Predavanje: Elektrolitička disocijacija elektrolita u vodenim otopinama. Jaki i slabi elektroliti

Elektrolitička disocijacija

Već znate da kemijske veze među atomima mogu biti ionske, kovalentne, metalne i vodikove. Većina kemijskih reakcija odvija se u otopinama. A kako se tvar ponaša u tim otopinama ovisi o prirodi navedenih veza.

Na satovima fizike naučili ste da su neke tvari sposobne provoditi električnu struju. Ta je sposobnost određena prisutnošću nabijenih iona u njihovim molekulama. Te tvari uključuju otopine kiselina, soli, baza i nazivaju se elektroliti. Ove tvari tvore ionske i visokopolarne kovalentne veze. Tvari koje ne pripadaju niti jednoj od navedenih skupina su neelektroliti. Tu spadaju: jednostavne tvari, oksidi, organske tvari (na primjer, alkoholi, ugljikovodici, ugljikohidrati, klorirani derivati ​​ugljikovodika). Ove tvari tvore nepolarne ili niskopolarne kovalentne veze.

Pod, ispod elektrolitička disocijacija trebali bismo razumjeti razgradnju tvari na slobodne ione kada je otopljena u vodi.

Autor teorije elektrolitičke disocijacije je švedski fizičar i kemičar Svante Arrhenius. Njegova osnovna ideja je da se pod utjecajem vode kao otapala elektroliti razgrađuju na slobodne ione koji nose električni naboj:

• « + » - kation;
• « - » - anion.

Pod utjecajem električne struje kationi se kreću prema katodi s predznakom “-”, a anioni se kreću prema anodi s predznakom “+”.

Zapamtite, reakcija elektrolitičke disocijacije je reverzibilna. Izravna reakcija naziva se elektrolitička disocijacija, a obrnuta reakcija naziva se molarizacija.

Broj molekula koje su se raspale na ione pokazuje stupanj disocijacije koji se označava slovom alfa - α. Ovisi o prirodi reagensa, njihovoj koncentraciji i t.

Stupanj disocijacije izračunava se pomoću formule a=n/N, gdje je n broj raspadnutih iona, N je broj molekula.

Jaki i slabi elektroliti

Ako pred sobom imamo tvari čije se molekule lako raspadaju na ione, onda imamo posla s jaki elektroliti. A oni čije se molekule malo raspadaju na ione jesu slab.

U jake spadaju:

• HCl, HBr, HClO 4, H 2 SO 4 i druge jake kiseline;
• LiOH, NaOH, RbOH i druge lužine;
• Ba(OH)2, Ca(OH)2 i hidroksidi drugih zemnoalkalijskih metala;
• Sve soli topive u vodi

Slabi elektroliti uključuju:

• Voda;
• Gotovo sve organske kiseline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH), neke anorganske kiseline (H 2 CO 3, H 2 S)
• Soli teško topive u vodi (Ca 3 (PO 4) 2)
• Slabo topljive baze i amonijev hidroksid; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH).

Uvjetni stupanj disocijacije jakih elektrolita: α>30%; a slabe: α<1%.

Razmotrimo značajke elektrolitičke disocijacije soli, baza i kiselina:

Elektrolitička disocijacija baza

Disocijacijom lužina nastaju metalni kationi i uvijek anioni hidroksilne skupine OH.

Npr. Ca(OH) 2 ↔ Ca 2 + 2OH -

Slabe polikisele baze disociraju u koracima. Uzmimo željezov oksid kao primjer:

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

Disocijacija amfoternih baza, koje se u reakcijama manifestiraju ili kao kiseline ili kao baze, može se dogoditi na dva načina. Po tipu disocijacije baza, odnosno po tipu disocijacije kiselina.

Elektrolitička disocijacija kiselina

Kada kiseline disociraju, nastaju anioni kiselinskog ostatka i uvijek kationi vodika (H +).

Npr. HCl ↔ H + + Cl -

Slabe polibazične kiseline disociraju u fazama. Pogledajmo primjer fosforne kiseline:

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

Elektrolitička disocijacija soli

Soli disociraju na metalni kation i anion kiselinskog ostatka.

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

U ovoj reakciji nastalo je 2 mola Al 3+ i 3 mola SO 4 2- iona, dakle kationa je jedan i pol puta manje nego aniona.

• Natrijev fosfat: Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 4 3 -

U ovoj reakciji nastalo je tri puta više kationa nego aniona. Kao što je vidljivo iz jednadžbi, soli su se razložile na metalne katione i anione kiselinskog ostatka. U tim reakcijama ne vidite glavnog sudionika u bilo kojoj reakciji elektrolitičke disocijacije: H 2 O. Uobičajeno je da se ova tvar ne upisuje u dijagram, ali imajte na umu da postoji voda.

Sposobnost molekula otapala da imaju određenu ulogu u elektrolitičkoj disocijaciji također igra makroskopsko svojstvo otapala - njegova dielektrična konstanta (Dijagram elektrolitičke disocijacije).

Disocijacija taljenja

Pod utjecajem visokih temperatura ioni kristalne rešetke počinju oscilirati, kinetička energija se povećava i doći će trenutak (na temperaturi taljenja tvari) kada će premašiti energiju interakcije iona. Rezultat toga je raspadanje tvari na ione.

Klasična teorija elektrolitičke disocijacije

Klasičnu teoriju elektrolitičke disocijacije stvorili su S. Arrhenius i W. Ostwald 1887. godine. Arrhenius se pridržavao fizikalne teorije otopina, nije uzimao u obzir međudjelovanje elektrolita s vodom i vjerovao je da u otopinama postoje slobodni ioni. Ruski kemičari I. A. Kablukov i V. A. Kistyakovsky koristili su kemijsku teoriju otopina D. I. Mendeljejeva da bi objasnili elektrolitsku disocijaciju i dokazali da pri otapanju elektrolita dolazi do njegove kemijske interakcije s vodom, pri čemu elektrolit disocira na ione.

Klasična teorija elektrolitičke disocijacije temelji se na pretpostavci nepotpune disocijacije otopljene tvari, koju karakterizira stupanj disocijacije α, tj. udio raspadnutih molekula elektrolita. Dinamička ravnoteža između nedisociranih molekula i iona opisuje se zakonom djelovanja mase. Na primjer, elektrolitička disocijacija binarnog elektrolita KA izražava se jednadžbom poput:

Konstanta disocijacije određena je aktivnostima kationa, aniona i nedisociranih molekula kako slijedi:

Vrijednost ovisi o prirodi otopljene tvari i otapala, kao i o temperaturi, a može se odrediti pomoću nekoliko eksperimentalnih metoda. Stupanj disocijacije ( α ) može se izračunati za bilo koju koncentraciju elektrolita koristeći odnos:

,

gdje je prosječni koeficijent aktivnosti elektrolita.

Slabi elektroliti

Slabi elektroliti- kemijski spojevi čije su molekule, čak iu jako razrijeđenim otopinama, blago disocirane na ione koji su u dinamičkoj ravnoteži s nedisociranim molekulama. Slabi elektroliti uključuju većinu organskih kiselina i mnoge organske baze u vodenim i nevodenim otopinama.

Slabi elektroliti su:

• gotovo sve organske kiseline i voda;
• neke anorganske kiseline: 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 itd.;
• neki slabo topljivi metalni hidroksidi: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 itd.

Jaki elektroliti

Jaki elektroliti- kemijski spojevi čije su molekule u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirane na ione. Stupanj disocijacije takvih elektrolita je blizu 1. Jaki elektroliti uključuju mnoge anorganske soli, neke anorganske kiseline i baze u vodenim otopinama, kao iu otapalima s visokom sposobnošću disocijacije (alkoholi, amidi itd.).

Klasična teorija elektrolitičke disocijacije primjenjiva je samo na razrijeđene otopine slabih elektrolita. Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama su gotovo potpuno disocirani, tako da koncept ravnoteže između iona i nedisociranih molekula nema smisla. Prema idejama iznesenim 20-30-ih godina. 20. stoljeće V.K.Semenchenko (SSSR), N.Bjerrum (Danska), R.M.Fuoss (SAD) i drugi, ionski parovi i složeniji agregati nastaju u otopinama jakih elektrolita pri srednjim i visokim koncentracijama. Suvremeni spektroskopski dokazi pokazuju da se ionski par sastoji od dva iona suprotnog predznaka, bilo u kontaktu ("kontaktni ionski par") ili odvojeni jednom ili više molekula otapala ("odvojeni ionski par"). Ionski parovi su električki neutralni i ne sudjeluju u prijenosu električne energije. U relativno razrijeđenim otopinama jakih elektrolita, ravnoteža između pojedinačnih solvatiranih iona i ionskih parova može se približno opisati, analogno klasičnoj teoriji elektrolitičke disocijacije, konstantom disocijacije (ili njezinom recipročnom vrijednošću, konstantom asocijacije). To omogućuje korištenje gornje jednadžbe za izračunavanje odgovarajućeg stupnja disocijacije iz eksperimentalnih podataka.

U najjednostavnijim slučajevima (veliki monoatomski ioni s jednim nabojem), približne vrijednosti konstante disocijacije u razrijeđenim otopinama jakih elektrolita mogu se teoretski izračunati, na temelju koncepta čisto elektrostatske interakcije između iona u kontinuiranom mediju - otapalu.

Primjeri jakih elektrolita: neke kiseline (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), hidroksidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala (NaOH, KOH, Ba(OH) 2); većina soli.

vidi također

Linkovi

Zaklada Wikimedia. 2010.

Pogledajte što je "elektrolitička disocijacija" u drugim rječnicima:

elektrolitička disocijacija- Disocijacija p r. tvari u otopini ili talini elektrolita. Teme: metalurgija općenito EN elektrolitička disocijacija ... Vodič za tehničke prevoditelje

ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA- cm … Velika politehnička enciklopedija

Potpuna ili djelomična razgradnja molekula otopljene tvari u ione kao rezultat interakcije s otapalom. Određuje ionsku vodljivost otopina elektrolita... Veliki enciklopedijski rječnik

elektrolitička disocijacija- – potpuna ili djelomična dezintegracija otopljene tvari na ione. Opća kemija: udžbenik / A. V. Zholnin ... Kemijski pojmovi

Elektrolitička disocijacija- – potpuna ili djelomična dezintegracija molekula otopljene tvari kao rezultat interakcije s otapalom; određuje ionsku vodljivost otopina elektrolita. [Terminološki rječnik betona i armiranog betona. FSUE "Znanstveno-istraživački centar... ... Enciklopedija pojmova, definicija i objašnjenja građevinskih materijala

Elektrolitička disocijacija- ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA, potpuna ili djelomična dezintegracija otopljene tvari na ione kao rezultat interakcije s otapalom. Određuje električnu vodljivost elektrolita. ... Ilustrirani enciklopedijski rječnik

Ili ionizacija (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. à Paris 1900; Max ... Enciklopedijski rječnik F.A. Brockhaus i I.A. Ephron

Potpuna ili djelomična razgradnja molekula otopljene tvari u ione kao rezultat interakcije s otapalom. Određuje ionsku vodljivost otopina elektrolita. * * * ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA, potpuna... ... enciklopedijski rječnik

elektrolitička disocijacija- elektrolitinė disociation statusas T sritis chemija apibrėžtis Ištirpintos medžiagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. atitikmenys: engl. elektrolitička disocijacija rus. elektrolitička disocijacija... Chemijos terminų aiškinamasis žodynas

elektrolitička disocijacija- elektrolitinė disociacija statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. elektrolitička disocijacija vok. elektrolitička disozija, f rus. elektrolitička disocijacija, f pranc. dissociation électrolytique, f … Fizikos terminų žodynas

knjige

• Set stolova. Kemija. 8-9 razred (20 tablica), . Edukativni album od 20 listova. Valencija. Struktura atoma, izotopi. Elektroničke konfiguracije atoma. Stvaranje kovalentnih i ionskih kemijskih veza. Vrste kristalnih rešetki...

Elektroliti i neelektroliti

Iz lekcija fizike poznato je da otopine nekih tvari mogu provoditi električnu struju, dok druge nisu.

Tvari čije otopine provode električnu struju nazivaju se elektroliti.

Tvari čije otopine ne provode električnu struju nazivamo neelektroliti. Na primjer, otopine šećera, alkohola, glukoze i nekih drugih tvari ne provode struju.

Elektrolitička disocijacija i asocijacija

Zašto otopine elektrolita provode električnu struju?

Švedski znanstvenik S. Arrhenius, proučavajući električnu vodljivost raznih tvari, došao je 1877. godine do zaključka da je uzrok električne vodljivosti prisutnost u otopini ioni, koji nastaju kada se elektrolit otopi u vodi.

Proces razgradnje elektrolita na ione naziva se elektrolitička disocijacija.

S. Arrhenius, koji se pridržavao fizikalne teorije otopina, nije uzeo u obzir međudjelovanje elektrolita s vodom i smatrao je da u otopinama postoje slobodni ioni. Nasuprot tome, ruski kemičari I. A. Kablukov i V. A. Kistyakovsky primijenili su kemijsku teoriju D. I. Mendeljejeva da bi objasnili elektrolitsku disocijaciju i dokazali da dolazi do kemijske interakcije otopljene tvari s vodom, a zatim do stvaranja hidrata. disociraju na ione. Vjerovali su da otopine ne sadrže slobodne, ne "gole" ione, već hidratizirane, odnosno "odjevene u kaput" molekula vode.

Molekule vode su dipola(dva pola), budući da su atomi vodika smješteni pod kutom od 104,5°, zbog čega molekula ima kutni oblik. Dolje je shematski prikazana molekula vode.

U pravilu, tvari najlakše disociraju sa ionska veza i, prema tome, s ionskom kristalnom rešetkom, budući da se već sastoje od gotovih iona. Kad se otope, vodeni dipoli su usmjereni suprotno nabijenim krajevima oko pozitivnih i negativnih iona elektrolita.

Između iona elektrolita i dipola vode nastaju međusobne privlačne sile. Zbog toga veza između iona slabi, a ioni prelaze iz kristala u otopinu. Očito je da će slijed procesa koji se odvijaju tijekom disocijacije tvari s ionskim vezama (soli i lužine) biti sljedeći:

1) orijentacija molekula vode (dipola) u blizini iona kristala;

2) hidratacija (interakcija) molekula vode s ionima površinskog sloja kristala;

3) disocijacija (raspad) kristala elektrolita na hidratizirane ione.

Pojednostavljeni procesi mogu se prikazati pomoću sljedeće jednadžbe:

Elektroliti čije molekule imaju kovalentnu vezu (na primjer, molekule klorovodika HCl, vidi dolje) disociraju na sličan način; samo u ovom slučaju pod utjecajem vodenih dipola dolazi do transformacije kovalentne polarne veze u ionsku; Redoslijed procesa koji se odvijaju u ovom slučaju bit će sljedeći:

1) orijentacija molekula vode oko polova molekula elektrolita;

2) hidratacija (interakcija) molekula vode s molekulama elektrolita;

3) ionizacija molekula elektrolita (pretvorba kovalentne polarne veze u ionsku);

4) disocijacija (raspad) molekula elektrolita u hidratizirane ione.

Pojednostavljeno, proces disocijacije klorovodične kiseline može se prikazati pomoću sljedeće jednadžbe:

Treba uzeti u obzir da se u otopinama elektrolita hidratizirani ioni koji se kaotično kreću mogu međusobno sudarati i rekombinirati. Ovaj obrnuti proces naziva se asocijacija. Asocijacija u otopinama odvija se paralelno s disocijacijom, stoga se u jednadžbe reakcije stavlja znak reverzibilnosti.

Svojstva hidratiziranih iona razlikuju se od svojstava nehidratiziranih iona. Na primjer, nehidratirani bakrov ion Cu 2+ je bijel u bezvodnim kristalima bakrova (II) sulfata i ima plavu boju kada je hidratiziran, tj. povezan s molekulama vode Cu 2+ nH 2 O. Hidratizirani ioni imaju konstantan i promjenjiv broj molekula vode.

Stupanj elektrolitičke disocijacije

U otopinama elektrolita, uz ione, postoje i molekule. Stoga se karakteriziraju otopine elektrolita stupanj disocijacije, koji se označava grčkim slovom a ("alfa").

To je omjer broja čestica razbijenih na ione (N g) prema ukupnom broju otopljenih čestica (N p).

Stupanj disocijacije elektrolita određuje se eksperimentalno i izražava u frakcijama ili postocima. Ako je a = 0, tada nema disocijacije, a ako je a = 1, odnosno 100%, tada se elektrolit potpuno raspada na ione. Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije, tj. stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita. Također ovisi o koncentraciji: kako se otopina razrjeđuje, stupanj disocijacije raste.

Prema stupnju elektrolitičke disocijacije elektrolite dijelimo na jake i slabe.

Jaki elektroliti- to su elektroliti koji, otopljeni u vodi, gotovo potpuno disociraju na ione. Za takve elektrolite stupanj disocijacije teži jedinici.

Jaki elektroliti uključuju:

1) sve topljive soli;

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

3) sve lužine, na primjer: NaOH, KOH.

Slabi elektroliti- to su elektroliti koji se, otopljeni u vodi, gotovo ne disociraju na ione. Za takve elektrolite stupanj disocijacije teži nuli.

Slabi elektroliti uključuju:

1) slabe kiseline - H2S, H2CO3, HNO2;

2) vodena otopina amonijaka NH 3 H 2 O;

4) neke soli.

Konstanta disocijacije

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

Možete primijeniti zakon djelovanja mase na ovu ravnotežu i zapisati izraz za konstantu ravnoteže:

Naziva se konstanta ravnoteže koja karakterizira proces disocijacije slabog elektrolita konstanta disocijacije.

Konstanta disocijacije karakterizira sposobnost elektrolita (kiselina, baza, voda) disociraju na ione. Što je konstanta veća, elektrolit se lakše razgrađuje na ione, dakle, jači je. Vrijednosti konstanti disocijacije za slabe elektrolite dane su u referentnim knjigama.

Osnovni principi teorije elektrolitičke disocijacije

1. Kada se otope u vodi, elektroliti disociraju (raspadaju se) na pozitivne i negativne ione.

Ioni je jedan od oblika postojanja kemijskog elementa. Na primjer, metalni atomi natrija Na 0 snažno djeluju s vodom, tvoreći lužinu (NaOH) i vodik H 2, dok ioni natrija Na + ne tvore takve proizvode. Klor Cl 2 ima žutozelenu boju i oštar miris te je otrovan, dok su ioni klora Cl bezbojni, neotrovni i bez mirisa.

Ioni- to su pozitivno ili negativno nabijene čestice u koje se pretvaraju atomi ili skupine atoma jednog ili više kemijskih elemenata kao rezultat donacije ili adicije elektrona.

U otopinama se ioni kreću nasumično u različitim smjerovima.

Prema sastavu ione dijelimo na jednostavan- Cl - , Na + i kompleks-NH4+, SO2-.

2. Razlog disocijacije elektrolita u vodenim otopinama je njegova hidratacija, tj. međudjelovanje elektrolita s molekulama vode i kidanje kemijske veze u njemu.

Kao rezultat ove interakcije nastaju hidratizirani ioni, tj. povezani s molekulama vode. Prema tome, prema prisutnosti vodene ljuske, ioni se dijele na hidriran(u otopinama i kristalnim hidratima) i nehidrirano(u bezvodnim solima).

3. Pod utjecajem električne struje pozitivno nabijeni ioni prelaze na negativni pol izvora struje - katodu i stoga se nazivaju kationi, a negativno nabijeni ioni se kreću na pozitivni pol izvora struje - anodu i stoga se nazivaju anioni. .

Posljedično, postoji još jedna klasifikacija iona - prema predznaku njihova naboja.

Zbroj naboja kationa (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) jednak je zbroju naboja aniona (Cl -, OH -, SO 4 2-), uslijed čega otopine elektrolita (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) ostaju električki neutralne.

4. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces za slabe elektrolite.

Uz proces disocijacije (razgradnja elektrolita na ione) odvija se i obrnuti proces - udruga(kombinacija iona). Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti koristi znak reverzibilnosti, na primjer:

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

Ovisi o prirodi elektrolita i njegovoj koncentraciji. Kemijska svojstva otopina elektrolita određena su svojstvima iona koje stvaraju tijekom disocijacije.

Svojstva slabih otopina elektrolita određena su molekulama i ionima nastalim tijekom procesa disocijacije, koji su u međusobnoj dinamičkoj ravnoteži.

Miris octene kiseline nastaje zbog prisutnosti molekula CH 3 COOH, kiseli okus i promjena boje indikatora povezani su s prisutnošću H + iona u otopini.

Svojstva otopina jakih elektrolita određena su svojstvima iona koji nastaju tijekom njihove disocijacije.

Na primjer, opća svojstva kiselina, kao što su kiseli okus, promjene u boji indikatora itd., posljedica su prisutnosti kationa vodika (točnije oksonijevih iona H 3 O +) u njihovim otopinama. Opća svojstva lužina, kao što su sapunastost na dodir, promjene boje indikatora itd., povezana su s prisutnošću hidroksidnih iona OH - u njihovim otopinama, a svojstva soli povezana su s njihovom razgradnjom u otopini na metalni (ili amonijevi) kationi i anioni kiselinskih ostataka.

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije sve reakcije u vodenim otopinama elektrolita su reakcije između iona. To objašnjava veliku brzinu mnogih kemijskih reakcija u otopinama elektrolita.

Reakcije koje se odvijaju između iona nazivaju se ionske reakcije, a jednadžbe tih reakcija su ionske jednadžbe.

Reakcije ionske izmjene u vodenim otopinama mogu se dogoditi:

1. Nepovratno, do kraja.

2. Reverzibilan, odnosno da teče istovremeno u dva suprotna smjera. Reakcije izmjene između jakih elektrolita u otopinama idu do kraja ili su praktički nepovratne kada se ioni međusobno kombiniraju u tvari:

a) netopljiv;

b) niske disocirajuće (slabi elektroliti);

c) plinoviti.

Evo nekoliko primjera molekularnih i skraćenih ionskih jednadžbi:

Reakcija je nepovratna, jer je jedan od njegovih proizvoda netopljiva tvar.

Reakcija neutralizacije je nepovratna, jer nastaje slabo disocirajuća tvar - voda.

Reakcija je nepovratna, jer nastaje plin CO 2 i tvar koja slabo disocijaciji - voda.

Ako među polaznim tvarima i među produktima reakcije postoje slabi elektroliti ili slabo topljive tvari, tada su takve reakcije reverzibilne, odnosno ne odvijaju se do kraja.

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

Na primjer:

Ravnoteža se pomiče prema stvaranju slabijeg elektrolita - H 2 O. Međutim, takva se reakcija neće nastaviti do kraja: u otopini ostaju nerazdvojene molekule octene kiseline i hidroksidnih iona.

Ako su polazne tvari jaki elektroliti, koji u interakciji ne stvaraju netopljive ili slabo disocirajuće tvari ili plinove, tada se takve reakcije ne događaju: kada se otopine miješaju, nastaje smjesa iona.

Referentni materijal za polaganje testa:

Mendeljejeva tablica

Tablica topljivosti

Ministarstvo obrazovanja i znanosti Ruske Federacije

Nacionalno istraživačko nuklearno sveučilište "MEPhI"

Inženjerski i tehnološki institut Balakovo

Elektrolitička disocijacija

Upute za izvođenje laboratorijskih radova

u kolegiju "Kemija" za studente tehničkog smjera

specijalnosti i smjerovi,

na kolegiju "Opća i anorganska kemija"

za studente smjera KhMTN

sve oblike obrazovanja

Balakovo 2014

Svrha rada je proučavanje mehanizma disocijacije vodenih otopina elektrolita.

OSNOVNI KONCEPTI

Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje molekula tvari na ione pod utjecajem molekula polarnog otapala. Elektroliti su tvari koje provode električnu struju u otopini ili talini (to uključuje mnoge kiseline, baze i soli).

Prema teoriji elektrolitske teorije S. Arrheniusa (1887.), kada se otope u vodi, elektroliti se raspadaju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi i uključuju vodikove i metalne ione. Negativno nabijeni ioni nazivaju se anioni, oni uključuju kisele ione i hidroksidne ione. Ukupni naboj svih iona je nula, pa je otopina kao cjelina neutralna. Svojstva iona razlikuju se od svojstava atoma iz kojih nastaju. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuta reakcija naziva se asocijacija). Ovu teoriju kasnije je dopunio D.I. Mendeljejev i I.A. Pete.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije

Elektroliti su tvari u čijim su molekulama atomi povezani ionskim ili polarnim vezama. Prema suvremenim konceptima, elektrolitička disocijacija nastaje kao rezultat interakcije molekula elektrolita s molekulama polarnog otapala. Solvatacija je interakcija iona s molekulama otapala. Hidratacija je proces interakcije iona s molekulama vode.

Ovisno o strukturi tvari koja otapa u bezvodnom stanju, njezina disocijacija teče različito.

Najlakše disociraju tvari s ionskom vezom, koje se sastoje od iona. Kada se takvi spojevi (na primjer, NaCl) otope, vodeni dipoli su usmjereni oko pozitivnih i negativnih iona kristalne rešetke. Između iona i dipola vode nastaju međusobne privlačne sile. Zbog toga veza između iona slabi, a ioni prelaze iz kristala u otopinu. U tom slučaju nastaju hidratizirani ioni, tj. ioni kemijski vezani za molekule vode

Sl. 1. Shema disocijacije molekule tvari s ionskom vezom

Proces elektrolitičke disocijacije može se izraziti jednadžbom

NaCl + (m+n)H20
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

Obično se proces disocijacije piše kao jednadžba, izostavljajući otapalo (H 2 O)

NaCl
Na + + Cl -

Molekule s kovalentnom polarnom vezom (na primjer, HCl) disociraju na sličan način. Oko svake polarne molekule tvari orijentirani su i vodeni dipoli, koji se svojim negativnim polovima privlače prema pozitivnom polu molekule, a svojim pozitivnim polovima - prema negativnom polu. Kao rezultat ove interakcije, vezni elektronski oblak (elektronski par) potpuno je pomaknut prema atomu s većom elektronegativnošću, polarna molekula postaje ionska i tada se lako stvaraju hidratizirani ioni. Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična.

sl.2. Shema disocijacije molekule tvari s kovalentnom

polarna veza

Elektrolitička disocijacija HCl izražava se jednadžbom

HCl + (m+n)H20
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

ili, izostavljajući otapalo (H2O),

KAn
K + + A -

Da bi se kvantitativno opisao proces disocijacije, uvodi se koncept stupnja disocijacije (α). Stupanj disocijacije elektrolita pokazuje koji se dio otopljenih molekula tvari raspao na ione. Stupanj disocijacije elektrolita je omjer broja disociranih molekula (N diss) na ukupan broj otopljenih molekula (N)

(1)

Stupanj disocijacije obično se izražava ili u dijelovima jedinice ili kao postotak, na primjer, za 0,1 N otopinu octene kiseline CH 3 COOH

α= 0,013 (ili 1,3). Stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji.

Prema stupnju disocijacije (α) svi se elektroliti dijele u tri skupine. Elektroliti sa stupnjem disocijacije većim od 0,3 (30%) obično se nazivaju jakim, sa stupnjem disocijacije od 0,02 (2%) do 0,3 (30%) - srednjim, manjim od 0,02 (2%) - slabim elektrolitima.

Jaki elektroliti su kemijski spojevi čije su molekule u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirane na ione. U jakoj otopini elektrolita otopljena tvar je uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema. Stupanj disocijacije takvih elektrolita je blizu 1. Jaki elektroliti uključuju:

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

2) baze – hidroksidi metala prve skupine glavne podskupine (alkali) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, kao i hidroksidi zemnoalkalijskih metala – Ba(OH) 2, Ca(OH) 2, Sr(OH)2;.

3) soli topljive u vodi (vidi tablicu topljivosti).

Elektroliti srednje jakosti uključuju H3PO4, HF itd.

Slabi elektroliti disociraju na ione u vrlo maloj mjeri; oni su uglavnom u nedisociranom stanju (u molekularnom obliku). Slabi elektroliti uključuju:

1) anorganske kiseline (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 itd.);

2) amonijev hidroksid (NH 4 OH);

3) voda H2O;

4) netopljive i slabo topljive soli i hidroksidi nekih metala (vidi tablicu topljivosti);

5) većina organskih kiselina (na primjer, octena CH 3 COOH, mravlja HCOOH).

Za slabe elektrolite uspostavlja se ravnoteža između nedisociranih molekula i iona.

CH3COOH
H + + CH 3 COO -

U stabilnoj ravnoteži, na temelju zakona djelovanja mase

Konstanta disocijacije K pokazuje snagu molekula u određenoj otopini: što je K niži, to elektrolit slabije disocira i njegove su molekule stabilnije.

Konstanta disocijacije je ovisno o stupnju disocijacije

, (2)

gdje je – α stupanj disocijacije;

c – molarna koncentracija elektrolita u otopini, mol/l.

Ako je stupanj disocijacije α vrlo mali, tada se može zanemariti

K=
ili α= (4)

Ovisnost (4) je matematički izraz W. Ostwaldovog zakona razrjeđenja.

Ponašanje otopina slabih elektrolita opisuje se Ostwaldovim zakonom, a razrijeđenih otopina jakih elektrolita Debye-Hückelovim zakonom (5):

K=
, (5)

gdje je koncentracija (c) zamijenjena aktivnošću (a) koja najtočnije karakterizira ponašanje jakih elektrolita. Koeficijenti aktivnosti ovise o prirodi otapala i otopljene tvari, koncentraciji otopine, a također i o temperaturi.

Aktivnost je povezana s koncentracijom sljedećim odnosom:

(6)

gdje je γ koeficijent aktivnosti, koji formalno uzima u obzir sve vrste međudjelovanja čestica u danoj otopini, što dovodi do odstupanja od svojstava idealnih otopina.

Disocijacija raznih elektrolita

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, kiselina je elektrolit koji disocira na H+ ione i kiselinski ostatak.

HNO3
H + + NO 3 -

H2SO4
2H + + SO 4 2-

Elektrolit koji disocira i stvara hidroksidne ione OH - naziva se baza. Na primjer, natrijev hidroksid disocira prema sljedećoj shemi:

NaOH
Na + + OH -

Polibazične kiseline, kao i baze polivalentnih metala, disociraju postupno, npr.

1. stupanj H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

Faza 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Disocijaciju u prvom koraku karakterizira konstanta disocijacije K 1 = 4,3 10 –7

Disocijaciju u drugom koraku karakterizira konstanta disocijacije K 2 = 5,6 10 –11

Zbirni bilans

H2CO3
2H + + CO 3 2-

Totalna konstanta ravnoteže

Postepena disocijacija viševalentnih baza

1 stupanj Cu(OH) 2
+ + OH -

2. faza +
Cu 2+ + OH -

Za postepenu disocijaciju uvijek je K 1 >K 2 >K 3 >..., jer energija koja se mora utrošiti za odvajanje iona je minimalna kada se on odvoji od neutralne molekule.

Elektroliti se nazivaju amfoternim ako disociraju kao kiselina i baza, na primjer, cinkov hidroksid:

2H + + 2-
Zn(OH)2 + 2H20
+ 2OH -

Amfoterni elektroliti uključuju aluminijev hidroksid Al(OH) 3, olovov hidroksid Pb(OH) 2, kositar hidroksid Sn(OH) 2 i druge.

Prosječne (normalne) soli, topljive u vodi, disociraju i stvaraju pozitivno nabijene metalne ione i negativno nabijene ione kiselinskog ostatka

Ca(NO3)2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Kisele soli (hidrosoli) su elektroliti koji sadrže vodik u anionu, koji se može odvojiti u obliku vodikovog iona H+. Disocijacija kiselih soli odvija se u fazama, na primjer:

1 stupanj KHCO 3
K + + HCO 3 –

Faza 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Stupanj elektrolitičke disocijacije u drugom stupnju je vrlo malen, pa kisela otopina soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.

Bazične soli (hidrokso soli) su elektroliti koji sadrže jednu ili više hidrokso skupina OH – u kationu bazične soli disociraju na bazične i kisele ostatke. Na primjer:

1 stupanj FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2. faza 2+
Fe 3+ + OH –

Dvostruke soli disociraju na metalne katione i anione

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

Kompleksne soli disociraju u kompleksni ion

K 3
3K + + 3-

Reakcije izmjene u otopinama elektrolita

Reakcije izmjene između elektrolita u otopini odvijaju se u smjeru vezanja iona i stvaranja slabo topljivih, plinovitih tvari ili slabih elektrolita. Ionsko-molekularne ili jednostavno ionske jednadžbe reakcija izmjene odražavaju stanje elektrolita u otopini. U ovim se jednadžbama jaki topljivi elektroliti pišu u obliku iona koji ih sačinjavaju, a slabi elektroliti, slabo topljive i plinovite tvari konvencionalno se pišu u molekularnom obliku, bez obzira jesu li izvorni reaktanti ili produkti reakcije. U ionsko-molekularnoj jednadžbi, identični ioni su eliminirani s obje strane. Kada sastavljate ionsko-molekularne jednadžbe, zapamtite da zbroj naboja na lijevoj strani jednadžbe mora biti jednak zbroju naboja na desnoj strani jednadžbe. Pri sastavljanju jednadžbi pogledajte tablicu. 1.2 aplikacije.

Na primjer, napišite ionsko-molekularne jednadžbe za reakciju između tvari Cu(NO 3) 2 i Na 2 S.

Jednadžba reakcije u molekulskom obliku:

Su(NO 3) 2 + Na 2 S = SuS +2NaNO3

Kao rezultat međudjelovanja elektrolita nastaje talog CuS.

Ionsko-molekulska jednadžba

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

Isključivanjem identičnih iona s obje strane jednadžbe Na + i NO 3 - dobivamo skraćenu ionsko-molekularnu jednadžbu reakcije:

Cu 2+ + S 2- = CuS

Disocijacija vode

Voda je slab elektrolit i u maloj mjeri disocira na ione

H 2 O
H + + OH -

K=

ili = K = K in

K in = 10 -14 naziva se ionski produkt vode i konstantna je vrijednost. Za čistu vodu pri 25 0 C koncentracije H + i OH - iona su međusobno jednake i jednake su 10 -7 mol/l, dakle · = 10 -14.

Za neutralne otopine =10 -7, za kisele otopine >10 -7, a za alkalne otopine<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.

U praksi se kiselost ili lužnatost otopine izražava na prikladniji način pomoću pH vrijednosti ili pOH.

pH =– log;

rON =– log[OH - ]

Na primjer, ako je = 10 -3 mol/l, tada je pH =– log = 3; ako je = 10 -8 mol/l, tada je pH =– log = 8. U neutralnoj sredini pH = 7, u kiseloj sredini pH< 7, в щелочной среде рН >7.

Približna reakcija otopine može se odrediti pomoću posebnih tvari koje se nazivaju indikatori, čija će se boja mijenjati ovisno o koncentraciji vodikovih iona.

ZAHTJEVI ZAŠTITE NA RADU

1. Pokusi s tvarima neugodnog mirisa i otrovnim tvarima moraju se provoditi u napi.

2. Prilikom prepoznavanja oslobađanja plina po mirisu, mlaz treba usmjeriti pokretima ruke iz posude prema sebi.

3. Prilikom izvođenja pokusa morate paziti da vam reagensi ne dospiju na lice, odjeću ili osobu koja stoji pokraj vas.

Kad zagrijavate tekućine, osobito kiseline i lužine, držite epruvetu s otvorom okrenutim od sebe.

Kada razrjeđujete sumpornu kiselinu, ne smijete dodavati vodu u kiselinu; kiselinu morate pažljivo, u malim obrocima, ulijevati u hladnu vodu, miješajući otopinu.

Sve boce s reagensima moraju biti zapečaćene odgovarajućim čepovima.

Reagensi preostali nakon rada ne smiju se izlijevati ili sipati u boce s reagensima (kako bi se izbjegla kontaminacija).

POSTUPAK IZVOĐENJA POSLA

Vježba 1. Promjena boje indikatora u neutralnim, kiselim i alkalnim sredinama.

Reagensi i oprema: lakmus; metiloranž; fenolftalein; otopina klorovodične kiseline HCl, 0,1 N; Otopina NaOH hidroksida, 0,1 N; epruvete

1. U tri epruvete ulijte 1-2 ml destilirane vode i dodajte indikatore: lakmus, metiloranž, fenolftalein. Zabilježite njihovu boju.

2. U tri epruvete ulijte 1-2 ml 0,1 otopine klorovodične kiseline i dodajte iste indikatore. Promatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.

3. U tri epruvete ulijte 1-2 ml 0,1 N otopine natrijevog hidroksida i dodajte iste indikatore. Promatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.

Rezultate promatranja prikažite u obliku tablice:

Zadatak 2. Relativna osnovna snaga

Reagensi i pribor: otopina kalcijevog klorida CaCl 2, 2N; Otopina NaOH hidroksida, 2N; otopina amonijevog hidroksida NH4OH, 2N; epruvete

U dvije epruvete ulijte 1-2 ml kalcijevog klorida, u prvu dodajte otopinu amonijevog hidroksida, a u drugu istu količinu otopine natrijeva hidroksida.

Zabilježite svoja zapažanja. Zaključite o stupnju disocijacije navedenih baza.

Zadatak 3. Reakcije izmjene između otopina elektrolita

Reagensi i oprema: otopina željeznog klorida FeCl 3, 0,1 N; otopina bakrenog sulfata CuSO 4, 0,1 N; otopina natrijevog karbonata Na2C03, 0,1 N; otopina NaOH hidroksida, 0,1 N; otopina klorovodične kiseline HCl, 0,1 N; otopina barijevog klorida BaCl 2, 0,1 N; otopina natrijevog sulfata Na 2 SO 4, 0,1 N; otopina kalijevog heksacijanoferata(II) K 4, 0,1 N; epruvete

a) Reakcije s nastankom netopljivih tvari (talog).

U prvu epruvetu ulijte 1-2 ml željeznog klorida FeCl3 i dodajte isti volumen natrijevog hidroksida NaOH, u drugu epruvetu - 1-2 ml BaCl2 i isti volumen natrijevog sulfata Na2SO4.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

b) Reakcije s nastajanjem plinova.

U epruvetu ulijemo 1-2 ml otopine natrijeva karbonata Na 2 CO 3 i dodamo isti volumen otopine klorovodične kiseline HCl.

Zabilježite svoja zapažanja (navedite boju i miris plina). Imenuj nastalu plinovitu tvar.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

c) Reakcije koje se odvijaju uz stvaranje tvari koje slabo disociraju.

U prvu epruvetu ulijte 1-2 ml otopine NaOH hidroksida i dodajte isti volumen otopine klorovodične kiseline HCl, u drugu epruvetu - 1-2 ml otopine bakrenog sulfata CuSO 4 dodajte isti volumen kalijevog heksacijanoferata (II. ) otopina K 4 .

Zapišite svoja zapažanja (označite boju nastalog taloga kompleksne soli bakrenog heksacijanoferata).

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

Zadatak 4. Razlika između dvostruke i složene soli

Reagensi i pribor: otopina željeznog klorida FeCl 3, 0,1 N; otopina kalijevog tiocijanata KSCN, 0,1 N; otopina željezo-amonijeve stipse NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1 N; otopina željezo-kalijeva sinoksida K 3; 0,1n; epruvete

1. U epruvetu ulijte otopinu željezovog klorida FeCl 3, zatim dodajte malo kalijevog tiocijanata KSCN. Zabilježite svoja zapažanja.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku. SCN ion je karakterističan reagens za Fe 3+ ion; njihova interakcija proizvodi rodan željezo Fe(SCN) 3, krvavocrvenu sol koja slabo disocira.

2. U jednu epruvetu ulijte otopinu željezo-amonijak stipsa NH 4 Fe(SO 4) 2 , u drugu otopinu željezo-kalijev sumpor-dioksid K 3 iu svaku ulijte malo otopine kalijevog tiocijanata KSCN.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

Zabilježite svoja zapažanja. U kojem se spoju nalazi željezni ion? U kojem je spoju ovaj ion vezan kao kompleksni ion?

Zadatak 5. Pomak u ionskoj ravnoteži kada se ion istog imena uvede u otopinu

NH4OH je slaba baza koja disocira prema jednadžbi:

NH4OH
NH 4 + +OH –

NH 4 Cl – disocira u otopini prema jednadžbi

NH4Cl
NH4++Cl

Reagensi i oprema: 0,1 m otopina amonijevog hidroksida NH 4 OH, 0,1 N; fenolftalein, kristalni amonijev klorid NH4Cl; epruvete

U epruvetu s otopinom NH 4 OH dodajte 2-3 kapi fenolftaleina koji je indikator za OH - skupinu, promiješajte i otopinu prelijte u dvije epruvete: jednu ostavite za usporedbu, dodajte prstohvat kristalni NH 4 Cl u drugu - opaža se slabljenje boje otopine.

Slabljenje grimizne boje otopine objašnjava se činjenicom da kada se u otopinu unese amonijev klorid, povećava se koncentracija iona NH 4 +, što pomiče ravnotežu ulijevo, a to dovodi do smanjenja koncentracija OH – iona u otopini.

Elektrolitička disocijacija kiselina

Kada se otope u vodi, kiseline, soli i baze disociraju na pozitivno i negativno nabijene ione (katione i anione). Odredimo karakteristične opće znakove disocijacije elektrolita svake klase spojeva.

Kao što se sjećate, kiseline se sastoje od vodika i kiselinskog ostatka povezanih kovalentnom polarnom vezom. U prethodnom odlomku smo na primjeru otapanja klorovodika ispitali kako se pod djelovanjem molekula vode polarna veza pretvara u ionsku vezu, a kiselina se raspada na vodikove katione i kloridne ione.

Dakle, sa stajališta Arrheniusove teorije elektrolitičke disocijacije,

Kiseline su elektroliti čijom disocijacijom nastaju kationi vodika i anioni kiselinskog ostatka.

Slično kloridnoj kiselini, dolazi do disocijacije drugih kiselina, na primjer nitratne:

Tijekom disocijacije molekule sulfatne kiseline broj vodikovih kationa dvostruko je veći od broja aniona kiselinskog ostatka – sulfatnih iona. Naboj aniona je -2 (u ionskim formulama napišite "2-"):

Nazivi aniona nastalih tijekom disocijacije kiselina podudaraju se s nazivima kiselinskih ostataka. Navedeni su u tablici topljivosti na zaletnom listu.

Lako je uočiti da pri disocijaciji raznih kiselina nastaju različiti anioni, ali kationi samo jedne vrste - vodikovi H+ kationi. To znači da upravo kationi vodika određuju karakteristična svojstva kiselina - kiseli okus, promjene boje indikatora, reakcije s aktivnim metalima, bazičnim oksidima, bazama i solima.

Polibazične kiseline disociraju postupno, eliminirajući vodikove ione sekvencijalno, jedan za drugim. Na primjer, u otopini sulfatne kiseline odvijaju se sljedeći procesi:

Kao što se može vidjeti iz gornjih jednadžbi za disocijaciju polibazične kiseline, anioni nastali tijekom postupne disocijacije u prvoj fazi sadrže ione vodika. To se odražava u nazivu aniona: HSO - - hidrogensulfatni ion.

Elektrolitička disocijacija ortofosfatne kiseline odvija se u tri faze:

Ukupna jednadžba za disocijaciju ortofosfatne kiseline ima oblik:

Dakle, svaka polibazna kiselina odgovara nekoliko aniona, a svi su oni istovremeno prisutni u otopini.

Imajte na umu da neke jednadžbe disocijacije imaju dvosmjerne strelice. Što oni znače saznat ćete u sljedećem odlomku.

Elektrolitička disocijacija baza

Baze se sastoje od kationa metalnih elemenata i hidroksidnih aniona. Kada baze disociraju, ti ioni prelaze u otopinu. Broj hidroksidnih iona nastalih tijekom disocijacije jednak je naboju iona metalnog elementa. Dakle, s gledišta teorije elektrolitičke disocijacije

Baze su elektroliti koji disociraju na metalne katione i hidroksidne anione.

Razmotrimo jednadžbe bazne disocijacije na primjeru disocijacije natrijevih i barijevih hidroksida:

Kada se baze disociraju, nastaju anioni jedne vrste - hidroksidni ioni, koji određuju sva karakteristična svojstva alkalijskih otopina: sposobnost promjene boje indikatora, reagiranje s kiselinama, kiselim oksidima i solima.

Elektrolitička disocijacija soli

Soli se tvore od kationa metalnog elementa i aniona kiselinskog ostatka. Kada se soli otope u vodi, ti ioni prelaze u otopinu.

Soli su elektroliti koji disociraju na katione metalnog elementa i anione kiselinskog ostatka.

Razmotrimo disocijaciju soli na primjeru disocijacije kalijevog nitrata:

Druge soli disociraju na sličan način, na primjer kalcijev nitrat i kalijev ortofosfat:

U jednadžbama disocijacije soli naboj kationa u apsolutnoj vrijednosti jednak je oksidacijskom stanju metalnog elementa, a naboj aniona je zbroj oksidacijskih stanja elemenata u kiselinskom ostatku. Na primjer, kuprum(P) sulfat se razgrađuje na ione

i željezov(III) nitrat – u ione

Naboj kationa metalnih elemenata u većini slučajeva može se odrediti prema periodnom sustavu. Naboji kationa metalnih elemenata glavnih podskupina obično su jednaki broju skupine u kojoj se element nalazi:

Metalni elementi sekundarnih podskupina obično tvore nekoliko iona, na primjer Fe 2 +, Fe 3 +.

Naboje kiselinskih ostataka lakše je odrediti prema broju vodikovih iona u molekuli kiseline, kao što ste to učinili u 8. razredu. Naboji nekih kiselinskih ostataka dani su u tablici topljivosti na zaletnici.

Imajte na umu da u jednadžbama disocijacije za kiseline, baze i soli, ukupni naboj kationa i aniona mora biti nula, budući da je svaka tvar električki neutralna.

Postepena disocijacija omogućuje postojanje kiselih i bazičnih soli. Kisele soli sadrže ione vodika, poput kiselina. Zato se takve soli nazivaju kiselim. I bazične soli sadrže hidroksidne ione, baš kao i baze.

U prvom stupnju disocijacije sulfatne kiseline nastaje hidrogensulfatni ion HSO-, zbog čega postoje kisele soli: NaHSO 4 (natrijev hidrogensulfat), Al(HSO 4) 3 (aluminijev hidrogensulfat) itd. Ortofosfatna kiselina karakteriziraju i kisele soli K 2 HPO 4 (kalijev hidrogen ortofosfat) ili KH 2 PO 4 (kalijev dihidrogen ortofosfat).

U otopinama kisele soli disociraju u dvije faze:

Kisele soli su karakteristične samo za višebazične kiseline, budući da disociraju u stupnjevima. Jedina iznimka je jednobazna kiselina, fluor. Zbog vodikovih veza u otopini ove kiseline prisutne su čestice H 2 F 2, a fluorna kiselina može tvoriti kiselu sol sastava KHF 2.

Neki netopljivi hidroksidi tvore katione koji sadrže hidroksidni ion. Na primjer, aluminij je sadržan u kationu AlOH 2+, zbog čega postoji sol sastava AlOHCl 2 (aluminijev hidroksiklorid). Ova se sol naziva bazičnom.

Ključna ideja

Kontrolna pitanja

100. Definirajte kiseline, baze i soli sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije.

101. Koja je osobitost disocijacije višebazičnih kiselina u odnosu na jednobazične kiseline? Objasnite na primjeru sulfatne kiseline.

Zadaci za svladavanje gradiva

102. Kao rezultat disocijacije molekule kiseline nastao je ion s nabojem 3—. Koliko je vodikovih iona nastalo u ovom slučaju?

103. Sastavite jednadžbe elektrolitičke disocijacije kiselina: karbonatne, bromidne, nitritne. Imenuj nastale anione.

104. Koja će od sljedećih kiselina stupnjevito disocirati: HCl, H 2 CO 3, HNO 3, H 2 S, H 2 SO 3? Svoj odgovor potvrdite jednadžbama reakcija.

105. Sastavite jednadžbe za disocijaciju soli: magnezijev nitrat, aluminijev klorid, barijev bromid, natrijev karbonat, natrijev ortofosfat.

106. Navedite jedan primjer soli pri čijoj disocijaciji 1 mol tvari nastaje: a) 2 mola iona; b) 3 mola iona; c) 4 mola iona; d) 5 mola iona. Zapišite jednadžbe disocijacije.

107. Napiši naboje iona u tvarima: a) Na 2 S, Na 2 SO 4, Na 3 PO 4, AlPO 4;

b) NaHSO4, Mg(HSO4)2, CaHPO4, Ba(OH)2. Imenuj te tvari.

108. Sastavite jednadžbe elektrolitičke disocijacije tvari: kalijev hidroksid, barijev sulfid, željezov(III) nitrat, magnezijev klorid, aluminijev sulfat.

109. Napišite formulu za tvar čijom disocijacijom nastaju kalcijevi ioni i hidroksidni ioni.

110. Iz popisa tvari posebno napiši elektrolite i neelektrolite: 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. Napišite jednadžbe disocijacije elektrolita.

111. Pri disocijaciji određenog nitrata nastao je 1 mol kationa s nabojem 2+. Kolika je količina nitratnih iona nastala?

112. Sastavite formule i napišite jednadžbe disocijacije ferum(P) sulfata i ferum(III) sulfata. Po čemu se ove soli razlikuju?

113. Navedite jedan primjer jednadžbi disocijacije soli u skladu s dijagramima (slovo M označava metalni element, a X je kiselinski ostatak): a) MX ^ M 2+ + X 2-; b) MX3 ^ M 3+ + 3X - ;

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

114. Otopina sadrži ione K+, Mg 2 +, NO-, SO4 -. Koje su tvari otopljene? Dajte dva moguća odgovora.

115*. Sastavite jednadžbe disocijacije za one elektrolite koji tvore kloridne ione: CrCl 3, KClO 3, BaCl 2, Ca(ClO) 2, HClO 4, MgOHCl.

Ovo je udžbenički materijal