Teorija kiseline i baze teorije elektrolitičkog disocijacije. Teorija elektrolitskog disocijacije je jedan od glavnih u kemiji.

Teorija elektrolita uzima svoj vlastiti početak u prvoj polovici XIX stoljeća, kada je M. Faradeys proveo svoje poznate eksperimente s rješenjima kuhanja soli. Pronašao je to apsolutno čista voda To čini vrlo loš električna struja, ali to vrijedi dodavati nekoliko kristala soli, a provodljivost se odmah povećava. Već je onda pretpostavka rođena da se sol raspada u vodi na nekim česticama koje su sposobne provoditi električnu struju, međutim, puna teorijaOpisujući sve te procese u rješenjima pojavili su se mnogo kasnije.

Teorija elektrolitskog disocijacije

Teorija, utemeljitelj koji je pojavio Arrenius u razdoblju 1883-1887, temelji se na ideji da kada se dođe do molekula topive tvari (elektrolit) u polarnom ili ne-polarnom tekućini, disocijacija na ionima, Elektroliti se nazivaju spojevi koji se u otopini spontano raspadaju na ionima koji su sposobni za samostalno postojanje. Količina iona generira, njihova struktura i naknada ovisi samo o prirodi disokabilne molekule.

Koristiti teoriju u opisu nekretnina otapanja, koriste se brojne pretpostavke, naime: 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 sustavAko je elektrolit u fazi ravnoteže s proizvodima njegove disocijacije - K + kation i anion a-, prema zakonu aktivnih masa, jednadžba reakcije disocijacije može se izraditi:

KA \u003d K + + A- (1)

Konstanta ravnoteže, zabilježena, kroz koncentraciju tvari pod izotermnim uvjetima imat će sljedeće značenje:

CD \u003d X / (2)

U ovom slučaju (u jednadžbi 2), CD ravnotežna konstanta neće biti ništa drugo osim konstante disocijacije, vrijednosti, u pravom dijelu su ravnotežne koncentracije elektrolita i njegovih disocijacijskih proizvoda.

Uzimajući u obzir prihvat teorije Arreniusa, koji je primijenio autor, osobito, na nepotpunost disocijacije, uvedeni je koncept stupnja disocijacije - α. Prema tome, ako izrazimo koncentraciju otopine C (mol / l), tada se otopina otopine čini a-elektrolitom (KA), a njezina koncentracija ravnoteže može se eksprimirati kao (1-a) s mol / l. Očito je iz jednadžbe reakcije (1) da se elektrolit mol (KA) formira istim brojem K + i A- iona. Ako zamijenimo sve te vrijednosti u jednadžbi (2) i provedite niz pojednostavljenja, onda dobivamo formulu konstanti disocijacije (Stupanj divociation formule):

CD \u003d α 2 x C / 1-α (3)

Ova jednadžba vam omogućuje da kvantificirate veličinu stupnja elektrolitskog disocijacije u različitim otopinama.

Teorija Arrienius dala je razvoj skupa znanstveni smjerovi U kemiji: Uz njegovu pomoć stvorene su prve teorije kiselina i temelja, objašnjenja su dane fizikalno-kemijskim procesima u homogenim sustavima. Ipak, nije lišen nedostataka koji se uglavnom odnose na činjenicu da teorija ne uzima u obzir mehilne interakcije.

Klasifikacija elektrolita s primjerima

Elektroliti se klasificiraju na slabo i snažno, povremeno naglašavaju skupinu elektrolitnih elektrolita. Snažni elektroliti karakteriziraju dezintegracija u otopini potpuno, U pravilu, to su jake mineralne kiseline, na primjer:

• Dušična kiselina - HNO3.
• Herbonska kiselina - HCl.
• Klorijska kiselina - HCTO4.
• Ortofosforna kiselina - H3P04.

Snažni elektroliti mogu biti razdvojeni, na primjer:

• Kalijev hidroksid - KOH.

Većina snažnih elektrolita je velika većina soli (Na2S04, CA (NO3) 2, CH3Coona, kloridi, sulfidi).

Slabi elektroliti, naprotiv, hidratantna otopina djelomično. Ova skupina treba sadržavati anorganske kiseline (H2CO3, H3BO3, H3ASO4), slabe baze (amonijev), neke soli (HgCl2), organske kiseline (CH3COOH, C6H5COOH), fenole i amine. U nevodene otopine Isti spojevi mogu biti jaki i slabi elektroliti, čime ovise o prirodi otapala.

Disocijacija kiselina, baza i soli

Uzorci za kiseline

S električnim disocijacijom kiselina u vodenim otopinama, pozitivno nabijeni vodikov ione formiraju se kao kationi (H +):

HNo3 → h + + no3-

Ako je kiselina multi-os (na primjer: jednadžba disocijacije je H2S04), zatim se uzdizanje odvoji sekvencijalno, svaki put se smiješi jedan vodik ion za svaki put:

H2S04 → H + + HSO4 je prvi fazi - ion hidrosulfat

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

Postupak za polipsku kiselinu, u pravilu, teče što je više moguće u prvoj fazi, stupanj disocijacije naknadne manje.

Proces karakteristika za alkaliju

U slučaju disocijacije alkalija u vodenim otopinama, potrebno je negativno nabijeni hidroksilni ion (on-):

NaOH → NA + + OH-

Proces za višeselinske baze (primjer - mehanizam disocijacije magnezijevog hidroksida) nastavlja se u višestupanjskoj sličnoj na polipske kiseline:

Mg (OH) 2 → OH- + mg (OH) + prva faza

Mg (OH) + → OH- + Mg2 + druga faza

Postoje i slučajevi kada se vodikovi i hidroksilni anioni mogu formirati iu procesu disocijacije (tijekom disocijacije amfolita ili amfoterskih spojeva, na primjer, Zn, Al):

2OH- + Zn2 + + 2H2O ← → zn (OH) 2 + H2O ← → 2- + 2H + +

Pravila za propuštanje kisele i glavne soli

Za kisele soli, glavni uzorak je kako slijedi - prvo se razdvoji katije (pozitivno nabijeni metali), i samo tada vodik kacijete:

KHSO4 → k + + HSO4- prva faza

HSO4 - → H + + SO4- drugi stupanj

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

Baohcl → cl- + ba (oh) + prva faza

BA (OH) + → OH- + BA2 + druga faza

Indikator vodika

Definicija, bit i značenje

Procesi disocijacije ne mogu se samo nastaviti tvari koje lutaju, ali i otapalo. Dakle, voda je sama sama slaba elektrolita i karakterizira se disocijacijom u vrlo malom stupnju. Jednadžba procesa može se napisati kako slijedi:

H2O \u003d N3O + +

Jedna molekula vode disocira na pozitivno nabijenim vodikovim ionima i nepovoljno nabijenih hidroksonskih aniona. Upravo koncentracija ovih iona određuje razinu kiselosti otopine - što je veće hidroksonijev ione, kiseli otopina.

Koncentracija hidrokformijskih iona u stvarnim rješenjima obično je vrlo mala (na primjer: 5 × 10-6 g / l) i stoga radi praktičnosti, ova vrijednost je logagrafkinja, te da dobije pozitivnu vrijednost, snimljena s obrnutim znakom. Ukratko formulirati strogu definiciju koncepta "indikatora vodika" ili pH.

pH (indikator vodika) je negativan prirodni logaritam koncentracije hidroksonijevog iona, odražavajući kiselost otopine.

ph \u003d - lg

Vrijednosti indikatora vodika odobrava se na ljestvici vrijednosti od 0 do 14, gdje je 0 najkasionanija otopina, a 14 je najkasniji. Rješenje s vrijednosti od 7 smatra se neutralnom otopinom (odgovarajući pH čiste vode). Na primjer, predstavljamo nekoliko tipičnih rješenja s karakterističnim vrijednostima indikatora vodika:

Značajno pribjegavanje korištenju drugog pokazatelja - Ron. U njegovom smislu, apsolutno je sličan indikatoru vodika, osim što se koncentracija hidroksilnih iona uzima kao osnova.

Arrhenius je skrenuo pozornost na bliski odnos između sposobnosti otopina soli, kiselina i baza za provođenje električne struje i odstupanja rješenja tih tvari iz zakona ogoljanja i rala. Pokazalo se da je električnom vodljivošću otopine moguće izračunati njegov osmotski tlak i, posljedično, koeficijent koeficijenta l vrijednosti koju sam izračunao iz električne vodljivosti, dobro se podudara s vrijednostima pronađenim za iste rješenja drugim metodama ,

Uzrok pretjerano visokog osmotskog tlaka otopina elektrolita je, prema Arreniusu, disocijaciju elektrolita po ionima. Kao rezultat toga, s jedne strane, povećava se ukupan broj čestica u otopini, a time i osmotski tlak, smanjenje tlaka pare i promjene temperature vrenja i zamrzavanja, s druge strane, ioni Odredite sposobnost rješenja za izvođenje električne struje.

Te su pretpostavke dalje razvijene u tanku teoriju teorije elektrolitskog disocijacije.

Prema toj teoriji, kada se otopi u vodi, elektroliti propadaju (disocirani) na pozitivnim i negativno nabijenim ionima. Pozivljeno se nabijeni ioni nazivaju kationi, To uključuje, na primjer, vodik i metale. Pozvani su negativni nabijeni ioni anioni: To uključuje ione kiselih ostataka i hidroksidnih iona. Kao i molekule otapala, ioni u otopini su u stanju poremećenog pokreta topline.

Proces elektrolitskog disocijacije prikazan je pomoću kemijskih jednadžbi. Na primjer, disocijacija HCl će se izraziti jednadžbom:

Raspadanje elektrolita prema ionima objašnjava odstupanja od zakona odigravanja i Raula, koji je rekao na početku ovog poglavlja. Kao primjer, smanjili smo temperaturu zamrzavanja nacl rješenja sada nije teško razumjeti zašto je smanjenje temperature smrzavanja ovog rješenja toliko velika. Natrijev klorid prolazi u otopinu u obliku Na + i Cl-iona. U isto vrijeme, 6,02 čestice IO 23 dobivaju se iz jednog molitvenog NaCl, ali dvostruko veći broj. Stoga bi smanjenje temperature smrzavanja u otopini NaCl trebala biti dvostruko više od otopine neelektrolita iste koncentracije.

Slično tome, u vrlo razrijeđenoj otopini barij klorida, disocijacija prema jednadžbi

osmotski tlak je 3 puta veći od izračunavanja prema pravu za goop, budući da je broj čestica u otopini 3 puta veće nego ako je u obliku barij klorida u obliku molekula BACL2.

Prema tome, objašnjene su značajke vodenih otopina elektrolita, suprotno zakonima ogoljanja i rala, objašnjene na temelju tih zakona.

Međutim, Arrihenius teorija nije uzela u obzir sve složenosti fenomena u rješenjima. Konkretno, smatra se ionima kao besplatne, neovisne čestice neovisne o molekulama otapala. Arrihenius teorije se protivi kemikaliji, ili hidrata, teorija MendeleEV rješenja, na temelju ideje o interakciji otopljene tvari s otapalom. U prevladavanju očigledne kontradikcije obje teorije, velika zasluga pripada ruskom znanstveniku i.a. Peta, koja je prvi put izazvala pretpostavku o hidrataciji iona. Razvoj ove ideje doveo je do daljnje udruge teorija Arreniusa i Mendeleev.

• Ivan Alekseevich Hellows (1857-1942) bio je angažiran u proučavanju električne vodljivosti rješenja. Njegov rad "Moderne teorije rješenja (Vant-Goffai Arrenius) zbog učenja na kemijskoj ravnoteži" imala je veliki utjecaj na formiranje fizičke kemije u Rusiji i doprinijela produbljivanju teorije elektrolitičkog disocijacije.

Poznato je da rješenja mogu steći neke kvalitete koje se ne primjenjuju bilo koja od komponenti koje se poduzimaju pojedinačno. Prema tome, vodena otopina NaCl je dobro provedena električnom strujom, dok ni čista voda, niti suha sol s električnom vodljivošću ne posjeduju. U tom smislu, sve otopljene tvari se izrađuju kako bi se podijelile u dvije vrste:

1) tvari čija se rješenja imaju električnu provodljivost elektrolit;

2) tvari čija rješenja ne posjeduju električnu vodu, nazvana neelektroliti.

Neelektrični uključuju okside, plinove, na većini organskih spojeva (ugljikovodika, alkohola, aldehide, ketone, itd.).

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

Izgled električne vodljivosti u otopinama elektrolita objasnio je S. Arrenius, koji je 1887. godine sugerirao teorija elektrolitskog disocijacije:

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

Glavni uzrok elektrolitičkog disocijacije je proces solvetivnih (hidratacijskih) iona. Zbog solvata, povratni proces je ometan rekonganizacija ioni, koji se nazivaju i udruženje ili poliarizacija.

U tom smislu mogu se formulirati neke odredbe:

1) disocijacije su podvrgnute tvari s ionom ili blizu ionskog tipa kemijske veze;

2) proces disocijacije je jači u polarnom otapalu i slabije (ako je moguće) u ne-polarno otapalo;

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

Općenito, proces elektrolitskog disocijacije u vodi može biti predstavljen kako slijedi:

Kt n m  ( x.  yor) H2O ⇄ n M +  m n ,

gdje je KT M + pozitivno nabijeni ion ( kation);

N  je negativno nabijeni ion ( anion).

Vrijednost x. i yorRazmišljanje količine molekula vode u hidratnim školjkama uvelike se razlikuju ovisno o prirodi i koncentraciji iona, temperaturi, tlaku itd. U tom smislu, to je prikladnije koristiti pojednostavljene jednadžbe disocijacije elektrolizma, tj. isključujući hidrataciju:

NaCl na + ~ cl ;

CUSO 4 Cu 2+  SO 4 2 ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3 .

Međutim, treba imati na umu da s kiselom disocijacijom u vodenim otopinama, ne formiraju se bez slobodnih H + iona, nego prilično stabilni hidroksonij ioni H30 +, stoga je jednadžba kisele disocijacije (na primjer, HCl) trebala izgledati ovako:

HCl H20H3 O +  Cl .

Međutim, u kemijskoj literaturi, oblik snimanja je češći, odražavajući samo proces propadanja elektrolita bez uzimanja u obzir učinak hidratacije. U budućnosti ćemo koristiti i pojednostavljenje terminologije.

Snažni i slabi elektroliti

Kvantitativna karakteristika procesa elektrolitičkog disocijacije je stupanj disocijacije.

Stupanj disocijacije Nazvao je omjer broja elektrolita, posipanih ionima (n.), na ukupan broj elektrolita (n. 0 ):

Vrijednost  je izražena u frakcijama jedinice ili% i ovisi o prirodi elektrolita, otapala, temperature, koncentracije i pripravka otopine.

Otapalo je odigrao posebnu ulogu: u nekim slučajevima, tijekom prijelaza iz vodenih otopina u organska otapala, stupanj disocijacije elektrolita može se povećati ili smanjiti. U budućnosti, u nedostatku posebnih uputa pretpostavljamo da je otapalo voda.

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

Tihi elektroliti uključuju:

1) neke anorganske kiseline (HCl, HBr, HI, HNO 3, H2S04, HCLO4 i broj drugih);

2) alkalijskih hidroksida (LI, Na, K, Rb, CS) i zemnoalkalne (CA, SR, BA) metali;

3) gotovo sve topljive soli.

Visoki silni elektroliti uključuju mg (OH) 2, H3 PO 4, HCOOH, H2S03, HF i neki drugi.

Sve karboksilne kiseline smatraju se slabim elektrolitima (osim HCOOH) i hidratiziranih oblika alifatskih i aromatskih amina. Mnoge anorganske kiseline su također slabi elektroliti (HCN, H2S, H2C03, itd.) I bazu (NH3 ∙H2O).

Unatoč nekim slučajnosti, općenito, ne treba identificirati topljivost tvari sa svojim stupnjem disocijacije. Prema tome, octena kiselina i etil alkohol su neograničeni topljivi u vodi, ali u isto vrijeme, prva tvar je slaba električna energija, a drugi  neelektrolita.

U prvoj polovici HLX stoljeća. Faraday je uveo koncept elektrolita i neelektroliti.

Electroliti, nazvao je tvari, otopine i tablice od kojih se provodi električna struja, a ne-elektrolijci - tvari, otopine i taljenja koji se ne provode električnom strujom.

Provoditi električna struja otopina soli, alkalisa, kiselina.

Nemojte provoditi električne trenutne otopine šećera, alkohol, glukozu ...

Zašto je električna struja elektrolitnih otopina?

Švedski znanstvenik Svante Arrenius, proučavajući električnu vodljivost rješenja različitih tvari, došla je 1887. godine do zaključka da je uzrok električne vodljivosti prisutnost iona u otopini iona, koji se formiraju pri otopljenim elektrolitima u vodi.

Proces propadanja elektrolita na ionima kada se otoplje u vodi ili talištu naziva se elektrolitičko disocijacija.

S. Arrenius se pridržavao tjelesne teorije rješenja, tj. Razmotrio proces otapanja tvari kao jednostavnu raspodjelu čestica topive tvari u vodi, a ne uzima u obzir u obzir interakciju s vodom i vjeruje da su u otopini bili slobodni ioni. Ted je objasnio mnoge fenomene povezane s svojstvima rješenja, ali nisu odgovorili na pitanja zašto su neke tvari elektroliti, a drugi - ne, kao i uloga u formiranju iona otapalo se reproducira.

Za razliku od njega, ruski kemičari i.a. Glave i v.a. Kistyakovsky se primjenjivao na objašnjenje Ed Chemical teorije D.I. Mendeleev i dokazao da kada se elektrolit otopi, kemijska interakcija otopljene tvari s vodom nastaje, što dovodi do formiranja hidrata, a zatim se disociraju na ionima. To jest, otopina nije slobodna, ali hidratizirana iona.

Molekule vode su dipoli (dva pola), budući da se atomi vodika nalaze pod kutom od 105 0, tako da molekula ima kutni oblik:

U pravilu, tvari s ionskom kristalnom rešetkom odvajaju najlakše od svega, jer se već sastoje od gotovih iona. Kada se raspadaju, vodeni dipoli su orijentirani na suprotnosti s protivljenim krajevima oko pozitivnih i negativnih iona elektrolita. Između iona elektrolita i dipola vode koji se pojavljuju za međusobnu privlačnost. Kao rezultat toga, odnos između iona slabi i prijelaz iona iz kristala u otopinu (sl.):

Krug natrij klorida na hidratiranim ionima

Očito, slijed procesa koji se pojavljuju tijekom disocijacije tvari s ionskom vezom (soli i alkalis) će biti ovako:

• A) orijentacija molekula - dipoli vode u blizini kristalnih iona;
• B) hidrataciju (interakcija) molekula vode s ionima površinskog sloja kristala;
• C) disocijacija (raspadanje) kristala elektrolita do hidratiranih iona.

Pojednostavljeni proces može se odraziti pomoću jednadžbe:

NASL\u003e NA + + SL -.

Elektroliti, u molekulama od kojih kovalentna polarna veza (na primjer, molekule HCl), samo u ovom slučaju, pod utjecajem vodenih dipola, došlo je do povećanja polarnosti komunikacije, a zatim je jaz u formiranje iona:

Nsl\u003e h + + sl -.

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

Stupanj elektrolitičkog disocijacije je omjer broja elektrolita molekula koji su prekršili u ione do ukupnog broja otopljenih molekula. Disocijacija elektrolitičke kiseline bez elektrolita

Stupanj disocijacije elektrolita određuje se eksperimentalno i izražena je u frakcijama ili u postocima. Ako je B \u003d 0, tvar ne pada na sve ione, to je neelektroliti. Neelektrični uključuju tvari s kovalentnim niskim polarnim i ne-polarnim vezama, kao što su eteri, ugljikovodici, kisik, dušik itd.

Stupanj ed može biti od 0 do 1 (kao postotak od 0 do 100%).

Ako je B \u003d 1, ili 100%, zatim se elektrolit potpuno raspada ione, to je snažan elektrolit. Snažni elektroliti uključuju sve topljive soli, anorganske kiseline (NNO 3, HCl, HBr, HL, H2S04, NSLO 4), alkalijski (lav, Naon, KO, CA (OH) 2, VA (OH) 2).

Slabi elektroliti u vodenim otopinama nisu potpuno 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 (s povećanjem temperature B povećava), koncentraciju elektrolita u otopini (razrjeđivanje otopine uvijek povećava B).

Pitanja za pričvršćivanje:

• 1) Zašto je rješenje električne struje i bez otopine glukoze?
• 2) je SASO 3 elektrolitska sol? Zašto?
• 3) Zašto, kada razrjeđivanje otopine elektrolita, povećava se stupanj disocijacije?
• 4) dokazati da je podjela kemijskih veza za kovalentno polar i ion.
• 5) Kako objasniti električnu vodljivost vodenih otopina elektrolita?

Glavne odredbe TED-a

• 1) Kada se otopi u vodi, elektroliti se disociraju (raspadne) na pozitivnim i negativnim ionima.
• 2) pod djelovanjem električne struje, pozitivno nabijeni ioni prelaze na negativni stup trenutnog izvora - katode, te se stoga nazivaju kationi, a negativno nabijeni ioni se kreću na pozitivan stup trenutnog izvora - anoma i stoga su zove se anioni.
• 3) Uzrok disocijacije elektrolita u vodenim otopinama je njegova hidratacija, tj. Interakcija elektrolita s molekulama vode i jaz kemijske veze u njemu.
• 4) ED je proces reverzibilan za slabe elektrolite.
• 5) Kemijska svojstva otopina elektrolita određena su svojstvima iona koje tvore tijekom disocijacije.

Prema prirodi generiranih iona, razlikuju se tri vrste elektrolita: kiselina, baze i soli.

Kiseline se nazivaju elektroliti, koji za disocijaciju oblikuju vodikove kacijete i aniona kiselog ostatka:

Nsl\u003e h + + sl -

Nno 3\u003e h + + ne 3 -

H2S04\u003e 2N + + SO 4 2-

Za fosforne i druge polipetene kiseline, stepeni tokovi disocijacije:

1. faza - formiranje dihidrofosfatnih iona:

H3 PO 4 - H + + N 2 PO 4 -,

2. faza - formiranje hidrofosfatnih iona:

H2O4 - - H + + NRR 4 2-,

3. faza - formiranje fosfatnog iona:

NRA4 2- - H + + PO 4 3-.

Sve kiseline se kombiniraju da nužno formiraju vodikove kacijete tijekom disocijacije. Stoga, opća karakteristična svojstva kiselina - kiseli okus, promjena boje pokazatelja, itd. - Zbog kationa vodika.

Baze se nazivaju elektrolitima, koje za disocijaciju oblikuju metalne katicije i anions hidroksochrupp.

Nan - Na + + on -,

SA (OH) 2 - ca 2+ + 2Y -. ,

Više-kiselinske baze distanciraju stepenu:

• 1) SA (on) 2\u003e SAON + +
• 2) SAON + - Ca 2+ + je.

Sva opća svojstva baze su sapuni za dodir, mijenjajući boju pokazatelja, itd. - Zbog opće za sve baze hidroksidnim ionima je.

Soli su elektroliti, koji za otacsition oblik metalnih kationa (ili amonijev NN 4 +) i anionske kiselih ostataka:

K3 PO 4\u003e 3K + + PO 4 3-,

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

Za razliku od polipičnih kiselina i multi-kiselina baza baza, potpuno se potpuno razlikuju, ne stupnjeva.

Vježbe za samostalan rad:

• 1) Usporedite strukturu i svojstva:
  • A) ca 0 i ca 2+; b) H2 ° i H +.
• 2) napišite jednadžbe disocijacije sljedećih elektrolita: željezo sulfat (LL); kalijev karbonat; amonijev fosfat; bakar nitrat (ll); Barium hidroksid; fosforna kiselina. Dati imena iona.
• 3) Koja od dolje navedenih tvari bit će disocirana: željezni hidroksid (II), kalijev hidroksid, silicijsku kiselinu, dušičnu kiselinu, sumporni oksid (IV), natrijev sulfid, željezni sulfid (II)? Zašto? Zabilježite moguće jednadžbe disocijacije.
• 4) U evidentiranju jednadžbi korak disocijacije sumporne kiseline za prvu fazu se koristi\u003e, a za drugi - znak reverzibilnosti -. Zašto?
• 5) Korištenje tablice topljivosti, navedite primjere tvari od tri četiri četiri, koji u otopinama tvore tako 4 2-ion sulfata. Zabilježite jednadžbe disocijacije tih tvari.

D / S: Odgovorite usmeno na pitanja:

• 1) Koje su tvari povezane s elektrolitima, a što - neelektrolitima?
• 2) Koja od sljedećih tekućina provodi električna struja: etil alkohol, vodena otopina glukoze, natrijev hidroksid, otopina kisika u vodi, kalijev karbonat, kalijev hidroksid topiti? Objasnite odgovor.
• 3) Što se zove Ed?
• 4) Koja je suština fizičke i kemijske teorije rješenja?
• 5) Što se ioni nazivaju hidratiziranim?
• 6) Zašto su neke tvari elektroliti, a drugi nisu?
• 7) Voda igra kakvu ulogu u formiranju iona?
• 8) Koji je stupanj ED? O čemu ovisi?
• 9) Glavne odredbe TED-a.
• 10) definirati kiseline, baze i soli sa stajališta TED.

Vježbe u radnim prijenosnim računalima u pisanom obliku:

Učinite jednadžbe disocijacije tvari u mogućim slučajevima:

NaOH, ZNO, H2S, Al (OH) 3, basio 3, Cu (br. 3) 2, FEPO4, AlCl3, CASO 4, SiO2, HNO 3, (NH4) 2 CO 3.

Elektrolitske tvari kada se otopi u vodi raspadaju na napunjenim česticama - ionima. Obrnuti fenomen - molarizacija ili udruženje. Formiranje iona objašnjava teoriju elektrolitskog disocijacije (Arrenius, 1887). Mehanizam propadanja kemijskih spojeva tijekom taljenja i otapanja utječe na obilježja vrsta kemijskih veza, strukturu i prirodu otapala.

Elektroliti i ne-troškovi

U otopinama i talinama se javlja uništavanje kristalnih rešetaka i molekula - elektrolitsko disocijacija (ED). Raspadanje tvari popraćeno je formiranjem iona, izgled takve imovine, kao električnu vodljivost. Nije svaki spoj u stanju disocirati, već samo tvari koje se u početku sastoje od iona ili snažno polarne čestice. Prisutnost slobodnih iona je objašnjena svojstvima elektrolita za provođenje struje. Oni imaju ovu sposobnost bazena, soli, mnoge anorganske i neke organske kiseline. Otkup se sastoji od niskih polarnih ili ne-polariziranih molekula. Oni se ne raspadaju na ionima, budući da su neelektroliti (mnogi organski spojevi). Nosači punjenja su pozitivni i negativni ioni (kationi i anioni).

Uloga S. arracija i drugih kemičara u proučavanju disocijacije

Teorija elektrolitičkog disocijacije potkrijepljena je 1887. od strane znanstvenika iz Švedske S. Arrenius. No, prve opsežne studije svojstava rješenja još su držali ruski znanstvenici M. Lomonosov. Pridonijeli proučavanju nabijenih čestica koje proizlaze iz otapanja tvari, T. Grotgusa i M. Faraday, R. Lenz. Arrenius je dokazao da su mnogi anorganski i neki organski spojevi elektroliti. Švedski znanstvenik je objasnio električnu vodljivost rješenja razgradnje tvari na ionima. Teorija elektrolitičkog disocijacije Arrenius nije pridaje važnost izravnom sudjelovanju molekula vode u ovom procesu. Ruski znanstvenici Mendeleev, peta, Konovalova i drugi vjeruju da se to solvat dogodi - interakcija otapala i otopljene tvari. Kada govorimo o vodenim sustavima, primjenjuje se ime "hidratacija". Riječ je o složenom fizikalno-kemijskom procesu, kao što je dokazano formiranjem hidrata, toplinskih fenomena, promjena boje tvari i izgled taloga.

Glavne odredbe teorije elektrolitskog disocijacije (TED)

Mnogi su znanstvenici radili na razjašnjenju S. Arrenius teorije. To je zahtijevalo njegovo poboljšanje, uzimajući u obzir suvremene podatke o strukturi atoma, kemijske veze. Glavne odredbe TED-a, razlikuju se od klasičnih sažetaka kraja XIX stoljeća, formulirane su:

Učinci moraju se uzeti u obzir pri izradi jednadžbi: primijeniti poseban reverzibilni proces, izračunati negativne i pozitivne naknade: moraju se podudarati.

Mehanizam ed ionskih tvari

Moderna elektrolitička teorija disocijacije uzima u obzir strukturu elektrolita i otapala. Kada se veza otopljena između višestrukih čestica u ionskim kristalima, pod utjecajem polarnih molekula vode su uništene. Oni doslovno "povlače" ione ukupne mase u otopinu. Propadanje je popraćeno formiranjem ionima solvata (u vodi - hidrata) ljuske. Osim vode, ketoni, niži alkoholi su povećali dielektričnu propusnost. Kada se natrijev klorid disocijacija na Na + i CH ionima - početna faza je zabilježena, koja je popraćena orijentacijom izvora vode u odnosu na površinske ione u kristalu. U završnoj fazi, hidrirani ioni se oslobađaju i difundiraju u tekućinu.

Mehanizam ed spojeva s kovalentnim kovalentnim

Molekule otapala utječu na elemente kristalne strukture ne-ionskih tvari. Na primjer, utjecaj vodenih dipola na klorovodnu kiselinu dovodi do promjene vrste komunikacije u molekuli s kovalentnim polarnim do ionskog. Tvar se disocira, hidrogenirani ioni vodika i klora dolaze u otopinu. Ovaj primjer dokazuje važnost tih procesa koji se pojavljuju između čestica otapala i otopljenog spoja. Ova interakcija dovodi do formiranja iona elektrolita.

Teorija elektrolitskog disocijacije i osnovne klase anorganskih spojeva

U svjetlu glavnih položaja TED kiseline, elektrolit se može nazvati, s razgradnjom od pozitivnih iona može se otkriti samo protonom H +. Disocijacija baze je popraćena formiranjem ili izuzećem od kristalne rešetke samo aniona i metalnog kationa. Normalna sol tijekom otapanja daje pozitivan metalni ion i negativan - ostatak kiseline. Glavna sol se odlikuje prisustvom dvije vrste aniona: na grupi i kiseli ostatak. U kiseloj soli iz kationa postoje samo vodik i metal.

Moć elektrolita

Da bi se opisalo stanje tvari, u otopinu se koristi fizička vrijednost - stupanj disocijacije (α). Pronađite njegovu vrijednost od omjera broja slomljenih molekula na ukupan broj njih u otopini. Dubina disocijacije određena je različitim uvjetima. Dielektrični pokazatelji otapala, struktura otopljenog spoja važna je. Obično se stupanj disocijacije smanjuje s povećanjem koncentracije i povećava se s povećanjem temperature. Često se stupanj disocijacije određene tvari izraženo u frakcijama.

Klasifikacija elektrolita

Teorija elektrolitskog disocijacije na kraju XIX stoljeća nije sadržavala odredbe o interakciji iona u otopini. Utjecaj molekula vode na raspodjelu kationa i aniona činilo se beznačajnim za Arrenius. Prikaz Arreniusa na prednosti i slabih elektrolita bile su formalne. Na temelju klasičnih pozicija, moguće je dobiti vrijednost α \u003d 0,75-0,95 za jake elektrolite. U eksperimentima je dokazano ireverzibilnost njihovog disocijacije (α → 1). Gotovo potpuno dezintegrira topive soli, sumpor i klorovodičnu kiselinu, alkalno. Djelomično odvoji sumpor, dušik, vodovod, ortofosforna kiselina. Silicij, octeni, vodikov sulfid i koalna kiselina, amonijev hidroksid, netopljive baze smatraju se slabim elektrolitima. Voda se također odnosi na slabe elektrolite. Mali dio molekula H20 se disocira, istodobno se javlja ionski molaring.