Ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες

Είναι γνωστό από τα μαθήματα της φυσικής ότι διαλύματα ορισμένων ουσιών είναι ικανά να φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα, ενώ άλλες όχι.

Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα φέρουν ηλεκτρισμό ονομάζονται ηλεκτρολύτες.

Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα δεν αγώγουν ηλεκτρισμό ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες. Για παράδειγμα, διαλύματα ζάχαρης, αλκοόλης, γλυκόζης και κάποιων άλλων ουσιών δεν αγώγουν ηλεκτρισμό.

Ηλεκτρολυτική διάσταση και σύνδεση

Γιατί τα διαλύματα ηλεκτρολυτών άγουν ηλεκτρισμό;

Ο Σουηδός επιστήμονας S. Arrhenius, μελετώντας την ηλεκτρική αγωγιμότητα διάφορες ουσίες, κατέληξε το 1877 στο συμπέρασμα ότι η αιτία της ηλεκτρικής αγωγιμότητας είναι η παρουσία σε διάλυμα ιόντωνσχηματίζεται όταν ένας ηλεκτρολύτης διαλύεται στο νερό.

Η διαδικασία με την οποία ένας ηλεκτρολύτης διασπάται σε ιόντα ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση.

Ο S. Arrhenius, που τηρούσε τη φυσική θεωρία των διαλυμάτων, δεν έλαβε υπόψη την αλληλεπίδραση του ηλεκτρολύτη με το νερό και πίστευε ότι υπάρχουν ελεύθερα ιόντα στα διαλύματα. Σε αντίθεση με αυτόν, οι Ρώσοι χημικοί I. A. Kablukov και V. A. Kistyakovsky έκαναν αίτηση για την εξήγηση ηλεκτρολυτική διάστασηχημική θεωρία του D. I. Mendeleev και απέδειξε ότι όταν ο ηλεκτρολύτης διαλύεται, χημική αλληλεπίδρασηδιαλυμένη με νερό, που οδηγεί στο σχηματισμό ένυδρων και στη συνέχεια διασπώνται σε ιόντα. Πίστευαν ότι στα διαλύματα δεν υπάρχουν ελεύθερα, όχι «γυμνά» ιόντα, αλλά ενυδατωμένα, δηλαδή «ντυμένα με γούνινο παλτό» από μόρια νερού.

Τα μόρια του νερού είναι δίπολα(δύο πόλοι), καθώς τα άτομα υδρογόνου βρίσκονται σε γωνία 104,5 °, λόγω της οποίας το μόριο έχει γωνιακό σχήμα. Το μόριο του νερού φαίνεται σχηματικά παρακάτω.

Κατά κανόνα, οι ουσίες διαχωρίζονται πιο εύκολα με ιοντικός δεσμόςκαι, κατά συνέπεια, με ιοντικό κρυσταλλικό πλέγμα, αφού αποτελούνται ήδη από έτοιμα ιόντα. Όταν διαλύονται, τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται με αντίθετα φορτισμένα άκρα γύρω από τα θετικά και αρνητικά ιόντα του ηλεκτρολύτη.

Δυνάμεις αμοιβαίας έλξης προκύπτουν μεταξύ των ιόντων ηλεκτρολυτών και των διπόλων του νερού. Ως αποτέλεσμα, ο δεσμός μεταξύ των ιόντων εξασθενεί και συμβαίνει η μετάβαση των ιόντων από τον κρύσταλλο στο διάλυμα. Προφανώς, η ακολουθία των διεργασιών που λαμβάνουν χώρα κατά τη διάσπαση ουσιών με έναν ιοντικό δεσμό (άλατα και αλκάλια) θα είναι η εξής:

1) προσανατολισμός των μορίων του νερού (δίπολα) κοντά σε ιόντα κρυστάλλων.

2) ενυδάτωση (αλληλεπίδραση) μορίων νερού με ιόντα του επιφανειακού στρώματος του κρυστάλλου.

3) διάσπαση (αποσύνθεση) του κρυστάλλου ηλεκτρολύτη σε ενυδατωμένα ιόντα.

Απλοποιημένα, οι συνεχιζόμενες διαδικασίες μπορούν να αντικατοπτριστούν χρησιμοποιώντας την ακόλουθη εξίσωση:

Ομοίως, οι ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται, στα μόρια των οποίων υπάρχει ομοιοπολικός δεσμός (για παράδειγμα, μόρια υδροχλωρίου HCl, βλέπε παρακάτω). Μόνο σε αυτήν την περίπτωση, υπό την επίδραση των διπόλων του νερού, ο ομοιοπολικός πολικός δεσμός μετατρέπεται σε ιοντικό. η ακολουθία των διεργασιών που λαμβάνουν χώρα σε αυτήν την περίπτωση θα είναι η εξής:

1) προσανατολισμός των μορίων του νερού γύρω από τους πόλους των μορίων του ηλεκτρολύτη.

2) ενυδάτωση (αλληλεπίδραση) μορίων νερού με μόρια ηλεκτρολυτών.

3) ιονισμός μορίων ηλεκτρολύτη (μετατροπή ομοιοπολικού πολικού δεσμού σε ιοντικό).

4) διάσπαση (αποσύνθεση) μορίων ηλεκτρολύτη σε ενυδατωμένα ιόντα.

Απλοποιημένα, η διαδικασία διάστασης του υδροχλωρικού οξέος μπορεί να αντικατοπτριστεί χρησιμοποιώντας την ακόλουθη εξίσωση:

Θα πρέπει να ληφθεί υπόψη ότι τυχαία κινούμενα ενυδατωμένα ιόντα σε διαλύματα ηλεκτρολυτών μπορούν να συγκρουστούν και να επανενωθούν μεταξύ τους. Αυτή η αντίστροφη διαδικασία ονομάζεται συσχέτιση. Η σύνδεση στα διαλύματα γίνεται παράλληλα με τη διάσταση, επομένως, το πρόσημο της αντιστρεψιμότητας τίθεται στις εξισώσεις αντίδρασης.

Οι ιδιότητες των ενυδατωμένων ιόντων διαφέρουν από αυτές των μη ενυδατωμένων. Για παράδειγμα, το μη ένυδρο ιόν χαλκού Cu 2+ είναι λευκό σε άνυδρους κρυστάλλους θειικού χαλκού(II) και είναι μπλε όταν ενυδατώνεται, δηλαδή συνδέεται με μόρια νερού Cu 2+ nH 2 O. Τα ενυδατωμένα ιόντα έχουν σταθερά και μεταβλητή τον αριθμό των μόρια νερού.

Βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης

Στα διαλύματα ηλεκτρολυτών, μαζί με τα ιόντα, υπάρχουν και μόρια. Ως εκ τούτου, τα διαλύματα ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζονται βαθμός διάστασης, που συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα α («άλφα»).

Αυτή είναι η αναλογία του αριθμού των σωματιδίων που διασπώνται σε ιόντα (N g) προς συνολικός αριθμόςδιαλυμένα σωματίδια (N p).

Ο βαθμός διάστασης ηλεκτρολυτών προσδιορίζεται εμπειρικά και εκφράζεται σε κλάσματα ή ποσοστά. Εάν είναι \u003d 0, τότε δεν υπάρχει διάσταση, και εάν είναι \u003d 1 ή 100%, τότε ο ηλεκτρολύτης αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα. Διάφοροι ηλεκτρολύτες είναι ποικίλους βαθμούςο διαχωρισμός, δηλαδή ο βαθμός διάστασης εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη. Εξαρτάται επίσης από τη συγκέντρωση: με την αραίωση του διαλύματος, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται.

Σύμφωνα με τον βαθμό ηλεκτρολυτικής διάστασης, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρούς και ασθενείς.

Ισχυροί ηλεκτρολύτες- πρόκειται για ηλεκτρολύτες, οι οποίοι, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Για τέτοιους ηλεκτρολύτες, η τιμή του βαθμού διάστασης τείνει στη μονάδα.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) όλα τα διαλυτά άλατα.

2) ισχυρά οξέα, για παράδειγμα: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;

3) όλα τα αλκάλια, για παράδειγμα: NaOH, KOH.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες- πρόκειται για ηλεκτρολύτες που, όταν διαλύονται στο νερό, σχεδόν δεν διασπώνται σε ιόντα. Για τέτοιους ηλεκτρολύτες, η τιμή του βαθμού διάστασης τείνει στο μηδέν.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) αδύναμα οξέα- H2S, H2CO3, HNO2;

2) υδατικό διάλυμα αμμωνίας NH 3 H 2 O ;

4) μερικά άλατα.

Σταθερά διάστασης

Σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών, λόγω της ατελούς διάστασής τους, δυναμική ισορροπία μεταξύ μη διασπασμένων μορίων και ιόντων. Για παράδειγμα, για το οξικό οξύ:

Σε αυτή την ισορροπία μπορεί κανείς να εφαρμόσει τον νόμο ενεργούντες μάζεςκαι γράψτε την έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας:

Η σταθερά ισορροπίας που χαρακτηρίζει τη διαδικασία διάστασης αδύναμος ηλεκτρολύτης, που ονομάζεται σταθερά διάστασης.

Η σταθερά διάστασης χαρακτηρίζει την ικανότητα ενός ηλεκτρολύτη (οξύ, βάση, νερό) διασπώνται σε ιόντα. Όσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά, τόσο πιο εύκολα αποσυντίθεται ο ηλεκτρολύτης σε ιόντα, επομένως τόσο ισχυρότερος είναι. Οι τιμές των σταθερών διάστασης για ασθενείς ηλεκτρολύτες δίνονται σε βιβλία αναφοράς.

Οι κύριες διατάξεις της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης

1. Όταν διαλύονται στο νερό, οι ηλεκτρολύτες διασπώνται (αποσυντίθενται) σε θετικά και αρνητικά ιόντα.

ιόντων- αυτή είναι μια από τις μορφές ύπαρξης ενός χημικού στοιχείου. Για παράδειγμα, τα άτομα μετάλλου νατρίου Na 0 αλληλεπιδρούν έντονα με το νερό, σχηματίζοντας ένα αλκάλιο (NaOH) και υδρογόνο H 2, ενώ τα ιόντα νατρίου Na + δεν σχηματίζουν τέτοια προϊόντα. Το χλώριο Cl 2 έχει κιτρινοπράσινο χρώμα και έντονη οσμή, δηλητηριώδη και τα ιόντα χλωρίου Cl είναι άχρωμα, μη τοξικά, άοσμα.

ιόντωνείναι θετικά ή αρνητικά φορτισμένα σωματίδια στα οποία μετατρέπονται άτομα ή ομάδες ατόμων ενός ή περισσότερων ατόμων χημικά στοιχείαμε τη δωρεά ή την απόκτηση ηλεκτρονίων.

Στα διαλύματα, τα ιόντα κινούνται τυχαία σε διαφορετικές κατευθύνσεις.

Σύμφωνα με τη σύνθεσή τους, τα ιόντα χωρίζονται σε απλός- Cl - , Na + και συγκρότημα- NH 4 +, SO 2 -.

2. Ο λόγος για τη διάσταση του ηλεκτρολύτη στα υδατικά διαλύματα είναι η ενυδάτωσή του, δηλαδή η αλληλεπίδραση του ηλεκτρολύτη με τα μόρια του νερού και η ρήξη του χημικός δεσμόςσε αυτόν.

Ως αποτέλεσμα αυτής της αλληλεπίδρασης, σχηματίζονται ενυδατωμένα, δηλ. που συνδέονται με μόρια νερού, ιόντα. Επομένως, ανάλογα με την παρουσία ενός κελύφους νερού, τα ιόντα χωρίζονται σε ενυδατωμένο(σε διάλυμα και κρυσταλλικές ένυδρες ενώσεις) και μη ενυδατωμένο(σε άνυδρα άλατα).

3. Υπό την επίδραση ηλεκτρικό ρεύμαΤα θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς τον αρνητικό πόλο της πηγής ρεύματος - την κάθοδο και επομένως ονομάζονται κατιόντα, και τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς τον θετικό πόλο της πηγής ρεύματος - την άνοδο και επομένως ονομάζονται ανιόντα.

Επομένως, υπάρχει μια άλλη ταξινόμηση ιόντων - από το σημάδι της χρέωσης τους.

Το άθροισμα των φορτίων των κατιόντων (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) είναι ίσο με το άθροισμα των φορτίων των ανιόντων (Cl -, OH -, SO 4 2-), ως αποτέλεσμα εκ των οποίων τα διαλύματα ηλεκτρολυτών (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) παραμένουν ηλεκτρικά ουδέτερα.

4. Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία για ασθενείς ηλεκτρολύτες.

Μαζί με τη διαδικασία της διάσπασης (αποσύνθεση του ηλεκτρολύτη σε ιόντα), προχωρά και η αντίστροφη διαδικασία - σχέση(σύνδεση ιόντων). Επομένως, στις εξισώσεις ηλεκτρολυτικής διάστασης, αντί για το πρόσημο ίσου, τίθεται το πρόσημο της αντιστρεψιμότητας, για παράδειγμα:

5. Δεν διασπώνται όλοι οι ηλεκτρολύτες σε ιόντα στον ίδιο βαθμό.

Εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη και τη συγκέντρωσή του. Οι χημικές ιδιότητες των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών καθορίζονται από τις ιδιότητες των ιόντων που σχηματίζουν κατά τη διάσταση.

Οι ιδιότητες των διαλυμάτων των αδύναμων ηλεκτρολυτών οφείλονται στα μόρια και τα ιόντα που σχηματίζονται στη διαδικασία της διάστασης, τα οποία βρίσκονται σε δυναμική ισορροπία μεταξύ τους.

Η μυρωδιά του οξικού οξέος οφείλεται στην παρουσία μορίων CH 3 COOH, η ξινή γεύση και η αλλαγή χρώματος των δεικτών συνδέονται με την παρουσία ιόντων H + στο διάλυμα.

Οι ιδιότητες των διαλυμάτων ισχυρών ηλεκτρολυτών καθορίζονται από τις ιδιότητες των ιόντων που σχηματίζονται κατά τη διάστασή τους.

Για παράδειγμα, οι γενικές ιδιότητες των οξέων, όπως η ξινή γεύση, ο αποχρωματισμός των δεικτών κ.λπ., οφείλονται στην παρουσία κατιόντων υδρογόνου στα διαλύματά τους (ακριβέστερα, ιόντα οξωνίου H 3 O +). Γενικές ιδιότητεςτα αλκάλια, όπως η σαπουνάδα στην αφή, η αλλαγή στο χρώμα των δεικτών κ.λπ., συνδέονται με την παρουσία ιόντων υδροξειδίου ΟΗ - στα διαλύματά τους, και τις ιδιότητες των αλάτων - με την αποσύνθεσή τους σε διάλυμα σε μέταλλο (ή αμμώνιο ) κατιόντα και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος.

Σύμφωνα με τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης Όλες οι αντιδράσεις σε υδατικά διαλύματα ηλεκτρολυτών είναι αντιδράσεις μεταξύ ιόντων. Αυτός είναι ο λόγος για τον υψηλό ρυθμό πολλών χημικών αντιδράσεων στα διαλύματα ηλεκτρολυτών.

Οι αντιδράσεις που λαμβάνουν χώρα μεταξύ των ιόντων ονομάζονται ιοντικές αντιδράσεις και οι εξισώσεις αυτών των αντιδράσεων - ιοντικές εξισώσεις.

Οι αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων σε υδατικά διαλύματα μπορούν να προχωρήσουν:

1. αμετάτρεπτα, να τελειωσει.

2. αναστρεπτόςδηλαδή ροή προς δύο αντίθετες κατευθύνσεις ταυτόχρονα. Οι αντιδράσεις ανταλλαγής μεταξύ ισχυρών ηλεκτρολυτών σε διαλύματα προχωρούν μέχρι το τέλος ή είναι πρακτικά μη αναστρέψιμες, όταν τα ιόντα, συνδυαζόμενα μεταξύ τους, σχηματίζουν ουσίες:

α) αδιάλυτο.

β) χαμηλής διάστασης (ασθενείς ηλεκτρολύτες).

γ) αέρια.

Ακολουθούν μερικά παραδείγματα μοριακών και ανηγμένων ιοντικών εξισώσεων:

Η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη, αφού ένα από τα προϊόντα της είναι αδιάλυτη ουσία.

Η αντίδραση εξουδετέρωσης είναι μη αναστρέψιμη, αφού σχηματίζεται μια ουσία χαμηλής διάστασης - το νερό.

Η αντίδραση είναι μη αναστρέψιμη, αφού σχηματίζεται αέριο CO 2 και ουσία χαμηλής διάστασης είναι το νερό.

Εάν μεταξύ των πρώτων υλών και μεταξύ των προϊόντων της αντίδρασης υπάρχουν ασθενείς ηλεκτρολύτες ή ελάχιστα διαλυτές ουσίες, τότε τέτοιες αντιδράσεις είναι αναστρέψιμες, δηλαδή δεν προχωρούν μέχρι το τέλος.

Στις αναστρέψιμες αντιδράσεις, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό των λιγότερο διαλυτών ή λιγότερο διασπασμένων ουσιών.

Για παράδειγμα:

Η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό ενός ασθενέστερου ηλεκτρολύτη - H 2 O. Ωστόσο, μια τέτοια αντίδραση δεν θα προχωρήσει μέχρι το τέλος: αδιάσπαστα μόρια οξικού οξέος και ιόντων υδροξειδίου παραμένουν στο διάλυμα.

Εάν τα αρχικά υλικά είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες που, όταν αλληλεπιδρούν, δεν σχηματίζουν αδιάλυτες ή ελαφρώς διασπώμενες ουσίες ή αέρια, τότε τέτοιες αντιδράσεις δεν προχωρούν: όταν τα διαλύματα αναμειγνύονται, σχηματίζεται ένα μείγμα ιόντων.

Υλικό αναφοράς για την επιτυχία του τεστ:

Περιοδικός Πίνακας

Πίνακας διαλυτότητας

Όπως γνωρίζετε, όταν διαλυθεί, ακόμη και χωρίς ανάμειξη, λόγω διάχυσης, το διάλυμα σταδιακά γίνεται ομοιογενές, δηλαδή η συγκέντρωσή του σε όλα τα μέρη γίνεται ίδια.
Ας πάρουμε την περίπτωση όταν το διάλυμα διαχωρίζεται από τον καθαρό διαλύτη με ένα ημιπερατό χώρισμα (περγαμηνή, φιλμ κολλοδίου, σελοφάν κ.λπ.), όπως φαίνεται στο Σχ. 15. Τέτοια χωρίσματα περνούν τα μόρια του διαλύτη αρκετά εύκολα, αλλά δεν περνούν τη διαλυμένη ουσία. Η διαδικασία εξισορρόπησης των συγκεντρώσεων και στις δύο πλευρές του χωρίσματος είναι περίπλοκη. Η διαλυμένη ουσία δεν μπορεί να περάσει μέσα από το διάφραγμα στον διαλύτη. Είναι δυνατή μόνο η διείσδυση μορίων διαλύτη μέσω του διαμερίσματος στο διάλυμα. Έτσι, θα μειωθεί σταδιακά λόγω αραίωσης με διαλύτη.

Η διαδικασία διείσδυσης ενός διαλύτη σε ένα διάλυμα μέσω ενός ημιπερατού διαμερίσματος ονομάζεται όσμωση. Όσο υψηλότερη, τόσο πιο έντονη είναι η όσμωση.
Η όσμωση εμφανίζεται επίσης όταν διαλύματα διαφορετικών συγκεντρώσεων διαχωρίζονται από ένα ημιπερατό χώρισμα. Καθώς ο διαλύτης διεισδύει μέσω του ημιπερατού διαμερίσματος στο διάλυμα, με υψηλότερη συγκέντρωση, ο όγκος του τελευταίου αυξάνεται. Επομένως, εάν ένα διάλυμα τοποθετηθεί σε ένα δοχείο κατασκευασμένο από ημιπερατή μεμβράνη, με έναν κατακόρυφο σωλήνα προσαρτημένο σε αυτό, όπως φαίνεται στο Σχ. 15, και στη συνέχεια αυτό το δοχείο χαμηλώσει στον διαλύτη, λόγω της αύξησης του όγκου, το διάλυμα θα ανέβει στον σωλήνα. Η προκύπτουσα στήλη υγρού θα δημιουργήσει μια ορισμένη ποσότητα πίεσης, η οποία σε κάποιο σημείο θα προκαλέσει τη διακοπή της όσμωσης. Η δύναμη που εξισορροπεί την πίεση αυτής της στήλης υγρού από το εσωτερικό του διαλύματος ονομάζεται οσμωτική πίεση. Η τιμή της οσμωτικής πίεσης μετριέται από την πίεση από το εξωτερικό στην οποία σταματά η όσμωση.

Ρύζι. δεκαπέντε. Ένα όργανο για την παρατήρηση του φαινομένου της όσμωσης. 1 - ένα δοχείο με νερό. 2 - ημιπερατή μεμβράνη. 3 - σωλήνας για την παρακολούθηση της αναδυόμενης οσμωτικής πίεσης. 4 - λύση.

Τα τοιχώματα των φυτικών και ζωικών κυττάρων είναι ημιπερατά χωρίσματα, μέσα στα οποία υπάρχει πρωτόπλασμα. Η διαρκής διατήρηση σε αυτά καθορίζει την ελαστικότητα των κυττάρων και των ιστών.

■ 62. Κάτω από ποιες συνθήκες συμβαίνει η όσμωση;
63. Τι είναι;
64. Ποια είναι η σημασία της όσμωσης για τους φυτικούς και ζωικούς οργανισμούς;

Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

Στο γύρισμα του 18ου και του 19ου αιώνα, όταν το ηλεκτρικό ρεύμα άρχισε να χρησιμοποιείται για τη μελέτη των ιδιοτήτων των ουσιών, εφιστήθηκε η προσοχή στο γεγονός ότι μόνο στο υδατικό διάλυμαάγουν ηλεκτρισμό ενώ άλλοι όχι. Αργότερα κάλεσε, υδατικά διαλύματα των οποίων αγώγουν ηλεκτρικό ρεύμα, ηλεκτρολύτες. Αυτά περιελάμβαναν αλκάλια, οξέα, άλατα. Οι ουσίες των οποίων τα διαλύματα δεν αγώγουν ηλεκτρισμό ονομάζονταν μη ηλεκτρολύτες (ζάχαρη, αλκοόλη, βενζόλιο κ.λπ.). οργανική ύλη).
Προς το παρόν, όταν έχουν γίνει γνωστοί οι τύποι των χημικών δεσμών, έχει καταστεί δυνατό να εξηγηθεί μια τέτοια διαφορά στη συμπεριφορά των ουσιών. Το φαινόμενο της ηλεκτρικής αγωγιμότητας των ουσιών σε υδατικά διαλύματα εξαρτάται από τον τύπο του χημικού δεσμού στα μόρια τόσο της διαλυμένης ουσίας όσο και του διαλύτη.
Το μόριο του νερού, όπως είπαμε ήδη, είναι δίπολο (βλ. σελίδες 32-34). Εάν μια ουσία είναι διαλυμένη στο νερό, το μόριο της οποίας έχει ιοντικό τύπο δεσμού και επομένως το κρυσταλλικό της πλέγμα είναι επίσης ιοντικό, τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται προς θετικά ιόντα με τους αρνητικούς τους πόλους και προς αρνητικά ιόντα - με θετικούς πόλους ( Εικ. 16.α). Μεταξύ των ιόντων και των διπόλων του νερού, οι δυνάμεις της ηλεκτροστατικής έλξης αυξάνονται και δημιουργούνται περίεργοι δεσμοί, οι οποίοι, στο τέλος, διαμελίζουν το ιοντικό κρυσταλλικού πλέγματοςσε μεμονωμένα ιόντα που περιβάλλονται από δίπολα νερού,

επομένως ονομάζονται ενυδατωμένα ιόντα. Περίπου το ίδιο συμβαίνει εάν μια ουσία με πολικά μόρια, όπως το χλωρίδιο, διαλυθεί στο νερό (βλ. Εικ. 16, β). Ταυτόχρονα, εάν τα μόρια μιας διαλυμένης ουσίας είναι κατασκευασμένα σύμφωνα με έναν ομοιοπολικό μη πολικό τύπο δεσμού, τότε δεν σχηματίζονται ιόντα στο διάλυμα, καθώς τα μη πολικά μόρια δεν έχουν την ίδια επίδραση από μόρια νερού όπως τα ιοντικά και πολικά μόρια. Βασικά, τα μόρια των περισσότερων οργανικών ουσιών κατασκευάζονται σύμφωνα με τον ομοιοπολικό μη πολικό τύπο. Επομένως, οι οργανικές ουσίες, κατά κανόνα, δεν είναι ηλεκτρολύτες!

Ρύζι. 16. Σχέδιο διάστασης χλωριούχου νατρίου στο νερό (α) και διάσταση πολικών μορίων HCl στο νερό (β)

Έτσι, μόνο τέτοιες ουσίες μπορούν να είναι ηλεκτρολύτες, το μόριο των οποίων είναι δομημένο σύμφωνα με τον ιοντικό ή πολικό τύπο δεσμού των ατόμων στο μόριο. Επιπλέον, τα μόρια του διαλύτη πρέπει επίσης να έχουν πολική δομή και ε. Μόνο κάτω από τέτοιες συνθήκες μπορεί κανείς να περιμένει την αποσύνθεση των μορίων σε ιόντα.
Η διάσπαση των μορίων του ηλεκτρολύτη σε ιόντα με τη δράση ενός διαλύτη ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση.
Καταγράψτε τον ορισμό της ηλεκτρολυτικής διάστασης σε ένα σημειωματάριο.
Η λέξη «διάσπαση» σημαίνει «αναστρέψιμη φθορά». Εάν το διάλυμα του ηλεκτρολύτη εξατμιστεί, τότε θα λάβουμε και πάλι τον ίδιο ηλεκτρολύτη στην ίδια ποσότητα όπως πριν από τη διάλυση, αφού θα συμβεί η αντίστροφη διαδικασία - μοριακή μοριακή.

■ 65. Σε τι διαφέρει ένας ηλεκτρολύτης από έναν μη ηλεκτρολύτη ως προς τον τύπο του χημικού δεσμού και τη συμπεριφορά στο διάλυμα;
66. Γιατί είναι απαραίτητο για τη διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης ο διαλύτης να έχει δίπολα μόρια, και την ηλεκτρολυτική-ιοντική ή πολική φύση του χημικού δεσμού;
67. Γιατί ουσίες με μη πολικά μόρια δεν μπορούν να είναι ηλεκτρολύτες;
68. Να διατυπώσετε τι είναι η ηλεκτρολυτική διάσταση. Μάθετε τον ορισμό από καρδιάς.
60. Πώς απορρίπτεται η διαδικασία της γραμμομείωσης από τη διάσπαση;

Η διάσταση των ηλεκτρολυτών σε διάλυμα εξηγήθηκε για πρώτη φορά το 1887 από τον Σουηδό επιστήμονα Arrennus. Διατύπωσε τις κύριες διατάξεις της θεωρίας, τις οποίες ονόμασε θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης,
Οι κύριες διατάξεις αυτής της θεωρίας είναι οι εξής.

1 Όλες οι ουσίες, τα διαλύματα των οποίων εκπέμπουν ηλεκτρικό ρεύμα (ηλεκτρολύτες), υπό τη δράση της διάλυσης, αποσυντίθενται σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα σωματίδια - ιόντα.
2. Αν περάσει σταθερό ηλεκτρικό ρεύμα από το διάλυμα, τότε τα θετικά φορτισμένα ιόντα θα κινηθούν προς τον αρνητικό πόλο - την κάθοδο, επομένως ονομάζονται κατιόντα. Τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα θα κινηθούν προς τον θετικό πόλο - την άνοδο, επομένως ονομάζονται ανιόντα. Το συνολικό φορτίο των κατιόντων σε ένα διάλυμα είναι ίσο με το συνολικό φορτίο των ανιόντων, επομένως το διάλυμα είναι πάντα ηλεκτρικά ουδέτερο.
3. Τα ιόντα και τα άτομα των ίδιων στοιχείων διαφέρουν πολύ μεταξύ τους σε ιδιότητες. Για παράδειγμα, τα ιόντα χαλκού έχουν μπλε χρώμα, που οφείλει το χρώμα του στον θειικό χαλκό, και ελεύθερο είναι ένα κόκκινο μέταλλο. Τα άτομα νατρίου αντιδρούν με το νερό, απελευθερώνοντας από αυτό και σχηματίζοντας αλκάλια, ενώ τα ιόντα νατρίου πρακτικά δεν αντιδρούν με το νερό.
Τα ιόντα χλωρίου είναι άχρωμα, μη τοξικά, άχρωμα και άοσμα, τα οποία μπορούν να φανούν κατά την εξέταση του ίδιου διαλύματος χλωριούχου νατρίου και τα ίδια είναι πρασινοκίτρινα
δηλητηριώδες αέριο με χαρακτηριστική πικάντικη οσμή.
Καταγράψτε τις κύριες διατάξεις της θεωρίας στο τετράδιό σας.
Για να διακρίνουμε ένα άτομο από ένα ιόν κατά την εγγραφή, το πρόσημο του φορτίου και το μέγεθός του υποδεικνύονται στο ιόν πάνω δεξιά. Για παράδειγμα: το άτομο νατρίου είναι Na, και το ιόν νατρίου είναι Na + (διαβάζει: «μονά φορτισμένο κατιόν νατρίου»). το άτομο χαλκού είναι Cu, και το ιόν χαλκού είναι Cu 2+ (διαβάστε: «διπλό φορτισμένο κατιόν χαλκού»). το άτομο αλουμινίου είναι Al, και το ιόν αλουμινίου είναι Al 3+ (διαβάστε: "τριπλό φορτισμένο κατιόν αργιλίου"), το άτομο θείου είναι S και το ιόν θείου είναι S 2-. (διαβάστε: «διπλό φορτισμένο ανιόν θείου»), άτομο χλωρίου Cl και ιόν χλωρίου Cl - κ.λπ.

■ 70. Τι είναι τα ιόντα;
71. Σε τι διαφέρουν τα ιόντα από τα ουδέτερα άτομα;
72. Ποια ιόντα ονομάζονται κατιόντα, ποια ανιόντα και γιατί;
73. Πώς να διακρίνετε ένα ιόν από ένα ουδέτερο άτομο γραπτώς (δώστε παραδείγματα);
74. Ονομάστε τα παρακάτω ιόντα: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.

Διάσπαση βάσεων, οξέων και αλάτων

Έχουμε ήδη πει ότι μόνο οι ενώσεις των οποίων τα μόρια είναι κατασκευασμένα σύμφωνα με τον ιοντικό ή πολικό τύπο δεσμού μπορούν να αποσυντεθούν σε ιόντα, λαμβάνοντας υπόψη το παράδειγμα του NaCl και του HCl. Όσο για τα μη πολικά μόρια, δεν αποσυντίθενται σε ιόντα σε υδατικά διαλύματα.
Ωστόσο, υπάρχουν συχνά ουσίες στα μόρια των οποίων παρατηρούνται και οι δύο τύποι δεσμών, για παράδειγμα, στο μόριο καυστική σόδαΤο μέταλλο NaOH συνδέεται με το υδροξύλιο με έναν ιοντικό δεσμό και το οξυγόνο με έναν ομοιοπολικό δεσμό. Στο μόριο θειικού οξέος H 2 SO 4, το υδρογόνο συνδέεται με το υπόλειμμα οξέος πολικός δεσμός, και με οξυγόνο - ομοιοπολικό μη πολικό. Στο μόριο νιτρικού αργιλίου, το Al (NO 3) 3 συνδέεται με το υπόλειμμα οξέος με έναν ιοντικό δεσμό και τα άτομα αζώτου με τα άτομα οξυγόνου με έναν ομοιοπολικό δεσμό. Σε τέτοιες περιπτώσεις, η διάσπαση του μορίου σε ιόντα συμβαίνει στη θέση του ιοντικού ή πολικού δεσμού. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί παραμένουν αδιάσπαστοι.
Από τα προηγούμενα προκύπτει ότι όχι μόνο μεμονωμένα άτομα, αλλά και ομάδες ατόμων μπορούν να είναι ιόντα. Για παράδειγμα, το υδροξύλιο, όταν διαχωρίζεται, σχηματίζει ένα ανιόν ΟΗ, το οποίο ονομάζεται ιόν υδροξυλίου. Το υπόλειμμα οξέος SO 4 σχηματίζει ένα διπλά φορτισμένο ανιόν - θειικό ιόν. Το φορτίο κάθε ιόντος καθορίζεται από το σθένος του.

Τώρα μπορούμε να εξετάσουμε ποια ιόντα διασπώνται διαφορετικές τάξεις ανόργανες ουσίες. Όπως οι εξισώσεις χημικών αντιδράσεων, μπορούν επίσης να γραφτούν εξισώσεις διάστασης. Για παράδειγμα, η διάσπαση σε ιόντα καυστικής σόδας γράφεται ως εξής:
NaOH \u003d Na + + OH -
Μερικές φορές, αντί για το πρόσημο ίσου σε τέτοιες εξισώσεις, βάζουν το πρόσημο αντιστρεψιμότητας ⇄ για να δείξουν ότι η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία και μπορεί να προχωρήσει προς την αντίθετη κατεύθυνση όταν αφαιρεθεί ο διαλύτης.
Το υδροξείδιο του ασβεστίου διασπάται ως εξής:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -
(ευρετήριο που δείχνει τον αριθμό υδροξυλομάδες, γίνεται συντελεστής).
Για να ελέγξετε την ορθότητα της εγγραφής, θα πρέπει να υπολογίσετε το σύνολο θετικό φορτίοκατιόντα και το συνολικό αρνητικό φορτίο των ανιόντων. Πρέπει να είναι ίσοι απόλυτη τιμή. ΣΤΟ αυτή η υπόθεσητο άθροισμα των θετικών φορτίων είναι +2 και το αρνητικό -2. Από όσα ειπώθηκαν, ένας ορισμός των βάσεων προκύπτει υπό το φως της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Βάσεις είναι εκείνοι οι ηλεκτρολύτες που διασπώνται στο διάλυμα για να σχηματίσουν μόνο το μεταλλικό κατιόν και τα ανιόντα υδροξυλίου.

Σημειώστε τον ορισμό των βάσεων στο τετράδιό σας.

■ 75. Γράψτε τις εξισώσεις διάστασης για τις παρακάτω βάσεις, αφού πρώτα ελέγξετε σύμφωνα με τον πίνακα διαλυτότητας εάν είναι ηλεκτρολύτες: υδροξείδιο του βαρίου, υδροξείδιο του σιδήρου, υδροξείδιο του καλίου, υδροξείδιο του στροντίου, υδροξείδιο ψευδαργύρου, υδροξείδιο του λιθίου.
Η αποσύνθεση σε ιόντα οξέος συμβαίνει όπου υπάρχει πολικός δεσμός, δηλαδή μεταξύ του ατόμου υδρογόνου και του υπολείμματος οξέος.

Για παράδειγμα, νιτρικό οξύεκφράζεται με την εξίσωση:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 -
Δύο ή περισσότερα βασικά οξέαΗ διάσταση προχωρά σε βήματα, για παράδειγμα, στο H 2 CO 3:
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO s - (πρώτο στάδιο) HCO 3 ⇄ H + + CO 2 3 - (δεύτερο στάδιο)
Η σταδιακή διάσταση μερικές φορές απεικονίζεται ως μια συνεχής ισότητα.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Στη σταδιακή διάσταση, η σταδιακή διάσταση μειώνεται πολύ και στο τελευταίο βήμα είναι συνήθως πολύ μικρή.
Έτσι, τα οξέα είναι ηλεκτρολύτες που διασπώνται σε διαλύματα για να σχηματίσουν μόνο ιόντα υδρογόνου ως κατιόντα.

Σημειώστε τον ορισμό των οξέων στο τετράδιό σας.

■ 76. Να γράψετε τις εξισώσεις διάστασης για τα ακόλουθα οξέα: θειικό, φωσφορικό, υδρόθειο, θειώδες, υδροχλωρικό. Στην περίπτωση δύο ή περισσότερων βασικών οξέων, γράψτε τις εξισώσεις σε βήματα.

Η φύση της διάστασης βάσεων και οξέων εξαρτάται από την ακτίνα και το φορτίο του ιόντος που σχηματίζει τη βάση ή το οξύ.
Επομένως, η ακτίνα του ιόντος Na + είναι μεγαλύτερη από την ακτίνα του ιόντος H + κελύφη ηλεκτρονίωνΤο οξυγόνο προσελκύει τον πυρήνα του υδρογόνου πιο έντονα από τον πυρήνα του νατρίου. Επομένως, κατά τη διάσταση, ο δεσμός Na-OH θα πρέπει να σπάσει πιο γρήγορα. Όσο μεγαλύτερη είναι η ακτίνα του ιόντος που σχηματίζει το υδροξείδιο, με το ίδιο φορτίο, τόσο πιο εύκολο είναι να διαχωριστεί.
Στην ίδια υποομάδα, υδροξείδιο μετάλλου με μεγάλη φόρτιση ατομικό πυρήνακαι, ως εκ τούτου, με μεγάλη ιοντική ακτίνα θα διαχωριστεί πιο έντονα.

■ 77. Χρησιμοποιώντας τον περιοδικό πίνακα στοιχείων του D. I. Mendeleev, να υποδείξετε ποια από τις βάσεις θα διαχωριστεί πιο έντονα: Mg (OH) 2 ή Sr (OH) 2. Γιατί;

Στην περίπτωση κοντινών τιμών των ακτίνων των ιόντων που σχηματίζουν το υδροξείδιο (ή οξύ), η φύση της διάστασης εξαρτάται από την τιμή του φορτίου του. Έτσι, αφού το φορτίο του ιόντος πυριτίου στο πυριτικό οξύ είναι H 2 SiO 3 - Si (+4), και το ιόν

χλώριο σε υπερχλωρικό οξύ HclO 4 - Cl (+7), τότε το τελευταίο είναι ισχυρότερο. Όσο μεγαλύτερο είναι το θετικό φορτίο του ιόντος, τόσο περισσότερο απωθεί το θετικό ιόν υδρογόνου. Γίνεται διάσταση οξέος.
Η αμφοτερικότητα του βηρυλλίου (περίοδος II) εξηγείται από μια ιδιόμορφη ισορροπία μεταξύ των απωστικών δυνάμεων του ιόντος υδρογόνου και της έλξης του από το ιόν του βηρυλλίου.

■ 78. Γιατί στην ΙΙΙ περίοδο περιοδικό σύστημα D. I. Mendeleev, εκθέματα υδροξειδίου μαγνησίου βασικές ιδιότητες, υδροξείδιο του αργιλίου - αμφοτερικό, αλλά σχηματίζει οξύ; Εξηγήστε το συγκρίνοντας τα φορτία και τις ακτίνες των ιόντων μαγνησίου, αλουμινίου και θείου.

Δεδομένου ότι υπάρχει ένας ιοντικός δεσμός μεταξύ των ατόμων μετάλλου και του υπολείμματος οξέος στα μόρια άλατος, τα άλατα διασπώνται, αντίστοιχα, με το σχηματισμό κατιόντων μετάλλων και ανιόντων του υπολείμματος οξέος, για παράδειγμα:
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Με βάση αυτό, οι ηλεκτρολύτες ονομάζονται άλατα, τα οποία σχηματίζουν μεταλλικά ιόντα ως κατιόντα κατά τη διάσταση και ιόντα υπολειμμάτων οξέος ως ανιόντα.

■ 79. Γράψτε τις εξισώσεις διάστασης για τα ακόλουθα άλατα του μέσου: φωσφορικό νάτριο, νιτρικό μαγνήσιο, χλωριούχο αργίλιο, πυριτικό κάλιο, ανθρακικό νάτριο, θειούχο κάλιο, νιτρικός χαλκός (II), χλωριούχος σίδηρος (III).

Η διάσταση όξινων, βασικών και άλλων αλάτων προχωρά κάπως διαφορετικά, όπως θα συζητηθεί παρακάτω.

Βαθμός διάσπασης

Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία. Κατά συνέπεια, ταυτόχρονα με το σχηματισμό ιόντων, λαμβάνει χώρα η αντίθετη διαδικασία - ο συνδυασμός ιόντων σε μόρια. Επικρατεί μια ισορροπία μεταξύ τους. Όσο πιο αραιό είναι το διάλυμα, τόσο πιο πλήρης γίνεται η διάσπαση. Η πληρότητα της διάστασης κρίνεται από το μέγεθος του βαθμού διάστασης, που συμβολίζεται με το γράμμα α.
είναι ο λόγος του αριθμού των διασπασμένων μορίων n προς τον συνολικό αριθμό των μορίων N της διαλυμένης ουσίας, εκφρασμένος ως ποσοστό:

Να γράψετε τον τύπο και τον ορισμό του βαθμού διάστασης σε ένα τετράδιο

Με άλλα λόγια, δείχνει τι ποσοστό των διαλυμένων μορίων έχουν διασπαστεί σε ιόντα.
Ανάλογα με το βαθμό διάστασης, οι ηλεκτρολύτες διακρίνονται ισχυροί και αδύναμοι. Όσο περισσότερο, τόσο ισχυρότερος είναι ο ηλεκτρολύτης.
Οι ηλεκτρολύτες διακρίνονται από το μέγεθος της διάσπασης σε ιόντα: ισχυρά, μεσαία, αδύναμα.
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες, για παράδειγμα HNO 3, HCl, H 2 SO 4, τα καυστικά αλκάλια και όλα τα άλατα διασπώνται σχεδόν πλήρως (κατά 100%), ωστόσο, οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν επίσης εκείνους στους οποίους α\u003e 30%, δηλαδή περισσότερο από 30% του τα μόρια διασπάστηκαν σε ιόντα. Οι μεσαίες ηλεκτρολύτες, όπως το H 3 RO 4 και το H 2 SO 3 έχουν βαθμό διάστασης που κυμαίνεται από 2 έως 30%. Αδύναμοι ηλεκτρολύτες, όπως NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S διαχωρίζονται ελάχιστα: α< 2%.
Η σύγκριση του βαθμού διάστασης διαφορετικών ηλεκτρολυτών πραγματοποιείται σε διαλύματα της ίδιας συγκέντρωσης (συνήθως 0,1 N), καθώς ο βαθμός διάστασης εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από τη συγκέντρωση του διαλύματος.
Ο βαθμός διάστασης επηρεάζεται από τη φύση της ίδιας της διαλυμένης ουσίας, του διαλύτη και ορισμένων άλλων. εξωτερικές επιρροές. Έτσι, όταν λένε «ισχυρό οξύ» ή «ισχυρή βάση», εννοούν τον βαθμό διάστασης μιας ουσίας σε διάλυμα. Σε αυτήν την περίπτωση μιλαμεσχετικά με αυτές τις ουσίες ως ηλεκτρολύτες. Ο βαθμός διάστασης μιας ουσίας εξαρτάται από τη συμπεριφορά της μέσα χημική αντίδρασηκαι η ίδια η πορεία της αντίδρασης.

■ 80. Τι χαρακτηρίζει το βαθμό διάστασης α;

81. Σχεδιάστε έναν πίνακα στο τετράδιό σας:

Με βάση το κείμενο που διαβάσατε, δώστε τουλάχιστον δύο παραδείγματα σε κάθε στήλη. 82. Τι σημαίνουν οι εκφράσεις «ισχυρό οξύ», «ασθενής βάση»;

Αντιδράσεις ανταλλαγής μεταξύ ηλεκτρολυτών.Ιωνικές εξισώσεις

Δεδομένου ότι οι ηλεκτρολύτες στα διαλύματα αποσυντίθενται σε ιόντα, οι αντιδράσεις των ηλεκτρολυτών πρέπει επίσης να συμβαίνουν μεταξύ των ιόντων.
Η αλληλεπίδραση των ιόντων στο διάλυμα ονομάζεται ιοντική αντίδραση.
Γράψτε τη διατύπωση στο τετράδιό σας.
Με τη συμμετοχή ιόντων, μπορούν να συμβούν αντιδράσεις ανταλλαγής και οξειδοαναγωγής. Εξετάστε τις αντιδράσεις ανταλλαγής ηλεκτρολυτών στο διάλυμα, για παράδειγμα, την αλληλεπίδραση μεταξύ δύο αλάτων:
NaCl + AgNO 3 \u003d AgCl ↓ + NaNO 3
και πόσο ισχυροί ηλεκτρολύτες διασπώνται σε ιόντα:
NaCl ⇄ Na + + Cl -
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 -
Επομένως, η αριστερή πλευρά της εξίσωσης μπορεί να γραφτεί με αυτή τη μορφή: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Εξετάστε τις ουσίες που ελήφθησαν ως αποτέλεσμα της αντίδρασης: Το AgCl είναι μια αδιάλυτη ουσία, επομένως δεν θα διασπαστεί σε ιόντα και το NaNO 3 είναι ένα διαλυτό άλας, διασπάται τέλεια σε ιόντα σύμφωνα με το σχήμα
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 -

Το NaNO 3 είναι ένας ισχυρός ηλεκτρολύτης, επομένως η δεξιά πλευρά της εξίσωσης γράφεται ως εξής:
... = Na + + NO 3 - + AgCl Η εξίσωση στο σύνολό της θα έχει επόμενη προβολή:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Μια τέτοια εξίσωση ονομάζεται πλήρης ιοντική εξίσωση. Μειώνοντας παρόμοιους όρους σε αυτή την εξίσωση, λαμβάνουμε την ανηγμένη ιοντική εξίσωση
Ag + + Cl - = AgCl
Άρα, η ακολουθία σύνταξης της ιοντικής εξίσωσης.
1. Να γράψετε σε ιοντική μορφή τους τύπους των αρχικών γινομένων (αυτών που διαχωρίζονται).
2. Γράψτε σε ιοντική μορφή τους τύπους των προϊόντων που προέκυψαν (αυτών που διαχωρίζονται).
3. Ελέγξτε αν η απόλυτη τιμή του συνολικού αριθμού των θετικών και αρνητικά φορτίαιόντων στην αριστερή πλευρά της ισότητας και μετά στη δεξιά.
4. Ελέγξτε αν συμπίπτει ο αριθμός των ιόντων με το ίδιο όνομα στο αριστερό και το δεξί μέρος της εξίσωσης (λαμβάνοντας υπόψη τα άτομα που απαρτίζουν τη μη διάσπαση ουσία).
Αυτό ολοκληρώνει τη σύνταξη της πλήρους ιοντικής εξίσωσης.
Γράψτε την ακολουθία σύνταξης της ιοντικής εξίσωσης σε ένα τετράδιο.
5. Για να συντάξετε μια συντομευμένη ιοντική εξίσωση, θα πρέπει να βρείτε στα αριστερά και σωστά μέρηοι εξισώσεις όπως οι όροι με τα ίδια πρόσημα και να τους εξαιρέσουμε από την εξίσωση και στη συνέχεια να γράψουμε την προκύπτουσα ανηγμένη ιοντική εξίσωση.
Η δεδομένη ανηγμένη ιοντική εξίσωση εκφράζει την ουσία όχι μόνο αυτής της αντίδρασης. Ας γράψουμε μερικές εξισώσεις αντίδρασης, για παράδειγμα:
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
Σε όλα τα παραδείγματα που δίνονται, η συντομευμένη ιοντική εξίσωση είναι η ίδια. Αυτή η περίσταση είναι πολύ σημαντικός ρόλοςσε αναλυτική Χημείαγια ποιοτική ανάλυση.
Μπορεί να υπάρξουν περιπτώσεις που, ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, σχηματίζεται μια (ελαφρώς διάσπαση ουσία).
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
ή απελευθερώνεται αέριο
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
Όπως είναι γνωστό, υπάρχουν συνθήκες για να προχωρήσουν οι αντιδράσεις ανταλλαγής μέχρι το τέλος: 1) εάν σχηματιστεί ίζημα, 2) εάν απελευθερωθεί αέριο και 3) εάν . Όλες αυτές οι συνθήκες από τη σκοπιά της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης μπορούν να διατυπωθούν ως εξής: οι αντιδράσεις ανταλλαγής προχωρούν μέχρι το τέλος εάν, ως αποτέλεσμα της αντίδρασης, σχηματιστούν ουσίες που δεν διασπώνται ή ελαφρώς διασπώνται.
Σε περιπτώσεις όπου και οι δύο λαμβανόμενες ουσίες διαχωρίζονται καλά, η αντίδραση είναι αναστρέψιμη, για παράδειγμα:
2KSl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4

Εργασίες αριθμός 7 με λύσεις.

Ας αναλύσουμε τις εργασίες Νο. 7 από την OGE για το 2016.

Εργασίες με λύσεις.

Εργασία αριθμός 1.

Μόνο κατιόντα καλίου και φωσφορικά ανιόντα σχηματίζονται κατά τη διάσταση μιας ουσίας της οποίας ο τύπος είναι

1. KHPO4

2. Ca3(PO4)2

3. KH2PO4

4. Κ3ΠΟ4

Εξήγηση:εάν κατά τη διάσταση σχηματίζονται μόνο κατιόντα καλίου και φωσφορικά ιόντα, τότε μόνο αυτά τα ιόντα αποτελούν μέρος της επιθυμητής ουσίας. Επιβεβαιώνουμε με την εξίσωση διάστασης:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

Η σωστή απάντηση είναι 4.

Εργασία αριθμός 2.

Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν καθεμία από τις ουσίες των οποίων οι τύποι

1. N2O, KOH, Na2CO3

2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4

3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3

4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2

Εξήγηση:ηλεκτρολύτες - ουσίες που διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα λόγω διάσπασης σε ιόντα σε διαλύματα και τήγματα. Επομένως, οι ηλεκτρολύτες είναι διαλυτές ουσίες.

Η σωστή απάντηση είναι 2.

Εργασίες αριθμός 3.

Με πλήρη διάσπαση του θειούχου νατρίου, σχηματίζονται ιόντα

1. Na+ και HS‾

2. Na+ και SO3²‾

3. Na+ και S²‾

4. Na+ και SO4²‾

Εξήγηση:γράψτε την εξίσωση διάστασης για το θειούχο νάτριο

Na2S → 2Na+ + S²‾

Συνεπώς, η σωστή απάντηση είναι 3.

Εργασίες αριθμός 4.

Στον κατάλογο των ιόντων

Α. Νιτρικό ιόν

Β. ιόν αμμωνίου

Β. Ιόν υδροξειδίου

Δ. Ιόν υδρογόνου

Δ. Φωσφορικό ιόν

Ε. Ιόν μαγνησίου

κατιόντα είναι:

1. ΓΔ 2. ΒΓΕ 3. ΗΛΙΚΙΑ 4. ΒΓΕ

Εξήγηση:κατιόντα θετικών ειδών, όπως ιόντα μετάλλων ή ιόν υδρογόνου. Από αυτά, είναι το ιόν αμμωνίου, το ιόν υδρογόνου και το μαγνήσιο. Η σωστή απάντηση είναι 2.

Εργασίες αριθμός 5.

Είναι αλήθεια τις ακόλουθες κρίσειςγια την ηλεκτρολυτική διάσταση των αλάτων;

Α. Όλα τα άλατα κατά τη διάσταση σχηματίζουν κατιόντα μετάλλων, κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος

Β. Τα άλατα στη διαδικασία της διάσπασης σχηματίζουν μεταλλικά κατιόντα και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος

1. Μόνο το Α είναι αλήθεια

2. Μόνο το Β είναι αληθινό

3. Και οι δύο κρίσεις είναι σωστές

4. Και οι δύο κρίσεις είναι λανθασμένες

Εξήγηση:Μόνο όξινα άλατα σχηματίζουν κατιόντα υδρογόνου κατά τη διάσταση, επομένως, το Α είναι ψευδές, αλλά το Β είναι αληθές. Εδώ είναι ένα παράδειγμα:

NaCl → Na+ + Cl‾

Η σωστή απάντηση είναι 2.

Εργασίες αριθμός 6.

τον ίδιο αριθμό mole κατιόντων και ανιόντων σχηματίζονται με πλήρη διάσπαση σε υδατικό διάλυμα 1 mol

1. ΚΝΟ3

2. CaCl2

3. Ba(NO3)2

4.Al2(SO4)3

Εξήγηση:Σε αυτήν την εξίσωση, μπορούμε είτε να γράψουμε τις εξισώσεις διάστασης και να δούμε τους συντελεστές που ελήφθησαν, είτε να δούμε τους δείκτες στους τύπους για αυτά τα άλατα. Μόνο το μόριο KNO3 έχει τον ίδιο αριθμό γραμμομορίων:

KNO3 → K+ + NO3‾

Η σωστή απάντηση είναι 1.

Εργασία αριθμός 7.

Τα ιόντα χλωρίου σχηματίζονται κατά τη διαδικασία διάστασης μιας ουσίας της οποίας ο τύπος είναι

1. KClO3

2.AlCl3

3. NaClO

4.Cl2O7

Εξήγηση:Μεταξύ των αναφερόμενων ουσιών, τα ιόντα χλωρίου υπάρχουν μόνο στο μόριο του χλωριούχου αργιλίου - AlCl3. Εδώ είναι η εξίσωση διάστασης για αυτό το αλάτι:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾

Η σωστή απάντηση είναι 2.

Εργασία αριθμός 8.

Τα ιόντα υδρογόνου σχηματίζονται κατά τη διάσπαση μιας ουσίας της οποίας ο τύπος είναι

1. H2SiO3

2.NH3xH2O

3.HBr

4.NaOH

Εξήγηση:Τα ιόντα υδρογόνου περιλαμβάνονται, μεταξύ αυτών που αναφέρονται, μόνο σε HBr: HBr → H+ + Br‾

(Το H2SiO3 στο διάλυμα διασπάται σε H2O και SiO2)

Η σωστή απάντηση είναι 3.

Εργασία αριθμός 9.

Στον κατάλογο των ουσιών:

Α. Θειικό οξύ

Β. Οξυγόνο

Β. Υδροξείδιο του καλίου

Ζ. Γλυκόζη

Δ. Θειικό νάτριο

Ε. Αιθυλική αλκοόλη

οι ηλεκτρολύτες είναι:

1. ΠΟΥ 2. ABG 3. VDE 4. AVD

Εξήγηση:Οι ηλεκτρολύτες είναι ισχυρά οξέα, βάσεις ή άλατα. Μεταξύ αυτών που αναφέρονται είναι το θειικό οξύ (H2SO4), το υδροξείδιο του καλίου (KOH), το θειικό νάτριο (Na2SO4). Η σωστή απάντηση είναι 4.

Εργασία αριθμός 10.

Στη διαδικασία της διάσπασης, τα φωσφορικά ιόντα σχηματίζουν καθεμία από τις ουσίες, οι τύποι των οποίων

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

2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4

3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4

4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4

Εξήγηση:όπως και στην προηγούμενη εργασία, εδώ πρέπει να γνωρίζουμε ότι οι ηλεκτρολύτες είναι ισχυρά οξέα ή διαλυτά άλατα, όπως, για παράδειγμα, στο Νο. 4:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

H3PO4 → 3H+ + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾

Η σωστή απάντηση είναι 4.

Καθήκοντα για ανεξάρτητη απόφαση.

1. Ιόντα υδρογόνου και υπολείμματα οξέος σχηματίζονται κατά τη διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης:

1. Νερό

2. Νιτρικό οξύ

3. Πυριτικό οξύ

4. Νιτρικό κάλιο

2. Ηλεκτρολύτες είναι καθεμία από τις ουσίες των οποίων οι τύποι είναι:

1. ΚΟΗ, H2O(dist), CaCl2

2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4

3. BaCl2, H2SO4, LiOH

4. H2SiO3, AgCl, HCl

3. Είναι σωστές οι παρακάτω προτάσεις για τους ηλεκτρολύτες;

Α. Άζωτο και θειικό οξύείναι ισχυροί ηλεκτρολύτες

Β. Το υδρόθειο σε υδατικό διάλυμα αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα

1. Μόνο το Α είναι αλήθεια

2. Μόνο το Β είναι αληθινό

3. Και οι δύο κρίσεις είναι σωστές

4. Και οι δύο κρίσεις είναι λανθασμένες

4. Ο ηλεκτρολύτης είναι καθεμία από τις δύο ουσίες

1. Θειούχος χαλκός (II) και αιθανόλη

2. Υδροχλωρικό οξύκαι θειικό κάλιο

3. Οξείδιο υδραργύρου (II) και θειικό ασβέστιο

4. Ανθρακικό μαγνήσιο και μονοξείδιο του αζώτου (I)

5. Διαχωρίζεται σταδιακά σε υδατικό διάλυμα

1. Νιτρικός χαλκός (II).

2. Νιτρικό οξύ

3. Θειικό οξύ

4. Υδροξείδιο του νατρίου

6. Είναι σωστές οι παρακάτω προτάσεις για τους ηλεκτρολύτες;

Α. Το υδροξείδιο του βηρυλλίου και το υδροξείδιο του σιδήρου (III) είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες

Β. Ο νιτρικός άργυρος σε υδατικό διάλυμα αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα

1. Μόνο το Α είναι αλήθεια

2. Μόνο το Β είναι αληθινό

3. Και οι δύο κρίσεις είναι σωστές

4. Και οι δύο κρίσεις είναι λανθασμένες

7. Κατά τη διαδικασία της διάσπασης σχηματίζονται θειικά ιόντα

1. Θειούχο κάλιο

2. Υδροθειικό οξύ

3. Θειούχος χαλκός

4. Θειικό βάριο

8. Γενικά Χημικές ιδιότητεςτο υδροξείδιο του νατρίου και το υδροξείδιο του βαρίου οφείλονται

1. Η παρουσία ιόντων νατρίου και βαρίου στα διαλύματά τους

2. Η καλή τους διαλυτότητα στο νερό

3. Η παρουσία τριών στοιχείων στη σύνθεσή τους

4. Η παρουσία ιόντων υδροξειδίου στα διαλύματά τους

9. Κατιόν είναι

1. Θειικό ιόν

2. Ιόν νατρίου

3. Ιόν σουλφιδίου

4. Θειώδες ιόν

10. Ανιόν είναι

1. Ιόν ασβεστίου

2. Πυριτικό ιόν

3. Ιόν μαγνησίου

4. Ιόν αμμωνίου

Οι εργασίες που παρέχονται ελήφθησαν από τη συλλογή για την προετοιμασία για το OGE στη χημεία των συγγραφέων: Koroshchenko A.S. και Kuptsova A.A.

Η αγωγιμότητα ουσιών ηλεκτρικού ρεύματος ή η έλλειψη αγωγιμότητας μπορεί να παρατηρηθεί χρησιμοποιώντας μια απλή συσκευή.

Αποτελείται από ράβδους άνθρακα (ηλεκτρόδια) που συνδέονται με καλώδια σε ένα ηλεκτρικό δίκτυο. Στο κύκλωμα περιλαμβάνεται ένας ηλεκτρικός λαμπτήρας, ο οποίος υποδεικνύει την παρουσία ή την απουσία ρεύματος στο κύκλωμα. Εάν τα ηλεκτρόδια είναι βυθισμένα σε διάλυμα ζάχαρης, η λάμπα δεν ανάβει. Αλλά θα ανάψει έντονα εάν χαμηλωθούν σε διάλυμα χλωριούχου νατρίου.

Οι ουσίες που διασπώνται σε ιόντα σε διαλύματα ή τήκονται και επομένως φέρουν ηλεκτρισμό ονομάζονται ηλεκτρολύτες.

Οι ουσίες που δεν διασπώνται σε ιόντα υπό τις ίδιες συνθήκες και δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.

Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξέα, βάσεις και σχεδόν όλα τα άλατα.

Οι περισσότεροι από τους μη ηλεκτρολύτες είναι ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣ, καθώς και ουσίες στα μόρια των οποίων υπάρχουν μόνο ομοιοπολικοί μη πολικοί ή χαμηλοπολικοί δεσμοί.

Οι ηλεκτρολύτες είναι αγωγοί του δεύτερου είδους. Σε διάλυμα ή τήγμα, αποσυντίθενται σε ιόντα, λόγω των οποίων ρέει το ρεύμα. Προφανώς, όσο περισσότερα ιόντα σε ένα διάλυμα, τόσο καλύτερα άγει τον ηλεκτρισμό. Καθαρό νερόΤο ηλεκτρικό ρεύμα άγει πολύ άσχημα.

Διάκριση μεταξύ ισχυρών και αδύναμων ηλεκτρολυτών.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες διασπώνται πλήρως σε ιόντα όταν διαλυθούν.

Αυτά περιλαμβάνουν:

1) σχεδόν όλα τα άλατα.

2) πολλά ανόργανα οξέα, για παράδειγμα H 2 SO 4 , HNO 3 , Hcl, HBr, HI, HMnO 4 , HClO 3 , HClO 4 ;

3) βάσεις μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτεςόταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται μόνο εν μέρει σε ιόντα.

Αυτά περιλαμβάνουν:

1) σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα.

2) μερικά ανόργανα οξέα, για παράδειγμα H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) πολλές μεταλλικές βάσεις (εκτός από βάσεις αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών), καθώς και NH 4 OH, που μπορεί να αναπαρασταθεί ως ένυδρη αμμωνία NH 3 ∙H 2 O.

Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες δεν μπορούν να δώσουν υψηλή συγκέντρωση ιόντων στο διάλυμα.

Βασικές διατάξεις της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα όταν διαλυθούν στο νερό ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση.

Έτσι, το χλωριούχο νάτριο NaCl, όταν διαλύεται στο νερό, αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα νατρίου Na + και ιόντα χλωρίου Cl -.

Το νερό σχηματίζει ιόντα υδρογόνου H + και ιόντα υδροξειδίου OH - μόνο σε πολύ μικρές ποσότητες.

Για να εξηγήσει τα χαρακτηριστικά των υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, ο Σουηδός επιστήμονας S. Arrhenius το 1887 πρότεινε τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Αργότερα αναπτύχθηκε από πολλούς επιστήμονες με βάση τη θεωρία της δομής των ατόμων και των χημικών δεσμών.

Το τρέχον περιεχόμενο αυτής της θεωρίας μπορεί να περιοριστεί στις ακόλουθες τρεις προτάσεις:

1. Όταν διαλύονται στο νερό, οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται (διασπώνται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά.

Τα ιόντα βρίσκονται σε πιο σταθερές ηλεκτρονικές καταστάσεις από τα άτομα. Μπορούν να αποτελούνται από ένα άτομο - αυτά είναι απλά ιόντα (Na +, Mg 2+, Al 3+, κ.λπ.) - ή από πολλά άτομα - αυτά είναι σύνθετα ιόντα (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 και τα λοιπά.).

2. Υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος, τα ιόντα αποκτούν μια κατευθυνόμενη κίνηση: θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την κάθοδο, αρνητικά φορτισμένα - προς την άνοδο. Επομένως, τα πρώτα ονομάζονται κατιόντα, τα δεύτερα - ανιόντα.

Η κατευθυνόμενη κίνηση των ιόντων συμβαίνει ως αποτέλεσμα της έλξης τους από αντίθετα φορτισμένα ηλεκτρόδια.

3. Διάσπαση - αναστρέψιμη διαδικασία: παράλληλα με τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα (διάσπαση), προχωρά η διαδικασία σύνδεσης ιόντων (σύνδεση).

Επομένως, στις εξισώσεις ηλεκτρολυτικής διάστασης αντί για το πρόσημο ίσου τίθεται το πρόσημο της αντιστρεψιμότητας. Για παράδειγμα, η εξίσωση για τη διάσταση ενός μορίου ηλεκτρολύτη ΚΑ σε ένα κατιόν K + και ένα ανιόν Α - σε γενική εικόναγράφεται ως εξής:

KA ↔ K + + A -

Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι μια από τις κύριες θεωρίες ανόργανη χημείακαι συμφωνεί πλήρως με ατομική και μοριακή επιστήμηκαι η θεωρία της ατομικής δομής.

Βαθμός διάσπασης.

Μία από τις σημαντικότερες έννοιες της θεωρίας του Arrhenius της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι η έννοια του βαθμού διάστασης.

Ο βαθμός διάστασης (a) είναι η αναλογία του αριθμού των μορίων που έχουν διασπαστεί σε ιόντα (n "), προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων (n):

Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη προσδιορίζεται εμπειρικά και εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή ως ποσοστό. Εάν α = 0, τότε δεν υπάρχει διάσταση, και εάν α = 1 ή 100%, τότε ο ηλεκτρολύτης αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα. Αν α = 20%, τότε αυτό σημαίνει ότι από τα 100 μόρια αυτού του ηλεκτρολύτη, τα 20 αποσυντίθενται σε ιόντα.

Διαφορετικοί ηλεκτρολύτες έχουν διαφορετικούς βαθμούς διάστασης. Η εμπειρία δείχνει ότι εξαρτάται από τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη και από τη θερμοκρασία. Με μείωση της συγκέντρωσης ηλεκτρολυτών, δηλ. όταν αραιώνεται με νερό, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται πάντα. Κατά κανόνα, αυξάνεται ο βαθμός διάστασης και η αύξηση της θερμοκρασίας. Ανάλογα με το βαθμό διάστασης, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρούς και ασθενείς.

Ας εξετάσουμε τη μετατόπιση της ισορροπίας που δημιουργείται μεταξύ των μη διασπασμένων μορίων και των ιόντων κατά την ηλεκτρολυτική διάσταση ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη - οξικού οξέος:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Όταν ένα διάλυμα οξικού οξέος αραιώνεται με νερό, η ισορροπία θα μετατοπιστεί προς το σχηματισμό ιόντων - ο βαθμός διάστασης του οξέος αυξάνεται. Αντίθετα, όταν το διάλυμα εξατμίζεται, η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό μορίων οξέος - ο βαθμός διάστασης μειώνεται.

Είναι προφανές από αυτή την έκφραση ότι το α μπορεί να ποικίλλει από 0 (χωρίς διάσταση) έως 1 (πλήρης διάσταση). Ο βαθμός διάστασης εκφράζεται συχνά ως ποσοστό. Ο βαθμός διάστασης ηλεκτρολυτών μπορεί να προσδιοριστεί μόνο πειραματικά, για παράδειγμα, με μέτρηση του σημείου πήξης του διαλύματος, από την ηλεκτρική αγωγιμότητα του διαλύματος κ.λπ.

Μηχανισμός διάσπασης

Οι ουσίες με ιοντικό δεσμό διασπώνται πιο εύκολα. Όπως γνωρίζετε, αυτές οι ουσίες αποτελούνται από ιόντα. Όταν διαλύονται, τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται γύρω από τα θετικά και τα αρνητικά ιόντα. Δυνάμεις αμοιβαίας έλξης προκύπτουν μεταξύ των ιόντων και των διπόλων του νερού. Ως αποτέλεσμα, ο δεσμός μεταξύ των ιόντων εξασθενεί και συμβαίνει η μετάβαση των ιόντων από τον κρύσταλλο στο διάλυμα. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται ενυδατωμένα ιόντα, δηλ. ιόντα χημικά συνδεδεμένα με μόρια νερού.

Ομοίως, οι ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται, τα μόρια των οποίων σχηματίζονται ανάλογα με τον τύπο του πολικού ομοιοπολικό δεσμό(πολικά μόρια). Τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται επίσης γύρω από κάθε πολικό μόριο της ουσίας, τα οποία έλκονται από τους αρνητικούς τους πόλους στον θετικό πόλο του μορίου και από τους θετικούς τους πόλους στον αρνητικό πόλο. Ως αποτέλεσμα αυτής της αλληλεπίδρασης, το δεσμευτικό νέφος ηλεκτρονίων ( ζεύγος ηλεκτρονίων) μετατοπίζεται πλήρως σε άτομο με υψηλότερη ηλεκτραρνητικότητα, το πολικό μόριο μετατρέπεται σε ιοντικό και στη συνέχεια σχηματίζονται εύκολα ενυδατωμένα ιόντα:

Η διάσταση των πολικών μορίων μπορεί να είναι πλήρης ή μερική.

Έτσι, οι ηλεκτρολύτες είναι ενώσεις με ιοντικό ή πολικό δεσμό - άλατα, οξέα και βάσεις. Και μπορούν να διασπαστούν σε ιόντα σε πολικούς διαλύτες.

σταθερά διάστασης.

σταθερά διάστασης. Ένα πιο ακριβές χαρακτηριστικό της διάστασης του ηλεκτρολύτη είναι η σταθερά διάστασης, η οποία δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος.

Η έκφραση για τη σταθερά διάστασης μπορεί να ληφθεί γράφοντας την εξίσωση αντίδρασης για τη διάσταση του ηλεκτρολύτη ΑΚ σε μια γενική μορφή:

A K → A - + K + .

Αφού η διάσπαση είναι αναστρέψιμη διαδικασία ισορροπίας, τότε ο νόμος της δράσης μάζας ισχύει για αυτήν την αντίδραση και η σταθερά ισορροπίας μπορεί να οριστεί ως:

όπου K είναι η σταθερά διάστασης, η οποία εξαρτάται από τη θερμοκρασία και τη φύση του ηλεκτρολύτη και του διαλύτη, αλλά δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη.

Το εύρος των σταθερών ισορροπίας για διαφορετικές αντιδράσεις είναι πολύ μεγάλο - από 10 -16 έως 10 15 . Για παράδειγμα, υψηλή αξία Προς τηνγια αντίδραση

σημαίνει ότι εάν μεταλλικός χαλκός εισάγεται σε διάλυμα που περιέχει ιόντα αργύρου Ag +, τότε τη στιγμή της ισορροπίας, η συγκέντρωση των ιόντων χαλκού είναι πολύ μεγαλύτερη από το τετράγωνο της συγκέντρωσης των ιόντων αργύρου 2. Αντίθετα, χαμηλή τιμή Προς τηνσε αντίδραση

δείχνει ότι μέχρι να επιτευχθεί η ισορροπία, μια αμελητέα ποσότητα ιωδιούχου αργύρου AgI είχε διαλυθεί.

Πληρωμή Ιδιαίτερη προσοχήστη μορφή παραστάσεων για τη σταθερά ισορροπίας.Εάν οι συγκεντρώσεις ορισμένων αντιδραστηρίων δεν αλλάζουν σημαντικά κατά τη διάρκεια της αντίδρασης, τότε δεν γράφονται στην έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας (τέτοιες σταθερές συμβολίζονται με K 1).

Έτσι, για την αντίδραση του χαλκού με το ασήμι, η έκφραση θα είναι λανθασμένη:

Θα είναι σωστό επόμενη φόρμαεγγραφές:

Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι οι συγκεντρώσεις μεταλλικού χαλκού και αργύρου εισάγονται στη σταθερά ισορροπίας. Οι συγκεντρώσεις χαλκού και αργύρου καθορίζονται από την πυκνότητά τους και δεν μπορούν να μεταβληθούν. Επομένως, δεν έχει νόημα να λαμβάνονται υπόψη αυτές οι συγκεντρώσεις κατά τον υπολογισμό της σταθεράς ισορροπίας.

Οι εκφράσεις για τις σταθερές ισορροπίας στη διάλυση του AgCl και του AgI εξηγούνται με παρόμοιο τρόπο

Προϊόν διαλυτότητας. Οι σταθερές διάστασης των ελάχιστα διαλυτών αλάτων και των υδροξειδίων μετάλλων ονομάζονται γινόμενο της διαλυτότητας των αντίστοιχων ουσιών (που συμβολίζονται με PR).

Για την αντίδραση διάστασης νερού

η σταθερή έκφραση θα ήταν:

Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι η συγκέντρωση του νερού κατά τις αντιδράσεις σε υδατικά διαλύματα αλλάζει πολύ ελαφρά. Επομένως, θεωρείται ότι η συγκέντρωση του [H 2 O] παραμένει σταθερή και εισάγεται στη σταθερά ισορροπίας.

Οξέα, βάσεις και άλατα από την άποψη της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Χρησιμοποιώντας τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης, δίνονται ορισμοί και περιγράφονται οι ιδιότητες των οξέων, των βάσεων και των αλάτων.

Οι ηλεκτρολύτες ονομάζονται οξέα, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μόνο κατιόντα υδρογόνου ως κατιόντα.

Για παράδειγμα:

HCl ↔ H + + C l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

Η διάσταση ενός πολυβασικού οξέος προχωρά κυρίως στο πρώτο στάδιο, σε μικρότερο βαθμό στο δεύτερο και μόνο σε μικρό βαθμό στο τρίτο. Επομένως, σε ένα υδατικό διάλυμα, για παράδειγμα, φωσφορικό οξύμαζί με τα μόρια H 3 RO 4 υπάρχουν ιόντα (σε διαδοχικά φθίνουσες ποσότητες) H 2 RO 2-4, HPO 2-4 και RO 3-4

H 3 RO 4 ↔ N + + H 2 RO - 4 (πρώτο στάδιο)

H 2 RO - 4 ↔ H + + HPO 2- 4 (δεύτερο στάδιο)

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (τρίτο στάδιο)

Η βασικότητα ενός οξέος καθορίζεται από τον αριθμό των κατιόντων υδρογόνου που σχηματίζονται κατά τη διάσταση.

Έτσι, HCl, HNO 3 - μονοβασικά οξέα - σχηματίζεται ένα κατιόν υδρογόνου.

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - διβασικό,

Τα H 3 PO 4, H 3 AsO 4 είναι τριβασικά, αφού σχηματίζονται δύο και τρία κατιόντα υδρογόνου, αντίστοιχα.

Από τα τέσσερα άτομα υδρογόνου που περιέχονται στο μόριο του οξικού οξέος CH 3 COOH, μόνο ένα, το οποίο είναι μέρος της καρβοξυλικής ομάδας - COOH, μπορεί να διαχωριστεί με τη μορφή του κατιόντος Η +, - οξικό οξύμονοβασικός.

Τα δύο και τα πολυβασικά οξέα διαχωρίζονται σταδιακά (σταδιακά).

Οι βάσεις ονομάζονται ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μόνο ιόντα υδροξειδίου ως ανιόντα.

Για παράδειγμα:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Οι βάσεις που είναι διαλυτές στο νερό ονομάζονται αλκάλια. Είναι λίγοι από αυτούς. Αυτές είναι οι βάσεις των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH και Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2, και επίσης NH 4 OH. Οι περισσότερες βάσεις είναι ελαφρώς διαλυτές στο νερό.

Η οξύτητα μιας βάσης καθορίζεται από τον αριθμό των υδροξυλομάδων της (υδροξυομάδες). Για παράδειγμα, το NH 4 OH είναι μια βάση ενός οξέος, το Ca (OH) 2 είναι δύο οξέων, το Fe (OH) 3 είναι τρία οξέα, κ.λπ. Οι βάσεις δύο και πολυοξέων διαχωρίζονται σε βήματα

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (πρώτο βήμα)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (δεύτερο στάδιο)

Ωστόσο, υπάρχουν ηλεκτρολύτες που, κατά τη διάσταση, σχηματίζουν ταυτόχρονα κατιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξειδίου. Αυτοί οι ηλεκτρολύτες ονομάζονται αμφολυτικοί ή αμφολύτες. Αυτά περιλαμβάνουν νερό, υδροξείδια ψευδαργύρου, αλουμίνιο, χρώμιο και μια σειρά από άλλες ουσίες. Το νερό, για παράδειγμα, διασπάται σε ιόντα H + και OH - (σε μικρές ποσότητες):

H 2 O ↔ H + + OH -

Επομένως, έχει εξίσουεκφράζεται και όξινες ιδιότητες, λόγω της παρουσίας κατιόντων υδρογόνου H + , και των αλκαλικών ιδιοτήτων λόγω της παρουσίας ιόντων ΟΗ -.

Η διάσταση του αμφοτερικού υδροξειδίου του ψευδαργύρου Zn(OH) 2 μπορεί να εκφραστεί με την εξίσωση

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

Τα άλατα ονομάζονται ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται μεταλλικά κατιόντα, καθώς και το κατιόν αμμωνίου (NH 4) και τα ανιόντα των υπολειμμάτων οξέος

Για παράδειγμα:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Έτσι διαχωρίζονται τα μεσαία άλατα. Τα οξέα και τα βασικά άλατα διασπώνται σταδιακά. Στα όξινα άλατα, τα μεταλλικά ιόντα πρώτα διασπώνται και μετά κατιόντα υδρογόνου. Για παράδειγμα:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

Στα βασικά άλατα, τα υπολείμματα οξέος πρώτα αποκόπτονται και μετά τα ιόντα υδροξειδίου.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -