Elektrolitų disociacija kiekybiškai apibūdinama disociacijos laipsniu. Disociacijos laipsnis a–tai molekulių, disocijuotų į jonus N diss, skaičiaus santykis.,Į bendras skaičius ištirpusio elektrolito N molekulės :

a =

a– į jonus suskaidytų elektrolitų molekulių dalis.

Elektrolitų disociacijos laipsnis priklauso nuo daugelio veiksnių: elektrolito pobūdžio, tirpiklio pobūdžio, tirpalo koncentracijos ir temperatūros.

Remiantis jų gebėjimu disociuoti, elektrolitai paprastai skirstomi į stipriuosius ir silpnuosius. Paprastai vadinami elektrolitai, kurie tirpale egzistuoja tik jonų pavidalu stiprus . Elektrolitai, kurie ištirpę iš dalies yra molekulių, o iš dalies jonų pavidalo, vadinami silpnas .

Stipriems elektrolitams priskiriamos beveik visos druskos, kai kurios rūgštys: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, šarminių ir šarminių žemių metalų hidroksidai (žr. priedą, 6 lentelę).

Stiprių elektrolitų disociacijos procesas tęsiasi:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

o lygybės ženklai dedami į disociacijos lygtis.

Kalbant apie stiprius elektrolitus, „disociacijos laipsnio“ sąvoka yra sąlyginė. “ Akivaizdus disociacijos laipsnis (a kiekvienas) žemiau tikrosios (žr. priedą, 6 lentelę). Didėjant stipraus elektrolito koncentracijai tirpale, didėja priešingai įkrautų jonų sąveika. Būdami pakankamai arti vienas kito, jie sudaro bendrininkus. Juose esančius jonus skiria polinių vandens molekulių sluoksniai, juosiantys kiekvieną joną. Tai turi įtakos tirpalo elektrinio laidumo sumažėjimui, t.y. sukuriamas nepilnos disociacijos efektas.

Kad būtų atsižvelgta į šį efektą, buvo įvestas aktyvumo koeficientas g, kuris didėja didėjant tirpalo koncentracijai, kintantis nuo 0 iki 1. Stiprių elektrolitų tirpalų savybėms kiekybiškai apibūdinti naudojamas dydis, vadinamas veikla (a).

Jono aktyvumas suprantamas kaip jo efektyvi koncentracija, pagal kurią jis veikia cheminėse reakcijose.

Jonų aktyvumas ( a) yra lygi jo molinei koncentracijai ( SU), padaugintas iš aktyvumo koeficiento (g):

A = g SU.

Veiklos naudojimas vietoj susikaupimo leidžia sprendimams taikyti idealiems sprendimams nustatytus dėsnius.

Silpni elektrolitai apima kai kurias mineralines rūgštis (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) ir daugumą organinių rūgščių (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 ir kt.) , amonio hidroksidas NH 4 OH ir visos bazės, kurios mažai tirpsta vandenyje, organiniai aminai.

Silpnų elektrolitų disociacija yra grįžtama. Silpnų elektrolitų tirpaluose susidaro pusiausvyra tarp jonų ir nedisocijuotų molekulių. Atitinkamose disociacijos lygtyse dedamas grįžtamumo ženklas („“). Pavyzdžiui, silpnos acto rūgšties disociacijos lygtis parašyta taip:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Silpno dvejetainio elektrolito tirpale ( CA) nustatoma tokia pusiausvyra, kuriai būdinga pusiausvyros konstanta, vadinama disociacijos konstanta KAM d:

KA « K + + A - ,

.

Jei ištirpsta 1 litras tirpalo SU molių elektrolito CA o disociacijos laipsnis yra a, o tai reiškia – disocijuotas aС molių elektrolito ir susidarė kiekvienas jonas aС apgamai. Nedisocijuotoje būsenoje lieka ( SU – aС) apgamai CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Tada disociacijos konstanta bus lygi:

(6.1)

Kadangi disociacijos konstanta nepriklauso nuo koncentracijos, išvestinis ryšys išreiškia silpno dvejetainio elektrolito disociacijos laipsnio priklausomybę nuo jo koncentracijos. Iš (6.1) lygties aišku, kad sumažėjus silpno elektrolito koncentracijai tirpale, padidėja jo disociacijos laipsnis. (6.1) lygtis išreiškia Ostvaldo praskiedimo dėsnis .

Labai silpniems elektrolitams (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

KAM d 2 C, arba a"(6.2)

Kiekvieno elektrolito disociacijos konstanta yra pastovi tam tikroje temperatūroje, ji nepriklauso nuo tirpalo koncentracijos ir apibūdina elektrolito gebėjimą suirti į jonus. Kuo didesnis Kd, tuo labiau elektrolitas disocijuoja į jonus. Silpnų elektrolitų disociacijos konstantos pateiktos lentelėje (žr. priedą, 3 lentelę).

SPRENDIMAI
ELEKTROLITINĖS DISOCIACIJAS TEORIJA

ELEKTROLITINĖ DISOCIACIJA
ELEKTROLITAI IR NEELEKTROLITAI

Elektrolitinės disociacijos teorija

(S. Arrhenius, 1887)

1. Ištirpę vandenyje (arba ištirpę), elektrolitai skyla į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus (paveikiami elektrolitinės disociacijos).

2. Veikiami elektros srovės, katijonai (+) juda link katodo (-), o anijonai (-) – link anodo (+).

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

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

a = n / N 0< a <1

Joninių medžiagų elektrolitinės disociacijos mechanizmas

Tirpinant junginius su joninėmis jungtimis ( pavyzdžiui, NaCl ) hidratacijos procesas prasideda vandens dipolių orientacija aplink visus druskos kristalų išsikišimus ir paviršius.

Orientuodamiesi aplink kristalinės gardelės jonus, vandens molekulės sudaro su jais vandenilio arba donoro-akceptoriaus ryšius. Šis procesas išskiria didelį kiekį energijos, kuri vadinama hidratacijos energija.

Hidratacijos energija, kurios dydis yra panašus į kristalinės gardelės energiją, naudojama kristalinei gardelei sunaikinti. Šiuo atveju hidratuoti jonai sluoksnis po sluoksnio pereina į tirpiklį ir, susimaišę su jo molekulėmis, sudaro tirpalą.

Polinių medžiagų elektrolitinės disociacijos mechanizmas

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

Elektrolitai ir neelektrolitai

Elektrolitinė medžiagų disociacija, atsirandanti susidarant laisviesiems jonams, paaiškina tirpalų elektrinį laidumą.

Elektrolitinės disociacijos procesas dažniausiai užrašomas diagramos pavidalu, neatskleidžiant jo mechanizmo ir nepraleidžiant tirpiklio ( H2O ), nors jis yra pagrindinis dalyvis.

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 elektrinio neutralumo išplaukia, kad bendras katijonų ir anijonų krūvis turėtų būti lygus nuliui.

Pavyzdžiui, už

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

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

Stiprūs elektrolitai

Tai medžiagos, kurios ištirpusios vandenyje beveik visiškai suyra į jonus. Paprastai stiprūs elektrolitai apima medžiagas su joninėmis arba labai polinėmis jungtimis: visos gerai tirpios druskos, stiprios rūgštys ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) ir stiprios bazės ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Stipriame elektrolito tirpale ištirpusi medžiaga daugiausia yra jonų (katijonų ir anijonų) pavidalu; nedisocijuotų molekulių praktiškai nėra.

Silpni elektrolitai

Medžiagos, kurios dalinai disocijuoja į jonus. Silpnų elektrolitų tirpaluose kartu su jonais yra nedisocijuotų molekulių. Silpni elektrolitai negali pagaminti didelės jonų koncentracijos tirpale.

Silpni elektrolitai apima:

1) beveik visos organinės rūgštys ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH ir kt.);

2) kai kurie neorganinės rūgštys ( H 2 CO 3, H 2 S ir kt.);

3) beveik visos druskos, bazės ir amonio hidroksidas, kurie mažai tirpsta vandenyje(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) vanduo.

Jie prastai (arba beveik visai) praleidžia elektrą.

СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

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

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

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

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

Ne elektrolitai

Medžiagos, kurių vandeniniai tirpalai ir lydalai nepraleidžia elektros srovės. Juose yra kovalentinių nepolinių arba žemo poliškumo ryšių, kurie neskyla į jonus.

Dujos, kietosios medžiagos (ne metalai) ir organiniai junginiai (sacharozė, benzinas, alkoholis) nelaidžia elektros srovės.

Disociacijos laipsnis. Disociacijos konstanta

Jonų koncentracija tirpaluose priklauso nuo to, kaip visiškai tam tikras elektrolitas disocijuoja į jonus. Stiprių elektrolitų tirpaluose, kurių disociacija gali būti laikoma baigta, jonų koncentraciją galima nesunkiai nustatyti pagal koncentraciją (c) ir elektrolito molekulės sudėtis (stechiometriniai rodikliai), Pavyzdžiui:

Jonų koncentracijos silpnų elektrolitų tirpaluose kokybiškai apibūdinamos laipsniu ir disociacijos konstanta.

Disociacijos laipsnis (a) - molekulių, suskaidytų į jonus, skaičiaus santykis ( n ) į bendrą ištirpusių molekulių skaičių ( N):

a=n/N

ir išreiškiamas vieneto dalimis arba % ( a = 0,3 – sutartinė skirstymo į stipriuosius ir silpnuosius elektrolitus riba).

Pavyzdys

Nustatykite katijonų ir anijonų molinę koncentraciją 0,01 M tirpaluose KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 ir CH 3 COOH.

Silpnų elektrolitų disociacijos laipsnis a = 0,3.

Sprendimas

KBr, Ba(OH)2 ir H2SO4 - stiprių elektrolitų, kurie visiškai disocijuoja(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 mln

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 mln

0,02 mln

H2SO4 «2H + + SO4

0,02 mln

[SO 4 2- ] = 0,01 M

NH 4 OH ir CH 3 COOH – silpni elektrolitai(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 mln

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H+] = [CH3COO-] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Disociacijos laipsnis priklauso nuo silpno elektrolito tirpalo koncentracijos. Skiedžiant vandeniu, disociacijos laipsnis visada didėja, nes didėja tirpiklio molekulių skaičius ( H2O ) vienai tirpios medžiagos molekulei. Pagal Le Chatelier principą elektrolitinės disociacijos pusiausvyra šiuo atveju turėtų pasislinkti produktų susidarymo kryptimi, t.y. hidratuoti jonai.

Elektrolitinės disociacijos laipsnis priklauso nuo tirpalo temperatūros. Paprastai, kylant temperatūrai, disociacijos laipsnis didėja, nes Molekulėse suaktyvėja ryšiai, jos tampa judresnės ir lengviau jonizuojamos. Jonų koncentraciją silpname elektrolito tirpale galima apskaičiuoti žinant disociacijos laipsnįair pradinė medžiagos koncentracijac tirpale.

Pavyzdys

Nustatykite nedisocijuotų molekulių ir jonų koncentraciją 0,1 M tirpale NH4OH , jei disociacijos laipsnis 0,01.

Sprendimas

Molekulinės koncentracijos NH4OH , kuris pusiausvyros momentu suirs į jonus, bus lygusac. Jonų koncentracija NH4 - ir OH - - bus lygi disocijuotų molekulių koncentracijai ir lygiac(pagal elektrolitinės disociacijos lygtį)

NH4OH		NH4+		oi-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH4OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Disociacijos konstanta ( K D ) – pusiausvyros jonų koncentracijų sandaugos ir atitinkamų stechiometrinių koeficientų galios santykis su nedisocijuotų molekulių koncentracija.

Tai elektrolitinės disociacijos proceso pusiausvyros konstanta; apibūdina medžiagos gebėjimą suirti į jonus: tuo didesnis K D , tuo didesnė jonų koncentracija tirpale.

Silpnų daugiabazių rūgščių arba polirūgščių bazių disociacijos vyksta atitinkamai etapais, kiekviena pakopa turi savo disociacijos konstantą:

Pirmas etapas:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Antrasis etapas:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Trečias etapas:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Pavyzdys

Išveskite lygtį, susijusią su silpno elektrolito elektrolitinės disociacijos laipsniu ( a ) su disociacijos konstanta (Ostvaldo skiedimo dėsnis) silpnai monoprotinei rūgščiaiĮJUNGTA.

HA « H + + A +

K D = () /

Jei žymima bendra silpno elektrolito koncentracijac, tada pusiausvyrinės koncentracijos H + ir A - yra lygūs ac, ir nedisocijuotų molekulių koncentracijaĮJUNGTA – (c – a c) = c (1 – a)

K D = (a c a c) / c (1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

Esant labai silpniems elektrolitams ( 0,01 GBP)

K D = c a 2 arba a = \ é (K D / c )

Pavyzdys

Apskaičiuokite acto rūgšties disociacijos laipsnį ir jonų koncentraciją H + 0,1 M tirpale, jei K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Sprendimas

Pasinaudokime Ostvaldo praskiedimo dėsniu

\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 arba a = 1,36 %

[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l

Tirpumo produktas

Apibrėžimas

Į stiklinę įpilkite šiek tiek mažai tirpios druskos, pavyzdžiui, AgCl ir įpilkite distiliuoto vandens į nuosėdas. Šiuo atveju jonai Ag+ ir Cl- , pajutę trauką iš aplinkinių vandens dipolių, palaipsniui atitrūksta nuo kristalų ir tirpsta. Susidūrimas tirpale, jonai Ag+ ir Cl- formuoti molekules AgCl ir nusėda ant kristalų paviršiaus. Taigi sistemoje vyksta du tarpusavyje priešingi procesai, kurie veda į dinaminę pusiausvyrą, kai į tirpalą per laiko vienetą patenka tiek pat jonų. Ag+ ir Cl- , kiek jų yra deponuota. Jonų kaupimasis Ag+ ir Cl- sustoja tirpale, pasirodo prisotintas tirpalas. Todėl mes apsvarstysime sistemą, kurioje mažai tirpios druskos nuosėdos liečiasi su sočiu šios druskos tirpalu. Šiuo atveju vyksta du vienas kitam priešingi procesai:

1) Jonų perėjimas iš nuosėdų į tirpalą. Šio proceso greitis gali būti laikomas pastoviu esant pastoviai temperatūrai: V1 = K1;

2) Jonų nusodinimas iš tirpalo. Šio proceso greitis V 2 priklauso nuo jonų koncentracijos Ag + ir Cl - . Pagal masinių veiksmų dėsnį:

V 2 = k 2

Kadangi ši sistema yra pusiausvyros būsenoje, tai

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (esant T = const)

Taigi, jonų koncentracijų sandauga prisotintame mažai tirpaus elektrolito tirpale pastovioje temperatūroje yra pastovi dydis. Šis kiekis vadinamastirpumo produktas(PR).

Pateiktame pavyzdyje PR AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . Tais atvejais, kai elektrolite yra du ar daugiau identiškų jonų, apskaičiuojant tirpumo sandaugą šių jonų koncentracija turi būti padidinta iki atitinkamos galios.

Pavyzdžiui, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Apskritai elektrolito tirpumo sandaugos išraiška yra A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Tirpumo produkto vertės skirtingoms medžiagoms skiriasi.

Pavyzdžiui, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.

PR lengva apskaičiuoti, žinant ra c junginio tirpumas tam tikrame t°.

1 pavyzdys

CaCO 3 tirpumas yra 0,0069 arba 6,9 10 -3 g/l. Raskite CaCO 3 PR.

Sprendimas

Išreikškime tirpumą moliais:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l

MCaCO3

Kadangi kiekviena molekulė CaCO3 ištirpęs duoda vieną joną Ca 2+ ir CO 3 2-, tada
[Ca 2+ ] = [CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol/l ,
vadinasi, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Žinant PR vertę , savo ruožtu galite apskaičiuoti medžiagos tirpumą mol/l arba g/l.

2 pavyzdys

Tirpumo produktas PR PbSO 4 = 2,2 10 -8 g/l.

Kas yra tirpumas? PbSO4?

Sprendimas

Pažymime tirpumą PbSO 4 per X mol/l. Ėmusi į sprendimą, X moliai PbSO 4 duos X Pb 2+ ir X jonų jonųTAIP 4 2- t.y.:

= = X

PRPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(PRPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Norėdami pereiti prie tirpumo, išreikšto g / l, rastą vertę padauginame iš molekulinės masės, po kurios gauname:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Kritulių susidarymas

Jeigu

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nesočiasis tirpalas

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- prisotintas tirpalas

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- persotintas tirpalas

Nuosėdos susidaro, kai blogai tirpaus elektrolito jonų koncentracijų sandauga viršija jo tirpumo produkto vertę tam tikroje temperatūroje. Kai joninis produktas tampa lygus verteiPR, krituliai sustoja. Žinant mišrių tirpalų tūrį ir koncentraciją, galima apskaičiuoti, ar iškris susidariusios druskos nuosėdos.

3 pavyzdys

Ar maišant vienodus tūrius susidaro nuosėdos 0,2MsprendimusPb(NE 3 ) 2 IrNaCl.
PRPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Sprendimas

Sumaišius tirpalo tūris padvigubėja ir kiekvienos medžiagos koncentracija sumažėja per pusę, t.y. taps 0,1 M arba 1,0 10 -1 mol/l. Tai yra bus koncentracijosPb 2+ IrCl - . Vadinasi,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Gauta vertė viršijaPRPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Todėl dalis druskosPbCl 2 nusėda. Iš viso to, kas išdėstyta aukščiau, galime daryti išvadą apie įvairių veiksnių įtaką kritulių susidarymui.

Tirpalo koncentracijos poveikis

Mažai tirpus elektrolitas, kurio vertė pakankamai didelėPRnegali nusodinti nuo praskiestų tirpalų.Pavyzdžiui, nuosėdosPbCl 2 neiškris maišant vienodus tūrius 0,1MsprendimusPb(NE 3 ) 2 IrNaCl. Sumaišius vienodus tūrius, kiekvienos medžiagos koncentracijos taps0,1 / 2 = 0,05 Marba 5 10 -2 mol/l. Joninis produktas[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Gauta vertė yra mažesnėPRPbCl 2 , todėl kritulių nebus.

Nuosėdų kiekio įtaka

Siekiant kuo išsamesnio nusodinimo, naudojamas nusodintuvo perteklius.

Pavyzdžiui, nusėda druskaBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Pridėjus lygiavertę sumąNa 2 CO 3 jonai lieka tirpaleBa 2+ , kurio koncentracija nustatoma pagal reikšmęPR.

Didėjanti jonų koncentracijaCO 3 2- sukeltas nusodintuvo pertekliaus(Na 2 CO 3 ) , atitinkamai sumažės jonų koncentracijaBa 2+ tirpale, t.y. padidins šio jono nusodinimo užbaigtumą.

To paties jono įtaka

Mažai tirpių elektrolitų tirpumas sumažėja, kai yra kitų stiprių elektrolitų, turinčių to paties pavadinimo jonus. Jei į nesočią tirpaląBaSO 4 po truputį pilkite tirpaląNa 2 TAIP 4 , tada joninis produktas, kuris iš pradžių buvo mažesnis PRBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , palaipsniui pasieksPRir jį viršys. Pradės formuotis krituliai.

Temperatūros poveikis

PRyra pastovi vertė esant pastoviai temperatūrai. Didėjant temperatūrai PR padidėja, todėl nusodinti geriausia iš atvėsusių tirpalų.

Nuosėdų tirpimas

Tirpumo produkto taisyklė yra svarbi blogai tirpias nuosėdas paverčiant tirpalu. Tarkime, kad turime ištirpinti nuosėdasBaSUO 3 . Su šiomis nuosėdomis besiliečiantis tirpalas yra santykinai prisotintasBaSUO 3 .
Tai reiškia, kad[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Jei į tirpalą pridėsite rūgšties, jonaiH + suriš tirpale esančius jonusCO 3 2- į trapios anglies rūgšties molekules:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Dėl to jonų koncentracija smarkiai sumažėsCO 3 2- , joninis produktas taps mažesnis neiPRBaCO 3 . Tirpalas bus santykinai nesotusBaSUO 3 ir dalis nuosėdųBaSUO 3 pereis į sprendimą. Pridėjus pakankamai rūgšties, visas nuosėdas galima ištirpinti. Vadinasi, nuosėdos pradeda tirpti, kai dėl kokių nors priežasčių blogai tirpaus elektrolito joninis produktas tampa mažesnis neiPR. Norint ištirpinti nuosėdas, į tirpalą įvedamas elektrolitas, kurio jonai gali sudaryti šiek tiek disocijuotą junginį su vienu iš mažai tirpaus elektrolito jonų. Tai paaiškina mažai tirpių hidroksidų tirpimą rūgštyse

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

JonaiOi - jungiasi į šiek tiek disocijuotas molekulesH 2 O.

Lentelė.Tirpumo produktas (SP) ir tirpumas esant 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Stiprūs elektrolitai, ištirpę vandenyje, beveik visiškai disocijuoja į jonus, nepriklausomai nuo jų koncentracijos tirpale.

Todėl stipriųjų elektrolitų disociacijos lygtyse naudojamas lygybės ženklas (=).

Stiprūs elektrolitai apima:

Tirpios druskos;

Daug neorganinių rūgščių: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Bazės, kurias sudaro šarminiai metalai (LiOH, NaOH, KOH ir kt.) ir šarminiai žemės metalai (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Silpni elektrolitai vandeniniai tirpalai tik iš dalies (grįžtamai) disocijuoja į jonus.

Todėl silpnų elektrolitų disociacijos lygtyse naudojamas grįžtamumo ženklas (⇄).

Silpni elektrolitai apima:

Beveik visos organinės rūgštys ir vanduo;

Kai kurios neorganinės rūgštys: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 ir kt.;

Netirpūs metalų hidroksidai: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 ir kt.

Joninių reakcijų lygtys

Joninių reakcijų lygtys
Cheminės reakcijos elektrolitų (rūgščių, bazių ir druskų) tirpaluose vyksta dalyvaujant jonams. Galutinis tirpalas gali likti skaidrus (produktai labai gerai tirpsta vandenyje), bet vienas iš produktų bus silpnas elektrolitas; kitais atvejais įvyks kritulių arba dujų išsiskyrimas.

Reakcijoms tirpaluose, kuriuose dalyvauja jonai, sudaroma ne tik molekulinė lygtis, bet ir visa joninė lygtis bei trumpoji joninė lygtis.
Joninėse lygtyse, remiantis prancūzų chemiko K. -L. Berthollet (1801), visi stiprūs, lengvai tirpūs elektrolitai rašomi jonų formulėmis, o krituliai, dujos ir silpni elektrolitai – forma molekulines formules. Kritulių susidarymas žymimas „rodyklės žemyn“ (↓) ženklu, o dujų susidarymas – „rodyklės aukštyn“ ženklu (). Reakcijos lygties rašymo pagal Berthollet taisyklę pavyzdys:

a) molekulinė lygtis
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) pilnoji joninė lygtis
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 – dujos, H2O – silpnas elektrolitas)
c) trumpoji joninė lygtis
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Paprastai rašant jie apsiriboja trumpa jonine lygtimi, kai kietieji reagentai žymimi indeksu (t), dujiniai – indeksu (g). Pavyzdžiai:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 praktiškai netirpsta vandenyje
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(pilna ir trumpoji joninės lygtys yra vienodos)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(dauguma rūgščių druskų gerai tirpsta vandenyje).

Jei reakcijoje nedalyvauja stiprūs elektrolitai, joninės lygties formos nėra:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

BILIETAS Nr.23

Druskų hidrolizė

Druskos hidrolizė yra druskos jonų sąveika su vandeniu, kad susidarytų šiek tiek disocijuojančios dalelės.

Hidrolizė, pažodžiui, yra skilimas veikiant vandeniui. Pateikdami šį druskų hidrolizės reakcijos apibrėžimą, pabrėžiame, kad druskos tirpale yra jonų pavidalo ir kad varomoji jėga reakcija yra šiek tiek disocijuojančių dalelių susidarymas ( bendroji taisyklė daugeliui tirpalų reakcijų).

Hidrolizė vyksta tik tais atvejais, kai dėl druskos elektrolitinės disociacijos susidarę jonai - katijonas, anijonas arba abu kartu - gali sudaryti silpnai disociuojančius junginius su vandens jonais, o tai, savo ruožtu, įvyksta katijonas yra stipriai poliarizuojantis (silpnos bazės katijonas), o anijonas lengvai poliarizuojasi (silpnos rūgšties anijonas). Tai keičia aplinkos pH. Jei katijonas sudaro stiprią bazę, o anijonas sudaro stiprią rūgštį, tada jie nehidrolizuojami.

1. Silpnos bazės ir stiprios rūgšties druskos hidrolizė praeina pro katijoną, gali susidaryti silpna bazė arba bazinė druska ir sumažės tirpalo pH

2. Silpnos rūgšties ir stiprios bazės druskos hidrolizė praeina per anijoną, gali susidaryti silpna rūgštis arba rūgšties druska ir padidės tirpalo pH

3. Silpnos bazės ir silpnos rūgšties druskos hidrolizė paprastai visiškai praeina, sudarydamas silpną rūgštį ir silpną bazę; Tirpalo pH šiek tiek skiriasi nuo 7 ir nustatomas pagal santykinį rūgšties ir bazės stiprumą

4. Stiprios bazės ir stiprios rūgšties druskos hidrolizė nevyksta

24 klausimas. Oksidų klasifikacija

Oksidai yra vadinami sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra deguonies atomų oksidacijos būsenoje - 2 ir kai kuriuos kitus elementus.

Oksidai gali būti gaunamas tiesiogiai sąveikaujant deguoniui su kitu elementu arba netiesiogiai (pavyzdžiui, skaidant druskas, bazes, rūgštis). Normaliomis sąlygomis oksidai būna kietos, skystos ir dujinės būsenos, tokio tipo junginiai yra labai paplitę gamtoje. Žemės plutoje randama oksidų. Rūdys, smėlis, vanduo, anglies dioksidas yra oksidai.

Druską formuojantys oksidai Pavyzdžiui,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Druską formuojantys oksidai- tai oksidai, dėl kurių cheminės reakcijos formuoti druskas. Tai metalų ir nemetalų oksidai, kurie, sąveikaudami su vandeniu, sudaro atitinkamas rūgštis, o sąveikaujant su bazėmis – atitinkamas rūgštines ir normalias druskas. Pavyzdžiui, vario oksidas (CuO) yra druską sudarantis oksidas, nes, pavyzdžiui, sąveikaudamas su druskos rūgštis(HCl) druska susidaro:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Dėl cheminių reakcijų galima gauti kitų druskų:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Nesudarantys druskos oksidai Tai oksidai, kurie nesudaro druskų. Pavyzdžiui, CO, N 2 O, NO.

Elektrolitinės disociacijos teorija pasiūlė švedų mokslininkas S. Arrhenius 1887 m.

Elektrolitinė disociacija- tai elektrolitų molekulių skilimas, tirpale susidarant teigiamo krūvio (katijonų) ir neigiamo krūvio (anijonų) jonams.

Pavyzdžiui, acto rūgštis vandeniniame tirpale disocijuoja taip:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disociacija reiškia grįžtami procesai. Tačiau skirtingi elektrolitai disocijuoja skirtingai. Laipsnis priklauso nuo elektrolito pobūdžio, jo koncentracijos, tirpiklio pobūdžio, išorinės sąlygos(temperatūra, slėgis).

Disociacijos laipsnis α -į jonus išskaidytų molekulių skaičiaus ir bendro molekulių skaičiaus santykis:

α=v´(x)/v(x).

Laipsnis gali svyruoti nuo 0 iki 1 (nuo nedisociacijos iki visiško baigimo). Nurodoma procentais. Nustatyta eksperimentiškai. Kai elektrolitas disocijuoja, dalelių skaičius tirpale didėja. Disociacijos laipsnis rodo elektrolito stiprumą.

Išskirti stiprus Ir silpni elektrolitai.

Stiprūs elektrolitai- tai tie elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis viršija 30%.

Vidutinio stiprumo elektrolitai- tai tie, kurių disociacijos laipsnis svyruoja nuo 3% iki 30%.

Silpni elektrolitai- disociacijos laipsnis vandeniniame 0,1 M tirpale yra mažesnis nei 3%.

Silpnų ir stiprių elektrolitų pavyzdžiai.

Stiprūs elektrolitai praskiestuose tirpaluose visiškai suyra į jonus, t.y. α = 1. Tačiau eksperimentai rodo, kad disociacija negali būti lygi 1, ji turi apytikslę reikšmę, bet nėra lygi 1. Tai ne tikroji disociacija, o tariamasis.

Pavyzdžiui, leiskite tam tikrą ryšį α = 0,7. Tie. pagal Arrhenius teoriją tirpale „plūduriuoja“ 30% nedisocijuotų molekulių. Ir 70% susidarė laisvieji jonai. O elektrostatinė teorija suteikia dar vieną šios sąvokos apibrėžimą: jei α = 0,7, tai visos molekulės išsiskirsto į jonus, bet jonai yra tik 70% laisvų, o likusieji 30% yra surišti elektrostatinės sąveikos.

Matomas disociacijos laipsnis.

Disociacijos laipsnis priklauso ne tik nuo tirpiklio ir tirpios medžiagos pobūdžio, bet ir nuo tirpalo koncentracijos bei temperatūros.

Disociacijos lygtis gali būti pavaizduota taip:

AK ⇄ A- + K + .

Ir disociacijos laipsnis gali būti išreikštas taip:

Didėjant tirpalo koncentracijai, elektrolitų disociacijos laipsnis mažėja. Tie. konkretaus elektrolito laipsnio reikšmė nėra pastovi vertė.

Kadangi disociacija yra grįžtamasis procesas, reakcijos greičio lygtis galima parašyti taip:

Jei disociacija yra pusiausvyra, tada rodikliai yra vienodi ir dėl to gauname pusiausvyros konstanta(disociacijos konstanta):

K priklauso nuo tirpiklio pobūdžio ir temperatūros, bet nepriklauso nuo tirpalų koncentracijos. Iš lygties aišku, kad kuo daugiau nedisocijuotų molekulių, tuo mažesnė elektrolitų disociacijos konstantos reikšmė.

Polibazinės rūgštys disociuoti laipsniškai, ir kiekvienas žingsnis turi savo disociacijos pastovią reikšmę.

Jei disocijuoja daugiabazinė rūgštis, tada pirmasis protonas pašalinamas lengviausiai, tačiau didėjant anijono krūviui didėja ir trauka, todėl protoną pašalinti daug sunkiau. Pavyzdžiui,

Ortofosforo rūgšties disociacijos konstantos kiekviename etape turėtų labai skirtis:

Aš - etapas:

II etapas:

III etapas:

Pirmoje stadijoje ortofosforo rūgštis yra vidutinio stiprumo rūgštis, o 2-oje - silpna, 3-ioje - labai silpna.

Kai kurių elektrolitų tirpalų pusiausvyros konstantų pavyzdžiai.

Pažiūrėkime į pavyzdį:

Jei į tirpalą, kuriame yra sidabro jonų, pridedama metalinio vario, tada pusiausvyros momentu vario jonų koncentracija turėtų būti didesnė už sidabro koncentraciją.

Tačiau konstanta turi mažą reikšmę:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Tai rodo, kad tuo metu, kai buvo pasiekta pusiausvyra, labai mažai sidabro chlorido ištirpo.

Metalinio vario ir sidabro koncentracijos yra įtrauktos į pusiausvyros konstantą.

Joninis vandens produktas.

Žemiau esančioje lentelėje yra šie duomenys:

Ši konstanta vadinama joninis vandens produktas, kuris priklauso tik nuo temperatūros. Pagal disociaciją 1 H+ jonui tenka vienas hidroksido jonas. IN švarus vanduošių jonų koncentracija yra tokia pati: [ H + ] = [Oi - ].

Iš čia [ H + ] = [Oi- ] = = 10-7 mol/l.

Jei į vandenį įpilsite pašalinių medžiagų, pavyzdžiui, druskos rūgšties, vandenilio jonų koncentracija padidės, tačiau joninis vandens produktas nuo koncentracijos nepriklauso.

O jei pridėsite šarmo, padidės jonų koncentracija, sumažės vandenilio kiekis.

Koncentracija ir yra tarpusavyje susijusios: kuo didesnė viena reikšmė, tuo mažesnė kita.

Tirpalo rūgštingumas (pH).

Tirpalų rūgštingumas dažniausiai išreiškiamas jonų koncentracija H+. Rūgščioje aplinkoje pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, šarminėje - pH> 10 -7 mol/l.
Tirpalo rūgštingumas išreiškiamas per neigiamą vandenilio jonų koncentracijos logaritmą, vadinamą jį pH.

pH = -lg[ H + ].

Konstantos ir disociacijos laipsnio ryšys.

Apsvarstykite acto rūgšties disociacijos pavyzdį:

Raskime konstantą:

Molinė koncentracija C=1/V, pakeiskite jį į lygtį ir gaukite:

Šios lygtys yra W. Ostwaldo veisimo įstatymas, pagal kurią elektrolito disociacijos konstanta nepriklauso nuo tirpalo praskiedimo.

Tokių elektrolitų yra arti 1.

Stipriems elektrolitams priskiriama daug neorganinių druskų, kai kurios neorganinės rūgštys ir bazės vandeniniuose tirpaluose, taip pat tirpikliuose, pasižyminčiuose dideliu disociacijos gebėjimu (alkoholiuose, amiduose ir kt.).

Wikimedia fondas.

2010 m.

Pažiūrėkite, kas yra „stiprūs elektrolitai“ kituose žodynuose: stiprūs elektrolitai – – elektrolitai, kurie vandeniniuose tirpaluose beveik visiškai disocijuoja. Bendroji chemija: vadovėlis / A. V. Zholnin ...

Cheminiai terminai Joninio laidumo medžiagos; Jie vadinami antrosios rūšies laidininkais, srovei praeinant per juos perduodama medžiaga. Elektrolitams priskiriamos išlydytos druskos, oksidai arba hidroksidai, taip pat (o tai pastebimai... ...

Collier enciklopedija Elektrolitai - skystos arba kietos medžiagos, kuriose dėl elektrolitinės disociacijos susidaro bet kokios pastebimos koncentracijos jonai, dėl kurių praeina nuolatinė elektros srovė. Elektrolitai tirpaluose...... Enciklopedinis žodynas

metalurgijoje

Elektrolitas yra cheminis terminas, reiškiantis medžiagą, kurios lydalas arba tirpalas praleidžia elektros srovę dėl disociacijos į jonus. Elektrolitų pavyzdžiai yra rūgštys, druskos ir bazės. Elektrolitai yra antros rūšies laidininkai, ... ... Vikipedija Plačiąja prasme skystos arba kietos sistemos, kuriose jonų yra pastebima koncentracija, dėl kurios per jas praeina elektra. srovė (joninis laidumas); siaurąja prasme, va, kurie p re suyra į jonus. Kai ištirpsta E......

Fizinė enciklopedija In va, kuriame jonų yra pastebimos koncentracijos, sukeliančios elektros praėjimą. srovė (joninis laidumas). Skambino ir E.. antrosios rūšies laidininkai. Siaurąja to žodžio prasme E. in va, molekulės, kurios yra p re dėl elektrolitinės ... ...

Chemijos enciklopedija - (iš Electro... ir graikų lytos suirusios, tirpios) skystos arba kietos medžiagos ir sistemos, kuriose jonų yra bet kokia pastebima koncentracija, sukelianti elektros srovės praėjimą. Siaurąja prasme E......

Didžioji sovietinė enciklopedija

Elektrolitas – medžiaga, kurios lydalas ar tirpalas praleidžia elektros srovę dėl disociacijos į jonus, tačiau pati medžiaga elektros srovės nelaidžia. Elektrolitų pavyzdžiai yra rūgščių, druskų ir bazių tirpalai.... ... Vikipedija

ELEKTROLITINĖ DISOCIACIJA- ELEKTROLITINĖ DISOCIACIJA, elektrolitų skaidymas tirpale į elektriškai įkrautus jonus. Koef. ne Goffa. Van't Hoffas (van t Noy) parodė, kad tirpalo osmosinis slėgis yra lygus slėgiui, kurį sukurtų ištirpęs... ... Didžioji medicinos enciklopedija

Knygos

• Fermi-Pasta-Ulam sugrįžimo fenomenas ir kai kurie jo pritaikymai. Fermi-Pasta-Ulam grąžos įvairiose netiesinėse terpėse tyrimas ir FPU spektro generatorių medicinai kūrimas, Andrey Berezin. Ši knyga bus pagaminta pagal jūsų užsakymą naudojant spausdinimo pagal pareikalavimą technologiją.