Ioonsete ühendite dissotsiatsioon. Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Nimetatakse aineid, mille lahused (või sulad) juhivad elektrit e le c t r o l i t a m i Sageli nimetatakse nende ainete lahuseid ka elektrolüütideks. Need elektrolüütide lahused (sulatused) on teist tüüpi dirigendid, kuna elektri ülekanne toimub neis liikumise teel i o n o v - laetud osakesed. Positiivse laenguga osakest nimetatakse katioon (Ca +2), negatiivset laengut kandev osake - anioon (TA -). Ioonid võivad olla lihtsad (Ca +2, H +) ja komplekssed (RO 4 × 3, HCO 3 × 2).

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria rajajaks on Rootsi teadlane S. Arrhenius. Teooria järgi elektrolüütiline dissotsiatsioon nimetatakse molekulide lagunemiseks ioonideks, kui need lahustuvad vees, ja see toimub ilma elektrivoolu mõjuta. See teooria aga ei vastanud küsimustele: mis põhjustab ioonide ilmumist lahustesse ja miks positiivsed ioonid, põrkudes negatiivsetega, ei moodusta neutraalseid osakesi.

Vene teadlased andsid oma panuse selle teooria väljatöötamisse: D.I. Mendelejev, I. A. Kablukov - lahuste keemilise teooria pooldajad, kes pöörasid tähelepanu lahusti mõjule dissotsiatsiooniprotsessis. Kablukov väitis, et lahustunud aine interakteerub lahustiga ( lahendusprotsess ) muutuva koostisega saaduste moodustamine ( s o l v a t y ).

Solvaat on ioon, mida ümbritsevad lahustimolekulid (solvaadi kest), mida võib olla erinevas koguses (selle tõttu saavutatakse muutuv koostis). Kui lahustiks on vesi, siis lahustunud aine ja lahusti molekulide interaktsiooni protsessi nimetatakse g i d r a t a c i e y, ja interaktsiooniprodukt on g i d r a t o m.

Seega on elektrolüütilise dissotsiatsiooni põhjuseks solvatatsioon (hüdratatsioon). Ja just ioonide lahustumine (hüdraatimine) takistab vastupidist ühendust neutraalseteks molekulideks.

Kvantitatiivselt iseloomustab dissotsiatsiooniprotsessi väärtus elektrolüütilise dissotsiatsiooni astmed ( α ), mis on ioniseeritud aine koguse ja lahustunud aine koguhulga suhe. Sellest järeldub, et tugevate elektrolüütide puhul α = 1 või 100% (lahuses on lahustunud aine ioone), nõrkade elektrolüütide puhul 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (lahuses ei ole ioone). Lisaks lahustunud aine ja lahusti olemusele ka kogus α sõltub lahuse kontsentratsioonist ja temperatuurist.

Kui lahustiks on vesi, hõlmavad tugevad elektrolüüdid:

1) kõik soolad;

2) järgmised happed: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4;

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

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess on pöörduv, seetõttu saab seda iseloomustada tasakaalukonstandi väärtusega, mida nõrga elektrolüüdi korral nimetatakse nn. dissotsiatsioonikonstant (K D ) .

Mida suurem see väärtus, seda kergemini elektrolüüt ioonideks laguneb, seda rohkem on selle ioone lahuses. Näiteks: HF ═ H + + F־

See väärtus on antud temperatuuril konstantne ja sõltub elektrolüüdi, lahusti olemusest.

Polüaluselised happed ja polühappealused dissotsieeruvad astmeliselt. Näiteks väävelhappe molekulid eemaldavad esmalt ühe vesiniku katiooni:

H2SO4-H+ + HSO4-.

Teise iooni elimineerimine võrrandi järgi

HSO 4 × H + + SO 4 ξ 2

läheb palju keerulisemaks, kuna see peab ületama kahekordse laenguga iooni SO 4 ־ 2 külgetõmbe, mis loomulikult tõmbab vesinikuiooni enda poole tugevamini kui ühekordselt laetud ioon HSO 4 . Seetõttu esineb dissotsiatsiooni teine ​​etapp palju vähemal määral kui esimene.

Alused, mis sisaldavad molekulis rohkem kui ühte hüdroksüülrühma, dissotsieeruvad samuti etappidena. Näiteks:

Ba(OH)2-BaOH + + OH-;

BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.

Keskmised (normaalsed) soolad dissotsieeruvad alati metalliioonideks ja happejääkideks:

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

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

Happesoolad, nagu mitmealuselised happed, dissotsieeruvad etappidena. Näiteks:

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -;

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

Teise etapi dissotsiatsiooniaste on aga väga väike, mistõttu happesoola lahus sisaldab vaid vähesel hulgal vesinikioone.

Aluselised soolad dissotsieeruvad aluseliste ja happejääkide ioonideks. Näiteks:

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

Peamiste jääkide ioonide sekundaarne dissotsiatsioon metalli- ja hüdroksüülioonideks peaaegu ei toimu.

Loeng. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.

Elektrolüüdid, mitteelektrolüüdid. elektrolüütiline dissotsiatsioon.

Van't Hoffi ja Raoult' seadustest kõrvalekaldumise põhjuse tuvastas esmakordselt 1887. aastal Rootsi teadlane Svante Arrhenius, kes pakkus välja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria, mis põhineb kahel postulaadil:

Ained, mille lahused on elektrolüüdid (st juhivad elektrivoolu), lahustumisel lagunevad osakesteks (ioonideks), mis tekivad lahustunud aine dissotsiatsiooni tulemusena. Sel juhul suureneb osakeste arv. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonid , sest elektrivälja mõjul liiguvad nad katoodi suunas.Negatiivselt laetud ioonid - anioonid , sest elektrivälja mõjul liikuda anoodi poole. Elektrolüütide hulka kuuluvad soolad, happed ja alused.

Al(NO3)3® Al³ + + NO3ֿ

Elektrolüüdid ei dissotsieeru täielikult. Aine dissotsieerumisvõimet iseloomustab elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme väärtus - a. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste on ioonideks lagunenud elektrolüüdi aine koguse ja lahustunud elektrolüüdi koguhulga suhe.

a = ioniseeritud / N lahustunud

n on ioonideks lagunenud molekulide arv

N on lahuses olevate molekulide koguarv

a- elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste

A väärtus võib varieeruda vahemikus 0 kuni 1, sageli väljendatakse a protsentides (0 kuni 100%). Dissotsiatsiooniaste näitab, milline osa lahustunud elektrolüüdi kogusest antud tingimustes on hüdraatunud ioonide kujul lahuses.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni põhjused on järgmised:

keemiliste sidemete olemus ühendites (elektrolüütide hulka kuuluvad ioonse või kovalentse ülipolaarse sidemega ained)

Lahusti olemus: vee molekul on polaarne, s.t. on dipool

Sellel viisil, elektrolüütiline dissotsiatsioon nimetatakse lagunemise või polaarsete ühendite ioonideks muutumise protsessiks polaarsete lahustimolekulide toimel.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism.

Arrtsiuse teooriat arendasid märkimisväärselt Venemaa teadlased I. A. Kablukov ja V. A. Kistyakovsky, nad tõestasid, et elektrolüüdi lahustumisel toimub lahustunud aine keemiline interaktsioon veega, mis viib hüdraatide moodustumiseni ja seejärel dissotsieeruvad ioonideks. , st. hüdraatunud ioonid lahuses.

Lihtsaim viis on aine dissotsiatsioon ioonse sidemega. Ioonse sidemega ainete (soolad, leelised) dissotsiatsioonil toimuvate protsesside jada on järgmine:

veedipooli molekulide orientatsioon kristalliioonide lähedal

veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) kristalli pinnakihi ioonidega

elektrolüüdi kristallide dissotsiatsioon (lagunemine) hüdraatunud ioonideks.

Võttes arvesse ioonide hüdratatsiooni, näeb dissotsiatsioonivõrrand välja järgmine:

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

Kuna hüdraatunud ioonide koostis ei ole alati konstantne, on võrrand kirjutatud lühendatud kujul:

NaCl ® Na + + Cl -

Samamoodi toimub polaarse sidemega ainete dissotsiatsiooniprotsess, käimasolevate protsesside järjestus on järgmine:

veemolekulide orientatsioon elektrolüüdi molekuli pooluste ümber

veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) elektrolüüdi molekulidega

elektrolüüdi molekulide ioniseerimine (kovalentse polaarse sideme muutmine ioonseks)

elektrolüüdi molekulide dissotsiatsioon (lagunemine) hüdraatunud ioonideks.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H + + Cl -

Dissotsiatsiooniprotsessis ei esine vesinikuioon vabal kujul, vaid hüdroniumiooni H3O + kujul.

LAHENDUSED
ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA

ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON
ELEKTROLÜIDID JA MITTEELEKTROLÜIDID

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria

(S. Arrhenius, 1887)

1. Vees lahustumisel (või sulamisel) elektrolüüdid lagunevad positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks (alates elektrolüütilisest dissotsiatsioonist).

2. Elektrivoolu mõjul liiguvad katioonid (+) katoodi (-) ja anioonid (-) anoodi (+) suunas.

3. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördreaktsiooni nimetatakse molarisatsiooniks).

4. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste ( a ) sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest, temperatuurist ja kontsentratsioonist. See näitab ioonideks lagunenud molekulide arvu suhet ( n ) lahusesse sisestatud molekulide koguarvuni ( N).

a = n/NO< a <1

Ioonsete ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism

Ioonsete sidemetega ühendite lahustamisel ( nt NaCl ) hüdratatsiooniprotsess algab veedipoolide orienteerumisega kõigi soolakristallide servade ja pindade ümber.

Orienteerudes ümber kristallvõre ioonide, moodustavad veemolekulid nendega kas vesinik- või doonor-aktseptorsidemed. Selle protsessi käigus vabaneb suur hulk energiat, mida nimetatakse hüdratatsioonienergiaks.

Hüdratatsioonienergia, mille väärtus on võrreldav kristallvõre energiaga, läheb kristallvõre hävimisele. Sel juhul liiguvad hüdraatunud ioonid kihthaaval lahustisse ja selle molekulidega segunedes moodustavad lahuse.

Polaarsete ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism

Sarnaselt dissotsieeruvad ka ained, mille molekulid on moodustatud polaarse kovalentse sideme tüübi järgi (polaarsed molekulid). Iga polaarse aine molekuli ümber ( nt HCl ), on vee dipoolid teatud viisil orienteeritud. Veedipoolidega interaktsiooni tulemusena polaarne molekul polariseerub veelgi ja muutub ioonseks molekuliks, seejärel tekivad kergesti vabad hüdraatioonid.

Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid

Lahuste elektrijuhtivust selgitab ainete elektrolüütiline dissotsiatsioon, mis toimub vabade ioonide moodustumisega.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess on tavaliselt kirjutatud diagrammi kujul, paljastamata selle mehhanismi ja jättes välja lahusti ( H2O ), kuigi ta on suur panustaja.

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 "H + + NO 3 -

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

Molekulide elektrilisest neutraalsusest järeldub, et katioonide ja anioonide kogulaeng peab olema võrdne nulliga.

Näiteks selleks

Al 2 (SO 4) 3 – – 2 (+3) + 3 (-2) = +6 – 6 = 0

KCr(SO 4) 2 – – 1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Tugevad elektrolüüdid

Need on ained, mis vees lahustumisel lagunevad peaaegu täielikult ioonideks. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad reeglina ioonsete või väga polaarsete sidemetega ained: kõik hästi lahustuvad soolad, tugevad happed ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) ja tugevad alused ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Tugeva elektrolüüdi lahuses leidub lahustunud ainet peamiselt ioonide (katioonide ja anioonide) kujul; dissotsieerumata molekulid praktiliselt puuduvad.

Nõrgad elektrolüüdid

Ained, mis dissotsieeruvad osaliselt ioonideks. Nõrkade elektrolüütide lahused koos ioonidega sisaldavad dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei suuda anda lahuses suurt ioonide kontsentratsiooni.

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

1) peaaegu kõik orgaanilised happed ( CH3COOH, C2H5COOH jne);

2) mõned anorgaanilised happed ( H2CO3, H2S jne);

3) peaaegu kõik vees lahustuvad soolad, alused ja ammooniumhüdroksiid(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) vesi.

Nad halvasti (või peaaegu ei juhi) elektrit.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (esimene etapp)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (teine ​​etapp)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (esimene etapp)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (teine ​​etapp)

Mitte-elektrolüüdid

Ained, mille vesilahused ja sulad ei juhi elektrit. Need sisaldavad kovalentseid mittepolaarseid või vähepolaarseid sidemeid, mis ei lagune ioonideks.

Gaasid, tahked ained (mittemetallid), orgaanilised ühendid (sahharoos, bensiin, alkohol) ei juhi elektrivoolu.

Dissotsiatsiooni aste. Dissotsiatsioonikonstant

Ioonide kontsentratsioon lahustes sõltub sellest, kui täielikult antud elektrolüüt ioonideks dissotsieerub. Tugevate elektrolüütide lahustes, mille dissotsiatsiooni võib pidada täielikuks, saab ioonide kontsentratsiooni kergesti määrata kontsentratsioonist (c) ja elektrolüüdi molekuli koostis (stöhhiomeetrilised indeksid), näiteks :

Ioonide kontsentratsioone nõrkade elektrolüütide lahustes iseloomustatakse kvalitatiivselt astme ja dissotsiatsioonikonstandiga.

dissotsiatsiooni aste (a) on ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe ( n ) lahustunud molekulide koguarvule ( N):

a = n/N

ja seda väljendatakse ühiku murdosades või protsentides ( a \u003d 0,3 - tingimuslik jaotuspiir tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks).

Näide

Määrake katioonide ja anioonide molaarne kontsentratsioon 0,01 M lahustes KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 ja CH3COOH.

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni aste a = 0,3.

Lahendus

KBr, Ba(OH)2 ja H2SO4 - tugevad elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad täielikult(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 miljonit

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

0,01 miljonit

0,02 miljonit

H2SO4"2H + + SO4

0,02 miljonit

[SO42-] = 0,01 M

NH4OH ja CH3COOH - nõrgad elektrolüüdid(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 miljonit

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

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

Dissotsiatsiooni aste sõltub nõrga elektrolüüdi lahuse kontsentratsioonist. Veega lahjendamisel dissotsiatsiooniaste alati suureneb, sest lahusti molekulide arv suureneb ( H2O ) lahustunud aine molekuli kohta. Le Chatelier’ printsiibi järgi peaks elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal sel juhul nihkuma produkti moodustumise suunas, s.t. hüdreeritud ioonid.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste sõltub lahuse temperatuurist. Tavaliselt suureneb temperatuuri tõustes dissotsiatsiooni aste, kuna aktiveeruvad molekulides olevad sidemed, need muutuvad liikuvamaks ja kergemini ioniseeritavaks. Ioonide kontsentratsiooni nõrgas elektrolüüdi lahuses saab arvutada dissotsiatsiooniastet teadesaja aine algkontsentratsioonc lahuses.

Näide

Määrake dissotsieerumata molekulide ja ioonide kontsentratsioon 0,1 M lahuses NH4OH kui dissotsiatsiooniaste on 0,01.

Lahendus

Molekulide kontsentratsioonid NH4OH , mis tasakaalu hetkeks laguneb ioonideks, on võrdneac. Ioonide kontsentratsioon NH4- ja OH- - on võrdne dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooniga ja võrdneac(vastavalt elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandile)

NH4OH		NH4+		oh-
c - a c

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

[NH4OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Dissotsiatsioonikonstant ( K D ) on ioonide tasakaalukontsentratsioonide korrutise ja vastavate stöhhiomeetriliste koefitsientide võimsuse ja mittedissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni suhe.

See on elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi tasakaalukonstant; iseloomustab aine võimet laguneda ioonideks: seda kõrgem K D , seda suurem on ioonide kontsentratsioon lahuses.

Nõrkade mitmealuseliste hapete või polühappealuste dissotsiatsioonid toimuvad vastavalt etappidena, iga etapi jaoks on oma dissotsiatsioonikonstant:

Esimene aste:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

Teine samm:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

Kolmas samm:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

Näide

Hankige võrrand nõrga elektrolüüdi elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme kohta ( a ) nõrga ühealuselise happe dissotsiatsioonikonstandiga (Ostwaldi lahjendusseadus). ON .

HA «H++A+

K D = () /

Kui tähistatakse nõrga elektrolüüdi kogukontsentratsioonic, siis tasakaalukontsentratsioonid H + ja A - on võrdsed acja dissotsieerumata molekulide kontsentratsioon SEES – (c – a c) \u003d c (1 – a)

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

Väga nõrkade elektrolüütide korral ( 0,01 naela)

K D = c a 2 või a = \ é (K D / c )

Näide

Arvutage äädikhappe dissotsiatsiooniaste ja ioonide kontsentratsioon H + 0,1 M lahuses, kui K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Lahendus

Kasutame Ostwaldi lahjendusseadust

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

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

Lahustuvusprodukt

Definitsioon

Valage keeduklaasi vähe lahustuvat soola, nt AgCl ja lisage sademele destilleeritud vesi. Samal ajal ioonid Ag+ ja Cl- , mida ümbritsevad vee dipoolid tõmbavad, eralduvad järk-järgult kristallidest ja lahustuvad. Kokkupõrge lahuses, ioonid Ag+ ja Cl- moodustavad molekule AgCl ja sadestub kristalli pinnale. Seega toimub süsteemis kaks vastastikku vastandlikku protsessi, mis viib dünaamilise tasakaaluni, kui lahusesse läheb ajaühikus sama arv ioone Ag+ ja Cl- kui palju on hoiustatud. Ioonide kogunemine Ag+ ja Cl- peatub lahuses, selgub küllastunud lahus. Seetõttu käsitleme süsteemi, milles selle soola küllastunud lahusega kokkupuutel on vähelahustuva soola sade. Sel juhul toimub kaks vastastikku vastandlikku protsessi:

1) Ioonide üleminek sadest lahusesse. Selle protsessi kiirust võib konstantsel temperatuuril pidada konstantseks: V1 = K1;

2) Ioonide sadestumine lahusest. Selle protsessi kiirus V 2 sõltub ioonide kontsentratsioonist Ag+ ja Cl-. Massitegevuse seaduse järgi:

V 2 \u003d k 2

Kuna süsteem on tasakaalus, siis

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = konst (at T = konst)

Sellel viisil, ioonide kontsentratsioonide korrutis vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses konstantsel temperatuuril on konstantne suurusjärk. Seda väärtust nimetatakselahustuvusprodukt(JNE ).

Toodud näites JNE AgCl = [Ag+][Cl-] . Juhtudel, kui elektrolüüt sisaldab kahte või enamat identset iooni, tuleb lahustuvuskorrutise arvutamisel nende ioonide kontsentratsioon tõsta sobiva võimsuseni.

Näiteks PR Ag 2 S = 2 ; PR PbI 2 = 2

Üldjuhul on elektrolüüdi lahustuvusprodukti avaldis A m B n

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

Erinevate ainete lahustuvusprodukti väärtused on erinevad.

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

JNE lihtne arvutada, teades c ühendi loovus antud t°.

Näide 1

CaCO 3 lahustuvus on 0,0069 või 6,9 10 -3 g/l. Leidke PR CaCO 3 .

Lahendus

Lahustuvust väljendame moolides:

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

M CaCO3

Kuna iga molekul CaCO3 annab igaüks lahustumisel ühe iooni Ca 2+ ja CO 3 2-, siis
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Järelikult PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

PR-i väärtuse teadmine , saate omakorda arvutada aine lahustuvuse mol / l või g / l.

Näide 2

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

Mis on lahustuvus PbSO4?

Lahendus

Tähistage lahustuvust PbSO 4 X kaudu mol/l. Lahendusse minek X mooli PbSO4 annab X Pb2+ iooni ja X ioonidNII 4 2- st:

== X

JNEPbSO 4 = = = X X = X 2

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

Lahustuvusele, väljendatuna g / l, korrutame leitud väärtuse molekulmassiga, mille järel saame:

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

Sademete teke

Kui a

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- küllastumata lahus

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- küllastunud lahus

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- üleküllastunud lahus

Sade tekib siis, kui vähelahustuva elektrolüüdi ioonide kontsentratsioonide korrutis ületab antud temperatuuril selle lahustuvusprodukti väärtuse. Kui ioonprodukt muutub võrdseksJNE, sademed lakkavad. Teades segatud lahuste mahtu ja kontsentratsiooni, on võimalik arvutada, kas tekkiv sool sadestub.

Näide 3

Kas võrdsetes kogustes 0,2 segamisel tekib sadeMlahendusiPb(EI 3 ) 2 jaNaCl.
JNEPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Lahendus

Segamisel lahuse maht kahekordistub ja iga aine kontsentratsioon väheneb poole võrra, s.o. muutub 0,1-ks M või 1,0 10 -1 mol/l. Need on tekivad kontsentratsioonidPb 2+ jaCl - . Järelikult[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Saadud väärtus ületabJNEPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Nii et osa soolastPbCl 2 sadeneb välja. Eelnevast võib järeldada, et sademete teket mõjutavad mitmesugused tegurid.

Lahuste kontsentratsiooni mõju

Piisavalt suure väärtusega vähelahustuv elektrolüütJNEei saa lahjendatud lahustest sadestuda.Näiteks, sadePbCl 2 ei kuku välja võrdsete koguste segamisel 0,1MlahendusiPb(EI 3 ) 2 jaNaCl. Võrdsete koguste segamisel muutuvad iga aine kontsentratsioonid0,1 / 2 = 0,05 Mvõi 5 10 -2 mol/l. Iooniline toode[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Saadud väärtus on väiksemJNEPbCl 2 seega sademeid ei teki.

Sadeaine koguse mõju

Kõige täielikuma sadestamise saavutamiseks kasutatakse sadeaine liiast.

Näiteks, sadestada soolaBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Pärast samaväärse koguse lisamistNa 2 CO 3 ioonid jäävad lahusesseBa 2+ , mille kontsentratsiooni määrab kogusJNE.

Ioonide kontsentratsiooni suurendamineCO 3 2- põhjustatud liigse sademe lisamisest(Na 2 CO 3 ) , toob kaasa vastava ioonide kontsentratsiooni vähenemiseBa 2+ lahuses, s.o. suurendab selle iooni sadestumise täielikkust.

Samanimelise iooni mõju

Vähelahustuvate elektrolüütide lahustuvus väheneb teiste sarnaste ioonidega tugevate elektrolüütide juuresolekul. Kui küllastumata lahuseleBaSO 4 lisage lahus vähehaavalNa 2 NII 4 , siis ioonne toode, mis oli esialgu väiksem kui JNEBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , jõuab järk-järgultJNEja ületada seda. Sademed algavad.

Temperatuuri mõju

JNEon konstantsel temperatuuril konstantne. Temperatuuri tõusuga JNE suureneb, nii et sadestamine on kõige parem teha jahutatud lahustest.

Sademete lahustumine

Lahustuvusprodukti reegel on oluline vähelahustuvate sademete lahusesse viimisel. Oletame, et peame sademe lahustamaBaFROMO 3 . Selle sademega kokkupuutuv lahus küllastatakseBaFROMO 3 .
See tähendab et[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Kui lahusele lisada hapet, siis iooneH + seovad lahuses olevaid iooneCO 3 2- nõrkadeks süsihappemolekulideks:

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

Selle tulemusena väheneb ioonide kontsentratsioon järsult.CO 3 2- , iooniprodukt muutub väiksemaks kuiJNEBaCO 3 . Lahus on suhtes küllastumataBaFROMO 3 ja osa setetestBaFROMO 3 läheb lahusesse. Piisava koguse happe lisamisega saab kogu sademe lahustada. Järelikult algab sademe lahustumine, kui halvasti lahustuva elektrolüüdi ioonsaadus muutub mingil põhjusel väiksemaks kuiJNE. Sademe lahustamiseks viiakse lahusesse elektrolüüt, mille ioonid võivad moodustada vähelahustuva elektrolüüdi ühe iooniga kergelt dissotsieerunud ühendi. See seletab vähelahustuvate hüdroksiidide lahustumist hapetes.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ioonidOh - seonduvad halvasti dissotsieerunud molekulidegaH 2 O.

Tabel.Lahustuvusprodukt (SP) ja lahustuvus temperatuuril 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Eesmärgid: kujundada elektrolüütide ja mitteelektrolüütide, ED mõisted, paljastada ioonsete ja kovalentsete polaarsete sidemetega ainete dissotsiatsioonimehhanism, tutvustada mõistet "elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste" ja näidata selle sõltuvust erinevatest teguritest; sõnastada TED põhisätted; kujundada õpilaste dissotsiatsioonivõrrandite koostamise oskusi;

arendada võrdlus-, analüüsi- ja järelduste tegemise oskust, enese- ja vastastikuse kontrolli oskust, intellektuaalseid võimeid;

kasvatada kompetentset praktilise suunitlusega inimest.

Varustus: arvuti, multimeediaprojektor, ekraan, lahenduste elektrijuhtivuse määramise seade, jala ja rõngaga statiivid, mudelirakendus "ED Mechanism"

Reaktiivid: H 2 O dest., NaCl cr., NaOH cr., jää-äädikhape CH 3 COOH, C 12 H 22 O 11 kr.; H 2 SO 4 lahus, iga laua jaoks: metüülapelsini, fenoolftaleiini indikaatorite lahused, HCl, NaOH, Na 2 SO 4 lahused.

Tundide ajal

I. Organisatsioonimoment

II. Sõnumite teemad, eesmärgi seadmine. Peegeldus

(Sisestage tunni teema vihikusse)

Õpetaja: Räägime meie planeedi kõige hämmastavamast ainest, ilma milleta pole elu - see on vesi, selle roll ainete lahustamisel.

Enne uue teema alustamist tahan kontrollida teie tuju. Visandage oma meeleolu individuaalsele kaasasolevale lehele, mis on teie laual. (1. lisa)

III. Uue materjali õppimine

1. etapp . Elektrolüüdid, mitteelektrolüüdid.

Õpetaja: Pöördume 1837. aasta ajaloo juurde. Sel perioodil töötasid Londonis Kuningliku Instituudi laboris kaks teadlast: Humphrey Davy ja Michael Faraday. Nad alustasid uuringuid elektri valdkonnas ja tutvustasid mõisteid, mida kasutame siiani. Devi ja Faraday viisid läbi katsed, et määrata lahuste elektrijuhtivus spetsiaalse seadme abil, mille mudel on näidatud teie joonisel fig. 126 lk 193 (O.S. Gabrielyan, Chemistry 8). Koosneb 2 elektroodist, pirnist ja pistikupesast. Elektroodide langetamisel uuritavasse ainesse, kui see juhib voolu, süttib lamp, kui ei juhi, siis ei sütti.

Teeme natuke uurimistööd (Erinevate ainete elektrijuhtivuse demonstreerimine spetsiaalse seadme abil).

Klassi vestlus:

- Tuletagem esmalt meelde, millisesse kahte rühma jagunevad kõik keemilised ühendid keemilise sideme tüübi järgi?

Katse tulemused on märgitud kaasasoleva lehe tabelisse. (1. lisa)

Vee elektrijuhtivuse kontrollimine seadmega

Vestlus:

Kuidas teie arvates vesi elektrit juhib?
Mis tüüpi keemiline side on vees? (Kovalentne nõrgalt polaarne)
Millisesse keemiliste ühendite klassi see kuulub?
- Kontrollige seadmega elektrijuhtivust. (ei juhi voolu).

(Märgime tabelisse.)

Lauasoola NaCl kristallilise elektrijuhtivuse kontrollimine.

Mis tüüpi keemiline side sellel ühendil on?
- Mis klassi see kuulub?
- Mis te arvate, juhib NaClcr. elektrit?
- Kontrollige seadmega (Mitte).
Nüüd lisame soolale vett ja kontrollime selle lahuse elektrijuhtivust.
- Kas arvate, et soolalahus juhib elektrit? (Selle katse saab teha õpilane)
— Miks sa arvad? Sellele küsimusele vastame veidi hiljem. Nüüd jätkame oma uurimistööd. Ja nii edasi….
Millise järelduse saame tehtud uuringu põhjal teha?

(Järeldus: mõned ained juhivad voolu, teised aga mitte)

Õpetaja: Nimetatakse aineid, mille lahused juhivad elektrit elektrolüüdid, ja ained, mis ei juhi voolu - mitteelektrolüüdid

Millised ained juhivad elektrit? ( Hapete, leeliste, soolade lahused.)
Mis tüüpi keemilise sidemega juhivad ainete lahused elektrivoolu? (Ioonne, kovalentne väga polaarne)
Millised ained ei juhi elektrit? (Kõik kristalsed ained, oksiidid, gaasid)
– Millise keemilise sidemega ained elektrit ei juhi? (Kovalentse mittepolaarse ja kergelt polaarsega)

Kinnitamise etapp 1: 1. harjutus. Blitzi küsitlus:

– Sõnastage elektrolüütide ja mitteelektrolüütide määratlused. (Sisestage märkmikusse)
Mis tüüpi keemiline side on iseloomulik elektrolüütidele ja mitteelektrolüütidele?
Mis ainete klassidesse kuuluvad elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid?
– Kus olete oma elus elektrolüüte kohanud? ( autode akud)

2. ülesanne . Valige ainete loendist elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid, määrates keemilise sideme tüübi. Selgitage vastust.

2. etapp: Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism.

Vestluse jätk:

Millised osakesed võivad tekitada lahuses elektrivoolu? ( sõites h laetud osakesed)
Miks ja millistel tingimustel juhivad ained elektrit?

(Need lagunevad lahustumisel või sulamisel ioonideks, need on teist tüüpi juhid. Voolu läbimine toimub ioonide, mitte elektronide ülekande tõttu. Metallid on esimest tüüpi juhid (voolu tekitavad vabad elektronid).

- Ja millised laetud osakesed võivad olla lahustes, näiteks ioonse sidemega ainetes - NaCl lahuses? (vabad ioonid)

Tähelepanu: Kristallides ei ole ioonid vabad, vaid asuvad kristallvõre sõlmedes.

Mis juhtub kristalliga, kui see lahustatakse vees?

– Milline on vee roll selles protsessis?

(Vesi interakteerub elektrolüüdiga ja see laguneb vee toimel ioonideks).

Mõelgem selle protsessi mehhanismile.

Kõigepealt kaaluge veemolekuli struktuur

Vesi (dipool) < 104,5 0

Sõnum: Huvitav vee kohta… (Lisa 3)

Ioonse sidemega elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism NaCl näitel

Mõelge protsessiskeemile (joonis 127, lk 195, Chemistry, 9, O.S. Gabrielyan).

– Mis juhtub veedipoolidega?

Seda protsessi nimetatakse orientatsiooni. (Sisestage märkmikusse)

hüdratsioon. (Sisestage märkmikusse)

3. Hüdratatsiooni käigus tekivad dipoolide ja ioonide vahel vastastikused tõmbejõud, kristalli ioonide vaheline keemiline side nõrgeneb ning “veevaibaga” ümbritsetud ioonid katkevad ja lahustuvad.

Toimub lagunemine dissotsiatsioon.

Veega ümbritsetud ioone nimetatakse hüdreeritud.

Dissotsiatsiooniprotsessi saab lihtsustada järgmiselt: NaCl = Na + + Cl -

(Katioonid, anioonid)
Kas need on lihtsad või keerulised? (lihtne)

- Niisiis, millised 3 protsessi toimuvad ioonse sidemega ainete vees lahustamisel?

1. Orienteerumine
2. niisutus
3. dissotsiatsioon. Dissotsiatsiooniprotsessi demonstreerimine. ( Animatsioon)

Ülesanne õpilastele

Rakendusmudeli abil näidake magnettahvlil elektrolüüdi dissotsiatsiooni mehhanismi ioonse sidemega ja kommenteerige seda

Kovalentse polaarse sidemega ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism HCl näitel

– Ja milline on elektrolüüdi dissotsiatsiooni mehhanism kovalentse polaarse sidemega?
- Mõelge protsessiskeemile (joonis 128, lk 196, õpikus).
– Mis juhtub veedipoolidega?

1. Dipoolid on orienteeritud negatiivsete otstega positiivsete ioonide ja positiivsete otstega negatiivsete ioonide ümber.

Seda protsessi nimetatakse orientatsiooni. (Sisestage märkmikusse)

2. Elektrolüütide ioonide ja dipoolide vahel tekib vastastikmõju. Seda protsessi nimetatakse hüdratsioon. (Sisestage märkmikusse)

3. Veedipoolide toimel muutub polaarne kovalentne side ioonseks, st. ionisatsioon elektrolüüdi molekulid.

4. Toimub lagunemine - dissotsiatsioon.

Dissotsiatsiooni protsessi saab kirjutada lihtsustatult: НCl = Н + + Cl -

Mis on lagunenud ioonide nimed?
Kas need on lihtsad või keerulised?
- Millised protsessid toimuvad siis, kui polaarse kovalentse sidemega ained lahustatakse vees?

1. Orienteerumine
2. niisutus
3. ionisatsioon
4. dissotsiatsioon

Dissotsiatsiooniprotsessi demonstreerimine. ( Animatsioon)

Ülesanne õpilastele

Rakendusmudeli abil näidake magnettahvlil elektrolüüdi dissotsiatsiooni mehhanismi kovalentse polaarse sidemega ja kommenteerige seda

Järeldus: vees lahustumisel interakteeruvad ained dipoolidega, lagunevad vabadeks hüdraatunud ioonideks ja juhivad elektrivoolu. Ioonide hüdratsioon on elektrolüütide dissotsiatsiooni peamine põhjus.

Sellele järeldusele jõudis Rootsi teadlane Svante Arrhenius 1887. aastal.

Tuleme tagasi ajaloo juurde.

Õpetaja: Kuna dissotsiatsioon toimub elektrolüütides, nimetatakse seda elektrolüütiliseks.

Selgub, et elektrolüüdid pole mitte ainult hapete, soolade ja leeliste lahused, vaid ka nende sulamid.

Sõnastame ED definitsiooni.

Ronime mööda treppe mäetippu, tänase tunni teema.

- Milliseid märksõnu kasutasime uurimistöös, järeldustes?

Mis juhtub ainega dissotsiatsiooni ajal? "laguneda"

Mis aine laguneb? "elektrolüüt"
Millisteks osakesteks elektrolüüt laguneb? "ioonid"
– Millistel tingimustel see laguneb? "perekonnas lahustunud või sulanud"
- Teeme seda uuesti!!!

Dissotsiatsiooni vastupidist protsessi nimetatakse assotsiatsiooniks.

- Mis on ioonid? Täitke diagramm :

Ja täitke ülesanne.

Kas ioonid erinevad aatomitest või molekulidest? Kui jah, siis mida?

3. etapp: dissotsiatsiooni aste. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid.

Õpetaja: Kas kõik elektrolüüdid juhivad elektrit samal määral? ( Mitte)

- Jätkame uuringut äädikhappega.

Kogemuse demonstreerimine:

Õpetaja: Kontrollime kontsentreeritud äädikhappe elektrijuhtivust.

Klassi vestlus:

— Mida sa jälgid? (Valgus on väga nõrk)

Järeldus: mitte kõik elektrolüüdid ei juhi elektrit samal määral. Seal on tugevad ja nõrgad elektrolüüdid.

Elektrolüüdi tugevuse tunnuseks on dissotsiatsiooniaste ja seda tähistatakse α-ga. α saab arvutada valemist.

Nõrkade elektrolüütide puhul on dissotsiatsiooniprotsess pöörduv. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -

Üksikasjalik teabekaart on teie laudadel kaasasoleval lehel.

– Kas on võimalik “nõrku tugevaks teha”, see tähendab dissotsiatsiooniastet tõsta?

Millest α sõltub?

Jätkame uurimist (kogemuste demonstreerimine)

Klassi vestlus:

1. Kuumutame äädikhapet.
— Mida sa jälgid? Millest α sõltub?

2. Lahjendage hapet veega, st vähendage selle kontsentratsiooni.
— Mida sa jälgid? Millest α veel sõltub?

Järeldus: α sõltub t-st, C. Temperatuuri tõstmisel suureneb ka α, kontsentratsiooni suurendamisel α väheneb.

4. etapp: Happed, soolaalused ED poolest.

Õpetaja: Vaatleme visuaalselt hapete, aluste ja soolade dissotsiatsiooni ning koostame nende dissotsiatsiooni võrrandid hapete, leeliste ja soolade ED mudelskeemide näitel

Õpetaja töö ja vestlus klassiga:

– Koostage nende võrrandite kirjutamise algoritm (vastavalt mudelile).
– Millisteks ioonideks happed dissotsieeruvad?
– Sõnastage hapete määratlus ED kaudu. -Milline ioon määrab nende omadused?
- Tõestage katseliselt, et teil on katseklaasis nr 1 hapet. (Õpilased esinevad laboritöö kogemus)
Millisteks ioonideks dissotsieeruvad alused?
– Sõnastage põhjuste määratlus ED-i alusel.
– Milline ioon määrab nende omadused?
- Tõestage katseliselt, et teil on katseklaasis nr 2 leelist.

(Õpilased teevad laboritöö kogemus)

Millisteks ioonideks soolad dissotsieeruvad?
– Sõnastage soolade määratlus ED-i järgi.
– Milline ioon määrab nende omadused? (Erinevad)

5. etapp: silmade kehaline kasvatus

Nüüd puhkame kõik.
Sulgege silmad tihedalt
Vilgub viis korda
Ja jätkame oma õppetundi
Sulgege silmad tihedalt
Pidagem kõike meeles ja kordame:
Üks, jah, kolm, neli, viis
Tuleme uuesti dissotsiatsiooni juurde tagasi.
Tõde on alati lihtne:
Leelis, sool ja hape
Laske alati voolu läbi
Kui nende lahendus on vesi.

Miks on hapnik
alkohol, glükoos ja lämmastik,
vees lahustatud,
Kas nad annavad voolu kuskilt läbi?

Kuna ained
elutud olendid,
Ja nende omadused sõltuvad
Keeruline ja väga lihtne
Osakeste struktuurist
Piirideta mikromaailm.
Ja lahendus, kus vool keeb,
Elektrolüüdile anti nimi

Silma lihaste tugevdamine
Vaata muutke 8 korda
Lähemale, siis kaugemale
Ma palun teil vaadata.
Päästab väsimuse eest
sa silma tsükkel.
Ring 3 pöörake vasakule,
Ja siis vastupidi!

IV. Ankurdamine

1. Ülesanded mängu vormis, probleemide otsimise ülesanded slaidid.
2. Iseseisev töö 10 minutit ( Libisema)

V. Üldised järeldused

Õpetaja: Kõik tänased teadmised saab kokku võtta ühte teooriasse, mida nimetatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriaks (TED)

Peamised sätted on sõnastatud toetavas kokkuvõttes ( 4. lisa).

Põhikontuuriga töötamine

1. Kõik ained jagunevad elektrolüütideks ja mitteelektrolüütideks. TED uurib elektrolüüte.
2. Vees lahustatuna dissotsieerub el-you ioonideks.
3. Dissotsiatsiooni põhjuseks on hüdratsioon, see tähendab elektrolüüdi koostoime veemolekulidega ja selles sisalduva keemilise sideme katkemine.
4. Mõjul e. vool + ioonid (katioonid) liiguvad katoodile ja negatiivsed (anioonid) anoodile.
5. ED on nõrkade elektrolüütide puhul pöörduv.
6. Kõik elektrolüüdid ei dissotsieeru ioonideks samal määral. Seetõttu jagunevad need tugevateks ja nõrkadeks ning neid iseloomustab dissotsiatsiooni aste, mis sõltub erinevatest põhjustest.
7. Elektrolüütide lahuste keemilised omadused määratakse nende dissotsiatsiooni käigus tekkivate ioonide omaduste järgi.
8. Moodustunud ioonide olemuse järgi eristatakse 3 tüüpi elektrolüüte.

VI. Õppetunni kokkuvõte. Kodutöö

§35,36; nt Nr 4,5 lk 203,

Individuaalne lisamine. tööl tetra. #18, lk 124, # 20 lk 126

Õpetaja: Enne tunni lõpetamist tahan kontrollida teie tuju tunni lõpus. Visandage oma meeleolu individuaalsele kaasasolevale lehele, mis on teie laual. (1. lisa)

Järeldus

Sa oled noorus! Ja uskuge sellesse.
Avasite ukse keemiamaailma.
Me kõik loodame, et viie aasta pärast
Sinust võib saada suurepärane teadlane.

Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid

Eraldi võetuna ei juhi vesi, soolad, leelised ja happed elektrit. Kuid hapete, leeliste ja soolade vesilahused juhivad elektrit. Millistesse rühmadesse saab kõik ained elektrivoolu suhtes jagada?

Ained, mis juhivad elektrit elektrolüüdid; ained, mis ei juhi elektrit mitteelektrolüüdid.

Elektrolüütide omadused

Elektrolüüdid on teist tüüpi juhid. Lahuses või sulatis lagunevad nad ioonideks, mille tõttu juhivad nad elektrivoolu.

Selle omaduse selgitamiseks pakkus 1887. aastal Rootsi teadlane S. Arenius välja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.

Elektrolüütide lagunemist ioonideks vees lahustamisel või sulamisel nimetatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhisätted.

1) Vees lahustades elektrolüüdid lagunevad (dissotsieeruvad) ioonideks - positiivsed ja negatiivsed: NaCl ↔ Na + + Cl -

2) Elektrivoolu toimel omandavad ioonid suunatud liikumise: positiivselt laetud ioonid liiguvad katoodi, negatiivselt laetud ioonid anoodi poole. Seetõttu nimetatakse esimesi katioonideks ja teist anioonideks. Ioonide suunatud liikumine toimub nende külgetõmbe tõttu vastupidiselt laetud elektroodidele.

3) Dissotsiatsioon on pöörduv protsess: paralleelselt molekulide lagunemisega ioonideks (dissotsiatsioon) toimub ioonide ühendamise protsess. (ühing). Seetõttu pannakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvuse märk.

S. Arrhenius ei osanud välja tuua, miks elektrolüüdid vees lahustumisel ioonideks lagunevad, kuna elektrolüütide dissotsieerumist pidas ta füüsikaliseks protsessiks. Dissotsiatsiooni põhjuse selgitas välja vene teadlane I. A. Kablukov, kes, tuginedes D. I. Mendelejevi teooriale lahustumise keemilise olemuse kohta, hakkas elektrolüütilist dissotsiatsiooni käsitlema elektrolüütide keemilise koostoimena veega. Dissotsiatsiooni peamiseks põhjuseks on ioonide hüdratsioon, mille tulemusel vabaneb suur hulk energiat, kui kulub lahustunud aine ioniseerimiseks.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism

Elektrolüütide dissotsiatsioon toimub vees ja seda ei toimu näiteks petrooleumis. Kuidas seda seletada?

Veemolekulis on vesinikuaatomite ja hapnikuaatomite vahelised sidemed polaarsed kovalentsed. Aatomeid ühendavad elektronpaarid. nihkunud vesinikuaatomilt hapnikuaatomiks. Seetõttu koondub positiivne laeng vesinikuaatomitele ja negatiivne laeng hapnikuaatomile.

Elektrolüütide dissotsiatsiooni mehhanismi käsitlemiseks on vaja arvestada mitte ainult veemolekuli vesiniku ja hapniku aatomite vaheliste sidemete polaarsusega. Aga ka veemolekuli enda polaarsus. Polaarset veemolekuli – dipooli – saab kujutada ellipsina, millel on poolustel laengud, pooluste laengud märgid "+" ja "-".

Vaatleme ioonse sidemega ainete dissotsiatsioonimehhanismi, kasutades näitena naatriumkloriidi. See koosneb kolmest etapist:

a) orientatsioonipolaarsed veemolekulid (dipoolid) kristalli ümber ja kristallvõre lõdvenemine veemolekulide kaootilise liikumise mõjul; (kui soolakristall on vette kastetud, tõmbavad veemolekulid kristalli pinnal paiknevate ioonide poole: positiivsete ioonide poole nende negatiivsed poolused (hapnikuaatomid), negatiivsete ioonide poole nende positiivsed poolused (vesinikuaatomid).

b) hüdratsioon– naatriumi- ja klooriioonide keskkond veemolekulide poolt (hüdraatunud ioonide moodustumine);

c)kristallvõre hävitamine - naatriumkloriidi dissotsiatsioon.

(tõmbudes lahustunud soola ioonide külge, nõrgendavad veemolekulid ioonide külgetõmbejõudu mitu korda. Positiivsete ja negatiivsete ioonide vahelised sidemed kristallvõres katkevad. Hüdreeritud ioonid eralduvad)

Kristalli lahustumisel ioonide külge tõmbunud veemolekulid jäävad nendega seotuks ka lahuses.

Kovalentse polaarse sidemega ainete dissotsiatsioonimehhanism sisaldab täiendavat sammu:

polaarsete veemolekulide orientatsioon polaarse elektrolüüdi molekuli ümber;

sideme tüübi muutus kovalentsest polaarsest ioonseks;

elektrolüütide dissotsiatsioon;

ioonide hüdratsioon.

4) Kõik elektrolüüdid ei dissotsieeru ioonideks võrdselt. Elektrolüütide lahustes võivad koos ioonidega esineda ka molekulid. Dissotsiatsiooniaste a on ioonideks lagunenud molekulide suhe lahuses olevate molekulide koguarvussea= n/N,

kus n on dissotsieerunud molekulide arv, N on molekulide koguarv lahuses.

Tugevad elektrolüüdid lahustuvad vees peaaegu täielikult ioonideks. Neil on a kaldub ühtsusele. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad: kõik lahustuvad soolad, happed H2SO4, HNO3, HCl, kõik leelised.

Nõrgad elektrolüüdid vees lahustumisel peaaegu ei dissotsieeru ioonideks. Neil on a kipub nulli. Nõrkade elektrolüütide hulka kuuluvad: nõrgad happed - H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, NH 3 H 2 O, vesi.

Hapete, soolade ja aluste dissotsiatsioon.

Dissotsiatsioon toimub lahustes ja sulades.

Lahustuvad happed - need on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahustes ja sulavad vesinikkatiooniks ja happejäägi aniooniks.

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-

Vundamendidon elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahustes ja sulavad metalli katiooniks ja hüdroksiidi aniooniks.

NaOH ↔ Na + + OH -

Lahustuvad alused - need on aktiivsete metallide ioonidest moodustunud hüdroksiidid: ühevalentsed: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, Fr +; kahevalentne: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.

soola - Need on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahustes ja sulavad metallikatiooniks ja happejäägi aniooniks.

Na 2 SO 4 ↔ 2 Na + + SO 4 2-

Enesetesti ülesanne:

Kirjutage dissotsiatsioonivõrrandid järgmiste elektrolüütide jaoks: tsinknitraat, naatriumkarbonaat, kaltsiumhüdroksiid, strontsiumkloriid, liitiumsulfaat, väävelhape, vask(II)kloriid, raud(III)sulfaat, kaaliumfosfaat, vesiniksulfiidhape, kaltsiumhüdroksükloriid, kaltsiumvesinikkloriid , naatriumnitraat , liitiumhüdroksiid.