Conductibilitatea substanțelor de curent electric sau lipsa de conductivitate poate fi observată cu ajutorul unui dispozitiv simplu.
Este format din tije de carbon (electrozi) conectate prin fire la o rețea electrică. În circuit este inclus un bec electric, care indică prezența sau absența curentului în circuit. Dacă electrozii sunt scufundați într-o soluție de zahăr, lampa nu se aprinde. Dar se va aprinde puternic dacă sunt coborâte într-o soluție de clorură de sodiu.
Substanțele care se descompun în ioni în soluții sau topituri și prin urmare conduc electricitatea se numesc electroliți.
Substanțele care nu se descompun în ioni în aceleași condiții și nu conduc curentul electric se numesc neelectroliți.
Electroliții includ acizi, baze și aproape toate sărurile.
Neelectroliții includ majoritatea compușilor organici, precum și substanțe în moleculele cărora există doar legături covalente nepolare sau cu polar scăzut.
Electroliții sunt conductori de al doilea fel. Într-o soluție sau topitură, se descompun în ioni, datorită cărora curge curentul. Evident, cu cât mai mulți ioni într-o soluție, cu atât conduce mai bine electricitatea. Apa pură conduce electricitatea foarte prost.
Distingeți electroliții puternici și cei slabi.
Electroliții puternici se disociază complet în ioni atunci când sunt dizolvați.
Acestea includ:
1) aproape toate sărurile;
2) mulţi acizi minerali, de exemplu H2S04, HNO3, Hcl, HBr, HI, HMn04, HCl03, HCl04;
3) baze de metale alcaline și alcalino-pământoase.
Electroliți slabi când sunt dizolvate în apă, se disociază doar parțial în ioni.
Acestea includ:
1) aproape toți acizii organici;
2) unii acizi minerali, de exemplu H2CO3, H2S, HNO2, HClO, H2SiO3;
3) multe baze metalice (cu excepția bazelor metalelor alcaline și alcalino-pământoase), precum și NH 4 OH, care pot fi reprezentate ca hidrat de amoniac NH 3 ∙H 2 O.
Apa este un electrolit slab.
Electroliții slabi nu pot da o concentrație mare de ioni în soluție.
Prevederi de bază ale teoriei disocierii electrolitice.
Descompunerea electroliților în ioni atunci când sunt dizolvați în apă se numește disociere electrolitică.
Deci, clorura de sodiu NaCl, atunci când este dizolvată în apă, se descompune complet în ioni de sodiu Na + și ioni de clorură Cl -.
Apa formează ioni de hidrogen H + și ioni de hidroxid OH - doar în cantități foarte mici.
Pentru a explica caracteristicile soluțiilor apoase de electroliți, omul de știință suedez S. Arrhenius a propus în 1887 teoria disocierii electrolitice. Mai târziu a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza teoriei structurii atomilor și a legăturilor chimice.
Conținutul actual al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei propoziții:
1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun (se disociază) în ioni - pozitivi și negativi.
Ionii se află în stări electronice mai stabile decât atomii. Ele pot consta dintr-un atom - aceștia sunt ioni simpli (Na +, Mg 2+, Al 3+ etc.) - sau din mai mulți atomi - aceștia sunt ioni complecși (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 etc.).
2. Sub acțiunea unui curent electric, ionii capătă o mișcare direcționată: ionii încărcați pozitiv se deplasează spre catod, cei încărcați negativ - spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, al doilea - anioni.
Mișcarea direcționată a ionilor are loc ca urmare a atracției lor de către electrozi cu încărcare opusă.
3. Disocierea este un proces reversibil: în paralel cu dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea), se derulează procesul de conectare a ionilor (asocierea).
Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal se pune semnul reversibilității. De exemplu, ecuația pentru disocierea unei molecule de electrolit KA într-un cation K + și un anion A - în formă generală este scrisă după cum urmează:
KA ↔ K + + A -
Teoria disocierii electrolitice este una dintre principalele teorii din chimia anorganică și este pe deplin în concordanță cu teoria atomică și moleculară și cu teoria structurii atomului.
Gradul de disociere.
Unul dintre cele mai importante concepte ale teoriei Arrhenius a disocierii electrolitice este conceptul de grad de disociere.
Gradul de disociere (a) este raportul dintre numărul de molecule care s-au degradat în ioni (n ") și numărul total de molecule dizolvate (n):
Gradul de disociere a electrolitului se determină empiric și se exprimă în fracții de unitate sau în procente. Dacă α = 0, atunci nu există disociere, iar dacă α = 1 sau 100%, atunci electrolitul se descompune complet în ioni. Dacă α = 20%, atunci aceasta înseamnă că din 100 de molecule ale acestui electrolit, 20 s-au descompus în ioni.
Diferiți electroliți au grade diferite de disociere. Experiența arată că depinde de concentrația electrolitului și de temperatură. Cu o scădere a concentrației de electroliți, de ex. atunci când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna. De regulă, crește gradul de disociere și creșterea temperaturii. În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi.
Să luăm în considerare schimbarea echilibrului stabilit între moleculele nedisociate și ioni în timpul disocierii electrolitice a unui electrolit slab - acid acetic:
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +
Când o soluție de acid acetic este diluată cu apă, echilibrul se va deplasa către formarea de ioni - gradul de disociere a acidului crește. Dimpotrivă, atunci când soluția este evaporată, echilibrul se deplasează spre formarea de molecule acide - gradul de disociere scade.
Din această expresie este evident că α poate varia de la 0 (fără disociere) la 1 (disociere completă). Gradul de disociere este adesea exprimat ca procent. Gradul de disociere a electrolitului poate fi determinat doar experimental, de exemplu, prin măsurarea punctului de îngheț al soluției, prin conductibilitatea electrică a soluției etc.
Mecanismul de disociere
Substanțele cu o legătură ionică se disociază cel mai ușor. După cum știți, aceste substanțe sunt compuse din ioni. Când se dizolvă, dipolii apei se orientează în jurul ionilor pozitivi și negativi. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciprocă. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește și are loc tranziția ionilor de la cristal la soluție. În acest caz, se formează ioni hidratați, adică. ionii legați chimic de moleculele de apă.
În mod similar, electroliții, ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (molecule polare), se disociază și ei. Dipolii de apă sunt, de asemenea, orientați în jurul fiecărei molecule polare a substanței, care sunt atrași de polii lor negativi către polul pozitiv al moleculei și de către polii lor pozitivi către polul negativ. Ca urmare a acestei interacțiuni, norul de electroni de legare (perechea de electroni) este complet mutat la atomul cu o electronegativitate mai mare, molecula polară se transformă într-una ionică și apoi se formează cu ușurință ionii hidratați:
Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială.
Astfel, electroliții sunt compuși cu o legătură ionică sau polară - săruri, acizi și baze. Și se pot disocia în ioni în solvenți polari.
constanta de disociere.
constanta de disociere. O caracteristică mai precisă a disocierii electrolitului este constanta de disociere, care nu depinde de concentrația soluției.
Expresia constantei de disociere poate fi obținută prin scrierea ecuației de reacție pentru disocierea electrolitului AK într-o formă generală:
A K → A - + K + .
Deoarece disocierea este un proces de echilibru reversibil, legea acțiunii masei se aplică acestei reacții, iar constanta de echilibru poate fi definită ca:
unde K este constanta de disociere, care depinde de temperatura și natura electrolitului și solventului, dar nu depinde de concentrația electrolitului.
Gama constantelor de echilibru pentru diferite reacții este foarte mare - de la 10 -16 la 10 15 . De exemplu, o valoare mare La pentru reactie
înseamnă că dacă cuprul metalic este introdus într-o soluție care conține ioni de argint Ag +, atunci în momentul echilibrului, concentrația de ioni de cupru este mult mai mare decât pătratul concentrației de ioni de argint 2. Dimpotrivă, o valoare scăzută Laîn reacție
indică faptul că până la atingerea echilibrului, o cantitate neglijabilă de iodură de argint AgI s-a dizolvat.
Acordați o atenție deosebită formei de scriere a expresiilor pentru constanta de echilibru. Dacă concentrațiile unor reactivi nu se modifică semnificativ în timpul reacției, atunci ele nu sunt scrise în expresia pentru constanta de echilibru (astfel de constante sunt notate cu K 1).
Deci, pentru reacția cuprului cu argintul, expresia va fi incorectă:
Forma corectă ar fi:
Acest lucru se explică prin faptul că concentrațiile de cupru și argint metalic sunt introduse în constanta de echilibru. Concentrațiile de cupru și argint sunt determinate de densitatea lor și nu pot fi modificate. Prin urmare, nu are sens să luăm în considerare aceste concentrații atunci când se calculează constanta de echilibru.
Expresiile constantelor de echilibru în dizolvarea AgCl și AgI sunt explicate în mod similar
Produs de solubilitate. Constantele de disociere ale sărurilor puțin solubile și hidroxizilor metalici se numesc produsul solubilității substanțelor corespunzătoare (notate cu PR).
Pentru reacția de disociere a apei
expresia constantă ar fi:
Acest lucru se explică prin faptul că concentrația de apă în timpul reacțiilor în soluții apoase se modifică foarte ușor. Prin urmare, se presupune că concentrația de [H 2 O] rămâne constantă și este introdusă în constanta de echilibru.
Acizi, baze și săruri din punct de vedere al disocierii electrolitice.
Folosind teoria disocierii electrolitice, sunt date definiții și sunt descrise proprietățile acizilor, bazelor și sărurilor.
Electroliții se numesc acizi, în timpul disocierii cărora se formează ca cationi doar cationii de hidrogen.
De exemplu:
HCl ↔ H + + Cl -;
CH 3 COOH ↔ H ++ + CH 3 COO -
Disocierea unui acid polibazic are loc în principal prin prima etapă, într-o măsură mai mică prin a doua și doar într-o mică măsură prin a treia. Prin urmare, într-o soluție apoasă, de exemplu, acid fosforic, alături de moleculele de H 3 RO 4, există ioni (în cantități succesive descrescătoare) H 2 RO 2-4, HPO 2-4 și RO 3-4
H 3 RO 4 ↔ N + + H 2 RO - 4 (prima etapă)
H 2 RO - 4 ↔ H ++ + HPO 2- 4 (a doua etapă)
NRO 2- 4 ↔ H + PO Z- 4 (etapa a treia)
Bazicitatea unui acid este determinată de numărul de cationi de hidrogen care se formează în timpul disocierii.
Deci, HCl, HNO 3 - acizi monobazici - se formează un cation de hidrogen;
H2S, H2CO3, H2SO4 - dibazic,
H3PO4, H3AsO4 sunt tribazici, deoarece se formează doi, respectiv trei cationi de hidrogen.
Din cei patru atomi de hidrogen conținuți în molecula de acid acetic CH 3 COOH, doar unul, care face parte din grupa carboxil - COOH, poate fi desprins sub forma unui cation H +, - acid acetic monobazic.
Acizii doi și polibazici se disociază treptat (treptat).
Bazele se numesc electroliți, în timpul disocierii cărora se formează doar ionii de hidroxid ca anioni.
De exemplu:
KOH ↔ K + + OH - ;
NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -
Bazele care sunt solubile în apă se numesc alcalii. Sunt puțini dintre ei. Acestea sunt bazele metalelor alcaline și alcalino-pământoase: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH și Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2, Ra (OH) 2 și, de asemenea, NH 4 OH. Majoritatea bazelor sunt ușor solubile în apă.
Aciditatea unei baze este determinată de numărul grupelor sale hidroxil (grupări hidroxi). De exemplu, NH4OH este o bază cu un singur acid, Ca (OH)2 este cu doi acizi, Fe (OH)3 este cu trei acizi etc. Bazele cu două și poliacide se disociază în etape
Ca (OH) 2 ↔ Ca (OH) + + OH - (primul pas)
Ca (OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (al doilea pas)
Cu toate acestea, există electroliți care, la disociere, formează simultan cationi de hidrogen și ioni de hidroxid. Acești electroliți sunt numiți amfoteri sau amfoliți. Acestea includ apă, hidroxizi de zinc, aluminiu, crom și o serie de alte substanțe. Apa, de exemplu, se disociază în ioni H + și OH - (în cantități mici):
H 2 O ↔ H + + OH -
Prin urmare, are proprietăți acide la fel de pronunțate, datorită prezenței cationilor de hidrogen H +, și proprietăți alcaline, datorită prezenței ionilor OH -.
Disocierea hidroxidului de zinc amfoter Zn(OH) 2 poate fi exprimată prin ecuație
2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn (OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +
Sărurile sunt numite electroliți, în timpul disocierii cărora se formează cationi metalici, precum și un cation de amoniu (NH 4) și anioni de reziduuri acide
De exemplu:
(NH4)2S04↔ 2NH + 4 + SO2-4;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
Așa se disociază sărurile mijlocii. Sărurile acide și bazice se disociază în trepte. În sărurile acide, ionii metalici sunt mai întâi despărțiți, apoi cationii de hidrogen. De exemplu:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
În sărurile bazice, reziduurile acide sunt mai întâi scindate, iar apoi ionii de hidroxid.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -
Electroliți și neelectroliți
Din lecțiile de fizică se știe că soluțiile unor substanțe sunt capabile să conducă curentul electric, în timp ce altele nu sunt.
Substanțele ale căror soluții conduc electricitatea se numesc electroliti.
Se numesc substanțe ale căror soluții nu conduc electricitatea neelectroliţi. De exemplu, soluțiile de zahăr, alcool, glucoză și alte substanțe nu conduc electricitatea.
Disocierea și asociere electrolitică
De ce soluțiile electrolitice conduc electricitatea?
Omul de știință suedez S. Arrhenius, studiind conductivitatea electrică a diferitelor substanțe, a ajuns în 1877 la concluzia că cauza conductivității electrice este prezența în soluție. ionii se formează atunci când un electrolit este dizolvat în apă.
Procesul prin care un electrolit se descompune în ioni se numește disocierea electrolitică.
S. Arrhenius, care a aderat la teoria fizică a soluțiilor, nu a ținut cont de interacțiunea electrolitului cu apa și a crezut că ionii liberi sunt prezenți în soluții. În schimb, chimiștii ruși I. A. Kablukov și V. A. Kistyakovsky au aplicat teoria chimică a lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică și au demonstrat că atunci când electrolitul este dizolvat, are loc interacțiunea chimică a solutului cu apa, ceea ce duce la formarea hidraților și apoi se disociază în ioni. Ei credeau că în soluții nu se găsesc ioni liberi, nu „gori”, ci hidratați, adică „îmbrăcați într-o haină de blană” de molecule de apă.
Moleculele de apă sunt dipoli(doi poli), deoarece atomii de hidrogen sunt situați la un unghi de 104,5 °, datorită căruia molecula are o formă unghiulară. Molecula de apă este prezentată schematic mai jos.
De regulă, substanțele se disociază cel mai ușor cu legătură ionicăși, în consecință, cu o rețea cristalină ionică, deoarece sunt deja formate din ioni gata pregătiți. Când se dizolvă, dipolii apei sunt orientați cu capete încărcate opus în jurul ionilor pozitivi și negativi ai electrolitului.
Forțele de atracție reciprocă apar între ionii de electroliți și dipolii de apă. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește și are loc tranziția ionilor de la cristal la soluție. Evident, succesiunea proceselor care au loc în timpul disocierii substanțelor cu o legătură ionică (săruri și alcalii) va fi următoarea:
1) orientarea moleculelor de apă (dipoli) în apropierea ionilor de cristal;
2) hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu ionii stratului de suprafață al cristalului;
3) disocierea (dezintegrarea) cristalului electrolit în ioni hidratați.
Simplificate, procesele în curs pot fi reflectate folosind următoarea ecuație:
În mod similar, electroliții se disociază, în moleculele cărora există o legătură covalentă (de exemplu, molecule de acid clorhidric HCI, vezi mai jos); numai în acest caz, sub influența dipolilor de apă, legătura polară covalentă se transformă într-una ionică; secvența proceselor care au loc în acest caz va fi următoarea:
1) orientarea moleculelor de apă în jurul polilor moleculelor de electrolit;
2) hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu moleculele de electroliți;
3) ionizarea moleculelor de electrolit (transformarea unei legături polare covalente într-una ionică);
4) disocierea (dezintegrarea) moleculelor de electrolit în ioni hidratați.
Simplificat, procesul de disociere a acidului clorhidric poate fi reflectat folosind următoarea ecuație:
Trebuie luat în considerare faptul că ionii hidratați care se mișcă aleatoriu în soluțiile de electroliți se pot ciocni și se pot reuni unul cu celălalt. Acest proces invers se numește asociere. Asocierea în soluții are loc în paralel cu disocierea, prin urmare, semnul reversibilității este pus în ecuațiile reacției.
Proprietățile ionilor hidratați diferă de cele ale celor nehidratați. De exemplu, ionul de cupru nehidratat Cu 2+ este alb în cristalele de sulfat de cupru (II) anhidru și este albastru atunci când este hidratat, adică legat de molecule de apă Cu 2+ nH 2 O. Ionii hidratați au atât constant cât și variabil numărul de molecule de apă. .
Gradul de disociere electrolitică
În soluțiile de electroliți, împreună cu ionii, sunt prezente și molecule. Prin urmare, soluțiile de electroliți sunt caracterizate gradul de disociere, care este notat cu litera greacă a („alfa”).
Acesta este raportul dintre numărul de particule descompuse în ioni (N g) și numărul total de particule dizolvate (N p).
Gradul de disociere a electroliților este determinat empiric și se exprimă în fracții sau procente. Dacă \u003d 0, atunci nu există nicio disociere, iar dacă \u003d 1 sau 100%, atunci electrolitul se descompune complet în ioni. Diferiți electroliți au grade diferite de disociere, adică gradul de disociere depinde de natura electrolitului. Depinde și de concentrație: odată cu diluarea soluției, gradul de disociere crește.
În funcție de gradul de disociere electrolitică, electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi.
Electroliți puternici- aceștia sunt electroliți, care, dizolvați în apă, se disociază aproape complet în ioni. Pentru astfel de electroliți, valoarea gradului de disociere tinde spre unitate.
Electroliții puternici includ:
1) toate sărurile solubile;
2) acizi tari, de exemplu: H2S04, HCI, HNO3;
3) toate alcalinele, de exemplu: NaOH, KOH.
Electroliți slabi- sunt electroliți care, dizolvați în apă, aproape că nu se disociază în ioni. Pentru astfel de electroliți, valoarea gradului de disociere tinde spre zero.
Electroliții slabi includ:
1) acizi slabi - H2S, H2CO3, HNO2;
2) o soluţie apoasă de amoniac NH3H20;
4) unele săruri.
Constanta de disociere
În soluții de electroliți slabi, din cauza disocierii lor incomplete, echilibru dinamic între moleculele nedisociate și ioni. De exemplu, pentru acidul acetic:
Puteți aplica legea acțiunii masei acestui echilibru și scrieți expresia constantei de echilibru:
Se numește constanta de echilibru care caracterizează procesul de disociere a unui electrolit slab constanta de disociere.
Constanta de disociere caracterizează capacitatea unui electrolit (acid, bază, apă) se disociază în ioni. Cu cât constanta este mai mare, cu atât electrolitul se descompune mai ușor în ioni, prin urmare, cu atât este mai puternic. Valorile constantelor de disociere pentru electroliții slabi sunt date în cărțile de referință.
Principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice
1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni pozitivi și negativi.
ionii- aceasta este una dintre formele de existență a unui element chimic. De exemplu, atomii de sodiu metalic Na 0 interacționează puternic cu apa, formând un alcali (NaOH) și hidrogen H 2, în timp ce ionii de sodiu Na + nu formează astfel de produse. Clorul Cl 2 are o culoare galben-verde și un miros înțepător, otrăvitor, iar ionii de clor Cl sunt incolori, netoxici, inodori.
ionii- Acestea sunt particule încărcate pozitiv sau negativ în care atomii sau grupurile de atomi ai unuia sau mai multor elemente chimice sunt convertiți ca urmare a transferului sau adăugării de electroni.
În soluții, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.
În funcție de compoziția lor, ionii sunt împărțiți în simplu-CI-, Na+ şi complex- NH4+, S02-.
2. Motivul disocierii electrolitului în soluții apoase este hidratarea acestuia, adică interacțiunea electrolitului cu moleculele de apă și ruperea legăturii chimice din acesta.
Ca rezultat al acestei interacțiuni, se formează ioni hidratați, adică asociați cu moleculele de apă. Prin urmare, în funcție de prezența unei învelișuri de apă, ionii sunt împărțiți în hidratat(în soluţie şi hidraţi cristalini) şi nehidratat(în săruri anhidre).
3. Sub acțiunea unui curent electric, ionii încărcați pozitiv se deplasează spre polul negativ al sursei de curent - catodul și, prin urmare, se numesc cationi, iar ionii încărcați negativ se deplasează spre polul pozitiv al sursei de curent - anodul și de aceea se numesc anioni. .
Prin urmare, există o altă clasificare a ionilor - prin semnul acuzaţiei lor.
Suma sarcinilor cationilor (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) este egală cu suma încărcăturilor anionilor (Cl -, OH -, SO 4 2-), ca rezultat dintre care soluțiile electrolitice (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) rămân neutre din punct de vedere electric.
4. Disocierea electrolitică este un proces reversibil pentru electroliții slabi.
Odată cu procesul de disociere (descompunerea electrolitului în ioni), are loc și procesul invers - asociere(conexiunea ionilor). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal, se pune semnul reversibilității, de exemplu:
5. Nu toți electroliții se disociază în ioni în aceeași măsură.
Depinde de natura electrolitului și de concentrația acestuia. Proprietățile chimice ale soluțiilor de electroliți sunt determinate de proprietățile ionilor pe care îi formează în timpul disocierii.
Proprietățile soluțiilor de electroliți slabi se datorează moleculelor și ionilor formați în procesul de disociere, care se află în echilibru dinamic între ele.
Mirosul acidului acetic se datorează prezenței moleculelor de CH 3 COOH, gustul acru și schimbarea culorii indicatorilor sunt asociate cu prezența ionilor H + în soluție.
Proprietățile soluțiilor de electroliți puternici sunt determinate de proprietățile ionilor care se formează în timpul disocierii lor.
De exemplu, proprietățile generale ale acizilor, cum ar fi gustul acru, decolorarea indicatorilor etc., se datorează prezenței cationilor de hidrogen în soluțiile lor (mai precis, ionii de oxoniu H 3 O +). Proprietățile generale ale alcalinelor, cum ar fi săpunul la atingere, decolorarea indicatorilor etc., sunt asociate cu prezența ionilor OH - hidroxid în soluțiile lor, iar proprietățile sărurilor sunt asociate cu descompunerea lor în soluție în metal (sau amoniu) cationi si anioni ai reziduurilor acide.
Conform teoriei disocierii electrolitice toate reacțiile din soluțiile apoase de electroliți sunt reacții între ioni. Acesta este motivul pentru rata mare a multor reacții chimice în soluțiile de electroliți.
Reacțiile care au loc între ioni se numesc reacții ionice, iar ecuațiile acestor reacții - ecuații ionice.
Reacțiile de schimb de ioni în soluții apoase pot avea loc:
1. ireversibil, a se termina.
2. reversibil adică curge în două direcții opuse în același timp. Reacțiile de schimb între electroliții puternici din soluții se desfășoară până la sfârșit sau sunt practic ireversibile, atunci când ionii, combinându-se între ei, formează substanțe:
a) insolubil;
b) disociere scăzută (electroliți slabi);
c) gazos.
Iată câteva exemple de ecuații moleculare și ionice reduse:
Reacția este ireversibilă, deoarece unul dintre produsele sale este o substanță insolubilă.
Reacția de neutralizare este ireversibilă, deoarece se formează o substanță cu disociere scăzută - apa.
Reacția este ireversibilă, deoarece se formează gaz CO 2 și o substanță cu disociere scăzută este apa.
Dacă printre materiile prime și printre produșii reacției există electroliți slabi sau substanțe slab solubile, atunci astfel de reacții sunt reversibile, adică nu au loc până la sfârșit.
În reacțiile reversibile, echilibrul se deplasează spre formarea celor mai puțin solubile sau a celor mai puțin disociate.
De exemplu:
Echilibrul se deplasează către formarea unui electrolit mai slab - H 2 O. Cu toate acestea, o astfel de reacție nu va continua până la sfârșit: moleculele nedisociate de acid acetic și ioni de hidroxid rămân în soluție.
Dacă materiile prime sunt electroliți puternici care, atunci când interacționează, nu formează substanțe sau gaze insolubile sau cu disociere scăzută, atunci astfel de reacții nu au loc: atunci când soluțiile sunt amestecate, se formează un amestec de ioni.
Material de referință pentru promovarea testului:
tabelul periodic
Tabelul de solubilitate
Sarcinile numărul 7 cu soluții.
Să analizăm sarcinile nr. 7 de la OGE pentru anul 2016.
Sarcini cu soluții.
Sarcina numărul 1.
Doar cationii de potasiu și anionii fosfat se formează în timpul disocierii unei substanțe a cărei formulă este
1. KHPO4
2. Ca3(PO4)2
3. KH2PO4
4. K3PO4
Explicaţie: dacă în timpul disocierii se formează numai cationi de potasiu și ioni de fosfat, atunci numai acești ioni fac parte din substanța dorită. Confirmăm cu ecuația de disociere:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
Raspunsul corect este 4.
Sarcina numărul 2.
Electroliții includ fiecare dintre substanțele ale căror formule
1. N2O, KOH, Na2C03
2. Cu(N03)2, HCI, Na2S04
3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2Si03
4. CaCI2, Cu(OH)2, S02
Explicaţie: electroliți - substanțe care conduc curentul electric datorită disocierii în ioni în soluții și topituri. Prin urmare, electroliții sunt substanțe solubile.
Raspunsul corect este 2.
Sarcinile numărul 3.
Odată cu disocierea completă a sulfurei de sodiu, se formează ioni
1. Na+ și HS‾
2. Na+ și SO3²‾
3. Na+ și S²‾
4. Na+ și SO4²‾
Explicaţie: scrieți ecuația de disociere pentru sulfura de sodiu
Na2S → 2Na+ + S²‾
Prin urmare, raspunsul corect este 3.
Sarcinile numărul 4.
În lista ionilor
A. Ioni de nitrat
B. ion de amoniu
B. Ion hidroxid
D. Ion de hidrogen
D. Ion fosfat
E. Ion de magneziu
cationii sunt:
1. GD 2. BGE 3. VARSTA 4. VGE
Explicaţie: cationi de specii pozitive, cum ar fi ionii metalici sau ionii de hidrogen. Dintre acestea, este ionul de amoniu, ionul de hidrogen și magneziu. Raspunsul corect este 2.
Sarcinile numărul 5.
Sunt corecte următoarele judecăți despre disocierea electrolitică a sărurilor?
A. Toate sărurile la disociere formează cationi metalici, cationi de hidrogen și anioni ai reziduurilor acide
B. Sărurile în procesul de disociere formează cationi metalici și anioni ai reziduurilor acide
1. Doar A este adevărat
2. Doar B este adevărat
3. Ambele judecăți sunt corecte
4. Ambele judecăți sunt greșite
Explicaţie: numai sărurile acide formează cationi de hidrogen în timpul disocierii, prin urmare, A este fals, dar B este adevărat. Iată un exemplu:
NaCl → Na+ + Cl‾
Raspunsul corect este 2.
Sarcinile numărul 6.
Același număr de moli de cationi și anioni se formează la disocierea completă într-o soluție apoasă de 1 mol
1. KNO3
2. CaCI2
3. Ba(NO3)2
4.Al2(SO4)3
Explicaţie:în această ecuație, putem fie să scriem ecuațiile de disociere și să ne uităm la coeficienții obținuți, fie să ne uităm la indicii din formulele acestor săruri. Doar molecula de KNO3 are același număr de moli:
KNO3 → K+ + NO3‾
Raspunsul corect este 1.
Sarcina numărul 7.
Ionii de clorură se formează în procesul de disociere a unei substanțe a cărei formulă este
1. KClO3
2.AlCl3
3. NaClO
4.Cl2O7
Explicaţie: dintre substanțele enumerate, ionii de clorură sunt prezenți doar în molecula de clorură de aluminiu - AlCl3. Iată ecuația de disociere pentru această sare:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾
Raspunsul corect este 2.
Sarcina numărul 8.
Ionii de hidrogen se formează în timpul disocierii unei substanțe a cărei formulă este
1. H2SiO3
2.NH3xH2O
3.HBr
4.NaOH
Explicaţie: ionii de hidrogen sunt, printre cei enumerați, doar în HBr: HBr → H+ + Br‾
(H2SiO3 în soluție se disociază în H2O și SiO2)
Raspunsul corect este 3.
Sarcina numărul 9.
În lista de substanțe:
A. Acid sulfuric
B. Oxigen
B. Hidroxid de potasiu
G. Glucoză
D. Sulfat de sodiu
E. Alcool etilic
electroliții sunt:
1. UNDE 2. ABG 3. VDE 4. AVD
Explicaţie: electroliții sunt acizi, baze sau săruri puternice. Printre cele enumerate se numără acidul sulfuric (H2SO4), hidroxidul de potasiu (KOH), sulfatul de sodiu (Na2SO4). Raspunsul corect este 4.
Sarcina numărul 10.
În procesul de disociere, ionii de fosfat formează fiecare dintre substanțele, ale căror formule
1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2
2. Mg3(P04)2, Na3P04, AlP04
3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FeP04
4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4
Explicaţie: ca și în sarcina anterioară, aici trebuie să știm că electroliții sunt acizi puternici sau săruri solubile, ca, de exemplu, în nr. 4:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
H3PO4 → 3H+ + PO4³‾
Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾
Raspunsul corect este 4.
Sarcini pentru decizie independentă.
1. Ionii de hidrogen și reziduurile de acid se formează în procesul de disociere electrolitică:
1. Apa
2. Acid azotic
3. Acid silicic
4. Azotat de potasiu
2. Electroliții sunt fiecare dintre substanțele ale căror formule sunt:
1. KOH, H2O(dist), CaCI2
2. BaS04, Al(N03)3, H2S04
3. BaCI2, H2S04, LiOH
4. H2Si03, AgCI, HCI
3. Sunt corecte următoarele afirmații despre electroliți?
A. Acizii nitric și sulfuric sunt electroliți puternici.
B. Hidrogenul sulfurat într-o soluție apoasă se descompune complet în ioni
1. Doar A este adevărat
2. Doar B este adevărat
3. Ambele judecăți sunt corecte
4. Ambele judecăți sunt greșite
4. Electrolitul este fiecare dintre cele două substanțe
1. Sulfură de cupru (II) și etanol
2. Acid clorhidric și sulfat de potasiu
3. Oxid de mercur (II) și sulfat de calciu
4. Carbonat de magneziu și oxid nitric (I)
5. Se disociază treptat în soluție apoasă
1. Azotat de cupru (II).
2. Acid azotic
3. Acid sulfuric
4. Hidroxid de sodiu
6. Sunt corecte următoarele afirmații despre electroliți?
A. Hidroxidul de beriliu și hidroxidul de fier (III) sunt electroliți puternici
B. Nitratul de argint într-o soluție apoasă se descompune complet în ioni
1. Doar A este adevărat
2. Doar B este adevărat
3. Ambele judecăți sunt corecte
4. Ambele judecăți sunt greșite
7. Ionii de sulfat se formează în procesul de disociere
1. Sulfura de potasiu
2. Acidul hidrosulfuric
3. Sulfura de cupru
4. Sulfat de bariu
8. Proprietățile chimice generale ale hidroxidului de sodiu și hidroxidului de bariu se datorează
1. Prezența ionilor de sodiu și bariu în soluțiile acestora
2. Solubilitatea lor bună în apă
3. Prezența a trei elemente în compoziția lor
4. Prezența ionilor de hidroxid în soluțiile acestora
9. Cation este
1. Ion sulfat
2. Ioni de sodiu
3. Ioni sulfuri
4. Ion sulfit
10. Anionul este
1. Ioni de calciu
2. Ioni de silicat
3. Ioni de magneziu
4. Ion de amoniu
Sarcinile furnizate au fost preluate din colecția de pregătire pentru OGE în chimie a autorilor: Koroshchenko A.S. și Kuptsova A.A.
După cum știți, atunci când este dizolvată, chiar și fără amestecare, datorită difuziunii, soluția devine treptat omogenă, adică concentrația sa în toate părțile devine aceeași.
Să luăm cazul în care soluția este separată de solventul pur printr-o partiție semi-permeabilă (pergament, peliculă de colodion, celofan etc.), așa cum se arată în Fig. 15. Astfel de partiții trec destul de ușor pe moleculele de solvent, dar nu trec dizolvat. Procesul de egalizare a concentrațiilor de pe ambele părți ale partiției este complicat. Solutul nu poate trece prin sept în solvent. Este posibilă doar pătrunderea moleculelor de solvent prin partiție în soluție. Astfel, va scădea treptat datorită diluării cu un solvent.
Procesul de pătrundere a unui solvent într-o soluție printr-o partiție semipermeabilă se numește osmoză. Cu cât este mai mare, cu atât osmoza este mai pronunțată.
Osmoza apare, de asemenea, atunci când soluțiile de diferite concentrații sunt separate printr-o partiție semi-permeabilă. Pe măsură ce solventul pătrunde prin partiția semipermeabilă în soluție, cu o concentrație mai mare, volumul acesteia din urmă crește. Prin urmare, dacă o soluție este plasată într-un vas format dintr-o membrană semi-permeabilă, cu un tub vertical atașat la ea, așa cum se arată în Fig. 15, și apoi acest vas este coborât în solvent, datorită creșterii volumului, soluția se va ridica în tub. Coloana de lichid rezultată va crea o anumită cantitate de presiune, care la un moment dat va determina oprirea osmozei. Forța care echilibrează presiunea acestei coloane de lichid din interiorul soluției se numește presiune osmotică. Valoarea presiunii osmotice este măsurată prin presiunea din exterior la care se oprește osmoza.
Orez. cincisprezece. Un instrument pentru observarea fenomenului de osmoză. 1 - un vas cu apă; 2 - membrană semipermeabilă; 3 - tub pentru monitorizarea presiunii osmotice emergente; 4 - soluție.
Pereții celulelor vegetale și animale sunt partiții semipermeabile, în interiorul cărora există protoplasmă. Menținute în mod constant în ele determină elasticitatea celulelor și țesuturilor.
■ 62. În ce condiţii are loc osmoza?
63. Ce este?
64. Care este importanța osmozei pentru organismele vegetale și animale?
Teoria disocierii electrolitice
La începutul secolelor al XVIII-lea și al XIX-lea, când curentul electric a început să fie folosit pentru a studia proprietățile substanțelor, s-a acordat atenție faptului că unele conduc curentul electric într-o soluție apoasă, în timp ce altele nu. Mai târziu a numit, soluții apoase din care conduc curentul electric, electroliți. Acestea includ alcalii, acizi, săruri. Substanțele ale căror soluții nu conduc curentul electric au fost numite neelectroliți (zahăr, alcool, benzen și alte substanțe organice).
În prezent, când au devenit cunoscute tipurile de legături chimice, a devenit posibil să se explice o astfel de diferență în comportamentul substanțelor. Fenomenul de conductivitate electrică a substanțelor în soluții apoase depinde de tipul de legătură chimică din moleculele substanțelor dizolvate și ale solventului.
Molecula de apă, așa cum am spus deja, este un dipol (vezi paginile 32-34). Dacă o substanță este dizolvată în apă, a cărei moleculă are un tip de legătură ionică și, prin urmare, rețeaua sa cristalină este și ionică, dipolii apei sunt orientați spre ionii pozitivi cu polii negativi, iar spre ionii negativi - cu polii pozitivi (Fig. 16.a). Între ionii și dipolii apei, forțele de atracție electrostatică cresc și apar legături deosebite, care, în cele din urmă, dezmembrează rețeaua cristalină ionică în ioni separați înconjurați de dipoli de apă,
de aceea se numesc ioni hidratati. Aproximativ același lucru se întâmplă dacă o substanță cu molecule polare, cum ar fi clorura, este dizolvată în apă (vezi Fig. 16, b). În același timp, dacă moleculele unei substanțe dizolvate sunt construite conform unui tip covalent de legătură nepolară, atunci nu se formează ioni în soluție, deoarece moleculele nepolare nu experimentează același efect de la moleculele de apă ca cel ionic și molecule polare. Practic, moleculele majorității substanțelor organice sunt construite după tipul covalent nepolar. Prin urmare, substanțele organice, de regulă, nu sunt electroliți!
Orez. şaisprezece. Schema de disociere a clorurii de sodiu în apă (a) și de disociere a moleculelor polare de HCl în apă (b)
Astfel, numai astfel de substanțe pot fi electroliți, a căror moleculă este construită în funcție de tipul ionic, sau polar, de legătură a atomilor din moleculă. În plus, moleculele de solvent trebuie să aibă și o structură polară și e. Numai în astfel de condiții se poate aștepta la descompunerea moleculelor în ioni.
Descompunerea moleculelor de electrolit în ioni prin acțiunea unui solvent se numește disociere electrolitică.
Scrieți într-un caiet definiția disocierii electrolitice.
Cuvântul „disociere” înseamnă „degradare reversibilă”. Dacă soluția de electrolit este evaporată, atunci vom primi din nou același electrolit în aceeași cantitate ca înainte de dizolvare, deoarece va avea loc procesul invers - molarizarea.
■ 65. Cum diferă un electrolit de un non-electrolit în ceea ce privește tipul de legătură chimică și comportamentul în soluție?
66. De ce este necesar pentru procesul de disociere electrolitică ca solventul să aibă molecule dipol și natura electrolit-ionică sau polară a legăturii chimice?
67. De ce substanțele cu molecule nepolare nu pot fi electroliți?
68. Formulați ce este disocierea electrolitică. Învață definiția pe de rost.
60. Cum se îndepărtează procesul de molarizare de la disociere?
Disocierea electroliților în soluție a fost explicată pentru prima dată în 1887 de către omul de știință suedez Arrennus. El a formulat principalele prevederi ale teoriei, pe care a numit-o teoria disocierii electrolitice,
Principalele prevederi ale acestei teorii sunt următoarele.
1 Toate substanțele, ale căror soluții conduc un curent electric (electroliți), sub acțiunea dizolvării, se descompun în particule încărcate pozitiv și negativ - ioni.
2. Dacă prin soluție trece un curent electric constant, atunci ionii încărcați pozitiv se vor deplasa către polul negativ - catod, de aceea se numesc cationi. Ionii încărcați negativ se vor deplasa către polul pozitiv - anodul, deci se numesc anioni. Sarcina totală a cationilor dintr-o soluție este egală cu sarcina totală a anionilor, astfel încât soluția este întotdeauna neutră din punct de vedere electric.
3. Ionii și atomii acelorași elemente sunt foarte diferiți unul de celălalt ca proprietăți. De exemplu, ionii de cupru au o culoare albastră, căruia sulfatul de cupru îi datorează culoarea, iar liber este un metal roșu. Atomii de sodiu reacţionează cu apa, eliberând din aceasta şi formând alcali, în timp ce ionii de sodiu practic nu reacţionează cu apa.
Ionii de clor sunt incolori, netoxici, incolori și inodori, ceea ce poate fi observat la examinarea aceleiași soluții de clorură de sodiu și ei înșiși este galben-verzui.
gaz otrăvitor cu un miros înțepător caracteristic.
Notează-ți principalele prevederi ale teoriei în caiet.
Pentru a distinge un atom de un ion atunci când scrieți, semnul sarcinii și mărimea acesteia sunt indicate în ionul din dreapta sus. De exemplu: atomul de sodiu este Na, iar ionul de sodiu este Na + (se citește: „cation de sodiu singur încărcat”); atomul de cupru este Cu, iar ionul de cupru este Cu 2+ (a se citi: „cation de cupru dublu încărcat”); atomul de aluminiu este Al, iar ionul de aluminiu este Al 3+ (a se citi: „cation de aluminiu triplu încărcat”), atomul de sulf este S, iar ionul de sulf este S 2-; (a se citi: „anion de sulf cu încărcare dublă”), atomul de clor Cl și ionul de clor Cl - etc.
■ 70. Ce sunt ionii?
71. Cum diferă ionii de atomii neutri?
72. Care ioni se numesc cationi, care anioni si de ce?
73. Cum să distingem în scris un ion de un atom neutru (dați exemple)?
74. Numiți următorii ioni: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.
Disocierea bazelor, acizilor și sărurilor
Am spus deja că numai compușii ale căror molecule sunt construite în funcție de tipul ionic sau polar se pot descompune în ioni, luând în considerare acest lucru folosind exemplul NaCl și HCl. În ceea ce privește moleculele nepolare, acestea nu se descompun în ioni în soluții apoase.
Cu toate acestea, există adesea substanțe în moleculele cărora se observă ambele tipuri de legături, de exemplu, în molecula de hidroxid de sodiu NaOH, metalul este legat de hidroxil printr-o legătură ionică și de oxigen printr-o legătură covalentă. În molecula de acid sulfuric H2SO4, hidrogenul este legat de reziduul acid printr-o legătură polară și de oxigen printr-o legătură covalentă nepolară. În molecula de azotat de aluminiu, Al (NO 3) 3 este legat de reziduul acid printr-o legătură ionică, iar atomii de azot de atomi de oxigen printr-o legătură covalentă. În astfel de cazuri, dezintegrarea moleculei în ioni are loc la locul legăturii ionice sau polare. Legăturile covalente rămân nedisociate.
Din cele de mai sus rezultă că nu numai atomii individuali, ci și grupurile de atomi pot fi ioni. De exemplu, hidroxilul, atunci când este disociat, formează un anion OH-, care se numește ion hidroxil. Reziduul acid SO4 formează un anion dublu încărcat - ion sulfat. Sarcina fiecărui ion este determinată de valența acestuia.
Acum putem lua în considerare în ce ioni se disociază diferite clase de substanțe anorganice. Ca și ecuațiile reacțiilor chimice, se pot scrie și ecuațiile de disociere. De exemplu, descompunerea în ioni de sodă caustică este scrisă după cum urmează:
NaOH \u003d Na + + OH -
Uneori, în loc de semnul egal în astfel de ecuații, ei pun semnul de reversibilitate ⇄ pentru a arăta că disocierea este un proces reversibil și poate proceda în direcția opusă atunci când solventul este îndepărtat.
Hidroxidul de calciu se disociază după cum urmează:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -
(indicele care indică numărul de grupări hidroxil devine coeficient).
Pentru a verifica corectitudinea înregistrării, trebuie calculată sarcina pozitivă totală a cationilor și sarcina negativă totală a anionilor. Ele trebuie să fie egale în valoare absolută. În acest caz, suma sarcinilor pozitive este +2 și negativă -2. Din cele spuse, o definiție a bazelor ia naștere în lumina teoriei disocierii electrolitice.
Bazele sunt acei electroliți care se disociază în soluție pentru a forma doar cationul metalic și anionii hidroxil.
Notați definiția bazelor în caiet.
■ 75. Scrieţi ecuaţiile de disociere pentru următoarele baze, după ce aţi verificat mai întâi conform tabelului de solubilitate dacă sunt electroliţi: hidroxid de bariu, hidroxid de fier, hidroxid de potasiu, hidroxid de stronţiu, hidroxid de zinc, hidroxid de litiu.
Descompunerea în ioni de acid are loc acolo unde există o legătură polară, adică între atomul de hidrogen și reziduul acid.
De exemplu, acidul azotic este exprimat prin ecuația:
HNO 3 \u003d H ++ + NO 3 -
Pentru doi sau mai mulți acizi bazici, disocierea are loc în etape, de exemplu, pentru H2CO3:
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO s - (prima etapă) HCO 3 ⇄ H + + CO 2 3 - (a doua etapă)
Disocierea în trepte este uneori descrisă ca o egalitate continuă.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
În disocierea treptată, disocierea treptată este mult redusă, iar la ultima etapă este de obicei foarte mică.
Astfel, acizii sunt electroliți care se disociază în soluții pentru a forma doar ioni de hidrogen sub formă de cationi.
Notați în caiet definiția acizilor.
■ 76. Scrieţi ecuaţiile de disociere pentru următorii acizi: sulfuric, fosforic, hidrogen sulfurat, sulfuros, clorhidric. În cazul a doi sau mai mulți acizi bazici, scrieți ecuații în pași.
Natura disocierii bazelor și acizilor depinde de raza și sarcina ionului care formează baza sau acidul.
Raza ionului Na + este mai mare decât raza ionului H +, prin urmare, învelișurile de electroni ale oxigenului atrag nucleul de hidrogen mai puternic decât nucleul de sodiu. Prin urmare, în timpul disocierii, legătura Na-OH ar trebui să se rupă mai repede. Cu cât raza ionului care formează hidroxidul, cu aceeași sarcină, este mai mare, cu atât este mai ușor de disociat.
În același subgrup, un hidroxid de metal cu o sarcină nucleară mai mare și, prin urmare, o rază ionică mai mare se va disocia mai puternic.
■ 77. Folosind tabelul periodic al elementelor lui D. I. Mendeleev, indicați care dintre baze se va disocia mai puternic: Mg (OH) 2 sau Sr (OH) 2. De ce?
În cazul valorilor apropiate ale razelor ionilor care formează hidroxidul (sau acidul), natura disocierii depinde de valoarea încărcăturii sale. Deci, deoarece sarcina ionului de siliciu din acidul silicic este H 2 SiO 3 - Si (+4), iar ionul
clorul în acid percloric HclO 4 - Cl (+7), atunci acesta din urmă este mai puternic. Cu cât sarcina pozitivă a ionului este mai mare, cu atât mai mult respinge ionul pozitiv de hidrogen. Are loc disocierea acidului.
Amfoteritatea beriliului (perioada II) se explică printr-un echilibru deosebit între forțele de repulsie ale ionului de hidrogen și atracția acestuia de către ionul de beriliu.
■ 78. De ce hidroxidul de magneziu prezintă proprietăţi de bază în perioada III a sistemului periodic al lui D. I. Mendeleev, hidroxid de aluminiu - amfoter, şi formează un acid? Explicați acest lucru comparând sarcinile și razele ionilor de magneziu, aluminiu și sulf.
Deoarece există o legătură ionică între atomii de metal și reziduul de acid din moleculele de sare, sărurile se disociază, respectiv, cu formarea de cationi metalici și anioni ai reziduului de acid, de exemplu:
Al 2 (SO 4) 3 \u003d 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Pe baza acestui fapt, electroliții se numesc săruri, care formează ioni metalici ca cationi în timpul disocierii și ioni reziduali acizi ca anioni.
■ 79. Scrieţi ecuaţiile de disociere pentru următoarele săruri medii: fosfat de sodiu, azotat de magneziu, clorură de aluminiu, silicat de potasiu, carbonat de sodiu, sulfură de potasiu, azotat de cupru (II), clorură de fier (III).
Disocierea sărurilor acide, bazice și a altor săruri se desfășoară oarecum diferit, așa cum va fi discutat mai jos.
Gradul de disociere
Disocierea electrolitică este un proces reversibil. În consecință, simultan cu formarea ionilor, are loc procesul opus - combinarea ionilor în molecule. Între ele se stabilește un echilibru. Cu cât soluția este mai diluată, cu atât se produce disocierea mai completă. Completitudinea disocierii este judecată după mărimea gradului de disociere, notat cu litera α.
este raportul dintre numărul de molecule disociate n și numărul total de molecule N ale substanței dizolvate, exprimat ca procent:
Scrieți într-un caiet formula și definiția gradului de disociere
Cu alte cuvinte, arată ce procent din moleculele dizolvate s-au descompus în ioni.
În funcție de gradul de disociere, electroliții se disting puternici și slabi. Cu cât mai mult, cu atât electrolitul este mai puternic.
Electroliții se disting prin mărimea dezintegrarii în ioni: puternici, medii, slabi.
Electroliții puternici, de exemplu HNO 3, HCl, H 2 SO 4, alcalii caustici și toate sărurile se disociază aproape complet (cu 100%), cu toate acestea, electroliții puternici îi includ și pe cei în care α\u003e 30%, adică mai mult de 30% din moleculele s-au rupt în ioni. Electroliţii medii, cum ar fi H3RO4 şi H2SO3 au un grad de disociere cuprins între 2 şi 30%. Electroliții slabi, cum ar fi NH 4 OH, H 2 CO 3 , H 2 S se disociază slab: α< 2%.
Comparația gradului de disociere a diferiților electroliți se realizează în soluții de aceeași concentrație (cel mai adesea 0,1 N), deoarece gradul de disociere depinde puternic de concentrația soluției.
Gradul de disociere este afectat de natura solutului în sine, de solvent și de o serie de alte influențe externe. Astfel, când se spune „acid tare” sau „bază tare”, se referă la gradul de disociere a unei substanțe în soluție. În acest caz, vorbim despre aceste substanțe ca electroliți. Gradul de disociere al unei anumite substanțe determină comportamentul acesteia într-o reacție chimică și cursul reacției în sine.
■ 80. Ce caracterizează gradul de disociere α?
81. Desenați un tabel în caiet:
Pe baza textului citit, dați cel puțin două exemple în fiecare coloană. 82. Ce înseamnă expresiile „acid puternic”, „bază slabă”?
Reacții de schimb între electroliți.Ecuații ionice
Deoarece electroliții din soluții se descompun în ioni, reacțiile electroliților trebuie să aibă loc și între ioni.
Interacțiunea ionilor în soluție se numește reacție ionică.
Scrieți formularea în caiet.
Cu participarea ionilor, pot apărea atât reacții de schimb, cât și reacții redox. Luați în considerare reacțiile de schimb ale electroliților în soluție, de exemplu, interacțiunea dintre două săruri:
NaCl + AgNO 3 \u003d AgCl ↓ + NaNO 3
și cât de puternici electroliții se disociază în ioni:
NaCl ⇄ Na + + Cl -
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 -
prin urmare, partea stângă a ecuației poate fi scrisă sub această formă: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Luați în considerare substanțele obținute în urma reacției: AgCl este o substanță insolubilă, prin urmare nu se va disocia în ioni, iar NaNO 3 este o sare solubilă, se disociază perfect în ioni conform schemei
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 -
NaNO 3 este un electrolit puternic, deci partea dreaptă a ecuației este scrisă astfel:
... = Na + + NO 3 - + AgCl Ecuația în ansamblu va avea următoarea formă:
Na + + CI - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCI
O astfel de ecuație se numește ecuație ionică completă. Reducând termeni similari din această ecuație, obținem ecuația ionică redusă
Ag + + Cl - = AgCl
Deci, succesiunea de compilare a ecuației ionice.
1. Scrieți sub formă ionică formulele produselor inițiale (cele care se disociază).
2. Scrieţi sub formă ionică formulele produselor obţinute (cei care se disociază).
3. Verificați dacă valoarea absolută a numărului total de sarcini pozitive și negative ale ionilor din partea stângă a ecuației și apoi din dreapta.
4. Verificați dacă numărul de ioni cu același nume din părțile din stânga și din dreapta ecuației coincide (ținând cont de atomii care alcătuiesc substanța nedisociabilă).
Aceasta încheie compilarea ecuației ionice complete.
Notați într-un caiet succesiunea de compilare a ecuației ionice.
5. Pentru a compila o ecuație ionică prescurtată, găsiți termeni similari cu aceleași semne în partea stângă și dreaptă a ecuației și excludeți-i din ecuație, apoi notați ecuația ionică prescurtată rezultată.
Ecuația ionică redusă dată exprimă esența nu numai a acestei reacții. Să scriem câteva ecuații de reacție, de exemplu:
1) HCl + AgNO3 = AgCl ↓ + HNO3
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
În toate exemplele date, ecuația ionică prescurtată este aceeași. Această împrejurare joacă un rol foarte important în chimia analitică pentru analiza calitativă.
Pot exista cazuri când, în urma reacției, se formează o (substanță ușor disociabilă)
Ca (OH) 2 + 2HCl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2OH - + 2H + + 2Cl - \u003d Ca 2+ + 2Cl - + 2H 2 O
H + + OH - \u003d H2O
sau se eliberează gaz
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
După cum se știe, există condiții pentru ca reacțiile de schimb să se desfășoare până la sfârșit: 1) dacă se formează un precipitat, 2) dacă se eliberează gaz și 3) dacă . Toate aceste condiții din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice pot fi formulate astfel: reacțiile de schimb se desfășoară până la capăt dacă în urma reacției se formează substanțe nedisociante sau ușor disociante.
În cazurile în care ambele substanțe obținute se disociază bine, reacția este reversibilă, de exemplu:
2KSl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4
