Substanţe ale căror soluţii (sau topituri) conduc electricitate, sunt numite e le c t r o l i t a m i Adesea, soluțiile acestor substanțe în sine sunt numite și electroliți. Aceste soluții (topite) de electroliți sunt conductoare de al doilea fel,întrucât transmiterea energiei electrice se realizează în ele prin mişcare i o n o v - particule încărcate. O particulă care este încărcată pozitiv se numește cation (Ca +2), o particulă care poartă o sarcină negativă - anion (EL -). Ionii pot fi simpli (Ca +2, H +) și complecși (RO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).
Fondatorul teoriei disocierii electrolitice este omul de știință suedez S. Arrhenius. Conform teoriei disocierea electrolitică numită dezintegrarea moleculelor în ioni atunci când sunt dizolvate în apă, iar acest lucru are loc fără influența unui curent electric. Cu toate acestea, această teorie nu a răspuns la întrebările: ce cauzează apariția ionilor în soluții și de ce ionii pozitivi, ciocnind cu cei negativi, nu formează particule neutre.
Oamenii de știință ruși și-au adus contribuția la dezvoltarea acestei teorii: D.I. Mendeleev, I. A. Kablukov - susținători ai teoriei chimice a soluțiilor, care au acordat atenție efectului solventului în procesul de disociere. Kablukov a susținut că o substanță dizolvată interacționează cu un solvent ( proces de solvatare ) formând produse cu compoziție variabilă ( s o l v a t y ).
Un solvat este un ion înconjurat de molecule de solvent (înveliș de solvat), din care poate exista o cantitate diferită (din această cauză se obține o compoziție variabilă). Dacă solventul este apă, atunci se numește procesul de interacțiune a moleculelor de dizolvat și solvent g i d r a t a c i e y, iar produsul de interacţiune este g i d r a t o m.
Astfel, cauza disocierii electrolitice este solvatarea (hidratarea). Și solvatarea (hidratarea) ionilor este cea care împiedică conexiunea inversă în molecule neutre.
Cantitativ, procesul de disociere se caracterizează prin valoare grade de disociere electrolitică ( α ), care este raportul dintre cantitatea de materie descompusă în ioni la total solut. Rezultă că pentru electroliții puternici α = 1 sau 100% (ionii de soluție sunt prezenți în soluție), pentru electroliții slabi 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (nu există ioni în soluție). Pe lângă natura solutului și solventului, cantitatea α depinde de concentrația soluției și de temperatură.
Dacă solventul este apă, electroliții puternici includ:
1) toate sărurile;
2) următorii acizi: HCI, HBr, HI, H2S04, HNO3, HCI04;
3) următoarele baze: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Procesul de disociere electrolitică este reversibil, prin urmare, poate fi caracterizat prin valoarea constantei de echilibru, care, în cazul unui electrolit slab, se numește constanta de disociere (K D ) .
Cu cât această valoare este mai mare, cu atât electrolitul se descompune mai ușor în ioni, cu atât ionii săi sunt mai mulți în soluție. De exemplu: HF ═ H ++ F־
Această valoare este constantă la o temperatură dată și depinde de natura electrolitului, solvent.
Acizii polibazici și bazele poliacide se disociază în trepte. De exemplu, moleculele de acid sulfuric elimină mai întâi un cation de hidrogen:
H2S04 = H + + HSO4 -.
Eliminarea celui de-al doilea ion conform ecuației
HSO 4 ־ ═ H + + SO 4 ־ 2
devine mult mai dificil, deoarece trebuie să depășească atracția ionului dublu încărcat SO 4 ־ 2, care, desigur, atrage ionul de hidrogen la sine mai puternic decât ionul încărcat unic HSO 4 ־ . Prin urmare, a doua etapă de disociere are loc într-o măsură mult mai mică decât prima.
Bazele care conțin mai mult de o grupare hidroxil în moleculă se disociază, de asemenea, în etape. De exemplu:
Ba(OH)2 = BaOH + + OH-;
BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.
Sărurile medii (normale) se disociază întotdeauna în ioni metalici și reziduuri acide:
CaCl 2 \u003d Ca 2+ + 2Cl -;
Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.
Sărurile acide, precum acizii polibazici, se disociază în trepte. De exemplu:
NaHCO3 \u003d Na + + HCO3 -;
HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-.
Cu toate acestea, gradul de disociere în a doua etapă este foarte mic, astfel încât soluția de sare acidă conține doar un număr mic de ioni de hidrogen.
Sărurile bazice se disociază în ioni de reziduuri bazice și acide. De exemplu:
Fe(OH)CI2 = FeOH2+ + 2CI-.
Disocierea secundară a ionilor reziduurilor principale în ioni de metal și hidroxil aproape nu are loc.
Soluțiile apoase ale anumitor substanțe sunt conductoare de curent electric. Aceste substanțe sunt clasificate ca electroliți. Electroliții sunt acizi, baze și săruri, topituri ale anumitor substanțe.
DEFINIȚIE
Procesul de descompunere a electroliților în ioni în soluții apoase și se topește sub acțiunea unui curent electric se numește disocierea electrolitică.
Soluțiile unor substanțe în apă nu conduc electricitatea. Astfel de substanțe se numesc non-electroliți. Acestea includ multe compusi organici precum zahărul și alcoolul.
Teoria disocierii electrolitice
Teoria disocierii electrolitice a fost formulată de omul de știință suedez S. Arrhenius (1887). Principalele prevederi ale teoriei lui S. Arrhenius:
- electroliţii, dizolvaţi în apă, se descompun (se disociază) în ioni încărcaţi pozitiv şi negativ;
- sub actiunea unui curent electric, ionii incarcati pozitiv se deplaseaza spre catod (cationi), iar cei incarcati negativ se deplaseaza spre anod (anionii);
— disocierea este un proces reversibil
KA ↔ K + + A −
Mecanismul disocierii electrolitice constă în interacțiunea ion-dipol dintre ioni și dipolii de apă (Fig. 1).
Orez. 1. Disocierea electrolitică a soluției de clorură de sodiu
Substanțele cu o legătură ionică se disociază cel mai ușor. În mod similar, disocierea are loc în moleculele formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (natura interacțiunii este dipol-dipol).
Disocierea acizilor, bazelor, sărurilor
În timpul disocierii acizilor, se formează întotdeauna ioni de hidrogen (H +), sau mai bine zis, ioni de hidroniu (H 3 O +), care sunt responsabili de proprietățile acizilor (gust acru, acțiunea indicatorilor, interacțiunea cu bazele etc. .).
HNO 3 ↔ H ++ + NO 3 -
În timpul disocierii bazelor, se formează întotdeauna ionii de hidrogen hidroxid (OH -), care sunt responsabili pentru proprietățile bazelor (decolorarea indicatorilor, interacțiunea cu acizii etc.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Sărurile sunt electroliți, în timpul disocierii cărora se formează cationi metalici (sau cation de amoniu NH 4 +) și anioni de reziduuri acide.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Acizii polibazici și bazele se disociază în trepte.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (etapa I)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (etapa II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (etapa I)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Gradul de disociere
Dintre electroliți se disting soluțiile slabe și puternice. Pentru a caracteriza această măsură, există conceptul și amploarea gradului de disociere (). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni la numărul total molecule. adesea exprimată în %.
Electroliții slabi includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mic de 3%. Electroliții puternici includ substanțe în care, într-o soluție decimolară (0,1 mol / l), gradul de disociere este mai mare de 3%. Soluțiile de electroliți puternici nu conțin molecule nedisociate, iar procesul de asociere (asociere) duce la formarea de ioni hidratați și perechi de ioni.
Gradul de disociere este influențat în special de natura solventului, natura solutului, temperatură (la electroliții puternici, cu creșterea temperaturii, gradul de disociere scade, iar pentru electroliții slabi, trece printr-un maxim în intervalul de temperatură. de 60 o C), concentrarea soluţiilor, introducerea de ioni cu acelaşi nume în soluţie.
Electroliți amfoteri
Există electroliți care, la disociere, formează atât ioni H + cât și OH -. Astfel de electroliți sunt numiți amfoteri, de exemplu: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 etc.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Ecuații ale reacțiilor ionice
Reacțiile în soluțiile apoase de electroliți sunt reacții între ioni - reacții ionice, care sunt scrise folosind ecuații ionice în forme moleculare, ionice complete și ionice reduse. De exemplu:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (formă moleculară)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 N / A+ + SO 4 2- = BaS0 4 ↓ + 2 N / A + + 2 Cl− (forma ionică completă)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (forma ionică prescurtată)
valoare PH
Apa este un electrolit slab, astfel încât procesul de disociere continuă într-o mică măsură.
H 2 O ↔ H + + OH -
Legea acțiunii masei poate fi aplicată oricărui echilibru și expresia constantei de echilibru poate fi scrisă:
K = /
Prin urmare, concentrația de echilibru a apei este o valoare constantă.
K = = K W
Aciditatea (bazicitatea) unei soluții apoase este exprimată convenabil în termeni de logaritmul zecimal al concentrației molare a ionilor de hidrogen, luate cu semnul opus. Această valoare este numită indicator de pH(pH).
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (prima treaptă)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (a doua etapă)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (treapta a treia)
Așa arată ei ecuatii chimice disocierea electrolitică a acizilor. Exemplul arată disocierea electrolitică a acidului H3PO4 care se descompune în hidrogen H (cation) și ioni anod. În plus, disocierea multor acizi bazici trece, de regulă, doar prin prima etapă.
Disocierea electrolitică a bazelor
Bazele diferă de acizi prin aceea că, atunci când se disociază, ionii de hidroxid se formează ca cationi.
Un exemplu de ecuație de disociere chimică pentru baze
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Bazele care se dizolvă în apă se numesc alcaline, nu există atât de multe dintre ele, în principal baze alcaline și alcalino-pământoase, precum LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH și Ca (OH) 2 , Sr (OH) 2 , Va(OH)2, Ra(OH)2
Disocierea electrolitică a sărurilor
În timpul disocierii electrolitice a sărurilor, metalele se formează ca cationi, precum și cationul de amoniu NH 4, iar reziduurile acide devin anioni.
(NH4)2S04⇄ 2NH+4 + S02-4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Un exemplu de ecuație pentru disocierea electrolitică a sărurilor.
Disocierea electrolitică, video
Și în sfârșit, un videoclip educațional pe tema articolului nostru.
Toate substanțele sunt împărțite în două grupe mari: electrolițiși non-electroliti.
electroliți sunt substanțe (cu excepția metalelor) ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric. Electroliții sunt compuși formați din legături polare ionice sau covalente. aceasta substanțe complexe: săruri, baze, acizi, oxizi metalici (conduc curentul electric numai în topituri).
Non-electroliți Substanțele se numesc substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc curentul electric. Acestea includ substanțe simple și complexe formate din legături covalente cu polare scăzute sau nepolare.
Proprietățile soluțiilor și topiturile electroliților au fost explicate pentru prima dată la sfârșitul secolului al XIX-lea de către omul de știință suedez Svante Arrhenius. Au creat un special teoria disocierii electrolitice , ale căror principale prevederi, modificate și dezvoltate de alți oameni de știință, sunt în prezent formulate după cum urmează.
1. Moleculele (sau unitățile de formulă) de electroliți din soluții sau topituri se descompun în ioni încărcați pozitiv și negativ. Acest proces se numește disociere electrolitică. Suma totală a sarcinilor ionilor pozitivi este egală cu suma sarcinilor ionilor negativi, astfel încât soluțiile sau topiturile electroliților rămân în general neutre din punct de vedere electric. Ionii pot fi simplu , constând dintr-un singur atom (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-) și complex , format din atomi ai mai multor elemente (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –).
Ionii simpli în proprietățile lor fizice, chimice și fiziologice diferă semnificativ de atomii neutri din care au fost formați. În primul rând, ionii sunt particule mult mai stabile decât atomii neutri și pot exista în soluții sau topituri pentru un timp nelimitat fără interacțiune ireversibilă cu mediul.
O astfel de diferență în proprietățile atomilor și ionilor aceluiași element se explică prin structura electronică diferită a acestor particule.
Deci, ionii simpli ai elementelor s și p sunt într-o stare mai stabilă decât atomii neutri, deoarece au o configurație electronică completă a stratului exterior, de exemplu:
Descompunerea electroliților în ioni în topituri se realizează datorită acțiunii temperaturilor ridicate, iar în soluții datorită acțiunii moleculelor de solvent.
O caracteristică a compușilor ionici este că la nodurile lor rețea cristalină există ioni gata pregătiți, iar în procesul de dizolvare a unor astfel de substanțe, dipolii solventului (apa) trebuie doar să distrugă această rețea ionică (Fig. 18).
Substanțe formate din polar legaturi covalente, intră în soluție sub formă de molecule individuale, care, ca și moleculele de H 2 O, sunt dipoli, de exemplu:
+ –
În acest caz, dipolii H 2 O, orientându-se corespunzător în jurul moleculei de electrolit dizolvate, provoacă polarizarea suplimentară a legăturii covalente din aceasta și apoi ruptura finală heterolitică (Fig. 29).
H–ClH + +Cl
Orez. 29. Schema de disociere electrolitică într-o soluție a unei molecule polare de HCI
Procesul de disociere electrolitică are loc concomitent cu procesul de dizolvare a substanțelor și, prin urmare, în soluții toți ionii sunt în stare hidratată (înconjurați de învelișuri de molecule de H 2 O).
Totuși, pentru simplitate, în ecuații reacții chimice ionii sunt reprezentați fără învelișuri de hidratare care îi înconjoară: H +, NO 3 -, K + etc.
2. Ionii de electroliți într-o soluție sau topitură datorită mișcării termice se mișcă aleatoriu în toate direcțiile. Dar dacă electrozii sunt coborâți în soluție sau se topesc și trece un curent electric, atunci ionii electroliți încărcați pozitiv încep să se deplaseze către electrodul încărcat negativ - catodul (de aceea sunt numiți altfel).cationi), iar ionii încărcați negativ - la un electrod încărcat pozitiv - anodul (prin urmare, se numesc diferitanionii).
Astfel, electroliții sunt conductori de al doilea fel. Ei poartă o sarcină electrică datorită mișcării direcționate a ionilor. Metalele sunt conductoare de primul fel, deoarece. conduc un curent electric datorită mișcării direcționate a electronilor.
3. Procesul de disociere electrolitică este reversibil. Odată cu dezintegrarea moleculelor în ioni, are loc întotdeauna procesul invers - combinarea ionilor în molecule sau asociere. Prin urmare, în ecuațiile reacțiilor de disociere electrolitică a substanțelor, în loc de semnul egal „=" puneți semnul de reversibilitate „”, de exemplu:
Ministerul Educației și Științei al Federației Ruse
Universitatea Națională de Cercetare Nucleară MEPhI
Institutul de Inginerie și Tehnologie Balakovo
Disocierea electrolitică
Ghid pentru efectuarea lucrărilor de laborator
la cursul „Chimie” pentru studenții de tehnică
specialități și direcții,
la cursul „Chimie generală și anorganică”
pentru studenții direcției KhMTN
toate formele de educație
Balakovo 2014
Scopul acestei lucrări este de a studia mecanismul de disociere a soluțiilor apoase de electroliți.
NOȚIUNI DE BAZĂ
Disocierea electrolitică este procesul de dezintegrare a moleculelor de substanțe în ioni sub acțiunea molecule polare solvent. Electroliții sunt substanțe care conduc un curent electric într-o soluție sau topitură (acestea includ mulți acizi, baze, săruri).
Conform teoriei teoriei electrolitice a lui S. Arrhenius (1887), atunci când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun (se disociază) în ioni încărcați pozitiv și negativ. Ionii încărcați pozitiv se numesc cationi, aceștia includ hidrogen și ioni metalici. Ionii încărcați negativ sunt numiți anioni, aceștia includ ioni de reziduuri acide și ioni de hidroxid. Sarcina totală a tuturor ionilor este zero, deci soluția este în general neutră. Proprietățile ionilor diferă de proprietățile atomilor din care sunt formați. Disocierea electrolitică este un proces reversibil (reacția inversă se numește asociere). Această teorie a fost completată ulterior de D.I. Mendeleev și I.A. Pantofi cu toc.
Mecanismul de disociere electrolitică
Electroliții sunt substanțe în moleculele cărora atomii sunt legați prin legături ionice sau polare. Conform conceptelor moderne, disocierea electrolitică are loc ca urmare a interacțiunii moleculelor de electroliți cu moleculele de solvent polar. Solvația este interacțiunea ionilor cu moleculele de solvent. Hidratarea este procesul de interacțiune a ionilor cu moleculele de apă.
În funcție de structura substanței dizolvate în stare anhidră, disocierea acesteia are loc în moduri diferite.
Cel mai ușor este să disociezi substanțele cu o legătură ionică, care constau din ioni. Când astfel de compuși (de exemplu, NaCl) sunt dizolvați, dipolii apei sunt orientați în jurul ionilor pozitivi și negativi ai rețelei cristaline. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciprocă. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește și are loc tranziția ionilor de la cristal la soluție. În acest caz, se formează ioni hidratați, adică. ionii legați chimic de moleculele de apă
Fig.1. Schema de disociere a unei molecule a unei substanțe cu o legătură ionică
Procesul de disociere electrolitică poate fi exprimat prin ecuație
NaCI + (m+n)H20 
Na + (H20) m + CI - (H20) n
De obicei, procesul de disociere este scris ca o ecuație, omițând solventul (H 2 O)
NaCl 
Na + + Cl -
Moleculele cu o legătură polară covalentă (de exemplu, HCI) se disociază în mod similar. Dipolii de apă sunt, de asemenea, orientați în jurul fiecărei molecule polare a substanței, care sunt atrași de polii lor negativi către polul pozitiv al moleculei și de către polii lor pozitivi către polul negativ. Ca urmare a acestei interacțiuni, norul de electroni de legare (perechea de electroni) este complet mutat la atomul cu o electronegativitate mai mare, molecula polară se transformă într-una ionică, iar apoi ionii hidratați se formează cu ușurință. Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială.
Fig.2. Schema disocierii unei molecule de substanță de un covalent
legătura polară
Disocierea electrolitică a HCl este exprimată prin ecuație
HCI + (m+n)H20 
H + (H20) m + CI - (H20) n
sau, omițând solventul (H2O),
KAn 
K++A-
Pentru a caracteriza cantitativ procesul de disociere se introduce conceptul de grad de disociere (α). Gradul de disociere a electrolitului arată ce parte din moleculele dizolvate ale substanței s-a descompus în ioni. Gradul de disociere al unui electrolit este raportul dintre numărul de molecule disociate (N insulta) la numărul total de molecule dizolvate (N)
(1)
Gradul de disociere este de obicei exprimat fie în fracții de unitate, fie ca procent, de exemplu, pentru o soluție de 0,1 n acid acetic CH3COOH
α= 0,013 (sau 1,3). Gradul de disociere depinde de natura electrolitului și solventului, temperatură și concentrație.
În funcție de gradul de disociere (α), toți electroliții sunt împărțiți în trei grupuri. Electroliții cu un grad de disociere mai mare de 0,3 (30%) sunt de obicei numiți electroliți puternici, cu un grad de disociere de la 0,02 (2%) la 0,3 (30%) - mediu, mai mic de 0,02 (2%) - electroliți slabi.
electroliți puternici - compuși chimici, ale căror molecule în soluții diluate sunt aproape complet disociate în ioni. Într-o soluție de electrolit puternic, solutul se găsește în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente. Gradul de disociere a unor astfel de electroliți este aproape de 1. Electroliții puternici includ:
1) acizi (H2S04, HCI, HNO3, HBr, HI, HCI04, HMn04);
2) baze - hidroxizi ai metalelor din primul grup al subgrupului principal (alcalii) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, precum și hidroxizi ai metalelor alcalino-pământoase - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH)2;.
3) săruri solubile în apă (vezi tabelul de solubilitate).
Electroliții cu rezistență medie includ H3PO4, HF etc.
Electroliții slabi se disociază în ioni într-o măsură foarte mică, în soluții sunt în principal în stare nedisociată (în formă moleculară). Electroliții slabi includ:
1) acizi anorganici (H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H2Si03, HCNS, HClO, HCl02, HBrO, H3BO3 etc.);
2) hidroxid de amoniu (NH4OH);
3) apă H20;
4) săruri și hidroxizi insolubile și puțin solubile ale anumitor metale (vezi tabelul de solubilitate);
5) majoritatea acizilor organici (de exemplu, CH 3 COOH acetic, HCOOH formic).
Pentru electroliții slabi, se stabilește un echilibru între moleculele nedisociate și ioni.
CH3COOH 
H ++ CH 3 COO -
La echilibru constant, bazat pe legea acțiunii masei
Constanta de disociere K indică puterea moleculelor dintr-o soluție dată: cu cât K este mai mic, cu atât electrolitul se disociază mai slab și cu atât moleculele sale sunt mai stabile.
Constanta de disociere este legată de gradul de disociere prin dependență
,
(2)
unde – α este gradul de disociere;
c este concentrația molară a electrolitului din soluție, mol/L.
Dacă gradul de disociere α este foarte mic, atunci poate fi neglijat
K= 
sau α= 
(4)
Dependența (4) este o expresie matematică a legii diluției de W. Ostwald.
Comportarea soluțiilor de electroliți slabi este descrisă de legea Ostwald, iar soluțiile diluate de electroliți puternici - de Debye-Hückel (5):
K= 
,
(5)
unde concentrația (c) este înlocuită cu activitatea (a) care caracterizează cel mai exact comportamentul electroliților puternici. Coeficienții de activitate depind de natura solventului și a solutului, de concentrația soluției și, de asemenea, de temperatură.
Activitatea este legată de concentrare prin următoarea relație:
(6)
unde γ este coeficientul de activitate, care ia în considerare în mod formal toate tipurile de interacțiuni ale particulelor într-o soluție dată, conducând la o abatere de la proprietățile soluțiilor ideale.
Disocierea diverșilor electroliți
Conform teoriei disocierii electrolitice, un acid este un electrolit care se disociază cu formarea ionilor de H + și a unui reziduu acid.
HNO3 
H ++ NO 3 -
H2SO4 
2H + + SO 4 2-
Un electrolit care se disociază pentru a forma ioni de hidroxid OH - se numește bază. De exemplu, hidroxidul de sodiu se disociază conform schemei:
NaOH 
Na++OH-
Acizii polibazici, precum și bazele metalelor polivalente, se disociază în etape, de exemplu,
1 treaptă H2CO3 
H + + HCO 3 -
2 trepte HCO 3 – 
H ++ CO 3 2–
Disocierea în prima etapă este caracterizată printr-o constantă de disociere K 1 = 4,3 10 -7
Disocierea în a doua etapă este caracterizată printr-o constantă de disociere K 2 = 5,6 10 -11
Echilibru total
H2CO3 
2H ++ CO 3 2-
Constanta de echilibru total
Disocierea treptată a bazelor multivalente
1 pas Cu(OH) 2 
+ +OH-
2 pas + 
Cu 2+ + OH -
Pentru disocierea treptată, întotdeauna K 1 >K 2 >K 3 >..., deoarece energia care trebuie cheltuită pentru a detașa un ion este minimă atunci când acesta este desprins dintr-o moleculă neutră.
Electroliții sunt numiți amfoteri dacă se disociază ca acid și ca bază, de exemplu, hidroxid de zinc:
2H++2- 
Zn(OH)2 + 2H20 
+2OH-
Electroliții amfoteri includ hidroxid de aluminiu Al (OH) 3, plumb Pb (OH) 2, staniu Sn (OH) 2 și alții.
Sărurile medii (normale), solubile în apă, se disociază cu formarea de ioni metalici încărcați pozitiv și de ioni încărcați negativ ai reziduului acid
Ca(NO 3) 2 
Ca 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–
Săruri acide (hidrosăruri) - electroliți care conțin hidrogen în anion, capabili să se desprindă sub forma unui ion de hidrogen H +. Disocierea sărurilor acide are loc în etape, de exemplu:
1 etapă KHCO 3 
K ++ HCO 3 -
2 trepte HCO 3 – 
H ++ CO 3 2–
Gradul de disociere electrolitică în a doua etapă este foarte mic, astfel încât soluția de sare acidă conține doar un număr mic de ioni de hidrogen.
Sărurile bazice (hidroxisărurile) sunt electroliți care conțin una sau mai multe grupări hidroxo OH - în cation.Sărurile bazice se disociază cu formarea de reziduuri bazice și acide. De exemplu:
1 etapă FeOHCI2 
2+ + 2Cl –
Pasul 2 2+ 
Fe 3+ + OH -
Sărurile duble se disociază în cationi și anioni metalici
KAl(SO4) 2 
K ++ Al 3+ + 2SO 4 2-
Sărurile complexe se disociază pentru a forma un ion complex
K 3 
3K++3-
Reacții de schimb în soluții de electroliți
Reacțiile de schimb între electroliții din soluție merg în direcția legării ionilor și formării de substanțe gazoase slab solubile sau electroliți slabi. Ionico-molecular sau doar ecuații ionice reacțiile de schimb reflectă starea electrolitului în soluție. În aceste ecuații, electroliții puternici solubili se scriu sub forma ionilor lor constitutivi, iar electroliții slabi, substanțele slab solubile și gazoase sunt înscriși în mod convențional sub formă moleculară, indiferent dacă sunt reactivii inițiali sau produșii de reacție. În ecuația ionic-moleculară, ionii identici sunt excluși din ambele părți. La compilarea ecuațiilor ion-moleculare, trebuie amintit că suma sarcinilor din partea stângă a ecuației trebuie să fie egală cu suma sarcinilor din partea dreaptă a ecuației. Când compilați ecuații, consultați tabelul. 1.2 aplicații.
De exemplu, scrieți ecuațiile reacției ion-moleculare dintre substanța Cu (NO 3) 2 și Na 2 S.
Ecuația reacției în formă moleculară:
Сu (NO 3) 2 + Na 2 S \u003d СuS 
+2NaNO3
Ca rezultat al interacțiunii electroliților, se formează un precipitat de CuS.
Ecuația moleculară ionică
Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS 
+2Na + + 2NO 3 -
Eliminând aceiași ioni din ambele părți ale ecuației Na + și NO 3 - obținem o ecuație de reacție ion-moleculară scurtată:
Cu 2+ + S 2- = CuS 
Disocierea apei
Apa este un electrolit slab și se disociază în ioni într-o mică măsură.
H2O 
H + + OH -
K= 
sau = K = K in
K în \u003d 10 -14 se numește produsul ionic al apei și este o valoare constantă. Pentru apa pură la 25 0 C, concentrațiile ionilor H + și OH - sunt egale între ele și egale cu 10 -7 mol / l, deci · = 10 -14.
Pentru solutii neutre =10 -7, pt solutii acide>10 -7, iar pentru alcaline<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.
În practică, aciditatea sau alcalinitatea unei soluții este exprimată într-un mod mai convenabil utilizând pH sau pOH.
pH =– lg;
рОН \u003d - lg [OH - ]
De exemplu, dacă = 10 -3 mol/l, atunci pH =– lg = 3; dacă \u003d 10 -8 mol / l, atunci pH \u003d - lg \u003d 8. Într-un mediu neutru, pH \u003d 7, într-un mediu acid, pH< 7, в щелочной среде рН >7.
Aproximativ, reacția unei soluții poate fi determinată folosind substanțe speciale numite indicatori, a căror culoare se va schimba în funcție de concentrația ionilor de hidrogen.
CERINȚE DE SIGURANȚĂ
1. Experimentele cu substanțe cu miros neplăcut și toxice trebuie efectuate într-o hotă.
2. Când recunoașteți gazul degajat după miros, direcționați jetul cu mișcări ale mâinii de la vas spre dvs.
3. La efectuarea experimentului, este necesar să se asigure că reactivii nu ajung pe față, haine și un tovarăș din apropiere.
Când încălziți lichide, în special acizi și baze, țineți eprubeta cu orificiul departe de dvs.
Când se diluează acidul sulfuric, nu se poate adăuga apă la acid; este necesar să se toarne acidul cu grijă, în porții mici în apă rece, amestecând soluția.
Toate sticlele de reactivi trebuie să fie închise cu dopuri adecvate.
Reactivii lăsați după lucru nu trebuie turnați sau turnați în sticle de reacție (pentru a evita contaminarea).
PROCEDURA DE LUCRU
Exercitiul 1. Schimbarea culorii indicatoarelor într-un mediu neutru, acid și alcalin.
Reactivi si echipamente: turnesol; metil portocală; fenolftaleină; soluţie de acid clorhidric HCI, 0,1 n; soluție de hidroxid de NaOH, 0,1 N; eprubete.
1. Turnați 1-2 ml de apă distilată în trei eprubete și adăugați indicatori: turnesol, metil portocală, fenolftaleină. Observați culoarea lor.
2. Turnați 1-2 ml de soluție de acid clorhidric 0,1 în trei eprubete și adăugați aceiași indicatori. Observați schimbarea culorii indicatoarelor față de culoarea lor în apă.
3. Se toarnă soluție de hidroxid de sodiu 0,1 N în trei eprubete, câte 1-2 ml fiecare și se adaugă aceiași indicatori. Observați schimbarea culorii indicatoarelor față de culoarea lor în apă.
Înregistrați rezultatele observației sub forma unui tabel:
Sarcina 2. Forța relativă a bazei
Reactivi și echipamente: soluție de clorură de calciu CaCl 2 , 2n; soluție de hidroxid de NaOH, 2n; soluție de hidroxid de amoniu NH4OH, 2n; eprubete.
Se toarnă 1-2 ml de clorură de calciu în două eprubete, se adaugă soluție de hidroxid de amoniu în primul tub, aceeași cantitate de soluție de hidroxid de sodiu în al doilea tub.
Înregistrați-vă observațiile. Faceți o concluzie despre gradul de disociere a acestor baze.
Sarcina 3. Reacții de schimb între soluțiile de electroliți
Reactivi și echipamente: soluție de clorură de fier FeCl 3 , 0,1n; soluție de sulfat de cupru CuSO 4, 0,1n; soluţie de carbonat de sodiu Na2C03, 0,1 N; soluție de hidroxid de NaOH, 0,1 N; soluție de acid clorhidric HCI, 0,1 N; o soluţie de clorură de bariu BaCI2, 0,1 N; soluţie de sulfat de sodiu Na2S04, 0,1n; o soluţie de hexacianoferat(II) K4 de potasiu, 0,1 N; eprubete.
a) Reacţii cu formarea de substanţe insolubile (precipitat).
Se toarnă 1-2 ml de clorură de fier FeCl 3 în prima eprubetă și se adaugă același volum de hidroxid de sodiu NaOH, 1-2 ml de BaCl 2 și același volum de sulfat de sodiu Na 2 SO 4 în a doua eprubetă.
Scrieți ecuațiile reacțiilor în curs în formă moleculară, ionică și ionică prescurtată.
b) Reacţii cu formarea gazelor.
Se toarnă 1-2 ml de soluție de carbonat de sodiu Na 2 CO 3 într-o eprubetă și se adaugă același volum de soluție de acid clorhidric HCI.
Notați observațiile (indicați culoarea și mirosul gazului). Numiți substanța gazoasă rezultată.
Scrieți ecuațiile reacțiilor în curs în formă moleculară, ionică și ionică prescurtată.
c) Reacții care au loc cu formarea de substanțe cu disociere scăzută.
Se toarnă în prima eprubetă - 1-2 ml de soluție de hidroxid de NaOH și se adaugă același volum de soluție de acid clorhidric HCl, în a doua eprubetă - 1-2 ml de soluție de sulfat de cupru CuSO 4 se adaugă același volum de hexacianoferrat de potasiu ( II) Soluţie K 4.
Notați observațiile (indicați culoarea precipitatului format al sării complexe de hexacianoferrat de cupru).
Scrieți ecuațiile reacțiilor în curs în formă moleculară, ionică și ionică prescurtată.
Sarcina 4. Diferența dintre sare dublă și complexă
Reactivi și echipamente: soluție de clorură de fier FeCl 3 , 0,1n; soluție de tiocianat de potasiu KSCN, 0,1 N; soluție de fier-amoniac alaun NH4Fe(SO4)2, 0,1n; o soluție de fier-cianură de potasiu K3; 0,1n; eprubete.
1. Se toarnă o soluție de clorură ferică FeCl 3 într-o eprubetă, apoi se adaugă puțin tiocianat de potasiu KSCN. Înregistrați-vă observațiile.
Scrieți ecuațiile reacțiilor în curs în formă moleculară, ionică și ionică prescurtată. Ion SCN - este un reactiv caracteristic pentru ionul Fe 3+, atunci când aceștia interacționează, se obține rhodan fier Fe (SCN) 3 - o sare slab disociată de culoare roșie sânge.
2. Se toarnă o soluție de fier-amoniu alaun NH 4 Fe (SO 4) 2 într-o eprubetă, o soluție de potasiu fier-cianură K 3 în alta și se toarnă puțină soluție de tiocianat de potasiu KSCN în fiecare dintre ele.
Scrieți ecuațiile reacțiilor în curs în formă moleculară, ionică și ionică prescurtată.
Înregistrați-vă observațiile. În ce compus se găsește ionul feric? În ce compus este legat acest ion ca ion complex?
Sarcina 5. Deplasarea echilibrului ionic atunci când un ion cu același nume este introdus într-o soluție
NH4OH - bază slabă, disociind conform ecuației:
NH40H 
NH4 + +OH -
NH 4 Cl - se disociază în soluţie conform ecuaţiei
NH4Cl 
NH4++ CI
Reactivi și echipamente: soluție de hidroxid de amoniu 0,1 m NH 4 OH, 0,1 n; fenolftaleină, clorură de amoniu cristalină NH4Cl; eprubete.
Într-o eprubetă cu o soluție de NH 4 OH, adăugați 2-3 picături de fenolftaleină, care este un indicator pentru grupul OH, amestecați și turnați soluția în două eprubete: lăsați o eprubetă pentru comparație, adăugați un vârf de vârf de NH 4 Cl cristalin la al doilea - se observă o slăbire a culorii soluţiei.
Slăbirea culorii purpurie a soluției se explică prin faptul că, atunci când clorură de amoniu este introdusă în soluție, concentrația ionului NH 4 + crește, ceea ce deplasează echilibrul în partea stângă și aceasta duce la o scădere a concentrația ionilor OH în soluție.
