Reakcie iónovej výmeny. Elektrolytická disociácia

Elektrolytická disociácia - Toto je proces rozkladu molekúl elektrolytu na ióny pôsobením molekúl polárneho rozpúšťadla.

ElektrolytySú látky, ktorých taveniny alebo vodné roztoky vedú elektrický prúd. Patria sem roztoky kyselín, taveniny a roztoky zásad a solí. Neelektrolyty Sú to látky, ktoré nevedú elektrický prúd. Patria sem mnohé organické látky.

Elektrolyty, ktoré sa takmer úplne disociujú na ióny, sa nazývajú silný; nazývajú sa elektrolyty, ktoré sa čiastočne disociujú na ióny slabý.Pre kvantitatívne hodnotenie úplnosti disociácie sa zavádza koncepcia stupňa disociácie. Stupeň disociácie elektrolyt sa nazýva pomer počtu molekúl rozložených na ióny k celkovému počtu molekúl v roztoku.

Zvyčajne stupeň disociácie ( α ) sú vyjadrené v zlomkoch jednotky alebo v%:

kde n - počet častíc vystavených elektrolytickej disociácii;

n 0 - celkový počet častíc v roztoku.

Silné elektrolyty - takmer všetky soli, rozpustné zásady ( NaOH, KOH, Ba(OH) 2 a ďalšie), anorganické kyseliny ( H 2 TAK 4 , HCl, HNO 3 , HBr, AHOJ atď.) .

Slabé elektrolyty - nerozpustné zásady a NH 4 OH, anorganické kyseliny ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 PO 4 a ďalšie), organické kyseliny a voda H 2 O.

Silné elektrolyty sa takmer úplne disociujú na ióny (t.j. proces disociácie je nezvratný) a v jednom kroku:

HCl \u003d H + + Cl – H 2 TAK 4 \u003d 2H + + SO 4 2–

Slabé elektrolyty disociujú čiastočne (t.j. proces disociácie je reverzibilný) a postupne . Napríklad pre viacsýtne kyseliny sa v každom štádiu odoberie jeden vodíkový ión:

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

Počet stupňov viacsýtnych kyselín je teda určený zásaditosťou kyseliny (počet vodíkových iónov) a počet stupňov zásaditých kyselín bude určovaný kyslosťou zásady (alebo počtom hydroxylových skupín): NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH – . Proces elektrolytickej disociácie sa končí nastolením stavu chemickej rovnováhy v systéme, ktorý je charakterizovaný rovnovážnou konštantou:

Rovnovážna konštanta procesu elektrolytickej disociácie sa nazýva disociačná konštanta - TO D ... Disociačná konštanta závisí od povahy elektrolytu, povahy rozpúšťadla a teploty, ale nezávisí od koncentrácie elektrolytu.

Medzi TO D a α existuje kvantitatívny vzťah:

(13)

Vzťah (13) sa nazýva zákon o zriedení podľa Ostwalda: stupeň disociácie slabého elektrolytu sa zvyšuje so zriedením roztoku.

Pre slabé elektrolyty, keď α  1, TO D = α 2 ZO.

Voda je slabý elektrolyt, takže sa reverzne disociuje:

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

Disociačná konštanta vody:

Stupeň disociácie vody je veľmi nízky (jedná sa o veľmi slabý elektrolyt). Pretože voda je prítomná vo veľkom prebytku, možno jej koncentráciu považovať za konštantnú a je
potom

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

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K Ž - iónový produkt vody

Pretože koncentrácie vodíkových katiónov a hydroxidových iónov vo vode sú rovnaké, potom: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Rozpúšťaním iných látok (kyselín, zásad, solí) vo vode sa mení koncentrácia iónov H + alebo ON – , a ich produkt vždy zostáva konštantný a rovná sa 10 -14 pri T \u003d 25 0 ° C. Koncentrácia iónov H + môže slúžiť ako miera kyslosti alebo zásaditosti roztoku. Na tento účel sa zvyčajne používa pH: pH = - lg[ H + ]. Touto cestou, hodnota pH Je desatinný logaritmus koncentrácie vodíkových iónov, braný s opačným znamienkom.

Tri médiá sa rozlišujú v závislosti od koncentrácie vodíkových iónov.

AT neutrálnyprostredie [ H + ] = [ OH - ]= 10 -7 mol / L, pH \u003d -lg 10 -7 = 7 ... Toto prostredie je typické pre čistú vodu aj pre neutrálne roztoky. AT kyslé riešenia [ H + ] > 10 -7 mol / l, pH< 7 ... V kyslom prostredí pH sa líši v rámci 0 < рН < 7 ... AT zásaditý prostrediach [ H + ] < [ОН – ] a [ H + ] < 10 -7 mol / l, V dôsledku toho pH\u003e 7... Rozsah zmeny pH: 7 < рН < 14 .

Reakcie na výmenu iónov (RIO) Sú reakcie medzi iónmi, ktoré prebiehajú vo vodných roztokoch elektrolytov. Charakteristická vlastnosť metabolických reakcií: prvky, ktoré tvoria reaktanty, nemenia svoj oxidačný stav. Reakcie iónovej výmeny sú nevratné reakcie a prebiehajú za predpokladu: 1) tvorba zle rozpustnej látky, 2) uvoľňovanie plynných látok, 3) tvorba slabého elektrolytu.

V priebehu RIO sa opačne nabité ióny viažu a odstraňujú z reakčnej sféry. Podstata iónomeničových reakcií je vyjadrená pomocou iónových rovníc, ktoré na rozdiel od molekulárnych ukazujú skutočných účastníkov reakcie. Pri zostavovaní iónových rovníc by sa malo vychádzať z toho, že látky s nízkou disociáciou, nízkou rozpustnosťou (vyzrážané) a plynné látky sú napísané v molekulárnej forme. Silné rozpustné elektrolyty sa zaznamenávajú ako ióny. Preto je pri písaní iónových rovníc potrebné použiť tabuľku rozpustnosti solí a zásad vo vode.

Hydrolýza- toto je proces interakcie iónov solí s molekulami vody, ktorý vedie k tvorbe nízko disociujúcich zlúčenín; je zvláštny prípad iónomeničových reakcií. Vytvorené soli sa podrobia hydrolýze:

slabá kyselina a silná zásada ( NaCH 3 COO, Na 2 CO 3 , Na 2 S, );

slabá zásada a silná kyselina ( NH 4 Cl, FeCl 3 , AlCl 3 ,);

slabá zásada a slabá kyselina ( NH 4 KN, NH 4 CH 3 COO).

Soli tvorené silnou kyselinou a silnou zásadou nepodliehajú hydrolýze: Na 2 TAK 4 , BaCl 2 , NaCl, NaJ atď.

Hydrolýza solí zvyšuje koncentrácie iónov H + alebo ON – ... To vedie k posunu iónovej rovnováhy vody a v závislosti od povahy soli poskytne roztoku kyslé alebo zásadité médium (pozri príklady riešenia problémov).

Výpočtové vzorce.

1. Vypočítajte normálnu koncentráciu kyslého roztoku (test č. 1) alebo alkalického roztoku (test č. 2) zo vzorca podľa ekvivalentného zákona pre roztoky:

2. Vypočítajte hmotnosť kyseliny (skúška č. 1) alebo zásady (skúška č. 2) obsiahnutá v 10 ml zodpovedajúceho roztoku zo vzorca normálnej koncentrácie:

3. Vypočítajte hmotnosť vody (rozpúšťadla) v 10 ml roztoku za predpokladu, že jeho hustota je 1:

4. Na základe získaných údajov vypočítajte špecifikované koncentrácie podľa príslušných vzorcov.

Laboratórne práce č

Cieľ: študovať podmienky priebehu iónomeničových reakcií a pravidlá písania iónomeničových reakcií v molekulárnej a iónovomolekulárnej forme.

Teoretická časť.

Elektrolytická disociácia nazýva sa čiastočná alebo úplná dezintegrácia molekúl elektrolytu na ióny pôsobením molekúl polárneho rozpúšťadla. Disociácia nastáva v dôsledku komplexnej fyzikálno-chemickej interakcie molekúl elektrolytu s molekulami polárneho rozpúšťadla. Interakcia iónov s polárnymi molekulami rozpúšťadla sa nazýva solvatácia (pre vodné roztoky - hydratácia) iónov. Rozpúšťané ióny sa tvoria v roztokoch elektrolytov.

Elektrolyty vedú elektrický prúd, pretože roztoky obsahujú nabité častice: katióny a anióny.

Disociačný proces je kvantitatívne charakterizovaný stupeň elektrolytickej disociácie α. Stupeň disociácie je pomer počtu molekúl rozpadnutých na ióny n k celkovému počtu molekúl N rozpustenej látky:

Stupeň disociácie sa vyjadruje ako percento alebo zlomok jednotky.

Elektrolyty sú rozdelené do troch skupín: a) silné (α\u003e 30%), b) stredné (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Náučná literatúra obsahuje tabuľky stupňov disociácie kyselín, zásad a solí. Stupeň disociácie závisí od povahy rozpustenej látky a rozpúšťadiel, teploty, koncentrácie a prítomnosti podobných iónov v roztoku. Pre slabé elektrolyty stupeň disociácie významne závisí od koncentrácie: čím nižšia je koncentrácia roztoku, tým vyšší je stupeň elektrolytickej disociácie.

Je oveľa pohodlnejšie charakterizovať schopnosť elektrolytov disociovať na roztok disociačná konštanta K , ktorá nezávisí od koncentrácie roztoku. Disociačná konštanta K je rovnovážna konštanta reverzibilného disociačného procesu slabého elektrolytu - kyseliny alebo zásady. Disociačná konštanta kyselín sa nazýva aj konštanta kyslosti a bázická konštanta sa nazýva konštanta zásaditosti. Hodnoty disociačných konštánt slabých elektrolytov sú uvedené v tabuľkách pre štandardné podmienky.

Disociačná konštanta (zásaditosť) je vyjadrená pomerom produktu rovnovážnych koncentrácií iónov v roztoku daného slabého elektrolytu k koncentrácii nedisociovaných molekúl:

Disociačná konštanta je mierou relatívnej sily slabých elektrolytov: čím je menšia, tým slabší je elektrolyt. Podriaďuje sa vzťah medzi konštantou a stupňom disociácie slabého binárneho elektrolytu ostwaldov zákon o chove:

Z hľadiska elektrolytickej disociácie sa kyseliny nazývajú elektrolyty, ktoré vo vodných roztokoch tvoria kladne nabité ióny vodíka a anióny kyslých zvyškov. Vodíkové ióny sú charakteristické pre kyseliny a určujú ich vlastnosti. Kyseliny, ktoré sú silnými elektrolytmi: dusičná HNO 3, chlorovodíková HCl, bromovodík HBr, jodovodíková HJ, sírna H2S04, mangán HMnO 4 a ďalšie.

Slabých elektrolytov je podstatne viac ako silných. Slabé elektrolyty sú kyseliny: sírovodík H2S03, fluorovodíkový HF, uhličitý H2C03, sírovodík H2S, octový CH3COOH atď. Príklady disociácie kyseliny:

HCl \u003d H + + Cl -

CH3COOH CH3COO - + H +

Fáza I: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

alebo H2SO3 2H + + SO3 2-,

II. Stupeň: HSО 3 - H + + SO 3 2 -

Z hľadiska elektrolytickej disociácie sa bázy nazývajú elektrolyty, ktoré vo vodných roztokoch vytvárajú negatívne nabité ióny OH - hydroxidu a katióny kovov. Hydroxidové ióny určujú všeobecné vlastnosti zásad. Bázy s katiónovou valenciou viac ako jedna sa disociujú postupne. Silné elektrolyty sú zásady, v ktorých sú katiónmi alkalické kovy a kovy alkalických zemín, s výnimkou Be (OH) 2 a Mg (OH) 2.

Zásadou sú v zásade slabé elektrolyty, najmä tie, ktoré sú tvorené amfotérnymi kovmi. Amfoterné hydroxidy disociujú ako zásady v kyslom prostredí a ako kyseliny v alkalickom prostredí. Príklady disociácie zásad a amfotérnych hydroxidov:

NaOH \u003d Na + + OH -

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

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

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

Soli sú elektrolyty, ktoré sa vo vode disociujú na pozitívne ióny kovov a negatívne ióny zvyškov kyselín. Všetky soli, ktoré sú vo vode vysoko rozpustné, sú silné elektrolyty. Príklady disociácie normálnych (stredných), kyslých, zásaditých, komplexných a dvojitých solí:

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

NaHC03 \u003d Na + + HCO3-; KAl (SO4) 2 \u003d K + + Al 3+ + 2SO4 2-.

AlOHCl2 \u003d AlOH 2+ + 2C1-;

Štúdium rôznych reakcií, hlavne v nevodných médiách, viedlo k vytvoreniu všeobecnejších koncepcií kyselín a zásad. Najdôležitejšia z moderných teórií kyselín a zásad patrí do protónovej teórie, podľa ktorej je kyselina donorom protónov, teda časticou (molekulou alebo iónom), ktorá je schopná darovať vodíkový ión - protón, a báza je akceptorom protónov, t.j. častica (molekula alebo ión) schopná pripojiť protón. Napríklad v reakcii:

HC1 + NH3 \u003d NH4 + + Cl -

c1 - ión je báza konjugovaná s kyselinou chlorovodíkovou a ión NH4 + je kyselina konjugovaná s NH3 bázou. Reakcie v roztokoch elektrolytov prebiehajú medzi iónmi, na ktoré sa molekuly rozpustených látok rozkladajú. Reakcie sa zaznamenávajú v troch formách: molekulárna, úplná iónovo-molekulárna a skrátená iónovo-molekulárna. Silné elektrolyty sa zaznamenávajú vo forme iónov, stredné a slabé elektrolyty, zrazeniny a plyny - vo forme molekúl. Podstata reakcie sa odráža v skrátenej iónovo-molekulárnej rovnici, v ktorej sú uvedené iba častice, ktoré priamo vstupujú do reakcie, a nie sú uvedené ióny a molekuly, ktorých koncentrácia sa významne nemení. Reakcie medzi elektrolytmi prebiehajú v smere tvorby plynov, sedimentov alebo sú slabšie

elektrolyt.

Príklad reakcie v roztokoch elektrolytov: neutralizácia silnej kyseliny dusičnej slabou zásadou (hydroxid amónny). Rovnica molekulárnej reakcie:

HNO3 + NH4OH \u003d NH4NO3 + H20.

Pri tejto reakcii sú silnými elektrolytmi kyselina dusičná a výsledná soľ dusičnanu amónneho, ktorú píšeme vo forme iónov, a slabými elektrolytmi sú hydroxid amónny a voda, ktoré píšeme vo forme molekúl. Kompletná iónovo-molekulárna rovnica je:

H + + NO3 - + NH4OH \u003d NH4 + + NO3 - + H20.

Ako môžete vidieť, iba NO 3 - ióny neprechádzajú zmenami počas reakcie, s výnimkou ich, zapíšeme skrátenú iónovo-molekulárnu rovnicu:

H + + NH4OH \u003d NH4 + + H20.

Praktická časť

Iónovo - molekulárne výmenné reakcie

Vykonajte reakcie medzi roztokmi elektrolytov podľa úlohy. Za týmto účelom nalejte 7-8 kvapiek jedného činidla do skúmavky a pridajte 7-8 kvapiek iného činidla. Pozorujte príznaky reakcie: zrážanie, vývoj plynu alebo zmenu zápachu (indikujúce tvorbu látky s nízkou disociáciou).

Potom v súlade s pozorovanými znakmi klasifikujte reakciu ako jeden z 3 typov:

1) iónomeničové reakcie s tvorbou slabo rozpustnej látky (zrazeniny);

2) iónomeničové reakcie s vývojom plynu;

3) iónomeničové reakcie s tvorbou slabého elektrolytu.

Každú reakciu si zapíšte do 3 foriem:

a) molekulárne,

b) úplne iónové - molekulárne,

c) redukovaný ión - molekulárny.

Urobte záver o smere iónomeničových reakcií.

Zoznam úloh:

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. CdCl2 + NH4OH 49. CdCl2 + NH4OH 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 . (NH4) 2S04 + NaOH 59. K2CO3 + HCl 60. CrCl3 + KOH 61. CrCl3 + KOH g 62. ZnCl2 + NaOH 63. ZnCl2 + NaOH g 64. MnSO4 + KOH 65. MnSO4 + Na3P04 66. Na2S03 + H2S04 67. K2CO3 + CH3COOH 68. Na2C03 + CH3COOH 69. NaHCO3 + CH3COOH

Laboratórne práce č

ELEKTROLYTICKÁ DISCIAČKA
ELEKTROLYTY A NELEGELYTY

Teória elektrolytickej disociácie

(S. Arrhenius, 1887)

Po rozpustení vo vode (alebo roztavení) sa elektrolyty rozkladajú na kladne a záporne nabité ióny (podliehajú elektrolytickej disociácii).

Pôsobením elektrického prúdu sa katióny (+) pohybujú ku katóde (-) a anióny (-) k anóde (+).

Elektrolytická disociácia je reverzibilný proces (reverzná reakcia sa nazýva molarizácia).

Stupeň elektrolytickej disociácie (a) záleží z povahy elektrolytu a rozpúšťadla, teploty a koncentrácie. Ukazuje pomer počtu molekúl rozpadnutých na ióny (n) k celkovému počtu molekúl zavedených do roztoku (N).

a \u003d n / N 0< a < 1

Mechanizmus elektrolytickej disociácie iónových látok

Pri rozpúšťaní zlúčenín s iónovými väzbami (napr. NaCl) hydratačný proces začína orientáciou vodných dipólov okolo všetkých hrebeňov a plôch kryštálov soli.

Orientované okolo iónov kryštálovej mriežky vytvárajú molekuly vody buď vodík, alebo donor-akceptorové väzby. Pri tomto procese sa uvoľňuje veľké množstvo energie, ktorá sa nazýva hydratačná energia.

Hydratačná energia, ktorej hodnota je porovnateľná s energiou kryštálovej mriežky, sa používa na zničenie kryštálovej mriežky. V takom prípade prechádzajú hydratované ióny vrstvu po vrstve do rozpúšťadla a zmiešaním s jeho molekulami vytvárajú roztok.

Mechanizmus elektrolytickej disociácie polárnych látok

Podobným spôsobom disociujú aj látky, ktorých molekuly vznikajú podľa typu polárnej kovalentnej väzby (polárne molekuly). Okolo každej polárnej molekuly hmoty (napr. HCl), vodné dipóly sú orientované určitým spôsobom. V dôsledku interakcie s vodnými dipólmi sa polárna molekula stáva ešte viac polarizovanou, mení sa na iónovú a potom sa ľahko tvoria voľné hydratované ióny.

Elektrolyty a neelektrolyty

Elektrolytická disociácia látok, ku ktorej dochádza pri tvorbe voľných iónov, vysvetľuje elektrickú vodivosť roztokov.

Proces elektrolytickej disociácie sa zvyčajne píše vo forme diagramu, bez toho, aby sa odhalil jej mechanizmus a vynechalo sa rozpúšťadlo (H20), aj keď je hlavným prispievateľom.

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 -

Z elektroneutality molekúl vyplýva, že celkový náboj katiónov a aniónov by mal byť nulový.

Napríklad pre

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

Silné elektrolyty

Ide o látky, ktoré sa po rozpustení vo vode takmer úplne rozpadnú na ióny. Medzi silné elektrolyty spravidla patria látky s iónovými alebo silne polárnymi väzbami: všetky ľahko rozpustné soli, silné kyseliny (HCl, HBr, HI, HClO4, H2S04, HNO3) a silné základy (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

V roztoku silného elektrolytu sa rozpustená látka nachádza hlavne vo forme iónov (katiónov a aniónov); nedisociované molekuly prakticky chýbajú.

Slabé elektrolyty

Látky, ktoré sa čiastočne disociujú na ióny. Roztoky slabých elektrolytov spolu s iónmi obsahujú nedisociované molekuly. Slabé elektrolyty nemôžu poskytnúť vysokú koncentráciu iónov v roztoku.

Slabé elektrolyty zahŕňajú:

takmer všetky organické kyseliny (CH3COOH, C2H5COOH, atď.);

niektoré anorganické kyseliny (H2C03, H2S, atď.);

takmer všetky soli, zásady a hydroxid amónny, ktoré sú zle rozpustné vo vode(Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);

voda.

Slabo (alebo ťažko vedú) elektrický prúd.

CH3COOH "CH3COO - + H +

Cu (OH) 2 «[CuOH] + + OH - (prvý stupeň)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (druhý stupeň)

H 2 CO 3 «H + + HCO - (prvý stupeň)

HCO 3 - „H + + CO3 2- (druhá etapa)

Neelektrolyty

Látky, vodné roztoky a taveniny, ktoré nevedú elektrický prúd. Obsahujú kovalentné nepolárne alebo nízko polárne väzby, ktoré sa nerozpadajú na ióny.

Plyny, tuhé látky (nekovy), organické zlúčeniny (sacharóza, benzín, alkohol) nevedú elektrický prúd.

IONICKÉ REAKCIE. HYDROLÝZA

Iónové reakcie v roztoku

Reakcie iónovej výmeny sú reakcie medzi iónmi, ktoré vznikajú v dôsledku disociácie elektrolytov.

Pravidlá pre zostavovanie rovníc iónovej reakcie

Zlúčeniny nerozpustné vo vode (jednoduché látky, oxidy, niektoré kyseliny, zásady a soli) sa nerozdeľujú.

Pri reakciách sa používajú roztoky látok, preto sú aj zle rozpustné látky v roztokoch vo forme iónov.

Ak sa v dôsledku reakcie vytvorí zle rozpustná látka, považuje sa to pri písaní iónovej rovnice za nerozpustnú.

Súčet elektrických nábojov iónov na ľavej a na pravej strane rovnice by mal byť rovnaký.

Postup zostavovania rovníc iónovej reakcie

Napíšte rovnicu molekulárnej reakcie

MgCl2 + 2AgNO3® 2AgCl + Mg (N03) 2

Stanovte rozpustnosť každej z látok pomocou tabuľky rozpustnosti

LEKCIA 9 10. ročník (prvý rok štúdia)

Teória elektrolytickej disociácie. Plán iónových výmenných reakcií

1. Elektrolyty a neelektrolyty.

2. Teória elektrolytickej disociácie (TED) S.A. Arrhenius.

3. Mechanizmus elektrolytickej disociácie elektrolytov s iónovými a kovalentnými polárnymi väzbami.

4. Stupeň disociácie.

5. Kyseliny, zásady, amfotérne hydroxidy, soli z hľadiska TED.

6. Hodnota elektrolytov pre živé organizmy.

7. Disociácia vody. Iónový produkt vody. Indikátor vodíka. Médiá vodných roztokov elektrolytov. Ukazovatele.

8. Reakcie iónovej výmeny a podmienky ich priebehu.

Podľa schopnosti viesť elektrický prúd vo vodnom roztoku alebo v tavenine možno všetky látky rozdeliť na elektrolyty a neelektrolyty.

Elektrolyty - sú to látky, roztoky alebo taveniny, ktoré vedú elektrický prúd; elektrolyty (kyseliny, soli, zásady) majú iónové alebo polárne kovalentné väzby.

Neelektrolyty - sú to látky, roztoky alebo taveniny, ktoré nevedú elektrický prúd; v neelektrolytových molekulách (organické látky, plyny, voda) sú väzby kovalentné nepolárne alebo s nízkou polaritou.

Na vysvetlenie elektrickej vodivosti roztokov a tavenín elektrolytov vytvoril Arrhenius v roku 1887 teória elektrolytickej disociácie, ktorých hlavné ustanovenia sú nasledujúce.

1. Molekuly elektrolytu v roztoku alebo tavenine prechádzajú disociáciou (rozkladajú sa na ióny). Proces štiepenia molekúl elektrolytu na ióny v roztoku alebo tavenine sa nazýva elektrolytická disociácia. Jonáš Sú častice, ktoré majú náboj. Kladne nabité ióny - katióny, záporne účtované - anióny... Vlastnosti iónov sa líšia od vlastností zodpovedajúcich neutrálnych atómov, čo sa vysvetľuje odlišnou elektronickou štruktúrou týchto častíc.

2. V roztoku alebo v tavenine sa ióny pohybujú chaoticky. Keď však elektrický prúd prechádza roztokom alebo taveninou, je pohyb iónov usporiadaný: katióny sa pohybujú ku katóde (záporne nabitá elektróda) \u200b\u200ba anióny k anóde (kladne nabitá elektróda).

3. Disociácia je reverzibilný proces. Súčasne s disociáciou ide združenie - proces tvorby molekúl z iónov.

4. Celkový súčet nábojov katiónov v roztoku alebo v tavenine sa rovná celkovému súčtu nábojov aniónov a je uvedený v znamení; roztok je všeobecne elektricky neutrálny.

Hlavným dôvodom disociácie v roztokoch s polárnym rozpúšťadlom je solvatácia iónov (v prípade vodných roztokov hydratácia). Disociácia iónových zlúčenín vo vodnom roztoku prebieha úplne (KCl, LiNO3, Ba (OH) 2 atď.). Elektrolyty s polárnou kovalentnou väzbou sa môžu čiastočne alebo úplne disociovať v závislosti od polarity väzby (H2S04, HNO3, HI atď.). Vo vodnom roztoku sa tvoria hydratované ióny, ale pre jednoduchosť rovnice znázorňujú ióny bez molekúl vody:

Niektoré elektrolyty disociujú úplne, iné čiastočne. Na charakterizáciu disociácie je predstavený koncept stupeň elektrolytickej disociácie ... Množstvo ukazuje pomer počtu disociovaných molekúl n k počtu rozpustených molekúl N elektrolyt v roztoku:

= n/N.

Stupeň disociácie sa zvyšuje so zriedením roztoku a so zvyšovaním teploty roztoku. V závislosti od stupňa disociácie sa elektrolyty delia na silné, stredne silné a slabé. Silné elektrolyty sa takmer úplne disociujú v roztoku, ich stupeň disociácie je viac ako 30% a má sklon k 100%. Medzi stredné elektrolyty patria elektrolyty, ktorých stupeň disociácie sa pohybuje od 3% do 30%. Stupeň disociácie slabých elektrolytov je menej ako 3%. Medzi silné elektrolyty patria soli, silné kyseliny, zásady. Slabé - slabé kyseliny, nerozpustné zásady, hydroxid amónny, voda.

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie možno definovať látky rôznych tried.

Kyseliny - sú to elektrolyty, ktoré počas disociácie vytvárajú katióny vodíka a anióny kyslých zvyškov. Počet disociačných krokov závisí od zásaditosti kyseliny, napríklad:

HCl H + + Cl -,

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

Nadácie Sú elektrolyty disociujúce na katióny kovov a anióny hydroxyskupín. Počet disociačných krokov závisí od kyslosti bázy, napríklad:

NaOH Na + + 2OH -,

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

Amfoterné hydroxidy Sú slabé elektrolyty, ktoré po disociácii tvoria vodíkové katióny aj anióny hydroxyskupín, napríklad:

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

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

Stredné soli Sú elektrolyty disociujúce na katióny kovov a anióny kyslých zvyškov, napríklad:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2–.

Kyselinové soli Sú elektrolyty, ktoré sa disociujú na katióny kovov a komplexné anióny, ktoré zahŕňajú atómy vodíka a zvyšky kyselín, napríklad:

NaHC03 Na + + HCO3 -.

Zásadité soli Sú elektrolyty disociujúce na anióny kyslých zvyškov a komplexné katióny pozostávajúce z atómov kovov a hydroxylových skupín, napríklad:

Сu (OH) Сl CuОН + + Сl -.

Komplexné soli Sú to elektrolyty, ktoré počas disociácie vytvárajú zložité ióny komplexu, ktoré sú vo vodných roztokoch dosť stabilné, napríklad:

K 3 3K + + 3–.

Elektrolyty sú neoddeliteľnou súčasťou tekutín a tkanív živých organizmov. Pre normálny priebeh fyziologických a biochemických procesov sú potrebné sodík, draslík, vápnik, horčík, vodíkové katióny, anióny chlóru, síranové ióny, hydrogenuhličitanové ióny, hydroxidové ióny atď. Koncentrácie týchto iónov v ľudskom tele sú rôzne. Napríklad koncentrácie iónov sodíka a chlóru sú veľmi významné a denne sa doplňujú. Koncentrácie iónov vodíka a hydroxidu sú veľmi malé, ale zohrávajú veľkú úlohu v životných procesoch a prispievajú k normálnemu fungovaniu enzýmov, metabolizmu, trávenia potravy atď.

Disociácia vody.

Vodíkový exponent

Voda je slabý amfotérny elektrolyt. Rovnica disociácie vody je:

H 2 O H + + OH -

2H20H30 + + OH-.

Koncentrácia protónov a hydroxidových iónov vo vode je rovnaká a dosahuje 10–7 mol / l pri 25 ° C.

Súčin koncentrácií vodíkových iónov a hydroxidových iónov sa nazýva iónový produkt vody a pri 25 ° С je to 10 –14.

Prostredie každého vodného roztoku možno charakterizovať koncentráciou iónov H + alebo OH -. Rozlišujte medzi neutrálnymi, kyslými a zásaditými roztokmi.

V prostredí neutrálneho roztoku:

10 -7 mol / l,

v kyslom roztoku:

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

v alkalickom roztoku:

\u003e, t.j. \u003e 10 –7 mol / l.

Na charakterizáciu média v roztoku je vhodné použiť hodnotu pH (tabuľka 1, pozri s. 14). Vodíkový exponent Je záporný desatinný logaritmus koncentrácie vodíkových iónov:

pH \u003d –lg.

V priebehu hodiny sa budeme venovať téme „Elektrolytická disociácia. Reakcie na výmenu iónov “. Zvážte teóriu elektrolytickej disociácie a oboznámte sa s definíciou elektrolytov. Poďme sa oboznámiť s fyzikálnou a chemickou teóriou riešení. Uvažujme vo svetle teórie elektrolytickej disociácie o stanovení báz, kyselín a solí a naučme sa tiež, ako zostaviť rovnice pre iónovýmenné reakcie a dozvieme sa podmienky ich nezvratnosti.

Téma: Riešenia a ich koncentrácia, dispergované systémy, elektrolytická disociácia

Lekcia: Elektrolytická disociácia. Reakcie na výmenu iónov

1. Fyzikálna a chemická teória roztokov

Už na úsvite štúdia elektrických javov si vedci všimli, že prúd môžu viesť nielen kovy, ale aj roztoky. Ale nie všetky. Takže vodné roztoky chloridu sodného a ďalších solí, roztoky silných kyselín a zásad vedú dobre. Oveľa horšie to vedú roztoky kyseliny octovej, oxidu uhličitého a oxidu siričitého. Ale roztoky alkoholu, cukru a väčšiny ďalších organických zlúčenín vôbec nevodia elektrinu.

Elektrický prúd je riadený pohyb voľných nabitých častíc... V kovoch sa tento pohyb uskutočňuje pomocou relatívne voľných elektrónov, elektrónového plynu. Nielen kovy sú však schopné viesť elektrický prúd.

Elektrolyty - sú to látky, ktorých roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd.

Neelektrolyty - sú to látky, ktorých roztoky alebo taveniny nevedú elektrický prúd.

Na opísanie elektrickej vodivosti niektorých riešení je potrebné pochopiť, čo je to riešenie. Na konci 19. storočia existovali 2 hlavné teórie riešení:

· Fyzické. Podľa tejto teórie riešenie - je to čisto mechanická zmes zložiek a nedochádza v nej k interakcii medzi časticami. Vlastnosti elektrolytov opísala dobre, mala však určité ťažkosti s popisom roztokov elektrolytov.

· Chemická látka. Podľa tejto teórie dochádza počas rozpúšťania k chemickej reakcii medzi rozpustenou látkou a rozpúšťadlom. Potvrdzuje to prítomnosť tepelného účinku po rozpustení, ako aj zmena farby. Napríklad keď sa rozpustí biely bezvodý síran meďnatý, vytvorí sa nasýtený modrý roztok.

Pravda je medzi týmito dvoma extrémnymi bodmi. Chemický aj fyzikálny proces totiž prebiehajú v roztokoch.

Obrázok: 1. Svante Arrhenius

V roku 1887 švédsky fyzik - chemik Svante Arrhenius (obr. 1), ktorý skúmal elektrickú vodivosť vodných roztokov, navrhol, aby sa v takýchto roztokoch látky rozkladali na nabité častice - ióny, ktoré sa môžu pohybovať k elektródam - negatívne nabitá katóda a pozitívne nabitá anóda.

To je dôvod elektrického prúdu v riešeniach. Tento proces sa nazýva elektrolytická disociácia (doslovný preklad - štiepenie, rozklad pod vplyvom elektriny). Tento názov tiež naznačuje, že k disociácii dochádza pôsobením elektrického prúdu. Ďalšie štúdie ukázali, že tomu tak nie je: ióny sú iba nosičmi náboja v roztoku a existujú v ňom bez ohľadu na to, či cez roztok prúdi alebo nie. Za aktívnej účasti Svante Arrhenia bola formulovaná teória elektrolytickej disociácie, ktorá je často pomenovaná po tomto vedcovi. Hlavnou myšlienkou tejto teórie je, že elektrolyty sa pôsobením rozpúšťadla spontánne rozkladajú na ióny. A práve tieto ióny sú nositeľmi náboja a sú zodpovedné za elektrickú vodivosť roztoku.

2. Hlavné ustanovenia teórie elektrolytickej disociácie

1. Elektrolyty v roztokoch pôsobením rozpúšťadla sa spontánne rozkladajú na ióny. Tento proces sa nazýva elektrolytická disociácia. K disociácii môže dôjsť aj pri topení tuhých elektrolytov.

2. Ióny sa líšia od atómov zložením a vlastnosťami. Vo vodných roztokoch sú ióny v hydratovanom stave. Ióny v hydratovanom stave sa líšia svojimi vlastnosťami od iónov v plynnom stave látky. To sa vysvetľuje takto: v iónových zlúčeninách sú už pôvodne prítomné katióny a anióny. Po rozpustení sa molekula vody začne približovať k nabitým iónom: kladnému pólu - na záporný ión, záporný pól - k pozitívnemu. Ióny sa nazývajú hydratované (obr. 2).

3. V roztokoch alebo taveninách elektrolytov sa ióny pohybujú chaoticky, ale keď prechádza elektrický prúd, ióny sa pohybujú smerovo: katióny smerom ku katóde, anióny - na anódu.

3. Zásady, kyseliny, soli vo svetle teórie elektrolytickej disociácie

Na základe teórie elektrolytickej disociácie je možné definovať bázy, kyseliny a soli ako elektrolyty.

Nadácie- ide o elektrolyty, v dôsledku ktorých sa disociujú vo vodných roztokoch iba jeden typ aniónov: hydroxidový anión: OH-.

NaOH ↔ Na + + OH−

K disociácii báz obsahujúcich niekoľko hydroxylových skupín dochádza postupne:

Ba (OH) 2↔ Ba (OH) + + OH− Prvý stupeň

Ba (OH) + ↔ Ba2 + + 2OH− Druhá etapa

Ba (OH) 2↔ Ba2 + + 2 OH− Celková rovnica

Kyseliny - sú to elektrolyty, v dôsledku ktorých disociácia vzniká vo vodných roztokoch iba jeden typ katiónov: H +. Je to hydratovaný protón, ktorý sa nazýva vodíkový ión a označuje sa H3O +, ale pre zjednodušenie je napísaný H +.

HNO3↔ H + + NO3−

Kyseliny polybázové disociujú v krokoch:

H3PO4↔ H + + H2PO4- prvý stupeň

H2PO4- ↔ H + + HPO42- Druhý stupeň

HPO42-↔ H + + PO43- Tretia etapa

H3PO4↔ 3H + + PO43-rovnica súčtu

Soľ - sú to elektrolyty disociujúce sa vo vodných roztokoch na katióny kovov a anióny kyslého zvyšku.

Na2SO4 ↔ 2Na + + SO42−

Stredné soli - sú to elektrolyty disociujúce sa vo vodných roztokoch na kovové katióny alebo amónne katióny a anióny kyslých zvyškov.

Zásadité soli - sú to elektrolyty disociujúce sa vo vodných roztokoch na katióny kovov, hydroxidové anióny a anióny kyslého zvyšku.

Kyselinové soli - sú to elektrolyty disociujúce sa vo vodných roztokoch na katióny kovov, vodíkové katióny a anióny kyslých zvyškov.

Podvojné soli - sú to elektrolyty disociujúce sa vo vodných roztokoch na katióny niekoľkých kovov a anióny kyslého zvyšku.

KAl (SO4) 2↔ K + + Al3 + + 2SO42

Zmiešané soli - sú to elektrolyty disociujúce sa vo vodných roztokoch na katióny kovov a anióny niekoľkých zvyškov kyselín

4. Silné a slabé elektrolyty

Elektrolytická disociácia v rôznej miere - proces je reverzibilný. Ale po rozpustení niektorých zlúčenín sa disociačná rovnováha do značnej miery posúva smerom k disociovanej forme. V roztokoch takýchto elektrolytov disociácia prebieha takmer nezvratne. Preto sa pri písaní rovníc pre disociáciu takýchto látok napíše buď znamienko rovnosti, alebo rovná šípka, ktorá naznačuje, že reakcia je takmer nezvratná. Takéto látky sa nazývajú silnýelektrolyty.

Slabé nazývajú sa elektrolyty, v ktorých mierne dochádza k disociácii. Pri písaní použite znak reverzibility. Tab. 1.

Na kvantifikáciu sily elektrolytu bol predstavený koncept stupeň elektrolytickýdisociácia.

Sila elektrolytu môže byť tiež charakterizovaná chemické rovnovážné konštanty disociácia. Nazýva sa to disociačná konštanta.

Faktory ovplyvňujúce stupeň elektrolytickej disociácie:

Povaha elektrolytu

Koncentrácia elektrolytu v roztoku

· Teplota

So zvyšujúcou sa teplotou a zriedením roztoku sa zvyšuje stupeň elektrolytickej disociácie. Preto možno silu elektrolytu odhadnúť iba ich porovnaním za rovnakých podmienok. T \u003d 180 ° a c \u003d 0,1 mol / l sa berú ako štandard.

5. Reakcie na výmenu iónov

Podstatu reakcie v roztokoch elektrolytov vyjadruje iónová rovnica. Berie do úvahy skutočnosť, že v jednom roztoku sú elektrolyty prítomné vo forme iónov. A slabé elektrolyty a nedisociovateľné látky sa zaznamenávajú vo forme disociovanej na ióny. Rozpustnosť elektrolytu vo vode sa nemôže použiť ako miera jeho sily. Mnoho solí nerozpustných vo vode sú silné elektrolyty, ale koncentrácia iónov v roztoku je veľmi nízka práve kvôli ich nízkej rozpustnosti. Preto je pri písaní rovníc reakcií za účasti takýchto látok zvykom písať ich v nedisociovanej podobe. .

Reakcie v roztokoch elektrolytov prebiehajú v smere iónovej väzby.

Existuje niekoľko foriem iónovej väzby:

1. Tvorba sedimentov

2. Vývoj plynu

3. Tvorba slabého elektrolytu.

· 1. Tvorba sedimentov:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3 ↓ + 2NaCl.

Ba2 ++ 2Cl - + 2Na ++ CO32- → BaCO3 ↓ + 2Na ++ 2Cl - úplná iónová rovnica

Ba2 + + CO32- → BaCO3 ↓ skrátená iónová rovnica.

Skrátená iónová rovnica ukazuje, že interakcia akejkoľvek rozpustnej zlúčeniny obsahujúcej ión Ba2 + so zlúčeninou obsahujúcou uhličitanový anión CO32- povedie k nerozpustnej zrazenine BaCO3 ↓.

· 2. Vývoj plynu:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2 a