Elektroliti i neelektroliti

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

Tvari čije otopine provode struju nazivamo elektroliti.

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

Elektrolitička disocijacija i asocijacija

Zašto otopine elektrolita provode struju?

Švedski znanstvenik S. Arrhenius, proučavajući električnu vodljivost razne tvari, došao je 1877. godine do zaključka da je uzrok električne vodljivosti prisutnost u otopini ioni nastaje 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 interakciju elektrolita s vodom i vjerovao je da su slobodni ioni prisutni u otopinama. Za razliku od njega, ruski kemičari I. A. Kablukov i V. A. Kistjakovski primjenjivali su objašnjenje elektrolitička disocijacija kemijsku teoriju D. I. Mendeljejeva i dokazao da kada se elektrolit otopi, kemijska interakcija otopljene tvari s vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim oni disociraju na ione. Vjerovali su da u otopinama nema slobodnih, ne "golih" iona, već hidratiziranih, odnosno "odjevenih u krzneni 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, dipoli vode usmjereni su suprotno nabijenim krajevima oko pozitivnih i negativnih iona elektrolita.

Između iona elektrolita i dipola vode nastaju sile međusobnog privlačenja. Zbog toga slabi veza između iona i dolazi do prijelaza iona iz kristala u otopinu. Očito, slijed procesa koji se odvijaju tijekom disocijacije tvari s ionskom vezom (soli i lužine) bit će sljedeći:

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

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

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

Pojednostavljeno, procesi koji su u tijeku mogu se prikazati pomoću sljedeće jednadžbe:

Slično, elektroliti disociraju, u molekulama kojih postoji kovalentna veza (na primjer, molekule klorovodika HCl, vidi dolje); samo u tom slučaju pod utjecajem vodenih dipola kovalentna polarna veza prelazi 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 (transformacija 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 nasumično pokretni hidratizirani ioni u otopinama elektrolita mogu međusobno sudarati i sjediniti. 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. Na primjer, nehidratirani bakrov ion Cu 2+ bijel je u bezvodnim kristalima bakrova(II) sulfata i plav je kada je hidratiziran, tj. vezan na molekule vode Cu 2+ nH 2 O. Hidratizirani ioni imaju i konstantan i varijabilan broj molekule vode.

Stupanj elektrolitičke disocijacije

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

Ovo je omjer broja čestica koje se raspadaju na ione (N g) prema ukupni broj otopljene čestice (N p).

Stupanj disocijacije elektrolita određuje se empirijski i izražava se u frakcijama ili postocima. Ako je a \u003d 0, tada nema disocijacije, a ako je a \u003d 1 ili 100%, tada se elektrolit potpuno razgrađuje na ione. Razni elektroliti su različitim stupnjevima disocijacija, tj. stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita. Ovisi i o koncentraciji: s razrjeđivanjem otopine raste stupanj disocijacije.

Prema stupnju elektrolitičke disocijacije elektrolite dijelimo na jake i slabe.

Jaki elektroliti- to su elektroliti, koji se, kada se otope u vodi, gotovo potpuno disociraju na ione. Za takve elektrolite vrijednost stupnja 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 vrijednost stupnja disocijacije teži nuli.

Slabi elektroliti uključuju:

1) slabe kiseline- H2S, H2CO3, HNO2;

2) vodena otopina amonijaka NH3H20;

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:

Na ovu ravnotežu možemo primijeniti zakon glume mise i zapišite izraz za konstantu ravnoteže:

Konstanta ravnoteže koja karakterizira proces disocijacije slab elektrolit, nazvao 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.

Glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije

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

ioni- ovo 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 produkte. Klor Cl 2 ima žuto-zelenu boju i oštar miris, otrovan, a ioni klora Cl su bezbojni, neotrovni, bez mirisa.

ioni su pozitivno ili negativno nabijene čestice u koje se pretvaraju atomi ili skupine atoma od jednog ili više atoma kemijski elementi doniranjem ili dobivanjem 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, odnosno interakcija elektrolita s molekulama vode i pucanje kemijska veza u njemu.

Kao rezultat ove interakcije nastaju hidratizirani, tj. povezani s molekulama vode, ioni. Prema tome, prema prisutnosti vodene ljuske, ioni se dijele na hidriran(u otopini i kristalni hidrati) i nehidratizirani(u bezvodnim solima).

3. Pod utjecajem električna struja pozitivno nabijeni ioni gibaju se prema negativnom polu izvora struje – katodi i zato se nazivaju kationi, a negativno nabijeni ioni gibaju se prema pozitivnom polu izvora struje – anodi i zato se nazivaju anioni.

Stoga postoji još jedna klasifikacija iona - znakom njihova naboja.

Zbroj naboja kationa (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) jednak je zbroju naboja aniona (Cl -, OH -, SO 4 2-), kao rezultat od kojih 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 (razgradnje elektrolita na ione) odvija se i obrnuti proces - udruga(veza iona). Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti stavlja znak reverzibilnosti, npr.

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 otopina slabih elektrolita posljedica su molekula i iona nastalih u procesu disocijacije, koji su u međusobnoj dinamičkoj ravnoteži.

Miris octene kiseline posljedica je 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, promjena boje indikatora itd., posljedica su prisutnosti vodikovih kationa u njihovim otopinama (točnije, oksonijevih iona H 3 O +). Opća svojstva lužine, kao što su sapunastost na dodir, promjena boje indikatora itd., povezane su s prisutnošću hidroksidnih iona OH - u njihovim otopinama, a svojstva soli - s njihovim raspadom u otopini u metal (ili amonij ) kationi i anioni kiselinskih ostataka.

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije sve reakcije u vodenim otopinama elektrolita su reakcije između iona. To je razlog visoke brzine mnogih kemijskih reakcija u otopinama elektrolita.

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

Reakcije ionske izmjene u vodenim otopinama mogu se odvijati:

1. nepovratno, do kraja.

2. reverzibilan tj. istovremeno teći u dva suprotna smjera. Reakcije izmjene između jakih elektrolita u otopinama odvijaju se do kraja ili su praktički nepovratne, kada ioni, međusobno se kombinirajući, tvore tvari:

a) netopljiv;

b) niske disocirajuće (slabi elektroliti);

c) plinoviti.

Evo nekoliko primjera molekularnih i reduciranih ionskih jednadžbi:

Reakcija je nepovratna, budući da je jedan od njegovih proizvoda netopljiva tvar.

Reakcija neutralizacije je nepovratna, budući da nastaje tvar s niskom disocijacijom - voda.

Reakcija je nepovratna, budući da nastaje plin CO 2, a tvar koja slabo disocijaciji je 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 odvijati do kraja: nedisocirane molekule octene kiseline i hidroksidnih iona ostaju u otopini.

Ako su polazni materijali jaki elektroliti koji u interakciji ne tvore netopljive ili slabo disocirajuće tvari ili plinove, tada se takve reakcije ne odvijaju: kada se otopine miješaju, nastaje smjesa iona.

Referentni materijal za polaganje ispita:

periodni sustav elemenata

Tablica topljivosti

Kao što znate, kada se otopi, čak i bez miješanja, zbog difuzije, otopina postupno postaje homogena, odnosno njena koncentracija u svim dijelovima postaje ista.
Uzmimo slučaj kada je otopina odvojena od čistog otapala polupropusnom pregradom (pergament, kolodijev film, celofan itd.), kao što je prikazano na sl. 15. Takve pregrade prilično lako propuštaju molekule otapala, ali ne propuštaju otopljenu tvar. Proces izjednačavanja koncentracija s obje strane pregrade je kompliciran. Otopljena tvar ne može proći kroz septum u otapalo. Moguć je samo prodor molekula otapala kroz pregradu u otopinu. Dakle, postupno će se smanjivati ​​zbog razrjeđivanja otapalom.

Proces prodiranja otapala u otopinu kroz polupropusnu pregradu naziva se osmoza. Što je viši, osmoza je izraženija.
Osmoza također nastaje kada su otopine različitih koncentracija odvojene polupropusnom pregradom. Kako otapalo prodire kroz polupropusnu pregradu u otopinu, s većom koncentracijom, volumen potonje se povećava. Dakle, ako se otopina stavi u posudu od polupropusne membrane, na koju je pričvršćena okomita cijev, kao što je prikazano na slici 15., a zatim se ta posuda spusti u otapalo, zbog povećanja volumena, otopina će se podići u cijev. Rezultirajući stupac tekućine stvorit će određenu količinu tlaka, što će u nekom trenutku uzrokovati prestanak osmoze. Sila koja uravnotežuje tlak ovog stupca tekućine iz unutrašnjosti otopine naziva se osmotski tlak. Vrijednost osmotskog tlaka mjeri se tlakom izvana pri kojem osmoza prestaje.

Riža. petnaest. Instrument za promatranje fenomena osmoze. 1 - posuda s vodom; 2 - polupropusna membrana; 3 - cijev za praćenje osmotskog tlaka u nastajanju; 4 - rješenje.

Zidovi biljnih i životinjskih stanica su polupropusne pregrade unutar kojih se nalazi protoplazma. Stalno se održava u njima određuje elastičnost stanica i tkiva.

■ 62. Pod kojim uvjetima dolazi do osmoze?
63. Što je?
64. Koja je važnost osmoze za biljne i životinjske organizme?

Teorija elektrolitičke disocijacije

Na prijelazu iz 18. u 19. stoljeće, kada se električna struja počela koristiti za proučavanje svojstava tvari, pozornost je privukla činjenica da samo u Vodena otopina provode struju dok drugi ne. Kasnije je vodene otopine koje provode električnu struju nazvao elektrolitima. To uključuje lužine, kiseline, soli. Tvari čije otopine ne provode elektricitet nazivamo neelektrolitima (šećer, alkohol, benzen itd.). organska tvar).
Danas, kada su poznate vrste kemijskih veza, postalo je moguće objasniti takvu razliku u ponašanju tvari. Pojava električne vodljivosti tvari u vodenim otopinama ovisi o vrsti kemijske veze u molekulama i otopljene tvari i otapala.
Molekula vode, kao što smo već rekli, je dipol (vidi str. 32-34). Ako je u vodi otopljena tvar, čija molekula ima ionski tip veze i stoga je njezina kristalna rešetka također ionska, dipoli vode usmjereni su prema pozitivnim ionima svojim negativnim polovima, a prema negativnim ionima - pozitivnim polovima ( Slika 16.a). Između iona i dipola vode rastu sile elektrostatskog privlačenja i nastaju osebujne veze koje na kraju rastavljaju ionski kristalna rešetka u pojedinačne ione okružene vodenim dipolima,

stoga se nazivaju hidratirani ioni. Otprilike isto se događa ako se tvar s polarnim molekulama, poput klorida, otopi u vodi (vidi sliku 16, b). Istodobno, ako su molekule otopljene tvari izgrađene prema kovalentnom nepolarnom tipu veze, tada se u otopini ne stvaraju ioni, budući da nepolarne molekule nemaju isti učinak od molekula vode kao ionske i polarne molekule. U osnovi, molekule većine organskih tvari građene su prema kovalentnom nepolarnom tipu. Dakle, organske tvari, u pravilu, nisu elektroliti!

Riža. 16. Shema disocijacije natrijeva klorida u vodi (a) i disocijacije polarnih molekula HCl u vodi (b)

Dakle, samo takve tvari mogu biti elektroliti, čija je molekula građena prema ionskom, odnosno polarnom, tipu vezivanja atoma u molekuli. Osim toga, molekule otapala također moraju imati polarnu strukturu i e. Samo u takvim uvjetima može se očekivati ​​raspad molekula na ione.
Razgradnja molekula elektrolita na ione djelovanjem otapala naziva se elektrolitička disocijacija.
Zapiši u bilježnicu definiciju elektrolitičke disocijacije.
Riječ "disocijacija" znači "reverzibilno raspadanje". Ako se otopina elektrolita ispari, tada ćemo ponovno dobiti isti elektrolit u istoj količini kao prije otapanja, jer će se dogoditi obrnuti proces - molarizacija.

■ 65. Po čemu se elektrolit razlikuje od neelektrolita prema vrsti kemijske veze i ponašanju u otopini?
66. Zašto je za proces elektrolitičke disocijacije potrebno da otapalo ima dipolne molekule, te elektrolitsko-ionsku ili polarnu prirodu kemijske veze?
67. Zašto tvari s nepolarnim molekulama ne mogu biti elektroliti?
68. Formulirajte što je elektrolitička disocijacija. Naučite definiciju napamet.
60. Kako se proces molarizacije odvaja od disocijacije?

Disocijaciju elektrolita u otopini prvi je objasnio 1887. godine švedski znanstvenik Arrennus. Formulirao je glavne odredbe teorije, koju je nazvao teorijom elektrolitičke disocijacije,
Glavne odredbe ove teorije su sljedeće.

1 Sve tvari čije otopine provode električnu struju (elektroliti), pod djelovanjem se otapaju, raspadaju na pozitivno i negativno nabijene čestice - ione.
2. Ako kroz otopinu prolazi stalna električna struja, tada će se pozitivno nabijeni ioni kretati prema negativnom polu – katodi, stoga se nazivaju kationi. Negativno nabijeni ioni kretat će se prema pozitivnom polu – anodi, pa se nazivaju anioni. Ukupni naboj kationa u otopini jednak je ukupnom naboju aniona, pa je otopina uvijek električki neutralna.
3. Ioni i atomi istih elemenata vrlo su različiti jedni od drugih po svojstvima. Na primjer, ioni bakra imaju plava boja, koji svoju boju duguje bakrenom sulfatu, a slobodan je crveni metal. Atomi natrija reagiraju s vodom, oslobađajući se iz nje i stvarajući lužinu, dok ioni natrija praktički ne reagiraju s vodom.
Ioni klora su bezbojni, neotrovni, bez boje i mirisa, što se može vidjeti ispitivanjem iste otopine natrijevog klorida, a sama je zelenkasto-žuta
otrovni plin karakterističnog oštrog mirisa.
Zapišite glavne odredbe teorije u svoju bilježnicu.
Kako bismo razlikovali atom od iona pri pisanju, predznak naboja i njegova veličina navedeni su u ionu gore desno. Na primjer: atom natrija je Na, a natrijev ion je Na + (čita se: “jednostruko nabijeni natrijev kation”); atom bakra je Cu, a ion bakra je Cu 2+ (čitaj: “dvostruko nabijeni kation bakra”); atom aluminija je Al, a ion aluminija je Al 3+ (čitaj: “trostruko nabijeni aluminijev kation”), atom sumpora je S, a ion sumpora je S 2-; (čitaj: “dvostruko nabijeni anion sumpora”), atom klora Cl i ion klora Cl -, itd.

■ 70. Što su ioni?
71. Po čemu se ioni razlikuju od neutralnih atoma?
72. Koji se ioni nazivaju kationi, a koji anioni i zašto?
73. Kako pismeno razlikovati ion od neutralnog atoma (navesti primjere)?
74. Navedite sljedeće ione: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.

Disocijacija baza, kiselina i soli

Već smo rekli da se na ione mogu razgraditi samo spojevi čije su molekule građene prema ionskom ili polarnom tipu veze, razmatrajući to na primjeru NaCl i HCl. Što se tiče nepolarnih molekula, one se u vodenim otopinama ne razlažu na ione.
Međutim, često postoje tvari u čijim se molekulama opažaju obje vrste veza, na primjer, u molekuli kaustična soda Metal NaOH vezan je na hidroksil ionskom vezom, a na kisik kovalentnom vezom. U molekuli sumporne kiseline H 2 SO 4 vodik je vezan na kiselinski ostatak polarna veza, a s kisikom - kovalentni nepolarni. U molekuli aluminijevog nitrata Al (NO 3) 3 vezan je na kiselinski ostatak ionskom vezom, a atomi dušika na atome kisika kovalentnom vezom. U takvim slučajevima dolazi do raspada molekule na ione na mjestu ionske ili polarne veze. Kovalentne veze ostaju nerazdvojene.
Iz navedenog proizlazi da ne samo pojedinačni atomi, već i skupine atoma mogu biti ioni. Na primjer, hidroksil, kada se disocira, formira jedan OH- anion, koji se naziva hidroksilni ion. Kiselinski ostatak SO 4 stvara dvostruko nabijeni anion – sulfatni ion. Naboj svakog iona određen je njegovom valencijom.

Sada možemo razmotriti koji ioni disociraju različite klase anorganske tvari. Kao i jednadžbe kemijske reakcije, jednadžbe disocijacije također se mogu napisati. Na primjer, raspad u ione kaustične sode zapisan je na sljedeći način:
NaOH \u003d Na + + OH -
Ponekad umjesto znaka jednakosti u takve jednadžbe stavljaju znak reverzibilnosti ⇄ kako bi pokazali da je disocijacija reverzibilan proces i da se može odvijati u suprotnom smjeru kada se otapalo ukloni.
Kalcijev hidroksid disocira na sljedeći način:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -
(indeks koji označava broj hidroksilne skupine, postaje koeficijent).
Da biste provjerili ispravnost zapisa, trebali biste izračunati ukupni iznos pozitivan naboj kationa i ukupnog negativnog naboja aniona. Moraju biti jednaki apsolutna vrijednost. NA ovaj slučaj zbroj pozitivnih naboja je +2, a negativnih -2. Iz onoga što je rečeno proizlazi definicija baza u svjetlu teorije elektrolitičke disocijacije.

Baze su oni elektroliti koji disociraju u otopini i tvore samo metalne katione i hidroksilne anione.

Zapiši definiciju baza u bilježnicu.

■ 75. Napišite jednadžbe disocijacije za sljedeće baze, nakon što prvo provjerite prema tablici topivosti jesu li elektroliti: barijev hidroksid, željezov hidroksid, kalijev hidroksid, stroncijev hidroksid, cink hidroksid, litijev hidroksid.
Razgradnja na kiselinske ione događa se tamo gdje postoji polarna veza, tj. između atoma vodika i kiselinskog ostatka.

Na primjer, dušična kiselina izražava se jednadžbom:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 -
Dva ili više bazične kiseline disocijacija se odvija u koracima, na primjer, u H 2 CO 3:
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO s - (prvi stupanj) HCO 3 ⇄ H + + CO 2 3 - (drugi stupanj)
Postepena disocijacija ponekad se prikazuje kao kontinuirana jednakost.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Kod postupne disocijacije, postupna je disocijacija uvelike smanjena, au zadnjem koraku obično je vrlo mala.
Dakle, kiseline su elektroliti koji disociraju u otopinama i stvaraju samo vodikove ione kao katione.

Zapiši u bilježnicu definiciju kiselina.

■ 76. Napišite jednadžbe disocijacije za sljedeće kiseline: sumpornu, fosfornu, sumporovodičnu, sumpornu, klorovodičnu. U slučaju dviju ili više bazičnih kiselina jednadžbe napišite u koracima.

Priroda disocijacije baza i kiselina ovisi o polumjeru i naboju iona koji tvori bazu ili kiselinu.
Polumjer Na + iona veći je od polumjera H + iona, dakle elektronske ljuske kisik jače privlači jezgru vodika nego jezgru natrija. Stoga bi tijekom disocijacije Na-OH veza trebala brže pucati. Što je veći radijus iona koji tvori hidroksid, s istim nabojem, to je lakše disocirati.
U istoj podskupini metalni hidroksid s velikim nabojem atomska jezgra i stoga će s velikim ionskim radijusom jače disocirati.

■ 77. Pomoću periodnog sustava elemenata D. I. Mendeljejeva označite koja će od baza jače disocirati: Mg (OH) 2 ili Sr (OH) 2. Zašto?

U slučaju bliskih vrijednosti polumjera iona koji tvore hidroksid (ili kiselinu), priroda disocijacije ovisi o vrijednosti njegovog naboja. Dakle, budući da je naboj iona silicija u silicijskoj kiselini H 2 SiO 3 - Si (+4), a ion

klora u perklornoj kiselini HclO 4 - Cl (+7), onda je potonji jači. Što je veći pozitivni naboj iona, to on više odbija pozitivni vodikov ion. Dolazi do disocijacije kiseline.
Amfoternost berilija (razdoblje II) objašnjava se osebujnom ravnotežom između odbojnih sila iona vodika i njegove privlačnosti ionom berilija.

■ 78. Zašto u razdoblju III periodni sustav D. I. Mendeljejev, izlaže magnezijev hidroksid osnovna svojstva, aluminijev hidroksid - amfoteran, ali stvara kiselinu? Objasnite to usporedbom naboja i polumjera iona magnezija, aluminija i sumpora.

Budući da postoji ionska veza između atoma metala i kiselinskog ostatka u molekulama soli, soli se disociraju, odnosno, uz stvaranje metalnih kationa i aniona kiselinskog ostatka, na primjer:
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Na temelju toga elektrolite nazivamo solima, koje tijekom disocijacije tvore metalne ione kao katione, a ione kiselinskih ostataka kao anione.

■ 79. Napišite jednadžbe disocijacije za sljedeće srednje soli: natrijev fosfat, magnezijev nitrat, aluminijev klorid, kalijev silikat, natrijev karbonat, kalijev sulfid, bakrov (II) nitrat, željezov (III) klorid.

Disocijacija kiselih, bazičnih i drugih soli odvija se nešto drugačije, o čemu će biti riječi u nastavku.

Stupanj disocijacije

Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces. Posljedično, istovremeno s nastankom iona odvija se i suprotan proces - spajanje iona u molekule. Između njih se uspostavlja ravnoteža. Što je otopina razrijeđenija, to je disocijacija potpunija. Potpunost disocijacije prosuđuje se prema veličini stupnja disocijacije, označenom slovom α.
je omjer broja disociranih molekula n prema ukupnom broju molekula N otopljene tvari, izražen kao postotak:

Napiši formulu i definiciju stupnja disocijacije u bilježnicu

Drugim riječima, pokazuje koliki se postotak otopljenih molekula razložio na ione.
Ovisno o stupnju disocijacije, elektroliti se razlikuju na jake i slabe. Što je više, to je elektrolit jači.
Elektroliti se razlikuju po veličini raspadanja u ione: jaki, srednji, slabi.
Jaki elektroliti, na primjer HNO 3, HCl, H 2 SO 4, kaustične lužine i sve soli disociraju gotovo u potpunosti (za 100%), međutim jaki elektroliti također uključuju one u kojima je α\u003e 30%, tj. više od 30% molekule se raspale na ione. Srednji elektroliti, kao što su H 3 RO 4 i H 2 SO 3 imaju stupanj disocijacije u rasponu od 2 do 30%. Slabi elektroliti, kao što su NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S slabo disociraju: α< 2%.
Usporedba stupnja disocijacije različitih elektrolita provodi se u otopinama iste koncentracije (najčešće 0,1 N), budući da stupanj disocijacije jako ovisi o koncentraciji otopine.
Na stupanj disocijacije utječe priroda same otopljene tvari, otapala i niz drugih. vanjski utjecaji. Dakle, kada kažu "jaka kiselina" ili "jaka baza", misle na stupanj disocijacije tvari u otopini. U ovom slučaju pričamo o tim tvarima kao elektrolitima. Stupanj disocijacije tvari ovisi o njezinom ponašanju u kemijska reakcija i tijek same reakcije.

■ 80. Što karakterizira stupanj disocijacije α?

81. U bilježnicu nacrtaj tablicu:

Na temelju pročitanog teksta u svakom stupcu navedite barem dva primjera. 82. Što znače izrazi “jaka kiselina”, “slaba baza”?

Reakcije izmjene između elektrolita.Ionske jednadžbe

Budući da se elektroliti u otopinama razlažu na ione, reakcije elektrolita moraju se odvijati i između iona.
Međudjelovanje iona u otopini naziva se ionska reakcija.
Zapiši tekst u svoju bilježnicu.
Uz sudjelovanje iona mogu se odvijati i izmjene i redoks reakcije. Razmotrimo reakcije izmjene elektrolita u otopini, na primjer, interakciju između dviju soli:
NaCl + AgNO 3 \u003d AgCl ↓ + NaNO 3
i kako jaki elektroliti disociraju na ione:
NaCl ⇄ Na + + Cl -
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 -
stoga se lijeva strana jednadžbe može napisati u ovom obliku: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Razmotrite tvari dobivene kao rezultat reakcije: AgCl je netopljiva tvar, stoga neće disocirati na ione, a NaNO 3 je topljiva sol, savršeno disocira na ione prema shemi
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 -

NaNO 3 je jak elektrolit, pa se desna strana jednadžbe piše ovako:
... = Na + + NO 3 - + AgCl Jednadžba u cjelini će imati sljedeći pogled:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Takva se jednadžba naziva potpuna ionska jednadžba. Reduciranjem sličnih članova u ovoj jednadžbi dobivamo reduciranu ionsku jednadžbu
Ag + + Cl - = AgCl
Dakle, redoslijed sastavljanja ionske jednadžbe.
1. Napiši u ionskom obliku formule polaznih produkata (onih koji disociraju).
2. Napiši u ionskom obliku formule dobivenih produkata (onih koji disociraju).
3. Provjeriti da li je apsolutna vrijednost ukupnog broja pozitivnih i negativni naboji iona na lijevoj strani jednakosti, a zatim na desnoj.
4. Provjeriti podudara li se broj istoimenih iona u lijevom i desnom dijelu jednadžbe (uzimajući u obzir atome koji čine nedisocirajuću tvar).
Ovime je završeno sastavljanje potpune ionske jednadžbe.
Zapišite redoslijed sastavljanja ionske jednadžbe u bilježnicu.
5. Da biste sastavili skraćenu ionsku jednadžbu, trebate pronaći na lijevoj strani i desni dijelovi jednadžbe poput članova s ​​istim predznakom i isključiti ih iz jednadžbe, a zatim zapisati dobivenu reduciranu ionsku jednadžbu.
Dana reducirana ionska jednadžba izražava bit ne samo ove reakcije. Napišimo neke jednadžbe reakcije, na primjer:
1) HCl + AgNO 3 = AgCl ↓ + HNO 3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - \u003d H + + NO 3 - + AgCl ↓

Ag + + Cl - = AgCl

2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl ↓
Ag + + Cl - = AgCl
3) AlCl 3 + 3AgNO 3 \u003d Al (NO 3) 3 + 3AgCl ↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
U svim navedenim primjerima skraćena ionska jednadžba je ista. Ova je okolnost vrlo važna uloga u analitička kemija za kvalitativnu analizu.
Mogu postojati slučajevi kada se kao rezultat reakcije formira (slabo disocirajuća tvar).
Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - + 2H 2 O
H + + OH - \u003d H 2 O
ili se oslobađa plin
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 \u003d 2NaNO 3 + H 2 O + CO2

2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - \u003d 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓

2H + + CO 2 3 - \u003d H 2 O + CO 2
Kao što je poznato, postoje uvjeti da se reakcije izmjene odvijaju do kraja: 1) ako nastane talog, 2) ako se oslobodi plin i 3) ako . Svi ovi uvjeti sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije mogu se formulirati na sljedeći način: reakcije izmjene nastavljaju se do kraja ako se kao rezultat reakcije formiraju tvari koje ne disociraju ili slabo disociraju.
U slučajevima kada obje dobivene tvari dobro disociraju, reakcija je reverzibilna, npr.
2KSl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4

Zadaci broj 7 s rješenjima.

Analizirajmo zadatke br. 7 iz OGE za 2016.

Zadaci s rješenjima.

Zadatak broj 1.

Disocijacijom tvari čija je formula nastaju samo kalijevi kationi i fosfatni anioni

1. KHPO4

2. Ca3(PO4)2

3. KH2PO4

4. K3PO4

Obrazloženje: ako se tijekom disocijacije stvaraju samo kalijevi kationi i fosfatni ioni, tada su samo ti ioni dio željene tvari. Potvrđujemo jednadžbom disocijacije:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

Točan odgovor je 4.

Zadatak broj 2.

U elektrolite spada svaka od tvari čije formule

1. N2O, KOH, Na2CO3

2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4

3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3

4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2

Obrazloženje: elektroliti - tvari koje provode električnu struju zbog disocijacije na ione u otopinama i talinama. Prema tome, elektroliti su topive tvari.

Točan odgovor je 2.

Zadaci broj 3.

Uz potpunu disocijaciju natrijeva sulfida nastaju ioni

1. Na+ i HS‾

2. Na+ i SO3²‾

3. Na+ i S²‾

4. Na+ i SO4²‾

Obrazloženje: napišite jednadžbu disocijacije za natrijev sulfid

Na2S → 2Na+ + S²‾

Posljedično, točan odgovor je 3.

Zadaci broj 4.

U popisu iona

A. Nitratni ion

B. amonijev ion

B. Hidroksidni ion

D. Vodikov ion

D. Fosfatni ion

E. Magnezijev ion

kationi su:

1. GD 2. BGE 3. STAROST 4. VGE

Obrazloženje: pozitivne vrste kationa, kao što su metalni ioni ili vodikovi ioni. Od njih, to su amonijev ion, vodikov ion i magnezij. Točan odgovor je 2.

Zadaci broj 5.

Jesu li istinite sljedeće presude o elektrolitičkoj disocijaciji soli?

A. Sve soli nakon disocijacije tvore metalne katione, katione vodika i anione kiselinskih ostataka

B. Soli u procesu disocijacije stvaraju metalne katione i anione kiselinskih ostataka

1. Samo je A točno

2. Samo je B istinito

3. Obje presude su točne

4. Obje presude su pogrešne

Obrazloženje: samo kisele soli tvore vodikove katione tijekom disocijacije, stoga je A netočno, ali B je točno. Evo primjera:

NaCl → Na+ + Cl‾

Točan odgovor je 2.

Zadaci broj 6.

isti broj mola kationa i aniona nastaje pri potpunoj disocijaciji u vodenoj otopini 1 mol

1. KNO3

2. CaCl2

3. Ba(NO3)2

4.Al2(SO4)3

Obrazloženje: u ovoj jednadžbi možemo ili napisati jednadžbe disocijacije i pogledati dobivene koeficijente ili pogledati indekse u formulama za te soli. Isti broj molova ima samo molekula KNO3:

KNO3 → K+ + NO3‾

Točan odgovor je 1.

Zadatak broj 7.

Kloridni ioni nastaju u procesu disocijacije tvari čija je formula

1. KClO3

2.AlCl3

3. NaClO

4.Cl2O7

Obrazloženje: od navedenih tvari kloridni ioni prisutni su samo u molekuli aluminijevog klorida – AlCl3. Ovdje je jednadžba disocijacije za ovu sol:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾

Točan odgovor je 2.

Zadatak broj 8.

Vodikovi ioni nastaju tijekom disocijacije tvari čija je formula

1. H2SiO3

2.NH3xH2O

3.HBr

4. NaOH

Obrazloženje: vodikovi ioni su među navedenima samo u HBr: HBr → H+ + Br‾

(H2SiO3 u otopini disocira na H2O i SiO2)

Točan odgovor je 3.

Zadatak broj 9.

Na popisu tvari:

A. Sumporna kiselina

B. Kisik

B. Kalijev hidroksid

G. Glukoza

D. Natrijev sulfat

E. Etilni alkohol

elektroliti su:

1. GDJE 2. ABG 3. VDE 4. AVD

Obrazloženje: elektroliti su jake kiseline, baze ili soli. Među navedenima su sumporna kiselina (H2SO4), kalijev hidroksid (KOH), natrijev sulfat (Na2SO4). Točan odgovor je 4.

Zadatak broj 10.

U procesu disocijacije fosfatni ioni tvore svaku od tvari čije formule

1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2

2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4

3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4

4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4

Obrazloženje: kao i u prethodnom zadatku, i ovdje moramo znati da su elektroliti jake kiseline ili topive soli, kao npr. u br. 4:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

H3PO4 → 3H+ + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾

Točan odgovor je 4.

Zadaci za samostalno rješavanje.

1. U procesu elektrolitičke disocijacije nastaju vodikovi ioni i kiselinski ostatak:

1. Voda

2. Dušična kiselina

3. Silicijeva kiselina

4. Kalijev nitrat

2. Elektroliti su sve tvari čije su formule:

1. KOH, H2O(dist), CaCl2

2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4

3. BaCl2, H2SO4, LiOH

4. H2SiO3, AgCl, HCl

3. Jesu li sljedeće tvrdnje o elektrolitima točne?

A. Dušik i sumporne kiseline su jaki elektroliti

B. Sumporovodik se u vodenoj otopini potpuno raspada na ione

1. Samo je A točno

2. Samo je B istinito

3. Obje presude su točne

4. Obje presude su pogrešne

4. Elektrolit je svaka od dvije tvari

1. Bakrov (II) sulfid i etanol

2. Klorovodična kiselina i kalijev sulfat

3. Živin (II) oksid i kalcijev sulfat

4. Magnezijev karbonat i dušikov oksid (I)

5. Postupno disocira u vodenoj otopini

1. Bakar (II) nitrat

2. Dušična kiselina

3. Sumporna kiselina

4. Natrijev hidroksid

6. Jesu li sljedeće tvrdnje o elektrolitima točne?

A. Berilijev hidroksid i željezov (III) hidroksid jaki su elektroliti

B. Srebrov nitrat se u vodenoj otopini potpuno raspada na ione

1. Samo je A točno

2. Samo je B istinito

3. Obje presude su točne

4. Obje presude su pogrešne

7. U procesu disocijacije nastaju sulfatni ioni

1. Kalijev sulfid

2. Sumporovodična kiselina

3. Bakar sulfid

4. Barijev sulfat

8. Općenito Kemijska svojstva natrijev hidroksid i barijev hidroksid su zbog

1. Prisutnost iona natrija i barija u njihovim otopinama

2. Njihova dobra topljivost u vodi

3. Prisutnost tri elementa u njihovom sastavu

4. Prisutnost hidroksidnih iona u njihovim otopinama

9. Kation je

1. Sulfatni ion

2. Natrijev ion

3. Sulfidni ion

4. Sulfitni ion

10. Anion je

1. Kalcijev ion

2. Silikatni ion

3. Magnezijev ion

4. Amonijev ion

Predloženi zadaci preuzeti su iz zbirke za pripremu za OGE iz kemije autora: Koroshchenko A.S. i Kuptsova A.A.

Vodljivost tvari električne struje ili nedostatak vodljivosti može se promatrati pomoću jednostavnog uređaja.

Sastoji se od karbonskih šipki (elektroda) povezanih žicama na električnu mrežu. U strujni krug je uključena električna žarulja koja označava prisutnost ili odsutnost struje u krugu. Ako su elektrode uronjene u otopinu šećera, lampica se ne pali. Ali će svijetliti jako ako se spuste u otopinu natrijevog klorida.

Tvari koje se u otopinama ili talinama razlažu na ione i stoga provode elektricitet nazivamo elektrolitima.

Tvari koje se pod istim uvjetima ne razlažu na ione i ne provode električnu struju nazivamo neelektrolitima.

U elektrolite spadaju kiseline, baze i gotovo sve soli.

Većina neelektrolita je organski spojevi, kao i tvari u čijim molekulama postoje samo kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze.

Elektroliti su vodiči druge vrste. U otopini ili talini razlažu se na ione, zbog kojih teče struja. Očito, što je više iona u otopini, to ona bolje provodi struju. Čista voda električna struja vrlo slabo provodi.

Razlikovati jake i slabe elektrolite.

Jaki elektroliti potpuno disociraju na ione kada se otope.

To uključuje:

1) gotovo sve soli;

2) mnoge mineralne kiseline, na primjer H2SO4, HNO3, Hcl, HBr, HI, HMnO4, HClO3, HClO4;

3) baze alkalnih i zemnoalkalijskih metala.

Slabi elektroliti kada se otope u vodi, samo djelomično disociraju na ione.

To uključuje:

1) gotovo sve organske kiseline;

2) neke mineralne kiseline, na primjer H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) mnoge metalne baze (osim baza alkalijskih i zemnoalkalijskih metala), kao i NH 4 OH, koji se može predstaviti kao amonijak hidrat NH 3 ∙H 2 O.

Voda je slab elektrolit.

Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju iona u otopini.

Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije.

Razgradnja elektrolita na ione kada se otope u vodi naziva se elektrolitička disocijacija.

Dakle, natrijev klorid NaCl, kada se otopi u vodi, potpuno se raspada na natrijeve ione Na + i kloridne ione Cl -.

Voda stvara vodikove ione H+ i hidroksidne ione OH - samo u vrlo malim količinama.

Da bi objasnio značajke vodenih otopina elektrolita, švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine predložio je teoriju elektrolitičke disocijacije. Kasnije su ga razvili mnogi znanstvenici na temelju teorije strukture atoma i kemijske veze.

Sadašnji sadržaj ove teorije može se svesti na sljedeća tri stava:

1. Otopljeni u vodi elektroliti se razgrađuju (disociraju) na ione – pozitivne i negativne.

Ioni su u stabilnijim elektroničkim stanjima od atoma. Mogu se sastojati od jednog atoma - to su jednostavni ioni (Na +, Mg 2+, Al 3+ itd.) - ili od više atoma - to su složeni ioni (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 itd.).

2. Pod djelovanjem električne struje ioni poprimaju usmjereno kretanje: pozitivno nabijeni ioni kreću se prema katodi, negativno nabijeni - prema anodi. Stoga se prvi nazivaju kationi, drugi - anioni.

Usmjereno kretanje iona nastaje kao rezultat njihovog privlačenja suprotno nabijenih elektroda.

3. Disocijacija - reverzibilan proces: paralelno s raspadom molekula na ione (disocijacija) teče proces povezivanja iona (asocijacija).

Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti stavlja znak reverzibilnosti. Na primjer, jednadžba za disocijaciju molekule elektrolita KA na kation K + i anion A - u opći pogled piše ovako:

KA ↔ K + + A -

Teorija elektrolitičke disocijacije je jedna od glavnih teorija u anorganska kemija i u potpunosti se slaže s atomska i molekularna znanost i teorija strukture atoma.

Stupanj disocijacije.

Jedan od najvažnijih koncepata Arrheniusove teorije elektrolitičke disocijacije je koncept stupnja disocijacije.

Stupanj disocijacije (a) je omjer broja molekula koje su se raspale u ione (n ​​") prema ukupnom broju otopljenih molekula (n):

Stupanj disocijacije elektrolita određuje se empirijski i izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima. Ako je α = 0, tada nema disocijacije, a ako je α = 1 ili 100%, tada se elektrolit potpuno raspada na ione. Ako je α = 20%, to znači da se od 100 molekula ovog elektrolita 20 razgradilo na ione.

Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije. Iskustvo pokazuje da to ovisi o koncentraciji elektrolita i temperaturi. Sa smanjenjem koncentracije elektrolita, tj. kada se razrijedi s vodom, stupanj disocijacije uvijek raste. U pravilu povećava stupanj disocijacije i porast temperature. Prema stupnju disocijacije elektrolite dijelimo na jake i slabe.

Razmotrimo pomak ravnoteže uspostavljen između nedisociranih molekula i iona tijekom elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita - octene kiseline:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Kada se otopina octene kiseline razrijedi vodom, ravnoteža će se pomaknuti prema stvaranju iona - povećava se stupanj disocijacije kiseline. Naprotiv, kada se otopina isparava, ravnoteža se pomiče prema stvaranju molekula kiseline - smanjuje se stupanj disocijacije.

Iz ovog je izraza očito da α može varirati od 0 (nema disocijacije) do 1 (potpuna disocijacija). Stupanj disocijacije često se izražava u postocima. Stupanj disocijacije elektrolita može se odrediti samo eksperimentalno, npr. mjerenjem ledišta otopine, električnom vodljivošću otopine itd.

Mehanizam disocijacije

Tvari s ionskom vezom najlakše disociraju. Kao što znate, ove tvari sastoje se od iona. Kada se otope, dipoli vode se orijentiraju oko pozitivnih i negativnih iona. Između iona i dipola vode nastaju sile međusobnog privlačenja. Zbog toga slabi veza između iona i dolazi do prijelaza iona iz kristala u otopinu. U tom slučaju nastaju hidratizirani ioni, tj. ioni kemijski vezani za molekule vode.

Slično, elektroliti disociraju, čije se molekule formiraju prema vrsti polarnih kovalentna veza(polarne molekule). Vodeni dipoli također su orijentirani oko svake polarne molekule tvari, 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) se potpuno pomakne na atom s većom elektronegativnošću, polarna molekula prelazi u ionsku, a zatim se lako formiraju hidratizirani ioni:

Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična.

Dakle, elektroliti su spojevi s ionskom ili polarnom vezom – soli, kiseline i baze. I mogu disocirati na ione u polarnim otapalima.

konstanta disocijacije.

konstanta disocijacije. Točnija karakteristika disocijacije elektrolita je konstanta disocijacije, koja ne ovisi o koncentraciji otopine.

Izraz za konstantu disocijacije može se dobiti ako se jednadžba reakcije za disocijaciju AK elektrolita zapiše u općem obliku:

A K → A - + K + .

Pošto je disocijacija reverzibilna ravnotežni proces, tada se na ovu reakciju primjenjuje zakon djelovanja mase, a konstanta ravnoteže može se definirati kao:

gdje je K konstanta disocijacije, koja ovisi o temperaturi i prirodi elektrolita i otapala, ali ne ovisi o koncentraciji elektrolita.

Raspon konstanti ravnoteže za različite reakcije je vrlo velik - od 10 -16 do 10 15 . Na primjer, visoka vrijednost Do za reakciju

znači da ako se metalni bakar uvede u otopinu koja sadrži ione srebra Ag +, tada je u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra mnogo veća od kvadrata koncentracije iona srebra 2. Naprotiv, niska vrijednost Do u reakciji

pokazuje da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta zanemariva količina srebrnog jodida AgI otopila.

Platiti Posebna pažnja o obliku izraza za konstantu ravnoteže. Ako se koncentracije nekih reagensa značajno ne mijenjaju tijekom reakcije, tada se one ne upisuju u izraz za konstantu ravnoteže (takve konstante su označene s K 1).

Dakle, za reakciju bakra sa srebrom izraz će biti netočan:

Bit će točna sljedeći obrazac unosi:

To se objašnjava činjenicom da se koncentracije metalnog bakra i srebra unose u konstantu ravnoteže. Koncentracije bakra i srebra određene su njihovom gustoćom i ne mogu se mijenjati. Stoga nema smisla uzimati te koncentracije u obzir pri izračunu konstante ravnoteže.

Slično se objašnjavaju i izrazi za konstante ravnoteže pri otapanju AgCl i AgI

Proizvod topljivosti. Konstante disocijacije teško topljivih soli i metalnih hidroksida nazivaju se umnoškom topljivosti odgovarajućih tvari (označava se s PR).

Za reakciju disocijacije vode

konstantni izraz bi bio:

To se objašnjava činjenicom da se koncentracija vode tijekom reakcija u vodenim otopinama vrlo malo mijenja. Stoga se pretpostavlja da koncentracija [H 2 O] ostaje konstantna i uvodi se u konstantu ravnoteže.

Kiseline, baze i soli sa stajališta elektrolitičke disocijacije.

Primjenom teorije elektrolitičke disocijacije dane su definicije i opisana svojstva kiselina, baza i soli.

Elektroliti se nazivaju kiseline, pri čijoj disocijaciji kao kationi nastaju samo kationi vodika.

Na primjer:

HCl ↔ H + + C l - ;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

Disocijacija polibazične kiseline odvija se uglavnom kroz prvi stupanj, manjim dijelom kroz drugi, a samo manjim dijelom kroz treći. Stoga u vodenoj otopini npr. fosforna kiselina uz molekule H 3 RO 4 nalaze se ioni (u sukcesivno opadajućim količinama) H 2 RO 2-4, HPO 2-4 i RO 3-4

H 3 RO 4 ↔ N + + H 2 RO - 4 (prva faza)

H 2 RO - 4 ↔ H + + HPO 2- 4 (druga faza)

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (treća faza)

Bazičnost kiseline određena je brojem vodikovih kationa koji nastaju tijekom disocijacije.

Dakle, HCl, HNO 3 - monobazične kiseline - nastaje jedan kation vodika;

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - dvobazni,

H 3 PO 4, H 3 AsO 4 su trobazni, jer se formiraju dva, odnosno tri vodikova kationa.

Od četiri atoma vodika sadržanih u molekuli octene kiseline CH 3 COOH, samo jedan, koji je dio karboksilne skupine - COOH, može se odvojiti u obliku H + kationa, - octena kiselina jednobazni.

Dvo- i višebazične kiseline disociraju postupno (postupno).

Baze se nazivaju elektroliti, pri čijoj disocijaciji nastaju samo hidroksidni ioni kao anioni.

Na primjer:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Baze koje su topive u vodi nazivaju se lužine. Malo ih je. To su baze alkalnih i zemnoalkalijskih metala: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH i Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2, a također i NH 4 OH. Većina baza slabo je topiva u vodi.

Kiselost baze određena je brojem njezinih hidroksilnih skupina (hidroksi skupina). Na primjer, NH 4 OH je jednokiselinska baza, Ca (OH) 2 je dvokiselinska, Fe (OH) 3 je trikiselinska, itd. Dvokisele i polikiselinske baze disociraju u koracima

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (prvi korak)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (drugi korak)

Međutim, postoje elektroliti koji pri disocijaciji istodobno stvaraju katione vodika i hidroksidne ione. Ovi elektroliti se nazivaju amfoterni ili amfoliti. To uključuje vodu, hidrokside cinka, aluminija, kroma i niz drugih tvari. Voda, na primjer, disocira na H + i OH - ione (u malim količinama):

H 2 O ↔ H + + OH -

Stoga, ona ima jednako izraženo i svojstva kiselina, zbog prisutnosti vodikovih kationa H + , a alkalna svojstva zbog prisutnosti OH - iona.

Disocijacija amfoternog cink hidroksida Zn(OH) 2 može se izraziti jednadžbom

2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn (OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +

Soli se nazivaju elektroliti, tijekom disocijacije kojih nastaju metalni kationi, kao i amonijev kation (NH 4) i anioni kiselinskih ostataka

Na primjer:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Tako se disociraju srednje soli. Kisele i bazične soli disociraju u stupnjevima. U kiselim solima najprije se odvajaju metalni ioni, a zatim vodikovi kationi. Na primjer:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

U bazičnim solima prvo se odcijepe kiselinski ostaci, a zatim hidroksidni ioni.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -