Речовини, розчини (або розплави) яких проводять електричний струм, називаються е л е к т р о л і т а м і. Нерідко електролітами називають самі розчини цих речовин. Ці розчини (розплави) електролітів є провідниками другого роду,оскільки передача електрики здійснюється у них рухом і він - Заряджених частинок. Частка, заряджена позитивно називається катіоном (Са +2), частка несуча негативний заряд - аніоном (ВІН ־). Іони можуть бути прості (Са +2, Н +) і складні (РО 4 3, НСО 3 2).
Основоположником теорії електролітичної дисоціації є шведський вчений С. Арреніус. Відповідно до теорії електролітичною дисоціацією називається розпад молекул на іони при їх розчиненні у воді, причому це відбувається без впливу електричного струму. Однак ця теорія не відповідала на питання: які причини зумовлюють появу в розчинах іонів і чому позитивні іони, стикаючись із негативними, не утворюють нейтральних частинок.
Свій внесок у розвиток цієї теорії зробили російські вчені: Д.І. Менделєєв, І. А. Каблуков - прихильники хімічної теорії розчинів, які звертали увагу на вплив розчинника в процесі дисоціації. Каблуков стверджував, що розчинена речовина взаємодіє з розчинником ( процес с о л в а т а ц і ) утворюючи продукти змінного складу ( с л ь в а ти ).
Сольват є іон, оточений молекулами розчинника (сольватна оболонка), яких може бути різна кількість (саме за рахунок цього досягається змінний склад). Якщо розчинником є вода, то процес взаємодії молекул розчиненої речовини та розчинника називається г і д р а т а ц і й, а продукт взаємодії - г і д р а т о м.
Таким чином, причиною електролітичної дисоціації є сольватація (гідратація). І саме сольватація (гідратація) іонів перешкоджає зворотному з'єднанню до нейтральних молекул.
Кількісно процес дисоціації характеризується величиною ступеня електролітичної дисоціації ( α ), яка є відношенням кількості речовини, що розпалася на іони, загальної кількостірозчиненої речовини. Звідси випливає, що для сильних електролітів α = 1 або 100% (у розчині присутні іони розчиненої речовини), для слабких електролітів 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (іони у розчині відсутні). Крім природи розчиненої речовини та розчинника величина α залежить від концентрації розчину та температури.
Якщо розчинником є вода, до сильних електролітів належать:
1) усі солі;
2) наступні кислоти: HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 HNO 3 HClO 4 ;
3) наступні підстави: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .
Процес електролітичної дисоціації є оборотним, отже його можна охарактеризувати величиною константи рівноваги, яка, у разі слабкого електроліту, називається константою дисоціації (К Д ) .
Чим більший ця величина, тим легше електроліт розпадається на іони, тим більше його іонів у розчині. Наприклад: HF ═ H + + F־
Ця величина стала при даній температурі і залежить від природи електроліту, розчинника.
Багатоосновні кислоти та багатокислотні основи дисоціюють східчасто. Наприклад, молекули сірчаної кислоти насамперед відщеплюють один катіон водню:
H 2 SO 4 ═ Н++ HSO 4 ־.
Відщеплення другого іона за рівнянням
HSO 4 ־ ═ Н + + SO 4 ־ 2
йде вже значно важче, тому що йому доводиться долати тяжіння з боку двозарядного іона SO 4 2, який, звичайно, притягує до себе іон водню сильніше, ніж однозарядний іон HSO 4 . Тому другий ступінь дисоціації відбувається набагато меншою мірою, ніж перший.
Підстави, що містять більше однієї гідроксильної групи в молекулі, теж дисоціюють східчасто. Наприклад:
Ba(OH) 2 ∐ BaOH + + OH - ;
BaOH + = Ba 2+ + OH - .
Середні (нормальні) солі завжди дисоціюють на іони металів та кислотних залишків:
CaCl 2 = Ca 2+ + 2Cl -;
Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2-.
Кислі солі, подібно до багатоосновних кислот, дисоціюють східчасто. Наприклад:
NaHCO 3 = Na + + HCO 3 -;
HCO 3 - = H + + CO 3 2-.
Однак ступінь дисоціації по другому ступені дуже мала, тому розчин кислої солі містить лише незначне число іонів водню.
Основні солі дисоціюють на іони основних та кислотних залишків. Наприклад:
Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl - .
Вторинної дисоціації іонів основних залишків на іони металу та гідроксилу майже не відбувається.
Водні розчини деяких речовин є провідниками електричного струму. Ці речовини належать до електролітів. Електролітами є кислоти, основи та солі, розплави деяких речовин.
ВИЗНАЧЕННЯ
Процес розпаду електролітів на іони у водних розчинах та розплавах під дією електричного струму називається електролітичною дисоціацією.
Розчини деяких речовин у воді не проводять електричного струму. Такі речовини називають неелектроліт. До них належать багато органічні сполуки, наприклад цукор та спирти.
Теорія електролітичної дисоціації
Теорія електролітичної дисоціації була сформульована шведським ученим С. Арреніусом (1887). Основні положення теорії С. Арреніуса:
- електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони;
- під дією електричного струму позитивно заряджені іони рухаються до катода (катіони), а негативно заряджені - до анода (аніони);
- дисоціація - оборотний процес
КА ↔ К++ А −
Механізм електролітичної дисоціації полягає в іон-дипольній взаємодії між іонами та диполями води (рис. 1).
Рис. 1. Електролітична дисоціація розчину хлориду натрію
Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком. Аналогічно дисоціація протікає у молекул, утворених на кшталт полярного ковалентного зв'язку (характер взаємодії – диполь-дипольний).
Дисоціація кислот, основ, солей
При дисоціації кислот завжди утворюються іони водню (H+), а точніше – гідроксонію (H3O+), які відповідають за властивості кислот (кислий смак, дія індикаторів, взаємодія з основами тощо).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
При дисоціації основ завжди утворюються гідроксид-іони водню (OH-), відповідальні за властивості основ (зміна забарвлення індикаторів, взаємодія з кислотами тощо).
NaOH ↔ Na + + OH −
Солі – це електроліти, при дисоціації яких утворюються катіони металів (або катіон амонію NH 4+) та аніони кислотних залишків.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Багатоосновні кислоти та основи дисоціюють східчасто.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I ступінь)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II ступінь)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I ступінь)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Ступінь дисоціації
Серед електролітів розрізняють слабкі та сильні розчини. Щоб охарактеризувати цей захід існує поняття та величина ступеня дисоціації (). Ступінь дисоціації – відношення числа молекул, що продісоціювали на іони до загальному числумолекул. часто виражають у %.
До слабких електролітів відносяться речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації менше 3%. До сильних електролітів належать речовини, у яких децимолярному розчині (0,1 моль/л) ступінь дисоціації більше 3%. Розчини сильних електролітів не містять молекул, що не продісоціювали, а процес асоціації (об'єднання) призводить до утворення гідратованих іонів та іонних пар.
На ступінь дисоціації мають особливий вплив природа розчинника, природа розчиненої речовини, температура (у сильних електролітів з підвищенням температури ступінь дисоціації знижується, а у слабких - проходить через максимум в області температур 60 o С), концентрація розчинів, введення в розчин однойменних іонів.
Амфотерні електроліти
Існують електроліти, які при дисоціації утворюють і H + і OH − іони. Такі електроліти називають амфотерними, наприклад: Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 і т.д.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Іонні рівняння реакцій
Реакції у водних розчинах електролітів – це реакції між іонами – іонні реакції, які записують за допомогою іонних рівнянь у молекулярній, повній іонній та скороченій іонній формах. Наприклад:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (молекулярна форма)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (повна іонна форма)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (скорочена іонна форма)
Водневий показник pH
Вода – слабкий електроліт, тому процес дисоціації протікає незначною мірою.
H 2 O ↔ H + + OH −
До будь-якої рівноваги можна застосувати закон мас і записати вираз для константи рівноваги:
K = /
Рівноважна концентрація води – величина стала, отже.
K = = K W
Кислотність (основність) водного розчину зручно виражати через десятковий логарифм молярної концентрації іонів водню, взятий із зворотним знаком. Ця величина називається водневим показником(РН).
Н 3 РО 4 ⇄ Н + Н 2 РО-4 (перший ступінь)
Н 2 РО 4 ⇄ Н + НРO 2 – 4 (другий ступінь)
Н 2 РВ 4 ⇄ Н+ PО З - 4 (третій ступінь)
Так виглядають хімічні рівнянняелектролітичної дисоціації кислот. У прикладі показано електролітичну дисоціацію кислоти Н 3 РО 4 яка розпадається на водень H (катіон) та іони анодів. Причому дисоціація багато основних кислот проходить, як правило, лише по першому ступені.
Електролітична дисоціація основ
Підстави відрізняються від кислот тим, що при їх дисоціації як катіони утворюються гідроксид-іони.
Приклад рівняння хімічної дисоціації основ
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Основи, які розчиняються у воді, називають лугами, їх не так вже й багато, в основному це основи лужних і лужноземельних , таких як LiOH, NaОН, КОН, RbОН, СsОН, FrОН і Са(ОН) 2 , Sr(ОН) 2 , В(ОН) 2 , Rа(ВІН) 2
Електролітична дисоціація солей
При електролітичній дисоціації солей як катіони утворюються метали, а також катіон амонію NH 4 а аніонами стають кислотні залишки.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH+ 4 + SO 2 – 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Приклад рівняння електролітичної дисоціації солей.
Електролітична дисоціація, відео
І на завершення освітнє відео на тему нашої статті.
Усі речовини поділяються на 2 великі групи: електролітиі неелектроліти.
електролітами називаються речовини (за винятком металів), розчини або розплави яких проводять електричний струм. До електролітів належать сполуки, утворені іонними або ковалентними полярними зв'язками. Це складні речовини: солі, основи, кислоти, оксиди металів (проводять електричний струм лише у розплавах).
Неелектролітами називаються речовини, розчини чи розплави яких електричний струм не проводять. До них відносяться прості та складні речовини, утворені малополярними чи неполярними ковалентними зв'язками.
Властивості розчинів і розплавів електролітів вперше пояснив наприкінці ХІХ століття шведський учений Сванте Арреніус. Їм було створено спеціальну теорія електролітичної дисоціації , Основні положення якої, доопрацьовані та розвинені іншими вченими, в даний час формулюються таким чином.
1. Молекули (або формульні одиниці) електролітів у розчинах чи розплавах розпадаються на позитивно та негативно заряджені іони. Цей процес називається електролітичною дисоціацією. Загальна сума зарядів позитивних іонів дорівнює сумі зарядів негативних іонів, тому розчини чи розплави електролітів загалом залишаються електронейтральними.Іони можуть бути як прості , Що складаються тільки з одного атома (Na + ,Cu 2+ ,Cl - ,S 2-), так і складні , Що складаються з атомів декількох елементів (SO 4 2-, PO 4 3-, NH 4 +, -).
Прості іони за своїми фізичними, хімічними та фізіологічними властивостями істотно відрізняються від нейтральних атомів, з яких вони утворилися. Насамперед, іони є набагато стійкішими частинками, ніж нейтральні атоми, і можуть існувати в розчинах або розплавах необмежено довгий час, не вступаючи в незворотну взаємодію з навколишнім середовищем.
Така різниця у властивостях атомів та іонів одного й того ж елемента пояснюється різною електронною будовою цих частинок.
Так, прості іони s-IP-елементів знаходяться в більш стійкому стані, ніж нейтральні атоми, тому що мають завершену електронну конфігурацію зовнішнього шару, наприклад:
Розпад електролітів на іони в розплавах здійснюється рахунок дії високих температур, а розчинах рахунок дії молекул розчинника.
Особливістю іонних сполук є те, що у вузлах їх кристалічних ґратє вже готові іони і в процесі таких речовин розчинення диполям розчинника (води) залишається тільки зруйнувати цю іонну решітку (рис. 18).
Речовини, утворені полярними ковалентними зв'язками, переходять у розчин у вигляді окремих молекул, які, як і молекули Н 2 Про, являють собою диполі, наприклад:
+ –
У цьому випадку диполі Н 2 О, орієнтуючись відповідним чином навколо розчиненої молекули електроліту, викликають у ній подальшу поляризацію ковалентного зв'язку, а потім її остаточний гетеролітичний розрив (рис. 29).
H–ClH + +Cl
Рис. 29. Схема електролітичної дисоціації у розчині полярної молекулиHCl
Процес електролітичної дисоціації протікає одночасно з процесом розчинення речовин, і тому в розчинах усі іони перебувають у гідратованому стані (оточені оболонками з молекул Н2О).
Однак для простоти в рівняннях хімічних реакційіони зображуються без навколишніх гідратних оболонок: H + ,NO 3 - ,K + і т.д.
2. Іони електролітів у розчині чи розплаві рахунок теплового руху хаотично переміщаються у всіх напрямах. Але якщо в розчин або розплав опустити електроди і пропустити електричний струм, то позитивно заряджені іони електроліту починають рухатися до негативно зарядженого електрода - катода (тому вони інакше називаютьсякатіонами), а негативно заряджені іони – до позитивно зарядженого електроду – анода (тому вони інакше називаютьсяаніонами).
Отже, електроліти є провідниками другого роду. Вони переносять електричний заряд рахунок спрямованого руху іонів. Метали є провідниками першого роду, т.к. проводять електричний струм рахунок спрямованого руху електронів.
3. Процес електролітичної дисоціації звернемо. Поруч із розпадом молекул на іони завжди протікає зворотний процес – з'єднання іонів у молекули чи асоціація. Тому в рівняннях реакцій електролітичної дисоціації речовин замість знака рівності "=" ставлять знак оборотності "", наприклад:
Міністерство освіти та науки Російської Федерації
Національний дослідницький ядерний університет "МІФІ"
Балаківський інженерно-технологічний інститут
Електролітична дисоціація
Методичні вказівки до виконання лабораторної роботи
за курсом «Хімія» для студентів технічних
спеціальностей та напрямків,
за курсом «Загальна та неорганічна хімія»
для студентів напряму ХМТН
всіх форм навчання
Балаково 2014
Мета роботи – вивчення механізму дисоціації водних розчинів електролітів.
ОСНОВНІ ПОНЯТТЯ
Електролітичною дисоціацією називається процес розпаду молекул речовин на іони під дією полярних молекулрозчинника. Електроліти - речовини, що проводять у розчині або розплаві електричний струм (до них відносяться багато кислот, основи, солі).
Відповідно до теорії електролітичної теорії С. Арреніуса (1887 р), при розчиненні у воді електроліти розпадаються (дисоціюють) на позитивно та негативно заряджені іони. Позитивно заряджені іони називають катіонами, до них належать іони водню та металів. Негативно заряджені іони називаються аніонами, до них відносяться іони кислотних залишків та гідроксид-іони. Сумарний заряд всіх іонів дорівнює нулю, тому розчин загалом нейтральний. Властивості іонів від властивостей атомів, у тому числі вони утворені. Електролітична дисоціація – процес оборотний (зворотна реакція називається асоціацією). Цю теорію пізніше доповнили Д.І. Менделєєв та І.А. Каблуків.
Механізм електролітичної дисоціації
Електролітами є речовини, в молекулах яких атоми пов'язані іонним чи полярним зв'язком. За сучасними уявленнями електролітична дисоціація відбувається внаслідок взаємодії молекул електроліту з полярними молекулами розчинника. Сольватація – взаємодія іонів з молекулами розчинника. Гідратація - процес взаємодії іонів з молекулами води.
Залежно від структури розчиняється в безводному стані його дисоціація протікає по-різному.
Найлегше дисоціюють речовини з іонним зв'язком, які складаються з іонів. При розчиненні таких сполук (наприклад, NaCl) диполі води орієнтуються навколо позитивного та негативного іонів кристалічних ґрат. Між іонами та диполями води виникають сили взаємного тяжіння. В результаті зв'язок між іонами слабшає, відбувається перехід іонів із кристала в розчин. У цьому утворюються гідратовані іони, тобто. іони, хімічно пов'язані з молекулами води
Рис.1. Схема дисоціації молекули речовини з іонним зв'язком
Процес електролітичної дисоціації можна виразити рівнянням
NaCl + (m+n)H 2 O 
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
Зазвичай процес дисоціації записують у вигляді рівняння, опускаючи розчинник (H 2 O)
NaCl 
Na + + Cl -
Аналогічно дисоціюють і молекули з ковалентним полярним зв'язком (наприклад, HCl). Навколо кожної полярної молекули речовини також орієнтуються диполі води, які своїми негативними полюсами притягуються до позитивного полюса молекули, а позитивними полюсами до негативного полюса. В результаті цієї взаємодії сполучна електронна хмара (електронна пара) повністю зміщується до атома з більшою електронегативністю, полярна молекула перетворюється на іонну і потім легко утворюються гідратовані іони. Дисоціація полярних молекул може бути повною або частковою.
Рис.2. Схема дисоціації молекули речовини з ковалентною
полярним зв'язком
Електролітична дисоціація HCl виражається рівнянням
HCl + (m+n)H 2 O 
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n
або, опускаючи розчинник (H 2 O),
КАn 
K++ A -
Для кількісної характеристики процесу дисоціації запроваджено поняття ступеня дисоціації (α). Ступінь дисоціації електроліту показує, яка частина розчинених молекул речовини розпалася на іони. Ступенем дисоціації електроліту називається відношення числа молекул, що продісоціювали (N дис) до загального числа розчинених молекул (N)
(1)
Ступінь дисоціації прийнято виражати або в частках одиниці, або у відсотках, наприклад, для 0,1 н розчину оцтової кислотиСН 3 СООН
α= 0,013 (або 1,3). Ступінь дисоціації залежить від природи електроліту та розчинника, температури та концентрації.
За ступенем дисоціації (α) усі електроліти ділять на три групи. Електроліти зі ступенем дисоціації більше 0,3 (30%) зазвичай називають сильними, зі ступенем дисоціації від 0,02 (2%) до 0,3 (30%)-середніми, менше 0,02 (2%)-слабкими електролітами.
Сильні електроліти - хімічні сполукимолекули яких у розведених розчинах практично повністю дисоційовані на іони. У розчині сильного електроліту розчинена речовина знаходиться в основному у вигляді іонів (катіонів та аніонів); недисоційовані молекули практично відсутні. Ступінь дисоціації таких електролітів близька до 1. До сильних електролітів належать:
1) кислоти (H 2 SO 4 , HCl, HNO 3 , HBr, HI, HClO 4 , HМnO 4);
2) основи – гідроксиди металів першої групи головної підгрупи (луги) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, а також гідроксиди лужноземельних металів – Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 ;.
3) солі, розчинні у питній воді (див. таблицю розчинності).
До електролітів середньої сили відносяться H 3 PO 4 HF та ін.
Слабкі електроліти дисоціюють на іони дуже мало, у розчинах вони перебувають, переважно, в недисоційованому стані (у молекулярної формі). До слабких електролітів належать:
1) неорганічні кислоти (H 2 CO 3 , H 2 S, HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN, H 2 SiO 3 , HCNS, HСlO, HClO 2 , HBrO, Н 3 ВО 3 та ін.);
2) гідроксид амонію (NH 4 OH);
3) вода Н 2 Про;
4) нерозчинні та малорозчинні солі та гідроксиди деяких металів (див. таблицю розчинності);
5) більшість органічних кислот (наприклад, оцтова CH 3 COOH, мурашина HCOOH).
Для слабких електролітів встановлюється рівновага між недисоційованими молекулами та іонами.
CH 3 COOH 
Н + + CH 3 COO -
При рівновазі, що встановилася, на підставі закону діючих мас
Константа дисоціації K вказує на міцність молекул у даному розчині: чим менше K, тим слабше дисоціює електроліт і тим стійкіше його молекули.
Константа дисоціації пов'язана зі ступенем дисоціації залежністю
,
(2)
де - - Ступінь дисоціації;
c-молярна концентрація електроліту в розчині, моль/л.
Якщо ступінь дисоціації α дуже мала, то нею можна знехтувати, тоді
К= 
або α= 
(4)
Залежність (4) є математичним виразом закону розведення В. Оствальда.
Поведінка розчинів слабких електролітів описується законом Оствальда, а розведених розчинів сильних електролітів – Дебая-Хюккеля (5):
К= 
,
(5)
де концентрація (с) замінена на активність (а), що найбільш точно характеризує поведінку сильних електролітів. Коефіцієнти активності залежать від природи розчинника та розчиненої речовини, від концентрації розчину, а також від температури.
Активність пов'язана з концентрацією наступним співвідношенням:
(6)
де - коефіцієнт активності, який формально враховує всі види взаємодії частинок в даному розчині, що призводять до відхилення від властивостей ідеальних розчинів.
Дисоціація різних електролітів
Відповідно до теорії електролітичної дисоціації, кислотою є електроліт, що дисоціює з утворенням іонів Н+ та кислотного залишку
HNO 3 
H++ NO 3 -
H 2 SO 4 
2H + + SO 4 2-
Електроліт, що дисоціює з утворенням гідроксид-іонів ВІН - називається основою. Наприклад, гідроксид натрію дисоціює за схемою:
NaOH 
Na + + OH -
Багатоосновні кислоти, а також основи багатовалентних металів дисоціюють східчасто, наприклад,
1 ступінь H 2 CO 3 
H++ HCO 3 –
2 ступінь HCO 3 – 
H + + CO 3 2-
Дисоціація по першому ступені характеризується константою дисоціації K 1 = 4,3 · 10 -7
Дисоціація другого ступеня характеризується константою дисоціації K 2 = 5,6·10 –11
Сумарна рівновага
H 2 CO 3 
2H + + CO 3 2-
Сумарна константа рівноваги
Ступінчаста дисоціація багатовалентних основ
1 ступінь Cu(OH) 2 
+ + OH -
2 ступінь + 
Cu 2+ + OH -
Для ступінчастої дисоціації завжди K 1 >K 2 >K 3 >..., т.к. енергія, яку потрібно витратити для відриву іона, мінімальна при відриві його від нейтральної молекули.
Електроліти називають амфотерними, якщо вони дисоціюють як кислота і як основа, наприклад, гідроксид цинку:
2H + + 2- 
Zn(OH) 2 + 2H 2 O 
+ 2OH -
До амфотерних електролітів відноситься гідроксид алюмінію Al(OH) 3 , свинцю Pb(OH) 2 , олова Sn(OH) 2 та інші.
Середні (нормальні) солі, розчинні у воді, дисоціюють з утворенням позитивно заряджених іонів металу та негативно заряджених іонів кислотного залишку
Ca(NO 3) 2 
Ca 2+ + 2NO 3 –
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–
Кислі солі (гідросолі) - електроліти, що містять в аніоні водень, здатний відщеплюватися у вигляді іону водню Н +. Дисоціація кислих солей відбувається по сходах, наприклад:
1 ступінь KHCO 3 
K++ HCO 3 –
2 ступінь HCO 3 – 
H + + CO 3 2-
Ступінь електролітичної дисоціації по другому ступені дуже мала, тому розчин кислої солі містить лише незначну кількість іонів водню.
Основні солі (гідроксосолі) - електроліти, що містять в катіоні одну або кілька гідроксо-груп OH -. Основні солі дисоціюють з утворенням основних і кислотних залишків. Наприклад:
1 ступінь FeOHCl 2 
2+ + 2Cl –
2 ступінь 2+ 
Fe 3+ + OH –
Подвійні солі дисоціюють на катіони металів та аніони
KAl(SO 4) 2 
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
Комплексні солі дисоціюють із заснуванням комплексного іона
До 3 
3K + + 3-
Реакції обміну у розчинах електролітів
Обмінні реакції між електролітами в розчині йдуть у напрямку зв'язування іонів та утворення малорозчинних, газоподібних речовин або слабких електролітів. Іонно-молекулярні чи просто іонні рівнянняреакцій обміну відбивають стан електроліту в розчині. У цих рівняннях сильні розчинні електроліти записують у вигляді складових іонів, а слабкі електроліти, малорозчинні і газоподібні речовини умовно записують у молекулярній формі, незалежно від того, є вони вихідними реагентами або продуктами реакції. В іонно-молекулярному рівнянні однакові іони з обох частин виключаються. При складанні іонно-молекулярних рівнянь слід пам'ятати, що сума зарядів у лівій частині рівняння повинна дорівнювати сумі зарядів у правій частині рівняння. При складанні рівнянь див. табл. 1,2 програми.
Наприклад, написати іонно-молекулярні рівняння реакції між речовинами Су(NO 3) 2 та Na 2 S.
Рівняння реакції у молекулярному вигляді:
Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS 
+2NaNO 3
Внаслідок взаємодії електролітів утворюється осад СuS.
Іонно-молекулярне рівняння
Сu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = СuS 
+2Na + + 2NO 3 -
Виключивши однакові іони з обох частин рівності Na + та NO 3 - отримаємо скорочене іонно-молекулярне рівняння реакції:
Сu 2+ + S 2- = СuS 
Дисоціація води
Вода є слабким електролітом і мало дисоціює на іони
Н 2 Про 
Н + + ВІН -
К= 
або = K · = K в
K = 10 -14 називається іонним добутком води і є постійною величиною. Для чистої води при 25 0 С концентрації іонів H + і OH - рівні між собою і дорівнюють 10 -7 моль/л, тому = 10 -14 .
Для нейтральних розчинів =10 -7 , кислих розчинів>10 -7 , а лужних<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:
= / 10 -4 = 10 -10 моль/л.
Насправді кислотність чи лужність розчину виражають зручнішим способом, використовуючи водневий показник рН чи рОН.
рН = - lg;
рОН = - lg [ОH - ]
Наприклад, якщо = 10 -3 моль/л, то рН = - lg = 3; якщо = 10 -8 моль/л, то рН = – lg = 8. У нейтральному середовищі рН = 7, у кислому середовищі рН< 7, в щелочной среде рН >7.
Наближену реакцію розчину можна визначити за допомогою спеціальних речовин, які називаються індикаторами, забарвлення яких зміняться в залежності від концентрації іонів водню.
ВИМОГИ БЕЗПЕКИ ПРАЦІ
1. Досліди з неприємними та отруйними речовинами проводити обов'язково у витяжній шафі.
2. При розпізнаванні газу, що виділяється по запаху, слід спрямовувати струмінь рухами руки від судини до себе.
3. Виконуючи досвід, необхідно стежити за тим, щоб реактиви не потрапили на особу, одяг та поруч товариша, що стоїть.
При нагріванні рідин, особливо кислот та лугів, тримати пробірку отвором убік від себе.
При розведенні сірчаної кислоти не можна приливати воду до кислоти, необхідно вливати обережно, невеликими порціями в холодну воду, перемішуючи розчин.
Усі склянки із реактивами необхідно закривати відповідними пробками.
Реактиви, що залишилися після роботи, не можна виливати або висипати в реактивні склянки (щоб уникнути забруднення).
ПОРЯДОК ВИКОНАННЯ РОБОТИ
Завдання 1.Зміна забарвлення індикаторів у нейтральному, кислому та лужному середовищі.
Реактиви та обладнання: лакмус; метилоранж; фенолфталеїн; розчин соляної кислоти HCl, 0,1 н; розчин гідроксиду NaOH, 0,1 н; пробірки.
1. Налийте в три пробірки по 1-2 мл дистильованої води та додайте індикатори: лакмус, метилоранж, фенолфталеїн. Позначте їхній колір.
2. Налийте в три пробірки по 1-2 мл 0,1 розчину соляної кислоти і додайте тих самих індикаторів. Спостерігайте за зміною забарвлення індикаторів у порівнянні з їх кольором у воді.
3. Налийте в три пробірки по 1-2 мл 0,1 н розчин гідроксиду натрію і додайте тих самих індикаторів. Спостерігайте за зміною забарвлення індикаторів у порівнянні з їх кольором у воді.
Результати спостереження оформіть у вигляді таблиці:
Завдання 2.Відносна сила основ
Реактиви та обладнання: розчин хлориду кальцію СаCl 2 , 2н; розчин гідроксиду NaOH, 2н; розчин гідроксиду амонію NН 4 ОН, 2н; пробірки.
Налийте у дві пробірки по 1-2 мл хлориду кальцію, до першої пробірки додайте розчин гідроксиду амонію, у другу – стільки ж розчину гідроксиду натрію.
Запишіть спостереження. Зробіть висновок щодо ступеня дисоціації зазначених підстав.
Завдання 3.Обмінні реакції між розчинами електролітів
Реактиви та обладнання: розчин хлориду заліза FeCl 3 0,1н; розчин сірчанокислої міді CuSO 4 0,1н; розчин карбонату натрію Na 2 CO 3 0,1н; розчин гідроксиду NaOH, 0,1 н; розчин соляної кислоти HCl, 0,1 н; розчин хлориду барію BaCl 2 0,1н; розчин сірчанокислого натрію Na 2 SO 4 0,1н; розчин гексаціаноферату (II) калію K 4 0,1н; пробірки.
а) Реакції з утворення нерозчинних речовин (осаду).
Налийте в першу пробірку 1-2 мл хлориду заліза FeCl 3 і додайте такий самий об'єм гідроксиду натрію NaOH, в другу пробірку - 1-2 мл BaCl 2 і такий самий об'єм сірчанокислого натрію Na 2 SO 4 .
Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.
б) Реакції із утворенням газів.
Налийте в пробірку 1-2 мл розчину карбонату натрію Na 2 CO 3 і додайте такий самий розчин соляної кислоти HCl.
Запишіть спостереження (вкажіть колір та запах газу). Назвіть отриману газоподібну речовину.
Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.
в) Реакції, що йдуть з утворенням малодисоціюючих речовин.
Налийте в першу пробірку - 1-2 мл розчину гідроксиду NaOH і додайте такий же об'єм розчину соляної кислоти HCl, до другої пробірки - 1-2 мл розчину сульфату міді CuSO 4 додати такий же об'єм розчину гексаціаноферату (II) калію K 4 .
Запишіть спостереження (вкажіть колір осаду, що утворився, комплексної солі гексаціаноферрату міді).
Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.
Завдання 4.Відмінність між подвійною та комплексною сіллю
Реактиви та обладнання: розчин хлориду заліза FeCl 3 0,1н; розчин роданіду калію KSCN, 0,1 н; розчин залізо-аміачних галунів NH 4 Fe(SO 4) 2 , 0,1н; розчин залізо-синьородистого калію K 3; 0,1 н; пробірки.
1. У пробірку налийте розчин хлорного заліза FeCl 3 потім додайте трохи роданіду калію KSCN. Запишіть спостереження.
Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді. Іон SCN – є характерним реактивом на іон Fe 3+ , при їх взаємодії виходить роданове залізо Fe(SСN) 3 – слабодисоціююча сіль криваво-червоного кольору.
2. В одну пробірку налийте розчин залізоаміачних галунів NH 4 Fe(SO 4) 2 , в іншу – розчин залізо-синьородистого калію K 3 і в кожну з них потроху прилийте розчин роданіду калію KSCN.
Складіть рівняння реакцій у молекулярному, іонному та скороченому іонному вигляді.
Запишіть спостереження. У якому поєднанні виявляється іон тривалентного заліза? У якому поєднанні цей іон пов'язаний у вигляді комплексного іона?
Завдання 5. Усунення іонної рівноваги при введенні в розчин однойменного іона
NH 4 ВІН - слабка основа, що дисоціює за рівнянням:
NH 4 ВІН 
NH 4 + +ОН –
NH 4 Cl – у розчині дисоціює за рівнянням
NH 4 Cl 
NH 4 + + Cl
Реактиви та обладнання: 0,1м розчин гідроксиду амонію NH 4 OH, 0,1н; фенолфталеїн, кристалічний хлорид амонію NH 4 Сl; пробірки.
У пробірку з розчином NH 4 ОН додайте 2-3 краплі фенолфталеїну, який є індикатором на групу ОН - , перемішайте та розлийте розчин у дві пробірки: одну пробірку залиште для порівняння, в другу додайте щіпку кристалічного NH 4 Сl – спостерігається ослаблення кольору.
Послаблення малинового забарвлення розчину пояснюється тим, що при введенні в розчин хлористого амонію збільшується концентрація іону NH 4 + , що зміщує рівновагу в ліву сторону, а це призводить до зменшення концентрації іонів ВІН - у розчині.
