Вещества, чиито разтвори (или стопилки) провеждат електричество, са наречени ел е к т р о л и т а м и Често самите разтвори на тези вещества също се наричат електролити. Тези разтвори (стопилки) на електролити са проводници от втори вид,тъй като предаването на електричество в тях се осъществява чрез движение i o n o v - заредени частици. Частица, която е положително заредена, се нарича катион (Ca +2), частица с отрицателен заряд - анион (ТОЙ -). Йоните могат да бъдат прости (Ca +2, H +) и сложни (RO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).
Основателят на теорията за електролитната дисоциация е шведският учен С. Арениус. Според теорията електролитна дисоциация наречено разпадане на молекулите на йони, когато се разтварят във вода, и това се случва без влиянието на електрически ток. Тази теория обаче не отговори на въпросите: какво причинява появата на йони в разтворите и защо положителните йони, сблъсквайки се с отрицателните, не образуват неутрални частици.
Руски учени направиха своя принос в развитието на тази теория: D.I. Менделеев, И. А. Каблуков - привърженици на химическата теория на разтворите, които обърнаха внимание на ефекта на разтворителя в процеса на дисоциация. Каблуков твърди, че разтвореното вещество взаимодейства с разтворител ( процес на солватация ) образуване на продукти с променлив състав ( s o l v a t y ).
Солватът е йон, заобиколен от молекули на разтворителя (солватна обвивка), които могат да бъдат в различни количества (поради това се постига променлив състав). Ако разтворителят е вода, тогава процесът на взаимодействие на молекулите на разтвореното вещество и разтворителя се нарича g i d r a t a c i e y, а продуктът на взаимодействие е g i d r a t o m.
По този начин причината за електролитната дисоциация е солватацията (хидратация). И това е солватацията (хидратацията) на йони, която предотвратява обратната връзка в неутрални молекули.
Количествено процесът на дисоциация се характеризира със стойността степени на електролитна дисоциация ( α ), което е отношението на количеството вещество, разложено на йони към обща сумаразтворено вещество. От това следва, че за силните електролити α = 1 или 100% (в разтвора има разтворени йони), за слаби електролити 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (в разтвора няма йони). В допълнение към естеството на разтвореното вещество и разтворителя, количеството α зависи от концентрацията на разтвора и температурата.
Ако разтворителят е вода, силните електролити включват:
1) всички соли;
2) следните киселини: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;
3) следните основи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.
Процесът на електролитна дисоциация е обратим, следователно може да се характеризира със стойността на равновесната константа, която в случай на слаб електролит се нарича константа на дисоциация (К д ) .
Колкото по-голяма е тази стойност, толкова по-лесно електролитът се разлага на йони, толкова повече неговите йони са в разтвор. Например: HF ═ H + + F־
Тази стойност е постоянна при дадена температура и зависи от естеството на електролита, разтворителя.
Многоосновните киселини и поликиселинните основи се дисоциират на етапи. Например, молекулите на сярната киселина първо премахват един водороден катион:
H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־.
Елиминиране на втория йон съгласно уравнението
HSO 4 ־ ═ H + + SO 4 ־ 2
върви много по-трудно, тъй като трябва да преодолее привличането от двойно заредения йон SO 4 ־ 2, който, разбира се, привлича водородния йон към себе си по-силно от еднократно заредения йон HSO 4 ־ . Следователно вторият етап на дисоциация се проявява в много по-малка степен от първия.
Базите, съдържащи повече от една хидроксилна група в молекулата, също се дисоциират на стъпки. Например:
Ba(OH) 2 = BaOH + + OH -;
BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.
Средните (нормални) соли винаги се дисоциират на метални йони и киселинни остатъци:
CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;
Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.
Киселинните соли, подобно на многоосновните киселини, се дисоциират на етапи. Например:
NaHCO3 \u003d Na + + HCO3 -;
HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.
Въпреки това, степента на дисоциация във втория етап е много малка, така че разтворът на киселата сол съдържа само малък брой водородни йони.
Основните соли се дисоциират на йони на основни и киселинни остатъци. Например:
Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl -.
Вторичната дисоциация на йони на основните остатъци в метални и хидроксилни йони почти не се случва.
Водните разтвори на определени вещества са проводници на електрически ток. Тези вещества се класифицират като електролити. Електролитите са киселини, основи и соли, стопилки на определени вещества.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Процесът на разлагане на електролити до йони във водни разтвори и стопилки под действието на електрически ток се нарича електролитна дисоциация.
Разтворите на някои вещества във вода не провеждат електричество. Такива вещества се наричат неелектролити. Те включват много органични съединениякато захар и алкохоли.
Теория на електролитната дисоциация
Теорията за електролитната дисоциация е формулирана от шведския учен S. Arrhenius (1887). Основните положения на теорията на С. Арениус:
- електролитите, когато се разтварят във вода, се разлагат (дисоциират) на положително и отрицателно заредени йони;
- под действието на електрически ток положително заредените йони се движат към катода (катиони), а отрицателно заредените към анода (аниони);
— дисоциацията е обратим процес
KA ↔ K + + A −
Механизмът на електролитна дисоциация се състои в йон-диполно взаимодействие между йони и водни диполи (фиг. 1).
Ориз. 1. Електролитна дисоциация на разтвор на натриев хлорид
Най-лесно се дисоциират вещества с йонна връзка. По същия начин дисоциацията възниква в молекули, образувани според вида на полярната ковалентна връзка (естеството на взаимодействието е дипол-дипол).
Дисоциация на киселини, основи, соли
По време на дисоциацията на киселините винаги се образуват водородни йони (H +), или по-скоро хидрониеви йони (H 3 O +), които са отговорни за свойствата на киселините (кисел вкус, действие на индикатори, взаимодействие с основи и др. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
По време на дисоциацията на основите винаги се образуват водородни хидроксидни йони (OH -), които са отговорни за свойствата на основите (обезцветяване на индикатори, взаимодействие с киселини и др.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Солите са електролити, по време на дисоциацията на които се образуват метални катиони (или амониев катион NH 4 +) и аниони на киселинни остатъци.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Многоосновните киселини и основи се дисоциират на стъпки.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I етап)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (етап II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I етап)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Степен на дисоциация
Сред електролитите се разграничават слаби и силни разтвори. За да се характеризира тази мярка, съществува концепцията и величината на степента на дисоциация (). Степента на дисоциация е отношението на броя на молекулите, дисоциирани на йони към общ броймолекули. често се изразява в %.
Слабите електролити включват вещества, при които в децимоларен разтвор (0,1 mol / l) степента на дисоциация е по-малка от 3%. Силните електролити включват вещества, при които в децимоларен разтвор (0,1 mol / l) степента на дисоциация е повече от 3%. Разтворите на силни електролити не съдържат недисоциирани молекули и процесът на асоцииране (асоцииране) води до образуването на хидратирани йони и йонни двойки.
Степента на дисоциация се влияе особено от естеството на разтворителя, естеството на разтвореното вещество, температурата (за силните електролити, с повишаване на температурата, степента на дисоциация намалява, а за слабите електролити тя преминава през максимум в температурния диапазон от 60 o C), концентрация на разтвори, въвеждане на йони със същото име в разтвора.
Амфотерни електролити
Има електролити, които при дисоциация образуват както Н +, така и ОН - йони. Такива електролити се наричат амфотерни, например: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 и др.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Уравнения на йонни реакции
Реакциите във водни електролитни разтвори са реакции между йони - йонни реакции, които са написани с помощта на йонни уравнения в молекулярни, пълни йонни и редуцирани йонни форми. Например:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулна форма)
Ба 2+ + 2 кл − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 кл− (пълна йонна форма)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (съкратена йонна форма)
pH стойност
Водата е слаб електролит, така че процесът на дисоциация протича в малка степен.
H 2 O ↔ H + + OH -
Законът за действието на масите може да се приложи към всяко равновесие и изразът за равновесната константа може да бъде написан:
К = /
Следователно равновесната концентрация на водата е постоянна стойност.
K = = KW
Киселинността (основността) на водния разтвор е удобно изразена чрез десетичен логаритъм на моларната концентрация на водородни йони, взета с противоположния знак. Тази стойност се нарича pH индикатор(pH).
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (първи етап)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (втори етап)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (трети етап)
Ето как изглеждат химични уравненияелектролитна дисоциация на киселини. Примерът показва електролитната дисоциация на киселина H 3 PO 4, която се разлага на водород H (катион) и анодни йони. Освен това, дисоциацията на много основни киселини преминава, като правило, само през първия етап.
Електролитна дисоциация на бази
Основите се различават от киселините по това, че когато се дисоциират, хидроксидните йони се образуват като катиони.
Пример за уравнение на химична дисоциация за бази
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Основите, които се разтварят във вода, се наричат алкали, няма толкова много от тях, главно алкални и алкалоземни основи, като LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH и Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Va(OH)2, Ra(OH)2
Електролитна дисоциация на соли
По време на електролитната дисоциация на солите се образуват метали като катиони, както и амониевият катион NH 4, а киселинните остатъци стават аниони.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3-4
Пример за уравнение за електролитна дисоциация на соли.
Електролитна дисоциация, видео
И накрая, образователно видео по темата на нашата статия.
Всички вещества са разделени на 2 големи групи: електролитии неелектролити.
електролити са вещества (с изключение на металите), чиито разтвори или стопилки провеждат електрически ток. Електролитите са съединения, образувани от йонни или ковалентни полярни връзки. то сложни вещества: соли, основи, киселини, метални оксиди (провеждат електрически ток само в стопилка).
Неелектролити Веществата се наричат вещества, чиито разтвори или стопилки не провеждат електрически ток. Те включват прости и сложни вещества, образувани от нискополярни или неполярни ковалентни връзки.
Свойствата на разтворите и стопилките на електролитите са обяснени за първи път в края на 19 век от шведския учен Сванте Арениус. Създадоха специална теория на електролитната дисоциация , чиито основни положения, модифицирани и разработени от други учени, в момента са формулирани по следния начин.
1. Молекулите (или формулните единици) на електролитите в разтвори или стопилки се разлагат на положително и отрицателно заредени йони. Този процес се нарича електролитна дисоциация. Общата сума на зарядите на положителните йони е равна на сумата на зарядите на отрицателните йони, така че разтворите или стопилките на електролитите обикновено остават електрически неутрални.Йоните могат да бъдат просто , състоящ се само от един атом (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-), и комплекс , състоящ се от атоми на няколко елемента (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –).
Простите йони по своите физични, химични и физиологични свойства се различават значително от неутралните атоми, от които са образувани. На първо място, йоните са много по-стабилни частици от неутралните атоми и могат да съществуват в разтвори или стопи за неограничено време без необратимо взаимодействие с околната среда.
Такава разлика в свойствата на атомите и йоните на един и същи елемент се обяснява с различната електронна структура на тези частици.
Така че простите йони на s- и p-елементи са в по-стабилно състояние от неутралните атоми, тъй като имат пълна електронна конфигурация на външния слой, например:
Разграждането на електролитите в йони в стопилките се извършва поради действието на високи температури, а в разтворите - поради действието на молекулите на разтворителя.
Характеристика на йонните съединения е, че в техните възли кристална решеткаима готови йони и в процеса на разтваряне на такива вещества диполите на разтворителя (водата) трябва само да разрушат тази йонна решетка (фиг. 18).
Вещества, образувани от полярни ковалентни връзки, преминават в разтвор под формата на отделни молекули, които, подобно на H 2 O молекулите, са диполи, например:
+ –
В този случай H 2 O диполи, ориентирани по подходящ начин около разтворената електролитна молекула, предизвикват по-нататъшна поляризация на ковалентната връзка в нея и след това нейното окончателно хетеролитично разкъсване (фиг. 29).
H–ClH + +Cl
Ориз. 29. Схема на електролитна дисоциация в разтвор на полярна молекула HCl
Процесът на електролитна дисоциация протича едновременно с процеса на разтваряне на веществата и следователно в разтворите всички йони са в хидратирано състояние (заобиколени от обвивки от молекули H 2 O).
Въпреки това, за простота, в уравненията химична реакцияйони са изобразени без хидратиращи обвивки около тях: H +, NO 3 -, K + и др.
2. Йони на електролити в разтвор или стопилка поради топлинно движение произволно се движат във всички посоки. Но ако електродите се спуснат в разтвора или се стопят и премине електрически ток, тогава положително заредените електролитни йони започват да се движат към отрицателно заредения електрод - катода (затова те се наричат по друг начинкатиони), а отрицателно заредени йони - към положително зареден електрод - анод (затова те се наричат по различен начинаниони).
По този начин електролитите са проводници от втория вид. Те носят електрически заряд поради насоченото движение на йони. Металите са проводници от първи вид, т.к. провеждат електрически ток поради насоченото движение на електрони.
3. Процесът на електролитна дисоциация е обратим. Заедно с разпадането на молекулите на йони винаги се случва и обратният процес - комбинирането на йони в молекули или асоцииране. Следователно, в уравненията на реакциите на електролитна дисоциация на вещества, вместо знака за равенство "=" поставете знака за обратимост "", например:
Министерство на образованието и науката на Руската федерация
Национален изследователски ядрен университет МИФИ
Балаковски инженерно-технологичен институт
Електролитна дисоциация
Указания за изпълнение на лабораторни упражнения
по курса "Химия" за студенти от техн
специалности и направления,
по курса "Обща и неорганична химия"
за студенти от направление KhMTN
всички форми на обучение
Балаково 2014г
Целта на тази работа е да се проучи механизмът на дисоциация на водни разтвори на електролити.
ОСНОВНИ ПОНЯТИЯ
Електролитната дисоциация е процесът на разпадане на молекулите на веществата в йони под действието на полярни молекулиразтворител. Електролитите са вещества, които провеждат електрически ток в разтвор или стопилка (те включват много киселини, основи, соли).
Според теорията на електролитната теория на S. Arrhenius (1887), когато се разтварят във вода, електролитите се разлагат (дисоциират) на положително и отрицателно заредени йони. Положително заредените йони се наричат катиони, те включват водородни и метални йони. Отрицателно заредените йони се наричат аниони, те включват йони на киселинни остатъци и хидроксидни йони. Общият заряд на всички йони е нула, така че разтворът обикновено е неутрален. Свойствата на йоните се различават от свойствата на атомите, от които са образувани. Електролитната дисоциация е обратим процес (обратната реакция се нарича асоциация). По-късно тази теория е допълнена от D.I. Менделеев и I.A. Обувки на токчета.
Механизъм на електролитна дисоциация
Електролитите са вещества, в чиито молекули атомите са свързани чрез йонни или полярни връзки. Според съвременните концепции електролитната дисоциация възниква в резултат на взаимодействието на електролитните молекули с молекулите на полярния разтворител. Солватацията е взаимодействието на йони с молекулите на разтворителя. Хидратацията е процес на взаимодействие на йони с водни молекули.
В зависимост от структурата на разтвореното вещество в безводно състояние, неговата дисоциация протича по различен начин.
Най-лесно се дисоциират вещества с йонна връзка, които се състоят от йони. Когато такива съединения (например NaCl) се разтварят, диполите на водата се ориентират около положителните и отрицателните йони на кристалната решетка. Между йоните и диполите на водата възникват сили на взаимно привличане. В резултат на това връзката между йоните отслабва и настъпва преходът на йони от кристала към разтвора. В този случай се образуват хидратирани йони, т.е. йони, химически свързани с водни молекули
Фиг. 1. Схема на дисоциация на молекула на вещество с йонна връзка
Процесът на електролитна дисоциация може да се изрази с уравнението
NaCl + (m+n)H2O 
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
Обикновено процесът на дисоциация се записва като уравнение, като се пропуска разтворителят (H 2 O)
NaCl 
Na + + Cl -
Молекулите с ковалентна полярна връзка (например HCl) се дисоциират по подобен начин. Водните диполи също са ориентирани около всяка полярна молекула на веществото, които се привличат от отрицателните си полюси към положителния полюс на молекулата и от положителните си полюси към отрицателния полюс. В резултат на това взаимодействие свързващият електронен облак (електронна двойка) се измества напълно към атома с по-висока електроотрицателност, полярната молекула се превръща в йонна и след това лесно се образуват хидратирани йони. Дисоциацията на полярните молекули може да бъде пълна или частична.
Фиг.2. Схема на дисоциация на молекула на вещество от ковалентна
полярна връзка
Електролитната дисоциация на HCl се изразява с уравнението
HCl + (m+n)H2O 
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
или, пропускайки разтворителя (H2O),
КАн 
К++А-
За количествена характеристика на процеса на дисоциация се въвежда концепцията за степента на дисоциация (α). Степента на дисоциация на електролита показва каква част от разтворените молекули на веществото се е разложила на йони. Степента на дисоциация на електролит е съотношението на броя на дисоциираните молекули (N дис) към общия брой разтворени молекули (N)
(1)
Степента на дисоциация обикновено се изразява или във фракции от единица, или като процент, например за 0,1 n разтвор оцетна киселина CH3COOH
α= 0,013 (или 1,3). Степента на дисоциация зависи от естеството на електролита и разтворителя, температурата и концентрацията.
Според степента на дисоциация (α) всички електролити се делят на три групи. Електролитите със степен на дисоциация над 0,3 (30%) обикновено се наричат силни електролити, със степен на дисоциация от 0,02 (2%) до 0,3 (30%) - средни, по-малко от 0,02 (2%) - слаби електролити.
Силни електролити - химични съединения, чиито молекули в разредени разтвори са почти напълно дисоциирани на йони. В разтвор на силен електролит разтвореното вещество се намира главно под формата на йони (катиони и аниони); практически липсват недисоциирани молекули. Степента на дисоциация на такива електролити е близка до 1. Силните електролити включват:
1) киселини (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, HMnO 4);
2) основи - хидроксиди на метали от първата група на основната подгрупа (алкали) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, както и хидроксиди на алкалоземни метали - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) соли, разтворими във вода (вижте таблицата за разтворимост).
Електролитите със средна сила включват H 3 PO 4, HF и др.
Слабите електролити се дисоциират на йони в много малка степен, в разтвори те са предимно в недисоциирано състояние (в молекулярна форма). Слабите електролити включват:
1) неорганични киселини (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, HClO 2, HBrO, H 3 BO 3 и др.);
2) амониев хидроксид (NH 4 OH);
3) вода H2O;
4) неразтворими и слабо разтворими соли и хидроксиди на някои метали (виж таблицата за разтворимост);
5) повечето органични киселини (например оцетна CH 3 COOH, мравчена HCOOH).
При слабите електролити се установява равновесие между недисоциирани молекули и йони.
CH3COOH 
H + + CH 3 COO -
При стабилно равновесие, базирано на закона за действието на масите
Константата на дисоциация K показва силата на молекулите в даден разтвор: колкото по-ниска е K, толкова по-слабо се дисоциира електролитът и толкова по-стабилни са неговите молекули.
Константата на дисоциация е свързана със степента на дисоциация чрез зависимостта
,
(2)
където – α е степента на дисоциация;
c е моларната концентрация на електролита в разтвора, mol/l.
Ако степента на дисоциация α е много малка, тогава тя може да бъде пренебрегната
К= 
или α= 
(4)
Зависимостта (4) е математически израз на закона за разреждане на W. Ostwald.
Поведението на разтворите на слабите електролити се описва от закона на Оствалд, а разредените разтвори на силните електролити - от Дебай-Хюкел (5):
К= 
,
(5)
където концентрацията (c) е заменена с активността (a), която най-точно характеризира поведението на силните електролити. Коефициентите на активност зависят от природата на разтворителя и разтвореното вещество, от концентрацията на разтвора, а също и от температурата.
Дейността е свързана с концентрацията чрез следната връзка:
(6)
където γ е коефициентът на активност, който формално отчита всички видове взаимодействия на частиците в даден разтвор, водещи до отклонение от свойствата на идеалните разтвори.
Дисоциация на различни електролити
Според теорията на електролитната дисоциация, киселината е електролит, който се дисоциира с образуването на H + йони и киселинен остатък
HNO3 
H + + NO 3 -
H2SO4 
2H + + SO 4 2-
Електролит, който се дисоциира, за да образува хидроксидни йони OH - се нарича основа. Например, натриевият хидроксид се дисоциира по схемата:
NaOH 
Na++OH-
Многоосновните киселини, както и основите на поливалентните метали, се дисоциират на етапи, напр.
1 етап H 2 CO 3 
H + + HCO 3 -
2 етап HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Дисоциацията в първия етап се характеризира с константа на дисоциация K 1 = 4,3 · 10 -7
Дисоциацията във втория етап се характеризира с константа на дисоциация K 2 = 5,6 · 10 -11
Пълно равновесие
H2CO3 
2H + + CO 3 2-
Обща константа на равновесие
Постепенна дисоциация на многовалентни бази
1 стъпка Cu(OH) 2 
+ +OH-
2 стъпка + 
Cu 2+ + OH -
За поетапна дисоциация винаги K 1 >K 2 >K 3 >..., защото енергията, която трябва да се изразходва за отделяне на йон е минимална, когато той се отделя от неутрална молекула.
Електролитите се наричат амфотерни, ако се дисоциират като киселина и като основа, например цинков хидроксид:
2H++2- 
Zn(OH) 2 + 2H 2 O 
+2OH-
Амфотерните електролити включват алуминиев хидроксид Al (OH) 3, олово Pb (OH) 2, калай Sn (OH) 2 и други.
Средните (нормални) соли, разтворими във вода, се дисоциират с образуването на положително заредени метални йони и отрицателно заредени йони на киселинния остатък
Ca(NO 3) 2 
Ca 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–
Киселинни соли (хидросоли) - електролити, съдържащи водород в аниона, способни да се отделят под формата на водороден йон Н +. Дисоциацията на киселинните соли протича на етапи, например:
1 етап KHCO 3 
K + + HCO 3 -
2 етап HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Степента на електролитна дисоциация във втория етап е много малка, така че разтворът на киселата сол съдържа само малък брой водородни йони.
Основните соли (хидроксисолите) са електролити, съдържащи в катиона една или повече хидроксо групи ОН - Основните соли се дисоциират с образуването на основни и киселинни остатъци. Например:
1 етап FeOHCl 2 
2+ + 2Cl –
2-ра стъпка 2+ 
Fe 3+ + OH -
Двойните соли се дисоциират на метални катиони и аниони
KAl(SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Комплексните соли се дисоциират, за да образуват комплексен йон
К 3 
3K++3-
Обменни реакции в електролитни разтвори
Обменните реакции между електролитите в разтвора протичат в посока на свързване на йони и образуване на слабо разтворими, газообразни вещества или слаби електролити. Йонно-молекулярно или просто йонни уравненияобменните реакции отразяват състоянието на електролита в разтвора. В тези уравнения силните разтворими електролити се записват под формата на техните съставни йони, а слабите електролити, слабо разтворимите и газообразните вещества обикновено се записват в молекулна форма, независимо дали са изходни реагенти или продукти на реакцията. В йонно-молекулярното уравнение едни и същи йони са изключени от двете му части. При съставянето на йонно-молекулни уравнения трябва да се помни, че сумата от зарядите от лявата страна на уравнението трябва да бъде равна на сумата от зарядите от дясната страна на уравнението. Когато съставяте уравнения, вижте таблицата. 1.2 приложения.
Например, напишете уравненията на йонно-молекулярната реакция между веществото Cu (NO 3) 2 и Na 2 S.
Уравнението на реакцията в молекулярна форма:
Сu (NO 3) 2 + Na 2 S \u003d СuS 
+2NaNO3
В резултат на взаимодействието на електролитите се образува утайка от CuS.
Йонно молекулярно уравнение
Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS 
+2Na + + 2NO 3 -
Елиминирайки същите йони от двете части на уравнението Na + и NO 3 - получаваме съкратено уравнение на йонно-молекулярната реакция:
Cu 2+ + S 2- = CuS 
Водна дисоциация
Водата е слаб електролит и се разпада на йони в малка степен.
H 2 O 
H + + OH -
К= 
или = K = K в
K в \u003d 10 -14 се нарича йонен продукт на водата и е постоянна стойност. За чиста вода при 25 0 С концентрациите на Н + и ОН - йони са равни една на друга и равни на 10 -7 mol / l, следователно · = 10 -14.
За неутрални разтвори =10 -7, за киселинни разтвори>10 -7, а за алкални<10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:
\u003d / 10 -4 \u003d 10 -10 mol / l.
На практика киселинността или алкалността на разтвора се изразява по по-удобен начин с помощта на pH или pOH.
pH =– lg;
рОН \u003d - lg [OH - ]
Например, ако = 10 -3 mol/l, тогава pH =– lg = 3; ако \u003d 10 -8 mol / l, тогава pH = - lg \u003d 8. В неутрална среда, pH \u003d 7, в кисела среда, pH< 7, в щелочной среде рН >7.
Приблизително реакцията на разтвора може да се определи с помощта на специални вещества, наречени индикатори, чийто цвят ще се промени в зависимост от концентрацията на водородни йони.
ИЗИСКВАНИЯ ЗА БЕЗОПАСНОСТ
1. Експериментите с неприятно миришещи и токсични вещества трябва да се извършват в абсорбатор.
2. При разпознаване на отделения газ по миризма, насочете струята с движения на ръката от съда към вас.
3. При извършване на експеримента е необходимо да се гарантира, че реактивите не попадат върху лицето, дрехите и близкия другар.
Когато нагрявате течности, особено киселини и основи, дръжте епруветката с отвора далеч от вас.
При разреждане на сярна киселина не трябва да се добавя вода към киселината, необходимо е киселината да се излива внимателно, на малки порции в студена вода, като се разбърква разтворът.
Всички бутилки с реактиви трябва да бъдат затворени с подходящи запушалки.
Реагентите, останали след работа, не трябва да се изливат или изсипват в реакционни бутилки (за да се избегне замърсяване).
ПРОЦЕДУРА НА РАБОТА
Упражнение 1.Промяна на цвета на индикаторите в неутрална, кисела и алкална среда.
Реактиви и оборудване: лакмус; метилоранж; фенолфталеин; решение на солна киселина HCI, 0.1n; разтвор на NaOH хидроксид, 0.1N; епруветки.
1. Налейте 1-2 ml дестилирана вода в три епруветки и добавете индикатори: лакмус, метилоранж, фенолфталеин. Обърнете внимание на цвета им.
2. Изсипете 1-2 ml 0,1 разтвор на солна киселина в три епруветки и добавете същите индикатори. Наблюдавайте промяната на цвета на индикаторите в сравнение с цвета им във водата.
3. Налейте 0,1 N разтвор на натриев хидроксид в три епруветки по 1-2 ml всяка и добавете същите индикатори. Наблюдавайте промяната на цвета на индикаторите в сравнение с цвета им във водата.
Запишете резултатите от наблюдението под формата на таблица:
Задача 2.Относителна якост на основата
Реактиви и оборудване: разтвор на калциев хлорид CaCl 2 , 2n; разтвор на NaOH хидроксид, 2n; разтвор на амониев хидроксид NH4OH, 2n; епруветки.
Изсипете 1-2 ml калциев хлорид в две епруветки, добавете разтвор на амониев хидроксид към първата епруветка, същото количество разтвор на натриев хидроксид към втората епруветка.
Запишете вашите наблюдения. Направете заключение за степента на дисоциация на тези бази.
Задача 3.Обменни реакции между електролитни разтвори
Реактиви и оборудване: разтвор на железен хлорид FeCl 3 , 0.1n; разтвор на меден сулфат CuSO 4, 0.1n; разтвор на натриев карбонат Na2CO3, 0.1N; разтвор на NaOH хидроксид, 0.1N; разтвор на солна киселина HCI, 0.1N; разтвор на бариев хлорид BaCl2, 0.1N; разтвор на натриев сулфат Na 2 SO 4, 0.1n; разтвор на калиев хексацианоферат(II) К4, 0.1N; епруветки.
а) Реакции с образуване на неразтворими вещества (утайка).
Изсипете 1-2 ml железен хлорид FeCl 3 в първата епруветка и добавете същия обем натриев хидроксид NaOH, 1-2 ml BaCl 2 и същия обем натриев сулфат Na 2 SO 4 във втората епруветка.
Напишете уравненията на протичащите реакции в молекулярна, йонна и съкратена йонна форма.
б) Реакции с образуване на газове.
Изсипете 1-2 ml разтвор на натриев карбонат Na 2 CO 3 в епруветка и добавете същия обем разтвор на солна киселина HCl.
Запишете наблюденията (посочете цвета и миризмата на газа). Назовете полученото газообразно вещество.
Напишете уравненията на протичащите реакции в молекулярна, йонна и съкратена йонна форма.
в) Реакции, протичащи с образуването на слабо дисоциирани вещества.
Изсипете в първата епруветка - 1-2 ml разтвор на NaOH хидроксид и добавете същия обем разтвор на солна киселина HCl, във втората епруветка - 1-2 ml разтвор на меден сулфат CuSO 4 добавете същия обем калиев хексацианоферат ( II) K 4 разтвор.
Запишете наблюденията (посочете цвета на образуваната утайка от комплексната сол на медния хексацианоферат).
Напишете уравненията на протичащите реакции в молекулярна, йонна и съкратена йонна форма.
Задача 4.Разлика между двойна и сложна сол
Реактиви и оборудване: разтвор на железен хлорид FeCl 3 , 0.1n; разтвор на калиев тиоцианат KSCN, 0.1N; разтвор на желязо-амоняк стипца NH 4 Fe(SO 4) 2, 0.1n; разтвор на желязо-цианид калий К3; 0,1n; епруветки.
1. Изсипете разтвор на железен хлорид FeCl 3 в епруветка, след което добавете малко калиев тиоцианат KSCN. Запишете вашите наблюдения.
Напишете уравненията на протичащите реакции в молекулярна, йонна и съкратена йонна форма. SCN йонът - е характерен реагент за Fe 3+ йона, при взаимодействието им се получава роданово желязо Fe (SCN) 3 - слабо дисоциираща се кървавочервена сол.
2. Изсипете разтвор на желязо-амониева стипца NH 4 Fe (SO 4) 2 в една епруветка, разтвор на калиев железен цианид K 3 в друга и изсипете малко разтвор на калиев тиоцианат KSCN във всяка от тях.
Напишете уравненията на протичащите реакции в молекулярна, йонна и съкратена йонна форма.
Запишете вашите наблюдения. В кое съединение се намира железният йон? В кое съединение този йон е свързан като комплексен йон?
Задача 5. Изместване на йонното равновесие, когато йон със същото име се въведе в разтвор
NH 4 OH - слаба основа, дисоцииращ съгласно уравнението:
NH4OH 
NH 4 + +OH -
NH 4 Cl - дисоциира в разтвор съгласно уравнението
NH4CI 
NH 4 + + Cl
Реактиви и оборудване: 0.1m разтвор на амониев хидроксид NH4OH, 0.1N; фенолфталеин, кристален амониев хлорид NH4Cl; епруветки.
В епруветка с разтвор на NH 4 OH добавете 2-3 капки фенолфталеин, който е индикатор за OH - групата, разбъркайте и изсипете разтвора в две епруветки: оставете една епруветка за сравнение, добавете щипка на кристален NH 4 Cl към втория - наблюдава се отслабване на цвета на разтвора.
Отслабването на пурпурния цвят на разтвора се обяснява с факта, че когато амониевият хлорид се въведе в разтвора, концентрацията на NH 4 + йон се увеличава, което измества равновесието наляво и това води до намаляване на концентрацията на ОН йони в разтвора.
