Kisela teorija i baze elektrolitičke teorije disocijacije. Teorija elektrolitičkog disocijacije jedna je od glavnih u hemiji.

Teorija elektrolitima vrši vlastiti početak u prvoj polovini XIX veka, kada je M. Faradays proveo svoje poznate eksperimente sa rešenjima kuharske soli. Otkrio je to apsolutno čista voda Radi vrlo loša električna struja, ali vrijedi dodavati nekoliko kristala soli, a provodljivost se odmah povećava. Već je bila pretpostavka rođena da se sol propada u vodi na nekim česticama koje su sposobne da izvedu električnu struju, međutim, puna teorijaOpisujući sve ove procese u rješenjima pojavili su se mnogo kasnije.

Teorija elektrolitičke disocijacije

Teorija, čiji se osnivač pojavio Arrenius u periodu 1883-1887., Temelji se na ideji da se kada se pojave molekuli topive supstance (elektrolita) u polarnom ili ne-polarnom tekućinom, disocijacija na ionima. Elektroliti se nazivaju spojevi koji se u rješenju spontano raspadaju na joni sposobnim za neovisno postojanje. Iznos generirane iona, njihova struktura i vrijednost naplate ovisi samo o prirodi disocibilnog molekula.

Da biste koristili teoriju u opisu svojstava raspuštanja, naime se koristi brojne pretpostavke: Pretpostavlja se da je disocijacija nepotpuna, ioni (njihove elektroničke školjke) ne reagiraju jedni s drugima, a njihovo ponašanje može se opisati Zakon aktivnih masa u idealnim uvjetima. Ako razmislite teorijski sistemTamo gdje je elektrolit u faznoj ravnoteži sa proizvodima njezine disocijacije - K + kation i anion A-, prema zakonu aktivnih masa, može se izraditi jednadžba reakcije disocijacije:

KA \u003d K + + A- (1)

Konstantna ravnoteža, evidentirana, kroz koncentraciju tvari u izotermnim uvjetima imat će sljedeće značenje:

CD \u003d x / (2)

U ovom slučaju (u jednadžbi 2) konstantna ravnoteža KD neće biti ništa drugo od disocijacijske konstante, vrijednosti u desnom dijelu su ravnotežne koncentracije elektrolita i njenih disocijacijskih proizvoda.

S obzirom na prijem teorije Arrenijeva, koji je primijenio autor, posebno o nepotpunosti disocijacije, uveden je koncept diploma disocijacije - α. Dakle, ako izrazimo koncentraciju rješenja C (MOL / L), tada se rješenje rješenja računa za α-elektrolit (KA), a njegova ravnotežna koncentracija mogu se izraziti kao (1-α) s mol / l. Očito je iz ekipe reakcije (1) da se elektrolit mola (KA) formira isti broj K + i aiona. Ako zamijenimo sve ove vrijednosti u jednadžbi (2) i izvršimo brojne pojednostavljenja, onda dobivamo formulu konstante disocijacije (Direkcija za divocija formule):

CD \u003d α 2 x c / 1-α (3)

Ova jednadžba omogućava vam kvantificiranje veličine stupnja elektrolitičke disocijacije u različitim rješenjima.

Teorija Arrainija dala je razvoj seta naučni pravci U hemiji: uz pomoć stvorene su prve teorije kiselina i temelja, objašnjenja su data fizikaloškom procesu u homogenim sistemima. Ipak, nije lišen nedostataka koji su uglavnom povezani sa činjenicom da teorija ne uzima u obzir mehilne interakcije.

Klasifikacija elektrolita sa primjerima

Elektroliti su klasificirani na slab i jak, periodično ističući grupu elektrolitske grupe srednje energije. Snažni elektroliti karakteriziraju se dezintegracija u otopini u potpunosti. Po pravilu su to jake mineralne kiseline, na primjer:

• Azotna kiselina - HNO3.
• Herbonska kiselina - HCl.
• Klor kiselina - hclo4.
• Ortofosforna kiselina - H3PO4.

Snažni elektroliti mogu biti osnova, na primjer:

• Kalijum hidroksid - koh.

Većina jakih elektrolita je velika većina soli (NA2SO4, CA (NO3) 2, ch3coona, hloridi, sulfidi).

Slabi elektrolite, naprotiv, hidratantna rješenja djelomično. Ova grupa treba da sadrži anorganske kiseline (H2CO3, H3BO3, H3ASO4), slabe baze (amonijum), neke soli (HGCL2), organske kiseline (CH3coOh, C6H5OOH), fenoli i amini. U nevakirana rješenja Isti spojevi mogu biti jaki i slabi elektrolite, čime ovise o prirodi otapala.

Disocijacija kiselina, baza i soli

Uzorci za kiseline

Uz električnu disocijaciju kiselina u vodenim rješenjima, pozitivno napunjeni vodikovi ioni nastaju kao kations (h +):

HNO3 → H + + NO3-

Ako je kiselina više-os (na primjer: jednadžba disocijacije je H2SO4), a zatim se odvajanje događa uzastopno, svaki put se smiješi jednog hidrogen iona za svaki put:

H2SO4 → H + + HSO4 je prva faza - jonski hidrosulfat

HSO4- → H + + SO4 - druga faza - ion sulfat

Proces polipne kiseline, u pravilu, teče što je više moguće u prvoj fazi, stepen disocijacije naknadnih mnogo manje.

Proces karakterističan za alkalis

U slučaju disocijacije alkalikata u vodenim rješenjima, potreban je negativno nabijen hidroksil jon (uključen):

Naoh → na + + oh-

Proces za višedeselske baze (primjer - mehanizam disocijacije magnezijum hidroksida) nastavlja se u višestepenici slično na polipske kiseline:

Mg (oh) 2 → oh- mg (oh) + prva faza

Mg (oh) + → OH- MG2 + druga faza

Tu su i slučajevi kada se u procesu disoviranja mogu formirati i vodonigene i hidroksilne anioni (tokom disocijacije amfolita ili amfoterskih spojeva, na primjer, ZN, Al):

2oh- + ZN2 + + 2H2O ← → Zn (OH) 2 + H2O ← → 2- + 2h + +

Pravila za curenje za kisele i glavne soli

Za kisele soli glavni uzorak je sljedeći - prvo disocirati katije (pozitivno napunjene metale), a tek tada vodovodike:

KHSO4 → K + + HSO4- Prva faza

HSO4 - → H + + SO4 - druga faza

Glavne soli, prije svega, prenose se na otopinu kiselih ostataka, a zatim hidroksil-ion:

Baohcl → CL-+ BA (OH) + prva faza

BA (OH) + → OH- + BA2 + druga faza

Indikator vodika

Definicija, suština i značenje

Procesi disocijacije ne samo ne samo zastupiti moliti supstance, ali i otapalo. Stoga se voda sama sama sama slabom elektrolitom i karakteriše ga disocijacija u vrlo malom stepenu. Procesna jednadžba može se napisati na sljedeći način:

H2O \u003d N3O + +

Jedan molekul za vodu distribuira se na pozitivno nabijene hidrogen jone i negativno nabijene hidroknonu anionima. To je koncentracija ovih jona određuje nivo kiselosti otopine - veće hidroksonijske jone, to je kiselo rješenje.

Koncentracija hidroksonijevnih jona u stvarnim rješenjima obično je vrlo mala (na primjer: 5 × 10-6 g / l) i zato radi praktičnosti, ova vrijednost je logaritming i za dobivanje pozitivne vrijednosti, snimljene obrnutom znakom. Ukratko formulisati strogu definiciju koncepta "indikatora vodonika" ili pH.

pH (indikator vodika) je negativan prirodni logaritam koncentracije hidroksonijevnog jona, što odražava kiselost rješenja.

ph \u003d - LG

Vrijednosti indikatora vodonika odobrene su na skali vrijednosti od 0 do 14, gdje je 0 najvišije rješenje, a 14 je najviše alkalina. Rješenje s vrijednošću 7 smatra se neutralnom otopinom (odgovarajućim pH čistom vodom). Na primjer, predstavljamo nekoliko tipičnih rješenja koji imaju karakteristične vrijednosti indikatora vodonika:

Značajno pribjegavati korištenju drugog pokazatelja - RON. U svom smislu, apsolutno je sličan hidrogen indikatoru, osim što se koncentracija hidroksilnih jona uzima kao osnova.

Arrenius je skrenuo pažnju na bliski odnos između sposobnosti rješenja soli, kiselina i baza za obavljanje električne struje i odstupanja rješenja tih tvari iz zakona vanjskih kopija i raula. To je pokazalo da je električnom provodljivošću rješenja moguće izračunati njen osmotski pritisak, a, prema tome, korekcijski koeficijent L vrijednost izračunao sam iz električne provodljivosti, poklopili se onim vrijednostima za iste rješenja drugih metoda .

Uzrok pretjerano visokog osmotskog pritiska elektrolitnih rješenja je, prema Arrenijusu, disocijacija elektrolita po ionima. Kao rezultat, u jednoj ruci, ukupni broj čestica u rješenju povećava se, a samim tim, osmotski pritisak, smanjenje pritiska pare i promjena u valuta i temperaturama zamrzavanja, ioni Odredite sposobnost rješenja da izvrši električnu struju.

Te su pretpostavke dodatno razvijene u vitku teoriju koja se zove teorije elektrolitičke disocijacije.

Prema ovoj teoriji, kada se rastvara u vodi, elektroliti propadaju (disocirani) na pozitivne i negativno napunjene ioni. Pozitivno naduvani ioni nazivaju se kations, Oni uključuju, na primjer, vodonik i metale. Nazivaju se negativnim nabijenim joni anioni: Oni uključuju ine kiselih ostataka i hidroksidnih jona. Poput molekula otapala, ioni u rješenju su u stanju neuređenog toplotnog pokreta.

Proces elektrolitičkog disocijacije prikazan je korištenjem hemijskih jednadžbi. Na primjer, HCL disocijacija bit će izražena jednadžbama:

Propadanje elektrolita u ioni objašnjava odstupanja od zakona vanjskog otpada i Raula, koja je rečeno na početku ovog poglavlja. Kao primjer, smanjili smo temperaturu smrzavanja NaCL rješenja sada nije teško shvatiti zašto je pad temperature smrzavanja ovog rješenja tako velika. Natrijum-hlorid prelazi u rješenje u obliku NA + i CL - Iona. Istovremeno, 6.02 IO 23 čestice dobivaju se iz jednog molitvećeg NACL-a, ali dvostruko većeg broja. Stoga bi smanjenje temperature smrzavanja u nacl rješenju treba biti dvostruko više od otopine neekolita iste koncentracije.

Slično tome, u vrlo razblaženoj otopini barijum-hlorida, koji se distribuira prema jednadžbi

osmotski pritisak je 3 puta veći od izračunatih u skladu sa vaničnim zakonom, jer je broj čestica u otopini 3 puta veći nego ako je barijum hlorid u njemu u obliku molekula BaCl 2.

Dakle, karakteristike vodenih rješenja elektrolitima, suprotno zakonima vantoff i raula, objašnjene su na temelju ovih zakona.

Međutim, teorija Arranijeva nije uzela u obzir svu složenost pojava u rješenjima. Konkretno, smatrao je ionima kao besplatne, neovisne čestice neovisne o molekulama otapala. Arrenijusove teorije suprotstavljene su hemijskim ili hidratama, teorijom Mendeleev rješenja, zasnovane na ideji interakcije rastvorene supstance sa otapalom. U prevazilaženju prividne kontradikcije obje teorije, velika zasluga pripada ruskom naučniku I.A. Peta, koja je prvo pobudila pretpostavku hidratacije jona. Razvoj ove ideje doveo je do daljnjeg udruženja teorija Arrainija i Mendeleev.

• Ivan Alekseevič Hellwow (1857-1942) bio je angažovan u istraživanju električne provodljivosti rješenja. Njegov rad "Moderne teorije rešenja (Vant-Goffai Arrhenius) zbog učenja o hemijskoj ravnoteži" imali su veliki uticaj na formiranje fizičke hemije u Rusiji i doprinelo produbljuje teorije elektrolitičke disocijacije.

Poznato je da rješenja mogu steći neke osobine koje ne promatraju nijedna od komponenti snimljenih pojedinačno. Stoga je vodena rastvor naCL-a dobro provodi električnom strujom, dok ni čista voda, niti suha sol s električnom provodljivošću ne posjeduje. S tim u vezi, sve rastvorene tvari su napravljene da se podijele u dvije vrste:

1) supstance čija rješenja su nazvana električna provodljivost elektrolit;

2) supstance čija rješenja ne posjeduju električnu vodu, zvani ne-Electroliths.

Neelektrici uključuju okside, gasove, većinu organskih spojeva (ugljikovodika, alkohola, aldehidi, ketone itd.).

Elektroliti uključuju većinu neorganskih i nekih organskih kiselina, baza i soli.

Pojava električne provodljivosti u rješenjima elektrolita objasnila je S. Arrhenius, koji je 1887. predložio teorija elektrolitičkog disocijacije:

Elektrolitička disocijacija je proces propadanja elektrolita po ionima pod djelovanjem molekula otapala.

Glavni uzrok elektrolitičke disocijacije je proces iona za rješenje (hidratacije). Zbog otopine proces povratka je ometao rekonganizacija ioni, takođe pozvani udruženje ili poliarizacija.

S tim u vezi mogu se formulisati neke odredbe:

1) disocijacije su podvrgnute tvarima sa ion ili blizu jonske vrste hemijske veze;

2) postupak disocijacije je jači u polarnom otapalu i slabiji (ako je moguće) u ne-polarnom otapalu;

3) Proces disocijacije je jači od gore navedene dielektrične propusnosti otapala.

Općenito, proces elektrolitičkog disocijacije u vodi može biti predstavljen na sljedeći način:

KT n a m  ( x.  y.) H 2 O ⇄ N M +  M n ,

gdje je kt m + pozitivno nabijen ion ( kation);

An  je negativno nabijen ion ( anion).

Vrijednosti x. i y.Reflektirajući količinu molekula vode u hidratalnim granatama uvelike variraju ovisno o prirodi i koncentraciji jona, temperaturi, pritisku itd. S tim u vezi, pogodnije je korištenje pojednostavljenih jednadžba disocijacije elektrolizirane masnoće, I.E. Isključujući hidrataciju:

Nacl na +  cl ;

Cuso 4 CU 2+  Dakle 4 2 ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3 .

Međutim, trebalo bi imati na umu da se sa disocijacijom kiseline u vodenim rješenjima, bez besplatnih H + jona, već nastaju stabilni hidroksonijski joni H 3 o + jednadžbi kiseline (na primjer, HCl) ovako:

HCL  H 2 O H 3 O +  CL .

Međutim, u hemijskoj literaturi, oblik evidentiranja je češći, što odražava samo postupak propadanja elektrolita bez uzimanja u obzir učinak hidratacije. U budućnosti ćemo koristiti i pojednostavljujuću terminologiju.

Snažni i slabi elektrolite

Kvantitativna karakteristika procesa elektrolitičkog disocijacije je stepen disocijacije.

Stepen disocijacije Nazivaju omjer broja elektrolita, posipali joni (n.), do ukupnog broja elektrolita (n. 0 ):

Vrijednost  izražena je u frakcijama jedinice ili% i ovisi o prirodi elektrolita, otapala, temperaturi, koncentraciji i sastavljanju rješenja.

Otapalo je odigrao posebnu ulogu: u nekim slučajevima, tokom prelaska iz vodenih rješenja u organska otapala, stupanj disocijacije elektrolita može se povećati ili smanjivati. U budućnosti, u nedostatku posebnih uputstava, pretpostavljamo da je otapalo voda.

Prema stupnju disocijacije, elektroliti su konvencionalno podijeljeni jak ( > 30%), sredina (3% <  < 30%) и slab ( < 3%).

Nečujni elektrolite uključuju:

1) neke anorganske kiseline (HCl, HBR, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HCLO 4 i brojne druge);

2) alkalni hidroksidi (LI, NA, K, RB, CS) i alkalne zemlje (CA, SR, BA) Metali;

3) Skoro sve topive soli.

Elektroliti visokog sile uključuju MG (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF i neki drugi.

Sve karboksilne kiseline smatraju se slabim elektrolitama (osim HCooh) i hidriranim oblicima alifatskog i aromatičnog amina. Mnoge anorganske kiseline su takođe slabe elektrolite (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, itd.) I baza (NH 3 ∙ H 2 O).

Unatoč nekim slučajnostima, uopšte ne bi trebalo identificirati rastvorljivost supstancije s diplomom disocijacije. Stoga su sirćetna kiselina i etil alkohol neograničeni topljivi u vodi, ali istovremeno je prva supstanca slab električna energija, a drugi  ne-elektrolitar.

U prvoj polovini HLX veka. Faraday je predstavio koncept elektrolita i ne-elektrolita.

Elektroliti, nazvao je tvari, rješenja i topi od kojih se izvodi električna struja, a ne-elektroliti - tvari, rješenja i topi koje se ne provode električnom strujom.

Provedite električna trenutna rješenja soli, alkalis, kiselina.

Ne vodite električnu struju šećerne otopine, alkohol, glukozu ...

Zašto je električna struja elektrolitnih rješenja?

Švedski naučnik Svante Arrhenius, proučavajući električnu provodljivost rješenja raznih supstanci, došla je 1887. godine do zaključka da je uzrok električne provodljivosti prisustvo jona u otopini jona koje se formiraju kada se formiraju u rastvorenom elektrolitu u vodi.

Proces propadanja elektrolita na ionima kada se rastopi u vodi ili topljenje naziva se elektrolitičkom disocijacijom.

S. Arrhenius pridržavao se fizičke teorije rješenja, I.E. Razmotrio je proces rastvaranja tvari kao jednostavnu raspodjelu čestica topive tvari u vodi, a ne uzima u obzir interakciju s vodom i vjeruje da u rješenju ima besplatnih jona. Ted je objasnio mnoge pojave povezane s svojstvima rješenja, ali nisu odgovorili na pitanja zbog kojih su neke tvari elektroliti, a drugi - ne, kao i uloga u formiranju jona koje se ometaju.

Za razliku od njega, ruski hemičari I.a. Glave i v.a. Kistyakovsky se primjenjuje na objašnjenje ED Hemijske teorije D.I. Mendeleev i dokazao da se elektrolit raspusti, pojavljuje se hemijska interakcija rastvorene tvari s vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim se distribuiraju na ionima. To jest, rješenje nije besplatno, već hidrirane ioni.

Molekuli vode su dipoles (dva pola), jer se atomi vodika nalaze pod uglom od 105 0, tako da molekula ima kutni oblik:

U pravilu su tvari sa ionskim kristalnim rešetkama koje se odvajaju najlakše od svega, jer se već sastoje od gotovih jona. Kada se rastopiju, vodeni dipole su orijentirani suprotno naplaćeni završeci oko pozitivnih i negativnih elektrolitnih jona. Između elektrolitnih jona i diploma vode nastaju za međusobnu atrakciju. Kao rezultat toga, odnos između jona slabi i prelazak jona iz kristala u otopinu (Sl.):

Krug Ed hlorida natrijum na hidriranim joni

Očigledno je da će se slijed procesa koji se pojavljivati \u200b\u200btokom disocijacije tvari sa jonskim obveznicama (soli i alkalis), bit će takav:

• A) orijentacija molekula - dipola vode u blizini kristalnih jona;
• B) hidratacija (interakcija) molekula vode sa jonima površinskog sloja kristala;
• C) disocijacija (raspadanje) kristala elektrolita na hidrirane ione.

Pojednostavljeni postupak može se odraziti pomoću jednadžbe:

Nasl\u003e na + + SL -.

Elektroliti, u kojima je u molekulama kovalentna polarna veza (na primjer, HCL molekule), samo u ovom slučaju, pod utjecajem vodenih dipola, postoji porast polariteta komunikacije, a onda je jaz u formiranju od jona:

NSL\u003e H + + SL -.

St. Arrenius za kvantitativnu karakteristiku ED-a predstavio je koncept stupnja ED koji je označio grčko pismo b.

Stupanj elektrolitičkog disocijacije je odnos broja molekula elektrolita koji su se slomili u ione u ukupni broj otopljenih molekula. Elektrolitna ne-elektrolitna elektrolitička kiselina Disocijacija

Stupanj disocijacije elektrolita određuje se eksperimentalno i izražava se u frakcijama ili u procentima. Ako je B \u003d 0, tvar ne pada na sve strane Iona, to je ne-elektrolit. Neelektrici uključuju supstance sa kovalentnim nisko-polarnim i ne-polarnim vezama, poput etera, ugljikovodika, kisika, azota itd.

Stupanj ED-a može biti od 0 do 1 (kao procenat od 0 do 100%).

Ako je B \u003d 1, ili 100%, elektrolit se u potpunosti raspada u ionima, to je snažan elektrolit. Snažni elektroliti uključuju sve topljive soli, anorganske kiseline (NNo 3, HCl, HBR, HL, H 2 SO 4, NSLO 4), Alkali (lav, Naon, Ko, CA (OH) 2, VA (OH) 2).

Slabi elektrolite u vodenim rješenjima nisu u potpunosti disocirani na ionima (b< 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.

Stupanj ED ovisi o prirodi elektrolita, temperature (uz povećanje temperature B povećava), koncentracija elektrolita u otopinu (razblažavanje rješenja uvijek pojačava b).

Pitanja za učvršćivanje:

• 1) Zašto je rješenje električne struje i nema rješenja glukoze?
• 2) Je li SASO 3 elektrolitna sol? Zašto?
• 3) Zašto, pri razrjeđivanju rješenja za elektrolit, stepen disocijacije se povećava?
• 4) Dokazati da se podjela hemijskih obveznica kovalentnog polarnog i jona konvencionalno.
• 5) Kako objasniti električnu provodljivost vodenih rešenja elektrolita?

Glavne odredbe TED-a

• 1) Kada se rastvara u vodi, elektroliti se disociraju (raspadaju) na pozitivne i negativne ioni.
• 2) pod djelovanjem električnih struja, pozitivno nabijene ioni prelaze na negativni pol trenutnog izvora - katode i stoga se nazivaju kationima, a negativno nabijeni ioni na pozitivnim stupnju tekućeg izvora - anoma i stoga nazivane anioni.
• 3) Uzrok disocijacije elektrolita u vodenim rješenjima je njegova hidratacija, odnosno interakcija elektrolita sa molekulama vode i jaz kemijske veze u njemu.
• 4) ED je proces reverzibilan za slabe elektrolite.
• 5) Hemijska svojstva elektrolitnih rešenja određena su svojstvima jona koje formiraju tokom disocijacije.

Prema prirodi generiranih jona, razlikuju se tri vrste elektrolita: kiselina, baza i soli.

Kiseline se nazivaju elektroliti, koje za disocijaciju formiraju vodonigene katije i anioni sa ostatkom kiseline:

NSL\u003e H + + SL -

NNNO 3\u003e H + + NO 3 -

H 2 SO 4\u003e 2N + + SO 4 2-

Za fosforne i druge polipne kiseline, aktualni disocijacijski tokovi:

1. faza - formiranje dihidrofosfatnih jona:

H 3 PO 4 - H + + N 2 PO 4 -,

2. faza - formiranje hidrofosfatnih jona:

H 2 PO 4 - - H + + NRO 4 2-,

3. faza - fosfatna ionska formacija:

NRA 4 2- - H + + PO 4 3-.

Sve kiseline kombiniraju da oni nužno formiraju vodonigene katije tokom disocijacije. Stoga su opća karakteristična svojstva kiselina - kiseli ukus, promjene boje pokazatelja itd. - Zbog katika hidrogena.

Osnove se nazivaju elektrolite, koje za disocijaciju obrasca metalnih kationa i aniona Hydroxochrupp.

Naon - Na + + on -,

SA (OH) 2 - CA 2+ + 2Y -. .

Višeseklinske baze disociranog zakoračivanja:

• 1) SA (on) 2\u003e Saon + + on -,
• 2) Saon + - CA 2+ + jeste.

Sva opća svojstva baze su sapuni na dodir, promjena boje pokazatelja itd. - Zbog generalnog za sve baze hidroksidnih jona.

Soli su elektrolite, koji za disocijaciju obrasca metalni kationi (ili amonijum nn 4 +) i anioni kiselih ostataka:

K 3 PO 4\u003e 3K + + PO 4 3-,

NN 4 br. 3\u003e NN 4 + + NO 3 -.

Za razliku od polipskih kiselina i višeidenim osnovnim bazama, disocira se potpuno u potpunosti, ne postepeno.

Vježbe za samostalan rad:

• 1) Uporedite strukturu i svojstva:
  • A) ca 0 i ca 2+; b) h 2 0 i h +.
• 2) Napišite disocijaciju jednadžbe sljedećih elektrolita: gvozdeni sulfat (ll); kalijum karbonat; Amonijum fosfat; bakrena nitrata (ll); Barijum hidroksid; fosforna kiselina. Dajte imena jona.
• 3) Koja će se tvari dolje odvojiti: željezo hidroksid (II), kalijum hidroksid, silicijska kiselina, dušična kiselina, sumporni oksid (iv), natrijum sulfid, gvorov sulfid (II)? Zašto? Zabilježite moguće jednadžbe disocijacije.
• 4) U snimku jednadžbi koraka odvajanje sumporne kiseline za prvu fazu se koristi znak\u003e, a za drugu - znak obrljivosti -. Zašto?
• 5) Koristeći tablicu rastvorljivosti, navedite primjere tri četiri tvari, što u rješenjima se formiraju tako 4 2-jon sulfat. Snimite jednadžbe disocijacije ovih tvari.

D / S: Odgovorite usmeno na pitanja:

• 1) Koje su tvari povezane sa elektrolitama, a šta - ne-elektrolitima?
• 2) Koja se od sljedećih tečnosti provodi električnom strujom: etil alkohol, vodena otopina glukoze, natrijum hidroksid, otopina kisika u vodi, kalijum karbonat, kalijum hidroksid? Objasnite odgovor.
• 3) Šta se zove Ed?
• 4) Koja je suština fizičke i hemijske teorije rješenja?
• 5) Koji se ioni nazivaju hidrirani?
• 6) Zašto su neke tvari elektroliti, a drugi nisu?
• 7) Voda igra kakvu ulogu u formiranju jona?
• 8) Koji je stepen ED-a? O čemu ovisi?
• 9) Glavne odredbe TED-a.
• 10) da definiraju kiseline, baze i soli sa stanovišta TED-a.

Vježbe u radnim bilježnicama u pisanom obliku:

Napravite disocijacijske jednadžbe supstanci u mogućim slučajevima:

Naoh, Zno, H 2 S, al (OH) 3, Basio 3, Cu (br. 3) 2, Fepo 4, Alcl 3, Caso 4, SIO 2, HNO 3, (NH 4) 2 CO 3.

Elektrolitne tvari kada se rastvaraju u vodi raspadaju se na napunjenim česticama - ioni. Obrnuti fenomen - molarizacija ili udruženje. Formiranje jona objašnjava teoriju elektrolitičkog disocijacije (Arrhenius, 1887). Mehanizam propadanja hemijskih spojeva tokom topljenja i raspuštanja utječe na karakteristike vrsta hemijskih veza, strukturu i prirode otapala.

Elektroliti i ne-troškovi

U rješenjima i topi se uništavanje kristalnih rešetaka i molekula - događa se elektrolitička disocijacija (ED). Propadanje tvari praćeno je formiranjem jona, pojavljivanju takve imovine, kao električne provodljivosti. Nije svaki spoj u stanju da se distribuira, već samo supstance koje se u početku sastoje od iona ili snažnih polarnih čestica. Prisutnost besplatnih jona objašnjava se nekretninama za elektrolit za obavljanje struje. Imaju ovu mogućnost podnošenja, soli, mnogo anorganskih i nekih organskih kiselina. Otkupnine se sastoje od niskih polarnih ili nelariziranih molekula. Ne raspadaju se na ionima, ne-elektroliti (mnoga organska jedinjenja). Nosači punjenja su pozitivni i negativni ioni (kationi i anioni).

Uloga S. Arrhenija i drugih hemičara u proučavanju disocijacije

Teorija elektrolitičkog disocijacije potkrijepljena je 1887. godine naučnici iz Švedske S. Arrhenius. Ali prve opsežne studije nekretnina rješenja i dalje su održali ruski naučnici M. Lomonosov. Doprinosilo studiju nabijenih čestica koje proizlaze iz rastvaranja tvari, T. Grotgusa i M. Faraday-a, R. Lenz. Arrenius je dokazao da su mnogo anorganskih i nekih organskih spojeva elektrolita. Švedski naučnik objasnio je električnu provodljivost rješenja raspadanja tvari na ionima. Teorija elektrolitičkog disocijacije Arrhenija nije pričvršla na značaj direktnom sudjelovanju molekula vode u ovom procesu. Ruski naučnici Mendelev, peta, Konovalov i drugi vjerovali su da se javlja rješenje - interakcija otapala i rastvorene supstance. Kada govorimo o vodenim sistemima, naziv se nanosi "hidratacija". Ovo je složen fizičko-hemijski proces, o čemu svjedoči formiranje hidrata, toplinskih pojava, promjena boje tvari i pojave talog.

Glavne odredbe teorije elektrolitičkog disocijacije (TED)

Mnogi naučnici radili su na pojašnjenju teorije S. Arrhenije. Potrebno je njegovo poboljšanje, uzimajući u obzir moderne podatke o strukturi atoma, hemijske veze. Glavne odredbe TED-a, razlikuju se od klasičnih sažetaka kraja XIX veka, formulisane su:

Uzimanje efekata mora se uzeti u obzir pri izradi jednadžbi: Primijenite poseban reverzibilni proces, izračunajte negativne i pozitivne troškove: oni se moraju podudarati.

Mehanizam ED jonskih supstanci

Moderna teorija elektrolitičke disocijacije uzima u obzir strukturu elektrolita i otapala. Kada se veza raspušta između više napunjenih čestica u jonskim kristalima, pod utjecajem polarnih vodenih molekula uništeni su. Doslovno se "izvuku" ioni ukupne mase u rješenje. Propadanje je popraćeno formiranjem oko jona solvata (u vodi - hidratnoj) školjci. Pored vode, Ketones, niži alkoholi su povećali dielektričnu propusnost. Kada se natrijum-hlorid disocijacija na + i CL ioni - zabilježena je početna faza, koja je praćena orijentacijom vodnih dipola u odnosu na površinske ioni u kristalu. U završnoj fazi hidrirani ioni se oslobađaju i dižuju u tečnost.

Mehanizam ED spojeva sa kovalentnim kovalentnim

Molekuli otapala utječu na elemente kristalne strukture ne-jonskih tvari. Na primjer, utjecaj vodenih dipola na hloroinsku kiselinu dovodi do promjene vrste komunikacije u molekuli sa kovalentnim polarnim do jonske. Supstanca disocira, hidrogenirani vodik i ioni hlora ulaze u rješenje. Ovaj primjer dokazuje važnost tih procesa koji nastaju između čestica otapala i rastvorenog spoja. Ova interakcija dovodi do formiranja elektrolitnih jona.

Teorija elektrolitičkog disocijacije i osnovne klase anorganskih spojeva

U svjetlu glavnih položaja ted kiseline, elektrolit se može pozvati, s raščlamom od pozitivnih jona može se otkriti samo proton H +. Disocijacija baze praćena je formiranjem ili izuzećem od kristalne rešetke samo aniona IT-a i metalne katije. Normalna sol za vrijeme raspuštanja daje pozitivnu metalnu jonu i negativan - ostatak kiseline. Glavna sol odlikuje se prisutnošću dvije vrste aniona: na grupe i ostatke kiseline. U kiseloj soli iz katina postoje samo vodonik i metal.

Moć elektrolita

Da bi se okarakteriziralo stanje tvari, u rješenju se koristi fizička vrijednost - stepen disocijacije (α). Pronađite njegovu vrijednost iz omjera broja slomljenih molekula na ukupni broj njih u otopini. Dubina disocijacije određuje se različitim uvjetima. Važni su dielektrični pokazatelji otapala, struktura rastvorenog spoja. Obično se stepen disocijacije smanjuje s povećanjem koncentracije i povećava se s povećanjem temperature. Često se stepen disocijacije određene tvari izražava u frakcijama jednog.

Klasifikacija elektrolita

Teorija elektrolitičkog disocijacije na kraju XIX vijeka nije sadržavala odredbe o interakciji jona u rješenju. Uticaj molekula vode na distribuciju kationa i aniona činilo se beznačajnim za Arrenijus. Reprezentacije Arrhenija na snazi \u200b\u200bi slabih elektrolita bili su formalni. Na osnovu klasičnih pozicija moguće je dobiti vrijednost α \u003d 0,75-0,95 za jake elektrolite. U eksperimentima je dokazana nepovratna disocijacija (→ 1). Gotovo u potpunosti raspada topivo soli, sumpor i hlorovodoničnu kiselinu, alkali. Djelomično disocira sumporni, dušik, vodovod, ortofosforičnu kiselinu. Silicijum, sicEtic, vodonik sulfid i koalična kiselina, amonijum hidroksid, nerastvorljive baze smatraju se slabim elektrolitama. Voda se takođe odnosi na slabe elektrolite. Mali dio molekula H 2 O je disociran, istovremeno dolazi do ionskog molaša.