Valoarea lui a este exprimată în fracții de unitate sau în % și depinde de natura electrolitului, solventului, temperatură, concentrația și compoziția soluției.

Solventul joacă un rol special: într-o serie de cazuri, la trecerea de la soluții apoase la solvenți organici, gradul de disociere a electroliților poate crește sau scădea brusc. În cele ce urmează, în lipsa unor instrucțiuni speciale, vom presupune că solventul este apa.

În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți condiționat în puternic(a > 30%), mediu (3% < a < 30%) и slab(A< 3%).

Electroliții puternici includ:

1) unii acizi anorganici (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 si o serie de altii);

2) hidroxizi ai metalelor alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs) și alcalino-pământoase (Ca, Sr, Ba);

3) aproape toate sărurile solubile.

Electroliții de rezistență medie includ Mg (OH) 2, H3PO4, HCOOH, H2SO3, HF și alții.

Toți acizii carboxilici (cu excepția HCOOH) și formele hidratate de amine alifatice și aromatice sunt considerate electroliți slabi. Electroliții slabi sunt, de asemenea, mulți acizi anorganici (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 etc.) și baze (NH 3 ∙ H 2 O).

În ciuda unor asemănări, în general, nu ar trebui să echivaleze solubilitatea unei substanțe cu gradul ei de disociere. Deci, acidul acetic și alcoolul etilic sunt solubile nelimitat în apă, dar, în același timp, prima substanță este un electrolit slab, iar a doua este un non-electrolit.

Acizi și baze

În ciuda faptului că conceptele de „acid” și „bază” sunt utilizate pe scară largă pentru a descrie procesele chimice, nu există o abordare unică a clasificării substanțelor în ceea ce privește clasificarea lor ca acizi sau baze. Teoriile actuale ( ionic teorie S. Arrhenius, protolitic teorie I. Bronsted şi T. Lowryși electronic teorie G. Lewis) au anumite limitări și, prin urmare, sunt aplicabile numai în cazuri particulare. Să aruncăm o privire mai atentă la fiecare dintre aceste teorii.

Teoria lui Arrhenius.

În teoria ionică a lui Arrhenius, conceptele de „acid” și „bază” sunt strâns legate de procesul de disociere electrolitică:

Un acid este un electrolit care se disociază în soluții pentru a forma ioni de H +;

Baza este un electrolit care se disociază în soluții pentru a forma ioni OH -;

Amfolitul (electrolitul amfoter) este un electrolit care se disociază în soluții cu formarea atât a ionilor H + cât și a ionilor OH -.

De exemplu:

ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me (OH) n ⇄ Me n + + nOH -

În conformitate cu teoria ionică, atât moleculele neutre, cât și ionii pot fi acizi, de exemplu:

HF⇄H++F-

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH4 + ⇄ H + + NH3

Exemple similare pot fi date pentru motive:

KOH K + + OH -

- ⇄ Al(OH) 3 + OH -

+ ⇄ Fe 2+ + OH -

Amfoliții includ hidroxizi de zinc, aluminiu, crom și alții, precum și aminoacizi, proteine, acizi nucleici.

În general, interacțiunea acido-bazică în soluție se reduce la o reacție de neutralizare:

H + + OH - H2O

Cu toate acestea, o serie de date experimentale arată limitările teoriei ionice. Deci, amoniac, amine organice, oxizi de metal precum Na 2 O, CaO, anioni ai acizilor slabi etc. în absența apei, prezintă proprietățile bazelor tipice, deși nu conțin ioni de hidroxid.

Pe de altă parte, mulți oxizi (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 etc.), halogenuri, halogenuri acide, fără ioni de hidrogen în compoziția lor, chiar și în absența apei, prezintă proprietăți acide, adică. bazele sunt neutralizate.

În plus, comportamentul unui electrolit într-o soluție apoasă și într-un mediu neapos poate fi opus.

Deci, CH3COOH din apă este un acid slab:

CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,

iar în fluorură de hidrogen lichidă prezintă proprietățile unei baze:

HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -

Studiile acestor tipuri de reacții, și în special cele care apar în solvenți neapoși, au condus la teorii mai generale ale acizilor și bazelor.

Teoria lui Bronsted și Lowry.

O dezvoltare ulterioară a teoriei acizilor și bazelor a fost teoria protolitică (protonului) propusă de I. Bronsted și T. Lowry. Conform acestei teorii:

Un acid este orice substanță ale cărei molecule (sau ioni) sunt capabile să doneze un proton, de exemplu. fi un donator de protoni;

O bază este orice substanță ale cărei molecule (sau ioni) sunt capabile să atașeze un proton, de exemplu. fi un acceptor de protoni;

Astfel, conceptul de bază este extins semnificativ, ceea ce este confirmat de următoarele reacții:

OH-+H+H2O

NH3 + H + NH4+

H2N-NH3 + + H + H3N + -NH3+

Conform teoriei lui I. Bronsted și T. Lowry, un acid și o bază formează o pereche conjugată și sunt conectate prin echilibru:

ACID ⇄ PROTON + BAZĂ

Deoarece reacția de transfer de proton (reacția protolitică) este reversibilă și un proton este transferat și în procesul invers, produșii de reacție sunt acizi și baze unul în raport cu celălalt. Acesta poate fi scris ca un proces de echilibru:

ON + B ⇄ VN + + A -,

unde HA este un acid, B este o bază, BH + este un acid conjugat cu baza B, A - este o bază conjugată cu acidul HA.

Exemple.

1) în reacție:

HCl + OH - ⇄ CI - + H2O,

HCl și H2O sunt acizi, Cl - și OH - sunt bazele conjugate corespunzătoare;

2) în reacție:

HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,

acizi HSO4- şi H3O+-, bazele SO42- şi H20-;

3) în reacție:

NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,

NH 4 + este un acid, NH 2 - este o bază, iar NH 3 acţionează atât ca acid (o moleculă), cât şi ca bază (o altă moleculă), adică. prezintă semne de amfoteritate - capacitatea de a prezenta proprietățile unui acid și unei baze.

Apa are și această capacitate:

2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -

Aici, o moleculă de H 2 O adaugă un proton (bază), formând un acid conjugat - un ion hidroxoniu H 3 O +, cealaltă dă un proton (acid), formând o bază conjugată OH -. Acest proces se numește autoprotoliza.

Din exemplele de mai sus se poate observa că, spre deosebire de ideile lui Arrhenius, în teoria lui Brönsted și Lowry, reacțiile acizilor cu bazele nu conduc la neutralizare reciprocă, ci sunt însoțite de formarea de noi acizi și baze. .

De asemenea, trebuie menționat că teoria protolitică consideră conceptele de „acid” și „bază” nu ca o proprietate, ci ca o funcție pe care compusul în cauză o îndeplinește în reacția protolitică. Același compus poate reacționa ca acid în anumite condiții și ca bază în altele. Deci, într-o soluție apoasă de CH3COOH prezintă proprietățile unui acid, iar în H2SO4 100% - o bază.

Totuși, în ciuda meritelor sale, teoria protolitică, ca și teoria Arrhenius, nu este aplicabilă substanțelor care nu conțin atomi de hidrogen, dar, în același timp, prezintă funcția unui acid: bor, aluminiu, siliciu și halogenuri de staniu. .

teoria lui Lewis.

O abordare diferită a clasificării substanțelor în ceea ce privește clasificarea lor ca acizi și baze a fost teoria electronică a lui Lewis. În cadrul teoriei electronice:

un acid este o particulă (moleculă sau ion) capabilă să atașeze o pereche de electroni (acceptor de electroni);

O bază este o particulă (moleculă sau ion) capabilă să doneze o pereche de electroni (donator de electroni).

Potrivit lui Lewis, un acid și o bază interacționează unul cu celălalt pentru a forma o legătură donor-acceptor. Ca urmare a adăugării unei perechi de electroni, un atom cu deficit de electroni are o configurație electronică completă - un octet de electroni. De exemplu:

Reacția dintre molecule neutre poate fi reprezentată într-un mod similar:

Reacția de neutralizare în termenii teoriei Lewis este considerată ca adăugarea unei perechi de electroni a unui ion hidroxid la un ion de hidrogen, care oferă un orbital liber pentru a găzdui această pereche:

Astfel, protonul însuși, care atașează cu ușurință o pereche de electroni, din punctul de vedere al teoriei Lewis, îndeplinește funcția de acid. În acest sens, acizii Bronsted pot fi considerați ca produse de reacție între acizii Lewis și baze. Deci, HCl este produsul neutralizării acidului H + cu baza Cl -, iar ionul H 3 O + se formează ca urmare a neutralizării acidului H + cu baza H 2 O.

Reacțiile dintre acizii și bazele Lewis sunt, de asemenea, ilustrate prin următoarele exemple:

Bazele Lewis includ, de asemenea, ioni de halogenură, amoniac, amine alifatice și aromatice, compuși organici de tip R2CO care conțin oxigen (unde R este un radical organic).

Acizii Lewis includ halogenuri de bor, aluminiu, siliciu, staniu și alte elemente.

Evident, în teoria lui Lewis, conceptul de „acid” include o gamă mai largă de compuși chimici. Acest lucru se explică prin faptul că, potrivit lui Lewis, atribuirea unei substanțe la clasa de acizi se datorează exclusiv structurii moleculei sale, care determină proprietățile acceptorului de electroni și nu este neapărat asociată cu prezența hidrogenului. atomi. Se numesc acizi Lewis care nu conțin atomi de hidrogen aprotic.

Standarde de rezolvare a problemelor

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Al 2 (SO 4) 3 în apă.

Sulfatul de aluminiu este un electrolit puternic și suferă o descompunere completă în ioni într-o soluție apoasă. Ecuația de disociere:

Al 2 (SO 4 ) 3 + (2x + 3y) H 2 O 2 3+ + 3 2 -,

sau (fără a lua în considerare procesul de hidratare ionică):

Al2(SO4)32Al3+ + 3SO42-.

2. Ce este ionul HCO 3 - din punctul de vedere al teoriei Bronsted-Lowry?

În funcție de condiții, ionul HCO 3 poate dona protoni:

HCO3-+OH-CO32-+H2O (1),

si adauga protoni:

HC03- + H3O + H2C03 + H20 (2).

Astfel, în primul caz, ionul HCO 3 - este un acid, în al doilea - o bază, adică este un amfolit.

3. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Ag + în reacție:

Ag++ 2NH3+

În procesul de formare a legăturilor chimice, care se desfășoară conform mecanismului donor-acceptor, ionul Ag +, având un orbital liber, este un acceptor de pereche de electroni și, astfel, prezintă proprietățile unui acid Lewis.

4. Determinați puterea ionică a soluției într-un litru din care sunt 0,1 mol KCl și 0,1 mol Na 2 SO 4.

Disocierea electroliților prezentați are loc în conformitate cu ecuațiile:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -

Prin urmare: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0,1 mol / l;

C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l;

C (SO 4 2 -) \u003d C (Na 2 SO 4) \u003d 0,1 mol / l.

Forța ionică a soluției se calculează prin formula:

5. Determinați concentrația de CuSO 4 într-o soluție a acestui electrolit cu eu= 0,6 mol/l.

Disocierea CuSO 4 are loc conform ecuației:

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -

Să luăm C (CuSO 4) pentru X mol / l, apoi, în conformitate cu ecuația reacției, C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d X mol/l. În acest caz, expresia pentru calcularea puterii ionice va arăta astfel:

6. Determinați coeficientul de activitate al ionului K + într-o soluție apoasă de KCl cu C (KCl) = 0,001 mol/l.

care în acest caz va lua forma:

.

Forța ionică a soluției se găsește prin formula:

7. Determinați coeficientul de activitate al ionului Fe 2+ într-o soluție apoasă, a cărei putere ionică este egală cu 1.

Conform legii Debye-Hückel:

prin urmare:

8. Determinați constanta de disociere a acidului HA, dacă într-o soluție a acestui acid cu concentrația de 0,1 mol/l a = 24%.

După mărimea gradului de disociere, se poate determina că acest acid este un electrolit de rezistență medie. Prin urmare, pentru a calcula constanta de disociere a acidului, folosim legea diluției Ostwald în forma sa completă:

9. Determinați concentrația de electrolit, dacă a = 10%, K d \u003d 10 - 4.

Din legea diluției lui Ostwald:

10. Gradul de disociere al acidului monobazic HA nu depășește 1%. (HA) = 6,4×10 - 7 . Determinați gradul de disociere al HA în soluția sa cu o concentrație de 0,01 mol/l.

După mărimea gradului de disociere, se poate determina că acest acid este un electrolit slab. Acest lucru ne permite să folosim formula aproximativă a legii diluției Ostwald:

11. Gradul de disociere a electrolitului în soluția sa cu o concentrație de 0,001 mol/l este 0,009. Determinați constanta de disociere a acestui electrolit.

Din starea problemei se poate observa că acest electrolit este slab (a = 0,9%). Asa de:

12. (HNO 2) = 3,35. Comparați tăria HNO2 cu tăria acidului monobazic HA, al cărui grad de disociere în soluție cu C(HA) = 0,15 mol/l este de 15%.

Calculați (HA) folosind forma completă a ecuației Ostwald:

Din moment ce (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .

13. Există două soluții de KCl care conțin alți ioni. Se știe că puterea ionică a primei soluții ( eu 1) este egal cu 1, iar al doilea ( eu 2) este 10 - 2. Comparați factorii de activitate f(K +) în aceste soluții și concluzionați cum diferă proprietățile acestor soluții de proprietățile soluțiilor infinit diluate de KCl.

Coeficienții de activitate ai ionilor K + sunt calculați folosind legea Debye-Hückel:

Factorul de activitate f este o măsură a abaterii comportamentului unei soluții de electrolit de o concentrație dată față de comportamentul acesteia la o diluție infinită a soluției.

La fel de f 1 = 0,316 se abate mai mult de la 1 decât f 2 \u003d 0,891, apoi într-o soluție cu o putere ionică mai mare, se observă o abatere mai mare a comportamentului soluției de KCl față de comportamentul acesteia la diluție infinită.

Întrebări pentru autocontrol

1. Ce este disocierea electrolitică?

2. Ce substanțe se numesc electroliți și neelectroliți? Dă exemple.

3. Care este gradul de disociere?

4. Ce factori determină gradul de disociere?

5. Ce electroliți sunt considerați puternici? Ce sunt puterea medie? Care sunt cei slabi? Dă exemple.

6. Care este constanta de disociere? De ce depinde constanta de disociere și de ce nu depinde ea?

7. Cum sunt legate constanta și gradul de disociere în soluțiile binare ale electroliților medii și slabi?

8. De ce soluțiile de electroliți puternici prezintă abateri de la idealitate în comportamentul lor?

9. Care este esența termenului „grad aparent de disociere”?

10. Care este activitatea unui ion? Ce este un coeficient de activitate?

11. Cum se modifică valoarea coeficientului de activitate odată cu diluarea (concentrarea) unei soluții puternice de electrolit? Care este valoarea limită a coeficientului de activitate la diluția infinită a soluției?

12. Care este puterea ionică a unei soluții?

13. Cum se calculează coeficientul de activitate? Formulați legea Debye-Hückel.

14. Care este esența teoriei ionice a acizilor și bazelor (teoria Arrhenius)?

15. Care este diferența fundamentală dintre teoria protolitică a acizilor și bazelor (teoria lui Bronsted și Lowry) și teoria lui Arrhenius?

16. Cum interpretează teoria electronică (teoria lui Lewis) conceptele de „acid” și „bază”? Dă exemple.

Variante de sarcini pentru soluție independentă

Opțiunea numărul 1

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Fe 2 (SO 4) 3 .

ON + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.

Opțiunea numărul 2

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a CuCl 2 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul S 2 - în reacție:

2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.

3. Calculați concentrația molară a electrolitului în soluție dacă a = 0,75%, a = 10 - 5.

Opțiunea numărul 3

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Na 2 SO 4 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul CN - în reacție:

Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.

3. Forța ionică a soluției de CaCl 2 este de 0,3 mol/l. Calculați C (CaCl 2).

Opțiunea numărul 4

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Ca(OH) 2 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, molecula de H 2 O în reacție:

H3O + ⇄ H + + H2O.

3. Forţa ionică a soluţiei de K 2 SO 4 este de 1,2 mol/l. Calculați C(K2SO4).

Opțiunea numărul 5

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 SO 3 .

NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.

3. (CH3COOH) = 4,74. Comparați puterea CH 3 COOH cu puterea acidului monobazic HA, al cărui grad de disociere în soluție cu C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l este de 10%.

Opțiunea numărul 6

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 S.

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, molecula de AlBr 3 în reacție:

Br - + AlBr 3 ⇄ - .

Opțiunea numărul 7

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Fe(NO 3) 2 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Cl - în reacție:

CI - + AlCl 3 ⇄ - .

Opțiunea numărul 8

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 MnO 4 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul HSO 3 - în reacție:

HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

Opțiunea numărul 9

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Al 2 (SO 4) 3 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Co 3+ în reacție:

Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.

3. 1 litru de soluție conține 0,348 g K 2 SO 4 și 0,17 g NaNO 3. Determinați puterea ionică a acestei soluții.

Opțiunea numărul 10

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Ca(NO 3) 2 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, molecula de H 2 O în reacție:

B + H2O ⇄ OH - + BH +.

3. Calculați concentrația de electrolit în soluție dacă a = 5%, a = 10 - 5.

Opțiunea numărul 11

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a KMnO 4 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, ionul Cu 2+ în reacție:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.

3. Calculați coeficientul de activitate al ionului Cu 2+ într-o soluție de CuSO 4 cu C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.

Opțiunea numărul 12

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Na 2 CO 3 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, molecula de H 2 O în reacție:

K ++ xH 2 O ⇄ + .

3. Există două soluții de NaCl care conțin alți electroliți. Valorile puterii ionice ale acestor soluții sunt, respectiv, egale: eu 1 \u003d 0,1 mol / l, eu 2 = 0,01 mol/l. Comparați factorii de activitate f(Na +) în aceste soluții.

Opțiunea numărul 13

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Al(NO 3) 3 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, molecula RNH 2 în reacție:

RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.

3. Comparați coeficienții de activitate ai cationilor într-o soluție care conține FeSO 4 și KNO 3, cu condiția ca concentrațiile de electroliți să fie de 0,3 și, respectiv, 0,1 mol/l.

Opțiunea numărul 14

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 3 PO 4 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul H 3 O + în reacție:

HSO3 - + H3O + ⇄ H2SO3 + H2O.

Opțiunea numărul 15

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a K 2 SO 4 .

2. Determinați ce, din punctul de vedere al teoriei lui Lewis, este Pb (OH) 2 în reacție:

Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.

Opțiunea numărul 16

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Ni(NO 3) 2 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul hidroniu (H 3 O +) în reacție:

2H3O + + S2 - ⇄ H2S + 2H2O.

3. Forța ionică a unei soluții care conține numai Na 3 PO 4 este de 1,2 mol / l. Determinați concentrația de Na 3 PO 4.

Opțiunea numărul 17

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a (NH 4) 2 SO 4 .

2. Determinați care este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, ionul NH 4 + în reacție:

NH4 + + OH - ⇄ NH3 + H2O.

3. Forța ionică a unei soluții care conține atât KI cât și Na 2 SO 4 este de 0,4 mol / l. C(KI) = 0,1 mol/L. Determinați concentrația de Na 2 SO 4.

Opțiunea numărul 18

1. Scrieți ecuația pentru disocierea electrolitică a Cr 2 (SO 4) 3 .

2. Determinați ce este, din punctul de vedere al teoriei Bronsted, o moleculă de proteină în reacție:

BLOC DE INFORMAȚII

scala pH

Tabelul 3 Relația dintre concentrațiile ionilor H + și OH -.

Standarde de rezolvare a problemelor

1. Concentrația ionilor de hidrogen în soluție este de 10 - 3 mol/l. Calculați valorile pH, pOH și [OH - ] în această soluție. Determinați mediul soluției.

Notă. Pentru calcule se folosesc următoarele rapoarte: lg10 A = A; 10 lg A = A.

Mediul unei soluții cu pH = 3 este acid, deoarece pH-ul< 7.

2. Calculați pH-ul unei soluții de acid clorhidric cu o concentrație molară de 0,002 mol/l.

Deoarece într-o soluție diluată de HC1 » 1 și într-o soluție de acid monobazic C (k-you) \u003d C (k-you), putem scrie:

3. La 10 ml de soluţie de acid acetic cu C(CH3COOH) = 0,01 mol/l s-au adăugat 90 ml de apă. Găsiți diferența dintre valorile pH-ului soluției înainte și după diluare, dacă (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.

1) În soluția inițială a unui acid monobazic slab CH 3 COOH:

Prin urmare:

2) Adăugarea a 90 ml apă la 10 ml soluție acidă corespunde unei diluții de 10 ori a soluției. Asa de.

Măsurarea gradului de disociere a diverșilor electroliți a arătat că electroliții individuali la aceeași concentrație normală de soluții se disociază în ioni foarte diferit.

Diferența dintre valorile gradului de disociere a acizilor este deosebit de mare. De exemplu, acizii azotic și clorhidric în 0,1 N. soluțiile se descompun aproape complet în ioni; acizii carbonici, cianhidric și alți acizi se disociază în aceleași condiții doar într-o mică măsură.

Dintre bazele solubile în apă (alcali), oxidul de amoniu hidrat se disociază slab, alcaliile rămase se disociază bine. Toate sărurile, cu câteva excepții, se disociază bine în ioni.

Diferența dintre valorile gradului de disociere a acizilor individuali se datorează naturii legăturii de valență dintre atomii care formează moleculele lor. Cu cât legătura dintre hidrogen și restul moleculei este mai polară, cu atât este mai ușor să se desprindă, cu atât acidul se va disocia mai mult.

Electroliții care se disociază bine în ioni sunt numiți electroliți puternici, spre deosebire de electroliții slabi, care formează doar un număr mic de ioni în soluții apoase. Soluțiile de electroliți puternici păstrează o conductivitate electrică ridicată chiar și la concentrații foarte mari. În schimb, conductivitatea electrică a soluțiilor de electroliți slabi scade rapid odată cu creșterea concentrației. electroliții puternici includ acizi precum clorhidric, nitric, sulfuric și alții, apoi alcalii (cu excepția NH 4 OH) și aproape toate sărurile.

Acizii polionici și bazele poliacide se disociază în trepte. Deci, de exemplu, moleculele de acid sulfuric se disociază în primul rând conform ecuației

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

sau mai precis:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Eliminarea celui de-al doilea ion de hidrogen conform ecuației

HSO 4 ‘⇄ H + SO 4 »

sau

HSO 4 '+ H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

este deja mult mai dificil, deoarece trebuie să depășească atracția ionului dublu încărcat SO 4 ”, care, desigur, atrage ionul de hidrogen la sine mai puternic decât ionul cu încărcare unică HSO 4 '. Prin urmare, a doua etapă de disociere sau, după cum se spune, disociere secundară are loc într-un mod mult mai mic.grad decât cel primar, iar soluțiile obișnuite de acid sulfuric conțin doar un număr mic de ioni SO 4 "

Acidul fosforic H 3 RO 4 se disociază în trei etape:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO4 »

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Moleculele de H 3 RO 4 se disociază puternic în ioni de H şi H 2 RO 4. Ionii H2PO4’ se comportă ca un acid mai slab și se disociază în H și HPO4” într-o măsură mai mică. Ionii de HPO 4, pe de altă parte, se disociază ca un acid foarte slab și aproape că nu dau ioni de H

și PO 4"'

Bazele care conțin mai mult de o grupare hidroxil în moleculă se disociază, de asemenea, în etape. De exemplu:

Va(OH) 2 ⇄ BaOH + OH'

VaOH ⇄ Va + OH'

În ceea ce privește sărurile, sărurile normale se disociază întotdeauna în ioni metalici și reziduuri acide. De exemplu:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl 'Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "

Sărurile acide, precum acizii polibazici, se disociază în trepte. De exemplu:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 ‘⇄ H + CO 3 »

Cu toate acestea, a doua etapă este foarte mică, astfel încât soluția de sare acidă conține doar un număr mic de ioni de hidrogen.

Sărurile bazice se disociază în ioni de reziduuri bazice și acide. De exemplu:

Fe(OH)CI2⇄ FeOH + 2Cl"

Disocierea secundară a ionilor reziduurilor principale în ioni de metal și hidroxil aproape nu are loc.

În tabel. 11 arată valorile numerice ale gradului de disociere a unor acizi, baze și săruri în 0 , 1 n. solutii.

Scade odata cu cresterea concentrarii. Prin urmare, în soluții foarte concentrate, chiar și acizii puternici sunt relativ slab disociați. Pentru

Tabelul 11

Acizi, baze și săruri în 0,1 N.soluții la 18°

Electrolit	Formulă	Gradul de disociere în %
acizi
Sare	acid clorhidric	92
Bromhidric	HBr	92
Hidroidură	HJ	. 92
Azot	HNO3	92
sulfuric	H 2 SO 4	58
sulfuros	H 2 SO 3	34
Fosforic	H 3 PO 4	27
Fluorhidric	HF	8,5
Acetic	CH3COOH	1,3
Cărbune	H2 CO3	0,17
Sulfat de hidrogen	H2S	0,07
cianhidric	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
Fundații
hidroxid de bariu	Ba (OH) 2	92
potasiu caustic	con	89
Hidroxid de sodiu	NaON	84
hidroxid de amoniu	NH4OH	1,3
sare
Clorură	Kcl	86
Clorură de amoniu	NH4Cl	85
Clorură	NaCl	84
Nitrat	KNO 3	83
	AgNO3	81
acid acetic	NaCH 3 COO	79
Clorură	ZnCl 2	73
sulfat	Na 2 SO 4	69
sulfat	ZnSO4	40
Sulfat

Electroliții sunt clasificați în două grupe în funcție de gradul de disociere - electroliți puternici și slabi. Electroliții puternici au un grad de disociere mai mare de unu sau mai mult de 30%, cei slabi - mai puțin de unu sau mai puțin de 3%.

Proces de disociere

Disocierea electrolitică - procesul de dezintegrare a moleculelor în ioni - cationi încărcați pozitiv și anioni încărcați negativ. Particulele încărcate transportă curent electric. Disocierea electrolitică este posibilă numai în soluții și topituri.

Forța motrice a disocierii este dezintegrarea legăturilor polare covalente sub acțiunea moleculelor de apă. Moleculele polare sunt trase de moleculele de apă. În solide, legăturile ionice sunt rupte în timpul procesului de încălzire. Temperaturile ridicate provoacă vibrații ale ionilor în nodurile rețelei cristaline.

Orez. 1. Procesul de disociere.

Substanțele care se descompun ușor în ioni în soluții sau topituri și, prin urmare, conduc electricitatea se numesc electroliți. Non-electroliții nu conduc electricitatea, tk. nu se descompune în cationi și anioni.

În funcție de gradul de disociere, se disting electroliții puternici și cei slabi. Cele puternice se dizolvă în apă, adică. complet, fără posibilitatea de recuperare, se descompune în ioni. Electroliții slabi se descompun parțial în cationi și anioni. Gradul de disociere a acestora este mai mic decât cel al electroliților puternici.

Gradul de disociere arată proporția moleculelor descompuse în concentrația totală de substanțe. Se exprimă prin formula α = n/N.

Orez. 2. Gradul de disociere.

Electroliți slabi

Lista electroliților slabi:

• acizi anorganici diluați și slabi - H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3BO3;
• unii acizi organici (majoritatea acizilor organici sunt neelectroliti) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• baze insolubile - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
• hidroxid de amoniu - NH 4 OH.

Orez. 3. Tabel de solubilitate.

Reacția de disociere se scrie folosind ecuația ionică:

• HNO2 ↔ H + + NO2 -;
• H2S ↔ H + + HS -;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Acizii polibazici se disociază în etape:

• H2C03↔ H++ + HCO3-;
• HCO3 - ↔ H++ + CO32-.

Bazele insolubile se descompun, de asemenea, în etape:

• Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
• Fe(OH)2 + ↔ FeOH2+ + OH-;
• FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.

Apa este clasificată ca un electrolit slab. Apa practic nu conduce electricitatea, deoarece. se descompune slab în cationi de hidrogen și anioni de ioni hidroxid. Ionii rezultați sunt reasamblați în molecule de apă:

H2O ↔ H + + OH -.

Dacă apa conduce cu ușurință electricitatea, atunci conține impurități. Apa distilată este neconductivă.

Disocierea electroliților slabi este reversibilă. Ionii formați sunt reasamblați în molecule.

Ce am învățat?

Electroliții slabi includ substanțe care se descompun parțial în ioni - cationi pozitivi și anioni negativi. Prin urmare, astfel de substanțe nu conduc bine electricitatea. Acestea includ acizi slabi și diluați, baze insolubile, săruri puțin solubile. Cel mai slab electrolit este apa. Disocierea electroliților slabi este o reacție reversibilă.

Electroliții sunt substanțe, aliaje de substanțe sau soluții care au capacitatea de a conduce electrolitic curentul galvanic. Pentru a determina căror electroliți aparține o substanță, puteți folosi teoria disocierii electrolitice.

Instruire

• Esența acestei teorii este că atunci când se topesc (dizolvați în apă), aproape toți electroliții sunt descompuși în ioni, care sunt încărcați atât pozitiv, cât și negativ (ceea ce se numește disociere electrolitică). Sub influența unui curent electric, negativul (anionii „-”) se deplasează spre anod (+), iar încărcați pozitiv (cationii, „+”) se deplasează spre catod (-). Disocierea electrolitică este un proces reversibil (procesul invers se numește „molarizare”).
• Gradul (a) de disociere electrolitică depinde de natura electrolitului însuși, de solvent și de concentrația lor. Acesta este raportul dintre numărul de molecule (n) care s-au degradat în ioni și numărul total de molecule introduse în soluție (N). Obțineți: a = n / N
• Astfel, electroliții puternici sunt substanțe care se descompun complet în ioni atunci când sunt dizolvați în apă. Electroliții puternici, de regulă, includ substanțe cu legături foarte polare sau ionice: acestea sunt săruri foarte solubile, acizi puternici (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), precum și baze puternice (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Într-un electrolit puternic, substanța dizolvată în el este mai ales sub formă de ioni (anioni și cationi); practic nu există molecule nedisociate.
• Electroliții slabi sunt substanțe care se disociază doar parțial în ioni. Electroliții slabi, împreună cu ionii în soluție, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu dau o concentrație puternică de ioni în soluție.Cele slabi includ:
  - acizi organici (aproape toti) (C2H5COOH, CH3COOH etc.);
  - unii dintre acizii anorganici (H2S, H2CO3 etc.);
  - aproape toate sărurile, ușor solubile în apă, hidroxid de amoniu, precum și toate bazele (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
  - apa.Practic nu conduc curentul electric sau conduc, dar prost.

Electroliți slabi Substanțe care se disociază parțial în ioni. Soluțiile de electroliți slabi, împreună cu ioni, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu pot da o concentrație mare de ioni în soluție. Electroliții slabi includ:

1) aproape toți acizii organici (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH etc.);

2) unii acizi anorganici (H2CO3, H2S etc.);

3) aproape toate sărurile solubile în apă, bazele și hidroxidul de amoniu Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Sunt slabi conductori (sau aproape neconductori) de electricitate.

Concentrațiile ionilor în soluțiile de electroliți slabi sunt caracterizate calitativ prin gradul și constanta de disociere.

Gradul de disociere este exprimat în fracții de unitate sau ca procent (un \u003d 0,3 este limita de divizare condiționată în electroliți puternici și slabi).

Gradul de disociere depinde de concentrația soluției de electrolit slab. Când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna, deoarece numărul de molecule de solvent (H 2 O) crește pe moleculă de dizolvat. Conform principiului Le Chatelier, echilibrul disocierii electrolitice în acest caz ar trebui să se schimbe în direcția formării produsului, adică. ioni hidratați.

Gradul de disociere electrolitică depinde de temperatura soluției. De obicei, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere crește, deoarece legăturile din molecule sunt activate, devin mai mobile și mai ușor de ionizat. Concentrația ionilor într-o soluție de electrolit slab poate fi calculată cunoscând gradul de disociere Ași concentrația inițială a substanței c in solutie.

HAN = H + + An - .

Constanta de echilibru K p a acestei reacții este constanta de disociere K d:

K d = . / . (10.11)

Dacă exprimăm concentrațiile de echilibru în termeni de concentrație a unui electrolit slab C și gradul său de disociere α, atunci obținem:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)

Această relație se numește Legea diluției lui Ostwald. Pentru electroliți foarte slabi la α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Acest lucru ne permite să concluzionam că, la diluție infinită, gradul de disociere α tinde spre unitate.

Echilibrul protolitic în apă:

,

,

La o temperatură constantă în soluții diluate, concentrația de apă în apă este constantă și egală cu 55,5, ( )

, (10.15)

unde K in este produsul ionic al apei.

Atunci =10 -7 . În practică, datorită confortului măsurării și înregistrării, se utilizează o valoare - valoarea pH-ului (criteriul) tăriei unui acid sau a unei baze. În mod similar .

Din ecuația (11.15): . La pH = 7 - reacția soluției este neutră, la pH<7 – кислая, а при pH>7 - alcalin.

În condiții normale (0°C):

, apoi

Figura 10.4 - pH-ul diferitelor substanțe și sisteme

10.7 Soluții de electroliți puternici

Electroliții puternici sunt substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, se descompun aproape complet în ioni. De regulă, electroliții puternici includ substanțe cu legături ionice sau foarte polare: toate sărurile foarte solubile, acizii tari (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) și bazele tari (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Într-o soluție de electrolit puternic, solutul se găsește în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente.

Diferența fundamentală dintre electroliții puternici și cei slabi este că echilibrul de disociere al electroliților puternici este complet deplasat spre dreapta:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

și prin urmare constanta de echilibru (disocierea) se dovedește a fi o mărime nedeterminată. Scăderea conductibilității electrice odată cu creșterea concentrației unui electrolit puternic se datorează interacțiunii electrostatice a ionilor.

Omul de știință olandez Petrus Josephus Wilhelmus Debye și omul de știință german Erich Hückel au postulat:

1) electrolitul se disociază complet, dar în soluții relativ diluate (C M = 0,01 mol. l -1);

2) fiecare ion este înconjurat de un înveliș de ioni de semn opus. La rândul său, fiecare dintre acești ioni este solvatat. Acest mediu se numește atmosfera ionică. În interacțiunea electrolitică a ionilor cu semne opuse, este necesar să se țină cont de influența atmosferei ionice. Când un cation se mișcă într-un câmp electrostatic, atmosfera ionică este deformată; se îngroașă înaintea lui și se subțiază în spatele lui. Această asimetrie a atmosferei ionice are cu atât mai mult efect inhibitor asupra mișcării cationului, cu cât concentrația de electroliți este mai mare și cu atât sarcina ionilor este mai mare. În aceste sisteme, conceptul de concentrare devine ambiguu și ar trebui înlocuit cu activitate. Pentru un electrolit binar încărcat unic KatAn = Kat + + An - activitățile cationului (a +) și respectiv anionului (a -), sunt

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10,16)

unde C + și C - sunt concentrațiile analitice ale cationului și respectiv anionului;

γ + și γ - - coeficienții lor de activitate.

(10.17)

Este imposibil să se determine activitatea fiecărui ion separat, prin urmare, pentru electroliții încărcați individual, valorile medii geometrice ale activităților i

și coeficienți de activitate:

Coeficientul de activitate Debye-Hückel depinde cel puțin de temperatură, permitivitatea solventului (ε) și puterea ionică (I); acesta din urmă servește ca măsură a intensității câmpului electric creat de ionii în soluție.

Pentru un electrolit dat, puterea ionică este exprimată prin ecuația Debye-Hückel:

Forța ionică, la rândul ei, este egală cu

unde C este concentrația analitică;

z este sarcina cationului sau anionului.

Pentru un electrolit încărcat individual, puterea ionică este aceeași cu concentrația. Astfel, NaCl și Na2SO4 la aceleași concentrații vor avea forțe ionice diferite. Compararea proprietăților soluțiilor de electroliți puternici poate fi efectuată numai atunci când forțele ionice sunt aceleași; chiar și impuritățile mici modifică dramatic proprietățile electrolitului.

Figura 10.5 - Dependență