A condutividade de substâncias de corrente elétrica ou falta de condutividade pode ser observada usando um dispositivo simples.

Consiste em hastes de carbono (eletrodos) conectadas por fios a uma rede elétrica. Uma lâmpada elétrica está incluída no circuito, o que indica a presença ou ausência de corrente no circuito. Se os eletrodos estiverem imersos em uma solução de açúcar, a lâmpada não acenderá. Mas acenderá brilhantemente se eles forem reduzidos a uma solução de cloreto de sódio.

Substâncias que se decompõem em íons em soluções ou se fundem e, portanto, conduzem eletricidade são chamadas de eletrólitos.

Substâncias que não se decompõem em íons nas mesmas condições e não conduzem corrente elétrica são chamadas de não eletrólitos.

Os eletrólitos incluem ácidos, bases e quase todos os sais.

Os não eletrólitos incluem a maioria dos compostos orgânicos, bem como substâncias nas moléculas das quais existem apenas ligações covalentes não polares ou de baixa polaridade.

Os eletrólitos são condutores do segundo tipo. Em uma solução ou fusão, eles se decompõem em íons, devido aos quais a corrente flui. Obviamente, quanto mais íons em uma solução, melhor ela conduz eletricidade. A água pura conduz muito mal a eletricidade.

Distinguir entre eletrólitos fortes e fracos.

Eletrólitos fortes dissociam-se completamente em íons quando dissolvidos.

Esses incluem:

1) quase todos os sais;

2) muitos ácidos minerais, por exemplo H2SO4, HNO3, Hcl, HBr, HI, HMnO4, HClO3, HClO4;

3) bases de metais alcalinos e alcalino-terrosos.

Eletrólitos fracos quando dissolvidos em água, eles se dissociam apenas parcialmente em íons.

Esses incluem:

1) quase todos os ácidos orgânicos;

2) alguns ácidos minerais, por exemplo H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;

3) muitas bases metálicas (exceto bases de metais alcalinos e alcalino-terrosos), bem como NH 4 OH, que pode ser representado como hidrato de amônia NH 3 ∙H 2 O.

A água é um eletrólito fraco.

Eletrólitos fracos não podem dar uma alta concentração de íons em solução.

Disposições básicas da teoria da dissociação eletrolítica.

A quebra de eletrólitos em íons quando dissolvidos em água é chamada de dissociação eletrolítica.

Assim, o cloreto de sódio NaCl, quando dissolvido em água, se decompõe completamente em íons sódio Na + e íons cloreto Cl -.

A água forma íons de hidrogênio H + e íons de hidróxido OH - apenas em quantidades muito pequenas.

Para explicar as características das soluções aquosas de eletrólitos, o cientista sueco S. Arrhenius em 1887 propôs a teoria da dissociação eletrolítica. Mais tarde, foi desenvolvido por muitos cientistas com base na teoria da estrutura dos átomos e ligações químicas.

O conteúdo atual dessa teoria pode ser reduzido às três seguintes proposições:

1. Quando dissolvidos em água, os eletrólitos se decompõem (dissociam) em íons - positivos e negativos.

Os íons estão em estados eletrônicos mais estáveis ​​do que os átomos. Podem consistir de um átomo - são íons simples (Na +, Mg 2+, Al 3+, etc.) - ou de vários átomos - são íons complexos (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 etc.).

2. Sob a ação de uma corrente elétrica, os íons adquirem um movimento direcionado: íons carregados positivamente se movem em direção ao cátodo, íons carregados negativamente - em direção ao ânodo. Portanto, os primeiros são chamados de cátions, os segundos - ânions.

O movimento direcionado de íons ocorre como resultado de sua atração por eletrodos de carga oposta.

3. A dissociação é um processo reversível: paralelamente à desintegração das moléculas em íons (dissociação), prossegue o processo de ligação dos íons (associação).

Portanto, nas equações de dissociação eletrolítica, em vez do sinal de igual, é colocado o sinal de reversibilidade. Por exemplo, a equação para a dissociação de uma molécula de eletrólito KA em um cátion K + e um ânion A - na forma geral é escrita como segue:

KA ↔ K + + A -

A teoria da dissociação eletrolítica é uma das principais teorias da química inorgânica e é totalmente consistente com a teoria atômica e molecular e a teoria da estrutura do átomo.

Grau de dissociação.

Um dos conceitos mais importantes da teoria de Arrhenius da dissociação eletrolítica é o conceito do grau de dissociação.

O grau de dissociação (a) é a razão entre o número de moléculas que decaíram em íons (n"), para o número total de moléculas dissolvidas (n):

O grau de dissociação do eletrólito é determinado empiricamente e é expresso em frações de uma unidade ou em porcentagem. Se α = 0, então não há dissociação, e se α = 1 ou 100%, então o eletrólito se decompõe completamente em íons. Se α = 20%, isso significa que de 100 moléculas desse eletrólito, 20 se decompõem em íons.

Diferentes eletrólitos têm diferentes graus de dissociação. A experiência mostra que depende da concentração do eletrólito e da temperatura. Com uma diminuição na concentração de eletrólitos, ou seja, quando diluído com água, o grau de dissociação sempre aumenta. Como regra, aumenta o grau de dissociação e aumento de temperatura. De acordo com o grau de dissociação, os eletrólitos são divididos em fortes e fracos.

Consideremos o deslocamento do equilíbrio estabelecido entre moléculas não dissociadas e íons durante a dissociação eletrolítica de um eletrólito fraco - ácido acético:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Quando uma solução de ácido acético é diluída com água, o equilíbrio se desloca para a formação de íons - o grau de dissociação do ácido aumenta. Pelo contrário, quando a solução é evaporada, o equilíbrio se desloca para a formação de moléculas de ácido - o grau de dissociação diminui.

É óbvio a partir desta expressão que α pode variar de 0 (sem dissociação) a 1 (dissociação completa). O grau de dissociação é muitas vezes expresso em percentagem. O grau de dissociação eletrolítica só pode ser determinado experimentalmente, por exemplo, medindo o ponto de congelamento da solução, pela condutividade elétrica da solução, etc.

Mecanismo de dissociação

Substâncias com uma ligação iônica dissociam-se mais facilmente. Como você sabe, essas substâncias são compostas de íons. Quando se dissolvem, os dipolos de água se orientam em torno dos íons positivos e negativos. Forças de atração mútua surgem entre os íons e dipolos de água. Como resultado, a ligação entre os íons enfraquece e ocorre a transição dos íons do cristal para a solução. Neste caso, formam-se iões hidratados, i.e. íons quimicamente ligados às moléculas de água.

Da mesma forma, eletrólitos, cujas moléculas são formadas de acordo com o tipo de ligação covalente polar (moléculas polares), também se dissociam. Os dipolos de água também são orientados em torno de cada molécula polar da substância, que são atraídas por seus polos negativos para o polo positivo da molécula e por seus polos positivos para o polo negativo. Como resultado dessa interação, a nuvem de elétrons de ligação (par de elétrons) é completamente deslocada para um átomo com maior eletronegatividade, a molécula polar se transforma em iônica e, em seguida, íons hidratados são facilmente formados:

A dissociação de moléculas polares pode ser completa ou parcial.

Assim, eletrólitos são compostos com uma ligação iônica ou polar - sais, ácidos e bases. E eles podem se dissociar em íons em solventes polares.

constante de dissociação.

constante de dissociação. Uma característica mais precisa da dissociação eletrolítica é a constante de dissociação, que não depende da concentração da solução.

A expressão para a constante de dissociação pode ser obtida escrevendo a equação de reação para a dissociação do eletrólito AK em uma forma geral:

A K → A - + K + .

Como a dissociação é um processo de equilíbrio reversível, a lei da ação das massas se aplica a essa reação, e a constante de equilíbrio pode ser definida como:

onde K é a constante de dissociação, que depende da temperatura e da natureza do eletrólito e do solvente, mas não depende da concentração do eletrólito.

A faixa de constantes de equilíbrio para diferentes reações é muito grande - de 10 -16 a 10 15 . Por exemplo, um valor alto Para para reação

significa que, se o cobre metálico é introduzido em uma solução contendo íons de prata Ag +, então, no momento do equilíbrio, a concentração de íons de cobre é muito maior que o quadrado da concentração de íons de prata 2. Pelo contrário, um valor baixo Para em reação

indica que no momento em que o equilíbrio foi atingido, uma quantidade insignificante de iodeto de prata AgI havia se dissolvido.

Preste atenção especial à forma de escrever as expressões para a constante de equilíbrio. Se as concentrações de alguns reagentes não mudam significativamente durante a reação, então elas não são escritas na expressão para a constante de equilíbrio (tais constantes são denotadas por K 1).

Assim, para a reação do cobre com a prata, a expressão estará incorreta:

A forma correta seria:

Isso é explicado pelo fato de que as concentrações de cobre metálico e prata são introduzidas na constante de equilíbrio. As concentrações de cobre e prata são determinadas por sua densidade e não podem ser alteradas. Portanto, não faz sentido levar essas concentrações em consideração ao calcular a constante de equilíbrio.

As expressões para as constantes de equilíbrio na dissolução de AgCl e AgI são explicadas de forma semelhante

Produto de solubilidade. As constantes de dissociação de sais pouco solúveis e hidróxidos metálicos são chamadas de produto da solubilidade das substâncias correspondentes (indicadas por PR).

Para a reação de dissociação da água

a expressão constante seria:

Isso é explicado pelo fato de que a concentração de água durante as reações em soluções aquosas muda muito ligeiramente. Portanto, assume-se que a concentração de [H 2 O] permanece constante e é introduzida na constante de equilíbrio.

Ácidos, bases e sais do ponto de vista da dissociação eletrolítica.

Usando a teoria da dissociação eletrolítica, as definições são dadas e as propriedades dos ácidos, bases e sais são descritas.

Os eletrólitos são chamados de ácidos, durante a dissociação dos quais apenas cátions de hidrogênio são formados como cátions.

Por exemplo:

HCl ↔ H++ C1-;

CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -

A dissociação de um ácido polibásico ocorre principalmente no primeiro estágio, em menor grau no segundo e apenas em pequena medida no terceiro. Portanto, em uma solução aquosa, por exemplo, ácido fosfórico, juntamente com moléculas de H 3 RO 4, existem íons (em quantidades sucessivamente decrescentes) H 2 RO 2-4, HPO 2-4 e RO 3-4

H 3 RO 4 ↔ N + + H 2 RO - 4 (primeiro estágio)

H 2 RO - 4 ↔ H++ + HPO 2- 4 (segundo estágio)

NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (terceiro estágio)

A basicidade de um ácido é determinada pelo número de cátions de hidrogênio que são formados durante a dissociação.

Assim, HCl, HNO 3 - ácidos monobásicos - forma-se um cátion de hidrogênio;

H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - dibásico,

H 3 PO 4, H 3 AsO 4 são tribásicos, uma vez que dois e três cátions de hidrogênio são formados, respectivamente.

Dos quatro átomos de hidrogênio contidos na molécula de ácido acético CH 3 COOH, apenas um, que faz parte do grupo carboxila - COOH, pode ser separado na forma de um cátion H +, - ácido acético monobásico.

Dois - e ácidos polibásicos dissociam-se passo a passo (gradualmente).

As bases são chamadas eletrólitos, durante a dissociação dos quais apenas íons hidróxido são formados como ânions.

Por exemplo:

KOH ↔ K++ OH-;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

As bases que são solúveis em água são chamadas de álcalis. Existem poucos deles. Estas são as bases dos metais alcalinos e alcalino-terrosos: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH e Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2 e também NH 4OH. A maioria das bases é ligeiramente solúvel em água.

A acidez de uma base é determinada pelo número de seus grupos hidroxila (grupos hidroxila). Por exemplo, NH 4 OH é uma base de um ácido, Ca (OH) 2 é de dois ácidos, Fe (OH) 3 é de três ácidos, etc. Bases de dois e poliácidos dissociam-se em etapas

Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (primeira etapa)

Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (segunda etapa)

No entanto, existem eletrólitos que, por dissociação, formam simultaneamente cátions hidrogênio e íons hidróxido. Esses eletrólitos são chamados de anfotéricos ou anfólitos. Estes incluem água, hidróxidos de zinco, alumínio, cromo e várias outras substâncias. A água, por exemplo, dissocia-se em íons H + e OH - (em pequenas quantidades):

H 2 O ↔ H + + OH -

Portanto, possui propriedades ácidas igualmente pronunciadas, devido à presença de cátions hidrogênio H +, e propriedades alcalinas, devido à presença de íons OH -.

A dissociação do hidróxido de zinco anfotérico Zn(OH) 2 pode ser expressa pela equação

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

Os sais são chamados de eletrólitos, durante a dissociação dos quais os cátions metálicos são formados, assim como o cátion amônio (NH 4) e os ânions de resíduos ácidos

Por exemplo:

(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2-4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

É assim que os sais médios se dissociam. Os sais ácidos e básicos dissociam-se em etapas. Nos sais ácidos, os íons metálicos são primeiro separados e, em seguida, os cátions de hidrogênio. Por exemplo:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

Nos sais básicos, os resíduos ácidos são primeiro clivados e, em seguida, os íons hidróxido.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Eletrólitos e não eletrólitos

Sabe-se pelas lições de física que as soluções de algumas substâncias são capazes de conduzir corrente elétrica, enquanto outras não.

As substâncias cujas soluções conduzem eletricidade são chamadas eletrólitos.

As substâncias cujas soluções não conduzem eletricidade são chamadas não eletrólitos. Por exemplo, soluções de açúcar, álcool, glicose e algumas outras substâncias não conduzem eletricidade.

Dissociação e associação eletrolítica

Por que as soluções eletrolíticas conduzem eletricidade?

O cientista sueco S. Arrhenius, estudando a condutividade elétrica de várias substâncias, chegou em 1877 à conclusão de que a causa da condutividade elétrica é a presença em solução íons formado quando um eletrólito é dissolvido em água.

O processo pelo qual um eletrólito se decompõe em íons é chamado de dissociação eletrolítica.

S. Arrhenius, que aderiu à teoria física das soluções, não levava em conta a interação do eletrólito com a água e acreditava que os íons livres estavam presentes nas soluções. Em contraste, os químicos russos I. A. Kablukov e V. A. Kistyakovsky aplicaram a teoria química de D. I. Mendeleev para explicar a dissociação eletrolítica e provaram que quando o eletrólito é dissolvido, ocorre a interação química do soluto com a água, o que leva à formação de hidratos e, em seguida, dissociam-se em íons. Eles acreditavam que em soluções não há íons livres, nem "nus", mas hidratados, ou seja, "vestidos com um casaco de pele" de moléculas de água.

As moléculas de água são dipolos(dois pólos), uma vez que os átomos de hidrogênio estão localizados em um ângulo de 104,5 °, devido ao qual a molécula tem uma forma angular. A molécula de água é mostrada esquematicamente abaixo.

Como regra, as substâncias dissociam-se mais facilmente com ligação iônica e, portanto, com uma rede cristalina iônica, uma vez que já consistem em íons prontos. Quando eles se dissolvem, os dipolos de água são orientados com extremidades de cargas opostas em torno dos íons positivos e negativos do eletrólito.

Forças de atração mútua surgem entre íons eletrólitos e dipolos de água. Como resultado, a ligação entre os íons enfraquece e ocorre a transição dos íons do cristal para a solução. Obviamente, a sequência de processos que ocorrem durante a dissociação de substâncias com uma ligação iônica (sais e álcalis) será a seguinte:

1) orientação das moléculas de água (dipolos) próximas aos íons cristalinos;

2) hidratação (interação) das moléculas de água com íons da camada superficial do cristal;

3) dissociação (decaimento) do cristal eletrolítico em íons hidratados.

Simplificado, os processos em andamento podem ser refletidos usando a seguinte equação:

Da mesma forma, os eletrólitos se dissociam, nas moléculas das quais há uma ligação covalente (por exemplo, moléculas de cloreto de hidrogênio HCl, veja abaixo); somente neste caso, sob a influência de dipolos de água, a ligação polar covalente se transforma em iônica; a sequência de processos que ocorrem neste caso será a seguinte:

1) orientação das moléculas de água ao redor dos pólos das moléculas eletrolíticas;

2) hidratação (interação) de moléculas de água com moléculas de eletrólitos;

3) ionização de moléculas eletrolíticas (transformação de uma ligação polar covalente em uma ligação iônica);

4) dissociação (decaimento) de moléculas de eletrólitos em íons hidratados.

Simplificado, o processo de dissociação do ácido clorídrico pode ser refletido usando a seguinte equação:

Deve-se levar em consideração que íons hidratados em movimento aleatório em soluções eletrolíticas podem colidir e se reunir. Este processo inverso é chamado de associação. A associação em soluções ocorre em paralelo com a dissociação, portanto, o sinal de reversibilidade é colocado nas equações da reação.

As propriedades dos íons hidratados diferem daquelas dos não hidratados. Por exemplo, o íon de cobre não hidratado Cu 2+ é branco em cristais de sulfato de cobre (II) anidro e é azul quando hidratado, ou seja, ligado a moléculas de água Cu 2+ nH 2 O. Íons hidratados têm constante e variável o número de moléculas de água .

Grau de dissociação eletrolítica

Em soluções eletrolíticas, juntamente com íons, moléculas também estão presentes. Portanto, as soluções eletrolíticas são caracterizadas grau de dissociação, que é denotado pela letra grega a ("alfa").

Esta é a razão entre o número de partículas decompostas em íons (N g) e o número total de partículas dissolvidas (Np).

O grau de dissociação do eletrólito é determinado empiricamente e é expresso em frações ou porcentagens. Se \u003d 0, não há dissociação e, se \u003d 1 ou 100%, o eletrólito se decompõe completamente em íons. Diferentes eletrólitos têm diferentes graus de dissociação, ou seja, o grau de dissociação depende da natureza do eletrólito. Também depende da concentração: com a diluição da solução, o grau de dissociação aumenta.

De acordo com o grau de dissociação eletrolítica, os eletrólitos são divididos em fortes e fracos.

Eletrólitos fortes- estes são eletrólitos, que, quando dissolvidos em água, se dissociam quase completamente em íons. Para tais eletrólitos, o valor do grau de dissociação tende à unidade.

Eletrólitos fortes incluem:

1) todos os sais solúveis;

2) ácidos fortes, por exemplo: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;

3) todos os álcalis, por exemplo: NaOH, KOH.

Eletrólitos fracos- são eletrólitos que, quando dissolvidos em água, quase não se dissociam em íons. Para tais eletrólitos, o valor do grau de dissociação tende a zero.

Eletrólitos fracos incluem:

1) ácidos fracos - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;

2) uma solução aquosa de amônia NH3H2O;

4) alguns sais.

Constante de dissociação

Em soluções de eletrólitos fracos, devido à sua dissociação incompleta, equilíbrio dinâmico entre moléculas não dissociadas e íons. Por exemplo, para ácido acético:

Você pode aplicar a lei da ação da massa a este equilíbrio e escrever a expressão para a constante de equilíbrio:

A constante de equilíbrio que caracteriza o processo de dissociação de um eletrólito fraco é chamada de constante de dissociação.

A constante de dissociação caracteriza a capacidade de um eletrólito (ácido, base, água) dissociar em íons. Quanto maior a constante, mais fácil o eletrólito se decompõe em íons, portanto, mais forte ele é. Os valores das constantes de dissociação para eletrólitos fracos são fornecidos em livros de referência.

As principais disposições da teoria da dissociação eletrolítica

1. Quando dissolvidos em água, os eletrólitos se dissociam (decompõem-se) em íons positivos e negativos.

íons- esta é uma das formas de existência de um elemento químico. Por exemplo, os átomos de sódio metálico Na 0 interagem vigorosamente com a água, formando um álcali (NaOH) e hidrogênio H 2, enquanto os íons sódio Na + não formam tais produtos. O cloro Cl 2 tem uma cor amarelo-esverdeada e um odor pungente, venenoso, e os íons de cloro Cl são incolores, não tóxicos, inodoros.

íons- São partículas carregadas positiva ou negativamente nas quais átomos ou grupos de átomos de um ou mais elementos químicos são convertidos como resultado da transferência ou adição de elétrons.

Em soluções, os íons se movem aleatoriamente em diferentes direções.

De acordo com sua composição, os íons são divididos em simples-Cl-, Na+ e complexo- NH4+, SO2-.

2. A razão para a dissociação do eletrólito em soluções aquosas é sua hidratação, ou seja, a interação do eletrólito com as moléculas de água e a quebra da ligação química na mesma.

Como resultado dessa interação, são formados íons hidratados, ou seja, associados às moléculas de água. Portanto, de acordo com a presença de uma concha de água, os íons são divididos em hidratado(em solução e hidratos cristalinos) e não hidratado(em sais anidros).

3. Sob a ação de uma corrente elétrica, os íons carregados positivamente se movem em direção ao pólo negativo da fonte de corrente - o cátodo e, portanto, são chamados de cátions, e os íons carregados negativamente se movem em direção ao pólo positivo da fonte de corrente - o ânodo e, portanto, são chamados de ânions .

Portanto, existe outra classificação de íons - pelo sinal de sua carga.

A soma das cargas dos cátions (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) é igual à soma das cargas dos ânions (Cl -, OH -, SO 4 2-), como resultado das quais soluções eletrolíticas (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) permanecem eletricamente neutras.

4. A dissociação eletrolítica é um processo reversível para eletrólitos fracos.

Junto com o processo de dissociação (decomposição do eletrólito em íons), o processo inverso também ocorre - Associação(conexão de íons). Portanto, nas equações de dissociação eletrolítica, em vez do sinal de igual, é colocado o sinal de reversibilidade, por exemplo:

5. Nem todos os eletrólitos se dissociam em íons na mesma proporção.

Depende da natureza do eletrólito e sua concentração. As propriedades químicas das soluções eletrolíticas são determinadas pelas propriedades dos íons que elas formam durante a dissociação.

As propriedades das soluções de eletrólitos fracos são devidas às moléculas e íons formados no processo de dissociação, que estão em equilíbrio dinâmico entre si.

O cheiro de ácido acético é devido à presença de moléculas de CH 3 COOH, o sabor azedo e a mudança de cor dos indicadores estão associados à presença de íons H + na solução.

As propriedades das soluções de eletrólitos fortes são determinadas pelas propriedades dos íons que são formados durante sua dissociação.

Por exemplo, as propriedades gerais dos ácidos, como gosto azedo, descoloração de indicadores, etc., são devidas à presença de cátions de hidrogênio em suas soluções (mais precisamente, íons de oxônio H 3 O +). As propriedades gerais dos álcalis, como sabão ao toque, mudança na cor dos indicadores, etc., estão associadas à presença de íons hidróxido OH - em suas soluções e às propriedades dos sais - com sua decomposição em solução em cátions metálicos (ou amônio) e ânions de resíduos ácidos.

De acordo com a teoria da dissociação eletrolítica todas as reações em soluções aquosas de eletrólitos são reações entre íons. Esta é a razão para a alta taxa de muitas reações químicas em soluções eletrolíticas.

As reações que ocorrem entre os íons são chamadas de reações iônicas, e as equações dessas reações - equações iônicas.

As reações de troca iônica em soluções aquosas podem ocorrer:

1. irreversivelmente, para terminar.

2. reversível ou seja, fluir em duas direções opostas ao mesmo tempo. As reações de troca entre eletrólitos fortes em soluções prosseguem até o fim ou são praticamente irreversíveis, quando os íons, combinando-se entre si, formam substâncias:

a) insolúvel;

b) baixa dissociação (eletrólitos fracos);

c) gasoso.

Aqui estão alguns exemplos de equações moleculares e iônicas reduzidas:

A reação é irreversível, uma vez que um dos seus produtos é uma substância insolúvel.

A reação de neutralização é irreversível, uma vez que uma substância de baixa dissociação é formada - água.

A reação é irreversível, uma vez que o gás CO 2 é formado e uma substância de baixa dissociação é a água.

Se entre os materiais de partida e entre os produtos da reação houver eletrólitos fracos ou substâncias pouco solúveis, essas reações são reversíveis, ou seja, não prosseguem até o fim.

Nas reações reversíveis, o equilíbrio se desloca para a formação das substâncias menos solúveis ou menos dissociadas.

Por exemplo:

O equilíbrio se desloca para a formação de um eletrólito mais fraco - H 2 O. No entanto, tal reação não prosseguirá até o fim: moléculas não dissociadas de ácido acético e íons hidróxido permanecem na solução.

Se os materiais de partida são eletrólitos fortes que, ao interagir, não formam substâncias ou gases insolúveis ou de baixa dissociação, essas reações não ocorrem: quando as soluções são misturadas, forma-se uma mistura de íons.

Material de referência para passar no teste:

tabela periódica

Tabela de solubilidade

Tarefas número 7 com soluções.

Vamos analisar as tarefas nº 7 do OGE para 2016.

Tarefas com soluções.

Tarefa número 1.

Somente cátions de potássio e ânions de fosfato são formados durante a dissociação de uma substância cuja fórmula é

1. KHPO4

2. Ca3(PO4)2

3. KH2PO4

4. K3PO4

Explicação: se apenas cátions potássio e íons fosfato são formados durante a dissociação, então apenas esses íons fazem parte da substância desejada. Confirmamos com a equação de dissociação:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

A resposta correta é 4.

Tarefa número 2.

Os eletrólitos incluem cada uma das substâncias cujas fórmulas

1. N2O, KOH, Na2CO3

2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4

3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3

4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2

Explicação: eletrólitos - substâncias que conduzem corrente elétrica devido à dissociação em íons em soluções e derretimentos. Portanto, os eletrólitos são substâncias solúveis.

A resposta correta é 2.

Tarefas número 3.

Com a dissociação completa do sulfeto de sódio, os íons são formados

1. Na+ e HS‾

2. Na+ e SO3²‾

3. Na+ e S²‾

4. Na+ e SO4²‾

Explicação: escreva a equação de dissociação para o sulfeto de sódio

Na2S → 2Na+ + S²‾

Conseqüentemente, a resposta correta é 3.

Tarefas número 4.

Na lista de íons

A. Íon nitrato

B. íon amônio

B. Íon hidróxido

D. Íon hidrogênio

D. Íon Fosfato

E. Íon de magnésio

cátions são:

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

Explicação: cátions de espécies positivas, como íons metálicos ou íons de hidrogênio. Destes, é o íon amônio, íon hidrogênio e magnésio. A resposta correta é 2.

Tarefas número 5.

Os seguintes julgamentos sobre a dissociação eletrolítica de sais estão corretos?

A. Todos os sais por dissociação formam cátions metálicos, cátions de hidrogênio e ânions de resíduos ácidos

B. Sais no processo de dissociação formam cátions metálicos e ânions de resíduos ácidos

1. Apenas A é verdadeira

2. Apenas B é verdadeiro

3. Ambos os julgamentos estão corretos

4. Ambos os julgamentos estão errados

Explicação: apenas sais ácidos formam cátions de hidrogênio durante a dissociação, portanto, A é falso, mas B é verdadeiro. Aqui está um exemplo:

NaCl → Na+ + Cl‾

A resposta correta é 2.

Tarefas número 6.

O mesmo número de moles de cátions e ânions é formado após a dissociação completa em uma solução aquosa de 1 mol

1. KNO3

2. CaCl2

3. Ba(NO3)2

4.Al2(SO4)3

Explicação: nesta equação, podemos escrever as equações de dissociação e observar os coeficientes obtidos, ou observar os índices nas fórmulas desses sais. Apenas a molécula KNO3 tem o mesmo número de mols:

KNO3 → K+ + NO3‾

A resposta correta é 1.

Tarefa número 7.

Os íons cloreto são formados no processo de dissociação de uma substância cuja fórmula é

1. KClO3

2.AlCl3

3. NaClO

4.Cl2O7

Explicação: entre as substâncias listadas, os íons cloreto estão presentes apenas na molécula de cloreto de alumínio - AlCl3. Aqui está a equação de dissociação para este sal:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾

A resposta correta é 2.

Tarefa número 8.

Os íons de hidrogênio são formados durante a dissociação de uma substância cuja fórmula é

1. H2SiO3

2.NH3xH2O

3.HBr

4.NaOH

Explicação:íons de hidrogênio estão, entre os listados, apenas em HBr: HBr → H+ + Br‾

(H2SiO3 em solução dissocia-se em H2O e SiO2)

A resposta correta é 3.

Tarefa número 9.

Na lista de substâncias:

A. Ácido sulfúrico

B. Oxigênio

B. Hidróxido de potássio

G. Glicose

D. Sulfato de sódio

E. Álcool etílico

eletrólitos são:

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

Explicação: eletrólitos são ácidos fortes, bases ou sais. Entre os listados estão o ácido sulfúrico (H2SO4), hidróxido de potássio (KOH), sulfato de sódio (Na2SO4). A resposta correta é 4.

Tarefa número 10.

No processo de dissociação, os íons fosfato formam cada uma das substâncias, cujas fórmulas

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

2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4

3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4

4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4

Explicação: como na tarefa anterior, aqui precisamos saber que eletrólitos são ácidos fortes ou sais solúveis, como, por exemplo, no nº 4:

K3PO4 → 3K+ + PO4³‾

H3PO4 → 3H+ + PO4³‾

Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾

A resposta correta é 4.

Tarefas para decisão independente.

1. Íons de hidrogênio e resíduos de ácido são formados no processo de dissociação eletrolítica:

1. Água

2. Ácido nítrico

3. Ácido silícico

4. Nitrato de potássio

2. Eletrólitos são cada uma das substâncias cujas fórmulas são:

1. KOH, H2O(dist), CaCl2

2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4

3. BaCl2, H2SO4, LiOH

4. H2SiO3, AgCl, HCl

3. As seguintes afirmações sobre eletrólitos estão corretas?

A. Os ácidos nítrico e sulfúrico são eletrólitos fortes.

B. O sulfeto de hidrogênio em uma solução aquosa se decompõe completamente em íons

1. Apenas A é verdadeira

2. Apenas B é verdadeiro

3. Ambos os julgamentos estão corretos

4. Ambos os julgamentos estão errados

4. Eletrólito é cada uma das duas substâncias

1. Sulfeto de cobre (II) e etanol

2. Ácido clorídrico e sulfato de potássio

3. Óxido de mercúrio (II) e sulfato de cálcio

4. Carbonato de magnésio e óxido nítrico (I)

5. Dissocia-se passo a passo em solução aquosa

1. Nitrato de cobre (II)

2. Ácido nítrico

3. Ácido sulfúrico

4. Hidróxido de sódio

6. As seguintes afirmações sobre eletrólitos estão corretas?

A. O hidróxido de berílio e o hidróxido de ferro (III) são eletrólitos fortes

B. Nitrato de prata em solução aquosa se decompõe completamente em íons

1. Apenas A é verdadeira

2. Apenas B é verdadeiro

3. Ambos os julgamentos estão corretos

4. Ambos os julgamentos estão errados

7. Os íons sulfato são formados no processo de dissociação

1. Sulfeto de potássio

2. Ácido hidrossulfúrico

3. Sulfeto de cobre

4. Sulfato de bário

8. As propriedades químicas gerais do hidróxido de sódio e hidróxido de bário são devidas a

1. A presença de íons sódio e bário em suas soluções

2. Sua boa solubilidade em água

3. A presença de três elementos em sua composição

4. A presença de íons hidróxido em suas soluções

9. Cátion é

1. Íon sulfato

2. Íon sódio

3. Íon sulfeto

4. Íon sulfito

10. O ânion é

1. Íon cálcio

2. Íon de silicato

3. Íon de magnésio

4. Íon de amônio

As tarefas fornecidas foram retiradas da coleção de preparação para o OGE em química dos autores: Koroshchenko A.S. e Kuptsova A.A.

Como você sabe, quando dissolvida, mesmo sem misturar devido à difusão, a solução gradualmente se torna homogênea, ou seja, sua concentração em todas as partes se torna a mesma.
Tomemos o caso em que a solução é separada do solvente puro por uma partição semipermeável (pergaminho, filme de colódio, celofane, etc.), como mostra a Fig. 15. Tais partições passam moléculas de solvente com bastante facilidade, mas não passam o soluto. O processo de equalização das concentrações em ambos os lados da partição é complicado. O soluto não pode passar através do septo para o solvente. Apenas a penetração de moléculas de solvente através da partição na solução é possível. Assim, diminuirá gradualmente devido à diluição com um solvente.

O processo de penetração de um solvente em uma solução através de uma partição semipermeável é chamado de osmose. Quanto maior, mais pronunciada a osmose.
A osmose também ocorre quando soluções de diferentes concentrações são separadas por uma partição semipermeável. À medida que o solvente penetra através da partição semipermeável na solução, com maior concentração, o volume desta aumenta. Portanto, se uma solução é colocada em um recipiente feito de uma membrana semipermeável, com um tubo vertical preso a ela, conforme mostrado na Fig. 15, e então esse recipiente é abaixado no solvente, devido ao aumento de volume, a solução subirá pelo tubo. A coluna de líquido resultante criará uma certa quantidade de pressão, que em algum momento fará com que a osmose pare. A força que equilibra a pressão dessa coluna de líquido de dentro da solução é chamada de pressão osmótica. O valor da pressão osmótica é medido pela pressão externa na qual a osmose para.

Arroz. quinze. Um instrumento para observar o fenômeno da osmose. 1 - um recipiente com água; 2 - membrana semipermeável; 3 - tubo para monitoramento da pressão osmótica emergente; 4 - solução.

As paredes das células vegetais e animais são divisórias semipermeáveis, dentro das quais há protoplasma. Constantemente mantido neles determina a elasticidade das células e tecidos.

■ 62. Em que condições ocorre a osmose?
63. O que é?
64. Qual é a importância da osmose para os organismos vegetais e animais?

Teoria da dissociação eletrolítica

Na virada dos séculos XVIII e XIX, quando a corrente elétrica começou a ser usada para estudar as propriedades das substâncias, foi dada atenção ao fato de que algumas conduzem corrente elétrica em uma solução aquosa, enquanto outras não. Mais tarde ele chamou, soluções aquosas das quais conduzem corrente elétrica, eletrólitos. Estes incluíam álcalis, ácidos, sais. As substâncias cujas soluções não conduziam corrente elétrica eram chamadas de não eletrólitos (açúcar, álcool, benzeno e outras substâncias orgânicas).
Atualmente, quando os tipos de ligações químicas se tornaram conhecidos, tornou-se possível explicar tal diferença no comportamento das substâncias. O fenômeno da condutividade elétrica das substâncias em soluções aquosas depende do tipo de ligação química nas moléculas tanto do soluto quanto do solvente.
A molécula de água, como já dissemos, é um dipolo (ver páginas 32-34). Se uma substância é dissolvida em água, cuja molécula possui um tipo de ligação iônica e, portanto, sua rede cristalina também é iônica, os dipolos da água são orientados para íons positivos com seus pólos negativos e para íons negativos - com pólos positivos (Fig. 16.a). Entre os íons e dipolos de água, as forças de atração eletrostática aumentam e surgem ligações peculiares, que, no final, desmembram a rede cristalina iônica em íons separados cercados por dipolos de água,

por isso são chamados de íons hidratados. Aproximadamente o mesmo acontece se uma substância com moléculas polares, como o cloreto, é dissolvida em água (ver Fig. 16, b). Ao mesmo tempo, se as moléculas de um soluto são construídas de acordo com um tipo de ligação covalente não polar, então nenhum íon é formado na solução, uma vez que as moléculas apolares não experimentam o mesmo efeito das moléculas de água que as moléculas iônicas e moléculas polares. Basicamente, as moléculas da maioria das substâncias orgânicas são construídas de acordo com o tipo apolar covalente. Portanto, as substâncias orgânicas, via de regra, não são eletrólitos!

Arroz. dezesseis. Esquema de dissociação de cloreto de sódio em água (a) e dissociação de moléculas polares de HCl em água (b)

Assim, apenas essas substâncias podem ser eletrólitos, cuja molécula é construída de acordo com o tipo de ligação iônica ou polar dos átomos na molécula. Além disso, as moléculas do solvente também devem ter uma estrutura polar e e. Somente sob tais condições pode-se esperar a decomposição das moléculas em íons.
A quebra de moléculas de eletrólitos em íons pela ação de um solvente é chamada de dissociação eletrolítica.
Anote a definição de dissociação eletrolítica em um caderno.
A palavra "dissociação" significa "decadência reversível". Se a solução eletrolítica for evaporada, receberemos novamente o mesmo eletrólito na mesma quantidade de antes da dissolução, pois ocorrerá o processo inverso - molarização.

■ 65. Como um eletrólito difere de um não eletrólito em termos do tipo de ligação química e comportamento em solução?
66. Por que é necessário para o processo de dissociação eletrolítica que o solvente tenha moléculas dipolo, e a natureza eletrólito-iônica ou polar da ligação química?
67. Por que substâncias com moléculas apolares não podem ser eletrólitos?
68. Formule o que é dissociação eletrolítica. Aprenda a definição de cor.
60. Como o processo de molarização se desfaz da dissociação?

A dissociação de eletrólitos em solução foi explicada pela primeira vez em 1887 pelo cientista sueco Arrennus. Ele formulou as principais disposições da teoria, que ele chamou de teoria da dissociação eletrolítica,
As principais disposições desta teoria são as seguintes.

1 Todas as substâncias, cujas soluções conduzem uma corrente elétrica (eletrólitos), sob a ação de dissolver, se decompõem em partículas carregadas positiva e negativamente - íons.
2. Se uma corrente elétrica constante for passada através da solução, então os íons carregados positivamente se moverão em direção ao pólo negativo - o cátodo, portanto, eles são chamados de cátions. Íons carregados negativamente se moverão em direção ao pólo positivo - o ânodo, então eles são chamados de ânions. A carga total dos cátions em uma solução é igual à carga total dos ânions, então a solução é sempre eletricamente neutra.
3. Íons e átomos dos mesmos elementos são muito diferentes entre si em propriedades. Por exemplo, os íons de cobre têm uma cor azul, à qual o sulfato de cobre deve sua cor, e livre é um metal vermelho. Os átomos de sódio reagem com a água, liberando-se dela e formando álcalis, enquanto os íons de sódio praticamente não reagem com a água.
Os íons de cloro são incolores, não venenosos, incolores e inodoros, o que pode ser visto ao examinar a mesma solução de cloreto de sódio, e é amarelo-esverdeado
gás venenoso com um odor pungente característico.
Anote as principais disposições da teoria em seu caderno.
Para distinguir um átomo de um íon ao escrever, o sinal da carga e sua magnitude são indicados no íon no canto superior direito. Por exemplo: o átomo de sódio é Na e o íon sódio é Na + (leia: “cátion de sódio com carga única”); o átomo de cobre é Cu, e o íon de cobre é Cu 2+ (leia-se: “cátion de cobre duplamente carregado”); o átomo de alumínio é Al, e o íon alumínio é Al 3+ (leia-se: “cátion de alumínio de carga tripla”), o átomo de enxofre é S e o íon enxofre é S 2-; (leia-se: “ânion de enxofre duplamente carregado”), átomo de cloro Cl e íon de cloro Cl -, etc.

■ 70. O que são íons?
71. Como os íons diferem dos átomos neutros?
72. Quais íons são chamados de cátions, quais ânions e por quê?
73. Como distinguir um íon de um átomo neutro por escrito (dê exemplos)?
74. Dê o nome dos seguintes íons: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.

Dissociação de bases, ácidos e sais

Já dissemos que apenas compostos cujas moléculas são construídas de acordo com o tipo de ligação iônica ou polar podem se decompor em íons, considerando isso usando o exemplo de NaCl e HCl. Quanto às moléculas apolares, elas não se decompõem em íons em soluções aquosas.
No entanto, muitas vezes existem substâncias nas moléculas das quais ambos os tipos de ligações são observados, por exemplo, na molécula de hidróxido de sódio NaOH, o metal está ligado à hidroxila por uma ligação iônica e ao oxigênio por uma ligação covalente. Na molécula de ácido sulfúrico H2SO4, o hidrogênio está ligado ao resíduo ácido por uma ligação polar e ao oxigênio por uma ligação não polar covalente. Na molécula de nitrato de alumínio, o Al (NO 3) 3 está ligado ao resíduo ácido por uma ligação iônica e os átomos de nitrogênio aos átomos de oxigênio por uma ligação covalente. Nesses casos, o decaimento da molécula em íons ocorre no local da ligação iônica ou polar. As ligações covalentes permanecem não dissociadas.
Segue-se do exposto que não apenas átomos individuais, mas também grupos de átomos podem ser íons. Por exemplo, a hidroxila, quando dissociada, forma um ânion OH-, que é chamado de íon hidroxila. O resíduo ácido SO 4 forma um ânion duplamente carregado - íon sulfato. A carga de cada íon é determinada por sua valência.

Agora podemos considerar em quais íons diferentes classes de substâncias inorgânicas se dissociam. Assim como as equações de reações químicas, as equações de dissociação também podem ser escritas. Por exemplo, o decaimento em íons de soda cáustica é escrito da seguinte forma:
NaOH \u003d Na + + OH -
Às vezes, em vez do sinal de igual em tais equações, eles colocam o sinal de reversibilidade ⇄ para mostrar que a dissociação é um processo reversível e pode prosseguir na direção oposta quando o solvente é removido.
O hidróxido de cálcio dissocia-se da seguinte forma:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -
(o índice que indica o número de grupos hidroxila torna-se um coeficiente).
Para verificar a exatidão do registro, deve-se calcular a carga positiva total dos cátions e a carga negativa total dos ânions. Eles devem ser iguais em valor absoluto. Neste caso, a soma das cargas positivas é +2 e negativa -2. Do que foi dito, surge uma definição de bases à luz da teoria da dissociação eletrolítica.

As bases são os eletrólitos que se dissociam em solução para formar apenas o cátion metálico e os ânions hidroxila.

Anote a definição de bases em seu caderno.

■ 75. Escreva as equações de dissociação para as seguintes bases, depois de verificar primeiro de acordo com a tabela de solubilidade se são eletrólitos: hidróxido de bário, hidróxido de ferro, hidróxido de potássio, hidróxido de estrôncio, hidróxido de zinco, hidróxido de lítio.
A decomposição em íons ácidos ocorre onde há uma ligação polar, ou seja, entre o átomo de hidrogênio e o resíduo ácido.

Por exemplo, o ácido nítrico é expresso pela equação:
HNO 3 \u003d H + + NO 3 -
Para dois ou mais ácidos básicos, a dissociação prossegue em etapas, por exemplo, para H 2 CO 3:
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO s - (primeiro estágio) HCO 3 ⇄ H + + CO 2 3 - (segundo estágio)
A dissociação gradual às vezes é descrita como uma igualdade contínua.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Na dissociação por etapas, a dissociação por etapas é bastante reduzida e, na última etapa, geralmente é muito pequena.
Assim, os ácidos são eletrólitos que se dissociam em soluções para formar apenas íons de hidrogênio como cátions.

Anote a definição de ácidos em seu caderno.

■ 76. Escreva as equações de dissociação para os seguintes ácidos: sulfúrico, fosfórico, sulfeto de hidrogênio, sulfuroso, clorídrico. No caso de dois ou mais ácidos básicos, escreva as equações em etapas.

A natureza da dissociação de bases e ácidos depende do raio e da carga do íon que forma a base ou o ácido.
O raio do íon Na + é maior que o raio do íon H +, portanto, as camadas eletrônicas do oxigênio atraem o núcleo de hidrogênio com mais força do que o núcleo de sódio. Portanto, durante a dissociação, a ligação Na-OH deve quebrar mais rapidamente. Quanto maior o raio do íon que forma o hidróxido, com a mesma carga, mais fácil é a dissociação.
No mesmo subgrupo, um hidróxido metálico com uma carga nuclear maior e, portanto, um raio iônico maior se dissociará mais fortemente.

■ 77. Usando a tabela periódica de elementos de D. I. Mendeleev, indique qual das bases se dissociará mais fortemente: Mg (OH) 2 ou Sr (OH) 2. Por quê?

No caso de valores próximos dos raios dos íons que formam o hidróxido (ou ácido), a natureza da dissociação depende do valor de sua carga. Assim, como a carga do íon silício no ácido silícico é H 2 SiO 3 - Si (+4), e o íon

cloro em ácido perclórico HclO 4 - Cl (+7), então o último é mais forte. Quanto maior a carga positiva do íon, mais ele repele o íon hidrogênio positivo. Ocorre dissociação ácida.
A anfotericidade do berílio (período II) é explicada por um equilíbrio peculiar entre as forças repulsivas do íon hidrogênio e sua atração pelo íon berílio.

■ 78. Por que o hidróxido de magnésio exibe propriedades básicas no período III do sistema periódico de D. I. Mendeleev, hidróxido de alumínio - anfotérico e forma um ácido? Explique isso comparando as cargas e os raios dos íons de magnésio, alumínio e enxofre.

Como existe uma ligação iônica entre os átomos do metal e o resíduo ácido nas moléculas de sal, os sais se dissociam, respectivamente, com a formação de cátions metálicos e ânions do resíduo ácido, por exemplo:
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Com base nisso, os eletrólitos são chamados de sais, que formam íons metálicos como cátions durante a dissociação e íons de resíduos ácidos como ânions.

■ 79. Escreva as equações de dissociação para os seguintes sais médios: fosfato de sódio, nitrato de magnésio, cloreto de alumínio, silicato de potássio, carbonato de sódio, sulfeto de potássio, nitrato de cobre (II), cloreto de ferro (III).

A dissociação de sais ácidos, básicos e outros ocorre de maneira um pouco diferente, como será discutido abaixo.

Grau de dissociação

A dissociação eletrolítica é um processo reversível. Consequentemente, simultaneamente com a formação de íons, ocorre o processo oposto - a combinação de íons em moléculas. Estabelece-se um equilíbrio entre eles. Quanto mais diluída a solução, mais completa a dissociação ocorre. A integridade da dissociação é julgada pela magnitude do grau de dissociação, denotado pela letra α.
é a razão entre o número de moléculas dissociadas n para o número total de moléculas N do soluto, expresso em porcentagem:

Escreva a fórmula e a definição do grau de dissociação em um caderno

Em outras palavras, mostra a porcentagem de moléculas dissolvidas que se decompuseram em íons.
Dependendo do grau de dissociação, os eletrólitos são distinguidos fortes e fracos. Quanto mais , mais forte o eletrólito.
Os eletrólitos são distinguidos pela magnitude do decaimento em íons: forte, médio, fraco.
Eletrólitos fortes, por exemplo HNO 3, HCl, H 2 SO 4, álcalis cáusticos e todos os sais dissociam-se quase completamente (em 100%), no entanto, eletrólitos fortes também incluem aqueles em que α\u003e 30%, ou seja, mais 30% do moléculas se decompõem em íons. Eletrólitos médios, como H 3 RO 4 e H 2 SO 3 têm um grau de dissociação que varia de 2 a 30%. Eletrólitos fracos, como NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S dissociam-se mal: α< 2%.
A comparação do grau de dissociação de diferentes eletrólitos é realizada em soluções da mesma concentração (na maioria das vezes 0,1 N), pois o grau de dissociação depende fortemente da concentração da solução.
O grau de dissociação é afetado pela natureza do próprio soluto, do solvente e de várias outras influências externas. Assim, quando dizem "ácido forte" ou "base forte", significam o grau de dissociação de uma substância em solução. Neste caso, estamos falando dessas substâncias como eletrólitos. O grau de dissociação de uma determinada substância determina seu comportamento em uma reação química e o curso da própria reação.

■ 80. O que caracteriza o grau de dissociação α?

81. Desenhe uma tabela em seu caderno:

Com base no texto lido, dê pelo menos dois exemplos em cada coluna. 82. O que significam as expressões “ácido forte”, “base fraca”?

Reações de troca entre eletrólitos.Equações iônicas

Como os eletrólitos em soluções se decompõem em íons, as reações dos eletrólitos também devem ocorrer entre os íons.
A interação de íons em solução é chamada de reação iônica.
Escreva o texto em seu caderno.
Com a participação de íons, tanto as reações de troca quanto as redox podem ocorrer. Considere as reações de troca de eletrólitos em solução, por exemplo, a interação entre dois sais:
NaCl + AgNO 3 \u003d AgCl ↓ + NaNO 3
e como eletrólitos fortes se dissociam em íons:
NaCl ⇄ Na + + Cl -
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 -
portanto, o lado esquerdo da equação pode ser escrito desta forma: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Considere as substâncias obtidas como resultado da reação: AgCl é uma substância insolúvel, portanto, não se dissocia em íons, e NaNO 3 é um sal solúvel, dissocia-se perfeitamente em íons de acordo com o esquema
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 -

NaNO 3 é um eletrólito forte, então o lado direito da equação é escrito assim:
... = Na + + NO 3 - + AgCl A equação como um todo terá a seguinte forma:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Tal equação é chamada de equação iônica completa. Reduzindo termos semelhantes nesta equação, obtemos a equação iônica reduzida
Ag + + Cl - = AgCl
Então, a sequência de compilação da equação iônica.
1. Escreva na forma iônica as fórmulas dos produtos iniciais (aqueles que se dissociam).
2. Escreva na forma iônica as fórmulas dos produtos obtidos (aqueles que se dissociam).
3. Verifique se o valor absoluto do número total de cargas positivas e negativas de íons no lado esquerdo da equação e, em seguida, à direita.
4. Verifique se o número de íons de mesmo nome nas partes esquerda e direita da equação coincide (levando em consideração os átomos que compõem a substância não dissociante).
Isso conclui a compilação da equação iônica completa.
Anote a sequência de compilação da equação iônica em um caderno.
5. Para compilar uma equação iônica abreviada, encontre termos semelhantes com os mesmos sinais nos lados esquerdo e direito da equação e exclua-os da equação, e então escreva a equação iônica abreviada resultante.
A equação iônica reduzida dada expressa a essência não apenas desta reação. Vamos escrever algumas equações de reação, por exemplo:
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
Em todos os exemplos dados, a equação iônica abreviada é a mesma. Esta circunstância desempenha um papel muito importante na química analítica para análise qualitativa.
Pode haver casos em que, como resultado da reação, uma (substância levemente dissociante) é formada
Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - + 2H 2O
H + + OH - \u003d H 2 O
ou gás é liberado
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
Como se sabe, existem condições para que as reações de troca prossigam até o fim: 1) se for formado um precipitado, 2) se houver liberação de gás e 3) se . Todas essas condições do ponto de vista da teoria da dissociação eletrolítica podem ser formuladas da seguinte forma: as reações de troca prosseguem até o fim se, como resultado da reação, são formadas substâncias não dissociantes ou levemente dissociadas.
Nos casos em que ambas as substâncias obtidas se dissociam bem, a reação é reversível, por exemplo:
2KSl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4