Disocijacija jonskih jedinjenja. Elektrolitička disocijacija

Supstance čiji rastvori (ili taline) provode elektricitet nazivaju se e le c t r o l i t a m i Često se same otopine ovih supstanci nazivaju i elektroliti. Ove otopine (taline) elektrolita su provodnici druge vrste, budući da se prijenos električne energije u njima vrši kretanjem i o n o v - naelektrisane čestice. Čestica koja je pozitivno naelektrisana naziva se kation (Ca +2), čestica koja nosi negativan naboj - anion (ON -). Joni mogu biti jednostavni (Ca +2, H +) i složeni (RO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Osnivač teorije elektrolitičke disocijacije je švedski naučnik S. Arrhenius. Prema teoriji elektrolitička disocijacija naziva se raspad molekula na ione kada se rastvore u vodi, a to se dešava bez uticaja električne struje. Međutim, ova teorija nije odgovorila na pitanja: šta uzrokuje pojavu jona u otopinama i zašto pozitivni ioni, sudarajući se s negativnim, ne stvaraju neutralne čestice.

Ruski naučnici dali su svoj doprinos razvoju ove teorije: D.I. Mendeljejev, I. A. Kablukov - pristalice hemijske teorije rastvora, koji su obraćali pažnju na dejstvo rastvarača u procesu disocijacije. Kablukov je tvrdio da otopljena supstanca stupa u interakciju s rastvaračem ( proces rešavanja ) formiranje proizvoda promjenjivog sastava ( s o l v a t y ).

Solvat je jon okružen molekulama otapala (solvatna ljuska), koje mogu biti različitih količina (zbog toga se postiže promjenjiv sastav). Ako je rastvarač voda, tada se proces interakcije molekula otopljene tvari i otapala naziva g i d r a t a c i e y, a proizvod interakcije je g i d r a t o m.

Dakle, uzrok elektrolitičke disocijacije je solvatacija (hidratacija). A solvatacija (hidratacija) jona sprječava obrnutu vezu u neutralne molekule.

Kvantitativno, proces disocijacije karakteriše vrednost stepeni elektrolitičke disocijacije ( α ), što je odnos količine jonizovane materije i ukupne količine rastvorene supstance. Iz toga slijedi da za jake elektrolite α = 1 ili 100% (otvoreni joni su prisutni u rastvoru), za slabe elektrolite 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (nema jona u rastvoru). Pored prirode otopljene tvari i rastvarača, količina α ovisi o koncentraciji otopine i temperaturi.

Ako je rastvarač voda, jaki elektroliti uključuju:

1) sve soli;

2) sledeće kiseline: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 ;

3) sledeće baze: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

Proces elektrolitičke disocijacije je reverzibilan, pa se može okarakterisati vrijednošću konstante ravnoteže, koja se u slučaju slabog elektrolita naziva konstanta disocijacije (K D ) .

Što je ova vrijednost veća, to se elektrolit lakše razlaže na ione, to je više njegovih jona u otopini. Na primjer: HF ═ H + + F־

Ova vrijednost je konstantna na datoj temperaturi i ovisi o prirodi elektrolita, rastvarača.

Višebazne kiseline i polikiselinske baze disociraju u koracima. Na primjer, molekule sumporne kiseline prvo uklanjaju jedan vodikov kation:

H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־.

Eliminacija drugog jona prema jednačini

HSO 4 ־ ═ H + + SO 4 ־ 2

ide mnogo teže, jer mora savladati privlačenje od dvostruko nabijenog jona SO 4 ־ 2, koji, naravno, jače privlači ion vodonika k sebi nego jednostruko nabijeni ion HSO 4 ־ . Stoga se druga faza disocijacije javlja u mnogo manjoj mjeri nego prva.

Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne grupe u molekulu također se disociraju u koracima. Na primjer:

Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;

BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.

Srednje (normalne) soli se uvijek disociraju na metalne ione i kisele ostatke:

CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;

Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.

Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, disociraju u koracima. Na primjer:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -;

HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.

Međutim, stepen disocijacije u drugoj fazi je veoma mali, tako da rastvor kisele soli sadrži samo mali broj vodikovih jona.

Bazične soli disociraju na ione baznih i kiselih ostataka. Na primjer:

Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl -.

Sekundarna disocijacija jona glavnih ostataka na metalne i hidroksilne jone skoro da se ne dešava.

Predavanje. Teorija elektrolitičke disocijacije.

Elektroliti, neelektroliti. elektrolitička disocijacija.

Razlog odstupanja od van't Hoffovih i Raoultovih zakona prvi je ustanovio 1887. godine švedski naučnik Svante Arrhenius, koji je predložio teoriju elektrolitičke disocijacije, koja se zasniva na dva postulata:

Supstance čija su rješenja elektroliti (tj. provode električnu struju), kada se otapaju, raspadaju se na čestice (jone), koje nastaju kao rezultat disocijacije otopljene tvari. U ovom slučaju se povećava broj čestica. Ioni koji su pozitivno nabijeni nazivaju se katjoni , jer pod uticajem električnog polja kreću se prema katodi.Negativno nabijeni ioni - anjoni , jer pod uticajem električnog polja kreću se prema anodi. Elektroliti uključuju soli, kiseline i baze.

Al(NO3)3 ® Al ³ + + NO3ֿ

Elektroliti se ne disociraju u potpunosti. Sposobnost supstance da se disocijacija karakteriše vrednost stepena elektrolitičke disocijacije - a. Stupanj elektrolitičke disocijacije je omjer količine elektrolitne tvari razložene na ione prema ukupnoj količini otopljenog elektrolita.

a = jonizovan / N rastvoren

n je broj molekula razloženih na jone

N je ukupan broj molekula u otopini

a- stepen elektrolitičke disocijacije

Vrijednost a može varirati od 0 do 1, a često se a izražava u postocima (od 0 do 100%). Stepen disocijacije pokazuje koliki je dio rastvorene količine elektrolita pod datim uslovima u rastvoru u obliku hidratisanih jona.

Uzroci elektrolitičke disocijacije su:

priroda kemijskih veza u spojevima (elektroliti uključuju tvari s ionskom ili kovalentnom visoko polarnom vezom)

Priroda rastvarača: molekula vode je polarna, tj. je dipol

Na ovaj način, elektrolitička disocijacija nazvan proces raspadanja ili polarnih spojeva u ione pod djelovanjem polarnih molekula rastvarača.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije.

Arrtsiusovu teoriju značajno su razvili ruski naučnici I.A. Kablukov i V.A. Kistyakovsky, oni su dokazali da kada se elektrolit otopi, dolazi do hemijske interakcije rastvorene supstance sa vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim se disociraju u jone. , tj. hidratizirani joni u otopini.

Najlakši način je disocijacija tvari s jonskom vezom. Redoslijed procesa koji se odvijaju tijekom disocijacije tvari s ionskom vezom (soli, alkalije) bit će sljedeći:

orijentacija molekula dipola vode u blizini kristalnih jona

hidratacija (interakcija) molekula vode sa ionima površinskog sloja kristala

disocijacija (raspad) kristala elektrolita u hidratizirane ione.

Uzimajući u obzir hidrataciju jona, jednačina disocijacije izgleda ovako:

NaCl + X H2O ® Na + n H2O + Cl - n H2O

Budući da sastav hidratiziranih jona nije uvijek konstantan, jednačina se piše u skraćenom obliku:

NaCl ® Na + + Cl -

Slično, događa se proces disocijacije tvari s polarnom vezom, slijed tekućih procesa je sljedeći:

orijentacija molekula vode oko polova molekula elektrolita

hidratacija (interakcija) molekula vode sa molekulima elektrolita

jonizacija molekula elektrolita (transformacija kovalentne polarne veze u ionsku)

disocijacija (raspad) molekula elektrolita u hidratizirane ione.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H + + Cl -

U procesu disocijacije, jon vodonika se ne javlja u slobodnom obliku, već samo u obliku jona hidronija H3O+.

SOLUTIONS
TEORIJA ELEKTROLITIČKE DISOCIJACIJE

ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

(S. Arrhenius, 1887)

1. Kada su otopljeni u vodi (ili otopljeni), elektroliti se raspadaju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

2. Pod djelovanjem električne struje kationi (+) se kreću prema katodi (-), a anjoni (-) kreću se prema anodi (+).

3. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuta reakcija se naziva molarizacija).

4. Stepen elektrolitičke disocijacije ( a ) zavisi od prirode elektrolita i rastvarača, temperature i koncentracije. Prikazuje omjer broja molekula razloženih na jone ( n ) na ukupan broj molekula uvedenih u otopinu ( N).

a = n / N0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije jonskih supstanci

Prilikom rastvaranja jedinjenja sa ionskim vezama ( npr. NaCl ) proces hidratacije počinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i površina kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode sa njima formiraju ili vodikove ili donor-akceptorske veze. Ovaj proces oslobađa veliku količinu energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je vrijednost uporediva s energijom kristalne rešetke, ide na uništenje kristalne rešetke. U tom slučaju hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u otapalo i miješajući se s njegovim molekulima formiraju otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih supstanci

Supstance čiji se molekuli formiraju prema tipu polarne kovalentne veze (polarni molekuli) također disociraju slično. Oko svakog polarnog molekula materije ( npr. HCl ), dipoli vode su orijentisani na određeni način. Kao rezultat interakcije s dipolima vode, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, a zatim se lako formiraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija supstanci, koja nastavlja sa stvaranjem slobodnih jona, objašnjava električnu provodljivost rastvora.

Proces elektrolitičke disocijacije obično je zapisan u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja rastvarača ( H2O ), iako on daje veliki doprinos.

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 -

Iz električne neutralnosti molekula slijedi da ukupni naboj kationa i anjona mora biti jednak nuli.

Na primjer, za

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

Jaki elektroliti

To su tvari koje se, kada se otapaju u vodi, gotovo potpuno razgrađuju na ione. U pravilu, jaki elektroliti uključuju tvari s ionskim ili visoko polarnim vezama: sve visoko topljive soli, jake kiseline ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) i jake baze ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U otopini jakog elektrolita, otopljena supstanca se nalazi uglavnom u obliku jona (katjona i anjona); nedisocirani molekuli su praktički odsutni.

Slabi elektroliti

Supstance koje se djelimično disociraju na jone. Otopine slabih elektrolita, zajedno s ionima, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju jona u otopini.

U slabi elektroliti spadaju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, itd.);

2) neke neorganske kiseline ( H 2 CO 3 , H 2 S, itd.);

3) skoro sve soli, baze i amonijum hidroksid rastvorljive u vodi(Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;

4) voda.

Oni slabo (ili gotovo ne provode) struju.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (prvi korak)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (drugi korak)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (prva faza)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (druga faza)

Neelektroliti

Supstance čiji vodeni rastvori i taline ne provode elektricitet. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Gasovi, čvrste materije (nemetali), organska jedinjenja (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stepen disocijacije. Konstanta disocijacije

Koncentracija jona u otopinama ovisi o tome koliko se potpuno dati elektrolit disocira na ione. U otopinama jakih elektrolita, čija se disocijacija može smatrati potpunom, koncentracija iona se lako može odrediti iz koncentracije (c) i sastav molekula elektrolita (stehiometrijski indeksi), na primjer :

Koncentracije jona u rastvorima slabih elektrolita kvalitativno su okarakterisane stepenom i konstantom disocijacije.

Stepen disocijacije (a) je omjer broja molekula raspadnutih na ione ( n ) na ukupan broj otopljenih molekula ( N):

a = n / N

i izražava se u dijelovima jedinice ili u% ( a \u003d 0,3 - uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Primjer

Odrediti molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 i CH 3 COOH.

Stepen disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Rješenje

KBr, Ba (OH) 2 i H 2 SO 4 - jaki elektroliti koji se potpuno disociraju(a = 1).

KBr « K + + Br -

0.01M

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

0.01M

0.02M

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0.02M

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH i CH 3 COOH - slabi elektroliti(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH 3 COO -] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Stepen disocijacije zavisi od koncentracije slabog rastvora elektrolita. Kada se razblaži vodom, stepen disocijacije se uvek povećava, jer povećava se broj molekula rastvarača ( H2O ) po molekulu otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom slučaju bi se trebala pomjeriti u smjeru stvaranja proizvoda, tj. hidratisani joni.

Stepen elektrolitičke disocijacije zavisi od temperature rastvora. Obično, sa povećanjem temperature, stepen disocijacije raste, jer veze u molekulima se aktiviraju, postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija jona u slabom rastvoru elektrolita može se izračunati znajući stepen disocijacijeai početnu koncentraciju supstancec u rastvoru.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH ako je stepen disocijacije 0,01.

Rješenje

Koncentracije molekula NH4OH , koji će se do trenutka ravnoteže raspasti na jone, biće jednakac. Koncentracija jona NH 4 - i OH - - će biti jednak koncentraciji disociranih molekula i jednakac(prema jednačini elektrolitičke disocijacije)

NH4OH		NH4+		oh-
c - a c

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

[NH 4 OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija jona na snagu odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata i koncentracije nedisociranih molekula.

To je konstanta ravnoteže procesa elektrolitičke disocijacije; karakterizira sposobnost tvari da se razgradi na ione: što je veća K D , veća je koncentracija iona u otopini.

Disocijacije slabih polibazičnih kiselina ili polikiselih baza odvijaju se u fazama, respektivno, za svaki stupanj postoji vlastita konstanta disocijacije:

prva faza:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

drugi korak:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

Treći korak:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

Primjer

Dobijte jednadžbu koja povezuje stepen elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) s konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu jednobazičnu kiselinu NA .

HA «H++A+

K D = () /

Ako je označena ukupna koncentracija slabog elektrolitac, zatim ravnotežne koncentracije H + i A - su jednaki aci koncentracija nedisociranih molekula UKLJUČENO - (c - a c) \u003d c (1 - a)

K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)

U slučaju vrlo slabih elektrolita ( a 0,01 £)

K D = c a 2 ili a = \ é (K D / c )

Primjer

Izračunajte stepen disocijacije octene kiseline i koncentraciju jona H + u 0,1 M rastvoru ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Rješenje

Koristimo Ostwaldov zakon razrjeđivanja

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

[ H + ] \u003d a c \u003d 0,0136 0,1 mol / l

Proizvod rastvorljivosti

Definicija

Stavite malo slabo rastvorljive soli u čašu, npr. AgCl i u talog dodati destilovanu vodu. Istovremeno, joni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih dipola vode, postepeno se odvajaju od kristala i prelaze u rastvor. Sudar u rastvoru, joni Ag+ i Cl- formiraju molekule AgCl i nanijeti na površinu kristala. Dakle, u sistemu se dešavaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj jona pređe u rastvor u jedinici vremena Ag+ i Cl- koliko je deponovano. Akumulacija jona Ag+ i Cl- staje u rastvoru, ispostavilo se zasićeni rastvor. Stoga ćemo razmotriti sistem u kojem postoji talog slabo rastvorljive soli u kontaktu sa zasićenim rastvorom ove soli. U ovom slučaju se dešavaju dva međusobno suprotna procesa:

1) Prelazak jona iz taloga u rastvor. Brzina ovog procesa se može smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V 1 = K 1 ;

2) Precipitacija jona iz rastvora. Brzina ovog procesa V 2 zavisi od koncentracije jona Ag + i Cl - . Prema zakonu masovne akcije:

V 2 \u003d k 2

Pošto je sistem u ravnoteži, onda

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (pri T = const)

Na ovaj način, proizvod koncentracije jona u zasićenoj otopini slabo rastvorljivog elektrolita na konstantnoj temperaturi je konstantan magnitude. Ova vrijednost se zoveproizvod rastvorljivosti(ETC ).

U datom primjeru ETC AgCl = [Ag+][Cl-] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih jona, koncentracija ovih jona mora se povećati na odgovarajuću snagu prilikom izračunavanja proizvoda rastvorljivosti.

Na primjer, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

U opštem slučaju, izraz za proizvod rastvorljivosti za elektrolit je A m B n

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

Vrijednosti proizvoda topljivosti za različite tvari su različite.

Na primjer, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.

ETC lako izračunati, znajući c kreativnost spoja u datom t°.

Primjer 1

Rastvorljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9 10 -3 g/l. Pronađite PR CaCO 3 .

Rješenje

Rastvorljivost izražavamo u molovima:

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

M CaCO3

Pošto svaki molekul CaCO3 daje po jedan ion kada se rastvori Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[ Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol / l ,
shodno tome, PR CaCO 3 = [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Poznavanje vrijednosti PR-a , možete zauzvrat izračunati rastvorljivost supstance u mol / l ili g / l.

Primjer 2

Proizvod rastvorljivosti PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Šta je rastvorljivost PbSO4?

Rješenje

Označiti rastvorljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ulazak u rješenje X molova PbSO 4 će dati X Pb 2+ jona i X joniSO 4 2- , tj.:

== X

ETCPbSO 4 = = = X X = X 2

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

Da bismo prešli na rastvorljivost, izraženu u g/l, množimo pronađenu vrednost sa molekulskom težinom, nakon čega dobijamo:

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

Formiranje padavina

Ako a

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićeni rastvor

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićeni rastvor

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićeni rastvor

Precipitat nastaje kada proizvod koncentracije jona slabo rastvorljivog elektrolita premašuje vrednost njegovog proizvoda rastvorljivosti na datoj temperaturi. Kada ionski proizvod postane jednakETC, padavine prestaju. Poznavajući zapreminu i koncentraciju izmiješanih otopina, moguće je izračunati da li će se nastala sol taložiti.

Primjer 3

Da li se stvara talog pri mešanju jednakih zapremina od 0,2MrješenjaPb(NO 3 ) 2 iNaCl.
ETCPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Rješenje

Kada se pomiješa, volumen otopine se udvostručuje i koncentracija svake od tvari će se smanjiti za polovicu, tj. postaće 0,1 M ili 1,0 10 -1 mol/l. Ovo su biće koncentracijePb 2+ iCl - . shodno tome,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Rezultirajuća vrijednost premašujeETCPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Dakle dio soliPbCl 2 taloži se. Iz navedenog se može zaključiti da različiti faktori utiču na formiranje padavina.

Utjecaj koncentracije otopina

Slabo rastvorljiv elektrolit sa dovoljno velikom vrednošćuETCne može se istaložiti iz razblaženih rastvora.Na primjer, talogPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih količina 0,1MrješenjaPb(NO 3 ) 2 iNaCl. Kada se miješaju jednake količine, koncentracije svake od tvari će postati0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Jonski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Rezultirajuća vrijednost je manjaETCPbCl 2 stoga neće doći do padavina.

Utjecaj količine taložnika

Za najpotpunije taloženje koristi se višak taložnika.

Na primjer, taloži solBaCO 3 : BaCl 2 + N / A 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineN / A 2 CO 3 joni ostaju u rastvoruBa 2+ , čija je koncentracija određena količinomETC.

Povećanje koncentracije jonaCO 3 2- uzrokovano dodatkom viška taloga(N / A 2 CO 3 ) , će dovesti do odgovarajućeg smanjenja koncentracije jonaBa 2+ u rastvoru, tj. će povećati kompletnost taloženja ovog jona.

Utjecaj istoimenog jona

Rastvorljivost slabo rastvorljivih elektrolita opada u prisustvu drugih jakih elektrolita koji imaju slične jone. Ako do nezasićenog rastvoraBaSO 4 malo po malo dodavati rastvorN / A 2 SO 4 , zatim jonski proizvod, koji je u početku bio manji od ETCBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postepeno će dostićiETCi premašiti ga. Počeće padavine.

Temperaturni efekat

ETCje konstantna pri konstantnoj temperaturi. Sa porastom temperature ETC povećava, pa se taloženje najbolje vrši iz ohlađenih rastvora.

Otapanje precipitacije

Pravilo proizvoda rastvorljivosti je važno za prenošenje teško rastvorljivih precipitata u rastvor. Pretpostavimo da treba da otopimo talogBaODO 3 . Rastvor u kontaktu sa ovim talogom je zasićen saBaODO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako se otopini doda kiselina, onda ioniH + vežu jone prisutne u rastvoruCO 3 2- u slabe molekule ugljične kiseline:

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

Kao rezultat toga, koncentracija iona će se naglo smanjiti.CO 3 2- , ionski proizvod postaje manji odETCBaCO 3 . Rješenje će biti nezasićeno u odnosu naBaODO 3 i dio sedimentaBaODO 3 prelazi u rešenje. Uz dodatak dovoljne količine kiseline, cijeli talog se može dovesti u otopinu. Shodno tome, otapanje taloga počinje kada iz nekog razloga ionski proizvod slabo rastvorljivog elektrolita postane manji odETC. Da bi se talog otopio, u otopinu se uvodi elektrolit, čiji ioni mogu formirati blago disociran spoj s jednim od jona slabo topljivog elektrolita. Ovo objašnjava otapanje teško rastvorljivih hidroksida u kiselinama.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

joniOh - vežu se u slabo disocirane molekuleH 2 O.

Table.Proizvod rastvorljivosti (SP) i rastvorljivost na 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Ciljevi: formirati pojmove elektrolita i neelektrolita, ED, otkriti mehanizam disocijacije supstanci sa jonskim i kovalentnim polarnim vezama, uvesti pojam „stepena elektrolitičke disocijacije“ i pokazati njegovu zavisnost od različitih faktora; formulisati glavne odredbe TED-a; formirati umijeće učenika za sastavljanje jednačina disocijacije;

razvijati sposobnost poređenja, analiziranja i izvođenja zaključaka, vještine samokontrole i uzajamne kontrole, intelektualne sposobnosti;

obrazovati kompetentnu osobu sa praktičnim usmjerenjem.

Oprema: kompjuter, multimedijalni projektor, platno, uređaj za određivanje električne provodljivosti rastvora, tronošci sa stopom i prstenom, model aplikacije "ED mehanizam"

Reagensi: H 2 O dist., NaCl cr., NaOH cr., glacijalna sirćetna kiselina CH 3 COOH, C 12 H 22 O 11 cr.; rastvor H 2 SO 4, za svaki sto: rastvori indikatora metil narandže, fenoftaleina, rastvori HCl, NaOH, Na 2 SO 4.

Tokom nastave

I. Organizacioni momenat

II. Teme poruka, postavljanje ciljeva. Refleksija

(Upis u svesku teme lekcije)

Učitelj: Razgovarat ćemo o najnevjerovatnijoj tvari naše planete, bez koje nema života - ovo je voda, njena uloga u rastvaranju tvari.

Prije nego počnem novu temu, želim provjeriti vaše raspoloženje. Skicirajte svoje raspoloženje u pojedinačnom propratnom listu, koji se nalazi na vašem stolu. (Prilog 1)

III. Učenje novog gradiva

Faza 1 . Elektroliti, neelektroliti.

Učitelj: Okrenimo se istoriji 1837. Tokom ovog perioda u Londonu su radila dva naučnika u laboratoriji Kraljevskog instituta: Humphrey Davy i Michael Faraday. Započeli su istraživanja u oblasti električne energije i uveli koncepte koje i danas koristimo. Devi i Faraday izveli su eksperimente za određivanje električne provodljivosti otopina pomoću posebnog uređaja, čiji je model prikazan na slici. 126 str.193 (OS Gabrielyan, Hemija 8). Sastoji se od 2 elektrode, sijalice i grla. Kada se elektrode spuste u ispitivanu tvar, ako ona provodi struju, lampa se pali, ako ne provodi, ne svijetli.

Hajde da istražimo (Demonstracija električne provodljivosti različitih supstanci pomoću posebnog uređaja).

Razgovor u razredu:

- Prisjetimo se prvo u koje 2 grupe se dijele sva hemijska jedinjenja prema vrsti hemijske veze?

Rezultati eksperimenta su navedeni u tabeli pratećeg lista. (Prilog 1)

Provjera električne provodljivosti vode pomoću uređaja

razgovor:

Šta mislite kako voda provodi struju?
Koju vrstu hemijske veze ima voda? (Kovalentna slabo polarna)
Kojoj klasi hemijskih jedinjenja pripada?
- Provjerite električnu provodljivost pomoću uređaja. (ne provodi struju).

(Napominjemo u tabeli.)

Provjera električne provodljivosti kuhinjske soli NaCl kristalna.

Koju vrstu hemijske veze ima ovo jedinjenje?
- Kojoj klasi pripada?
- Šta mislite, vodi NaClcr. struja?
- Provjerite s uređajem (ne).
Sada dodajmo vodu soli i provjerimo električnu provodljivost ove otopine.
- Mislite li da će otopina soli provesti struju? (Ovaj eksperiment može uraditi učenik)
– Zašto misliš? Na ovo pitanje ćemo odgovoriti malo kasnije. Sada nastavimo naše istraživanje. I tako dalje….
Kakav zaključak možemo izvući na osnovu sprovedenog istraživanja?

(Zaključak: Neke supstance provode struju, dok druge ne)

Učitelj: Supstance čiji rastvori provode elektricitet nazivaju se elektroliti, i supstance koje ne provode struju - neelektroliti

Koje supstance provode elektricitet? ( Rastvori kiselina, alkalija, soli.)
Kojom vrstom hemijske veze rastvori supstanci provode električnu struju? (jonski, kovalentni visoko polarni)
Koje tvari ne provode električnu struju? (Sve kristalne supstance, oksidi, gasovi)
– S kojom vrstom kemijske veze tvari ne provode električnu energiju? (sa kovalentnim nepolarnim i blago polarnim)

Faza popravljanja 1: Vježba 1. Blitz anketa:

– Formulirajte definicije elektrolita i neelektrolita. (Upis u svesku)
Koja je vrsta hemijske veze karakteristična za elektrolite i neelektrolite?
Koje klase supstanci su elektroliti i neelektroliti?
– Gde ste u životu sreli elektrolite? ( baterije u autima)

Zadatak 2 . Izaberite sa liste supstanci elektroliti i neelektroliti, određujući vrstu hemijske veze. Objasnite odgovor.

2. faza: Mehanizam elektrolitičke disocijacije.

Nastavak razgovora:

Koje čestice mogu stvoriti električnu struju u otopini? ( vožnje h naelektrisane čestice)
Zašto i pod kojim uslovima supstance provode električnu energiju?

(Raspadaju se na jone rastvaranjem ili topljenjem, provodnici su druge vrste. Prolazak struje nastaje zbog prijenosa jona, a ne elektrona. Metali su provodnici prve vrste (struju stvaraju slobodni elektroni).

- A koje nabijene čestice mogu biti u otopinama, na primjer, u tvarima s ionskom vezom - otopini NaCl? (slobodni joni)

Pažnja: U kristalima joni nisu slobodni, već se nalaze na čvorovima kristalne rešetke.

Šta se dešava sa kristalom kada se rastvori u vodi?

– Koja je uloga vode u ovom procesu?

(Voda stupa u interakciju sa elektrolitom i on se pod dejstvom vode razlaže na jone).

Razmotrimo mehanizam ovog procesa.

Prvo razmotrite struktura molekula vode

voda (dipol) < 104,5 0

Poruka: Zanimljivo o vodi… (Prilog 3)

Mehanizam elektrolitičke disocijacije ionskom vezom na primjeru NaCl

Razmotrite dijagram procesa (slika 127, str. 195, Hemija, 9, O.S. Gabrielyan).

– Šta se dešava sa vodenim dipolima?

Ovaj proces se zove orijentacija. (upis u svesku)

hidratacija. (upis u svesku)

3. Tokom hidratacije između dipola i jona nastaju sile međusobnog privlačenja, hemijska veza između jona kristala slabi i joni okruženi „vodenim pokrivačem“ se raskidaju i prelaze u rastvor.

Dezintegracija se dešava disocijacija.

Joni okruženi vodom nazivaju se hidratizirana.

Proces disocijacije se može pojednostaviti na sljedeći način: NaCl = Na + + Cl -

(katjoni, anjoni)
Jesu li jednostavne ili složene? (jednostavno)

- Dakle, koja 3 procesa se dešavaju kada se supstance sa jonskom vezom rastvore u vodi?

1. Orijentacija
2. hidratacija
3. disocijacija. Demonstracija procesa disocijacije. ( Animacija)

Zadatak za studente

Koristeći model aplikacije, prikaži mehanizam disocijacije elektrolita s ionskom vezom na magnetskoj ploči i komentiraj ga

Mehanizam elektrolitičke disocijacije tvari s kovalentnom polarnom vezom na primjeru HCl

– A koji je mehanizam disocijacije elektrolita sa kovalentnom polarnom vezom?
- Razmotrite dijagram procesa (sl. 128, str. 196, u udžbeniku).
– Šta se dešava sa vodenim dipolima?

1. Dipoli su orijentisani svojim negativnim krajevima oko pozitivnih jona, a pozitivnim krajevima oko negativnih.

Ovaj proces se zove orijentacija. (upis u svesku)

2. Interakcija se javlja između jona elektrolita i dipola. Ovaj proces se zove hidratacija. (upis u svesku)

3. Pod dejstvom vodenih dipola, polarna kovalentna veza se pretvara u ionsku, tj. jonizacija molekule elektrolita.

4. Dolazi do raspadanja - disocijacija.

Proces disocijacije može se zapisati pojednostavljeno: NCl = N + + Cl -

Kako se zovu raspadnuti joni?
Jesu li jednostavne ili složene?
- Dakle, koji se procesi dešavaju kada se supstance sa polarnom kovalentnom vezom rastvore u vodi?

1. Orijentacija
2. hidratacija
3. jonizacija
4. disocijacija

Demonstracija procesa disocijacije. ( Animacija)

Zadatak za studente

Koristeći model aplikacije, prikaži na magnetnoj ploči mehanizam disocijacije elektrolita kovalentnom polarnom vezom i komentiraj ga

Zaključak: kada su otopljene u vodi, tvari stupaju u interakciju s dipolima, razlažu se na slobodne hidratizirane ione i provode električnu struju. Hidratacija jona je glavni uzrok disocijacije elektrolita.

Do ovog zaključka došao je švedski naučnik Svante Arrhenius 1887.

Vratimo se istoriji.

Učitelj: Pošto se disocijacija događa u elektrolitima, stoga se ona naziva elektrolitičkom.

Ispostavilo se da elektroliti nisu samo otopine kiselina, soli i lužina, već i njihove taline.

Hajde da formulišemo definiciju ED.

Popećemo se stepenicama na vrh planine, tema današnje lekcije.

- Koje smo ključne riječi koristili u istraživanju, zaključcima?

Šta se dešava sa supstancom tokom disocijacije? "raspadanje"

Koja se supstanca razgrađuje? "elektrolit"
Na koje se čestice raspada elektrolit? "joni"
– Pod kojim uslovima se raspada? "kada se rastvori u rodu ili rastopi"
- Uradimo to ponovo!!!

Obrnuti proces disocijacije naziva se asocijacija.

- Šta su joni? Popunite dijagram :

I završi zadatak.

Da li se joni razlikuju od atoma ili molekula? Ako da, šta onda?

Faza 3: Stepen disocijacije. Jaki i slabi elektroliti.

Učitelj: Da li svi elektroliti provode električnu energiju u istoj mjeri? ( ne)

- Nastavimo proučavanje sa sirćetnom kiselinom.

Demonstracija iskustva:

Učitelj: Provjerimo električnu provodljivost koncentrovane sirćetne kiseline.

Razgovor u razredu:

– Šta posmatraš? (Svjetlo je vrlo slabo)

Zaključak: svi elektroliti ne provode električnu energiju u istoj mjeri. Postoje jaki i slabi elektroliti.

Karakteristika jačine elektrolita je stepen disocijacije i označava se sa α. α se može izračunati iz formule.

Za slabe elektrolite, proces disocijacije je reverzibilan. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -

Kartica sa detaljnim informacijama nalazi se na vašim stolovima u pratećem listu.

– Da li je moguće „slabe učiniti jakim“, odnosno povećati stepen disocijacije?

Od čega zavisi α?

Nastavimo istraživanje (Demonstracija iskustva)

Razgovor u razredu:

1. Zagrijmo sirćetnu kiselinu.
– Šta posmatraš? Od čega zavisi α?

2. Razrijedite kiselinu vodom, odnosno smanjite njenu koncentraciju.
– Šta posmatraš? Od čega još zavisi α?

Zaključak: α zavisi od t, C. Ako se temperatura poveća, raste i α, ako se poveća koncentracija, α opada.

4. faza: Kiseline, baze soli u smislu ED.

Učitelj: Razmotrimo vizualno disocijaciju kiselina, baza i soli i sastavimo jednadžbe za njihovu disocijaciju koristeći primjer sheme modela za ED kiselina, lužina i soli

Rad i razgovor nastavnika sa razredom:

– Napravite algoritam za pisanje ovih jednačina (prema modelu).
– Na koje jone disociraju kiseline?
– Formulirajte definiciju kiselina u smislu ED. -Koji ion će odrediti njihova svojstva?
- Eksperimentalno dokažite da imate kiseline u epruveti br. 1. ( Učenici nastupaju iskustvo u laboratoriji)
Na koje se jone rastavljaju baze?
– Formulisati definiciju osnova u smislu ED.
– Koji ion će odrediti njihova svojstva?
- Eksperimentalno dokažite da imate lužinu u epruveti br.2.

(Učenici rade iskustvo u laboratoriji)

Na koje jone se disociraju soli?
– Formulirajte definiciju soli u smislu ED.
– Koji ion će odrediti njihova svojstva? (razno)

Faza 5: Fizičko vaspitanje za oči

A sad da se odmorimo svi.
Čvrsto zatvorite oči
Trepnite pet puta
I nastavimo našu lekciju
Čvrsto zatvorimo oči
Prisjetimo se svega i ponovimo:
Jedan, da, tri, četiri, pet
Vratimo se ponovo na disocijaciju.
Istina je uvek jednostavna:
Alkalije, soli i kiseline
Uvijek propuštajte struju
Ako je njihovo rješenje voda.

Zašto je kiseonik
Alkohol, glukoza i azot,
rastvoreno u vodi,
Hoće li igdje proći struju?

Jer supstance
neživa bića,
A njihova svojstva zavise,
Kompleksno i veoma jednostavno
Od strukture čestica,
Mikrosvet bez granica.
A rešenje, gde struja ključa,
Elektrolit je dobio ime

Jačanje očnih mišića
Pogledajte promijenite 8 puta
Bliže, pa dalje
Molim vas da pogledate.
Spašava od umora
tvoj očni ciklus.
Krug 3 rotirajte ulijevo,
I onda obrnuto!

IV. Sidrenje

1. Zadaci u obliku igre, zadaci za traženje problema slajdova.
2. Samostalan rad 10 minuta ( Slajd)

V. Opšti zaključci

Učitelj: Sva današnja saznanja mogu se sažeti u jednu teoriju, koja se zove teorija elektrolitičke disocijacije (TED)

Glavne odredbe formulirane su u pratećem sažetku ( Dodatak 4).

Rad sa osnovnim okvirom

1. Sve tvari se dijele na elektrolite i neelektrolite. TED proučava elektrolite.
2. Kada se rastvori u vodi, el-ti se disocira na jone.
3. Razlog disocijacije je hidratacija, odnosno interakcija elektrolita sa molekulama vode i raskidanje hemijske veze u njemu.
4. Pod uticajem e. struja + joni (kationi) se kreću na katodu, a negativni (anioni) na anodu.
5. ED je reverzibilan za slabe elektrolite.
6. Ne disociraju se svi elektroliti na ione u istoj mjeri. Stoga se dijele na jake i slabe i karakteriše ih stepen disocijacije, koji zavisi od različitih razloga.
7. Hemijska svojstva rastvora elektrolita određena su svojstvima jona koje oni formiraju tokom disocijacije.
8. Prema prirodi formiranih iona razlikuju se 3 vrste elektrolita.

VI. Sumiranje lekcije. Zadaća

§35,36; ex. br. 4,5 str.203,

Individualni dodatak. u radu tetra. #18, str.124, #20 str.126

Učitelj: Prije završetka časa, želim provjeriti vaše raspoloženje na kraju časa. Skicirajte svoje raspoloženje u pojedinačnom propratnom listu, koji se nalazi na vašem stolu. (Prilog 1)

Zaključak

Ti si omladinac! I vjerujte u to.
Otvorili ste vrata u svet hemije.
Svi se nadamo da će za pet godina,
Možete postati odličan naučnik.

Elektroliti i neelektroliti

Uzeti odvojeno, voda, soli, alkalije i kiseline ne provode struju. Ali vodene otopine kiselina, lužina i soli provode struju. U koje se grupe mogu podijeliti sve tvari s obzirom na električnu struju?

Supstance koje provode elektricitet elektroliti; materije koje ne provode elektricitet neelektroliti.

Osobine elektrolita

Elektroliti su provodnici druge vrste. U otopini ili topljenju se raspadaju na ione, zbog čega provode električnu struju.

Da bi objasnio ovo svojstvo 1887. godine, švedski naučnik S. Arenius predložio je teoriju elektrolitičke disocijacije.

Razlaganje elektrolita na ione kada se otopi u vodi ili otopi se naziva elektrolitička disocijacija.

Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije.

1) Kada se rastvore u vodi, elektroliti se razlažu (disociraju) na ione - pozitivne i negativne: NaCl ↔ Na + + Cl -

2) Pod djelovanjem električne struje ioni poprimaju usmjereno kretanje: pozitivno nabijeni ioni kreću se prema katodi, negativno nabijeni prema anodi. Stoga se prvi nazivaju kationima, a drugi - anionima. Usmjereno kretanje iona nastaje kao rezultat njihovog privlačenja na suprotno nabijene elektrode.

3) Disocijacija je reverzibilan proces: paralelno sa raspadom molekula na ione (disocijacija), teče proces kombinovanja jona (udruženje). Stoga se u jednačinama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti stavlja predznak reverzibilnosti.

S. Arrhenius nije mogao da ukaže zašto se elektroliti, rastvoreni u vodi, raspadaju na jone, budući da je smatrao da je disocijacija elektrolita fizički proces. Razlog disocijacije otkrio je ruski naučnik I. A. Kablukov, koji je, na osnovu teorije D. I. Mendelejeva o hemijskoj prirodi rastvaranja, počeo da razmatra elektrolitičku disocijaciju kao hemijsku interakciju elektrolita sa vodom. Glavni razlog za disocijaciju je hidratacija jona, koja se odvija uz oslobađanje velike količine energije nego što se troši na ionizaciju otopljene tvari.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije

Disocijacija elektrolita se događa u vodi i ne događa se, na primjer, u kerozinu. Kako to objasniti?

U molekuli vode, veze između atoma vodika i atoma kisika su polarne kovalentne. Elektronski parovi koji povezuju atome. prešao sa atoma vodika na atom kiseonika. Stoga je pozitivan naboj koncentrisan na atome vodika, a negativan na atom kisika.

Da bi se razmotrio mehanizam disocijacije elektrolita, potrebno je uzeti u obzir ne samo polaritet veza između atoma vodika i kisika u molekuli vode. Ali i polaritet same molekule vode. Polarni molekul vode - dipol - može se prikazati kao elipsa sa indikacijom naelektrisanja na polovima, indikacijom naelektrisanja na polovima sa znakovima "+" i "-".

Razmotrimo mehanizam disocijacije tvari s ionskim tipom veze na primjeru natrijevog klorida. Sastoji se od tri faze:

a) orijentacijapolarne molekule vode (dipoli) oko kristala i labavljenje kristalne rešetke pod utjecajem haotičnog kretanja molekula vode; (kada je kristal soli uronjen u vodu, molekule vode privlače ioni koji se nalaze na površini kristala: pozitivni ioni svojim negativnim polovima (atomi kisika), a negativni ioni pozitivni polovi (atomi vodika).

b) hidratacija– okruženje jona natrijuma i hlora od strane molekula vode (formiranje hidratizovanih jona);

c)uništavanje kristalne rešetke - disocijacija natrijum hlorida.

(privučeni jonima rastvorene soli, molekule vode višestruko oslabe privlačenje jona jedni prema drugima. Veze između pozitivnih i negativnih jona u kristalnoj rešetki su prekinute. Hidrirani ioni se odvajaju)

Molekuli vode privučeni jonima tokom rastvaranja kristala ostaju vezani za njih iu rastvoru.

Mehanizam disocijacije tvari s kovalentnom polarnom vezom uključuje dodatni korak:

orijentacija polarnih molekula vode oko polarnog molekula elektrolita;

promjena tipa veze iz kovalentne polarne u ionsku;

disocijacija elektrolita;

jonska hidratacija.

4) Ne disociraju se svi elektroliti podjednako u jone. U otopinama elektrolita, uz jone, mogu biti prisutni i molekuli. Stupanj disocijacije a je omjer molekula razloženih na jone i ukupnog broja molekula u otopinia= n/N,

gdje je n broj disociranih molekula, N je ukupan broj molekula u otopini.

Jaki elektroliti, kada su otopljeni u vodi, gotovo potpuno se raspadaju u ione. Oni imaju a teži jedinstvu. U jake elektroliti spadaju: sve rastvorljive soli, kiseline H2SO4, HNO3, HCl, sve alkalije.

Slabi elektroliti, kada se rastvore u vodi, skoro da se ne disociraju na jone. Oni imaju a teži nuli. U slabe elektroliti spadaju: slabe kiseline - H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, NH 3 H 2 O, voda.

Disocijacija kiselina, soli i baza.

Disocijacija se odvija u rastvorima i topi.

Topljive kiseline - to su elektroliti koji se disociraju u vodenim otopinama i rastapaju u vodikov kation i anjon kiselinskog ostatka.

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-

Temeljisu elektroliti koji se disociraju u vodenim otopinama i tope u metalni kation i hidroksid anion.

NaOH ↔ Na + + OH -

Rastvorljive baze - to su hidroksidi formirani od jona aktivnih metala: jednovalentni: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, Fr +; dvovalentni: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.

sol - To su elektroliti koji se disociraju u vodenim otopinama i tope u metalni kation i anjon kiselinskog ostatka.

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

Zadatak samotestiranja:

Napišite jednadžbe disocijacije za sljedeće elektrolite: cink nitrat, natrijum karbonat, kalcijum hidroksid, stroncijum hlorid, litijum sulfat, sumporna kiselina, bakar(II) hlorid, gvožđe(III) sulfat, kalijum fosfat, sulfidna kiselina, kalcijum hlorid hidroklorid , natrijum nitrat, litijum hidroksid.