Medžiagos, kurių tirpalai (ar lydalai) laidūs elektros, yra vadinami e le c t r o l i t a m i Dažnai patys šių medžiagų tirpalai dar vadinami elektrolitais. Šie elektrolitų tirpalai (lydai) yra antros rūšies laidininkai, kadangi elektros energijos perdavimas juose vykdomas judant i o n o v - įkrautos dalelės. Teigiamo krūvio dalelė vadinama katijonas (Ca +2), dalelė, turinti neigiamą krūvį - anijonas (JIS -). Jonai gali būti paprasti (Ca +2, H +) ir kompleksiniai (RO 4–3, HCO 3–2).
Elektrolitinės disociacijos teorijos pradininkas yra švedų mokslininkas S. Arrhenius. Pagal teoriją elektrolitinė disociacija vadinamas molekulių suirimu į jonus, kai jos ištirpsta vandenyje, ir tai vyksta be elektros srovės įtakos. Tačiau ši teorija neatsakė į klausimus: kas lemia jonų atsiradimą tirpaluose ir kodėl teigiami jonai, susidūrę su neigiamais, nesudaro neutralių dalelių.
Rusijos mokslininkai prisidėjo prie šios teorijos kūrimo: D.I. Mendelejevas, I. A. Kablukovas - tirpalų cheminės teorijos šalininkai, atkreipę dėmesį į tirpiklio poveikį disociacijos procese. Kablukovas teigė, kad ištirpusi medžiaga sąveikauja su tirpikliu ( sprendimo procesas ) formuojant kintamos sudėties produktus ( s o l v a t y ).
Solvatas yra jonas, apsuptas tirpiklio molekulių (solvato apvalkalas), kurių kiekis gali būti įvairus (dėl to gaunama kintama sudėtis). Jei tirpiklis yra vanduo, tada tirpios medžiagos ir tirpiklio molekulių sąveikos procesas vadinamas g i d r a t a c i e y, o sąveikos produktas yra g i d r a t o m.
Taigi elektrolitinės disociacijos priežastis yra solvatacija (hidratacija). Ir būtent jonų tirpinimas (hidratacija) neleidžia atvirkštiniam sujungimui į neutralias molekules.
Kiekybiškai disociacijos procesą apibūdina vertė elektrolitinės disociacijos laipsniai ( α ), kuris yra į jonus suskaidytų medžiagų kiekio santykis su viso tirpalas. Iš to išplaukia, kad stipriems elektrolitams α = 1 arba 100% (tirpale yra tirpių jonų), silpniems elektrolitams 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (tirpale nėra jonų). Be tirpios medžiagos ir tirpiklio pobūdžio, kiekis α priklauso nuo tirpalo koncentracijos ir temperatūros.
Jei tirpiklis yra vanduo, stiprūs elektrolitai apima:
1) visos druskos;
2) šios rūgštys: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4;
3) šios bazės: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.
Elektrolitinės disociacijos procesas yra grįžtamasis, todėl jį galima apibūdinti pusiausvyros konstantos verte, kuri, esant silpnam elektrolitui, vadinama disociacijos konstanta (K D ) .
Kuo didesnė ši vertė, tuo lengviau elektrolitas skyla į jonus, tuo daugiau jo jonų yra tirpale. Pavyzdžiui: HF ═ H + + F־
Ši vertė yra pastovi tam tikroje temperatūroje ir priklauso nuo elektrolito, tirpiklio pobūdžio.
Polibazinės rūgštys ir polirūgštinės bazės disocijuoja etapais. Pavyzdžiui, sieros rūgšties molekulės pirmiausia pašalina vieną vandenilio katijoną:
H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־.
Antrojo jono pašalinimas pagal lygtį
HSO 4 H + + SO 4 2
yra daug sunkiau, nes jis turi įveikti dvigubai įkrauto jono SO 4 ״ trauką, kuris, žinoma, vandenilio joną traukia prie savęs stipriau nei viengubo krūvio jonas HSO 4 . Todėl antrasis disociacijos etapas vyksta daug mažiau nei pirmasis.
Bazės, kurių molekulėje yra daugiau nei viena hidroksilo grupė, taip pat disocijuoja etapais. Pavyzdžiui:
Ba(OH)2═ BaOH + + OH-;
BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.
Vidutinės (įprastos) druskos visada disocijuoja į metalų jonus ir rūgščių likučius:
CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;
Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.
Rūgščių druskos, kaip ir daugiabazinės rūgštys, disocijuoja etapais. Pavyzdžiui:
NaHCO 3 \u003d Na + + HCO 3 -;
HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.
Tačiau disociacijos laipsnis antrajame etape yra labai mažas, todėl rūgšties druskos tirpale yra tik nedidelis vandenilio jonų skaičius.
Bazinės druskos disocijuoja į bazinių ir rūgščių liekanų jonus. Pavyzdžiui:
Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl -.
Antrinė pagrindinių liekanų jonų disociacija į metalo ir hidroksilo jonus beveik nevyksta.
Tam tikrų medžiagų vandeniniai tirpalai yra elektros srovės laidininkai. Šios medžiagos klasifikuojamos kaip elektrolitai. Elektrolitai yra rūgštys, bazės ir druskos, tam tikrų medžiagų lydalai.
APIBRĖŽIMAS
Elektrolitų skilimo į jonus vandeniniuose tirpaluose ir lydosi veikiant elektros srovei procesas vadinamas elektrolitinė disociacija.
Kai kurių medžiagų tirpalai vandenyje nepraleidžia elektros energijos. Tokios medžiagos vadinamos neelektrolitais. Tai apima daugybę organiniai junginiai pavyzdžiui, cukrus ir alkoholiai.
Elektrolitinės disociacijos teorija
Elektrolitinės disociacijos teoriją suformulavo švedų mokslininkas S. Arrhenius (1887). Pagrindinės S. Arrhenijaus teorijos nuostatos:
- elektrolitai, ištirpę vandenyje, suyra (disociuoja) į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus;
- veikiant elektros srovei, teigiamai įkrauti jonai juda link katodo (katijonai), o neigiamo krūvio – link anodo (anijonai);
— disociacija yra grįžtamasis procesas
KA ↔ K + + A −
Elektrolitinės disociacijos mechanizmas susideda iš jonų ir dipolių sąveikos tarp jonų ir vandens dipolių (1 pav.).
Ryžiai. 1. Natrio chlorido tirpalo elektrolitinė disociacija
Lengviausiai atsiskiria medžiagos, turinčios joninį ryšį. Panašiai disociacija vyksta molekulėse, susidarančiose pagal polinio kovalentinio ryšio tipą (sąveikos pobūdis yra dipolis-dipolis).
Rūgščių, bazių, druskų disociacija
Rūgščių disociacijos metu visada susidaro vandenilio jonai (H +), tiksliau, vandenilio jonai (H 3 O +), kurie yra atsakingi už rūgščių savybes (rūgštus skonis, indikatorių veikimas, sąveika su bazėmis ir kt. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Bazių disociacijos metu visada susidaro vandenilio hidroksido jonai (OH -), kurie yra atsakingi už bazių savybes (indikatorių spalvos pakitimą, sąveiką su rūgštimis ir kt.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Druskos yra elektrolitai, kurių disociacijos metu susidaro metalų katijonai (arba amonio katijonai NH 4 +) ir rūgščių likučių anijonai.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Polibazinės rūgštys ir bazės disocijuoja etapais.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I pakopa)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II etapas)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I pakopa)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Disociacijos laipsnis
Tarp elektrolitų išskiriami silpni ir stiprūs tirpalai. Norėdami apibūdinti šį matą, yra disociacijos laipsnio samprata ir dydis (). Disociacijos laipsnis yra molekulių, disocijuotų į jonus, skaičiaus santykis su iš viso molekules. dažnai išreiškiamas %.
Silpni elektrolitai apima medžiagas, kurių decimoliniame tirpale (0,1 mol / l) disociacijos laipsnis yra mažesnis nei 3%. Stipriems elektrolitams priskiriamos medžiagos, kurių decimoliniame tirpale (0,1 mol / l) disociacijos laipsnis yra didesnis nei 3%. Stiprių elektrolitų tirpaluose nėra nedisocijuotų molekulių, o asociacijos (asociacijos) procesas veda į hidratuotų jonų ir jonų porų susidarymą.
Disociacijos laipsniui ypač didelę įtaką turi tirpiklio prigimtis, tirpios medžiagos prigimtis, temperatūra (stiprių elektrolitų atveju, kylant temperatūrai, disociacijos laipsnis mažėja, o silpniems elektrolitams jis praeina per maksimumą temperatūros diapazone 60 o C), tirpalų koncentravimas, to paties pavadinimo jonų įvedimas į tirpalą.
Amfoteriniai elektrolitai
Yra elektrolitų, kurie disociacijos metu sudaro ir H +, ir OH - jonus. Tokie elektrolitai vadinami amfoteriniais, pvz.: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 ir kt.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Joninių reakcijų lygtys
Reakcijos vandeniniuose elektrolitų tirpaluose yra reakcijos tarp jonų. joninės reakcijos, kurios parašytos naudojant jonines lygtis molekulinėmis, pilnomis joninėmis ir redukuotomis joninėmis formomis. Pavyzdžiui:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulinė forma)
Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (visa joninė forma)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (sutrumpinta joninė forma)
pH vertė
Vanduo yra silpnas elektrolitas, todėl disociacijos procesas vyksta nedideliu mastu.
H 2 O ↔ H + + OH -
Masės veikimo dėsnį galima pritaikyti bet kuriai pusiausvyrai, o pusiausvyros konstantos išraišką galima parašyti:
K = /
Todėl vandens pusiausvyros koncentracija yra pastovi vertė.
K = = KW
Vandeninio tirpalo rūgštingumas (bazingumas) patogiai išreiškiamas vandenilio jonų molinės koncentracijos dešimtainiu logaritmu, paimtu priešingu ženklu. Ši vertė vadinama pH indikatorius(pH).
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (pirmasis etapas)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (antrasis etapas)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (trečias etapas)
Štai kaip jie atrodo chemines lygtis rūgščių elektrolitinė disociacija. Pavyzdyje parodyta rūgšties H 3 PO 4 elektrolitinė disociacija, kuri skyla į vandenilio H (katijoną) ir anodo jonus. Be to, daugelio pagrindinių rūgščių disociacija, kaip taisyklė, praeina tik per pirmąjį etapą.
Elektrolitinė bazių disociacija
Bazės nuo rūgščių skiriasi tuo, kad joms disocijuojant susidaro hidroksido jonai kaip katijonai.
Bazių cheminės disociacijos lygties pavyzdys
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Bazės, kurios tirpsta vandenyje, vadinamos šarmais, jų nėra tiek daug, daugiausia šarminių ir šarminių žemių bazės, tokios kaip LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH ir Ca (OH) 2, Sr (OH) 2 , Va(OH)2, Ra(OH)2
Elektrolitinė druskų disociacija
Elektrolitinio druskų disociacijos metu metalai susidaro kaip katijonai, taip pat amonio katijonas NH 4, o rūgščių likučiai tampa anijonais.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 - 4; Na 3PO 4 ⇄ 3Na + PO 3-4
Druskų elektrolitinės disociacijos lygties pavyzdys.
Elektrolitinė disociacija, video
Ir galiausiai mokomasis vaizdo įrašas mūsų straipsnio tema.
Visos medžiagos skirstomos į 2 dideles grupes: elektrolitų ir ne elektrolitai.
elektrolitų yra medžiagos (išskyrus metalus), kurių tirpalai ar lydalai praleidžia elektros srovę. Elektrolitai yra junginiai, susidarantys joninėmis arba kovalentinėmis polinėmis jungtimis. tai sudėtingos medžiagos: druskos, bazės, rūgštys, metalų oksidai (elektros srovę laidi tik lydaluose).
Ne elektrolitai Medžiagomis vadinamos medžiagos, kurių tirpalai ar lydalai nepraleidžia elektros srovės. Tai apima paprastas ir sudėtingas medžiagas, sudarytas iš mažai polinių arba nepolinių kovalentinių ryšių.
Elektrolitų tirpalų ir lydalų savybes XIX amžiaus pabaigoje pirmą kartą paaiškino švedų mokslininkas Svante Arrhenius. Jie sukūrė ypatingą elektrolitinės disociacijos teorija , kurio pagrindinės nuostatos, modifikuotos ir išplėtotos kitų mokslininkų, šiuo metu suformuluotos taip.
1. Elektrolitų molekulės (arba formulės vienetai) tirpaluose arba lydaluose skyla į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus. Šis procesas vadinamas elektrolitine disociacija. Bendra teigiamų jonų krūvių suma yra lygi neigiamų jonų krūvių sumai, todėl elektrolitų tirpalai ar lydalai paprastai lieka elektriškai neutralūs. Jonai gali būti paprastas , susidedantis tik iš vieno atomo (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-), ir kompleksas , susidedantis iš kelių elementų (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –) atomų.
Paprastieji jonai savo fizinėmis, cheminėmis ir fiziologinėmis savybėmis labai skiriasi nuo neutralių atomų, iš kurių jie susidarė. Visų pirma, jonai yra daug stabilesnės dalelės nei neutralūs atomai ir gali egzistuoti tirpaluose ar lydaluose neribotą laiką be negrįžtamos sąveikos su aplinka.
Toks to paties elemento atomų ir jonų savybių skirtumas paaiškinamas skirtinga šių dalelių elektronine struktūra.
Taigi paprasti s ir p elementų jonai yra stabilesnės būsenos nei neutralūs atomai, nes jie turi pilną išorinio sluoksnio elektroninę konfigūraciją, pavyzdžiui:
Elektrolitų skilimas į jonus lydaluose vyksta veikiant aukštai temperatūrai, o tirpaluose – dėl tirpiklio molekulių.
Joninių junginių ypatybė yra ta, kad jų mazgai kristalinė gardelė yra paruoštų jonų, o tirpimo procese tokioms medžiagoms tirpiklio (vandens) dipoliai turi tik suardyti šią joninę gardelę (18 pav.).
Medžiagos, kurias sudaro poliariniai kovalentiniai ryšiai, patenka į tirpalą atskirų molekulių pavidalu, kurios, kaip ir H 2 O molekulės, yra dipoliai, pavyzdžiui:
+ –
Tokiu atveju H 2 O dipoliai, tinkamai orientuodamiesi aplink ištirpusią elektrolito molekulę, sukelia tolesnę kovalentinio ryšio poliarizaciją joje, o vėliau ir galutinį heterolitinį plyšimą (29 pav.).
H–ClH + +Cl
Ryžiai. 29. Elektrolitinės disociacijos schema polinės HCl molekulės tirpale
Elektrolitinės disociacijos procesas vyksta kartu su medžiagų tirpimo procesu, todėl tirpaluose visi jonai yra hidratuoti (apsupti H 2 O molekulių apvalkalais).
Tačiau, siekiant paprastumo, lygtyse cheminės reakcijos jonai vaizduojami be juos supančių hidratacijos apvalkalų: H +, NO 3 -, K + ir kt.
2. Elektrolitų jonai tirpale arba lydyme dėl šiluminio judėjimo atsitiktinai juda visomis kryptimis. Bet jei elektrodai nuleidžiami į tirpalą arba lydalo ir praleidžiama elektros srovė, tada teigiamai įkrauti elektrolito jonai pradeda judėti link neigiamai įkrauto elektrodo - katodo (todėl jie kitaip vadinamikatijonų), o neigiamo krūvio jonai - į teigiamai įkrautą elektrodą - anodą (todėl jie vadinami skirtingaianijonai).
Taigi elektrolitai yra antrosios rūšies laidininkai. Jie turi elektros krūvį dėl kryptingo jonų judėjimo. Metalai yra pirmosios rūšies laidininkai, nes. praleidžia elektros srovę dėl kryptingo elektronų judėjimo.
3. Elektrolitinės disociacijos procesas yra grįžtamas. Kartu su molekulių skaidymu į jonus visada vyksta atvirkštinis procesas – jonų susijungimas į molekules arba susijungimas. Todėl medžiagų elektrolitinės disociacijos reakcijų lygtyse vietoj lygybės ženklo "=" įdėkite grįžtamumo ženklą ", pavyzdžiui:
Rusijos Federacijos švietimo ir mokslo ministerija
Nacionalinis branduolinių tyrimų universitetas MEPhI
Balakovo inžinerijos ir technologijos institutas
Elektrolitinė disociacija
Laboratorinių darbų atlikimo gairės
kurse „Chemija“ technikos studentams
specialybės ir kryptys,
kurse „Bendroji ir neorganinė chemija“
KhMTN krypties studentams
visos švietimo formos
Balakovas 2014 m
Šio darbo tikslas – ištirti elektrolitų vandeninių tirpalų disociacijos mechanizmą.
PAGRINDINĖS SĄVOKOS
Elektrolitinė disociacija yra medžiagų molekulių skilimo į jonus procesas, veikiant polinės molekulės tirpiklis. Elektrolitai – medžiagos, praleidžiančios elektros srovę tirpale arba lydančiose (tai daug rūgščių, bazių, druskų).
Pagal S. Arrhenius (1887) elektrolitinės teorijos teoriją, ištirpę vandenyje elektrolitai skyla (disociuoja) į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus. Teigiamai įkrauti jonai vadinami katijonais, įskaitant vandenilio ir metalų jonus. Neigiamai įkrauti jonai vadinami anijonais, tai apima rūgščių likučių jonus ir hidroksido jonus. Bendras visų jonų krūvis lygus nuliui, todėl tirpalas paprastai yra neutralus. Jonų savybės skiriasi nuo atomų, iš kurių jie susidaro, savybių. Elektrolitinė disociacija yra grįžtamasis procesas (atvirkštinė reakcija vadinama asociacija). Vėliau šią teoriją papildė D.I. Mendelejevas ir I.A. Kulniukai.
Elektrolitinės disociacijos mechanizmas
Elektrolitai – medžiagos, kurių molekulėse atomai yra sujungti joniniais arba poliniais ryšiais. Pagal šiuolaikines koncepcijas elektrolitinė disociacija atsiranda dėl elektrolitų molekulių sąveikos su polinių tirpiklių molekulėmis. Solvatacija – tai jonų sąveika su tirpiklio molekulėmis. Hidratacija yra jonų sąveikos su vandens molekulėmis procesas.
Priklausomai nuo ištirpusios medžiagos struktūros bevandenėje būsenoje, jos disociacija vyksta įvairiais būdais.
Lengviausia atskirti medžiagas su jonine jungtimi, kuri susideda iš jonų. Tokiems junginiams (pavyzdžiui, NaCl) ištirpus, vandens dipoliai orientuojasi aplink teigiamus ir neigiamus kristalinės gardelės jonus. Tarp vandens jonų ir dipolių atsiranda abipusės traukos jėgos. Dėl to susilpnėja ryšys tarp jonų, įvyksta jonų perėjimas iš kristalo į tirpalą. Tokiu atveju susidaro hidratuoti jonai, t.y. jonai, chemiškai susieti su vandens molekulėmis
1 pav. Medžiagos molekulės disociacijos su joniniu ryšiu schema
Elektrolitinės disociacijos procesą galima išreikšti lygtimi
NaCl + (m+n)H2O 
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
Paprastai disociacijos procesas rašomas kaip lygtis, praleidžiant tirpiklį (H 2 O)
NaCl 
Na + + Cl -
Molekulės su kovalentiniu poliniu ryšiu (pavyzdžiui, HCl) disocijuoja panašiai. Vandens dipoliai taip pat yra orientuoti į kiekvieną poliarinę medžiagos molekulę, kurią neigiami poliai traukia į teigiamą molekulės polių, o teigiamais poliais - į neigiamą polių. Dėl šios sąveikos rišantis elektronų debesis (elektronų pora) visiškai pasislenka į didesnio elektronegatyvumo atomą, polinė molekulė virsta jonine, tada lengvai susidaro hidratuoti jonai. Polinių molekulių disociacija gali būti visiška arba dalinė.
2 pav. Medžiagos molekulės atsiskyrimo nuo kovalentės schema
poliarinis ryšys
HCl elektrolitinė disociacija išreiškiama lygtimi
HCl + (m+n)H2O 
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
arba, be tirpiklio (H2O),
KAn 
K++A-
Norint kiekybiškai apibūdinti disociacijos procesą, įvedama disociacijos laipsnio (α) sąvoka. Elektrolito disociacijos laipsnis parodo, kokia dalis ištirpusių medžiagos molekulių suskilo į jonus. Elektrolito disociacijos laipsnis yra disocijuotų molekulių skaičiaus santykis (N diss) iki bendro ištirpusių molekulių skaičiaus (N)
(1)
Disociacijos laipsnis paprastai išreiškiamas arba vieneto dalimis, arba procentais, pavyzdžiui, 0,1 n tirpalui acto rūgštis CH 3 COOH
α= 0,013 (arba 1,3). Disociacijos laipsnis priklauso nuo elektrolito ir tirpiklio pobūdžio, temperatūros ir koncentracijos.
Pagal disociacijos laipsnį (α) visi elektrolitai skirstomi į tris grupes. Elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis didesnis nei 0,3 (30%), dažniausiai vadinami stipriaisiais elektrolitais, kurių disociacijos laipsnis nuo 0,02 (2%) iki 0,3 (30%) – vidutinis, mažesnis nei 0,02 (2%) – silpni elektrolitai.
Stiprūs elektrolitai - cheminiai junginiai, kurio molekulės praskiestuose tirpaluose beveik visiškai suskaidomos į jonus. Stipraus elektrolito tirpale ištirpusi medžiaga daugiausia randama jonų (katijonų ir anijonų) pavidalu; nedisocijuotų molekulių praktiškai nėra. Tokių elektrolitų disociacijos laipsnis yra artimas 1. Stipriems elektrolitams priklauso:
1) rūgštys (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, HMnO 4);
2) bazės - pagrindinio pogrupio (šarmų) pirmosios grupės metalų hidroksidai - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, taip pat šarminių žemių metalų hidroksidai - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) vandenyje tirpios druskos (žr. tirpumo lentelę).
Vidutinio stiprumo elektrolitai yra H 3 PO 4, HF ir kt.
Silpni elektrolitai labai mažai disocijuoja į jonus, tirpaluose jie daugiausia būna nedisocijuotoje būsenoje (molekulinės formos). Silpni elektrolitai apima:
1) neorganinės rūgštys (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 ir kt.);
2) amonio hidroksidas (NH 4 OH);
3) vanduo H2O;
4) netirpios ir mažai tirpios tam tikrų metalų druskos ir hidroksidai (žr. tirpumo lentelę);
5) dauguma organinių rūgščių (pavyzdžiui, acto CH 3 COOH, skruzdžių HCOOH).
Silpniems elektrolitams susidaro pusiausvyra tarp nedisocijuotų molekulių ir jonų.
CH3COOH 
H + + CH 3 COO -
Esant pastoviai pusiausvyrai, remiantis masės veikimo dėsniu
Disociacijos konstanta K rodo tam tikrame tirpale esančių molekulių stiprumą: kuo K mažesnis, tuo elektrolitas silpniau disocijuoja ir tuo stabilesnės jo molekulės.
Disociacijos konstanta yra susijusi su priklausomybės disociacijos laipsniu
,
(2)
čia – α – disociacijos laipsnis;
c – elektrolito molinė koncentracija tirpale, mol/L.
Jei disociacijos laipsnis α yra labai mažas, tada jo galima nepaisyti
K= 
arba α= 
(4)
Priklausomybė (4) yra matematinė W. Ostwaldo praskiedimo dėsnio išraiška.
Silpnų elektrolitų tirpalų elgesį apibūdina Ostvaldo dėsnis, o atskiestų stiprių elektrolitų tirpalų – Debye-Hückel (5):
K= 
,
(5)
kur koncentracija (c) pakeičiama aktyvumu (a), kuris tiksliausiai apibūdina stiprių elektrolitų elgesį. Aktyvumo koeficientai priklauso nuo tirpiklio ir tirpios medžiagos pobūdžio, nuo tirpalo koncentracijos, taip pat nuo temperatūros.
Veikla yra susijusi su koncentracija tokiu ryšiu:
(6)
kur γ yra aktyvumo koeficientas, kuris formaliai atsižvelgia į visų tipų dalelių sąveiką tam tikrame tirpale, dėl kurio nukrypstama nuo idealių sprendimų savybių.
Įvairių elektrolitų disociacija
Pagal elektrolitinės disociacijos teoriją rūgštis yra elektrolitas, kuris disocijuoja susidarydamas H + jonams ir rūgšties liekanai.
HNO3 
H + + NO 3 -
H2SO4 
2H + + SO 4 2-
Elektrolitas, kuris disocijuoja ir susidaro hidroksido jonai OH – vadinamas baze. Pavyzdžiui, natrio hidroksidas disocijuoja pagal schemą:
NaOH 
Na++OH-
Polibazinės rūgštys, taip pat daugiavalenčių metalų bazės, disocijuoja etapais, pvz.
1 pakopa H 2 CO 3 
H + + HCO 3 -
2 pakopų HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Disociacija pirmajame etape apibūdinama disociacijos konstanta K 1 = 4,3 10 -7
Disociacija antroje pakopoje apibūdinama disociacijos konstanta K 2 = 5,6 10 -11
Visiška pusiausvyra
H2CO3 
2H + + CO 3 2-
Bendra pusiausvyros konstanta
Laipsniškas daugiavalenčių bazių disociacija
1 žingsnis Cu(OH) 2 
+ +OH-
2 žingsnis + 
Cu 2+ + OH -
Laipsniškam disociacijai visada K 1 >K 2 >K 3 >..., nes energija, kurią reikia sunaudoti jonui atskirti, yra minimali, kai jis atsiskiria nuo neutralios molekulės.
Elektrolitai vadinami amfoteriniais, jei jie disocijuoja kaip rūgštis ir kaip bazė, pavyzdžiui, cinko hidroksidas:
2H++2- 
Zn(OH)2 + 2H2O 
+2OH-
Amfoteriniams elektrolitams priskiriamas aliuminio hidroksidas Al (OH) 3, švinas Pb (OH) 2, alavas Sn (OH) 2 ir kt.
Vidutinės (normalios) druskos, tirpios vandenyje, disocijuoja susidarant teigiamai įkrautiems metalo jonams ir neigiamai įkrautiems rūgšties liekanos jonams
Ca(NO 3) 2 
Ca 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–
Rūgščių druskos (hidrodruskos) - elektrolitai, kurių anijone yra vandenilio, galintys atsiskirti vandenilio jono H + pavidalu. Rūgščių druskų disociacija vyksta etapais, pavyzdžiui:
1 pakopos KHCO 3 
K + + HCO 3 -
2 pakopų HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Elektrolitinės disociacijos laipsnis antrajame etape yra labai mažas, todėl rūgšties druskos tirpale yra tik nedidelis vandenilio jonų skaičius.
Bazinės druskos (hidroksidruskos) – tai elektrolitai, kurių katijone yra viena ar daugiau hidrokso grupių OH – Bazinės druskos disocijuoja susidarant bazinėms ir rūgštinėms likučiams. Pavyzdžiui:
1 pakopos FeOHCl 2 
2+ + 2Cl –
2 žingsnis 2+ 
Fe 3+ + OH -
Dvigubos druskos disocijuoja į metalų katijonus ir anijonus
KAl(SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Sudėtingos druskos disocijuoja ir sudaro kompleksinį joną
K 3 
3K++3-
Keitimosi reakcijos elektrolitų tirpaluose
Tirpalo elektrolitų mainų reakcijos vyksta jonų surišimo ir blogai tirpių, dujinių medžiagų ar silpnų elektrolitų susidarymo kryptimi. Joninės-molekulinės arba tiesiog jonines lygtis mainų reakcijos atspindi elektrolito būseną tirpale. Šiose lygtyse stipriai tirpūs elektrolitai rašomi juos sudarančių jonų forma, o silpni elektrolitai, blogai tirpios ir dujinės medžiagos sutartinai rašomos molekuline forma, neatsižvelgiant į tai, ar tai pradiniai reagentai, ar reakcijos produktai. Jonų-molekulinėje lygtyje tie patys jonai neįtraukiami iš abiejų jos dalių. Sudarant jonų molekulines lygtis, reikia atsiminti, kad kairėje lygties pusėje esančių krūvių suma turi būti lygi krūvių sumai dešinėje lygties pusėje. Rengdami lygtis, žr. lentelę. 1.2 programos.
Pavyzdžiui, parašykite jonų-molekulinių reakcijų lygtis tarp medžiagos Cu (NO 3) 2 ir Na 2 S.
Reakcijos lygtis molekuline forma:
Сu (NO 3) 2 + Na 2 S \u003d СuS 
+2NaNO3
Dėl elektrolitų sąveikos susidaro CuS nuosėdos.
Joninė molekulinė lygtis
Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS 
+2Na + + 2NO 3 -
Pašalinus tuos pačius jonus iš abiejų lygties dalių Na + ir NO 3 - gauname sutrumpintą jonų-molekulinės reakcijos lygtį:
Cu 2+ + S 2- = CuS 
Vandens disociacija
Vanduo yra silpnas elektrolitas ir šiek tiek disocijuoja į jonus.
H2O 
H + + OH -
K= 
arba = K = K in
K in \u003d 10 -14 vadinamas joniniu vandens produktu ir yra pastovi vertė. Grynam vandeniui esant 25 0 C H + ir OH - jonų koncentracijos yra lygios viena kitai ir lygios 10 -7 mol / l, todėl · = 10 -14.
Neutraliems tirpalams =10 -7, už rūgščių tirpalai>10 -7, o šarminiams<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.
Praktikoje tirpalo rūgštingumas arba šarmingumas išreiškiamas patogesniu būdu naudojant pH arba pOH.
pH =– lg;
рОН \u003d - lg [OH - ]
Pavyzdžiui, jei = 10 -3 mol/l, tai pH =– lg = 3; jei \u003d 10 -8 mol / l, tai pH \u003d - lg \u003d 8. Neutralioje aplinkoje pH \u003d 7, rūgščioje aplinkoje pH< 7, в щелочной среде рН >7.
Apytiksliai tirpalo reakciją galima nustatyti naudojant specialias medžiagas, vadinamas indikatoriais, kurių spalva keisis priklausomai nuo vandenilio jonų koncentracijos.
SAUGOS REIKALAVIMAI
1. Eksperimentai su nemalonaus kvapo ir toksiškomis medžiagomis turi būti atliekami traukos gaubte.
2. Atpažindami išsiskiriančias dujas pagal kvapą, nukreipkite čiurkšlę rankų judesiais iš indo link savęs.
3. Atliekant eksperimentą būtina užtikrinti, kad reagentai nepatektų ant veido, drabužių ir šalia esančio bendražygio.
Kai šildydami skysčius, ypač rūgštis ir šarmus, mėgintuvėlį laikykite taip, kad anga būtų toliau nuo savęs.
Skiedžiant sieros rūgštį, į rūgštį negalima pilti vandens, rūgštį reikia atsargiai, mažomis porcijomis pilti į šaltą vandenį, maišant tirpalą.
Visi reagentų buteliai turi būti uždaryti atitinkamais kamščiais.
Po darbo likusių reagentų negalima pilti ar pilti į reakcijos buteliukus (siekiant išvengti užteršimo).
DARBO TVARKA
1 pratimas. Indikatorių spalvos keitimas neutralioje, rūgštinėje ir šarminėje aplinkoje.
Reagentai ir įranga: lakmusas; metilo apelsinas; fenolftaleinas; sprendimas druskos rūgšties HCl, 0,1n; NaOH hidroksido tirpalas, 0,1N; mėgintuvėliai.
1. Į tris mėgintuvėlius supilkite 1-2 ml distiliuoto vandens ir įpilkite indikatorių: lakmuso, metilo apelsino, fenolftaleino. Atkreipkite dėmesį į jų spalvą.
2. Į tris mėgintuvėlius supilkite 1-2 ml 0,1 druskos rūgšties tirpalo ir pridėkite tuos pačius indikatorius. Stebėkite indikatorių spalvos pasikeitimą, palyginti su jų spalva vandenyje.
3. Į tris mėgintuvėlius, po 1-2 ml, supilkite 0,1N natrio hidroksido tirpalą ir pridėkite tuos pačius indikatorius. Stebėkite indikatorių spalvos pasikeitimą, palyginti su jų spalva vandenyje.
Stebėjimo rezultatus užrašykite į lentelę:
2 užduotis. Santykinis pagrindo stiprumas
Reagentai ir įranga: kalcio chlorido tirpalas CaCl 2 , 2n; NaOH hidroksido tirpalas, 2n; amonio hidroksido tirpalas NH 4 OH, 2n; mėgintuvėliai.
Į du mėgintuvėlius supilkite 1-2 ml kalcio chlorido, į pirmąjį mėgintuvėlį įpilkite amonio hidroksido tirpalo, į antrąjį – tiek pat natrio hidroksido tirpalo.
Įrašykite savo pastebėjimus. Padarykite išvadą apie šių bazių disociacijos laipsnį.
3 užduotis. Keitimosi reakcijos tarp elektrolitų tirpalų
Reagentai ir įranga: geležies chlorido FeCl 3 tirpalas, 0,1n; vario sulfato CuSO 4 tirpalas, 0,1n; natrio karbonato tirpalas Na 2 CO 3, 0,1N; NaOH hidroksido tirpalas, 0,1N; druskos rūgšties tirpalas HCl, 0,1N; bario chlorido BaCl 2 tirpalas, 0,1N; natrio sulfato tirpalas Na 2 SO 4, 0,1n; kalio heksacianoferato(II) K 4 tirpalas, 0,1N; mėgintuvėliai.
a) Reakcijos su netirpių medžiagų susidarymu (nuosėdos).
Į pirmąjį mėgintuvėlį įpilkite 1-2 ml geležies chlorido FeCl 3 ir į antrąjį mėgintuvėlį įpilkite tokio pat tūrio natrio hidroksido NaOH, 1-2 ml BaCl 2 ir tiek pat natrio sulfato Na 2 SO 4.
Parašykite vykstančių reakcijų lygtis molekuline, jonine ir sutrumpintai jonine forma.
b) Reakcijos su dujų susidarymu.
Į mėgintuvėlį įpilkite 1-2 ml natrio karbonato tirpalo Na 2 CO 3 ir įpilkite tokio pat tūrio druskos rūgšties HCl tirpalo.
Užrašykite pastebėjimus (nurodykite dujų spalvą ir kvapą). Pavadinkite susidariusią dujinę medžiagą.
Parašykite vykstančių reakcijų lygtis molekuline, jonine ir sutrumpintai jonine forma.
c) Reakcijos, vykstančios susidarant mažai disociuojančioms medžiagoms.
Į pirmąjį mėgintuvėlį supilkite 1-2 ml NaOH hidroksido tirpalo ir įpilkite tokio pat tūrio druskos rūgšties HCl tirpalo, į antrą mėgintuvėlį - 1-2 ml vario sulfato CuSO 4 tirpalo įpilkite tokio pat tūrio kalio heksacianoferato ( II) K 4 tirpalas.
Stebėjimus užrašyti (nurodyti susidariusių kompleksinės vario heksacianoferato druskos nuosėdų spalvą).
Parašykite vykstančių reakcijų lygtis molekuline, jonine ir sutrumpintai jonine forma.
4 užduotis. Skirtumas tarp dvigubos ir kompleksinės druskos
Reagentai ir įranga: geležies chlorido FeCl 3 tirpalas, 0,1n; kalio tiocianato tirpalas KSCN, 0,1N; geležies-amoniako alūno tirpalas NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1n; geležies-cianido kalio K 3 tirpalas; 0,1n; mėgintuvėliai.
1. Į mėgintuvėlį supilkite geležies chlorido FeCl 3 tirpalą, tada įpilkite šiek tiek kalio tiocianato KSCN. Įrašykite savo pastebėjimus.
Parašykite vykstančių reakcijų lygtis molekuline, jonine ir sutrumpintai jonine forma. SCN jonas – būdingas Fe 3+ jonų reagentas, jiems sąveikaujant gaunamas rodano geležis Fe (SCN) 3 – silpnai disocijuojanti kraujo raudonumo druska.
2. Į vieną mėgintuvėlį supilkite geležies-amonio alūno NH 4 Fe (SO 4) 2 tirpalą, į kitą – kalio geležies cianido K 3 tirpalą ir į kiekvieną įpilkite po truputį kalio tiocianato KSCN tirpalo.
Parašykite vykstančių reakcijų lygtis molekuline, jonine ir sutrumpintai jonine forma.
Įrašykite savo pastebėjimus. Kuriame junginyje randamas geležies jonas? Kuriame junginyje šis jonas yra sujungtas kaip kompleksinis jonas?
5 užduotis. Jonų pusiausvyros poslinkis, kai į tirpalą įvedamas to paties pavadinimo jonas
NH 4 OH - silpna bazė, disocijuojantis pagal lygtį:
NH4OH 
NH4 + +OH -
NH 4 Cl - tirpale disocijuoja pagal lygtį
NH4Cl 
NH4 + + Cl
Reagentai ir įranga: 0,1 m amonio hidroksido tirpalas NH 4 OH, 0,1 N; fenolftaleinas, kristalinis amonio chloridas NH 4 Cl; mėgintuvėliai.
Į mėgintuvėlį su NH 4 OH tirpalu įlašinkite 2-3 lašus fenolftaleino, kuris yra OH - grupės indikatorius, sumaišykite ir supilkite tirpalą į du mėgintuvėlius: palikite vieną mėgintuvėlį palyginimui, įlašinkite žiupsnelį. kristalinio NH 4 Cl į antrąjį – pastebimas tirpalo spalvos susilpnėjimas.
Tirpalo tamsiai raudonos spalvos susilpnėjimas paaiškinamas tuo, kad į tirpalą įpylus amonio chlorido, padidėja NH 4 + jonų koncentracija, o tai perkelia pusiausvyrą į kairę pusę ir dėl to sumažėja amonio chloridas. OH jonų koncentracija tirpale.
