Elektrolüütide hüdratsioon ioonse sidemega. Lahendused

ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA

Kõikide ainete lahused võib jagada kahte rühma: need juhivad elektrivoolu või ei ole juhid.

Ainete lahustumise tunnustega saate eksperimentaalselt tutvuda, uurides joonisel näidatud seadme abil nende ainete lahuste elektrijuhtivust.

Jälgige järgmist katset " Ainete elektrijuhtivuse uuring."

Selgitada Rootsi teadlasele elektrolüütide vesilahuste omadusi S. Arrhenius 1887. aastal tehti ettepanek elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria . Hiljem töötasid paljud teadlased selle välja aatomite ja keemiliste sidemete struktuuri õpetuse põhjal. Selle teooria tänapäevase sisu saab taandada kolmele järgmisele sättele:

1. Elektrolüüdid kui see on vees lahustatud või sulanud lagunema (eralduma) ioonidele - positiivne (katioonid) ja negatiivne (anioonid) laetud osakesed.

Ioonid on stabiilsemas elektroonilises olekus kui aatomid. Need võivad koosneda ühest aatomist - see on lihtsad ioonid ( Na + , Mg 2+ , Al 3+ jne) - või mitmest aatomist - see on komplekssed ioonid ( NO 3 - ,NII 2- 4 , RO Z-4 jne).

2. Lahustes ja sulades elektrolüüdid juhivad elektrit .

Elektrivoolu mõjul omandavad ioonid suunalise liikumise: positiivselt laetud ioonid liiguvad katoodi, negatiivselt laetud ioonid anoodi poole. Seetõttu nimetatakse esimesi katioonideks, teisi - anioonideks. Ioonide suunaline liikumine toimub nende külgetõmbe tulemusena vastupidiselt laetud elektroodide poolt.

AINETE ELEKTRIJUHTIVUSE KATSEERIMINE

AINED
ELEKTROLÜIDID	MITTEELEKTROLÜIDID
Elektrolüüdid– need on ained, mille vesilahused või sulad juhivad elektrivoolu	Mitte-elektrolüüdid– need on ained, mille vesilahused või sulamid ei juhi elektrivoolu
Ained koos ioonne keemiline side või kovalentne ülipolaarne keemiline side – hape, sool, alus	Ained koos kovalentne mittepolaarne keemiline side või kovalentne nõrgalt polaarne kemikaal suhtlemine
Lahustes ja sulades tekivad ioonid	Lahustes ja sulades ioone ei teki

MEELDETULETUS

ELEKTROLÜIDID JA MITTEELEKTROLÜIDID

TERMILISED MÕJUD AINETE LAHUSTAMISEL VEES

3. Dissotsiatsioon - pöörduv protsess: paralleelselt molekulide lagunemisega ioonideks (dissotsiatsioon) toimub ioonide ühendamise protsess (assotsiatsioon).

Seetõttu pannakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvusmärk, näiteks elektrolüüdi molekuli K dissotsiatsioonivõrrand AK + katiooniks ja A - aniooniks on see üldiselt kirjutatud järgmiselt:

KA ↔K + + A -

Mõelge elektrolüütide vees lahustamise protsessile

Üldiselt ei ole veemolekul laetud. Aga molekuli seesH2O Vesiniku ja hapniku aatomid on paigutatud nii, et positiivsed ja negatiivsed laengud asuvad molekuli vastasotstes (joonis 1). Seetõttu on veemolekul dipool.

Ioonsete keemiliste sidemetega ainete lahustumine vees

(naatriumkloriidi – lauasoola näitel)

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanismNaCl kui lauasool lahustatakse vees (joonis 2), seisneb see naatriumi- ja klooriioonide järjestikuses elimineerimises polaarsete veemolekulide poolt. Pärast ioonide üleminekut Na + ja Сl – Kristallidest lahusesse moodustuvad nende ioonide hüdraadid.

Kovalentsete ülipolaarsete keemiliste sidemetega ainete lahustumine vees

(vesinikkloriidhappe näitel)

Kui vesinikkloriidhape lahustatakse vees (molekulidesHCl side aatomite vahel on kovalentne, väga polaarne), keemilise sideme iseloom muutub. Polaarsete veemolekulide mõjul muutub kovalentne polaarne side ioonseks. Saadud ioonid jäävad veemolekulidega seotuks – hüdraatunud. Kui lahusti on mittevesilahus, nimetatakse ioone solvateerunud (joonis 3).

Põhipunktid:

Elektrolüütiline dissotsiatsioon - See on elektrolüüdi lagunemise protsess ioonideks, kui see lahustatakse vees või sulatatakse.

Elektrolüüdid– need on ained, mis lahustuvad vees või sulas olekus ioonideks.

Ioonid on aatomid või aatomirühmad, millel on positiivne ( katioonid) või negatiivne ( anioonid) tasu.

Ioonid erinevad aatomitest nii struktuuri kui ka omaduste poolest

Näide 1. Võrdleme molekulaarse vesiniku (koosneb kahest neutraalsest vesinikuaatomist) omadusi iooni omadustega.

Vesiniku aatom	Vesiniku ioon
1 Н 0 1 s 1	1 N + 1 s 0

Näide 2. Võrdleme aatom- ja molekulaarse kloori omadusi iooni omadustega.

Kloori aatom	Kloori ioon
17 Cl 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5	17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
Kloori aatomitel on mittetäielik välimine tase, mistõttu nad on keemiliselt väga aktiivsed, võtavad vastu elektrone ja redutseeritakse. Seetõttu on gaas kloor mürgine;	Klooriioonidel on täielik väline tase, seega on nad keemiliselt passiivsed ja stabiilses elektroonilises olekus. Klooriioonid on osa lauasoolast, mille tarbimine ei põhjusta organismi mürgistust.

Pea meeles!

1. Ioonid erinevad aatomitest ja molekulidest struktuuri ja omaduste poolest;

2. Ioonide ühine ja iseloomulik tunnus on elektrilaengute olemasolu;

3. Elektrolüütide lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu nendes sisalduvate ioonide tõttu.

Loeng. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.

Elektrolüüdid, mitteelektrolüüdid. Elektrolüütiline dissotsiatsioon.

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

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

Al(NO3)3® Al³ + + NO3ֿ

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

a = ioniseeritud / Nlahustunud

n on ioonideks purustatud molekulide arv

N on lahuses olevate molekulide koguarv

a - elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste

Purgi väärtus on vahemikus 0 kuni 1 ja a väljendatakse sageli 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 ioonsete või kovalentsete ülipolaarsete sidemetega ained)

· lahusti olemus: vee molekul on polaarne, s.t. on dipool

Seega elektrolüütiline dissotsiatsioon on ioonsete või polaarsete ühendite lagunemine ioonideks polaarsete lahustimolekulide mõjul.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism.

Arrtiuse teooria arendasid oluliselt välja Venemaa teadlased I. A. Kablukov ja V. A. Kistyakovsky, nad tõestasid, et elektrolüüdi lahustamisel toimub lahustunud aine keemiline interaktsioon veega, mis viib hüdraatide moodustumiseni ja seejärel dissotsieeruvad ioonideks. st. Lahuses on hüdraatunud ioone.

Lihtsaim viis aine dissotsieerimiseks on ioonsideme abil. Ainete ioonsete sidemetega (soolad, leelised) dissotsiatsioonil toimuvate protsesside jada on järgmine:

veedipooli molekulide orientatsioon kristalliioonide lähedal

· veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) kristalli pinnakihi ioonidega

· elektrolüüdi kristalli dissotsieerumine (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, kirjutatakse võrrand lühendatult:

NaCl ® Na + + Cl -

Ainete dissotsiatsiooniprotsess polaarse sidemega toimub sarnaselt, toimuvate protsesside jada on järgmine:

veemolekulide orientatsioon elektrolüüdi molekuli pooluste ümber

· veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) elektrolüüdi molekulidega

· elektrolüüdi molekulide ioniseerimine (kovalentse polaarse sideme muundamine ioonseks)

· elektrolüüdi molekulide dissotsiatsioon (lagunemine) hüdraatunud ioonideks.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H + + Cl -

Dissotsiatsiooniprotsessi käigus ei esine vesinikuioon vabas vormis, vaid vesinikuiooni H3O + kujul.

Dissotsiatsiooni peamiseks põhjuseks on polaarsete lahustimolekulide polarisatsiooni interaktsioon lahustunud aine molekulidega Näiteks veemolekul on polaarne, selle dipoolmoment on μ = 1,84 D, s.t. sellel on tugev polariseeriv toime. Sõltuvalt veevabas olekus lahustuva aine struktuurist toimub selle dissotsiatsioon erinevalt. Kaks kõige tüüpilisemat juhtumit on:

Riis. 4.8 Aine lahustumine ioonkristallvõrega

1. Lahustage ioonse sidemega (NaCl, KCl jne). Selliste ainete kristallid koosnevad juba ioonidest. Kui need lahustuvad, orienteeruvad polaarsed veemolekulid (dipoolid) nende vastasotstega ioonide poole. Vee ioonide ja dipoolide vahel tekivad vastastikused tõmbejõud (ioon-dipool interaktsioon), mille tulemusena ioonidevaheline side nõrgeneb ja need lähevad hüdraatunud kujul lahusesse (joonis 4.8). Vaadeldaval juhul toimub molekulide dissotsiatsioon samaaegselt lahustumisega. Ioonsete sidemetega ained dissotsieeruvad kõige kergemini.

2. Polaarse kovalentse sidemega lahustunud aine (näiteks HCl, H 2 SO 4, H 2 S jne). Ka siin on aine iga polaarse molekuli ümber vastavalt orienteeritud veedipoolid, moodustades hüdraate. Sellise dipool-dipool interaktsiooni tulemusena nihkub ühendav elektronipilv (elektronipaar) peaaegu täielikult kõrgema elektronegatiivsusega aatomiks, polaarne molekul muutub aga ioonseks (molekuli ionisatsiooni staadium) ja seejärel laguneb ioonideks, mis lähevad hüdraatunud kujul lahusesse (joon. .4.9). Dissotsiatsioon võib olla täielik või osaline – kõik oleneb molekulis olevate sidemete polaarsuse astmest.

ionisatsiooni dissotsiatsioon

Riis. 4.9 Polaarse kovalentse sidemega aine lahustumine

Erinevus vaadeldavate juhtumite vahel seisneb selles, et ioonse sideme puhul olid ioonid kristallis olemas ning polaarse sideme puhul tekkisid need lahustumisprotsessi käigus. Ühendid, mis sisaldavad nii ioonseid kui ka polaarseid sidemeid, dissotsieeruvad esmalt mööda ioonseid ja seejärel läbi kovalentsete polaarsete sidemete. Näiteks naatriumvesiniksulfaat NaHSO 4 dissotsieerub täielikult piki Na-O sidet, osaliselt läbi H-O sideme, ja praktiliselt ei dissotsieeru madala polaarse väävel-hapniku sidemete kaudu.

Seega , lahustumisel dissotsieeruvad ainult ioonsete ja kovalentsete polaarsete sidemetega ühendid ja ainult polaarsetes lahustites.

Dissotsiatsiooni aste. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni kvantitatiivne tunnus on lahuses oleva elektrolüüdi dissotsiatsiooni aste. Selle omaduse tutvustas Arrhenius. Dissotsiatsiooni aste – α - see on ioonideks lagunenud molekulide N ja lahustunud elektrolüüdi N 0 molekulide koguarvu suhe:

α väljendatakse ühiku murdosades või protsentides.

Dissotsiatsiooniastme järgi jagatakse elektrolüüdid tugevateks või nõrkadeks.

Vees lahustatuna tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad peaaegu täielikult, on dissotsiatsiooniprotsess neis pöördumatu. Tugevate elektrolüütide puhul on dissotsiatsiooniaste lahustes võrdne ühtsusega (α = 1) ja peaaegu ei sõltu lahuse kontsentratsioonist Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandis kasutatakse märki “=” või “ ”. Näiteks tugeva elektrolüüdi naatriumsulfaadi dissotsiatsioonivõrrandil on vorm

Na 2SO 4 = 2Na + + SO 4 2 -.

Vesilahustes sisalduvate tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad peaaegu kõik leelis- ja leelismuldmetallide soolad, alused, happed: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HСlO 4, HClO 3, HBrO 4, HBrO 3, HIO 3, H 2 SeO 4, HMnO 4, H 2 MnO 4 jne.

Nõrkadele elektrolüüdid hõlmavad elektrolüüdid, mille dissotsiatsiooniaste lahustes on väiksem kui ühtsus (α<1) и она уменьшается с ростом концентрации.

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooniprotsess kulgeb pöörduvalt, kuni süsteemis on saavutatud tasakaal lahustunud aine dissotsieerumata molekulide ja selle ioonide vahel. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandites on märgitud "pöörduvuse" märk. Näiteks nõrga elektrolüüdi ammooniumhüdroksiidi dissotsiatsioonivõrrandil on vorm

NH4 + OH NH4 + + OH -

Nõrkade elektrolüütide hulka kuuluvad vesi, peaaegu kõik orgaanilised happed (sipelg-, äädik-, bensoehape jne), mitmed anorgaanilised happed (H 2 SO 3, HNO 2, H 2 CO 3, H 3 AsO 4, H 3 AsO 3, H 3 BO 3, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, HF, HCN, HCNS), p-, d-, f-elementide alused (Al(OH) 3 , Cu(OH)2, Fe(OH)2 jne), ammooniumhüdroksiid, magneesium- ja berülliumhüdroksiidid, mõned soolad (CdI2, CdCl2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(CNS)3 jne).

Sõltuvalt dissotsiatsiooniastmest eristatakse elektrolüüte tugevaid ja nõrku. Elektrolüüte, mille dissotsiatsiooniaste on suurem kui 30%, nimetatakse tavaliselt tugevateks, dissotsiatsiooniastmega 3 kuni 30% - keskmised, alla 3% - nõrgad elektrolüüdid.

Numbriline elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme väärtus sõltub erinevad tegurid:

1 . Lahusti olemus.

See on tingitud lahusti ε dielektrilisest konstandist. Nagu Coulombi seadusest järeldub, ei sõltu elektrostaatilise tõmbejõud kahe erinevalt laetud osakese vahel mitte ainult nende laengute suurusest ja nendevahelisest kaugusest, vaid ka selle keskkonna olemusest, milles laetud osakesed interakteeruvad, s.t. ε-st:

Näiteks 298 K juures ε(H2O) = 78,25 ja ε(C6H6) = 2,27. Soolad nagu KCl, LiCl, NaCl jne dissotsieeruvad vees täielikult ioonideks, st. käituvad tugevate elektrolüütidena; benseenis dissotsieeruvad need soolad vaid osaliselt, s.t. on nõrgad elektrolüüdid. Seega võivad samad ained olla erineva dissotsiatsioonivõimega, olenevalt lahusti olemusest.

2 . Temperatuur.

Tugevate elektrolüütide puhul dissotsiatsiooniaste väheneb temperatuuri tõustes, kui temperatuur tõuseb 60°C-ni, siis α suureneb ja seejärel hakkab langema.

3 . Lahuse kontsentratsioon.

Kui käsitleda dissotsiatsiooni kui tasakaalulist keemilist protsessi, siis Le Chatelier' põhimõtte kohaselt suurendab lahusti lisamine (veega lahjendamine) reeglina dissotsieerunud molekulide arvu, mis viib α suurenemiseni. Lahjendamise tulemusena ioonidest molekulide moodustumise protsess muutub raskemaks: molekuli tekkeks peab toimuma ioonide kokkupõrge, mille tõenäosus lahjendamisel väheneb.

4 . Samanimeliste ioonide olemasolu.

Sarnaste ioonide lisamine vähendab dissotsiatsiooni astet, mis on samuti kooskõlas Le Chatelier' põhimõttega. Näiteks nõrga lämmastikhappe lahuses tekib elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus tasakaal dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel:

НNO 2 Н + + NO 2 - .

Kui nitritioonid NO 2 ˉ viiakse lämmastikhappe lahusesse (lisades kaaliumnitriti KNO 2 lahust), nihkub tasakaal vasakule, mistõttu dissotsiatsiooniaste α väheneb. Sarnane efekt saavutatakse H + ioonide lisamisega lahusesse.

Tuleb märkida, et mõisteid "tugev elektrolüüt" ja "hea lahustuvus" ei tohiks segi ajada. Näiteks CH 3 COOH lahustuvus H 2 O-s on piiramatu, kuid äädikhape on nõrk elektrolüüt (α = 0,014 0,1 M lahuses). Teisest küljest on BaSO 4 vähelahustuv sool (20 °C juures on lahustuvus alla 1 mg 100 g H 2 O-s), kuid see kuulub tugevate elektrolüütide hulka, kuna kõik lahusesse minevad molekulid lagunevad Ba 2 -ks. + ja SO 4 ioonid 2 - .

Dissotsiatsioonikonstant

Elektrolüütide dissotsiatsiooni täpsem tunnus on dissotsiatsioonikonstant, mis ei sõltu lahuse kontsentratsioonist.

Dissotsiatsioonikonstandi avaldise saab saada, kirjutades AA elektrolüüdi dissotsiatsioonireaktsiooni võrrandi üldkujul:

AK A – + K + .

Kuna dissotsiatsioon on pöörduv tasakaaluprotsess, rakendame sellele reaktsioonile massimõju seadust ja tasakaalukonstanti saab määrata järgmiselt:

kus K on dissotsiatsioonikonstant, mis sõltub elektrolüüdi ja lahusti temperatuurist ja olemusest, kuid ei sõltu elektrolüüdi kontsentratsioonist.

Erinevate reaktsioonide tasakaalukonstantide vahemik on väga suur - 10–16 kuni 10 15.

Enam kui kahest ioonist koosnevate ainete dissotsiatsioon toimub etapiviisiliselt. Vormi reaktsiooni jaoks

A n K m nA – m + mK + n

dissotsiatsioonikonstandil on vorm

Näiteks väävelhape dissotsieerub etappidena:

H 2 SO 3 H + + HSO 3 –

HSO 3 – H + + SO 3 2–

Iga dissotsiatsioonietappi kirjeldatakse oma konstandiga:

Samas on selge, et

Ainete astmelise dissotsiatsiooni käigus toimub lagunemine järgnevas etapis alati vähemal määral kui eelmises. Teisisõnu:

K d1 > K d2 >…

Kui kaheks iooniks laguneva elektrolüüdi kontsentratsioon on võrdne C sisse, ja selle dissotsiatsiooniaste on α, siis on tekkivate ioonide kontsentratsioon C kuni α, ja dissotsieerumata molekulide kontsentratsioon on C in (1–α). Konstandi avaldis on järgmisel kujul:

See võrrand väljendab Ostwaldi lahjendusseadus . See võimaldab arvutada dissotsiatsiooni astet erinevate elektrolüütide kontsentratsioonide juures, kui selle dissotsiatsioonikonstant on teada. Nõrkade elektrolüütide puhul α<<1, тогда (1–α) → 1. Уравнение в этом случае принимает вид:

See võrrand näitab seda selgelt dissotsiatsiooniaste suureneb lahuse lahjendamisel.

Vesilahustes on tugevad elektrolüüdid tavaliselt täielikult dissotsieerunud, mistõttu ioonide arv neis on suurem kui sama kontsentratsiooniga nõrkade elektrolüütide lahustes. Sel juhul on ioonidevahelised tõmbe- ja tõukejõud üsna suured. Sellistes lahendustes ei ole ioonid täiesti vabad, nende liikumist piirab vastastikune külgetõmme. Tänu sellele külgetõmbejõule ümbritseb iga iooni sfääriline vastaslaenguga ioonide sülem, mida nimetatakse "ioonseks atmosfääriks".