Tvari čije otopine (ili taline) provode struja, se zovu e l e k t r o l i t a m i Često se i same otopine tih tvari nazivaju elektrolitima. Te otopine (taline) elektrolita su vodiči druge vrste, budući da se u njima prijenos električne energije vrši kretanjem ja o n o v - nabijene čestice. Čestica koja je pozitivno nabijena naziva se kation (Ca +2), čestica s negativnim nabojem - anion (ON -). Ioni mogu biti jednostavni (Ca +2, H +) i složeni (RO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).
Utemeljitelj teorije elektrolitičke disocijacije je švedski znanstvenik S. Arrhenius. Prema teoriji elektrolitička disocijacija naziva se raspadanje molekula na ione kada se otope u vodi, a to se događa bez utjecaja električne struje. Međutim, ova teorija nije odgovorila na pitanja: što uzrokuje pojavu iona u otopinama i zašto pozitivni ioni, sudarajući se s negativnima, ne tvore neutralne čestice.
Ruski znanstvenici dali su svoj doprinos razvoju ove teorije: D.I. Mendeleev, I. A. Kablukov - pristaše kemijske teorije otopina, koji su obratili pozornost na učinak otapala u procesu disocijacije. Kablukov je tvrdio da otopljena tvar stupa u interakciju s otapalom ( proces solvatacije ) formiranje proizvoda promjenjivog sastava ( s o l v a t y ).
Solvat je ion okružen molekulama otapala (solvatna ljuska), kojih može biti različitih količina (zbog toga se postiže promjenjiv sastav). Ako je otapalo voda, tada se proces međudjelovanja molekula otopljene tvari i otapala naziva g i d r a t a c i j, a produkt interakcije je g i d r a t o m.
Dakle, uzrok elektrolitičke disocijacije je solvatacija (hidratacija). A solvatacija (hidratacija) iona sprječava obrnuto povezivanje u neutralne molekule.
Kvantitativno, proces disocijacije karakterizira vrijednost stupnjevi elektrolitičke disocijacije ( α ), što je omjer količine materije razložene na ione prema ukupno otopljena tvar. Iz toga slijedi da za jake elektrolite α = 1 ili 100% (u otopini su prisutni ioni otopljene tvari), za slabe elektrolite 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (u otopini nema iona). Osim prirode otopljene tvari i otapala, količina α ovisi o koncentraciji otopine i temperaturi.
Ako je otapalo voda, jaki elektroliti uključuju:
1) sve soli;
2) slijedeće kiseline: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;
3) sljedeće baze: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
Proces elektrolitičke disocijacije je reverzibilan, stoga se može karakterizirati vrijednošću konstante ravnoteže, koja se u slučaju slabog elektrolita naziva konstanta disocijacije (K D ) .
Što je ta vrijednost veća, to se elektrolit lakše razgrađuje na ione, to je više njegovih iona u otopini. Na primjer: HF ═ H + + F־
Ta je vrijednost konstantna na danoj temperaturi i ovisi o prirodi elektrolita, otapala.
Polibazične kiseline i polikisele baze disociraju u stupnjevima. Na primjer, molekule sumporne kiseline prvo uklanjaju jedan kation vodika:
H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־.
Eliminacija drugog iona prema jednadžbi
HSO 4 ־ ═ H + + SO 4 ־ 2
ide puno teže, budući da mora nadvladati privlačnost dvostruko nabijenog iona SO 4 ־ 2, koji, naravno, privlači vodikov ion k sebi jače nego jednostruko nabijeni ion HSO 4 ־ . Stoga se drugi stupanj disocijacije javlja u znatno manjoj mjeri nego prvi.
Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne skupine u molekuli također disociraju u koracima. Na primjer:
Ba(OH) 2 = BaOH + + OH -;
BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.
Srednje (normalne) soli uvijek disociraju na metalne ione i kiselinske ostatke:
CaCl2 \u003d Ca2+ + 2Cl-;
Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.
Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, disociraju u koracima. Na primjer:
NaHCO3 \u003d Na + + HCO3-;
HCO3 - \u003d H + + CO3 2-.
Međutim, stupanj disocijacije u drugom stupnju je vrlo malen, tako da kisela otopina soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.
Bazične soli disociraju na ione bazičnih i kiselinskih ostataka. Na primjer:
Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl -.
Sekundarna disocijacija iona glavnih ostataka na metalne i hidroksilne ione gotovo se ne događa.
Vodene otopine nekih tvari su vodiči električne struje. Ove tvari se klasificiraju kao elektroliti. Elektroliti su kiseline, baze i soli, taline pojedinih tvari.
DEFINICIJA
Proces razgradnje elektrolita na ione u vodenim otopinama i talinama pod djelovanjem električne struje naziva se elektrolitička disocijacija.
Otopine nekih tvari u vodi ne provode struju. Takve tvari nazivamo neelektrolitima. Među njima su mnogi organski spojevi kao što su šećer i alkoholi.
Teorija elektrolitičke disocijacije
Teoriju elektrolitičke disocijacije formulirao je švedski znanstvenik S. Arrhenius (1887). Glavne odredbe teorije S. Arrheniusa:
- elektroliti se pri otopljenju u vodi razgrađuju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione;
- pod djelovanjem električne struje pozitivno nabijeni ioni kreću se prema katodi (kationi), a negativno nabijeni prema anodi (anioni);
— disocijacija je reverzibilan proces
KA ↔ K + + A −
Mehanizam elektrolitičke disocijacije sastoji se u ion-dipolnoj interakciji između iona i vodenih dipola (slika 1).
Riža. 1. Elektrolitička disocijacija otopine natrijeva klorida
Tvari s ionskom vezom najlakše disociraju. Slično, disocijacija se događa u molekulama formiranim prema vrsti polarne kovalentne veze (priroda interakcije je dipol-dipol).
Disocijacija kiselina, baza, soli
Tijekom disocijacije kiselina uvijek se stvaraju ioni vodika (H +), odnosno ioni hidronija (H 3 O +), koji su odgovorni za svojstva kiselina (kiseli okus, djelovanje indikatora, interakcija s bazama itd. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Tijekom disocijacije baza uvijek nastaju ioni vodikovog hidroksida (OH -) koji su odgovorni za svojstva baza (promjena boje indikatora, interakcija s kiselinama itd.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soli su elektroliti, tijekom disocijacije kojih nastaju metalni kationi (ili amonijev kation NH 4 +) i anioni kiselinskih ostataka.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Polibazične kiseline i baze disociraju u stupnjevima.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I stupanj)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (faza II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I stupanj)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Stupanj disocijacije
Među elektrolitima razlikuju se slabe i jake otopine. Za karakterizaciju ove mjere postoji koncept i veličina stupnja disocijacije (). Stupanj disocijacije je omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupni broj molekule. često se izražava u %.
Slabi elektroliti uključuju tvari u kojima je u decimolarnoj otopini (0,1 mol / l) stupanj disocijacije manji od 3%. Jaki elektroliti uključuju tvari u kojima je u decimolarnoj otopini (0,1 mol / l) stupanj disocijacije veći od 3%. Otopine jakih elektrolita ne sadrže nedisocirane molekule, a proces asocijacije (asocijacije) dovodi do stvaranja hidratiziranih iona i ionskih parova.
Na stupanj disocijacije osobito utječu priroda otapala, priroda otopljene tvari, temperatura (za jake elektrolite s porastom temperature stupanj disocijacije opada, a za slabe elektrolite prolazi kroz maksimum u temperaturnom području od 60 o C), koncentracija otopina, uvođenje istoimenih iona u otopinu.
Amfoterni elektroliti
Postoje elektroliti koji disocijacijom stvaraju i H + i OH - ione. Takvi elektroliti nazivaju se amfoterni, na primjer: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 itd.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Jednadžbe ionske reakcije
Reakcije u vodenim otopinama elektrolita su reakcije između iona - ionske reakcije, koji su napisani korištenjem ionskih jednadžbi u molekularnom, punom ionskom i reduciranom ionskom obliku. Na primjer:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulski oblik)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (puni ionski oblik)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (skraćeni ionski oblik)
pH vrijednost
Voda je slab elektrolit, pa se proces disocijacije odvija u maloj mjeri.
H 2 O ↔ H + + OH -
Zakon djelovanja mase može se primijeniti na bilo koju ravnotežu, a izraz za konstantu ravnoteže može se napisati:
K = /
Ravnotežna koncentracija vode je konstantna vrijednost, dakle.
K = = KW
Kiselost (bazičnost) vodene otopine prikladno se izražava kao decimalni logaritam molarne koncentracije vodikovih iona, uzet sa suprotnim predznakom. Ova se vrijednost naziva pH indikator(pH).
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (prva faza)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (drugi stupanj)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (treća faza)
Ovako izgledaju kemijske jednadžbe elektrolitička disocijacija kiselina. Primjer prikazuje elektrolitičku disocijaciju kiseline H 3 PO 4 koja se razlaže na vodik H (kation) i anodne ione. Štoviše, disocijacija mnogih bazičnih kiselina prolazi, u pravilu, samo kroz prvu fazu.
Elektrolitička disocijacija baza
Baze se od kiselina razlikuju po tome što pri njihovoj disocaciji nastaju hidroksidni ioni kao kationi.
Primjer jednadžbe kemijske disocijacije za baze
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Baze koje se otapaju u vodi nazivaju se lužine, nema ih mnogo, uglavnom su alkalne i zemnoalkalne baze, kao što su LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH i Ca (OH) 2, Sr (OH) 2 , Va(OH)2, Ra(OH)2
Elektrolitička disocijacija soli
Tijekom elektrolitičke disocijacije soli nastaju metali kao kationi, kao i amonijev kation NH 4, a kiselinski ostaci postaju anioni.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3-4
Primjer jednadžbe za elektrolitičku disocijaciju soli.
Elektrolitička disocijacija, video
I na kraju, edukativni video na temu našeg članka.
Sve tvari su podijeljene u 2 velike skupine: elektroliti i neelektroliti.
elektroliti su tvari (osim metala) čije otopine ili taline provode električnu struju. Elektroliti su spojevi formirani ionskim ili kovalentnim polarnim vezama. to složene tvari: soli, baze, kiseline, metalni oksidi (provode električnu struju samo u talinama).
Neelektroliti Tvarima se nazivaju tvari čije otopine ili taline ne provode električnu struju. To uključuje jednostavne i složene tvari formirane niskopolarnim ili nepolarnim kovalentnim vezama.
Svojstva otopina i talina elektrolita prvi je krajem 19. stoljeća objasnio švedski znanstvenik Svante Arrhenius. Stvorili su poseban teorija elektrolitičke disocijacije , čije su glavne odredbe, modificirane i razvijene od strane drugih znanstvenika, trenutno formulirane na sljedeći način.
1. Molekule (ili formulske jedinice) elektrolita u otopinama ili talinama razlažu se na pozitivno i negativno nabijene ione. Taj se proces naziva elektrolitička disocijacija. Ukupni zbroj naboja pozitivnih iona jednak je zbroju naboja negativnih iona, pa otopine ili taline elektrolita uglavnom ostaju električki neutralne. Ioni mogu biti jednostavan , koji se sastoji od samo jednog atoma (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-), i kompleks , koji se sastoji od atoma nekoliko elemenata (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –).
Jednostavni ioni po svojim fizičkim, kemijskim i fiziološkim svojstvima značajno se razlikuju od neutralnih atoma iz kojih su nastali. Prije svega, ioni su puno stabilnije čestice od neutralnih atoma i mogu postojati u otopinama ili talinama neograničeno vrijeme bez ireverzibilne interakcije s okolinom.
Takva razlika u svojstvima atoma i iona istog elementa objašnjava se različitom elektronskom strukturom tih čestica.
Dakle, jednostavni ioni s- i p-elemenata su u stabilnijem stanju od neutralnih atoma, jer imaju potpunu elektroničku konfiguraciju vanjskog sloja, na primjer:
Razgradnja elektrolita na ione u talinama se provodi djelovanjem visokih temperatura, a u otopinama djelovanjem molekula otapala.
Značajka ionskih spojeva je da na njihovim čvorovima kristalna rešetka postoje gotovi ioni, au procesu otapanja takvih tvari dipoli otapala (vode) moraju samo razoriti tu ionsku rešetku (slika 18).
Tvari nastale polarnim kovalentne veze, prelaze u otopinu u obliku pojedinačnih molekula, koje su, kao i molekule H 2 O, dipoli, na primjer:
+ –
U tom slučaju dipoli H 2 O, prikladno se orijentirajući oko otopljene molekule elektrolita, uzrokuju daljnju polarizaciju kovalentne veze u njoj, a potom i njezin konačni heterolitički puknuće (slika 29).
H–ClH + +Cl
Riža. 29. Shema elektrolitičke disocijacije u otopini polarne molekule HCl
Proces elektrolitičke disocijacije odvija se istodobno s procesom otapanja tvari, pa su stoga u otopinama svi ioni u hidratiziranom stanju (okruženi ljuskama molekula H 2 O).
Međutim, radi jednostavnosti, u jednadžbama kemijske reakcije ioni su prikazani bez hidratacijskih ljuski koje ih okružuju: H +, NO 3 -, K + itd.
2. Ioni elektrolita u otopini ili talini zbog toplinskog gibanja nasumično se kreću u svim smjerovima. Ali ako se elektrode spuste u otopinu ili tale i prođe električna struja, tada se pozitivno nabijeni ioni elektrolita počinju kretati prema negativno nabijenoj elektrodi - katodi (stoga se inače nazivajukationi), a negativno nabijene ione - na pozitivno nabijenu elektrodu - anodu (zato se drugačije nazivajuanioni).
Dakle, elektroliti su vodiči druge vrste. Oni nose električni naboj zbog usmjerenog kretanja iona. Metali su vodiči prve vrste, jer. provode električnu struju zbog usmjerenog kretanja elektrona.
3. Proces elektrolitičke disocijacije je reverzibilan. Uz razgradnju molekula na ione uvijek se događa i obrnuti proces - spajanje iona u molekule ili asocijacija. Stoga se u jednadžbama reakcija elektrolitičke disocijacije tvari umjesto znaka jednakosti "=" stavlja znak reverzibilnosti "", na primjer:
Ministarstvo obrazovanja i znanosti Ruske Federacije
Nacionalno istraživačko nuklearno sveučilište MEPhI
Institut za inženjerstvo i tehnologiju Balakovo
Elektrolitička disocijacija
Upute za izvođenje laboratorijskih radova
na kolegiju "Kemija" za studente tehničkih
specijalnosti i smjerovi,
na kolegiju "Opća i anorganska kemija"
za studente smjera KhMTN
sve oblike obrazovanja
Balakovo 2014
Svrha ovog rada je proučavanje mehanizma disocijacije vodenih otopina elektrolita.
OSNOVNI KONCEPTI
Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje molekula tvari u ione pod djelovanjem polarne molekule otapalo. Elektroliti su tvari koje provode električnu struju u otopini ili talini (to uključuje mnoge kiseline, baze, soli).
Prema teoriji elektrolitske teorije S. Arrheniusa (1887.), kada se otope u vodi, elektroliti se razgrađuju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi, a oni uključuju vodikove i metalne ione. Negativno nabijeni ioni nazivaju se anioni, oni uključuju ione kiselinskih ostataka i hidroksidne ione. Ukupni naboj svih iona je nula, pa je otopina općenito neutralna. Svojstva iona razlikuju se od svojstava atoma iz kojih nastaju. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuta reakcija naziva se asocijacija). Ovu teoriju kasnije je dopunio D.I. Mendeljejev i I.A. Pete.
Mehanizam elektrolitičke disocijacije
Elektroliti su tvari u čijim su molekulama atomi povezani ionskim ili polarnim vezama. Prema suvremenim konceptima, elektrolitička disocijacija nastaje kao rezultat interakcije molekula elektrolita s molekulama polarnog otapala. Solvatacija je interakcija iona s molekulama otapala. Hidratacija je proces interakcije iona s molekulama vode.
Ovisno o strukturi otopljene tvari u bezvodnom stanju, njezina disocijacija teče na različite načine.
Najlakše je disocirati tvari s ionskom vezom, koje se sastoje od iona. Kada se takvi spojevi (na primjer, NaCl) otope, dipoli vode su usmjereni oko pozitivnih i negativnih iona kristalne rešetke. Između iona i dipola vode nastaju sile međusobnog privlačenja. Zbog toga slabi veza između iona i dolazi do prijelaza iona iz kristala u otopinu. U tom slučaju nastaju hidratizirani ioni, tj. ioni kemijski vezani za molekule vode
Sl. 1. Shema disocijacije molekule tvari s ionskom vezom
Proces elektrolitičke disocijacije može se izraziti jednadžbom
NaCl + (m+n)H20 
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
Obično se proces disocijacije piše kao jednadžba, izostavljajući otapalo (H 2 O)
NaCl 
Na + + Cl -
Molekule s kovalentnom polarnom vezom (na primjer, HCl) disociraju na sličan način. Vodeni dipoli također su orijentirani oko svake polarne molekule tvari, koji se svojim negativnim polovima privlače prema pozitivnom polu molekule, a svojim pozitivnim polovima prema negativnom polu. Kao rezultat ove interakcije, vezni elektronski oblak (elektronski par) potpuno se pomiče na atom s većom elektronegativnošću, polarna molekula prelazi u ionsku, a zatim se lako stvaraju hidratizirani ioni. Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična.
sl.2. Shema disocijacije molekule tvari od kovalentne
polarna veza
Elektrolitička disocijacija HCl izražava se jednadžbom
HCl + (m+n)H20 
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
ili, izostavljajući otapalo (H2O),
KAn 
K++A-
Da bi se kvantitativno opisao proces disocijacije, uvodi se koncept stupnja disocijacije (α). Stupanj disocijacije elektrolita pokazuje koji se dio otopljenih molekula tvari raspao na ione. Stupanj disocijacije elektrolita je omjer broja disociranih molekula (N diss) na ukupan broj otopljenih molekula (N)
(1)
Stupanj disocijacije obično se izražava ili u dijelovima jedinice ili kao postotak, na primjer, za 0,1 n otopinu octena kiselina CH3COOH
α= 0,013 (ili 1,3). Stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji.
Prema stupnju disocijacije (α) svi se elektroliti dijele u tri skupine. Elektroliti sa stupnjem disocijacije većim od 0,3 (30%) obično se nazivaju jaki elektroliti, sa stupnjem disocijacije od 0,02 (2%) do 0,3 (30%) - srednji, manji od 0,02 (2%) - slabi elektroliti.
Jaki elektroliti - kemijski spojevi, čije su molekule u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirane na ione. U otopini jakog elektrolita otopljena se tvar nalazi uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema. Stupanj disocijacije takvih elektrolita je blizu 1. Jaki elektroliti uključuju:
1) kiseline (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, HMnO 4);
2) baze - hidroksidi metala prve skupine glavne podskupine (alkalije) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, kao i hidroksidi zemnoalkalijskih metala - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) soli topljive u vodi (vidi tablicu topljivosti).
Elektroliti srednje jakosti uključuju H3PO4, HF itd.
Slabi elektroliti disociraju na ione u vrlo maloj mjeri, u otopinama su uglavnom u nedisociranom stanju (u molekularnom obliku). Slabi elektroliti uključuju:
1) anorganske kiseline (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 itd.);
2) amonijev hidroksid (NH 4 OH);
3) voda H2O;
4) netopljive i teško topive soli i hidroksidi pojedinih metala (vidi tablicu topljivosti);
5) većina organskih kiselina (na primjer, octena CH 3 COOH, mravlja HCOOH).
Za slabe elektrolite uspostavlja se ravnoteža između nedisociranih molekula i iona.
CH3COOH 
H + + CH 3 COO -
U stabilnoj ravnoteži, na temelju zakona djelovanja mase
Konstanta disocijacije K pokazuje snagu molekula u određenoj otopini: što je K niži, to elektrolit slabije disocira i njegove molekule su stabilnije.
Konstanta disocijacije povezana je sa stupnjem disocijacije ovisnošću
,
(2)
gdje je – α stupanj disocijacije;
c je molarna koncentracija elektrolita u otopini, mol/l.
Ako je stupanj disocijacije α vrlo mali, tada se može zanemariti
K= 
ili α= 
(4)
Ovisnost (4) je matematički izraz zakona razrjeđenja W. Ostwalda.
Ponašanje otopina slabih elektrolita opisuje Ostwaldov zakon, a razrijeđene otopine jakih elektrolita - Debye-Hückel (5):
K= 
,
(5)
gdje je koncentracija (c) zamijenjena aktivnošću (a) koja najtočnije karakterizira ponašanje jakih elektrolita. Koeficijenti aktivnosti ovise o prirodi otapala i otopljene tvari, o koncentraciji otopine, a također i o temperaturi.
Aktivnost je povezana s koncentracijom sljedećim odnosom:
(6)
gdje je γ koeficijent aktivnosti, koji formalno uzima u obzir sve vrste međudjelovanja čestica u danoj otopini, što dovodi do odstupanja od svojstava idealnih otopina.
Disocijacija raznih elektrolita
Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, kiselina je elektrolit koji disocira uz stvaranje H + iona i kiselinskog ostatka
HNO3 
H + + NO 3 -
H2SO4 
2H + + SO 4 2-
Elektrolit koji disocira i stvara hidroksidne ione OH - naziva se baza. Na primjer, natrijev hidroksid disocira prema shemi:
NaOH 
Na++OH-
Polibazične kiseline, kao i baze polivalentnih metala, disociraju u stupnjevima, npr.
1 stupanj H 2 CO 3 
H + + HCO 3 -
2 stupanj HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Disocijaciju u prvom koraku karakterizira konstanta disocijacije K 1 = 4,3 10 -7
Disocijaciju u drugom koraku karakterizira konstanta disocijacije K 2 = 5,6 10 -11
Potpuna ravnoteža
H2CO3 
2H + + CO 3 2-
Totalna konstanta ravnoteže
Postepena disocijacija viševalentnih baza
1 korak Cu(OH) 2 
+ +OH-
2 koraka + 
Cu 2+ + OH -
Za postepenu disocijaciju uvijek K 1 >K 2 >K 3 >..., jer energija koja se mora utrošiti za odvajanje iona je minimalna kada se on odvaja od neutralne molekule.
Elektroliti se nazivaju amfoterni ako disociraju kao kiselina i kao baza, na primjer, cinkov hidroksid:
2H++2- 
Zn(OH)2 + 2H20 
+2OH-
Amfoterni elektroliti uključuju aluminijev hidroksid Al (OH) 3, olovo Pb (OH) 2, kositar Sn (OH) 2 i druge.
Srednje (normalne) soli, topljive u vodi, disociraju uz stvaranje pozitivno nabijenih metalnih iona i negativno nabijenih iona kiselinskog ostatka
Ca(NO 3) 2 
Ca 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–
Kisele soli (hidrosoli) - elektroliti koji sadrže vodik u anionu, sposobni se odvojiti u obliku vodikovog iona H +. Disocijacija kiselih soli odvija se u fazama, na primjer:
1 stupanj KHCO 3 
K + + HCO 3 -
2 stupanj HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Stupanj elektrolitičke disocijacije u drugom stupnju je vrlo malen, pa kisela otopina soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.
Bazične soli (hidroksisoli) su elektroliti koji sadrže jednu ili više hidrokso skupina OH - u kationu.Bazične soli disociraju uz stvaranje bazičnih i kiselih ostataka. Na primjer:
1 stupanj FeOHCl 2 
2+ + 2Cl –
2. korak 2+ 
Fe 3+ + OH -
Dvostruke soli disociraju na metalne katione i anione
KAl(SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Kompleksne soli disociraju u kompleksni ion
K 3 
3K++3-
Reakcije izmjene u otopinama elektrolita
Reakcije izmjene između elektrolita u otopini idu u smjeru vezanja iona i stvaranja slabo topljivih, plinovitih tvari ili slabih elektrolita. Ionsko-molekularno ili samo ionske jednadžbe reakcije izmjene odražavaju stanje elektrolita u otopini. U ovim se jednadžbama jaki topljivi elektroliti pišu u obliku iona koji ih sačinjavaju, a slabi elektroliti, slabo topljive i plinovite tvari konvencionalno se pišu u molekularnom obliku, bez obzira jesu li početni reagensi ili produkti reakcije. U ionsko-molekularnoj jednadžbi isti su ioni isključeni iz oba njezina dijela. Pri sastavljanju ionsko-molekularnih jednadžbi treba imati na umu da zbroj naboja na lijevoj strani jednadžbe mora biti jednak zbroju naboja na desnoj strani jednadžbe. Pri sastavljanju jednadžbi pogledajte tablicu. 1.2 aplikacije.
Na primjer, napišite jednadžbe ionsko-molekularne reakcije između tvari Cu (NO 3) 2 i Na 2 S.
Jednadžba reakcije u molekulskom obliku:
Su (NO 3) 2 + Na 2 S \u003d SuS 
+2NaNO3
Kao rezultat međudjelovanja elektrolita nastaje talog CuS.
Ionska molekularna jednadžba
Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS 
+2Na + + 2NO 3 -
Eliminiranjem istih iona iz oba dijela jednadžbe Na + i NO 3 - dobivamo skraćenu jednadžbu ionsko-molekularne reakcije:
Cu 2+ + S 2- = CuS 
Disocijacija vode
Voda je slab elektrolit i u maloj mjeri disocira na ione.
H 2 O 
H + + OH -
K= 
ili = K = K in
K u \u003d 10 -14 naziva se ionski proizvod vode i konstantna je vrijednost. Za čistu vodu pri 25 0 C, koncentracije H + i OH - iona su međusobno jednake i jednake su 10 -7 mol / l, dakle · = 10 -14.
Za neutralne otopine =10 -7, for kisele otopine>10 -7, a za alkalne<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.
U praksi se kiselost ili lužnatost otopine izražava na prikladniji način pomoću pH ili pOH.
pH =– lg;
rON \u003d - lg [OH - ]
Na primjer, ako je = 10 -3 mol/l, tada je pH =– lg = 3; ako \u003d 10 -8 mol / l, tada pH \u003d - lg \u003d 8. U neutralnom okruženju, pH \u003d 7, u kiselom okruženju, pH< 7, в щелочной среде рН >7.
Približno, reakcija otopine može se odrediti pomoću posebnih tvari koje se nazivaju indikatori, čija će se boja mijenjati ovisno o koncentraciji vodikovih iona.
SIGURNOSNI ZAHTJEVI
1. Pokusi s tvarima neugodnog mirisa i otrovnim tvarima moraju se provoditi u napi.
2. Prilikom prepoznavanja razvijenog plina po mirisu, usmjerite mlaz pokretima ruke iz posude prema sebi.
3. Prilikom izvođenja pokusa potrebno je osigurati da reagensi ne dospiju na lice, odjeću i susjeda u blizini.
Kad zagrijavate tekućine, osobito kiseline i lužine, držite epruvetu s otvorom od sebe.
Prilikom razrjeđivanja sumporne kiseline ne smije se dodavati voda u kiselinu, potrebno je kiselinu pažljivo, u malim obrocima, sipati u hladnu vodu, miješajući otopinu.
Sve boce s reagensima moraju biti zatvorene odgovarajućim čepovima.
Reagensi preostali nakon rada ne smiju se sipati ili sipati u reakcijske boce (kako bi se izbjegla kontaminacija).
POSTUPAK RADA
Vježba 1. Promjena boje indikatora u neutralnom, kiselom i alkalnom okruženju.
Reagensi i oprema: lakmus; metiloranž; fenolftalein; riješenje klorovodične kiseline HCl, 0,1 n; Otopina NaOH hidroksida, 0,1 N; epruvete.
1. U tri epruvete ulijte 1-2 ml destilirane vode i dodajte indikatore: lakmus, metiloranž, fenolftalein. Zabilježite njihovu boju.
2. U tri epruvete ulijte 1-2 ml 0,1 otopine klorovodične kiseline i dodajte iste indikatore. Promatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.
3. U tri epruvete po 1-2 ml ulijte 0,1 N otopinu natrijevog hidroksida i dodajte iste indikatore. Promatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.
Rezultate promatranja zabilježite u obliku tablice:
Zadatak 2. Relativna osnovna snaga
Reagensi i pribor: otopina kalcijevog klorida CaCl 2 , 2n; otopina NaOH hidroksida, 2n; otopina amonijevog hidroksida NH 4 OH, 2n; epruvete.
U dvije epruvete ulijte 1-2 ml kalcijevog klorida, u prvu dodajte otopinu amonijevog hidroksida, u drugu istu količinu otopine natrijeva hidroksida.
Zabilježite svoja zapažanja. Zaključite o stupnju disocijacije ovih baza.
Zadatak 3. Reakcije izmjene između otopina elektrolita
Reagensi i pribor: otopina željeznog klorida FeCl 3 , 0,1n; otopina bakrenog sulfata CuSO 4, 0,1n; otopina natrijevog karbonata Na2CO3, 0,1N; Otopina NaOH hidroksida, 0,1 N; otopina klorovodične kiseline HCl, 0,1 N; otopina barijevog klorida BaCl2, 0,1 N; otopina natrijevog sulfata Na 2 SO 4, 0,1 n; otopina kalijevog heksacijanoferata(II) K4, 0,1N; epruvete.
a) Reakcije s nastankom netopljivih tvari (talog).
U prvu epruvetu ulijemo 1-2 ml željeznog klorida FeCl 3, a u drugu epruvetu dodamo isti volumen natrijevog hidroksida NaOH, 1-2 ml BaCl 2 i isti volumen natrijevog sulfata Na 2 SO 4 .
Napišite jednadžbe reakcija koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.
b) Reakcije s nastajanjem plinova.
U epruvetu ulijemo 1-2 ml otopine natrijeva karbonata Na 2 CO 3 i dodamo isti volumen otopine klorovodične kiseline HCl.
Zapiši zapažanja (naznači boju i miris plina). Imenuj nastalu plinovitu tvar.
Napišite jednadžbe reakcija koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.
c) Reakcije koje se odvijaju uz nastajanje slabo disocirajućih tvari.
Ulijte u prvu epruvetu - 1-2 ml otopine NaOH hidroksida i dodajte isti volumen otopine klorovodične kiseline HCl, u drugu epruvetu - 1-2 ml otopine bakrenog sulfata CuSO 4 dodajte isti volumen kalijevog heksacijanoferata ( II) K 4 otopina.
Zapiši zapažanja (označi boju nastalog taloga kompleksne soli bakrovog heksacijanoferata).
Napišite jednadžbe reakcija koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.
Zadatak 4. Razlika između dvostruke i složene soli
Reagensi i pribor: otopina željeznog klorida FeCl 3 , 0,1n; otopina kalijevog tiocijanata KSCN, 0,1 N; otopina željezo-amonijak stipsa NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1n; otopina željezo-cijanida kalij K 3 ; 0,1n; epruvete.
1. U epruvetu ulijte otopinu željezovog klorida FeCl 3, zatim dodajte malo kalijevog tiocijanata KSCN. Zabilježite svoja zapažanja.
Napišite jednadžbe reakcija koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku. SCN ion - karakterističan je reagens za Fe 3+ ion, kada međusobno djeluju, dobiva se rodan željezo Fe (SCN) 3 - slabo disocirajuća krvavo crvena sol.
2. U jednu epruvetu ulijte otopinu željezo-amonijeve stipse NH 4 Fe (SO 4) 2 , u drugu otopinu kalijevog željezo-cijanida K 3 i u svaku od njih ulijte malo otopine kalijevog tiocijanata KSCN.
Napišite jednadžbe reakcija koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.
Zabilježite svoja zapažanja. U kojem se spoju nalazi željezni ion? U kojem spoju je ovaj ion vezan kao kompleksni ion?
Zadatak 5. Pomak ionske ravnoteže kada se ion istog imena uvede u otopinu
NH 4 OH - slaba baza, disocirajući prema jednadžbi:
NH4OH 
NH 4 + +OH -
NH 4 Cl – disocira u otopini prema jednadžbi
NH4Cl 
NH4 + + Cl
Reagensi i oprema: 0,1 m otopina amonijevog hidroksida NH 4 OH, 0,1 n; fenolftalein, kristalni amonijev klorid NH4Cl; epruvete.
U epruvetu s otopinom NH 4 OH dodajte 2-3 kapi fenolftaleina koji je indikator za OH - skupinu, promiješajte i otopinu prelijte u dvije epruvete: jednu ostavite za usporedbu, dodajte prstohvat kristalnog NH 4 Cl u drugu - uočava se slabljenje boje otopine.
Slabljenje grimizne boje otopine objašnjava se činjenicom da kada se u otopinu unese amonijev klorid, povećava se koncentracija iona NH 4 +, što pomiče ravnotežu na lijevu stranu, a to dovodi do smanjenja koncentracija OH iona u otopini.
