Elektroliti i neelektroliti

Iz lekcija fizike je poznato da rastvori nekih supstanci mogu da provode električnu struju, dok druge nisu.

Supstance čiji rastvori provode elektricitet nazivaju se elektroliti.

Supstance čiji rastvori ne provode elektricitet nazivaju se neelektroliti. Na primjer, otopine šećera, alkohola, glukoze i nekih drugih tvari ne provode struju.

Elektrolitička disocijacija i asocijacija

Zašto otopine elektrolita provode struju?

Švedski naučnik S. Arrhenius, proučava električnu provodljivost razne supstance, došao je 1877. do zaključka da je uzrok električne provodljivosti prisustvo u rastvoru joni nastaje kada se elektrolit otopi u vodi.

Proces kojim se elektrolit razlaže na ione naziva se elektrolitička disocijacija.

S. Arrhenius, koji se pridržavao fizičke teorije rastvora, nije uzeo u obzir interakciju elektrolita sa vodom i smatrao je da su slobodni joni prisutni u rastvorima. Za razliku od njega, ruski hemičari I. A. Kablukov i V. A. Kistjakovski su primenili objašnjenje elektrolitička disocijacija hemijsku teoriju D. I. Mendeljejeva i dokazao da kada se elektrolit otopi, hemijska interakcija otopljene tvari s vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim se disociraju u ione. Vjerovali su da u otopinama nema slobodnih, ne "golih" jona, već hidratiziranih, odnosno "obučenih u bundu" od molekula vode.

Molekuli vode jesu dipoli(dva pola), budući da se atomi vodika nalaze pod kutom od 104,5 °, zbog čega molekula ima kutni oblik. Molekul vode je shematski prikazan ispod.

U pravilu se tvari najlakše disociraju jonska veza i, shodno tome, sa ionskom kristalnom rešetkom, budući da se već sastoje od gotovih jona. Kada se otapaju, dipoli vode su orijentirani sa suprotno nabijenim krajevima oko pozitivnih i negativnih iona elektrolita.

Između iona elektrolita i vodenih dipola nastaju sile međusobne privlačnosti. Kao rezultat toga, veza između jona slabi i dolazi do prijelaza iona iz kristala u otopinu. Očigledno, redoslijed procesa koji se odvijaju tijekom disocijacije tvari s ionskom vezom (soli i alkalije) bit će sljedeći:

1) orijentacija molekula vode (dipola) u blizini kristalnih jona;

2) hidratacija (interakcija) molekula vode sa jonima površinskog sloja kristala;

3) disocijacija (raspad) kristala elektrolita na hidratizovane jone.

Pojednostavljeno, tekući procesi se mogu odraziti pomoću sljedeće jednačine:

Slično, elektroliti se disociraju, u čijim molekulima postoji kovalentna veza (na primjer, molekuli klorovodika HCl, vidi dolje); samo u ovom slučaju, pod uticajem vodenih dipola, kovalentna polarna veza se transformiše u ionsku; redoslijed procesa koji se odvijaju u ovom slučaju bit će sljedeći:

1) orijentacija molekula vode oko polova molekula elektrolita;

2) hidratacija (interakcija) molekula vode sa molekulima elektrolita;

3) jonizacija molekula elektrolita (transformacija kovalentne polarne veze u jonsku);

4) disocijacija (raspad) molekula elektrolita u hidratizovane jone.

Pojednostavljeno, proces disocijacije hlorovodonične kiseline može se odraziti pomoću sledeće jednačine:

Treba uzeti u obzir da se hidratizirani ioni koji se nasumično kreću u otopinama elektrolita mogu sudariti i ponovo sjediniti jedni s drugima. Ovaj obrnuti proces naziva se asocijacija. Asocijacija u rastvorima se dešava paralelno sa disocijacijom, pa se u jednačine reakcije stavlja znak reverzibilnosti.

Svojstva hidratiziranih jona razlikuju se od onih nehidratiranih. Na primjer, nehidratirani ion bakra Cu 2+ je bijel u kristalima bezvodnog bakar(II) sulfata i plav je kada je hidratiziran, tj. vezan za molekule vode Cu 2+ nH 2 O. Hidrirani joni imaju konstantan i promjenjiv broj molekule vode.

Stepen elektrolitičke disocijacije

U otopinama elektrolita, pored jona, prisutni su i molekuli. Stoga se karakteriziraju otopine elektrolita stepen disocijacije, što je označeno grčkim slovom a ("alfa").

Ovo je omjer broja čestica koje se raspadaju u jone (N g) prema ukupan broj otopljene čestice (N p).

Stepen disocijacije elektrolita određuje se empirijski i izražava se u frakcijama ili procentima. Ako je \u003d 0, onda nema disocijacije, a ako je \u003d 1, ili 100%, tada se elektrolit potpuno raspada na ione. Razni elektroliti su različitim stepenima disocijacija, tj. stepen disocijacije zavisi od prirode elektrolita. To također ovisi o koncentraciji: s razrjeđivanjem otopine povećava se stupanj disocijacije.

Prema stepenu elektrolitičke disocijacije, elektroliti se dijele na jake i slabe.

Jaki elektroliti- to su elektroliti, koji se, kada se otapaju u vodi, gotovo potpuno disociraju na ione. Za takve elektrolite, vrijednost stepena disocijacije teži jedinici.

Jaki elektroliti uključuju:

1) sve rastvorljive soli;

2) jake kiseline, na primer: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;

3) sve alkalije, na primjer: NaOH, KOH.

Slabi elektroliti- to su elektroliti koji se, rastvoreni u vodi, gotovo ne raspadaju u jone. Za takve elektrolite, vrijednost stepena disocijacije teži nuli.

U slabi elektroliti spadaju:

1) slabe kiseline- H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;

2) vodeni rastvor amonijaka NH 3 H 2 O;

4) neke soli.

Konstanta disocijacije

U otopinama slabih elektrolita, zbog njihove nepotpune disocijacije, dinamička ravnoteža između nedisociranih molekula i jona. Na primjer, za octenu kiselinu:

Na ovu ravnotežu se može primijeniti zakon glumačke mase i zapiši izraz za konstantu ravnoteže:

Konstanta ravnoteže koja karakteriše proces disocijacije slab elektrolit, zvao konstanta disocijacije.

Konstanta disocijacije karakteriše sposobnost elektrolita (kiseline, baze, vode) disociraju na jone. Što je veća konstanta, to se elektrolit lakše razlaže na ione, dakle, jači je. Vrijednosti konstanti disocijacije za slabe elektrolite date su u referentnim knjigama.

Glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije

1. Kada su otopljeni u vodi, elektroliti se disociraju (razlažu) na pozitivne i negativne ione.

joni- ovo je jedan od oblika postojanja hemijskog elementa. Na primjer, atomi metala natrijuma Na 0 snažno stupaju u interakciju s vodom, formirajući alkalije (NaOH) i vodonik H 2, dok ioni natrija Na + ne stvaraju takve proizvode. Hlor Cl 2 ima žuto-zelenu boju i oštar miris, otrovan, a joni hlora Cl su bezbojni, netoksični, bez mirisa.

joni su pozitivno ili negativno nabijene čestice u koje se pretvaraju atomi ili grupe atoma jednog ili više atoma hemijski elementi doniranjem ili dobijanjem elektrona.

U otopinama, joni se nasumično kreću u različitim smjerovima.

Prema svom sastavu joni se dijele na jednostavno- Cl - , Na + i kompleks- NH 4 +, SO 2 -.

2. Razlog disocijacije elektrolita u vodenim rastvorima je njegova hidratacija, odnosno interakcija elektrolita sa molekulama vode i ruptura. hemijska veza u njemu.

Kao rezultat ove interakcije nastaju hidratizirani, odnosno povezani s molekulima vode, ioni. Prema tome, prema prisutnosti vodene ljuske, joni se dijele na hidratizirana(u rastvoru i kristalnim hidratima) i nehidratisani(u bezvodnim solima).

3. Pod uticajem električna struja pozitivno nabijeni ioni kreću se prema negativnom polu izvora struje - katodi i stoga se nazivaju kationi, a negativno nabijeni ioni kreću se prema pozitivnom polu izvora struje - anodi i stoga se nazivaju anjoni.

Stoga postoji još jedna klasifikacija jona - predznakom njihovog naboja.

Zbir naboja katjona (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) jednak je zbiru naboja anjona (Cl -, OH -, SO 4 2-), kao rezultat od kojih rastvori elektrolita (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) ostaju električno neutralni.

4. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces za slabe elektrolite.

Uporedo s procesom disocijacije (razgradnjom elektrolita na ione) teče i obrnuti proces - udruženje(veza jona). Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti stavlja predznak reverzibilnosti, na primjer:

5. Ne disociraju se svi elektroliti na ione u istoj mjeri.

Ovisi o prirodi elektrolita i njegovoj koncentraciji. Hemijska svojstva rastvora elektrolita određena su svojstvima jona koje oni formiraju tokom disocijacije.

Svojstva rastvora slabih elektrolita su posledica molekula i jona nastalih u procesu disocijacije, koji su međusobno u dinamičkoj ravnoteži.

Miris sirćetne kiseline nastaje usled prisustva molekula CH 3 COOH, kiselkast ukus i promena boje indikatora su povezani sa prisustvom H+ jona u rastvoru.

Svojstva rastvora jakih elektrolita određena su svojstvima jona koji nastaju prilikom njihove disocijacije.

Na primjer, opća svojstva kiselina, kao što su kiselkasti okus, promjena boje indikatora, itd., posljedica su prisustva katjona vodonika u njihovim otopinama (tačnije, oksonijevih jona H 3 O +). Opća svojstva alkalije, kao što su sapunavost na dodir, promjena boje indikatora, itd., povezane su s prisustvom hidroksidnih jona OH - u njihovim otopinama, i svojstvima soli - s njihovom razgradnjom u otopini u metal (ili amonijum). ) kationi i anjoni kiselih ostataka.

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije sve reakcije u vodenim otopinama elektrolita su reakcije između jona. To je razlog velike brzine mnogih kemijskih reakcija u otopinama elektrolita.

Reakcije koje se odvijaju između jona nazivaju se jonske reakcije , i jednadžbe ovih reakcija - jonske jednačine.

Reakcije jonske izmjene u vodenim otopinama mogu se odvijati:

1. nepovratno, do kraja.

2. reverzibilan tj. teče u dva suprotna smjera u isto vrijeme. Reakcije razmjene između jakih elektrolita u otopinama idu do kraja ili su praktički nepovratne, kada ioni, spajajući se jedni s drugima, formiraju tvari:

a) nerastvorljiv;

b) slabo disocijacije (slabi elektroliti);

c) gasovita.

Evo nekoliko primjera molekularnih i reduciranih ionskih jednadžbi:

Reakcija je nepovratna, budući da je jedan od njegovih proizvoda nerastvorljiva supstanca.

Reakcija neutralizacije je nepovratna, budući da se formira nisko-disocijacijska supstanca - voda.

Reakcija je nepovratna, budući da se formira gas CO 2, a supstanca sa niskim stepenom disocije je voda.

Ako među polaznim materijalima i među proizvodima reakcije postoje slabi elektroliti ili slabo topljive tvari, tada su takve reakcije reverzibilne, odnosno ne idu do kraja.

U reverzibilnim reakcijama, ravnoteža se pomiče prema stvaranju najmanje topljivih ili najmanje disociranih supstanci.

Na primjer:

Ravnoteža se pomiče prema stvaranju slabijeg elektrolita - H 2 O. Međutim, takva reakcija neće trajati do kraja: u otopini ostaju nedisocirani molekuli octene kiseline i hidroksidnih jona.

Ako su polazni materijali jaki elektroliti koji pri interakciji ne stvaraju netopive ili blago disocirajuće tvari ili plinove, tada se takve reakcije ne odvijaju: kada se otopine pomiješaju, nastaje mješavina iona.

Referentni materijal za polaganje ispita:

periodni sistem

Tabela rastvorljivosti

Kao što znate, kada se otopi, čak i bez miješanja, zbog difuzije, otopina postepeno postaje homogena, odnosno njegova koncentracija u svim dijelovima postaje ista.
Uzmimo slučaj kada je otopina odvojena od čistog otapala polupropusnom pregradom (pergament, kolodijski film, celofan, itd.), kao što je prikazano na Sl. 15. Takve pregrade prilično lako prolaze molekule rastvarača, ali ne prolaze otopljenu supstancu. Proces izjednačavanja koncentracija sa obe strane pregrade je komplikovan. Otvorena supstanca ne može proći kroz septum u rastvarač. Moguć je samo prodor molekula rastvarača kroz pregradu u rastvor. Tako će se postepeno smanjivati ​​zbog razrjeđivanja s rastvaračem.

Proces prodiranja rastvarača u rastvor kroz polupropusnu pregradu naziva se osmoza. Što je veća, to je osmoza izraženija.
Osmoza se javlja i kada su rastvori različitih koncentracija odvojeni polupropusnom pregradom. Kako otapalo prodire kroz polupropusnu pregradu u otopinu, s višom koncentracijom, volumen potonjeg se povećava. Dakle, ako se otopina stavi u posudu od polupropusne membrane, na koju je pričvršćena okomita cijev, kao što je prikazano na slici 15, a zatim se ova posuda spusti u rastvarač, zbog povećanja zapremine, rastvor će se podići kroz cev. Rezultirajuća kolona tekućine stvorit će određenu količinu pritiska, što će u nekom trenutku uzrokovati prestanak osmoze. Sila koja uravnotežuje pritisak ove kolone tečnosti iz unutrašnjosti rastvora naziva se osmotski pritisak. Vrijednost osmotskog tlaka mjeri se vanjskim pritiskom na kojem osmoza prestaje.

Rice. petnaest. Instrument za posmatranje fenomena osmoze. 1 - posuda sa vodom; 2 - polupropusna membrana; 3 - cijev za praćenje nastalog osmotskog tlaka; 4 - rješenje.

Zidovi biljnih i životinjskih ćelija su polupropusne pregrade unutar kojih se nalazi protoplazma. Stalno održavanje u njima određuje elastičnost ćelija i tkiva.

■ 62. Pod kojim uslovima dolazi do osmoze?
63. Šta je?
64. Kakav je značaj osmoze za biljne i životinjske organizme?

Teorija elektrolitičke disocijacije

Na prijelazu iz 18. u 19. stoljeće, kada je električna struja počela da se koristi za proučavanje svojstava supstanci, skrenuta je pažnja na činjenicu da samo u vodeni rastvor provode elektricitet dok drugi ne. Kasnije je, vodene otopine koje provode električnu struju, nazvao elektrolitima. To uključuje alkalije, kiseline, soli. Supstance čiji rastvori nisu provodili elektricitet nazivali su se neelektroliti (šećer, alkohol, benzol itd.). organska materija).
Trenutno, kada su vrste hemijskih veza postale poznate, postalo je moguće objasniti takvu razliku u ponašanju supstanci. Fenomen električne provodljivosti tvari u vodenim otopinama ovisi o vrsti kemijske veze u molekulima i otopljene tvari i otapala.
Molekul vode, kao što smo već rekli, je dipol (vidi str. 32-34). Ako je u vodi otopljena supstanca čija molekula ima ionski tip veze pa je stoga i njena kristalna rešetka ionska, dipoli vode su orijentirani prema pozitivnim jonima sa svojim negativnim polovima, a prema negativnim ionima - sa pozitivnim polovima ( Slika 16.a). Između jona i dipola vode povećavaju se sile elektrostatičke privlačnosti i nastaju neobične veze koje, na kraju, rastavljaju ionsku kristalna rešetka u pojedinačne jone okružene vodenim dipolima,

stoga se nazivaju hidratisani joni. Približno isto se dešava ako se supstanca sa polarnim molekulima, kao što je hlorid, rastvori u vodi (vidi sliku 16, b). Istovremeno, ako su molekuli otopljene tvari izgrađeni prema kovalentnom nepolarnom tipu veze, tada se u otopini ne formiraju ioni, jer nepolarne molekule ne doživljavaju isti učinak od molekula vode kao ionske i polarnih molekula. U osnovi, molekuli većine organskih supstanci izgrađeni su prema kovalentnom nepolarnom tipu. Dakle, organske tvari po pravilu nisu elektroliti!

Rice. 16. Šema disocijacije natrijum hlorida u vodi (a) i disocijacije polarnih molekula HCl u vodi (b)

Dakle, samo takve tvari mogu biti elektroliti, čija je molekula građena prema ionskom, odnosno polarnom, tipu veze atoma u molekuli. Osim toga, molekuli rastvarača moraju imati i polarnu strukturu i e. Samo pod takvim uslovima može se očekivati ​​razlaganje molekula na jone.
Razgradnja molekula elektrolita na ione djelovanjem rastvarača naziva se elektrolitička disocijacija.
Zapišite definiciju elektrolitičke disocijacije u svesku.
Riječ "disocijacija" znači "reverzibilno raspadanje". Ako se otopina elektrolita ispari, tada ćemo opet dobiti isti elektrolit u istoj količini kao prije rastvaranja, jer će se dogoditi obrnuti proces - molarizacija.

■ 65. Kako se elektrolit razlikuje od neelektrolita u smislu vrste hemijske veze i ponašanja u rastvoru?
66. Zašto je za proces elektrolitičke disocijacije potrebno da rastvarač ima dipolne molekule, a elektrolit-jonsku ili polarnu prirodu hemijske veze?
67. Zašto supstance sa nepolarnim molekulima ne mogu biti elektroliti?
68. Formulirajte šta je elektrolitička disocijacija. Naučite definiciju napamet.
60. Kako se proces molarizacije odbacuje od disocijacije?

Disocijaciju elektrolita u rastvoru prvi je objasnio švedski naučnik Arrenus 1887. Formulirao je glavne odredbe teorije, koju je nazvao teorijom elektrolitičke disocijacije,
Glavne odredbe ove teorije su sljedeće.

1 Sve tvari, čije otopine provode električnu struju (elektroliti), pod djelovanjem rastvaranja, razlažu se na pozitivno i negativno nabijene čestice - ione.
2. Ako se kroz otopinu propušta stalna električna struja, tada će se pozitivno nabijeni ioni kretati prema negativnom polu – katodi, pa se nazivaju kationima. Negativno nabijeni joni će se kretati prema pozitivnom polu - anodi, pa se nazivaju anjoni. Ukupni naboj kationa u otopini jednak je ukupnom naboju anjona, tako da je otopina uvijek električno neutralna.
3. Joni i atomi istih elemenata veoma se razlikuju jedni od drugih po svojstvima. Na primjer, joni bakra imaju plava boja, koji svoju boju duguje bakrenom sulfatu, a slobodan je crveni metal. Atomi natrija reagiraju s vodom, oslobađajući se iz nje i formirajući alkalije, dok ioni natrija praktički ne reagiraju s vodom.
Joni hlora su bezbojni, netoksični, bezbojni i bez mirisa, što se vidi pri ispitivanju istog rastvora natrijum hlorida, a sam je zelenkasto-žut.
otrovni plin karakterističnog oštrog mirisa.
Zapišite glavne odredbe teorije u svoju bilježnicu.
Da bi se prilikom pisanja razlikovao atom od jona, znak naboja i njegova veličina su naznačeni u jonu u gornjem desnom uglu. Na primjer: atom natrijuma je Na, a natrijum jon je Na + (to glasi: “jednostruko nabijeni natrijum kation”); atom bakra je Cu, a ion bakra Cu 2+ (čitaj: „dvostruko nabijeni bakarni katjon“); atom aluminijuma je Al, a ion aluminijuma je Al 3+ (čitaj: „trostruko napunjeni aluminijumski kation“), atom sumpora je S, a ion sumpora je S 2-; (čitaj: „dvostruko napunjeni sumpor anjon“), atom hlora Cl, i jon hlora Cl-, itd.

■ 70. Šta su joni?
71. Po čemu se joni razlikuju od neutralnih atoma?
72. Koji joni se nazivaju kationi, koji anjoni i zašto?
73. Kako pismeno razlikovati jon od neutralnog atoma (navesti primjere)?
74. Imenujte sljedeće jone: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.

Disocijacija baza, kiselina i soli

Već smo rekli da se na ione mogu razgraditi samo spojevi čiji su molekuli građeni prema ionskom ili polarnom tipu veze, s obzirom na to na primjeru NaCl i HCl. Što se tiče nepolarnih molekula, one se u vodenim otopinama ne razlažu na ione.
Međutim, često postoje tvari u čijim se molekulima primjećuju obje vrste veza, na primjer, u molekuli kausticna soda Metalni NaOH je vezan za hidroksil jonskom vezom, a za kiseonik kovalentnom vezom. U molekuli sumporne kiseline H 2 SO 4, vodik je vezan za kiselinski ostatak polarnu vezu, a sa kiseonikom - kovalentno nepolarno. U molekuli aluminij nitrata, Al (NO 3) 3 je vezan za kiselinski ostatak ionskom vezom, a atomi dušika za atome kisika kovalentnom vezom. U takvim slučajevima dolazi do raspada molekula na ione na mjestu jonske ili polarne veze. Kovalentne veze ostaju nerazdvojene.
Iz navedenog slijedi da joni mogu biti ne samo pojedinačni atomi, već i grupe atoma. Na primjer, hidroksil, kada se disocira, formira jedan OH- anion, koji se naziva hidroksil ion. Kiselinski ostatak SO 4 formira dvostruko nabijeni anjon - sulfat ion. Naboj svakog jona je određen njegovom valentnošću.

Sada možemo razmotriti koji joni disociraju različite klase neorganske supstance. Kao i jednačine hemijskih reakcija, jednačine disocijacije se takođe mogu napisati. Na primjer, raspad na ione kaustične sode se zapisuje na sljedeći način:
NaOH \u003d Na + + OH -
Ponekad, umjesto predznaka jednakosti u takvim jednačinama, oni stavljaju znak reverzibilnosti ⇄ da pokažu da je disocijacija reverzibilan proces i može se odvijati u suprotnom smjeru kada se otapalo ukloni.
Kalcijum hidroksid disocira na sledeći način:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -
(indeks koji označava broj hidroksilne grupe, postaje koeficijent).
Da biste provjerili ispravnost zapisa, trebali biste izračunati ukupan iznos pozitivan naboj kationa i ukupnog negativnog naboja anjona. Moraju biti jednaki apsolutna vrijednost. AT ovaj slučaj zbir pozitivnih naboja je +2, a negativnih -2. Iz onoga što je rečeno, definicija baza proizilazi u svjetlu teorije elektrolitičke disocijacije.

Baze su oni elektroliti koji se disociraju u otopini i formiraju samo metalni kation i hidroksil anione.

Zapišite definiciju baza u svoju bilježnicu.

■ 75. Napišite jednačine disocijacije za sledeće baze, nakon što prvo proverite prema tabeli rastvorljivosti da li su elektroliti: barijum hidroksid, gvožđe hidroksid, kalijum hidroksid, stroncijum hidroksid, cink hidroksid, litijum hidroksid.
Razgradnja na kisele ione događa se tamo gdje postoji polarna veza, odnosno između atoma vodika i kiselinskog ostatka.

Na primjer, azotne kiseline je izražena jednačinom:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 -
Dva ili više bazične kiseline disocijacija se odvija u koracima, na primjer, u H 2 CO 3:
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO s - (prva faza) HCO 3 ⇄ H + + CO 2 3 - (druga faza)
Postepena disocijacija se ponekad prikazuje kao kontinuirana jednakost.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Kod stepenaste disocijacije, stepenasta disocijacija je uveliko smanjena, a u poslednjem koraku je obično veoma mala.
Dakle, kiseline su elektroliti koji se disociraju u otopinama i formiraju samo vodikove ione kao katione.

Zapišite definiciju kiselina u svoju bilježnicu.

■ 76. Napišite jednačine disocijacije za sljedeće kiseline: sumpornu, fosfornu, vodonik sulfidnu, sumpornu, hlorovodoničnu. U slučaju dvije ili više bazičnih kiselina, napišite jednadžbe u koracima.

Priroda disocijacije baza i kiselina zavisi od radijusa i naboja jona koji formira bazu ili kiselinu.
Prema tome, radijus Na + jona je veći od poluprečnika H + jona elektronske ljuske kiseonik jače privlači jezgro vodika nego jezgro natrija. Zbog toga, tokom disocijacije, Na-OH veza treba da se raskine brže. Što je veći radijus jona koji formira hidroksid, sa istim nabojem, to je lakše disocirati.
U istoj podgrupi, metalni hidroksid sa velikim nabojem atomsko jezgro i, stoga, sa velikim ionskim radijusom će se jače disocirati.

■ 77. Koristeći periodni sistem elemenata D. I. Mendeljejeva, naznačite koja će od baza jače disocirati: Mg (OH) 2 ili Sr (OH) 2. Zašto?

U slučaju bliskih vrijednosti radijusa iona koji tvore hidroksid (ili kiselinu), priroda disocijacije ovisi o vrijednosti njegovog naboja. Dakle, pošto je naelektrisanje silicijum jona u silicijumskoj kiselini H 2 SiO 3 - Si (+4), a jon

hlor u perhlornoj kiselini HclO 4 - Cl (+7), tada je ova druga jača. Što je veći pozitivni naboj jona, to više odbija pozitivni jon vodonika. Dolazi do disocijacije kiseline.
Amfoternost berilija (period II) objašnjava se posebnom ravnotežom između odbojnih sila vodikovog jona i njegovog privlačenja berilijumovim jonom.

■ 78. Zašto u III periodu periodični sistem D. I. Mendeljejev, eksponati magnezijum hidroksida osnovna svojstva, aluminijum hidroksid - amfoteran, ali stvara kiselinu? Objasnite ovo upoređujući naboje i poluprečnike jona magnezijuma, aluminijuma i sumpora.

Budući da postoji ionska veza između atoma metala i kiselinskog ostatka u molekulama soli, soli se disociraju, respektivno, sa stvaranjem metalnih kationa i aniona kiselinskog ostatka, na primjer:
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Na osnovu toga, elektroliti se nazivaju solima, koje formiraju metalne ione kao katione tokom disocijacije, i kiselinske ostatke ione kao anjone.

■ 79. Napišite jednačine disocijacije za sljedeće soli medija: natrijum fosfat, magnezijum nitrat, aluminijum hlorid, kalijum silikat, natrijum karbonat, kalijum sulfid, bakar (II) nitrat, gvožđe (III) hlorid.

Disocijacija kiselih, bazičnih i drugih soli odvija se nešto drugačije, kao što će biti razmotreno u nastavku.

Stepen disocijacije

Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces. Shodno tome, istovremeno sa formiranjem jona, odvija se suprotan proces - spajanje jona u molekule. Između njih je uspostavljena ravnoteža. Što je rastvor razrijeđeniji, to je potpunija disocijacija. Potpunost disocijacije se ocenjuje po veličini stepena disocijacije, označenom slovom α.
je omjer broja disociranih molekula n i ukupnog broja molekula N otopljene tvari, izražen kao postotak:

Zapišite formulu i definiciju stepena disocijacije u svesku

Drugim riječima, pokazuje koliki se postotak otopljenih molekula razbio u jone.
U zavisnosti od stepena disocijacije, elektroliti se razlikuju jaki i slabi. Što je više, jači je elektrolit.
Elektroliti se razlikuju po veličini raspada na ione: jaki, srednji, slabi.
Jaki elektroliti, na primjer HNO 3, HCl, H 2 SO 4, kaustične alkalije i sve soli se gotovo potpuno (za 100%) disociraju, međutim, jaki elektroliti uključuju i one u kojima je α\u003e 30%, tj. više od 30% molekuli su se raspali na jone. Srednji elektroliti, kao što su H 3 RO 4 i H 2 SO 3 imaju stepen disocijacije u rasponu od 2 do 30%. Slabi elektroliti, kao što su NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S slabo disociraju: α< 2%.
Poređenje stepena disocijacije različitih elektrolita vrši se u rastvorima iste koncentracije (najčešće 0,1 N), budući da stepen disocijacije jako zavisi od koncentracije rastvora.
Na stepen disocijacije utiče priroda same rastvorene supstance, rastvarača i niz drugih. spoljni uticaji. Dakle, kada kažu "jaka kiselina" ili "jaka baza", oni misle na stepen disocijacije supstance u rastvoru. U ovom slučaju mi pričamo o ovim supstancama kao elektrolitima. Stepen disocijacije supstance zavisi od njenog ponašanja u hemijska reakcija i tok same reakcije.

■ 80. Šta karakteriše stepen disocijacije α?

81. Nacrtaj tabelu u svoju svesku:

Na osnovu teksta koji ste pročitali, navedite najmanje dva primjera u svakoj koloni. 82. Šta znače izrazi “jaka kiselina”, “slaba baza”?

Reakcije razmjene između elektrolita.Jonske jednadžbe

Budući da se elektroliti u otopinama razlažu na ione, reakcije elektrolita moraju se odvijati i između jona.
Interakcija jona u rastvoru naziva se jonska reakcija.
Zapišite tekst u svoju svesku.
Uz učešće jona mogu se javiti i reakcije razmene i redoks. Razmotrimo reakcije razmjene elektrolita u otopini, na primjer, interakciju između dvije soli:
NaCl + AgNO 3 \u003d AgCl ↓ + NaNO 3
i koliko se jaki elektroliti disociraju u jone:
NaCl ⇄ Na + + Cl -
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 -
stoga se lijeva strana jednadžbe može napisati u ovom obliku: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Razmotrite tvari dobivene kao rezultat reakcije: AgCl je netopiva tvar, stoga se neće disocirati na ione, a NaNO 3 je rastvorljiva sol, savršeno se disocira u ione prema shemi
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 -

NaNO 3 je jak elektrolit, pa je desna strana jednadžbe napisana ovako:
... = Na + + NO 3 - + AgCl Jednačina kao cjelina će imati sljedeći pogled:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Takva jednačina se naziva kompletna ionska jednačina. Reducirajući slične članove u ovoj jednačini, dobijamo redukovanu ionsku jednačinu
Ag + + Cl - = AgCl
Dakle, redoslijed sastavljanja jonske jednadžbe.
1. Napišite u ionskom obliku formule početnih proizvoda (onih koji se disociraju).
2. Napišite u ionskom obliku formule dobijenih proizvoda (onih koji se disociraju).
3. Provjerite da li je apsolutna vrijednost ukupnog broja pozitivnih i negativnih naboja jona na lijevoj strani jednakosti, a zatim na desnoj.
4. Provjeriti da li se broj istoimenih jona u lijevom i desnom dijelu jednačine poklapa (uzimajući u obzir atome koji čine nedisocijaciju).
Ovim se završava kompilacija kompletne jonske jednačine.
Zapišite redoslijed sastavljanja jonske jednačine u bilježnicu.
5. Da biste sastavili skraćenu ionsku jednačinu, treba da pronađete na lijevoj strani i desni delovi jednadžbe poput članova sa istim predznacima i isključuju ih iz jednačine, a zatim zapisuju rezultirajuću redukovanu ionsku jednačinu.
Data redukovana jonska jednačina izražava suštinu ne samo ove reakcije. Napišimo neke jednačine reakcije, na primjer:
1) HCl + 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
U svim navedenim primjerima, skraćena ionska jednačina je ista. Ova okolnost je veoma važnu ulogu in analitička hemija za kvalitativnu analizu.
Mogu postojati slučajevi kada se kao rezultat reakcije formira (malo disocijirajuća tvar).
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
ili se oslobađa gas
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
Kao što je poznato, postoje uslovi da se reakcije razmene odvijaju do kraja: 1) ako se formira talog, 2) ako se oslobodi gas i 3) ako . Svi ovi uvjeti sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije mogu se formulirati na sljedeći način: reakcije razmjene se odvijaju do kraja ako se kao rezultat reakcije formiraju tvari koje se ne disociraju ili blago disociraju.
U slučajevima kada se obje dobivene tvari dobro disociraju, reakcija je reverzibilna, na primjer:
2KSl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4

Zadaci broj 7 sa rješenjima.

Analizirajmo zadatke broj 7 iz OGE za 2016. godinu.

Zadaci sa rješenjima.

Zadatak broj 1.

Samo kalijevi kationi i fosfatni anioni nastaju prilikom disocijacije supstance čija je formula

1. KHPO4

2. Ca3(PO4)2

3. KH2PO4

4. K3PO4

Objašnjenje: ako se tokom disocijacije formiraju samo kalijevi kationi i fosfatni joni, onda su samo ti joni deo željene supstance. Potvrđujemo jednačinom disocijacije:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

Tačan odgovor je 4.

Zadatak broj 2.

Elektroliti uključuju svaku od tvari čije formule

1. N2O, KOH, Na2CO3

2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4

3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3

4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2

Objašnjenje: elektroliti - tvari koje provode električnu struju zbog disocijacije na ione u otopinama i topljenima. Dakle, elektroliti su rastvorljive supstance.

Tačan odgovor je 2.

Zadaci broj 3.

Potpunom disocijacijom natrijum sulfida nastaju joni

1. Na+ i HS‾

2. Na+ i SO3²‾

3. Na+ i S²‾

4. Na+ i SO4²‾

Objašnjenje: napišite jednadžbu disocijacije za natrijum sulfid

Na2S → 2Na+ + S²‾

shodno tome, tačan odgovor je 3.

Zadaci broj 4.

Na listi jona

A. Nitratni jon

B. amonijum jon

B. Hidroksid ion

D. Vodikov jon

D. Fosfatni jon

E. Magnezijum jon

katjoni su:

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

Objašnjenje: kationi pozitivnih vrsta, kao što su ioni metala ili joni vodonika. Od njih su to jon amonijuma, jon vodonika i magnezijum. Tačan odgovor je 2.

Zadaci broj 5.

Da li su istinite sledeće presude o elektrolitičkoj disocijaciji soli?

A. Sve soli nakon disocijacije formiraju katjone metala, katjone vodika i anjone kiselih ostataka

B. Soli u procesu disocijacije formiraju katjone metala i anjone kiselih ostataka

1. Samo A je tačno

2. Samo B je tačno

3. Obje presude su tačne

4. Obje presude su pogrešne

Objašnjenje: samo kisele soli formiraju katjone vodonika tokom disocijacije, stoga je A netačno, ali je B tačno. Evo primjera:

NaCl → Na+ + Cl‾

Tačan odgovor je 2.

Zadaci broj 6.

isti broj mola kationa i anjona nastaje pri potpunoj disocijaciji u vodenom rastvoru od 1 mol

1. KNO3

2. CaCl2

3. Ba(NO3)2

4.Al2(SO4)3

Objašnjenje: u ovoj jednadžbi možemo ili napisati jednačine disocijacije i pogledati dobijene koeficijente, ili pogledati indekse u formulama za ove soli. Samo molekula KNO3 ima isti broj molova:

KNO3 → K+ + NO3‾

Tačan odgovor je 1.

Zadatak broj 7.

Hloridni joni nastaju u procesu disocijacije supstance čija je formula

1. KClO3

2.AlCl3

3. NaClO

4.Cl2O7

Objašnjenje: među navedenim supstancama, joni hlorida prisutni su samo u molekulu aluminijum hlorida - AlCl3. Evo jednadžbe disocijacije ove soli:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾

Tačan odgovor je 2.

Zadatak broj 8.

Ioni vodonika nastaju prilikom disocijacije supstance čija je formula

1. H2SiO3

2.NH3xH2O

3.HBr

4.NaOH

Objašnjenje: joni vodonika su, među navedenima, samo u HBr: HBr → H+ + Br‾

(H2SiO3 u rastvoru disocira na H2O i SiO2)

Tačan odgovor je 3.

Zadatak broj 9.

Na listi supstanci:

A. Sumporna kiselina

B. Kiseonik

B. Kalijum hidroksid

G. Glukoza

D. Natrijum sulfat

E. Etil alkohol

elektroliti su:

1. GDJE 2. ABG 3. VDE 4. AVD

Objašnjenje: elektroliti su jake kiseline, baze ili soli. Među navedenima su sumporna kiselina (H2SO4), kalijum hidroksid (KOH), natrijum sulfat (Na2SO4). Tačan odgovor je 4.

Zadatak broj 10.

U procesu disocijacije, fosfatni joni formiraju svaku od supstanci, čije formule

1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2

2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4

3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4

4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4

Objašnjenje: kao i u prethodnom zadatku, i ovdje moramo znati da su elektroliti jake kiseline ili rastvorljive soli, kao na primjer u br. 4:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

H3PO4 → 3H+ + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾

Tačan odgovor je 4.

Zadaci za samostalno odlučivanje.

1. Vodikovi joni i kiseli ostaci nastaju u procesu elektrolitičke disocijacije:

1. Voda

2. Azotna kiselina

3. Silicijumska kiselina

4. Kalijum nitrat

2. Elektroliti su svaka od supstanci čije su formule:

1. KOH, H2O(dist), CaCl2

2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4

3. BaCl2, H2SO4, LiOH

4. H2SiO3, AgCl, HCl

3. Da li su sljedeće tvrdnje o elektrolitima tačne?

A. Azot i sumporna kiselina su jaki elektroliti

B. Vodonik sulfid u vodenom rastvoru potpuno se raspada na jone

1. Samo A je tačno

2. Samo je B tačno

3. Obje presude su tačne

4. Obje presude su pogrešne

4. Elektrolit je svaka od dvije supstance

1. Bakar (II) sulfid i etanol

2. Hlorovodonična kiselina i kalijum sulfat

3. Živin (II) oksid i kalcijum sulfat

4. Magnezijum karbonat i dušikov oksid (I)

5. Postupno disocira u vodenom rastvoru

1. Bakar (II) nitrat

2. Azotna kiselina

3. Sumporna kiselina

4. Natrijum hidroksid

6. Da li su sljedeće tvrdnje o elektrolitima tačne?

A. Berilijum hidroksid i gvožđe (III) hidroksid su jaki elektroliti

B. Srebrni nitrat u vodenom rastvoru potpuno se razlaže na jone

1. Samo A je tačno

2. Samo je B tačno

3. Obje presude su tačne

4. Obje presude su pogrešne

7. Sulfatni joni nastaju u procesu disocijacije

1. Kalijum sulfid

2. Sumporovodonična kiselina

3. Bakar sulfid

4. Barijum sulfat

8. General Hemijska svojstva natrijum hidroksid i barijum hidroksid su posledica

1. Prisustvo jona natrijuma i barijuma u njihovim rastvorima

2. Njihova dobra rastvorljivost u vodi

3. Prisustvo tri elementa u njihovom sastavu

4. Prisustvo hidroksidnih jona u njihovim rastvorima

9. Kation je

1. Sulfat jon

2. Natrijum jon

3. Sulfidni jon

4. Sulfitni jon

10. Anion je

1. Kalcijum jon

2. Silikatni jon

3. Magnezijum jon

4. Amonijum jon

Predloženi zadaci preuzeti su iz zbirke za pripremu za OGE iz hemije autora: Koroshchenko A.S. i Kupcova A.A.

Provodljivost tvari električne struje ili nedostatak provodljivosti može se promatrati pomoću jednostavnog uređaja.

Sastoji se od karbonskih šipki (elektroda) povezanih žicama na električnu mrežu. Električna sijalica je uključena u krug, što ukazuje na prisutnost ili odsutnost struje u krugu. Ako su elektrode uronjene u rastvor šećera, lampa se ne pali. Ali će zasvijetliti jako ako se spuste u otopinu natrijum hlorida.

Supstance koje se raspadaju u ione u otopinama ili se rastapaju i stoga provode električnu energiju nazivaju se elektroliti.

Supstance koje se ne raspadaju u ione pod istim uslovima i ne provode električnu struju nazivaju se neelektroliti.

Elektroliti uključuju kiseline, baze i gotovo sve soli.

Većina neelektrolita je organska jedinjenja, kao i tvari u čijim molekulima postoje samo kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze.

Elektroliti su provodnici druge vrste. U otopini ili topljenju se razlažu na ione, zbog čega teče struja. Očigledno, što je više jona u otopini, to bolje provodi električnu energiju. Čista voda električna struja provodi vrlo slabo.

Razlikovati jake i slabe elektrolite.

Jaki elektroliti se potpuno disociraju na ione kada se rastvore.

To uključuje:

1) skoro sve soli;

2) mnoge mineralne kiseline, na primer H 2 SO 4 , HNO 3 , Hcl, HBr, HI, HMnO 4 , HClO 3 , HClO 4 ;

3) baze alkalnih i zemnoalkalnih metala.

Slabi elektroliti kada se rastvore u vodi, oni se samo delimično disociraju u jone.

To uključuje:

1) skoro sve organske kiseline;

2) neke mineralne kiseline, na primer H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) mnoge metalne baze (osim baza alkalijskih i zemnoalkalnih metala), kao i NH 4 OH, koji se može predstaviti kao amonijak hidrat NH 3 ∙H 2 O.

Voda je slab elektrolit.

Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju jona u otopini.

Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije.

Razgradnja elektrolita na ione kada su otopljeni u vodi naziva se elektrolitička disocijacija.

Dakle, natrijum hlorid NaCl, kada se rastvori u vodi, potpuno se raspada na natrijumove ione Na + i kloridne ione Cl -.

Voda stvara ione vodonika H+ i hidroksidne ione OH - samo u vrlo malim količinama.

Da bi objasnio karakteristike vodenih rastvora elektrolita, švedski naučnik S. Arrhenius je 1887. predložio teoriju elektrolitičke disocijacije. Kasnije su ga razvili mnogi naučnici na osnovu teorije strukture atoma i hemijske veze.

Sadašnji sadržaj ove teorije može se svesti na sljedeće tri tvrdnje:

1. Kada su otopljeni u vodi, elektroliti se raspadaju (disociraju) na jone – pozitivne i negativne.

Joni su u stabilnijim elektronskim stanjima od atoma. Mogu se sastojati od jednog atoma - to su jednostavni joni (Na +, Mg 2+, Al 3+ itd.) - ili od više atoma - to su složeni joni (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 itd.).

2. Pod dejstvom električne struje, joni dobijaju usmereno kretanje: pozitivno naelektrisani ioni kreću se prema katodi, negativno naelektrisani - prema anodi. Stoga se prvi nazivaju kationima, drugi - anionima.

Usmjereno kretanje iona nastaje kao rezultat njihovog privlačenja suprotno nabijenim elektrodama.

3. Disocijacija - reverzibilni proces: paralelno sa dezintegracijom molekula na jone (disocijacija), teče proces povezivanja jona (asocijacija).

Stoga se u jednačinama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti stavlja predznak reverzibilnosti. Na primjer, jednadžba za disocijaciju molekule elektrolita KA na kation K + i anion A - u opšti pogled je napisano ovako:

KA ↔ K + + A -

Teorija elektrolitičke disocijacije jedna je od glavnih teorija u neorganska hemija i u potpunosti se slaže sa atomska i molekularna nauka i teorija atomske strukture.

Stepen disocijacije.

Jedan od najvažnijih koncepata Arrheniusove teorije elektrolitičke disocijacije je koncept stepena disocijacije.

Stupanj disocijacije (a) je omjer broja molekula koji su se raspali na ione (n"), prema ukupnom broju otopljenih molekula (n):

Stupanj disocijacije elektrolita se određuje empirijski i izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima. Ako je α = 0, onda nema disocijacije, a ako je α = 1 ili 100%, tada se elektrolit potpuno raspada na ione. Ako je α = 20%, onda to znači da se od 100 molekula ovog elektrolita 20 razgradilo na jone.

Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije. Iskustvo pokazuje da to ovisi o koncentraciji elektrolita i o temperaturi. Sa smanjenjem koncentracije elektrolita, tj. kada se razblaži vodom, stepen disocijacije se uvek povećava. Po pravilu se povećava stepen disocijacije i temperatura. Prema stepenu disocijacije elektroliti se dijele na jake i slabe.

Razmotrimo pomak ravnoteže uspostavljene između nedisociranih molekula i iona tokom elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita - octene kiseline:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Kada se otopina octene kiseline razrijedi s vodom, ravnoteža će se pomaknuti prema stvaranju iona - stepen disocijacije kiseline se povećava. Naprotiv, kada se otopina ispari, ravnoteža se pomiče prema formiranju molekula kiseline - stepen disocijacije se smanjuje.

Očigledno je iz ovog izraza da α može varirati od 0 (bez disocijacije) do 1 (potpuna disocijacija). Stepen disocijacije se često izražava u postocima. Stupanj disocijacije elektrolita može se odrediti samo eksperimentalno, na primjer, mjerenjem točke smrzavanja otopine, električnom provodljivošću otopine itd.

Mehanizam disocijacije

Supstance sa jonskom vezom najlakše se disociraju. Kao što znate, ove supstance se sastoje od jona. Kada se rastvore, dipoli vode se orijentišu oko pozitivnih i negativnih jona. Između iona i dipola vode nastaju sile međusobnog privlačenja. Kao rezultat toga, veza između jona slabi i dolazi do prijelaza iona iz kristala u otopinu. U tom slučaju nastaju hidratizirani ioni, tj. joni hemijski vezani za molekule vode.

Slično se disociraju elektroliti, čije se molekule formiraju prema vrsti polarnog kovalentna veza(polarni molekuli). Dipoli vode su također orijentirani oko svakog polarnog molekula tvari, koji su privučeni svojim negativnim polovima na pozitivni pol molekule, a pozitivnim polovima na negativni pol. Kao rezultat ove interakcije, vezujući elektronski oblak ( elektronski par) se potpuno pomakne na atom s većom elektronegativnošću, polarna molekula se pretvara u ionsku i tada se lako formiraju hidratizirani ioni:

Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična.

Dakle, elektroliti su spojevi s ionskom ili polarnom vezom - soli, kiseline i baze. I mogu se disocirati na jone u polarnim rastvaračima.

konstanta disocijacije.

konstanta disocijacije. Točnija karakteristika disocijacije elektrolita je konstanta disocijacije, koja ne ovisi o koncentraciji otopine.

Izraz za konstantu disocijacije može se dobiti pisanjem jednadžbe reakcije za disocijaciju AK elektrolita u opštem obliku:

A K → A - + K + .

Pošto je disocijacija reverzibilna ravnotežni proces, tada se na ovu reakciju primjenjuje zakon djelovanja mase, a konstanta ravnoteže može se definirati kao:

gdje je K konstanta disocijacije, koja ovisi o temperaturi i prirodi elektrolita i otapala, ali ne ovisi o koncentraciji elektrolita.

Raspon konstanti ravnoteže za različite reakcije je vrlo velik - od 10 -16 do 10 15 . Na primjer, visoka vrijednost To za reakciju

znači da ako se metalni bakar unese u otopinu koja sadrži ione srebra Ag+, tada je u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra mnogo veća od kvadrata koncentracije iona srebra 2. Naprotiv, niska vrijednost To u reakciji

ukazuje da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta, zanemarljiva količina srebrnog jodida AgI rastvorila.

Plati Posebna pažnja o obliku izraza za konstantu ravnoteže. Ako se koncentracije nekih reagensa ne mijenjaju značajno u toku reakcije, onda one nisu zapisane u izrazu za konstantu ravnoteže (takve konstante su označene sa K 1).

Dakle, za reakciju bakra sa srebrom, izraz će biti netačan:

Biće tačno sljedeći obrazac zapisi:

Ovo se objašnjava činjenicom da se koncentracije metalnog bakra i srebra uvode u konstantu ravnoteže. Koncentracije bakra i srebra određene su njihovom gustinom i ne mogu se mijenjati. Stoga nema smisla uzimati ove koncentracije u obzir prilikom izračunavanja konstante ravnoteže.

Slično su objašnjeni izrazi za konstante ravnoteže u rastvaranju AgCl i AgI

Proizvod rastvorljivosti. Konstante disocijacije teško rastvorljivih soli i metalnih hidroksida nazivaju se proizvodom rastvorljivosti odgovarajućih supstanci (označene sa PR).

Za reakciju disocijacije vode

konstantni izraz bi bio:

To se objašnjava činjenicom da se koncentracija vode tokom reakcija u vodenim otopinama vrlo malo mijenja. Stoga se pretpostavlja da koncentracija [H 2 O] ostaje konstantna i da se uvodi u konstantu ravnoteže.

Kiseline, baze i soli sa stanovišta elektrolitičke disocijacije.

Koristeći teoriju elektrolitičke disocijacije, date su definicije i opisana svojstva kiselina, baza i soli.

Elektroliti se nazivaju kiseline, pri čijoj disocijaciji nastaju samo kationi vodonika kao kationi.

Na primjer:

HCl ↔ H + + C l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

Disocijacija polibazične kiseline odvija se uglavnom kroz prvu fazu, u manjoj mjeri kroz drugu, a tek u maloj mjeri kroz treću. Stoga, u vodenom rastvoru, npr. fosforna kiselina uz molekule H 3 RO 4 postoje joni (u sukcesivno opadajućim količinama) H 2 RO 2-4, HPO 2-4 i RO 3-4

H 3 RO 4 ↔ N + + H 2 RO - 4 (prva faza)

H 2 RO - 4 ↔ H + + HPO 2- 4 (druga faza)

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (treća faza)

Bazičnost kiseline određena je brojem vodonikovih kationa koji nastaju tokom disocijacije.

Dakle, HCl, HNO 3 - jednobazne kiseline - formira se jedan vodonik kation;

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - dvobazni,

H 3 PO 4, H 3 AsO 4 su trobazni, jer se formiraju dva, odnosno tri vodonikova katjona.

Od četiri atoma vodika sadržanih u molekuli octene kiseline CH 3 COOH, samo jedan, koji je dio karboksilne grupe - COOH, može se odvojiti u obliku H + kationa, - sirćetna kiselina jednobazni.

Dvo- i polibazne kiseline diociraju postepeno (postepeno).

Baze se nazivaju elektroliti, pri čijoj disocijaciji nastaju samo hidroksidni joni kao anjoni.

Na primjer:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Baze koje su rastvorljive u vodi nazivaju se alkalije. Malo ih je. To su baze alkalnih i zemnoalkalnih metala: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH i Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2, a takođe i NH 4 OH. Većina baza je slabo rastvorljiva u vodi.

Kiselost baze određena je brojem njenih hidroksilnih grupa (hidroksi grupa). Na primjer, NH 4 OH je jednokiselinska baza, Ca (OH) 2 je dvokiselinska, Fe (OH) 3 je trokiselina, itd. Dvo- i polikiselinske baze disociraju u koracima

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (prvi korak)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (druga faza)

Međutim, postoje elektroliti koji, nakon disocijacije, istovremeno stvaraju vodikove katione i hidroksidne ione. Ovi elektroliti se nazivaju amfoterni ili amfoliti. Tu spadaju voda, hidroksidi cinka, aluminijuma, hroma i niz drugih supstanci. Voda se, na primjer, disocira na H + i OH - ione (u malim količinama):

H 2 O ↔ H + + OH -

Dakle, ima jednako izraženo i kiselinska svojstva, zbog prisustva vodonikovih katjona H + , i alkalnih svojstava zbog prisustva OH - jona.

Disocijacija amfoternog cink hidroksida Zn(OH) 2 može se izraziti jednadžbom

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

Soli se nazivaju elektroliti, pri čijoj disocijaciji nastaju metalni kationi, kao i amonijum kation (NH 4) i anjoni kiselih ostataka

Na primjer:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Ovako se disociraju srednje soli. Kiseline i bazične soli se razlažu u koracima. U kiselim solima prvo se odvajaju ioni metala, a zatim vodikovi kationi. Na primjer:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

U bazičnim solima prvo se odcjepljuju kiseli ostaci, a zatim hidroksidni ioni.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -