Loeng: Elektrolüütide elektrolüütiline dissotsiatsioon vesilahustes. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Te juba teate, et aatomitevahelised keemilised sidemed võivad olla ioonsed, kovalentsed, metallilised ja vesinikud. Enamik keemilisi reaktsioone toimub lahustes. Ja see, kuidas aine nendes lahustes käitub, sõltub nimetatud sidemete olemusest.

Füüsikatundides õppisite, et mõned ained on võimelised juhtima elektrivoolu. Selle võime määrab laetud ioonide olemasolu nende molekulides. Need ained hõlmavad hapete, soolade, aluste lahuseid ja neid nimetatakse elektrolüütideks. Need ained moodustavad ioonseid ja väga polaarseid kovalentseid sidemeid. Ained, mis ei kuulu ühtegi loetletud rühma, ei ole elektrolüüdid. Nende hulka kuuluvad: lihtained, oksiidid, orgaanilised ained (näiteks alkoholid, süsivesinikud, süsivesikud, süsivesinike klooritud derivaadid). Need ained moodustavad mittepolaarseid või vähepolaarseid kovalentseid sidemeid.

Under elektrolüütiline dissotsiatsioon peaksime mõistma aine lagunemist vabadeks ioonideks, kui see lahustub vees.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria autor on Rootsi füüsik ja keemik Svante Arrhenius. Selle põhiidee seisneb selles, et vee kui lahusti mõjul lagunevad elektrolüüdid vabadeks ioonideks, mis kannavad elektrilaengut:

• « + » - katioon;
• « - » - anioon.

Elektrivoolu mõjul liiguvad katioonid katoodile märgiga “-” ja anioonid “+” märgiga anoodile.

Pidage meeles, et elektrolüütiline dissotsiatsioonireaktsioon on pöörduv. Otsest reaktsiooni nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks ja pöördreaktsiooni nimetatakse molariseerimiseks.

Ioonideks lagunenud molekulide arv näitab dissotsiatsiooniastet, mida tähistatakse tähega alfa - α. See sõltub reaktiivide olemusest, nende kontsentratsioonist ja t.

Dissotsiatsiooniaste arvutatakse valemi abil a=n/N, kus n on lagunenud ioonide arv, N on molekulide arv.

Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Kui meie ees on ained, mille molekulid lagunevad kergesti ioonideks, siis on meil tegemist tugevad elektrolüüdid. Ja need, mille molekulid lagunevad veidi ioonideks, on nõrk.

Tugevate hulka kuuluvad:

• HCl, HBr, HClO 4, H 2 SO 4 ja muud tugevad happed;
• LiOH, NaOH, RbOH ja muud leelised;
• Ba(OH)2, Ca(OH)2 ja muud leelismuldmetallide hüdroksiidid;
• Kõik vees lahustuvad soolad

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad:

• Vesi;
• Peaaegu kõik orgaanilised happed (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH), mõned anorgaanilised happed (H 2 CO 3, H 2 S)
• Vees halvasti lahustuvad soolad (Ca 3 (PO 4) 2)
• Kergelt lahustuvad alused ja ammooniumhüdroksiid; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH).

Tugevate elektrolüütide tingimuslik dissotsiatsiooniaste: α>30%; ja nõrgad: α<1%.

Vaatleme soolade, aluste ja hapete elektrolüütilise dissotsiatsiooni tunnuseid:

Aluste elektrolüütiline dissotsiatsioon

Leeliste dissotsiatsioonil tekivad metallikatioonid ja alati hüdroksüülrühma OH anioonid.

Nt: Ca(OH) 2 ↔ Ca 2 + 2OH -

Nõrgad polühappealused dissotsieeruvad astmeliselt. Võtame näitena raudoksiidi:

1. Fe(OH) 2 ↔ (FeOH) + +OH -
2. (FeOH) + ↔ Fe 2 + ОH -

Amfoteersete aluste dissotsiatsioon, mis avaldub reaktsioonides kas hapete või alustena, võib toimuda kahel viisil. Aluste dissotsiatsiooni tüübi või hapete dissotsiatsiooni tüübi järgi.

Hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon

Hapete dissotsieerumisel tekivad happejäägi anioonid ja alati vesinikkatioonid (H +).

Nt: HCl ↔ H + + Cl -

Nõrgad mitmealuselised happed dissotsieeruvad etapiviisiliselt. Vaatame fosforhappe näidet:

1. N 3 PO 4 ↔ N + + H 2 PO 4 -1
2. H2PO 4 -1 ↔ N + + HPO 4 -2
3. NPO 4 -2 ↔ N + + PO 4 -3

Soolade elektrolüütiline dissotsiatsioon

Soolad dissotsieeruvad metalli katiooniks ja happejäägi aniooniks.

• Alumiiniumsulfaat: Al 2 (SO 4) 3 ↔ 2Al 3+ + 3 (SO 4) 2-

Selles reaktsioonis tekkis 2 mooli Al 3+ ja 3 mooli SO 4 2- ioone, mistõttu on katioone poolteist korda vähem kui anioone.

• Naatriumfosfaat: Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 4 3 -

Selles reaktsioonis tekkis kolm korda rohkem katioone kui anioone. Nagu võrranditest näha, lagunesid soolad happejäägi metallikatioonideks ja anioonideks. Nendes reaktsioonides ei näe te ühegi elektrolüütilise dissotsiatsioonireaktsiooni peamist osalejat: H 2 O. Tavaliselt ei kirjutata seda ainet diagrammile, vaid pidage meeles, et seal on vesi.

Lahusti molekulide võimet mängida elektrolüütilises dissotsiatsioonis teatud rolli mängib ka lahusti makroskoopiline omadus - selle dielektriline konstant (Electrolytic dissotsiatsiooni diagramm).

Sulamise dissotsiatsioon

Kõrgete temperatuuride mõjul hakkavad kristallvõre ioonid võnkuma, kineetiline energia suureneb ja saabub hetk (aine sulamistemperatuuril), mil see ületab ioonide interaktsioonienergia. Selle tulemuseks on aine lagunemine ioonideks.

Klassikaline elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni klassikalise teooria lõid S. Arrhenius ja W. Ostwald 1887. aastal. Arrhenius järgis lahuste füüsikalist teooriat, ei võtnud arvesse elektrolüüdi interaktsiooni veega ja uskus, et lahustes on vabu ioone. Vene keemikud I. A. Kablukov ja V. A. Kistyakovsky kasutasid elektrolüütilise dissotsiatsiooni selgitamiseks keemilist teooriat ja tõestasid, et elektrolüüdi lahustamisel toimub selle keemiline interaktsioon, mille tulemusena elektrolüüt dissotsieerub ioonideks.

Klassikaline elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhineb lahustunud aine mittetäieliku dissotsiatsiooni eeldusel, mida iseloomustab dissotsiatsiooniaste α, st lagunenud elektrolüüdi molekulide osakaal. Dünaamilist tasakaalu dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel kirjeldab massi toime seadus. Näiteks binaarse elektrolüüdi KA elektrolüütilist dissotsiatsiooni väljendatakse järgmise võrrandiga:

Dissotsiatsioonikonstant määratakse katioonide, anioonide ja dissotsieerumata molekulide aktiivsusega järgmiselt:

Väärtus sõltub lahustunud aine ja lahusti olemusest, samuti temperatuurist ning seda saab määrata mitme katsemeetodiga. dissotsiatsiooni aste ( α ) saab arvutada mis tahes elektrolüüdi kontsentratsiooni korral, kasutades seost:

,

kus on elektrolüüdi keskmine aktiivsuskoefitsient.

Nõrgad elektrolüüdid

Nõrgad elektrolüüdid- keemilised ühendid, mille molekulid on isegi väga lahjendatud lahustes kergelt dissotsieerunud ioonideks, mis on dünaamilises tasakaalus dissotsieerumata molekulidega. Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad enamikku orgaanilisi happeid ja paljusid orgaanilisi aluseid vesi- ja mittevesilahustes.

Nõrgad elektrolüüdid on:

• peaaegu kõik orgaanilised happed ja vesi;
• mõned anorgaanilised happed: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 jne;
• mõned halvasti lahustuvad metallihüdroksiidid: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 jne.

Tugevad elektrolüüdid

Tugevad elektrolüüdid- keemilised ühendid, mille molekulid lahjendatud lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud ioonideks. Selliste elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on lähedane 1-le. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad paljud anorgaanilised soolad, mõned anorgaanilised happed ja alused vesilahustes, samuti kõrge dissotsiatsioonivõimega lahustites (alkoholid, amiidid jne).

Klassikaline elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria on rakendatav ainult nõrkade elektrolüütide lahjendatud lahuste puhul. Tugevad elektrolüüdid lahjendatud lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud, seega pole ioonide ja dissotsieerumata molekulide vahelise tasakaalu kontseptsioonil mõtet. 20.-30.a välja pakutud ideede järgi. 20. sajandil V.K Semenchenko (NSVL), N. Bjerrum (Taani), R.M Fuoss (USA) jt, tekivad ioonipaarid ja keerulisemad agregaadid keskmise ja kõrge kontsentratsiooniga elektrolüütide lahustes. Kaasaegsed spektroskoopilised tõendid näitavad, et ioonipaar koosneb kahest vastasmärgiga ioonist, mis on kas kontaktis ("kontaktioonipaar") või on eraldatud ühe või mitme lahusti molekuliga ("eraldatud ioonipaar"). Ioonipaarid on elektriliselt neutraalsed ega osale elektri ülekandes. Tugevate elektrolüütide suhteliselt lahjendatud lahustes saab üksikute solvateerunud ioonide ja ioonipaaride vahelist tasakaalu sarnaselt klassikalise elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriaga ligikaudselt iseloomustada dissotsiatsioonikonstandi (või selle vastastikuse väärtuse, assotsiatsioonikonstandi) abil. See võimaldab ülaltoodud võrrandit kasutada katseandmetest sobiva dissotsiatsiooniastme arvutamiseks.

Lihtsaimatel juhtudel (suured üheaatomilised ühekordselt laetud ioonid) saab teoreetiliselt arvutada tugevate elektrolüütide lahjendatud lahuste dissotsiatsioonikonstandi ligikaudsed väärtused, lähtudes ioonide vahelisest puhtalt elektrostaatilisest interaktsioonist pidevas keskkonnas - lahustis.

Tugevate elektrolüütide näited: mõned happed (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid (NaOH, KOH, Ba(OH) 2); enamik sooli.

Vaata ka

Lingid

Wikimedia sihtasutus. 2010. aasta.

Vaadake, mis on "elektrolüütiline dissotsiatsioon" teistes sõnaraamatutes:

elektrolüütiline dissotsiatsioon- Dissotsiatsioon p r. ained elektrolüütide lahuses või sulatis. Teemad: metallurgia üldiselt EN elektrolüütiline dissotsiatsioon ... Tehniline tõlkija juhend

ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON- cm… Suur polütehniline entsüklopeedia

Lahustunud aine molekulide täielik või osaline lagunemine ioonideks interaktsiooni tulemusena lahustiga. Määrab elektrolüütide lahuste ioonjuhtivuse... Suur entsüklopeediline sõnaraamat

elektrolüütiline dissotsiatsioon– – lahustunud aine täielik või osaline lagunemine ioonideks. Üldine keemia: õpik / A. V. Zholnin ... Keemilised terminid

Elektrolüütiline dissotsiatsioon– – lahustunud aine molekulide täielik või osaline lagunemine interaktsiooni tulemusena lahustiga; määrab elektrolüütide lahuste ioonjuhtivuse. [Betooni ja raudbetooni terminoloogiline sõnastik. FSUE "Teadusuuringute Keskus...... Ehitusmaterjalide terminite, definitsioonide ja selgituste entsüklopeedia

Elektrolüütiline dissotsiatsioon- ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIOON, lahustunud aine täielik või osaline lagunemine ioonideks interaktsiooni tulemusena lahustiga. Määrab elektrolüütide elektrijuhtivuse. ... Illustreeritud entsüklopeediline sõnaraamat

Või ionisatsioon (liter. Svante Arrhenius, Ueber die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe, Zeitschr. für physikalische Chemie, 1887; Sv. Arrhenius, La dissociation électrolytique des solutions. Rapport au Congrès internat. ; Max ...1900à Paris Entsüklopeediline sõnaraamat F.A. Brockhaus ja I.A. Efron

Lahustunud aine molekulide täielik või osaline lagunemine ioonideks interaktsiooni tulemusena lahustiga. Määrab elektrolüütide lahuste ioonjuhtivuse. * * * ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON, täielik... ... entsüklopeediline sõnaraamat

elektrolüütiline dissotsiatsioon- elektrolitinė dissociacija statusas T sritis chemija apibrėžtis Ištirpintos medžiagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. vastavusmenys: engl. elektrolüütiline dissotsiatsioon rus. elektrolüütiline dissotsiatsioon... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

elektrolüütiline dissotsiatsioon- elektrolitinė dissociacija statusas T ala fizika atitikmenys: engl. elektrolüütiline dissotsiatsioon vok. elektrolüütiline dissotsiatsioon, f rus. elektrolüütiline dissotsiatsioon, f pranc. dissotsiatsioon électrolytique, f … Fizikos terminų žodynas

Raamatud

• Tabelite komplekt. Keemia. 8-9 klass (20 tabelit), . Õppealbum 20 lehest. Valents. Aatomi struktuur, isotoobid. Aatomite elektroonilised konfiguratsioonid. Kovalentsete ja ioonsete keemiliste sidemete teke. Kristallvõrede tüübid...

Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid

Füüsikatundidest on teada, et osade ainete lahused on võimelised elektrivoolu juhtima, teised aga mitte.

Nimetatakse aineid, mille lahused juhivad elektrivoolu elektrolüüdid.

Nimetatakse aineid, mille lahused ei juhi elektrivoolu mitteelektrolüüdid. Näiteks suhkru, alkoholi, glükoosi ja mõnede muude ainete lahused ei juhi elektrit.

Elektrolüütiline dissotsiatsioon ja assotsiatsioon

Miks elektrolüütide lahused juhivad elektrivoolu?

Rootsi teadlane S. Arrhenius jõudis erinevate ainete elektrijuhtivust uurides 1877. aastal järeldusele, et elektrijuhtivuse põhjuseks on sisaldus lahuses. ioonid, mis tekivad elektrolüüdi lahustamisel vees.

Elektrolüütide ioonideks lagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon.

S. Arrhenius, kes järgis lahuste füüsikalist teooriat, ei võtnud arvesse elektrolüüdi interaktsiooni veega ja uskus, et lahustes on vabu ioone. Seevastu vene keemikud I.A. ja V.A.Kistjakovski rakendasid elektrolüütilise dissotsiatsiooni selgitamiseks keemilist teooriat ja tõestasid, et kui elektrolüüt lahustub, tekib lahustunud aine keemiline interaktsioon, mis viib hüdraatide moodustumiseni. nad dissotsieeruvad ioonideks. Nad uskusid, et lahused ei sisaldanud vabu, mitte "paljaid" ioone, vaid hüdraatunud ioone, st veemolekulide "mantlisse riietatud".

Vee molekulid on dipoolid(kaks poolust), kuna vesinikuaatomid paiknevad 104,5° nurga all, mistõttu on molekulil nurkne kuju. Vee molekul on skemaatiliselt näidatud allpool.

Reeglina dissotsieeruvad ained kõige kergemini ioonne side ja vastavalt ioonse kristallvõrega, kuna need koosnevad juba valmis ioonidest. Kui need lahustuvad, on veedipoolid orienteeritud vastupidiselt laetud otstega elektrolüüdi positiivsete ja negatiivsete ioonide ümber.

Elektrolüütide ioonide ja veedipoolide vahel tekivad vastastikused tõmbejõud. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel ja ioonid liiguvad kristallist lahusesse. On ilmne, et ainete dissotsiatsioonil ioonsete sidemetega (soolad ja leelised) toimuvate protsesside jada on järgmine:

1) veemolekulide (dipoolide) orientatsioon kristalli ioonide läheduses;

2) veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) kristalli pinnakihi ioonidega;

3) elektrolüüdi kristalli dissotsieerumine (lagunemine) hüdraatunud ioonideks.

Lihtsustatud protsesse saab kajastada järgmise võrrandi abil:

Elektrolüüdid, mille molekulidel on kovalentne side (näiteks vesinikkloriidi HCl molekulid, vt allpool), dissotsieeruvad sarnaselt; ainult sel juhul toimub veedipoolide mõjul kovalentse polaarse sideme muutumine ioonseks; Sel juhul toimuvate protsesside jada on järgmine:

1) veemolekulide orientatsioon elektrolüüdi molekulide pooluste ümber;

2) veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) elektrolüüdi molekulidega;

3) elektrolüüdi molekulide ioniseerimine (kovalentse polaarse sideme muundamine ioonseks);

4) elektrolüüdi molekulide dissotsieerumine (lagunemine) hüdraatunud ioonideks.

Lihtsustatult saab vesinikkloriidhappe dissotsiatsiooni protsessi kajastada järgmise võrrandi abil:

Arvestada tuleb sellega, et elektrolüütide lahustes võivad kaootiliselt liikuvad hüdraat-ioonid omavahel kokku põrkuda ja rekombineeruda. Seda pöördprotsessi nimetatakse assotsiatsiooniks. Assotsiatsioon lahendustes toimub paralleelselt dissotsiatsiooniga, seetõttu pannakse reaktsioonivõrranditesse pöörduvuse märk.

Hüdreeritud ioonide omadused erinevad mittehüdraatunud ioonide omadustest. Näiteks hüdraatimata vase ioon Cu 2+ on vask(II)sulfaadi veevabades kristallides valge ja hüdraatunud, st veemolekulidega Cu 2+ nH 2 O seotud sinise värvusega. Hüdreeritud ioonide arv on nii konstantne kui ka muutuv. vee molekulidest.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste

Elektrolüütide lahustes on koos ioonidega ka molekule. Seetõttu iseloomustatakse elektrolüütide lahuseid dissotsiatsiooni aste, mida tähistatakse kreeka tähega a (“alfa”).

See on ioonideks purustatud osakeste arvu (N g) ja lahustunud osakeste koguarvu (N p) suhe.

Elektrolüütide dissotsiatsiooni aste määratakse eksperimentaalselt ja seda väljendatakse fraktsioonides või protsentides. Kui a = 0, siis dissotsiatsiooni ei toimu ja kui a = 1 ehk 100%, laguneb elektrolüüt täielikult ioonideks. Erinevatel elektrolüütidel on erinev dissotsiatsiooniaste, s.t dissotsiatsiooniaste sõltub elektrolüüdi olemusest. See sõltub ka kontsentratsioonist: lahuse lahjendamisel dissotsiatsiooni aste suureneb.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme järgi jagatakse elektrolüüdid tugevateks ja nõrkadeks.

Tugevad elektrolüüdid- need on elektrolüüdid, mis lahustuvad vees peaaegu täielikult ioonideks. Selliste elektrolüütide puhul kaldub dissotsiatsiooniaste ühtsusele.

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

1) kõik lahustuvad soolad;

2) tugevad happed, näiteks: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;

3) kõik leelised, näiteks: NaOH, KOH.

Nõrgad elektrolüüdid- need on elektrolüüdid, mis vees lahustatuna peaaegu ei dissotsieeru ioonideks. Selliste elektrolüütide puhul kipub dissotsiatsiooniaste olema null.

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad:

1) nõrgad happed - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;

2) ammoniaagi NH 3 H 2 O vesilahus;

4) mõned soolad.

Dissotsiatsioonikonstant

Nõrkade elektrolüütide lahustes nende mittetäieliku dissotsiatsiooni tõttu dünaamiline tasakaal dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel. Näiteks äädikhappe puhul:

Sellele tasakaalule saate rakendada massimõju seadust ja kirjutada üles tasakaalukonstandi avaldis:

Nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooni protsessi iseloomustavat tasakaalukonstanti nimetatakse dissotsiatsioonikonstant.

Dissotsiatsioonikonstant iseloomustab elektrolüüdi (hape, alus, vesi) võimet dissotsieeruvad ioonideks. Mida suurem konstant, seda kergemini elektrolüüt ioonideks laguneb, seega seda tugevam see on. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonikonstantide väärtused on toodud teatmeteostes.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhiprintsiibid

1. Vees lahustades elektrolüüdid dissotsieeruvad (lagunevad) positiivseteks ja negatiivseteks ioonideks.

Ioonid on üks keemilise elemendi olemasolu vorme. Näiteks naatriummetalli aatomid Na 0 interakteeruvad intensiivselt veega, moodustades leelise (NaOH) ja vesiniku H 2, samas kui naatriumioonid Na + selliseid tooteid ei moodusta. Kloor Cl 2 on kollakasrohelise värvuse ja terava lõhnaga ning mürgine, samas kui klooriioonid Cl on värvitud, mittetoksilised ja lõhnatud.

Ioonid- need on positiivselt või negatiivselt laetud osakesed, milleks ühe või mitme keemilise elemendi aatomid või aatomirühmad muunduvad elektronide loovutamise või lisamise tulemusena.

Lahustes liiguvad ioonid juhuslikult erinevates suundades.

Koostise järgi jagunevad ioonid lihtne- Cl - , Na + ja keeruline- NH4+, SO2-.

2. Elektrolüüdi dissotsieerumise põhjuseks vesilahustes on selle hüdratatsioon, st elektrolüüdi interaktsioon veemolekulidega ja selles sisalduva keemilise sideme katkemine.

Selle interaktsiooni tulemusena moodustuvad hüdraatunud ioonid, s.t seostuvad veemolekulidega. Järelikult jagunevad ioonid vastavalt veekesta olemasolule hüdreeritud(lahustes ja kristalsetes hüdraatides) ja hüdreeritud(veevabades soolades).

3. Elektrivoolu mõjul liiguvad positiivselt laetud ioonid vooluallika negatiivsele poolusele - katoodile ja seetõttu nimetatakse neid katioonideks ning negatiivselt laetud ioonid liiguvad vooluallika positiivsele poolusele - anoodile ja seetõttu nimetatakse neid anioonideks. .

Järelikult on ioonidel veel üks klassifikatsioon - nende laengu märgi järgi.

Katioonide (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) laengute summa on võrdne anioonide (Cl -, OH -, SO 4 2-) laengute summaga, mille tulemusena elektrolüütide lahused (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) jäävad elektriliselt neutraalseks.

4. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on nõrkade elektrolüütide puhul pöörduv protsess.

Koos dissotsiatsiooniprotsessiga (elektrolüüdi lagunemine ioonideks) toimub ka pöördprotsess - assotsiatsioon(ioonide kombinatsioon). Seetõttu kasutatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvusmärki, näiteks:

5. Kõik elektrolüüdid ei dissotsieeru ioonideks samal määral.

Sõltub elektrolüüdi olemusest ja selle kontsentratsioonist. Elektrolüütide lahuste keemilised omadused määratakse nende dissotsiatsiooni käigus tekkivate ioonide omaduste järgi.

Nõrkade elektrolüütide lahuste omadused määravad dissotsiatsiooniprotsessi käigus tekkivad molekulid ja ioonid, mis on omavahel dünaamilises tasakaalus.

Äädikhappe lõhn on tingitud CH 3 COOH molekulide olemasolust, indikaatorite hapu maitse ja värvimuutus on seotud H + ioonide esinemisega lahuses.

Tugevate elektrolüütide lahuste omadused on määratud nende dissotsiatsiooni käigus tekkivate ioonide omadustega.

Näiteks hapete üldised omadused, nagu hapu maitse, indikaatorite värvuse muutused jne, on tingitud vesiniku katioonide (täpsemalt oksooniumioonide H 3 O +) olemasolust nende lahustes. Leeliste üldomadusi, nagu katsumisel seebivus, indikaatorite värvuse muutused jne, seostatakse hüdroksiidioonide OH - olemasoluga nende lahustes ja soolade omadusi nende lagunemisega lahuses. metalli (või ammooniumi) katioonid ja happeliste jääkide anioonid.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria järgi kõik reaktsioonid elektrolüütide vesilahustes on ioonidevahelised reaktsioonid. See põhjustab elektrolüütide lahustes paljude keemiliste reaktsioonide kiiret kiirust.

Ioonide vahel toimuvaid reaktsioone nimetatakse ioonsed reaktsioonid, ja nende reaktsioonide võrrandid on ioonvõrrandid.

Ioonivahetusreaktsioonid vesilahustes võivad toimuda:

1. Pöördumatu, lõpetama.

2. Pööratav st voolama samaaegselt kahes vastassuunas. Lahuste tugevate elektrolüütide vahelised vahetusreaktsioonid kulgevad lõpule või on praktiliselt pöördumatud, kui ioonid ühinevad üksteisega, moodustades aineid:

a) lahustumatu;

b) madal dissotsieeruv (nõrgad elektrolüüdid);

c) gaasiline.

Siin on mõned näited molekulaar- ja lühendatud ioonvõrranditest:

Reaktsioon on pöördumatu, sest üks selle toodetest on lahustumatu aine.

Neutraliseerimisreaktsioon on pöördumatu, sest tekib vähedissotsieeruv aine – vesi.

Reaktsioon on pöördumatu, sest tekib CO 2 gaas ja vähedissotsieeruv aine – vesi.

Kui lähteainete ja reaktsioonisaaduste hulgas on nõrku elektrolüüte või halvasti lahustuvaid aineid, on sellised reaktsioonid pöörduvad, see tähendab, et nad ei jõua lõpuni.

Pöörduvate reaktsioonide korral nihkub tasakaal kõige vähem lahustuvate või kõige vähem dissotsieerunud ainete moodustumise suunas.

Näiteks:

Tasakaal nihkub nõrgema elektrolüüdi - H 2 O moodustumise suunas. Selline reaktsioon ei kulge aga lõpuni: lahusesse jäävad äädikhappe ja hüdroksiidioonide dissotsieerumata molekulid.

Kui lähteaineteks on tugevad elektrolüüdid, mis vastasmõjul ei moodusta lahustumatud või kergelt dissotsieeruvaid aineid ega gaase, siis selliseid reaktsioone ei toimu: lahuste segamisel tekib ioonide segu.

Võrdlusmaterjal testi sooritamiseks:

Mendelejevi tabel

Lahustuvuse tabel

Vene Föderatsiooni haridus- ja teadusministeerium

Riiklik tuumauuringute ülikool "MEPhI"

Balakovo Inseneri- ja Tehnoloogiainstituut

Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Laboritööde teostamise juhend

tehnikaüliõpilaste kursusel "Keemia".

erialad ja suunad,

kursusel "Üldine ja anorgaaniline keemia"

KhMTN suuna õpilastele

kõik haridusvormid

Balakovo 2014

Töö eesmärgiks on uurida elektrolüütide vesilahuste dissotsiatsioonimehhanismi.

PÕHIMÕISTED

Elektrolüütiline dissotsiatsioon on ainete molekulide lagunemise protsess ioonideks polaarsete lahustimolekulide mõjul. Elektrolüüdid on ained, mis juhivad lahuses või sulatis elektrivoolu (nende hulka kuuluvad paljud happed, alused ja soolad).

S. Arrheniuse (1887) elektrolüütideooria teooria kohaselt lagunevad (dissotsieeruvad) elektrolüüdid vees lahustumisel positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonideks ja need hõlmavad vesiniku- ja metalliioone. Negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonideks, nende hulka kuuluvad happeioonid ja hüdroksiidioonid. Kõikide ioonide kogulaeng on null, seega on lahus tervikuna neutraalne. Ioonide omadused erinevad nende aatomite omadustest, millest need moodustuvad. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördreaktsiooni nimetatakse assotsiatsiooniks). Seda teooriat täiendas hiljem D.I. Mendelejev ja I.A. Kontsad.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism

Elektrolüüdid on ained, mille molekulides on aatomid ühendatud ioonsete või polaarsete sidemetega. Kaasaegsete kontseptsioonide kohaselt toimub elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüüdi molekulide interaktsiooni tulemusena polaarsete lahusti molekulidega. Solvatatsioon on ioonide interaktsioon lahusti molekulidega. Hüdratsioon on ioonide ja veemolekulide interaktsiooni protsess.

Sõltuvalt veevabas olekus lahustuva aine struktuurist toimub selle dissotsiatsioon erinevalt.

Ioonsete sidemetega ained, mis koosnevad ioonidest, dissotsieeruvad kõige kergemini. Selliste ühendite (näiteks NaCl) lahustumisel orienteeruvad veedipoolid kristallvõre positiivsete ja negatiivsete ioonide ümber. Vee ioonide ja dipoolide vahel tekivad vastastikused tõmbejõud. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel ja ioonid liiguvad kristallist lahusesse. Sel juhul tekivad hüdraatunud ioonid, st. veemolekulidega keemiliselt seotud ioonid

Joonis 1. Aine molekuli dissotsiatsiooni skeem ioonse sidemega

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi saab väljendada võrrandiga

NaCl + (m+n)H2O
Na + (H2O) m + Cl - (H2O) n

Tavaliselt kirjutatakse dissotsiatsiooniprotsess võrrandina, jättes lahusti (H 2 O) välja.

NaCl
Na + + Cl -

Kovalentse polaarse sidemega molekulid (näiteks HCl) dissotsieeruvad sarnaselt. Aine iga polaarse molekuli ümber on orienteeritud ka vee dipoolid, mis tõmbavad oma negatiivsete pooluste abil molekuli positiivse pooluse ja nende positiivsete pooluste abil negatiivse pooluse poole. Selle interaktsiooni tulemusena nihkub siduv elektronipilv (elektronipaar) täielikult suurema elektronegatiivsusega aatomi poole, polaarne molekul muutub iooniliseks ja seejärel tekivad kergesti hüdraatunud ioonid. Polaarsete molekulide dissotsiatsioon võib olla täielik või osaline.

Joonis 2. Aine molekuli ja kovalentse dissotsiatsiooni skeem

polaarne side

HCl elektrolüütilist dissotsiatsiooni väljendatakse võrrandiga

HCl + (m+n)H20
H + (H2O) m + Cl - (H2O) n

või jättes ära lahusti (H2O),

KAn
K + + A -

Dissotsiatsiooniprotsessi kvantitatiivseks iseloomustamiseks võetakse kasutusele dissotsiatsiooniastme (α) mõiste. Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste näitab, milline osa aine lahustunud molekulidest on lagunenud ioonideks. Elektrolüütide dissotsiatsiooni aste on dissotsieerunud molekulide arvu suhe (N diss) lahustunud molekulide koguarvuni (N)

(1)

Dissotsiatsiooniastet väljendatakse tavaliselt kas ühiku murdosades või protsentides, näiteks 0,1 N äädikhappe CH 3 COOH lahuse puhul

α= 0,013 (või 1,3). Dissotsiatsiooniaste sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest, temperatuurist ja kontsentratsioonist.

Dissotsiatsiooniastme (α) järgi jagunevad kõik elektrolüüdid kolme rühma. Elektrolüüte, mille dissotsiatsiooniaste on suurem kui 0,3 (30%), nimetatakse tavaliselt tugevateks, dissotsiatsiooniastmega 0,02 (2%) kuni 0,3 (30%) - keskmised, alla 0,02 (2%) - nõrgad elektrolüüdid.

Tugevad elektrolüüdid on keemilised ühendid, mille molekulid lahjendatud lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud ioonideks. Tugevas elektrolüüdilahuses on lahustunud aine peamiselt ioonide (katioonide ja anioonide) kujul; dissotsieerumata molekulid praktiliselt puuduvad. Selliste elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on lähedane 1-le. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

1) happed (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, HMnO 4);

2) alused – põhialarühma (leelised) esimese rühma metallide hüdroksiidid – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, samuti leelismuldmetallide hüdroksiidid – Ba(OH) 2, Ca(OH) 2, Sr(OH)2;.

3) vees lahustuvad soolad (vt lahustuvuse tabel).

Keskmise tugevusega elektrolüütide hulka kuuluvad H3PO4, HF jne.

Nõrgad elektrolüüdid dissotsieeruvad ioonideks väga vähesel määral, lahustes on nad peamiselt dissotsieerumata olekus (molekulaarses vormis). Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad:

1) anorgaanilised happed (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, HClO 2, HBrO, H 3 VO 3 jne);

2) ammooniumhüdroksiid (NH 4 OH);

3) vesi H2O;

4) mõne metalli lahustumatud ja vähelahustuvad soolad ja hüdroksiidid (vt lahustuvuse tabel);

5) enamik orgaanilisi happeid (näiteks äädikhape CH 3 COOH, sipelghape HCOOH).

Nõrkade elektrolüütide puhul luuakse tasakaal dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel.

CH3COOH
H + + CH 3 COO -

Püsivas tasakaalus, mis põhineb massimõju seadusel

Dissotsiatsioonikonstant K näitab antud lahuses olevate molekulide tugevust: mida madalam on K, seda nõrgemalt elektrolüüt dissotsieerub ja seda stabiilsemad on selle molekulid.

Dissotsiatsioonikonstant on seotud sõltuvuse dissotsiatsiooni astmega

, (2)

kus – α on dissotsiatsiooniaste;

c – elektrolüüdi molaarne kontsentratsioon lahuses, mol/l.

Kui dissotsiatsiooniaste α on väga väike, siis võib selle tähelepanuta jätta

K=
või α= (4)

Sõltuvus (4) on W. Ostwaldi lahjendusseaduse matemaatiline väljend.

Nõrkade elektrolüütide lahuste käitumist kirjeldab Ostwaldi seadus ja tugevate elektrolüütide lahjendatud lahuste käitumist Debye-Hückeli seadus (5):

K=
, (5)

kus kontsentratsioon (c) on asendatud aktiivsusega (a), mis iseloomustab tugevate elektrolüütide käitumist kõige täpsemalt. Aktiivsuskoefitsiendid sõltuvad lahusti ja lahustunud aine olemusest, lahuse kontsentratsioonist ja ka temperatuurist.

Aktiivsus on kontsentratsiooniga seotud järgmise seosega:

(6)

kus γ on aktiivsuskoefitsient, mis võtab formaalselt arvesse igat tüüpi osakeste vastasmõju antud lahuses, mis toob kaasa kõrvalekaldeid ideaallahenduste omadustest.

Erinevate elektrolüütide dissotsiatsioon

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt on hape elektrolüüt, mis dissotsieerub, moodustades H + ioonid ja happejäägi

HNO3
H + + NO 3 -

H2SO4
2H + + SO 4 2-

Elektrolüüti, mis dissotsieerub, moodustades hüdroksiidioonid OH – nimetatakse aluseks. Näiteks naatriumhüdroksiid dissotsieerub vastavalt järgmisele skeemile:

NaOH
Na + + OH -

Polübaashapped, aga ka mitmevalentsete metallide alused dissotsieeruvad järk-järgult, näiteks

1. etapp H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

2. etapp HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Dissotsiatsiooni esimeses etapis iseloomustab dissotsiatsioonikonstant K 1 = 4,3 10 –7

Dissotsiatsiooni teises etapis iseloomustab dissotsiatsioonikonstant K 2 = 5,6 10 –11

Kokkuvõttev saldo

H2CO3
2H + + CO 3 2-

Tasakaalu kogukonstant

Mitmevalentsete aluste astmeline dissotsiatsioon

1 etapp Cu(OH) 2
+ + OH -

2. etapp +
Cu 2+ + OH-

Astmelise dissotsiatsiooni korral on see alati K 1 >K 2 >K 3 >..., sest energia, mida tuleb kulutada iooni eraldamiseks, on minimaalne, kui see eraldatakse neutraalsest molekulist.

Elektrolüüte nimetatakse amfoteerseteks, kui nad dissotsieeruvad happe ja alusena, näiteks tsinkhüdroksiid:

2H + + 2-
Zn(OH)2 + 2H2O
+ 2OH -

Amfoteersete elektrolüütide hulka kuuluvad alumiiniumhüdroksiid Al(OH) 3, pliihüdroksiid Pb(OH) 2, tinahüdroksiid Sn(OH) 2 jt.

Vees lahustuvad keskmised (tavalised) soolad dissotsieeruvad, moodustades positiivselt laetud metalliioone ja happejäägi negatiivselt laetud ioone

Ca(NO3)2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Happesoolad (hüdrosoolad) on elektrolüüdid, mis sisaldavad anioonis vesinikku, mida saab eraldada vesinikiooni H + kujul. Happesoolade dissotsiatsioon toimub etapiviisiliselt, näiteks:

1 etapp KHCO 3
K + + HCO 3 –

2. etapp HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste teises etapis on väga väike, seega sisaldab happesoola lahus vaid vähesel hulgal vesinikioone.

Aluselised soolad (hüdroksosoolad) on elektrolüüdid, mis sisaldavad katioonis ühte või mitut hüdroksorühma – Aluselised soolad dissotsieeruvad, moodustades aluselisi ja happelisi jääke. Näiteks:

1 astme FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2. etapp 2+
Fe 3+ + OH –

Topeltsoolad dissotsieeruvad metallikatioonideks ja anioonideks

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

Komplekssoolad dissotsieeruvad, moodustades kompleksiooni

K 3
3K + + 3-

Vahetusreaktsioonid elektrolüütide lahustes

Lahuses olevate elektrolüütide vahelised vahetusreaktsioonid kulgevad ioonide sidumise ja halvasti lahustuvate, gaasiliste ainete või nõrkade elektrolüütide tekke suunas. Ioon-molekulaarsed või lihtsalt ioonsed vahetusreaktsioonide võrrandid peegeldavad elektrolüüdi olekut lahuses. Nendes võrrandites kirjutatakse tugevalt lahustuvad elektrolüüdid nende koostises olevate ioonide kujul ning nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad ja gaasilised ained on tinglikult kirjutatud molekulaarses vormis, olenemata sellest, kas need on algsed reagendid või reaktsiooniproduktid. Ioon-molekulaarses võrrandis elimineeritakse identsed ioonid mõlemalt poolt. Ioon-molekulaarsete võrrandite koostamisel pidage meeles, et võrrandi vasakpoolses servas olevate laengute summa peab võrduma võrrandi paremal küljel olevate laengute summaga. Võrrandite koostamisel vaata tabelit. 1.2 rakendused.

Näiteks kirjutage ioon-molekulaarvõrrandid ainete Cu(NO 3) 2 ja Na 2 S vahelise reaktsiooni kohta.

Reaktsioonivõrrand molekulaarsel kujul:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS +2 NaNO3

Elektrolüütide interaktsiooni tulemusena tekib CuS sade.

Ioon-molekulaarne võrrand

Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS +2Na + + 2NO 3 -

Jättes välja identsed ioonid võrrandi Na + ja NO 3 mõlemalt küljelt, saame lühendatud ioon-molekulaarse reaktsiooni võrrandi:

Cu 2+ + S 2- = CuS

Vee dissotsiatsioon

Vesi on nõrk elektrolüüt ja dissotsieerub vähesel määral ioonideks

H2O
H + + OH -

K=

või = K = K tolli

K in = 10 -14 nimetatakse vee ioonsaaduseks ja see on konstantne väärtus. Puhta vee puhul temperatuuril 25 0 C on H + ja OH - ioonide kontsentratsioonid üksteisega võrdsed ja võrduvad 10 -7 mol/l, seega · = 10 -14.

Neutraalsetele lahustele =10 -7, happelistele lahustele >10 -7 ja leeliselistele lahustele<10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:

= /10-4 = 10-10 mol/l.

Praktikas väljendatakse lahuse happesust või aluselisust mugavamal viisil, kasutades pH väärtust või pOH-d.

pH =– log;

рОН =– log[ОH - ]

Näiteks kui = 10 -3 mol/l, siis pH =– log = 3; kui = 10 -8 mol/l, siis pH =– log = 8. Neutraalses keskkonnas pH = 7, happelises keskkonnas pH< 7, в щелочной среде рН >7.

Lahuse ligikaudse reaktsiooni saab määrata spetsiaalsete ainete abil, mida nimetatakse indikaatoriteks ja mille värvus muutub sõltuvalt vesinikioonide kontsentratsioonist.

TÖÖOHUTUSNÕUDED

1. Katsed ebameeldiva lõhnaga ja mürgiste ainetega tuleb läbi viia tõmbekapis.

2. Lõhna järgi eralduva gaasi äratundmisel tuleks vool käeliigutustega anumast enda poole suunata.

3. Katse sooritamisel peate jälgima, et reaktiivid ei satuks teie näole, riietele ega teie kõrval seisvale inimesele.

Vedelike, eriti hapete ja leeliste kuumutamisel hoidke katseklaasi nii, et ava jääks endast eemale.

Väävelhapet lahjendades ei tohi happele vett lisada, tuleb hapet hoolikalt, väikeste portsjonitena, külma vette valada, lahust segades.

Kõik reaktiivipudelid peavad olema suletud sobivate korkidega.

Pärast tööd allesjäänud reaktiive ei tohi välja valada ega reaktiivipudelitesse valada (saasumise vältimiseks).

TÖÖDE TEOSTAMISE KORD

1. harjutus. Indikaatorite värvuse muutus neutraalses, happelises ja aluselises keskkonnas.

Reaktiivid ja seadmed: lakmus; metüüloranž; fenoolftaleiin; vesinikkloriidhappe lahus HCl, 0,1 N; NaOH hüdroksiidi lahus, 0,1 N; katseklaasid

1. Valage 1-2 ml destilleeritud vett kolme katseklaasi ja lisage indikaatorid: lakmus, metüülapelsin, fenoolftaleiin. Pange tähele nende värvi.

2. Valage kolme katseklaasi 1-2 ml 0,1 vesinikkloriidhappe lahust ja lisage samad indikaatorid. Jälgige indikaatorite värvimuutust võrreldes nende värviga vees.

3. Valage kolme katseklaasi 1-2 ml 0,1 N naatriumhüdroksiidi lahust ja lisage samad indikaatorid. Jälgige indikaatorite värvimuutust võrreldes nende värviga vees.

Esitage vaatlustulemused tabeli kujul:

2. ülesanne. Aluse suhteline tugevus

Reaktiivid ja seadmed: kaltsiumkloriidi lahus CaCl 2, 2N; NaOH hüdroksiidi lahus, 2N; ammooniumhüdroksiidi lahus NH 4 OH, 2N; katseklaasid

Valage kahte katseklaasi 1-2 ml kaltsiumkloriidi, esimesse katseklaasi lisage ammooniumhüdroksiidi lahust ja teise sama palju naatriumhüdroksiidi lahust.

Pange tähele oma tähelepanekuid. Tehke järeldus näidatud aluste dissotsiatsiooniastme kohta.

3. ülesanne. Vahetusreaktsioonid elektrolüütide lahuste vahel

Reaktiivid ja seadmed: raudkloriidi FeCl 3 lahus, 0,1 N; vasksulfaadi CuSO 4 lahus, 0,1 N; naatriumkarbonaadi lahus Na 2 CO 3, 0,1 N; NaOH hüdroksiidi lahus, 0,1 N; vesinikkloriidhappe lahus HCl, 0,1 N; baariumkloriidi lahus BaCl 2, 0,1 N; naatriumsulfaadi lahus Na 2 SO 4, 0,1 N; kaaliumheksatsüanoferraat(II) K 4 lahus, 0,1 N; katseklaasid

a) Reaktsioonid lahustumatute ainete tekkega (sade).

Valage esimesse katseklaasi 1-2 ml raudkloriidi FeCl 3 ja lisage sama kogus naatriumhüdroksiidi NaOH, teise katseklaasi - 1-2 ml BaCl 2 ja sama kogus naatriumsulfaati Na 2 SO 4.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

b) Reaktsioonid gaaside tekkega.

Valage katseklaasi 1-2 ml naatriumkarbonaadi lahust Na 2 CO 3 ja lisage sama kogus vesinikkloriidhappe HCl lahust.

Pange tähele oma tähelepanekuid (märkige gaasi värvus ja lõhn). Nimetage saadud gaasiline aine.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

c) Reaktsioonid, mis tekivad kergelt dissotsieeruvate ainete moodustumisel.

Valage esimesse katseklaasi 1-2 ml NaOH hüdroksiidi lahust ja lisage sama kogus vesinikkloriidhappe HCl lahust, teise katseklaasi - 1-2 ml vasksulfaadi lahust CuSO 4 lisage sama kogus kaaliumheksatsüanoferraati(II). ) lahendus K 4 .

Pange tähele oma tähelepanekuid (märkige moodustunud vaskheksatsüanoferraadi komplekssoola sademe värvus).

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

4. ülesanne. Kahe- ja komplekssoola erinevus

Reaktiivid ja seadmed: raudkloriidi FeCl 3 lahus, 0,1 N; kaaliumtiotsüanaadi lahus KSCN, 0,1 N; raud-ammooniummaarja lahus NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1 N; raud-kaaliumsünoksiidi lahus K 3; 0,1n; katseklaasid

1. Valage katseklaasi raudkloriidi FeCl 3 lahus, seejärel lisage veidi kaaliumtiotsüanaati KSCN. Pange tähele oma tähelepanekuid.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid. SCN-i ioon on Fe 3+ ioonile iseloomulik reagent, mis tekitab rodaanraud Fe(SCN) 3, nõrgalt dissotsieeruvat verepunast soola.

2. Valage ühte katseklaasi raud-ammoniaakmaarja NH 4 Fe(SO 4) 2 lahus, teise raud-kaaliumvääveldioksiidi K 3 lahus ja kallake igasse katseklaasi veidi kaaliumtiotsüanaadi KSCN lahust.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

Pange tähele oma tähelepanekuid. Millises ühendis leidub raudiooni? Millises ühendis on see ioon seotud kompleksioonina?

5. ülesanne. Ioonilise tasakaalu nihe, kui lahusesse sisestatakse samanimeline ioon

NH4OH on nõrk alus, mis dissotsieerub vastavalt võrrandile:

NH4OH
NH4 + +OH –

NH 4 Cl – dissotsieerub lahuses vastavalt võrrandile

NH4Cl
NH4++Cl

Reaktiivid ja seadmed: 0,1 m ammooniumhüdroksiidi lahus NH 4 OH, 0,1 N; fenoolftaleiin, kristalne ammooniumkloriid NH 4 Cl; katseklaasid

Lisage NH 4 OH lahusega katseklaasi 2-3 tilka fenoolftaleiini, mis on OH - rühma indikaator, segage ja valage lahus kahte katseklaasi: jätke üks katseklaas võrdluseks, lisage näputäis kristalliline NH 4 Cl teiseks - täheldatakse lahuse värvuse nõrgenemist.

Lahuse karmiinpunase värvuse nõrgenemine on seletatav asjaoluga, et ammooniumkloriidi lisamisel lahusesse suureneb NH 4 + iooni kontsentratsioon, mis nihutab tasakaalu vasakule ja see viib ammooniumkloriidi vähenemiseni. OH – ioonide kontsentratsioon lahuses.

Hapete elektrolüütiline dissotsiatsioon

Vees lahustumisel dissotsieeruvad happed, soolad ja alused positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks (katioonideks ja anioonideks). Määrame kindlaks iga ühendiklassi elektrolüütide dissotsiatsiooni iseloomulikud üldtunnused.

Nagu mäletate, koosnevad happed vesinikust ja happejäägist, mis on ühendatud kovalentse polaarse sidemega. Eelmises lõigus uurisime vesinikkloriidi lahustumise näitel, kuidas veemolekulide toimel muutub polaarne side ioonseks sidemeks ning hape laguneb vesinikkatioonideks ja kloriidioonideks.

Seega, Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohast,

Happed on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad vesinikkatioonid ja happejäägi anioonid.

Sarnaselt kloriidhappega toimub ka teiste hapete, näiteks nitraatide dissotsiatsioon:

Sulfaathappemolekuli dissotsiatsiooni käigus on vesiniku katioonide arv kaks korda suurem kui happejäägi - sulfaadioonide - anioonide arv. Aniooni laeng on -2 (ioonivalemites kirjutage "2-"):

Hapete dissotsiatsioonil tekkinud anioonide nimetused langevad kokku happejääkide nimedega. Need on ära toodud kärbselehe lahustuvuse tabelis.

Lihtne on märgata, et erinevate hapete dissotsiatsiooni käigus tekivad erinevad anioonid, kuid ainult ühte tüüpi katioone - vesiniku H+ katioone. See tähendab, et vesiniku katioonid määravad hapetele iseloomulikud omadused - hapu maitse, indikaatorite värvuse muutused, reaktsioonid aktiivsete metallide, aluseliste oksiidide, aluste ja sooladega.

Polübaashapped dissotsieeruvad järk-järgult, elimineerides vesinikioone järjestikku, üksteise järel. Näiteks sulfaathappe lahuses toimuvad järgmised protsessid:

Nagu ülaltoodud mitmealuselise happe dissotsiatsiooni võrranditest näha, sisaldavad esimeses etapis astmelise dissotsiatsiooni käigus moodustunud anioonid vesinikioone. See kajastub anioonide nimetuses: HSO - - vesiniksulfaadi ioon.

Ortofosfaathappe elektrolüütiline dissotsiatsioon toimub kolmes etapis:

Ortofosfaathappe dissotsiatsiooni üldvõrrand on järgmine:

Seega vastab iga mitmealuseline hape mitmele anioonile ja kõik need on lahuses samaaegselt olemas.

Pange tähele, et mõnel dissotsiatsioonivõrrandil on kahe otsaga nooled. Mida need tähendavad, saate teada järgmisest lõigust.

Aluste elektrolüütiline dissotsiatsioon

Alused koosnevad metallielementide katioonidest ja hüdroksiidi anioonidest. Aluste dissotsieerumisel lähevad need ioonid lahusesse. Dissotsiatsiooni käigus tekkivate hüdroksiidioonide arv on võrdne metallielemendi iooni laenguga. Seega elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt

Alused on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad metalli katioonideks ja hüdroksiidi anioonideks.

Vaatleme aluste dissotsiatsiooni võrrandeid naatrium- ja baariumhüdroksiidi dissotsiatsiooni näitel:

Aluste dissotsieerumisel moodustuvad ühte tüüpi anioonid - hüdroksiidioonid, mis määravad kõik leeliselahustele iseloomulikud omadused: võime muuta indikaatorite värvi, reageerida hapete, happeoksiidide ja sooladega.

Soolade elektrolüütiline dissotsiatsioon

Soolad moodustuvad metallielemendi katioonidest ja happejäägi anioonidest. Kui soolad lahustatakse vees, lahustuvad need ioonid.

Soolad on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad metallielemendi katioonideks ja happejäägi anioonideks.

Vaatleme soolade dissotsiatsiooni kaaliumnitraadi dissotsiatsiooni näitel:

Teised soolad dissotsieeruvad sarnaselt, näiteks kaltsiumnitraat ja kaaliumortofosfaat:

Soola dissotsiatsiooni võrrandites on katiooni laeng absoluutväärtuses võrdne metallielemendi oksüdatsiooniastmega ja aniooni laeng on happejäägis olevate elementide oksüdatsiooniastmete summa. Näiteks vask(P) sulfaat laguneb ioonideks

ja ferrum(III)nitraat - ioonideks

Metallelementide katioonide laengut saab enamikul juhtudel määrata perioodilise tabeli järgi. Põhiliste alarühmade metallielementide katioonide laengud on tavaliselt võrdsed selle rühma arvuga, milles element asub:

Sekundaarsete alarühmade metallelemendid moodustavad tavaliselt mitu iooni, näiteks Fe 2 +, Fe 3 +.

Happeliste jääkide laenguid on lihtsam määrata vesinikioonide arvu järgi happemolekulis, nagu tegite seda 8. klassis. Mõnede happejääkide laengud on toodud kärbselehe lahustuvuse tabelis.

Pange tähele, et hapete, aluste ja soolade dissotsiatsioonivõrrandis peab katioonide ja anioonide kogulaeng olema null, kuna iga aine on elektriliselt neutraalne.

Järkjärguline dissotsiatsioon võimaldab happeliste ja aluseliste soolade olemasolu. Happelised soolad sisaldavad vesinikioone, nagu happed. Seetõttu nimetatakse selliseid sooli happelisteks. Ja aluselised soolad sisaldavad hüdroksiidiioone, nagu alused.

Sulfaathappe dissotsiatsiooni esimeses etapis moodustub vesiniksulfaadi ioon HSO-, mille tõttu tekivad happesoolad: NaHSO 4 (naatriumvesiniksulfaat), Al(HSO 4) 3 (alumiiniumvesiniksulfaat) jne. Ortofosfaathape iseloomustab ka happesoolad K 2 HPO 4 (kaaliumvesinikortofosfaat) või KH 2 PO 4 (kaaliumdivesinikortofosfaat).

Lahustes dissotsieeruvad happesoolad kahes etapis:

Happesoolad on iseloomulikud ainult mitmealuselistele hapetele, kuna need dissotsieeruvad astmeliselt. Ainus erand on ühealuseline hape, fluoriid. Vesiniksidemete tõttu on selle happe lahuses H 2 F 2 osakesed ja fluorhape võib moodustada happesoola koostisega KHF 2.

Mõned lahustumatud hüdroksiidid moodustavad katioone, mis sisaldavad hüdroksiidiooni. Näiteks AlOH 2+ katioonis sisaldub alumiinium, mille tõttu on sool koostisega AlOHCl 2 (alumiiniumhüdroksükloriid). Seda soola nimetatakse aluseliseks.

Põhiidee

Kontrollküsimused

100. Defineerige happed, alused ja soolad elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt.

101. Mis on mitmealuseliste hapete dissotsiatsiooni eripära võrreldes ühealuseliste hapetega? Selgitage näitena sulfaathappe kasutamist.

Ülesanded materjali valdamiseks

102. Happemolekuli dissotsiatsiooni tulemusena tekkis ioon laenguga 3—. Kui palju vesinikioone sel juhul tekkis?

103. Koostage hapete elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandid: karbonaat, bromiid, nitrit. Nimetage moodustunud anioonid.

104. Millised järgmistest hapetest dissotsieeruvad järk-järgult: HCl, H 2 CO 3, HNO 3, H 2 S, H 2 SO 3? Kinnitage oma vastus reaktsioonivõrranditega.

105. Koostage soolade dissotsiatsiooni võrrandid: magneesiumnitraat, alumiiniumkloriid, baariumbromiid, naatriumkarbonaat, naatriumortofosfaat.

106. Tooge üks näide sooladest, mille dissotsiatsiooni käigus tekib 1 moolist ainest: a) 2 mooli ioone; b) 3 mooli ioone; c) 4 mooli ioone; d) 5 mooli ioone. Kirjutage dissotsiatsioonivõrrandid.

107. Kirjutage ioonide laengud ainetes: a) Na 2 S, Na 2 SO 4, Na 3 PO 4, AlPO 4;

b) NaHS04, Mg(HS04)2, CaHPO4, Ba(OH)2. Nimetage need ained.

108. Koostage ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandid: kaaliumhüdroksiid, baariumsulfiid, ferrum(III)nitraat, magneesiumkloriid, alumiiniumsulfaat.

109. Kirjutage valem ainele, mille dissotsiatsioonil tekivad kaltsiumiioonid ja hüdroksiidioonid.

110. Ainete loetelust kirjutage eraldi üles elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid: HCl, Ca, Cr 2 (SO 4) 3, Fe 2 O 3, Mg(OH) 2, CO 2, Sr(OH) 2, Sr (NO 3) 2, P 2 O 5, H 2 O. Kirjutage elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandid.

111. Teatud nitraadi dissotsiatsiooni käigus tekkis 1 mool katioone laenguga 2+. Kui suur hulk nitraadiioone tekkis?

112. Koostage valemid ja kirjutage üles ferrum(P)sulfaadi ja ferrum(III)sulfaadi dissotsiatsioonivõrrandid. Mille poolest need soolad erinevad?

113. Tooge üks näide soolade dissotsiatsioonivõrranditest vastavalt skeemidele (täht M tähistab metallielementi ja X on happejääk): a) MX ^ M 2+ + X 2- ; b) MX3^M3+ + 3X-;

c) M3X^ 3M+ + X3-; d) M 2 X 3 ^ 2 M 3 + + 3 X 2-.

114. Lahus sisaldab ioone K+, Mg 2 +, NO-, SO4 -. Millised ained lahustati? Andke kaks võimalikku vastust.

115*. Koostage dissotsiatsioonivõrrandid elektrolüütide jaoks, mis moodustavad kloriidioone: CrCl 3, KClO 3, BaCl 2, Ca(ClO) 2, HClO 4, MgOHCl.

See on õpiku materjal