Teoria acidă și bazele teoriei de disociere electrolitică. Teoria disocierii electrolitice este una dintre principalele chimie.

Teoria electroliților își ia propriul început în prima jumătate a secolului al XIX-lea, când M. Faradays și-a petrecut celebrul experimente cu soluții de sare de bucătărie. A găsit asta apa absolut curată Face un curent electric foarte rău, dar merită adăugarea mai multor cristale de sare la ea, iar conductivitatea crește imediat. A fost deja presupus presupunerea că sarea se descompune în apă pe unele particule care sunt capabile să realizeze curentul electric, totuși, teoria completăDescrierea tuturor acestor procese în soluții a apărut mult mai târziu.

Teoria disocierii electrolitice

Teoria, a cărei fondator a apărut de Arriniu în perioada 1883-1887, se bazează pe ideea că atunci când apar molecule de substanță solubilă (electroliți) în lichidul polar sau nepolar, disocierea pe ioni. Electroliții sunt numiți compuși că în soluția se dezintegrează spontan pe ioni capabili de existențe independente. Cantitatea de ioni generat, structura lor și valoarea încărcării depinde numai de natura moleculei disociabile.

Pentru a utiliza teoria în descrierea proprietăților de dizolvare, se utilizează un număr de ipoteze, și anume: se presupune că disocierea este incompletă, ionii (cochilii lor electronice) nu reacționează între ele și comportamentul lor poate fi descris de Legea maselor active în condiții ideale. Dacă ia în considerare sistem teoreticÎn cazul în care electrolitul este în fază echilibru cu produse de disociere - K + cation și anionul A-, în conformitate cu legea maselor active, ecuația reacției de disociere poate fi întocmită:

Ka \u003d k + + A- (1)

Constanta de echilibru, înregistrată, prin concentrația de substanțe în condiții izoterme, va avea următorul înțeles:

CD \u003d x / (2)

În acest caz (în ecuația 2), constanta echilibrului KD nu va fi altceva decât constanta de disociere, valorile, în partea dreaptă sunt concentrațiile de echilibru ale electrolitului și ale produselor sale de disociere.

Având în vedere admiterea teoriei lui Arrhenius, care au fost aplicate de autor, în special, asupra incompletă a disocierii, este introdusă conceptul de grad de disociere - α. Astfel, dacă exprimăm concentrația soluției C (mol / L), atunci soluția soluției reprezintă a-electrolitul (KA), iar concentrația sa de echilibru poate fi exprimată ca (1-a) cu mol / l. Este evident din ecuația de reacție (1) că molii de electroliți (KA) este format din același număr de K + și A - ioni. Dacă înlocuim toate aceste valori în ecuația (2) și efectuați o serie de simplificări, atunci obținem o formulă constantele de disociere (Gradul de divocie de formula):

CD \u003d a 2 x c / 1-α (3)

Această ecuație vă permite să cuantificați amploarea gradului de disociere electrolitică în diferite soluții.

Teoria Arrhenius a dat dezvoltarea unui set direcții științifice În chimie: Cu ajutorul său, au fost create primele teorii ale acizilor și fundațiilor, au fost date explicații proceselor fizico-chimice în sisteme omogene. Cu toate acestea, nu este lipsit de deficiențe care sunt în principal legate de faptul că teoria nu ia în considerare interacțiunile mehiclice.

Clasificarea electroliților cu exemple

Electroliții sunt clasificați pe slabă și puternică, evidențiază periodic grupul de electroliți de putere. Electroliții puternici se caracterizează prin dezintegrarea în soluție in totalitate. De regulă, acestea sunt acizi minerali puternici, de exemplu:

• Acid azotic - HNO3.
• HERBONIC ACID - HCI.
• Acid clor - hclo4.
• Acid ortofosforic - H3PO4.

Electroliții puternici pot fi motive, de exemplu:

• Hidroxid de potasiu - KOH.

Cea mai mare parte a electroliților puternici este marea majoritate a sărurilor (Na2S04, CA (NO3) 2, CH3COONA, cloruri, sulfuri).

Electroliți slabi, dimpotrivă, hidratează parțial soluțiile. Acest grup trebuie să includă acizi anorganici (H2C03, H3BO3, H3ASO4), baze slabe (amoniu), unele săruri (HGCI2), acizi organici (CH3COOH, C6H5COOH), fenoli și amine. ÎN soluții neapoase Aceiași compuși pot fi electroliți puternici și slabi, depind astfel de natura solventului.

Disocierea acizilor, bazelor și sărurilor

Modele pentru acizi

Cu disocierea electrică a acizilor în soluții apoase, ionii de hidrogen încărcat pozitiv sunt formați ca cationi (H +):

HNO3 → H + + NO3-

Dacă acidul este multi-axă (de exemplu: ecuația de disociere este H2SO4), apoi disocierea are loc secvențial, de fiecare dată când zâmbind un ion de hidrogen pentru fiecare dată:

H2SO4 → H + + HSO4 este prima etapă - hidrosulfat de ioni

HSO4- → H + + + SO4-a doua etapă - Sulfatul ionic

Procesul de acid polipic, de regulă, curge cât mai mult posibil până la prima etapă, gradul de disociere a ulterior a mai puțin.

Procesul caracteristic alcaliei

În caz de disociere a alcalinurilor în soluții apoase, este necesară o ion hidroxil încărcat negativ (ON-):

NaOH → Na + + OH-

Procedeul pentru baze multi-acid (exemplu - mecanismul de disociere a hidroxidului de magneziu) se realizează într-o etapă multiplă similară cu acizii polipici:

MG (OH) 2 → OH- + MG (OH) + prima etapă

MG (OH) + → OH- + MG2 + a doua etapă

Există, de asemenea, cazuri în care hidrogenul și anii de hidroxil pot fi, de asemenea, formați în procesul de disociere (în timpul disocierii amolitelor sau a compușilor amfoter, de exemplu, Zn, AL):

2OH- + ZN2 + + 2H2O ← → Zn (OH) 2 + H2O ← → 2- + 2H + + + +

Reguli pentru scurgeri pentru sărurile acide și principale

Pentru sărurile acide, modelul principal este după cum urmează - mai întâi disociază cationii (metale încărcate pozitiv) și numai atunci hidrogen Cationi:

KHS04 → K + + HSO4- Prima etapă

HSO4 - → H + + SO4 - a doua etapă

Sărurile principale, în primul rând, sunt transmise la o soluție de resturi de acid și apoi hidroxil-ion:

BaoHCl → Cl- + BA (OH) + prima etapă

BA (OH) + → OH- + BA2 + a doua etapă

Indicator de hidrogen

Definiție, esență și înțeles

Procesele de disociere nu numai că pot continua substanțe murdare, dar și solvent. Astfel, apa este ea însăși cu un electrolit slab și se caracterizează printr-o disociere într-un grad foarte mic. Ecuația procesului poate fi scrisă după cum urmează:

H2O \u003d N3O + + +

O moleculă de apă se disociază pe ionii de hidrogen încărcați pozitiv și pe anioni hidroxoniului încărcați negativ. Este concentrația acestor ioni determină nivelul de aciditate al soluției - cu atât mai mare ionii de hidroxoniu, soluția mai acidă.

Concentrația de ioni de hidroxoniu în soluții reale este de obicei foarte mică (de exemplu: 5 × 10-6 g / l) și, prin urmare, pentru comoditate, această valoare este logarithing și pentru a obține o valoare pozitivă, luată cu un semn invers. Formați pe scurt o definiție strictă a conceptului de "indicator de hidrogen" sau pH.

pH-ul (indicatorul de hidrogen) este un logaritm natural negativ al concentrației de ioni de hidroxoniu, reflectând aciditatea soluției.

pH \u003d - LG

Valorile indicatorului de hidrogen sunt aprobate pe scara valorilor de la 0 la 14, unde 0 este soluția cea mai acidă, iar 14 este cel mai alcalin. O soluție cu o valoare de 7 este considerată a fi o soluție neutră (pH adecvat de apă pură). De exemplu, prezentăm mai multe soluții tipice având valori caracteristice ale indicatorului de hidrogen:

În mod semnificativ recurge la utilizarea unui alt indicator - RON. În sensul său, este absolut similar cu indicatorul de hidrogen, cu excepția faptului că concentrația de ioni de hidroxil este luată ca bază.

Arrhenius a atras atenția asupra relației strânse dintre capacitatea de soluții de săruri, acizi și baze pentru a efectua un curent electric și deviații de soluții ale acestor substanțe din legile Vant-Gooff și Raul. Ea a arătat că prin conductivitatea electrică a soluției, este posibilă calcularea presiunii sale osmotice și, în consecință, coeficientul de corecție i valoarea am calculat din conductivitatea electrică, a coincis bine cu valorile găsite pentru aceleași soluții prin alte metode .

Cauza unei presiuni osmotice excesiv de ridicate a soluțiilor de electroliți este, conform lui Arrhenius, disocierea electroliților pe ioni. Ca urmare, pe de o parte, numărul total de particule din soluție crește și, în consecință, presiunea osmotică, o scădere a presiunii aburului și a modificărilor în temperaturile de fierbere și înghețare, pe cealaltă, ioni Determinați capacitatea soluției de a efectua un curent electric.

Aceste ipoteze au fost dezvoltate în continuare într-o teorie subțire numită teoriile disocierii electrolitice.

Conform acestei teorii, atunci când se dizolvă în apă, electroliții se descompun (disociat) pe ionii pozitivi și încărcați negativ. Sunt numite ionii încărcați pozitiv cationi, Acestea includ, de exemplu, hidrogen și metale. Sunt numite ionii încărcați negativi anioni: Acestea includ ioni de reziduuri acide și ioni de hidroxid. Ca și moleculele de solvent, ionii din soluție sunt într-o stare de mișcare de căldură dezordonată.

Procesul de disociere electrolitică este reprezentat folosind ecuații chimice. De exemplu, disocierea HCI va fi exprimată prin ecuație:

Decizia de electroliți la ioni explică abaterile de la legile Vant-Gooff și Raul, care a fost spus la începutul acestui capitol. De exemplu, am redus temperatura de congelare a soluției NaCI, acum nu este greu de înțeles de ce o scădere a temperaturii de congelare a acestei soluții este atât de mare. Clorura de sodiu trece în soluție sub formă de Na + și CI-ioni. În același timp, particulele de 6,02 io 23 sunt obținute de la un NaCl de rugăciune, dar de două ori mai mare. Prin urmare, scăderea temperaturii de îngheț în soluția NaCL trebuie să fie de două ori mai mare decât în \u200b\u200bsoluția de non-electrolit de aceeași concentrație.

În mod similar, într-o soluție foarte diluată de clorură de bariu, disocierea conform ecuației

presiunea osmotică este de 3 ori mai mare decât calculată în conformitate cu Legea Vant-Gooff, deoarece numărul de particule din soluție este de 3 ori mai mare decât dacă clorura de bariu a fost în ea sub formă de molecule de bacl 2.

Astfel, trăsăturile de soluții apoase de electroliți, contrar legilor Vant-Gooff și Raul, au fost explicate pe baza acestor legi.

Cu toate acestea, teoria Arrhenius nu a luat în considerare întreaga complexitate a fenomenelor în soluții. În special, a considerat ioni ca particule libere, independente independente de moleculele de solvent. Teoriile Arrhenius s-au opus substanței chimice sau hidrat, teoria soluțiilor lui Mendeleev, pe baza ideii interacțiunii substanței dizolvate cu solventul. În depășirea contradicției aparente a ambelor teorii, un mare merit aparține omului de știință rus I.A. Heel, care a stârnit mai întâi presupunerea de hidratare a ionilor. Dezvoltarea acestei idei a condus la asocierea ulterioară a teoriilor lui Arrhenius și Mendeleev.

• Ivan Alekseevil Hellows (1857-1942) a fost angajat în studiul conductivității electrice a soluțiilor. Lucrarea sa "Teoriile moderne ale soluțiilor (Vant-Goffai Arrhenius) datorate învățăturilor de echilibru chimic" a avut o mare influență asupra formării chimiei fizice în Rusia și a contribuit la aprofundarea teoriei disocierii electrolitice.

Este bine cunoscut faptul că soluțiile pot dobândi unele calități care nu sunt respectate de oricare dintre componentele luate individual. Astfel, soluția apoasă de NaCI este bine condusă de curentul electric, în timp ce nici apă curată, nici sare uscată cu conductivitate electrică posedă. În acest sens, toate substanțele dizolvate sunt făcute pentru a se împărți în două tipuri:

1) Substanțe ale căror soluții au condus la conductivitate electrică electrolit;

2) substanțe ale căror soluții nu posedă apă electrică, numită non-electroliți.

Neelectricatele includ oxizi, gaze, majoritatea compușilor organici (hidrocarburi, alcooli, aldehide, cetone etc.).

Electroliții includ cel mai anorganic și unii acizi organici, baze și săruri.

Apariția conductivității electrice în soluțiile de electroliți a explicat S. Arrhenius, care în 1887 a sugerat teoria disocierii electrolitice:

Disocierea electrolitică este procesul de decădere a electroliților pe ioni sub acțiunea moleculelor de solvent.

Cauza principală a disocierii electrolitice este procesul de ioni de solvație (hidratare). Datorită solvației, procesul de întoarcere este împiedicat reconganizare Ioni, numit și el asociere sau poliarizare.

În acest sens, pot fi formulate unele prevederi:

1) Disocierea sunt supuse substanțelor cu ion sau aproape de tipul ionic de legătură chimică;

2) Procesul de disociere este mai puternic în solvent polar și mai slab (dacă este posibil) într-un solvent non-polar;

3) Procesul de disociere este mai puternic decât cele peste permeabilitatea dielectrică a solventului.

În general, procesul de disociere electrolitică în apă poate fi reprezentat după cum urmează:

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

În cazul în care KT M + este un ion încărcat pozitiv ( cation);

Un N  este un ion încărcat negativ ( anion.).

Valori x. și y.Reflectând cantitatea de molecule de apă din cochilii de hidrat variază în funcție de natura și concentrația de ioni, temperatură, presiune etc. În acest sens, este mai convenabil să se utilizeze ecuații simplificate de disociere a grăsimilor în grăsimi, adică Cu excepția hidratării:

NaCl Na +  CL ;

CUSO 4 cu 2 +  SO 4 2 ;

K 3 PO 4 3K +  PO 4 3 .

Cu toate acestea, ar trebui să se țină cont de faptul că, cu disocierea acidă în soluții apoase, nu sunt formate ioni liberi H +, ci ioni de hidroxoniu stabil H3O +, prin urmare ecuația de disociere a acidului (de exemplu, HCI) ar trebui să arate astfel:

HCI  H20 H3O +  CL .

Cu toate acestea, în literatura chimică, o formă de înregistrare este mai frecventă, reflectând doar procesul de degradare a electroliților fără a lua în considerare efectul hidratării. În viitor, vom folosi, de asemenea, o terminologie simplificatoare.

Electroliți puternici și slabi

Caracteristica cantitativă a procesului de disociere electrolitică este gradul de disociere.

Gradul de disociere Numit raportul dintre numărul de electroliți, stropit de ioni (n.), la numărul total de electroliți (n. 0 ):

Valoarea  este exprimată în fracțiunile unității sau% și depinde de natura electrolitului, solventului, temperaturii, concentrației și compoziției soluției.

Un solvent a jucat un rol special: În unele cazuri, în timpul tranziției de la soluții apoase la solvenți organici, gradul de disociere a electroliților poate crește sau scădea. În viitor, în absența instrucțiunilor speciale, presupunem că solventul este apa.

Conform gradului de disociere, electroliții sunt împărțiți convențional în puternic ( > 30%), mijloc (3% <  < 30%) и slab ( < 3%).

Electroliții tăcuți includ:

1) unii acizi anorganici (HCI, HBR, HI, HNO3, H 2S04, HCLO 4 și un număr de alții);

2) hidroxizi alcalini (Li, Na, K, RB, CS) și metale alcaline (CA, SR, BA);

3) aproape toate sărurile solubile.

Electroliții de forță mare includ mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2S03, HF și alții.

Toți acizii carboxilici sunt considerați electroliți slabi (cu excepția HCOOH) și forme hidratate de amine alifatice și aromatice. Mulți acizi anorganici sunt, de asemenea, electroliți slabi (HCN, H2S, H2C03, etc.) și baza (NH3 ∙ H20).

În ciuda unor coincidențe, în general, nu trebuie să identificăm solubilitatea substanței cu gradul său de disociere. Astfel, acidul acetic și alcoolul etilic sunt solubile nelimitate în apă, dar, în același timp, prima substanță este o electricitate slabă, iar al doilea  non-electroliter.

În prima jumătate a secolului HLX. Faraday a introdus conceptul de electroliți și non-electroliți.

Electroliții, el a numit substanțe, soluții și topituri ale căror curent electric este efectuat, iar substanțele non-electroliți, ale căror substanțe, soluții și topituri nu sunt efectuate de curentul electric.

Efectuați soluții curente electrice de săruri, alcalii, acizi.

Nu desfășurați soluții electrice de zahăr electric, alcool, glucoză ...

De ce este curentul electric al soluțiilor de electroliți?

Omul de știință suedez Svânte Arrhenius, studiind conductivitatea electrică a soluțiilor de diferite substanțe, a venit în 1887 la concluzia că cauza conductivității electrice este prezența ionilor într-o soluție de ioni care se formează atunci când sunt dizolvate electroliți în apă.

Procesul de decădere a electroliților pe ioni atunci când este dizolvat în apă sau topire se numește disociere electrolitică.

S. Arrhenius a aderat la teoria fizică a soluțiilor, adică. Considerat procesul de dizolvare a substanțelor ca o distribuție simplă a particulelor substanței solubile în apă, în timp ce nu a fost luată în considerare interacțiunea cu apă și a crezut că există ioni liberi în soluție. Ted a explicat multe fenomene asociate cu proprietățile soluțiilor, dar nu au răspuns la întrebările de ce unele substanțe sunt electroliți, iar altele - nu, precum și rolul în formarea de ioni se joacă solventul.

Spre deosebire de el, chimistii ruși i.a. Capete și V.A. Kistyakovski a aplicat explicația Teoria chimică a ED D.I. Mendeleev și a demonstrat că atunci când electrolitul este dizolvat, interacțiunea chimică a unei substanțe dizolvate cu apă apare, ceea ce duce la formarea hidraților și apoi disociază pe ioni. Aceasta este, soluția nu este liberă, dar ioni hidratați.

Moleculele de apă sunt dipoli (două poli), deoarece atomii de hidrogen sunt situați la un unghi de 105 0, astfel încât molecula are o formă unghiulară:

De regulă, substanțele cu o rețea de cristal ionică disociază cel mai ușor de tot, deoarece sunt deja constând din ioni terminați. Când se dizolvă, dipolele de apă sunt orientate spre opinie, încărcate se termină în jurul ionilor de electroliți pozitivi și negativi. Între ionii de electroliți și dipolii de apă apar pentru atracția reciprocă. Ca rezultat, relația dintre ioni slăbește și trecerea de ioni din cristal în soluție (fig.):

Circuit clorură de sodiu cu ioni hidratați

Evident, secvența proceselor care apar în timpul disocierii substanțelor cu legătura ionică (săruri și alcalii) va fi astfel:

• A) orientarea moleculelor - dipolii de apă în apropierea ionilor de cristal;
• B) hidratarea (interacțiunea) a moleculelor de apă cu ionii stratului de suprafață al cristalului;
• C) disocierea (descompunerea) cristalului de electroliți la ionii hidratați.

Procesul simplificat poate fi reflectat folosind ecuația:

NASL\u003e Na + + SL -.

Electroliții, în moleculele din care o legătură polară covalentă (de exemplu, molecule de HCI), numai în acest caz, sub influența dipolelor de apă, există o creștere a polarității comunicării și apoi este decalajul formării de ioni:

NSL\u003e H + + SL -.

Sf. Arrenius pentru caracteristica cantitativă a ED a introdus conceptul de gradul de ed notat de litera greacă b.

Gradul de disociere electrolitică este raportul dintre numărul de molecule de electroliți care au fost rupte în ioni la numărul total de molecule dizolvate. Electrolitul Non-Electrolyte Dizociation Acid electrolitic

Gradul de disociere a electroliților este determinat de experimental și este exprimat în fracțiuni sau în procente. Dacă B \u003d 0, substanța nu scade deloc peste ioni, este non-electrolitic. Neelectricatele includ substanțe cu legături covalente joase și ne-polare, cum ar fi eteri, hidrocarburi, oxigen, azot etc.

Gradul de ED poate fi de la 0 la 1 (ca procent de la 0 la 100%).

Dacă b \u003d 1 sau 100%, atunci electrolitul este complet dezintegrat de ioni, este un electrolit puternic. Electroliții puternici includ toate sărurile solubile, acizii anorganici (NNO3, HCI, HBr, HL, H2S04, NSLO4), alcaline (leu, naon, ko, ca (OH) 2, VA (OH) 2).

Electroliții slabi în soluții apoase nu sunt complet disociate pe ioni (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.

Gradul de Ed depinde de natura electrolitului, temperatura (cu o creștere a temperaturii B), concentrația de electroliți în soluție (diluția soluției îmbunătățește întotdeauna b).

Întrebări pentru fixarea:

• 1) De ce este o soluție de curent electric și fără soluție de glucoză?
• 2) este sare de electroliți SASO 3? De ce?
• 3) De ce, la diluarea soluției de electroliți, gradul de disociere crește?
• 4) demonstrează că împărțirea legăturilor chimice la polarul covalent și ionul convențional.
• 5) Cum să explicați conductivitatea electrică a soluțiilor apoase ale electroliților?

Principalele prevederi ale TED

• 1) Când se dizolvă în apă, electroliții disociază (dezintegrează) pe ioni pozitivi și negativi.
• 2) sub acțiunea curentului electric, ionii încărcați pozitiv se deplasează la polul negativ al sursei de curent - catod și, prin urmare, se numesc cationi, iar ionii încărcați negativ se deplasează la polul pozitiv al sursei de curent - Anoma și, prin urmare, sunt numiți anioni.
• 3) Cauza disocierii electroliților în soluții apoase este hidratarea sa, adică interacțiunea electrolitului cu molecule de apă și decalajul legăturii chimice în el.
• 4) Ed este procesul este reversibil pentru electroliții slabi.
• 5) Proprietățile chimice ale soluțiilor de electroliți sunt determinate de proprietățile ionilor pe care le formează în timpul disocierii.

Conform naturii ionilor generați, se disting trei tipuri de electroliți: acid, baze și săruri.

Acizii se numesc electroliți, care pentru disocierea formațiilor de hidrogen și anoni ai reziduului de acid:

NSL\u003e H + + SL -

NNO 3\u003e H + + NO 3 -

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

Pentru acizi fosforici și alți polipici, o flux de disociere pas cu pas:

Prima etapă - Formarea de ioni de dihidrofosfat:

H 3 PO 4 - H + + N2PO 4 -,

A doua etapă - formarea de ioni de hidrofosfat:

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

A treia etapă - Formarea ionului fosfat:

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

Toți acizii se combină că aceștia formează în mod necesar cțiuni de hidrogen în timpul disocierii. Prin urmare, proprietățile caracteristice generale ale acizilor - gustul acru, schimbarea culorii indicatorilor etc. - datorită cationilor de hidrogen.

Bazele sunt numite electroliți, care pentru disocierea formei metalelor și anii hidroxochruppp.

Naon - Na + + He -,

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

Bazele multi-acid disociază pasul:

• 1) SA (HE) 2\u003e SAON + + HE -,
• 2) Saon + - Ca 2+ + este.

Toate proprietățile generale ale bazei sunt săpunuri la atingere, schimbarea culorii indicatorilor etc. - se datorează generalului pentru toate bazele prin ioni de hidroxid.

Sărurile sunt electroliții, care pentru formarea de disociere (sau amoniu NN 4 +) și anioni de reziduuri acide:

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

NN 4 nr. 3\u003e Nn 4 + + NO 3 -.

Spre deosebire de acizi polipici și baze de bază multi-acid, disociate complet complet, nu treptat.

Exerciții pentru lucrări independente:

• 1) Comparați structura și proprietățile:
  • A) ca 0 și ca 2+; b) H 2 0 și H +.
• 2) Scrieți ecuațiile de disociere a următoarelor electroliți: sulfat de fier (LLL); carbonat de potasiu; fosfat de amoniu; Nitrat de cupru (LL); Hidroxid de bariu; acid fosforic. Da numele ionilor.
• 3) Care dintre substanțele enumerate mai jos vor fi disociate: hidroxid de fier (II), hidroxid de potasiu, acid silicic, acid azotic, oxid de sulf (IV), sulfură de sodiu, sulfură de fier (II)? De ce? Înregistrați eventualele ecuații de disociere.
• 4) În înregistrarea ecuațiilor etapei disocierea acidului sulfuric pentru prima etapă, se utilizează semnul\u003e și pentru al doilea - un semn de reversibilitate -. De ce?
• 5) Folosind tabelul de solubilitate, furnizați exemple de trei patru substanțe, care în soluții formează S04 Sulfatul 2. Înregistrați ecuațiile de disociere ale acestor substanțe.

D / S: Răspundeți oral la întrebări:

• 1) Ce substanțe sunt legate de electroliți și ce - la non-electroliți?
• 2) Care dintre următoarele lichide sunt conduse de curent electric: alcool etilic, soluție apoasă de glucoză, hidroxid de sodiu, soluție de oxigen în apă, carbonat de potasiu, hidroxid de potasiu topit? Explicați răspunsul.
• 3) Ce se numește ED?
• 4) Care este esența teoriei fizice și chimice a soluțiilor?
• 5) Ce ioni sunt numiți hidratați?
• 6) De ce unele substanțe sunt electroliți, iar altele nu sunt?
• 7) Apa joacă rolul în formarea de ioni?
• 8) Care este gradul de ed? De ce depinde?
• 9) Principalele prevederi ale TED.
• 10) Pentru a defini acizii, bazele și sărurile din punctul de vedere al TED.

Exerciții în notebook-uri de lucru în scris:

Efectuați ecuațiile de disociere a substanțelor în cazuri posibile:

NaOH, ZNO, H2S, AL (OH) 3, Basio3, Cu (NO3) 2, FePO4, ALCI3, CASO4, Si02, HNO3, (NH4) 2 CO 3.

Substanțele electrolitice atunci când sunt dizolvate în apă se dezintegrează pe particulele încărcate. Fenomenul invers - molarizarea sau asocierea. Formarea de ioni explică teoria disocierii electrolitice (Arrhenius, 1887). Mecanismul de decădere a compușilor chimici în timpul topiturii și dizolvării afectează caracteristicile tipurilor de obligațiuni chimice, structura și natura solventului.

Electroliții și neplătirile

În soluții și se topește, distrugerea laturilor și moleculelor cristaline - disocierea electrolitică (ED). Decizia substanțelor este însoțită de formarea de ioni, apariția unei astfel de proprietăți, ca conductivitate electrică. Nu fiecare compus nu poate disocia, dar numai substanțe care constau inițial din ioni sau particule polare puternice. Prezența ionilor liberi este explicată prin proprietățile electroliților pentru a efectua curentul. Ei au această capacitate de a se baza, sare, mulți anorganici și unii acizi organici. Răscumpărările constau din molecule mici sau nepolarizate. Ei nu se dezintegrează pe ioni, fiind non-electroliți (mulți compuși organici). Purtătorii de încărcare sunt ioni pozitivi și negativi (cationi și anioni).

Rolul S. Arrhenius și alți chimiști în studiul disocierii

Teoria disocierii electrolitice a fost fundamentată în 1887 de către oamenii de știință din Suedia S. Arrhenius. Dar primele studii ample ale proprietăților soluțiilor au fost încă deținute de oamenii de știință ruși M. Lomonosov. A contribuit la studiul particulelor percepute care decurg din substanțele dizolvate, T. Grotgus și M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius a demonstrat că mulți compuși anorganici și alți sunt electroliți. Omul de știință suedez a explicat conductivitatea electrică a soluțiilor de descompunere a substanțelor pe ioni. Teoria disocierii electrolitice a lui Arrhenius nu a atras importanța participării directe a moleculelor de apă în acest proces. Oamenii de știință ruși Mendeleev, Heel, Konovalov și alții au crezut că apare solvația - interacțiunea solventului și a substanței dizolvate. Când vorbim despre sistemele de apă, se aplică numele "Hydration". Acesta este un proces fizico-chimic complex, așa cum este evidențiat prin formarea hidraților, fenomenelor termice, schimbarea culorii substanței și apariția unui precipitat.

Principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice (TED)

Mulți oameni de știință au lucrat la clarificarea teoriei S. Arrhenius. Ea a impus îmbunătățirea sa, luând în considerare datele moderne privind structura unui atom, obligațiuni chimice. Principalele prevederi ale TED, diferă de rezumatele clasice ale sfârșitului secolului al XIX-lea, sunt formulate:

Efectele trebuie luate în considerare la elaborarea ecuațiilor: Aplicați un proces deosebit reversibil, calculați taxele negative și pozitive: trebuie să coincidă.

Mecanism de substanțe ionice

Teoria disociației electrolitice moderne ia în considerare structura electroliților și a solvenților. Când conexiunea este dizolvată între particulele multi-încărcate în cristale ionice, sub influența moleculelor de apă polară sunt distruse. Ei literalmente "trageți" ionii de masă totală în soluție. Decizia este însoțită de formarea în jurul ionilor solvatului (în apă - hidrat). În plus față de apă, cetone, alcooli inferiori au crescut permeabilitatea dielectrică. Atunci când se înregistrează clorura de sodiu pe ionii Na + și CI - etapa inițială, care este însoțită de orientarea dipolelor de apă în raport cu ionii de suprafață din cristal. În stadiul final, ionii hidratați sunt eliberați și difuzați în lichid.

Mecanismul compușilor ED cu covalent covalent

Moleculele de solvent afectează elementele structurii cristaline a substanțelor neionice. De exemplu, impactul dipolelor de apă asupra acidului cloric conduce la o schimbare a tipului de comunicare într-o moleculă cu un polar covalent la ionic. Substanța se disociază, hidrogenul hidrogenat și ionii de clor intră în soluție. Acest exemplu demonstrează importanța acelor procese care apar între particulele de solvenți și un compus dizolvat. Această interacțiune duce la formarea de ioni de electroliți.

Teoria disocierii electrolitice și a claselor de bază ale compușilor anorganici

În lumina pozițiilor principale ale acidului TED, electrolitul poate fi numit, cu defalcarea căreia din ionii pozitivi poate fi detectată numai prin Proton H +. Disocierea bazei este însoțită de formarea sau scutirea de la latticul cristal al lui Anion IT - și metalul. Sarea normală în timpul dizolvării dă un ion metalic pozitiv și un negativ - reziduul acidului. Sarea principală se distinge prin prezența a două tipuri de anioni: grupări pe grupări și reziduuri acide. În sarea acidă din cationi sunt doar hidrogen și metal.

Puterea electrolitului

Pentru a caracteriza starea substanței, se utilizează o valoare fizică în soluție - gradul de disociere (α). Găsiți valoarea acestuia din raportul dintre numărul de molecule sparte la numărul total al acestora în soluție. Adâncimea de disociere este determinată de diferite condiții. Indicatorii dielectrici ai solventului, structura compusului dizolvat este importantă. De obicei, gradul de disociere scade cu creșterea concentrației și crește cu creșterea temperaturii. Adesea gradul de disociere a unei substanțe particulare este exprimat în fracțiuni de unul.

Clasificarea electrolitului

Teoria disocierii electrolitice la sfârșitul secolului al XIX-lea nu conține dispoziții privind interacțiunea ionilor din soluție. Influența moleculelor de apă asupra distribuției cationilor și a anionilor părea nesemnificativă lui Arrhenius. Reprezentările lui Arrhenius asupra punctelor forte și a electroliților slabi au fost formale. Pe baza pozițiilor clasice, este posibilă obținerea valorii α \u003d 0,75-0,95 pentru electroliți puternici. În experimente, ireversibilitatea disocierii lor (α → 1) a fost dovedită. Aproape dezintegrează complet sărurile solubile, sulful și acidul clorhidric, alcalii. Disociază parțial sulful, azotul, instalațiile sanitare, acidul ortofosforic. Silicon, acetic, hidrogen sulfurat și acid coalic, hidroxid de amoniu, baze insolubile sunt considerate electroliți slabi. Apa se referă, de asemenea, la electroliții slabi. Partea mică a moleculelor H20 este disociată, în același timp apare molaringul Ion.