ელექტროლიტების ხსნარებში დისოციაცია შეუქცევადად მიმდინარეობს. ელექტროლიტური დისოციაცია

შემოკლებული იონური განტოლება H + + OH - \u003d H 2 O შეესაბამება აზოტის მჟავას ურთიერთქმედებას:

1) ნატრიუმის ოქსიდი

2) სპილენძის ჰიდროქსიდი

3) ნატრიუმის ჰიდროქსიდი

პასუხი: 3

ახსნა:

აზოტის მჟავა ძლიერი მჟავაა, ამიტომ მისი თითქმის ყველა მოლეკულა იშლება H + კატიონებად და NO 3 - ანიონებად. წყალში ხსნადი ძლიერი ფუძეები იშლება ჰიდროქსიდის იონებში OH −, ე.ი. ტუტე. დავალებაში წარმოდგენილი ყველა პასუხიდან შესაფერისია ნატრიუმის ჰიდროქსიდი, რომელიც იშლება Na + და OH - წყალხსნარში.

სრული იონური განტოლება NaOH და HNO 3 რეაქციისთვის: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. განტოლებაში მარცხნივ და მარჯვნივ იგივე იონების შემცირება, ვიღებთ დავალებაში წარმოდგენილ შემცირებულ იონურ განტოლებას. ეს რეაქცია მიმდინარეობს დაბალი დისოციაციური ნივთიერების - წყლის წარმოქმნის გამო.

ნატრიუმის ოქსიდი არ იშლება წყალში, მაგრამ რეაგირებს მასთან და ქმნის ტუტეს:

Na 2 O + H 2 O \u003d 2 NaOH.

სპილენძის ჰიდროქსიდი არის უხსნადი ბაზა და ამიტომ არ იშლება წყალში.

სრული იონური განტოლება Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

შემოკლებული იონური განტოლება: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

წყალში ხსნადი KNO 3 მარილი არ იძლევა ჰიდროქსიდის იონებს დაშლისას. როგორც ძლიერი ელექტროლიტი, ის იშლება K + კატიონებად და NO 3 ანიონებად -

ნალექი წარმოიქმნება, როდესაც გოგირდის მჟავას უმატებენ იონების შემცველ ხსნარს:

1) NH 4 + და NO 3 -

2) K + და SiO 3 2−

პასუხი: 2

ახსნა:

გოგირდის მჟავა ძლიერი ელექტროლიტია და წყალში იშლება იონებად: H + და SO 4 2-. როდესაც H + კათიონები ურთიერთქმედებენ SiO 3 2− ანიონებთან, წარმოიქმნება წყალში უხსნადი სილიციუმის მჟავა H 2 SiO 3.

გოგირდმჟავას SO 4 2-ის მჟავა ნარჩენები არ წარმოქმნის ნალექებს შემოთავაზებულ კატიონებთან ერთად, როგორც ეს შეიძლება შემოწმდეს წყალში მჟავების, ფუძეების და მარილების ხსნადობის ცხრილიდან.

H + კატიონი, გარდა SiO 3 2− , ასევე არ ქმნის ნალექებს შემოთავაზებულ ანიონებთან.

შემოკლებული იონური განტოლება Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 შეესაბამება ურთიერთქმედებას:

1) CuSO 4 (p-p) და Fe (OH) 3

2) CuS და Ba (OH) 2 (p-p)

3) CuCl 2 (p-p) და NaOH (p-p)

პასუხი: 3

ახსნა:

პირველ შემთხვევაში, რეაქცია სპილენძის სულფატს CuSO 4 და რკინის (III) ჰიდროქსიდს Fe (OH) 3 შორის არ მიმდინარეობს, რადგან რკინის ჰიდროქსიდი არის უხსნადი ბაზა და არ იშლება წყალხსნარში.

მეორე შემთხვევაში, რეაქცია ასევე არ მიმდინარეობს სპილენძის სულფიდის CuS-ის უხსნადობის გამო.

მესამე ვარიანტში გაცვლითი რეაქცია სპილენძის ქლორიდსა (II) და NaOH-ს შორის მიმდინარეობს Cu(OH) 2-ის ნალექის გამო.

რეაქციის განტოლება მოლეკულური ფორმით ასეთია:

CuCl 2 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 ↓ + 2NaCl.

ამ რეაქციის განტოლება სრული იონური ფორმით არის:

Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .

იგივე იონების Na + და Cl შემცირებით - სრული იონური განტოლების მარცხენა და მარჯვენა ნაწილებში, ვიღებთ შემცირებულ იონურ განტოლებას:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

სპილენძის ოქსიდი CuO (II), როგორც გარდამავალი ლითონის ოქსიდი (ჯგუფი IA), არ ურთიერთქმედებს წყალთან, რადგან ის არ ქმნის ხსნად ბაზას.

სპილენძის(II) ქლორიდის და კალიუმის ჰიდროქსიდის ხსნარების ურთიერთქმედება შეესაბამება შემცირებულ იონურ განტოლებას:

1) Cl - + K + = KCl

2) CuCl 2 + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 + 2Cl -

3) Cu 2+ + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K +

პასუხი: 4

ახსნა:

გაცვლითი რეაქცია სპილენძის (II) ქლორიდის და კალიუმის ჰიდროქსიდის ხსნარებს შორის მოლეკულური ფორმით იწერება შემდეგნაირად:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

რეაქცია მიმდინარეობს Cu(OH) 2-ის ლურჯი ნალექის ნალექის გამო.

CuCl 2 და KOH არის ხსნადი ნაერთები, ამიტომ ხსნარში ისინი იშლება იონებად.

რეაქციას ვწერთ სრული იონური ფორმით:

Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +

ჩვენ ვამცირებთ იდენტურ იონებს 2Cl - და 2K +

სრული იონური განტოლების მარცხნივ და მარჯვნივ და მივიღებთ შემცირებულ იონურ განტოლებას:

Cu 2+ + 2OH - \u003d Cu (OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 და KOH არის ხსნადი ნივთიერებები და წყალხსნარში თითქმის მთლიანად იშლება კატიონებად და ანიონებად. სხვა შემოთავაზებულ პასუხებში ეს ნაერთები გამოუყენებელი ფორმით ჩნდება, ამიტომ ვარიანტები 1, 2 და 3 არ არის სწორი.

რომელი შემოკლებული იონური განტოლება შეესაბამება ნატრიუმის სილიკატის ურთიერთქმედებას აზოტის მჟავასთან?

1) K + + NO 3 - = KNO 3

2) H + + NO 3 - = HNO 3

3) 2H + + SiO 3 2- = H 2 SiO 3

პასუხი: 3

ახსნა:

ნატრიუმის სილიკატის ურთიერთქმედების რეაქცია აზოტის მჟავასთან (გაცვლის რეაქცია) მოლეკულური ფორმით იწერება შემდეგნაირად:

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 \u003d H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3

ვინაიდან ნატრიუმის სილიკატი არის ხსნადი მარილი და აზოტის მჟავა ძლიერია, ხსნარში ორივე ნივთიერება იშლება იონებად. რეაქციას ვწერთ სრული იონური ფორმით:

2Na + + SiO 3 2− + 2H + + 2NO 3 − = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓

დანარჩენი შემოთავაზებული ვარიანტები არ ასახავს რეაქციის ნიშანს - ნალექს. გარდა ამისა, პასუხების წარმოდგენილ ვარიანტებში KNO 3 და K 2 SiO 3 ხსნადი მარილები და ძლიერი მჟავა HNO 3 წარმოდგენილია არადისოცირებული ფორმით, რაც, რა თქმა უნდა, სიმართლეს არ შეესაბამება, რადგან ეს ნივთიერებები ძლიერი ელექტროლიტებია.

შემოკლებული იონური განტოლება Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 შეესაბამება ურთიერთქმედებას

1) Ba(NO 3) 2 და Na 2 SO 4

2) Ba (OH) 2 და CuSO 4

3) BaO და H 2 SO 4

პასუხი: 1

ახსნა:

ბარიუმის ნიტრატის ურთიერთქმედების რეაქცია ნატრიუმის სულფატთან (გაცვლის რეაქცია) მოლეკულური ფორმით იწერება შემდეგნაირად:

Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3

ვინაიდან ბარიუმის ნიტრატი და ნატრიუმის სულფატი ხსნადი მარილებია, ორივე ნივთიერება ხსნარში იშლება იონებად. რეაქციას ვწერთ სრული იონური ფორმით:

Ba 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

Na + და NO 3 − იონების შემცირებით განტოლების მარცხენა და მარჯვენა ნაწილებში, ვიღებთ შემცირებულ იონურ განტოლებას:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

ბარიუმის ჰიდროქსიდის ურთიერთქმედების რეაქცია სპილენძის სულფატთან (გაცვლის რეაქცია) მოლეკულური ფორმით იწერება შემდეგნაირად:

Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

წარმოიქმნება ორი ნალექი. ვინაიდან ბარიუმის ჰიდროქსიდი და სპილენძის სულფატი ხსნადი ნივთიერებებია, ორივე ხსნარში იონებად იშლება. რეაქციას ვწერთ სრული იონური ფორმით:

Ba 2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

ბარიუმის ოქსიდის ურთიერთქმედების რეაქცია გოგირდმჟავასთან (გაცვლის რეაქცია) მოლეკულური ფორმით შემდეგნაირად იწერება:

BaO + H 2 SO 4 \u003d BaSO 4 ↓ + H 2 O

ვინაიდან BaO არის ოქსიდი, ის არ იშლება წყალში (BaO ურთიერთქმედებს წყალთან და ქმნის ტუტეს), ჩვენ ვწერთ BaO ფორმულას გაუნაწილებელი ფორმით. გოგირდის მჟავა ძლიერია, ამიტომ ხსნარში ის იშლება H + კატიონებად და SO 4 2− ანიონებად. რეაქცია მიმდინარეობს ბარიუმის სულფატის დალექვისა და დაბალი დისოციაციური ნივთიერების წარმოქმნის გამო. რეაქციას ვწერთ სრული იონური ფორმით:

BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

აქაც არ არის იდენტური იონები განტოლების მარცხენა და მარჯვენა ნაწილებში და შეუძლებელია რაიმეს შემცირება, მაშინ შემცირებული იონური განტოლება გამოიყურება ისევე, როგორც სრული.
ბარიუმის კარბონატის ურთიერთქმედების რეაქცია გოგირდმჟავასთან (გაცვლის რეაქცია) მოლეკულური ფორმით შემდეგნაირად იწერება:

BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

რეაქცია მიმდინარეობს ნალექის წარმოქმნის, გაზის ევოლუციის და დაბალი დისოციაციური ნაერთის - წყლის წარმოქმნის გამო. ვინაიდან BaCO 3 არის უხსნადი მარილი, ამიტომ ის არ იშლება ხსნარში იონებად, ჩვენ ვწერთ ფორმულას BaCO 3 მოლეკულური ფორმით. გოგირდის მჟავა ძლიერია, ამიტომ ხსნარში ის იშლება H + კატიონებად და SO 4 2− ანიონებად. რეაქციას ვწერთ სრული იონური ფორმით:

BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

სრული იონური განტოლება ემთხვევა შემცირებულს, ვინაიდან განტოლების მარცხენა და მარჯვენა მხარეს არ არის იდენტური იონები.

შემცირებული იონური განტოლება Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 შეესაბამება ურთიერთქმედებას

1) ბარიუმის სულფატი და კალიუმის კარბონატი

2) ბარიუმის ჰიდროქსიდი და ნახშირორჟანგი

3) ბარიუმის ქლორიდი და ნატრიუმის კარბონატი

4) ბარიუმის ნიტრატი და ნახშირორჟანგი

პასუხი: 3

ახსნა:

რეაქცია ბარიუმის სულფატს BaSO 4-სა და კალიუმის კარბონატს K 2 CO 3-ს შორის არ მიმდინარეობს, რადგან ბარიუმის სულფატი არის უხსნადი მარილი. ორი მარილის გაცვლის აუცილებელი პირობაა ორივე მარილის ხსნადობა.

რეაქცია ბარიუმის ჰიდროქსიდს Ba(OH) 2-სა და ნახშირორჟანგ CO 2-ს (მჟავა ოქსიდი) შორის ხდება უხსნადი მარილის BaCO 3 წარმოქმნის გამო. ეს არის ტუტეს რეაქცია მჟავა ოქსიდთან მარილისა და წყლის წარმოქმნით. დავწეროთ რეაქცია მოლეკულური ფორმით:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

ვინაიდან ბარიუმის ჰიდროქსიდი არის ხსნადი ფუძე, ხსნარში ის იშლება Ba 2+ კატიონებად და OH − ჰიდროქსიდის იონებად. ნახშირბადის მონოქსიდი წყალში არ იშლება, ამიტომ იონურ განტოლებებში მისი ფორმულა უნდა დაიწეროს მოლეკულური ფორმით. ბარიუმის კარბონატი არის უხსნადი მარილი, ამიტომ იონური რეაქციის განტოლებაში ის ასევე იწერება მოლეკულური ფორმით. ამრიგად, ბარიუმის ჰიდროქსიდისა და ნახშირორჟანგის სრული იონური ფორმით ურთიერთქმედების რეაქცია შემდეგია:

Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

იმის გამო, რომ განტოლების მარცხენა და მარჯვენა მხარეს არ არის იდენტური იონები და შეუძლებელია რაიმეს შემცირება, შემცირებული იონური განტოლება გამოიყურება ისევე, როგორც სრული.

ბარიუმის ქლორიდის ურთიერთქმედების რეაქცია ნატრიუმის კარბონატთან (გაცვლის რეაქცია) მოლეკულური ფორმით იწერება შემდეგნაირად:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 \u003d BaCO 3 ↓ + 2NaCl

ვინაიდან ბარიუმის ქლორიდი და ნატრიუმის კარბონატი ხსნადი მარილებია, ორივე ნივთიერება ხსნარში იშლება იონებად. რეაქციას ვწერთ სრული იონური ფორმით:

Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −

Na + და Cl− იონების შემცირებით განტოლების მარცხენა და მარჯვენა ნაწილებში, მივიღებთ შემცირებულ იონურ განტოლებას:

Ba 2+ + CO 3 2- \u003d BaCO 3 ↓

რეაქცია ბარიუმის ნიტრატს Ba (NO 3) 2-სა და ნახშირორჟანგ CO 2-ს (მჟავე ოქსიდი) შორის წყალხსნარში არ მიმდინარეობს. ნახშირორჟანგი CO 2 წყალხსნარში წარმოქმნის სუსტ არასტაბილურ ნახშირბადის მჟავას H 2 CO 3 , რომელსაც არ შეუძლია ძლიერი HNO 3 გადაადგილება Ba(NO 3) 2 მარილის ხსნარიდან.

გაანგარიშების ფორმულები.

1. გამოთვალეთ მჟავა ხსნარის (op. No1) ან ტუტე ხსნარის (op. No2) ნორმალური კონცენტრაცია ხსნარებისთვის ეკვივალენტთა კანონის ფორმულიდან:

2. ნორმალური კონცენტრაციის ფორმულიდან გამოთვალეთ შესაბამისი ხსნარის 10 მლ-ში შემავალი მჟავის (op. No1) ან ტუტეს (op. No2) მასა:

3. გამოთვალეთ წყლის (გამხსნელის) მასა 10 მლ ხსნარში, ხსნარის სიმკვრივის 1:

4. მიღებული მონაცემების გამოყენებით გამოთვალეთ მოცემული კონცენტრაციები შესაბამისი ფორმულების გამოყენებით.

ლაბორატორია #5

მიზანი:იონგაცვლითი რეაქციების წარმოქმნის პირობების და მოლეკულური და იონმოლეკულური ფორმებით იონგაცვლითი რეაქციების ჩაწერის წესების შესწავლა.

თეორიული ნაწილი.

ელექტროლიტური დისოციაციაელექტროლიტის მოლეკულების იონებად ნაწილობრივ ან სრულ დაშლას უწოდებენ პოლარული გამხსნელის მოლეკულების მოქმედებით. დისოციაცია მიმდინარეობს ელექტროლიტების მოლეკულების რთული ფიზიკურ-ქიმიური ურთიერთქმედების შედეგად პოლარული გამხსნელის მოლეკულებთან. იონების ურთიერთქმედებას პოლარული გამხსნელის მოლეკულებთან ეწოდება იონების ხსნარი (წყლიანი ხსნარებისთვის - დატენიანება). გამხსნელი იონები წარმოიქმნება ელექტროლიტების ხსნარებში.

ელექტროლიტები ატარებენ ელექტრო დენს, რადგან ხსნარებში არის დამუხტული ნაწილაკები: კატიონები და ანიონები.

რაოდენობრივად ხასიათდება დისოციაციის პროცესი α ელექტროლიტური დისოციაციის ხარისხი. დისოციაციის ხარისხი არის n იონებად დაშლილი მოლეკულების რაოდენობის თანაფარდობა ხსნარის N მოლეკულების საერთო რაოდენობასთან:

დისოციაციის ხარისხი გამოიხატება პროცენტით ან ერთეულის წილადებით.

ელექტროლიტები იყოფა სამ ჯგუფად: ა) ძლიერი (α> 30%), ბ) საშუალო (3).<α<30%), в) слабые (α<3%).

საგანმანათლებლო ლიტერატურა შეიცავს მჟავების, ფუძეების და მარილების დისოციაციის ხარისხების ცხრილებს. დისოციაციის ხარისხი დამოკიდებულია გამხსნელებისა და გამხსნელების ბუნებაზე, ტემპერატურაზე, კონცენტრაციაზე და იმავე იონების ხსნარში ყოფნაზე. სუსტი ელექტროლიტებისთვის, დისოციაციის ხარისხი მნიშვნელოვნად არის დამოკიდებული კონცენტრაციაზე: რაც უფრო დაბალია ხსნარის კონცენტრაცია, მით მეტია ელექტროლიტური დისოციაციის ხარისხი.

გაცილებით მოსახერხებელია ელექტროლიტების ხსნარში დაშლის უნარის დახასიათება დისოციაციის მუდმივი K , რომელიც არ არის დამოკიდებული ხსნარის კონცენტრაციაზე. დისოციაციის მუდმივი K არის სუსტი ელექტროლიტის - მჟავის ან ფუძის დისოციაციის შექცევადი პროცესის წონასწორობის მუდმივი. მჟავების დისოციაციის მუდმივას ასევე უწოდებენ მჟავიანობის მუდმივას, ხოლო ფუძეებს - ფუძეობის მუდმივას. სუსტი ელექტროლიტების დისოციაციის მუდმივების მნიშვნელობები მოცემულია ცხრილებში სტანდარტული პირობებისთვის.

დისოციაციის (ძირითადობის) მუდმივი გამოიხატება, როგორც მოცემული სუსტი ელექტროლიტის ხსნარში იონების წონასწორული კონცენტრაციების პროდუქტის თანაფარდობა დაუნაწილებელი მოლეკულების კონცენტრაციასთან:

დისოციაციის მუდმივი არის სუსტი ელექტროლიტების ფარდობითი სიძლიერის საზომი: რაც უფრო მცირეა ის, მით უფრო სუსტია ელექტროლიტი. სუსტი ორობითი ელექტროლიტის დისოციაციის მუდმივობასა და ხარისხს შორის კავშირი ემორჩილება ოსტვალდის გამრავლების კანონი:

ელექტროლიტური დისოციაციის თვალსაზრისით, მჟავებს უწოდებენ ელექტროლიტებს, რომლებიც ქმნიან დადებითად დამუხტულ წყალბადის ნონებს და მჟავას ნარჩენების ანიონებს წყალხსნარებში. წყალბადის იონები დამახასიათებელია მჟავებისთვის და განსაზღვრავს მათ თვისებებს. მჟავები, რომლებიც წარმოადგენენ ძლიერ ელექტროლიტებს: აზოტის HNO 3, ჰიდროქლორინის HCl, ჰიდრობრომული HBr, ჰიდროიოდური HJ, გოგირდის H 2 SO 4, მანგანუმის HMnO 4 და სხვა.

უფრო სუსტი ელექტროლიტებია, ვიდრე ძლიერი. სუსტი ელექტროლიტებია მჟავები: გოგირდოვანი H 2 SO 3, ჰიდროფლუორული HF, ქვანახშირი H 2 CO 3, წყალბადის სულფიდი H 2 S, ძმარმჟავა CH 3 COOH და ა.შ. პოლიბაზური მჟავები იშლება ეტაპობრივად. მჟავების დისოციაციის მაგალითები:

HCl = H + + Cl-

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

ეტაპი I: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

ან H 2 SO 3 2H + + SO 3 2-,

II ეტაპი: HSO 3 - H + + SO 3 2 -

ელექტროლიტური დისოციაციის თვალსაზრისით, ფუძეები არის ელექტროლიტები, რომლებიც ქმნიან უარყოფითად დამუხტულ OH ჰიდროქსიდის იონებს და ლითონის კატიონებს წყალხსნარებში. ჰიდროქსიდის იონები განსაზღვრავენ ფუძეების ზოგად თვისებებს. ერთზე მეტი კათიონის ვალენტობის მქონე ფუძეები დისოცირდებიან საფეხურებად. ძლიერი ელექტროლიტები არის ფუძეები, რომლებშიც ტუტე და დედამიწის ტუტე ლითონები არის კათიონები, გარდა Be (OH) 2 და Mg (OH) 2.

ზოგადად, ფუძეები სუსტი ელექტროლიტებია, განსაკუთრებით ისინი, რომლებიც წარმოიქმნება ამფოტერული ლითონებით. ამფოტერული ჰიდროქსიდები იშლება როგორც ფუძე მჟავე გარემოში და როგორც მჟავები ტუტე გარემოში. ფუძეებისა და ამფოტერული ჰიდროქსიდების დისოციაციის მაგალითები:

NaOH \u003d Na + + OH -

1 ქ. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -

II ხელოვნება. FeOH + Fe 2+ + OH - ან Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

Zn 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 H 2 ZnО 2 2H + + ZnO 2 2-

მარილები არის ელექტროლიტები, რომლებიც წყალში იშლება დადებით მეტალის იონებად და მჟავა ნარჩენების უარყოფით იონებად.ყველა მარილი, რომელიც წყალში ადვილად ხსნადია, ძლიერი ელექტროლიტებია. ნორმალური (საშუალო), მჟავე, ძირითადი, რთული და ორმაგი მარილების დისოციაციის მაგალითები:

KVg \u003d K + + Vg -; K 3 \u003d 3K + + 3-;

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -; KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-.

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2+ + 2C1 -;

სხვადასხვა რეაქციების შესწავლამ, ძირითადად, არაწყლიან გარემოში, განაპირობა უფრო ზოგადი წარმოდგენების შექმნა მჟავებისა და ფუძეების შესახებ. მჟავებისა და ფუძეების თანამედროვე თეორიებიდან ყველაზე მნიშვნელოვანია პროტონის თეორია, რომლის მიხედვითაც მჟავა არის პროტონის დონორი, ანუ ნაწილაკი (მოლეკულა ან იონი), რომელსაც შეუძლია წყალბადის იონის დონორი - პროტონი და ბაზა არის პროტონის მიმღები, ე.ი. ნაწილაკი (მოლეკულა ან იონი), რომელსაც შეუძლია პროტონის მიღება. მაგალითად, რეაქციაში:

HC1 + NH 3 \u003d NH 4 + + Cl -

C1 იონი არის HCl მჟავასთან კონიუგირებული ბაზა, ხოლო NH 4 + იონი არის მჟავა კონიუგატი NH 3 ფუძესთან. ელექტროლიტების ხსნარებში რეაქციები მიმდინარეობს იონებს შორის, რომლებშიც იშლება გახსნილი ნივთიერებების მოლეკულები. რეაქციები იწერება სამი ფორმით: მოლეკულური, სრული იონურ-მოლეკულური და შემცირებული იონურ-მოლეკულური. ძლიერი ელექტროლიტები იწერება იონების სახით, საშუალო და სუსტი ელექტროლიტები, ნალექი და აირები - მოლეკულების სახით. რეაქციის არსი აისახება შემოკლებულ იონ-მოლეკულურ განტოლებაში, რომელშიც მითითებულია მხოლოდ ნაწილაკები, რომლებიც უშუალოდ შედიან რეაქციაში და არ არის მითითებული იონები და მოლეკულები, რომელთა კონცენტრაცია მნიშვნელოვნად არ იცვლება. ელექტროლიტებს შორის რეაქციები მიმდინარეობს გაზის, ნალექის ან უფრო სუსტი წარმოქმნისკენ

ელექტროლიტი.

ელექტროლიტური ხსნარებში რეაქციის მაგალითი: ძლიერი აზოტის მჟავის ნეიტრალიზაცია სუსტი ფუძით (ამონიუმის ჰიდროქსიდი). მოლეკულური რეაქციის განტოლება:

HNO 3 + NH 4 OH \u003d NH 4 NO 3 + H 2 O.

ამ რეაქციაში ძლიერი ელექტროლიტებია აზოტის მჟავა და შედეგად მიღებული ამონიუმის ნიტრატის მარილი, რომლებიც იწერება იონების სახით, ხოლო სუსტი ელექტროლიტებია ამონიუმის ჰიდროქსიდი და წყალი, რომლებიც იწერება მოლეკულების სახით. იონ-მოლეკულურ სრულ განტოლებას აქვს ფორმა:

H + + NO 3 - + NH 4 OH \u003d NH 4 + + NO 3 - + H 2 O.

როგორც ხედავთ, მხოლოდ NO 3 - იონები არ განიცდიან ცვლილებებს რეაქციის დროს, მათ გამოკლებით, ჩვენ ვწერთ შემცირებულ იონ-მოლეკულურ განტოლებას:

H + + NH 4 OH \u003d NH 4 + + H 2 O.

პრაქტიკული ნაწილი

იონი - მოლეკულური გაცვლის რეაქციები

ჩაატარეთ რეაქციები ელექტროლიტების ხსნარებს შორის ამოცანის მიხედვით. ამისათვის ჩაასხით ერთი რეაგენტის 7-8 წვეთი სინჯარაში და დაამატეთ 7-8 წვეთი მეორე რეაგენტი. გაითვალისწინეთ რეაქციის ნიშნები: ნალექი, გაზის ევოლუცია ან სუნის ცვლილება (რაც მიუთითებს დაბალი დისოციაციური ნივთიერების წარმოქმნაზე).

შემდეგ, დაკვირვებული ნიშნების შესაბამისად, მიაკუთვნეთ რეაქცია 3 ტიპის ერთ-ერთს:

1) იონგაცვლის რეაქციები ცუდად ხსნადი ნივთიერების (ნალექის) წარმოქმნით;

2) იონგაცვლის რეაქციები გაზის ევოლუციით;

3) იონგაცვლის რეაქციები სუსტი ელექტროლიტის წარმოქმნით.

დაწერეთ თითოეული რეაქცია 3 ფორმით:

ა) მოლეკულური

ბ) სრული იონურ-მოლეკულური,

გ) შემოკლებული იონ-მოლეკულური.

გააკეთეთ დასკვნა იონგაცვლის რეაქციების მიმართულების შესახებ.

Დავალებების სია:

1. CH 3 COONa + H 2 SO 4 2. NaNO 2 + H 2 SO 4 3. MgCl 2 + Na 3 PO 4 4. NH 4 Cl + KOH 5. Na 2 CO 3 + HCl 6. Na 2 CO 3 + Ba (NO 3) 2 7. (CH 3 COO) 2 Pb + HCl 8. Hg (NO 3) 2 + NaOH 9. H 2 SO 4 + BaCl 2 10. NaCl + Pb (NO 3) 2 11. NiSO 4 +KOH 12. NaNO 2 +HCl 13. Bi(NO 3) 3 +KOH 14. Na 2 S+CdCl 2 15. Bi(NO 3) 3 +Na 2 S 16. CoSO 4 +KOH 17. CuSO 4 +KOH 18. Na 2 CO 3 + HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 4 3+HCl

24. Hg(NO 3) 2 + Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH 27. AlCl 3 +KOH 28. FeCl 3 + Na 3 PO 4 29. K 2 CrO 4 + Ba(NO 3) 2 30. NaNO 2 + HNO 3 31. MgCl 2 + NaOH 32. CuSO 4 + NH 4 OH 33. CuSO 4 + NH 4 OH 34. AlCl 3 +KOH 35. Pb (NO 3 ) 2 + KI 36. CH 3 COOK+ HCl 37. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH 38. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH ex 39. CoSO 4 + Na 2 S 40. Pb (NO 3) 2 + Na 3 PO 4 41. Na 3 PO 4 + CuSO 4 42. CH 3 COOK + HNO 3 43. CH 3 COOH + KOH 44. CoSO 4 + NH 4 OH 45. CoSO 4 + NH 4 OH ex 46. Hg (NO 3 ) 2 + KI

47. Hg(NO 3) 2 + KI 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 + KOH 54 Zn. + KOH ex 54. (CH 3 COO) 2 Pb + H 2 SO 4 55. NaHCO 3 + H 2 SO 4 56. (NH 4) 2 SO 4 +KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58 . (NH 4) 2 SO 4 + NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 +KOH 61. CrCl 3 +KOH ex 62. ZnCl 2 + NaOH 63. ZnCl 2 + NaOH ex 64. MnSO 4 +KOH 6 MnSO 4 + Na 3 PO 4 66. Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 67. K 2 CO 3 + CH 3 COOH 68. Na 2 CO 3 + CH 3 COOH 69. NaHCO 3 + CH 3 COOH

ლაბორატორია #6

ელექტროლიტური დისოციაცია - ეს არის ელექტროლიტების მოლეკულების იონებად დაშლის პროცესი პოლარული გამხსნელის მოლეკულების მოქმედებით.

ელექტროლიტები- ეს არის ნივთიერებები, რომელთა დნება ან წყალხსნარი ატარებს ელექტრო დენს. ეს მოიცავს მჟავების, დნობის და ტუტეების და მარილების ხსნარებს. არაელექტროლიტებიარის ნივთიერებები, რომლებიც არ ატარებენ ელექტროენერგიას. ეს მოიცავს ბევრ ორგანულ ნივთიერებას.

ელექტროლიტები, რომლებიც თითქმის მთლიანად იშლება იონებად, ეწოდება ძლიერი;ელექტროლიტები, რომლებიც ნაწილობრივ იშლება იონებად, ეწოდება სუსტი.დისოციაციის სისრულის რაოდენობრივად შესაფასებლად შემოღებულია დისოციაციის ხარისხის კონცეფცია. დისოციაციის ხარისხიელექტროლიტი ეწოდება იონებად დაშლილი მოლეკულების რაოდენობის თანაფარდობას ხსნარში მოლეკულების მთლიან რაოდენობასთან.

ჩვეულებრივ, დისოციაციის ხარისხი ( α ) გამოიხატება ერთეულის წილადებში ან%:

სადაც ნარის ელექტროლიტური დისოციაციის დაქვემდებარებული ნაწილაკების რაოდენობა;

ნ 0 არის ნაწილაკების საერთო რაოდენობა ხსნარში.

ძლიერი ელექტროლიტები - თითქმის ყველა მარილი, ხსნადი ფუძეები ( NaOH, KOH, ბა(ოჰ) 2 და ა.შ.), არაორგანული მჟავები ( ჰ 2 ᲘᲡᲔ 4 , HCl, HNO 3 , HBr, გამარჯობა და ა.შ.) .

სუსტი ელექტროლიტები- უხსნადი ფუძეები და NH 4 ოჰ, არაორგანული მჟავები ( ჰ 2 CO 3, , ჰ 2 ს, HNO 2, ჰ 3 PO 4 და ა.შ.), ორგანული მჟავები და წყალი ჰ 2 ო.

ძლიერი ელექტროლიტები თითქმის მთლიანად იშლება იონებად (ანუ, დისოციაციის პროცესი შეუქცევადია) და ერთ საფეხურზე:

HCl=H + +Cl – ჰ 2 ᲘᲡᲔ 4 = 2 სთ + + ასე 4 2–

სუსტი ელექტროლიტები ნაწილდება (ანუ დისოციაციის პროცესი შექცევადია) და ეტაპობრივად. . მაგალითად, პოლიბაზური მჟავებისთვის, წყალბადის ერთი იონი წყდება თითოეულ ეტაპზე:

1. ჰ 2 ᲘᲡᲔ 3 ⇄ ჰ + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ ჰ + + ასე 3 2-

ამრიგად, პოლიბაზური მჟავების ეტაპების რაოდენობა განისაზღვრება მჟავის ფუძეობით (წყალბადის იონების რაოდენობა), ხოლო პოლიმჟავას ფუძეების რაოდენობა განისაზღვრება ფუძის მჟავიანობით (ან ჰიდროქსილის ჯგუფების რაოდენობით). : NH 4 ოჰ ⇄ NH 4 + + ოჰ – . ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესი მთავრდება სისტემაში ქიმიური წონასწორობის მდგომარეობის დამყარებით, რომელიც ხასიათდება წონასწორობის მუდმივით:

ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესის წონასწორობის მუდმივას ეწოდება დისოციაციის მუდმივი - რომ დ. დისოციაციის მუდმივი დამოკიდებულია ელექტროლიტის ბუნებაზე, გამხსნელის ბუნებაზე, ტემპერატურაზე, მაგრამ არ არის დამოკიდებული ელექტროლიტის კონცენტრაციაზე.

Შორის რომ დდა α არის რაოდენობრივი კავშირი

(13)

მიმართებას (13) ეწოდება ოსტვალდის განზავების კანონს: სუსტი ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი იზრდება ხსნარის განზავებით.

სუსტი ელექტროლიტებისთვის, როდესაც α  1, რომ დ = α 2 თან.

წყალი სუსტი ელექტროლიტია, ამიტომ იგი შექცევადად იშლება:

ჰ 2 ო ⇄ ჰ + + ოჰ – ∆ ჰ\u003d + 56,5 კჯ / მოლ

წყლის დისოციაციის მუდმივი:

წყლის დისოციაციის ხარისხი ძალიან მცირეა (ეს არის ძალიან სუსტი ელექტროლიტი). ვინაიდან წყალი დიდი რაოდენობითაა წარმოდგენილი, მისი კონცენტრაცია შეიძლება ჩაითვალოს მუდმივ მნიშვნელობად და არის
, მაშინ

რომ დ [ ჰ 2 ო] = [ ჰ + ]∙[ ოჰ - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ ჰ + ]∙[ ოჰ - ] = 10 -14 = კ ვარის წყლის იონური პროდუქტი

ვინაიდან წყალბადის კათიონებისა და ჰიდროქსიდის იონების კონცენტრაცია წყალში თანაბარია, მაშინ: [ ჰ + ] = [ ოჰ - ] =
.

წყალში სხვა ნივთიერებების (მჟავები, ფუძეები, მარილები) დაშლა ცვლის იონების კონცენტრაციას ჰ + ან ᲐᲠᲘᲡ ᲘᲡ – , და მათი პროდუქტი ყოველთვის რჩება მუდმივი და ტოლია 10 -14 T \u003d 25 0 C. იონების კონცენტრაცია ჰ + შეიძლება გახდეს ხსნარის მჟავიანობის ან ტუტეობის საზომი. ჩვეულებრივ, ამ მიზნით გამოიყენება pH ინდიკატორი: pH = - ლგ[ ჰ + ]. ამრიგად, pH მნიშვნელობაარის წყალბადის იონების კონცენტრაციის ათობითი ლოგარითმი, აღებული საპირისპირო ნიშნით.

წყალბადის იონების კონცენტრაციიდან გამომდინარე, გამოირჩევა სამი მედია.

AT ნეიტრალურიგარემო [ ჰ + ] = [ ოჰ - ]= 10 -7 მოლ/ლ, pH= –ლგ 10 -7 = 7 . ეს საშუალო ტიპიურია როგორც სუფთა წყლის, ასევე ნეიტრალური ხსნარებისთვის. AT მაწონიგადაწყვეტილებები [ ჰ + ] > 10 -7 მოლ/ლ, pH< 7 . მჟავე გარემოში pHმერყეობს შიგნით 0 < рН < 7 . AT ტუტეგარემო [ ჰ + ] < [ОН – ] და [ ჰ + ] < 10 -7 მოლი/ლ, შესაბამისად, pH > 7. pH ცვლილების შეზღუდვები: 7 < рН < 14 .

იონის გაცვლის რეაქციები (RIO)- ეს არის რეაქციები იონებს შორის, რომლებიც წარმოიქმნება ელექტროლიტების წყალხსნარებში. გაცვლითი რეაქციების გამორჩეული თვისება ის არის, რომ ელემენტები, რომლებიც ქმნიან რეაგენტებს, არ ცვლის მათ ჟანგვის მდგომარეობას. იონის გაცვლის რეაქციები შეუქცევადი რეაქციებია და გრძელდება იმის გათვალისწინებით, რომ: 1) ცუდად ხსნადი ნივთიერების წარმოქმნა, 2) აირისებრი ნივთიერების გამოყოფა, 3) სუსტი ელექტროლიტის წარმოქმნა.

როდესაც RIO ხდება, საპირისპიროდ დამუხტული იონები უკავშირდება და ამოღებულია რეაქციის სფეროდან. იონური გაცვლის რეაქციების არსი გამოიხატება იონური განტოლებების გამოყენებით, რომლებიც მოლეკულურისგან განსხვავებით აჩვენებენ რეაქციის ნამდვილ მონაწილეებს. იონური განტოლებების შედგენისას უნდა იხელმძღვანელოთ იმით, რომ ოდნავ დისოციაციური, ოდნავ ხსნადი (ნალექიანი) და აირისებრი ნივთიერებები იწერება მოლეკულური ფორმით. ძლიერი ხსნადი ელექტროლიტები იწერება იონების სახით. ამიტომ იონური განტოლებების დაწერისას აუცილებელია წყალში მარილებისა და ფუძეების ხსნადობის ცხრილის გამოყენება.

ჰიდროლიზი- ეს არის მარილის იონების ურთიერთქმედების პროცესი წყლის მოლეკულებთან, რაც იწვევს დაბალი დისოციაციური ნაერთების წარმოქმნას; არის იონგაცვლის რეაქციების განსაკუთრებული შემთხვევა. ჰიდროლიზი განიცდის წარმოქმნილ მარილებს:

სუსტი მჟავა და ძლიერი ფუძე ( NaCH 3 COO, ნა 2 CO 3 , ნა 2 ს, );

სუსტი ფუძე და ძლიერი მჟავა NH 4 კლ, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

სუსტი ფუძე და სუსტი მჟავა NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

ძლიერი მჟავით და ძლიერი ფუძით წარმოქმნილი მარილები არ განიცდიან ჰიდროლიზს: ნა 2 ᲘᲡᲔ 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJდა ა.შ.

მარილის ჰიდროლიზი ზრდის იონების კონცენტრაციას ჰ + ან ᲐᲠᲘᲡ ᲘᲡ – . ეს იწვევს წყლის იონური წონასწორობის ცვლილებას და მარილის ბუნებიდან გამომდინარე, ხსნარს აძლევს მჟავე ან ტუტე გარემოს (იხ. პრობლემის გადაჭრის მაგალითები).

ჩვეულებრივ, დისოციაციის ხარისხი ( α ) გამოიხატება ერთეულის წილადებში ან%:

ნ 0 არის ნაწილაკების საერთო რაოდენობა ხსნარში.

HCl=H + +Cl – ჰ 2 ᲘᲡᲔ 4 = 2 სთ + + ასე 4 2–

1. ჰ 2 ᲘᲡᲔ 3 ⇄ ჰ + + HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ ჰ + + ასე 3 2-

Შორის რომ დდა α არის რაოდენობრივი კავშირი

(13)

სუსტი ელექტროლიტებისთვის, როდესაც α  1, რომ დ = α 2 თან.

წყალი სუსტი ელექტროლიტია, ამიტომ იგი შექცევადად იშლება:

ჰ 2 ო ⇄ ჰ + + ოჰ – ∆ ჰ\u003d + 56,5 კჯ / მოლ

წყლის დისოციაციის მუდმივი:

რომ დ [ ჰ 2 ო] = [ ჰ + ]∙[ ოჰ - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ ჰ + ]∙[ ოჰ - ] = 10 -14 = კ ვარის წყლის იონური პროდუქტი

წყალბადის იონების კონცენტრაციიდან გამომდინარე, გამოირჩევა სამი მედია.

სუსტი მჟავა და ძლიერი ფუძე ( NaCH 3 COO, ნა 2 CO 3 , ნა 2 ს, );

სუსტი ფუძე და ძლიერი მჟავა NH 4 კლ, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

სუსტი ფუძე და სუსტი მჟავა NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

გაკვეთილი: ელექტროლიტური დისოციაცია. წყალბადის ინდექსი. იონის გაცვლის რეაქციები
მიზნები: ელექტროლიტური დისოციაციის შესახებ მოსწავლეთა ცოდნის სისტემატიზაცია. აჩვენეთ თეორიის ფუძემდებლების მეცნიერული ბედი. აჩვენეთ ნივთიერებების თვისებების დამოკიდებულება მათ სტრუქტურაზე. მოსწავლეთა მიერ თემაზე მიღებული ცოდნის ერთიან სისტემაში მოყვანა.
Დავალებები: გაიუმჯობესონ დისოციაციის განტოლებების, იონური განტოლებების, ჰიდროლიზის განტოლებების შედგენის უნარ-ჩვევები და შესაძლებლობები. სხვადასხვა მარილების ხსნარის გარემოს პროგნოზირების უნარის ჩამოყალიბება. ორგანული ნივთიერებების ჰიდროლიზის შესახებ მოსწავლეთა ცოდნის სისტემატიზაცია. დაკვირვების, ანალიზისა და დასკვნების გამოტანის უნარის განვითარება.
აღჭურვილობა და რეაგენტები : მულტიმედიური პროექტორი, კომპიუტერი.

გაკვეთილების დროს

ორგანიზების დრო

საბაზისო ცოდნის განახლება:

მოსწავლეები გეგმის მიხედვით პასუხობენ:
როგორია ხსნარების ელექტრული გამტარობა?
- მარილების, ფუძეების და მჟავების ელექტროლიტური დისოციაცია.
- იონური ბმის მქონე ნივთიერებების ელექტროლიტური დისოციაციის მექანიზმი.

ახალი თემის შესწავლის შესავალი:რატომ ატარებენ მჟავების, მარილების და ტუტეების ხსნარები ელექტროენერგიას?

რატომ იქნება ელექტროლიტური ხსნარის დუღილის წერტილი ყოველთვის უფრო მაღალი ვიდრე იგივე კონცენტრაციის არაელექტროლიტური ხსნარის დუღილის წერტილი?

ახალი მასალის სწავლა:

1. ელექტროლიტური დისოციაციის ცნება

1887 წელს შვედი ფიზიკოსიქიმიკოსი სვანტე არენიუსი, წყალხსნარების ელექტრული გამტარობის გამოკვლევისას, მან თქვა, რომ ასეთ ხსნარებში ნივთიერებები იშლება დამუხტულ ნაწილაკებად - იონებად, რომლებსაც შეუძლიათ გადაადგილება ელექტროდებში - უარყოფითად დამუხტულ კათოდში და დადებითად დამუხტულ ანოდად.

ეს არის ხსნარებში ელექტრული დენის მიზეზი. ამ პროცესს ე.წელექტროლიტური დისოციაცია (პირდაპირი თარგმანი - გაყოფა, დაშლა ელექტროენერგიის გავლენით). ეს სახელი ასევე მიუთითებს იმაზე, რომ დისოციაცია ხდება ელექტრული დენის გავლენის ქვეშ. შემდგომმა კვლევებმა აჩვენა, რომ ეს ასე არ არის: იონები მხოლოდ მუხტის მატარებლები არიან ხსნარში და არსებობენ მასში, მიუხედავად იმისა, გადის დენი ხსნარში თუ არა. სვანტე არენიუსის აქტიური მონაწილეობით ჩამოყალიბდა ელექტროლიტური დისოციაციის თეორია, რომელსაც ხშირად ამ მეცნიერის სახელს ატარებენ. ამ თეორიის მთავარი იდეა ის არის, რომ ელექტროლიტები გამხსნელის მოქმედებით სპონტანურად იშლება იონებად. და სწორედ ეს იონები არიან მუხტის მატარებლები და პასუხისმგებელნი არიან ხსნარის ელექტრულ გამტარობაზე.

ელექტრული დენი არის თავისუფალი დამუხტული ნაწილაკების მიმართული მოძრაობა. თქვენ უკვე იცით, რომ მარილების და ტუტეების ხსნარები და დნება ელექტროგამტარია, რადგან ისინი შედგება არა ნეიტრალური მოლეკულებისგან, არამედ დამუხტული ნაწილაკებისგან - იონებისგან. როდესაც დნება ან იხსნება, იონები ხდებაუფასო ელექტრული მუხტის მატარებლები.

ნივთიერების თავისუფალ იონებად დაშლის ან დნობის დროს დაშლის პროცესს ელექტროლიტური დისოციაცია ეწოდება.

2. მარილების ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესის არსი

ელექტროლიტური დისოციაციის არსი არის ის, რომ იონები თავისუფალი ხდება წყლის მოლეკულის გავლენის ქვეშ. ნახ.1. ელექტროლიტის იონებად დაშლის პროცესი ნაჩვენებია ქიმიური განტოლების გამოყენებით. მოდით დავწეროთ ნატრიუმის ქლორიდის და კალციუმის ბრომიდის დისოციაციის განტოლება. ნატრიუმის ქლორიდის ერთი მოლი დისოციაციის შედეგად წარმოიქმნება ერთი მოლი ნატრიუმის კათიონები და ერთი მოლი ქლორიდის ანიონები.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

კალციუმის ბრომიდის ერთი მოლი დისოციაციის შედეგად წარმოიქმნება ერთი მოლი ნატრიუმის კათიონი და ორი მოლი ბრომიდის ანიონი.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

გთხოვთ გაითვალისწინოთ: ვინაიდან ელექტრული ნეიტრალური ნაწილაკების ფორმულა დაწერილია განტოლების მარცხენა მხარეს, იონების ჯამური მუხტი ნულის ტოლი უნდა იყოს.

დასკვნა : მარილების დისოციაციის დროს წარმოიქმნება ლითონის კათიონები და მჟავა ნარჩენების ანიონები.

3. ტუტეების ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესის არსი

განვიხილოთ ტუტეების ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესი. დავწეროთ დისოციაციის განტოლება კალიუმის ჰიდროქსიდის და ბარიუმის ჰიდროქსიდის ხსნარში.

ერთი მოლი კალიუმის ჰიდროქსიდის დისოციაციის შედეგად წარმოიქმნება ერთი მოლი კალიუმის კათიონები და ერთი მოლი ჰიდროქსიდის ანიონები.KOH ⇄ K+ + OH-

ერთი მოლი ბარიუმის ჰიდროქსიდის დისოციაციის შედეგად წარმოიქმნება ერთი მოლი ბარიუმის კათიონი და ორი მოლი ჰიდროქსიდის ანიონი.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

დასკვნა: ტუტეების ელექტროლიტური დისოციაციის დროს წარმოიქმნება ლითონის კათიონები და ჰიდროქსიდის ანიონები.

წყალში უხსნადი ფუძეები პრაქტიკულად არ განიცდიან ელექტროლიტურ დისოციაციას, ვინაიდან ისინი პრაქტიკულად არ იხსნება წყალში და გაცხელებისას იშლება ისე, რომ მათი დნობა შეუძლებელია.

4. მჟავების ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესის არსი

განვიხილოთ მჟავების ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესი. მჟავის მოლეკულები წარმოიქმნება პოლარული კოვალენტური კავშირით, რაც ნიშნავს, რომ მჟავები შედგება არა იონებისგან, არამედ მოლეკულებისგან.

ჩნდება კითხვა - მაშინ როგორ ხდება მჟავა დისოციაცია, ანუ როგორ წარმოიქმნება თავისუფალი დამუხტული ნაწილაკები მჟავებში? გამოდის, რომ იონები წარმოიქმნება მჟავა ხსნარებში ზუსტად დაშლის დროს.

განვიხილოთ წყალში ქლორიდის ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესი, მაგრამ ამისათვის ჩვენ ჩამოვწერთ წყალბადის ქლორიდისა და წყლის მოლეკულების სტრუქტურას. ორივე მოლეკულა წარმოიქმნება კოვალენტური პოლარული კავშირით. წყალბადის ქლორიდის მოლეკულაში ელექტრონის სიმკვრივე გადადის ქლორის ატომში, ხოლო წყლის მოლეკულაში - ჟანგბადის ატომში. წყლის მოლეკულას შეუძლია წყალბადის კატიონის მოწყვეტა წყალბადის ქლორიდის მოლეკულიდან და წარმოიქმნება ჰიდრონიუმის კატიონი H3O +.

მაშინ წყალბადის ქლორიდის დისოციაციის განტოლება ასე გამოიყურება:HCl ⇄ H+ + Cl-

5. მჟავების ეტაპობრივი დისოციაცია

გოგირდმჟავას ეტაპობრივი დისოციაცია

განვიხილოთ გოგირდმჟავას ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესი. გოგირდის მჟავა იშლება ეტაპობრივად, ორ ეტაპად.

დისოციაციის I–I სტადია

პირველ ეტაპზე წყდება ერთი წყალბადის კატიონი და წარმოიქმნება ჰიდროსულფატური ანიონი.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

ჰიდროსულფატის ანიონი.

II - დისოციაციის I ეტაპი

მეორე ეტაპზე ხდება ჰიდროსულფატის ანიონების შემდგომი დისოციაცია.HSO4- ⇄ H+ + SO42-

ეს ეტაპი შექცევადია, ანუ მიღებულ სულფატ-იონებს შეუძლიათ წყალბადის კათიონები მიამაგრონ საკუთარ თავს და გადაიქცნენ ჰიდროსულფატ-ანიონებად. ამას გვიჩვენებს შექცევადობის ნიშანი.

არის მჟავები, რომლებიც პირველ ეტაპზეც არ იშლება მთლიანად - ასეთი მჟავები სუსტია. მაგალითად, ნახშირბადის მჟავა H2CO3.

წყალბადის ინდექსი ახასიათებს წყალში თავისუფალი წყალბადის იონების კონცენტრაციას.

ჩვენების მოხერხებულობისთვის დაინერგა სპეციალური მაჩვენებელი, სახელწოდებით pH, რომელიც არის წყალბადის იონების კონცენტრაციის ლოგარითმი, აღებული საპირისპირო ნიშნით, ე.ი. pH = -ლოგი.

მარტივად რომ ვთქვათ, pH მნიშვნელობა განისაზღვრება წყალში H იონების რაოდენობრივი თანაფარდობით + და ის - წარმოიქმნება წყლის დაშლის დროს. თუ წყალს აქვს წყალბადის თავისუფალი იონების შემცირებული შემცველობა (pH> 7) OH იონებთან შედარებით - , მაშინ წყალს ექნება ტუტე რეაქცია და H იონების გაზრდილი შემცველობით + (pH<7)- кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга. В таких случаях вода нейтральна и рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению уровня рН.

რეფლექსია: შეადგინე cinquain

D/W:

გაკვეთილის შეჯამება

ამ გაკვეთილზე გაიგეთ, რომ მჟავების, მარილების და ტუტეების ხსნარები ელექტროგამტარია, რადგან მათი დაშლისას წარმოიქმნება დამუხტული ნაწილაკები - იონები. ამ პროცესს ელექტროლიტური დისოციაცია ეწოდება. მარილების დისოციაციის დროს წარმოიქმნება ლითონის კათიონები და მჟავე ნარჩენების ანიონები. ტუტეების დისოციაციის დროს წარმოიქმნება ლითონის კათიონები და ჰიდროქსიდის ანიონები. მჟავების დისოციაციის დროს წარმოიქმნება წყალბადის კათიონები და მჟავა ნარჩენების ანიონები.

პორტალი სტუდენტისთვის. თვითმმართველობის ტრენინგი

ᲓᲐᲙᲐᲕᲨᲘᲠᲔᲑᲣᲚᲘ ᲡᲢᲐᲢᲘᲔᲑᲘ