Látky, ktorých roztoky (alebo taveniny) vedú elektriny, sa volajú e le c t r o l i t a m i Často sa samotné roztoky týchto látok nazývajú aj elektrolyty. Tieto roztoky (taveniny) elektrolytov sú vodiče druhého druhu, keďže prenos elektriny sa v nich uskutočňuje pohybom i o n o v - nabité častice. Častica, ktorá je kladne nabitá, sa nazýva katión (Ca +2), častica nesúca záporný náboj - anión (ON -). Ióny môžu byť jednoduché (Ca+2, H+) a komplexné (RO4+3, HCO3+2).
Zakladateľom teórie elektrolytickej disociácie je švédsky vedec S. Arrhenius. Podľa teórie elektrolytická disociácia nazývaný rozpad molekúl na ióny, keď sú rozpustené vo vode, a k tomu dochádza bez vplyvu elektrického prúdu. Táto teória však nezodpovedala otázky: čo spôsobuje výskyt iónov v roztokoch a prečo kladné ióny, ktoré sa zrážajú s negatívnymi, netvoria neutrálne častice.
Ruskí vedci prispeli k rozvoju tejto teórie: D.I. Mendelejev, I. A. Kablukov - zástancovia chemickej teórie roztokov, ktorí venovali pozornosť účinku rozpúšťadla v procese disociácie. Kablukov tvrdil, že rozpustená látka interaguje s rozpúšťadlom ( solvatačný proces ) tvoriace produkty rôzneho zloženia ( s o l v a t y ).
Solvát je ión obklopený molekulami rozpúšťadla (škrupina solvátu), ktoré môžu mať rôzne množstvá (vďaka tomu sa dosiahne variabilné zloženie). Ak je rozpúšťadlom voda, potom sa nazýva proces interakcie molekúl rozpustenej látky a rozpúšťadla g i d r a t a c i e y, a produkt interakcie je g i d r a t o m.
Príčinou elektrolytickej disociácie je teda solvatácia (hydratácia). A práve solvatácia (hydratácia) iónov zabraňuje spätnému spojeniu do neutrálnych molekúl.
Kvantitatívne je proces disociácie charakterizovaný hodnotou stupne elektrolytickej disociácie ( α ), čo je pomer množstva hmoty rozloženej na ióny k Celkom rozpustená látka. Z toho vyplýva, že pre silné elektrolyty α = 1 alebo 100% (v roztoku sú prítomné ióny rozpustenej látky), pre slabé elektrolyty 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (v roztoku nie sú žiadne ióny). Okrem povahy rozpustenej látky a rozpúšťadla aj množstvo α závisí od koncentrácie roztoku a teploty.
Ak je rozpúšťadlom voda, silné elektrolyty zahŕňajú:
1) všetky soli;
2) nasledujúce kyseliny: HCl, HBr, HI, H2S04, HN03, HC104;
3) nasledujúce zásady: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Proces elektrolytickej disociácie je reverzibilný, preto ho možno charakterizovať hodnotou rovnovážnej konštanty, ktorá sa v prípade slabého elektrolytu nazýva tzv. disociačná konštanta (K D ) .
Čím väčšia je táto hodnota, tým ľahšie sa elektrolyt rozkladá na ióny, tým viac sú jeho ióny v roztoku. Napríklad: HF ═ H + + F־
Táto hodnota je pri danej teplote konštantná a závisí od charakteru elektrolytu, rozpúšťadla.
Viacsýtne kyseliny a polykyselinové zásady disociujú v krokoch. Napríklad molekuly kyseliny sírovej najskôr odstránia jeden vodíkový katión:
H2SO4 ═ H++ HSO4~.
Eliminácia druhého iónu podľa rovnice
HSO 4 ~ ═ H++ SO 4 ~ 2
je oveľa zložitejšie, pretože musí prekonať príťažlivosť dvojnásobne nabitého iónu S04-2, ktorý, samozrejme, priťahuje vodíkový ión k sebe silnejšie ako jednoducho nabitý ión HSO4. Preto sa druhý stupeň disociácie vyskytuje v oveľa menšom rozsahu ako prvý.
Bázy obsahujúce viac ako jednu hydroxylovú skupinu v molekule sa tiež disociujú v krokoch. Napríklad:
Ba(OH)2-BaOH++ OH-;
BaOH + \u003d Ba2+ + OH -.
Stredné (normálne) soli sa vždy disociujú na kovové ióny a zvyšky kyselín:
CaCl2 \u003d Ca2+ + 2Cl -;
Na2S04 \u003d 2Na + + S04 2-.
Kyslé soli, ako viacsýtne kyseliny, disociujú v krokoch. Napríklad:
NaHC03 \u003d Na++ HCO3-;
HCO3 - \u003d H+ + CO3 2-.
Stupeň disociácie v druhom stupni je však veľmi malý, takže roztok kyslej soli obsahuje len malý počet vodíkových iónov.
Zásadité soli disociujú na ióny zásaditých a kyslých zvyškov. Napríklad:
Fe(OH)Cl2 = FeOH2+ + 2Cl-.
K sekundárnej disociácii iónov hlavných zvyškov na kovové a hydroxylové ióny takmer nedochádza.
Vodné roztoky určitých látok sú vodičmi elektrického prúdu. Tieto látky sú klasifikované ako elektrolyty. Elektrolyty sú kyseliny, zásady a soli, taveniny určitých látok.
DEFINÍCIA
Proces rozkladu elektrolytov na ióny vo vodných roztokoch a taveniny pôsobením elektrického prúdu je tzv. elektrolytická disociácia.
Roztoky niektorých látok vo vode nevedú elektrický prúd. Takéto látky sa nazývajú neelektrolyty. Medzi ne patrí mnoho Organické zlúčeniny ako je cukor a alkoholy.
Teória elektrolytickej disociácie
Teóriu elektrolytickej disociácie sformuloval švédsky vedec S. Arrhenius (1887). Hlavné ustanovenia teórie S. Arrhenia:
- pri rozpustení vo vode sa elektrolyty rozkladajú (disociujú) na kladne a záporne nabité ióny;
- pôsobením elektrického prúdu sa kladne nabité ióny pohybujú smerom ku katóde (katióny) a záporne nabité smerom k anóde (anióny);
— disociácia je reverzibilný proces
KA ↔ K + + A −
Mechanizmus elektrolytickej disociácie spočíva v iónovo-dipólovej interakcii medzi iónmi a vodnými dipólmi (obr. 1).
Ryža. 1. Elektrolytická disociácia roztoku chloridu sodného
Najľahšie disociujú látky s iónovou väzbou. Podobne dochádza k disociácii v molekulách vytvorených podľa typu polárnej kovalentnej väzby (povaha interakcie je dipól-dipól).
Disociácia kyselín, zásad, solí
Počas disociácie kyselín sa vždy vytvárajú vodíkové ióny (H +), alebo skôr hydróniové ióny (H 3 O +), ktoré sú zodpovedné za vlastnosti kyselín (kyslá chuť, pôsobenie indikátorov, interakcia so zásadami atď. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Pri disociácii zásad vždy vznikajú hydroxidové ióny (OH -), ktoré sú zodpovedné za vlastnosti zásad (zmena farby indikátorov, interakcia s kyselinami a pod.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soli sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú katióny kovov (resp. amónny katión NH 4 +) a anióny zvyškov kyselín.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Viacsýtne kyseliny a zásady disociujú v krokoch.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I stupeň)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (štádium II)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I štádium)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Stupeň disociácie
Medzi elektrolytmi sa rozlišujú slabé a silné roztoky. Na charakterizáciu tohto opatrenia existuje pojem a veľkosť stupňa disociácie (). Stupeň disociácie je pomer počtu molekúl disociovaných na ióny k celkový počet molekuly. často vyjadrené v %.
Medzi slabé elektrolyty patria látky, v ktorých je v decimolovom roztoku (0,1 mol/l) stupeň disociácie menší ako 3 %. Medzi silné elektrolyty patria látky, v ktorých je v decimolovom roztoku (0,1 mol / l) stupeň disociácie viac ako 3 %. Roztoky silných elektrolytov neobsahujú nedisociované molekuly a proces asociácie (asociácie) vedie k tvorbe hydratovaných iónov a iónových párov.
Stupeň disociácie je ovplyvnený najmä povahou rozpúšťadla, povahou rozpustenej látky, teplotou (u silných elektrolytov so zvyšujúcou sa teplotou stupeň disociácie klesá a u slabých elektrolytov prechádza maximom v teplotnom rozsahu 60 o C), skoncentrovanie roztokov, zavedenie rovnomenných iónov do roztoku.
Amfotérne elektrolyty
Existujú elektrolyty, ktoré po disociácii vytvárajú ióny H + aj OH -. Takéto elektrolyty sa nazývajú amfotérne, napríklad: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 atď.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Rovnice iónovej reakcie
Reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi - iónové reakcie, ktoré sú napísané pomocou iónových rovníc v molekulových, plne iónových a redukovaných iónových formách. Napríklad:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulárna forma)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO42- = BaS04↓+ 2 Na + + 2 Cl− (plná iónová forma)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (skrátená iónová forma)
hodnota pH
Voda je slabý elektrolyt, takže proces disociácie prebieha v malom rozsahu.
H 2 O ↔ H + + OH -
Zákon hromadného pôsobenia možno použiť na akúkoľvek rovnováhu a výraz pre rovnovážnu konštantu možno zapísať:
K = /
Rovnovážna koncentrácia vody je teda konštantná hodnota.
K = = KW
Kyslosť (zásaditosť) vodného roztoku sa vhodne vyjadruje ako desatinný logaritmus molárnej koncentrácie vodíkových iónov s opačným znamienkom. Táto hodnota sa nazýva indikátor pH(pH).
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (prvá fáza)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (druhý stupeň)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (tretia etapa)
Takto vyzerajú chemické rovnice elektrolytická disociácia kyselín. Príklad ukazuje elektrolytickú disociáciu kyseliny H3PO4, ktorá sa rozkladá na vodík H (katión) a anódové ióny. Okrem toho disociácia mnohých zásaditých kyselín spravidla prechádza iba prvým stupňom.
Elektrolytická disociácia zásad
Zásady sa líšia od kyselín tým, že pri ich disociácii vznikajú hydroxidové ióny ako katióny.
Príklad chemickej disociačnej rovnice pre bázy
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Zásady, ktoré sa rozpúšťajú vo vode, sa nazývajú zásady, nie je ich až tak veľa, hlavne zásady alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH a Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Va(OH)2, Ra(OH)2
Elektrolytická disociácia solí
Pri elektrolytickej disociácii solí vznikajú kovy ako katióny, ako aj amónny katión NH 4 a zvyšky kyselín sa stávajú aniónmi.
(NH4)2S04⇄2NH+4 + S02-4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Príklad rovnice pre elektrolytickú disociáciu solí.
Elektrolytická disociácia, video
A na záver vzdelávacie video na tému nášho článku.
Všetky látky sú rozdelené do 2 veľkých skupín: elektrolytov a neelektrolytov.
elektrolytov sú látky (okrem kovov), ktorých roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd. Elektrolyty sú zlúčeniny tvorené iónovými alebo kovalentnými polárnymi väzbami. to komplexné látky: soli, zásady, kyseliny, oxidy kovov (vedú elektrický prúd len v taveninách).
Neelektrolyty Látky sa nazývajú látky, ktorých roztoky alebo taveniny nevedú elektrický prúd. Patria sem jednoduché a zložité látky tvorené nízkopolárnymi alebo nepolárnymi kovalentnými väzbami.
Vlastnosti roztokov a tavenín elektrolytov prvýkrát vysvetlil koncom 19. storočia švédsky vedec Svante Arrhenius. Vytvorili špeciál teória elektrolytickej disociácie , ktorého hlavné ustanovenia, upravené a vyvinuté inými vedcami, sú v súčasnosti formulované nasledovne.
1. Molekuly (alebo jednotky vzorca) elektrolytov v roztokoch alebo taveninách sa rozkladajú na kladne a záporne nabité ióny. Tento proces sa nazýva elektrolytická disociácia. Celkový súčet nábojov kladných iónov sa rovná súčtu nábojov záporných iónov, takže roztoky alebo taveniny elektrolytov vo všeobecnosti zostávajú elektricky neutrálne. Ióny môžu byť jednoduché , pozostávajúce iba z jedného atómu (Na+, Cu2+, Cl -, S2-), a komplexné , pozostávajúce z atómov viacerých prvkov (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –).
Jednoduché ióny sa svojimi fyzikálnymi, chemickými a fyziologickými vlastnosťami výrazne líšia od neutrálnych atómov, z ktorých vznikli. Po prvé, ióny sú oveľa stabilnejšie častice ako neutrálne atómy a môžu existovať v roztokoch alebo taveninách neobmedzene dlho bez nezvratnej interakcie s prostredím.
Takýto rozdiel vo vlastnostiach atómov a iónov toho istého prvku sa vysvetľuje odlišnou elektrónovou štruktúrou týchto častíc.
Jednoduché ióny s- a p-prvkov sú teda v stabilnejšom stave ako neutrálne atómy, pretože majú kompletnú elektronickú konfiguráciu vonkajšej vrstvy, napríklad:
Rozklad elektrolytov na ióny v taveninách sa uskutočňuje pôsobením vysokých teplôt a v roztokoch pôsobením molekúl rozpúšťadla.
Znakom iónových zlúčenín je to, že v ich uzloch kryštálová mriežka existujú hotové ióny a v procese rozpúšťania takýchto látok musia dipóly rozpúšťadla (vody) túto iónovú mriežku iba zničiť (obr. 18).
Látky tvorené polárnymi Kovalentné väzby prechádzajú do roztoku vo forme jednotlivých molekúl, ktoré sú podobne ako molekuly H2O dipólmi, napr.
+ –
V tomto prípade dipóly H 2 O, ktoré sa vhodne orientujú okolo rozpustenej molekuly elektrolytu, spôsobujú ďalšiu polarizáciu kovalentnej väzby v nej a následne jej konečné heterolytické pretrhnutie (obr. 29).
H-ClH++Cl
Ryža. 29. Schéma elektrolytickej disociácie v roztoku polárnej molekuly HCl
Proces elektrolytickej disociácie prebieha súčasne s procesom rozpúšťania látok, a preto sú v roztokoch všetky ióny v hydratovanom stave (obklopené obalmi molekúl H 2 O).
Avšak pre zjednodušenie v rovniciach chemické reakcie ióny sú zobrazené bez hydratačných obalov, ktoré ich obklopujú: H +, NO 3 -, K + atď.
2. Ióny elektrolytov v roztoku alebo tavenine sa v dôsledku tepelného pohybu náhodne pohybujú vo všetkých smeroch. Ak sa však elektródy spustia do roztoku alebo taveniny a prejde elektrický prúd, potom sa kladne nabité ióny elektrolytu začnú pohybovať smerom k záporne nabitej elektróde - katóde (preto sa inak nazývajúkatiónov) a záporne nabité ióny - na kladne nabitú elektródu - anódu (preto sa nazývajú inakanióny).
Elektrolyty sú teda vodičmi druhého druhu. Nesú elektrický náboj v dôsledku usmerneného pohybu iónov. Kovy sú vodičmi prvého druhu, pretože. viesť elektrický prúd v dôsledku usmerneného pohybu elektrónov.
3. Proces elektrolytickej disociácie je reverzibilný. Spolu s rozpadom molekúl na ióny vždy nastáva opačný proces - spojenie iónov do molekúl alebo asociácia. Preto v rovniciach reakcií elektrolytickej disociácie látok namiesto znamienka rovnosti "=" vložte znamienko reverzibilnosti "", napríklad:
Ministerstvo školstva a vedy Ruskej federácie
Národná výskumná jadrová univerzita MEPhI
Inžiniersky a technologický inštitút v Balakove
Elektrolytická disociácia
Pokyny na vykonávanie laboratórnych prác
na kurze "Chémia" pre študentov technického smeru
špeciality a smery,
na kurze "Všeobecná a anorganická chémia"
pre študentov smeru KhMTN
všetky formy vzdelávania
Balakovo 2014
Cieľom tejto práce je študovať mechanizmus disociácie vodných roztokov elektrolytov.
ZÁKLADNÉ POJMY
Elektrolytická disociácia je proces rozpadu molekúl látok na ióny pôsobením polárne molekuly solventný. Elektrolyty sú látky, ktoré vedú elektrický prúd v roztoku alebo tavenine (patria sem mnohé kyseliny, zásady, soli).
Podľa teórie elektrolytickej teórie S. Arrhenia (1887) sa elektrolyty po rozpustení vo vode rozkladajú (disociujú) na kladne a záporne nabité ióny. Kladne nabité ióny sa nazývajú katióny, patria sem vodíkové a kovové ióny. Záporne nabité ióny sa nazývajú anióny, patria sem ióny zvyškov kyselín a hydroxidové ióny. Celkový náboj všetkých iónov je nulový, takže roztok je vo všeobecnosti neutrálny. Vlastnosti iónov sa líšia od vlastností atómov, z ktorých sú tvorené. Elektrolytická disociácia je reverzibilný proces (reverzná reakcia sa nazýva asociácia). Túto teóriu neskôr doplnil D.I. Mendelejev a I.A. Podpätky.
Mechanizmus elektrolytickej disociácie
Elektrolyty sú látky, v ktorých molekuly sú atómy spojené iónovými alebo polárnymi väzbami. Podľa moderných koncepcií dochádza k elektrolytickej disociácii v dôsledku interakcie molekúl elektrolytu s molekulami polárneho rozpúšťadla. Solvácia je interakcia iónov s molekulami rozpúšťadla. Hydratácia je proces interakcie iónov s molekulami vody.
V závislosti od štruktúry rozpustenej látky v bezvodom stave prebieha jej disociácia rôznymi spôsobmi.
Najjednoduchšie je disociovať látky s iónovou väzbou, ktoré pozostávajú z iónov. Keď sa takéto zlúčeniny (napríklad NaCl) rozpustia, dipóly vody sú orientované okolo kladných a záporných iónov kryštálovej mriežky. Medzi iónmi a dipólmi vody vznikajú sily vzájomnej príťažlivosti. V dôsledku toho sa väzba medzi iónmi oslabuje a dochádza k prechodu iónov z kryštálu do roztoku. V tomto prípade vznikajú hydratované ióny, t.j. ióny chemicky viazané na molekuly vody
Obr.1. Schéma disociácie molekuly látky s iónovou väzbou
Proces elektrolytickej disociácie možno vyjadriť rovnicou
NaCl+ (m+n)H20 
Na+ (H20) m + Cl - (H20) n
Zvyčajne sa proces disociácie zapisuje ako rovnica, pričom sa vynecháva rozpúšťadlo (H 2 O)
NaCl 
Na + + Cl -
Molekuly s kovalentnou polárnou väzbou (napríklad HCl) disociujú podobne. Okolo každej polárnej molekuly látky sú tiež orientované vodné dipóly, ktoré sú priťahované svojimi zápornými pólmi k kladnému pólu molekuly a kladnými pólmi k zápornému pólu. V dôsledku tejto interakcie sa väzobný elektrónový oblak (elektrónový pár) úplne posunie k atómu s vyššou elektronegativitou, polárna molekula sa zmení na iónovú a potom ľahko vznikajú hydratované ióny. Disociácia polárnych molekúl môže byť úplná alebo čiastočná.
Obr.2. Schéma disociácie molekuly látky od kovalentnej
polárna väzba
Elektrolytická disociácia HCl je vyjadrená rovnicou
HCl+ (m+n)H20 
H+ (H20) m + Cl - (H20) n
alebo vynechaním rozpúšťadla (H20),
KAn 
K++A-
Na kvantitatívnu charakterizáciu procesu disociácie sa zavádza pojem stupeň disociácie (α). Stupeň disociácie elektrolytu ukazuje, aká časť rozpustených molekúl látky sa rozložila na ióny. Stupeň disociácie elektrolytu je pomer počtu disociovaných molekúl (N diss) na celkový počet rozpustených molekúl (N)
(1)
Stupeň disociácie sa zvyčajne vyjadruje buď v zlomkoch jednotky, alebo v percentách, napríklad pre 0,1 n roztok octová kyselina CH3COOH
a= 0,013 (alebo 1,3). Stupeň disociácie závisí od povahy elektrolytu a rozpúšťadla, teploty a koncentrácie.
Podľa stupňa disociácie (α) sú všetky elektrolyty rozdelené do troch skupín. Elektrolyty so stupňom disociácie väčším ako 0,3 (30 %) sa zvyčajne nazývajú silné elektrolyty, so stupňom disociácie od 0,02 (2 %) do 0,3 (30 %) - stredné, menej ako 0,02 (2 %) - slabé elektrolyty.
Silné elektrolyty - chemické zlúčeniny, ktorého molekuly v zriedených roztokoch sú takmer úplne disociované na ióny. V roztoku silného elektrolytu sa rozpustená látka nachádza hlavne vo forme iónov (katióny a anióny); nedisociované molekuly prakticky chýbajú. Stupeň disociácie takýchto elektrolytov je blízky 1. Medzi silné elektrolyty patria:
1) kyseliny (H2S04, HCl, HN03, HBr, HI, HCl04, HMn04);
2) zásady - hydroxidy kovov prvej skupiny hlavnej podskupiny (alkálie) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, ako aj hydroxidy kovov alkalických zemín - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;
3) soli rozpustné vo vode (pozri tabuľku rozpustnosti).
Medzi elektrolyty strednej pevnosti patrí H 3 PO 4, HF atď.
Slabé elektrolyty disociujú na ióny vo veľmi malej miere, v roztokoch sú prevažne v nedisociovanom stave (v molekulárnej forme). Medzi slabé elektrolyty patria:
1) anorganické kyseliny (H2C03, H2S, HN02, H2S03, HCN, H2Si03, HCNS, HClO, HCl02, HBrO, H3BO3, atď.);
2) hydroxid amónny (NH40H);
3) voda H20;
4) nerozpustné a ťažko rozpustné soli a hydroxidy určitých kovov (pozri tabuľku rozpustnosti);
5) väčšina organických kyselín (napríklad octová CH3COOH, mravčia HCOOH).
Pre slabé elektrolyty sa vytvorí rovnováha medzi nedisociovanými molekulami a iónmi.
CH3COOH 
H + + CH 3 COO -
V stabilnej rovnováhe na základe zákona hromadného pôsobenia
Disociačná konštanta K udáva silu molekúl v danom roztoku: čím je K nižšie, tým slabšie elektrolyt disociuje a tým sú jeho molekuly stabilnejšie.
Disociačná konštanta súvisí so stupňom disociácie závislosťou
,
(2)
kde – α je stupeň disociácie;
c je molárna koncentrácia elektrolytu v roztoku, mol/l.
Ak je stupeň disociácie α veľmi malý, potom ho možno zanedbať
K= 
alebo a= 
(4)
Závislosť (4) je matematickým vyjadrením zákona riedenia W. Ostwalda.
Správanie roztokov slabých elektrolytov popisuje Ostwaldov zákon a zriedených roztokov silných elektrolytov - Debye-Hückel (5):
K= 
,
(5)
kde je koncentrácia (c) nahradená aktivitou (a), ktorá najpresnejšie charakterizuje správanie silných elektrolytov. Koeficienty aktivity závisia od povahy rozpúšťadla a rozpustenej látky, od koncentrácie roztoku a tiež od teploty.
Aktivita súvisí s koncentráciou nasledujúcim vzťahom:
(6)
kde γ je koeficient aktivity, ktorý formálne zohľadňuje všetky typy interakcie častíc v danom roztoku, čo vedie k odchýlke od vlastností ideálnych roztokov.
Disociácia rôznych elektrolytov
Podľa teórie elektrolytickej disociácie je kyselina elektrolyt, ktorý sa disociuje za tvorby iónov H + a zvyšku kyseliny.
HNO3 
H++ N03 -
H2SO4 
2H++ SO42-
Elektrolyt, ktorý disociuje za vzniku hydroxidových iónov OH - sa nazýva zásada. Napríklad hydroxid sodný disociuje podľa schémy:
NaOH 
Na++OH-
Viacsýtne kyseliny, ako aj zásady viacmocných kovov disociujú v krokoch, napr.
1 stupeň H2CO3 
H++ HCO 3 -
2-stupňový HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Disociácia v prvom kroku je charakterizovaná disociačnou konštantou K 1 = 4,3 10 -7
Disociácia v druhom kroku je charakterizovaná disociačnou konštantou K 2 = 5,6 10 -11
Celková rovnováha
H2CO3 
2H++ CO3 2-
Celková rovnovážna konštanta
Postupná disociácia multivalentných báz
1 krok Cu(OH) 2 
+ +OH-
2 krok + 
Cu 2+ + OH -
Pre stupňovitú disociáciu vždy K 1 >K 2 >K 3 >..., pretože energia, ktorá sa musí vynaložiť na oddelenie iónu, je minimálna, keď sa oddelí od neutrálnej molekuly.
Elektrolyty sa nazývajú amfotérne, ak disociujú ako kyselina a ako zásada, napríklad hydroxid zinočnatý:
2H++2- 
Zn(OH)2 + 2H20 
+2OH-
Medzi amfotérne elektrolyty patrí hydroxid hlinitý Al (OH) 3, olovo Pb (OH) 2, cín Sn (OH) 2 a iné.
Stredné (normálne) soli, rozpustné vo vode, disociujú s tvorbou kladne nabitých kovových iónov a záporne nabitých iónov zvyšku kyseliny
Ca(N03)2 
Ca 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–
Kyslé soli (hydrosoli) - elektrolyty obsahujúce vodík v anióne, schopné odštiepenia vo forme vodíkového iónu H +. Disociácia kyslých solí prebieha v etapách, napríklad:
1 stupeň KHCO 3 
K++ HCO 3 -
2-stupňový HCO 3 – 
H + + CO 3 2–
Stupeň elektrolytickej disociácie v druhom stupni je veľmi malý, takže roztok kyslej soli obsahuje len malý počet vodíkových iónov.
Zásadité soli (hydroxysoli) sú elektrolyty obsahujúce v katióne jednu alebo viac hydroxoskupín OH - Zásadité soli disociujú za vzniku zásaditých a kyslých zvyškov. Napríklad:
1-stupňový FeOHCl 2 
2+ + 2Cl –
2. krok 2+ 
Fe 3+ + OH -
Podvojné soli disociujú na kovové katióny a anióny
KAl(S04)2 
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Komplexné soli disociujú za vzniku komplexného iónu
K 3 
3K++3-
Výmenné reakcie v roztokoch elektrolytov
Výmenné reakcie medzi elektrolytmi v roztoku prebiehajú v smere viazania iónov a tvorby slabo rozpustných, plynných látok alebo slabých elektrolytov. Iónovo-molekulárne alebo len iónové rovnice výmenné reakcie odrážajú stav elektrolytu v roztoku. V týchto rovniciach sú silné rozpustné elektrolyty zapísané vo forme ich iónov a slabé elektrolyty, slabo rozpustné a plynné látky sú konvenčne zapísané v molekulárnej forme, bez ohľadu na to, či sú počiatočnými činidlami alebo reakčnými produktmi. V iónovo-molekulárnej rovnici sú rovnaké ióny vylúčené z oboch jej častí. Pri zostavovaní iónovo-molekulárnych rovníc treba pamätať na to, že súčet nábojov na ľavej strane rovnice sa musí rovnať súčtu nábojov na pravej strane rovnice. Pri zostavovaní rovníc pozri tabuľku. 1.2 aplikácie.
Napríklad napíšte rovnice iónovo-molekulárnej reakcie medzi látkou Cu (NO 3) 2 a Na 2 S.
Reakčná rovnica v molekulárnej forme:
Сu (NO 3) 2 + Na 2 S \u003d СuS 
+2NaN03
V dôsledku interakcie elektrolytov vzniká zrazenina CuS.
Iónová molekulová rovnica
Cu2+ + 2NO3 - + 2Na + + S2- = CuS 
+2Na + + 2NO 3 -
Vylúčením rovnakých iónov z oboch častí rovnice Na + a NO 3 dostaneme skrátenú rovnicu iónovo-molekulárnej reakcie:
Cu2+ + S2- = CuS 
Disociácia vody
Voda je slabý elektrolyt a v malej miere sa disociuje na ióny.
H20 
H + + OH -
K= 
alebo = K = Kin
K v \u003d 10 -14 sa nazýva iónový produkt vody a má konštantnú hodnotu. Pre čistú vodu pri 25 0 C sú koncentrácie iónov H + a OH - navzájom rovnaké a rovné 10 -7 mol / l, preto · = 10 -14.
Pre neutrálne roztoky =10 -7, pre kyslé roztoky>10 -7 a pre alkalické<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.
V praxi sa kyslosť alebo zásaditosť roztoku vyjadruje vhodnejším spôsobom pomocou pH alebo pOH.
pH =– lg;
рОН \u003d - lg [OH - ]
Napríklad, ak = 10 -3 mol/l, potom pH =– lg = 3; ak \u003d 10 -8 mol / l, potom pH \u003d - lg \u003d 8. V neutrálnom prostredí pH \u003d 7, v kyslom prostredí pH< 7, в щелочной среде рН >7.
Reakciu roztoku možno približne určiť pomocou špeciálnych látok nazývaných indikátory, ktorých farba sa bude meniť v závislosti od koncentrácie vodíkových iónov.
BEZPEČNOSTNÉ POŽIADAVKY
1. Pokusy s nepríjemne zapáchajúcimi a toxickými látkami je potrebné vykonávať v digestore.
2. Keď rozpoznáte uvoľnený plyn podľa čuchu, nasmerujte prúd pohybmi rúk z nádoby smerom k sebe.
3. Pri vykonávaní experimentu je potrebné zabezpečiť, aby sa činidlá nedostali na tvár, oblečenie a blízkeho kamaráta.
Pri ohrievaní kvapalín, najmä kyselín a zásad, držte skúmavku otvorom od seba.
Pri riedení kyseliny sírovej nie je možné ku kyseline pridávať vodu, je potrebné kyselinu opatrne nalievať po malých dávkach do studenej vody a roztok miešať.
Všetky reagenčné fľaše musia byť uzavreté vhodnými zátkami.
Činidlá zostávajúce po práci sa nesmú nalievať ani nalievať do reakčných fliaš (aby sa zabránilo kontaminácii).
PRACOVNÝ POSTUP
Cvičenie 1. Zmena farby indikátorov v neutrálnom, kyslom a zásaditom prostredí.
Činidlá a vybavenie: lakmus; metylová oranž; fenolftaleín; Riešenie kyseliny chlorovodíkovej HCl, 0,1 n; roztok hydroxidu NaOH, 0,1 N; skúmavky.
1. Nalejte 1-2 ml destilovanej vody do troch skúmaviek a pridajte indikátory: lakmus, metyl pomaranč, fenolftaleín. Všimnite si ich farbu.
2. Nalejte 1-2 ml 0,1 roztoku kyseliny chlorovodíkovej do troch skúmaviek a pridajte rovnaké indikátory. Pozorujte zmenu farby indikátorov v porovnaní s ich farbou vo vode.
3. Nalejte 0,1N roztok hydroxidu sodného do troch skúmaviek, každá po 1-2 ml, a pridajte rovnaké indikátory. Pozorujte zmenu farby indikátorov v porovnaní s ich farbou vo vode.
Zaznamenajte výsledky pozorovania vo forme tabuľky:
Úloha 2. Relatívna základná sila
Činidlá a vybavenie: roztok chloridu vápenatého CaCl 2, 2n; roztok hydroxidu NaOH, 2n; roztok hydroxidu amónneho NH4OH, 2n; skúmavky.
Nalejte 1-2 ml chloridu vápenatého do dvoch skúmaviek, pridajte roztok hydroxidu amónneho do prvej skúmavky a rovnaké množstvo roztoku hydroxidu sodného do druhej skúmavky.
Zaznamenajte svoje pozorovania. Urobte záver o stupni disociácie týchto báz.
Úloha 3. Výmenné reakcie medzi roztokmi elektrolytov
Činidlá a vybavenie: roztok chloridu železitého FeCl3, 0,1 n; roztok síranu meďnatého CuSO 4, 0,1n; roztok uhličitanu sodného Na2C03, 0,1N; roztok hydroxidu NaOH, 0,1 N; roztok kyseliny chlorovodíkovej HCl, 0,1N; roztok chloridu bárnatého BaCl2, 0,1 N; roztok síranu sodného Na2S04, 0,1 n; roztok hexakyanoželezitanu draselného (II) K4, 0,1 N; skúmavky.
a) Reakcie s tvorbou nerozpustných látok (zrazenina).
Do prvej skúmavky nalejte 1-2 ml chloridu železitého FeCl 3 a pridajte rovnaký objem hydroxidu sodného NaOH, 1-2 ml BaCl 2 a rovnaký objem síranu sodného Na 2 SO 4 do druhej skúmavky.
Napíšte rovnice prebiehajúcich reakcií v molekulovej, iónovej a skrátenej iónovej forme.
b) Reakcie s tvorbou plynov.
Do skúmavky nalejte 1-2 ml roztoku uhličitanu sodného Na 2 CO 3 a pridajte rovnaký objem roztoku kyseliny chlorovodíkovej HCl.
Zapíšte si pozorovania (uveďte farbu a vôňu plynu). Pomenujte výslednú plynnú látku.
Napíšte rovnice prebiehajúcich reakcií v molekulovej, iónovej a skrátenej iónovej forme.
c) Reakcie prebiehajúce za vzniku nízkodisociujúcich látok.
Do prvej skúmavky nalejte - 1-2 ml roztoku hydroxidu NaOH a pridajte rovnaký objem roztoku kyseliny chlorovodíkovej HCl, do druhej skúmavky - 1-2 ml roztoku síranu meďnatého CuSO 4 pridajte rovnaký objem hexakyanoželezitanu draselného ( II) roztok K4.
Pozorovania zapíšte (uveďte farbu vytvorenej zrazeniny komplexnej soli hexakyanoželezitanu medi).
Napíšte rovnice prebiehajúcich reakcií v molekulovej, iónovej a skrátenej iónovej forme.
Úloha 4. Rozdiel medzi dvojitou a komplexnou soľou
Činidlá a vybavenie: roztok chloridu železitého FeCl3, 0,1 n; roztok tiokyanátu draselného KSCN, 0,1 N; roztok železno-amonného kamenca NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1 n; roztok kyanidu draselného K3; 0,1 n; skúmavky.
1. Nalejte roztok chloridu železitého FeCl 3 do skúmavky, potom pridajte trochu tiokyanátu draselného KSCN. Zaznamenajte svoje pozorovania.
Napíšte rovnice prebiehajúcich reakcií v molekulovej, iónovej a skrátene iónovej forme. Ión SCN - je charakteristickým činidlom pre ión Fe 3+, pri ich interakcii sa získa rhodanové železo Fe (SCN) 3 - slabo disociujúca krvavočervená soľ.
2. Do jednej skúmavky nalejte roztok železno-amónneho kamenca NH 4 Fe (SO 4) 2, do druhej roztok kyanidu draselného K 3 a do každej nalejte trochu roztoku tiokyanátu draselného KSCN.
Napíšte rovnice prebiehajúcich reakcií v molekulovej, iónovej a skrátenej iónovej forme.
Zaznamenajte svoje pozorovania. V ktorej zlúčenine sa nachádza železitý ión? V ktorej zlúčenine je tento ión viazaný ako komplexný ión?
Úloha 5. Vytesnenie iónovej rovnováhy, keď sa do roztoku zavedie ión s rovnakým názvom
NH4OH - slabá základňa, disociujúce podľa rovnice:
NH40H 
NH4+ +OH-
NH 4 Cl - disociuje v roztoku podľa rovnice
NH4CI 
NH4++ Cl
Činidlá a vybavenie: 0,1 m roztok hydroxidu amónneho NH 4 OH, 0,1 N; fenolftaleín, kryštalický chlorid amónny NH4Cl; skúmavky.
Do skúmavky s roztokom NH 4 OH pridajte 2-3 kvapky fenolftaleínu, ktorý je indikátorom pre skupinu OH -, premiešajte a nalejte roztok do dvoch skúmaviek: jednu skúmavku nechajte na porovnanie, pridajte štipku kryštalického NH 4 Cl na druhý - pozoruje sa zoslabnutie farby roztoku.
Oslabenie karmínovej farby roztoku sa vysvetľuje skutočnosťou, že keď sa do roztoku pridá chlorid amónny, koncentrácia iónu NH4 + sa zvýši, čo posunie rovnováhu na ľavú stranu, čo vedie k zníženiu koncentrácia OH iónov v roztoku.
