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 i druge;
• neki teško topljivi metalni hidroksidi: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 i drugi; kao i amonijev hidroksid NH 4 OH.

Književnost

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Fizička i koloidna kemija" M: Viša škola, 1975.

Zaklada Wikimedia. 2010. godine.

Pogledajte što je "slabi elektroliti" u drugim rječnicima:

slabi elektroliti- - elektroliti, koji u vodenim otopinama lagano disociraju na ione. Proces disocijacije slabih elektrolita je reverzibilan i pokorava se zakonu djelovanja mase. Opća kemija: udžbenik / A. V. Zholnin ... Kemijski pojmovi

Tvari s ionskom vodljivošću; nazivaju se vodiči druge vrste, prolaz struje kroz njih prati prijenos tvari. Elektroliti uključuju rastaljene soli, okside ili hidrokside, kao i (što se značajno događa ... ... Collier Encyclopedia

U širem smislu, tekuće ili kruto u va i sustavima, u kojima su ioni prisutni u zamjetnoj koncentraciji, što uzrokuje prolaz elektriciteta kroz njih. struja (ionska vodljivost); u užem smislu u va, koji se raspadaju na ione u pre. Prilikom otapanja E. ... ... Fizička enciklopedija

elektroliti- tekuće ili krute tvari u kojima se, kao rezultat elektrolitičke disocijacije, stvaraju ioni u bilo kojoj zamjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolazak istosmjerne električne struje. Elektroliti u otopinama ... ... Enciklopedijski rječnik metalurgije

U wa, u k ryh u zamjetnoj koncentraciji postoje ioni koji uzrokuju prolaz električne. struja (ionska vodljivost). E. tzv. vodiči druge vrste. U užem smislu riječi, E. u va, molekule do ryh u p re zbog elektrolitičkih ... ... Kemijska enciklopedija

- (od Electro ... i grč. lytos razgradljiv, topiv) tekuće ili krute tvari i sustavi u kojima su ioni prisutni u bilo kakvoj zamjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolazak električne struje. U užem smislu, E. ... ... Velika sovjetska enciklopedija

Ovaj izraz ima i druga značenja, vidi Disocijacija. Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje elektrolita na ione kada se on otopi ili tali. Sadržaj 1 Disocijacija u otopinama 2 ... Wikipedia

Elektrolit je tvar čija talina ili otopina provodi električnu struju zbog disocijacije na ione, ali sama tvar ne provodi električnu struju. Primjeri elektrolita su otopine kiselina, soli i baza. ... ... Wikipedia

Elektrolit je kemijski pojam koji označava tvar čija talina ili otopina provodi električnu struju zbog disocijacije na ione. Primjeri elektrolita su kiseline, soli i baze. Elektroliti su vodiči druge vrste, ... ... Wikipedia

Disocijacija elektrolita kvantitativno je karakterizirana stupnjem disocijacije. Stupanj disocijacije a–je omjer broja molekula disociranih na ione N dis.,na ukupan broj otopljenih molekula elektrolita N :

a =

a je udio molekula elektrolita razloženih na ione.

Stupanj disocijacije elektrolita ovisi o mnogim čimbenicima: prirodi elektrolita, prirodi otapala, koncentraciji otopine i temperaturi.

Prema sposobnosti disocijacije elektroliti se uvjetno dijele na jake i slabe. Nazivaju se elektroliti koji u otopini postoje samo kao ioni snažna . Elektroliti, koji su u otopljenom stanju dijelom u obliku molekula, a dijelom u obliku iona, nazivaju se slab .

U jake elektrolite spadaju gotovo sve soli, neke kiseline: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hidroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala (vidi dodatak, tablica 6).

Proces disocijacije jakih elektrolita ide do kraja:

HNO 3 \u003d H + + NO 3 -, NaOH \u003d Na + + OH -,

a u jednadžbama disocijacije stavljaju se predznaci jednakosti.

Što se tiče jakih elektrolita, koncept "stupnja disocijacije" je uvjetan. " Prividni" stupanj disocijacije (a svaki) ispod istinitog (vidi dodatak, tablica 6). S povećanjem koncentracije jakog elektrolita u otopini povećava se međudjelovanje suprotno nabijenih iona. Kada se međusobno dovoljno približe, formiraju suradnike. Ioni u njima su odvojeni slojevima polarnih molekula vode koji okružuju svaki ion. To utječe na smanjenje električne vodljivosti otopine, tj. stvara se učinak nepotpune disocijacije.

Da bi se ovaj učinak uzeo u obzir, uvodi se koeficijent aktivnosti g, koji opada s porastom koncentracije otopine, varirajući od 0 do 1. Da bi se kvantitativno opisala svojstva otopina jakih elektrolita, koristi se veličina tzv. aktivnost (a).

Pod aktivnošću iona podrazumijeva se ona njegova učinkovita koncentracija, prema kojoj on djeluje u kemijskim reakcijama.

Ionska aktivnost ( a) jednaka je njegovoj molarnoj koncentraciji ( IZ) pomnoženo faktorom aktivnosti (g):

a = g IZ.

Korištenje aktivnosti umjesto koncentracije omogućuje primjenu zakonitosti utvrđenih za idealna rješenja na rješenja.

U slabe elektrolite spadaju neke mineralne (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) i većina organskih kiselina (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 itd.), amonijev hidroksid NH 4 OH i sve u vodi slabo topive baze, organski amini.

Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilna. U otopinama slabih elektrolita uspostavlja se ravnoteža između iona i nedisociranih molekula. U odgovarajućim jednadžbama disocijacije stavlja se predznak reverzibilnosti (""). Na primjer, jednadžba disocijacije za slabu octenu kiselinu napisana je na sljedeći način:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

U otopini slabog binarnog elektrolita ( KA) uspostavlja se sljedeća ravnoteža, karakterizirana konstantom ravnoteže koja se naziva konstanta disocijacije Do d:

KA "K + + A -,

.

Ako se otopi u 1 litri otopine IZ mola elektrolita KA a stupanj disocijacije jednak je a, što znači da disocirano aS molova elektrolita i svaki je ion nastao prema aS madeži. ostaje u nedisociranom stanju ( IZ – aS) madeži KA.

KA « K + + A - .

C - aC aC aC

Tada će konstanta disocijacije biti jednaka:

(6.1)

Budući da konstanta disocijacije ne ovisi o koncentraciji, izvedena relacija izražava ovisnost stupnja disocijacije slabog binarnog elektrolita o njegovoj koncentraciji. Jednadžba (6.1) pokazuje da smanjenje koncentracije slabog elektrolita u otopini dovodi do povećanja stupnja njegove disocijacije. Jednadžba (6.1) izražava Ostwaldov zakon razrjeđenja .

Za vrlo slabe elektrolite (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

Do d a 2 C, ili a» (6.2)

Konstanta disocijacije za svaki elektrolit je konstantna na danoj temperaturi, ne ovisi o koncentraciji otopine i karakterizira sposobnost elektrolita da se raspadne na ione. Što je veći Kd, elektrolit više disocira na ione. Konstante disocijacije slabih elektrolita prikazane su u tabeli (vidi Dodatak, Tablica 3).

Mjerenje stupnja disocijacije raznih elektrolita pokazalo je da pojedini elektroliti pri istoj normalnoj koncentraciji otopina vrlo različito disociraju na ione.

Posebno je velika razlika u vrijednostima stupnja disocijacije kiselina. Na primjer, dušična i klorovodična kiselina u 0,1 N. otopine se gotovo potpuno razlažu na ione; ugljična, cijanovodična i druge kiseline disociraju pod istim uvjetima samo u maloj mjeri.

Od baza topljivih u vodi (lužina), hidrat amonijevog oksida slabo disocira, preostale lužine dobro disociraju. Sve soli, uz nekoliko izuzetaka, također dobro disociraju na ione.

Razlika u vrijednostima stupnja disocijacije pojedinih kiselina posljedica je prirode valentne veze između atoma koji tvore njihove molekule. Što je veza između vodika i ostatka molekule polarnija, to se lakše odvaja, to će kiselina više disocirati.

Elektroliti koji dobro disociraju na ione nazivamo jakim elektrolitima, za razliku od slabih elektrolita koji u vodenim otopinama tvore samo mali broj iona. Otopine jakih elektrolita zadržavaju visoku električnu vodljivost čak i pri vrlo visokim koncentracijama. Obrnuto, električna vodljivost otopina slabih elektrolita brzo opada s porastom koncentracije. u jake elektrolite spadaju kiseline poput klorovodične, dušične, sumporne i neke druge, zatim lužine (osim NH 4 OH) i gotovo sve soli.

Polionske kiseline i polikisele baze disociraju u stupnjevima. Tako, na primjer, molekule sumporne kiseline prije svega disociraju prema jednadžbi

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

ili preciznije:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4'

Eliminacija drugog iona vodika prema jednadžbi

HSO 4 ‘⇄ H + SO 4 »

ili

HSO 4 '+ H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

to je već mnogo teže, budući da mora nadvladati privlačnost dvostruko nabijenog iona SO 4 ”, koji, naravno, privlači vodikov ion k sebi jače nego jednostruko nabijeni ion HSO 4 '. Stoga se drugi stupanj disocijacije ili, kako se kaže, sekundarna disocijacija događa u mnogo manjemstupnja od primarne, a obične otopine sumporne kiseline sadrže samo mali broj iona SO 4 "

Fosforna kiselina H 3 RO 4 disocira u tri koraka:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO4 »

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Molekule H 3 RO 4 snažno disociraju na H i H 2 RO 4 ione. Ioni H 2 PO 4 ' ponašaju se kao slabija kiselina, te u manjoj mjeri disociraju na H i HPO 4'. HPO 4 ioni, s druge strane, disociraju kao vrlo slaba kiselina i gotovo ne daju H ione

i PO četiri "'

Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne skupine u molekuli također disociraju u koracima. Na primjer:

Va(OH) 2 ⇄ BaOH + OH'

VaOH ⇄ Va + OH'

Što se tiče soli, normalne soli uvijek disociraju na metalne ione i kiselinske ostatke. Na primjer:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl 'Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "

Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, disociraju u koracima. Na primjer:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 ‘⇄ H + CO 3 »

Međutim, drugi stupanj je vrlo malen, tako da otopina kisele soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.

Bazične soli disociraju na ione bazičnih i kiselinskih ostataka. Na primjer:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Cl"

Sekundarna disocijacija iona glavnih ostataka na metalne i hidroksilne ione gotovo se ne događa.

U tablici. 11 prikazuje numeričke vrijednosti stupnja disocijacije nekih kiselina, baza i soli u 0 , 1 n. rješenja.

Smanjuje se povećanjem koncentracije. Stoga su u vrlo koncentriranim otopinama čak i jake kiseline relativno slabo disocirane. Za

Tablica 11

Kiseline, baze i soli u 0,1 N.otopine na 18°

elektrolit	Formula	Stupanj disocijacije u %
kiseline
Sol	HCl	92
bromovodična	HBr	92
hidrojodid	HJ	. 92
Dušik	HNO3	92
sumporna	H 2 SO 4	58
sumporast	H 2 SO 3	34
Fosforna	H 3 PO 4	27
Fluorovodična	HF	8,5
Octena	CH3COOH	1,3
Ugljen	H2 CO3	0,17
Sumporovodik	H 2 S	0,07
cijanovodična	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
Temelji
barijev hidroksid	Ba (OH) 2	92
kaustična potaša	kon	89
Natrijev hidroksid	NaON	84
amonijev hidroksid	NH4OH	1,3
sol
Klorid	Kcl	86
Amonijev klorid	NH4Cl	85
Klorid	NaCl	84
Nitrat	KNO 3	83
	AgNO3	81
octena kiselina	NaCH3COO	79
Klorid	ZnCl 2	73
sulfat	Na 2 SO 4	69
sulfat	ZnSO4	40
Sulfat

Jaki i slabi elektroliti

U otopinama nekih elektrolita samo dio molekula disocira. Za kvantitativnu karakteristiku jakosti elektrolita uveden je pojam stupnja disocijacije. Omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju molekula otopljene tvari naziva se stupanj disocijacije a.

gdje je C koncentracija disociranih molekula, mol/l;

C 0 - početna koncentracija otopine, mol / l.

Prema stupnju disocijacije svi elektroliti se dijele na jake i slabe. U jake elektrolite spadaju oni čiji je stupanj disocijacije veći od 30% (a > 0,3). To uključuje:

jake kiseline (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· topljivi hidroksidi, osim NH 4 OH;

topljive soli.

Elektrolitička disocijacija jakih elektrolita nastavlja se nepovratno

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Slabi elektroliti imaju stupanj disocijacije manji od 2% (a< 0,02). К ним относятся:

Slabe anorganske kiseline (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 itd.) i sve organske, na primjer, octena kiselina (CH 3 COOH);

· netopljivi hidroksidi, kao i topljivi hidroksid NH 4 OH;

netopljive soli.

Elektroliti sa srednjim vrijednostima stupnja disocijacije nazivaju se elektroliti srednje jakosti.

Stupanj disocijacije (a) ovisi o sljedećim čimbenicima:

o prirodi elektrolita, odnosno o vrsti kemijskih veza; do disocijacije najlakše dolazi na mjestu najpolarnijih veza;

od prirode otapala - što je otapalo polarnije, to je proces disocijacije lakši u njemu;

na temperaturu - povećanje temperature pojačava disocijaciju;

na koncentraciju otopine – kada se otopina razrijedi povećava se i disocijacija.

Kao primjer ovisnosti stupnja disocijacije o prirodi kemijskih veza, razmotrite disocijaciju natrijevog hidrosulfata (NaHSO 4), u čijoj molekuli postoje sljedeće vrste veza: 1-ion; 2 - polarni kovalentni; 3 - veza između atoma sumpora i kisika je niskog polariteta. Do kidanja najlakše dolazi na mjestu ionske veze (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. zatim na mjestu polarne veze manjeg stupnja: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. kiselinski ostatak ne disocira na ione.

Stupanj disocijacije elektrolita jako ovisi o prirodi otapala. Na primjer, HCl snažno disocira u vodi, slabije u etanolu C 2 H 5 OH, gotovo ne disocira u benzenu, u kojem praktički ne provodi električnu struju. Otapala s velikom permitivnošću (e) polariziraju molekule otopljene tvari i s njima stvaraju solvatizirane (hidratizirane) ione. Na 25 0 S e (H 2 O) = 78,5, e (C 2 H 5 OH) = 24,2, e (C 6 H 6) = 2,27.

U otopinama slabih elektrolita proces disocijacije teče reverzibilno i stoga su zakoni kemijske ravnoteže primjenjivi na ravnotežu u otopini između molekula i iona. Dakle, za disocijaciju octene kiseline

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Konstanta ravnoteže K s bit će određena kao

K c \u003d K d \u003d CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.

Konstanta ravnoteže (K c) za proces disocijacije naziva se konstanta disocijacije (K d). Njegova vrijednost ovisi o prirodi elektrolita, otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji elektrolita u otopini. Konstanta disocijacije je važna karakteristika slabih elektrolita, budući da pokazuje snagu njihovih molekula u otopini. Što je manja konstanta disocijacije, to elektrolit slabije disocira i njegove molekule su stabilnije. S obzirom da se stupanj disocijacije, za razliku od konstante disocijacije, mijenja s koncentracijom otopine, potrebno je pronaći odnos između K d i a. Ako se početna koncentracija otopine uzme jednakom C, a stupanj disocijacije koji odgovara ovoj koncentraciji a, tada će broj disociranih molekula octene kiseline biti jednak C. Budući da

CCH 3 COO - \u003d C H + \u003d a C,

tada će koncentracija neraspadnutih molekula octene kiseline biti jednaka (C - a C) ili C (1- a C). Odavde

K d \u003d aC a C / (C - a C) \u003d a 2 C / (1- a). (jedan)

Jednadžba (1) izražava Ostwaldov zakon razrjeđenja. Za vrlo slabe elektrolite a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (K / C). (2)

Kao što se može vidjeti iz formule (2), sa smanjenjem koncentracije otopine elektrolita (kada se razrijedi), povećava se stupanj disocijacije.

Slabi elektroliti disociraju u fazama, na primjer:

1 stupanj H 2 CO 3 "H + + HCO - 3,

2 stupnja HCO - 3 "H + + CO 2 - 3.

Takve elektrolite karakterizira nekoliko konstanti - ovisno o broju stupnjeva razgradnje na ione. Za ugljičnu kiselinu

K 1 \u003d CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 \u003d 4,45 × 10 -7; K 2 \u003d CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 \u003d 4,7 × 10 -11.

Kao što se može vidjeti, razgradnja na ione ugljične kiseline određena je uglavnom prvom fazom, dok se druga može manifestirati samo kada je otopina jako razrijeđena.

Ukupna ravnoteža H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 odgovara ukupnoj konstanti disocijacije

K d \u003d C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

Vrijednosti K 1 i K 2 međusobno su povezane relacijom

K d \u003d K 1 K 2.

Baze viševalentnih metala disociraju na sličan način. Na primjer, dva koraka disocijacije bakrenog hidroksida

Cu (OH) 2 "CuOH + + OH -,

CuOH + "Cu 2+ + OH -

odgovaraju konstantama disocijacije

K 1 \u003d CCuOH + SON - / CCu (OH) 2 i K 2 \u003d Ccu 2+ SON - / CCuOH +.

Budući da su jaki elektroliti potpuno disocirani u otopini, sam pojam konstanta disocijacije za njih je besmislen.

Disocijacija raznih klasa elektrolita

Sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije kiselina naziva se tvar, tijekom disocijacije koje kao kation nastaje samo hidratirani vodikov ion H 3 O (ili jednostavno H +).

temelj Tvar se naziva tvar koja u vodenoj otopini stvara OH hidroksidne ione kao anion i nikakve druge anione.

Prema Bronstedovoj teoriji, kiselina je donor protona, a baza je akceptor protona.

Jakost baza, kao i jakost kiselina, ovisi o vrijednosti konstante disocijacije. Što je konstanta disocijacije veća, to je elektrolit jači.

Postoje hidroksidi koji mogu djelovati i tvoriti soli ne samo s kiselinama, već i s bazama. Takvi hidroksidi nazivaju se amfoteran. To uključuje Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Njihova svojstva su posljedica činjenice da slabo disociraju prema vrsti kiselina i vrsti baza.

H++RO- « ROH « R + + OH -.

Ta se ravnoteža objašnjava činjenicom da se jakost veze između metala i kisika malo razlikuje od jakosti veze između kisika i vodika. Stoga, kada berilijev hidroksid reagira s klorovodičnom kiselinom, dobiva se berilijev klorid

Be (OH) 2 + HCl \u003d BeCl 2 + 2H 2 O,

a pri interakciji s natrijevim hidroksidom - natrijevim berilatom

Be (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

sol mogu se definirati kao elektroliti koji disociraju u otopini da bi stvorili katione koji nisu vodikovi kationi i anione koji nisu hidroksidni ioni.

Srednje soli, dobiveni potpunom zamjenom vodikovih iona odgovarajućih kiselina metalnim kationima (ili NH + 4), potpuno disociraju Na 2 SO 4 "2Na + + SO 2- 4.

Kisele soli razdvojiti se u koracima

1 stupanj NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2 stupnja HSO - 4 "H + + SO 2-4.

Stupanj disocijacije u 1. stupnju je veći nego u 2. stupnju, a što je kiselina slabija, to je niži stupanj disocijacije u 2. stupnju.

bazične soli, dobiveni nepotpunom zamjenom hidroksidnih iona s kiselim ostacima, također disociraju u koracima:

1 korak (CuOH) 2 SO 4 "2 CuOH + + SO 2- 4,

2 stupanj CuOH + "Cu 2+ + OH -.

Bazične soli slabih baza disociraju uglavnom u 1. koraku.

kompleksne soli, koji sadrže kompleksni kompleksni ion koji zadržava svoju stabilnost nakon otapanja, disociraju na kompleksni ion i ione vanjske sfere

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 "2+ + SO 2 - 4.

U središtu kompleksnog iona nalazi se atom – sredstvo za kompleksiranje. Tu ulogu obično obavljaju metalni ioni. U blizini kompleksirajućih sredstava nalaze se (koordinirane) polarne molekule ili ioni, a ponekad i oboje zajedno, tzv. ligandi. Kompleksno sredstvo, zajedno s ligandima, čini unutarnju sferu kompleksa. Ioni koji se nalaze daleko od agensa za kompleksiranje, manje su povezani s njim, nalaze se u vanjskom okruženju kompleksnog spoja. Unutarnja sfera obično je u uglastim zagradama. Naziva se broj koji označava broj liganada u unutarnjoj sferi koordinirajući. Kemijske veze između složenih i jednostavnih iona relativno se lako prekidaju u procesu elektrolitičke disocijacije. Veze koje dovode do stvaranja složenih iona nazivaju se donor-akceptorske veze.

Ioni vanjske sfere lako se odvajaju od kompleksnog iona. Ova se disocijacija naziva primarna. Reverzibilna dezintegracija unutarnje sfere je mnogo teža i naziva se sekundarna disocijacija.

Cl " + + Cl - - primarna disocijacija,

+ « Ag + +2 NH 3 - sekundarna disocijacija.

sekundarna disocijacija, poput disocijacije slabog elektrolita, karakterizirana je konstantom nestabilnosti

Gnijezditi se. \u003d × 2 / [ + ] \u003d 6,8 ​​× 10 -8.

Konstante nestabilnosti (K inst.) raznih elektrolita mjera su stabilnosti kompleksa. Što je manje K gnijezda. , to je kompleks stabilniji.

Dakle, među istim tipom spojeva:

-	+	+	+
K gnijezdo \u003d 1,3 × 10 -3	K gnijezdo \u003d 6,8 ​​× 10 -8	K gnijezdo \u003d 1 × 10 -13	K gnijezdo \u003d 1 × 10 -21

stabilnost kompleksa raste s prijelazom s - na + .

Vrijednosti konstante nestabilnosti dane su u referentnim knjigama o kemiji. Pomoću ovih vrijednosti moguće je predvidjeti tijek reakcija između kompleksnih spojeva s velikom razlikom u konstantama nestabilnosti, reakcija će ići prema stvaranju kompleksa s manjom konstantom nestabilnosti.

Kompleksna sol s nestabilnim kompleksnim ionom naziva se dupla sol. Dvostruke soli, za razliku od složenih, disociraju na sve ione koji čine njihov sastav. Na primjer:

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

NH 4 Fe (SO 4) 2 "NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.

RJEŠENJA
TEORIJA ELEKTROLITSKE DISOCIJACIJE

ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

(S. Arrhenius, 1887.)

1. Kada se otope u vodi (ili rastale), elektroliti se razgrađuju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

2. Pod djelovanjem električne struje kationi (+) se kreću prema katodi (-), a anioni (-) prema anodi (+).

3. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obratna reakcija naziva se molarizacija).

4. Stupanj elektrolitičke disocijacije ( a ) ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji. Prikazuje omjer broja molekula razloženih na ione ( n ) na ukupan broj molekula unesenih u otopinu ( N).

a = n / N0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije ionskih tvari

Pri otapanju spojeva s ionskim vezama ( npr. NaCl ) proces hidratacije počinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i lica kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode s njima stvaraju vodikove ili donorsko-akceptorske veze. Ovim procesom oslobađa se velika količina energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je vrijednost usporediva s energijom kristalne rešetke, ide na razaranje kristalne rešetke. U tom slučaju hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u otapalo i, miješajući se s njegovim molekulama, tvore otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih tvari

Slično disociraju i tvari čije su molekule građene prema tipu polarne kovalentne veze (polarne molekule). Oko svake polarne molekule materije ( npr. HCl ), dipoli vode su usmjereni na određeni način. Kao rezultat interakcije s vodenim dipolima, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, tada se lako stvaraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija tvari, koja se nastavlja stvaranjem slobodnih iona, objašnjava električnu vodljivost otopina.

Proces elektrolitičke disocijacije obično se zapisuje u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja otapala ( H2O ), iako je on glavni suradnik.

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

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

HNO 3 "H + + NO 3 -

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

Iz električne neutralnosti molekula slijedi da ukupni naboj kationa i aniona mora biti jednak nuli.

Na primjer, za

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

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

Jaki elektroliti

To su tvari koje se otopljene u vodi gotovo potpuno razlažu na ione. U jake elektrolite u pravilu spadaju tvari s ionskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko topive soli, jake kiseline ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) i jake baze ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U otopini jakog elektrolita otopljena se tvar nalazi uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema.

Slabi elektroliti

Tvari koje djelomično disociraju na ione. Otopine slabih elektrolita, uz ione, sadrže i nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju iona u otopini.

Slabi elektroliti uključuju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH3COOH, C2H5COOH, itd.);

2) neke anorganske kiseline ( H2CO3, H2S, itd.);

3) gotovo sve soli topljive u vodi, baze i amonijev hidroksid(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) voda.

Oni slabo (ili gotovo ne provode) struju.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (prvi korak)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (drugi korak)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (prva faza)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (druga faza)

Neelektroliti

Tvari čije vodene otopine i taline ne provode struju. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Plinovi, čvrste tvari (nemetali), organski spojevi (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stupanj disocijacije. Konstanta disocijacije

Koncentracija iona u otopinama ovisi o tome koliko potpuno dati elektrolit disocira na ione. U otopinama jakih elektrolita, čija se disocijacija može smatrati potpunom, koncentracija iona može se lako odrediti iz koncentracije (c) i sastav molekule elektrolita (stehiometrijski indeksi), na primjer :

Koncentracije iona u otopinama slabih elektrolita kvalitativno su karakterizirane stupnjem i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije (a) je omjer broja molekula koje su se raspale u ione ( n ) na ukupan broj otopljenih molekula ( N):

a = n / N

i izražava se u dijelovima jedinice ili u % ( a \u003d 0,3 - uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Primjer

Odredite molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2SO4 i CH3COOH.

Stupanj disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Riješenje

KBr, Ba (OH) 2 i H 2 SO 4 - jaki elektroliti koji potpuno disociraju(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01M

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

0,01M

0,02M

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0,02M

[SO42-] = 0,01 M

NH 4 OH i CH 3 COOH - slabi elektroliti(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH3COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M

Stupanj disocijacije ovisi o koncentraciji otopine slabog elektrolita. Kada se razrijedi vodom, stupanj disocijacije se uvijek povećava, jer povećava se broj molekula otapala ( H2O ) po molekuli otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom bi se slučaju trebala pomaknuti u smjeru stvaranja produkta, tj. hidratizirani ioni.

Stupanj elektrolitičke disocijacije ovisi o temperaturi otopine. Obično se s povećanjem temperature povećava stupanj disocijacije, jer aktiviraju se veze u molekulama, one postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija iona u slaboj otopini elektrolita može se izračunati poznavajući stupanj disocijacijeai početna koncentracija tvaric u otopini.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH ako je stupanj disocijacije 0.01.

Riješenje

Koncentracije molekula NH4OH , koji će se do trenutka ravnoteže raspasti na ione, bit će jednakac. Koncentracija iona NH 4 - i OH - - bit će jednaka koncentraciji disociranih molekula i jednakaac(prema jednadžbi elektrolitičke disocijacije)

NH4OH		NH4+		Oh-
c - a c

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

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

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer umnoška ravnotežnih koncentracija iona i potencije odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata prema koncentraciji nedisociranih molekula.

To je konstanta ravnoteže procesa elektrolitičke disocijacije; karakterizira sposobnost tvari da se razgradi na ione: što je veća K D , veća je koncentracija iona u otopini.

Disocijacije slabih polibazičnih kiselina ili polikiselih baza odvijaju se u fazama, odnosno za svaku fazu postoji vlastita konstanta disocijacije:

Prva razina:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

Drugi korak:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

Treći korak:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

Primjer

Dobijte jednadžbu koja povezuje stupanj elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) s konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu monobazičnu kiselinu NA .

HA «H++A+

K D = () /

Ako se označi ukupna koncentracija slabog elektrolitac, zatim ravnotežne koncentracije H + i A - su jednaki aci koncentracija nedisociranih molekula UKLJUČENO - (c - a c) \u003d c (1 - a)

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

U slučaju vrlo slabih elektrolita ( a £ 0,01 )

K D = c a 2 ili a = \ é (K D / c )

Primjer

Izračunajte stupanj disocijacije octene kiseline i koncentraciju iona H + u 0,1 M otopini ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Riješenje

Upotrijebimo Ostwaldov zakon razrjeđenja

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

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

Proizvod topljivosti

Definicija

Stavite malo teško topive soli u čašu, npr. AgCl a talogu dodati destiliranu vodu. Istovremeno, ioni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih dipola vode, postupno se odvajaju od kristala i prelaze u otopinu. Sudarajući se u otopini, ioni Ag+ i Cl- tvore molekule AgCl i taložen na površini kristala. Dakle, u sustavu se događaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj iona prelazi u otopinu u jedinici vremena Ag+ i Cl- koliko ih je deponirano. Akumulacija iona Ag+ i Cl- zaustavlja se u otopini, ispada zasićena otopina. Stoga ćemo razmotriti sustav u kojem dolazi do taloga teško topljive soli u dodiru sa zasićenom otopinom te soli. U ovom slučaju odvijaju se dva međusobno suprotna procesa:

1) Prijelaz iona iz taloga u otopinu. Brzina ovog procesa može se smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V1 = K1;

2) Taloženje iona iz otopine. Brzina ovog procesa V 2 ovisi o koncentraciji iona Ag + i Cl -. Prema zakonu djelovanja mase:

V 2 \u003d k 2

Budući da je sustav u ravnoteži, dakle

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (pri T = const)

Na ovaj način, umnožak koncentracija iona u zasićenoj otopini teško topljivog elektrolita pri konstantnoj temperaturi je konstantan veličina. Ova se vrijednost nazivaprodukt topljivosti(ETC).

U navedenom primjeru ITD AgCl = [Ag+][Cl-] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih iona, koncentracija tih iona mora se podići na odgovarajuću snagu prilikom izračuna produkta topljivosti.

Na primjer, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

U općem slučaju, izraz za produkt topljivosti za elektrolit je A m B n

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

Vrijednosti proizvoda topljivosti za različite tvari su različite.

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

ITD lako izračunati, znajući c kreativnost spoja pri datom t°.

Primjer 1

Topljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9 10 -3 g/l. Pronađite PR CaCO 3 .

Riješenje

Topljivost izražavamo u molovima:

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

M CaCO3

Budući da svaka molekula CaCO3 svaki daje po jedan ion kada se otopi Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Posljedično, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Poznavanje vrijednosti PR-a , možete zauzvrat izračunati topljivost tvari u mol / l ili g / l.

Primjer 2

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

Što je topljivost PbSO4?

Riješenje

Označimo topljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ulazak u rješenje X mola PbSO 4 dat će X iona Pb 2+ i X ioniTAKO 4 2- , tj.:

== X

ITDPbSO 4 = = = X X = X 2

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

Da bismo došli do topljivosti, izražene u g / l, pomnožimo pronađenu vrijednost s molekulskom težinom, nakon čega dobivamo:

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

Stvaranje oborina

Ako a

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićena otopina

Talog nastaje kada umnožak koncentracija iona teško topljivog elektrolita premaši vrijednost njegovog umnoška topljivosti na danoj temperaturi. Kada ionski produkt postane jednakITD, padavine prestaju. Poznavajući volumen i koncentraciju miješanih otopina, moguće je izračunati hoće li se nastala sol istaložiti.

Primjer 3

Stvara li se talog pri miješanju jednakih volumena od 0,2MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl.
ITDPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Riješenje

Kada se miješa, volumen otopine se udvostruči, a koncentracija svake od tvari smanjit će se za polovicu, tj. postat će 0,1 M ili 1.0 10 -1 mol/l. Ovi su bit će koncentracijePb 2+ iCl - . Posljedično,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Dobivena vrijednost premašujeITDPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Dakle, dio soliPbCl 2 istaloži van. Iz navedenog se može zaključiti da različiti čimbenici utječu na stvaranje oborina.

Utjecaj koncentracije otopina

Teško topljivi elektrolit s dovoljno velikom vrijednošćuITDne može se istaložiti iz razrijeđenih otopina.Na primjer, talogPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih volumena 0,1MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl. Kada se miješaju jednaki volumeni, koncentracije svake od tvari postat će0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Ionski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Dobivena vrijednost je manjaITDPbCl 2 stoga neće biti oborina.

Utjecaj količine taložnika

Za što potpunije taloženje koristi se višak sredstva za taloženje.

Na primjer, talog soliBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineNa 2 CO 3 ioni ostaju u otopiniBa 2+ , čija je koncentracija određena količinomITD.

Povećanje koncentracije ionaCO 3 2- uzrokovan dodatkom viška taložnika(Na 2 CO 3 ) , izazvat će odgovarajuće smanjenje koncentracije ionaBa 2+ u otopini, tj. će povećati potpunost taloženja ovog iona.

Utjecaj istoimenog iona

Topljivost teško topljivih elektrolita smanjuje se u prisutnosti drugih jakih elektrolita koji imaju slične ione. Ako do nezasićene otopineBaSO 4 dodajte otopinu malo po maloNa 2 TAKO 4 , zatim ionski produkt, koji je u početku bio manji od ITDBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postupno će dosećiITDi premašiti ga. Počet će oborine.

Učinak temperature

ITDje konstantna pri konstantnoj temperaturi. S povećanjem temperature ITD povećava, pa je taloženje najbolje vršiti iz ohlađenih otopina.

Otapanje oborina

Pravilo umnoška topljivosti važno je za prijenos teško topljivih taloga u otopinu. Pretpostavimo da trebamo otopiti talogBaIZO 3 . Otopina u dodiru s tim talogom je zasićena saBaIZO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako se otopini doda kiselina, onda ioniH + vežu ione prisutne u otopiniCO 3 2- u slabe molekule ugljične kiseline:

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

Kao rezultat toga, koncentracija iona će se naglo smanjiti.CO 3 2- , ionski produkt postaje manji odITDBaCO 3 . Otopina će biti nezasićena u odnosu naBaIZO 3 a dio sedimentaBaIZO 3 prelazi u otopinu. Dodatkom dovoljne količine kiseline cijeli se talog može otopiti. Posljedično, otapanje taloga počinje kada, iz nekog razloga, ionski produkt slabo topljivog elektrolita postane manji odITD. Da bi se talog otopio, u otopinu se unosi elektrolit čiji ioni mogu tvoriti blago disocirani spoj s jednim od iona teško topljivog elektrolita. Time se objašnjava otapanje teško topljivih hidroksida u kiselinama.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ioniOh - vežu u slabo disocirane molekuleH 2 O.

Stol.Umnožak topljivosti (SP) i topljivost na 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8