Reakcije jonske razmjene. Elektrolitička disocijacija

Elektrolitička disocijacija - Ovo je proces razgradnje molekula elektrolita u jone pod dejstvom polarnih molekula rastvarača.

ElektrolitiJesu li supstance čije rastopine ili vodene otopine provode električnu struju. Uključuju otopine kiselina, rastopine i otopine lužina i soli. Neelektroliti Jesu li supstance koje ne provode električnu struju. Tu spadaju mnoge organske supstance.

Nazvani su elektroliti koji se gotovo potpuno disociraju na jone jaka; nazivaju se elektroliti koji se djelomično disociraju na jone slaba.Za kvantitativnu procjenu potpunosti disocijacije uveden je koncept stepena disocijacije. Stupanj disocijacije elektrolit se naziva odnos broja molekula koji se razlažu na jone i ukupnog broja molekula u otopini.

Obično je stepen disocijacije ( α ) izraženi su u dijelovima jedinice ili%:

gde n - broj čestica podvrgnutih elektrolitskoj disocijaciji;

n 0 - ukupan broj čestica u otopini.

Jaki elektroliti - gotovo sve soli, rastvorljive baze ( NaOH, KOH, Ba(OH) 2 i drugi), anorganske kiseline ( H 2 TAKO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, Zdravo i itd.) .

Slabi elektroliti - nerastvorljive baze i NH 4 OH, anorganske kiseline ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 i drugi), organske kiseline i voda H 2 O.

Jaki elektroliti se disociraju na jone gotovo u potpunosti (tj. Proces disocijacije je nepovratan) i to u jednom koraku:

HCl \u003d H + + Kl – H 2 TAKO 4 \u003d 2H + + SO 4 2–

Slabi elektroliti disociraju djelomično (tj. Postupak disocijacije je reverzibilan) i postepeno . Na primjer, za višebazne kiseline, u svakoj fazi se apstrahira po jedan ion vodonika:

1.H 2 TAKO 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. Hso 3 - ⇄ H + + SO 3 2-

Dakle, broj stupnjeva poliakiselinskih kiselina određuje se bazičnošću kiseline (brojem vodonikovih iona), a broj stupnjeva poliokiselinskih baza određuje se kiselošću baze (ili brojem hidroksilnih skupina): NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH – . Proces elektrolitske disocijacije završava se uspostavljanjem stanja hemijske ravnoteže u sistemu, koje karakteriše konstanta ravnoteže:

Konstanta ravnoteže procesa elektrolitske disocijacije naziva se konstanta disocijacije - TO D ... Konstanta disocijacije ovisi o prirodi elektrolita, prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji elektrolita.

Između TO D i α postoji kvantitativni odnos:

(13)

Odnos (13) naziva se Ostwaldovim zakonom razrjeđenja: stupanj disocijacije slabog elektrolita raste s razrjeđivanjem otopine.

Za slabe elektrolite, kada je α  1, TO D = α 2 OD.

Voda je slab elektrolit, pa reverzibilno disocira:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H \u003d + 56,5 kJ / mol

Konstanta disocijacije vode:

Stepen disocijacije vode je vrlo nizak (vrlo je slab elektrolit). Budući da je voda prisutna u velikom suvišku, njezinu koncentraciju možemo smatrati konstantnom i jest
onda

TO D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W - jonski proizvod vode

Budući da su koncentracije vodonika i hidroksidnih jona u vodi jednake, tada: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Rastvaranje ostalih supstanci (kiselina, baza, soli) u vodi mijenja koncentraciju jona H + ili HE – , a njihov proizvod uvijek ostaje konstantan i jednak 10 -14 pri T \u003d 25 0 S. Koncentracija jona H + može poslužiti kao mjera kiselosti ili alkalnosti otopine. Obično se u tu svrhu koristi pH: pH = - lg[ H + ]. Na ovaj način, pH vrijednost Je li decimalni logaritam koncentracije vodonikovih iona, uzet sa suprotnim predznakom.

Tri medija se razlikuju ovisno o koncentraciji vodonikovih iona.

AT neutralanokoliš [ H + ] = [ OH - ]= 10 -7 mol / L, pH \u003d -lg 10 -7 = 7 ... Ovo okruženje je tipično i za čistu vodu i za neutralna rješenja. AT kiselo rješenja [ H + ] > 10 -7 mol / l, pH< 7 ... U kiselim sredinama pH varira unutar 0 < рН < 7 ... AT alkalna okruženja [ H + ] < [ОН – ] i [ H + ] < 10 -7 mol / L, Shodno tome, pH\u003e 7... Raspon promjene pH: 7 < рН < 14 .

Reakcije jonske razmjene (RIO) Jesu li reakcije između jona koje se odvijaju u vodenim otopinama elektrolita. Karakteristična karakteristika metaboličkih reakcija: elementi koji čine reaktante ne mijenjaju svoje stanje oksidacije. Reakcije jonske izmjene su nepovratne reakcije i nastavljaju se pod uslovom: 1) stvaranje slabo topive supstance, 2) oslobađanje plinovite supstance, 3) stvaranje slabog elektrolita.

Tokom RIO, suprotno nabijeni joni se vežu i uklanjaju iz reakcijske sfere. Suština reakcija jonske izmjene izražava se pomoću jonskih jednadžbi koje, za razliku od molekularnih, pokazuju prave učesnike u reakciji. Pri sastavljanju jonskih jednadžbi treba se voditi činjenicom da su supstance niske disocijacije, niske topljivosti (istaložene) i plinovite supstance zapisane u molekularnom obliku. Jako topljivi elektroliti bilježe se kao joni. Zbog toga je prilikom pisanja jonskih jednadžbi potrebno koristiti tablicu rastvorljivosti soli i baza u vodi.

Hidroliza- ovo je proces interakcije slanih jona sa molekulima vode, što dovodi do stvaranja nisko disocirajućih jedinjenja; je poseban slučaj reakcija izmjene jona. Stvorene soli podvrgavaju se hidrolizi:

slaba kiselina i jaka baza ( NaCH 3 COO, N / A 2 CO 3 , N / A 2 S, );

slaba baza i jaka kiselina ( NH 4 Kl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

slaba baza i slaba kiselina ( NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

Soli nastale jakom kiselinom i jakom bazom ne podvrgavaju se hidrolizi: N / A 2 TAKO 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ itd.

Hidroliza soli povećava koncentraciju jona H + ili HE – ... To dovodi do pomaka u jonskoj ravnoteži vode i, ovisno o prirodi soli, daje otopini kiseli ili alkalni medij (vidi primjere rješavanja problema).

Formule za računanje.

1. Izračunajte normalnu koncentraciju otopine kiseline (test br. 1) ili otopine alkalija (test br. 2) iz formule zakona ekvivalenata za otopine:

2. Izračunajte masu kiseline (test br. 1) ili lužine (test br. 2) sadržane u 10 ml odgovarajuće otopine iz formule normalne koncentracije:

3. Izračunajte masu vode (rastvarača) u 10 ml otopine, pretpostavljajući da je gustina otopine 1:

4. Koristeći dobivene podatke, izračunajte navedene koncentracije prema odgovarajućim formulama.

Laboratorijski rad br. 5

Cilj: proučiti uslove toka reakcija jonske izmjene i pravila zapisivanja reakcija jonske izmjene u molekularnom i jonsko-molekularnom obliku.

Teorijski dio.

Elektrolitička disocijacija naziva se djelomični ili potpuni raspad molekula elektrolita na jone pod djelovanjem polarnih molekula otapala. Disocijacija se javlja kao rezultat složene fizičko-kemijske interakcije molekula elektrolita s polarnim molekulama otapala. Interakcija jona sa polarnim molekulima rastvarača naziva se solvatacija (za vodene rastvore - hidratacija) jona. Solvirani ioni nastaju u otopinama elektrolita.

Elektroliti provode električnu struju, jer otopine sadrže nabijene čestice: katione i anione.

Proces disocijacije kvantitativno karakteriše stupanj elektrolitske disocijacije α. Stepen disocijacije je odnos broja molekula raspadnutih u jone n prema ukupnom broju molekula N rastvorene supstance:

Stepen disocijacije izražava se kao postotak ili udio jedinice.

Elektroliti su podijeljeni u tri skupine: a) jaki (α\u003e 30%), b) srednji (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Obrazovna literatura sadrži tabele stepena disocijacije kiselina, baza i soli. Stupanj disocijacije ovisi o prirodi otopljene otopine i rastvarača, temperaturi, koncentraciji i prisutnosti istoimenih jona u otopini. Za slabe elektrolite, stupanj disocijacije značajno ovisi o koncentraciji: što je niža koncentracija otopine, to je veći stupanj elektrolitske disocijacije.

Mnogo je prikladnije karakterizirati sposobnost elektrolita da se disociraju u rastvor konstanta disocijacije K , što ne ovisi o koncentraciji otopine. Konstanta disocijacije K je konstanta ravnoteže reverzibilnog procesa disocijacije slabog elektrolita - kiseline ili baze. Konstanta disocijacije kiselina naziva se i konstanta kiselosti, a bazna konstanta bazičnosti. Vrijednosti konstanta disocijacije slabih elektrolita date su u tablicama za standardne uvjete.

Konstanta disocijacije (osnovnost) izražava se odnosom umnoška ravnotežnih koncentracija jona u otopini datog slabog elektrolita i koncentracije nedisociranih molekula:

Konstanta disocijacije je mjera relativne snage slabih elektrolita: što je manja, elektrolit je slabiji. Povezan je odnos između konstante i stepena disocijacije slabog binarnog elektrolita ostwaldov zakon o uzgoju:

S gledišta elektrolitske disocijacije, kiseline se nazivaju elektroliti koji u vodenim rastvorima stvaraju pozitivno nabijene ione vodonika i anione kiselinskih ostataka. Vodikovi joni su karakteristični za kiseline i određuju njihova svojstva. Kiseline, koje su jaki elektroliti: azotna HNO 3, hlorovodonična HCl, hidrogen bromid HBr, hidrojodonična HJ, sumporna H 2 SO 4, mangan HMnO 4 i druge.

Slabih elektrolita ima znatno više nego jakih. Slabi elektroliti su kiseline: sumporna H 2 SO 3, fluorovodična HF, ugljenična H 2 CO 3, sumporovodični H 2 S, sirćetna CH 3 COOH, itd. Polibazične kiseline se razdvajaju u koracima. Primjeri disocijacije kiseline:

HCl \u003d H + + Cl -

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Faza I: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

ili H2SO3 2H + + SO3 2-,

II faza: HSO 3 - H + + SO 3 2 -

Sa stanovišta elektrolitske disocijacije, baze se nazivaju elektroliti koji u vodenim rastvorima stvaraju negativno nabijene ione OH - hidroksida i metalne katione. Hidroksidni joni određuju opšta svojstva baza. Baze s valencijom kationa većom od jedne razdvajaju se postepeno. Jaki elektroliti su baze u kojima su kationi alkalijski i zemnoalkalni metali, sa izuzetkom Be (OH) 2 i Mg (OH) 2.

U osnovi su baze slabi elektroliti, posebno oni koji nastaju od amfoternih metala. Amfoterični hidroksidi razdvajaju se kao baze u kiselom mediju i kao kiseline u alkalnom mediju. Primjeri disocijacije baza i amfoternih hidroksida:

NaOH \u003d Na + + OH -

1 st. Fe (OH) 2 FeOH + + OH -

II čl. FeOH + Fe 2+ + OH - ili Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

Zn 2+ + 2OH - Zn (OH) 2 H 2 ZnO 2 2H + + ZnO 2 2-

Soli su elektroliti koji se u vodi razdvajaju na pozitivne metalne ione i negativne ione kiselog ostatka.Sve soli koje su u vodi topljive su snažni elektroliti. Primjeri disocijacije normalne (srednje), kisele, bazične, kompleksne i dvostruke soli:

KBr \u003d K + + Br -; K 3 \u003d 3K + + 3-;

NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -; KAl (SO 4) 2 \u003d K + + Al 3+ + 2SO 4 2-.

AlOHCl 2 \u003d AlOH 2+ + 2C1 -;

Proučavanje različitih reakcija, uglavnom u nevodenim medijima, dovelo je do stvaranja opštijih koncepata kiselina i baza. Najvažnija od modernih teorija o kiselinama i bazama pripada teoriji protona, prema kojoj je kiselina donor protona, odnosno čestica (molekula ili ion) koja je sposobna da donira jon vodonika - proton, a baza je akceptor protona, tj. čestica (molekula ili jon) sposobna da veže proton. Na primjer, u reakciji:

HC1 + NH 3 \u003d NH 4 + + Cl -

jon C1 - je baza konjugovana sa HCl kiselinom, a jon NH 4 + je kiselina konjugovana sa bazom NH 3. Reakcije u otopinama elektrolita javljaju se između jona, u koje se molekuli otopljenih sredstava raspadaju. Reakcije se bilježe u tri oblika: molekularni, potpuno jonsko-molekularni i skraćeno jonsko-molekularni. Jaki elektroliti bilježe se u obliku jona, srednjih i slabih elektrolita, taloga i plinova - u obliku molekula. Suština reakcije ogleda se u skraćenoj jonsko-molekularnoj jednadžbi, u kojoj su naznačene samo čestice koje izravno ulaze u reakciju, a joni i molekuli čija se koncentracija ne mijenja bitno. Reakcije između elektrolita su u smjeru stvaranja plina, sedimenta ili slabije

elektrolit.

Primjer reakcije u otopinama elektrolita: neutralizacija slabom bazom (amonijum hidroksid) jake azotne kiseline. Jednadžba molekularne reakcije:

HNO 3 + NH 4 OH \u003d NH 4 NO 3 + H 2 O.

U ovoj reakciji jaki elektroliti su dušična kiselina i nastala sol amonijevog nitrata koju zapisujemo u obliku jona, a slabi elektroliti amonijev hidroksid i voda koje zapisujemo u obliku molekula. Kompletna jonsko-molekularna jednadžba je:

H + + NO 3 - + NH 4 OH \u003d NH 4 + + NO 3 - + H 2 O.

Kao što vidite, samo NO 3 - joni ne prolaze kroz promjene reakcije, izuzimajući njih, zapisujemo skraćenu jon-molekularnu jednadžbu:

H + + NH 4 OH \u003d NH 4 + + H 2 O.

Praktični dio

Reakcije jonske - molekularne izmjene

Izvršiti reakcije između otopina elektrolita u skladu sa zadatkom. Da biste to učinili, ulijte 7-8 kapi jednog reagensa u epruvetu i dodajte 7-8 kapi drugog reagensa. Uočiti znakove reakcije: oborine, razvoj gasova ili promjena mirisa (što ukazuje na stvaranje supstance koja malo disocira).

Zatim, u skladu s uočenim znakovima, klasificirajte reakciju kao jednu od 3 vrste:

1) reakcije jonske izmjene sa stvaranjem slabo topive supstance (taloga);

2) reakcije izmjene jona sa evolucijom gasova;

3) reakcije jonske izmjene sa stvaranjem slabog elektrolita.

Zapišite svaku reakciju u 3 oblika:

a) molekularni,

b) puni jonski - molekularni,

c) redukovani jonski - molekularni.

Donesite zaključak o smjeru reakcija izmjene jona.

Lista zadataka:

1.CH 3 COONa + H 2 SO 4 2. NaNO 2 + H 2 SO 4 3. MgCl 2 + Na 3 PO 4 4. NH 4 Cl + KOH 5. Na 2 CO 3 + HCl 6. Na 2 CO 3 + Ba (NO 3) 2 7. (CH 3 COO) 2 Pb + HCl 8. Hg (NO 3) 2 + NaOH 9. H 2 SO 4 + BaCl 2 10. NaCl + Pb (NO 3) 2 11. NiSO 4 + KOH 12. NaNO 2 + HCl 13. Bi (NO 3) 3 + KOH 14. Na 2 S + CdCl 2 15. Bi (NO 3) 3 + Na 2 S 16. CoSO 4 + KOH 17. CuSO 4 + KOH 18. Na 2 CO 3 + HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 3 + HCl

24. Hg (NO 3) 2 + Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH g 27. AlCl 3 + KOH 28. FeCl 3 + Na 3 PO 4 29. K 2 CrO 4 + Ba (NO 3) 2 30. NaNO 2 + HNO 3 31. MgCl 2 + NaOH 32. CuSO 4 + NH 4 OH 33. CuSO 4 + NH 4 OH g 34. AlCl 3 + KOH g 35. Pb (NO 3 ) 2 + KI 36. CH 3 COOK + HCl 37. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH 38. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH g 39. CoSO 4 + Na 2 S 40. Pb (NO 3) 2 + Na 3 PO 4 41. Na 3 PO 4 + CuSO 4 42. CH 3 COOK + HNO 3 43. CH 3 COOH + KOH 44. CoSO 4 + NH 4 OH 45. CoSO 4 + NH 4 OH g 46. Hg (NO 3 ) 2 + KI

47. Hg (NO 3) 2 + KI g 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH g 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 + KOH 53. ZnSO 4 + KOH g 54. (CH 3 COO) 2 Pb + H 2 SO 4 55. NaHCO 3 + H 2 SO 4 56. (NH 4) 2 SO 4 + KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58 . (NH 4) 2 SO 4 + NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 + KOH 61. CrCl 3 + KOH g 62. ZnCl 2 + NaOH 63. ZnCl 2 + NaOH g 64. MnSO 4 + KOH 65. MnSO 4 + Na 3 PO 4 66. Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 67. K 2 CO 3 + CH 3 COOH 68. Na 2 CO 3 + CH 3 COOH 69. NaHCO 3 + CH 3 COOH

Laboratorijski rad br. 6

ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NELELEKROLITI

Teorija elektrolitske disocijacije

(S. Arrhenius, 1887)

Kada se otope u vodi (ili rastope), elektroliti se raspadaju u pozitivno i negativno nabijene ione (prolaze kroz elektrolitsku disocijaciju).

Pod dejstvom električne struje kationi (+) prelaze na katodu (-), a anioni (-) na anodu (+).

Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (reverzna reakcija naziva se molarizacija).

Stepen elektrolitske disocijacije (a) zavisi od prirode elektrolita i otapala, temperature i koncentracije. Pokazuje odnos broja molekula raspadnutih u jone (n) na ukupan broj molekula uvedenih u otopinu (N).

a \u003d n / N 0< a < 1

Mehanizam elektrolitske disocijacije jonskih supstanci

Pri rastvaranju jedinjenja sa jonskim vezama (npr. NaCl) postupak hidratacije započinje orijentacijom dipola vode oko svih grebena i ivica kristala soli.

Orijentirajući se oko jona kristalne rešetke, molekuli vode sa njima stvaraju ili vodik ili donor-akceptorske veze. U ovom procesu se oslobađa velika količina energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije čija je vrijednost usporediva s energijom kristalne rešetke koristi se za uništavanje kristalne rešetke. U ovom slučaju, hidratirani joni prolaze sloj po sloj u otapalo i miješajući se s njegovim molekulima tvore otopinu.

Mehanizam elektrolitske disocijacije polarnih supstanci

Supstance, čiji molekuli nastaju prema vrsti polarne kovalentne veze (polarni molekuli), disociraju na sličan način. Oko svakog polarnog molekula materije (npr. HCl), vodeni dipoli su orijentirani na određeni način. Kao rezultat interakcije s vodenim dipolima, polarni molekul postaje još polariziraniji i pretvara se u jonski molekul, tada se lako formiraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i ne-elektroliti

Elektrolitska disocijacija supstanci, koja nastaje stvaranjem slobodnih iona, objašnjava električnu provodljivost rastvora.

Uobičajeno je postupak elektrolitske disocijacije pisati u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja otapala (H 2 O), iako je on glavni saradnik.

CaCl 2 «Ca 2+ + 2Cl -

KAl (SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 «H + + NO 3 -

Ba (OH) 2 «Ba 2+ + 2OH -

Iz elektroneutralnosti molekula proizlazi da ukupan naboj kationova i aniona treba biti nula.

Na primjer, za

Al 2 (SO 4) 3 –– 2 (+3) + 3 (-2) \u003d +6 - 6 \u003d 0

KCr (SO 4) 2 –– 1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) \u003d +1 + 3 - 4 \u003d 0

Jaki elektroliti

To su supstance koje se, kada se otope u vodi, gotovo u potpunosti raspadaju u jone. U pravilu jaki elektroliti uključuju supstance sa jonskim ili jako polarnim vezama: sve lako rastvorljive soli, jake kiseline (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) i jake baze (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U jakoj otopini elektrolita otopljena supstanca se nalazi uglavnom u obliku jona (kationa i aniona); nedisocirani molekuli su praktično odsutni.

Slabi elektroliti

Supstance koje se delimično disociraju na jone. Otopine slabih elektrolita, zajedno sa ionima, sadrže nerazdvojene molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju jona u otopini.

Slabi elektroliti uključuju:

gotovo sve organske kiseline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, itd.);

neke anorganske kiseline (H2CO3, H2S, itd.);

gotovo sve soli, baze i amonijum hidroksid koji su slabo topljivi u vodi(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

vode.

Oni slabo (ili teško provode) električnu struju.

CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 «[CuOH] + + OH - (prva faza)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (druga faza)

H 2 CO 3 «H + + HCO - (prva faza)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (druga faza)

Neelektroliti

Tvari, vodene otopine i otopine koje ne provode električnu struju. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju u jone.

Plinovi, čvrste supstance (nemetali), organska jedinjenja (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

JONSKE REAKCIJE. HIDROLIZA

Jonske reakcije u otopini

Reakcije jonske izmjene su reakcije između iona nastalih kao rezultat disocijacije elektrolita.

Pravila za sastavljanje jednadžbi jonske reakcije

Jedinjenja nerastvorljiva u vodi (jednostavne supstance, oksidi, neke kiseline, baze i soli) ne razdvajaju se.

U reakcijama se koriste otopine supstanci, pa su čak i slabo topljive supstance u otopinama u obliku jona.

Ako se kao reakcija formira slabo topljiva tvar, tada se pri pisanju jonske jednadžbe smatra netopivom.

Zbir električnih naboja jona s lijeve i s desne strane jednačine trebao bi biti jednak.

Postupak sastavljanja jednadžbi jonske reakcije

Napišite jednadžbu molekularne reakcije

MgCl 2 + 2AgNO 3 ® 2AgCl + Mg (NO 3) 2

Odrediti rastvorljivost svake od supstanci pomoću tabele rastvorljivosti

LEKCIJA 9 10. razred (prva godina studija)

Teorija elektrolitske disocijacije. Plan reakcija jonske razmjene

1. Elektroliti i ne-elektroliti.

2. Teorija elektrolitske disocijacije (TED) S.A.Arhenius.

3. Mehanizam elektrolitske disocijacije elektrolita sa jonskim i kovalentnim polarnim vezama.

4. Stupanj disocijacije.

5. Kiseline, baze, amfoterni hidroksidi, soli sa stanovišta TED-a.

6. Vrijednost elektrolita za žive organizme.

7. Disocijacija vode. Jonski proizvod vode. Indikator vodonika. Mediji vodenih rastvora elektrolita. Pokazatelji.

8. Reakcije jonske izmjene i uslovi njihovog odvijanja.

Prema sposobnosti provođenja električne struje u vodenoj otopini ili topljenju, sve se tvari mogu podijeliti na elektrolite i neelektrolite.

Elektroliti - to su supstance, otopine ili otopine koje provode električnu struju; elektroliti (kiseline, soli, lužine) imaju jonske ili polarne kovalentne veze.

Neelektroliti - to su supstance, otopine ili rastopine koje ne provode električnu struju; u neelektrolitnim molekulima (organske supstance, gasovi, voda) veze su kovalentne nepolarne ili niskopolarne.

Da bi objasnio električnu provodljivost otopina i rastopina elektrolita, Arrhenius je 1887. stvorio teorija elektrolitske disocijacije, čije su glavne odredbe sljedeće.

1. Molekuli elektrolita u otopini ili rastopini podvrgavaju se disocijaciji (razgrađuju se u jone). Proces razgradnje molekula elektrolita na jone u otopini ili rastopini naziva se elektrolitska disocijacija. Jonah Jesu li čestice koje imaju naboj. Pozitivno nabijeni joni - kationi, negativno nabijeno - anioni... Svojstva jona razlikuju se od svojstava odgovarajućih neutralnih atoma, što se objašnjava različitom elektroničkom strukturom ovih čestica.

2. U otopini ili talini, joni se kreću kaotično. Međutim, kada električna struja prođe kroz otopinu ili rastopi, kretanje iona postaje uređeno: kationi se premještaju na katodu (negativno nabijena elektroda), a anioni prelaze na anodu (pozitivno nabijena elektroda).

3. Disocijacija je reverzibilan proces. Istovremeno s disocijacijom ide udruženje - proces formiranja molekula iz jona.

4. Ukupna suma naboja kationova u otopini ili rastopini jednaka je ukupnoj sumi naboja aniona i suprotna je predznaku; rješenje je uglavnom električki neutralno.

Glavni razlog disocijacije u rastvorima sa polarnim rastvaračem je solvatacija jona (u slučaju vodenih rastvora, hidratacija). Disocijacija jonskih jedinjenja u vodenoj otopini nastavlja se u potpunosti (KCl, LiNO 3, Ba (OH) 2, itd.). Elektroliti s polarnom kovalentnom vezom mogu se disocirati djelomično ili u potpunosti, ovisno o polarnosti veze (H2SO4, HNO3, HI, itd.). U vodenoj otopini nastaju hidratizirani ioni, ali radi jednostavnosti, jednadžbe prikazuju jone bez molekula vode:

Neki se elektroliti potpuno disociraju, drugi djelomično. Da bi se okarakterizirala disocijacija, uveden je koncept stupanj elektrolitske disocijacije ... Količina pokazuje odnos broja disociranih molekula n na broj rastvorenih molekula N elektrolit u rastvoru:

= n/N.

Stupanj disocijacije povećava se razrjeđivanjem otopine i porastom temperature otopine. Ovisno o stupnju disocijacije, elektroliti se dijele na jake, srednje jake i slabe. Jaki elektroliti gotovo se potpuno disociraju u rastvoru, njihov stepen disocijacije je veći od 30% i ima tendenciju do 100%. Srednji elektroliti uključuju elektrolite čiji se stupanj disocijacije kreće od 3% do 30%. Stupanj disocijacije slabih elektrolita je manji od 3%. Jaki elektroliti uključuju soli, jake kiseline, lužine. Slabe - slabe kiseline, netopive baze, amonijum hidroksid, voda.

Sa stanovišta teorije elektrolitske disocijacije, mogu se definirati supstance različitih klasa.

Kiseline - to su elektroliti koji stvaraju katione vodonika i anione kiselinskih ostataka tokom disocijacije. Broj koraka disocijacije ovisi o bazičnosti kiseline, na primjer:

HCl H + + Cl -,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 - 2H + + CO 3 2–.

Temelji Da li se elektroliti disociraju na metalne katione i anione hidroksi grupe. Broj koraka disocijacije ovisi o kiselosti baze, na primjer:

NaOH Na + + 2OH -,

Ca (OH) 2 CaOH + + OH - Ca 2+ + 2OH -.

Amfoterični hidroksidi Jesu li slabi elektroliti koji nakon disocijacije tvore i kation vodonika i anione hidroksi grupe, na primjer:

Zn (OH) 2 ZnOH + + OH - Zn 2+ + 2OH -,

H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 - 2H + + ZnO 2 2–.

Srednje soli Da li se elektroliti disociraju na metalne katione i anione kiselinskih ostataka, na primjer:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2–.

Kisele soli Jesu li elektroliti koji se razdvajaju na metalne katione i složene anione, koji uključuju atome vodonika i kiselinski ostatak, na primjer:

NaHCO 3 Na + + HCO 3 -.

Osnovne soli Da li se elektroliti disociraju na anione kiselinskog ostatka i složene katione koji se sastoje od atoma metala i hidroksi grupa, na primjer:

Cu (OH) Sl CuON + + Sl -.

Kompleksne soli Da li su elektroliti koji tijekom disocijacije tvore složene kompleksne ione, koji su prilično stabilni u vodenim rastvorima, na primjer:

K 3 3K + + 3–.

Elektroliti su sastavni dio tečnosti i tkiva živih organizama. Za normalan tok fizioloških i biohemijskih procesa potrebni su natrijum, kalijum, kalcijum, magnezijum, kationi vodonika, anjoni klora, sulfatni joni, bikarbonatni joni, hidroksidni joni itd. Koncentracije ovih jona u ljudskom tijelu su različite. Na primjer, koncentracije jona natrijuma i klora su vrlo značajne i svakodnevno se nadopunjuju. Koncentracije vodonikovih jona i hidroksidnih jona su vrlo male, ali igraju veliku ulogu u životnim procesima, doprinoseći normalnom funkcioniranju enzima, metabolizmu, probavi hrane itd.

Disocijacija vode.

Eksponent vodika

Voda je slab amfoterni elektrolit. Jednadžba disocijacije vode je:

H 2 O H + + OH -

2H 2 O H 3 O + + OH -.

Koncentracija protona i hidroksidnih jona u vodi je ista i iznosi 10–7 mol / L na 25 ° C.

Umnožak koncentracija vodonikovih i hidroksidnih jona naziva se jonski proizvod vode a na 25 ° S je 10 –14.

Okruženje bilo koje vodene otopine može se okarakterizirati koncentracijom H + ili OH - jona. Razlikovati neutralne, kisele i alkalne otopine.

U okruženju neutralnog rješenja:

10 -7 mol / l,

u kiseloj otopini:

\u003e, tj. \u003e 10 -7 mol / l,

u alkalnoj otopini:

\u003e, tj. \u003e 10 –7 mol / l.

Za karakterizaciju medija otopine prikladno je koristiti pH vrijednost (Tabela 1, vidi str. 14). Eksponent vodika Je li negativni decimalni logaritam koncentracije vodikovih iona:

pH \u003d –lg.

Tokom lekcije proučit ćemo temu „Elektrolitska disocijacija. Reakcije jonske razmjene ". Razmotrite teoriju elektrolitske disocijacije i upoznajte se s definicijom elektrolita. Upoznajmo fizikalnu i hemijsku teoriju otopina. Razmotrimo u svjetlu teorije elektrolitske disocijacije određivanje baza, kiselina i soli, a također naučimo kako sastaviti jednadžbe reakcija izmjene jona i upoznajmo uvjete njihove nepovratnosti.

Tema: Otopine i njihove koncentracije, disperzni sistemi, elektrolitska disocijacija

Lekcija: Elektrolitička disocijacija. Reakcije jonske razmjene

1. Fizička i hemijska teorija rastvora

Čak iu zoru proučavanja električnih pojava, naučnici su primijetili da ne samo metali, već i rješenja mogu provoditi struju. Ali ne svi. Dakle, vodene otopine natrijum klorida i drugih soli, otopine jakih kiselina i lužina dobro provode struju. Otopine octene kiseline, ugljen-dioksida i sumpor-dioksida provode je mnogo lošije. Ali otopine alkohola, šećera i većine drugih organskih spojeva uopće ne provode električnu energiju.

Električna struja je usmjereno kretanje slobodnih nabijenih čestica... U metalima ovo kretanje vrše relativno slobodni elektroni, elektronski gas. Ali ne samo da su metali sposobni provoditi električnu struju.

Elektroliti - to su supstance, otopine ili otopine koje provode električnu struju.

Neelektroliti - to su supstance čiji rastvori ili rastopi ne provode električnu struju.

Da bi se opisala električna provodljivost nekih rješenja, potrebno je razumjeti što je rješenje. Krajem 19. stoljeća postojale su dvije glavne teorije rješenja:

· Fizički. Prema ovoj teoriji, rješenje - to je čisto mehanička smjesa komponenata i u njoj nema interakcije između čestica. Dobro je opisala svojstva elektrolita, ali imala je određenih poteškoća u opisivanju otopina elektrolita.

· Hemijski. Prema ovoj teoriji, nakon otapanja dolazi do kemijske reakcije između otopljene tvari i otapala. To potvrđuje prisustvo toplotnog efekta pri rastvaranju, kao i promena boje. Na primjer, kada se otopi bijeli bezvodni bakar sulfat, stvara se zasićena plava otopina.

Istina je između ove dvije krajnje tačke. Naime, u otopinama se odvijaju i kemijski i fizički proces.

Slika: 1. Svante Arrhenius

1887. švedski fizičar - kemičar Svante Arrhenius (slika 1), istražujući električnu provodljivost vodenih otopina, predložio je da se u takvim otopinama tvari raspadaju u nabijene čestice - ione koji se mogu premjestiti na elektrode - negativno nabijenu katodu i pozitivno nabijenu anodu.

To je razlog za električnu struju u rješenjima. Taj se proces naziva elektrolitička disocijacija (doslovni prijevod - cijepanje, raspadanje pod utjecajem električne energije). Ovo ime također sugerira da se disocijacija događa djelovanjem električne struje. Daljnje studije pokazale su da to nije slučaj: joni su samo nositelji naboja u otopini i postoje u njoj bez obzira prolazi li struja kroz otopinu ili ne. Uz aktivno učešće Svantea Arrheniusa formulisana je teorija elektrolitske disocijacije, koja je često nazvana po ovom naučniku. Glavna ideja ove teorije je da se elektroliti, pod dejstvom rastvarača, spontano raspadaju u jone. I upravo su ovi joni nosioci naboja i odgovorni za električnu provodljivost rastvora.

2. Glavne odredbe teorije elektrolitske disocijacije

1. Elektroliti u otopinama pod dejstvom rastvarača spontano se razlažu u jone. Taj se proces naziva elektrolitska disocijacija. Disocijacija se može dogoditi i kada se čvrsti elektroliti rastope.

2. Joni se od atoma razlikuju po sastavu i svojstvima. U vodenim rastvorima joni su u hidratiziranom stanju. Joni u hidratiziranom stanju razlikuju se u svojstvima od iona u plinovitom stanju supstance. To se objašnjava na sljedeći način: kationi i anioni već su u početku prisutni u jonskim spojevima. Kada se otopi, molekul vode počinje se približavati nabijenim ionima: pozitivnom polu - na negativni jon, negativni pol - na pozitivno. Joni se nazivaju hidratiziranim (slika 2).

3. U otopinama ili rastopima elektrolita, joni se kreću kaotično, ali kada prođe električna struja, joni se kreću usmjereno: kation prema katodi, anioni - na anodu.

3. Baze, kiseline, soli u svjetlu teorije elektrolitske disocijacije

U svjetlu teorije elektrolitske disocijacije, baze, kiseline i soli moguće je definirati kao elektrolite.

Temelji- to su elektroliti, uslijed čije disocijacije u vodenim rastvorima nastaje samo jedna vrsta aniona: hidroksid anion: OH-.

NaOH ↔ Na + + OH−

Disocijacija baza koje sadrže nekoliko hidroksilnih grupa odvija se postepeno:

Ba (OH) 2↔ Ba (OH) + + OH− Prva faza

Ba (OH) + ↔ Ba2 + + 2OH− Druga faza

Ba (OH) 2↔ Ba2 + + 2 OH− Ukupna jednadžba

Kiseline - to su elektroliti, uslijed čije disocijacije u vodenim rastvorima nastaje samo jedna vrsta kationa: H +. To je hidratizirani proton koji se naziva vodonikov ion i označava se H3O +, ali zbog jednostavnosti, H + je zapisan.

HNO3↔ H + + NO3−

Polibazične kiseline razdvajaju se u koracima:

H3PO4↔ H + + H2PO4- Prva faza

H2PO4- ↔ H + + HPO42- Druga faza

HPO42-↔ H + + PO43- Treća faza

H3PO4↔ 3H + + PO43-Ukupna jednačina

Sol - to su elektroliti koji se u vodenim rastvorima disociraju na metalne katione i anione kiselinskog ostatka.

Na2SO4 ↔ 2Na + + SO42−

Srednje soli - to su elektroliti koji se u vodenim rastvorima disociraju na metalne katione ili amonijum-katione i anione kiselinskog ostatka.

Osnovne soli - to su elektroliti koji se u vodenim rastvorima disociraju na metalne katione, hidroksidne anione i anione kiselinskog ostatka.

Kisele soli - to su elektroliti koji se u vodenim rastvorima disociraju na metalne katione, kationove vodonika i anione kiselinskih ostataka.

Dvostruke soli - to su elektroliti koji se u vodenim rastvorima disociraju na katione nekoliko metala i anione kiselinskog ostatka.

KAl (SO4) 2↔ K + + Al3 + + 2SO42

Mešane soli - to su elektroliti koji se u vodenim rastvorima disociraju na metalne katione i anione nekoliko kiselinskih ostataka

4. Jaki i slabi elektroliti

Elektrolitička disocijacija u različitom stepenu - proces je reverzibilan. Ali nakon rastvaranja nekih jedinjenja, ravnoteža disocijacije se u velikoj mjeri pomiče prema disociranom obliku. U otopinama takvih elektrolita disocijacija se odvija gotovo nepovratno. Stoga se prilikom pisanja jednadžbi disocijacije takvih supstanci ispisuje znak jednakosti ili ravna strelica, što ukazuje da je reakcija gotovo nepovratna. Takve supstance se nazivaju jakaelektroliti.

Slaba nazivaju se elektroliti u kojima dolazi do disocijacije neznatno. Kada pišete, koristite znak reverzibilnosti. Tab. 1.

Da bi se kvantificirala snaga elektrolita, uveden je koncept stupanj elektrolitskedisocijacija.

Snaga elektrolita također se može okarakterizirati konstante hemijske ravnoteže disocijacija. Naziva se konstantom disocijacije.

Faktori koji utiču na stepen elektrolitske disocijacije:

Priroda elektrolita

Koncentracija elektrolita u otopini

· Temperatura

Povećanjem temperature i razrjeđivanjem otopine povećava se stupanj elektrolitske disocijacije. Stoga se snaga elektrolita može procijeniti samo njihovom usporedbom pod istim uvjetima. T \u003d 180C i c \u003d 0,1 mol / L uzimaju se kao standard.

5. Reakcije jonske razmjene

Suština reakcije u otopinama elektrolita izražena je jonskom jednadžbom. Uzima se u obzir činjenica da su u jednoj otopini elektroliti prisutni u obliku jona. A slabi elektroliti i nedodelljive supstance beleže se u obliku razdvojenom u jone. Topivost elektrolita u vodi ne može se koristiti kao mjera njegove snage. Mnoge soli netopive u vodi su snažni elektroliti, ali koncentracija jona u otopini je vrlo niska upravo zbog njihove niske topljivosti. Zbog toga je, prilikom pisanja jednadžbi reakcija uz sudjelovanje takvih supstanci, uobičajeno da se pišu u nerazdvojenom obliku .

Reakcije u otopinama elektrolita odvijaju se u smjeru vezivanja jona.

Postoji nekoliko oblika vezivanja jona:

1. Formiranje sedimenta

2. Evolucija plina

3. Stvaranje slabog elektrolita.

· 1. Formiranje sedimenta:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3 ↓ + 2NaCl.

Ba2 ++ 2Cl - + 2Na ++ CO32- → BaCO3 ↓ + 2Na ++ 2Cl- potpuna jonska jednadžba

Ba2 + + CO32- → BaCO3 ↓ skraćena jonska jednadžba.

Skraćena jonska jednadžba pokazuje da će interakcija bilo kog topljivog spoja koji sadrži ion Ba2 + sa spojem koji sadrži karbonatni anion CO32- rezultirati netopivim talogom BaCO3 ↓.

· 2. Razvoj plina:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2 &