Elektrolytter er stoffer som dissosieres (oppløses) til ioner i løsning. Elektrolyttløsninger er i stand til å lede elektrisk strøm. For å kvantitativt karakterisere elektrolytisk dissosiasjon, ble konseptet om graden av dissosiasjon introdusert.
Graden av dissosiasjon er forholdet mellom antall molekyler som er dissosiert til ioner og det totale antallet molekyler i det oppløste stoffet.
I henhold til graden av dissosiasjon er alle elektrolytter delt inn i sterke og svake elektrolytter. Sterke elektrolytter inkluderer forbindelser hvis grad av dissosiasjon er lik enhet, disse er løselige salter, alkalier ( NaOH, KOH, LiOH, Ca(ÅH) 2 ), noen syrer ( HI, H 2 SÅ 4 , HCl, HBr, HNO 3 ). Svake elektrolytter inkluderer stoffer hvis grad av dissosiasjon er betydelig mindre enn enhet, for eksempel vann, uløselige og svakt løselige salter, uløselige baser, N.H. 4 ÅH, en rekke syrer ( CH 3 COOH, H 2 SÅ 3 , HNO 2 , H 2 S, HCN, H 3 P.O. 4 , H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , HF).
I løsninger av svake elektrolytter er dissosiasjonsprosessen reversibel, så loven om massevirkning kan brukes på den. Så i en løsning av eddiksyre er dissosiasjonsprosessen reversibel:
CH 3 COOH CH 3 COO + H
likevektskonstanten vil være lik:
Likevektskonstanten for dissosiasjonsprosessen kalles dissosiasjonskonstant, surhetskonstant, basicitetskonstant, syreioniseringskonstant osv.
Flerbasiske syrer gjennomgår dissosiasjon i trinn, og hvert trinn er preget av sin egen dissosiasjonskonstant:
H 2 CO 3 H + + HCO 3 -
HCO 3 − H + + CO 3 −
Vann er også en svak elektrolytt:
H 2 O H + + OH −
Tabell 1 viser dissosiasjonskonstantene for en rekke syrer for flerbasiske syrer, dissosiasjonskonstantene er presentert i trinn.
Tabell 1.
|
Navn |
formel |
K d |
pK = -logK d |
|
Nitrogenholdig |
HNO2 |
6,9∙10 −4 |
3,16 |
|
Bornaya |
H3BO3 |
7,1∙10 −10 (K 1) |
9,15 |
|
Flint |
H2SiO3 |
1,3∙10 −10 |
9,9 |
|
Svovelholdig |
H2SO3 |
1,4∙10 −2 |
1,85 |
|
Hydrogensulfid |
H2S |
1,0∙10 −7 |
6,99 |
|
Kull |
H2CO3 |
4,5∙10 −7 |
6,35 |
|
Ortofosforisk |
H3PO4 |
7,1∙10 −3 5,0∙10 −13
|
2,15 12,0 |
|
Hydrogencyanid |
HCN |
5,0∙10 −10 |
9,3 |
Tegne likninger for ionebytterreaksjoner.
I elektrolyttløsninger bestemmes reaksjonsretningen av følgende regel: ioniske reaksjoner fortsetter mot dannelsen av dårlig løselige stoffer, gasser, svake elektrolytter og komplekse ioner. Denne regelen er lett forklart, fordi Som et resultat av disse reaksjonene fjernes ett eller flere ioner fra reaksjonssfæren, noe som i henhold til La Chateliers prinsipp fører til en mer fullstendig kjemisk reaksjon.
I slike tilfeller anbefales det å skrive reaksjonsligninger i molekylær-ionisk form (molekylær ligning, forkortet ionisk ligning), som lar deg bedre forstå essensen av prosessen. I molekylære ioniske ligninger skrives løselige, sterke elektrolytter i form av ioner, og svake elektrolytter og svakt løselige stoffer skrives i form av molekyler.
Interaksjon av sterke elektrolytter med dannelse av sediment:
Ba 2+ + 2Cl +2H + + SO 4 2 = BaSO 4 + 2H + + 2Cl (fullstendig ionisk ligning)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (forkortet ionisk ligning)
2) Samspillet mellom to sterke elektrolytter for å danne en svak elektrolytt.
KCN + HCl = KCl + HCN
K + + CN + H + + Cl = K + + Cl + HCN
CN + H + = HCN
3) Interaksjon av en svak elektrolytt med en sterk:
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 +
Interaksjon av sediment med syre:
CaCO 3 + 2H + + 2Cl = Ca 2+ + 2Cl + H 2 O + CO 2
CaCO 3 + 2H + = Ca 2+ + H 2 O + CO 2
Eksperimentell del.
Forsøk 1. Ionebytterreaksjoner med dannelse av nedbør.
Hell 5-6 dråper natriumfosfat i tre reagensglass og tilsett 5-6 dråper koboltnitrat i det første reagensrøret, 5-6 dråper nikkelsulfat i det andre reagensrøret, 5-6 dråper kobbersulfat i det tredje. prøverør. Skriv reaksjonsligninger i molekylær og ionisk form.
Hell 5-6 dråper kaliumdikromat i to reagensrør, tilsett 5-6 dråper bariumklorid i det første og 5-6 dråper vismutnitrat i det andre. Skriv reaksjonsligningene i molekyl- og ionform.
Basert på den ioniske ligningen, lag en molekylær ligning og utfør eksperimentet:
Pb 2+ + 2I ─ = PbI 2
3Ca 2+ + 2PO 4 3– = Ca 3 (PO 4) 2
Basert på tilgjengelige reagenser, oppnå utfellinger av kobber, kobolt og nikkelhydroksider. Skriv reaksjonsligningene i molekyl- og ionform.
Forsøk 2. Ionebytterreaksjoner med dannelse av en svak elektrolytt.
Plasser noen natriumacetatkrystaller i et reagensrør og tilsett fortynnet svovelsyre. Skriv reaksjonslikningene i molekyl og ion
Hell noen dråper ammoniumklorid i reagensrøret og tilsett kaliumhydroksid, identifiser gassen som frigjøres ved lukt (hvis det ikke er lukt, kan reagensrøret varmes opp litt). Skriv reaksjonsligningen på molekylær og ionisk form.
Eksperiment 3. Skift av ionisk likevekt.
Hell 6-8 dråper ammoniumhydroksid i to reagensglass, tilsett 2 dråper fenolftalein. Tilsett deretter 1 slikkepott ammoniumklorid i et av reagensglassene og merk endringen i fargeintensitet. Forklar hvordan likevekten i en løsning skifter når ammoniumklorid tilsettes.
Hell 6-8 dråper eddiksyre i to reagensglass, tilsett 2 dråper metyloransje, tilsett 1 spatel natriumacetat i ett av reagensglassene. Sammenlign fargeintensiteten i reagensglassene. Legg merke til hvordan likevekten i løsningen skifter når salt tilsettes.
Eksperiment 4. Avhengighet av sekvensiell utfelling av dårlig løselige stoffer avhengig av deres løselighetsprodukt.
I det ene reagensrøret vil du få et bunnfall av blysulfat, i det andre et bunnfall av blydikromat. Legg merke til fargen på bunnfallene som dannes. Tilsett noen dråper kaliumdikromat og natriumsulfat i det tredje reagensglasset, bland løsningen og tilsett 2 dråper blynitrat. Bestem hvilket stoff som utfelles først. Basert på produktet av løseligheten til disse saltene, forklar rekkefølgen av deres utfelling.
Elektrolytter og ikke-elektrolytter
Det er kjent fra fysikktimer at løsninger av noen stoffer er i stand til å lede elektrisk strøm, mens andre ikke er det.
Stoffer hvis løsninger leder elektrisk strøm kalles elektrolytter.
Stoffer hvis løsninger ikke leder elektrisk strøm kalles ikke-elektrolytter. For eksempel leder løsninger av sukker, alkohol, glukose og noen andre stoffer ikke elektrisitet.
Elektrolytisk dissosiasjon og assosiasjon
Hvorfor leder elektrolyttløsninger elektrisk strøm?
Den svenske forskeren S. Arrhenius, som studerte den elektriske ledningsevnen til forskjellige stoffer, kom i 1877 til den konklusjon at årsaken til elektrisk ledningsevne er tilstedeværelsen i løsningen ioner, som dannes når en elektrolytt løses i vann.
Prosessen med å bryte ned elektrolytten til ioner kalles elektrolytisk dissosiasjon.
S. Arrhenius, som holdt seg til den fysiske teorien om løsninger, tok ikke hensyn til interaksjonen mellom elektrolytten og vann og mente at det var frie ioner i løsninger. I motsetning til dette, brukte russiske kjemikere I.A. Kablukov og V.A. Kistyakovskij den kjemiske teorien til D.I. Mendeleev for å forklare elektrolytisk dissosiasjon og beviste at når en elektrolytt oppløses, oppstår det en kjemisk interaksjon av det oppløste stoffet med vann, og deretter. de dissosieres til ioner. De trodde at løsninger ikke inneholdt frie, ikke "nakne" ioner, men hydratiserte, det vil si "kledd i et lag" av vannmolekyler.
Vannmolekyler er dipoler(to poler), siden hydrogenatomene er plassert i en vinkel på 104,5°, på grunn av hvilken molekylet har en vinkelform. Vannmolekylet er vist skjematisk nedenfor.
Som regel dissosierer stoffer lettest med ionisk binding og følgelig med et ionisk krystallgitter, siden de allerede består av ferdige ioner. Når de løses opp, er vanndipolene orientert med motsatt ladede ender rundt de positive og negative ionene til elektrolytten.
Gjensidige tiltrekningskrefter oppstår mellom elektrolyttioner og vanndipoler. Som et resultat svekkes bindingen mellom ionene, og ionene beveger seg fra krystallen til løsningen. Det er åpenbart at sekvensen av prosesser som skjer under dissosiasjonen av stoffer med ioniske bindinger (salter og alkalier) vil være som følger:
1) orientering av vannmolekyler (dipoler) nær ionene til krystallen;
2) hydrering (interaksjon) av vannmolekyler med ioner av overflatelaget til krystallen;
3) dissosiasjon (forfall) av elektrolyttkrystallen til hydratiserte ioner.
Forenklede prosesser kan reflekteres ved å bruke følgende ligning:
Elektrolytter hvis molekyler har en kovalent binding (for eksempel molekyler av hydrogenklorid HCl, se nedenfor) dissosieres på samme måte; bare i dette tilfellet, under påvirkning av vanndipoler, skjer transformasjonen av en kovalent polar binding til en ionisk; Sekvensen av prosesser som skjer i dette tilfellet vil være som følger:
1) orientering av vannmolekyler rundt polene til elektrolyttmolekyler;
2) hydrering (interaksjon) av vannmolekyler med elektrolyttmolekyler;
3) ionisering av elektrolyttmolekyler (konvertering av en kovalent polar binding til en ionisk);
4) dissosiasjon (forfall) av elektrolyttmolekyler til hydratiserte ioner.
På en forenklet måte kan prosessen med dissosiasjon av saltsyre reflekteres ved å bruke følgende ligning:
Det bør tas i betraktning at i elektrolyttløsninger kan kaotisk bevegelige hydratiserte ioner kollidere og rekombinere med hverandre. Denne omvendte prosessen kalles assosiasjon. Assosiasjon i løsninger skjer parallelt med dissosiasjon, derfor settes reversibilitetstegnet i reaksjonsligningene.
Egenskapene til hydratiserte ioner er forskjellige fra de til ikke-hydratiserte ioner. For eksempel er det uhydratiserte kobberionet Cu 2+ hvitt i vannfrie krystaller av kobber(II)sulfat og har en blå farge når det er hydratisert, dvs. assosiert med vannmolekyler Cu 2+ nH 2 O. Hydraterte ioner har både konstant og variabelt antall av vannmolekyler.
Grad av elektrolytisk dissosiasjon
I elektrolyttløsninger, sammen med ioner, er det også molekyler. Derfor er elektrolyttløsninger karakterisert grad av dissosiasjon, som er betegnet med den greske bokstaven a ("alfa").
Dette er forholdet mellom antall partikler brutt opp til ioner (N g) og det totale antallet oppløste partikler (N p).
Graden av elektrolyttdissosiasjon bestemmes eksperimentelt og uttrykkes i fraksjoner eller prosenter. Hvis a = 0, er det ingen dissosiasjon, og hvis a = 1, eller 100%, desintegrerer elektrolytten fullstendig til ioner. Ulike elektrolytter har forskjellige grader av dissosiasjon, dvs. graden av dissosiasjon avhenger av elektrolyttens natur. Det avhenger også av konsentrasjonen: ettersom løsningen fortynnes, øker graden av dissosiasjon.
I henhold til graden av elektrolytisk dissosiasjon er elektrolytter delt inn i sterke og svake.
Sterke elektrolytter- Dette er elektrolytter som, når de er oppløst i vann, nesten fullstendig dissosieres til ioner. For slike elektrolytter har graden av dissosiasjon en tendens til enhet.
Sterke elektrolytter inkluderer:
1) alle løselige salter;
2) sterke syrer, for eksempel: H2SO4, HCl, HNO3;
3) alle alkalier, for eksempel: NaOH, KOH.
Svake elektrolytter- Dette er elektrolytter som, når de er oppløst i vann, nesten ikke dissosieres til ioner. For slike elektrolytter har dissosiasjonsgraden en tendens til null.
Svake elektrolytter inkluderer:
1) svake syrer - H2S, H2CO3, HNO2;
2) vandig løsning av ammoniakk NH3H20;
4) noen salter.
Dissosiasjonskonstant
I løsninger av svake elektrolytter, på grunn av deres ufullstendige dissosiasjon, dynamisk likevekt mellom udissosierte molekyler og ioner. For eksempel for eddiksyre:
Du kan bruke loven om massehandling på denne likevekten og skrive ned uttrykket for likevektskonstanten:
Likevektskonstanten som karakteriserer prosessen med dissosiasjon av en svak elektrolytt kalles dissosiasjonskonstant.
Dissosiasjonskonstanten karakteriserer evnen til en elektrolytt (syre, base, vann) dissosiere til ioner. Jo større konstanten er, jo lettere brytes elektrolytten ned til ioner, derfor desto sterkere er den. Verdiene av dissosiasjonskonstanter for svake elektrolytter er gitt i oppslagsverk.
Grunnleggende prinsipper for teorien om elektrolytisk dissosiasjon
1. Når de er oppløst i vann, dissosieres (brytes opp) elektrolytter til positive og negative ioner.
Ioner er en av eksistensformene til et kjemisk element. For eksempel samhandler natriummetallatomer Na 0 kraftig med vann og danner alkali (NaOH) og hydrogen H 2, mens natriumioner Na + ikke danner slike produkter. Klor Cl 2 har en gulgrønn farge og en skarp lukt, og er giftig, mens klorioner Cl er fargeløse, ikke-giftige og luktfrie.
Ioner- dette er positivt eller negativt ladede partikler som atomer eller grupper av atomer av ett eller flere kjemiske elementer omdannes til som følge av donasjon eller tilsetning av elektroner.
I løsninger beveger ioner seg tilfeldig i forskjellige retninger.
I henhold til deres sammensetning er ioner delt inn i enkel- Cl-, Na+ og kompleks- NH 4 + , SO 2 - .
2. Årsaken til dissosiasjonen av en elektrolytt i vandige løsninger er dens hydrering, dvs. interaksjonen av elektrolytten med vannmolekyler og brudd på den kjemiske bindingen i den.
Som et resultat av denne interaksjonen dannes det hydratiserte ioner, det vil si assosiert med vannmolekyler. Følgelig, i henhold til tilstedeværelsen av et vannskall, er ioner delt inn i hydrert(i løsninger og krystallinske hydrater) og uhydrert(i vannfrie salter).
3. Under påvirkning av en elektrisk strøm beveger positivt ladede ioner seg til den negative polen til strømkilden - katoden og kalles derfor kationer, og negativt ladede ioner beveger seg til den positive polen til strømkilden - anoden og kalles derfor anioner .
Følgelig er det en annen klassifisering av ioner - i henhold til tegnet på deres anklage.
Summen av ladningene til kationer (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) er lik summen av ladningene til anioner (Cl -, OH -, SO 4 2-), som et resultat av at elektrolyttløsninger (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) forblir elektrisk nøytrale.
4. Elektrolytisk dissosiasjon er en reversibel prosess for svake elektrolytter.
Sammen med dissosiasjonsprosessen (dekomponering av elektrolytten til ioner), skjer også den omvendte prosessen - assosiasjon(kombinasjon av ioner). Derfor, i ligningene for elektrolytisk dissosiasjon, i stedet for likhetstegnet, brukes reversibilitetstegnet, for eksempel:
5. Ikke alle elektrolytter dissosieres til ioner i samme grad.
Avhenger av elektrolyttens natur og dens konsentrasjon. De kjemiske egenskapene til elektrolyttløsninger bestemmes av egenskapene til ionene som de danner under dissosiasjon.
Egenskapene til svake elektrolyttløsninger bestemmes av molekylene og ionene som dannes under dissosiasjonsprosessen, som er i dynamisk likevekt med hverandre.
Lukten av eddiksyre skyldes tilstedeværelsen av CH 3 COOH-molekyler, den sure smaken og fargeendring av indikatorer er assosiert med tilstedeværelsen av H + -ioner i løsningen.
Egenskapene til løsninger av sterke elektrolytter bestemmes av egenskapene til ionene som dannes under deres dissosiasjon.
For eksempel skyldes de generelle egenskapene til syrer, som sur smak, endringer i fargen på indikatorer, etc., tilstedeværelsen av hydrogenkationer (mer presist, oksoniumioner H 3 O +) i løsningene deres. De generelle egenskapene til alkalier, slik som såpe å ta på, endringer i fargen på indikatorer, etc., er assosiert med tilstedeværelsen av hydroksidioner OH - i deres løsninger, og egenskapene til salter er assosiert med deres nedbrytning i løsning til metall (eller ammonium) kationer og anioner av sure rester.
I følge teorien om elektrolytisk dissosiasjon alle reaksjoner i vandige løsninger av elektrolytter er reaksjoner mellom ioner. Dette står for den høye hastigheten til mange kjemiske reaksjoner i elektrolyttløsninger.
Reaksjoner som oppstår mellom ioner kalles ioniske reaksjoner, og ligningene for disse reaksjonene er ioniske ligninger.
Ionebytterreaksjoner i vandige løsninger kan forekomme:
1. Irreversibel, å ende.
2. Vendbar det vil si å strømme samtidig i to motsatte retninger. Utvekslingsreaksjoner mellom sterke elektrolytter i løsninger fortsetter til fullføring eller er praktisk talt irreversible når ionene kombineres med hverandre for å danne stoffer:
a) uløselig;
b) lavt dissosierende (svake elektrolytter);
c) gassformig.
Her er noen eksempler på molekylære og forkortede ioniske ligninger:
Reaksjonen er irreversibel, fordi et av produktene er et uløselig stoff.
Nøytraliseringsreaksjonen er irreversibel, fordi det dannes et lavdissosierende stoff - vann.
Reaksjonen er irreversibel, fordi det dannes CO 2 -gass og et lavdissosierende stoff - vann.
Hvis det blant utgangsstoffene og blant reaksjonsproduktene er svake elektrolytter eller dårlig løselige stoffer, er slike reaksjoner reversible, det vil si at de ikke fullføres.
Ved reversible reaksjoner skifter likevekten mot dannelsen av de minst løselige eller minst dissosierte stoffene.
For eksempel:
Likevekten skifter mot dannelsen av en svakere elektrolytt - H 2 O. En slik reaksjon vil imidlertid ikke fortsette til fullførelse: udissosierte molekyler av eddiksyre og hydroksidioner forblir i løsningen.
Hvis utgangsstoffene er sterke elektrolytter, som ved interaksjon ikke danner uløselige eller svakt dissosierende stoffer eller gasser, oppstår ikke slike reaksjoner: når løsningene blandes, dannes en blanding av ioner.
Referansemateriale for å ta testen:
Mendeleev bord
Løselighetstabell
Målet med arbeidet. Tilegne seg ferdigheter i å tegne molekylære og ioniske ligninger for reaksjoner som skjer i elektrolyttløsninger. Lær å bestemme retningen til ioniske reaksjoner.
Når noen stoffer løses opp i vann (eller andre polare løsningsmidler), under påvirkning av løsemiddelmolekyler, desintegrerer molekylene til stoffet til ioner. Som et resultat av denne prosessen inneholder løsningen ikke bare løsemiddel- og oppløste molekyler, men også de resulterende ionene. Løsninger av stoffer som, når de er oppløst i vann eller andre polare løsningsmidler, går i oppløsning til ioner, kalles elektrolytter.
Prosessen med desintegrering av molekyler av et oppløst stoff (elektrolytt) til ioner under påvirkning av polare løsningsmiddelmolekyler kalles elektrolytisk dissosiasjon.
Elektrolyttløsninger har ionisk elektrisk ledningsevne (ioner deltar i overføringen av elektriske ladninger) og er ledere av den andre typen.
Et kvantitativt kjennetegn ved prosessen med dekomponering av et oppløst stoff til ioner er graden av elektrolytisk dissosiasjon - α. Graden av dissosiasjon er forholdet mellom antall molekyler av et oppløst stoff som har brutt opp til ioner i en løsning (n) og det totale antallet oppløste molekyler (N):
Graden av elektrolytisk dissosiasjon bestemmes eksperimentelt og uttrykkes enten i brøkdeler av en enhet eller i prosent. Graden av elektrolyttdissosiasjon avhenger av elektrolyttens natur, konsentrasjon og temperatur.
I henhold til graden av dissosiasjon av elektrolytten i en løsning med molar kon-
ekvivalent konsentrasjon lik 0,1 mol/l (0,1 N), løsninger er betinget
De er delt inn i tre grupper: sterke, svake og middels elektrolytter. Hvis i
0,1 n. i en elektrolyttløsning α > 0,3 (30 \%) regnes elektrolytten som en sterk elektrolytt, α ≤ 0,03 (3 \%) regnes som en svak elektrolytt. Elektrolytter med mellomverdier for grad av dissosiasjon regnes som gjennomsnittlige.
Sterke elektrolytter, hvis løsningsmidlet er vann, er det
– syrer: HNO3, H2SO4, HCNS, HCl, HClO3, HClO4, HBr, HBrO3, HBrO4, HI, HIO3 HMnO4, H2SeO4, HReO4, HTcO4; samt syrer Н2СrO4, H4P2O7, H2S2O6, som er sterke i det første trinnet av dissosiasjon, dvs. når det første H+-ionet fjernes;
– baser: hydroksyder av alkali (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) og jordalkalimetaller (Ca, Sr, Ba, Ra): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2 Ba(OH)2, Sr(OH)2; Ra(OH)2; så vel som TlOH;
– de fleste salter. Unntak: Fe(SCN)3, Mg(CN)2, HgCl2, Hg(CN)2.
Svake elektrolytter inkluderer:
– syrer: H2CO3, HClO, H2S, H3BO3, HCN, H2SO3, H2SiO3, CH3COOH, HCOOH, H2C2O4 osv. (vedlegg, tabell 2);
– baser (p- og d-elementer): Be(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2; ammoniumhydroksid NH4OH, samt organiske baser – aminer (CH3NH2) og amfolytter (H3N+CH2COOˉ).
Vann er en veldig svak elektrolytt (H2O) α = 2·10-9, dvs.
Vannmolekyler kan også brytes ned til ioner på grunn av samspillet mellom molekyler med hverandre.
Sterke elektrolytter er stoffer som, når de er oppløst i vann, desintegrerer fullstendig til ioner, dvs. dissosieres nesten fullstendig. Etter at bindingen mellom ionene i elektrolyttmolekylet er brutt under påvirkning av vannmolekyler, omgir de resulterende ionene seg med vannmolekyler og er derfor i en hydratisert tilstand i løsning. Tatt i betraktning hydreringen av ioner, kan den elektrolytiske dissosiasjonsligningen skrives som følger:
|
|
Dissosiasjonsligningen for en sterk elektrolytt er skrevet på en forenklet måte,
For eksempel:
NaCl → Na+ + Clˉ;
HNO3 -> H+ + NO3°;
Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OHˉ
Svake elektrolytter inkluderer stoffer som, når de er oppløst i vann, delvis dissosieres til ioner. En likevekt etableres mellom ioner, hvis konsentrasjon i løsningen er lav, og faktisk eksisterende udissosierte molekyler:
CH3COOH ⇄ CH3COOˉ + H+; H2O ⇄ H+ + OHˉ.
Denne notasjonen betyr at to ting skjer samtidig i løsningen.
prosess: nedbrytning av molekyler til ioner og dannelse av molekyler fra ioner. Likevekt i løsninger av svake elektrolytter forskyves mot de opprinnelige produktene, derfor eksisterer svake elektrolytter i løsning hovedsakelig i form av molekyler.
De kjemiske egenskapene til elektrolyttløsninger avhenger av egenskapene til ionene og molekylene som er tilstede i løsningen. Reaksjonsretningen mellom ioner og molekyler i elektrolyttløsninger bestemmes av muligheten for dannelse av dårlig løselige stoffer eller svake elektrolytter. Hvis reaksjonen ikke resulterer i dannelsen av et lite løselig stoff eller en svak elektrolytt, kan en slik reaksjon ikke fortsette. For eksempel, når man slår sammen løsninger av natriumnitrat og kaliumklorid, skjer ikke reaksjonen, siden utvekslingsreaksjonen ikke kan danne noe dårlig løselig stoff eller svak elektrolytt fra ionene i løsningen. Disse saltene er sterke elektrolytter og er svært løselige i vann, så løsningen vil inneholde
denne blandingen av ioner:
Na+ + NO3ˉ + K+ + Clˉ,
som de opprinnelige stoffene bestod av. Derfor er det i dette tilfellet umulig å skrive den molekylære ligningen for utvekslingsreaksjonen
NaNO3 + KCl ≠ KNO3 + NaCl.
Reaksjonen som skjer i løsning kan representeres som:
Molekylær reaksjonsligning;
Ion-molekylær ligning (full eller forkortet).
En reaksjonsligning som bare inneholder formlene til ikke-dissosierte stoffer kalles en molekylær ligning. Den molekylære formen til ligningen viser hvilke stoffer og i hvilke mengder som er involvert i reaksjonen. Den lar deg gjøre de nødvendige beregningene knyttet til denne reaksjonen. En ligning som inneholder formlene for udissosierte svake elektrolytter og ioner av sterke elektrolytter kalles en komplett ionisk eller ion-molekylær reaksjonsligning.
Ved å redusere de samme produktene på venstre og høyre side av den ionisk-molekylære reaksjonsligningen, får vi en forkortet eller kort ionisk reaksjonsligning. En ionisk ligning som ikke inneholder identiske stoffer (ioner eller molekyler) på venstre og høyre side av reaksjonen kalles en forkortet eller kort ionisk likning av reaksjonen. Denne ligningen gjenspeiler essensen av reaksjonen som finner sted.
Når du skriver ioniske reaksjonsligninger, må du huske:
1) sterke elektrolytter skal skrives i form av separate komponenter
deres bestanddeler ioner;
2) svake elektrolytter og dårlig løselige stoffer bør skrives ned
hell i form av molekyler.
Som et eksempel, vurder samspillet mellom brus og syre. I den molekylære ligningen for en reaksjon er utgangsmaterialene og reaksjonsproduktene skrevet i form av molekyler:
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O.
Tatt i betraktning at i en vandig løsning, elektrolyttmolekyler
com brytes ned til ioner, den komplette ioniske ligningen for denne reaksjonen har formen
CO2–I den ioniske ligningen skrives svake elektrolytter, gasser og dårlig løselige stoffer som molekyler. ↓-tegnet ved formelen til et stoff betyr at dette stoffet fjernes fra reaksjonssfæren i formen
bunnfall, og tegnet indikerer at stoffet fjernes fra reaksjonssfæren i form av en gass.
Stoffer hvis molekyler fullstendig dissosieres til ioner (sterke elektrolytter) skrives som ioner. Summen av de elektriske ladningene på venstre side av ligningen må være lik summen av de elektriske ladningene på høyre side.
Når man skriver ioniske ligninger, bør man være veiledet av tabellen over løselighet av syrer, baser og salter i vann, dvs. sørg for å sjekke løseligheten til reagenser og produkter, og noter dette i ligningene, samt tabellen over dissosiasjonskonstanter av svake elektrolytter (vedlegg, tabell. 1 og 2). La oss se på eksempler på å skrive noen ione-molekylære ligninger.
Eksempel 1. Dannelse av dårlig og dårlig løselige forbindelser (bunnfall).
a) Dannelse av bariumsulfat
Molekylær ligning for reaksjonen:
BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaCl.
Komplett ionisk (ionisk-molekylær) reaksjonsligning:
Ba2+ + 2Clˉ + 2Na+ + SO4 ˉ = BaSO4↓ + 2Na
CO2–CO2 + H2O (forkortet ionisk ligning).
Eksempel 3. Dannelse av en svak elektrolytt.
2Na+ + 2OH– +2H+ + SO 2–(full ionisk ligning)
2OH– + 2H+ = 2H2O (forkortet ionisk ligning).
Reaksjonen av nøytralisering av en sterk syre med en sterk base reduseres til interaksjonen av hydrogenioner med hydroksydioner;
b) svak syre:
2NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4 (molekylligning)
NH+(full ionisk ligning)
NH4OH (kort ionisk ligning).
Sterke baser fortrenger svake baser fra deres salter.
Eksempel 4. Når det blant utgangsforbindelsene og reaksjonsproduktene er en svak elektrolytt eller et lite løselig stoff, bruker ligningen -
Det er et balansetegn "⇄". Likevekten i reaksjonen skifter mot en svakere elektrolytt eller svakt løselig substans, noe som er indikert
ikon (↷)..
a) CH3COOH + NaOH ⇄ CH3COONa + H2O
CH3COOH + OHˉ ⇄ CH3COOˉ + H2O (↷).
Som et resultat av reaksjonen dannes en svakere elektrolytt - vann. Lik-
Dette skifter mot en direkte reaksjon.
b) CaSO4↓ + Na2CO3 ⇄ CaCO3↓ + Na2SO4;
|
|
⇄ CaCO3↓ + 2 Na+
Som et resultat av reaksjonen dannes et mindre løselig salt - kalsiumkarbonat.
sjon. Likevekten skifter mot foroverreaksjonen.
Eksempel 5. Skriv tre mulige molekylære ligninger for reaksjonen,
tilsvarende den forkortede ioniske ligningen: CH3COO– + H+ = CH3COOH.
Løsning. Venstre side av den ioniske ligningen viser de frie ionene CH3COO– og H+. Disse ionene dannes under dissosiasjonen av eventuelle løselige sterke elektrolytter. CH3COO– ioner kan dannes under dissosiasjonen av for eksempel saltene KCH3COO, NaCH3COO, Mg (CH3COO)2; givere
ny H+ kan være hvilken som helst sterk syre. Molekylære reaksjonsligninger,
som denne molekylær-ioniske ligningen tilsvarer kan være:
1. KCH3COO + HCl = CH3COOH + KCl;
2. NaCH3COO + HNO3 = CH3COOH + NaN03;
3. Mg(CH3COO)2 + H2SO4 = 2 CH3COOH + MgSO4.
Sikkerhetstiltak
1. Vær spesielt forsiktig når du arbeider med løsninger av syrer og alkalier, ikke la dem komme i kontakt med hud og klær.
2. Hvis et giftig gassformig produkt frigjøres under forsøket, sørg for å gjennomføre forsøket i et avtrekksskap med ventilasjon i gang.
3. Vær forsiktig når du arbeider med giftige salter og deres løsninger (bariumsalter, krom, kobber, etc.).
Elektrolytisk dissosiasjon er prosessen med dekomponering av elektrolyttmolekyler til ioner under påvirkning av polare løsningsmiddelmolekyler.
Elektrolytter– dette er stoffer hvis smelter eller vandige løsninger leder elektrisk strøm. Disse inkluderer løsninger av syrer, smelter og løsninger av alkalier og salter. Ikke-elektrolytter– Dette er stoffer som ikke leder elektrisk strøm. Disse inkluderer mange organiske stoffer.
Elektrolytter som nesten fullstendig dissosieres til ioner kalles sterk; elektrolytter som delvis dissosieres til ioner kalles svak. For å kvantifisere fullstendigheten av dissosiasjon ble konseptet om graden av dissosiasjon introdusert. Grad av dissosiasjon elektrolytt er forholdet mellom antall molekyler som har brutt opp til ioner og det totale antallet molekyler i løsningen.
Typisk graden av dissosiasjon ( α ) uttrykkes i brøkdeler av en enhet eller %:
Hvor n- antall partikler utsatt for elektrolytisk dissosiasjon;
n 0 – det totale antallet partikler i løsningen.
Sterke elektrolytter – nesten alle salter, løselige baser ( NaOH, KOH, Ba(ÅH) 2 etc.), uorganiske syrer ( H 2 SÅ 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HI og så videre) .
Svake elektrolytter– uløselige baser og N.H. 4 ÅH, uorganiske syrer ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 P.O. 4 etc.), organiske syrer og vann H 2 O.
Sterke elektrolytter dissosieres til ioner nesten fullstendig (dvs. dissosiasjonsprosessen er irreversibel) og i ett trinn:
HCl = H + +Cl – H 2 SÅ 4 = 2H + + SÅ 4 2–
Svake elektrolytter dissosieres delvis (dvs. dissosiasjonsprosessen er reversibel) og trinnvis . For eksempel, for polybasiske syrer, abstraheres ett hydrogenion på hvert trinn:
1. H 2 SÅ 3 ⇄ H + +HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + SÅ 3 2-
Dermed bestemmes antall stadier av polysyresyrer av syrens basicitet (antall hydrogenioner), og antall stadier av polysyrebaser vil bli bestemt av surheten til basen (eller antall hydroksylgrupper) : N.H. 4
ÅH
⇄
N.H. 4
+
+
ÅH –
.
Prosessen med elektrolytisk dissosiasjon ender med etableringen av en tilstand av kjemisk likevekt i systemet, som er preget av likevektskonstanten: 
Likevektskonstanten til den elektrolytiske dissosiasjonsprosessen kalles dissosiasjonskonstanten - TIL D. Dissosiasjonskonstanten avhenger av elektrolyttens natur, løsningsmidlets natur og temperatur, men avhenger ikke av elektrolyttens konsentrasjon.
Mellom TIL D Og α det er en kvantitativ sammenheng:
(13)
Forholdet (13) kalles Ostwalds fortynningslov: graden av dissosiasjon av en svak elektrolytt øker med fortynning av løsningen.
For svake elektrolytter, når α 1, TIL D = α 2 MED.
Vann er en svak elektrolytt, så det dissosieres reversibelt:
H 2 O ⇄ H + + ÅH – ∆ H= +56,5 kJ/mol
Vanndissosiasjonskonstant: 
Graden av dissosiasjon av vann er veldig liten (det er en veldig svak elektrolytt). Siden vann er tilstede i stort overskudd, kan konsentrasjonen betraktes som konstant og er 
, Deretter
TIL D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ ÅH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14
[ H + ]∙[ ÅH - ] = 10 -14 = K W– ionisk produkt av vann
Siden konsentrasjonene av hydrogenkationer og hydroksidioner i vann er like, så: [
H +
]
= [
ÅH -
]
=
.
Oppløsning av andre stoffer (syrer, baser, salter) i vann endrer konsentrasjonen av ioner N + eller HAN – , og deres produkt forblir alltid konstant og lik 10 -14 ved T = 25 0 C. Ionekonsentrasjon N + kan tjene som et mål på surheten eller alkaliteten til en løsning. Vanligvis brukes hydrogenindeksen til dette formålet: pH = - lg[ H + ]. Dermed, PH verdi er desimallogaritmen for konsentrasjonen av hydrogenioner, tatt med motsatt fortegn.
Avhengig av konsentrasjonen av hydrogenioner, skilles tre miljøer ut.
I nøytral miljø [ H + ] = [ ÅH - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Dette miljøet er typisk for både rent vann og nøytrale løsninger. I sur løsninger [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . I sure miljøer pH varierer innen 0 < рН < 7 . I alkalisk miljøer [ H + ] < [ОН – ] Og [ H + ] < 10 -7 mol/l, derfor, pH > 7. pH-endringsgrenser: 7 < рН < 14 .
Ionebytterreaksjoner (RIO)- dette er reaksjoner mellom ioner som oppstår i vandige løsninger av elektrolytter. Et særtrekk ved utvekslingsreaksjoner: elementene som utgjør de reagerende stoffene, endrer ikke oksidasjonstilstanden. Ionebytterreaksjoner er irreversible reaksjoner og forekommer gitt at: 1) dannelse av et lite løselig stoff, 2) frigjøring av et gassformet stoff, 3) dannelse av en svak elektrolytt.
Under RIO blir motsatt ladede ioner bundet og fjernet fra reaksjonssfæren. Essensen av ionebytterreaksjoner uttrykkes ved hjelp av ioniske ligninger, som, i motsetning til molekylære, viser de sanne deltakerne i reaksjonen. Når man setter sammen ioniske ligninger bør man styres av at lett dissosierende, lett løselige (utfellende) og gassformige stoffer skrives i molekylform. Sterke løselige elektrolytter skrives som ioner. Derfor, når du skriver ioniske ligninger, er det nødvendig å bruke tabellen over løselighet av salter og baser i vann.
Hydrolyse- dette er prosessen med interaksjon av saltioner med vannmolekyler, som fører til dannelse av lavdissosierende forbindelser; er et spesielt tilfelle av ionebytterreaksjoner. Salter dannet av:
svak syre og sterk base ( NaCH 3 COO, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );
svak base og sterk syre ( N.H. 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);
svak base og svak syre ( N.H. 4 CN, N.H. 4 CH 3 COO).
Salter dannet av en sterk syre og en sterk base gjennomgår ikke hydrolyse: Na 2 SÅ 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ etc.
Hydrolyse av salter øker ionekonsentrasjonene N + eller HAN – . Dette fører til et skifte i den ioniske likevekten til vann og, avhengig av saltets natur, gir løsningen et surt eller alkalisk miljø (se eksempler på problemløsning).
LEKSJON 9 10. klasse(første studieår)
Teori om elektrolytisk dissosiasjon. Ionebytterreaksjoner Plan
1. Elektrolytter og ikke-elektrolytter.
2. Theory of electrolytic dissociation (ED) av S.A. Arrhenius.
3. Mekanismen for elektrolytisk dissosiasjon av elektrolytter med ioniske og kovalente polare bindinger.
4. Grad av dissosiasjon.
5. Syrer, baser, amfotere hydroksyder, salter fra TEDs synspunkt.
6. Elektrolyttenes betydning for levende organismer.
7. Dissosiasjon av vann. Ionisk produkt av vann. Hydrogen indikator. Medier av vandige løsninger av elektrolytter. Indikatorer.
8. Ionebytterreaksjoner og betingelser for deres forekomst.
Basert på deres evne til å lede elektrisk strøm i en vandig løsning eller smelte, kan alle stoffer deles inn i elektrolytter og ikke-elektrolytter.
Elektrolytter– dette er stoffer hvis løsninger eller smelter leder elektrisk strøm; Elektrolytter (syrer, salter, alkalier) inneholder ioniske eller polare kovalente bindinger.
Ikke-elektrolytter– dette er stoffer hvis løsninger eller smelter ikke leder elektrisk strøm; i molekyler av ikke-elektrolytter (organiske stoffer, gasser, vann) er bindingene kovalente ikke-polare eller lavpolare.
For å forklare den elektriske ledningsevnen til løsninger og smelter av elektrolytter, opprettet Arrhenius i 1887 teori om elektrolytisk dissosiasjon, hvis hovedbestemmelser er som følger.
1. Elektrolyttmolekyler i en løsning eller smelte gjennomgår dissosiasjon (brytes opp til ioner). Prosessen med nedbrytning av elektrolyttmolekyler til ioner i en løsning eller smelte kalles elektrolytisk dissosiasjon. Ioner– Dette er partikler som har en ladning. Positivt ladede ioner - kationer, negativt ladet – anioner. Egenskapene til ioner skiller seg fra egenskapene til de tilsvarende nøytrale atomene, noe som forklares av den forskjellige elektroniske strukturen til disse partiklene.
2. I en løsning eller smelte beveger ioner seg kaotisk. Men når en elektrisk strøm føres gjennom en løsning eller smelte, blir bevegelsene til ioner ordnet: kationer beveger seg mot katoden (negativt ladet elektrode), og anioner beveger seg mot anoden (positivt ladet elektrode).
3. Dissosiasjon er en reversibel prosess. Samtidig med dissosiasjon kommer assosiasjon– prosessen med dannelse av molekyler fra ioner.
4. Den totale summen av ladninger av kationer i en løsning eller smelte er lik den totale summen av ladninger av anioner og er motsatt i fortegn; løsningen som helhet er elektrisk nøytral.
Hovedårsaken til dissosiasjon i løsninger med et polart løsningsmiddel er solvatisering av ioner (i tilfelle av vandige løsninger, hydratisering). Dissosiasjon av ioniske forbindelser i en vandig løsning skjer fullstendig (KCl, LiNO 3, Ba(OH) 2, etc.). Elektrolytter med polare kovalente bindinger kan dissosiere delvis eller fullstendig avhengig av polariteten til bindingen (H 2 SO 4, HNO 3, HI, etc.). Hydrerte ioner dannes i en vandig løsning, men for å gjøre det enklere å skrive, skildrer ligningene ioner uten vannmolekyler:
Noen elektrolytter dissosieres helt, andre - delvis. For å karakterisere dissosiasjon introduseres begrepet grad av elektrolytisk dissosiasjon. Verdien viser forholdet mellom antall dissosierte molekyler n til antall oppløste molekyler N elektrolytt i løsning:
= n/N.
Graden av dissosiasjon øker når løsningen fortynnes og temperaturen på løsningen øker. Avhengig av graden av dissosiasjon deles elektrolytter inn i sterk, middels og svak. Sterke elektrolytter dissosieres nesten fullstendig i løsningen, deres dissosiasjonsgrad er mer enn 30 % og har en tendens til 100 %. Medium elektrolytter inkluderer elektrolytter hvis grad av dissosiasjon varierer fra 3 % til 30 %. Graden av dissosiasjon av svake elektrolytter er mindre enn 3%. Sterke elektrolytter inkluderer salter, sterke syrer og alkalier. De svake inkluderer svake syrer, uløselige baser, ammoniumhydroksid, vann.
Fra synspunktet til teorien om elektrolytisk dissosiasjon er det mulig å definere stoffer av forskjellige klasser.
Syrer– dette er elektrolytter som ved dissosiasjon danner hydrogenkationer og anioner av en syrerest. Antall dissosiasjonstrinn avhenger av basiteten til syren, for eksempel:
HCl H + + Cl – ,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 – 2H + + CO 3 2- .
Begrunnelse– dette er elektrolytter som dissosieres til metallkationer og hydroksygruppeanioner. Antall dissosiasjonstrinn avhenger av surheten til basen, for eksempel:
NaOH Na + + 2OH – ,
Ca(OH) 2 CaOH + + OH – Ca 2+ + 2OH – .
Amfotere hydroksyder– dette er svake elektrolytter som ved dissosiasjon danner både hydrogenkationer og hydroksygruppeanioner, for eksempel:
Zn(OH) 2 ZnOH + + OH – Zn 2+ + 2OH – ,
H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 – 2H + + ZnO 2 2– .
Middels salter– dette er elektrolytter som dissosieres til metallkationer og anioner av en syrerest, for eksempel:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2– .
Syre salter– dette er elektrolytter som dissosieres til metallkationer og komplekse anioner, som inkluderer hydrogenatomer og en syrerest, for eksempel:
NaНСО 3 Na + + НСО 3 – .
Grunnleggende salter– dette er elektrolytter som dissosieres til anioner av syreresten og komplekse kationer som består av metallatomer og hydroksygrupper, for eksempel:
Cu(OH)Cl CuOH + + Cl – .
Komplekse salter- Dette er elektrolytter som ved dissosiasjon danner komplekse komplekse ioner som er ganske stabile i vandige løsninger, for eksempel:
K 3 3K + + 3– .
Elektrolytter er en integrert del av væsker og vev til levende organismer. For det normale forløpet av fysiologiske og biokjemiske prosesser er kationer av natrium, kalium, kalsium, magnesium, hydrogen, kloranioner, sulfationer, bikarbonationer, hydroksidioner, etc. nødvendig. Konsentrasjonene av disse ionene i menneskekroppen er forskjellige . For eksempel er konsentrasjonene av natrium- og klorioner svært betydelige og etterfylles daglig. Konsentrasjonene av hydrogen og hydroksidioner er svært små, men spiller en stor rolle i livsprosesser, og bidrar til normal funksjon av enzymer, metabolisme, matfordøyelse, etc.
Dissosiasjon av vann.
PH verdi
Vann er en svak amfoterisk elektrolytt. Vanndissosiasjonsligningen har formen:
H 2 O H + + OH –
2H 2 O H 3 O + + OH – .
Konsentrasjonen av protoner og hydroksidioner i vann er den samme og er 10 –7 mol/l ved 25 °C.
Produktet av konsentrasjonene av hydrogenioner og hydroksydioner kalles ionisk produkt av vann og ved 25 °C er det 10 –14.
Miljøet til enhver vandig løsning kan karakteriseres ved konsentrasjonen av H + eller OH - ioner. Det er nøytrale, sure og alkaliske løsninger.
I et nøytralt løsningsmiljø:
10 –7 mol/l,
i en sur løsning:
> , dvs. > 10 –7 mol/l,
i en alkalisk løsning:
> , dvs. > 10 –7 mol/l.
For å karakterisere løsningsmiljøet er det praktisk å bruke pH-indikatoren (tabell 1, se s. 14). PH verdi er den negative desimallogaritmen til hydrogenionkonsentrasjonen:
pH = –log.