Електролитите се супстанции кои се дисоцираат (распаѓаат) во јони во раствор. Електролитните раствори се способни да спроведат електрична струја. За квантитативно карактеризирање на електролитичката дисоцијација, беше воведен концептот на степенот на дисоцијација.
Степенот на дисоцијација е односот на бројот на молекули дисоцирани во јони со вкупниот број на молекули на растворената супстанција.
Според степенот на дисоцијација, сите електролити се делат на силни и слаби електролити. Силните електролити вклучуваат соединенија чиј степен на дисоцијација е еднаков на единство, тоа се растворливи соли, алкалии ( NaOH, КОХ, LiOH, Ca(О) 2 ), некои киселини ( Здраво, Х 2 ПА 4 , HCl, HBr, HNO 3 ). Слабите електролити вклучуваат супстанции чиј степен на дисоцијација е значително помал од единството, како што се вода, нерастворливи и малку растворливи соли, нерастворливи бази, Н.Х. 4 О, серија киселини ( CH 3 COOH, Х 2 ПА 3 , HNO 2 , Х 2 С, HCN, Х 3 П.О. 4 , Х 2 CO 3 , Х 2 SiO 3 , HF).
Во растворите на слаби електролити, процесот на дисоцијација е реверзибилен, па на него може да се примени законот за масовно дејство. Значи, во раствор на оцетна киселина, процесот на дисоцијација е реверзибилен:
CH 3 COOH CH 3 COO + H
константата на рамнотежа ќе биде еднаква на:
Константата на рамнотежа за процесот на дисоцијација се нарекува константа на дисоцијација, константа на киселост, константа на базичност, константа на киселинска јонизација итн.
Полибазни киселини се подложени на дисоцијација во фази, и секоја фаза се карактеризира со своја константа на дисоцијација:
H 2 CO 3 H + + HCO 3 −
HCO 3 − H + + CO 3 −
Водата е исто така слаб електролит:
H 2 O H + + OH −
Табела 1 ги прикажува константите на дисоцијација на одреден број киселини; за полибазни киселини, константите на дисоцијација се претставени во фази.
Табела 1.
|
Име |
формула |
К д |
pK = -logK d |
|
Азотни |
HNO2 |
6,9∙10 −4 |
3,16 |
|
Борнаја |
H3BO3 |
7,1∙10 −10 (K 1) |
9,15 |
|
Флинт |
H2SiO3 |
1,3∙10 −10 |
9,9 |
|
Сулфурна |
H2SO3 |
1,4∙10 −2 |
1,85 |
|
Хидроген сулфид |
H2S |
1,0∙10 −7 |
6,99 |
|
Јаглен |
H2CO3 |
4,5∙10 −7 |
6,35 |
|
Ортофосфорна |
H3PO4 |
7,1∙10 −3 5,0∙10 −13
|
2,15 12,0 |
|
Водород цијанид |
HCN |
5,0∙10 −10 |
9,3 |
Изработка на равенки за реакции на јонска размена.
Во растворите на електролити, насоката на реакциите се одредува со следново правило: јонските реакции продолжуваат кон формирање на слабо растворливи супстанции, гасови, слаби електролити и сложени јони; реакциите се практично неповратни. Ова правило лесно се објаснува, бидејќи Како резултат на овие реакции, еден или повеќе јони се отстрануваат од реакциската сфера, што, во согласност со принципот на Ла Шателие, доведува до поцелосна хемиска реакција.
Во такви случаи, се препорачува да се напишат равенки за реакција во молекуларно-јонска форма (молекуларна равенка, скратена јонска равенка), што ви овозможува подобро да ја разберете суштината на процесот. Во молекуларните јонски равенки, растворливите, силни електролити се запишуваат во форма на јони, а слабите електролити и малку растворливите супстанции се запишуваат во форма на молекули.
Интеракција на силни електролити со формирање на седимент:
Ba 2+ + 2Cl +2H + + SO 4 2 = BaSO 4 + 2H + + 2Cl (целосна јонска равенка)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (скратена јонска равенка)
2) Интеракцијата на два силни електролити за да се формира слаб електролит.
KCN + HCl = KCl + HCN
K + + CN + H + + Cl = K + + Cl + HCN
CN + H + = HCN
3) Интеракција на слаб електролит со силен:
H 2 S + Pb(NO 3) 2 = PbS + 2HNO 3
H 2 S + Pb 2+ + 2NO 3 = PbS + 2H + + 2NO 3
H 2 S + Pb 2+ = PbS + 2H +
Интеракција на седиментот со киселина:
CaCO 3 + 2H + + 2Cl = Ca 2+ + 2Cl + H 2 O + CO 2
CaCO 3 + 2H + = Ca 2+ + H 2 O + CO 2
Експериментален дел.
Експеримент 1. Реакции на јонска размена со формирање на врнежи.
Истурете 5-6 капки натриум фосфат во три епрувети и додадете 5-6 капки кобалт нитрат во првата епрувета, 5-6 капки никел сулфат во втората епрувета, 5-6 капки бакар сулфат во третата епрувета за тестирање. Напиши равенки за реакција во молекуларна и јонска форма.
Истурете 5-6 капки калиум дихромат во две епрувети, додадете 5-6 капки бариум хлорид во првата и 5-6 капки бизмут нитрат во втората. Напиши ги равенките на реакцијата во молекуларна и јонска форма.
Врз основа на јонската равенка, креирајте молекуларна равенка и изведете го експериментот:
Pb 2+ + 2I ─ = PbI 2
3Ca 2+ + 2PO 4 3– = Ca 3 (PO 4) 2
Врз основа на достапните реагенси, се добиваат талози од бакар, кобалт и никел хидроксид. Напиши ги равенките на реакцијата во молекуларна и јонска форма.
Експеримент 2. Реакции на јонска размена со формирање на слаб електролит.
Ставете неколку кристали на натриум ацетат во епрувета и додадете разредена сулфурна киселина. Напиши ги равенките на реакцијата во молекуларна и јонска
Истурете неколку капки амониум хлорид во епрувета и додадете калиум хидроксид, идентификувајте го гасот што се ослободува од мирисот (ако нема мирис, епрувета може малку да се загрее). Напиши ја равенката на реакцијата во молекуларна и јонска форма.
Експеримент 3. Поместување на јонската рамнотежа.
Истурете 6-8 капки амониум хидроксид во две епрувети, додадете 2 капки фенолфталеин. Потоа додадете 1 шпатула амониум хлорид во една од епруветите и забележете ја промената во интензитетот на бојата. Објаснете како се менува рамнотежата во растворот кога се додава амониум хлорид.
Истурете 6-8 капки оцетна киселина во две епрувети, додадете 2 капки метил портокал, додадете 1 шпатула натриум ацетат во една од епруветите. Споредете го интензитетот на бојата во епруветите. Забележете како рамнотежата во растворот се менува кога се додава сол.
Експеримент 4. Зависност на последователно таложење на слабо растворливи материи во зависност од нивниот производ на растворливост.
Во едната епрувета ќе добиете талог од олово сулфат, во втората талог од олово дихромат. Забележете ја бојата на формираните талози. Во третата епрувета додадете неколку капки калиум дихромат и натриум сулфат, измешајте го растворот и додадете 2 капки олово нитрат. Определете која супстанција прво таложи. Врз основа на производот од растворливоста на овие соли, објаснете ја низата на нивното таложење.
Електролити и неелектролити
Од лекциите по физика е познато дека растворите на некои супстанции се способни да спроведат електрична струја, додека други не се.
Супстанциите чии раствори спроведуваат електрична струја се нарекуваат електролити.
Се нарекуваат супстанците чии раствори не спроведуваат електрична струја не-електролити. На пример, растворите на шеќер, алкохол, гликоза и некои други супстанции не спроведуваат струја.
Електролитичка дисоцијација и асоцијација
Зошто електролитните раствори спроведуваат електрична струја?
Шведскиот научник С. Арениус, проучувајќи ја електричната спроводливост на различни супстанции, во 1877 година дошол до заклучок дека причината за електричната спроводливост е присуството во раствор јони, кои се формираат кога електролитот се раствора во вода.
Процесот на распаѓање на електролитот на јони се нарекува електролитичка дисоцијација.
С. Арениус, кој се придржувал до физичката теорија на растворите, не ја земал предвид интеракцијата на електролитот со водата и верувал дека во растворите има слободни јони. За разлика од тоа, руските хемичари И.А. тие се дисоцираат во јони. Тие веруваа дека растворите не содржат слободни, не „голи“ јони, туку хидрирани, односно „облечени во слој“ од молекули на вода.
Молекулите на водата се диполи(два пола), бидејќи атомите на водородот се наоѓаат под агол од 104,5°, поради што молекулата има аголна форма. Молекулата на водата е шематски прикажана подолу.
Како по правило, супстанциите најлесно се дисоцираат со јонска врскаи, соодветно, со јонска кристална решетка, бидејќи тие веќе се состојат од готови јони. Кога ќе се растворат, водните диполи се ориентирани со спротивно наелектризирани краеви околу позитивните и негативните јони на електролитот.
Меѓу јоните на електролитот и диполите на водата се јавуваат меѓусебни привлечни сили. Како резултат на тоа, врската помеѓу јоните слабее, а јоните се движат од кристалот до растворот. Очигледно е дека низата процеси што се случуваат при дисоцијација на супстанции со јонски врски (соли и алкалии) ќе биде како што следува:
1) ориентација на молекулите на водата (диполи) во близина на јоните на кристалот;
2) хидратација (интеракција) на молекулите на водата со јони на површинскиот слој на кристалот;
3) дисоцијација (распаѓање) на електролитниот кристал во хидрирани јони.
Поедноставените процеси може да се рефлектираат со помош на следнава равенка:
Електролитите чии молекули имаат ковалентна врска (на пример, молекулите на водород хлорид HCl, види подолу) се дисоцираат слично; само во овој случај, под влијание на водни диполи, се јавува трансформација на ковалентна поларна врска во јонска; Редоследот на процесите што се случуваат во овој случај ќе биде како што следува:
1) ориентација на молекулите на водата околу половите на молекулите на електролитот;
2) хидратација (интеракција) на молекулите на водата со молекулите на електролитот;
3) јонизација на молекули на електролит (претворање на ковалентна поларна врска во јонска);
4) дисоцијација (распаѓање) на молекули на електролит во хидрирани јони.
На поедноставен начин, процесот на дисоцијација на хлороводородна киселина може да се одрази со помош на следнава равенка:
Треба да се земе предвид дека во растворите на електролити, хаотично подвижните хидрирани јони можат да се судрат и да се рекомбинираат еден со друг. Овој обратен процес се нарекува асоцијација. Асоцијацијата во растворите се случува паралелно со дисоцијацијата, затоа знакот за реверзибилност се става во равенките на реакцијата.
Карактеристиките на хидрираните јони се разликуваат од оние на нехидрираните јони. На пример, нехидрираниот бакар јон Cu 2+ е бел во безводни кристали на бакар (II) сулфат и има сина боја кога е хидриран, т.е. поврзан со молекулите на водата Cu 2+ nH 2 O. Хидрираните јони имаат и константен и променлив број на молекулите на водата.
Степен на електролитичка дисоцијација
Во растворите на електролити, заедно со јоните, има и молекули. Затоа, се карактеризираат раствори на електролит степен на дисоцијација, што се означува со грчката буква a („алфа“).
Ова е односот на бројот на честички поделени на јони (N g) до вкупниот број на растворени честички (N p).
Степенот на дисоцијација на електролитот се одредува експериментално и се изразува во фракции или проценти. Ако a = 0, тогаш нема дисоцијација, а ако a = 1, или 100%, тогаш електролитот целосно се распаѓа на јони. Различни електролити имаат различни степени на дисоцијација, односно степенот на дисоцијација зависи од природата на електролитот. Тоа зависи и од концентрацијата: како што растворот се разредува, степенот на дисоцијација се зголемува.
Според степенот на електролитичка дисоцијација, електролитите се делат на силни и слаби.
Силни електролити- ова се електролити кои, кога се раствораат во вода, речиси целосно се дисоцираат во јони. За такви електролити, степенот на дисоцијација се стреми кон единство.
Силните електролити вклучуваат:
1) сите растворливи соли;
2) силни киселини, на пример: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;
3) сите алкали, на пример: NaOH, KOH.
Слаби електролити- ова се електролити кои, кога се раствораат во вода, речиси и не се дисоцираат во јони. За такви електролити, степенот на дисоцијација има тенденција на нула.
Слабите електролити вклучуваат:
1) слаби киселини - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;
2) воден раствор на амонијак NH 3 H 2 O;
4) некои соли.
Константа на дисоцијација
Во растворите на слаби електролити, поради нивната нецелосна дисоцијација, динамичка рамнотежа помеѓу недисоцирани молекули и јони. На пример, за оцетна киселина:
Можете да го примените законот за масовно дејство на оваа рамнотежа и да го запишете изразот за константата на рамнотежа:
Константата на рамнотежа која го карактеризира процесот на дисоцијација на слаб електролит се нарекува константа на дисоцијација.
Константата на дисоцијација ја карактеризира способноста на електролитот (киселина, база, вода) се дисоцира на јони. Колку е поголема константата, толку полесно електролитот се распаѓа на јони, па затоа е посилен. Вредностите на константите на дисоцијација за слаби електролити се дадени во референтни книги.
Основни принципи на теоријата на електролитичка дисоцијација
1. Кога се раствораат во вода, електролитите се дисоцираат (распаѓаат) на позитивни и негативни јони.
Јоние еден од облиците на постоење на хемиски елемент. На пример, атомите на натриум метал Na 0 енергично комуницираат со водата, формирајќи алкали (NaOH) и водород H 2, додека натриумовите јони Na + не формираат такви производи. Хлорот Cl 2 има жолто-зелена боја и лут мирис и е отровен, додека јоните на хлор Cl се безбојни, нетоксични и без мирис.
Јони- ова се позитивно или негативно наелектризирани честички во кои се трансформираат атоми или групи атоми на еден или повеќе хемиски елементи како резултат на донирање или додавање на електрони.
Во растворите, јоните се движат случајно во различни насоки.
Според нивниот состав, јоните се делат на едноставно- Cl -, Na + и комплекс- NH 4 + , SO 2 - .
2. Причината за дисоцијација на електролит во водени раствори е неговата хидратација, т.е. интеракцијата на електролитот со молекулите на водата и кршењето на хемиската врска во него.
Како резултат на оваа интеракција, се формираат хидрирани јони, односно поврзани со молекулите на водата. Следствено, според присуството на водена обвивка, јоните се поделени на хидрирани(во раствори и кристални хидрати) и нехидрирани(во безводни соли).
3. Под влијание на електрична струја, позитивно наелектризираните јони се движат кон негативниот пол на изворот на струја - катодата и затоа се нарекуваат катјони, а негативно наелектризираните јони се движат кон позитивниот пол на изворот на струја - анодата и затоа се нарекуваат анјони. .
Следствено, постои друга класификација на јони - според знакот на нивното полнење.
Збирот на полнежите на катјоните (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) е еднаков на збирот на полнежите на анјоните (Cl -, OH -, SO 4 2-), како резултат на што електролитните раствори (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) остануваат електрично неутрални.
4. Електролитичката дисоцијација е реверзибилен процес за слаби електролити.
Заедно со процесот на дисоцијација (разложување на електролитот на јони), се јавува и обратен процес - асоцијација(комбинација на јони). Затоа, во равенките на електролитичка дисоцијација, наместо знакот за еднакво, се користи знакот за реверзибилност, на пример:
5. Не сите електролити се дисоцираат во јони во иста мера.
Зависи од природата на електролитот и неговата концентрација. Хемиските својства на растворите на електролит се одредуваат со својствата на јоните што ги формираат при дисоцијација.
Својствата на слабите раствори на електролит се одредуваат со молекулите и јоните формирани за време на процесот на дисоцијација, кои се во динамична рамнотежа меѓу себе.
Мирисот на оцетна киселина се должи на присуството на молекули CH 3 COOH, киселиот вкус и промената на бојата на индикаторите се поврзани со присуството на јони H + во растворот.
Својствата на растворите на силни електролити се одредуваат со својствата на јоните што се формираат при нивното дисоцијација.
На пример, општите својства на киселините, како што се киселиот вкус, промената на бојата на индикаторите и сл., се должат на присуството на водородни катјони (поточно, јони на оксониум H 3 O +) во нивните раствори. Општите својства на алкалите, како што се сапуница на допир, промени во бојата на индикаторите итн., се поврзани со присуството на јони на хидроксид OH - во нивните раствори, а својствата на солите се поврзани со нивното распаѓање во раствор во метални (или амониум) катјони и анјони на киселински остатоци.
Според теоријата на електролитичка дисоцијација сите реакции во водени раствори на електролити се реакции меѓу јони. Ова е причина за големата брзина на многу хемиски реакции во растворите на електролити.
Реакциите што се случуваат помеѓу јоните се нарекуваат јонски реакции, а равенките на овие реакции се јонски равенки.
Може да се појават реакции на јонска размена во водени раствори:
1. Неповратни, да се стави крај.
2. Реверзибилна, односно да тече истовремено во две спротивни насоки. Реакциите на размена помеѓу силните електролити во растворите завршуваат или се практично неповратни кога јоните се комбинираат едни со други за да формираат супстанции:
а) нерастворлив;
б) ниска дисоцијација (слаби електролити);
в) гасовити.
Еве неколку примери на молекуларни и скратени јонски равенки:
Реакцијата е неповратна, бидејќи еден од неговите производи е нерастворлива супстанција.
Реакцијата на неутрализација е неповратна, бидејќи се формира супстанца со ниска дисоцијација - вода.
Реакцијата е неповратна, бидејќи се формираат гас CO 2 и супстанција со ниска дисоцијација - вода.
Ако меѓу почетните супстанции и меѓу производите на реакцијата има слаби електролити или слабо растворливи супстанции, тогаш таквите реакции се реверзибилни, односно не продолжуваат до завршување.
Во реверзибилните реакции, рамнотежата се поместува кон формирање на најмалку растворливи или најмалку дисоцирани супстанции.
На пример:
Рамнотежата се поместува кон формирање на послаб електролит - H 2 O. Сепак, таквата реакција нема да заврши до крај: недисоцирани молекули на оцетна киселина и јони на хидроксид остануваат во растворот.
Ако почетните материи се силни електролити, кои при интеракција не формираат нерастворливи или благо дисоцирачки супстанции или гасови, тогаш таквите реакции не се случуваат: кога растворите се мешаат, се формира мешавина од јони.
Референтен материјал за полагање на тестот:
Табела на Менделеев
Табела за растворливост
Цел на работата. Стекнување на вештини за изготвување молекуларни и јонски равенки за реакциите што се случуваат во растворите на електролити. Научете да ја одредувате насоката на јонските реакции.
Кога некои супстанции се раствораат во вода (или други поларни растворувачи), под влијание на молекулите на растворувачите, молекулите на супстанцијата се распаѓаат во јони. Како резултат на овој процес, растворот содржи не само молекули на растворувачи и растворени материи, туку и добиени јони. Растворите на супстанциите кои кога се раствораат во вода или други поларни растворувачи се распаѓаат во јони се нарекуваат електролити.
Процесот на распаѓање на молекулите на растворената супстанција (електролит) во јони под влијание на молекулите на поларните растворувачи се нарекува електролитичка дисоцијација.
Електролитните раствори имаат јонска електрична спроводливост (јоните учествуваат во преносот на електричните полнежи) и се спроводници од втор вид.
Квантитативна карактеристика на процесот на распаѓање на растворена супстанција на јони е степенот на електролитичка дисоцијација – α. Степенот на дисоцијација е односот на бројот на молекули на растворена супстанција што се распаднале на јони во раствор (n) до вкупниот број на растворени молекули (N):
Степенот на електролитичка дисоцијација се одредува експериментално и се изразува или во фракции од единица или како процент. Степенот на дисоцијација на електролитот зависи од природата на електролитот, концентрацијата и температурата.
Според степенот на дисоцијација на електролитот во раствор со моларна кон-
еквивалентна концентрација еднаква на 0,1 mol/l (0,1 N), растворите се условно
Тие се поделени во три групи: силни, слаби и средни електролити. Доколку во
0,1 n. во раствор на електролит α > 0,3 (30 \%) електролитот се смета за силен електролит, α ≤ 0,03 (3 \%) се смета за слаб електролит. Електролитите со средни вредности на степенот на дисоцијација се сметаат за просечни.
Силни електролити, ако растворувачот е вода, се
– киселини: HNO3, H2SO4, HCNS, HCl, HClO3, HClO4, HBr, HBrO3, HBrO4, HI, HIO3 HMnO4, H2SeO4, HReO4, HTcO4; како и киселините Н2СrO4, H4P2O7, H2S2O6, кои се силни во првата фаза на дисоцијација, т.е. кога ќе се отстрани првиот H+ јон;
– бази: хидроксиди на алкали (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и земноалкални метали (Ca, Sr, Ba, Ra): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2 , Ba(OH)2, Sr(OH)2; Ra(OH)2; како и TlOH;
– повеќето соли. Исклучок: Fe(SCN)3, Mg(CN)2, HgCl2, Hg(CN)2.
Слабите електролити вклучуваат:
– киселини: H2CO3, HClO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 итн. (Прилог, Табела 2);
– бази (p- и d-елементи): Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2; амониум хидроксид NH4OH, како и органски бази – амини (CH3NH2) и амфолити (H3N+CH2COOˉ).
Водата е многу слаб електролит (H2O) α = 2·10-9, т.е.
Молекулите на водата, исто така, може да се распаднат на јони поради интеракцијата на молекулите едни со други.
Силните електролити се супстанции кои, кога се раствораат во вода, целосно се распаѓаат во јони, т.е. речиси целосно се дисоцираат. Откако врската помеѓу јоните во молекулата на електролитот ќе се прекине под дејство на молекулите на водата, добиените јони се опкружуваат со молекули на вода и затоа се во хидрирана состојба во раствор. Земајќи ја предвид хидратацијата на јоните, равенката на електролитичка дисоцијација може да се запише на следниов начин:
|
|
Равенката на дисоцијација за силен електролит е напишана на поедноставен начин,
На пример:
NaCl → Na+ + Clˉ;
HNO3 → H+ + NO3ˉ;
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OHˉ
Слабите електролити вклучуваат супстанции кои, кога се раствораат во вода, делумно се дисоцираат во јони. Воспоставена е рамнотежа помеѓу јоните, чија концентрација во растворот е мала, и всушност постоечките недисоцирани молекули:
CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H+; H2O ⇄ H+ + OHˉ.
Оваа нотација значи дека две работи се случуваат истовремено во решението.
процес: разградување на молекулите на јони и формирање на молекули од јони. Рамнотежата во растворите на слабите електролити се поместува кон почетните производи, затоа слабите електролити во растворот претежно постојат во форма на молекули.
Хемиските својства на растворите на електролит зависат од својствата на јоните и молекулите присутни во растворот. Насоката на реакциите помеѓу јоните и молекулите во растворите на електролити се определува со можноста за формирање на слабо растворливи материи или слаби електролити. Ако реакцијата не резултира со формирање на слабо растворлива супстанција или слаб електролит, тогаш таквата реакција не може да продолжи. На пример, кога се спојуваат раствори на натриум нитрат и калиум хлорид, реакцијата не се случува, бидејќи реакцијата на размена не може да формира слабо растворлива супстанција или слаб електролит од јоните во растворот. Овие соли се силни електролити и се многу растворливи во вода, така што растворот ќе содржи
оваа мешавина на јони:
Na+ + NO3ˉ + K+ + Clˉ,
од кои се состоеле оригиналните супстанции. Затоа, во овој случај е невозможно да се напише молекуларната равенка на реакцијата на размена
NaNO3 + KCl ≠ KNO3 + NaCl.
Реакцијата што се јавува во раствор може да се претстави како:
Равенка на молекуларна реакција;
Јон-молекуларна равенка (целосна или скратена).
Реакциската равенка која ги содржи само формулите на недисоцирани супстанции се нарекува молекуларна равенка. Молекуларната форма на равенката покажува кои супстанции и во колкави количини се вклучени во реакцијата. Тоа ви овозможува да ги направите потребните пресметки поврзани со оваа реакција. Равенката што ги содржи формулите на недисоцирани слаби електролити и јони на силни електролити се нарекува целосна јонска или јонско-молекуларна реакција равенка.
Со намалување на истите производи на левата и десната страна на равенката на јонско-молекуларната реакција, добиваме скратена или кратка равенка на јонска реакција. Јонската равенка која не содржи идентични супстанции (јони или молекули) на левата и десната страна на реакцијата се нарекува скратена или кратка јонска равенка на реакцијата. Оваа равенка ја одразува суштината на реакцијата што се случува.
Кога пишувате равенки за јонска реакција, мора да запомните:
1) силните електролити треба да бидат напишани во форма на посебни компоненти
нивните составни јони;
2) треба да се запишат слабите електролити и слабо растворливите материи
истурете во форма на молекули.
Како пример, разгледајте ја интеракцијата на сода со киселина. Во молекуларната равенка на реакцијата, почетните материјали и производите на реакцијата се запишани во форма на молекули:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
Имајќи предвид дека во воден раствор молекули на електролит
com се распаѓаат на јони, целосната јонска равенка на оваа реакција има форма
CO2 -Во јонската равенка, слабите електролити, гасовите и слабо растворливите материи се запишуваат како молекули. Знакот ↓ во формулата на супстанцијата значи дека оваа супстанца е отстранета од сферата на реакција во форма
талог, а знакот покажува дека супстанцијата е отстранета од реакционата сфера во форма на гас.
Супстанциите чии молекули целосно се дисоцираат во јони (силни електролити) се запишуваат како јони. Збирот на електричните полнежи од левата страна на равенката мора да биде еднаков на збирот на електричните полнежи од десната страна.
Кога пишувате јонски равенки, треба да се води според табелата за растворливост на киселини, бази и соли во вода, т.е., не заборавајте да ја проверите растворливоста на реагенсите и производите, забележувајќи го ова во равенките, како и табелата на константи на дисоцијација на слаби електролити (Прилог, табела. 1 и 2). Ајде да погледнеме примери за пишување на некои јонско-молекуларни равенки.
Пример 1. Формирање на слабо и слабо растворливи соединенија (талог).
а) Формирање на бариум сулфат
Молекуларна равенка на реакцијата:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.
Комплетна равенка на јонска (јонско-молекуларна) реакција:
Ba2+ + 2Clˉ + 2Na+ + SO4 ˉ = BaSO4↓ + 2Na
CO2 -CO2 + H2O (скратена јонска равенка).
Пример 3. Формирање на слаб електролит.
2Na+ + 2OH– +2H+ + SO 2–(целосна јонска равенка)
2OH– + 2H+ = 2H2O (скратена јонска равенка).
Реакцијата на неутрализација на силна киселина со силна база се сведува на интеракција на водородни јони со јони на хидроксид;
б) слаба киселина:
2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4 (молекуларна равенка)
NH+(целосна јонска равенка)
NH4OH (кратка јонска равенка).
Силните бази ги поместуваат слабите бази од нивните соли.
Пример 4. Кога меѓу почетните соединенија и производите на реакцијата има слаб електролит или слабо растворлива супстанција, тогаш равенката користи -
Постои знак за рамнотежа „⇄“. Рамнотежата во реакцијата се поместува кон послаб електролит или малку растворлива супстанција, што е индицирано
икона (↷)..
а) CH3COOH + NaOH ⇄ CH3COONa + H2O
CH3COOH + OHˉ ⇄ CH3COOˉ + H2O (↷).
Како резултат на реакцијата, се формира послаб електролит - вода. еднакви-
Ова се префрла кон директна реакција.
б) CaSO4↓ + Na2CO3 ⇄ CaCO3↓ + Na2SO4;
|
|
⇄ CaCO3↓ + 2 Na+
Како резултат на реакцијата, се формира помалку растворлива сол - калциум карбонат.
ција. Рамнотежата се поместува кон напредната реакција.
Пример 5. Напиши три можни молекуларни равенки за реакцијата,
што одговара на скратената јонска равенка: CH3COO– + H+ = CH3COOH.
Решение. Левата страна на јонската равенка ги прикажува слободните јони CH3COO– и H+. Овие јони се формираат при дисоцијација на сите растворливи силни електролити. CH3COO– јоните може да се формираат при дисоцијација на, на пример, соли KCH3COO, NaCH3COO, Mg (CH3COO)2; донатори
новиот H+ може да биде која било силна киселина. Равенки за молекуларна реакција,
на која одговара оваа молекуларно-јонска равенка може да биде:
1. KCH3COO + HCl = CH3COOH + KCl;
2. NaCH3COO + HNO3 = CH3COOH + NaNO3;
3. Mg(CH3COO)2 + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4.
Безбедносни мерки на претпазливост
1. Внимавајте особено кога работите со раствори на киселини и алкалии, не дозволувајте да дојдат во допир со кожа и облека.
2. Ако за време на експериментот се ослободи токсичен гасовит производ, не заборавајте да го спроведете експериментот во аспиратор со вентилација.
3. Внимавајте кога работите со отровни соли и нивни раствори (соли на бариум, хром, бакар и сл.).
Електролитичка дисоцијација е процес на разградување на молекулите на електролитот на јони под влијание на молекулите на поларните растворувачи.
Електролити– тоа се супстанции чии топи или водени раствори спроведуваат електрична струја. Тие вклучуваат раствори на киселини, топи и раствори на алкалии и соли. Не-електролити- Тоа се супстанции кои не спроведуваат електрична струја. Тие вклучуваат многу органски супстанции.
Електролитите кои речиси целосно се дисоцираат во јони се нарекуваат силна;се нарекуваат електролити кои делумно се дисоцираат во јони слаб.За да се измери комплетноста на дисоцијацијата, беше воведен концептот на степенот на дисоцијација. Степен на дисоцијацијаелектролит е односот на бројот на молекули кои се распаднале на јони до вкупниот број на молекули во растворот.
Типично степенот на дисоцијација ( α ) се изразени во фракции од единица или %:
Каде n– број на честички подложени на електролитичка дисоцијација;
n 0 – вкупниот број на честички во растворот.
Силни електролити – скоро сите соли, растворливи бази ( NaOH, КОХ, Ба(О) 2 итн.), неоргански киселини ( Х 2 ПА 4 , HCl, HNO 3 , HBr, Здраво и слично) .
Слаби електролити– нерастворливи бази и Н.Х. 4 О, неоргански киселини ( Х 2 CO 3, , Х 2 С, HNO 2, Х 3 П.О. 4 итн.), органски киселини и вода Х 2 О.
Силните електролити се дисоцираат во јони речиси целосно (т.е., процесот на дисоцијација е неповратен) и во една фаза:
HCl = H + +Cl – Х 2 ПА 4 = 2 ч + + ПА 4 2–
Слабите електролити се дисоцираат делумно (т.е. процесот на дисоцијација е реверзибилен) и постепено . На пример, за полибазни киселини, еден водороден јон се апстрахира во секоја фаза:
1. Х 2 ПА 3 ⇄ Х + +HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ Х + + ПА 3 2-
Така, бројот на фази на поликиселински киселини се определува со базичноста на киселината (бројот на водородни јони), а бројот на фази на поликиселинските бази ќе се определи со киселоста на базата (или бројот на хидроксилни групи) : Н.Х. 4
О
⇄
Н.Х. 4
+
+
О –
.
Процесот на електролитичка дисоцијација завршува со воспоставување на состојба на хемиска рамнотежа во системот, која се карактеризира со константа на рамнотежа: 
Константата на рамнотежа на процесот на електролитичка дисоцијација се нарекува константа на дисоцијација - ДО Д. Константата на дисоцијација зависи од природата на електролитот, природата на растворувачот и температурата, но не зависи од концентрацијата на електролитот.
Помеѓу ДО ДИ α постои квантитативна врска:
(13)
Врската (13) се нарекува закон за разредување на Оствалд: степенот на дисоцијација на слаб електролит се зголемува со разредување на растворот.
За слаби електролити, кога α 1, ДО Д = α 2 СО.
Водата е слаб електролит, па затоа реверзибилно се дисоцира:
Х 2 О ⇄ Х + + О – ∆ Х= +56,5 kJ/mol
Константа на дисоцијација на вода: 
Степенот на дисоцијација на водата е многу мал (тоа е многу слаб електролит). Бидејќи водата е присутна во голем вишок, нејзината концентрација може да се смета за константна и е 
, Потоа
ДО Д [ Х 2 О] = [ Х + ]∙[ О - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14
[ Х + ]∙[ О - ] = 10 -14 = К В– јонски производ на вода
Бидејќи концентрациите на водородни катјони и јони на хидроксид во водата се еднакви, тогаш: [
Х +
]
= [
О -
]
=
.
Распуштањето на други супстанции (киселини, бази, соли) во вода ја менува концентрацијата на јоните Н + или ТОЈ – , а нивниот производ секогаш останува константен и еднаков на 10 -14 при T = 25 0 C. Концентрација на јони Н + може да послужи како мерка за киселоста или алкалноста на растворот. Обично, индексот на водород се користи за оваа намена: pH вредност = - lg[ Х + ]. Така, pH вредносте децимален логаритам на концентрацијата на водородни јони, земен со спротивен знак.
Во зависност од концентрацијата на водородните јони, се разликуваат три средини.
ВО неутраленживотната средина [ Х + ] = [ О - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Оваа средина е типична и за чиста вода и за неутрални раствори. ВО киселорешенија [ Х + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . Во кисели средини pH вредностварира во рамките на 0 < рН < 7 . ВО алкаленсредини [ Х + ] < [ОН – ] И [ Х + ] < 10 -7 mol/l, оттука, pH > 7. Граници за промена на pH: 7 < рН < 14 .
Реакции на јонска размена (РИО)- тоа се реакции меѓу јони кои се јавуваат во водени раствори на електролити. Карактеристична карактеристика на реакциите на размена: елементите што ги сочинуваат супстанциите што реагираат не ја менуваат нивната оксидациона состојба. Реакциите на јонска размена се неповратни реакции и се случуваат со оглед на тоа: 1) формирање на малку растворлива супстанција, 2) ослободување на гасовита супстанција, 3) формирање на слаб електролит.
За време на RIO, спротивно наелектризираните јони се врзуваат и се отстрануваат од реакциската сфера. Суштината на реакциите на јонска размена се изразува со помош на јонски равенки, кои, за разлика од молекуларните, ги покажуваат вистинските учесници во реакцијата. Кога се составуваат јонски равенки, треба да се води од фактот дека малку дисоцирачки, малку растворливи (таложливи) и гасовити супстанции се запишани во молекуларна форма. Силните растворливи електролити се запишуваат како јони. Затоа, при пишување јонски равенки, неопходно е да се користи табелата за растворливост на соли и бази во вода.
Хидролиза– ова е процес на интеракција на јоните на сол со молекулите на водата, што доведува до формирање на соединенија со ниска дисоцијација; е посебен случај на реакции на јонска размена. Соли формирани од:
слаба киселина и силна база ( NaCH 3 КОО, Na 2 CO 3 , Na 2 С, );
слаба база и силна киселина ( Н.Х. 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);
слаба база и слаба киселина ( Н.Х. 4 CN, Н.Х. 4 CH 3 КОО).
Солите формирани од силна киселина и силна база не подлежат на хидролиза: Na 2 ПА 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJитн.
Хидролизата на солите ја зголемува концентрацијата на јони Н + или ТОЈ – . Ова доведува до промена на јонската рамнотежа на водата и, во зависност од природата на солта, му дава кисела или алкална средина на растворот (види примери за решавање проблеми).
ЧАС 9 10 одделение(прва студиска година)
Теорија на електролитичка дисоцијација. План за реакции на јонска размена
1. Електролити и неелектролити.
2. Теоријата на електролитичка дисоцијација (ЕД) од С.А. Арениус.
3. Механизмот на електролитичка дисоцијација на електролити со јонски и ковалентни поларни врски.
4. Степен на дисоцијација.
5. Киселини, бази, амфотерни хидроксиди, соли од гледна точка на ТЕД.
6. Важноста на електролитите за живите организми.
7. Дисоцијација на вода. Јонски производ на вода. Индикатор за водород. Медиуми на водени раствори на електролити. Индикатори.
8. Реакции на јонска размена и услови за нивно настанување.
Врз основа на нивната способност да спроведуваат електрична струја во воден раствор или да се топат, сите супстанции можат да се поделат на електролити и неелектролити.
Електролити– тоа се супстанции чии раствори или топи спроведуваат електрична струја; Електролитите (киселини, соли, алкалии) содржат јонски или поларни ковалентни врски.
Не-електролити– тоа се супстанции чии раствори или топи не спроведуваат електрична струја; во молекулите на неелектролити (органски материи, гасови, вода) врските се ковалентни неполарни или нискополарни.
За да ја објасни електричната спроводливост на растворите и топењето на електролитите, Арениус создал во 1887 г. теорија на електролитичка дисоцијација, чии главни одредби се како што следува.
1. Молекулите на електролитот во раствор или топење подлежат на дисоцијација (распаѓаат на јони). Процесот на разградување на молекулите на електролитот на јони во раствор или топење се нарекува електролитичка дисоцијација. Јони- Тоа се честички кои имаат полнеж. Позитивно наелектризирани јони - катјони, негативно наелектризиран - анјони. Својствата на јоните се разликуваат од својствата на соодветните неутрални атоми, што се објаснува со различната електронска структура на овие честички.
2. Во раствор или топење, јоните се движат хаотично. Меѓутоа, кога електричната струја поминува низ раствор или се топи, движењето на јоните станува уредено: катјоните се движат кон катодата (негативно наелектризирана електрода), а анјоните се движат кон анодата (позитивно наелектризираната електрода).
3. Дисоцијацијата е реверзибилен процес. Истовремено со дисоцијација доаѓа асоцијација– процес на формирање на молекули од јони.
4. Вкупниот збир на полнежи на катјони во раствор или топење е еднаков на вкупниот збир на полнежи на анјони и е спротивен по знак; растворот како целина е електрично неутрален.
Главната причина за дисоцијација во раствори со поларен растворувач е солвацијата на јоните (во случај на водени раствори, хидратација). Дисоцијацијата на јонските соединенија во воден раствор се случува целосно (KCl, LiNO 3, Ba(OH) 2, итн.). Електролитите со поларни ковалентни врски можат делумно или целосно да се дисоцираат во зависност од поларитетот на врската (H 2 SO 4, HNO 3, HI, итн.). Хидрираните јони се формираат во воден раствор, но за полесно пишување, равенките прикажуваат јони без молекули на вода:
Некои електролити се дисоцираат целосно, други - делумно. За да се карактеризира дисоцијацијата, се воведува концептот степен на електролитичка дисоцијација. Вредноста го покажува односот на бројот на дисоцираните молекули nдо бројот на растворени молекули Нелектролит во раствор:
= n/Н.
Степенот на дисоцијација се зголемува како што растворот се разредува и температурата на растворот се зголемува. Во зависност од степенот на дисоцијација, електролитите се делат на силни, средни и слаби. Силните електролити речиси целосно се дисоцираат во растворот, нивниот степен на дисоцијација е повеќе од 30% и се стреми кон 100%. Средните електролити вклучуваат електролити чиј степен на дисоцијација се движи од 3% до 30%. Степенот на дисоцијација на слабите електролити е помал од 3%. Силните електролити вклучуваат соли, силни киселини и алкалии. Слабите вклучуваат слаби киселини, нерастворливи бази, амониум хидроксид, вода.
Од гледна точка на теоријата на електролитичка дисоцијација, можно е да се дефинираат супстанции од различни класи.
Киселини– тоа се електролити кои при дисоцијација формираат водородни катјони и анјони на киселински остаток. Бројот на чекори на дисоцијација зависи од базичноста на киселината, на пример:
HCl H + + Cl –,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 – 2H + + CO 3 2–.
Причини– тоа се електролити кои се дисоцираат во метални катјони и анјони од хидрокси група. Бројот на чекори на дисоцијација зависи од киселоста на основата, на пример:
NaOH Na + + 2OH – ,
Ca(OH) 2 CaOH + + OH – Ca 2+ + 2OH – .
Амфотерични хидроксиди- ова се слаби електролити кои, при дисоцијација, формираат и водородни катјони и анјони на хидрокси група, на пример:
Zn(OH) 2 ZnOH + + OH – Zn 2+ + 2OH – ,
H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 – 2H + + ZnO 2 2–.
Средни соли- ова се електролити кои се дисоцираат во метални катјони и анјони на киселински остаток, на пример:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2– .
Киселински соли- ова се електролити кои се дисоцираат во метални катјони и сложени анјони, кои вклучуваат атоми на водород и киселински остаток, на пример:
NaНСО 3 Na + + НСО 3 – .
Основни соли- ова се електролити кои се дисоцираат во анјони на киселинскиот остаток и комплексни катјони кои се состојат од метални атоми и хидрокси групи, на пример:
Cu(OH)Cl CuOH + + Cl – .
Комплексни соли- ова се електролити кои при дисоцијација формираат сложени сложени јони кои се доста стабилни во водени раствори, на пример:
K 3 3K + + 3– .
Електролитите се составен дел од течностите и ткивата на живите организми. За нормален тек на физиолошките и биохемиските процеси неопходни се катјони на натриум, калиум, калциум, магнезиум, водород, хлор анјони, сулфатни јони, бикарбонатни јони, јони на хидроксид и др. Концентрациите на овие јони во човечкото тело се различни. . На пример, концентрациите на натриум и хлор јони се многу значајни и се надополнуваат секојдневно. Концентрациите на јоните на водород и хидроксид се многу мали, но играат голема улога во животните процеси, придонесувајќи за нормално функционирање на ензимите, метаболизмот, варењето на храната итн.
Дисоцијација на вода.
pH вредност
Водата е слаб амфотеричен електролит. Равенката за дисоцијација на вода има форма:
H 2 O H + + OH -
2H 2 O H 3 O + + OH – .
Концентрацијата на протоните и јоните на хидроксид во водата е иста и изнесува 10 –7 mol/l на 25 °C.
Производот од концентрациите на водородни јони и јони на хидроксид се нарекува јонски производ на водаа на 25 °C изнесува 10 –14.
Околината на секој воден раствор може да се карактеризира со концентрација на јони H + или OH -. Постојат неутрални, кисели и алкални раствори.
Во средина на неутрално решение:
10 -7 mol/l,
во кисел раствор:
> , т.е. > 10-7 mol/l,
во алкален раствор:
> , т.е. > 10 -7 mol/l.
За да се карактеризира околината на растворот, погодно е да се користи индикаторот за pH (Табела 1, видете стр. 14). pH вредносте негативен децимален логаритам на концентрацијата на водородниот јон:
pH = –лог.