + este un acid, NH 2 - este o bază, iar NH 3 acționează atât ca acid (o moleculă) cât și ca bază (o altă moleculă), adică. prezintă semne de amfoteritate - capacitatea de a prezenta proprietățile unui acid și unei baze.
Apa are și această capacitate:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Aici, o moleculă de H 2 O adaugă un proton (bază), formând un acid conjugat - un ion hidroxoniu H 3 O +, cealaltă dă un proton (acid), formând o bază conjugată OH -. Acest proces se numește autoprotoliza.
Din exemplele de mai sus se poate observa că, spre deosebire de ideile lui Arrhenius, în teoria lui Brönsted și Lowry, reacțiile acizilor cu bazele nu conduc la neutralizare reciprocă, ci sunt însoțite de formarea de noi acizi și baze. .
De asemenea, trebuie menționat că teoria protolitică consideră conceptele de „acid” și „bază” nu ca o proprietate, ci ca o funcție pe care compusul în cauză o îndeplinește în reacția protolitică. Același compus poate reacționa ca acid în anumite condiții și ca bază în altele. Deci, într-o soluție apoasă de CH3COOH prezintă proprietățile unui acid, iar în H2SO4 100% - o bază.
Totuși, în ciuda meritelor sale, teoria protolitică, ca și teoria Arrhenius, nu este aplicabilă substanțelor care nu conțin atomi de hidrogen, dar, în același timp, prezintă funcția unui acid: bor, aluminiu, siliciu și halogenuri de staniu. .
teoria lui Lewis.
O abordare diferită a clasificării substanțelor în ceea ce privește clasificarea lor ca acizi și baze a fost teoria electronică a lui Lewis. În cadrul teoriei electronice:
un acid este o particulă (moleculă sau ion) capabilă să atașeze o pereche de electroni (acceptor de electroni);
O bază este o particulă (moleculă sau ion) capabilă să doneze o pereche de electroni (donator de electroni).
Potrivit lui Lewis, un acid și o bază interacționează unul cu celălalt pentru a forma o legătură donor-acceptor. Ca urmare a adăugării unei perechi de electroni, un atom cu deficit de electroni are o configurație electronică completă - un octet de electroni. De exemplu:
Reacția dintre moleculele neutre poate fi reprezentată într-un mod similar:
Reacția de neutralizare în termenii teoriei Lewis este considerată ca adăugarea unei perechi de electroni a unui ion hidroxid la un ion de hidrogen, care oferă un orbital liber pentru a găzdui această pereche:
Astfel, protonul însuși, care atașează cu ușurință o pereche de electroni, din punctul de vedere al teoriei Lewis, îndeplinește funcția de acid. În acest sens, acizii Bronsted pot fi considerați ca produse de reacție între acizii Lewis și baze. Deci, HCl este produsul neutralizării acidului H + cu baza Cl -, iar ionul H 3 O + se formează ca urmare a neutralizării acidului H + cu baza H 2 O.
Reacțiile dintre acizii și bazele Lewis sunt, de asemenea, ilustrate prin următoarele exemple:
Bazele Lewis includ, de asemenea, ioni de halogenură, amoniac, amine alifatice și aromatice, care conțin oxigen compusi organici tip R2CO, (unde R este un radical organic).
Acizii Lewis includ halogenuri de bor, aluminiu, siliciu, staniu și alte elemente.
Evident, în teoria lui Lewis, conceptul de „acid” include o gamă mai largă de compuși chimici. Acest lucru se explică prin faptul că, potrivit lui Lewis, atribuirea unei substanțe la clasa de acizi se datorează exclusiv structurii moleculei sale, care determină proprietățile acceptorului de electroni și nu este neapărat asociată cu prezența hidrogenului. atomi. Se numesc acizi Lewis care nu conțin atomi de hidrogen aprotic.
Standarde de rezolvare a problemelor
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Al 2 (SO 4) 3 în apă.
Sulfatul de aluminiu este un electrolit puternic și suferă o descompunere completă în ioni într-o soluție apoasă. Ecuația de disociere:
Al 2 (SO 4 ) 3 + (2x + 3y) H 2 O 2 3+ + 3 2 -,
sau (fără a lua în considerare procesul de hidratare ionică):
Al2(SO4)32Al3+ + 3SO42-.
2. Ce este ionul HCO 3 - din punctul de vedere al teoriei Bronsted-Lowry?
În funcție de condiții, ionul HCO 3 poate dona protoni:
HCO3-+OH-CO32-+H2O (1),
si adauga protoni:
HC03- + H3O + H2C03 + H20 (2).
Astfel, în primul caz, ionul HCO 3 - este un acid, în al doilea - o bază, adică este un amfolit.
3. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Ag + în reacție:
Ag++ 2NH3+
În procesul de educaţie legături chimice, care se desfășoară conform mecanismului donor-acceptor, ionul Ag +, având un orbital liber, este un acceptor de pereche de electroni și astfel prezintă proprietățile unui acid Lewis.
4. Determinați puterea ionică a soluției într-un litru din care sunt 0,1 mol KCl și 0,1 mol Na 2 SO 4.
Disocierea electroliților prezentați are loc în conformitate cu ecuațiile:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Prin urmare: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0,1 mol / l;
C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l;
C (SO 4 2 -) \u003d C (Na 2 SO 4) \u003d 0,1 mol / l.
Forța ionică a soluției se calculează prin formula:
5. Determinați concentrația de CuSO 4 într-o soluție a acestui electrolit cu eu= 0,6 mol/l.
Disocierea CuSO 4 are loc conform ecuației:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Să luăm C (CuSO 4) pentru X mol / l, apoi, în conformitate cu ecuația reacției, C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d X mol/l. ÎN acest caz expresia pentru calcularea puterii ionice va fi:
6. Determinați coeficientul de activitate al ionului K + într-o soluție apoasă de KCl cu C (KCl) = 0,001 mol/l.
care în acest caz va lua forma:
.
Forța ionică a soluției se găsește prin formula:
7. Determinați coeficientul de activitate al ionului Fe 2+ într-o soluție apoasă, a cărei putere ionică este egală cu 1.
Conform legii Debye-Hückel:
Prin urmare:
8. Determinați constanta de disociere a acidului HA, dacă într-o soluție a acestui acid cu concentrația de 0,1 mol/l a = 24%.
După mărimea gradului de disociere, se poate determina că acest acid este un electrolit de rezistență medie. Prin urmare, pentru a calcula constanta de disociere a acidului, folosim legea diluției Ostwald în forma sa completă:
9. Determinați concentrația de electrolit, dacă a = 10%, K d \u003d 10 - 4.
Din legea diluției lui Ostwald:
10. Gradul de disociere al acidului monobazic HA nu depășește 1%. (HA) = 6,4×10 - 7 . Determinați gradul de disociere al HA în soluția sa cu o concentrație de 0,01 mol/l.
După mărimea gradului de disociere, se poate determina că acest acid este un electrolit slab. Acest lucru ne permite să folosim formula aproximativă a legii diluției Ostwald:
11. Gradul de disociere a electrolitului în soluția sa cu o concentrație de 0,001 mol/l este 0,009. Determinați constanta de disociere a acestui electrolit.
Din starea problemei se poate observa că acest electrolit este slab (a = 0,9%). De aceea:
12. (HNO 2) = 3,35. Comparați tăria HNO2 cu tăria acidului monobazic HA, al cărui grad de disociere în soluție cu C(HA) = 0,15 mol/l este de 15%.
Calculați (HA) folosind formular complet Ecuații Ostwald:
Din moment ce (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более acid puternic comparativ cu HNO 2 .
13. Există două soluții de KCl care conțin alți ioni. Se știe că puterea ionică a primei soluții ( eu 1) este egal cu 1, iar al doilea ( eu 2) este 10 - 2. Comparați factorii de activitate f(K +) în aceste soluții și concluzionați cum diferă proprietățile acestor soluții de proprietățile soluțiilor infinit diluate de KCl.
Coeficienții de activitate ai ionilor K + sunt calculați folosind legea Debye-Hückel:
Factorul de activitate f este o măsură a abaterii comportamentului unei soluții de electrolit de o concentrație dată față de comportamentul acesteia la o diluție infinită a soluției.
pentru că f 1 = 0,316 se abate mai mult de la 1 decât f 2 \u003d 0,891, apoi într-o soluție cu o putere ionică mai mare, se observă o abatere mai mare a comportamentului soluției de KCl față de comportamentul acesteia la diluție infinită.
Întrebări pentru autocontrol
1. Ce este disocierea electrolitică?
2. Ce substanțe se numesc electroliți și neelectroliți? Dă exemple.
3. Care este gradul de disociere?
4. Ce factori determină gradul de disociere?
5. Ce electroliți sunt considerați puternici? Ce sunt puterea medie? Care sunt cei slabi? Dă exemple.
6. Care este constanta de disociere? De ce depinde constanta de disociere și de ce nu depinde ea?
7. Cum sunt legate constanta și gradul de disociere în soluțiile binare ale electroliților medii și slabi?
8. De ce soluțiile de electroliți puternici prezintă abateri de la idealitate în comportamentul lor?
9. Care este esența termenului „grad aparent de disociere”?
10. Care este activitatea unui ion? Ce este un coeficient de activitate?
11. Cum se modifică valoarea coeficientului de activitate odată cu diluarea (concentrarea) unei soluții puternice de electrolit? Care este valoarea limită a coeficientului de activitate la diluția infinită a soluției?
12. Care este puterea ionică a unei soluții?
13. Cum se calculează coeficientul de activitate? Formulați legea Debye-Hückel.
14. Care este esența teoriei ionice a acizilor și bazelor (teoria Arrhenius)?
15. Ce este diferenta fundamentala teoria protolitică a acizilor și bazelor (teoria lui Bronsted și Lowry) din teoria lui Arrhenius?
16. Cum interpretează teoria electronică (teoria lui Lewis) conceptele de „acid” și „bază”? Dă exemple.
Opțiuni de sarcină pentru solutie independenta
Opțiunea numărul 1
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Fe 2 (SO 4) 3 .
ON + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.
Opțiunea numărul 2
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a CuCl 2 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul S 2 - în reacție:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Calculați concentrația molară a electrolitului în soluție dacă a = 0,75%, a = 10 - 5.
Opțiunea numărul 3
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Na 2 SO 4 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul CN - în reacție:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. Forța ionică a soluției de CaCl 2 este de 0,3 mol/l. Calculați C (CaCl 2).
Opțiunea numărul 4
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Ca(OH) 2 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, molecula de H 2 O în reacție:
H3O + ⇄ H + + H2O.
3. Forţa ionică a soluţiei de K 2 SO 4 este de 1,2 mol/l. Calculați C(K2SO4).
Opțiunea numărul 5
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 SO 3 .
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
3. (CH3COOH) = 4,74. Comparați puterea CH 3 COOH cu puterea acidului monobazic HA, al cărui grad de disociere în soluție cu C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l este de 10%.
Opțiunea numărul 6
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 S.
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, molecula de AlBr 3 în reacție:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opțiunea numărul 7
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Fe(NO 3) 2 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Cl - în reacție:
CI - + AlCl 3 ⇄ - .
Opțiunea numărul 8
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 MnO 4 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul HSO 3 - în reacție:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opțiunea numărul 9
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Al 2 (SO 4) 3 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Co 3+ în reacție:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. 1 litru de soluție conține 0,348 g K 2 SO 4 și 0,17 g NaNO 3. Determinați puterea ionică a acestei soluții.
Opțiunea numărul 10
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Ca(NO 3) 2 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, molecula de H 2 O în reacție:
B + H2O ⇄ OH - + BH +.
3. Calculați concentrația de electrolit în soluție dacă a = 5%, a = 10 - 5.
Opțiunea numărul 11
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a KMnO 4 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Cu 2+ în reacție:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.
3. Calculați coeficientul de activitate al ionului Cu 2+ într-o soluție de CuSO 4 cu C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.
Opțiunea numărul 12
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Na 2 CO 3 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, molecula de H 2 O în reacție:
K ++ xH 2 O ⇄ + .
3. Există două soluții de NaCl care conțin alți electroliți. Valorile puterii ionice ale acestor soluții sunt, respectiv, egale: eu 1 \u003d 0,1 mol / l, eu 2 = 0,01 mol/l. Comparați factorii de activitate f(Na +) în aceste soluții.
Opțiunea numărul 13
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Al(NO 3) 3 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, molecula RNH 2 în reacție:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Comparați coeficienții de activitate ai cationilor într-o soluție care conține FeSO 4 și KNO 3, cu condiția ca concentrațiile de electroliți să fie de 0,3 și, respectiv, 0,1 mol/l.
Opțiunea numărul 14
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 3 PO 4 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul H 3 O + în reacție:
HSO3 - + H3O + ⇄ H2SO3 + H2O.
Opțiunea numărul 15
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 SO 4 .
2. Determinați ce, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, este Pb (OH) 2 în reacție:
Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.
Opțiunea numărul 16
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Ni(NO 3) 2 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul hidroniu (H 3 O +) în reacție:
2H3O + + S2 - ⇄ H2S + 2H2O.
3. Forța ionică a unei soluții care conține numai Na 3 PO 4 este de 1,2 mol / l. Determinați concentrația de Na 3 PO 4.
Opțiunea numărul 17
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a (NH 4) 2 SO 4 .
2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul NH 4 + în reacție:
NH4 + + OH - ⇄ NH3 + H2O.
3. Forța ionică a unei soluții care conține atât KI cât și Na 2 SO 4 este de 0,4 mol / l. C(KI) = 0,1 mol/L. Determinați concentrația de Na 2 SO 4.
Opțiunea numărul 18
1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Cr 2 (SO 4) 3 .
2. Determinați ce este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, o moleculă de proteină în reacție:
BLOC DE INFORMAȚII
scala pH
Tabelul 3 Relația dintre concentrațiile ionilor H + și OH -.
Standarde de rezolvare a problemelor
1. Concentrația ionilor de hidrogen în soluție este de 10 - 3 mol/l. Calculați valorile pH, pOH și [OH - ] în această soluție. Determinați mediul soluției.
Notă. Pentru calcule se folosesc următoarele rapoarte: lg10 A = A; 10 lg A = dar.
Mediul unei soluții cu pH = 3 este acid, deoarece pH-ul< 7.
2. Calculați pH-ul soluției de acid clorhidric cu o concentrație molară de 0,002 mol/l.
Deoarece într-o soluție diluată de HC1 » 1 și într-o soluție de acid monobazic C (k-you) \u003d C (k-you), putem scrie:
3. La 10 ml de soluţie de acid acetic cu C(CH3COOH) = 0,01 mol/l s-au adăugat 90 ml de apă. Găsiți diferența dintre valorile pH-ului soluției înainte și după diluare, dacă (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) În soluția inițială a unui acid monobazic slab CH 3 COOH:
Prin urmare:
2) Adăugarea a 90 ml apă la 10 ml soluție acidă corespunde unei diluții de 10 ori a soluției. De aceea.
SOLUȚII
TEORIA DISOCIĂRII ELECTROLITICE
DISOCIERE ELECTROLITICĂ
ELECTROLIȚI ȘI NEELECTROLIȚI
Teoria disocierii electrolitice
(S. Arrhenius, 1887)
1. Când sunt dizolvați în apă (sau topiți), electroliții se descompun în ioni încărcați pozitiv și negativ (supus disocierii electrolitice).
2. Sub acțiunea unui curent electric, cationii (+) se deplasează spre catod (-), iar anionii (-) se deplasează spre anod (+).
3. Disocierea electrolitică este un proces reversibil (reacția inversă se numește molarizare).
4. Gradul de disociere electrolitică ( A ) depinde de natura electrolitului și solventului, temperatură și concentrație. Arată raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni ( n ) la numărul total molecule introduse în soluție ( N).
a = n / N0< a <1
Mecanismul de disociere electrolitică a substanțelor ionice
La dizolvarea compușilor cu legături ionice ( de exemplu NaCl ) procesul de hidratare începe cu orientarea dipolilor de apă în jurul tuturor marginilor și fețelor cristalelor de sare.
Orientându-se în jurul ionilor rețelei cristaline, moleculele de apă formează fie legături de hidrogen, fie legături donor-acceptor cu ele. Acest proces eliberează o cantitate mare de energie, care se numește energie de hidratare.
Energia hidratării, a cărei valoare este comparabilă cu energia rețelei cristaline, merge la distrugerea rețelei cristaline. În acest caz, ionii hidratați trec strat cu strat în solvent și, amestecându-se cu moleculele sale, formează o soluție.
Mecanismul de disociere electrolitică a substanțelor polare
Substanțele ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (molecule polare) se disociază și ele în mod similar. În jurul fiecărei molecule polare de materie ( de exemplu HCI ), dipolii apei sunt orientați într-un anumit fel. Ca urmare a interacțiunii cu dipolii de apă, molecula polară devine și mai polarizată și se transformă într-o moleculă ionică, apoi se formează cu ușurință ionii hidratați liberi.
Electroliți și neelectroliți
Disocierea electrolitică a substanțelor care vine cu formarea ionilor liberi explică conductivitate electrică solutii.
Procesul de disociere electrolitică este de obicei scris sub forma unei diagrame, fără a dezvălui mecanismul său și a omite solventul ( H2O ), deși este un contributor major.
CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -
KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
HNO 3 "H + + NO 3 -
Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -
Din neutralitatea electrică a moleculelor rezultă că sarcina totală a cationilor și anionilor trebuie să fie egală cu zero.
De exemplu, pentru
Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0
KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0
Electroliți puternici
Acestea sunt substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, se descompun aproape complet în ioni. De regulă, electroliții puternici includ substanțe cu legături ionice sau foarte polare: toate sărurile foarte solubile, acizii puternici ( HCI, HBr, HI, HCIO4, H2SO4, HNO3 ) și baze puternice ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
Într-o soluție de electrolit puternic, solutul se găsește în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente.
Electroliți slabi
Substanțe care se disociază parțial în ioni. Soluțiile de electroliți slabi, împreună cu ioni, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu pot da o concentrație mare de ioni în soluție.
Electroliții slabi includ:
1) aproape toți acizii organici ( CH3COOH, C2H5COOH, etc.);
2) unii acizi anorganici ( H2C03, H2S, etc.);
3) aproape toate sărurile, bazele și hidroxidul de amoniu solubile în apă(Ca3(P04)2; Cu (OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) apă.
Ei prost (sau abia) electricitate.
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (prima etapă)
[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (al doilea pas)
H 2 CO 3 "H + + HCO - (prima etapă)
HCO 3 - "H + + CO 3 2- (a doua etapă)
Non-electroliți
Substanțe ale căror soluții apoase și topituri nu conduc electricitatea. Ele conțin legături covalente nepolare sau cu polare scăzute care nu se descompun în ioni.
Gazele, solidele (nemetale), compușii organici (zaharoză, benzină, alcool) nu conduc curentul electric.
Gradul de disociere. Constanta de disociere
Concentrația ionilor în soluții depinde de cât de complet electrolitul dat se disociază în ioni. În soluțiile de electroliți puternici, a căror disociere poate fi considerată completă, concentrația de ioni poate fi determinată cu ușurință din concentrație (c) și compoziția moleculei de electrolit (indici stoichiometrici), de exemplu :
Concentrațiile ionilor în soluțiile de electroliți slabi sunt caracterizate calitativ prin gradul și constanta de disociere.
Gradul de disociere (A) este raportul dintre numărul de molecule degradate în ioni ( n ) la numărul total de molecule dizolvate ( N):
a = n/N
și se exprimă în fracții de unitate sau în% ( A \u003d 0,3 - limita de diviziune condiționată în electroliți puternici și slabi).
Exemplu
Determinați concentrația molară de cationi și anioni în soluții 0,01 M KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2S04 şi CH3COOH.
Gradul de disociere a electroliților slabi a = 0,3.
Soluţie
KBr, Ba (OH)2 și H2S04 - electroliți puternici care se disociază complet(a = 1).
KBr « K + + Br -
0,01 milioane
Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -
0,01 milioane
0,02 milioane
H2S04"2H++S04
0,02 milioane
[SO42-] = 0,01 M
NH4OH și CH3COOH - electroliți slabi(a=0,3)
NH 4 OH + 4 + OH -
0,3 0,01 = 0,003M
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
[H +] \u003d [CH 3 COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M
Gradul de disociere depinde de concentrația soluției de electrolit slab. Când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna, deoarece numărul de molecule de solvent crește ( H2O ) per moleculă de dizolvat. Conform principiului lui Le Chatelier, echilibrul disocierii electrolitice în acest caz ar trebui să se schimbe în direcția formării produsului, adică. ioni hidratați.
Gradul de disociere electrolitică depinde de temperatura soluției. De obicei, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere crește, deoarece legăturile din molecule sunt activate, devin mai mobile și mai ușor de ionizat. Concentrația ionilor într-o soluție de electrolit slab poate fi calculată cunoscând gradul de disociereAși concentrația inițială a substanțeic in solutie.
Exemplu
Determinați concentrația de molecule și ioni nedisociați într-o soluție 0,1 M NH4OH dacă gradul de disociere este 0,01.
Soluţie
Concentrațiile de molecule NH4OH , care se va descompune în ioni în momentul de echilibru, va fi egal cuAc. Concentrația ionică NH4 - și OH - - va fi egală cu concentraţia moleculelor disociate şi egală cuAc(conform ecuației de disociere electrolitică)
|
NH4OH |
NH4+ |
Oh- |
||
|
c - a c |
A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l
[NH 4 OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l
constanta de disociere ( K D ) este raportul dintre produsul concentrațiilor de echilibru ale ionilor la puterea coeficienților stoichiometrici corespunzători și concentrația moleculelor nedisociate.
Este constanta de echilibru a procesului de disociere electrolitică; caracterizează capacitatea unei substanţe de a se descompune în ioni: cu atât mai mare K D , cu atât concentrația de ioni în soluție este mai mare.
Disocierile acizilor polibazici slabi sau a bazelor poliacide se desfășoară în etape, respectiv, pentru fiecare etapă există propria sa constantă de disociere:
Primul stagiu:
H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -
K D 1 = () / = 7,1 10 -3
Al doilea pas:
H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-
K D 2 = () / = 6,2 10 -8
Al treilea pas:
HPO 4 2- « H + + PO 4 3-
K D 3 = () / = 5,0 10 -13
K D 1 > K D 2 > K D 3
Exemplu
Obțineți o ecuație care raportează gradul de disociere electrolitică a unui electrolit slab ( A ) cu constantă de disociere (legea diluției lui Ostwald) pentru un acid monobazic slab PE .
HA «H+A+
K D = () /
Dacă se notează concentrația totală a unui electrolit slabc, apoi concentrațiile de echilibru H + și A - sunt egale Acși concentrația de molecule nedisociate ON - (c - a c) \u003d c (1 - a)
K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)
În cazul electroliților foarte slabi ( a 0,01 GBP)
K D = c a 2 sau a = \ é (K D / c )
Exemplu
Calculați gradul de disociere a acidului acetic și concentrația ionilor H + în soluție 0,1 M dacă KD (CH3COOH) = 1,85 10 -5
Soluţie
Să folosim legea diluției Ostwald
\ é (K D / c ) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 sau a = 1,36%
[ H + ] \u003d a c \u003d 0,0136 0,1 mol / l
Produs de solubilitate
Definiție
Pune puțină sare puțin solubilă într-un pahar, de exemplu AgCl și se adaugă apă distilată la precipitat. În același timp, ioni Ag+ și Cl- , experimentând atracție din partea dipolilor de apă din jur, se desprind treptat de cristale și intră în soluție. Ciocnire în soluție, ioni Ag+ și Cl- formează molecule AgCl și depuse pe suprafața cristalului. Astfel, în sistem apar două procese reciproc opuse, ceea ce duce la echilibru dinamic, când același număr de ioni trec în soluție pe unitatea de timp. Ag+ și Cl- câte sunt depuse. Acumularea de ioni Ag+ și Cl- se oprește în soluție, se dovedește soluție saturată. Prin urmare, vom lua în considerare un sistem în care există un precipitat de sare puțin solubilă în contact cu o soluție saturată a acestei săruri. În acest caz, au loc două procese reciproc opuse:
1) Trecerea ionilor de la precipitat la soluție. Viteza acestui proces poate fi considerată constantă la o temperatură constantă: V1 = K1;
2) Precipitarea ionilor din soluție. Viteza acestui proces V 2 depinde de concentrația ionilor Ag+ şi Cl-. Conform legii acțiunii în masă:
V 2 \u003d k 2
pentru că acest sistem atunci este în echilibru
V1 = V2
k2 = k1
K 2 / k 1 = const (la T = const)
În acest fel, produsul concentrațiilor ionilor într-o soluție saturată a unui electrolit puțin solubil la o temperatură constantă este constant magnitudinea. Această valoare este numităprodus de solubilitate(ETC).
În exemplul dat ETC AgCl = [Ag+][Cl-] . În cazurile în care electrolitul conține doi sau mai mulți ioni identici, concentrația acestor ioni trebuie crescută la puterea corespunzătoare atunci când se calculează produsul de solubilitate.
De exemplu , PR Ag 2 S = 2 ; PR PbI 2 = 2
ÎN caz general expresia produsului de solubilitate pentru electrolit A m B n
PR A m B n = [A] m [B] n .
Valorile produsului de solubilitate pentru diferite substanțe sunt diferite.
De exemplu , PR CaCO 3 = 4,8 10 -9 ; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.
ETC ușor de calculat, știind c creativitatea compusului la un dat t°.
Exemplul 1
Solubilitatea CaCO3 este 0,0069 sau 6,9 10 -3 g/l. Găsiți PR CaCO 3 .
Soluţie
Exprimăm solubilitatea în moli:
S CaCO3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l
M CaCO3
Din moment ce fiecare moleculă CaCO3 dă câte un ion fiecare când este dizolvat Ca2+ și CO32-, atunci
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Prin urmare, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9
Cunoscând valoarea PR , puteți calcula, la rândul său, solubilitatea substanței în mol / l sau g / l.
Exemplul 2
Produs de solubilitate PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.
Care este solubilitatea PbSO4?
Soluţie
Indicați solubilitatea PbS04 prin X mol/l. Intrarea in solutie X moli de PbSO4 vor da X ioni Pb2+ și X ioniiASA DE 4 2- , adică:
== X
ETCPbSO 4 = = = X X = X 2
X=\ é(ETCPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.
Pentru a trece la solubilitatea exprimată în g/l, înmulțim valoarea găsită cu greutate moleculară, după care obținem:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.
Formarea precipitatiilor
Dacă
[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- solutie nesaturata
[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- soluție saturată
[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- solutie suprasaturata
Un precipitat se formează atunci când produsul concentrațiilor ionice ale unui electrolit puțin solubil depășește valoarea produsului său de solubilitate la o temperatură dată. Când produsul ionic devine egal cuETC, precipitațiile se opresc. Cunoscând volumul și concentrația soluțiilor amestecate, este posibil să se calculeze dacă sarea rezultată va precipita.
Exemplul 3
Se formează un precipitat la amestecarea în volume egale de 0,2MsolutiiPb(NU 3
)
2
ȘiNaCl.
ETCPbCl 2
= 2,4 10
-4
.
Soluţie
La amestecare, volumul soluției se dublează și concentrația fiecăreia dintre substanțe va scădea la jumătate, adică. va deveni 0,1 M sau 1,0 10 -1 mol/l. Acestea sunt vor fi concentrăriPb 2+ ȘiCl - . Prin urmare,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Valoarea rezultată depășeșteETCPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Deci o parte din sarePbCl 2 precipită afară. Din cele de mai sus, se poate concluziona că diverși factori influențează formarea precipitațiilor.
Influența concentrației soluțiilor
Electrolit puțin solubil cu o valoare suficient de mareETCnu poate fi precipitată din soluții diluate.De exemplu, precipitatPbCl 2 nu va cădea la amestecarea în volume egale 0,1MsolutiiPb(NU 3 ) 2 ȘiNaCl. La amestecarea în volume egale, concentrațiile fiecăreia dintre substanțe vor deveni0,1 / 2 = 0,05 Msau 5 10 -2 mol/l. Produs ionic[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Valoarea rezultată este mai micăETCPbCl 2 prin urmare nu vor apărea precipitații.
Influența cantității de precipitant
Pentru cea mai completă precipitare se folosește un exces de precipitant.
De exemplu, sare precipitatăBaCO 3 : BaCl 2 + N / A 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. După adăugarea unei sume echivalenteN / A 2 CO 3 ionii rămân în soluțieBa 2+ , a cărui concentrație este determinată de cantitateETC.
Creșterea concentrației de ioniCO 3 2- cauzate de adăugarea de precipitant în exces(N / A 2 CO 3 ) , va atrage după sine o scădere corespunzătoare a concentrației de ioniBa 2+ în soluție, adică va crește gradul de completitudine a depunerii acestui ion.
Influența ionului cu același nume
Solubilitatea electroliților puțin solubili scade în prezența altor electroliți puternici care au ioni similari. Dacă la o soluţie nesaturatăBaSO 4 adauga solutia putin cate putinN / A 2 ASA DE 4 , apoi produsul ionic, care a fost inițial mai mic decât ETCBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , va ajunge treptatETCși depășește-o. Vor începe precipitațiile.
Efectul temperaturii
ETCeste constantă la temperatură constantă. Odată cu creșterea temperaturii ETC crește, astfel încât precipitarea se face cel mai bine din soluții răcite.
Dizolvarea precipitațiilor
Regula produsului de solubilitate este importantă pentru transferul precipitatelor puțin solubile în soluție. Să presupunem că trebuie să dizolvăm precipitatulBaDINO 3
. Soluția în contact cu acest precipitat este saturată cuBaDINO 3
.
Înseamnă că[
Ba 2+
] [
CO 3
2-
] = PRBaCO 3
.
Dacă se adaugă un acid în soluție, atunci ioniiH + leagă ionii prezenți în soluțieCO 3 2- în molecule slabe de acid carbonic:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2
Ca urmare, concentrația ionului va scădea brusc.CO 3 2- , produsul ionic devine mai mic decâtETCBaCO 3 . Soluția va fi nesaturată în ceea ce priveșteBaDINO 3 și o parte din sedimentBaDINO 3 intra in solutie. Prin adăugarea unei cantități suficiente de acid, întregul precipitat poate fi adus în soluție. În consecință, dizolvarea precipitatului începe atunci când, din anumite motive, produsul ionic al unui electrolit puțin solubil devine mai mic decâtETC. Pentru a dizolva precipitatul, în soluție se introduce un electrolit, ai cărui ioni pot forma un compus ușor disociat cu unul dintre ionii unui electrolit puțin solubil. Aceasta explică dizolvarea hidroxizilor puțin solubili în acizi.
Fe(OH) 3 + 3HCI® FeCl 3 + 3 ore 2 O
ioniiOh - se leagă în molecule slab disociateH 2 O.
Masa.Produs de solubilitate (SP) și solubilitate la 25AgCl
1,25 10 -5
1,56 10 -10
AgI
1,23 10 -8
1,5 10 -16
Ag 2 CrO4
1,0 10 -4
4,05 10 -12
BaSO4
7,94 10 -7
6,3 10 -13
CaCO3
6,9 10 -5
4,8 10 -9
PbCl 2
1,02 10 -2
1,7 10 -5
PbSO 4
1,5 10 -4
2,2 10 -8
Electroliții sunt clasificați în două grupe în funcție de gradul de disociere - electroliți puternici și slabi. Electroliții puternici au un grad de disociere mai mare de unu sau mai mult de 30%, cei slabi - mai puțin de unu sau mai puțin de 3%.
Proces de disociere
Disocierea electrolitică - procesul de dezintegrare a moleculelor în ioni - cationi încărcați pozitiv și anioni încărcați negativ. Particulele încărcate transportă curent electric. Disocierea electrolitică este posibilă numai în soluții și topituri.
Forța motrice a disocierii este dezintegrarea legăturilor polare covalente sub acțiunea moleculelor de apă. Moleculele polare sunt trase de moleculele de apă. În solide, legăturile ionice sunt rupte în timpul procesului de încălzire. Temperaturi mari provoacă oscilații ale ionilor în nodurile rețelei cristaline.
Orez. 1. Procesul de disociere.
Substanțele care se descompun ușor în ioni în soluții sau topituri și, prin urmare, conduc electricitatea se numesc electroliți. Non-electroliții nu conduc electricitatea, tk. nu se descompune în cationi și anioni.
În funcție de gradul de disociere, se disting electroliții puternici și cei slabi. Cele puternice se dizolvă în apă, adică. complet, fără posibilitatea de recuperare, se descompune în ioni. Electroliții slabi se descompun parțial în cationi și anioni. Gradul de disociere a acestora este mai mic decât cel al electroliților puternici.
Gradul de disociere arată proporția moleculelor descompuse în concentrația totală de substanțe. Se exprimă prin formula α = n/N.
Orez. 2. Gradul de disociere.
Electroliți slabi
Lista electroliților slabi:
- acizi anorganici diluați și slabi - H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3BO3;
- unii acizi organici (majoritatea acizilor organici sunt neelectroliti) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- baze insolubile- Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2;
- hidroxid de amoniu - NH 4 OH.
Orez. 3. Tabel de solubilitate.
Reacția de disociere se scrie folosind ecuația ionică:
- HNO2 ↔ H + + NO2 -;
- H2S ↔ H + + HS -;
- NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.
Acizii polibazici se disociază în etape:
- H2C03↔ H++ + HCO3-;
- HCO3 - ↔ H++ + CO32-.
Bazele insolubile se descompun, de asemenea, în etape:
- Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
- Fe(OH)2 + ↔ FeOH2+ + OH-;
- FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.
Apa este clasificată ca un electrolit slab. Apa practic nu conduce electricitatea, deoarece. se descompune slab în cationi de hidrogen și anioni de ioni hidroxid. Ionii rezultați sunt reasamblați în molecule de apă:
H2O ↔ H + + OH -.
Dacă apa conduce cu ușurință electricitatea, atunci conține impurități. Apa distilată este neconductivă.
Disocierea electroliților slabi este reversibilă. Ionii formați sunt reasamblați în molecule.
Ce am învățat?
Electroliții slabi includ substanțe care se descompun parțial în ioni - cationi pozitivi și anioni negativi. Prin urmare, astfel de substanțe nu conduc bine electricitatea. Acestea includ acizi slabi și diluați, baze insolubile, săruri puțin solubile. Cel mai slab electrolit este apa. Disocierea electroliților slabi este o reacție reversibilă.
Hidroliza sării
hidroliză numite reacții de interacțiune a unei substanțe cu apa, ducând la formarea de electroliți slabi (acizi, baze, săruri acide sau bazice). Rezultatul hidrolizei poate fi privit ca o încălcare a echilibrului disocierii apei. Compușii din diferite clase sunt supuși hidrolizei, dar cel mai important caz este hidroliza sărurilor. Sărurile sunt de obicei electroliți puternici, care suferă o disociere completă în ioni și pot interacționa cu ionii de apă.
Cele mai importante cazuri de hidroliză a sărurilor:
1. Sarea este formată dintr-o bază tare și un acid tare. De exemplu: NaCl este o sare formată din baza tare NaOH și acidul tare HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl - ecuație moleculară;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - este ecuația ionică completă;
HOH ↔ OH - + H + - ecuație ionică prescurtată.
După cum se poate observa din ecuația ionică prescurtată, sarea formată dintr-o bază puternică și un acid puternic nu interacționează cu apa, adică nu suferă hidroliză, iar mediul rămâne neutru.
2. Sarea este formată dintr-o bază tare și un acid slab. De exemplu: NaNO 2 este o sare formată din baza tare NaOH și acidul slab HNO 2, care practic nu se disociază în ioni.
NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
În acest caz, sarea suferă hidroliză, iar hidroliza are loc de-a lungul anionului, în timp ce cationul practic nu participă la procesul de hidroliză. Deoarece alcalii se formează ca urmare a hidrolizei, există un exces de anioni OH în soluție. O soluție dintr-o astfel de sare capătă un mediu alcalin, adică pH > 7.
Etapa I Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;
CO32- + HOH ↔ OH- + HCO3-;
Etapa II NaHCO3 + HOH ↔ NaOH + H2CO3;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
La conditii standardși diluarea moderată a soluției, hidroliza sărurilor are loc numai în prima etapă. Al doilea este suprimat de produsele care se formează în prima etapă. Acumularea de ioni OH - implică o deplasare a echilibrului spre stânga.
3. Sarea este formată dintr-o bază slabă și un acid puternic. De exemplu: NH4NO3 este o sare formată dintr-o bază slabă NH4OH și un acid puternic HNO3.
NH4NO3 + HOH ↔ NH4OH + HNO3;
NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.
În acest caz, sarea suferă hidroliză, iar hidroliza are loc de-a lungul cationului, în timp ce anionul practic nu participă la procesul de hidroliză. O soluție dintr-o astfel de sare capătă un mediu acid, adică. pH< 7.
Ca și în cazul precedent, sărurile ionilor cu încărcare multiplă sunt hidrolizate în etape, deși a doua etapă este de asemenea suprimată.
Stadiul I Mg (NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;
Etapa II MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg (OH) 2 + HNO 3;
MgOH + + HOH ↔ Mg (OH) 2 + H +.
4. Sarea este formată dintr-o bază slabă și un acid slab. De exemplu: NH 4 CN este o sare formată din baza slabă NH 4 OH și acidul slab HCN.
NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN;
NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.
În acest caz, atât cationii, cât și anionii participă la hidroliză. Ei leagă atât cationii de hidrogen, cât și hidroxoanionii de apă, formând electroliți slabi (acizi slabi și baze slabe). Reacția unei soluții de astfel de săruri poate fi fie ușor acidă (dacă baza formată ca urmare a hidrolizei este mai slabă decât acidul), fie ușor alcalină (dacă baza este mai puternică decât acidul), fie va fi neutră (dacă baza si acidul prezinta aceeasi putere) .
În hidroliza unei săruri de ioni cu încărcare multiplă, prima etapă nu le suprimă pe cele ulterioare, iar hidroliza unor astfel de săruri are loc complet chiar și la temperatura camerei.
Etapa I (NH4)2S + HOH ↔ NH4OH + NH4HS;
2NH4 + + S2- + HOH ↔ NH4OH + NH4 + + HS-;
Etapa II NH4HS + HOH ↔ NH4OH + H2S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
Instruire
Esența acestei teorii este că atunci când se topesc (dizolvați în apă), aproape toți electroliții se descompun în ioni, care sunt încărcați atât pozitiv, cât și negativ (ceea ce se numește disociere electrolitică). Sub influența unui curent electric, negativ (“-”) către anod (+) și încărcat pozitiv (cationi, „+”), se deplasează spre catod (-). Disocierea electrolitică este proces reversibil(Procesul invers se numește „molarizare”).
Gradul (a) de disociere electrolitică depinde de electrolitul însuși, de solvent și de concentrația lor. Acesta este raportul dintre numărul de molecule (n) care s-au degradat în ioni și numărul total de molecule introduse în soluție (N). Obțineți: a = n / N
Astfel, electroliții puternici sunt substanțe care se descompun complet în ioni atunci când sunt dizolvați în apă. Electroliții puternici, de regulă, sunt substanțe cu legături extrem de polare: acestea sunt săruri foarte solubile (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), precum și baze puternice (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Într-un electrolit puternic, substanța dizolvată în el este mai ales sub formă de ioni ( ); practic nu există molecule nedisociate.
Electroliții slabi sunt substanțe care se disociază doar parțial în ioni. Electroliții slabi, împreună cu ionii în soluție, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu dau o concentrație puternică de ioni în soluție.
Cei slabi sunt:
- acizi organici (aproape toti) (C2H5COOH, CH3COOH etc.);
- unii dintre acizi (H2S, H2CO3 etc.);
- aproape toate sărurile, ușor solubile în apă, hidroxid de amoniu, precum și toate bazele (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- apa.
Ele practic nu conduc curentul electric sau conduc, dar prost.
Notă
Cu toate că apa pura conduce electricitatea foarte slab, mai are o conductivitate electrica masurabila, datorita faptului ca apa se disociaza usor in ioni de hidroxid si ioni de hidrogen.
Majoritatea electroliților sunt substanțe corozive, așa că atunci când lucrați cu aceștia, fiți extrem de atenți și respectați regulile de siguranță.
Baza puternica - anorganica component chimic, format din gruparea hidroxil -OH și alcalină (elemente din grupa I sistem periodic: Li, K, Na, RB, Cs) sau metal alcalino-pământos (elementele grupei II Ba, Ca). Ele sunt scrise ca formule LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.
Vei avea nevoie
- cană de evaporare
- arzător
- indicatori
- tija metalica
- H₃RO₄
Instruire
Exista baze puternice, caracteristice tuturor. Prezența în soluție este determinată de schimbarea culorii indicatorului. Adăugați fenolftaleină la probă cu soluția de testat sau omiteți hârtia de turnesol. Portocalul de metil dă o culoare galbenă, fenolftaleina dă o culoare violet, iar hârtia de turnesol devine un culoarea albastra. Cu cât baza este mai puternică, cu atât culoarea indicatorului este mai intensă.
Dacă trebuie să aflați ce alcali vi se prezintă, atunci efectuați o analiză calitativă a soluțiilor. Cele mai comune baze puternice sunt litiu, potasiu, sodiu, bariu și calciu. Bazele reacţionează cu acizii (reacţii de neutralizare) formând sare şi apă. În acest caz, se pot distinge Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ și LiOH. Când cu acid, se formează cele insolubile. Hidroxizii rămași nu vor da precipitații, tk. toate sărurile de K și Na sunt solubile.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O
3 Va(OH) ₂ +2 H₃RO₄ --→ Va₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Se strecoară și se usucă. Injectați sedimentele uscate în flacăra arzătorului. Ionii de litiu, calciu și bariu pot fi determinați calitativ prin schimbarea culorii flăcării. În consecință, veți determina unde este hidroxidul. Sărurile de litiu colorează arzătorul în roșu carmin. Săruri de bariu - în verde și săruri de calciu - în zmeură.
Alcaliile rămase formează ortofosfați solubili.
3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О
3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O
Evaporați apa până la un reziduu uscat. Sărurile evaporate pe o tijă de metal aduc alternativ în flacăra arzătorului. Acolo, sare de sodiu - flacăra va deveni galben strălucitor, iar potasiul - roz-violet. Astfel, avand un set minim de echipamente si reactivi, ai determinat toate motivele puternice care ti se ofera.
Un electrolit este o substanță care în stare solidă este un dielectric, adică nu conduce curentul electric, cu toate acestea, în formă dizolvată sau topită, devine conductor. De ce există o schimbare atât de drastică a proprietăților? Faptul este că moleculele de electroliți din soluții sau topituri se disociază în ioni încărcați pozitiv și negativ, datorită cărora aceste substanțe într-o astfel de stare de agregare sunt capabile să conducă curentul electric. Majoritatea sărurilor, acizilor, bazelor au proprietăți electrolitice.
Instruire
Ce substante sunt puternice? Astfel de substanțe, în soluții sau topituri din care sunt expuse aproape 100% din molecule, și indiferent de concentrația soluției. Lista include majoritatea absolută a alcalinelor solubile, a sărurilor și a unor acizi, cum ar fi clorhidric, brom, iod, nitric etc.
Și cum se comportă cei slabi în soluții sau topituri? electroliti? În primul rând, se disociază într-o măsură foarte mică (nu mai mult de 3% din numărul total de molecule), iar în al doilea rând, merg cu atât mai rău și mai încet, cu atât concentrația soluției este mai mare. Astfel de electroliți includ, de exemplu, (hidroxid de amoniu), majoritatea acizilor organici și anorganici (inclusiv fluorhidric - HF) și, desigur, apa cunoscută tuturor. Deoarece doar o fracțiune neglijabilă din moleculele sale se descompune în ioni de hidrogen și ioni de hidroxil.
Amintiți-vă că gradul de disociere și, în consecință, puterea electrolitului depind de factori: natura electrolitului în sine, solventul și temperatura. Prin urmare, această împărțire în sine este într-o anumită măsură condiționată. La urma urmei, aceeași substanță poate diverse conditii să fie atât un electrolit puternic, cât și unul slab. Pentru a evalua puterea electrolitului, a fost introdusă o valoare specială - constanta de disociere, determinată pe baza legii acțiunii masei. Dar este aplicabil numai electroliților slabi; puternic electroliti nu se supun legii maselor actorice.
Surse:
- lista cu electroliți puternici
sare- acest substanțe chimice, constând dintr-un cation, adică un ion încărcat pozitiv, un metal și un anion încărcat negativ - un reziduu acid. Există multe tipuri de săruri: normale, acide, bazice, duble, mixte, hidratate, complexe. Depinde de compoziția cationului și anionului. Cum poți determina baza sare?
