täielik dissotsiatsioon. Elektrilise dissotsiatsiooni teooria. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste
Kõik ained, vastavalt nende võimele juhtida elektrivoolu lahuses või sulas olekus, võib jagada kahte rühma: elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid.
elektrolüüdid Aineteks nimetatakse aineid, mille lahused või sulad juhivad elektrivoolu. Elektrolüütide hulka kuuluvad happed, alused ja soolad.
Mitte-elektrolüüdid Aineteks nimetatakse aineid, mille lahused või sulad ei juhi elektrivoolu. Näiteks palju orgaanilisi aineid.
Elektrolüütide (teist tüüpi juhtide) võime juhtida elektrivoolu erineb põhimõtteliselt metallide (esimest tüüpi juhtide) elektrijuhtivusest: metallide elektrijuhtivus tuleneb elektronide liikumisest ja elektrijuhtivus. elektrolüüdid on seotud ioonide liikumisega.
Leiti, et hapete, aluste ja soolade lahustes on katseliselt leitud väärtused p, tcrys., tboil, po iüks kord ( i- isotooniline koefitsient). Veelgi enam, osakeste arv NaCl lahuses suurenes peaaegu 2 korda ja CaCl2 lahuses - 3 korda.
Elektrolüütide käitumise selgitamiseks pakkus Rootsi teadlane S. Arrhenius 1887. aastal välja teooria nn. elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriad. Teooria olemus on järgmine:
- 1. Vees lahustumisel elektrolüüdid lagunevad (dissotsieeruvad) laetud osakesteks (ioonideks) - positiivselt laetud katioonideks (Na +, K +, Ca2 +, H +) ja negatiivselt laetud anioonideks (Cl-, SO42-, CO32-, OH -). Ioonide omadused on täiesti erinevad neid moodustanud aatomite omadustest. Neutraalse aine lagunemist ioonideks keemilise interaktsiooni tulemusena lahustiga nimetatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon.
- 2. Elektrivoolu toimel omandavad ioonid suunatud liikumise: katioonid liiguvad negatiivselt laetud elektroodi (katoodi) poole, anioonid - positiivselt laetud elektroodi (anoodi) suunas.
- 3. Dissotsiatsioon on pöörduv ja tasakaaluline protsess. See tähendab, et paralleelselt molekulide ioonideks lagunemisega (dissotsiatsioon) toimub ioonide molekulideks ühendamise protsess (assotsiatsioon): KA K+ + A-.
- 4. Lahuses on ioonid hüdraatunud olekus.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni kvantitatiivseks hindamiseks kasutatakse kontseptsiooni elektrolüütilise dissotsiatsiooni astmed() on ioonideks lagunenud molekulide arvu ja lahustunud molekulide koguarvu suhe. Määratakse dissotsiatsiooni aste empiiriliselt ja seda väljendatakse murdosa või protsendina. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste sõltub lahusti ja lahustunud aine olemusest, temperatuurist ja lahuse kontsentratsioonist:
- 1. Mida polaarsem on lahusti, seda kõrgem on selles sisalduva elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste.
- 2. Ioonsete ja kovalentsete polaarsete sidemetega ained dissotsieeruvad.
- 3. Temperatuuri tõstmine suurendab nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni.
- 4. Elektrolüüdi kontsentratsiooni vähenemisega (lahjendamise ajal) dissotsiatsiooni aste suureneb.
Sõltuvalt dissotsiatsiooni astme suurusest jagatakse elektrolüüdid (nende lahuste kontsentratsioonil 0,1 M) tavaliselt järgmisteks osadeks:
Dissotsiatsiooni käigus tekkivate ioonide tüübi järgi võib kõik elektrolüüdid jagada hapeteks, alusteks, sooladeks.
happed- elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad ainult H + katioonide ja happejäägi moodustumisega (Cl- - kloriid, NO3- - nitraat, SO42- - sulfaat, HCO3 vesinikkarbonaat, CO32 karbonaat). Näiteks: Hcl H++Cl-, H2SO4 2H++SO42-.
Vesinikuiooni olemasolu happelahustes, täpsemalt hüdraatunud H3O + ioon, määrab hapete üldised omadused (hapu maitse, toime indikaatoritele, koostoime leelistega, koostoime metallidega koos vesiniku vabanemisega jne).
Mitmealuselistes hapetes toimub dissotsiatsioon astmeliselt ja iga etappi iseloomustab oma dissotsiatsiooniaste. Niisiis, fosforhape dissotsieerub kolmes etapis:
|
ma lavastan |
H3PO4 H+ + H2PO4- |
|
|
II etapp |
H2PO4- H+ + HPO42- |
|
|
III etapp |
HRO42- H+ + PO43- |
Ja 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.
Vundamendid- elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad, moodustades anioonidena ainult hüdroksiidioonid (OH-). Pärast OH- eraldamist jäävad katioonid: Na +, Ca2 +, NH4 +. Näiteks: NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.
Aluste üldomadused (puudutamisel seebivus, toime indikaatorile, koostoime hapetega jne) määratakse OH-hüdroksorühmade olemasolu alusel aluslahustes.
Polühappealuste puhul on iseloomulik astmeline dissotsiatsioon:
|
ma lavastan |
Ba(OH)2 Ba(OH)+ + OH- |
|
II etapp |
Ba(OH)+ Ba2+ + OH- |
Amfoteersete hüdroksiidide dissotsiatsioon toimub nii aluse kui happena. Seega võib tsinkhüdroksiidi dissotsiatsioon toimuda järgmistes suundades (sel juhul nihkub tasakaal sõltuvalt keskkonnast Le Chatelier' põhimõttel):
soola- Need on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad metallikatioonideks (või neid asendavateks rühmadeks) ja happejäägi anioonideks.
Keskmised soolad dissotsieeruvad täielikult: CuSO4 Cu2+ + SO42-. Erinevalt keskmistest sooladest dissotsieeruvad happelised ja aluselised soolad etappidena:
|
ma lavastan |
NaНСО3 Na+ + НСО3- |
Cu(OH)Cl Cu(OH)+ + Cl- |
|
II etapp |
HCO3- H+ + CO32- |
Cu(OH)+ Cu2+ + OH-, |
pealegi on soolade dissotsiatsiooniaste teises etapis väga väike.
Vahetusreaktsioonid elektrolüütide lahustes on ioonidevahelised reaktsioonid. Vahetusreaktsioonide toimumise vajalik tingimus elektrolüütide lahustes on nõrgalt dissotsieeruvate või lahusest sademe või gaasi kujul eralduvate ühendite teke.
Reaktsioonivõrrandite kirjutamisel ioon-molekulaarsel kujul kirjutatakse nõrgalt dissotsieeruvad, gaasilised ja vähelahustuvad ühendid kujul molekulid, ja lahustuvad tugevad elektrolüüdid - kujul ioonid. Ioonvõrrandite kirjutamisel järgi kindlasti hapete, aluste ja soolade vees lahustuvuse tabelit (lisa A).
Mõelge näidete abil ioonvõrrandite kirjutamise tehnikale.
Näide 1 Kirjutage reaktsioonivõrrand ioon-molekulaarsel kujul:
BaCl2 + K2SO4 = BaSO4 + 2KCl
Lahendus: soolad on tugevad elektrolüüdid ja dissotsieeruvad peaaegu täielikult ioonideks. Kuna BaSO4 on praktiliselt lahustumatu ühend (vt lisa A tabelit), on baariumsulfaadi põhiosa dissotsieerumata kujul, seega kirjutame selle aine molekulide kujul ja ülejäänud lahustuvad soolad ioonide vorm:
Ba2+ + 2Cl- + 2K+ + SO42- = BaSO4 + 2K+ + 2Cl-
Nagu saadud täielikust ioon-molekulaarvõrrandist näha, K+ ja Cl- ioonid omavahel ei interakteeru, seetõttu saame neid välja jättes lühikese ioon-molekulaarvõrrandi:
Ba2+ + SO42- = BaSO4,
Nool näitab, et saadud aine sadestub.
Ioonvõrrandid võivad kujutada mis tahes reaktsioone, mis toimuvad elektrolüütide vahelistes lahustes. Pealegi peegeldub mis tahes keemilise reaktsiooni olemus täpselt lühikeses ioon-molekulaarvõrrandis. Ioon-molekulaarvõrrandi põhjal saab hõlpsasti kirjutada molekulaarvõrrandi.
Näide 2Ühendage molekulaarvõrrand järgmise ioon-molekulaarvõrrandiga: 2H+ + S2- = H2S.
Lahendus: vesinikioonid tekivad mis tahes tugeva happe, näiteks HCl dissotsiatsiooni käigus. Lühikese ioonvõrrandi vesinikioonidele tuleb lisada kaks kloriidiooni. Sulfiidioonidele tuleks lisada katioone (näiteks 2K+), moodustades lahustuva, hästi dissotsieerunud elektrolüüdi. Siis tuleb samad ioonid kirjutada paremale poole. Siis on täielikud ioon-molekulaarsed ja molekulaarvõrrandid kujul:
- 2H+ + 2Cl- + 2K+ + S2- = H2S + 2K+ + 2Cl-
- 2 HCl + K2S = H2S + 2 KCl-
USE kodifitseerija teemad:Elektrolüütide elektrolüütiline dissotsiatsioon vesilahustes. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid.
– Need on ained, mille lahused ja sulad juhivad elektrivoolu.
Elektrivool on laetud osakeste järjestatud liikumine elektrivälja mõjul. Seega on elektrolüütide lahustes või sulamites laetud osakesi. Elektrolüütide lahustes on elektrijuhtivus reeglina tingitud ioonide olemasolust.
ioonid on laetud osakesed (aatomid või aatomirühmad). Eraldage positiivselt laetud ioonid katioonid) ja negatiivselt laetud ioonid ( anioonid).
Elektrolüütiline dissotsiatsioon - See on elektrolüüdi lagunemise või sulamise käigus ioonideks toimuv protsess.
Eraldi ained - elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid. TO mitteelektrolüüdid hõlmavad tugeva kovalentse mittepolaarse sidemega aineid (lihtained), kõiki oksiide (mis on keemiliselt mitte interakteeruvad veega), enamik orgaanilisi aineid (v.a polaarsed ühendid - karboksüülhapped, nende soolad, fenoolid) on aldehüüdid, ketoonid, süsivesinikud, süsivesikud.
TO elektrolüüdid hõlmavad mõningaid kovalentse polaarse sidemega aineid ja ioonse kristallvõrega aineid.
Mis on elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi olemus?
Asetage mõned naatriumkloriidi kristallid katseklaasi ja lisage vesi. Mõne aja pärast kristallid lahustuvad. Mis juhtus?
Naatriumkloriid on ioonse kristallvõrega aine. NaCl kristall koosneb Na + ioonidest ja Cl- . Vees laguneb see kristall struktuuriüksusteks - ioonideks. Sel juhul lagunevad veemolekulide vahelised ioonsed keemilised sidemed ja osa vesiniksidemeid. Vette sisenevad Na + ja Cl - ioonid interakteeruvad veemolekulidega. Kloriidioonide puhul saame rääkida dipooli (polaarsete) veemolekulide elektrostaatilisest külgetõmbest kloorianioonile ja naatriumkatioonide puhul läheneb see doonor-aktseptor olemusele (kui hapnikuaatomi elektronpaar asetatakse naatriumiooni vabadele orbitaalidele). Veemolekulidega ümbritsetud ioonid on kaetudniisutav kest.
Naatriumkloriidi dissotsiatsiooni kirjeldatakse võrrandiga:
NaCl \u003d Na + + Cl -
Kui kovalentse polaarse sidemega ühendeid lahustatakse vees, venitavad polaarset molekuli ümbritsevad veemolekulid esmalt selles olevat sidet, suurendades selle polaarsust, seejärel lõhustavad selle ioonideks, mis hüdraatuvad ja jaotuvad lahuses ühtlaselt. Näiteks vesinikkloriidhape dissotsieerub ioonideks järgmiselt: HCl \u003d H + + Cl -.
Sulamisel hakkavad ioonid kristalli kuumutamisel kristallivõre sõlmedes intensiivselt võnkuma, mille tulemusena see kokku variseb, tekib sula, mis koosneb ioonidest.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi iseloomustab aine molekulide dissotsiatsiooni aste:
Dissotsiatsiooni aste on dissotsieerunud (lagunenud) molekulide arvu ja elektrolüüdi molekulide koguarvu suhe. See tähendab, milline osa algse aine molekulidest laguneb lahuses või sulatis ioonideks.
α=N prodis /N ref, kus:
N prodis on dissotsieerunud molekulide arv,
N ref on molekulide esialgne arv.
Dissotsiatsiooniastme järgi jagunevad elektrolüüdid tugev ja nõrk.
Tugevad elektrolüüdid (α≈1):
1. Kõik lahustuvad soolad (sh orgaaniliste hapete soolad - kaaliumatsetaat CH 3 COOK, naatriumformiaat HCOONa jne)
2. Tugevad happed: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (esimesel etapil), HClO 4 jt;
3. Leelised: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Tugevad elektrolüüdid lagunevad vesilahustes peaaegu täielikult ioonideks, kuid ainult. Lahustes võivad isegi tugevad elektrolüüdid ainult osaliselt laguneda. Need. tugevate elektrolüütide dissotsiatsiooniaste α on ligikaudu võrdne 1-ga ainult ainete küllastumata lahuste puhul. Küllastunud või kontsentreeritud lahustes võib tugevate elektrolüütide dissotsiatsiooniaste olla väiksem või võrdne 1: α≤1.
Nõrgad elektrolüüdid (α<1):
1. Nõrgad happed, sh. orgaaniline;
2. Lahustumatud alused ja ammooniumhüdroksiid NH 4 OH;
3. Lahustumatud ja mõned vähelahustuvad soolad (olenevalt lahustuvusest).
Mitteelektrolüüdid:
1. Oksiidid, mis ei interakteeru veega (veega interakteeruvad oksiidid, kui vees lahustuvad, lähevad keemilisesse reaktsiooni, moodustades hüdroksiidid);
2. Lihtsad ained;
3. Enamik nõrgalt polaarsete või mittepolaarsete sidemetega orgaanilisi aineid (aldehüüdid, ketoonid, süsivesinikud jne).
Kuidas ained dissotsieeruvad? vastavalt dissotsiatsiooni astmele tugev ja nõrk elektrolüüdid.
Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad täielikult (küllastunud lahustes), ühes etapis lagunevad kõik molekulid ioonideks, peaaegu pöördumatult. Pange tähele, et lahuses dissotsiatsiooni ajal tekivad ainult stabiilsed ioonid. Levinumad ioonid leiate lahustuvuse tabelist – teie ametlikust petulehest mis tahes eksamil. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on ligikaudu võrdne 1-ga. Näiteks naatriumfosfaadi dissotsiatsiooni käigus tekivad Na + ja PO 4 3– ioonid:
Na3PO 4 → 3Na + + PO 4 3-
NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–
Dissotsiatsioon nõrgad elektrolüüdid : mitmealuselised happed ja polühappealused toimub astmeliselt ja pöörduvalt. Need. nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni käigus laguneb ioonideks vaid väga väike osa algosakestest. Näiteks süsihape:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -
HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–
Magneesiumhüdroksiid dissotsieerub ka kahes etapis:
Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -
Samuti dissotsieeruvad happesoolad astmeliselt, katkevad kõigepealt ioonsed sidemed, seejärel kovalentsed polaarsed sidemed. Näiteks kaaliumvesinikkarbonaat ja magneesiumhüdroksokloriid:
KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)
HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)
Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH - (α<< 1)
Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on palju väiksem kui 1: α<<1.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria peamised sätted on järgmised:
1. Vees lahustumisel elektrolüüdid dissotsieeruvad (lagunevad) ioonideks.
2. Vees olevate elektrolüütide dissotsiatsiooni põhjuseks on selle hüdratatsioon, s.o. interaktsioon veemolekulidega ja selles sisalduva keemilise sideme katkemine.
3. Välise elektrivälja mõjul liiguvad positiivselt laetud ioonid positiivselt laetud elektroodi – katoodi – suunas, neid nimetatakse katioonideks. Negatiivse laenguga elektronid liiguvad negatiivse elektroodi – anoodi – poole. Neid nimetatakse anioonideks.
4. Elektrolüütiline dissotsiatsioon toimub nõrkade elektrolüütide puhul pöörduvalt ja tugevate elektrolüütide puhul praktiliselt pöördumatult.
5. Elektrolüüdid võivad olenevalt välistingimustest, kontsentratsioonist ja elektrolüüdi olemusest dissotsieeruda ioonideks erineval määral.
6. Ioonide keemilised omadused erinevad lihtsate ainete omadustest. Elektrolüütide lahuste keemilised omadused määravad nende ioonide omadused, mis sellest dissotsiatsiooni käigus moodustuvad.
Näited.
1. 1 mol soola mittetäieliku dissotsiatsiooni korral oli positiivsete ja negatiivsete ioonide koguarv lahuses 3,4 mol. Soola valem - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3
Lahendus: alustuseks määrame elektrolüütide tugevuse. Seda saab hõlpsasti teha lahustuvuse tabelist. Kõik vastustes toodud soolad on lahustuvad, st. tugevad elektrolüüdid. Järgmisena kirjutame üles elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandid ja võrrandi abil määrame igas lahuses maksimaalse ioonide arvu:
a) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , 1 mooli soola täielikul lagunemisel moodustub 3 mooli ioone, rohkem kui 3 mooli ioone ei tööta kuidagi;
b) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -, jällegi 1 mooli soola lagunemisel tekib 3 mooli ioone, üle 3 mooli ioone ei teki kuidagi;
v) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, 1 mol ammooniumnitraadi lagunemisel tekib 2 mol ioone nii palju kui võimalik, üle 2 mol ioone ei teki kuidagi;
G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, 1 mol raud(III)nitraadi täielikul lagunemisel tekib 4 mol ioone. Seetõttu on 1 mol raudnitraadi mittetäieliku lagunemise korral võimalik väiksema arvu ioonide moodustumine (küllastunud soolalahuses on võimalik mittetäielik lagunemine). Seetõttu sobib meile variant 4.
Teatud ainete vesilahused on elektrivoolu juhid. Need ained klassifitseeritakse elektrolüütideks. Elektrolüüdid on happed, alused ja soolad, teatud ainete sulamid.
MÄÄRATLUS
Elektrolüütide lagunemist ioonideks vesilahustes ja sulamist elektrivoolu toimel nimetatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon.
Mõnede ainete lahused vees ei juhi elektrit. Selliseid aineid nimetatakse mitteelektrolüütideks. Nende hulka kuuluvad paljud orgaanilised ühendid, nagu suhkur ja alkoholid.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria sõnastas Rootsi teadlane S. Arrhenius (1887). S. Arrheniuse teooria põhisätted:
- elektrolüüdid vees lahustumisel lagunevad (dissotsieeruvad) positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks;
- elektrivoolu toimel liiguvad positiivselt laetud ioonid katoodi poole (katioonid), negatiivselt laetud aga anoodi poole (anioonid);
— dissotsiatsioon on pöörduv protsess
KA ↔ K + + A −
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism seisneb ioonide ja veedipoolide vahelises ioonide ja dipoolide vastasmõjus (joonis 1).
Riis. 1. Naatriumkloriidi lahuse elektrolüütiline dissotsiatsioon
Ioonse sidemega ained dissotsieeruvad kõige kergemini. Samamoodi toimub dissotsiatsioon molekulides, mis on moodustunud polaarse kovalentse sideme tüübi järgi (interaktsiooni olemus on dipool-dipool).
Hapete, aluste, soolade dissotsiatsioon
Hapete dissotsiatsiooni käigus moodustuvad alati vesiniku ioonid (H +), õigemini hüdroniumioonid (H 3 O +), mis vastutavad hapete omaduste eest (hapu maitse, indikaatorite toime, koostoime alustega jne. .).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Aluste dissotsiatsiooni käigus tekivad alati vesinikhüdroksiidioonid (OH -), mis vastutavad aluste omaduste eest (indikaatorite värvimuutus, interaktsioon hapetega jne).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soolad on elektrolüüdid, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad metallikatioonid (ehk ammooniumkatioon NH 4 +) ja happejääkide anioonid.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Polüaluselised happed ja alused dissotsieeruvad astmeliselt.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I etapp)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II etapp)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I aste)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Dissotsiatsiooni aste
Elektrolüütide hulgas eristatakse nõrku ja tugevaid lahuseid. Selle meetme iseloomustamiseks on dissotsiatsiooniastme () mõiste ja suurusjärk. Dissotsiatsiooniaste on ioonideks dissotsieerunud molekulide arvu ja molekulide koguarvu suhe. väljendatakse sageli protsentides.
Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad aineid, milles detsimolaarlahuses (0,1 mol / l) on dissotsiatsiooniaste alla 3%. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad ained, milles detsimolaarlahuses (0,1 mol / l) on dissotsiatsiooniaste üle 3%. Tugevate elektrolüütide lahused ei sisalda dissotsieerumata molekule ning assotsieerumisprotsess (assotsiatsioon) viib hüdraatunud ioonide ja ioonipaaride moodustumiseni.
Dissotsiatsiooniastet mõjutavad eelkõige lahusti iseloom, lahustunud aine iseloom, temperatuur (tugevate elektrolüütide puhul temperatuuri tõustes dissotsiatsiooniaste väheneb ja nõrkade elektrolüütide puhul läbib see temperatuurivahemikus maksimumi 60 o C), lahuste kontsentreerimine, samanimeliste ioonide viimine lahusesse.
Amfoteersed elektrolüüdid
On elektrolüüte, mis dissotsiatsioonil moodustavad nii H + kui ka OH - ioone. Selliseid elektrolüüte nimetatakse amfoteerseteks, näiteks: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 jne.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Ioonreaktsiooni võrrandid
Reaktsioonid elektrolüütide vesilahustes on ioonidevahelised reaktsioonid - ioonreaktsioonid, mis on kirjutatud ioonvõrrandite abil molekulaarses, täisioonilises ja redutseeritud ioonilises vormis. Näiteks:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulaarne vorm)
Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (täisioonne vorm)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (lühendatud ioonvorm)
pH väärtus
Vesi on nõrk elektrolüüt, mistõttu dissotsiatsiooniprotsess kulgeb vähesel määral.
H 2 O ↔ H + + OH -
Massi mõju seadust saab rakendada igale tasakaalule ja tasakaalukonstandi avaldise saab kirjutada:
K = /
Seetõttu on vee tasakaalukontsentratsioon konstantne väärtus.
K = = KW
Vesilahuse happesust (aluselisust) väljendatakse mugavalt vesinikioonide molaarse kontsentratsiooni kümnendlogaritmina, mis on võetud vastupidise märgiga. Seda väärtust nimetatakse pH väärtuseks (pH).
Kõik ained on jagatud kahte suurde rühma: elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid.
elektrolüüdid on ained (v.a metallid), mille lahused või sulamid juhivad elektrivoolu. Elektrolüüdid on ühendid, mis moodustuvad ioonsete või kovalentsete polaarsete sidemete kaudu. Need on kompleksained: soolad, alused, happed, metallioksiidid (juhivad elektrivoolu ainult sulamites).
Mitte-elektrolüüdid Aineteks nimetatakse aineid, mille lahused või sulad ei juhi elektrivoolu. Nende hulka kuuluvad lihtsad ja keerulised ained, mis on moodustunud vähepolaarsete või mittepolaarsete kovalentsete sidemetega.
Elektrolüütide lahuste ja sulamite omadusi selgitas esmakordselt 19. sajandi lõpus Rootsi teadlane Svante Arrhenius. Nad lõid erilise elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria , mille peamised sätted muude teadlaste poolt muudetud ja välja töötatud kujul on praegu sõnastatud järgmiselt.
1. Elektrolüütide molekulid (või valemiühikud) lahustes või sulamites lagunevad positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks. Seda protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Positiivsete ioonide laengute kogusumma on võrdne negatiivsete ioonide laengute summaga, seega jäävad elektrolüütide lahused või sulamid üldjuhul elektriliselt neutraalseks. Ioonid võivad olla lihtne , mis koosneb ainult ühest aatomist (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-) ja keeruline , mis koosneb mitme elemendi (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, –) aatomitest.
Lihtsad ioonid oma füüsikaliste, keemiliste ja füsioloogiliste omaduste poolest erinevad oluliselt neutraalsetest aatomitest, millest nad tekkisid. Esiteks on ioonid palju stabiilsemad osakesed kui neutraalsed aatomid ja võivad eksisteerida lahustes või sulamites piiramatu aja jooksul, ilma pöördumatut vastasmõju keskkonnaga.
Selline erinevus sama elemendi aatomite ja ioonide omadustes on seletatav nende osakeste erineva elektronstruktuuriga.
Niisiis on s- ja p-elementide lihtsad ioonid stabiilsemas olekus kui neutraalsed aatomid, kuna neil on näiteks väliskihi täielik elektrooniline konfiguratsioon:
Elektrolüütide lagunemine ioonideks sulamites toimub kõrgete temperatuuride toimel ja lahustes lahustimolekulide toimel.
Ioonsete ühendite eripäraks on see, et nende kristallvõre sõlmedes on valmis ioonid ja selliste ainete lahustumisprotsessis suudavad lahusti (vee) dipoolid seda ioonvõre ainult hävitada (joonis 18).
Polaarsete kovalentsete sidemetega moodustuvad ained lahustuvad üksikute molekulide kujul, mis nagu H 2 O molekulid on dipoolid, näiteks:
+ –
Sel juhul põhjustavad H 2 O dipoolid, mis orienteeruvad sobivalt ümber lahustunud elektrolüüdi molekuli, selles sisalduva kovalentse sideme edasise polariseerumise ja seejärel selle lõpliku heterolüütilise rebenemise (joonis 29).
H–ClH + +Cl
Riis. 29. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni skeem polaarse HCl molekuli lahuses
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess toimub samaaegselt ainete lahustumisprotsessiga ja seetõttu on lahustes kõik ioonid hüdraatunud olekus (ümbritsetud H 2 O molekulide kestadega).
Lihtsuse mõttes on aga keemiliste reaktsioonide võrrandites kujutatud ioone ilma neid ümbritsevate hüdratatsioonikestadeta: H +, NO 3 -, K + jne.
2. Elektrolüütide ioonid lahuses või sulatis termilise liikumise tõttu liiguvad juhuslikult igas suunas. Aga kui elektroodid lastakse lahusesse või sulatatakse ja lastakse läbi elektrivool, siis hakkavad positiivselt laetud elektrolüüdi ioonid liikuma negatiivselt laetud elektroodi – katoodi (seetõttu nimetatakse neid ka muidu nn.katioonid) ja negatiivselt laetud ioonid - positiivselt laetud elektroodile - anoodile (seetõttu nimetatakse neid erinevaltanioonid).
Seega on elektrolüüdid teist tüüpi juhid. Nad kannavad elektrilaengut ioonide suunatud liikumise tõttu. Metallid on esimest tüüpi juhid, sest. juhivad elektronide suunatud liikumise tõttu elektrivoolu.
3. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess on pöörduv. Koos molekulide lagunemisega ioonideks toimub alati ka vastupidine protsess – ioonide ühinemine molekulideks või assotsiatsioon. Seetõttu pange ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni reaktsioonide võrranditesse võrdusmärgi "=" asemel pöörduvusmärk ", näiteks:
Ained-elektrolüüdid lagunevad vees lahustumisel laetud osakesteks - ioonideks. Vastupidine nähtus on molarisatsioon ehk assotsiatsioon. Ioonide teket seletatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriaga (Arrhenius, 1887). Keemiliste ühendite lagunemise mehhanismi sulamise ja lahustumise ajal mõjutavad keemiliste sidemete tüüpide omadused, lahusti struktuur ja olemus.
Elektrolüüdid ja mittejuhid
Lahustes ja sulamites toimub kristallvõrede ja molekulide hävimine - elektrolüütiline dissotsiatsioon (ED). Ainete lagunemisega kaasneb ioonide moodustumine, sellise omaduse ilmnemine nagu elektrijuhtivus. Mitte iga ühend ei suuda dissotsieeruda, vaid ainult ained, mis koosnevad algselt ioonidest või väga polaarsetest osakestest. Vabade ioonide olemasolu selgitab elektrolüütide omadust juhtida voolu. Seda võimet omavad alused, soolad, paljud anorgaanilised ja mõned orgaanilised happed. Mittejuhid koosnevad madala polaarsusega või polariseerimata molekulidest. Nad ei lagune ioonideks, olles mitteelektrolüüdid (paljud orgaanilised ühendid). Laengukandjad on positiivsed ja negatiivsed ioonid (katioonid ja anioonid).
S. Arrheniuse ja teiste keemikute roll dissotsiatsiooni uurimisel
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat põhjendas 1887. aastal Rootsi teadlane S. Arrhenius. Kuid esimesed ulatuslikud lahuste omaduste uuringud viis läbi vene teadlane M. Lomonosov. Aidanud kaasa ainete lahustumisel tekkivate laetud osakeste uurimisele T. Grotgus ja M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius tõestas, et paljud anorgaanilised ja mõned orgaanilised ühendid on elektrolüüdid. Rootsi teadlane selgitas lahuste elektrijuhtivust aine lagunemisega ioonideks. Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ei omistanud tähtsust veemolekulide otsesele osalemisele selles protsessis. Vene teadlased Mendelejev, Kablukov, Konovalov ja teised uskusid, et toimub solvatatsioon – lahusti ja lahustunud aine koostoime. Veesüsteemide puhul kasutatakse nimetust "hüdratsioon". See on keeruline füüsikaline ja keemiline protsess, millest annavad tunnistust hüdraatide moodustumine, termilised nähtused, aine värvuse muutus ja sademe ilmumine.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria (TED) põhisätted
Paljud teadlased on töötanud S. Arrheniuse teooria täiustamise nimel. See nõudis selle täiustamist, võttes arvesse tänapäevaseid andmeid aatomi struktuuri, keemilise sideme kohta. Sõnastatakse TED põhisätted, mis erinevad 19. sajandi lõpu klassikalistest teesidest:
Võrrandite koostamisel tuleb arvestada tekkivate nähtustega: rakendada pöörduva protsessi erimärki, lugeda kokku negatiivsed ja positiivsed laengud: kokku peavad need olema samad.
Ioonsete ainete ED mehhanism
Kaasaegne elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria võtab arvesse ainete-elektrolüütide ja lahustite struktuuri. Lahustumisel hävivad ioonkristallides olevad vastaslaenguga osakeste vahelised sidemed polaarsete veemolekulide mõjul. Nad sõna otseses mõttes "tõmbavad" ioone kogumassist lahusesse. Lagunemisega kaasneb ioonide ümber solvaadi (vees – hüdraat) kesta moodustumine. Lisaks veele on suurenenud dielektriline konstant ka ketoonidel ja madalamatel alkoholidel. Naatriumkloriidi dissotsieerumisel Na + ja Cl - ioonideks registreeritakse algstaadium, millega kaasneb veedipoolide orientatsioon kristalli pinnaioonide suhtes. Viimases etapis hüdraatunud ioonid vabanevad ja difundeeruvad vedelikku.
Kovalentse ülipolaarse sidemega ühendite ED mehhanism
Lahusti molekulid mõjutavad mitteioonsete ainete kristalse struktuuri elemente. Näiteks põhjustab veedipoolide toime vesinikkloriidhappele molekuli sideme tüübi muutumist kovalentsest polaarsest ioonseks. Aine dissotsieerub, lahusesse satuvad hüdraatunud vesiniku- ja klooriioonid. See näide tõestab nende protsesside tähtsust, mis toimuvad lahusti osakeste ja lahustunud ühendi vahel. Just see interaktsioon viib elektrolüütide ioonide moodustumiseni.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ja anorgaaniliste ühendite põhiklassid
TED põhisätete valguses võib hapet nimetada elektrolüüdiks, mille lagunemise käigus saab positiivsetest ioonidest tuvastada vaid prootonit H +. Aluse dissotsiatsiooniga kaasneb ainult OH-aniooni ja metallikatiooni moodustumine või vabanemine kristallvõrest. Tavaline sool annab lahustumisel positiivse metalliiooni ja negatiivse happejäägi. Aluselist soola eristab kahte tüüpi anioonide olemasolu: OH-rühm ja happejääk. Happesoolas on katioonide hulgas ainult vesinik ja metall.
Elektrolüütide tugevus
Aine oleku iseloomustamiseks lahuses kasutatakse füüsikalist suurust - dissotsiatsiooniastet (α). Selle väärtus leitakse lagunenud molekulide arvu ja nende koguarvu suhte põhjal lahuses. Dissotsiatsiooni sügavuse määravad erinevad tingimused. Olulised on lahusti dielektrilised omadused ja lahustunud ühendi struktuur. Tavaliselt dissotsiatsiooni aste väheneb kontsentratsiooni suurenedes ja suureneb temperatuuri tõustes. Sageli väljendatakse konkreetse aine dissotsiatsiooni astet ühtsuse murdosades.
Elektrolüütide klassifikatsioon
19. sajandi lõpu elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ei sisaldanud sätteid ioonide vastastikmõju kohta lahuses. Veemolekulide mõju katioonide ja anioonide jaotusele tundus Arrheniusele tähtsusetu. Arrheniuse ideed tugevate ja nõrkade elektrolüütide kohta olid formaalsed. Klassikaliste sätete põhjal saate tugevate elektrolüütide jaoks väärtuse α = 0,75-0,95. Katsed tõestasid nende dissotsiatsiooni pöördumatust (α → 1). Lahustuvad soolad, väävel- ja vesinikkloriidhape, leelised lagunevad peaaegu täielikult ioonideks. Väävel-, lämmastik-, vesinikfluoriid-, ortofosforhape dissotsieeruvad osaliselt. Nõrkadeks elektrolüütideks loetakse räni, äädikhapet, vesiniksulfiidi ja süsihappeid, ammooniumhüdroksiidi, lahustumatuid aluseid. Vett peetakse ka nõrgaks elektrolüüdiks. Väike osa H 2 O molekulidest dissotsieerub ja samaaegselt toimub ioonide molarisatsioon.
