Soluțiile apoase ale anumitor substanțe sunt conductoare de curent electric. Aceste substanțe sunt clasificate ca electroliți. Electroliții sunt acizi, baze și săruri, topituri ale anumitor substanțe.
DEFINIȚIE
Procesul de descompunere a electroliților în ioni în soluții apoase și se topește sub acțiunea unui curent electric se numește disocierea electrolitică.
Soluțiile unor substanțe din apă nu conduc electricitatea. Astfel de substanțe se numesc non-electroliți. Acestea includ mulți compuși organici, cum ar fi zahărul și alcoolii.
Teoria disocierii electrolitice
Teoria disocierii electrolitice a fost formulată de omul de știință suedez S. Arrhenius (1887). Principalele prevederi ale teoriei lui S. Arrhenius:
- electroliţii, dizolvaţi în apă, se descompun (se disociază) în ioni încărcaţi pozitiv şi negativ;
- sub acţiunea unui curent electric, ionii încărcaţi pozitiv se deplasează spre catod (cationi), iar cei încărcaţi negativ se deplasează spre anod (anioni);
— disocierea este un proces reversibil
KA ↔ K + + A −
Mecanismul disocierii electrolitice constă în interacțiunea ion-dipol dintre ioni și dipolii de apă (Fig. 1).
Orez. 1. Disocierea electrolitică a soluției de clorură de sodiu
Substanțele cu o legătură ionică se disociază cel mai ușor. În mod similar, disocierea are loc în moleculele formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (natura interacțiunii este dipol-dipol).
Disocierea acizilor, bazelor, sărurilor
În timpul disocierii acizilor, se formează întotdeauna ioni de hidrogen (H +), sau mai bine zis, ioni de hidroniu (H 3 O +), care sunt responsabili de proprietățile acizilor (gust acru, acțiunea indicatorilor, interacțiunea cu bazele etc. .).
HNO 3 ↔ H ++ + NO 3 -
În timpul disocierii bazelor, se formează întotdeauna ioni de hidrogen hidroxid (OH -), care sunt responsabili de proprietățile bazelor (decolorarea indicatorilor, interacțiunea cu acizii etc.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Sărurile sunt electroliți, în timpul disocierii cărora se formează cationi metalici (sau cation de amoniu NH 4 +) și anioni de reziduuri acide.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Acizii polibazici și bazele se disociază în trepte.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (etapa I)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (etapa II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (etapa I)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Gradul de disociere
Dintre electroliți se disting soluțiile slabe și puternice. Pentru a caracteriza această măsură, există conceptul și amploarea gradului de disociere (). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule. adesea exprimată în %.
Electroliții slabi includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mic de 3%. Electroliții puternici includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mare de 3%. Soluțiile de electroliți puternici nu conțin molecule nedisociate, iar procesul de asociere (asociere) duce la formarea de ioni hidratați și perechi de ioni.
Gradul de disociere este influențat în special de natura solventului, natura solutului, temperatură (la electroliții puternici, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere scade, iar pentru electroliții slabi, trece printr-un maxim în intervalul de temperatură. de 60 o C), concentrarea soluţiilor, introducerea de ioni cu acelaşi nume în soluţie.
Electroliți amfoteri
Există electroliți care, la disociere, formează atât ioni H + cât și OH -. Astfel de electroliți sunt numiți amfoteri, de exemplu: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 etc.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Ecuații ale reacțiilor ionice
Reacțiile în soluții apoase de electroliți sunt reacții între ioni - reacții ionice care sunt scrise folosind ecuații ionice în forme moleculare, ionice complete și ionice reduse. De exemplu:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (forma moleculară)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 N / A+ + SO 4 2- = BaS0 4 ↓ + 2 N / A + + 2 Cl− (forma ionică completă)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forma ionică abreviată)
Valoarea pH-ului
Apa este un electrolit slab, astfel încât procesul de disociere continuă într-o mică măsură.
H 2 O ↔ H + + OH -
Legea acțiunii masei poate fi aplicată oricărui echilibru și expresia constantei de echilibru poate fi scrisă:
K = /
Prin urmare, concentrația de echilibru a apei este o valoare constantă.
K = = KW
Aciditatea (bazicitatea) unei soluții apoase este convenabil exprimată în termeni de logaritmul zecimal al concentrației molare a ionilor de hidrogen, luate cu semnul opus. Această valoare se numește valoarea pH (pH).
Prin capacitatea moleculelor de solvent, o proprietate macroscopică a solventului, constanta sa dielectrică, joacă, de asemenea, un anumit rol în disocierea electrolitică (Schema de disociere electrolitică).
Disocierea la topire
Sub influența temperaturilor ridicate, ionii rețelei cristaline încep să oscileze, energia cinetică crește și va veni un moment (la punctul de topire al substanței) când va depăși energia de interacțiune a ionilor. Rezultatul este descompunerea materiei în ioni.
Teoria clasică a disocierii electrolitice
Teoria clasică a disocierii electrolitice a fost creată de S. Arrhenius și W. Ostwald în 1887. Arrhenius a aderat la teoria fizică a soluțiilor, nu a ținut cont de interacțiunea unui electrolit cu apa și a crezut că ionii liberi sunt prezenți în soluții. Chimiștii ruși I. A. Kablukov și V. A. Kistyakovsky au folosit teoria chimică a soluțiilor lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică și au demonstrat că atunci când electrolitul este dizolvat, acesta interacționează chimic cu apa, ca urmare a căreia electrolitul se disociază în ioni.
Teoria clasică a disocierii electrolitice se bazează pe ipoteza unei disocieri incomplete a unei substanțe dizolvate, caracterizată prin gradul de disociere α, adică proporția de molecule de electrolit degradate. Echilibrul dinamic dintre moleculele nedisociate și ioni este descris de legea acțiunii masei. De exemplu, disocierea electrolitică a unui electrolit binar KA este exprimată printr-o ecuație ca:
Constanta de disociere este determinată de activitățile cationilor, anionilor și moleculelor nedisociate, după cum urmează:
Valoarea depinde de natura solutului și solventului, precum și de temperatură și poate fi determinată prin mai multe metode experimentale. Gradul de disociere ( α ) poate fi calculată la orice concentrație de electrolit folosind relația:
,unde este coeficientul mediu de activitate al electrolitului.
Electroliți slabi
Electroliți slabi- compuși chimici, ale căror molecule, chiar și în soluții foarte diluate, sunt ușor disociate în ioni, care se află în echilibru dinamic cu moleculele nedisociate. Electroliții slabi includ majoritatea acizilor organici și multe baze organice în soluții apoase și neapoase.
Electroliții slabi sunt:
- aproape toți acizii organici și apă;
- unii acizi anorganici: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4, H2CO3, H2SiO3, H2SO3 şi alţii;
- unii hidroxizi metalici putin solubili: Fe (OH) 3, Zn (OH) 2 etc.
Electroliți puternici
Electroliți puternici- compuși chimici, ale căror molecule în soluții diluate sunt aproape complet disociate în ioni. Gradul de disociere a unor astfel de electroliți este apropiat de 1. Electroliții puternici includ multe săruri anorganice, unii acizi și baze anorganice în soluții apoase, precum și în solvenți cu capacitate de disociere mare (alcooli, amide etc.).
Teoria clasică a disocierii electrolitice este aplicabilă numai soluțiilor diluate de electroliți slabi. Electroliții puternici din soluțiile diluate sunt aproape complet disociați, astfel încât conceptul de echilibru între ioni și moleculele nedisociate este lipsit de sens. Conform ideilor prezentate în anii 20-30. Secolului 20 V. K. Semenchenko (URSS), N. Bjerrum (Danemarca), R. M. Fuoss (SUA) și alții, în soluții de electroliți puternici la concentrații medii și mari, se formează perechi de ioni și agregate mai complexe. Datele spectroscopice moderne arată că o pereche de ioni constă din doi ioni de semn opus care sunt în contact ("pereche de ioni de contact") sau separați de una sau mai multe molecule de solvent ("pereche de ioni separati"). Perechile de ioni sunt neutre din punct de vedere electric și nu participă la transferul de energie electrică. În soluțiile relativ diluate de electroliți puternici, echilibrul dintre ionii individuali solvați și perechile de ioni poate fi caracterizat aproximativ, în mod similar cu teoria clasică a disociației electrolitice, prin constanta de disociere (sau valoarea reciprocă - constanta de asociere). Acest lucru permite ca ecuația de mai sus să fie utilizată pentru a calcula gradul adecvat de disociere de datele experimentale.
În cele mai simple cazuri (ioni monoatomici mari încărcați unic), valorile aproximative ale constantei de disociere în soluții diluate de electroliți puternici pot fi calculate teoretic, pe baza conceptului de interacțiune pur electrostatică între ioni într-un mediu continuu - un solvent.
Exemple de electroliți puternici: unii acizi (HClO 4, HMnO 4, H 2 SO 4, HCl, HBr; HI), hidroxizi ai metalelor alcaline și alcalino-pământoase (NaOH, KOH, Ba (OH) 2); majoritatea sărurilor.
Vezi si
Legături
Fundația Wikimedia. 2010 .
Vedeți ce este „Disocierea electrolitică” în alte dicționare:
disocierea electrolitică- Disocierea p p. substanțe într-o soluție sau topitură de electroliți. Subiecte metalurgie în general EN disociere electrolitică... Manualul Traducătorului Tehnic
DISOCIERE ELECTROLITICĂ- cm … Marea Enciclopedie Politehnică
Dezintegrarea completă sau parțială a moleculelor de solut în ioni ca rezultat al interacțiunii cu un solvent. Determină conductivitatea ionică a soluțiilor de electroliți... Dicţionar enciclopedic mare
disocierea electrolitică- - descompunerea completă sau parțială a unui dizolvat în ioni. Chimie generală: manual / A. V. Zholnin ... Termeni chimici
Disocierea electrolitică- - descompunerea completă sau parțială a moleculelor de dizolvat ca urmare a interacțiunii cu solventul; determină conductivitatea ionică a soluțiilor de electroliți. [Dicționar terminologic pentru beton și beton armat. Întreprinderea unitară de stat federală „Centrul de cercetare ...... Enciclopedie de termeni, definiții și explicații ale materialelor de construcție
Disocierea electrolitică- DISOCIAREA ELECTROLITICĂ, descompunerea completă sau parțială a unui dizolvat în ioni ca urmare a interacțiunii cu un solvent. Determină conductivitatea electrică a electroliților. … Dicţionar Enciclopedic Ilustrat
Sau ionizare (lit. Svante Arrhenius, Ueber die Dissociation der in Wasser gelösten Stoffe, Zeitschr. für physikalische Chemie, 1887; Sv. Arrhenius, La dissociation électrolytique des solutions. Rapport au Congrès internat. à Paris 1900; Max ... Dicţionar enciclopedic F.A. Brockhaus și I.A. Efron
Descompunerea completă sau parțială a moleculelor de solut în ioni ca rezultat al interacțiunii cu un solvent. Determină conductivitatea ionică a soluțiilor de electroliți. * * * DISOCIERE ELECTROLITICĂ DISOCIERE ELECTROLITICĂ, completă… … Dicţionar enciclopedic
disocierea electrolitică- elektrolitinė disociacija statusas T sritis chemija apibrėžtis Ištirpintos medžiagos virtimas jonais jai sąveikaujant su tirpiklio molekulėmis. atitikmenys: engl. disociere electrolitică ing. disociere electrolitica... Chemijos terminų aiskinamasis žodynas
disocierea electrolitică- elektrolitinė disociacija statusas T sritis fizika atitikmenys: engl. disociere electrolitică vok. elektrolytische Disoziation, f rus. disociere electrolitică, f pranc. disociere electrolitică, f … Fizikos terminų žodynas
Cărți
- Teste de chimie. disocierea electrolitică. oxigen si sulf. Clasa a 9-a La manualul de G. E. Rudzitis, F. G. Feldman Chemistry. Clasa a 9-a
Teorie
electrolitic
disociere
Goluri. Să formeze la elevi conceptul de „disociere electrolitică” pe baza teoriei atomice și moleculare, teoria disocierii electrolitice de S. Arrhenius și teoria soluțiilor hidratului de D. I. Mendeleev. Dezvăluie motivul conductivității electrice a soluțiilor, discută semnificația și aplicarea teoriei.
Echipamente și reactivi. Eprubete, doi cilindri de măsurare, pipete, un dispozitiv pentru verificarea conductibilității electrice a soluțiilor, pahare, baghete de sticlă;
apă, acizi sulfuric și acetic concentrați, hidroxid de sodiu solid, clorură de sodiu, sulfat de cupru (II), 100 ml soluție de metil portocaliu în acetonă, soluții de sulfat de cupru (II), clorură de sodiu, hidroxid de calciu, azotat de bariu, bariu clorură, azotat de argint, acid clorhidric, carbonat de sodiu, clorură de magneziu, clorură de aluminiu, zinc granulat, pulbere de fier, aluminiu granulat.
Contur subiect
- Proprietăți ale soluțiilor apoase și neapoase ale diferitelor clase de compuși anorganici.
- Dizolvarea în apă din punctul de vedere al teoriei electronice.
- Disocierea electroliților în soluție.
- Gradul de disociere electrolitică. Electroliți slabi și puternici.
ÎN CURILE CURĂRILOR
Profesor. Știați că substanțele se dizolvă nu numai în apă, ci și în alți solvenți? Dacă da, vă rugăm să oferiți exemple.(Elevii dau exemple de substanțe care se dizolvă.)
Să aflăm dacă este necesar un solvent pentru ca reacția să continue și dacă natura solventului este importantă în acest caz. Să luăm acid sulfuric concentrat și să aruncăm zinc în el. Va fi o reacție?(Efectuează experiment de laborator.)
Student.Zincul reacţionează cu acidul sulfuric concentrat când este încălzit. Aceasta eliberează gaz SO 2 (scrieți ecuația reacției pe tablă):
Profesor.Se eliberează hidrogen? Și acum să turnăm conținutul eprubetei (din experiență) într-o eprubetă cu apă, foarte atent. Reacția a început, se eliberează multă căldură. Vă rugăm să rețineți că fără apă, reacția aproape nu a continuat, deși apa nu interacționează cu zincul în condiții normale.
Să mai facem un experiment. Amestecăm mai întâi solidele: hidroxid de sodiu și sulfat de cupru (II), iar apoi soluțiile acestora. Reacția dintre reactivii solizi nu are loc, iar în soluție se formează un precipitat albastru. Scrieți în caiete ecuația reacției chimice:
2NaOH + CuSO 4 \u003d Cu (OH) 2 + Na 2SO 4.
Din rezultatele experimentelor, concluzionăm că apa din reacțiile chimice nu este deloc un mediu pasiv. Substanțele suferă modificări sub influența sa. Apa face ca electroliții să se descompună în ioni.
Luați în considerare procesul de dizolvare a electroliților în apă. Pentru a face acest lucru, trebuie să vă amintiți ce este valența și ce tipuri de legături chimice cunoașteți.
Elevii răspund la întrebări. Când luăm în considerare legătura ionică, ne concentrăm pe modelul rețelei cristaline de clorură de sodiu. Repetăm legătura polară covalentă folosind exemplul structurii moleculelor de apă.
Profesor.În general, molecula de apă nu este încărcată. Dar în interiorul moleculei H2O atomii de hidrogen și oxigen sunt aranjați astfel încât sarcinile pozitive și negative să fie la capetele opuse ale moleculei (Fig. 1). Prin urmare, molecula de apă este un dipol.
Mecanismul de disociere electrolitică NaCl când sarea este dizolvată în apă, constă în eliminarea secvenţială a ionilor de sodiu şi clor de către moleculele de apă polară. În urma trecerii ionilor Na+ și Cl - hidrații acestor ioni se formează din cristal în soluție.(În continuare, explic desenul (Fig. 2, vezi p. 36) al manualului: Feldman F.G., Rudzitis G.E.. Chimie-9. M.: Iluminismul, 1999, p. 4.) Și cum reacționează moleculele de electroliți polari cu moleculele de apă? Luați în considerare acest lucru folosind exemplul acidului clorhidric (Fig. 3,
vezi p. 36 )
.
Când acidul clorhidric este dizolvat în apă (în molecule acid clorhidric legătura dintre atomi este covalentă puternic polară), natura legăturii chimice se modifică. Sub influența moleculelor polare de apă, o legătură covalentă polară este transformată într-una ionică. Ionii rezultați rămân asociați cu moleculele de apă – hidratați. Dacă solventul este neapos, atunci ionii se numesc solvați.
Prezența ionilor în soluții de acizi, alcaline și săruri poate fi dovedită prin reacții de schimb. Să facem următoarele experimente:
interacțiunea sulfatului de cupru (II) cu:
a) azotat de bariu;
b) clorură de bariu;
c) hidroxid de sodiu;
d) hidroxid de calciu;
interacțiunea azotatului de argint cu:
e) acid clorhidric;
e) clorura de sodiu.
Să scriem ecuațiile reacțiilor chimice:
a) СuS04 + Ba (NO3)2 = Cu (NO3)2 + BaS04;
b) CuS04 + BaCl2 = CuCl2 + BaS04;
c) СuSO 4 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + Cu (OH) 2;
d) CuSO 4 + Ca (OH) 2 \u003d CaSO 4 + Cu (OH) 2;
e) AgN03 + HCI = HNO3 + AgCI;
f) AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl.
Pe baza acestor reacții se pot trage următoarele concluzii:
1) ionii metalici, grupările hidroxil și reziduurile acide reacționează în soluții apoase ca particule independente;
2) grupările hidroxil, resturile acide, atomii de hidrogen ai acizilor și atomii de metal ai sărurilor sunt acele particule încărcate electric care se găsesc în soluții de acizi, alcaline și săruri.
Să notăm definiția conceptului: „ Disocierea electrolitică- Acesta este procesul de descompunere a electrolitului în ioni atunci când este dizolvat în apă sau topit.
Deoarece numărul de molecule de apă pe care ionii le atașează este necunoscut, procesul de disociere a acizilor, alcalinelor și sărurilor este descris simplu după cum urmează:
HCl \u003d H + + Cl -,
NaOH \u003d Na + + OH -,
NaCl \u003d Na + + Cl -.
Acizii polibazici și sărurile acide se disociază în trepte. Pentru a arăta disocierea incompletă a moleculelor și ionilor care nu au legătură cu electroliții puternici, se folosește semnul reversibilității «». De exemplu, pentru H2SO4 și sarea sa acidă NaHSO4:
H 2 SO 4 \u003d H ++,
NaHSO 4 \u003d Na ++,
Este necesar să se evite greșelile atunci când se scriu ecuațiile de disociere a substanțelor insolubile și slab solubile, care practic nu se disociază în ioni sau se disociază într-o mică măsură:
CaCO 3 fără disociere,
СaSO 4 Ca 2+ +.
Principalii termeni luați în considerare în teoria disocierii electrolitice sunt „electroliți” și „ioni”.
electroliti- Sunt substanțe care, dizolvate în apă sau în stare topită, se descompun în ioni.
ionii sunt atomi sau grupuri de atomi care au un pozitiv ( cationi) sau negativ ( anionii) taxa. Ionii diferă de atomi atât ca structură, cât și ca proprietăți. De exemplu, să comparăm proprietățile clorului atomic și molecular cu proprietățile unui ion. Luați în considerare relația lor cu metalele, hidrogenul, ionii de argint. Proprietățile sodiului metalic sunt comparabile cu cele ale ionilor de sodiu.(Elevii dau exemple și vorbesc despre proprietățile atomilor de Cl, ale moleculelor de Cl 2 și ale ionilor de Cl -, precum și despre proprietățile ionilor metalici de Na și Na + din săruri.)
O trăsătură comună și caracteristică a ionilor este prezența sarcinilor electrice. Numai acele soluții care conțin ioni conduc curentul. Să comparăm conductivitatea electrică a soluțiilor de acizi, alcaline, săruri, zahăr, alcool folosind un dispozitiv pentru studiul conductibilității electrice a soluțiilor (Fig. 4). Vedem că disocierea nu apare în fiecare soluție. Pe baza teoriei ionice, formulăm noi definiții ale acizilor, bazelor și sărurilor ca substanțe complexe care formează ioni speciali la disociere în apă. În timpul disocierii acizilor, numai ionii H + sunt despărțiți ca cationi. În timpul disocierii bazelor, numai ionii sunt separați ca anioni ESTE EL - . Sărurile medii se disociază în cationi metalici și anioni ai reziduurilor acide.
Să încercăm să răspundem la această întrebare: toți electroliții se descompun în mod egal în ioni? Să comparăm conductivitatea electrică a soluțiilor concentrate de clorură de sodiu și acid acetic. Într-o soluție de sare, becul se aprinde puternic, iar în acid acetic - foarte slab. Diluați soluțiile adăugând apă la ele. Conductivitatea electrică a unei soluții de clorură de sodiu nu se modifică, dar într-o soluție de acid acetic, becul arde mai puternic. Clorura de sodiu se disociază complet chiar și în soluții concentrate. Moleculele de acid acetic în soluții concentrate aproape că nu se disociază. Când acidul acetic este diluat, numărul de molecule disociate crește, echilibrul de disociere se deplasează la dreapta:
CH3COOH CH3COO - + H+.
Substanțele cu o rețea cristalină ionică se disociază complet în ioni în soluții apoase. Raportul dintre numărul de molecule disociate (n) și numărul total de molecule (N) în soluție se numește grad de disociere (). Valoarea poate lua valori de la 0 (fără disociere) la 1 (disociere completă).
Proprietățile generale ale acizilor se datorează prezenței ionilor H+ in solutie. Activitatea unui acid (electrolit puternic sau slab) depinde de concentrația ionilor H+ in solutie.
Experiență demonstrativă. Se toarnă 50 ml dintr-o soluție de metil portocală în acetonă în două pahare. Adăugați 1-2 picături de acid sulfuric concentrat în primul pahar, apare o culoare de zmeură. Pentru ca în al doilea pahar să apară aceeași culoare, va trebui să adăugați de 10 ori mai mult (10–20 picături) de acid acetic, deoarece. gradul de disociere al acidului CH 3 COOH este nesemnificativ și concentrația ionilor de hidrogen în acesta este scăzută.
Concluzie. Puterea acizilor și bazelor este determinată de gradul lor de disociere.
Pilonul fundamental al chimiei, împreună cu sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev, structura compușilor organici ai lui A. M. Butlerov și alte descoperiri semnificative, este teoria disocierii electrolitice. În 1887, a fost dezvoltat de Svante Arrhenius pentru a explica comportamentul specific al electroliților în apă, alte lichide polare și topituri. El a găsit un compromis între două teorii categoric diferite ale soluțiilor care existau la acea vreme - fizică și chimică. Primul a susținut că solutul și solventul nu interacționează între ele în niciun fel, formând un amestec mecanic simplu. Al doilea este că există o legătură chimică între ele. S-a dovedit că, de fapt, ambele proprietăți sunt inerente soluțiilor.
În etapele ulterioare ale dezvoltării științei, mulți oameni de știință au continuat cercetarea și dezvoltarea în acest domeniu, pe baza informațiilor disponibile despre structura atomilor și natura legăturilor chimice dintre ei. În special, I. A. Kablukov s-a ocupat de problema proceselor de solvatare, V. A. Kistyakovsky a determinat dependența creșterii unei coloane de lichid într-un capilar în condiții de temperatură de fierbere de greutatea moleculară.
Interpretarea modernă a teoriei
Înainte de apariția acestei descoperiri, multe proprietăți și circumstanțe ale proceselor de scindare nu au fost studiate, precum și soluțiile în sine. Disocierea electrolitică este procesul de descompunere a unei substanțe în ionii ei constitutivi în apă sau alte lichide polare, interacțiunea particulelor compuse cu moleculele de solvent, apariția mobilității cationilor și anionilor la nodurile rețelei cristaline din cauza topirii. Ca urmare a acestui fapt, substanțele formate dobândesc o nouă proprietate - conductivitatea electrică.
Ionii, fiind în stare liberă de soluție sau topire, interacționează între ei. Cele încărcate asemănătoare resping, cele cu încărcare asemănătoare atrag. Particulele încărcate sunt solvatate de molecule de solvent - fiecare este strâns înconjurat de dipoli strict orientați în funcție de forțele de atracție ale lui Coulomb, într-un caz particular sunt hidratate dacă mediul este apos. Cationii au întotdeauna raze mai mari decât anionii datorită aranjamentului specific al particulelor în jurul lor, cu sarcini localizate la margini.
Compoziția, clasificarea și denumirea particulelor încărcate în lumina disocierii electrolitice
Un ion este un atom sau un grup de atomi care poartă o sarcină pozitivă sau negativă. Ele se caracterizează printr-o împărțire condiționată în simplu (K (+), Ca (2+), H (+) - format dintr-un element chimic), complex și complex (OH (-) , SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - din mai multe). Dacă un cation sau un anion este asociat cu o moleculă de solvent, acesta se numește solvat, cu un dipol al moleculei de H 2 O - hidratat.
Când are loc disocierea electrolitică a apei, se formează două particule încărcate H (+) și OH (-). Un proton de hidrogen acceptă o pereche de electroni neîmpărțiți de oxigen dintr-o altă moleculă de apă într-un orbital liber, în urma căruia se formează un ion de hidroniu H 3 O (+).
Principalele prevederi ale descoperirii lui Arrhenius
Toți reprezentanții claselor de compuși anorganici, cu excepția oxizilor, în soluții de dipoli orientați ai lichidelor se descompun, în termeni chimici - se disociază în ionii lor constituenți într-o măsură mai mare sau mai mică. Acest proces nu necesită prezența unui curent electric, ecuația de disociere electrolitică este reprezentarea sa schematică.
Intrând într-o soluție sau topitură, ionii pot fi expuși la un curent electric și se pot deplasa într-o direcție către catod (electrodul negativ) și anod (pozitiv). Acestea din urmă atrag agregate atomice încărcate opus. De aici particulele și-au primit numele - cationi și anioni.
În paralel și simultan cu degradarea substanței, are loc procesul invers - asocierea ionilor în moleculele originale, prin urmare, nu are loc dizolvarea sută la sută a substanței. O astfel de ecuație pentru reacția de disociere electrolitică conține un semn egal între părțile sale din dreapta și din stânga. Disocierea electrolitică, ca orice altă reacție, respectă legile care guvernează echilibrul chimic, iar legea acțiunii masei nu face excepție. Se precizează că viteza procesului de descompunere în ioni este proporțională cu concentrația electrolitului.
Clasificarea substanțelor în timpul disocierii
Terminologia chimică împarte substanțele în insolubile, ușor solubile și solubile. Ultimii doi sunt electroliți slabi și puternici. Informațiile despre solubilitatea anumitor compuși sunt rezumate într-un tabel de solubilitate. Disocierea electroliților puternici este un proces ireversibil; aceștia se dezintegrează complet în ioni. Slab - doar parțial, fenomenul de asociere este inerent acestora și, prin urmare, echilibrul proceselor în desfășurare.
Este important de reținut că nu există o relație directă între solubilitatea și rezistența electrolitului. La puternic, poate fi slab exprimat. La fel ca electroliții slabi, aceștia pot fi foarte solubili în apă.
Exemple de compuși ale căror soluții conduc electricitatea
Clasa de „electroliți puternici” include toți acizii care se disociază bine, cum ar fi nitric, clorhidric, brom, sulfuric, percloric și alții. În aceeași măsură, alcalii sunt hidroxizi alcalini și reprezentanți individuali ai grupului „metale alcalino-pământoase”. Disocierea electrolitică a sărurilor este intensă, cu excepția anumitor cianați și tiocianați, precum și a clorurii de mercur (II).
Clasa „electroliților slabi” este reprezentată de restul mineralelor și de aproape toți acizii organici: carbonic, sulfurat, boric, azotat, sulfuros, silicic, acetic și alții. Precum și baze puțin solubile și hidrocarburice și hidroxizi amfoteri (hidroxizi de magneziu, beriliu, fier, zinc în stare de oxidare (2+)). La rândul lor, moleculele de apă sunt electroliți foarte slabi, dar totuși se descompun în ioni.
Descrierea cantitativă a proceselor de disociere
Gradul de disociere electrolitică caracterizează de fapt amploarea procesului de scindare. Poate fi calculat - numărul de particule împărțite în ioni trebuie împărțit la numărul total de molecule ale substanței dizolvate din sistem. Această valoare este indicată de litera „alfa”.
Este logic ca pentru electroliții puternici „α” să fie egal cu unu, sau sută la sută, deoarece numărul de particule degradate este egal cu numărul lor total. Pentru cei slabi - întotdeauna mai puțin de unul. Descompunerea completă a moleculelor inițiale în ioni într-un mediu apos nu are loc și are loc procesul invers.
Principalii factori care afectează completitatea degradarii
Gradul de disociere electrolitică este influențat de o serie de factori de netăgăduit. În primul rând, este importantă natura solventului și substanța care se descompune în el. De exemplu, toți electroliții puternici au o legătură covalentă foarte polară sau ionică între particulele constitutive. Lichidele sunt reprezentate de dipoli, în special de apă, există o separare a sarcinilor în molecule și, ca urmare a orientării lor specifice, are loc disocierea electrolitică a solutului.
Valoarea alfa este invers influențată de concentrație. Pe măsură ce crește, valoarea gradului de disociere scade și invers. Procesul în sine este în întregime endotermic, adică este necesară o anumită cantitate de căldură pentru a-l iniția. Influența factorului de temperatură se fundamentează astfel: cu cât este mai mare, cu atât este mai mare gradul de disociere.
Factori secundari
Acizii polibazici, cum ar fi fosforicul, și bazele cu grupări hidroxil multiple, cum ar fi Fe(OH)3, se descompun în ioni treptat. Dependența este determinată - fiecare etapă ulterioară de disociere este caracterizată de un grad care este de mii sau zeci de mii de ori mai mic decât cel precedent.
Gradul de descompunere poate fi modificat și prin adăugarea altor electroliți în sistem, care modifică concentrația unuia dintre ionii soluției principale. Aceasta implică o deplasare a echilibrului în lateral, care este determinată de regula Le Chatelier-Brown - reacția decurge în direcția în care se observă neutralizarea influenței exercitate asupra sistemului din exterior.
Constanta procesului de echilibru clasic
Pentru a caracteriza procesul de descompunere a unui electrolit slab, pe lângă gradul său, se utilizează constanta de disociere electrolitică (K d), care este exprimată prin raportul dintre concentrațiile de cationi și anioni și conținutul cantitativ al moleculelor inițiale din sistemul. De fapt, este constanta obișnuită de echilibru chimic pentru reacția reversibilă de scindare a unei substanțe dizolvate în ioni.
De exemplu, pentru procesul de descompunere a unui compus în particulele sale constitutive, constanta de disociere (K d) va fi determinată de coeficientul concentrațiilor constante de cationi și anioni din compoziția soluției, ridicate la puterile corespunzătoare numerele din fața lor în ecuația chimică și numărul total de unități de formulă nedisociate rămase substanțe dizolvate. Există o dependență - cu cât este mai mare (K d), cu atât este mai mare numărul de cationi și anioni din sistem.
Legătura dintre concentrația unui compus slab în descompunere, gradul de disociere și constantă este determinată folosind legea diluției Ostwald prin ecuația: K d \u003d α 2 s.
Apa ca substanță slab disociabilă
Moleculele dipol se descompun în particule încărcate într-o măsură extrem de mică, deoarece acest lucru este nefavorabil din punct de vedere energetic. Totuși, există o scindare în cationi de hidrogen și anioni hidroxil. Ținând cont de procesele de hidratare, putem vorbi despre formarea unui ion hidroniu și a OH (-) din două molecule de apă.
Disocierea constantă este determinată de raportul dintre produsul protonilor de hidrogen și grupărilor hidroxid, numit produsul ionic al apei, și concentrația de echilibru a moleculelor nedegradate în soluție.
Disocierea electrolitică a apei determină prezența în sistem a H (+), care îi caracterizează aciditatea, și prezența OH (-) - bazicitate. Dacă concentrațiile de proton și gruparea hidroxil sunt egale, un astfel de mediu se numește neutru. Există un așa-numitul indice de pH - acesta este un logaritm negativ al conținutului cantitativ total de H (+) într-o soluție. pH-ul mai mic de 7 indică faptul că mediul este acid, mai mult - despre alcalinitatea acestuia. Aceasta este o valoare foarte importantă, conform valorii sale experimentale, sunt analizate reacțiile biologice, biochimice și chimice ale diferitelor sisteme de apă - lacuri, iazuri, râuri și mări. Relevanța indicatorului de hidrogen pentru procesele industriale este, de asemenea, incontestabilă.
Înregistrarea reacțiilor și notarea
Ecuația disocierii electrolitice folosind semne chimice descrie procesele de dezintegrare a moleculelor în particulele corespunzătoare și se numește ionică. Este de multe ori mai simplu decât cel molecular standard și are o formă mai generală.
La compilarea unei astfel de ecuații, trebuie să se țină cont de faptul că substanțele care precipită sau sunt îndepărtate din amestecul de reacție ca parte a vaporilor de gaz în timpul reacției trebuie întotdeauna scrise numai în formă moleculară, spre deosebire de compușii electroliți, ai căror reprezentanți puternici doar in forma de scindare in ioni sunt incluse in compozitie.solutii. Disocierea electrolitică pentru ele este un proces ireversibil, deoarece asocierea este imposibilă din cauza formării de substanțe sau gaze nefisionabile. Pentru acest tip de ecuație se aplică aceleași reguli ca și pentru alte reacții chimice - sumele coeficienților părților din stânga și din dreapta trebuie să fie în mod necesar egale între ele pentru a menține echilibrul material.
Disocierea electrolitică a acizilor și bazelor poate avea loc în mai multe etape dacă substanțele sunt polibazice sau poliacide. Fiecare subreacție are propria sa ecuație.
Rolul în știința chimică și dezvoltarea acesteia
Crearea teoriei lui Svante Arrhenius a fost de cea mai mare importanță pentru procesul general de formare a științei fizice și, în special, a științei electrochimice. Pe baza descoperirii unui astfel de fenomen precum disocierea electrolitică, procesele electrozilor, specificul trecerii curenților prin diferite medii și teoria inducției potențialelor catod-anod au primit o dezvoltare intensivă. În plus, teoria soluțiilor a avansat considerabil. Descoperiri fără precedent așteptau cinetica chimică, domeniul coroziunii metalelor și aliajelor, precum și munca pentru găsirea de noi mijloace de protecție împotriva acesteia.
Există atât de multe lucruri noi și necunoscute în lumea modernă. În fiecare zi, oamenii de știință se mișcă din ce în ce mai departe în cunoașterea unei discipline atât de grozave precum chimia. Disocierea electrolitică, precum și creatorii și adepții săi, au ocupat pentru totdeauna locul de mândrie în contextul dezvoltării științei mondiale.
Dizolvarea oricărei substanțe în apă este însoțită de formarea de hidrați. Dacă, în același timp, nu există modificări de formulă în particulele substanței dizolvate în soluție, atunci astfel de substanțe sunt clasificate ca neelectroliţi. Sunt, de exemplu, gaze azot N2 lichid cloroform CHCI3, solid zaharoza C12H22O11, care există în soluţie apoasă ca hidraţi ai acestor molecule.
sunt cunoscute multe substanțe (în forma generală MA), care, după dizolvarea în apă și formarea de hidrați ai moleculelor de MA nH 2 O, suferă modificări semnificative de formulă. Ca urmare, în soluție apar ionii hidratați - cationi M + * nH 2 O și anioni A * nH 2 O:
MA * nH 2 O → M + * nH 2 O + A - * nH 2 O
Astfel de substanțe sunt electroliti.
Procesul de apariție a ionilor hidratați într-o soluție apoasă numit disocierea electrolitică(S. Arrhenius 1887).
Disocierea electrolitică a substanțelor cristaline ionice (M +) (A -) în apă este ireversibil reacţie:
(M +) (A -) (t) → (M +) (A -) (p) \u003d (M +) (p) + (A -) (p)
Astfel de substanțe sunt puternice electroliti, sunt multe baze și săruri, de exemplu:
NaOH \u003d Na + + OH - K 2 SO 4 \u003d 2K + + SO 4 -
Ba (OH) 2 \u003d Ba 2+ + 2OH - Na 2 \u003d 2Na + + S 2-
Disocierea electrolitică a substanței MA, constând din polar molecule covalente, este reversibil reacţie:
(M-A) (g, w, t) → (M-A) (p) ↔ M + (p) A - (p)
astfel de substanțe sunt clasificate ca electroliți slabi, sunt mulți acizi și unele baze, de exemplu:
a) HNO 2 ↔ H ++ + NO 2-
b) CH 3 COOH ↔ H ++ + CH 3 COO -
c) H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 - (prima etapă)
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2- (a doua etapă)
d) NH 3 * H 2 O ↔ NH 4 + OH -
În soluțiile apoase diluate de electroliți slabi, vom găsi întotdeauna atât moleculele originale, cât și produsele disocierii lor - ioni hidratați.
Caracteristica calitativă a disocierii electroliților se numește grad de disociere și se notează ɑ 1, întotdeauna ɑ › 0.
Pentru electroliții puternici, ɑ = 1 prin definiție (disocierea unor astfel de electroliți este completă).
Pentru slab electroliti gradul de disociere este raportul dintre concentrația molară a substanței disociate (s d) și concentrația totală a substanței în soluție (soluții):
Gradul de disociere este fracția de unu din 100%. Pentru electroliții slabi ɑ ˂ С 1 (100%). Pentru slab acizii H n A, gradul de disociere în fiecare pas următor scade brusc în comparație cu cel precedent:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - = 23,5%
H 2 PO 4 - ↔ H ++ + HPO 4 2- \u003d 3 * 10 -4%
HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- = 2 * 10 -9%
Gradul de disociere depinde de natura și concentrația electrolitului, precum și de temperatura soluției; creste cu scădea concentrația unei substanțe într-o soluție (adică atunci când soluția este diluată) la Incalzi.
LA diluat solutii acizi tari H n A hidrotionii lor H n -1 A nu există, de exemplu:
H 2 SO 4 \u003d H ++ (1 → 1)
= H + + SO 4 -2 (1 → 1)
Ca rezultat: H 2 SO 4 (razb.) \u003d 2H + + SO 4 -2
în concentrat soluții, conținutul de hidroanioni (și chiar moleculele inițiale) devine vizibil:
H 2 SO 4 - (conc.) ↔ H + + HSO 4 - (1 ˂ 1)
HSO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (2 ˂ 1 ˂ 1)
(este imposibil să însumăm ecuațiile etapelor de disociere reversibilă!). La încălzire, valorile 1 și 2 cresc, ceea ce contribuie la apariția reacțiilor care implică acizi concentrați.
Acizii sunt electroliți care, atunci când sunt disociați, furnizează cationi de hidrogen unei soluții apoase și nu formează alți anioni pozitivi:
* litera indică gradul de apariție al oricăror reacții reversibile, inclusiv gradul de hidroliză.
H 2 SO 4 \u003d 2H + \u003d SO 4 2-, HF ↔ H + + F -
Uzual acizi tari:
acizi oxigenați
Acizii anoxici
HCI, HBr, HI, HNCS
Într-o soluție apoasă diluată (condițional până la 10% sau 0,1 molar), acești acizi se disociază complet. Pentru acizii tari H n A, lista îi include hidrotionii(anionii sărurilor acide), care, de asemenea, se disociază complet în aceste condiții.
Uzual acizi slabi:
acizi oxigenați
Acizii anoxici
Baza este electroliții, care, în timpul disocierii, furnizează ioni de hidroxid unei soluții apoase și nu formează alți ioni negativi:
KOH \u003d K + + OH -, Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -
Disociere Solubil cu moderație bazele Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Mn (OH) 2, Fe (OH) 2 și altele nu au semnificație practică.
La puternic motive ( alcalii) includ NaOH, KOH, Ba(OH) 2 unele altele. Cea mai cunoscută bază slabă este hidratul de amoniac NH3H2O.
Sărurile medii sunt electroliți care, la disociere, furnizează orice cationi unei soluții apoase, cu excepțiaH +
, și orice anioni cu excepțiaOh:
Cu(NO 3) 2 \u003d Cu 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2Al 3+ + 3SO 4 2-
Na (CH 3 COO) \u003d Na + + CH 3 COO -
BaCl 2 \u003d Ba 2+ + 2Cl
K 2 S \u003d 2K + + S 2-
Mg(CN) 2 \u003d Mg 2+ + 2CN -
nu este vorba doar de săruri foarte solubile. Disociere Solubil cu moderație si practic insolubil sarea nu contează.
Disociați în mod similar săruri duble:
KAl(SO 4 ) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Fe (NH 4 ) 2 (SO 4 ) 2 = Fe 2+ + 2NH 4 + 2SO 4 2-
Săruri acide(majoritatea sunt solubile în apă) se disociază complet în funcție de tipul de săruri medii:
KHSO 4 \u003d K + + HSO 4 -
KHCr 2 O 7 \u003d K + + HCr 2 O 7 -
KH 2 PO 4 \u003d K + + H 2 PO 4 -
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -
Hidroanionii rezultați sunt, la rândul lor, expuși la apă:
a) dacă hidroanionul aparține unui acid puternic, atunci se disociază și complet:
HSO 4 - \u003d H + + HSO 4 2-, HCr 2 O 7 - \u003d H + + Cr 2 O 7 2-
iar ecuația completă a reacției de disociere poate fi scrisă astfel:
KHSO 4 \u003d K + + H + + SO 4 2-
KHCr 2 O 7 \u003d K + + H + Cr 2 O 7 2-
(soluțiile acestor săruri vor fi în mod necesar acide, precum și soluțiile acizilor corespunzători);
b) dacă hidrotionul aparține unui acid slab, atunci comportamentul său în apă este dual - sau disociere incompletă ca acid slab:
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- (1)
HCO 3 - ↔ H + CO 3 2- (1)
Fie interacțiunea cu apa (numită hidroliză reversibilă):
H 2 PO 4 - + H 2 O ↔ H 3 PO 4 + OH - (2)
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH - (2)
La 1 2 predomină disocierea (și soluția va fi acidă), iar la 1 2 predomină hidroliza (și soluția de sare va fi alcalină). Deci, soluțiile de săruri cu anioni HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - și HSeO 3 vor fi acide, soluțiile de săruri cu alți anioni (majoritatea) vor fi alcaline. Cu alte cuvinte, denumirea de „acid” pentru sărurile cu majoritatea hidroanionilor nu implică faptul că acești anioni se vor comporta ca acizii în soluție (hidroliza hidroanionilor și calculul raportului dintre 1 și 2 sunt studiate doar în învățământul superior)
Principal sărurile MgCl(OH), CuCO 3 (OH) 2 și altele sunt în mare parte practic insolubile în apă și este imposibil să discutăm despre comportamentul lor într-o soluție apoasă.
