Disocierea electrolitică. Reacții de schimb ionic

22.12.2023

Chiar și în zorii studiului fenomenelor electrice, oamenii de știință au observat că nu numai metalele, ci și soluțiile pot conduce curentul. Dar nu toate. Astfel, soluțiile apoase de sare de masă și alte săruri, soluțiile de acizi puternici și alcaline conduc bine curentul. Soluțiile de acid acetic, dioxid de carbon și dioxid de sulf conduc mult mai rău. Dar soluțiile de alcool, zahăr și majoritatea celorlalți compuși organici nu conduc deloc electricitatea.

Curentul electric este mișcarea direcționată a particulelor încărcate libere . În metale, o astfel de mișcare se realizează datorită electronilor relativ liberi, gazul de electroni. Dar nu numai metalele sunt capabile să conducă curentul electric.

Electroliții sunt substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric.

Nonelectroliții sunt substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc curentul electric.

Pentru a descrie conductivitatea electrică a unor soluții, este necesar să înțelegem ce este o soluție. Până la sfârșitul secolului al XIX-lea, existau două teorii principale ale soluțiilor

· Fizic. Conform acestei teorii, o soluție este un amestec pur mecanic de componente și nu există nicio interacțiune între particulele din ea. Ea a descris bine proprietățile electroliților, dar a avut anumite dificultăți în descrierea soluțiilor de electroliți.

· Chimic. Conform acestei teorii, în timpul dizolvării, are loc o reacție chimică între dizolvat și solvent. Acest lucru este confirmat de prezența unui efect termic în timpul dizolvării, precum și de o schimbare a culorii. De exemplu, atunci când sulfatul de cupru anhidru alb este dizolvat, se formează o soluție albastră saturată.

Adevărul este între aceste două puncte extreme. Anume , atât procesele chimice, cât și cele fizice au loc în soluții.

În 1887, fizicianul suedez Svante Arrhenius, studiind conductivitatea electrică a soluțiilor apoase, a sugerat că în astfel de soluții substanțele se dezintegrează în particule încărcate - ioni, care se pot muta la electrozi - un catod încărcat negativ și un anod încărcat pozitiv.

Acesta este motivul curentului electric în soluții. Acest proces se numește disociere electrolitică(traducere literală – scindare, descompunere sub influența energiei electrice). Acest nume sugerează, de asemenea, că disocierea are loc sub influența unui curent electric. Cercetările ulterioare au arătat că acesta nu este cazul: ionii sunt numaipurtători de încărcare în soluție și există în ea indiferent dacă trece prinsolutie actuala sau nu. Cu participarea activă a lui Svante Arrhenius, a fost formulată teoria disocierii electrolitice, care este adesea numită după acest om de știință. Ideea principală a acestei teorii este că electroliții se dezintegrează spontan în ioni sub influența unui solvent. Și acești ioni sunt purtători de sarcină și sunt responsabili pentru conductivitatea electrică a soluției.

1. Electroliții din soluții sub influența unui solvent se dezintegrează spontan în ioni. Acest proces se numește disociere electrolitică. Disocierea poate apărea și atunci când electroliții solizi se topesc.

2. Ionii diferă de atomi prin compoziție și proprietăți. În soluțiile apoase, ionii sunt în stare hidratată. Ionii în stare hidratată diferă ca proprietăți de ionii în stare gazoasă a substanței. Acest lucru se explică după cum urmează: compușii ionici conțin deja inițial cationi și anioni. Când este dizolvată, molecula de apă începe să se apropie de ionii încărcați - polul pozitiv de ionul negativ, polul negativ de ionul pozitiv. Ionii se numesc hidratați.

3. În soluții sau topituri de electroliți, ionii se mișcă haotic, dar la trecerea unui curent electric, ionii se deplasează direcțional: cationi - spre catod, anioni - spre anod.

În lumina teoriei disocierii electrolitice, bazele, acizii și sărurile pot fi definiți ca electroliți.

Motive– sunt electroliți, ca urmare a disocierii cărora în soluții apoase se formează un singur tip de anion: anion hidroxid: OH -

NaOH ↔ Na + + OH −

Disocierea bazelor care conțin mai multe grupări hidroxil are loc în etape.

Ba(OH) 2 ↔ Ba(OH) + + OH − Prima etapă

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + 2OH − Etapa a doua

Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − Ecuație sumară

Acizi- aceștia sunt electroliți, ca urmare a disocierii cărora în soluții apoase se formează un singur tip de cationi: H + Ionul de hidrogen se numește proton hidratat și este denumit H 3 O +, dar pentru simplitate scriem H. +

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Acizii polibazici se disociază treptat

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Prima etapă:

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- A doua etapă:

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Etapa a treia:

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Ecuație sumară

Săruri- sunt electroliți care se dislocă în soluții apoase în cationi metalici și anioni ai reziduului acid.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−

Săruri medii Aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici sau cationi de amoniu și anioni ai reziduului acid.

Săruri de bază- sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici, anioni hidroxid și anioni reziduali acizi.

Săruri acide Aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici, cationi de hidrogen și anioni reziduali de acid.

Săruri duble- sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi ai mai multor metale și anioni ai unui reziduu acid.

KAl (SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2

Săruri amestecate- sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici și anioni ai mai multor reziduuri acide

Disocierea electrolitică este, într-o măsură sau alta, un proces reversibil. Dar atunci când unii compuși sunt dizolvați, echilibrul de disociere este deplasat semnificativ către forma disociată. În soluțiile de astfel de electroliți, disocierea are loc aproape ireversibil. Prin urmare, atunci când se scriu ecuații de disociere pentru astfel de substanțe, se scrie fie un semn egal, fie o săgeată dreaptă, ceea ce indică faptul că reacția are loc aproape ireversibil. Astfel de substanțe sunt numite puternic electroliti.

Slab se numesc electroliti in care disocierea are loc usor. Când scrieți, utilizați semnul de reversibilitate.Tabelul 1.

Pentru a cuantifica puterea electrolitului, conceptul gradul electrolitic disociere .

Puterea unui electrolit poate fi de asemenea caracterizată folosind constante de echilibru chimic disociere. Aceasta se numește constantă de disociere.

Factori care influențează gradul de disociere electrolitică:

Natura electrolitului

Concentrația electrolitului în soluție

· Temperatura

Pe măsură ce temperatura crește și soluția este diluată, gradul de disociere electrolitică crește. Prin urmare, puterea unui electrolit poate fi evaluată doar comparându-le în aceleași condiții. Standardul este t=18 0 C și c=0,1 mol/l.

ELECTROLIȚI PUTERNICI

ELECTROLIȚI SLABI

Gradul de disociere la 18 0 C în soluții cu o concentrație de electroliți de 0,1 mol/l este aproape de 100%.

Gradul de disociere la 18 0 C în soluții cu o concentrație de electrolit de 0,1 mol/l este semnificativ mai mic de 100%.

· Unii acizi anorganici (HNO 3, HClO 4, HI, HCl, HBr, H 2 SO 4)

· Hidroxizi metalici, cu excepția grupelor IA și IIA, soluție de amoniac

· Mulți acizi anorganici (H 2 S, HCN, HClO, HNO 2)

Acizi organici (HCOOH, CH3COOH)

Esența reacției în soluțiile de electroliți este exprimată prin ecuația ionică. Se ține cont de faptul că într-o singură soluție electroliții sunt prezenți sub formă de ioni. Și electroliții slabi și substanțele nedisociabile sunt scrise într-o formă care se disociază în ioni. Solubilitatea unui electrolit în apă nu poate fi folosită ca criteriu pentru rezistența sa. Multe săruri insolubile în apă sunt electroliți puternici, dar concentrația ionilor din soluție este foarte scăzută tocmai din cauza solubilității lor scăzute. De aceea, atunci când se scriu ecuații de reacție care implică astfel de substanțe, se obișnuiește să le scrieți în formă nedisociată. .

Reacțiile în soluțiile de electroliți au loc în direcția legării ionilor.

Există mai multe forme de legare a ionilor.

1. Formarea sedimentului

2. Degajare de gaz

3. Formarea unui electrolit slab.

· 1. Formarea sedimentelor:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl.

Ba 2+ +2Cl - + 2Na + + CO 3 2- →BaCO 3 ↓ + 2Na + +2Cl - ecuație ionică completă

Ba 2+ + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ ecuație ionică scurtată.

Ecuația ionică prescurtată arată că, atunci când orice compus solubil care conține ionul Ba 2+ reacționează cu un compus care conține anionul carbonat CO 3 2, rezultatul este un precipitat insolubil BaCO 3 ↓.

· 2. Eliberare de gaz.

Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

2Na + + CO 3 2- +2H + + SO 4 2 - → 2Na + + SO 4 2 - + H 2 O + CO 2 ecuație ionică completă

2H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2 ecuație ionică prescurtată.

· 3. Formarea unui electrolit slab

KOH + HBr → KBr + H2O

K + + OH - + H + + Br - → K + + Br - + H 2 O ecuație ionică completă

OH - + H + → H 2 O ecuație ionică prescurtată.

Luând în considerare aceste exemple, am fost convinși că toate reacțiile din soluțiile de electroliți au loc în direcția legării ionilor.

Ecuația ionică prescurtată H + + OH − = H 2 O corespunde interacțiunii acidului azotic cu:

1) oxid de sodiu

2) hidroxid de cupru

3) hidroxid de sodiu

Raspuns: 3

Explicaţie:

Acidul azotic este un acid puternic, prin urmare, aproape toate moleculele sale se disociază în cationi H + și anioni NO 3 -. Baze puternice solubile în apă, adică se disociază în ioni de hidroxid OH -. alcalii. Dintre toate opțiunile de răspuns prezentate în sarcină, este potrivit hidroxidul de sodiu, care se descompune în Na + și OH - într-o soluție apoasă.

Ecuația ionică completă pentru reacția NaOH și HNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. Prin reducerea acelorași ioni în stânga și dreapta în ecuație , obținem ecuația ionică prescurtată prezentată în sarcină . Această reacție are loc datorită formării unei substanțe cu disociere scăzută - apa.

Oxidul de sodiu nu se disociază în apă, ci reacționează cu acesta pentru a forma un alcali:

Na20 + H20 = 2 NaOH.

Hidroxidul de cupru este o bază insolubilă și, prin urmare, nu se disociază în apă.

Ecuația ionică completă Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

Ecuație ionică prescurtată: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

Sarea solubilă în apă KNO3 nu produce ioni de hidroxid la disociere. Fiind un electrolit puternic, se descompune în cationi K + și anioni NO 3 -

Un precipitat se formează atunci când acid sulfuric este adăugat la o soluție care conține ioni:

1) NH4+ și NO3−

2) K + și SiO 3 2−

Raspuns: 2

Explicaţie:

Acidul sulfuric este un electrolit puternic și se disociază în apă în ioni: H + și SO 4 2-. Când cationii H + interacţionează cu anionii SiO 3 2−, se formează acid silicic insolubil în apă H 2 SiO 3.

Reziduul acid al acidului sulfuric SO 4 2- nu formează precipitare cu cationii propuși, după cum se poate verifica din tabelul de solubilitate a acizilor, bazelor și sărurilor în apă.

De asemenea, cationul H +, cu excepția SiO 3 2−, nu formează precipitare cu anionii propuși.

Ecuația ionică prescurtată Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 corespunde interacțiunii dintre:

1) CuS04 (p-p) și Fe(OH)3

2) CuS și Ba(OH) 2 (p-p)

3) CuCl2 (p-p) și NaOH (p-p)

Raspuns: 3

Explicaţie:

În primul caz, reacția dintre sulfatul de cupru CuSO 4 și hidroxidul de fier (III) Fe(OH) 3 nu are loc, deoarece hidroxidul de fier este o bază insolubilă și nu se disociază într-o soluție apoasă.

În al doilea caz, reacția nu are loc și din cauza insolubilității sulfurei de cupru CuS.

În a treia opțiune, reacția de schimb între clorura de cupru (II) și NaOH are loc datorită precipitării Cu(OH) 2.

Ecuația reacției în formă moleculară este următoarea:

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl.

Ecuația acestei reacții în formă completă ionică este:

Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .

Anulând ionii identici de Na + și Cl − din partea stângă și dreaptă a ecuației ionice complete, obținem ecuația ionică prescurtată:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

Oxidul de cupru CuO (II), fiind un oxid al unui metal de tranziție (grupa IA), nu interacționează cu apa, deoarece nu formează o bază solubilă.

Interacțiunea soluțiilor de clorură de cupru (II) și hidroxid de potasiu corespunde ecuației ionice abreviate:

1) Cl − + K + = KCl

2) CuCl 2 + 2OH − = Cu(OH) 2 + 2Cl −

3) Cu 2+ + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K +

Raspuns: 4

Explicaţie:

Reacția de schimb între soluțiile de clorură de cupru (II) și hidroxid de potasiu în formă moleculară se scrie după cum urmează:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

Reacția are loc datorită precipitării unui precipitat albastru Cu(OH)2.

CuCl 2 și KOH sunt compuși solubili, deci se descompun în ioni în soluție.

Să scriem reacția în formă ionică completă:

Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +

Reducem aceiași ioni 2Cl − și 2K +

stânga și dreapta ecuației ionice complete și obținem ecuația ionică prescurtată:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

KCl, CuCl 2 și KOH sunt substanțe solubile și într-o soluție apoasă se disociază în cationi și anioni aproape complet. În alte opțiuni de răspuns propuse, acești compuși apar într-o formă nedisociată, deci opțiunile 1, 2 și 3 nu sunt corecte.

Ce ecuație ionică prescurtată corespunde reacției silicatului de sodiu cu acidul azotic?

1) K + + NO 3 − = KNO 3

2) H + + NO 3 − = HNO 3

3) 2H + + Si032- = H2Si03

Raspuns: 3

Explicaţie:

Reacția silicatului de sodiu cu acid azotic (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3

Deoarece silicatul de sodiu este o sare solubilă și acidul azotic este puternic, ambele substanțe se disociază în ioni în soluție. Să scriem reacția în formă ionică completă:

2Na + + SiO 3 2− + 2H + + 2NO 3 − = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

Si032- + 2H+ = H2Si03↓

Restul de opțiuni propuse nu reflectă semnul reacției - precipitare. În plus, în variantele de răspuns prezentate, sărurile solubile KNO 3 și K 2 SiO 3 și acidul tare HNO 3 sunt prezentate sub formă nedisociată, ceea ce, desigur, este incorect, deoarece aceste substanțe sunt electroliți puternici.

Ecuația ionică prescurtată Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 corespunde interacțiunii

1) Ba(NO3)2 și Na2SO4

2) Ba(OH)2 și CuSO4

3) BaO și H2SO4

Raspuns: 1

Explicaţie:

Reacția azotatului de bariu cu sulfatul de sodiu (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

Ba(NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3

Deoarece azotatul de bariu și sulfatul de sodiu sunt săruri solubile, ambele substanțe se disociază în ioni în soluție. Să scriem reacția în formă ionică completă:

Ba 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

Reducând ionii Na + și NO 3 − din partea stângă și dreaptă a ecuației, obținem ecuația ionică prescurtată:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

Reacția hidroxidului de bariu cu sulfatul de cupru (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Se formează două precipitate. Deoarece hidroxidul de bariu și sulfatul de cupru sunt substanțe solubile, ambele se disociază în ioni în soluție. Să scriem reacția în formă ionică completă:

Ba 2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

Reacția oxidului de bariu cu acidul sulfuric (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

BaO + H2SO4 = BaS04↓ + H2O

Deoarece BaO este un oxid și nu se disociază în apă (BaO reacționează cu apa pentru a forma un alcalin), scriem formula pentru BaO în forma sa nedisociată. Acidul sulfuric este puternic, prin urmare se disociază în soluție în cationi H + și anioni SO 4 2−. Reacția are loc datorită precipitării sulfatului de bariu și formării unei substanțe cu disociere scăzută. Să scriem reacția în formă ionică completă:

BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

Nici aici nu există ioni identici în partea stângă și dreaptă a ecuației și este imposibil să se reducă ceva, atunci ecuația ionică redusă arată la fel cu cea plină.
Reacția carbonatului de bariu cu acidul sulfuric (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Reacția are loc datorită formării unui precipitat, eliberării de gaz și formării unui compus cu disociere scăzută - apa. Deoarece BaCO 3 este o sare insolubilă, prin urmare, nu se dezintegrează în ioni în soluție, scriem formula BaCO 3 sub formă moleculară. Acidul sulfuric este puternic, prin urmare se disociază în soluție în cationi H + și anioni SO 4 2−. Să scriem reacția în formă ionică completă:

BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

Ecuația ionică completă este aceeași cu cea prescurtată, deoarece nu există ioni identici în partea stângă și dreaptă a ecuației.

Ecuația ionică prescurtată Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 corespunde interacțiunii

1) sulfat de bariu și carbonat de potasiu

2) hidroxid de bariu și dioxid de carbon

3) clorură de bariu și carbonat de sodiu

4) nitrat de bariu și dioxid de carbon

Raspuns: 3

Explicaţie:

Reacția dintre sulfatul de bariu BaS04 și carbonatul de potasiu K2CO3 nu are loc deoarece sulfatul de bariu este o sare insolubilă. O condiție necesară pentru reacția de schimb a două săruri este solubilitatea ambelor săruri.

Reacția dintre hidroxidul de bariu Ba(OH) 2 și dioxidul de carbon CO 2 (oxid acid) are loc datorită formării sării insolubile BaCO 3. Aceasta este reacția unei alcalii cu un oxid acid pentru a forma sare și apă. Să scriem reacția în formă moleculară:

Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3↓ + H2O

Deoarece hidroxidul de bariu este o bază solubilă, în soluție se disociază în cationi Ba 2+ și ioni OH - hidroxid. Monoxidul de carbon nu se disociază în apă, așa că în ecuațiile ionice formula sa trebuie scrisă în formă moleculară. Carbonatul de bariu este o sare insolubilă, așa că în ecuația reacției ionice o scriem și sub formă moleculară. Astfel, reacția dintre hidroxidul de bariu și dioxidul de carbon în formă completă ionică este următoarea:

Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

Deoarece nu există ioni identici în partea stângă și dreaptă a ecuației și este imposibil să se reducă ceva, ecuația ionică redusă arată la fel cu cea completă.

Reacția clorurii de bariu cu carbonatul de sodiu (reacție de schimb) sub formă moleculară se scrie după cum urmează:

BaCl2 + Na2CO3 = BaCO3↓ + 2NaCl

Deoarece clorura de bariu și carbonatul de sodiu sunt săruri solubile, ambele substanțe se disociază în ioni în soluție. Să scriem reacția în formă ionică completă:

Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −

Anulând ionii Na + și Cl − din partea stângă și dreaptă a ecuației, obținem ecuația ionică prescurtată:

Ba2+ + CO32- = BaC03↓

Reacția dintre azotatul de bariu Ba(NO 3) 2 și dioxidul de carbon CO 2 (oxidul acid) într-o soluție apoasă nu are loc. Dioxidul de carbon CO 2 într-o soluție apoasă formează acid carbonic slab instabil H 2 CO 3, care nu este capabil să înlocuiască HNO 3 puternic dintr-o soluție de sare Ba(NO 3) 2.

În cadrul lecției vom studia tema „Disocierea electrolitică. Reacții de schimb ionic”. Să luăm în considerare teoria disocierii electrolitice și să ne familiarizăm cu definiția electroliților. Să ne familiarizăm cu teoria fizică și chimică a soluțiilor. Să luăm în considerare, în lumina teoriei disocierii electrolitice, definiția bazelor, acizilor și sărurilor și, de asemenea, să învățăm cum să compunem ecuații pentru reacțiile de schimb ionic și să învățăm despre condițiile de ireversibilitate a acestora.

Tema: Soluții și concentrarea lor, sisteme disperse, disociere electrolitică

Lecția: Disocierea electrolitică. Reacții de schimb ionic

Electroliții - Acestea sunt substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric.

Non-electroliți - Acestea sunt substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc curentul electric.

· Fizic. Conform acestei teorii, soluția - este un amestec pur mecanic de componente și nu există nicio interacțiune între particulele din el. Ea a descris bine proprietățile electroliților, dar a avut anumite dificultăți în descrierea soluțiilor de electroliți.

· Chimic. Conform acestei teorii, în timpul dizolvării, are loc o reacție chimică între dizolvat și solvent. Acest lucru este confirmat de prezența unui efect termic la dizolvare, precum și de o schimbare a culorii. De exemplu, atunci când sulfatul de cupru anhidru alb este dizolvat, se formează o soluție albastră saturată.

Adevărul este între aceste două puncte extreme. Anume , atât procesele chimice, cât și cele fizice au loc în soluții.

Orez. 1. Svante Arrhenius

În 1887, fizicianul suedez Svante Arrhenius (Fig. 1), studiind conductivitatea electrică a soluțiilor apoase, a sugerat că în astfel de soluții substanțele se dezintegrează în particule încărcate - ioni, care se pot muta la electrozi - un catod încărcat negativ și unul încărcat pozitiv. anod.

Acesta este motivul curentului electric în soluții. Acest proces se numește (traducere literală - scindare, descompunere sub influența electricității). Acest nume sugerează, de asemenea, că disocierea are loc sub influența unui curent electric. Cercetările ulterioare au arătat că acesta nu este cazul: ionii sunt numaipurtători de încărcare în soluție și există în ea indiferent dacă trece prinsolutie actuala sau nu. Cu participarea activă a lui Svante Arrhenius, a fost formulată teoria disocierii electrolitice, care este adesea numită după acest om de știință. Ideea principală a acestei teorii este că electroliții se dezintegrează spontan în ioni sub influența unui solvent. Și acești ioni sunt purtători de sarcină și sunt responsabili pentru conductivitatea electrică a soluției.

2. Ionii diferă de atomi prin compoziție și proprietăți. În soluțiile apoase, ionii sunt în stare hidratată. Ionii în stare hidratată diferă ca proprietăți de ionii în stare gazoasă a substanței. Acest lucru se explică după cum urmează: compușii ionici conțin deja inițial cationi și anioni. Când este dizolvată, o moleculă de apă începe să se apropie de ionii încărcați: polul pozitiv - la ion negativ, pol negativ - la pozitiv. Ionii se numesc hidratați (Fig. 2).

Orez. 2

3. În soluții sau topituri de electroliți, ionii se mișcă haotic, dar când trece un curent electric, ionii se deplasează direcțional: cationi - spre catod, anioni - la anod.

În lumina teoriei disocierii electrolitice, bazele, acizii și sărurile pot fi definiți ca electroliți.

Motive- este vorba de electroliți, ca urmare a disocierii cărora în soluții apoase se formează un singur tip de anion: anion hidroxid: OH -.

NaOH ↔ Na + + OH −

Disocierea bazelor care conțin mai multe grupări hidroxil are loc în etape:

Ba(OH) 2 ↔ Ba(OH) + + OH − Prima etapă

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + OH − Etapa a doua

Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − Ecuație sumară

Acizi - Aceștia sunt electroliți, ca urmare a disocierii cărora în soluții apoase se formează un singur tip de cationi: H +. Un ion de hidrogen este tocmai un proton hidratat și este desemnat H 3 O + , dar pentru simplitate scriem H + .

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

Acizii polibazici se disociază treptat:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - Prima etapă

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- A doua etapă

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- Etapa a treia

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- Ecuație sumară

Săruri - Aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici și anioni ai reziduului acid.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−

Săruri medii - Aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici sau cationi de amoniu și anioni reziduali de acid.

Săruri de bază - Aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici, anioni hidroxid și anioni reziduuri acide.

Săruri acide - Aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici, cationi de hidrogen și anioni reziduali de acid.

Săruri duble - Aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi ai mai multor metale și anioni ai unui reziduu acid.

KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2

Săruri amestecate - aceștia sunt electroliți care se disociază în soluții apoase în cationi metalici și anioni ai mai multor reziduuri acide

Disocierea electrolitică în diferite grade - procesul este reversibil. Dar când unii compuși sunt dizolvați, echilibrul de disociere este în mare măsură deplasat către forma disociată. În soluțiile de astfel de electroliți, disocierea are loc aproape ireversibil. Prin urmare, atunci când se scriu ecuații de disociere pentru astfel de substanțe, se scrie fie un semn egal, fie o săgeată dreaptă, ceea ce indică faptul că reacția are loc aproape ireversibil. Astfel de substanțe sunt numite puternic electroliti.

Slab se numesc electroliţi în care disocierea are loc nesemnificativ. Când scrieți, utilizați semnul de reversibilitate. Masă 1.

Pentru a cuantifica puterea electrolitului, conceptul gradul electrolitic disociere .

Puterea unui electrolit poate fi de asemenea caracterizată folosind constante de echilibru chimic disociere. Se numește constantă de disociere.

Factori care influențează gradul de disociere electrolitică:

Natura electrolitului

Concentrația electrolitului în soluție

· Temperatura

Pe măsură ce temperatura crește și soluția este diluată, gradul de disociere electrolitică crește. Prin urmare, este posibil să se evalueze rezistența unui electrolit doar comparându-le în aceleași condiții. Standardul este t = 18 0 C și c = 0,1 mol/l.

Teme pentru acasă

1. Nr. 6-8 (p. 48) Rudzitis G.E. Chimie. Fundamentele chimiei generale. Clasa a XI-a: manual pentru instituțiile de învățământ general: nivel de bază / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - Ed. a XIV-a. - M.: Educație, 2012.

2. Cum poți demonstra că ionii au încărcare dacă sunt colorați?

3. Ce cauzează culoarea purpurie a permanganatului de potasiu?

LECȚIA 9 Clasa a X-a(primul an de studiu)

Teoria disocierii electrolitice. Plan de reacții de schimb ionic

1. Electroliți și neelectroliți.

2. Teoria disocierii electrolitice (DE) de S.A.Arrhenius.

3. Mecanismul de disociere electrolitică a electroliților cu legături polare ionice și covalente.

4. Gradul de disociere.

5. Acizi, baze, hidroxizi amfoteri, săruri din punctul de vedere al TED.

6. Importanța electroliților pentru organismele vii.

7. Disocierea apei. Produs ionic al apei. Indicele de hidrogen. Medii de soluții apoase de electroliți. Indicatori.

8. Reacții de schimb ionic și condiții pentru apariția lor.

Pe baza capacității lor de a conduce curentul electric într-o soluție apoasă sau topită, toate substanțele pot fi împărțite în electroliți și non-electroliți.

Electroliții– sunt substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric; Electroliții (acizi, săruri, alcalii) conțin legături covalente ionice sau polare.

Non-electroliți– sunt substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc curentul electric; în moleculele de neelectroliți (substanțe organice, gaze, apă) legăturile sunt covalente nepolare sau cu polar scăzut.

Pentru a explica conductivitatea electrică a soluțiilor și a topiturii electroliților, Arrhenius a creat în 1887 teoria disocierii electrolitice, ale căror principale prevederi sunt următoarele.

1. Moleculele de electroliți dintr-o soluție sau topitură suferă disociere (se descompun în ioni). Procesul de descompunere a moleculelor de electrolit în ioni într-o soluție sau topitură se numește disociere electrolitică. Ioni- Acestea sunt particule care au o sarcină. Ioni încărcați pozitiv - cationi, încărcat negativ - anionii. Proprietățile ionilor diferă de proprietățile atomilor neutri corespunzători, ceea ce se explică prin structura electronică diferită a acestor particule.

2. Într-o soluție sau topitură, ionii se mișcă haotic. Cu toate acestea, atunci când un curent electric trece printr-o soluție sau o topitură, mișcarea ionilor devine ordonată: cationii se deplasează spre catod (electrodul încărcat negativ), iar anionii se deplasează către anod (electrodul încărcat pozitiv).

3. Disocierea este un proces reversibil. Concomitent cu disocierea vine asociere– procesul de formare a moleculelor din ioni.

4. Suma totală a sarcinilor cationilor dintr-o soluție sau topitură este egală cu suma totală a încărcăturilor anioniilor și are semn opus; soluția în ansamblu este neutră din punct de vedere electric.

Principalul motiv al disocierii în soluții cu un solvent polar este solvatarea ionilor (în cazul soluțiilor apoase, hidratarea). Disocierea compușilor ionici într-o soluție apoasă are loc complet (KCl, LiNO 3, Ba(OH) 2 etc.). Electroliții cu legături covalente polare se pot disocia parțial sau complet în funcție de polaritatea legăturii (H 2 SO 4, HNO 3, HI etc.). Ionii hidratați se formează într-o soluție apoasă, dar pentru ușurință de scriere, ecuațiile descriu ioni fără molecule de apă:

Unii electroliți se disociază complet, alții parțial. Pentru a caracteriza disocierea, este introdus conceptul gradul de disociere electrolitică. Valoarea arată raportul dintre numărul de molecule disociate n la numărul de molecule dizolvate N electrolit în soluție:

= n/N.

Gradul de disociere crește pe măsură ce soluția este diluată și temperatura soluției crește. În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternici, medii și slabi. Electroliții puternici se disociază aproape complet în soluție, gradul lor de disociere este mai mare de 30% și tinde spre 100%. Electroliții medii includ electroliții al căror grad de disociere variază de la 3% la 30%. Gradul de disociere al electroliților slabi este mai mic de 3%. Electroliții puternici includ săruri, acizi puternici și alcalii. Cele slabe includ acizi slabi, baze insolubile, hidroxid de amoniu, apa.

Din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice, este posibil să se definească substanțe de diferite clase.

Acizi– sunt electroliți care la disociere formează cationi de hidrogen și anioni ai unui reziduu acid. Numărul de etape de disociere depinde de bazicitatea acidului, de exemplu:

HCl H + + Cl – ,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – 2H + + CO 3 2– .

Motive sunt electroliți care se disociază în cationi metalici și anioni de grup hidroxi. Numărul de pași de disociere depinde de aciditatea bazei, de exemplu:

NaOH Na + + 2OH – ,

Ca(OH) 2 CaOH + + OH – Ca 2+ + 2OH – .

Hidroxizi amfoteri– aceștia sunt electroliți slabi care, la disociere, formează atât cationi de hidrogen, cât și anioni de grup hidroxi, de exemplu:

Zn(OH) 2 ZnOH + + OH – Zn 2+ + 2OH – ,

H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 – 2H + + ZnO 2 2– .

Săruri medii– aceștia sunt electroliți care se disociază în cationi metalici și anioni ai reziduului acid, de exemplu:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2– .

Săruri acide– aceștia sunt electroliți care se disociază în cationi metalici și anioni complecși, care includ atomi de hidrogen și un reziduu acid, de exemplu:

NaНСО 3 Na + + НСО 3 – .

Săruri de bază– aceștia sunt electroliți care se disociază în anioni ai reziduului acid și cationi complecși formați din atomi de metal și grupări hidroxi, de exemplu:

Cu(OH)Cl CuOH + + Cl – .

Săruri complexe– aceștia sunt electroliți care la disociere formează ioni complexi care sunt destul de stabili în soluții apoase, de exemplu:

K 3 3K + + 3– .

Electroliții fac parte integrantă din fluidele și țesuturile organismelor vii. Pentru cursul normal al proceselor fiziologice și biochimice, sunt necesari cationi de sodiu, potasiu, calciu, magneziu, hidrogen, anioni de clor, ioni de sulfat, ioni de bicarbonat, ioni de hidroxid etc. Concentrațiile acestor ioni în corpul uman sunt diferite . De exemplu, concentrațiile de ioni de sodiu și clor sunt foarte semnificative și sunt completate zilnic. Concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxid sunt foarte mici, dar joacă un rol important în procesele vieții, contribuind la funcționarea normală a enzimelor, metabolismului, digestia alimentelor etc.

Disocierea apei.

valoarea pH-ului

Apa este un electrolit amfoter slab. Ecuația de disociere a apei are forma:

H 2 O H + + OH –

2H 2 O H 3 O + + OH – .

Concentrația de protoni și ionii de hidroxid în apă este aceeași și este de 10 –7 mol/l la 25 °C.

Produsul dintre concentrațiile ionilor de hidrogen și ionilor de hidroxid se numește produs ionic al apei iar la 25 °C este 10 –14.

Mediul oricărei soluții apoase poate fi caracterizat prin concentrația de ioni H + sau OH –. Există soluții neutre, acide și alcaline.

Într-un mediu cu soluție neutră:

10 –7 mol/l,

într-o soluție acidă:

> , adică

> 10 –7 mol/l,

într-o soluție alcalină:

> , adică valoarea pH-ului> 10 –7 mol/l.

Pentru a caracteriza mediul soluției, este convenabil să utilizați indicatorul de pH (Tabelul 1, vezi p. 14).

este logaritmul zecimal negativ al concentrației ionilor de hidrogen: pH = –log.

Electroliții Disocierea electrolitică Non-electroliți este procesul de descompunere a moleculelor de electrolit în ioni sub influența moleculelor de solvent polar.

– acestea sunt substanțe ale căror topituri sau soluții apoase conduc curentul electric. Acestea includ soluții de acizi, topituri și soluții de alcaline și săruri. - Sunt substanțe care nu conduc curentul electric. Acestea includ multe substanțe organice. electroliții care se disociază parțial în ioni se numesc slab. Pentru a cuantifica completitudinea disocierii a fost introdus conceptul de grad de disociere. Gradul de disociere electrolitul este raportul dintre numărul de molecule care s-au divizat în ioni și numărul total de molecule din soluție.

De obicei, gradul de disociere ( α ) sunt exprimate în fracții de unitate sau %:

Unde n– numărul de particule supuse disocierii electrolitice;

n 0 – numărul total de particule din soluție.

Electroliți puternici – aproape toate sărurile, bazele solubile ( NaOH, KOH, Ba(OH) 2 etc.), acizi anorganici ( H 2 AŞA 4 , HCI, HNO 3 , HBr, HI etc.) .

Electroliți slabi– baze insolubile şi N.H. 4 OH, acizi anorganici ( H 2 CO 3, , H 2 S, HNO 2, H 3 P.O. 4 etc.), acizi organici și apă H 2 O.

Electroliții puternici se disociază în ioni aproape complet (adică procesul de disociere este ireversibil) și într-o singură etapă:

HCI = H + + Cl – H 2 AŞA 4 = 2H + + Așa 4 2–

Electroliții slabi se disociază parțial (adică procesul de disociere este reversibil) și treptat . De exemplu, pentru acizii polibazici, un ion de hidrogen este extras în fiecare etapă:

1. H 2 AŞA 3 ⇄ H + +HSO 3 - 2. HSO 3 - ⇄ H + + Așa 3 2-

Astfel, numărul de etape ale acizilor poliacizi este determinat de bazicitatea acidului (numărul de ioni de hidrogen), iar numărul de etape ale bazelor poliacide va fi determinat de aciditatea bazei (sau numărul de grupări hidroxil) : N.H. 4 OH ⇄ N.H. 4 + + OH – . Procesul de disociere electrolitică se încheie cu stabilirea unei stări de echilibru chimic în sistem, care se caracterizează prin constanta de echilibru:

Constanta de echilibru a procesului de disociere electrolitică se numește constantă de disociere - LA D. Constanta de disociere depinde de natura electrolitului, natura solventului și temperatură, dar nu depinde de concentrația electrolitului.

Între LA DŞi α există o relație cantitativă:

(13)

Relația (13) se numește legea diluției Ostwald: gradul de disociere a unui electrolit slab crește odată cu diluarea soluției.

Pentru electroliții slabi, când α  1, LA D = α 2 CU.

Apa este un electrolit slab, deci se disociază reversibil:

H 2 O ⇄ H + + OH – ∆ H= +56,5 kJ/mol

Constanta de disociere a apei:

Gradul de disociere al apei este foarte mic (este un electrolit foarte slab). Deoarece apa este prezentă în exces mare, concentrația ei poate fi considerată constantă și este
, Atunci

LA D [ H 2 O] = [ H + ]∙[ OH - ] = 55,6∙1,8∙10 -16 = 10 -14

[ H + ]∙[ OH - ] = 10 -14 = K W– produs ionic al apei

Deoarece concentrațiile de cationi de hidrogen și ionii de hidroxid în apă sunt egale, atunci: [ H + ] = [ OH - ] =
.

Dizolvarea altor substanțe (acizi, baze, săruri) în apă modifică concentrația ionilor N + sau EL – , iar produsul lor rămâne constant și egal cu 10 -14 la T = 25 0 C. Concentrația ionică N + poate servi ca măsură a acidității sau alcalinității unei soluții. De obicei, indicele de hidrogen este utilizat în acest scop: pH = - lg[ H + ]. Astfel, valoarea pH-ului este logaritmul zecimal al concentrației ionilor de hidrogen, luat cu semnul opus.

În funcție de concentrația ionilor de hidrogen, se disting trei medii.

ÎN neutru mediu [ H + ] = [ OH - ]= 10 -7 mol/l, pH= –lg 10 -7 = 7 . Acest mediu este tipic atât pentru apa pură, cât și pentru soluțiile neutre. ÎN acru solutii [ H + ] > 10 -7 mol/l, pH< 7 . În medii acide pH variază în interiorul 0 < рН < 7 . ÎN alcalin medii [ H + ] < [ОН – ] Şi [ H + ] < 10 -7 mol/l, prin urmare, pH > 7. Limite de modificare a pH-ului: 7 < рН < 14 .

Reacții de schimb ionic (RIO)- sunt reacții între ioni care apar în soluții apoase de electroliți. O trăsătură distinctivă a reacțiilor de schimb: elementele care alcătuiesc substanțele care reacţionează nu își schimbă starea de oxidare. Reacțiile de schimb ionic sunt reacții ireversibile și apar dat fiind: 1) formarea unei substanțe ușor solubile, 2) eliberarea unei substanțe gazoase, 3) formarea unui electrolit slab.

În timpul RIO, ionii încărcați opus sunt legați și îndepărtați din sfera de reacție. Esența reacțiilor de schimb ionic este exprimată folosind ecuații ionice, care, spre deosebire de cele moleculare, arată adevărații participanți la reacție. Atunci când compunem ecuații ionice, trebuie să ne ghidăm de faptul că substanțele ușor disociante, ușor solubile (precipitante) și gazoase sunt scrise în formă moleculară. Electroliții puternici solubili sunt scriși ca ioni. Prin urmare, atunci când scrieți ecuații ionice, este necesar să folosiți tabelul de solubilitate a sărurilor și bazelor în apă.

Hidroliză– acesta este procesul de interacțiune a ionilor de sare cu moleculele de apă, care duce la formarea de compuși cu disociere scăzută; este un caz special al reacțiilor de schimb ionic.

Săruri formate din: acid slab și bază tare ( 3 NaCH, GÂNGURI 2 CO 3 , GÂNGURI 2 S, );

N / A N.H. 4 bază slabă și acid puternic (, Cl 3 , FeCl 3 ,);

AlCl N.H. 4 bază slabă și acid slab (, N.H. 4 CN 3 NaCH).

CH GÂNGURI 2 AŞA 4 , Sărurile formate dintr-un acid puternic și o bază puternică nu suferă hidroliză: 2 , BaCl, NaCl NaJ

etc. N + sau EL – Hidroliza sărurilor crește concentrația ionilor