Իոնային փոխանակման ռեակցիաներ: Էլեկտրոլիտային դիսոցացիա

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիա - Սա բևեռային լուծիչի մոլեկուլների ազդեցության տակ էլեկտրոլիտի մոլեկուլների իոնների քայքայման գործընթաց է:

ԷլեկտրոլիտներՆյութեր են, որոնց հալվածությունը կամ ջրային լուծույթները էլեկտրական հոսանք են փոխանցում: Դրանք ներառում են թթուների լուծույթներ, հալումներ և ալկալիների և աղերի լուծույթներ: Ոչ էլեկտրոլիտներ Նյութեր են, որոնք էլեկտրական հոսանք չեն հաղորդում: Դրանք ներառում են բազմաթիվ օրգանական նյութեր:

Էլեկտրոլիտները, որոնք գրեթե ամբողջությամբ բաժանվում են իոնների, կոչվում են ուժեղ; կոչվում են էլեկտրոլիտներ, որոնք մասամբ բաժանվում են իոնների թույլԴիսոցիացիայի ամբողջականության քանակական գնահատման համար ներկայացվում է դիսոցացիայի աստիճանի հայեցակարգ: Դիսոցիացիայի աստիճանը էլեկտրոլիտ կոչվում է իոնների մեջ քայքայված մոլեկուլների քանակի և լուծույթի մեջ մոլեկուլների ընդհանուր քանակի հարաբերակցություն:

Սովորաբար դիսոցիացիայի աստիճանը ( α ) արտահայտվում են միավորի կամ% -ի կոտորակներով.

Որտեղ ն - էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի ենթարկված մասնիկների քանակը.

ն 0 - լուծույթի մասնիկների ընդհանուր քանակը:

Ուժեղ էլեկտրոլիտներ - գրեթե բոլոր աղերը, լուծվող հիմքերը ( NaOH, ԿՈՀ, Բա(Օ OH) 2 և այլ), անօրգանական թթուներ ( Հ 2 ԱՅՍՏԵ 4 , HCl, ՀՆՕ 3 , HBr, ՈՂՋՈՒ՜ՅՆ և այլն) .

Թույլ էլեկտրոլիտներ - չլուծվող հիմքեր և NH 4 Օ OH, անօրգանական թթուներ ( Հ 2 CO 3, , Հ 2 Ս, ՀՆՕ 2, Հ 3 PO 4 և այլ), օրգանական թթուներ և ջուր Հ 2 Ո.

Ուժեղ էլեկտրոլիտները գրեթե ամբողջությամբ բաժանվում են իոնների (այսինքն `դիսոցացիայի գործընթացը անշրջելի է) և մեկ քայլով.

HCl \u003d H + + Cl – Հ 2 ԱՅՍՏԵ 4 \u003d 2H + + ԱՅՍՏԵ 4 2–

Թույլ էլեկտրոլիտները մասնակիորեն բաժանվում են (այսինքն `բաժանման գործընթացը շրջելի է) և աստիճանաբար . Օրինակ ՝ պոլբազային թթուների համար յուրաքանչյուր ջրբաժանում մեկ ջրածնի իոն է վերացարկվում.

1. Հ 2 ԱՅՍՏԵ 3 ⇄ Հ + + HSO 3 - 2. Հսօ 3 - ⇄ Հ + + ԱՅՍՏԵ 3 2-

Այսպիսով, պոլբազային թթուների փուլերի քանակը որոշվում է թթվի հիմնարարությամբ (ջրածնի իոնների քանակով), իսկ պոլիաթթու հիմքերի փուլերի քանակը որոշվելու է բազայի թթվայնությամբ (կամ հիդրոքսիլային խմբերի քանակով). NH 4 Օ OH ⇄ NH 4 + + Օ OH – . Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի գործընթացը ավարտվում է համակարգում քիմիական հավասարակշռության վիճակի հաստատմամբ, որը բնութագրվում է հավասարակշռության հաստատունով.

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի գործընթացի հավասարակշռության հաստատունը կոչվում է դիսոցացիայի կայուն: Դեպի Դ ... Դիսոցիացիայի հաստատունը կախված է էլեկտրոլիտի բնույթից, լուծիչի բնույթից և ջերմաստիճանից, բայց կախված չէ էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայից:

Արանքում Դեպի Դ և α կա քանակական հարաբերություն.

(13)

Հարաբերակցությունը (13) կոչվում է Օստվալդի նոսրացման օրենք. թույլ էլեկտրոլիտի դիսոցացիայի աստիճանը բարձրանում է լուծույթի նոսրացման հետ:

Թույլ էլեկտրոլիտների համար, երբ α  1, Դեպի Դ = α 2 ԱՅՍՏԵ

Waterուրը թույլ էլեկտրոլիտ է, ուստի այն անջատելիորեն տարանջատվում է.

Հ 2 Ո ⇄ Հ + + Օ OH – ∆ Հ \u003d + 56,5 կJ / մոլ

Dրի բաժանման կայունություն.

Dissրի բաժանման աստիճանը շատ ցածր է (դա շատ թույլ էլեկտրոլիտ է): Քանի որ ջուրը առկա է մեծ քանակությամբ, դրա կոնցենտրացիան կարելի է համարել կայուն և կա
ապա

Դեպի Դ [ Հ 2 Ո] = [ Հ + ]∙[ Օ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ Հ + ]∙[ Օ OH - ] = 10 -14 = Կ Վ - ջրի իոնային արտադրանք

Քանի որ ջրածնի կատիոնների և հիդրօքսիդի իոնների կոնցենտրացիաները ջրի մեջ հավասար են, ապա. [ Հ + ] = [ Օ OH - ] =
.

Substancesրի մեջ այլ նյութերի (թթուներ, հիմքեր, աղեր) լուծարումը փոխում է իոնների կոնցենտրացիան Հ + կամ ՆԱ – , և դրանց արտադրանքը միշտ մնում է հաստատուն և հավասար 10 -14-ին T \u003d 25 0 С- ում: Իոնների կոնցենտրացիան Հ + կարող է ծառայել որպես լուծույթի թթվայնության կամ ալկալայնության չափիչ: Սովորաբար pH- ն օգտագործվում է այդ նպատակով. pH = - lg[ Հ + ]. Այս կերպ, pH արժեք Isրածնի իոնների կոնցենտրացիայի տասնորդական լոգարիթմը հակառակ պատկերով վերցված է:

Երեք միջավայր առանձնանում են `կախված ջրածնի իոնների կոնցենտրացիայից:

ԱՏ չեզոքմիջավայր [ Հ + ] = [ Օ OH - ]= 10 -7 մոլ / լ, pH \u003d -lg 10 -7 = 7 ... Այս միջավայրը բնորոշ է ինչպես մաքուր ջրի, այնպես էլ չեզոք լուծումների համար: ԱՏ թթու լուծումներ [ Հ + ] > 10 -7 մոլ / լ, pH< 7 ... Թթվային միջավայրում pH տատանվում է ներսում 0 < рН < 7 ... ԱՏ ալկալային միջավայրեր [ Հ + ] < [ОН – ] և [ Հ + ] < 10 -7 մոլ / լ, Հետևաբար, pH\u003e 7... PH փոփոխության միջակայք. 7 < рН < 14 .

Իոնային փոխանակման ռեակցիաներ (ՌԻՈ) Ռեակցիաները իոնների միջև են, որոնք տեղի են ունենում էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթներում: Նյութափոխանակության ռեակցիաների տարբերակիչ առանձնահատկությունը. Ռեակտիվները կազմող տարրերը չեն փոխում դրանց օքսիդացման վիճակը: Իոնային փոխանակման ռեակցիաները անշրջելի արձագանքներ են և ընթանում են տրամադրված1) վատ լուծվող նյութի առաջացում, 2) գազային նյութի արտանետում, 3) թույլ էլեկտրոլիտի առաջացում:

RIO- ի ընթացքում հակադիր լիցքավորված իոնները կապվում և հեռացվում են ռեակցիայի ոլորտից: Իոնային փոխանակման ռեակցիաների էությունը արտահայտվում է իոնային հավասարումների միջոցով, որոնք, ի տարբերություն մոլեկուլների, ցույց են տալիս ռեակցիայի իրական մասնակիցներին: Իոնային հավասարումներ կազմելիս պետք է առաջնորդվել այն փաստով, որ ցածր դիսոցացիան, ցածր լուծելիությունը (նստեցված) և գազային նյութերը գրված են մոլեկուլային տեսքով: Ուժեղ լուծվող էլեկտրոլիտները գրանցվում են որպես իոններ: Հետեւաբար, իոնային հավասարումներ գրելիս անհրաժեշտ է օգտագործել ջրի մեջ աղերի և հիմքերի լուծելիության աղյուսակը:

Հիդրոիզ- սա աղի իոնների ջրի մոլեկուլների հետ փոխազդեցության գործընթաց է, ինչը հանգեցնում է ցածր տարանջատող միացությունների առաջացմանը. իոնների փոխանակման ռեակցիաների հատուկ դեպք է: Ձևավորված աղերը ենթարկվում են հիդրոլիզի.

թույլ թթու և ուժեղ հիմք ( NaCH 3 COO, Նա 2 CO 3 , Նա 2 Ս, );

թույլ հիմք և ուժեղ թթու ( NH 4 Կլ, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

թույլ հիմք և թույլ թթու ( NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

Ուժեղ թթվով և ուժեղ հիմքով ձևավորված աղերը չեն ենթարկվում հիդրոլիզի. Նա 2 ԱՅՍՏԵ 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ և այլն

Աղի հիդրոլիզը մեծացնում է իոնների կոնցենտրացիան Հ + կամ ՆԱ – ... Սա հանգեցնում է ջրի իոնային հավասարակշռության հերթափոխի և, կախված աղի բնույթից, լուծույթին տալիս է թթվային կամ ալկալային միջավայր (տես խնդիրների լուծման օրինակներ):

Հաշվարկման բանաձեւեր:

1. Լուծույթների համարժեքների օրենքի բանաձեւից հաշվարկեք թթվային լուծույթի (թեստ թիվ 1) կամ ալկալային լուծույթի (թեստ 2) նորմալ կոնցենտրացիան.

2. Հաշվարկել նորմալ կոնցենտրացիայի բանաձևից 10 մլ համապատասխան լուծույթի մեջ պարունակվող թթվի (թեստ թիվ 1) կամ ալկալու (թեստ թիվ 2) զանգվածը.

3. Հաշվարկել ջրի զանգվածը (վճարունակ) 10 մլ լուծույթի մեջ ՝ ենթադրելով, որ լուծույթի խտությունը կլինի 1:

4. Օգտագործելով ստացված տվյալները, հաշվարկեք նշված կոնցենտրացիաները ՝ համապատասխան բանաձևերին:

Թիվ 5 լաբորատոր աշխատանք

Նպատակը. ուսումնասիրել իոնափոխանակման ռեակցիաների ընթացքի պայմանները և իոնափոխանակման ռեակցիաները մոլեկուլային և իոնամոլեկուլային ձևերով գրելու կանոնները:

Տեսական մաս.

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիա կոչվում է էլեկտրոլիտային մոլեկուլների իոնների մասնակի կամ ամբողջական տարրալուծում բևեռային լուծիչի մոլեկուլների ազդեցության տակ: Դիսոցացիան առաջանում է էլեկտրոլիտի մոլեկուլների բևեռային լուծիչի մոլեկուլների հետ ֆիզիկաքիմիական բարդ փոխազդեցության արդյունքում: Իոնների փոխազդեցությունը բևեռային լուծիչի մոլեկուլների հետ կոչվում է իոնների լուծույթ (ջրային լուծույթների համար - հիդրացում): Լուծվող իոնները առաջանում են էլեկտրոլիտային լուծույթներում:

Էլեկտրոլիտները անցկացնում են էլեկտրական հոսանք, քանի որ լուծույթները պարունակում են լիցքավորված մասնիկներ ՝ կատիոններ և անիոններ:

Դիսոցացիայի գործընթացը քանակապես բնութագրվում է էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի աստիճանը α. Դիսոցացիայի աստիճանը իոնների մեջ քայքայված մոլեկուլների քանակի հարաբերությունն է լուծված N– ի մոլեկուլների ընդհանուր քանակին.

Դիսոցացիայի աստիճանը արտահայտվում է որպես միավորի տոկոս կամ բաժին:

Էլեկտրոլիտները բաժանվում են երեք խմբի ՝ ա) ուժեղ (α\u003e 30%), բ) միջին (3)<α<30%), в) слабые (α<3%).

Ուսումնական գրականությունը պարունակում է թթուների, հիմքերի և աղերի դիսոցացիայի աստիճանների աղյուսակներ: Դիսոցացիայի աստիճանը կախված է լուծվող նյութի և լուծիչների բնույթից, ջերմաստիճանից, կոնցենտրացիայից և լուծույթում համանուն իոնների առկայությունից: Թույլ էլեկտրոլիտների համար դիսոցացիայի աստիճանը էապես կախված է կոնցենտրացիայից. Որքան ցածր է լուծույթի կոնցենտրացիան, այնքան մեծ է էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի աստիճանը:

Շատ ավելի հարմար է բնութագրել էլեկտրոլիտների լուծույթի տարանջատման ունակությունը դիսոցացիայի կայուն K , ինչը կախված չէ լուծույթի կոնցենտրացիայից: Դիսոցացիայի կայուն K- ն թույլ էլեկտրոլիտի ՝ թթու կամ բազայի, շրջելի դիսոցացիայի գործընթացի հավասարակշռության հաստատունն է: Թթուների դիսոցացիայի կայունությունը կոչվում է նաեւ թթվայնության հաստատուն, իսկ բազային հաստատունը ՝ հիմնային կայունություն: Թույլ էլեկտրոլիտների դիսոցացիայի կայունության արժեքները տրված են ստանդարտ պայմանների համար աղյուսակներում:

Դիսոցացիայի կայունությունը (հիմնականությունը) արտահայտվում է իոնների հավասարակշռության կոնցենտրացիայի արտադրանքի հարաբերակցությամբ տրված թույլ էլեկտրոլիտի լուծույթում և չբաշխված մոլեկուլների կոնցենտրացիային.

Դիսոցիացիայի հաստատունը թույլ էլեկտրոլիտների հարաբերական ուժի չափիչ է. Որքան փոքր է, այնքան թույլ էլեկտրոլիտը: Հնազանդվում է թույլ երկուական էլեկտրոլիտի դիսոցիացիայի հաստատունի և աստիճանի միջև կապը Օստվալդի բուծման օրենքը.

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսանկյունից թթուները կոչվում են էլեկտրոլիտներ, որոնք ջրային լուծույթներում առաջացնում են դրական լիցքավորված ջրածնի իոններ և թթվային մնացորդային անիոններ: Hydրածնի իոնները բնորոշ են թթուներին և որոշում են դրանց հատկությունները: Թթուներ, որոնք ուժեղ էլեկտրոլիտներ են ՝ ազոտական \u200b\u200bHNO 3, հիդրոքլորային HCl, ջրածնային բրոմիդ HBr, հիդրոդիոդիկ HJ, ծծմբային H 2 SO 4, մանգան HMnO 4 և այլն:

Կան զգալիորեն ավելի թույլ էլեկտրոլիտներ, քան ուժեղները: Թույլ էլեկտրոլիտները թթուներ են. Ծծմբային H 2 SO 3, հիդրոֆտորային HF, ածխածնային H 2 CO 3, ջրածնի սուլֆիդ H 2 S, քացախ CH 3 COOH և այլն: Թթվային դիսոցացիայի օրինակներ.

HCl \u003d H + + Cl -

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

I փուլ. H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

կամ H 2 SO 3 2H + + SO 3 2-,

II փուլ. HSО 3 - H + + SO 3 2 -

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսանկյունից հիմքերը կոչվում են էլեկտրոլիտներ, որոնք կազմում են բացասական լիցքավորված OH - հիդրօքսիդի իոններ և մետաղական կատիոններ ջրային լուծույթներում: Հիդրոօքսիդի իոնները որոշում են հիմքերի ընդհանուր հատկությունները: Մեկից ավելի կատիոնային վալենտայով հիմքերը բաժանվում են աստիճանաբար: Ուժեղ էլեկտրոլիտները հիմքեր են, որոնցում կատիոնները ալկալային և ալկալային հողային մետաղներ են, բացառությամբ Be (OH) 2 և Mg (OH) 2:

Հիմնականում հիմքերը թույլ էլեկտրոլիտներ են, հատկապես ամֆոտերային մետաղներից կազմվածները: Ամֆոտերային հիդրօքսիդները տարանջատվում են թթու միջավայրում ՝ որպես հիմքեր, ալկալային միջավայրում ՝ որպես թթուներ: Հիմքերի և ամֆոտերային հիդրօքսիդների բաժանման օրինակներ.

NaOH \u003d Na + + OH -

1-ին փող. Fe (OH) 2 FeOH + + OH -

II արվեստ FeOH + Fe 2+ + OH - կամ Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

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

Աղերը էլեկտրոլիտներ են, որոնք ջրի մեջ բաժանվում են դրական մետաղական իոնների և թթվային մնացորդի բացասական իոնների: Բոլոր աղերը, որոնք ջրի մեջ շատ լուծելի են, ուժեղ էլեկտրոլիտներ են: Նորմալ (միջին), acidic, հիմնական, բարդ և կրկնակի աղերի դիսոցիացիայի օրինակներ.

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 -;

Տարբեր ռեակցիաների ուսումնասիրությունը, հիմնականում ոչ ջրային միջավայրում, հանգեցրեց թթուների և հիմքերի ավելի ընդհանուր հասկացությունների ստեղծմանը: Թթուների և հիմքերի ժամանակակից տեսություններից ամենակարևորը պատկանում է պրոտոնների տեսությանը, ըստ որի ՝ թթուն պրոտոնային դոնոր է, այսինքն ՝ մասնիկ (մոլեկուլ կամ իոն), որն ունակ է նվիրել ջրածնի իոն ՝ պրոտոն, իսկ հիմքը պրոտոնի ընդունիչ է, այսինքն. մասնիկ (մոլեկուլ կամ իոն), որն ունակ է կցել պրոտոն: Օրինակ ՝ արձագանքի մեջ.

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

c1 - իոնը հիմքն է, որը զուգակցվում է HCl թթվի հետ, իսկ NH 4 + իոնը ՝ թթու, որը զուգակցվում է NH 3 բազայի հետ: Էլեկտրոլիտային լուծույթների ռեակցիաները տեղի են ունենում իոնների միջև, որոնց մեջ քայքայվում են լուծված նյութերի մոլեկուլներ: Արձագանքները գրանցվում են երեք ձևերով. Մոլեկուլային, լի իոնային-մոլեկուլային և կրճատ իոն-մոլեկուլային: Ուժեղ էլեկտրոլիտները գրանցվում են իոնների, միջին և թույլ էլեկտրոլիտների, նստվածքների և գազերի տեսքով `մոլեկուլների տեսքով: Ռեակցիայի էությունը արտացոլվում է կրճատ իոնային-մոլեկուլային հավասարմամբ, որում նշվում են միայն ռեակցիայի մեջ անմիջականորեն մտնող մասնիկները, իսկ իոններն ու մոլեկուլները, որոնց կոնցենտրացիան էապես չի փոխվում, չեն նշվում: Էլեկտրոլիտների միջեւ ռեակցիաները գազի, նստվածքի կամ ավելի թույլ կազմավորման ուղղությամբ են

էլեկտրոլիտ

Էլեկտրոլիտային լուծույթներում ռեակցիայի օրինակ. Ուժեղ ազոտաթթվի թույլ հիմքով (ամոնիումի հիդրօքսիդ) չեզոքացում: Մոլեկուլային ռեակցիայի հավասարումը.

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

Այս ռեակցիայի մեջ ուժեղ էլեկտրոլիտները ազոտաթթու են և դրա արդյունքում առաջացած ամոնիումի նիտրատի աղը, որը մենք գրում ենք իոնների տեսքով, իսկ թույլ էլեկտրոլիտներն են ամոնիումի հիդրօքսիդը և ջուրը, որոնք մենք գրում ենք մոլեկուլների տեսքով: Իոնային-մոլեկուլային ամբողջական հավասարումը հետևյալն է.

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

Ինչպես տեսնում եք, միայն NO 3 - իոնները չեն ենթարկվում փոփոխությունների ռեակցիայի ընթացքում, բացառելով դրանք, մենք գրում ենք կրճատ իոն-մոլեկուլային հավասարումը.

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

Գործնական մաս

Իոնային - մոլեկուլային փոխանակման ռեակցիաներ

Ռեակցիաներ իրականացնել էլեկտրոլիտային լուծույթների միջեւ ՝ ըստ առաջադրանքի: Դա անելու համար մեկ ռեակտիվի 7-8 կաթիլ լցնել փորձանոթի մեջ և ավելացնել մեկ այլ ռեակտիվի 7-8 կաթիլ: Դիտեք ռեակցիայի նշաններ. Տեղումներ, գազերի էվոլյուցիա կամ հոտի փոփոխություն (ցույց է տալիս ցածր տարանջատող նյութի առաջացումը):

Դրանից հետո, դիտարկված նշաններին համապատասխան, արձագանքը դասակարգեք որպես 3 տեսակներից մեկը.

1) իոնափոխանակման ռեակցիաներ `թույլ լուծվող նյութի (նստվածք) առաջացման հետ.

2) իոնափոխանակման ռեակցիաները գազի էվոլյուցիայի հետ.

3) իոնափոխանակման ռեակցիաներ `թույլ էլեկտրոլիտի առաջացման հետ:

Յուրաքանչյուր արձագանքը գրի՛ր 3 ձևով.

ա) մոլեկուլային,

բ) լրիվ իոնային - մոլեկուլային,

գ) իոնային - մոլեկուլային իջեցված:

Իոն փոխանակման ռեակցիաների ուղղության վերաբերյալ եզրակացություն արեք:

Առաջադրանքների ցուցակ.

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

Թիվ 6 լաբորատոր աշխատանք

ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏԱԿԱՆ ԴԻՍՈIԻԱԻԱ
ԷԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐ ԵՎ ՆՈԼԵԿՏՐՈԼԻՏՆԵՐ

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսություն

(S. Arrhenius, 1887)

Waterրի մեջ լուծվելիս (կամ հալվելիս) էլեկտրոլիտները քայքայվում են դրական և բացասական լիցքավորված իոնների (ենթարկվում են էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի):

Էլեկտրական հոսանքի ազդեցության տակ կատիոնները (+) տեղափոխվում են դեպի կաթոդ (-), իսկ անիոնները (-) ՝ դեպի անոդ (+):

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիան հետադարձելի գործընթաց է (հակառակ արձագանքը կոչվում է մոլարիզացիա):

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի աստիճան (ա) կախված է էլեկտրոլիտի և լուծիչի բնույթից, ջերմաստիճանից և կոնցենտրացիայից: Այն ցույց է տալիս իոնների մեջ քայքայված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունը (ն) լուծույթում ներմուծված մոլեկուլների ընդհանուր քանակին (N)

a \u003d n / N 0< a < 1

Իոնային նյութերի էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի մեխանիզմը

Իոնային կապերով լուծույթները լուծարելիս (օրինակ ՝ NaCl) խոնավացման գործընթացը սկսվում է ջրի բևեռների կողմնորոշմամբ `աղի բյուրեղների բոլոր լեռնաշղթաների և եզրերի շուրջ:

Կողմնորոշվելով բյուրեղային ցանցի իոնների շուրջ ՝ ջրի մոլեկուլները նրանց հետ կազմում են կամ ջրածնի կամ դոնոր-ընդունիչ կապեր: Այս գործընթացում մեծ քանակությամբ էներգիա է արձակվում, որը կոչվում է հիդրացիոն էներգիա:

Հիդրացիոն էներգիան, որի արժեքը համեմատելի է բյուրեղային ցանցի էներգիայի հետ, օգտագործվում է բյուրեղային ցանցը քանդելու համար: Այս դեպքում հիդրացված իոնները շերտ առ շերտ անցնում են լուծիչի մեջ և, խառնվելով դրա մոլեկուլների հետ, առաջացնում են լուծույթ:

Բեւեռային նյութերի էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի մեխանիզմ

Նյութերը, որոնց մոլեկուլները առաջանում են ըստ բևեռային կովալենտային կապի տեսակի (բևեռային մոլեկուլներ), բաժանվում են նույն կերպ: Նյութի յուրաքանչյուր բևեռային մոլեկուլի շուրջ (օրինակ ՝ HCl), ջրի դիպոլները կողմնորոշված \u200b\u200bեն որոշակի եղանակով: Diրի երկբեւեռների հետ փոխազդեցության արդյունքում բեւեռային մոլեկուլը էլ ավելի է բեւեռանում եւ վերածվում իոնային մոլեկուլի, ապա հեշտությամբ առաջանում են ազատ հիդրացված իոններ:

Էլեկտրոլիտներ և ոչ էլեկտրոլիտներ

Նյութերի էլեկտրոլիտային դիսոցացիան, որը տեղի է ունենում ազատ իոնների ձևավորմամբ, բացատրում է լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակությունը:

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի գործընթացը սովորաբար գրվում է դիագրամի տեսքով, առանց դրա մեխանիզմի բացահայտման և լուծիչը բաց թողնելու (H 2 O), չնայած նա խոշոր ներդրող է:

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 -

Մոլեկուլների էլեկտրոնային չեզոքությունից հետեւում է, որ կատիոնների և անիոնների ընդհանուր լիցքը պետք է լինի զրո:

Օրինակ ՝ հանուն

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

Ուժեղ էլեկտրոլիտներ

Սրանք նյութեր են, որոնք ջրի մեջ լուծվելիս գրեթե ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների: Որպես կանոն, ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են իոնային կամ խիստ բևեռային կապերով նյութեր. Բոլոր հեշտությամբ լուծվող աղերը, ուժեղ թթուները (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) և ամուր հիմքեր (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2):

Ուժեղ էլեկտրոլիտի լուծույթում լուծված նյութը հայտնաբերվում է հիմնականում իոնների (կատիոններ և անիոններ) տեսքով: չբաշխված մոլեկուլները գործնականում բացակայում են:

Թույլ էլեկտրոլիտներ

Նյութեր, որոնք մասամբ բաժանվում են իոնների: Թույլ էլեկտրոլիտների լուծույթները, իոնների հետ միասին, պարունակում են չբաշխված մոլեկուլներ: Թույլ էլեկտրոլիտները չեն կարող լուծույթում իոնների բարձր կոնցենտրացիա տալ:

Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են.

գրեթե բոլոր օրգանական թթուները (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH և այլն);

որոշ անօրգանական թթուներ (H 2 CO 3, H 2 S և այլն);

գրեթե բոլոր աղերը, հիմքերը և ամոնիումի հիդրօքսիդը, որոնք ջրի մեջ թույլ լուծելի են(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

ջուր

Դրանք թույլ (կամ դժվարությամբ են անցկացնում) էլեկտրական հոսանք:

CH 3 COOH »CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 «[CuOH] + + OH - (առաջին փուլ)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (երկրորդ փուլ)

H 2 CO 3 «H + + HCO - (առաջին փուլ)

HCO 3 - «H + + CO 3 2- (երկրորդ փուլ)

Ոչ էլեկտրոլիտներ

Նյութերը, որոնց ջրային լուծույթները և հալումները չեն հոսում էլեկտրական հոսանք: Դրանք պարունակում են կովալենտ ոչ բևեռային կամ ցածր բևեռականության կապեր, որոնք չեն քայքայվում իոնների:

Գազերը, պինդ նյութերը (ոչ մետաղներ), օրգանական միացությունները (սախարոզա, բենզին, սպիրտ) էլեկտրական հոսանք չեն անցկացնում:

ԻՈՆԱԿԱՆ Ռեակցիաներ. ՀԻԴՐՈԼԻSԻՍ

Իոնային ռեակցիաները լուծման մեջ

Իոնային փոխանակման ռեակցիաները էլեկտրոլիտների դիսոցացիայի արդյունքում առաջացած իոնների միջև եղած ռեակցիաներն են:

Իոնային ռեակցիայի հավասարումների կազմման կանոններ

Oundsրի մեջ չլուծվող միացությունները (պարզ նյութեր, օքսիդներ, որոշ թթուներ, հիմքեր և աղեր) չեն բաժանվում:

Ռեակցիաների ժամանակ օգտագործվում են նյութերի լուծույթներ, ուստի նույնիսկ վատ լուծվող նյութերը իոնների տեսքով լուծույթների մեջ են:

Եթե \u200b\u200bռեակցիայի արդյունքում առաջանում է վատ լուծվող նյութ, ապա իոնային հավասարումը գրելիս այն համարվում է անլուծելի:

Հավասարության ձախ և աջ կողմում իոնների էլեկտրական լիցքերի գումարը պետք է նույնը լինի:

Իոնային ռեակցիայի հավասարումների կազմման կարգը

Գրիր մոլեկուլային ռեակցիայի հավասարումը

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

Որոշեք լուծելիության աղյուսակն օգտագործող նյութերից յուրաքանչյուրի լուծելիությունը

ԴԱՍ 9 10-րդ դասարան (ուսման առաջին տարի)

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսությունը: Իոնային փոխանակման արձագանքման պլան

1. Էլեկտրոլիտներ և ոչ էլեկտրոլիտներ:

2. Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսություն (TED) S.A. Arrhenius:

3. Իոնային և կովալենտ բևեռային կապերով էլեկտրոլիտների էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի մեխանիզմ:

4. Դիսոցիացիայի աստիճանը:

5. Թթուներ, հիմքեր, ամֆոտերային հիդրօքսիդներ, TED- ի տեսանկյունից աղեր:

6. Էլեկտրոլիտների արժեքը կենդանի օրգանիզմների համար:

7. Dրի տարանջատում: Iրի իոնային արտադրանք: Hydրածնի ցուցիչ: Էլեկտրոլիտների ջրային լուծույթների մեդիա: Ուցանիշներ

8. Իոնային փոխանակման ռեակցիաները և դրանց ընթացքի պայմանները:

Ըստ ջրային լուծույթի կամ հալման էլեկտրական հոսանք անցկացնելու ունակության ՝ բոլոր նյութերը կարելի է բաժանել էլեկտրոլիտների և ոչ էլեկտրոլիտների:

Էլեկտրոլիտներ - դրանք նյութեր են, լուծույթներ կամ հալվածքներ, որոնք էլեկտրական հոսանք են վարում. էլեկտրոլիտները (թթուներ, աղեր, ալկալիներ) ունեն իոնային կամ բեւեռային կովալենտային կապեր:

Ոչ էլեկտրոլիտներ - սրանք նյութեր են, լուծույթները կամ հալոցքերը էլեկտրական հոսանք չեն փոխանցում. ոչ էլեկտրոլիտային մոլեկուլների (օրգանական նյութեր, գազեր, ջուր) կապերը կովալենտային ոչ բևեռային կամ ցածր բևեռականություն են:

Էլեկտրոլիտային լուծույթների և հալման էլեկտրական հաղորդունակությունը բացատրելու համար Arrhenius- ը 1887 թ էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսություն, որի հիմնական դրույթները հետևյալն են.

1. Էլեկտրոլիտի մոլեկուլները լուծույթում կամ հալվածքում ենթարկվում են դիսոցացիայի (բաժանվում են իոնների): Լուծույթում կամ հալոցքում էլեկտրոլիտի մոլեկուլները իոնների բաժանելու գործընթացը կոչվում է էլեկտրոլիտային դիսոցացիա: Jonոնա Մասնիկներ են, որոնք լիցք ունեն: Դրական լիցքավորված իոններ - կատիոններ, բացասական լիցքավորված - անիոններ... Իոնների հատկությունները տարբերվում են համապատասխան չեզոք ատոմներից, ինչը բացատրվում է այդ մասնիկների տարբեր էլեկտրոնային կառուցվածքով:

2. Լուծույթում կամ հալվածքում իոնները քաոտիկ կերպով շարժվում են: Այնուամենայնիվ, երբ էլեկտրական հոսանքն անցնում է լուծույթի միջով կամ հալվում, իոնների շարժումը դառնում է կարգավորված. Կատիոնները տեղափոխվում են դեպի կաթոդ (բացասական լիցքավորված էլեկտրոդ) և անիոններ դեպի անոդ (դրական լիցքավորված էլեկտրոդ):

3. Դիսոցիացիան շրջելի գործընթաց է: Միաժամանակ տարանջատումը գնում է ասոցիացիա - իոններից մոլեկուլների առաջացման գործընթաց:

4. Լուծույթում կամ հալոցքում կատիոնների լիցքերի ընդհանուր գումարը հավասար է անիոնների լիցքերի ընդհանուր գումարին և նշանով հակառակ է. լուծումը հիմնականում էլեկտրականորեն չեզոք է:

Բևեռային լուծիչով լուծույթներում տարանջատման հիմնական պատճառը իոնների լուծումն է (ջրային լուծույթների դեպքում ՝ խոնավացում): Իոնային միացությունների ջրային լուծույթում դիսոցացիան ամբողջությամբ ընթանում է (KCl, LiNO 3, Ba (OH) 2 և այլն): Բեւեռային կովալենտային կապով էլեկտրոլիտները կարող են մասնակիորեն կամ մասնակիորեն տարանջատվել ՝ կախված կապի բևեռականությունից (H 2 SO 4, HNO 3, HI և այլն): Queրային լուծույթում առաջանում են հիդրացված իոններ, բայց գրելը հեշտացնելու համար հավասարումները պատկերում են առանց ջրի մոլեկուլների իոններ.

Որոշ էլեկտրոլիտներ բաժանվում են ամբողջությամբ, մյուսները ՝ մասամբ: Դիսոցիացիան բնութագրելու համար ներկայացվում է հայեցակարգը էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի աստիճան ... Քանակը ցույց է տալիս տարանջատված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունը ն լուծված մոլեկուլների քանակին Ն էլեկտրոլիտ լուծույթում.

= ն/Ն.

Դիսոցացիայի աստիճանը մեծանում է լուծույթի նոսրացման հետ և լուծույթի ջերմաստիճանի բարձրացման հետ: Կախված դիսոցացիայի աստիճանից ՝ էլեկտրոլիտները բաժանվում են ուժեղ, միջին ուժի և թույլի: Ուժեղ էլեկտրոլիտները գրեթե ամբողջությամբ բաժանվում են լուծույթում, դրանց դիսոցացիայի աստիճանը 30% -ից ավելին է և ձգտում է 100% -ի: Միջին էլեկտրոլիտները ներառում են էլեկտրոլիտներ, որոնց դիսոցացիայի աստիճանը տատանվում է 3% -ից 30%: Թույլ էլեկտրոլիտների դիսոցացիայի աստիճանը 3% -ից պակաս է: Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են աղեր, ուժեղ թթուներ, ալկալիներ: Թույլ - թույլ թթուներ, անլուծելի հիմքեր, ամոնիումի հիդրօքսիդ, ջուր:

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսության տեսանկյունից կարող են սահմանվել տարբեր դասերի նյութեր:

Թթուներ - դրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք դիսոցացիայի ընթացքում կազմում են ջրածնի կատիոններ և թթվային մնացորդային անիոններ: Դիսոցիացիայի քայլերի քանակը կախված է թթվի հիմնականությունից, օրինակ.

HCl H + + Cl -,

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

Հիմնադրումներ Էլեկտրոլիտները բաժանվում են մետաղական կատիոնների և հիդրօքսի խմբի անիոնների: Դիսոցիացիայի քայլերի քանակը կախված է բազայի թթվայնությունից, օրինակ.

NaOH Na + + 2OH -,

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

Ամֆոտերային հիդրօքսիդներ Թույլ էլեկտրոլիտներ են, որոնք դիսոցիացիայի արդյունքում առաջացնում են ինչպես ջրածնի կատիոններ, այնպես էլ հիդրօքսի խմբի անիոններ, օրինակ ՝

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

H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 - 2H + + ZnO 2 2–:

Միջին աղեր Էլեկտրոլիտները բաժանվում են մետաղական կատիոնների և թթուների մնացորդային անիոնների՞ն, օրինակ.

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2–.

Թթվային աղեր Էլեկտրոլիտներ են, որոնք բաժանվում են մետաղական կատիոնների և բարդ անիոնների, որոնք պարունակում են ջրածնի ատոմներ և թթվային մնացորդ, օրինակ ՝

NaHCO 3 Na + + HCO 3 -.

Հիմնական աղեր Էլեկտրոլիտները բաժանվում են թթու մնացորդի և բարդ կատիոնների անիոնների, որոնք բաղկացած են մետաղի ատոմներից և հիդրոքսի խմբերից, օրինակ.

Сu (OH) Сl CuОН + + Сl -.

Բարդ աղեր - դրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք դիսոցացիայի ընթացքում առաջացնում են բարդ բարդ իոններ, որոնք բավականին կայուն են ջրային լուծույթներում, օրինակ ՝

K 3 3K + + 3–:

Էլեկտրոլիտները կենդանի օրգանիզմների հեղուկների և հյուսվածքների բաղկացուցիչ մասն են: Ֆիզիոլոգիական և կենսաքիմիական գործընթացների բնականոն ընթացքի համար անհրաժեշտ են նատրիում, կալիում, կալցիում, մագնեզիում, ջրածնային կատիոններ, քլորի անիոններ, սուլֆատ իոններ, երկածխաթթվային իոններ, հիդրօքսիդ իոններ և այլն: Այս իոնների կոնցենտրացիաները տարբեր են մարդու մարմնում: Օրինակ ՝ նատրիումի և քլորի իոնների կոնցենտրացիան շատ նշանակալի է և ամեն օր համալրվում է: Hydրածնի իոնների և հիդրօքսիդի իոնների կոնցենտրացիաները շատ փոքր են, բայց դրանք մեծ դեր են խաղում կյանքի գործընթացներում ՝ նպաստելով ֆերմենտների բնականոն գործունեությանը, նյութափոխանակությանը, սննդի մարսմանը և այլն:

Dրի բաժանում.

Hydրածնի ցուցիչ

Waterուրը թույլ ամֆոտերային էլեկտրոլիտ է: Րի դիսոցացիայի հավասարումը հետևյալն է.

H 2 O H + + OH -

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

Protրի մեջ պրոտոնների և հիդրօքսիդի իոնների կոնցենտրացիան նույնն է և կազմում է 10–7 մոլ / լ 25 ° C ջերմաստիճանում:

Hydրածնի իոնների և հիդրօքսիդի իոնների կոնցենտրացիաների արտադրանքը կոչվում է ջրի իոնային արտադրանք իսկ 25 ° С ջերմաստիճանում 10 –14 է:

Aանկացած ջրային լուծույթի միջավայրը կարող է բնութագրվել H + կամ OH - իոնների կոնցենտրացիայով: Տարբերակել չեզոք, թթվային և ալկալային լուծույթները:

Չեզոք լուծման միջավայրում.

10 -7 մոլ / լ,

թթվային լուծույթում.

\u003e, այսինքն. \u003e 10 -7 մոլ / լ,

ալկալային լուծույթում.

\u003e, այսինքն. \u003e 10 –7 մոլ / լ:

Լուծույթի միջավայրը բնութագրելու համար հարմար է օգտագործել pH- ի արժեքը (Աղյուսակ 1, տե՛ս էջ 14): Hydրածնի ցուցիչ Isրածնի իոնի կոնցենտրացիայի բացասական տասնորդական լոգարիթմը.

pH \u003d –լգ.

Դասի ընթացքում մենք կուսումնասիրենք «Էլեկտրոլիտային դիսոցացիա. Իոնային փոխանակման արձագանքներ »: Հաշվի առեք էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսությունը և ծանոթացեք էլեկտրոլիտների սահմանմանը: Եկեք ծանոթանանք լուծումների ֆիզիկական և քիմիական տեսությանը: Եկեք քննարկենք էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսության լույսի ներքո բազաների, թթուների և աղերի որոշումը, ինչպես նաև սովորենք, թե ինչպես կարելի է կազմել իոնների փոխանակման ռեակցիաների հավասարումներ և իմանալ դրանց անշրջելիության պայմանների մասին:

Թեմա ՝ Լուծումները և դրանց կենտրոնացումը, ցրված համակարգերը, էլեկտրոլիտային դիսոցացիա

Դաս. Էլեկտրոլիտային դիսոցացիա: Իոնային փոխանակման ռեակցիաներ

1. Լուծումների ֆիզիկական և քիմիական տեսություն

Անգամ էլեկտրական երեւույթների ուսումնասիրության արշալույսին գիտնականները նկատեցին, որ ոչ միայն մետաղները, այլև լուծումները կարող են հոսանք անցկացնել: Բայց ոչ բոլորը: Այսպիսով, նատրիումի քլորիդի և այլ աղերի ջրային լուծույթները, ուժեղ թթուների և ալկալիների լուծույթները լավ են անցկացնում հոսանքը: Քացախաթթվի, ածխածնի երկօքսիդի և ծծմբի երկօքսիդի լուծույթները դա շատ ավելի վատ են վարում: Բայց ալկոհոլի, շաքարի և այլ օրգանական միացությունների մեծ մասի լուծույթներն ընդհանրապես էլեկտրաէներգիա չեն անցկացնում:

Էլեկտրական հոսանքը ազատ լիցքավորված մասնիկների ուղղորդված շարժումն է... Մետաղներում այս շարժումն իրականացվում է համեմատաբար ազատ էլեկտրոնների ՝ էլեկտրոնային գազի միջոցով: Բայց ոչ միայն մետաղներն են ընդունակ էլեկտրական հոսանք անցկացնել:

Էլեկտրոլիտներ - դրանք նյութեր են, որոնց լուծույթները կամ հալվածները էլեկտրական հոսանք են վարում:

Ոչ էլեկտրոլիտներ - սրանք նյութեր են, որոնց լուծույթները կամ հալվածությունը էլեկտրական հոսանք չի հաղորդում:

Որոշ լուծումների էլեկտրական հաղորդունակությունը նկարագրելու համար անհրաժեշտ է հասկանալ, թե որն է լուծումը: 19-րդ դարի վերջին լուծումների 2 հիմնական տեսություն կար.

· Ֆիզիկական: Այս տեսության համաձայն, լուծումը - դա բաղադրիչների զուտ մեխանիկական խառնուրդ է, և դրանում մասնիկների միջև փոխազդեցություն չկա: Նա լավ նկարագրեց էլեկտրոլիտների հատկությունները, բայց որոշակի դժվարություններ ուներ էլեկտրոլիտային լուծույթները նկարագրելիս:

· Քիմիական. Այս տեսության համաձայն, լուծարվելուն պես քիմիական ռեակցիա է տեղի ունենում լուծիչի և լուծիչի միջև: Դա հաստատվում է լուծարման ժամանակ ջերմային ազդեցության առկայությամբ, ինչպես նաև գույնի փոփոխությամբ: Օրինակ, երբ սպիտակ անջուր պղնձի սուլֆատը լուծվում է, առաջանում է հագեցած կապույտ լուծույթ:

Theշմարտությունն այս երկու ծայրահեղ կետերի արանքում է: Այսինքն, լուծույթներում տեղի է ունենում ինչպես քիմիական, այնպես էլ ֆիզիկական գործընթաց:

Նկար: 1. Սվանտե Արրենիուս

1887 թվականին շվեդ ֆիզիկոս քիմիկոս Սվանտե Արրենիուսը (նկ. 1), ուսումնասիրելով ջրային լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակությունը, առաջարկել է, որ նման լուծույթներում նյութերը քայքայվեն լիցքավորված մասնիկների ՝ իոնների, որոնք կարող են շարժվել դեպի էլեկտրոդներ, բացասական լիցքավորված կաթոդ և դրական լիցք ունեցող անոդ:

Սա է լուծումների էլեկտրական հոսանքի պատճառը: Այս գործընթացը կոչվում է էլեկտրոլիտային դիսոցացիա (բառացի թարգմանություն ՝ պառակտում, էլեկտրականության ազդեցության տակ քայքայում): Այս անունը ենթադրում է նաև, որ դիսոցիացիան տեղի է ունենում էլեկտրական հոսանքի գործողությամբ: Հետագա ուսումնասիրությունները ցույց տվեցին, որ դա այդպես չէ. Իոնները լուծույթի մեջ միայն լիցքակիր են և գոյություն ունեն դրա մեջ ՝ անկախ նրանից հոսանքն անցնում է լուծույթի միջով, թե ոչ: Սվանտե Արրենիուսի ակտիվ մասնակցությամբ ձևակերպվեց էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսությունը, որը հաճախ անվանում են այս գիտնականի անունով: Այս տեսության հիմնական գաղափարն այն է, որ էլեկտրոլիտները վճարունակի ազդեցության տակ ինքնաբերաբար քայքայվում են իոնների: Եվ հենց այդ իոններն են լիցքակիրներ և պատասխանատու լուծույթի էլեկտրական հաղորդունակության համար:

2. Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսության հիմնական դրույթները

1. Էլեկտրոլիտները լուծիչի ազդեցության տակ գտնվող լուծույթներում ինքնաբերաբար քայքայվում են իոնների: Այս գործընթացը կոչվում է էլեկտրոլիտային դիսոցացիա Դիսոցիացիան կարող է նաև տեղի ունենալ, երբ պինդ էլեկտրոլիտները հալվեն:

2. Իոնները կազմով և հատկություններով տարբերվում են ատոմներից: Aրային լուծույթներում իոնները ջրավորված վիճակում են: Հիդրացված վիճակում իոնները հատկություններով տարբերվում են նյութի գազային վիճակում գտնվող իոններից: Սա բացատրվում է հետևյալով. Կատիոններն ու անիոններն արդեն ի սկզբանե առկա են իոնային միացություններում: Լուծվելիս ջրի մոլեկուլը սկսում է մոտենալ լիցքավորված իոններին ՝ դրական բևեռին - դեպի բացասական իոն, բացասական բևեռ - դեպի դրական: Իոնները կոչվում են հիդրացված (նկ. 2):

3. Էլեկտրոլիտների լուծույթներում կամ հալոցքում իոնները քաոսային կերպով են շարժվում, բայց երբ էլեկտրական հոսանք է անցնում, իոնները շարժվում են ուղղորդված եղանակով. Կատիոններ դեպի կաթոդ, անիոններ - դեպի անոդ:

3. Հիմքերը, թթուները, աղերը էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսության լույսի ներքո

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի տեսության լույսի ներքո հնարավոր է հիմքերը, թթուները և աղերը սահմանել որպես էլեկտրոլիտներ:

Հիմնադրումներ- դրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնց դիսոցիացիայի արդյունքում ջրային լուծույթներում առաջանում է միայն մեկ տեսակի անիոն ՝ հիդրօքսիդի անիոն ՝ OH-:

NaOH ↔ Na + + OH−

Մի քանի հիդրոքսիլային խմբեր պարունակող հիմքերի դիսոցացիա տեղի է ունենում աստիճանաբար.

Ba (OH) 2↔ Ba (OH) + + OH− Առաջին փուլ

Ba (OH) + ↔ Ba2 + + 2OH− Երկրորդ փուլ

Ba (OH) 2↔ Ba2 + + 2 OH− Ընդհանուր հավասարումը

Թթուներ - դրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնց դիսոցացիայի արդյունքում ջրային լուծույթներում ստեղծվում է կատիոնների միայն մեկ տեսակ ՝ H +: Դա ջրազրկված պրոտոնն է, որը կոչվում է ջրածնի իոն և նշանակվում է H3O +, բայց պարզության համար գրվում է H +:

HNO3↔ H + + NO3−

Polybasic թթուները բաժանվում են քայլերով.

H3PO4↔ H + + H2PO4- Առաջին փուլ

H2PO4- ↔ H + + HPO42- Երկրորդ փուլ

HPO42-↔ H + + PO43- Երրորդ փուլ

H3PO4↔ 3H + + PO43- գումարի հավասարումը

Աղ - դրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք ջրային լուծույթներում բաժանվում են մետաղական կատիոնների և թթվային մնացորդային անիոնների:

Na2SO4 ↔ 2Na + + SO42−

Միջին աղեր - սրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք ջրային լուծույթներում բաժանվում են մետաղական կատիոնների կամ ամոնիումի կատիոնների և թթվային մնացորդային անիոնների:

Հիմնական աղեր - սրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք ջրային լուծույթներում բաժանվում են մետաղական կատիոնների, հիդրօքսիդի անիոնների և թթվային մնացորդի անիոնների:

Թթվային աղեր - սրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք ջրային լուծույթներում բաժանվում են մետաղական կատիոնների, ջրածնի կատիոնների և թթվային մնացորդային անիոնների:

Կրկնակի աղեր - սրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք ջրային լուծույթներում բաժանվում են մի քանի մետաղների և թթվային մնացորդի անիոնների կատիոնների:

KAl (SO4) 2↔ K + + Al3 + + 2SO42

Խառը աղեր - սրանք էլեկտրոլիտներ են, որոնք ջրային լուծույթներում բաժանվում են մետաղական կատիոնների և մի քանի թթվային մնացորդների անիոնների

4. Ուժեղ ու թույլ էլեկտրոլիտներ

Տարբեր աստիճանի էլեկտրոլիտային դիսոցացիա - գործընթացը շրջելի է: Բայց որոշ միացությունների լուծարման արդյունքում դիսոցացիայի հավասարակշռությունը հիմնականում տեղափոխվում է դեպի տարանջատված ձև: Նման էլեկտրոլիտների լուծույթներում դիսոցիացիան ընթանում է գրեթե անդառնալիորեն: Հետեւաբար, այդպիսի նյութերի տարանջատման հավասարումները գրելիս գրվում է կա՛մ հավասար նշան, կա՛մ ուղիղ սլաք ՝ նշելով, որ արձագանքը գրեթե անշրջելի է: Նման նյութերը կոչվում են ուժեղէլեկտրոլիտներ:

Թույլ կոչվում են էլեկտրոլիտներ, որոնցում դիսոցացիան փոքր-ինչ տեղի է ունենում: Գրելիս օգտագործեք շրջելիության նշանը: Ներդիր 1

Էլեկտրոլիտի ուժը քանակականորեն գնահատելու համար ներկայացվեց գաղափարը էլեկտրոլիտիկ աստիճանըդիսոցացիա.

Էլեկտրոլիտի ուժը կարելի է բնութագրել նաև նրանով քիմիական հավասարակշռության հաստատուններ դիսոցացիա Այն կոչվում է տարանջատման հաստատուն:

Էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի աստիճանի վրա ազդող գործոններ.

Էլեկտրոլիտի բնույթը

Էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիան լուծույթի մեջ

· Երմաստիճանը

Բարձրացող ջերմաստիճանի և լուծույթի նոսրացման հետ մեկտեղ էլեկտրոլիտային դիսոցացիայի աստիճանը մեծանում է: Հետեւաբար, էլեկտրոլիտի ուժը կարելի է գնահատել միայն դրանք նույն պայմաններում համեմատելու միջոցով: Որպես ստանդարտ ընդունվում են T \u003d 180C և c \u003d 0,1 մոլ / լ:

5. Իոնային փոխանակման ռեակցիաներ

Ռեակցիայի էությունը էլեկտրոլիտային լուծույթներում արտահայտվում է իոնային հավասարմամբ: Հաշվի է առնվում այն \u200b\u200bփաստը, որ մեկ լուծույթում էլեկտրոլիտները կան իոնների տեսքով: Եվ թույլ էլեկտրոլիտները և չբաշխվող նյութերը գրանցվում են իոնների մեջ բաժանված ձևով: Waterրի մեջ էլեկտրոլիտի լուծելիությունը չի կարող օգտագործվել որպես դրա ուժի չափիչ: Waterրի մեջ չլուծվող շատ աղեր ուժեղ էլեկտրոլիտներ են, բայց իոնների կոնցենտրացիան լուծույթում շատ ցածր է հենց դրանց ցածր լուծելիության պատճառով: Ահա թե ինչու, այդպիսի նյութերի մասնակցությամբ ռեակցիաների հավասարումները գրելիս ընդունված է դրանք գրել ոչ տարանջատված տեսքով: .

Էլեկտրոլիտային լուծույթների ռեակցիաներն ընթանում են իոնների հետ կապելու ուղղությամբ:

Իոնային կապի մի քանի ձև կա.

1. Նստվածքների առաջացում

2. Գազի էվոլյուցիա

3. Թույլ էլեկտրոլիտի առաջացում:

· 1. Նստվածքների առաջացում.

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3 ↓ + 2NaCl:

Ba2 ++ 2Cl - + 2Na ++ CO32- → BaCO3 ↓ + 2Na ++ 2Cl- ամբողջական իոնային հավասարություն

Ba2 + + CO32- → BaCO3 ↓ կրճատված իոնային հավասարություն:

Իոնացված կրճատված հավասարումը ցույց է տալիս, որ Ba2 + իոն պարունակող ցանկացած լուծվող միացության փոխազդեցությունը CO32- կարբոնատային անիոն պարունակող բաղադրության հետ կհանգեցնի BaCO3 an անլուծելի նստվածքի:

· 2. Գազի էվոլյուցիա.

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2 և