Elektrolit H3po4. Elektrolitët e fortë dhe të dobët, karakteristikat e tyre

Vlera e a shprehet në fraksione të njësisë ose në% dhe varet nga natyra e elektrolitit, tretësi, temperatura, përqendrimi dhe përbërja e tretësirës.

Tretësi luan një rol të veçantë: në disa raste, kur kalon nga tretësira ujore në tretës organikë, shkalla e shpërbërjes së elektroliteve mund të rritet ose ulet ndjeshëm. Në vijim, në mungesë të udhëzimeve të veçanta, do të supozojmë se tretës është uji.

Sipas shkallës së disociimit, elektrolitet ndahen në mënyrë konvencionale në të fortë(a> 30%), mesatare (3% < a < 30%) и i dobët(a< 3%).

Elektrolitet e forta përfshijnë:

1) disa jo acidet organike(HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 dhe një sërë të tjerash);

2) hidroksidet e metaleve alkaline (Li, Na, K, Rb, Cs) dhe toke alkaline (Ca, Sr, Ba);

3) pothuajse të gjitha kripërat e tretshme.

Elektrolitet me forcë mesatare përfshijnë Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF dhe disa të tjerë.

Të gjithë i konsiderojnë elektrolitet e dobëta acidet karboksilike(përveç HCOOH) dhe forma të hidratuara të amineve alifatike dhe aromatike. Shumë acide inorganike (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, etj.) dhe baza (NH 3 ∙ H 2 O) janë gjithashtu elektrolite të dobëta.

Pavarësisht nga disa rastësi, në përgjithësi, nuk duhet të barazohet tretshmëria e një lënde me shkallën e saj të shkëputjes. Pra, acidi acetik dhe etanol janë pafundësisht të tretshëm në ujë, por në të njëjtën kohë substanca e parë është një elektrolit i dobët, dhe i dyti është një jo-elektrolit.

Acidet dhe bazat

Edhe pse termat "acid" dhe "bazë" përdoren gjerësisht për të përshkruar proceset kimike, nuk ka një qasje të unifikuar për klasifikimin e substancave përsa i përket klasifikimit të tyre si acide ose baza. Teoritë ekzistuese aktualisht ( jonike teori S. Arrhenius, protolit teori I. Bronsted dhe T. Lowry dhe elektronike teori G. Lewis) kanë kufizime të caktuara dhe, për rrjedhojë, janë të zbatueshme vetëm në raste të veçanta. Le të ndalemi në secilën nga këto teori në më shumë detaje.

teoria e Arrhenius-it.

Në teorinë jonike Arrhenius, konceptet e "acidit" dhe "bazës" janë të lidhura ngushtë me procesin e disociimit elektrolitik:

Një acid është një elektrolit që shpërndahet në tretësirë ​​për të formuar jone H +;

Baza është një elektrolit që shpërndahet në tretësirë ​​me formimin e joneve OH -;

Një amfolit (elektrolit amfoterik) është një elektrolit që shpërndahet në tretësirë ​​për të formuar jonet H + dhe OH -.

Për shembull:

HA ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄ Ме (ОН) n ⇄ Ме n + + nОН -

Në përputhje me teorinë jonike, acidet mund të jenë molekula neutrale dhe jone, për shembull:

HF ⇄ H + + F -

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄ H + + NH 3

Shembuj të ngjashëm mund të jepen për arsye:

KOH K + + OH -

- ⇄ Al (OH) 3 + OH -

+ ⇄ Fe 2+ + OH -

Amfolitët përfshijnë hidroksidet e zinkut, aluminit, kromit dhe disa të tjerëve, si dhe aminoacidet, proteinat, acidet nukleike.

Në përgjithësi, ndërveprimi acid-bazë në tretësirë ​​reduktohet në një reaksion neutralizimi:

H + + OH - H 2 O

Megjithatë, një numër i të dhënave eksperimentale tregojnë kufizimet e teorisë jonike. Pra, amoniaku, aminat organike, oksidet e metaleve si Na 2 O, CaO, anionet e acideve të dobëta etj. në mungesë të ujit shfaqin vetitë e bazave tipike, megjithëse nuk përmbajnë jone hidroksid.

Nga ana tjetër, shfaqin shumë okside (SO 2, SO 3, P 2 O 5, etj.), halide, halogjene acide, që nuk kanë jone hidrogjeni në përbërjen e tyre, edhe në mungesë të ujit. vetitë acidike, d.m.th. neutralizoni bazat.

Përveç kësaj, sjellja e elektrolitit në tretësirë ​​ujore dhe në një mjedis jo ujor mund të jetë e kundërta.

Pra, CH 3 COOH në ujë është një acid i dobët:

CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,

dhe në fluorin e hidrogjenit të lëngshëm ai shfaq vetitë bazë:

HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -

Hulumtimi lloje të ngjashme reaksionet, dhe veçanërisht reaksionet që zhvillohen në tretës jo ujorë, çuan në krijimin e më shumë teoritë e përgjithshme acidet dhe bazat.

Teoria e Bronsted dhe Lowry.

Zhvillimi i mëtejshëm teoria e acideve dhe bazave ishte teoria protolitike (protonike) e propozuar nga I. Bronsted dhe T. Lowry. Sipas kësaj teorie:

Acid është çdo substancë molekulat (ose jonet) e së cilës janë të afta të dhurojnë një proton, d.m.th. të jetë një dhurues proton;

Një bazë është çdo substancë molekulat (ose jonet) e së cilës janë të afta të bashkojnë një proton, d.m.th. të jetë një pranues proton;

Kështu, koncepti i fondacionit është zgjeruar ndjeshëm, gjë që konfirmohet nga reagimet e mëposhtme:

OH - + H + H 2 O

NH 3 + H + NH 4 +

H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +

Sipas teorisë së I. Bronsted dhe T. Lowry, acidi dhe baza formojnë një çift të konjuguar dhe janë të lidhur nga ekuilibri:

ACIDI ⇄ PROTON + BAZË

Meqenëse reaksioni i transferimit të protonit (reaksioni protolitik) është i kthyeshëm, dhe një proton transferohet gjithashtu në procesin e kundërt, produktet e reaksionit janë acid dhe bazë në lidhje me njëri-tjetrin. Kjo mund të shkruhet si një proces ekuilibri:

HA + B ⇄ VN + + A -,

ku HA është një acid, B është një bazë, BH + është një acid i konjuguar me një bazë B, A - është një bazë e konjuguar me një acid HA.

Shembuj.

1) në reagim:

HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,

HCl dhe H 2 O janë acide, Cl - dhe OH - janë bazat përkatëse të konjuguara me to;

2) në reagim:

HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,

HSO4-dhe H3O+-acidet, SO42-dhe H2O-bazat;

3) në reagim:

NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,

NH 4 + është një acid, NH 2 është një bazë, dhe NH 3 vepron si një acid (një molekulë) dhe një bazë (një molekulë tjetër), d.m.th. tregon shenja amfoteriteti - aftësia për të shfaqur vetitë e një acidi dhe një baze.

Uji gjithashtu ka këtë aftësi:

2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -

Këtu një molekulë Н 2 О bashkon një proton (bazë), duke formuar një acid të konjuguar - jonin hidroksonium Н 3 О +, tjetri lëshon një proton (acid), duke formuar një bazë të konjuguar ОН -. Ky proces quhet autoprotoliza.

Nga shembujt e dhënë shihet se, ndryshe nga idetë e Arrhenius-it, në teorinë e Bronsted dhe Lowry, reaksionet e acideve me bazat nuk çojnë në neutralizim të ndërsjellë, por shoqërohen me formimin e acideve dhe bazave të reja. .

Duhet të theksohet gjithashtu se teoria protolitike i konsideron konceptet "acid" dhe "bazë" jo si një veti, por si një funksion që komponimi i konsideruar kryen në një reaksion protolitik. Një dhe i njëjti përbërës mund të reagojë si acid në disa kushte dhe si bazë në të tjera. Pra, në një tretësirë ​​ujore CH 3 COOH shfaq vetitë e një acidi, dhe në 100% H 2 SO 4 - një bazë.

Megjithatë, pavarësisht nga meritat e saj, teoria protolitike, si teoria e Arrhenius-it, nuk është e zbatueshme për substancat që nuk përmbajnë atome hidrogjeni, por, në të njëjtën kohë, shfaqin funksionin e një acidi: bor, alumin, silikon, halogjene kallaji.

Teoria e Lewis.

Një qasje tjetër për klasifikimin e substancave në lidhje me atribuimin e tyre ndaj acideve dhe bazave ishte teoria elektronike e Lewis. Në kuadër të teorisë elektronike:

një acid është një grimcë (molekulë ose jon) e aftë të bashkojë një çift elektronik (pranues elektroni);

një bazë është një grimcë (molekulë ose jon) e aftë të dhurojë një çift elektronik (dhurues elektroni).

Sipas Lewis, acidi dhe baza ndërveprojnë me njëri-tjetrin për të formuar një lidhje dhurues-pranues. Si rezultat i lidhjes së një çifti elektronesh, një elektron me një deficit elektronik ka një konfigurim të plotë elektronik - një oktet elektronesh. Për shembull:

Reagimi midis molekulave neutrale mund të përfaqësohet në mënyrë të ngjashme:

Reaksioni i neutralizimit në termat e teorisë Lewis konsiderohet si shtimi i një çifti elektronik të një joni hidroksidi në një jon hidrogjeni, i cili siguron një orbital të lirë për të akomoduar këtë çift:

Kështu, vetë protoni, i cili lidh lehtësisht një çift elektronik, nga pikëpamja e teorisë së Lewis-it, kryen funksionin e një acidi. Në këtë drejtim, acidet Bronsted mund të konsiderohen si produkte të reaksionit midis acideve dhe bazave Lewis. Pra, HCl është produkt i neutralizimit të acidit H + me bazën Cl -, dhe joni H 3 O + formohet si rezultat i neutralizimit të acidit H + me bazën H 2 O.

Reaksionet midis acideve dhe bazave Lewis ilustrohen gjithashtu nga shembujt e mëposhtëm:

Bazat Lewis përfshijnë gjithashtu jone halide, amoniak, aminat alifatike dhe aromatike, që përmbajnë oksigjen komponimet organike lloji R 2 CO, (ku R është një radikal organik).

Acidet Lewis përfshijnë halidet e borit, aluminit, silikonit, kallajit dhe elementëve të tjerë.

Natyrisht, në teorinë e Lewis, koncepti i "acidit" përfshin një gamë më të gjerë të komponimeve kimike. Kjo për faktin se, sipas Lewis, caktimi i një lënde në klasën e acideve është vetëm për shkak të strukturës së molekulës së saj, e cila përcakton vetitë e pranuesit të elektroneve dhe nuk lidhet domosdoshmërisht me praninë e hidrogjenit. atomet. Acidet Lewis që nuk përmbajnë atome hidrogjeni quhen aprotike.

Standardet e zgjidhjes së problemeve

1. Shkruani ekuacionin për shpërbërjen elektrolitike të Al 2 (SO 4) 3 në ujë.

Sulfati i aluminit është një elektrolit i fortë dhe në një tretësirë ​​ujore i nënshtrohet dekompozimit të plotë në jone. Ekuacioni i disociimit:

Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y) H 2 O 2 3+ + 3 2 -,

ose (duke përjashtuar procesin e hidratimit të joneve):

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.

2. Çfarë është joni HCO 3 - nga këndvështrimi i teorisë Bronsted-Lowry?

Në varësi të kushteve, joni HCO 3 mund të heqë dorë nga protonet në të dy mënyrat:

HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),

dhe shtoni protone:

HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).

Kështu, në rastin e parë, joni HCO 3 është një acid, në të dytën - një bazë, domethënë është një amfolit.

3. Përcaktoni se çfarë është, nga këndvështrimi i teorisë së Lewis-it, joni Ag + në reaksion:

Ag + + 2NH 3 +

Në procesin e edukimit lidhjet kimike, i cili ecën sipas mekanizmit dhurues-pranues, joni Ag +, që ka një orbital të lirë, është një pranues i çifteve të elektroneve, dhe kështu shfaq vetitë e një acidi Lewis.

4. Përcaktoni forcën jonike të një tretësire në një litër nga e cila ka 0,1 mol KCl dhe 0,1 mol Na 2 SO 4.

Shkëputja e elektroliteve të paraqitura vazhdon në përputhje me ekuacionet:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -

Prandaj: C (K +) = C (Cl -) = C (KCl) = 0,1 mol / l;

C (Na +) = 2 × C (Na 2 SO 4) = 0,2 mol / l;

C (SO 4 2 -) = C (Na 2 SO 4) = 0,1 mol / l.

Forca jonike e tretësirës llogaritet me formulën:

5. Përcaktoni përqendrimin e CuSO 4 në një tretësirë ​​të një elektroliti të caktuar me Unë= 0,6 mol / l.

Disociimi i CuSO 4 vazhdon sipas ekuacionit:

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -

Le të marrim C (CuSO 4) për x mol / l, atëherë, në përputhje me ekuacionin e reaksionit, C (Cu 2+) = C (SO 4 2 -) = x mol / l. V në këtë rast shprehja për llogaritjen e forcës jonike do të jetë:

6. Përcaktoni koeficientin e aktivitetit të jonit K + në një tretësirë ​​ujore të KCl me C (KCl) = 0,001 mol/l.

e cila në këtë rast do të marrë formën:

.

Forcën jonike të tretësirës e gjejmë me formulën:

7. Përcaktoni koeficientin e aktivitetit të jonit Fe 2+ në një tretësirë ​​ujore, forca jonike e së cilës është 1.

Sipas ligjit Debye-Hückel:

prandaj:

8. Përcaktoni konstantën e disociimit të acidit HA, nëse në një tretësirë ​​të këtij acidi me përqendrim 0,1 mol/l a = 24%.

Nga madhësia e shkallës së disociimit, mund të përcaktohet se ky acid është një elektrolit me forcë mesatare. Prandaj, për të llogaritur konstantën e disociimit të acidit, ne përdorim ligjin e hollimit të Ostwald në formën e tij të plotë:

9. Përcaktoni përqendrimin e elektrolitit, nëse a = 10%, K d = 10 - 4.

Nga ligji i mbarështimit të Ostwald:

10. Shkalla e shpërbërjes së acidit monobazik HA nuk kalon 1%. (HA) = 6,4 × 10 - 7. Përcaktoni shkallën e disociimit të HA në tretësirën e tij me një përqendrim prej 0,01 mol / L.

Nga madhësia e shkallës së disociimit, mund të përcaktohet se ky acid është një elektrolit i dobët. Kjo ju lejon të përdorni formulën e përafërt për ligjin e hollimit Ostwald:

11. Shkalla e shpërbërjes së elektrolitit në tretësirën e tij me përqendrim 0,001 mol/l është 0,009. Përcaktoni konstantën e disociimit të këtij elektroliti.

Mund të shihet nga deklarata e problemit se ky elektrolit është i dobët (a = 0,9%). Kjo është arsyeja pse:

12. (HNO 2) = 3,35. Krahasoni forcën e HNO 2 me forcën e acidit monobazik HA, shkalla e shpërbërjes së të cilit në tretësirë ​​me C (HA) = 0,15 mol / l është 15%.

Llogaritni (HA) duke përdorur formë e plotë Ekuacionet e Ostwald:

Që nga (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более acid i fortë krahasuar me HNO 2.

13. Ekzistojnë dy tretësirë ​​të KCl që përmbajnë edhe jone të tjerë. Dihet që forca jonike e tretësirës së parë ( Unë 1) është e barabartë me 1, dhe e dyta ( Unë 2) është 10 - 2. Krahasoni normat e aktivitetit f(K +) në këto tretësirë ​​dhe konkludoni se si ndryshojnë vetitë e këtyre tretësirave nga vetitë e tretësirave të holluara pafundësisht të KCl.

Ne llogarisim koeficientët e aktivitetit të joneve K + duke përdorur ligjin Debye-Hückel:

Koeficienti i aktivitetit fështë një masë e devijimit në sjelljen e një tretësire elektrolitike të një përqendrimi të caktuar nga sjellja e saj me një hollim të pafund të tretësirës.

Sepse f 1 = 0,316 devijon më shumë nga 1 se f 2 = 0,891, atëherë në një tretësirë ​​me forcë jonike më të lartë, vërehet një devijim më i madh në sjelljen e tretësirës së KCl nga sjellja e saj në hollimin e pafund.

Pyetje për vetëkontroll

1. Çfarë është shpërbërja elektrolitike?

2. Cilat substanca quhen elektrolite dhe joelektrolite? Jep shembuj.

3. Cila është shkalla e disociimit?

4. Cilët faktorë e përcaktojnë shkallën e disociimit?

5. Cilët elektrolite konsiderohen të fortë? Cilat janë forca mesatare? Cilat janë të dobëtit? Jep shembuj.

6. Çfarë është konstanta e disociimit? Nga çfarë varet dhe nga çfarë nuk varet konstanta e disociimit?

7. Cila është marrëdhënia ndërmjet konstantës dhe shkallës së shpërbërjes në tretësirat binare të elektroliteve të mesme dhe të dobëta?

8. Pse tretësirat e elektroliteve të fortë shfaqin devijime nga idealiteti në sjelljen e tyre?

9. Cili është thelbi i termit "shkallë e dukshme e disociimit"?

10. Çfarë është aktiviteti jonik? Cila është norma e aktivitetit?

11. Si ndryshon vlera e koeficientit të aktivitetit me hollimin (përqendrimin) e tretësirës së fortë elektrolitike? Sa është vlera kufizuese e koeficientit të aktivitetit në hollimin e pafund të tretësirës?

12. Sa është forca jonike e tretësirës?

13. Si llogaritet norma e aktivitetit? Formuloni ligjin Debye-Hückel.

14. Cili është thelbi i teorisë jonike të acideve dhe bazave (teoria e Arrheniusit)?

15. Çfarë është dallimi themelor teoria protolitike e acideve dhe bazave (teoria e Bronsted dhe Lowry) nga teoria e Arrhenius?

16. Si e interpreton teoria elektronike (teoria e Lewis) konceptin “acid” dhe “bazë”? Jep shembuj.

Opsionet e detyrave për vendim i pavarur

Opsioni numër 1

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Fe 2 (SO 4) 3.

HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.

Opsioni numër 2

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të CuCl 2.

2. Përcaktoni se çfarë është joni S 2 nga këndvështrimi i teorisë së Lewis - në reaksion:

2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.

3. Llogaritni përqendrimin molar të elektrolitit në tretësirë, nëse a = 0,75%, a = 10 - 5.

Opsioni numër 3

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Na 2 SO 4.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga këndvështrimi i teorisë së Lewis, joni CN - në reaksion:

Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.

3. Forca jonike e tretësirës CaCl 2 është 0,3 mol/l. Llogaritni C (CaCl 2).

Opsioni numër 4

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Ca (OH) 2.

2. Përcaktoni se çfarë është molekula H2O në reaksion nga këndvështrimi i teorisë së Bronstedit:

H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.

3. Forca jonike e tretësirës K 2 SO 4 është 1,2 mol / l. Njehsoni C (K 2 SO 4).

Opsioni numër 5

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik K 2 SO 3.

NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.

3. (CH 3 COOH) = 4,74. Krahasoni forcën e CH 3 COOH me forcën e acidit monobazik HA, shkalla e shpërbërjes së të cilit në tretësirë ​​me C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l është e barabartë me 10%.

Opsioni numër 6

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik K 2 S.

2. Përcaktoni se çfarë, nga pikëpamja e teorisë së Lewis, është molekula AlBr 3 në reaksion:

Br - + AlBr 3 ⇄ -.

Opsioni numër 7

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Fe (NO 3) 2.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga pikëpamja e teorisë së Lewis-it, joni Cl- në reaksion:

Cl - + AlCl 3 ⇄ -.

Opsioni numër 8

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të K 2 MnO 4.

2. Përcaktoni se çfarë është joni HSO 3 nga pikëpamja e teorisë së Bronsted - në reaksion:

HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

Opsioni numër 9

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Al 2 (SO 4) 3.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga këndvështrimi i teorisë së Lewis, joni Co 3+ në reaksion:

Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.

3. 1 litër tretësirë ​​përmban 0,348 g K 2 SO 4 dhe 0,17 g NaNO 3. Përcaktoni forcën jonike të kësaj tretësire.

Opsioni numër 10

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Ca (NO 3) 2.

2. Përcaktoni se çfarë është molekula H2O në reaksion nga këndvështrimi i teorisë së Bronstedit:

B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.

3. Llogaritni përqendrimin e elektrolitit në tretësirë, nëse a = 5%, a = 10 - 5.

Opsioni numër 11

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të KMnO 4.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga këndvështrimi i teorisë së Lewis-it, joni Cu 2+ në reaksion:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.

3. Llogaritni koeficientin e aktivitetit të jonit Cu 2+ në një tretësirë ​​CuSO 4 me C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.

Opsioni numër 12

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Na 2 CO 3.

2. Përcaktoni se çfarë është molekula H2O në reaksion nga këndvështrimi i teorisë së Bronstedit:

K + + xH 2 O ⇄ +.

3. Ekzistojnë dy solucione NaCl që përmbajnë elektrolite të tjera. Vlerat e forcës jonike të këtyre tretësirave janë përkatësisht të barabarta: Unë 1 = 0,1 mol / l, Unë 2 = 0,01 mol / l. Krahasoni normat e aktivitetit f(Na +) në këto tretësirë.

Opsioni numër 13

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Al (NO 3) 3.

2. Përcaktoni se çfarë është molekula RNH 2 në reaksion nga këndvështrimi i teorisë së Lewis:

RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.

3. Krahasoni koeficientët e aktivitetit të kationeve në një tretësirë ​​që përmban FeSO 4 dhe KNO 3, me kusht që përqendrimet e elektrolitit të jenë përkatësisht 0,3 dhe 0,1 mol/l.

Opsioni numër 14

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik K 3 PO 4.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga pikëpamja e teorisë së Bronstedit, joni H 3 O + në reaksion:

HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.

Opsioni numër 15

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik K 2 SO 4.

2. Përcaktoni se çfarë, nga pikëpamja e teorisë së Lewis, është Pb (OH) 2 në reaksion:

Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.

Opsioni numër 16

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Ni (NO 3) 2.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga pikëpamja e teorisë së Bronstedit, joni i hidroniumit (H 3 O +) në reaksion:

2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.

3. Forca jonike e një tretësire që përmban vetëm Na 3 PO 4 është 1,2 mol / l. Përcaktoni përqendrimin e Na 3 PO 4.

Opsioni numër 17

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik (NH 4) 2 SO 4.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga pikëpamja e teorisë Bronsted, joni NH 4 + në reaksion:

NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.

3. Forca jonike e një tretësire që përmban të dyja KI dhe Na 2 SO 4 është e barabartë me 0,4 mol / l. C (KI) = 0,1 mol / L. Përcaktoni përqendrimin e Na 2 SO 4.

Opsioni numër 18

1. Shkruani ekuacionin e disociimit elektrolitik të Cr 2 (SO 4) 3.

2. Përcaktoni se çfarë është, nga pikëpamja e teorisë Bronsted, një molekulë proteine ​​në reaksion:

BLOK INFORMACIONI

shkalla PH

Tabela 3. Marrëdhënia midis përqendrimeve të joneve H + dhe OH -.

Standardet e zgjidhjes së problemeve

1. Përqendrimi i joneve të hidrogjenit në tretësirë ​​është 10 - 3 mol/l. Llogaritni vlerat e pH, pOH dhe [OH -] në këtë tretësirë. Përcaktoni mjedisin e zgjidhjes.

Shënim. Për llogaritjet përdoren raportet e mëposhtme: lg10 a = a; 10 lg a = a.

Mjeti tretës me pH = 3 është acid, pasi pH< 7.

2. Llogaritni pH-në e tretësirës të acidit klorhidrik me përqendrim molar 0.002 mol/l.

Meqenëse në një tretësirë ​​të holluar të HC1 "1, dhe në një tretësirë ​​të një acidi monobazik C (për-ju) = C (për-ju), mund të shkruajmë:

3. Në 10 ml tretësirë ​​të acidit acetik me C (CH 3 COOH) = 0,01 mol/L u shtuan 90 ml ujë. Gjeni ndryshimin midis vlerave të pH të tretësirës para dhe pas hollimit, nëse (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.

1) Në tretësirën fillestare të një acidi monobazik të dobët CH 3 COOH:

Prandaj:

2) Shtimi i 90 ml ujë në 10 ml tretësirë ​​acidi korrespondon me hollimin 10-fish të tretësirës. Kjo është arsyeja pse.

ZGJIDHJET
TEORIA E DISOCIIMIT ELEKTROLITIK

DISOCIIMI ELEKTROLITIK
ELEKTROLITET DHE JOELEKTROLITET

Teoria e disociimit elektrolitik

(S. Arrhenius, 1887)

1. Kur treten në ujë (ose shkrihen), elektrolitet dekompozohen në jone të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht (i nënshtrohen disociimit elektrolitik).

2. Nën veprimin e një rryme elektrike, kationet (+) lëvizin në katodë (-), dhe anionet (-) në anodë (+).

3. Disociimi elektrolitik është një proces i kthyeshëm (reaksioni i kundërt quhet molarizim).

4. Shkalla e disociimit elektrolitik ( a ) varet nga natyra e elektrolitit dhe tretësit, temperatura dhe përqendrimi. Ai tregon raportin e numrit të molekulave të zbërthyera në jone ( n ) Për të Totali molekulat e futura në tretësirë ​​( N).

a = n / N 0< a <1

Mekanizmi i shpërbërjes elektrolitike të substancave jonike

Kur shpërndahen komponimet me lidhje jonike ( psh NaCl ) procesi i hidratimit fillon me orientimin e dipoleve të ujit rreth të gjitha projeksioneve dhe faqeve të kristaleve të kripës.

Duke orientuar rreth joneve të rrjetës kristalore, molekulat e ujit formojnë ose lidhje hidrogjeni ose lidhje dhuruese-pranuese me to. Gjatë këtij procesi lirohet një sasi e madhe energjie, e cila quhet energji hidratimi.

Energjia e hidratimit, vlera e së cilës është e krahasueshme me energjinë e rrjetës kristalore, përdoret për të shkatërruar rrjetën kristalore. Në këtë rast, jonet e hidratuar kalojnë shtresë pas shtrese në tretës dhe duke u përzier me molekulat e tij formojnë një tretësirë.

Mekanizmi i shpërbërjes elektrolitike të substancave polare

Substancat, molekulat e të cilave formohen sipas llojit të lidhjes kovalente polare (molekulat polare), shpërndahen në mënyrë të ngjashme. Rreth çdo molekule polare të materies ( p.sh HCl ), dipolet e ujit janë të orientuara në një mënyrë të caktuar. Si rezultat i ndërveprimit me dipolet e ujit, molekula polare bëhet edhe më e polarizuar dhe shndërrohet në jonike, më pas formohen lehtësisht jone të lira të hidratuar.

Elektrolite dhe joelektrolite

Shpjegohet shpërbërja elektrolitike e substancave, e cila ndodh me formimin e joneve të lira Përçueshmëria elektrike Zgjidhjet.

Është e zakonshme të shkruhet procesi i disociimit elektrolitik në formën e një diagrami, pa zbuluar mekanizmin e tij dhe duke lënë jashtë tretësin ( H 2 O ), edhe pse ai është kontribuesi kryesor.

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 -

Nga elektroneutraliteti i molekulave rezulton se ngarkesa totale e kationeve dhe anioneve duhet të jetë zero.

Për shembull, për

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

Elektrolite të forta

Këto janë substanca që, kur treten në ujë, pothuajse plotësisht shpërbëhen në jone. Si rregull, elektrolitet e forta përfshijnë substanca me lidhje jonike ose fort polare: të gjitha kripërat lehtësisht të tretshme, acidet e forta ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) dhe baza të forta ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Në një tretësirë ​​të fortë elektrolite, substanca e tretur gjendet kryesisht në formën e joneve (kationeve dhe anioneve); molekulat e padisocuara praktikisht mungojnë.

Elektrolite të dobëta

Substancat që shpërbëhen pjesërisht në jone. Tretësirat e elektroliteve të dobëta, së bashku me jonet, përmbajnë molekula të padisocuara. Elektrolitët e dobët nuk mund të japin një përqendrim të lartë të joneve në tretësirë.

Elektrolitet e dobëta përfshijnë:

1) pothuajse të gjitha acidet organike ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etj.);

2) disa acide inorganike ( H2CO3, H2S, etj.);

3) pothuajse të gjitha kripërat pak të tretshme në ujë, bazat dhe hidroksidi i amonit(Ca3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);

4) ujë.

Ata janë të këqij (ose pothuajse kurrë) elektricitet.

CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (faza e parë)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (faza e dytë)

H 2 CO 3 «H + + HCO - (faza e parë)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (faza e dytë)

Jo elektrolite

Substancat, tretësirat ujore dhe shkrirjet e të cilave nuk përcjellin rrymë elektrike. Ato përmbajnë lidhje kovalente jopolare ose me polaritet të ulët që nuk kalbet në jone.

Gazrat, lëndët e ngurta (jometalet), përbërjet organike (saharoza, benzina, alkooli) nuk përçojnë rrymë elektrike.

Shkalla e disociimit. Konstanta e disociimit

Përqendrimi i joneve në tretësirë ​​varet nga sa plotësisht një elektrolit i caktuar shpërndahet në jone. Në tretësirat e elektroliteve të forta, shpërbërja e të cilave mund të konsiderohet e plotë, përqendrimi i joneve mund të përcaktohet lehtësisht nga përqendrimi (c) dhe përbërjen e molekulës së elektrolitit (indekset stoikiometrike), për shembull :

Përqendrimi i joneve në tretësirat e elektroliteve të dobëta karakterizohet cilësisht nga shkalla dhe konstanta e disociimit.

Shkalla e disociimit (a) është raporti i numrit të molekulave të zbërthyera në jone ( n ) në numrin total të molekulave të tretura ( N):

a = n / N

dhe shprehet në fraksione të një ose në% ( a = 0.3 - kufiri i kushtëzuar i ndarjes në elektrolite të fortë dhe të dobët).

Shembull

Përcaktoni përqendrimin molar të kationeve dhe anioneve në tretësirat 0,01 M KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 dhe CH 3 COOH.

Shpërbërja e elektroliteve të dobëta a = 0.3.

Zgjidhje

KBr, Ba (OH) 2 dhe H 2 SO 4 - elektrolitet e forta që shpërndahen plotësisht(a = 1).

KBr “K + + Br -

0,01 M

Ba (OH) 2 «Ba 2+ + 2OH -

0,01 M

0,02 M

H 2 SO 4 «2H + + SO 4

0,02 M

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH dhe CH 3 COOH - elektrolite të dobëta(a = 0.3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +

[H +] = [CH 3 COO -] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Shkalla e disociimit varet nga përqendrimi i tretësirës së dobët të elektrolitit. Kur hollohet me ujë, shkalla e shpërbërjes gjithmonë rritet, sepse numri i molekulave të tretësit rritet ( H 2 O ) për molekulë të tretësirës. Sipas parimit të Le Chatelier, ekuilibri i disociimit elektrolitik në këtë rast duhet të zhvendoset në drejtim të formimit të produktit, d.m.th. jonet e hidratuar.

Shkalla e disociimit elektrolitik varet nga temperatura e tretësirës. Zakonisht me rritjen e temperaturës rritet edhe shkalla e disociimit, sepse lidhjet në molekula aktivizohen, ato bëhen më të lëvizshme dhe më të lehta për t'u jonizuar. Përqendrimi i joneve në një tretësirë ​​të dobët të elektrolitit mund të llogaritet duke ditur shkallën e disociimitadhe përqendrimi fillestar i substancësc në tretësirë.

Shembull

Përcaktoni përqendrimin e molekulave dhe joneve të padisociuara në një tretësirë ​​0,1 M NH 4 OH nëse shkalla e disociimit është 0.01.

Zgjidhje

Përqendrimi molekular NH 4 OH , i cili në momentin e zbërthimit të ekuilibrit në jone, do të jetë i barabartë meac... Përqendrimi i joneve NH 4 - dhe OH - - do të jetë i barabartë me përqendrimin e molekulave të disociuara dhe i barabartëac(sipas ekuacionit të disociimit elektrolitik)

NH 4 OH		NH 4 +		oh -
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol / L

[NH 4 OH] = c - a c = 0,1 - 0,001 = 0,099 mol / l

Konstanta e disociimit ( K D ) është raporti i produktit të përqendrimeve të joneve të ekuilibrit në fuqinë e koeficientëve stekiometrikë përkatës me përqendrimin e molekulave të padisocuara.

Është konstanta e ekuilibrit të procesit të disociimit elektrolitik; karakterizon aftësinë e një lënde për t'u zbërthyer në jone: aq më e lartë K D , aq më i madh është përqendrimi i joneve në tretësirë.

Shkëputja e acideve polibazike të dobëta ose bazave poliacide vazhdon në hapa, përkatësisht, për secilin hap ekziston konstanta e vet e disociimit:

Faza e parë:

H 3 PO 4 «H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Faza e dytë:

H 2 PO 4 - "H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Hapi i tretë:

HPO 4 2- "H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1> K D 2> K D 3

Shembull

Merrni një ekuacion që lidhet me shkallën e disociimit elektrolitik të një elektroliti të dobët ( a ) me konstanten e disociimit (ligji i hollimit Ostwald) për një acid monobazik të dobët ON .

HA «H + + A +

K D = () /

Nëse tregohet përqendrimi total i një elektroliti të dobëtc, pastaj përqendrimet e ekuilibrit H + dhe A - janë të barabarta ac, dhe përqendrimi i molekulave të padisocuara HA - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c (1 - a) = a 2 c / (1 - a)

Në rastin e elektroliteve shumë të dobëta ( një 0,01 £)

K D = c a 2 ose a = \ é (K D / c)

Shembull

Llogaritni shkallën e shpërbërjes së acidit acetik dhe përqendrimin e joneve H + në tretësirë ​​0,1 M, nëse K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Zgjidhje

Ne përdorim ligjin e hollimit të Ostwald

\ é (K D / c) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1)) = 0,0136 ose a = 1,36%

[H +] = a c = 0,0136 0,1 mol / l

Produkti i tretshmërisë

Përkufizimi

Hidhni pak kripë të patretshme në një gotë, psh AgCl dhe shtoni ujë të distiluar në sediment. Në këtë rast, jonet Ag + dhe Cl - , duke përjetuar tërheqje nga ana e dipoleve të ujit përreth, shkëputen gradualisht nga kristalet dhe kalojnë në tretësirë. Përplasja në tretësirë, jonet Ag + dhe Cl - formojnë molekula AgCl dhe depozitohen në sipërfaqen e kristaleve. Kështu, në sistem ndodhin dy procese reciprokisht të kundërta, gjë që çon në ekuilibër dinamik, kur i njëjti numër jonesh kalon në tretësirë ​​për njësi të kohës. Ag + dhe Cl - sa janë precipituar. Akumulimi i joneve Ag + dhe Cl - ndalon në zgjidhje, rezulton tretësirë ​​e ngopur... Prandaj, ne do të shqyrtojmë një sistem në të cilin ka një precipitat të një kripe pak të tretshme në kontakt me një zgjidhje të ngopur të kësaj kripe. Në këtë rast, ndodhin dy procese reciprokisht të kundërta:

1) Transferimi i joneve nga sedimenti në tretësirë. Shpejtësia e këtij procesi mund të konsiderohet konstante në një temperaturë konstante: V 1 = K 1;

2) Precipitimi i joneve nga tretësira. Shpejtësia e këtij procesi V 2 varet nga përqendrimi i joneve Ag + dhe Cl -. Sipas ligjit të veprimit të masave:

V 2 = k 2

Sepse këtë sistemështë në një gjendje ekuilibri, atëherë

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = konst (në T = konst)

Kështu, produkti i përqendrimeve të joneve në një tretësirë ​​të ngopur të një elektroliti pak të tretshëm në një temperaturë konstante është konstant madhësia... Kjo sasi quhetprodukt i tretshmërisë(NS).

Në shembullin e dhënë NS AgCl = [Ag +] [Cl -] ... Në rastet kur elektroliti përmban dy ose më shumë jone identikë, përqendrimi i këtyre joneve, gjatë llogaritjes së produktit të tretshmërisë, duhet të rritet në fuqinë e duhur.

Për shembull, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

V rast i përgjithshëm shprehja e produktit të tretshmërisë për elektrolitin A m B n

OL A m B n = [A] m [B] n.

Vlerat e produktit të tretshmërisë janë të ndryshme për substanca të ndryshme.

Për shembull, PR CaCO 3 = 4.8 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.

NS lehtë për t'u llogaritur duke ditur ra c tretshmëria e përbërjes për një të dhënë t °.

Shembulli 1

Tretshmëria e CaCO 3 është 0.0069 ose 6.9 10 -3 g/l. Gjeni PR CaCO 3.

Zgjidhje

Le të shprehim tretshmërinë në mol:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol / l

M CaCO 3

Meqenëse çdo molekulë CaCO 3 jep, pas shpërbërjes, një jon në një kohë Ca 2+ dhe CO 3 2-, atëherë
[Ca 2+] = [CO 3 2-] = 6,9 10 -5 mol / l ,
prandaj, PR CaCO 3 = [Ca 2+] [CO 3 2-] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Duke ditur vlerën e PR , ju mund të llogarisni nga ana tjetër tretshmërinë e substancës në mol / l ose g / l.

Shembulli 2

Produkti i tretshmërisë PR PbSO 4 = 2,2 10 -8 g / l.

Çfarë është tretshmëria PbSO 4?

Zgjidhje

Le të shënojmë tretshmërinë PbSO 4 nëpërmjet X mol / l. Hyrja në zgjidhje X mol të PbSO 4 do të japin jone X Pb 2+ dhe X jonetKËSHTU QË 4 2- , d.m.th.:

= = X

NSPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(NSPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol / l.

Për të kaluar te tretshmëria, e shprehur në g / l, shumëzojmë vlerën e gjetur me peshë molekulare, pas së cilës marrim:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g / l.

Formimi i reshjeve

Nëse

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- tretësirë ​​e pangopur

[ Ag + ] [ Cl - ] = OLAgCl- zgjidhje e ngopur

[ Ag + ] [ Cl - ]> OLAgCl- tretësirë ​​e mbingopur

Një precipitat formohet kur produkti i përqendrimit të joneve të një elektroliti dobët të tretshëm tejkalon vlerën e produktit të tretshmërisë së tij në një temperaturë të caktuar. Kur produkti jonik bëhet i barabartë meNS, reshjet pushojnë. Duke ditur vëllimin dhe përqendrimin e tretësirave të përziera, është e mundur të llogaritet nëse kripa që rezulton do të precipitojë.

Shembulli 3

A precipiton precipitati kur përzihen vëllime të barabarta 0.2MZgjidhjetPb(NR 3 ) 2 dheNaCl.
NSPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Zgjidhje

Gjatë përzierjes, vëllimi i tretësirës dyfishohet dhe përgjysmohet përqendrimi i secilës prej substancave, d.m.th. bëhet 0.1 M ose 1.0 10 -1 mol / l. Të tilla janë do të ketë përqendrimePb 2+ dheCl - ... Prandaj,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 ... Vlera që rezulton tejkalonNSPbCl 2 (2,4 10 -4 ) ... Prandaj, një pjesë e kripësPbCl 2 precipiton. Nga gjithë sa u tha më sipër, mund të konkludohet se faktorë të ndryshëm ndikojnë në formimin e reshjeve.

Ndikimi i përqendrimit të tretësirave

Një elektrolit pak i tretshëm me një vlerë mjaft të madheNSnuk mund të precipitohet nga tretësirat e holluara.Për shembull, sedimentPbCl 2 nuk do të bjerë kur përzihen vëllime të barabarta 0.1MZgjidhjetPb(NR 3 ) 2 dheNaCl... Kur përzihen vëllime të barabarta, përqendrimi i secilës prej substancave do të bëhet0,1 / 2 = 0,05 Mose 5 10 -2 mol / L... Produkt jonik[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Vlera që rezulton është më e vogëlNSPbCl 2 prandaj nuk do të ketë reshje.

Ndikimi i sasisë së precipitantit

Për reshjet më të plota, përdoret një tepricë e precipitantit.

Për shembull, kripë precipitueseBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Pas shtimit të një sasie ekuivalenteNa 2 CO 3 jonet mbeten në tretësirëBa 2+ , përqendrimi i të cilave është për shkak të vlerësNS.

Rritja e përqendrimit të joneveCO 3 2- shkaktuar nga shtimi i një tepricë të precipitantit(Na 2 CO 3 ) , do të sjellë një ulje përkatëse në përqendrimin e joneveBa 2+ në zgjidhje, d.m.th. do të rrisë tërësinë e depozitimit të këtij joni.

Ndikimi i jonit me të njëjtin emër

Tretshmëria e elektroliteve pak të tretshëm zvogëlohet në prani të elektroliteve të tjerë të fortë me jone me të njëjtin emër. Nëse në një tretësirë ​​të pangopurBaSO 4 shtoni pak zgjidhjeNa 2 KËSHTU QË 4 , pastaj produkti jonik, i cili fillimisht ishte më pak NSBaSO 4 (1,1 10 -10 ) gradualisht do të arrijëNSdhe do ta tejkalojë atë. Reshjet do të fillojnë.

Ndikimi i temperaturës

NSështë konstante në temperaturë konstante. Me rritjen e temperaturës NS rritet; prandaj, reshjet më së miri kryhen nga tretësira të ftohta.

Shpërbërja e reshjeve

Rregulli i produktit të tretshmërisë është i rëndësishëm për shndërrimin e precipitateve pak të tretshëm në tretësirë. Supozoni se dëshironi të shpërndani precipitatinBaMEO 3 ... Tretësira në kontakt me këtë precipitat është relativisht e ngopurBaMEO 3 .
Do të thotë se[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = OLBaCO 3 .

Nëse tretësirës i shtoni acid, atëherë jonetH + do të lidhin jonet e pranishme në tretësirëCO 3 2- në molekulat e brishta të acidit karbonik:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 ­

Si rezultat, përqendrimi i jonit do të ulet ndjeshëmCO 3 2- , produkti jonik do të bëhet më i vogël seNSBaCO 3 ... Zgjidhja do të jetë relative e pangopurBaMEO 3 dhe një pjesë të sedimentitBaMEO 3 do të hyjë në zgjidhje. Duke shtuar një sasi të mjaftueshme acidi, i gjithë precipitati mund të sillet në tretësirë. Rrjedhimisht, shpërbërja e precipitatit fillon kur, për ndonjë arsye, produkti jonik i elektrolitit të dobët të tretshëm bëhet më i vogël se vleraNS... Për të shpërbërë precipitatin, një elektrolit i tillë futet në tretësirë, jonet e të cilit mund të formojnë një përbërje të shpërbërë dobët me një nga jonet e elektrolitit pak të tretshëm. Kjo shpjegon tretjen e hidroksideve pak të tretshme në acide

Fe (OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

JonaOh - lidhen me molekula të ndara keqH 2 O.

Tabela.Produkti i tretshmërisë (PR) dhe tretshmërisë në 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO 4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO 4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO 3

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

Elektrolitet klasifikohen në dy grupe në varësi të shkallës së disociimit - elektrolite të fortë dhe të dobët. Elektrolitët e fortë kanë një shkallë disociimi prej më shumë se një ose më shumë se 30%, elektrolitet e dobët - më pak se një ose më pak se 3%.

Procesi i disociimit

Disociimi elektrolitik është procesi i dekompozimit të molekulave në jone - katione të ngarkuara pozitivisht dhe anione të ngarkuara negativisht. Grimcat e ngarkuara bartin një rrymë elektrike. Disociimi elektrolitik është i mundur vetëm në tretësirë ​​dhe shkrirje.

Forca lëvizëse pas shpërbërjes është shpërbërja e lidhjeve polare kovalente nën veprimin e molekulave të ujit. Molekulat polare tërhiqen nga molekulat e ujit. Në trupat e ngurtë, lidhjet jonike shkatërrohen gjatë ngrohjes. Temperaturat e larta shkaktojnë dridhje të joneve në nyjet e rrjetës kristalore.

Oriz. 1. Procesi i disociimit.

Substancat që shpërbëhen lehtësisht në jone në tretësirë ​​ose shkrihen dhe, për rrjedhojë, përcjellin një rrymë elektrike quhen elektrolite. Jo-elektrolitet nuk përçojnë elektricitetin. nuk zbërthehen në katione dhe anione.

Në varësi të shkallës së disociimit, dallohen elektrolitet e fortë dhe të dobët. Të fortat treten në ujë, d.m.th. plotësisht, pa mundësi reduktimi, kalbet në jone. Elektrolitet e dobëta dekompozohen pjesërisht në katione dhe anione. Shkalla e shpërbërjes së tyre është më e vogël se ajo e elektroliteve të forta.

Shkalla e shpërbërjes tregon përqindjen e molekulave të shpërbëra në përqendrimin e përgjithshëm të substancave. Shprehet me formulën α = n / N.

Oriz. 2. Shkalla e disociimit.

Elektrolite të dobëta

Lista e elektroliteve të dobëta:

• acide inorganike të holluara dhe të dobëta - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
• disa acide organike (shumica e acideve organike janë jo-elektrolite) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• bazat e pazgjidhshme- Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
• hidroksid amoniumi - NH 4 OH.

Oriz. 3. Tabela e tretshmërisë.

Reaksioni i disociimit shkruhet duke përdorur ekuacionin jonik:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 -;
• H 2 S ↔ H + + HS -;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Acidet polibazike shpërndahen në hapa:

• H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -;
• HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.

Bazat e pazgjidhshme gjithashtu zbërthehen në faza:

• Fe (OH) 3 ↔ Fe (OH) 2 + + OH -;
• Fe (OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH -;
• FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.

Uji klasifikohet si elektrolit i dobët. Uji praktikisht nuk përcjell rrymë elektrike, sepse zbërthehet dobët në katione të hidrogjenit dhe në anione të joneve xhiroksid. Jonet që rezultojnë mblidhen përsëri në molekulat e ujit:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Nëse uji e përçon lehtë elektricitetin, do të thotë se ka papastërti në të. Uji i distiluar është jopërçues.

Disociimi i elektroliteve të dobëta është i kthyeshëm. Jonet që rezultojnë mblidhen përsëri në molekula.

Çfarë kemi mësuar?

Elektrolitët e dobët përfshijnë substanca që dekompozohen pjesërisht në jone - katione pozitive dhe anione negative. Prandaj, substanca të tilla nuk e përçojnë mirë rrymën elektrike. Këto përfshijnë acide të dobëta dhe të holluara, baza të patretshme, kripëra pak të tretshme. Elektroliti më i dobët është uji. Shpërndarja e elektroliteve të dobëta është një reaksion i kthyeshëm.

Hidroliza e kripërave

Me hidrolizë quhen reaksione të bashkëveprimit të një lënde me ujin, që çojnë në formimin e elektroliteve të dobëta (acide, baza, kripëra acidike ose bazike). Rezultati i hidrolizës mund të konsiderohet si një shkelje e ekuilibrit të shpërbërjes së ujit. Komponimet e klasave të ndryshme janë të ndjeshme ndaj hidrolizës, por rasti më i rëndësishëm është hidroliza e kripërave. Kripërat janë zakonisht - elektrolite të forta, të cilat i nënshtrohen shpërbërjes së plotë në jone dhe mund të ndërveprojnë me jonet e ujit.

Rastet më të rëndësishme të hidrolizës së kripës:

1. Kripa formohet nga një bazë e fortë dhe një acid i fortë. Për shembull: NaCl është një kripë e formuar nga një bazë e fortë NaOH dhe një acid i fortë HCl;

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl - ekuacioni molekular;

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - - ekuacion i plotë jonik;

HOH ↔ OH - + H + është një ekuacion jonik i shkurtuar.

Siç mund të shihet nga ekuacioni i shkurtuar jonik, kripa e formuar nga një bazë e fortë dhe një acid i fortë nuk ndërvepron me ujin, domethënë nuk i nënshtrohet hidrolizës dhe mediumi mbetet neutral.

2. Kripa formohet nga një bazë e fortë dhe një acid i dobët. Për shembull: NaNO 2 është një kripë e formuar nga një bazë e fortë NaOH dhe një acid i dobët HNO 2, i cili praktikisht nuk shpërndahet në jone.

NaNO 2 + HOH NaOH + HNO 2;

Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;

NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.

Në këtë rast, kripa i nënshtrohet hidrolizës, dhe hidroliza vazhdon përgjatë anionit, dhe kationi praktikisht nuk merr pjesë në procesin e hidrolizës. Meqenëse një alkali formohet si rezultat i hidrolizës, ka një tepricë të anioneve OH në tretësirë. Një zgjidhje e një kripe të tillë fiton një medium alkalik, d.m.th. pH> 7.

Faza I Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;

CO 3 2 - + HOH ↔ OH - + HCO 3 -;

Stadi II NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;

HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.

Në kushte standarde dhe me hollim të moderuar të tretësirës, ​​hidroliza e kripërave vazhdon vetëm në fazën e parë. E dyta shtypet nga produktet që formohen në fazën e parë. Akumulimi i joneve OH - sjell një zhvendosje të ekuilibrit në të majtë.

3. Kripa formohet nga një bazë e dobët dhe një acid i fortë. Për shembull: NH 4 NO 3 është një kripë e formuar nga një bazë e dobët NH 4 OH dhe një acid i fortë HNO 3.

NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;

NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.

Në këtë rast, kripa i nënshtrohet hidrolizës, dhe hidroliza vazhdon përgjatë kationit, dhe anioni praktikisht nuk merr pjesë në procesin e hidrolizës. Një zgjidhje e një kripe të tillë bëhet acid, d.m.th. NS< 7.

Si në rastin e mëparshëm, kripërat e joneve të ngarkuara shumëfishohen hidrolizohen në faza, megjithëse faza e dytë gjithashtu shtypet.

Stadi I Mg (NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;

Mg 2+ + HOH MgOH + + H +;

Stadi II MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg (OH) 2 + HNO 3;

MgOH + + HOH ↔ Mg (OH) 2 + H +.

4. Kripa formohet nga një bazë e dobët dhe një acid i dobët. Për shembull: NH 4 CN është kripa e formuar nga baza e dobët NH 4 OH dhe acidi i dobët HCN.

NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;

NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.

Në këtë rast, të dy kationet dhe anionet janë të përfshirë në hidrolizë. Ata lidhin si kationet e hidrogjenit ashtu edhe anionet hidrokso të ujit, duke formuar elektrolite të dobëta (acide të dobëta dhe baza të dobëta). Reagimi i një solucioni të kripërave të tilla mund të jetë ose pak acid (nëse baza e formuar si rezultat i hidrolizës është më e dobët se acidi), ose pak alkaline (nëse baza rezulton të jetë më e fortë se acidi), ose mund të të jetë neutral (nëse baza dhe acidi kanë të njëjtën forcë) ...

Në hidrolizën e një kripe të joneve të shumëfishuar të ngarkuar, faza I nuk i shtyp ato të mëvonshme dhe hidroliza e kripërave të tilla vazhdon plotësisht edhe në temperaturën e dhomës.

Faza I (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;

2NH 4 + + S 2 - + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS -;

Stadi II NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;

NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.

udhëzime

Thelbi i kësaj teorie është se kur shkrihen (treten në ujë), pothuajse të gjithë elektrolitet zbërthehen në jone, të cilët janë të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht (që quhet disociim elektrolitik). Nën ndikimin e një rryme elektrike, negative ("-") ndaj anodës (+) dhe e ngarkuar pozitivisht (kationet, "+"), lëvizni në katodë (-). Disociimi elektrolitik është proces i kthyeshëm(procesi i kundërt quhet "molarizim").

Shkalla (a) e disociimit elektrolitik varet nga vetë elektroliti, nga tretësi dhe nga përqendrimi i tyre. Ky është raporti i numrit të molekulave (n) që u zbërthyen në jone me numrin total të molekulave të futura në tretësirë ​​(N). Ju merrni: a = n / N

Kështu, elektrolitet e forta janë substanca që dekompozohen plotësisht në jone kur treten në ujë. Elektrolitët e fortë, si rregull, janë substanca me lidhje të forta polare: këto janë kripëra që janë shumë të tretshme (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), si dhe baza të forta (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2, CsOH, Sr (OH) 2, LiOH, Ca (OH) 2). Në një elektrolit të fortë, substanca e tretur në të është kryesisht në formën e joneve (); praktikisht nuk ka molekula që nuk disociohen.

Elektrolitët e dobët janë substanca që vetëm pjesërisht shpërndahen në jone. Elektrolitet e dobëta, së bashku me jonet në tretësirë, përmbajnë molekula të padisocuara. Elektrolitet e dobëta nuk japin një përqendrim të fortë të joneve në tretësirë.

Të dobëtit përfshijnë:
- acidet organike (pothuajse të gjitha) (C2H5COOH, CH3COOH, etj.);
- disa nga acidet (H2S, H2CO3, etj.);
- pothuajse të gjitha kripërat, pak të tretshme në ujë, hidroksid amoniumi, si dhe të gjitha bazat (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- ujë.

Ata praktikisht nuk përçojnë rrymë elektrike, ose përçojnë, por dobët.

shënim

edhe pse uje i paster përçon rrymën elektrike shumë dobët, ajo ende ka përçueshmëri elektrike të matshme, për faktin se uji shpërndahet pak në jone hidroksid dhe jone hidrogjeni.

Këshilla të dobishme

Shumica e elektroliteve janë substanca gërryese, ndaj kur punoni me ta, jini jashtëzakonisht të kujdesshëm dhe ndiqni rregullat e sigurisë.

Baza e fortë - inorganike përbërje kimike i formuar nga grupi hidroksil -OH dhe alkalik (elementë të grupit I sistemi periodik: Li, K, Na, RB, Cs) ose metal alkaline tokësor (elementë të grupit II Ba, Ca). Shkruhen në formën e formulave LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2.

Do t'ju duhet

• filxhan avullues
• djegës
• treguesit
• shufër metalike
• Н₃РО4

udhëzime

Themelet e forta tregojnë të përbashkëta për të gjithë. Prania në tretësirë ​​përcaktohet nga ndryshimi i ngjyrës së treguesit. Shtoni fenolftaleinë në kampion me tretësirën e provës ose hiqni testin e lakmusit. Portokalli metil jep një ngjyrë të verdhë, fenolftaleina jep një ngjyrë vjollcë dhe letra lakmus jep një ngjyre blu... Sa më e fortë të jetë baza, aq më intensivisht ngjyroset treguesi.

Nëse keni nevojë të zbuloni se cilat alkale ju janë paraqitur, atëherë bëni një analizë cilësore të zgjidhjeve. Bazat më të zakonshme të forta janë litiumi, kaliumi, natriumi, bariumi dhe kalciumi. Bazat reagojnë me acidet (reaksionet e neutralizimit) për të formuar kripë dhe ujë. Në këtë rast, mund të dallohen Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 dhe LiOH. Kur me acid, formohen të patretshme. Pjesa tjetër e hidroksideve nuk do të japë reshje, sepse të gjitha kripërat e K dhe Na janë të tretshme.
3 Ca (OH) 2 + 2 H3PO4 - → Ca3 (PO4) 2 ↓ + 6 H2O

3 Ва (ОН) ₂ +2 Н₃РО4 - → Ва₃ (PO₄) 2 ↓ + 6 H₂О

3 LiOH + Н3РО4 - → Li3PO4 ↓ + 3 H2О
Kullojeni dhe thajeni. Shtoni sedimentin e tharë në flakën e djegësit. Duke ndryshuar ngjyrën e flakës, është e mundur të përcaktohen në mënyrë cilësore jonet e litiumit, kalciumit dhe bariumit. Prandaj, ju do të përcaktoni se ku është çfarë hidroksidi. Kripërat e litiumit i japin djegësit një ngjyrë të kuqe karmine. Kripërat e bariumit - në jeshile, dhe kripërat e kalciumit - në mjedër.

Alkalet e mbetura formojnë ortofosfate të tretshme.

3 NaOH + H3PO4-- → Na3PO4 + 3 H2O

3 KOH + Н₃РО4-- → K₃RO4 + 3 H2О

Është e nevojshme të avulloni ujin në një mbetje të thatë. Vendosni kripërat e avulluara në një shufër metalike në flakën e djegies një nga një. Atje, kripë natriumi - flaka do të kthehet në të verdhë të ndritshme, dhe kaliumi - rozë-vjollcë. Kështu, duke pasur një grup minimal pajisjesh dhe reagentësh, ju keni përcaktuar të gjitha bazat e forta që ju janë dhënë.

Një elektrolit është një substancë që është një dielektrik në gjendje të ngurtë, domethënë nuk përcjell një rrymë elektrike, megjithatë, në një gjendje të tretur ose të shkrirë bëhet përçues. Pse ka një ndryshim kaq të mprehtë në pronat? Fakti është se molekulat e elektrolitit në solucione ose shkrirje shpërndahen në jone të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht, për shkak të të cilave këto substanca në këtë gjendje grumbullimi janë në gjendje të kryejnë rrymë elektrike. Shumica e kripërave, acideve dhe bazave kanë veti elektrolitike.

udhëzime

Cilat substanca janë të forta? Substanca të tilla, në tretësirat ose shkrirjet e të cilave ekspozohen pothuajse 100% e molekulave dhe pavarësisht nga përqendrimi i tretësirës. Lista përfshin shumicën absolute të alkaleve të tretshme, kripërave dhe disa acideve, si klorhidrik, brom, jod, nitrik, etj.

Dhe si të dobët elektroliteve? Së pari, ato shpërndahen në një masë shumë të vogël (jo më shumë se 3% të numrit të përgjithshëm të molekulave), dhe së dyti, sa më i lartë të jetë përqendrimi i tretësirës, ​​aq më keq dhe më i ngadalshëm janë. Këto elektrolite përfshijnë, për shembull, (hidroksid amoniumi), shumicën e acideve organike dhe inorganike (përfshirë acidin hidrofluorik - HF) dhe, natyrisht, ujin që të gjithë e njohim. Meqenëse vetëm një pjesë e papërfillshme e molekulave të tij zbërthehet në jone hidrogjeni dhe jone hidroksil.

Mos harroni se shkalla e disociimit dhe, në përputhje me rrethanat, forca e elektrolitit varet nga faktorë: natyra e vetë elektrolitit, tretësi dhe temperatura. Prandaj, vetë kjo ndarje është në një masë arbitrare. Në fund të fundit, e njëjta substancë mund të kushte të ndryshme të jetë edhe elektrolit i fortë edhe i dobët. Për të vlerësuar forcën e elektrolitit, u prezantua një vlerë e veçantë - konstanta e disociimit, e përcaktuar në bazë të ligjit të veprimit të masës. Por kjo vlen vetëm për elektrolitet e dobëta; të fortë elektroliteve ata nuk i binden ligjit të masave.

Burimet:

• Lista e elektroliteve të forta

Kripë- kjo është substancave kimike i përbërë nga një kation, domethënë një jon i ngarkuar pozitivisht, një metal dhe një anion i ngarkuar negativisht - një mbetje acidi. Ka shumë lloje të kripërave: normale, acide, bazike, të dyfishta, të përziera, të hidratuara, komplekse. Varet nga përbërja e kationit dhe anionit. Si mund të përcaktoni bazë kripë?