المنحلات بالكهرباء وغير المنحل بالكهرباء

ومن المعروف من دروس الفيزياء أن محاليل بعض المواد قادرة على توصيل تيار كهربائي بينما لا تستطيع أخرى.

تسمى المواد التي توصل حلولها الكهرباء الشوارد.

تسمى المواد التي لا توصل حلولها الكهرباء غير المنحلات بالكهرباء. على سبيل المثال ، محاليل السكر والكحول والجلوكوز وبعض المواد الأخرى لا توصل الكهرباء.

الارتباط والتفكك الالكتروليتي

لماذا تقوم المحاليل بالكهرباء بتوصيل الكهرباء؟

العالم السويدي S. Arrhenius يدرس التوصيل الكهربائي مواد مختلفة، جاء عام 1877 إلى استنتاج مفاده أن سبب التوصيل الكهربائي هو التواجد في المحلول الأيوناتتتشكل عندما يذوب المنحل بالكهرباء في الماء.

تسمى العملية التي يتحلل بها المنحل بالكهرباء إلى أيونات التفكك الالكتروليتي.

س. أرهينيوس ، الذي التزم بالنظرية الفيزيائية للحلول ، لم يأخذ في الاعتبار تفاعل الإلكتروليت مع الماء واعتقد أن الأيونات الحرة موجودة في المحاليل. على النقيض منه ، تقدم الكيميائيان الروس أ. أ. كابلوكوف وف. أ. كيستياكوفسكي بطلب للتفسير. التفكك الالكتروليتيالنظرية الكيميائية لـ D.I Mendeleev وأثبتت أنه عندما يذوب المنحل بالكهرباء ، تفاعل كيميائييذوب بالماء ، مما يؤدي إلى تكوين الهيدرات ، ثم تتفكك إلى أيونات. لقد اعتقدوا أنه في المحاليل لا توجد أيونات حرة وليست "عارية" ، بل أيونات رطبة ، أي "ترتدي معطفًا من الفرو" من جزيئات الماء.

جزيئات الماء ثنائيات الأقطاب(قطبان) ، حيث أن ذرات الهيدروجين تقع بزاوية 104.5 درجة ، والتي بسببها يكون للجزيء شكل زاوي. يظهر جزيء الماء بشكل تخطيطي أدناه.

كقاعدة عامة ، تتفكك المواد بسهولة أكبر الرابطة الأيونيةوبالتالي ، مع شبكة بلورية أيونية ، لأنها تتكون بالفعل من أيونات جاهزة. عندما تذوب ، يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء بنهايات مشحونة معاكسة حول الأيونات الموجبة والسالبة للإلكتروليت.

تنشأ قوى الجذب المتبادل بين أيونات الإلكتروليت وثنائيات أقطاب الماء. نتيجة لذلك ، تضعف الرابطة بين الأيونات ويحدث انتقال الأيونات من البلورة إلى المحلول. من الواضح أن تسلسل العمليات التي تحدث أثناء تفكك المواد برابطة أيونية (الأملاح والقلويات) سيكون على النحو التالي:

1) اتجاه جزيئات الماء (ثنائيات الأقطاب) بالقرب من أيونات الكريستال ؛

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

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

بشكل مبسط ، يمكن أن تنعكس العمليات الجارية باستخدام المعادلة التالية:

وبالمثل ، تنفصل الإلكتروليتات ، في الجزيئات التي يوجد بها رابطة تساهمية (على سبيل المثال ، جزيئات كلوريد الهيدروجين حمض الهيدروكلوريك ، انظر أدناه) ؛ فقط في هذه الحالة ، تحت تأثير ثنائيات أقطاب الماء ، تتحول الرابطة القطبية التساهمية إلى رابطة أيونية ؛ سيكون تسلسل العمليات التي تحدث في هذه الحالة على النحو التالي:

1) توجيه جزيئات الماء حول أقطاب جزيئات الإلكتروليت ؛

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

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

4) تفكك (اضمحلال) جزيئات المنحل بالكهرباء إلى أيونات رطبة.

بشكل مبسط ، يمكن أن تنعكس عملية تفكك حمض الهيدروكلوريك باستخدام المعادلة التالية:

يجب أن يؤخذ في الاعتبار أن الأيونات المائية التي تتحرك بشكل عشوائي في محاليل الإلكتروليت يمكن أن تتصادم وتتحد مع بعضها البعض. هذه العملية العكسية تسمى الارتباط. يحدث الارتباط في الحلول بالتوازي مع التفكك ، لذلك يتم وضع علامة الانعكاس في معادلات التفاعل.

تختلف خصائص الأيونات الرطبة عن تلك التي لا تحتوي على الماء. على سبيل المثال ، أيون النحاس غير المائي Cu 2+ أبيض في بلورات كبريتات النحاس اللامائي (II) ولونه أزرق عند ترطيبه ، أي مرتبط بجزيئات الماء Cu 2+ nH 2 O. تحتوي الأيونات الرطبة على عدد ثابت ومتغير من جزيئات الماء.

درجة التفكك الالكتروليتي

في المحاليل المنحل بالكهرباء ، إلى جانب الأيونات ، توجد الجزيئات أيضًا. لذلك ، تتميز محاليل الإلكتروليت درجة التفكك، والذي يُشار إليه بالحرف اليوناني أ ("ألفا").

هذه هي نسبة عدد الجسيمات التي تتحلل إلى أيونات (N · g) إلى الرقم الإجماليالجسيمات الذائبة (N p).

يتم تحديد درجة تفكك الإلكتروليت تجريبياً ويتم التعبير عنها في شكل كسور أو نسب مئوية. إذا كان a \ u003d 0 ، فلا يوجد تفكك ، وإذا كان \ u003d 1 ، أو 100٪ ، فإن المنحل بالكهرباء يتحلل تمامًا إلى أيونات. الشوارد المختلفة درجات متفاوتهالتفكك ، أي درجة التفكك تعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء. يعتمد أيضًا على التركيز: مع تخفيف المحلول ، تزداد درجة التفكك.

وفقًا لدرجة التفكك الإلكتروليتي ، تنقسم الإلكتروليتات إلى قوية وضعيفة.

شوارد قوية- هذه إلكتروليتات ، عندما تذوب في الماء ، تنفصل تمامًا تقريبًا إلى أيونات. بالنسبة لمثل هذه الإلكتروليتات ، تميل قيمة درجة التفكك إلى الوحدة.

تشمل الإلكتروليتات القوية:

1) جميع الأملاح القابلة للذوبان.

2) أحماض قوية ، على سبيل المثال: H 2 SO 4 ، HCl ، HNO 3 ؛

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

شوارد ضعيفة- هذه إلكتروليتات ، عندما تذوب في الماء ، تكاد لا تتفكك إلى أيونات. بالنسبة لمثل هذه الإلكتروليتات ، تميل قيمة درجة التفكك إلى الصفر.

تشمل الإلكتروليتات الضعيفة ما يلي:

1) أحماض ضعيفة- 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 الشوارد الضعيفة ، بسبب تفككها غير الكامل ، التوازن الديناميكي بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة. على سبيل المثال ، بالنسبة لحمض الخليك:

يمكن للمرء أن يطبق على هذا التوازن القانون جماهير التمثيلواكتب التعبير عن ثابت التوازن:

ثابت التوازن الذي يميز عملية التفكك إلكتروليت ضعيف، اتصل التفكك ثابت.

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

الأحكام الرئيسية لنظرية التفكك الإلكتروليتي

1. عندما تذوب في الماء ، تنفصل الشوارد (تتحلل) إلى أيونات موجبة وسالبة.

الأيونات- هذا أحد أشكال وجود عنصر كيميائي. على سبيل المثال ، تتفاعل ذرات فلز الصوديوم Na 0 بقوة مع الماء ، مكونة قلوي (NaOH) وهيدروجين H 2 ، بينما لا تشكل أيونات الصوديوم Na + مثل هذه المنتجات. الكلور Cl 2 له لون أصفر-أخضر ورائحة نفاذة ، وأيونات الكلور السامة عديمة اللون وغير سامة وعديمة الرائحة.

الأيوناتهي جسيمات موجبة أو سالبة الشحنة يتم تحويل ذرات أو مجموعات ذرات من ذرة واحدة أو أكثر إليها العناصر الكيميائيةعن طريق التبرع أو اكتساب الإلكترونات.

في المحاليل ، تتحرك الأيونات بشكل عشوائي في اتجاهات مختلفة.

وفقًا لتكوينها ، يتم تقسيم الأيونات إلى بسيط- Cl - و Na + و مركب- NH 4 + ، SO 2 -.

2. سبب تفكك المنحل بالكهرباء في المحاليل المائية هو ترطيبه ، أي تفاعل المنحل بالكهرباء مع جزيئات الماء والتمزق. رابطة كيميائيةفيه.

نتيجة لهذا التفاعل ، تتشكل الأيونات ، أي المرتبطة بجزيئات الماء. لذلك ، وفقًا لوجود قشرة مائية ، يتم تقسيم الأيونات إلى رطب(في محلول وهيدرات بلورية) و غير رطب(في الأملاح اللامائية).

3. تحت تأثير التيار الكهربائيتتحرك الأيونات الموجبة الشحنة نحو القطب السالب للمصدر الحالي - الكاثود وبالتالي تسمى الكاتيونات ، وتتحرك الأيونات سالبة الشحنة نحو القطب الموجب للمصدر الحالي - الأنود وبالتالي تسمى الأنيونات.

لذلك ، هناك تصنيف آخر للأيونات - بعلامة اتهامهم.

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

4. التفكك الالكتروليتي هو عملية قابلة للعكس بالنسبة للكهارل الضعيفة.

جنبًا إلى جنب مع عملية التفكك (تحلل الإلكتروليت إلى أيونات) ، تستمر العملية العكسية أيضًا - جمعية(اتصال الأيونات). لذلك ، في معادلات التفكك الإلكتروليتي ، بدلاً من علامة التساوي ، يتم وضع علامة الانعكاس ، على سبيل المثال:

5. لا تتفكك كل الشوارد إلى أيونات بنفس القدر.

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

ترجع خصائص محاليل الإلكتروليتات الضعيفة إلى الجزيئات والأيونات المتكونة في 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 الإلكتروليت القوية من خلال خصائص الأيونات التي تتشكل أثناء تفككها.

على سبيل المثال ، تعود الخصائص العامة للأحماض ، مثل الطعم الحامض ، وتغير لون المؤشرات ، وما إلى ذلك ، إلى وجود كاتيونات الهيدروجين في محاليلها (بتعبير أدق ، أيونات الأكسونيوم H 3 O +). الخصائص العامةترتبط القلويات ، مثل صابونة اللمس ، وتغير لون المؤشرات ، وما إلى ذلك ، بوجود أيونات هيدروكسيد OH - في محاليلها ، وخصائص الأملاح - مع تحللها في المحلول إلى معدن (أو أمونيوم) ) الكاتيونات والأنيونات من المخلفات الحمضية.

حسب نظرية التفكك الالكتروليتي جميع التفاعلات في المحاليل المائية هي تفاعلات بين الأيونات. هذا هو سبب ارتفاع معدل العديد من التفاعلات الكيميائية في محاليل الإلكتروليت.

ردود الفعل التي تحدث بين الأيونات تسمى التفاعلات الأيونية ومعادلات هذه التفاعلات - المعادلات الأيونية.

يمكن أن تستمر تفاعلات التبادل الأيوني في المحاليل المائية:

1. بشكل لا رجوع فيه، إلى النهاية.

2. تفريغأي التدفق في اتجاهين متعاكسين في نفس الوقت. تستمر التفاعلات المتبادلة بين الإلكتروليتات القوية في المحاليل حتى النهاية أو لا يمكن عكسها عمليًا ، عندما تتحد الأيونات مع بعضها البعض ، وتشكل المواد:

أ) غير قابل للذوبان.

ب) انخفاض الفصل (إلكتروليتات ضعيفة) ؛

ج) غازي.

فيما يلي بعض الأمثلة على المعادلات الأيونية الجزيئية والمختصرة:

رد الفعل لا رجوع فيه، لأن أحد منتجاتها مادة غير قابلة للذوبان.

رد فعل التحييد لا رجوع فيه، حيث يتم تكوين مادة منخفضة الانفصال - الماء.

رد الفعل لا رجوع فيه، حيث يتم تكوين غاز ثاني أكسيد الكربون والمادة منخفضة الفصل هي الماء.

إذا كان من بين المواد الأولية ومن بين نواتج التفاعل إلكتروليتات ضعيفة أو مواد ضعيفة الذوبان ، فإن هذه التفاعلات يمكن عكسها ، أي أنها لا تستمر حتى النهاية.

في التفاعلات العكوسة ، يتحول التوازن نحو تكوين أقل المواد القابلة للذوبان أو الأقل تفككًا.

فمثلا:

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

إذا كانت مواد البدء عبارة عن إلكتروليتات قوية ، عند التفاعل ، لا تشكل مواد أو غازات غير قابلة للذوبان أو منفصلة قليلاً ، فإن مثل هذه التفاعلات لا تستمر: عند خلط المحاليل ، يتم تكوين خليط من الأيونات.

المواد المرجعية لاجتياز الاختبار:

الجدول الدوري

جدول الذوبان

كما تعلم ، عند الذوبان ، حتى بدون الخلط ، بسبب الانتشار ، يصبح المحلول متجانسًا تدريجيًا ، أي أن تركيزه في جميع الأجزاء يصبح كما هو.
لنأخذ الحالة عندما يتم فصل المحلول عن المذيب النقي بواسطة قسم شبه منفذ (رق ، فيلم كولوديون ، سيلوفان ، إلخ) ، كما هو موضح في الشكل. 15. تمر هذه الأقسام جزيئات المذيب بسهولة تامة ، لكنها لا تمرر المذاب. عملية معادلة التركيزات على جانبي القسم معقدة. المذاب لا يمكن أن يمر عبر الحاجز إلى المذيب. فقط اختراق جزيئات المذيب من خلال التقسيم إلى المحلول ممكن. وبالتالي ، سوف ينخفض ​​تدريجياً بسبب التخفيف بمذيب.

تسمى عملية تغلغل المذيب في المحلول من خلال قسم شبه منفذ بالتناضح. كلما زاد التناضح ، كان التناضح أكثر وضوحًا.
يحدث التناضح أيضًا عندما يتم فصل المحاليل ذات التركيزات المختلفة بواسطة قسم شبه منفذ. عندما يخترق المذيب من خلال القسم شبه المنفذ إلى المحلول ، بتركيز أعلى ، يزداد حجم الأخير. لذلك ، إذا تم وضع محلول في وعاء مصنوع من غشاء شبه نافذ ، مع أنبوب عمودي متصل به ، كما هو موضح في الشكل 15 ، ثم يتم إنزال هذا الوعاء في المذيب ، بسبب الزيادة في الحجم ، الحل سيرتفع الأنبوب. سيخلق عمود السائل الناتج قدرًا معينًا من الضغط ، والذي سيؤدي في مرحلة ما إلى توقف التناضح. القوة التي توازن ضغط هذا العمود من السائل من داخل المحلول تسمى الضغط الاسموزي. تقاس قيمة الضغط الاسموزي بالضغط من الخارج الذي يتوقف عنده التناضح.

أرز. خمسة عشر. أداة لمراقبة ظاهرة التناضح. 1 - إناء به ماء ؛ 2 - غشاء شبه منفذ ؛ 3 - أنبوب لمراقبة الضغط الاسموزي الناشئ ؛ 4 - الحل.

جدران الخلايا النباتية والحيوانية عبارة عن أقسام شبه منفذة ، يوجد بداخلها بروتوبلازم. يحدد باستمرار مرونة الخلايا والأنسجة فيها.

■ 62. في أي ظروف يحدث التناضح؟
63. ما هو؟
64. ما هي أهمية التناضح للكائنات الحية النباتية والحيوانية؟

نظرية التفكك الالكتروليتي

في مطلع القرنين الثامن عشر والتاسع عشر ، عندما بدأ استخدام التيار الكهربائي لدراسة خصائص المواد ، تم لفت الانتباه إلى حقيقة أنه وحده في محلول مائيتوصيل الكهرباء بينما لا يقوم الآخرون بذلك. في وقت لاحق دعا المحاليل المائية التي تجري التيار الكهربائي ، المنحلات بالكهرباء. وشملت هذه القلويات والأحماض والأملاح. المواد التي لا توصل محاليلها الكهرباء تسمى non-electrolytes (سكر ، كحول ، بنزين ، إلخ). المواد العضوية).
في الوقت الحاضر ، عندما أصبحت أنواع الروابط الكيميائية معروفة ، أصبح من الممكن تفسير هذا الاختلاف في سلوك المواد. تعتمد ظاهرة التوصيل الكهربائي للمواد في المحاليل المائية على نوع الرابطة الكيميائية في جزيئات كل من المذاب والمذيب.
جزيء الماء ، كما قلنا سابقًا ، هو ثنائي القطب (انظر الصفحات 32-34). إذا تم إذابة مادة في الماء ، يكون لجزيءها نوع من الرابطة الأيونية ، وبالتالي فإن شبكتها البلورية هي أيضًا أيونية ، فإن ثنائيات أقطاب الماء موجهة نحو الأيونات الموجبة بأقطابها السالبة ، ونحو الأيونات السالبة - ذات الأقطاب الموجبة ( الشكل 16 أ). بين أيونات وثنائيات أقطاب الماء ، تزداد قوى الجذب الكهروستاتيكي وتنشأ روابط غريبة ، والتي في النهاية تقطع أوصال الأيونية. شعرية الكريستالإلى أيونات فردية محاطة بثنائيات أقطاب مائية ،

لذلك يطلق عليهم أيونات رطبة. يحدث الشيء نفسه تقريبًا إذا تم إذابة مادة بها جزيئات قطبية ، مثل الكلوريد ، في الماء (انظر الشكل 16 ، ب). في الوقت نفسه ، إذا تم بناء جزيئات المذاب وفقًا لنوع رابطة تساهمية غير قطبية ، فلن يتم تكوين أيونات في المحلول ، نظرًا لأن الجزيئات غير القطبية لا تعاني من نفس التأثير من جزيئات الماء مثل الأيونية و الجزيئات القطبية. في الأساس ، يتم بناء جزيئات معظم المواد العضوية وفقًا للنوع التساهمي غير القطبي. لذلك ، المواد العضوية ، كقاعدة عامة ، ليست إلكتروليتات!

أرز. 16. مخطط تفكك كلوريد الصوديوم في الماء (أ) وتفكك جزيئات حمض الهيدروكلوريك القطبية في الماء (ب)

وبالتالي ، يمكن أن تكون هذه المواد فقط إلكتروليتات ، يتم بناء جزيءها وفقًا لنوع ترابط الذرات في الجزيء الأيوني أو القطبي. بالإضافة إلى ذلك ، يجب أن تحتوي جزيئات المذيب أيضًا على بنية قطبية و e. فقط في ظل هذه الظروف يمكن للمرء أن يتوقع تحلل الجزيئات إلى أيونات.
يُطلق على تكسير جزيئات الإلكتروليت إلى أيونات بفعل مذيب التفكك الإلكتروليتي.
اكتب تعريف التفكك الإلكتروليتي في دفتر ملاحظات.
كلمة "التفكك" تعني "الاضمحلال العكسي". إذا تم تبخير محلول الإلكتروليت ، فسنحصل مرة أخرى على نفس الإلكتروليت بنفس المقدار الذي كان عليه قبل الذوبان ، حيث ستحدث العملية العكسية - الاستقطاب.

■ 65. كيف يختلف المنحل بالكهرباء عن غير المنحل بالكهرباء من حيث نوع الرابطة الكيميائية والسلوك في المحلول؟
66. لماذا من الضروري لعملية التفكك الإلكتروليتي أن يكون للمذيب جزيئات ثنائية القطب ، وطبيعة الإلكتروليت الأيونية أو القطبية للرابطة الكيميائية؟
67. لماذا المواد ذات الجزيئات غير القطبية لا يمكن أن تكون إلكتروليتات؟
68. صياغة ما هو التفكك الالكتروليتى. تعلم التعريف عن ظهر قلب.
60. كيف يتم التخلص من عملية الاستقطاب من التفكك؟

تم شرح تفكك الإلكتروليتات في المحلول لأول مرة في عام 1887 من قبل العالم السويدي Arrennus. صاغ الأحكام الرئيسية للنظرية ، والتي سماها نظرية التفكك الإلكتروليتي ،
الأحكام الرئيسية لهذه النظرية هي كما يلي.

1 تتحلل جميع المواد ، التي توصل محاليلها تيارًا كهربائيًا (إلكتروليتات) ، تحت تأثير الذوبان ، إلى جسيمات موجبة وسالبة الشحنة - أيونات.
2. إذا تم تمرير تيار كهربائي ثابت عبر المحلول ، فإن الأيونات الموجبة الشحنة سوف تتحرك باتجاه القطب السالب - الكاثود ، لذلك يطلق عليهم الكاتيونات. سوف تتحرك الأيونات سالبة الشحنة نحو القطب الموجب - الأنود ، لذلك يطلق عليهم الأنيونات. الشحنة الكلية للكاتيونات في المحلول تساوي الشحنة الكلية للأنيونات ، لذا فإن المحلول دائمًا متعادل كهربائيًا.
3. أيونات وذرات نفس العناصر تختلف اختلافًا كبيرًا عن بعضها البعض في الخصائص. على سبيل المثال ، أيونات النحاس لها اللون الأزرقالذي يعود لونه إلى كبريتات النحاس ، والخالي من المعدن الأحمر. تتفاعل ذرات الصوديوم مع الماء ، وتنطلق منه وتشكل القلويات ، بينما لا تتفاعل أيونات الصوديوم عمليًا مع الماء.
أيونات الكلور عديمة اللون وغير سامة وعديمة اللون والرائحة ، ويمكن رؤيتها عند فحص نفس محلول كلوريد الصوديوم ، وهي نفسها صفراء مخضرة
غاز سام ذو رائحة نفاذة مميزة.
اكتب الأحكام الرئيسية للنظرية في دفتر ملاحظاتك.
لتمييز الذرة عن الأيون عند الكتابة ، يشار إلى علامة الشحنة وحجمها في الأيون في أعلى اليمين. على سبيل المثال: ذرة الصوديوم هي Na ، وأيون الصوديوم هي Na + (تقرأ: "كاتيون الصوديوم أحادي الشحنة") ؛ ذرة النحاس هي Cu ، وأيون النحاس هو Cu 2+ (اقرأ: "الكاتيون النحاسي المضاعف الشحنة") ؛ ذرة الألومنيوم هي Al ، وأيون الألومنيوم هو Al 3+ (اقرأ: "كاتيون الألومنيوم ثلاثي الشحنة") ، وذرة الكبريت هي S ، وأيون الكبريت هو S 2- ؛ (اقرأ: "أنيون الكبريت مزدوج الشحنة") ، ذرة الكلور Cl ، وأيون الكلور Cl - إلخ.

■ 70. ما هي الأيونات؟
71. كيف تختلف الأيونات عن الذرات المحايدة؟
72. ما هي الأيونات التي تسمى الكاتيونات ، وأي الأنيونات ولماذا؟
73. كيف نميز أيون عن ذرة محايدة في الكتابة (أعط أمثلة)؟
74. اسم الأيونات التالية: Fe 2+، Fe 3+، K +، Br -.

تفكك القواعد والأحماض والأملاح

لقد قلنا بالفعل أن المركبات التي يتم بناء جزيئاتها وفقًا لنوع الرابطة الأيونية أو القطبية فقط هي التي يمكن أن تتحلل إلى أيونات ، مع الأخذ في الاعتبار ذلك باستخدام مثال كلوريد الصوديوم وحمض الهيدروكلوريك. أما بالنسبة للجزيئات غير القطبية ، فهي لا تتحلل إلى أيونات في المحاليل المائية.
ومع ذلك ، غالبًا ما توجد مواد في جزيئاتها يتم ملاحظة كلا النوعين من الروابط ، على سبيل المثال ، في الجزيء الصودا الكاويةيرتبط معدن NaOH بالهيدروكسيل بواسطة رابطة أيونية ، ويرتبط بالأكسجين برابطة تساهمية. في جزيء حمض الكبريتيك H 2 SO 4 ، يرتبط الهيدروجين ببقايا الحمض الرابطة القطبية، ومع الأكسجين - تساهمية غير قطبية. في جزيء نترات الألومنيوم ، يرتبط Al (NO 3) 3 ببقايا الحمض بواسطة رابطة أيونية ، وترتبط ذرات النيتروجين بذرات الأكسجين بواسطة رابطة تساهمية. في مثل هذه الحالات ، يحدث تحلل الجزيء إلى أيونات في موقع الرابطة الأيونية أو القطبية. تظل الروابط التساهمية غير منفصلة.
يستنتج مما سبق أنه ليس فقط الذرات الفردية ، ولكن أيضًا مجموعات الذرات يمكن أن تكون أيونات. على سبيل المثال ، الهيدروكسيل ، عندما ينفصل ، يشكل أنيون OH واحد ، والذي يسمى أيون الهيدروكسيل. تشكل بقايا الحمض SO 4 أيون أنيون - كبريتات مزدوج الشحنة. يتم تحديد شحنة كل أيون من خلال التكافؤ.

الآن يمكننا النظر في أي الأيونات تنفصل فصول مختلفة مواد غير عضوية. مثل معادلات التفاعل الكيميائي ، يمكن أيضًا كتابة معادلات التفكك. على سبيل المثال ، يتم كتابة التحلل إلى أيونات الصودا الكاوية على النحو التالي:
هيدروكسيد الصوديوم \ u003d Na + + OH -
في بعض الأحيان ، بدلاً من علامة المساواة في مثل هذه المعادلات ، يضعون علامة الانعكاس ⇄ لإظهار أن التفكك عملية قابلة للعكس ويمكن أن تستمر في الاتجاه المعاكس عند إزالة المذيب.
يتفكك هيدروكسيد الكالسيوم على النحو التالي:
Ca (OH) 2 \ u003d Ca 2+ + 2OH -
(مؤشر يشير إلى الرقم مجموعات الهيدروكسيل، يصبح معاملًا).
للتحقق من صحة السجل ، يجب عليك حساب الإجمالي شحنة موجبةالكاتيونات وإجمالي الشحنة السالبة للأنيونات. يجب أن تكون متساوية في قيمه مطلقه. في هذه القضيةمجموع الشحنات الموجبة هو +2 ، وسالب -2. مما قيل ، ينشأ تعريف القواعد في ضوء نظرية التفكك الإلكتروليتي.

القواعد هي تلك الإلكتروليتات التي تنفصل في المحلول لتشكيل فقط الكاتيونات المعدنية وأنيونات الهيدروكسيل.

اكتب تعريف القواعد في دفتر ملاحظاتك.

■ 75. اكتب معادلات التفكك للقواعد التالية ، بعد التحقق أولاً وفقًا لجدول الذوبان فيما إذا كانت إلكتروليتات: هيدروكسيد الباريوم ، هيدروكسيد الحديد ، هيدروكسيد البوتاسيوم ، هيدروكسيد السترونتيوم ، هيدروكسيد الزنك ، هيدروكسيد الليثيوم.
يحدث التحلل إلى أيونات حمضية حيث توجد رابطة قطبية ، أي بين ذرة الهيدروجين وبقايا الحمض.

فمثلا، حمض النيتريكيتم التعبير عنها بالمعادلة:
HNO 3 \ u003d H + + NO 3 -
اثنان أو أكثر الأحماض الأساسيةيستمر التفكك في خطوات ، على سبيل المثال ، في H 2 CO 3:
H 2 CO 3 H + HCO s - (المرحلة الأولى) HCO 3 ⇄ H + CO 2 3 - (المرحلة الثانية)
يُصوَّر التفكك التدريجي أحيانًا على أنه مساواة مستمرة.
H 2 CO 3 H + + HCO 3 - ⇄ 2H + CO 2 3 -
في التفكك التدريجي ، يتم تقليل التفكك التدريجي بشكل كبير ، وفي الخطوة الأخيرة يكون عادةً صغيرًا جدًا.
وبالتالي ، فإن الأحماض عبارة عن إلكتروليتات تنفصل في محاليل لتكوين أيونات الهيدروجين فقط ككاتيونات.

اكتب تعريف الأحماض في دفتر ملاحظاتك.

■ 76. اكتب معادلات التفكك للأحماض التالية: الكبريتيك ، الفوسفوريك ، كبريتيد الهيدروجين ، الكبريت ، الهيدروكلوريك. في حالة وجود اثنين أو أكثر من الأحماض الأساسية ، اكتب المعادلات في خطوات.

تعتمد طبيعة تفكك القواعد والأحماض على نصف قطر وشحنة الأيون الذي يشكل القاعدة أو الحمض.
وبالتالي ، فإن نصف قطر أيون الصوديوم أكبر من نصف قطر أيون H + قذائف الإلكترونيجذب الأكسجين نواة الهيدروجين بقوة أكبر من نواة الصوديوم. لذلك ، أثناء التفكك ، يجب أن تنكسر رابطة Na-OH بشكل أسرع. كلما زاد نصف قطر الأيون الذي يشكل الهيدروكسيد ، بنفس الشحنة ، كان من الأسهل فصله.
في نفس المجموعة الفرعية ، هيدروكسيد معدني بشحنة كبيرة نواة ذريةوبالتالي ، مع نصف قطر أيوني كبير سينفصل بقوة أكبر.

■ 77. باستخدام الجدول الدوري لعناصر D. I. Mendeleev ، حدد القواعد التي ستنفصل بقوة أكبر: Mg (OH) 2 أو Sr (OH) 2. لماذا ا؟

في حالة القيم القريبة لنصف قطر الأيونات التي تشكل الهيدروكسيد (أو الحمض) ، تعتمد طبيعة التفكك على قيمة شحنتها. لذلك ، بما أن شحنة أيون السيليكون في حمض السيليك هي H 2 SiO 3 - Si (+4) ، والأيون

الكلور في حمض البيركلوريك HclO 4 - Cl (+7) ، فالأخير أقوى. كلما زادت الشحنة الموجبة للأيون ، زاد صده لأيون الهيدروجين الموجب. يحدث تفكك الحمض.
يتم تفسير مذبذبة البريليوم (الفترة الثانية) من خلال توازن غريب بين قوى التنافر لأيون الهيدروجين وجاذبيته بواسطة أيون البريليوم.

■ 78. لماذا في الفترة الثالثة النظام الدوري D. I. Mendeleev ، يعرض هيدروكسيد المغنيسيوم الخصائص الأساسيةوهيدروكسيد الألومنيوم - مذبذب ولكن يشكل حمض؟ اشرح ذلك من خلال مقارنة الشحنات وأنصاف أقطار أيونات المغنيسيوم والألومنيوم والكبريت.

نظرًا لوجود رابطة أيونية بين ذرات المعدن وبقايا الحمض في جزيئات الملح ، تنفصل الأملاح ، على التوالي ، مع تكوين الكاتيونات المعدنية والأنيونات من بقايا الحمض ، على سبيل المثال:
Al 2 (SO 4) 3 \ u003d 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
بناءً على ذلك ، تسمى الإلكتروليتات بالأملاح ، والتي تشكل أيونات معدنية على شكل كاتيونات أثناء التفكك ، وأيونات بقايا الحمض كأنيونات.

■ 79. اكتب معادلات التفكك للأملاح المتوسطة التالية: فوسفات الصوديوم ، نترات المغنيسيوم ، كلوريد الألومنيوم ، سيليكات البوتاسيوم ، كربونات الصوديوم ، كبريتيد البوتاسيوم ، نترات النحاس (II) ، كلوريد الحديد (III).

يستمر تفكك الأملاح الحمضية والقاعدية والأملاح الأخرى بشكل مختلف إلى حد ما ، كما سيتم مناقشته أدناه.

درجة التفكك

التفكك الالكتروليتي هو عملية قابلة للعكس. وبالتالي ، في نفس الوقت مع تكوين الأيونات ، تحدث العملية المعاكسة - دمج الأيونات في الجزيئات. يتم إنشاء توازن بينهما. كلما كان المحلول مخففًا ، كلما حدث التفكك بشكل كامل. يتم الحكم على اكتمال التفكك من خلال حجم درجة التفكك ، والتي يُشار إليها بالحرف α.
هي نسبة عدد الجزيئات المنفصلة n إلى العدد الإجمالي للجزيئات N للمذاب ، معبرًا عنها كنسبة مئوية:

اكتب الصيغة وتعريف درجة التفكك في دفتر ملاحظات

بمعنى آخر ، يوضح النسبة المئوية للجزيئات الذائبة التي تحطمت إلى أيونات.
اعتمادًا على درجة التفكك ، تتميز الإلكتروليتات القوية والضعيفة. كلما زادت قوة المنحل بالكهرباء.
تتميز الإلكتروليتات بحجم التحلل إلى أيونات: قوية ، متوسطة ، ضعيفة.
الشوارد القوية ، على سبيل المثال HNO 3 ، HCl ، H 2 SO 4 ، والقلويات الكاوية وجميع الأملاح تنفصل تمامًا تقريبًا (بنسبة 100٪) ، ومع ذلك ، تشتمل الإلكتروليتات القوية أيضًا على تلك التي يكون فيها α \ u003e 30٪ ، أي أكثر من 30٪ من الجزيئات تتفكك إلى أيونات. الشوارد المتوسطة ، مثل H 3 RO 4 و H 2 SO 3 لها درجة تفكك تتراوح من 2 إلى 30٪. الشوارد الضعيفة ، مثل NH 4 OH ، H 2 CO 3 ، H 2 S تتفكك بشكل سيئ: α< 2%.
تتم مقارنة درجة تفكك الإلكتروليتات المختلفة في محاليل من نفس التركيز (غالبًا 0.1 نيوتن) ، نظرًا لأن درجة التفكك تعتمد بشدة على تركيز المحلول.
تتأثر درجة التفكك بطبيعة المادة المذابة نفسها والمذيب وعدد من المواد الأخرى. تأثيرات خارجية. وبالتالي ، عندما يقولون "حمض قوي" أو "قاعدة قوية" ، فإنهم يقصدون درجة تفكك مادة في المحلول. في هذه الحالة نحن نتكلمحول هذه المواد مثل المنحلات بالكهرباء. درجة تفكك مادة ما تعتمد على سلوكها في تفاعل كيميائيومسار رد الفعل نفسه.

■ 80. ما الذي يميز درجة التفكك α؟

81. ارسم طاولة في دفتر ملاحظاتك:

بناءً على النص الذي تقرأه ، قدم مثالين على الأقل في كل عمود. 82. ماذا تعني عبارة "حامض قوي" ، "قاعدة ضعيفة"؟

تبادل التفاعلات بين المنحلات بالكهرباء.المعادلات الأيونية

نظرًا لأن الإلكتروليتات في المحاليل تتحلل إلى أيونات ، يجب أن تحدث تفاعلات الإلكتروليت أيضًا بين الأيونات.
يسمى تفاعل الأيونات في المحلول بالتفاعل الأيوني.
اكتب الصياغة في دفتر ملاحظاتك.
بمشاركة الأيونات ، يمكن أن تحدث تفاعلات التبادل والاختزال. ضع في اعتبارك تفاعلات الإلكتروليتات في المحلول ، على سبيل المثال ، التفاعل بين أملاحين:
كلوريد الصوديوم + AgNO 3 \ u003d AgCl ↓ + NaNO 3
وكيف تتفكك الشوارد القوية إلى أيونات:
كلوريد الصوديوم ⇄ Na + + Cl -
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 -
لذلك ، يمكن كتابة الجانب الأيسر من المعادلة بهذا الشكل: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
ضع في اعتبارك المواد التي تم الحصول عليها نتيجة التفاعل: AgCl مادة غير قابلة للذوبان ، وبالتالي لن تتفكك إلى أيونات ، و NaNO 3 عبارة عن ملح قابل للذوبان ، ويتفكك تمامًا إلى أيونات وفقًا للمخطط
NaNO 3 Na + + NO 3 -

NaNO 3 هو إلكتروليت قوي ، لذا فإن الجانب الأيمن من المعادلة مكتوب على النحو التالي:
... = Na + + NO 3 - + AgCl المعادلة ككل سيكون لها العرض التالي:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
تسمى هذه المعادلة بالمعادلة الأيونية الكاملة. بتقليل المصطلحات المماثلة في هذه المعادلة ، نحصل على المعادلة الأيونية المختزلة
Ag + + Cl - = AgCl
إذن ، تسلسل تجميع المعادلة الأيونية.
1. اكتب في شكل أيوني صيغ المنتجات الأولية (تلك التي تنفصل).
2. اكتب في شكل أيوني صيغ المنتجات التي تم الحصول عليها (تلك التي تنفصل).
3. تحقق مما إذا كانت القيمة المطلقة للعدد الإجمالي موجب و رسوم سلبيةالأيونات على الجانب الأيسر من المساواة ، ثم على اليمين.
4. تحقق مما إذا كان عدد الأيونات التي تحمل الاسم نفسه في الجزأين الأيمن والأيسر من المعادلة يتطابق (مع مراعاة الذرات التي تشكل المادة غير الفاصلة).
هذا يختتم تجميع المعادلة الأيونية الكاملة.
اكتب تسلسل تجميع المعادلة الأيونية في دفتر ملاحظات.
5. لتجميع معادلة أيونية مختصرة ، يجب أن تجد على اليسار و الأجزاء الصحيحةالمعادلات مثل المصطلحات التي لها نفس العلامات واستبعدها من المعادلة ، ثم اكتب المعادلة الأيونية المختزلة الناتجة.
المعادلة الأيونية المختصرة المعطاة تعبر عن جوهر ليس فقط هذا التفاعل. لنكتب بعض معادلات التفاعل ، على سبيل المثال:
1) حمض الهيدروكلوريك + AgNO 3 = AgCl ↓ + HNO 3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - \ u003d H + + NO 3 - + AgCl ↓

Ag + + Cl - = AgCl

2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba (NO 3) 2 + 2AgCl ↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl ↓
Ag + + Cl - = AgCl
3) AlCl 3 + 3AgNO 3 \ u003d Al (NO 3) 3 + 3AgCl ↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
في جميع الأمثلة المذكورة ، المعادلة الأيونية المختصرة هي نفسها. هذا الظرف جدا دورا هامافي الكيمياء التحليليةللتحليل النوعي.
قد تكون هناك حالات ، نتيجة للتفاعل ، يتم تكوين (مادة منفصلة قليلاً)
Ca (OH) 2 + 2HCl \ u003d CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2OH - + 2H + 2Cl - \ u003d Ca 2+ + 2Cl - + 2H 2 O
H + + OH - \ u003d H 2 O
أو إطلاق الغاز
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \ u003d 2NaNO 3 + H 2 O + CO2

2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - \ u003d 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓

2H + CO 2 3 - \ u003d H 2 O + CO 2
كما هو معروف ، هناك شروط لاستمرار تفاعلات التبادل حتى النهاية: 1) إذا تشكلت المادة المترسبة ، 2) إذا تم إطلاق الغاز ، و 3) إذا. يمكن صياغة كل هذه الشروط من وجهة نظر نظرية التفكك الإلكتروليتي على النحو التالي: تستمر تفاعلات التبادل حتى النهاية إذا تشكلت ، نتيجة للتفاعل ، مواد غير منفصلة أو منفصلة قليلاً.
في الحالات التي تنفصل فيها كلتا المادتين جيدًا ، يكون التفاعل قابلاً للانعكاس ، على سبيل المثال:
2KSl + Na 2 SO 4 2NaCl + K 2 SO 4

المهام رقم 7 مع الحلول.

دعنا نحلل المهام رقم 7 من OGE لعام 2016.

المهام مع الحلول.

رقم المهمة 1.

تتشكل فقط كاتيونات البوتاسيوم وأنيونات الفوسفات أثناء تفكك مادة تكون صيغتها

1. KHPO4

2. Ca3 (PO4) 2

3. KH2PO4

4. K3PO4

تفسير:إذا تم تشكيل كاتيونات البوتاسيوم وأيونات الفوسفات فقط أثناء التفكك ، فإن هذه الأيونات فقط هي جزء من المادة المرغوبة. نؤكد مع معادلة التفكك:

K3PO4 → 3K + + PO4³‾

الإجابة الصحيحة هي 4.

رقم المهمة 2.

تشمل الإلكتروليتات كل مادة من المواد التي تحتوي صيغها

1. N2O، KOH، Na2CO3

2. النحاس (NO3) 2 ، حمض الهيدروكلوريك ، Na2SO4

3 - Ba (OH) 2 ، NH3xH2O ، H2SiO3

4. CaCl2، Cu (OH) 2، SO2

تفسير:المنحلات بالكهرباء - المواد التي توصل التيار الكهربائي بسبب التفكك في الأيونات في المحاليل والذوبان. لذلك ، فإن الإلكتروليتات مواد قابلة للذوبان.

الإجابة الصحيحة هي 2.

عدد المهام 3.

مع التفكك الكامل لكبريتيد الصوديوم تتشكل الأيونات

1. Na + و HS‾

2. Na + و SO3²‾

3. Na + و S²‾

4. Na + و SO4²‾

تفسير:اكتب معادلة التفكك لكبريتيد الصوديوم

Na2S → 2Na + + S²‾

بالتالي، الإجابة الصحيحة هي 3.

عدد المهام 4.

في قائمة الأيونات

أ. أيون النترات

ب. أيون الأمونيوم

B. أيون هيدروكسيد

D. أيون الهيدروجين

D. أيون الفوسفات

E. أيون المغنيسيوم

الكاتيونات هي:

1. GD 2. BGE 3. AGE 4. VGE

تفسير:كاتيونات الأنواع الموجبة ، مثل أيونات المعادن أو أيونات الهيدروجين. من بين هؤلاء ، أيون الأمونيوم وأيون الهيدروجين والمغنيسيوم. الإجابة الصحيحة هي 2.

عدد المهام 5.

هل هم حقيقيون الأحكام التاليةحول التفكك الالكتروليتي للأملاح؟

جميع الأملاح عند التفكك تكون كاتيونات معدنية ، كاتيونات الهيدروجين وأنيونات البقايا الحمضية

ب. الأملاح في عملية التفكك من الكاتيونات المعدنية وأنيونات البقايا الحمضية

1. فقط (أ) هو الصحيح

2. فقط B هو الصحيح

3. كلا الحكمين صحيحان

4. كلا الحكمين خاطئين

تفسير:تشكل الأملاح الحمضية فقط كاتيونات الهيدروجين أثناء التفكك ، لذلك ، A خطأ ، لكن B صحيح. هذا مثال:

NaCl → Na + + Cl‾

الإجابة الصحيحة هي 2.

عدد المهام 6.

نفس الرقمتتشكل مولات الكاتيونات والأنيونات عند التفكك الكامل في محلول مائي من 1 مول

1. KNO3

2. CaCl2

3. Ba (NO3) 2

4- Al2 (SO4) 3

تفسير:في هذه المعادلة ، يمكننا إما كتابة معادلات التفكك وإلقاء نظرة على المعاملات التي تم الحصول عليها ، أو إلقاء نظرة على المؤشرات في الصيغ الخاصة بهذه الأملاح. يحتوي جزيء KNO3 فقط على نفس عدد الشامات:

KNO3 → K + + NO3‾

والجواب الصحيح هو 1.

رقم المهمة 7.

تتشكل أيونات الكلوريد في عملية تفكك مادة تكون صيغتها

1. KClO3

2- AlCl3

3. NaClO

4.Cl2O7

تفسير:من بين المواد المدرجة ، توجد أيونات الكلوريد فقط في جزيء كلوريد الألومنيوم - AlCl3. ها هي معادلة التفكك لهذا الملح:

AlCl3 → Al3 + + 3Cl‾

الإجابة الصحيحة هي 2.

رقم المهمة 8.

تتشكل أيونات الهيدروجين أثناء تفكك مادة تكون صيغتها

1. H2SiO3

2. NH3xH2O

3.HBr

4-ناو

تفسير:أيونات الهيدروجين ، من بين تلك المدرجة ، فقط في HBr: HBr → H + + Br‾

(H2SiO3 في المحلول يتفكك إلى H2O و SiO2)

الإجابة الصحيحة هي 3.

رقم المهمة 9.

في قائمة المواد:

أ- حامض الكبريتيك

B. الأكسجين

ب. هيدروكسيد البوتاسيوم

G. الجلوكوز

د- كبريتات الصوديوم

E. الكحول الإيثيلي

المنحلات بالكهرباء هي:

1. أين 2. ABG 3. VDE 4. AVD

تفسير:المنحلات بالكهرباء هي أحماض أو قواعد أو أملاح قوية. من بين تلك المدرجة حمض الكبريتيك (H2SO4) ، هيدروكسيد البوتاسيوم (KOH) ، كبريتات الصوديوم (Na2SO4). الإجابة الصحيحة هي 4.

رقم المهمة 10.

في عملية التفكك ، تشكل أيونات الفوسفات كل مادة ، صيغتها

1. H3PO4 ، (NH4) 3PO4 ، Cu3 (PO4) 2

2. Mg3 (PO4) 2 ، Na3PO4 ، AlPO4

3. Na3PO4 ، Ca3 (PO4) 2 ، FePO4

4. K3PO4 ، H3PO4 ، Na3PO4

تفسير:كما في المهمة السابقة ، نحتاج هنا إلى معرفة أن الإلكتروليتات هي أحماض قوية أو أملاح قابلة للذوبان ، كما هو الحال ، على سبيل المثال ، في رقم 4:

K3PO4 → 3K + + PO4³‾

H3PO4 → 3H + + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na + + PO4³‾

الإجابة الصحيحة هي 4.

مهام القرار المستقل.

1. تتشكل أيونات الهيدروجين وبقايا الحمض في عملية التفكك الإلكتروليتي:

1. الماء

2. حمض النيتريك

3. حمض السيليك

4. نترات البوتاسيوم

2. المنحلات بالكهرباء هي كل مادة من المواد التي تكون صيغها:

1. KOH ، H2O (Dist) ، CaCl2

2. BaSO4، Al (NO3) 3، H2SO4

3. BaCl2 ، H2SO4 ، LiOH

4. H2SiO3 ، AgCl ، HCl

3. هل العبارات التالية حول الإلكتروليتات صحيحة؟

A. النيتروجين و حامض الكبريتيكهي شوارد قوية

ب. كبريتيد الهيدروجين في محلول مائي يتحلل تماما إلى أيونات

1. فقط (أ) هو الصحيح

2. فقط B هو الصحيح

3. كلا الحكمين صحيحان

4. كلا الحكمين خاطئين

4. المنحل بالكهرباء هو كل من المادتين

1. كبريتيد النحاس (II) والإيثانول

2. حامض الهيدروكلوريكوكبريتات البوتاسيوم

3. أكسيد الزئبق الثنائي وكبريتات الكالسيوم

4 - كربونات المغنيسيوم وأكسيد النيتريك (1)

5. ينفصل تدريجياً في محلول مائي

1. نترات النحاس (II)

2. حمض النيتريك

3. حامض الكبريتيك

4. هيدروكسيد الصوديوم

6. هل العبارات التالية حول الإلكتروليتات صحيحة؟

هيدروكسيد البريليوم وهيدروكسيد الحديد (III) من الشوارد القوية

ب. نترات الفضة في محلول مائي تتحلل تماما إلى أيونات

1. فقط (أ) هو الصحيح

2. فقط B هو الصحيح

3. كلا الحكمين صحيحان

4. كلا الحكمين خاطئين

7. تتشكل أيونات الكبريتات في عملية التفكك

1. كبريتيد البوتاسيوم

2. حمض الكبريتيك

3. كبريتيد النحاس

4. كبريتات الباريوم

8. عام الخواص الكيميائيةهيدروكسيد الصوديوم وهيدروكسيد الباريوم بسبب

1. وجود أيونات الصوديوم والباريوم في محاليلها

2. ذوبانها الجيد في الماء

3. وجود ثلاثة عناصر في تكوينها

4. وجود أيونات الهيدروكسيد في محاليلها

9. الكاتيون هو

1. أيون الكبريتات

2. أيون الصوديوم

3. أيون الكبريتيد

4. أيون الكبريتيت

10. أنيون هو

1. أيون الكالسيوم

2. أيون السيليكات

3. أيون المغنيسيوم

4. أيون الأمونيوم

تم أخذ المهام المقدمة من مجموعة التحضير لـ OGE في الكيمياء للمؤلفين: Koroshchenko A.S. و Kuptsova A.A.

يمكن ملاحظة موصلية مواد التيار الكهربائي أو نقص الموصلية باستخدام جهاز بسيط.

يتكون من قضبان الكربون (أقطاب كهربائية) متصلة بأسلاك بشبكة كهربائية. يتم تضمين لمبة كهربائية في الدائرة ، مما يشير إلى وجود أو عدم وجود تيار في الدائرة. إذا كانت الأقطاب الكهربائية مغمورة في محلول السكر ، فلن يضيء المصباح. لكنها ستضيء بشكل ساطع إذا تم خفضها إلى محلول من كلوريد الصوديوم.

المواد التي تتحلل إلى أيونات في المحاليل أو تذوب ، وبالتالي موصلة للكهرباء تسمى بالكهرباء.

المواد التي لا تتحلل إلى أيونات في نفس الظروف ولا تقوم بتيار كهربائي تسمى non-electrolytes.

تشمل الإلكتروليتات الأحماض والقواعد وجميع الأملاح تقريبًا.

معظم غير المنحلات بالكهرباء مركبات العضوية، وكذلك المواد الموجودة في الجزيئات التي لا يوجد فيها سوى روابط تساهمية غير قطبية أو روابط قطبية منخفضة.

المنحلات بالكهرباء هي موصلات من النوع الثاني. في محلول أو تذوب ، تتحلل إلى أيونات ، بسبب تدفق التيار. من الواضح أنه كلما زاد عدد الأيونات في المحلول ، كان توصيل الكهرباء أفضل. ماء نقيالتيار الكهربائي سيئ للغاية.

يميز بين الشوارد القوية والضعيفة.

تتفكك الإلكتروليتات القوية تمامًا إلى أيونات عند إذابتها.

وتشمل هذه:

1) جميع الأملاح تقريبًا ؛

2) العديد من الأحماض المعدنية ، على سبيل المثال H 2 SO 4 ، HNO 3 ، Hcl ، HBr ، HI ، HMnO 4 ، HClO 3 ، HClO 4 ؛

3) قواعد الفلزات الأرضية القلوية والقلوية.

شوارد ضعيفةعندما تذوب في الماء ، فإنها تنفصل جزئيًا فقط في الأيونات.

وتشمل هذه:

1) جميع الأحماض العضوية تقريبًا ؛

2) بعض الأحماض المعدنية ، على سبيل المثال H 2 CO 3 ، H 2 S ، HNO 2 ، HClO ، H 2 SiO 3 ؛

3) العديد من القواعد المعدنية (باستثناء القواعد المعدنية الأرضية القلوية والقلوية) ، وكذلك NH 4 OH ، والتي يمكن تمثيلها على أنها هيدرات الأمونيا NH 3 H 2 O.

الماء هو إلكتروليت ضعيف.

لا يمكن للإلكتروليتات الضعيفة أن تعطي تركيزًا عاليًا من الأيونات في المحلول.

الأحكام الأساسية لنظرية التفكك الإلكتروليتي.

يسمى تكسير الإلكتروليتات إلى أيونات عندما تذوب في الماء بالتفكك الإلكتروليتي.

لذلك ، كلوريد الصوديوم NaCl ، عندما يذوب في الماء ، يتحلل تمامًا إلى أيونات الصوديوم Na + وأيونات الكلوريد Cl -.

يشكل الماء أيونات الهيدروجين H + وأيونات الهيدروكسيد OH - فقط بكميات صغيرة جدًا.

لشرح ميزات المحاليل المائية للكهارل ، اقترح العالم السويدي س. أرهينيوس في عام 1887 نظرية التفكك الإلكتروليتي. في وقت لاحق تم تطويره من قبل العديد من العلماء على أساس نظرية بنية الذرات والترابط الكيميائي.

يمكن اختزال المحتوى الحالي لهذه النظرية إلى الافتراضات الثلاثة التالية:

1. عند إذابتها في الماء ، تتحلل (تتفكك) الإلكتروليتات إلى أيونات - موجبة وسالبة.

الأيونات في حالات إلكترونية أكثر استقرارًا من الذرات. يمكن أن تتكون من ذرة واحدة - هذه أيونات بسيطة (Na + ، Mg 2+ ، Al 3+ ، وما إلى ذلك) - أو من عدة ذرات - هذه أيونات معقدة (NO 3 - ، SO2-4 ، PO Z- 4 إلخ.).

2. تحت تأثير التيار الكهربائي ، تكتسب الأيونات حركة موجهة: تتحرك الأيونات الموجبة الشحنة نحو القطب السالب ، والأيونات سالبة الشحنة - نحو القطب الموجب. لذلك ، الأول يسمى الكاتيونات ، والثاني - الأنيونات.

تحدث الحركة الموجهة للأيونات نتيجة لجذبها بواسطة أقطاب كهربائية مشحونة بشكل معاكس.

3. التفكك - عملية قابلة للعكس: بالتوازي مع تفكك الجزيئات إلى أيونات (التفكك) ، تستمر عملية توصيل الأيونات (الارتباط).

لذلك ، في معادلات التفكك الإلكتروليتي ، بدلاً من علامة المساواة ، يتم وضع علامة الانعكاس. على سبيل المثال ، معادلة تفكك جزيء المنحل بالكهرباء KA إلى كاتيون K + وأنيون A - في نظرة عامةمكتوب مثل هذا:

KA ↔ K + A -

تعتبر نظرية التفكك الإلكتروليتي إحدى النظريات الرئيسية في الكيمياء غير العضويةوهو في اتفاق كامل مع العلوم الذرية والجزيئيةونظرية التركيب الذري.

درجة التفكك.

من أهم مفاهيم نظرية أرهينيوس في التفكك الإلكتروليتي مفهوم درجة التفكك.

درجة التفكك (أ) هي نسبة عدد الجزيئات التي تحللت إلى أيونات (ن ") ، إلى العدد الإجمالي للجزيئات الذائبة (ن):

يتم تحديد درجة تفكك الإلكتروليت تجريبياً ويتم التعبير عنها في أجزاء من وحدة أو كنسبة مئوية. إذا كانت α = 0 ، فلا يوجد تفكك ، وإذا كانت α = 1 أو 100٪ ، فإن المنحل بالكهرباء يتحلل تمامًا إلى أيونات. إذا كانت α = 20٪ ، فهذا يعني أنه من بين 100 جزيء من هذا المنحل بالكهرباء ، 20 تتحلل إلى أيونات.

الإلكتروليتات المختلفة لها درجات مختلفة من التفكك. تظهر التجربة أن ذلك يعتمد على تركيز المنحل بالكهرباء وعلى درجة الحرارة. مع انخفاض في تركيز المنحل بالكهرباء ، أي عند تخفيفه بالماء ، تزداد درجة التفكك دائمًا. كقاعدة عامة ، يزيد من درجة التفكك وزيادة درجة الحرارة. وفقًا لدرجة التفكك ، تنقسم الإلكتروليتات إلى قوية وضعيفة.

دعونا نفكر في تحول التوازن بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة أثناء التفكك الكهربائي للإلكتروليت الضعيف - حمض الأسيتيك:

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

عندما يتم تخفيف محلول حمض الأسيتيك بالماء ، يتحول التوازن نحو تكوين الأيونات - تزداد درجة تفكك الحمض. على العكس من ذلك ، عندما يتبخر المحلول ، يتحول التوازن نحو تكوين جزيئات الحمض - تنخفض درجة التفكك.

يتضح من هذا التعبير أن α يمكن أن تختلف من 0 (لا تفكك) إلى 1 (تفكك كامل). غالبًا ما يتم التعبير عن درجة التفكك كنسبة مئوية. لا يمكن تحديد درجة تفكك الكهارل إلا بشكل تجريبي ، على سبيل المثال ، عن طريق قياس نقطة تجمد المحلول ، عن طريق التوصيل الكهربائي للمحلول ، إلخ.

آلية التفكك

تنفصل المواد ذات الرابطة الأيونية بسهولة أكبر. كما تعلم ، تتكون هذه المواد من أيونات. عندما تذوب ، توجه ثنائيات أقطاب الماء نفسها حول الأيونات الموجبة والسالبة. تنشأ قوى الجذب المتبادل بين الأيونات وثنائيات أقطاب الماء. نتيجة لذلك ، تضعف الرابطة بين الأيونات ويحدث انتقال الأيونات من البلورة إلى المحلول. في هذه الحالة ، تتشكل أيونات رطبة ، أي الأيونات مرتبطة كيميائيا بجزيئات الماء.

وبالمثل ، تنفصل الإلكتروليتات ، وتتشكل جزيئاتها وفقًا لنوع القطبية الرابطة التساهمية(الجزيئات القطبية). يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء أيضًا حول كل جزيء قطبي للمادة ، والتي تنجذب بواسطة أقطابها السالبة إلى القطب الموجب للجزيء ، ومن أقطابها الموجبة إلى القطب السالب. نتيجة لهذا التفاعل ، سحابة الإلكترون الملزمة ( زوج الإلكترون) تمامًا إلى ذرة ذات كهرسلبية أعلى ، ويتحول الجزيء القطبي إلى جزيء أيوني ، ثم تتشكل الأيونات المميهة بسهولة:

يمكن أن يكون تفكك الجزيئات القطبية كاملًا أو جزئيًا.

وبالتالي ، فإن الإلكتروليتات عبارة عن مركبات لها رابطة أيونية أو قطبية - أملاح وأحماض وقواعد. ويمكن أن تتفكك إلى أيونات في المذيبات القطبية.

التفكك ثابت.

التفكك ثابت. السمة الأكثر دقة لتفكك الإلكتروليت هي ثابت التفكك ، والذي لا يعتمد على تركيز المحلول.

يمكن الحصول على تعبير ثابت التفكك عن طريق كتابة معادلة التفاعل لتفكك المنحل بالكهرباء AK في شكل عام:

أ ك → أ - + ك +.

لأن التفكك قابل للعكس عملية التوازن، ثم ينطبق قانون العمل الجماعي على هذا التفاعل ، ويمكن تعريف ثابت التوازن على النحو التالي:

حيث K هو ثابت التفكك ، والذي يعتمد على درجة حرارة وطبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب ، ولكنه لا يعتمد على تركيز الإلكتروليت.

نطاق ثوابت التوازن للتفاعلات المختلفة كبير جدًا - من 10-16 إلى 10 15. فمثلا، قيمة عالية إلىلرد الفعل

يعني أنه إذا تم إدخال النحاس المعدني في محلول يحتوي على أيونات الفضة Ag + ، فعند لحظة التوازن ، يكون تركيز أيونات النحاس أكبر بكثير من مربع تركيز أيونات الفضة 2. على العكس من ذلك ، قيمة منخفضة إلىفي رد فعل

يشير إلى أنه بحلول الوقت الذي تم الوصول إلى التوازن ، تم إذابة كمية ضئيلة من يوديد الفضة AgI.

يدفع انتباه خاصعلى شكل تعبيرات عن ثابت التوازن.إذا لم تتغير تركيزات بعض الكواشف بشكل ملحوظ أثناء التفاعل ، فلن يتم كتابتها في التعبير عن ثابت التوازن (يتم الإشارة إلى هذه الثوابت بواسطة K 1).

لذلك ، بالنسبة لتفاعل النحاس مع الفضة ، سيكون التعبير غير صحيح:

سيكون صحيحا الشكل التاليالسجلات:

ويفسر ذلك حقيقة أن تركيزات النحاس المعدني والفضة تدخل في ثابت التوازن. يتم تحديد تركيزات النحاس والفضة حسب كثافتها ولا يمكن تغييرها. لذلك ، ليس من المنطقي أخذ هذه التركيزات في الاعتبار عند حساب ثابت التوازن.

يتم شرح تعبيرات ثوابت التوازن في انحلال AgCl و AgI بالمثل

حاصل الإذابة. تسمى ثوابت تفكك الأملاح الضئيلة الذوبان وهيدروكسيدات المعادن نتاج قابلية ذوبان المواد المقابلة (يُشار إليها بواسطة PR).

لتفاعل تفكك الماء

سيكون التعبير الثابت:

ويفسر ذلك حقيقة أن تركيز الماء أثناء التفاعلات في المحاليل المائية يتغير بشكل طفيف للغاية. لذلك ، يُفترض أن تركيز [H 2 O] يظل ثابتًا ويتم إدخاله في ثابت التوازن.

الأحماض والقواعد والأملاح من وجهة نظر التفكك الإلكتروليتي.

باستخدام نظرية التفكك الإلكتروليتي ، يتم إعطاء التعريفات ووصف خصائص الأحماض والقواعد والأملاح.

تسمى الإلكتروليتات بالأحماض ، والتي تتشكل أثناء التفكك فقط كاتيونات الهيدروجين ككاتيونات.

فمثلا:

حمض الهيدروكلوريك ↔ H + + C l - ؛

CH 3 COOH H + + CH 3 COO -

يستمر تفكك حمض البولي بيسيك بشكل أساسي خلال المرحلة الأولى ، وبدرجة أقل خلال المرحلة الثانية ، وبدرجة قليلة فقط خلال المرحلة الثالثة. لذلك ، في محلول مائي ، على سبيل المثال ، حمض الفسفوريكجنبا إلى جنب مع جزيئات H 3 RO 4 هناك أيونات (بكميات متناقصة على التوالي) H 2 RO 2-4 ، HPO 2-4 و RO 3-4

H 3 RO 4 N + H 2 RO - 4 (المرحلة الأولى)

H 2 RO - 4 ↔ H + + HPO 2- 4 (المرحلة الثانية)

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (المرحلة الثالثة)

يتم تحديد أساس الحمض من خلال عدد الكاتيونات الهيدروجينية التي تتشكل أثناء التفكك.

لذلك ، HCl ، HNO 3 - أحماض أحادية القاعدة - يتم تكوين كاتيون هيدروجين واحد ؛

H 2 S ، H 2 CO 3 ، H 2 SO 4 - ثنائي القاعدة ،

H 3 PO 4، H 3 AsO 4 هي ثلاثية ، حيث يتم تكوين اثنين وثلاثة كاتيونات هيدروجين ، على التوالي.

من بين ذرات الهيدروجين الأربع الموجودة في جزيء حمض الأسيتيك CH 3 COOH ، يمكن تقسيم ذرة واحدة فقط ، وهي جزء من مجموعة الكربوكسيل - COOH ، على شكل H + كاتيون ، - حمض الاسيتيكأحادي القاعدة.

يتفكك الأحماض ثنائية ومتعددة القاعدة تدريجياً (تدريجياً).

تسمى القواعد بالكهرباء ، أثناء تفككها تتشكل أيونات الهيدروكسيد فقط كأنيونات.

فمثلا:

KOH ↔ K + + OH - ؛

NH 4 OH NH + 4 + OH -

تسمى القواعد القابلة للذوبان في الماء القلويات. هناك القليل منهم هذه هي قواعد معادن الأرض القلوية والقلوية: LiOH و NaOH و KOH و RbOH و CsOH و FrOH و Ca (OH) 2 و Sr (OH) 2 و Ba (OH) 2 و Ra (OH) 2 وأيضًا NH 4 أوه. معظم القواعد قابلة للذوبان في الماء بشكل طفيف.

يتم تحديد حموضة القاعدة بعدد مجموعات الهيدروكسيل (مجموعات الهيدروكسيل). على سبيل المثال ، NH 4 OH عبارة عن قاعدة ذات حمض واحد ، و Ca (OH) 2 عبارة عن حمضين ، و Fe (OH) 3 عبارة عن ثلاثة أحماض ، وما إلى ذلك. تنفصل القواعد ثنائية و polyacid في خطوات

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (الخطوة الأولى)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (المرحلة الثانية)

ومع ذلك ، هناك إلكتروليتات ، عند التفكك ، تشكل في نفس الوقت كاتيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيد. تسمى هذه الإلكتروليتات مذبذب أو أمفوليت. وتشمل هذه المياه وهيدروكسيدات الزنك والألمنيوم والكروم وعدد من المواد الأخرى. الماء ، على سبيل المثال ، يتفكك إلى أيونات H + و OH (بكميات صغيرة):

H 2 O ↔ H + + OH -

لذلك ، لديها بالتساويأعرب و خصائص الحمضبسبب وجود كاتيونات الهيدروجين H + ، وخصائص قلوية لوجود أيونات الهيدروجين.

يمكن التعبير عن تفكك هيدروكسيد الزنك المذبذب Zn (OH) 2 بالمعادلة

2 OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn (OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +

تسمى الأملاح بالكهرباء ، وخلال عملية التفكك تتكون الكاتيونات المعدنية ، وكذلك كاتيون الأمونيوم (NH 4) وأنيونات المخلفات الحمضية

فمثلا:

(NH 4) 2 SO 4 2NH + 4 + SO 2- 4 ؛

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

هذه هي الطريقة التي تتفكك بها الأملاح الوسطى. تتفكك الأملاح الحمضية والقاعدية في خطوات. في الأملاح الحمضية ، يتم أولاً فصل أيونات المعادن ، ثم كاتيونات الهيدروجين. فمثلا:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

H SO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

في الأملاح الأساسية ، يتم أولاً تقطيع بقايا الحمض ، ثم أيونات الهيدروكسيد.

ملغ (أوه) Cl ↔ Mg (OH) + Cl -