Joninių mainų reakcijos. Elektrolitinė disociacija

Elektrolitinė disociacija - Tai yra elektrolito molekulių skaidymo į jonus procesas, veikiant polinėms tirpiklio molekulėms.

ElektrolitaiAr medžiagos, kurių lydymasis ar vandeniniai tirpalai praleidžia elektros srovę? Tai apima rūgščių, tirpimo tirpalus ir šarmų bei druskų tirpalus. Neelektrolitai Yra medžiagos, kurios nevadina elektros srovės. Tai apima daug organinių medžiagų.

Vadinami elektrolitai, kurie beveik visiškai išsiskiria į jonus stiprus; vadinami elektrolitai, kurie dalinai išsiskiria į jonus silpnas.Kiekybiniam disociacijos išsamumo įvertinimui pateikiama disociacijos laipsnio samprata. Atsiribojimo laipsnis elektrolitas vadinamas į jonus suskaidytų molekulių skaičiaus ir viso tirpalo molekulių skaičiaus santykiu.

Paprastai atsiribojimo laipsnis ( α ) išreiškiamos vieneto arba% dalimis:

kur n - dalelių, veikiamų elektrolitinės disociacijos, skaičius;

n 0 - bendras dalelių skaičius tirpale.

Stiprūs elektrolitai - beveik visos druskos, tirpios bazės ( NaOH, KOH, Ba(OI) 2 ir kitos), neorganinės rūgštys ( H 2 TAIP 4 , HCl, HNO 3 , HBr, Sveiki ir kt.) .

Silpni elektrolitai - netirpios bazės ir NH 4 OI, neorganinės rūgštys ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 ir kiti), organinės rūgštys ir vanduo H 2 O.

Stiprūs elektrolitai beveik visiškai disocijuojasi į jonus (t. Y. Disociacijos procesas yra negrįžtamas) ir vienu žingsniu:

HCl \u003d H + + Cl – H 2 TAIP 4 \u003d 2H + + TAIP 4 2–

Silpni elektrolitai dalinai disocijuoja (t. Y. Disociacijos procesas yra grįžtamasis) ir laipsniškai . Pavyzdžiui, daugiabučių rūgščių atveju kiekviename etape išskiriamas vienas vandenilio jonas:

1.H 2 TAIP 3 ⇄ H + + HSO 3 - 2. Hso 3 - ⇄ H + + TAIP 3 2-

Taigi polibazinių rūgščių stadijų skaičių lemia rūgšties baziškumas (vandenilio jonų skaičius), o rūgštinių rūgščių bazių stadijas - bazės rūgštingumas (arba hidroksilo grupių skaičius): NH 4 OI ⇄ NH 4 + + OI – . Elektrolitinės disociacijos procesas baigiasi nustatant cheminės pusiausvyros būseną sistemoje, kuriai būdinga pusiausvyros konstanta:

Elektrolitinio disociacijos proceso pusiausvyros konstanta vadinama disociacijos konstanta - Į D ... Disociacijos konstanta priklauso nuo elektrolito pobūdžio, tirpiklio pobūdžio ir temperatūros, tačiau nepriklauso nuo elektrolito koncentracijos.

Tarp Į D ir α yra kiekybinis ryšys:

(13)

Santykis (13) vadinamas Ostwaldo skiedimo dėsniu: atskiedus tirpalą, silpno elektrolito disociacijos laipsnis didėja.

Silpniems elektrolitams, kai α  1, Į D = α 2 NUO.

Vanduo yra silpnas elektrolitas, todėl jis grįžta atgal.

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

Vandens disociacijos konstanta:

Vandens disociacijos laipsnis yra labai žemas (tai labai silpnas elektrolitas). Kadangi vandens yra perteklius, jo koncentraciją galima laikyti pastovia ir yra
tada

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

[ H + ]∙[ OI - ] = 10 -14 = K. W - joninis vandens produktas

Kadangi vandenilio katijonų ir hidroksido jonų koncentracijos vandenyje yra vienodos, tada: [ H + ] = [ OI - ] =
.

Tirpstant vandenyje kitas medžiagas (rūgštis, bazes, druskas), keičiasi jonų koncentracija H + arba IT – , o jų produktas visada išlieka pastovus ir lygus 10 -14, kai T \u003d 25 0 С. Jonų koncentracija H + gali būti tirpalo rūgštingumo ar šarmingumo matas. Paprastai šiam tikslui naudojamas pH: pH = - lg[ H + ]. Šiuo būdu, pH vertė Ar dešimtainis vandenilio jonų koncentracijos logaritmas, paimtas su priešingu ženklu.

Atsižvelgiant į vandenilio jonų koncentraciją, išskiriamos trys terpės.

AT neutralusaplinka [ H + ] = [ OI - ]= 10 -7 mol / l, pH \u003d -lg 10 -7 = 7 ... Ši aplinka būdinga tiek grynam vandeniui, tiek neutraliems tirpalams. AT rūgštus sprendimai [ H + ] > 10 -7 mol / l, pH< 7 ... Rūgštingoje aplinkoje pH skiriasi 0 < рН < 7 ... AT šarminis aplinkose [ H + ] < [ОН – ] ir [ H + ] < 10 -7 mol / ltaigi pH\u003e 7... PH kitimo diapazonas: 7 < рН < 14 .

Jonų mainų reakcijos (RIO) Ar reakcijos tarp jonų vyksta vandeniniuose elektrolitų tirpaluose. Skiriamasis metabolinių reakcijų bruožas: elementai, sudarantys reagentus, nekeičia jų oksidacijos būsenos. Jonų mainų reakcijos yra negrįžtamos reakcijos turint omenyje: 1) blogai tirpios medžiagos susidarymas, 2) dujinės medžiagos išsiskyrimas, 3) silpno elektrolito susidarymas.

RIO eigoje priešingai įkrauti jonai surišami ir pašalinami iš reakcijos sferos. Jonų mainų reakcijų esmė išreiškiama naudojant jonines lygtis, kurios, skirtingai nei molekulinės, parodo tikrus reakcijos dalyvius. Sudarant jonines lygtis, reikia vadovautis tuo, kad mažai disocijuojančios, mažai tirpios (nusodintos) ir dujinės medžiagos yra parašytos molekuline forma. Stipriai tirpūs elektrolitai registruojami kaip jonai. Todėl, rašant jonines lygtis, būtina naudoti druskų ir bazių tirpumo vandenyje lentelę.

Hidrolizė- tai yra druskos jonų sąveikos su vandens molekulėmis procesas, dėl kurio susidaro mažai disocijuojantys junginiai; yra ypatingas jonų mainų reakcijų atvejis. Susidariusios druskos yra hidrolizuojamos:

silpna rūgštis ir stipri bazė ( NaCH 3 COO, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

silpna bazė ir stipri rūgštis ( NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

silpna bazė ir silpna rūgštis ( NH 4 CN, NH 4 CH 3 COO).

Druskos, susidariusios iš stiprios rūgšties ir stiprios bazės, hidrolizės nevykdo: Na 2 TAIP 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ ir kt.

Druskos hidrolizė padidina jonų koncentraciją H + arba IT – ... Tai lemia vandens joninės pusiausvyros pasikeitimą ir, atsižvelgiant į druskos pobūdį, suteikia tirpalui rūgščią arba šarminę terpę (žr. Problemų sprendimo pavyzdžius).

Skaičiavimo formulės.

1. Apskaičiuokite normalią rūgšties tirpalo (bandymas Nr. 1) arba šarmo tirpalo (bandymas Nr. 2) koncentraciją pagal tirpalų ekvivalentų dėsnio formulę:

2. Apskaičiuokite 10 ml atitinkamo tirpalo rūgšties (bandymas Nr. 1) arba šarmo (bandymas Nr. 2) masę iš normalios koncentracijos formulės:

3. Apskaičiuokite vandens (tirpiklio) masę 10 ml tirpalo, laikydami, kad tirpalo tankis yra 1:

4. Naudodamiesi gautais duomenimis, pagal atitinkamas formules apskaičiuokite nurodytas koncentracijas.

Laboratorinis darbas Nr. 5

Tikslas: ištirti jonų mainų reakcijų eigos sąlygas ir jonų mainų reakcijų rašymo molekulinėmis ir jonų-molekulinėmis formomis taisykles.

Teorinė dalis.

Elektrolitinė disociacija vadinamas dalinis ar visiškas elektrolitų molekulių skaidymas į jonus veikiant polinėms tirpiklio molekulėms. Atsiribojimas vyksta dėl kompleksinės fizikocheminės elektrolitų molekulių sąveikos su polinėmis tirpiklio molekulėmis. Jonų sąveika su polinėmis tirpiklio molekulėmis vadinama jonų solvatu (vandeniniams tirpalams - hidratacijai). Elektrolito tirpaluose susidaro ištirpę jonai.

Elektrolitai praleidžia elektros srovę, nes tirpaluose yra įelektrintų dalelių: katijonų ir anijonų.

Disociacijos procesui kiekybiškai būdinga elektrolitinės disociacijos laipsnis α. Disociacijos laipsnis yra į jonus suskaidytų molekulių skaičiaus ir viso ištirpusios medžiagos N \u200b\u200bmolekulių skaičiaus santykis:

Atsiribojimo laipsnis išreiškiamas procentais arba vieneto dalimi.

Elektrolitai skirstomi į tris grupes: a) stipri (α\u003e 30%), b) terpė (3)<α<30%), в) слабые (α<3%).

Mokomojoje literatūroje pateikiamos rūgščių, bazių ir druskų disociacijos laipsnių lentelės. Disociacijos laipsnis priklauso nuo tirpinio ir tirpiklių pobūdžio, temperatūros, koncentracijos ir to paties pavadinimo jonų buvimo tirpale. Esant silpniems elektrolitams, disociacijos laipsnis labai priklauso nuo koncentracijos: kuo mažesnė tirpalo koncentracija, tuo didesnis elektrolitinio disociacijos laipsnis.

Daug patogiau apibūdinti elektrolitų gebėjimą atsiriboti nuo tirpalo disociacijos konstanta K , kuris nepriklauso nuo tirpalo koncentracijos. Disociacijos konstanta K yra silpnos elektrolito - rūgšties ar bazės - grįžtamojo disociacijos proceso pusiausvyros konstanta. Rūgščių disociacijos konstanta dar vadinama rūgštingumo konstanta, o bazinė konstanta - baziškumo konstanta. Silpnų elektrolitų disociacijos konstantų vertės pateikiamos lentelėse, skirtose standartinėms sąlygoms.

Disociacijos konstanta (baziškumas) išreiškiama jonų pusiausvyros koncentracijų sandaugoje, esančioje tam tikro silpno elektrolito tirpale, ir neišsijungusių molekulių koncentracijos santykiu:

Disociacijos konstanta yra silpnų elektrolitų santykinio stiprumo matas: kuo jis mažesnis, tuo silpnesnis elektrolitas. Paklausa silpno dvejetainio elektrolito konstantos ir disociacijos laipsnio santykis ostwaldo veisimo įstatymas:

Elektrolitinio disociacijos požiūriu rūgštys vadinamos elektrolitais, kurie vandeniniuose tirpaluose formuoja teigiamai įkrautus vandenilio jonus ir rūgščių liekanų anijonus. Vandenilio jonai yra būdingi rūgštims ir lemia jų savybes. Rūgštys, kurios yra stiprūs elektrolitai: azoto HNO 3, druskos HCl, vandenilio bromido HBr, hidrojodinio HJ, sieros H 2 SO 4, mangano HMnO 4 ir kt.

Silpnų elektrolitų yra žymiai daugiau nei stiprių. Silpni elektrolitai yra rūgštys: sieros H 2 SO 3, vandenilio fluorintas HF, anglies H 2 CO 3, vandenilio sulfidas H 2 S, acto CH 3 COOH ir kt. Rūgšties disociacijos pavyzdžiai:

HCl \u003d H + + Cl -

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

I etapas: H 2 SO 3 H + + HSО 3 -

arba H 2SO 3 2H + + SO 3 2-,

II etapas: HSО 3 - H + + SO 3 2 -

Elektrolitinės disociacijos požiūriu bazės vadinamos elektrolitais, kurie vandeniniuose tirpaluose formuoja neigiamai įkrautus OH - hidroksido jonus ir metalo katijonus. Hidroksido jonai lemia bendras bazių savybes. Bazės, kurių katijonų valentingumas yra didesnis už vienybę, atskiriamos laipsniškai. Stipri elektrolitai yra bazės, kuriose katijonai yra šarminiai ir šarminiai žemės metalai, išskyrus Be (OH) 2 ir Mg (OH) 2.

Iš esmės bazės yra silpni elektrolitai, ypač tie, kuriuos susidaro amfoteriniai metalai. Amfoteriniai hidroksidai disocijuoja kaip bazės rūgščioje terpėje, o kaip rūgštys - šarminėje terpėje. Bazių ir amfoterinių hidroksidų disociacijos pavyzdžiai:

NaOH \u003d Na + + OH -

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

II str. FeOH + Fe 2+ + OH - arba Fe (OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

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

Druskos yra elektrolitai, kurie vandenyje disocijuojasi į teigiamus metalų jonus ir neigiamus rūgšties likučio jonus. Visos druskos, gerai tirpstančios vandenyje, yra stiprūs elektrolitai. Normalių (terpių), rūgščių, bazinių, kompleksinių ir dvigubų druskų disociacijos pavyzdžiai:

KBr \u003d K + + Br-; K3 \u003d 3K + + 3-;

NaHCO3 \u003d Na + + HCO3-; KAl (SO 4) 2 \u003d K + + Al 3+ + 2SO4 2-.

AlOHCl2 \u003d AlOH2+ + 2C1-;

Tiriant įvairias reakcijas, daugiausia nevandeninėse terpėse, buvo sukurtos bendresnės rūgščių ir bazių sąvokos. Svarbiausia iš šiuolaikinių rūgščių ir bazių teorijų priklauso protonų teorijai, pagal kurią rūgštis yra protonų donoras, tai yra dalelė (molekulė ar jonas), galinti dovanoti vandenilio joną - protoną, o bazė yra protonų akceptorius, t. dalelę (molekulę ar joną), galinčią prijungti protoną. Pavyzdžiui, reaguodamas:

HC1 + NH3 \u003d NH4 + + Cl -

c1-jonas yra bazė, konjuguota su HCl rūgštimi, o NH 4 + jona yra rūgštis, konjuguota su NH3 baze. Reakcijos elektrolitų tirpaluose vyksta tarp jonų, į kuriuos suyra ištirpusių medžiagų molekulės. Reakcijos registruojamos trimis formomis: molekulinės, pilnos joninės-molekulinės ir sutrumpintos jonų-molekulinės. Stiprūs elektrolitai registruojami jonų pavidalu, vidutiniai ir silpni elektrolitai, nuosėdos ir dujos - molekulių pavidalu. Reakcijos esmę atspindi sutrumpinta joninė-molekulinė lygtis, kurioje nurodomos tik tiesiogiai į reakciją patekusios dalelės ir nenurodomi jonai ir molekulės, kurių koncentracija reikšmingai nesikeičia. Reakcijos tarp elektrolitų vyksta dujų, nuosėdų susidarymo kryptimi arba silpnesnės

elektrolitas.

Reakcijos elektrolito tirpaluose pavyzdys: stiprios azoto rūgšties neutralizavimas silpna baze (amonio hidroksidu). Molekulinės reakcijos lygtis:

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

Šioje reakcijoje stiprūs elektrolitai yra azoto rūgštis ir susidariusi amonio nitrato druska, kurią rašome jonų pavidalu, o silpni elektrolitai yra amonio hidroksidas ir vanduo, kuriuos rašome molekulių pavidalu. Visa joninė-molekulinė lygtis yra:

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

Kaip matote, tik NO 3 jonai reakcijos metu nesikeičia, išskyrus juos, mes užrašome sutrumpintą jonų ir molekulių lygtį:

H + + NH4OH \u003d NH4 + + H20.

Praktinė dalis

Joninės - molekulinės mainų reakcijos

Atlikite reakcijas tarp elektrolitų tirpalų pagal užduotį. Norėdami tai padaryti, į mėgintuvėlį įpilkite 7-8 lašus vieno reagento ir įpilkite 7-8 lašus kito reagento. Stebėkite reakcijos požymius: nuosėdas, dujų išsiskyrimą ar kvapo pasikeitimą (nurodant mažai disocijuojančios medžiagos susidarymą).

Tada, atsižvelgiant į pastebėtus požymius, klasifikuokite reakciją kaip vieną iš 3 tipų:

1) jonų mainų reakcijos, susidarant blogai tirpiai medžiagai (nuosėdoms);

2) jonų mainų reakcijos su dujų išsiskyrimu;

3) jonų mainų reakcijos, susidarant silpnam elektrolitui.

Užrašykite kiekvieną reakciją 3 formomis:

a) molekulinė,

b) visas joninis - molekulinis,

c) redukuotas joninis - molekulinis.

Padarykite išvadą apie jonų mainų reakcijų kryptį.

Užduočių sąrašas:

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

Laboratorinis darbas Nr. 6

ELEKTROS ATITINKIMAS
ELEKTROLITAI IR NEKELEKROLITAI

Elektrolitinės disociacijos teorija

(S. Arrhenius, 1887)

Ištirpę vandenyje (arba ištirpę) elektrolitai skyla į teigiamai ir neigiamai įkrautus jonus (vyksta elektrolitinė disociacija).

Veikiant elektros srovei, katijonai (+) juda į katodą (-), o anijonai (-) - į anodą (+).

Elektrolitinė disociacija yra grįžtamasis procesas (atvirkštinė reakcija vadinama molarizacija).

Elektrolitinio disociacijos laipsnis (a) priklauso nuo elektrolito ir tirpiklio pobūdžio, temperatūros ir koncentracijos. Tai rodo į jonus suskaidytų molekulių skaičiaus santykį (n) iki į tirpalą įvestų molekulių skaičiaus (N).

a \u003d n / N 0< a < 1

Joninių medžiagų elektrolitinio disociacijos mechanizmas

Tirpinant junginius su joninėmis jungtimis (pvz., NaCl) hidratacijos procesas prasideda nuo vandens dipolių orientacijos aplink visas druskos kristalų keteras ir paviršius.

Orientuodamiesi aplink kristalinės gardelės jonus, vandens molekulės su jomis sudaro vandenilio arba donoro-akceptoriaus ryšius. Šiame procese išsiskiria didelis energijos kiekis, kuris vadinamas hidratacijos energija.

Hidratacijos energija, kurios vertė palyginama su kristalinės gardelės energija, naudojama sunaikinti kristalo gardelę. Šiuo atveju hidratuoti jonai sluoksnį po sluoksnio praeina į tirpiklį ir, sumaišę su jo molekulėmis, sudaro tirpalą.

Poliarinių medžiagų elektrolitinio disociacijos mechanizmas

Medžiagos, kurių molekulės susidaro pagal polinio kovalentinio ryšio tipą (polinės molekulės), disocijuoja panašiai. Aplink kiekvieną polinę materijos molekulę (pvz., HCl), vandens dipoliai yra tam tikru būdu orientuoti. Dėl sąveikos su vandens dipoliais polinė molekulė tampa dar labiau poliarizuota ir virsta jonine molekule, tada lengvai susidaro laisvi hidratuoti jonai.

Elektrolitai ir neelektrolitai

Medžiagų elektrolitinė disociacija, vykstanti susidarant laisviesiems jonams, paaiškina tirpalų elektrinį laidumą.

Elektrolitinės disociacijos procesas paprastai rašomas diagramos pavidalu, neatskleidžiant jo mechanizmo ir nepraleidus tirpiklio (H 2 O), nors jis yra pagrindinis bendradarbis.

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 -

Iš molekulių elektroneutralumo išplaukia, kad bendras katijonų ir anijonų krūvis turėtų būti lygus nuliui.

Pavyzdžiui, už

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

Stiprūs elektrolitai

Tai yra medžiagos, kurios ištirpusios vandenyje beveik visiškai suyra į jonus. Paprastai stiprūs elektrolitai apima medžiagas, turinčias jonines arba stipriai polines jungtis: visas lengvai tirpias druskas, stiprias rūgštis (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ir stiprios bazės (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Stipraus elektrolito tirpale ištirpusios medžiagos daugiausia yra jonų (katijonų ir anijonų) pavidalu; neišsijungusių molekulių praktiškai nėra.

Silpni elektrolitai

Medžiagos, kurios dalinai skaidosi į jonus. Silpnų elektrolitų tirpaluose kartu su jonais yra neišsijungusių molekulių. Silpni elektrolitai negali sukelti didelės jonų koncentracijos tirpale.

Silpni elektrolitai apima:

beveik visos organinės rūgštys (CH3COOH, C2H5COOH ir kt.);

kai kurios neorganinės rūgštys (H2CO3, H2S ir kt.);

beveik visos druskos, bazės ir amonio hidroksidas, kurios blogai tirpsta vandenyje(Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);

vandens.

Jie blogai (arba beveik neveda) elektros srovę.

CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 «[CuOH] + + OH - (pirmasis etapas)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (antrasis etapas)

H 2 CO 3 «H + + HCO - (pirmasis etapas)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (antrasis etapas)

Neelektrolitai

Medžiagos, vandeniniai tirpalai ir lydalai, nevadantys elektros srovės. Jose yra kovalentinių nepolinių ar mažo poliškumo jungčių, kurios nesuyra į jonus.

Dujos, kietosios medžiagos (nemetalai), organiniai junginiai (sacharozė, benzinas, alkoholis) nevaldo elektros srovės.

Joninės reakcijos. HIDROLIZĖ

Joninės reakcijos tirpale

Jonų mainų reakcijos yra reakcijos tarp jonų, susidariusių dėl elektrolitų disociacijos.

Joninių reakcijų lygčių sudarymo taisyklės

Vandenyje netirpūs junginiai (paprastos medžiagos, oksidai, kai kurios rūgštys, bazės ir druskos) nedisocijuoja.

Reakcijose naudojami medžiagų tirpalai, todėl net blogai tirpios medžiagos yra tirpaluose jonų pavidalu.

Jei dėl reakcijos susidaro blogai tirpi medžiaga, tai rašant joninę lygtį ji laikoma netirpia.

Lygties kairėje ir dešinėje pusėje esančių jonų elektrinių krūvių suma turėtų būti vienoda.

Joninių reakcijų lygčių sudarymo procedūra

Parašykite molekulinės reakcijos lygtį

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

Kiekvienos medžiagos tirpumas nustatomas naudojant tirpumo lentelę

9 PAMOKA 10 kl (pirmieji studijų metai)

Elektrolitinio disociacijos teorija. Jonų mainų reakcijų planas

1. Elektrolitai ir neelektrolitai.

2. Elektrolitinės disociacijos (TED) teorija S.A. Arrhenius.

3. Elektrolitų elektrolitinės disociacijos su joninėmis ir kovalentinėmis poliarinėmis jungtimis mechanizmas.

4. Atsiribojimo laipsnis.

5. Rūgštys, bazės, amfoteriniai hidroksidai, druskos TED požiūriu.

6. Elektrolitų vertė gyviems organizmams.

7. Vandens atsiribojimas. Joninis vandens produktas. Vandenilio indikatorius. Elektrolitų vandeninių tirpalų terpė. Rodikliai.

8. Jonų mainų reakcijos ir jų eigos sąlygos.

Pagal gebėjimą praleisti elektros srovę vandeniniame tirpale ar lydant, visas medžiagas galima suskirstyti į elektrolitus ir neelektrolitus.

Elektrolitai - tai medžiagos, tirpalai ar lydalai, kurie praleidžia elektros srovę; elektrolitai (rūgštys, druskos, šarmai) turi joninius arba polinius kovalentinius ryšius.

Neelektrolitai - tai medžiagos, tirpalai ar lydalai, nevedantys elektros srovės; neelektrolitų molekulėse (organinėse medžiagose, dujose, vandenyje) jungtys yra kovalentinės nepolinės arba mažai polinės.

Norėdami paaiškinti elektrolitų tirpalų ir tirpsmų elektrinį laidumą, Arrhenijus 1887 m elektrolitinės disociacijos teorija, kurios pagrindinės nuostatos yra šios.

1. Tirpalo ar lydalo elektrolito molekulėse vyksta disociacija (suskaidoma į jonus). Elektrolito molekulių skaidymo į jonus tirpale ar tirpale procesas vadinamas elektrolitine disociacija. Jona Ar dalelės turi krūvį. Teigiamai įkrauti jonai - katijonai, neigiamai įkrautas - anijonai... Jonų savybės skiriasi nuo atitinkamų neutralių atomų savybių, o tai paaiškinama skirtinga šių dalelių elektronine struktūra.

2. Tirpale ar tirpale jonai juda chaotiškai. Tačiau kai tirpale ar tirpale praeina elektros srovė, jonų judėjimas tampa tvarkingas: katijonai juda į katodą (neigiamai įkrautas elektrodas), o anijonai - į anodą (teigiamai įkrautas elektrodas).

3. Atsiribojimas yra grįžtamas procesas. Kartu su atsiribojimu eina asociacija - molekulių susidarymo iš jonų procesas.

4. Bendra katijonų krūvių suma tirpale arba tirpale yra lygi visai anijonų krūvių sumai ir yra priešinga ženklu; tirpalas paprastai yra elektra neutralus.

Pagrindinė disociacijos tirpaluose su poliariniu tirpikliu priežastis yra jonų tirpinimas (vandeninių tirpalų atveju - hidratacija). Joninių junginių disociacija vandeniniame tirpale vyksta visiškai (KCl, LiNO 3, Ba (OH) 2 ir kt.). Elektrolitai, turintys polinį kovalentinį ryšį, gali iš dalies arba visiškai atsiriboti, atsižvelgiant į jungties poliškumą (H 2 SO 4, HNO 3, HI ir kt.). Vandeniniame tirpale susidaro hidratuoti jonai, tačiau paprastumo dėlei lygtys vaizduoja jonus be vandens molekulių:

Kai kurie elektrolitai visiškai disocijuoja, kiti - iš dalies. Norint apibūdinti atsiribojimą, pristatoma ši sąvoka elektrolitinio disociacijos laipsnis ... Kiekis rodo disocijuotų molekulių skaičiaus santykį n iki ištirpusių molekulių skaičiaus N elektrolitas tirpale:

= n/N.

Disociacijos laipsnis didėja praskiedus tirpalą ir padidėjus tirpalo temperatūrai. Priklausomai nuo disociacijos laipsnio, elektrolitai skirstomi į stiprius, vidutinio stiprumo ir silpnus. Stiprūs elektrolitai tirpale beveik visiškai disocijuoja, jų disociacijos laipsnis yra didesnis nei 30% ir linkęs į 100%. Vidutiniams elektrolitams priskiriami elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis svyruoja nuo 3% iki 30%. Silpnų elektrolitų disociacijos laipsnis yra mažesnis nei 3%. Stipriems elektrolitams priklauso druskos, stiprios rūgštys, šarmai. Silpnos - silpnos rūgštys, netirpios bazės, amonio hidroksidas, vanduo.

Elektrolitinio disociacijos teorijos požiūriu galima apibrėžti skirtingų klasių medžiagas.

Rūgštys - tai elektrolitai, kurie disociacijos metu sudaro vandenilio katijonus ir rūgščių liekanų anijonus. Disociacijos etapų skaičius priklauso nuo rūgšties pagrindo, pavyzdžiui:

HCl H + + Cl -,

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

Fondai Ar elektrolitai disocijuoja į metalo katijonus ir hidroksi grupės anijonus. Disociacijos etapų skaičius priklauso nuo bazės rūgštingumo, pavyzdžiui:

NaOH Na + + 2OH -,

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

Amfoteriniai hidroksidai Ar yra silpni elektrolitai, kurie disocijuodami sudaro vandenilio katijonus ir hidroksi grupės anijonus, pavyzdžiui:

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

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

Vidutinės druskos Ar elektrolitai disocijuoja į metalų katijonus ir rūgščių liekanų anijonus, pavyzdžiui:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2–.

Rūgštinės druskos Ar elektrolitai disocijuoja į metalo katijonus ir kompleksinius anijonus, kurie apima vandenilio atomus ir rūgšties liekanas, pavyzdžiui:

NaHCO 3 Na + + HCO 3 -.

Bazinės druskos Ar elektrolitai disocijuoja į rūgščių liekanų anijonus ir kompleksinius katijonus, susidedančius iš metalų atomų ir hidroksi grupių, pavyzdžiui:

Сu (OH) Сl CuОН + + Сl -.

Kompleksinės druskos Ar elektrolitai disociacijos metu sudaro sudėtingus kompleksinius jonus, kurie yra gana stabilūs vandeniniuose tirpaluose, pavyzdžiui:

K 3 3K + + 3–.

Elektrolitai yra neatskiriama gyvųjų organizmų skysčių ir audinių dalis. Normaliam fiziologinių ir biocheminių procesų eigai reikalingi natrio, kalio, kalcio, magnio, vandenilio katijonai, chloro anijonai, sulfato jonai, bikarbonato jonai, hidroksido jonai ir kt. Šių jonų koncentracija žmogaus organizme yra skirtinga. Pavyzdžiui, natrio ir chloro jonų koncentracijos yra labai reikšmingos ir papildomos kasdien. Vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentracijos yra labai mažos, tačiau jos vaidina didelį vaidmenį gyvenimo procesuose, prisidedant prie normalaus fermentų veikimo, medžiagų apykaitos, maisto virškinimo ir kt.

Vandens atsiribojimas.

Vandenilio eksponentas

Vanduo yra silpnas amfoterinis elektrolitas. Vandens disociacijos lygtis yra:

H 2 O H + + OH -

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

Protonų ir hidroksido jonų koncentracija vandenyje yra vienoda ir siekia 10–7 mol / l esant 25 ° С.

Vadinamas vandenilio jonų ir hidroksido jonų koncentracijų sandauga joninis vandens produktas o esant 25 ° С temperatūrai - 10–14.

Bet kurio vandeninio tirpalo aplinką galima apibūdinti H + arba OH - jonų koncentracija. Skirkite neutralius, rūgštus ir šarminius tirpalus.

Neutralaus tirpalo aplinkoje:

10–7 mol / l,

rūgštiniame tirpale:

\u003e, t.y. \u003e 10-7 mol / l,

šarminiame tirpale:

\u003e, t.y. \u003e 10–7 mol / l.

Tirpalo terpei apibūdinti patogu naudoti pH vertę (1 lentelė, žr. 14 p.). Vandenilio eksponentas Ar neigiamas vandenilio jonų koncentracijos dešimtainis logaritmas:

pH \u003d –lg.

Pamokos eigoje studijuosime temą „Elektrolitinė disociacija. Jonų mainų reakcijos ". Apsvarstykite elektrolitinio disociacijos teoriją ir susipažinkite su elektrolitų apibrėžimu. Susipažinkime su fizikine ir chemine sprendimų teorija. Atsižvelgdami į elektrolitinio disociacijos teoriją, apsvarstykime bazių, rūgščių ir druskų nustatymą, taip pat sužinokime, kaip sudaryti jonų mainų reakcijų lygtis ir sužinoti apie jų negrįžtamumo sąlygas.

Tema: Tirpalai ir jų koncentracija, išsklaidytos sistemos, elektrolitinė disociacija

Pamoka: elektrolitinis atsiribojimas. Jonų mainų reakcijos

1. Fizikinė ir cheminė tirpalų teorija

Net elektros reiškinių tyrimo aušros metu mokslininkai pastebėjo, kad srovę gali praleisti ne tik metalai, bet ir tirpalai. Bet ne visi jie. Taigi vandeniniai natrio chlorido ir kitų druskų tirpalai, stiprių rūgščių ir šarmų tirpalai gerai praleidžia srovę. Acto rūgšties, anglies dioksido ir sieros dioksido tirpalai tai daro daug blogiau. Tačiau alkoholio, cukraus ir daugumos kitų organinių junginių tirpalai visiškai nevaldo elektros.

Elektros srovė yra nukreiptas laisvų įkrautų dalelių judėjimas... Metaluose šį judėjimą vykdo santykinai laisvi elektronai, elektronų dujos. Bet ne tik metalai gali praleisti elektros srovę.

Elektrolitai - tai yra medžiagos, tirpalai ar lydalai, kurie praleidžia elektros srovę.

Neelektrolitai - tai yra medžiagos, kurių tirpalai ar tirpimas neveda elektros srovės.

Norint apibūdinti kai kurių sprendimų elektrinį laidumą, būtina suprasti, kas yra sprendimas. XIX amžiaus pabaigoje egzistavo 2 pagrindinės sprendimų teorijos:

· Fizinis. Pagal šią teoriją, sprendimas - tai grynai mechaninis komponentų mišinys ir jame nėra sąveikos tarp dalelių. Ji gerai apibūdino elektrolitų savybes, tačiau turėjo tam tikrų sunkumų apibūdindama elektrolitų tirpalus.

· Cheminis. Pagal šią teoriją, ištirpus, vyksta ištirpusios medžiagos ir tirpiklio cheminė reakcija. Tai patvirtina terminis poveikis, kai ištirpsta, taip pat spalvos pasikeitimas. Pavyzdžiui, ištirpinus baltąjį bevandenį vario sulfatą, susidaro prisotintas mėlynas tirpalas.

Tiesa yra tarp šių dviejų kraštutinių taškų. Būtent, tiek cheminis, tiek fizinis procesas vyksta tirpaluose.

Paveikslėlis: 1. Svante Arrhenius

1887 m. Švedų fizikas - chemikas Svante Arrhenius (1 pav.), Tyrinėdamas vandeninių tirpalų elektrinį laidumą, pasiūlė, kad tokiuose tirpaluose medžiagos suyra į įelektrintas daleles - jonus, kurie gali judėti į elektrodus - neigiamai įkrautą katodą ir teigiamai įkrautą anodą.

Tai yra elektros srovės priežastis sprendiniuose. Šis procesas vadinamas elektrolitine disociacija (pažodinis vertimas - skaidymasis, skaidymas veikiant elektrai). Šis pavadinimas taip pat rodo, kad atsiribojimas vyksta veikiant elektros srovei. Tolesni tyrimai parodė, kad taip nėra: jonai yra tik krūvio nešėjai tirpale ir egzistuoja jame, nepaisant to, ar srovė praeina per tirpalą. Aktyviai dalyvaujant Svante Arrhenius, buvo suformuota elektrolitinės disociacijos teorija, kuri dažnai pavadinta šio mokslininko vardu. Pagrindinė šios teorijos mintis yra ta, kad elektrolitai, veikiami tirpiklio, savaime suyra į jonus. Ir būtent šie jonai yra krūvio nešėjai ir atsakingi už tirpalo elektrinį laidumą.

2. Pagrindinės elektrolitinės disociacijos teorijos nuostatos

1. Tirpaluose veikiami tirpiklio elektrolitai savaime suyra į jonus. Šis procesas vadinamas elektrolitinė disociacija. Disociacija taip pat gali vykti ištirpus kietiems elektrolitams.

2. Jonai skiriasi nuo atomų savo sudėtis ir savybėmis. Vandeniniuose tirpaluose jonai yra hidratuoti. Hidratuotos būsenos jonai savybėmis skiriasi nuo jonų esant medžiagos dujinei būsenai. Tai paaiškinama taip: joniniuose junginiuose katijonai ir anijonai jau yra iš pradžių. Ištirpusi vandens molekulė pradeda artėti prie įkrautų jonų: teigiamo poliaus - iki neigiamo jono, neigiamas polius - į teigiamą. Jonai vadinami hidratuotais (2 pav.).

3. Tirpaluose ar elektrolitų tirpaluose jonai juda chaotiškai, tačiau praleidus elektros srovę, jonai juda kryptingai: katijonai link katodo, anijonai - į anodą.

3. Bazės, rūgštys, druskos, atsižvelgiant į elektrolitinės disociacijos teoriją

Atsižvelgiant į elektrolitinio disociacijos teoriją, bazes, rūgštis ir druskas galima apibrėžti kaip elektrolitus.

Fondai- tai elektrolitai, dėl kurių disociacijos vandeniniuose tirpaluose susidaro tik vienos rūšies anijonai: hidroksido anijonas: OH-.

NaOH ↔ Na + + OH−

Bazių, turinčių kelias hidroksilo grupes, disociacija vyksta laipsniškai:

Ba (OH) 2↔ Ba (OH) + + OH - Pirmasis etapas

Ba (OH) + ↔ Ba2 + + 2OH− Antrasis etapas

Ba (OH) 2↔ Ba2 + + 2 OH− Bendra lygtis

Rūgštys - tai yra elektrolitai, dėl kurių disociacijos vandeniniuose tirpaluose susidaro tik vieno tipo katijonai: H +. Būtent hidratuotas protonas vadinamas vandenilio jonu ir žymimas H3O +, tačiau paprastumo dėlei rašoma H +.

HNO3↔ H + + NO3−

Polibazinės rūgštys disocijuoja etapais:

H3PO4↔ H + + H2PO4- Pirmasis etapas

H2PO4- ↔ H + + HPO42- Antrasis etapas

HPO42-↔ H + + PO43- Trečiasis etapas

H3PO4↔ 3H + + PO43-Sumos lygtis

Druska - tai elektrolitai, disocijuojantys vandeniniuose tirpaluose į metalo katijonus ir rūgšties liekanos anijonus.

Na2SO4 ↔ 2Na + + SO42−

Vidutinės druskos - tai yra elektrolitai, disocijuojantys vandeniniuose tirpaluose į metalo katijonus arba amonio katijonus ir rūgšties likučio anijonus.

Bazinės druskos - tai yra elektrolitai, disocijuojantys vandeniniuose tirpaluose į metalo katijonus, hidroksido anijonus ir rūgšties liekanos anijonus.

Rūgštinės druskos - tai elektrolitai, disocijuojantys vandeniniuose tirpaluose į metalo katijonus, vandenilio katijonus ir rūgščių liekanų anijonus.

Dvigubos druskos - tai elektrolitai, disocijuojantys vandeniniuose tirpaluose į kelių metalų katijonus ir rūgšties liekanos anijonus.

KAl (SO4) 2↔ K + + Al3 + + 2SO42

Mišrios druskos - tai yra elektrolitai, disocijuojantys vandeniniuose tirpaluose į metalo katijonus ir kelių rūgščių liekanų anijonus

4. Stiprūs ir silpni elektrolitai

Elektrolitinė disociacija įvairiu laipsniu - procesas yra grįžtamasis. Ištirpus kai kuriems junginiams, disociacijos pusiausvyra daugiausia perkeliama link disocijuotos formos. Tiriant tokius elektrolitus, disociacija vyksta beveik negrįžtamai. Todėl, rašant tokių medžiagų disociacijos lygtis, parašomas lygybės ženklas arba tiesi rodyklė, nurodanti, kad reakcija yra beveik negrįžtama. Tokios medžiagos vadinamos stipruselektrolitai.

Silpnas vadinami elektrolitai, kuriuose truputį vyksta disociacija. Rašydami naudokite grįžtamumo ženklą. Tab. 1.

Norint įvertinti elektrolito stiprumą, buvo įvesta ši sąvoka elektrolitinio laipsnioatsiribojimas.

Elektrolito stiprumą taip pat galima apibūdinti cheminės pusiausvyros konstantos atsiribojimas. Tai vadinama disociacijos konstanta.

Veiksniai, turintys įtakos elektrolitinės disociacijos laipsniui:

Elektrolito pobūdis

Elektrolito koncentracija tirpale

· Temperatūra

Didėjant temperatūrai ir skiedžiant tirpalą, padidėja elektrolitinio disociacijos laipsnis. Todėl elektrolito stiprumą galima įvertinti tik juos lyginant tomis pačiomis sąlygomis. T \u003d 180C ir c \u003d 0,1 mol / L laikomi standartu.

5. Jonų mainų reakcijos

Reakcijos esmė elektrolitų tirpaluose išreiškiama jonine lygtimi. Atsižvelgiama į tai, kad viename tirpale elektrolitų yra jonų pavidalu. Silpni elektrolitai ir nedisocijuojamos medžiagos registruojamos disocijuota į jonus. Elektrolito tirpumas vandenyje negali būti naudojamas kaip jo stiprumo matas. Daugelis vandenyje netirpių druskų yra stiprūs elektrolitai, tačiau jonų koncentracija tirpale yra labai maža būtent dėl \u200b\u200bmažo jų tirpumo. Štai kodėl rašant reakcijų, kuriose dalyvauja tokios medžiagos, lygtis, įprasta jas rašyti nedisocijuota forma .

Reakcijos elektrolitų tirpaluose vyksta jonų jungimosi kryptimi.

Yra keletas jonų rišimosi formų:

1. Nuosėdų susidarymas

2. Dujų raida

3. Silpno elektrolito susidarymas.

· 1. Nuosėdų susidarymas:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3 ↓ + 2NaCl.

Ba2 ++ 2Cl - + 2Na ++ CO32- → BaCO3 ↓ + 2Na ++ 2Cl - pilna jonų lygtis

Ba2 + + CO32- → BaCO3 ↓ sutrumpinta jonų lygtis.

Sutrumpinta joninė lygtis rodo, kad bet kurio tirpaus junginio, turinčio Ba2 + joną, sąveika su junginiu, kuriame yra karbonato anijono CO32-, lemia netirpias BaCO3 nuosėdas ↓.

· 2. Dujų raida:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2 ir