محاضرة: التفكك الكهربي للإلكتروليتات في المحاليل المائية. الشوارد القوية والضعيفة

التفكك الكهربائي

أنت تعلم بالفعل أن الروابط الكيميائية بين الذرات يمكن أن تكون أيونية وتساهمية ومعدنية وهيدروجينية. تحدث معظم التفاعلات الكيميائية في المحاليل. وكيفية تصرف المادة في هذه المحاليل يعتمد على طبيعة الروابط المسماة.

تعلمت في دروس الفيزياء أن بعض المواد قادرة على توصيل التيار الكهربائي. يتم تحديد هذه القدرة من خلال وجود الأيونات المشحونة في جزيئاتها. وتشمل هذه المواد محاليل الأحماض والأملاح والقواعد وتسمى الشوارد. تشكل هذه المواد روابط تساهمية أيونية وعالية القطبية. المواد التي لا تنتمي إلى أي من المجموعات المدرجة هي مواد غير إلكتروليتية. وتشمل هذه: المواد البسيطة والأكاسيد والمواد العضوية (على سبيل المثال الكحوليات والهيدروكربونات والكربوهيدرات ومشتقات الهيدروكربونات المكلورة). تشكل هذه المواد روابط تساهمية غير قطبية أو منخفضة القطبية.

تحت التفكك الكهربائييجب أن نفهم تحلل المادة إلى أيونات حرة عندما تذوب في الماء.

مؤلف نظرية التفكك الإلكتروليتي هو الفيزيائي والكيميائي السويدي سفانتي أرينيوس. فكرتها الأساسية هي أنه تحت تأثير الماء كمذيب، تتحلل الإلكتروليتات إلى أيونات حرة تحمل شحنة كهربائية:

• « + » - الكاتيون;
• « - » - أنيون.

تحت تأثير تيار كهربائي، تنتقل الكاتيونات إلى الكاثود بعلامة "-"، وتنتقل الأنيونات إلى القطب الموجب بعلامة "+".

تذكر أن تفاعل التفكك الإلكتروليتي قابل للعكس. ويسمى التفاعل المباشر بالتفكك الإلكتروليتي، ويسمى التفاعل العكسي المولية.

يُظهر عدد الجزيئات التي انقسمت إلى أيونات درجة التفكك، والتي يُشار إليها بالحرف ألفا - α. ذلك يعتمد على طبيعة الكواشف وتركيزها ور.

يتم حساب درجة التفكك باستخدام الصيغة أ=ن/ن، حيث n هو عدد الأيونات المتحللة، N هو عدد الجزيئات.

الشوارد القوية والضعيفة

إذا كانت أمامنا مواد تتحلل جزيئاتها بسهولة إلى أيونات، فإننا نتعامل معها إلكتروليتات قوية. وتلك التي تتفكك جزيئاتها قليلاً إلى أيونات هي ضعيف.

الأقوياء يشملون:

• حمض الهيدروكلوريك، HBr، HClO 4، H 2 SO 4 والأحماض القوية الأخرى؛
• LiOH، NaOH، RbOH والقلويات الأخرى؛
• Ba(OH) 2، Ca(OH) 2 وغيرها من هيدروكسيدات الفلزات القلوية الأرضية؛
• جميع الأملاح قابلة للذوبان في الماء

وتشمل الشوارد الضعيفة:

• ماء؛
• جميع الأحماض العضوية تقريبًا (CH 3 COOH، C 2 H 5 COOH)، وبعض الأحماض غير العضوية (H 2 CO 3، H 2 S)
• أملاح قليلة الذوبان في الماء (Ca 3 (PO 4) 2)
• قواعد قابلة للذوبان قليلاً وهيدروكسيد الأمونيوم؛ النحاس (أوه) 2؛ آل (يا) 3؛ NH 4 أوه).

الدرجة المشروطة لتفكك الشوارد القوية: α>30%؛ والضعيف : أ<1%.

دعونا ننظر في ميزات التفكك الكهربائي للأملاح والقواعد والأحماض:

التفكك الكهربائي للقواعد

يؤدي تفكك القلويات إلى إنتاج كاتيونات معدنية ودائمًا أنيونات من مجموعة الهيدروكسيل OH.

على سبيل المثال: Ca(OH) 2 ↔ Ca 2 + 2OH -

قواعد متعددة الأحماض الضعيفة تنفصل في خطوات. لنأخذ أكسيد الحديد كمثال:

1. Fe(OH) 2 ↔ (FeOH) + +OH -
2. (FeOH) + ↔ Fe 2 + OH -

يمكن أن يحدث تفكك القواعد المذبذبة، والتي تظهر في تفاعلات إما كأحماض أو كقواعد، بطريقتين. حسب نوع تفكك القواعد، أو حسب نوع تفكك الأحماض.

التفكك الكهربائي للأحماض

عندما تنفصل الأحماض، تتشكل أنيونات بقايا الحمض ودائمًا كاتيونات الهيدروجين (H +).

على سبيل المثال:حمض الهيدروكلوريك ↔ H + + Cl -

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة الضعيفة على مراحل. لننظر إلى مثال حمض الفوسفوريك:

1. ن 3 ص 4 ↔ ن + + ح 2 ص 4 -1
2. ح 2 ص 4 -1 ↔ N + + HPO 4 -2
3. نبو 4 -2 ↔ ن + + ص 4 -3

التفكك الكهربائي للأملاح

تنفصل الأملاح إلى كاتيون معدني وأنيون بقايا حمض.

• كبريتات الألومنيوم: آل 2 (SO 4) 3 ↔ 2Al 3+ + 3 (SO 4) 2-

في هذا التفاعل، تم تشكيل 2 مول من Al 3+ و 3 مول من SO 4 2- أيونات، وبالتالي، هناك كاتيونات أقل مرة ونصف من الأنيونات.

• فوسفات الصوديوم: Na3PO4 ↔3Na + +PO43 -

في هذا التفاعل، تكونت الكاتيونات أكثر بثلاث مرات من الأنيونات. كما يتبين من المعادلات، تتحلل الأملاح إلى كاتيونات معدنية وأنيونات من بقايا الحمض. في هذه التفاعلات، لا ترى المشارك الرئيسي في أي تفاعل تفكك كهربائيا: H 2 O. ومن المعتاد عدم كتابة هذه المادة في الرسم التخطيطي، ولكن ضع في اعتبارك أن هناك ماء.

تلعب قدرة جزيئات المذيبات على لعب دور معين في التفكك الإلكتروليتي أيضًا من خلال الخاصية العيانية للمذيب - ثابت العزل الكهربائي (مخطط التفكك الإلكتروليتي).

ذوبان التفكك

تحت تأثير درجات الحرارة المرتفعة، تبدأ أيونات الشبكة البلورية بالتذبذب، وتزداد الطاقة الحركية، وستأتي لحظة (عند درجة حرارة انصهار المادة) تتجاوز فيها طاقة تفاعل الأيونات. والنتيجة هي تفكك المادة إلى أيونات.

النظرية الكلاسيكية للتفكك الكهربائي

تم إنشاء النظرية الكلاسيكية للتفكك الإلكتروليتي بواسطة S. Arrhenius وW. Ostwald في عام 1887. التزم أرهينيوس بالنظرية الفيزيائية للحلول، ولم يأخذ في الاعتبار تفاعل المنحل بالكهرباء مع الماء ويعتقد بوجود أيونات حرة في المحاليل. استخدم الكيميائيان الروسيان I. A. Kablukov و V. A. Kistyakovsky النظرية الكيميائية لمحاليل D. I. Mendeleev لشرح التفكك الإلكتروليتي وأثبتا أنه عندما يذوب الإلكتروليت، يحدث تفاعل كيميائي مع الماء، ونتيجة لذلك يتفكك الإلكتروليت إلى أيونات.

تعتمد النظرية الكلاسيكية للتفكك الإلكتروليتي على افتراض التفكك غير الكامل للمذاب، والذي يتميز بدرجة التفكك α، أي نسبة جزيئات الإلكتروليت المتفككة. يوصف التوازن الديناميكي بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة بقانون عمل الكتلة. على سبيل المثال، يتم التعبير عن التفكك الإلكتروليتي للكهارل الثنائي KA بمعادلة مثل:

يتم تحديد ثابت التفكك من خلال أنشطة الكاتيونات والأنيونات والجزيئات غير المنفصلة على النحو التالي:

وتعتمد القيمة على طبيعة المذاب والمذيب وكذلك درجة الحرارة، ويمكن تحديدها بعدة طرق تجريبية. درجة التفكك ( α ) يمكن حسابه عند أي تركيز إلكتروليت باستخدام العلاقة:

,

أين هو متوسط ​​معامل نشاط المنحل بالكهرباء.

إلكتروليتات ضعيفة

إلكتروليتات ضعيفة- المركبات الكيميائية التي تتفكك جزيئاتها قليلاً، حتى في المحاليل المخففة للغاية، إلى أيونات تكون في حالة توازن ديناميكي مع جزيئات غير منفصلة. تشمل الإلكتروليتات الضعيفة معظم الأحماض العضوية والعديد من القواعد العضوية في المحاليل المائية وغير المائية.

الشوارد الضعيفة هي:

• تقريبا جميع الأحماض العضوية والمياه.
• بعض الأحماض غير العضوية: HF، HClO، HClO 2، HNO 2، HCN، H 2 S، HBrO، H 3 PO 4، H 2 CO 3، H 2 SiO 3، H 2 SO 3، إلخ؛
• بعض هيدروكسيدات المعادن ضعيفة الذوبان: Fe(OH) 3، Zn(OH) 2، إلخ.

إلكتروليتات قوية

إلكتروليتات قوية- المركبات الكيميائية التي تتفكك جزيئاتها في المحاليل المخففة بالكامل تقريبًا إلى أيونات. درجة تفكك هذه الإلكتروليتات قريبة من 1. وتشمل الإلكتروليتات القوية العديد من الأملاح غير العضوية، وبعض الأحماض والقواعد غير العضوية في المحاليل المائية، وكذلك في المذيبات ذات القدرة العالية على التفكك (الكحول، والأميدات، وما إلى ذلك).

تنطبق النظرية الكلاسيكية للتفكك الإلكتروليتي فقط على المحاليل المخففة للإلكتروليتات الضعيفة. يتم فصل الإلكتروليتات القوية في المحاليل المخففة بشكل كامل تقريبًا، وبالتالي فإن مفهوم التوازن بين الأيونات والجزيئات غير المنفصلة ليس له أي معنى. وفقًا للأفكار المطروحة في العشرينات والثلاثينات. القرن ال 20 V.K. Semenchenko (اتحاد الجمهوريات الاشتراكية السوفياتية)، N. Bjerrum (الدنمارك)، R.M Fuoss (الولايات المتحدة الأمريكية) وآخرون، تتشكل أزواج الأيونات والمجاميع الأكثر تعقيدًا في محاليل الإلكتروليتات القوية بتركيزات متوسطة وعالية. تُظهر الأدلة الطيفية الحديثة أن زوج الأيونات يتكون من أيونين لهما إشارة متعاكسة، إما متصلين ("زوج أيوني ملامس") أو مفصولين بواحد أو أكثر من جزيئات المذيبات ("زوج أيوني منفصل"). أزواج الأيونات محايدة كهربائيا ولا تشارك في نقل الكهرباء. في المحاليل المخففة نسبيًا للإلكتروليتات القوية، يمكن وصف التوازن بين الأيونات المذابة الفردية وأزواج الأيونات بشكل تقريبي، مشابهًا للنظرية الكلاسيكية للتفكك الإلكتروليتي، من خلال ثابت التفكك (أو قيمته المتبادلة، ثابت الارتباط). وهذا يسمح باستخدام المعادلة المذكورة أعلاه لحساب الدرجة المناسبة من التفكك من البيانات التجريبية.

في أبسط الحالات (الأيونات أحادية الذرة الكبيرة المشحونة منفردة)، يمكن حساب القيم التقريبية لثابت التفكك في المحاليل المخففة للإلكتروليتات القوية نظريًا، بناءً على مفهوم التفاعل الكهروستاتيكي البحت بين الأيونات في وسط مستمر - مذيب.

أمثلة على الشوارد القوية: بعض الأحماض (HClO 4، HMnO 4، H 2 SO 4، HCl، HBr؛ HI)، هيدروكسيدات الفلزات القلوية والقلوية الأرضية (NaOH، KOH، Ba(OH) 2)؛ معظم الأملاح.

أنظر أيضا

روابط

مؤسسة ويكيميديا. 2010.

انظر ما هو "التفكك الكهربائي" في القواميس الأخرى:

التفكك الكهربائي- التفكك ص ص. المواد في محلول أو ذوبان الشوارد. المواضيع: المعادن بشكل عام EN التفكك الكهربائي ... دليل المترجم الفني

التفكك الكهربي- سم … موسوعة البوليتكنيك الكبيرة

التحلل الكامل أو الجزئي لجزيئات المذاب إلى أيونات نتيجة تفاعلها مع المذيب. تحديد الموصلية الأيونية للحلول المنحل بالكهرباء القاموس الموسوعي الكبير

التفكك الكهربائي- - تحلل كامل أو جزئي للمادة المذابة إلى أيونات . الكيمياء العامة: كتاب مدرسي / A. V. Zholnin ... المصطلحات الكيميائية

التفكك الكهربائي- - التحلل الكامل أو الجزئي لجزيئات المادة المذابة نتيجة تفاعلها مع مذيب. يحدد الموصلية الأيونية للمحاليل بالكهرباء. [القاموس المصطلحي للخرسانة والخرسانة المسلحة. FSUE "مركز البحث العلمي... ... موسوعة مصطلحات وتعاريف وشروحات مواد البناء

التفكك الكهربائي- التفكك الكهربي، التفكك الكامل أو الجزئي لمادة مذابة إلى أيونات نتيجة تفاعلها مع مذيب. يحدد التوصيل الكهربائي للإلكتروليتات. ... القاموس الموسوعي المصور

أو التأين (لتر. Svante Arrhenius، Ueber die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe، Zeitschr. für physikalische Chemie، 1887؛ Sv. Arrhenius، La dissociation électrolytique des Solutions. Rapport au Congrès internat. à Paris 1900؛ Max ... القاموس الموسوعي ف. بروكهاوس وآي. إيفرون

التحلل الكامل أو الجزئي لجزيئات المذاب إلى أيونات نتيجة للتفاعل مع المذيب. يحدد الموصلية الأيونية للمحاليل بالكهرباء. * * * التفكك الكهربي التفكك الكهربي كامل... ... القاموس الموسوعي

التفكك الكهربائي- حالة الانفصال الكهربي عن طريق استخدام المستحضرات الكيميائية التي تحتوي على مواد طبية جيدة يتم تحسينها بواسطة جزيئات ثلاثية. السمات: الإنجليزية. روس التفكك كهربائيا. التفكك الكهربي... الكيمياء تنتهي بالبقاء على قيد الحياة

التفكك الكهربائي- حالة الانفصال بالكهرباء: engl. التفكك الكهربائي. التفكك الكهربائي، f rus. التفكك كهربائيا، و pran. التفكك الكهربائي، f … Fizikos terminų žodynas

كتب

• مجموعة من الجداول. كيمياء. الصف 8-9 (20 جدول)، . ألبوم تعليمي مكون من 20 ورقة. التكافؤ. التركيب الذري، النظائر. التكوينات الإلكترونية للذرات. تكوين الروابط الكيميائية التساهمية والأيونية. أنواع الشبكات الكريستالية...

الشوارد وغير الشوارد

ومن المعروف من دروس الفيزياء أن محاليل بعض المواد قادرة على توصيل التيار الكهربائي، والبعض الآخر لا يستطيع ذلك.

تسمى المواد التي تكون محاليلها موصلة للتيار الكهربائي الشوارد.

تسمى المواد التي لا توصل محاليلها التيار الكهربائي غير الشوارد. على سبيل المثال، محاليل السكر والكحول والجلوكوز وبعض المواد الأخرى لا توصل الكهرباء.

التفكك الكهربائي والارتباط

لماذا تقوم محاليل الإلكتروليت بتوصيل التيار الكهربائي؟

توصل العالم السويدي س. أرينيوس، الذي يدرس التوصيل الكهربائي للمواد المختلفة، إلى استنتاج في عام 1877 مفاده أن سبب التوصيل الكهربائي هو وجودها في المحلول الأيوناتوالتي تتشكل عندما يذوب المنحل بالكهرباء في الماء.

تسمى عملية تحلل الإلكتروليت إلى أيونات التفكك الكهربائي.

S. Arrhenius، الذي التزم بالنظرية الفيزيائية للحلول، لم يأخذ في الاعتبار تفاعل المنحل بالكهرباء مع الماء ويعتقد أن هناك أيونات حرة في المحاليل. في المقابل، قام الكيميائيان الروسيان آي.أ.كبلكوف وف.أ. كيستياكوفسكي بتطبيق النظرية الكيميائية لـ دي.آي.مندلييف لشرح التفكك الإلكتروليتي وأثبتا أنه عندما يذوب المنحل بالكهرباء، يحدث تفاعل كيميائي للمادة المذابة مع الماء، مما يؤدي إلى تكوين الهيدرات، ثم أنها تنأى إلى الأيونات. لقد اعتقدوا أن المحاليل لا تحتوي على أيونات حرة وليست "عارية"، بل تحتوي على أيونات رطبة، أي "مغطاة بطبقة" من جزيئات الماء.

جزيئات الماء هي ثنائيات القطب(قطبين)، حيث أن ذرات الهيدروجين تقع بزاوية 104.5 درجة، ولهذا السبب يكون للجزيء شكل زاوي. يظهر جزيء الماء بشكل تخطيطي أدناه.

وكقاعدة عامة، تنفصل المواد بسهولة أكبر الرابطة الأيونيةوبالتالي، مع شعرية بلورية أيونية، لأنها تتكون بالفعل من أيونات جاهزة. عندما تذوب، يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء بنهايات مشحونة بشكل معاكس حول الأيونات الموجبة والسالبة للكهارل.

تنشأ قوى التجاذب المتبادلة بين أيونات الإلكتروليت وثنائيات أقطاب الماء. ونتيجة لذلك، تضعف الرابطة بين الأيونات، وتنتقل الأيونات من البلورة إلى المحلول. من الواضح أن تسلسل العمليات التي تحدث أثناء تفكك المواد ذات الروابط الأيونية (الأملاح والقلويات) سيكون كما يلي:

1) اتجاه جزيئات الماء (ثنائيات القطب) بالقرب من أيونات البلورة؛

2) ترطيب (تفاعل) جزيئات الماء مع أيونات الطبقة السطحية للبلورة؛

3) تفكك (اضمحلال) بلورة المنحل بالكهرباء إلى أيونات رطبة.

يمكن عكس العمليات المبسطة باستخدام المعادلة التالية:

تنفصل الإلكتروليتات التي تحتوي جزيئاتها على رابطة تساهمية (على سبيل المثال، جزيئات كلوريد الهيدروجين HCl، انظر أدناه) بشكل مماثل؛ فقط في هذه الحالة، تحت تأثير ثنائيات أقطاب الماء، يحدث تحويل الرابطة القطبية التساهمية إلى رابطة أيونية؛ سيكون تسلسل العمليات التي تحدث في هذه الحالة كما يلي:

1) اتجاه جزيئات الماء حول أقطاب جزيئات المنحل بالكهرباء.

2) ترطيب (تفاعل) جزيئات الماء مع جزيئات المنحل بالكهرباء.

3) تأين جزيئات الإلكتروليت (تحويل الرابطة القطبية التساهمية إلى رابطة أيونية)؛

4) تفكك (اضمحلال) جزيئات الإلكتروليت إلى أيونات رطبة.

وبطريقة مبسطة يمكن عكس عملية تفكك حمض الهيدروكلوريك باستخدام المعادلة التالية:

يجب أن يؤخذ في الاعتبار أنه في المحاليل الإلكتروليتية، يمكن للأيونات المائية المتحركة بشكل عشوائي أن تتصادم وتتحد مع بعضها البعض. وتسمى هذه العملية العكسية بالارتباط. يحدث الارتباط في المحاليل بالتوازي مع التفكك، لذلك يتم وضع علامة الانعكاس في معادلات التفاعل.

تختلف خصائص الأيونات المائية عن خصائص الأيونات غير المائية. على سبيل المثال، أيون النحاس غير المائي Cu 2+ يكون أبيض اللون في البلورات اللامائية من كبريتات النحاس (II) وله لون أزرق عند ترطيبه، أي يرتبط بجزيئات الماء Cu 2+ nH 2 O. الأيونات المائية لها عدد ثابت ومتغير. من جزيئات الماء.

درجة التفكك الكهربائي

في المحاليل بالكهرباء، جنبا إلى جنب مع الأيونات، هناك أيضا جزيئات. ولذلك، تتميز المحاليل بالكهرباء درجة التفكك، والذي يُشار إليه بالحرف اليوناني أ ("ألفا").

هذه هي نسبة عدد الجزيئات المنقسمة إلى أيونات (N g) إلى العدد الإجمالي للجسيمات الذائبة (N p).

يتم تحديد درجة تفكك الإلكتروليت بشكل تجريبي ويتم التعبير عنها بالكسور أو النسب المئوية. إذا كانت a = 0، فلا يوجد تفكك، وإذا كانت a = 1، أو 100%، فإن المنحل بالكهرباء يتفكك تمامًا إلى أيونات. الشوارد المختلفة لها درجات مختلفة من التفكك، أي أن درجة التفكك تعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء. ويعتمد ذلك أيضًا على التركيز: فكلما تم تخفيف المحلول، تزداد درجة التفكك.

حسب درجة التفكك الإلكتروليتي، تنقسم الشوارد إلى قوية وضعيفة.

إلكتروليتات قوية- هذه هي إلكتروليتات تتفكك بالكامل تقريبًا إلى أيونات عند ذوبانها في الماء. بالنسبة لمثل هذه الشوارد، فإن درجة التفكك تميل إلى الوحدة.

تشمل الشوارد القوية ما يلي:

1) جميع الأملاح القابلة للذوبان.

2) الأحماض القوية، على سبيل المثال: H 2 SO 4، HCl، HNO 3؛

3) جميع القلويات، على سبيل المثال: NaOH، KOH.

إلكتروليتات ضعيفة- هذه هي الشوارد التي عند ذوبانها في الماء لا تتفكك تقريبًا إلى أيونات. بالنسبة لمثل هذه الشوارد، فإن درجة التفكك تميل إلى الصفر.

تشمل الشوارد الضعيفة ما يلي:

1) الأحماض الضعيفة - H 2 S، H 2 CO 3، HNO 2؛

2) محلول مائي من الأمونيا NH 3 H 2 O؛

4) بعض الأملاح.

التفكك ثابت

في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة، بسبب تفككها غير الكامل، التوازن الديناميكي بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة. على سبيل المثال، بالنسبة لحمض الأسيتيك:

يمكنك تطبيق قانون عمل الكتلة على هذا التوازن وكتابة التعبير عن ثابت التوازن:

يسمى ثابت التوازن الذي يميز عملية تفكك المنحل بالكهرباء الضعيف التفكك ثابت.

ثابت التفكك يميز قدرة المنحل بالكهرباء (حمض، قاعدة، ماء) تنفصل إلى أيونات. كلما كان الثابت أكبر، كان من الأسهل تحلل الإلكتروليت إلى أيونات، وبالتالي، كان أقوى. وترد قيم ثوابت التفكك للإلكتروليتات الضعيفة في الكتب المرجعية.

المبادئ الأساسية لنظرية التفكك الكهربائي

1. عند ذوبانها في الماء، تنفصل (تتفكك) الإلكتروليتات إلى أيونات موجبة وسالبة.

الأيوناتهو أحد أشكال وجود العنصر الكيميائي. على سبيل المثال، تتفاعل ذرات معدن الصوديوم Na 0 بقوة مع الماء، مكونة القلويات (NaOH) والهيدروجين H 2، بينما لا تشكل أيونات الصوديوم Na + مثل هذه المنتجات. الكلور Cl 2 له لون أصفر مخضر ورائحة نفاذة، وهو سام، بينما أيونات الكلور Cl عديمة اللون وغير سامة وعديمة الرائحة.

الأيونات- هي جسيمات موجبة أو سالبة الشحنة تتحول إليها ذرات أو مجموعات ذرات عنصر كيميائي واحد أو أكثر نتيجة منح أو إضافة إلكترونات.

في المحاليل، تتحرك الأيونات بشكل عشوائي في اتجاهات مختلفة.

وفقا لتكوينها، وتنقسم الأيونات إلى بسيط- Cl - , Na + و معقد- NH 4 + , SO 2 - .

2. سبب تفكك الإلكتروليت في المحاليل المائية هو ترطيبه، أي تفاعل الإلكتروليت مع جزيئات الماء وكسر الرابطة الكيميائية فيه.

ونتيجة لهذا التفاعل تتشكل الأيونات المائية، أي المرتبطة بجزيئات الماء. وبالتالي، حسب وجود القشرة المائية، تنقسم الأيونات إلى رطب(في المحاليل والهيدرات البلورية) و غير رطب(في الأملاح اللامائية).

3. تحت تأثير تيار كهربائي، تنتقل الأيونات الموجبة الشحنة إلى القطب السالب لمصدر التيار - الكاثود ولذلك تسمى كاتيونات، وتنتقل الأيونات سالبة الشحنة إلى القطب الموجب لمصدر التيار - الأنود ولذلك تسمى أنيونات .

وبالتالي هناك تصنيف آخر للأيونات - حسب علامة التهمة الخاصة بهم.

مجموع شحنات الكاتيونات (H +، Na +، NH 4 +، Cu 2+) يساوي مجموع شحنات الأنيونات (Cl -، OH -، SO 4 2-)، ونتيجة لذلك تظل محاليل الإلكتروليت (HCl، (NH 4) 2 SO 4، NaOH، CuSO 4) متعادلة كهربائيًا.

4. التفكك الإلكتروليتي هو عملية عكسية بالنسبة للإلكتروليتات الضعيفة.

جنبا إلى جنب مع عملية التفكك (تحلل المنحل بالكهرباء إلى أيونات)، تحدث العملية العكسية أيضا - منظمة(مزيج من الأيونات). لذلك، في معادلات التفكك الإلكتروليتي، بدلا من علامة التساوي، يتم استخدام علامة الانعكاس، على سبيل المثال:

5. لا تنفصل جميع الإلكتروليتات إلى أيونات بنفس القدر.

يعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء وتركيزه. يتم تحديد الخواص الكيميائية لمحاليل الإلكتروليت من خلال خصائص الأيونات التي تتشكل أثناء التفكك.

يتم تحديد خصائص المحاليل الإلكتروليتية الضعيفة من خلال الجزيئات والأيونات المتكونة أثناء عملية التفكك، والتي تكون في حالة توازن ديناميكي مع بعضها البعض.

ترجع رائحة حمض الأسيتيك إلى وجود جزيئات CH 3 COOH، ويرتبط الطعم الحامض وتغير لون المؤشرات بوجود أيونات H + في المحلول.

يتم تحديد خصائص محاليل الإلكتروليتات القوية من خلال خصائص الأيونات التي تتشكل أثناء تفككها.

على سبيل المثال، الخصائص العامة للأحماض، مثل الطعم الحامض، والتغيرات في لون المؤشرات، وما إلى ذلك، ترجع إلى وجود كاتيونات الهيدروجين (بتعبير أدق، أيونات الأكسونيوم H 3 O +) في محاليلها. ترتبط الخصائص العامة للقلويات، مثل الصابونية عند اللمس، والتغيرات في لون المؤشرات، وما إلى ذلك، بوجود أيونات الهيدروكسيد OH - في محاليلها، وترتبط خصائص الأملاح بتحللها في المحلول إلى الكاتيونات المعدنية (أو الأمونيوم) والأنيونات من المخلفات الحمضية.

وفقا لنظرية التفكك الكهربائي جميع التفاعلات في المحاليل المائية للإلكتروليتات هي تفاعلات بين الأيونات. وهذا يفسر السرعة العالية للعديد من التفاعلات الكيميائية في محاليل الإلكتروليت.

تسمى التفاعلات التي تحدث بين الأيونات التفاعلات الأيونية، ومعادلات هذه التفاعلات هي المعادلات الأيونية.

يمكن أن تحدث تفاعلات التبادل الأيوني في المحاليل المائية:

1. لا رجعة فيه، إلى النهاية.

2. تفريغأي أنه يتدفق في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين. تستمر تفاعلات التبادل بين الإلكتروليتات القوية في المحاليل في الاكتمال أو لا يمكن عكسها عمليًا عندما تتحد الأيونات مع بعضها البعض لتكوين مواد:

أ) غير قابلة للذوبان.

ب) فصل منخفض (الشوارد الضعيفة)؛

ج) غازية.

فيما يلي بعض الأمثلة على المعادلات الأيونية الجزيئية والمختصرة:

رد الفعل لا رجعة فيهلأن أحد منتجاته مادة غير قابلة للذوبان.

رد فعل التعادل لا رجعة فيهلأنه يتم تكوين مادة منخفضة التفكك - الماء.

رد الفعل لا رجعة فيهلأنه يتكون غاز ثاني أكسيد الكربون ومادة منخفضة التفكك وهي الماء.

إذا كانت هناك إلكتروليتات ضعيفة أو مواد ضعيفة الذوبان بين المواد الأولية ومنتجات التفاعل، فإن هذه التفاعلات تكون قابلة للعكس، أي أنها لا تستمر حتى الاكتمال.

في التفاعلات العكسية، يتحول التوازن نحو تكوين المواد الأقل ذوبانًا أو الأقل تفككًا.

على سبيل المثال:

يتحول التوازن نحو تكوين إلكتروليت أضعف - H 2 O. ومع ذلك، فإن مثل هذا التفاعل لن يكتمل: تبقى الجزيئات غير المنفصلة من حمض الأسيتيك وأيونات الهيدروكسيد في المحلول.

إذا كانت المواد الأولية عبارة عن إلكتروليتات قوية، والتي عند التفاعل لا تشكل مواد أو غازات غير قابلة للذوبان أو متفككة قليلاً، فإن مثل هذه التفاعلات لا تحدث: عندما يتم خلط المحاليل، يتم تشكيل خليط من الأيونات.

المواد المرجعية لإجراء الاختبار:

جدول مندلييف

جدول الذوبان

وزارة التعليم والعلوم في الاتحاد الروسي

الجامعة الوطنية للبحوث النووية "MEPHI"

معهد بالاكوفو للهندسة والتكنولوجيا

التفكك الكهربائي

المبادئ التوجيهية لأداء العمل المختبري

في دورة "الكيمياء" لطلبة التقنية

التخصصات والاتجاهات،

في دورة "الكيمياء العامة وغير العضوية"

لطلاب اتجاه KhMTN

جميع أشكال التعليم

بالاكوفو 2014

الغرض من العمل هو دراسة آلية تفكك المحاليل المائية للإلكتروليتات.

مفاهيم أساسية

التفكك الكهربائي هو عملية تحلل جزيئات المادة إلى أيونات تحت تأثير جزيئات المذيبات القطبية. الإلكتروليتات هي مواد تقوم بتوصيل التيار الكهربائي في محلول أو مصهور (وتشمل هذه العديد من الأحماض والقواعد والأملاح).

وفقًا لنظرية التحليل الكهربائي التي كتبها S. Arrhenius (1887)، عندما تذوب الإلكتروليتات في الماء (تتفكك) إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة. تسمى الأيونات الموجبة الشحنة بالكاتيونات وتشمل أيونات الهيدروجين والمعادن. تسمى الأيونات سالبة الشحنة بالأنيونات، وتشمل أيونات الحمض وأيونات الهيدروكسيد. الشحنة الإجمالية لجميع الأيونات تساوي صفرًا، وبالتالي فإن المحلول ككل يكون متعادلًا. تختلف خصائص الأيونات عن خصائص الذرات التي تتكون منها. التفكك الكهربائي هو عملية عكسية (يسمى التفاعل العكسي بالارتباط). تم استكمال هذه النظرية لاحقًا بواسطة د. مندليف وإي. الكعب.

آلية التفكك الكهربائي

الإلكتروليتات هي مواد ترتبط ذراتها في جزيئاتها بروابط أيونية أو قطبية. وفقًا للمفاهيم الحديثة، يحدث التفكك الإلكتروليتي نتيجة لتفاعل جزيئات الإلكتروليت مع جزيئات المذيبات القطبية. الذوبان هو تفاعل الأيونات مع جزيئات المذيب. الترطيب هو عملية تفاعل الأيونات مع جزيئات الماء.

اعتمادًا على بنية المادة القابلة للذوبان في الحالة اللامائية، يتم تفككها بشكل مختلف.

المواد ذات الروابط الأيونية، والتي تتكون من أيونات، تنفصل بسهولة أكبر. عندما يتم إذابة هذه المركبات (على سبيل المثال، كلوريد الصوديوم)، يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء حول الأيونات الموجبة والسالبة للشبكة البلورية. تنشأ قوى التجاذب المتبادلة بين الأيونات وثنائيات أقطاب الماء. ونتيجة لذلك، تضعف الرابطة بين الأيونات، وتنتقل الأيونات من البلورة إلى المحلول. وفي هذه الحالة تتشكل الأيونات المائية، أي. الأيونات المرتبطة كيميائيا بجزيئات الماء

رسم بياني 1. مخطط تفكك جزيء مادة ذات رابطة أيونية

يمكن التعبير عن عملية التفكك الكهربائي بالمعادلة

كلوريد الصوديوم + (م+ن)H2O
Na + (H2O) m + Cl - (H2O) n

عادة، تتم كتابة عملية التفكك كمعادلة، مع حذف المذيب (H 2 O)

كلوريد الصوديوم
نا + + الكلور -

تنفصل الجزيئات ذات الرابطة القطبية التساهمية (مثل حمض الهيدروكلوريك) بشكل مماثل. حول كل جزيء قطبي من مادة ما، يتم أيضًا توجيه ثنائيات أقطاب الماء، والتي تنجذب بواسطة أقطابها السالبة إلى القطب الموجب للجزيء، وبواسطة أقطابها الموجبة - إلى القطب السالب. ونتيجة لهذا التفاعل، تنزاح سحابة الإلكترون الرابطة (زوج الإلكترونات) بالكامل نحو الذرة ذات السالبية الكهربية الأعلى، ويصبح الجزيء القطبي أيونيًا ومن ثم تتشكل الأيونات المائية بسهولة. يمكن أن يكون تفكك الجزيئات القطبية كاملاً أو جزئيًا.

الصورة 2. مخطط تفكك جزيء مادة مع تساهمي

الرابطة القطبية

يتم التعبير عن التفكك الكهربائي لحمض الهيدروكلوريك بالمعادلة

حمض الهيدروكلوريك + (م+ن)H2O
H + (H2O) م + Cl - (H2O) ن

أو، مع حذف المذيب (H 2 O)،

كان
ك + + أ -

لتوصيف عملية التفكك كميًا، تم تقديم مفهوم درجة التفكك (α). توضح درجة تفكك المنحل بالكهرباء أي جزء من جزيئات المادة الذائبة قد انقسم إلى أيونات. درجة تفكك الإلكتروليت هي نسبة عدد الجزيئات المنفصلة (N ديس) إلى العدد الإجمالي للجزيئات الذائبة (N)

(1)

عادة ما يتم التعبير عن درجة التفكك إما بأجزاء من الوحدة أو كنسبة مئوية، على سبيل المثال، لمحلول 0.1 N من حمض الأسيتيك CH 3 COOH

α= 0.013 (أو 1.3). تعتمد درجة التفكك على طبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب ودرجة الحرارة والتركيز.

وفقا لدرجة التفكك (α)، يتم تقسيم جميع الشوارد إلى ثلاث مجموعات. عادةً ما تسمى الإلكتروليتات التي تزيد درجة تفككها عن 0.3 (30٪) بالقوة، مع درجة تفكك من 0.02 (2٪) إلى 0.3 (30٪) - متوسطة، أقل من 0.02 (2٪) - إلكتروليتات ضعيفة.

الإلكتروليتات القوية هي مركبات كيميائية تتفكك جزيئاتها في المحاليل المخففة بالكامل تقريبًا إلى أيونات. في محلول إلكتروليت قوي، يكون المذاب بشكل أساسي على شكل أيونات (كاتيونات وأنيونات)؛ الجزيئات غير المنفصلة غائبة عمليا. درجة تفكك هذه الإلكتروليتات قريبة من 1. وتشمل الإلكتروليتات القوية ما يلي:

1) الأحماض (H 2 SO 4، HCl، HNO 3، HBr، HI، HClO 4، HMnO 4)؛

2) القواعد - هيدروكسيدات المعادن من المجموعة الأولى من المجموعة الفرعية الرئيسية (القلويات) - LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، وكذلك هيدروكسيدات المعادن الأرضية القلوية - Ba(OH) 2، Ca(OH) 2، ريال (أوه) 2؛.

3) الأملاح القابلة للذوبان في الماء (انظر جدول الذوبان).

تشمل الإلكتروليتات ذات القوة المتوسطة H 3 PO 4 و HF وما إلى ذلك.

تنفصل الإلكتروليتات الضعيفة إلى أيونات بدرجة صغيرة جدًا؛ وفي المحاليل تكون بشكل رئيسي في حالة غير منفصلة (في الشكل الجزيئي). تشمل الشوارد الضعيفة ما يلي:

1) الأحماض غير العضوية (H 2 CO 3، H 2 S، HNO 2، H 2 SO 3، HCN، H 2 SiO 3، HCNS، HClO، HClO 2، HBrO، H 3 VO 3، إلخ)؛

2) هيدروكسيد الأمونيوم (NH 4 OH)؛

3) الماء H 2 O؛

4) الأملاح والهيدروكسيدات غير القابلة للذوبان وقليلة الذوبان لبعض المعادن (انظر جدول الذوبان)؛

5) معظم الأحماض العضوية (على سبيل المثال، الخل CH 3 COOH، الفورميك HCOOH).

بالنسبة للكهارل الضعيفة، يتم إنشاء التوازن بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة.

CH3COOH
ح + + CH 3 مدير العمليات -

في حالة توازن ثابت، استنادا إلى قانون عمل الكتلة

يشير ثابت التفكك K إلى قوة الجزيئات في محلول معين: كلما انخفض K، كان تفكك الإلكتروليت أضعف وكانت جزيئاته أكثر استقرارًا.

يرتبط ثابت التفكك بدرجة التفكك بالاعتماد

, (2)

حيث - α هي درجة التفكك؛

ج - التركيز المولي للكهارل في المحلول، مول/لتر.

إذا كانت درجة التفكك α صغيرة جدًا، فيمكن إهمالها إذن

ك =
أو α= (4)

الاعتماد (4) هو تعبير رياضي لقانون التخفيف لـ دبليو أوستفالد.

يتم وصف سلوك محاليل الإلكتروليتات الضعيفة بواسطة قانون أوستفالد، والمحاليل المخففة للإلكتروليتات القوية بواسطة قانون ديباي هوكل (5):

ك =
, (5)

حيث يتم استبدال التركيز (ج) بالنشاط (أ) الذي يصف بشكل أكثر دقة سلوك الشوارد القوية. تعتمد معاملات النشاط على طبيعة المذيب والمذاب، وتركيز المحلول، وكذلك على درجة الحرارة.

يرتبط النشاط بالتركيز بالعلاقة التالية:

(6)

حيث γ هو معامل النشاط، والذي يأخذ في الاعتبار رسميًا جميع أنواع تفاعلات الجزيئات في محلول معين، مما يؤدي إلى انحرافات عن خصائص الحلول المثالية.

تفكك الشوارد المختلفة

وفقًا لنظرية التفكك الإلكتروليتي، فإن الحمض عبارة عن إلكتروليت يتفكك لتكوين أيونات H + وبقايا حمض

حمض الهيدروكلوريك3
ح + + رقم 3 -

H2SO4
2ح + + سو 4 2-

يسمى المنحل بالكهرباء الذي ينفصل لتكوين أيونات الهيدروكسيد OH - قاعدة. على سبيل المثال، يتفكك هيدروكسيد الصوديوم وفق المخطط التالي:

هيدروكسيد الصوديوم
نا + + أوه -

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة، وكذلك قواعد المعادن متعددة التكافؤ، تدريجيًا، على سبيل المثال،

المرحلة الأولى H2CO3
ح + + هكو 3 –

المرحلة 2 HCO 3 –
ح + + ثاني أكسيد الكربون 3 2–

يتميز التفكك في الخطوة الأولى بثابت التفكك K 1 = 4.3 10 –7

يتميز التفكك في الخطوة الثانية بثابت التفكك K 2 = 5.6 10 –11

رصيد ملخص

H2CO3
2H + + CO 3 2-

ثابت التوازن الكلي

التفكك التدريجي للقواعد متعددة التكافؤ

1 مرحلة النحاس (أوه) 2
+ + أوه -

المرحلة الثانية+
النحاس 2+ + أوه -

بالنسبة للتفكك التدريجي يكون دائمًا K 1 >K 2 >K 3 >...، لأن الطاقة التي يجب إنفاقها لفصل الأيون تكون ضئيلة عندما يتم فصله عن جزيء محايد.

تسمى الإلكتروليتات مذبذبة إذا انفصلت كحمض وقاعدة، على سبيل المثال، هيدروكسيد الزنك:

2ح + + 2-
الزنك (OH) 2 + 2H2O
+ 2أوه -

تشتمل الإلكتروليتات الأمفوتيرية على هيدروكسيد الألومنيوم Al(OH) 3 وهيدروكسيد الرصاص Pb(OH) 2 وهيدروكسيد القصدير Sn(OH) 2 وغيرها.

تنفصل الأملاح المتوسطة (العادية)، القابلة للذوبان في الماء، لتكوين أيونات معدنية موجبة الشحنة وأيونات سالبة الشحنة من بقايا الحمض

كا(NO3)2
كاليفورنيا 2+ + 2NO 3 –

آل 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

الأملاح الحمضية (الأملاح المائية) هي إلكتروليتات تحتوي على الهيدروجين في الأنيون، والذي يمكن تقسيمه على شكل أيون الهيدروجين H +. يحدث تفكك الأملاح الحمضية على مراحل، على سبيل المثال:

1 المرحلة KHCO 3
ك + + هيدروكسيد الصوديوم 3 –

المرحلة 2 HCO 3 –
ح + + ثاني أكسيد الكربون 3 2–

تكون درجة التفكك الإلكتروليتي في المرحلة الثانية صغيرة جدًا، لذا فإن محلول الملح الحمضي يحتوي فقط على عدد قليل من أيونات الهيدروجين.

الأملاح الأساسية (أملاح الهيدروكسيد) هي إلكتروليتات تحتوي على واحدة أو أكثر من مجموعات الهيدروكسيد OH – في الكاتيون، وتنفصل الأملاح الأساسية لتشكل بقايا قاعدية وحمضية. على سبيل المثال:

1 مرحلة FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

المرحلة الثانية 2+
الحديد 3+ + أوه –

تنفصل الأملاح المزدوجة إلى كاتيونات وأنيونات معدنية

كال (SO 4) 2
ك + + آل 3+ + 2SO 4 2-

تنفصل الأملاح المعقدة لتشكل أيونًا معقدًا

ك 3
3K + + 3-

تفاعلات التبادل في المحاليل الكهربية

تستمر تفاعلات التبادل بين الإلكتروليتات في المحلول في اتجاه الأيونات الرابطة وتكوين مواد غازية ضعيفة الذوبان أو إلكتروليتات ضعيفة. تعكس المعادلات الأيونية الجزيئية أو ببساطة الأيونية لتفاعلات التبادل حالة المنحل بالكهرباء في المحلول. في هذه المعادلات، تتم كتابة الشوارد القوية القابلة للذوبان في شكل أيوناتها المكونة، ويتم كتابة الشوارد الضعيفة والمواد الغازية ضعيفة الذوبان بشكل تقليدي في شكل جزيئي، بغض النظر عما إذا كانت المواد المتفاعلة الأصلية أو منتجات التفاعل. في المعادلة الأيونية الجزيئية، يتم التخلص من الأيونات المتطابقة من كلا الجانبين. عند إنشاء معادلات أيونية جزيئية، تذكر أن مجموع الشحنات على الجانب الأيسر من المعادلة يجب أن يكون مساويًا لمجموع الشحنات على الجانب الأيمن من المعادلة. عند تكوين المعادلات، انظر الجدول. 1.2 التطبيقات.

على سبيل المثال، اكتب معادلات جزيئية أيونية للتفاعل بين المادتين Cu(NO 3) 2 وNa 2 S.

معادلة التفاعل في الشكل الجزيئي:

Cu(NO 3) 2 + Na 2 S = CuS +2نانو3

نتيجة لتفاعل الشوارد، يتم تشكيل راسب CuS.

المعادلة الأيونية الجزيئية

النحاس 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS +2نا + +2نو 3 -

باستبعاد الأيونات المتطابقة من طرفي المعادلة Na + و NO 3 - نحصل على معادلة التفاعل الأيوني الجزيئي المختصرة:

Cu 2+ + S 2- = CuS

تفكك الماء

الماء عبارة عن إلكتروليت ضعيف ويتفكك إلى حد ما إلى أيونات

ح2س
ح + + أوه -

ك =

أو = ك = ك في

K في = 10 -14 يسمى المنتج الأيوني للماء وهي قيمة ثابتة. بالنسبة للماء النقي عند درجة حرارة 25 درجة مئوية، تكون تركيزات أيونات H + وOH- متساوية مع بعضها البعض وتساوي 10 -7 مول/لتر، وبالتالي · = 10 -14.

للمحاليل المحايدة =10 -7، للمحاليل الحمضية >10 -7، وللمحاليل القلوية<10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:

= /10 -4 = 10 -10 مول/لتر.

في الممارسة العملية، يتم التعبير عن حموضة أو قلوية المحلول بطريقة أكثر ملاءمة باستخدام قيمة الرقم الهيدروجيني أو pOH.

الرقم الهيدروجيني = – سجل؛

ОН = – سجل[ОH - ]

على سبيل المثال، إذا كان = 10 -3 مول/لتر، فإن الرقم الهيدروجيني = – سجل = 3؛ إذا كان = 10 -8 مول/لتر، فإن الرقم الهيدروجيني = – سجل = 8. في بيئة محايدة، الرقم الهيدروجيني = 7، في بيئة حمضية الرقم الهيدروجيني< 7, в щелочной среде рН >7.

يمكن تحديد التفاعل التقريبي للمحلول باستخدام مواد خاصة تسمى المؤشرات، والتي يتغير لونها حسب تركيز أيونات الهيدروجين.

متطلبات السلامة المهنية

1. يجب إجراء التجارب على المواد ذات الرائحة الكريهة والمواد السامة في غطاء الدخان.

2. عند التعرف على الغاز المنبعث عن طريق الرائحة، يجب عليك توجيه التيار بحركات اليد من الوعاء نحوك.

3. عند إجراء التجربة يجب التأكد من عدم وصول الكواشف إلى وجهك أو ملابسك أو أي شخص يقف بجانبك.

عند تسخين السوائل، وخاصة الأحماض والقلويات، أمسك أنبوب الاختبار بحيث تكون الفتحة متجهة بعيدًا عنك.

عند تخفيف حمض الكبريتيك، لا ينبغي إضافة الماء إلى الحمض، بل يجب صب الحمض بعناية، في أجزاء صغيرة، في الماء البارد، مع تحريك المحلول.

يجب أن تكون جميع زجاجات الكواشف مختومة بسدادات مناسبة.

لا ينبغي سكب الكواشف المتبقية بعد العمل أو سكبها في زجاجات الكواشف (لتجنب التلوث).

إجراءات أداء العمل

التمرين 1.تغير في لون المؤشرات في البيئات المحايدة والحمضية والقلوية.

الكواشف والمعدات: عباد الشمس؛ ميتيل برتقالي؛ الفينول فثالين. محلول حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك، 0.1 ن؛ محلول هيدروكسيد هيدروكسيد الصوديوم، 0.1 ن؛ أنابيب الإختبار

1. صب 1-2 مل من الماء المقطر في ثلاثة أنابيب اختبار وأضف المؤشرات: عباد الشمس، برتقال الميثيل، الفينول فثالين. لاحظ لونها.

2. صب 1-2 مل من محلول حمض الهيدروكلوريك 0.1 في ثلاثة أنابيب اختبار وأضف نفس المؤشرات. لاحظ تغير لون المؤشرات مقارنة بلونها في الماء.

3. صب 1-2 مل من محلول هيدروكسيد الصوديوم 0.1 ن في ثلاثة أنابيب اختبار وأضف نفس المؤشرات. لاحظ تغير لون المؤشرات مقارنة بلونها في الماء.

اعرض نتائج الملاحظة في شكل جدول:

المهمة 2.القوة الأساسية النسبية

الكواشف والمعدات: محلول كلوريد الكالسيوم CaCl 2, 2N؛ محلول هيدروكسيد NaOH، 2N؛ محلول هيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH، 2N؛ أنابيب الإختبار

صب 1-2 مل من كلوريد الكالسيوم في أنبوبين اختبار، وأضف محلول هيدروكسيد الأمونيوم إلى الأنبوب الأول، ونفس الكمية من محلول هيدروكسيد الصوديوم إلى الثاني.

سجل ملاحظاتك. استخلص استنتاجًا حول درجة تفكك القواعد المشار إليها.

المهمة 3.التفاعلات التبادلية بين محاليل الإلكتروليت

الكواشف والمعدات: محلول كلوريد الحديد FeCl 3، 0.1 N؛ محلول كبريتات النحاس CuSO 4، 0.1 N؛ محلول كربونات الصوديوم Na 2 CO 3، 0.1 N؛ محلول هيدروكسيد هيدروكسيد الصوديوم، 0.1 ن؛ محلول حمض الهيدروكلوريك حمض الهيدروكلوريك، 0.1 ن؛ محلول كلوريد الباريوم BaCl 2، 0.1 N؛ محلول كبريتات الصوديوم Na 2 SO 4، 0.1 N؛ محلول سداسي سيانوفيرات البوتاسيوم (II) K 4، 0.1 N؛ أنابيب الإختبار

أ) التفاعلات مع تكوين مواد غير قابلة للذوبان (ترسب).

صب 1-2 مل من كلوريد الحديد FeCl 3 في أنبوب الاختبار الأول وأضف نفس الحجم من هيدروكسيد الصوديوم NaOH في أنبوب الاختبار الثاني - 1-2 مل من BaCl 2 ونفس الحجم من كبريتات الصوديوم Na 2 SO 4.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

ب) التفاعلات مع تكوين الغازات.

صب 1-2 مل من محلول كربونات الصوديوم Na 2 CO 3 في أنبوب اختبار وأضف نفس الحجم من محلول حمض الهيدروكلوريك HCl.

سجل ملاحظاتك (أشر إلى لون ورائحة الغاز). قم بتسمية المادة الغازية الناتجة.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

ج) التفاعلات التي تحدث مع تكوين مواد متفككة قليلاً.

صب 1-2 مل من محلول هيدروكسيد NaOH في أنبوب الاختبار الأول وأضف نفس الحجم من محلول حمض الهيدروكلوريك HCl في أنبوب الاختبار الثاني - 1-2 مل من محلول كبريتات النحاس CuSO 4 أضف نفس الحجم من هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (II). ) الحل ك 4 .

اكتب ملاحظاتك (أشر إلى لون الراسب المتكون من ملح مركب سداسي سيانوفيرات النحاس).

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

المهمة 4.الفرق بين الملح المزدوج والمعقد

الكواشف والمعدات: محلول كلوريد الحديد FeCl 3، 0.1 N؛ محلول ثيوسيانات البوتاسيوم KSCN، 0.1 N؛ محلول الشب الحديد والأمونيوم NH 4 Fe(SO 4) 2, 0.1 N؛ محلول سينوكسيد الحديد والبوتاسيوم K 3؛ 0.1ن؛ أنابيب الإختبار

1. صب محلول كلوريد الحديديك FeCl 3 في أنبوب اختبار، ثم أضف القليل من ثيوسيانات البوتاسيوم KSCN. سجل ملاحظاتك.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة. أيون SCN هو كاشف مميز لأيون Fe 3+؛ وينتج عن تفاعلهم حديد الرودان Fe(SCN) 3، وهو ملح دم أحمر ضعيف التفكك.

2. صب محلول شبة الحديد والأمونيا NH 4 Fe(SO 4) 2 في أنبوب اختبار واحد، ومحلول ثاني أكسيد كبريت الحديد والبوتاسيوم K 3 في أنبوب آخر، ثم صب القليل من محلول ثيوسيانات البوتاسيوم KSCN في كل منهما.

اكتب معادلات للتفاعلات التي تحدث في الصورة الجزيئية والأيونية والأيونية المختصرة.

سجل ملاحظاتك. في أي مركب يوجد أيون الحديديك؟ في أي مركب يرتبط هذا الأيون كأيون معقد؟

المهمة 5. يتغير التوازن الأيوني عند إدخال أيون يحمل نفس الاسم في المحلول

NH 4 OH قاعدة ضعيفة تنفصل حسب المعادلة:

نه4أوه
NH4 + +OH –

NH 4 Cl – ينفصل في المحلول حسب المعادلة

NH4Cl
NH4++Cl

الكواشف والمعدات: محلول 0.1 متر من هيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH، 0.1 N؛ الفينول فثالين، كلوريد الأمونيوم البلوري NH 4 Cl؛ أنابيب الإختبار

أضف 2-3 قطرات من الفينول فثالين، وهو مؤشر لمجموعة OH، إلى أنبوب اختبار بمحلول NH 4 OH، واخلط المحلول واسكبه في أنبوبي اختبار: اترك أنبوب اختبار واحدًا للمقارنة، وأضف قليلًا من بلوري NH 4 Cl إلى الثانية - لوحظ ضعف في لون المحلول.

ويفسر ضعف اللون القرمزي للمحلول بحقيقة أنه عند إدخال كلوريد الأمونيوم في المحلول، يزداد تركيز أيون NH 4 +، مما ينحرف التوازن إلى اليسار، وهذا يؤدي إلى انخفاض في اللون القرمزي للمحلول. تركيز أيونات OH في المحلول

التفكك الكهربائي للأحماض

عند ذوبانها في الماء، تتفكك الأحماض والأملاح والقواعد إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة (الكاتيونات والأنيونات). دعونا نحدد العلامات العامة المميزة لتفكك الشوارد لكل فئة من المركبات.

الأحماض، كما تتذكر، تتكون من الهيدروجين وبقايا الحمض المرتبطة برابطة قطبية تساهمية. في الفقرة السابقة، باستخدام مثال ذوبان كلوريد الهيدروجين، قمنا بدراسة كيفية تحويل الرابطة القطبية، تحت تأثير جزيئات الماء، إلى رابطة أيونية، ويتحلل الحمض إلى كاتيونات الهيدروجين وأيونات الكلوريد.

وهكذا، من وجهة نظر نظرية أرهينيوس في التفكك الإلكتروليتي،

الأحماض هي إلكتروليتات، عند تفككها تتشكل كاتيونات الهيدروجين والأنيونات من بقايا الحمض.

كما هو الحال مع حمض الكلوريد، يحدث تفكك الأحماض الأخرى، على سبيل المثال النترات:

أثناء تفكك جزيء حمض الكبريتات، يكون عدد كاتيونات الهيدروجين ضعف عدد أنيونات بقايا الحمض - أيونات الكبريتات. شحنة الأنيون هي -2 (في صيغ الأيونات اكتب "2-"):

تتطابق أسماء الأنيونات المتكونة أثناء تفكك الأحماض مع أسماء بقايا الحمض. وهي مدرجة في جدول الذوبان على الورقة الطائرة.

من السهل ملاحظة أنه أثناء تفكك الأحماض المختلفة، تتشكل أنيونات مختلفة، لكن الكاتيونات من نوع واحد فقط - كاتيونات الهيدروجين H+. وهذا يعني أن كاتيونات الهيدروجين هي التي تحدد الخصائص المميزة للأحماض - الطعم الحامض، والتغيرات في لون المؤشرات، والتفاعلات مع المعادن النشطة، والأكاسيد الأساسية، والقواعد والأملاح.

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة تدريجيًا، مما يؤدي إلى التخلص من أيونات الهيدروجين بالتتابع، واحدًا تلو الآخر. على سبيل المثال، تحدث العمليات التالية في محلول حمض الكبريتات:

كما يتبين من المعادلات المذكورة أعلاه لتفكك حمض متعدد القاعدة، فإن الأنيونات المتكونة أثناء التفكك التدريجي في المرحلة الأولى تحتوي على أيونات الهيدروجين. وينعكس ذلك في اسم الأنيونات: HSO - - أيون كبريتات الهيدروجين.

يحدث التفكك الكهربائي لحمض الأرثوفوسفات على ثلاث مراحل:

المعادلة الشاملة لتفكك حمض الأرثوفوسفات لها الشكل:

وبالتالي، فإن كل حمض متعدد القاعدة يتوافق مع عدة أنيونات، وكلها موجودة في المحلول في وقت واحد.

لاحظ أن بعض معادلات التفكك لها أسهم ذات رأسين. سوف تعرف ماذا يقصدون في الفقرة التالية.

التفكك الكهربائي للقواعد

تتكون القواعد من كاتيونات العناصر المعدنية وأنيونات الهيدروكسيد. عندما تنفصل القواعد، تدخل هذه الأيونات في المحلول. عدد أيونات الهيدروكسيد المتكونة أثناء التفكك يساوي شحنة أيون العنصر المعدني. وهكذا من وجهة نظر نظرية التفكك الكهربائي

القواعد عبارة عن إلكتروليتات تتفكك إلى كاتيونات معدنية وأنيونات هيدروكسيد.

دعونا نفكر في معادلات تفكك القاعدة باستخدام مثال تفكك هيدروكسيدات الصوديوم والباريوم:

عندما تنفصل القواعد، يتم تشكيل الأنيونات من نوع واحد - أيونات الهيدروكسيد، التي تحدد جميع الخصائص المميزة للمحاليل القلوية: القدرة على تغيير لون المؤشرات، والتفاعل مع الأحماض وأكاسيد الحمض والأملاح.

التفكك الكهربائي للأملاح

تتشكل الأملاح بواسطة كاتيونات العنصر المعدني وأنيونات بقايا الحمض. عندما تذوب الأملاح في الماء، تدخل هذه الأيونات إلى المحلول.

الأملاح عبارة عن إلكتروليتات تتفكك إلى كاتيونات العنصر المعدني وأنيونات بقايا الحمض.

دعونا ننظر في تفكك الأملاح باستخدام مثال تفكك نترات البوتاسيوم:

تتفكك الأملاح الأخرى بشكل مشابه، على سبيل المثال نترات الكالسيوم وأورثوفوسفات البوتاسيوم:

في معادلات تفكك الملح، تكون شحنة الكاتيون بالقيمة المطلقة تساوي حالة أكسدة العنصر المعدني، وشحنة الأنيون هي مجموع حالات أكسدة العناصر الموجودة في بقايا الحمض. على سبيل المثال، تتحلل كبريتات النحاس (P) إلى أيونات

ونترات الحديد (III) - إلى أيونات

يمكن تحديد شحنة كاتيونات العناصر المعدنية في معظم الحالات وفقًا للجدول الدوري. عادةً ما تكون شحنات كاتيونات العناصر المعدنية للمجموعات الفرعية الرئيسية مساوية لعدد المجموعة التي يقع فيها العنصر:

عادة ما تشكل العناصر المعدنية للمجموعات الفرعية الثانوية عدة أيونات، على سبيل المثال Fe 2 +، Fe 3 +.

من الأسهل تحديد شحنات البقايا الحمضية بعدد أيونات الهيدروجين الموجودة في جزيء الحمض، كما فعلت في الصف الثامن. يتم إعطاء شحنات بعض المخلفات الحمضية في جدول الذوبان على الورقة الذبابة.

يرجى ملاحظة أنه في معادلات تفكك الأحماض والقواعد والأملاح، يجب أن يكون إجمالي شحنة الكاتيونات والأنيونات صفرًا، نظرًا لأن أي مادة متعادلة كهربائيًا.

التفكك التدريجي يجعل من الممكن وجود الأملاح الحمضية والقاعدية. تحتوي الأملاح الحمضية على أيونات الهيدروجين مثل الأحماض. ولهذا تسمى هذه الأملاح حمضية. وتحتوي الأملاح الأساسية على أيونات الهيدروكسيد، تمامًا مثل القواعد.

في المرحلة الأولى من تفكك حمض الكبريتات، يتم تشكيل أيون كبريتات الهيدروجين HSO-، ​​بسبب وجود الأملاح الحمضية: NaHSO 4 (كبريتات هيدروجين الصوديوم)، Al(HSO 4) 3 (كبريتات هيدروجين الألومنيوم)، إلخ. يتميز أيضًا بالأملاح الحمضية K 2 HPO 4 (أورثوفوسفات هيدروجين البوتاسيوم) أو KH 2 PO 4 (أورثوفوسفات هيدروجين البوتاسيوم).

في المحاليل، تتفكك الأملاح الحمضية على مرحلتين:

تعتبر الأملاح الحمضية مميزة فقط للأحماض متعددة القاعدة، لأنها تنفصل على مراحل. الاستثناء الوحيد هو حمض مونوباسيك، الفلورايد. بسبب الروابط الهيدروجينية، توجد جزيئات H 2 F 2 في محلول هذا الحمض، ويمكن أن يشكل حمض الفلوريك ملحًا حمضيًا بتركيبة KHF 2.

تشكل بعض الهيدروكسيدات غير القابلة للذوبان كاتيونات تحتوي على أيون الهيدروكسيد. على سبيل المثال، يوجد الألومنيوم في الكاتيون AlOH 2+، والذي بسببه يوجد ملح بتركيبة AlOHCl 2 (هيدروكسي كلوريد الألومنيوم). ويسمى هذا الملح الأساسي.

الفكرة الرئيسية

أسئلة التحكم

100. تعريف الأحماض والقواعد والأملاح من وجهة نظر نظرية التفكك الإلكتروليتي.

101. ما هي خصوصية تفكك الأحماض المتعددة القاعدة مقارنة بالأحماض الأحادية القاعدة؟ اشرح استخدام حمض الكبريتات كمثال.

مهام لإتقان المواد

102. نتيجة لتفكك جزيء الحمض، تم تشكيل أيون بشحنة 3—. ما عدد أيونات الهيدروجين التي تكونت في هذه الحالة؟

103. عمل معادلات للتفكك الإلكتروليتي للأحماض: الكربونات، البروميد، النتريت. قم بتسمية الأنيونات المتكونة.

104. أي من الأحماض التالية سوف يتفكك تدريجيا: HCl، H 2 CO 3، HNO 3، H 2 S، H 2 SO 3؟ أكد إجابتك بمعادلات التفاعل.

105. عمل معادلات لتفكك الأملاح: نترات المغنيسيوم، كلوريد الألومنيوم، بروميد الباريوم، كربونات الصوديوم، أرثوفوسفات الصوديوم.

106. أعط مثالا واحدا على الأملاح، التي ينتج أثناء تفككها 1 مول من المادة: أ) 2 مول من الأيونات؛ ب) 3 مولات من الأيونات. ج) 4 مولات من الأيونات؛ د) 5 مولات من الأيونات. اكتب معادلات التفكك.

107. اكتب شحنات الأيونات في المواد: أ) Na 2 S، Na 2 SO 4، Na 3 PO 4، AlPO 4؛

ب) NaHSO 4، Mg(HSO 4) 2، CaHPO 4، Ba(OH) 2. قم بتسمية هذه المواد.

108. عمل معادلات للتفكك الكهربي للمواد: هيدروكسيد البوتاسيوم، كبريتيد الباريوم، نترات الحديد (III)، كلوريد المغنيسيوم، كبريتات الألومنيوم.

109. اكتب صيغة المادة التي يؤدي تفككها إلى إنتاج أيونات الكالسيوم وأيونات الهيدروكسيد.

110. من قائمة المواد، اكتب الشوارد وغير الشوارد بشكل منفصل: HCl، Ca، Cr 2 (SO 4) 3، Fe 2 O 3، Mg(OH) 2، CO 2، Sr(OH) 2، Sr (NO 3) 2, P 2 O 5 , H 2 O. اكتب معادلات تفكك الإلكتروليتات.

111. أثناء تفكك نترات معينة، يتكون 1 مول من الكاتيونات بشحنة 2+. ما كمية أيونات النترات التي تكونت؟

112. قم بإعداد الصيغ واكتب معادلات تفكك كبريتات الحديدوم (P) وكبريتات الحديدوم (III). كيف تختلف هذه الأملاح؟

113. أعط مثالاً على معادلات تفكك الملح وفقًا للرسومات البيانية (يشير الحرف M إلى عنصر معدني، ويشير X إلى بقايا حمض): أ) MX ^ M 2+ + X 2- ; ب) MX 3 ^ M 3+ + 3X - ;

ج) م 3 × ^ 3M+ + X 3-؛ د) م 2 × 3 ^ 2 م 3 + + 3 × 2- .

114. يحتوي المحلول على أيونات K+، Mg2 +، NO-، SO4 -. ما هي المواد التي تم حلها؟ أعط إجابتين محتملتين.

115*. قم بإعداد معادلات تفكك تلك الشوارد التي تشكل أيونات الكلوريد: CrCl 3، KClO 3، BaCl 2، Ca(ClO) 2، HClO 4، MgOHCl.

هذه هي مادة الكتاب المدرسي