Visiškas atsiribojimas. Elektrinės disociacijos teorija. Elektrolitinės disociacijos laipsnis
Visos medžiagos, pagal gebėjimą praleisti elektros srovę tirpale arba išlydytoje būsenoje, gali būti suskirstytos į dvi grupes: elektrolitus ir neelektrolitus.
Elektrolitai vadinamos medžiagomis, kurių tirpalai arba lydalai praleidžia elektros srovę. Elektrolitai apima rūgštis, bazes ir druskas.
Ne elektrolitai vadinamos medžiagos, kurių tirpalai ar lydalai nelaidžia elektros srovės. Pavyzdžiui, daug organinių medžiagų.
Elektrolitų (antrojo tipo laidininkų) gebėjimas praleisti elektros srovę iš esmės skiriasi nuo metalų (pirmosios rūšies laidininkų) elektrinio laidumo: metalų elektrinį laidumą lemia elektronų judėjimas, o elektros laidumas elektrolitai yra susiję su jonų judėjimu.
Nustatyta, kad rūgščių, bazių ir druskų tirpaluose eksperimentiškai nustatytos p, tcryst., Tboil., Posm reikšmės yra didesnės nei teoriškai apskaičiuotos tam pačiam tirpalui pagal jo molinę koncentraciją i kartą ( i- izotoninis koeficientas). Be to, dalelių skaičius NaCl tirpale išaugo beveik 2 kartus, o CaCl2 – 3 kartus.
Elektrolitų elgsenos ypatumams paaiškinti švedų mokslininkas S. Arrheniusas 1887 metais pasiūlė teoriją, vadinamą elektrolitinės disociacijos teorija... Teorijos esmė yra tokia:
- 1. Ištirpę vandenyje elektrolitai skyla (disocijuoja) į įkrautas daleles (jonus) – teigiamo krūvio katijonus (Na +, K +, Ca2 +, H +) ir neigiamo krūvio anijonus (Cl-, SO42-, CO32-, OH). -). Jonų savybės visiškai skiriasi nuo juos sudariusių atomų. Neutralios medžiagos skilimas į jonus dėl cheminės sąveikos su tirpikliu vadinamas elektrolitinė disociacija.
- 2. Veikiant elektros srovei, jonai įgauna kryptingą judėjimą: katijonai pereina į neigiamai įkrautą elektrodą (katodą), anijonai – į teigiamai įkrautą elektrodą (anodą).
- 3. Disociacija yra grįžtamasis ir pusiausvyros procesas. Tai reiškia, kad lygiagrečiai su molekulių skaidymu į jonus (disociacija) vyksta jonų jungimosi į molekules procesas (asociacija): CA K + + A-.
- 4. Tirpale jonai yra hidratuotos būsenos.
Elektrolitinės disociacijos kiekybiniam įvertinimui naudojama sąvoka elektrolitinės disociacijos laipsnis() yra molekulių, suskaidytų į jonus, skaičiaus ir bendro ištirpusių molekulių skaičiaus santykis. Disociacijos laipsnis nustatomas empiriškai ir išreiškiamas trupmenomis arba procentais. Elektrolitinės disociacijos laipsnis priklauso nuo tirpiklio ir tirpios medžiagos pobūdžio, tirpalo temperatūros ir koncentracijos:
- 1. Kuo tirpiklis poliariškesnis, tuo didesnis jame esančio elektrolito disociacijos laipsnis.
- 2. Medžiagos su joniniais ir kovalentiniais poliniais ryšiais vyksta disociacija.
- 3. Temperatūros kilimas, padidina silpnų elektrolitų disociaciją.
- 4. Sumažėjus elektrolito koncentracijai (skiedžiant), disociacijos laipsnis didėja.
Priklausomai nuo disociacijos laipsnio, elektrolitai (jų tirpalų koncentracija yra 0,1 M) paprastai skirstomi į:
Pagal disociacijos metu susidarančių jonų tipą visi elektrolitai gali būti skirstomi į rūgštis, bazes ir druskas.
Rūgštis- elektrolitai disocijuoja susidarant tik H + katijonams ir rūgšties likučiui (Cl- - chloridas, NO3- - nitratas, SO42- - sulfatas, HCO3 bikarbonatas, CO32 karbonatas). Pavyzdžiui: НСl Н ++ Сl-, H2SO4 2Н ++ SO42-.
Vandenilio jono, tiksliau, hidratuoto H3O + jono, buvimas rūgščių tirpaluose lemia bendras rūgščių savybes (rūgštus skonis, poveikis indikatoriams, sąveika su šarmais, sąveika su metalais, išskiriant vandenilį ir kt.).
Daugiabazinėse rūgštyse disociacija vyksta laipsniškai, o kiekvienam žingsniui būdingas savas disociacijos laipsnio dydis. Taigi, fosforo rūgštis disocijuoja trimis etapais:
|
I etapas |
H3РO4 Н + + H2РO4- |
|
|
II etapas |
H2РO4- Н + + HРO42- |
|
|
III etapas |
HPO42- H + + PO43- |
Ir 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.
Pamatai- elektrolitai disocijuoja ir sudaro tik hidroksido jonus (OH-) kaip anijonus. Pašalinus OH-, lieka katijonai: Na +, Ca2 +, NH4 +. Pavyzdžiui: NaOH Na + + OH-, Ca (OH) 2 Ca2 + + 2 OH-.
Bendrąsias bazių savybes (muiliškumą liečiant, veikiant indikatoriui, sąveiką su rūgštimis ir kt.) lemia OH-hidrokso grupės buvimas baziniuose tirpaluose.
Daugiarūgščių bazėms būdinga laipsniška disociacija:
|
I etapas |
Ва (ОН) 2 Ва (ОН) + + ОН- |
|
II etapas |
Ba (OH) + Ba2 + + OH- |
Amfoterinių hidroksidų disociacija vyksta ir kaip bazė, ir kaip rūgštis. Taigi, cinko hidroksido disociacija gali vykti šiomis kryptimis (šiuo atveju pusiausvyra pasislenka priklausomai nuo terpės pagal Le Chatelier principą):
Druska- tai elektrolitai, disocijuojantys į metalo katijonus (arba juos pakeičiančias grupes) ir rūgšties liekanos anijonus.
Vidutinės druskos visiškai disocijuoja: CuSO4 Cu2 + + SO42-. Skirtingai nuo vidutinių druskų, rūgštinės ir bazinės druskos disocijuoja etapais:
|
I etapas |
NaHCO3 Na + + HCO3- |
Сu (ОН) Cl Сu (ОН) + + Cl- |
|
II etapas |
НСО3- Н + + СО32- |
Cu (OH) + Cu2 + + OH-, |
be to, druskų disociacijos laipsnis antrajame etape yra labai mažas.
Keitimosi reakcijos elektrolitų tirpaluose yra reakcijos tarp jonų. Būtina elektrolitų tirpalų mainų reakcijų eigos sąlyga yra silpnai disocijuojančių junginių arba junginių, kurie išsiskiria iš tirpalo nuosėdų ar dujų pavidalu, susidarymas.
Rašant reakcijų lygtis jonine-molekuline forma, silpnai disociuojantys, dujiniai ir mažai tirpūs junginiai rašomi forma molekules, o tirpūs stiprūs elektrolitai – formoje jonų. Rašydami jonines lygtis būtinai vadovaukitės rūgščių, bazių ir druskų tirpumo vandenyje lentele (A priedas).
Panagrinėkime joninių lygčių rašymo metodą naudodami pavyzdžius.
1 pavyzdys. Parašykite reakcijos lygtį jonine-molekuline forma:
ВаСl2 + K2SО4 = ВаSО4 + 2KСl
Sprendimas: druskos yra stiprūs elektrolitai ir beveik visiškai disocijuoja į jonus. Kadangi BaSO4 yra praktiškai netirpus junginys (žr. lentelę A priede), didžioji dalis bario sulfato bus nedisocijuotoje formoje, todėl šią medžiagą rašysime molekulių pavidalu, o likusias druskas – tirpias. , jonų pavidalu:
Ba2 + + 2Сl- + 2K + + SO42- = BaSО4 + 2K + + 2Сl-
Kaip matyti iš gautos pilnos joninės-molekulinės lygties, jonai K + ir Сl- nesąveikauja, todėl juos atmetus gauname trumpą joninę-molekulinę lygtį:
Ba2 + + SO42- = BaSO4,
Rodyklė rodo, kad susidariusi medžiaga yra nusodinta.
Bet kokios reakcijos, vykstančios tirpaluose tarp elektrolitų, gali būti pavaizduotos joninėmis lygtimis. Be to, bet kokios cheminės reakcijos esmę tiksliai atspindi trumpa joninė-molekulinė lygtis. Remdamiesi jonine-molekuline lygtimi, galite lengvai parašyti molekulinę.
2 pavyzdys. Suderinkite molekulinę lygtį su šia jonine molekuline lygtimi: 2H + + S2- = H2S.
Sprendimas: vandenilio jonai susidaro disociuojant bet kuriai stipriai rūgščiai, pavyzdžiui, HCl. Prie vandenilio jonų trumpojoje joninėje lygtyje reikia pridėti du chloro jonus. Katijonai (pavyzdžiui, 2K +) turėtų būti pridedami prie sulfido jonų, kad susidarytų tirpus, gerai disocijuojantis elektrolitas. Tada tie patys jonai turi būti parašyti dešinėje pusėje. Tada visos joninės-molekulinės ir molekulinės lygtys bus tokios formos:
- 2Н + + 2Сl- + 2K + + S2- = Н2S + 2K + + 2Сl-
- 2 НСl + K2S = Н2S + 2 KСl-
USE kodifikatoriaus temos:Elektrolitinė elektrolitų disociacija injekciniuose tirpaluose. Stiprūs ir silpni elektrolitai.
– tai medžiagos, tirpalai ir lydalai, kurie praleidžia elektros srovę.
Elektros srovė yra tvarkingas įkrautų dalelių judėjimas veikiant elektriniam laukui. Taigi tirpaluose arba išlydytuose elektrolituose yra įkrautų dalelių. Elektrolitų tirpaluose, kaip taisyklė, elektrinis laidumas yra dėl jonų buvimo.
Jonas Ar įkrautos dalelės (atomai ar atomų grupės). Atskirkite teigiamo krūvio jonus ( katijonai) ir neigiamo krūvio jonus ( anijonai).
Elektrolitinė disociacija - Tai elektrolito skilimo į jonus procesas jam tirpstant arba tirpstant.
Atskiros medžiagos - elektrolitų ir ne elektrolitai... KAM ne elektrolitai apima medžiagas, turinčias stiprų kovalentinį nepolinį ryšį (paprastos medžiagos), visus oksidus (kurie yra chemiškai ne sąveikauja su vandeniu), dauguma organinių medžiagų (išskyrus polinius junginius – karboksirūgštis, jų druskas, fenolius) – aldehidus, ketonus, angliavandenilius, angliavandenius.
KAM elektrolitų apima kai kurias medžiagas, turinčias kovalentinį polinį ryšį, ir medžiagas, turinčias joninę kristalinę gardelę.
Kokia yra elektrolitinės disociacijos proceso esmė?
Į mėgintuvėlį įdėkite keletą natrio chlorido kristalų ir įpilkite vandens. Po kurio laiko kristalai ištirps. Kas nutiko?
Natrio chloridas yra medžiaga, turinti joninę kristalinę gardelę. NaCl kristalas susideda iš Na + jonų ir Cl - ... Vandenyje šis kristalas skyla į struktūrinius vienetus, jonus. Šiuo atveju joniniai cheminiai ryšiai ir kai kurie vandeniliniai ryšiai tarp vandens molekulių suyra. Vandenyje įstrigę Na + ir Cl - jonai sąveikauja su vandens molekulėmis. Chloro jonų atveju galime kalbėti apie dipolio (polinio) vandens molekulių elektrostatinį pritraukimą prie chloro anijono, o natrio katijonų atveju jis artėja prie donoro-akceptoriaus gamtoje (kai deguonies atomo elektronų pora dedamas ant laisvų natrio jonų orbitų). Vandens molekulių apsupti jonai yra padengtidrėkinamasis apvalkalas.
Natrio chlorido disociacija apibūdinama lygtimi:
NaCl = Na + + Cl -
Kai vandenyje ištirpinami junginiai su kovalentiniu poliniu ryšiu, vandens molekulės, supančios polinę molekulę, pirmiausia ištempia joje esantį ryšį, padidindamos jo poliškumą, tada suskaido į jonus, kurie hidratuojami ir tolygiai pasiskirsto tirpale. Pavyzdžiui, druskos ksilotas disocijuoja į jonus taip: HCl = H + + Cl -.
Lydymosi metu, kai kristalas kaitinamas, jonai pradeda atlikti intensyvius virpesius kristalinės gardelės mazguose, dėl ko ji ardoma, susidaro lydalas, kuris susideda iš jonų.
Elektrolitinės disociacijos procesas apibūdinamas medžiagos molekulių disociacijos laipsnio dydžiu:
Disociacijos laipsnis Ar disocijuotų (suirusių) molekulių skaičiaus ir bendro elektrolitų molekulių skaičiaus santykis. Tai yra, kokia pradinės medžiagos molekulių dalis tirpale arba lydaloje skyla į jonus.
α = N prodiss / N ref, kur:
N prodiss yra disocijuotų molekulių skaičius,
N ref yra pradinis molekulių skaičius.
Pagal disociacijos laipsnį elektrolitai skirstomi į dalijimą iš stiprus ir silpnas.
Stiprūs elektrolitai (α≈1):
1. Visos tirpios druskos (įskaitant organinių rūgščių druskas – kalio acetatą CH 3 COOK, natrio formiatą HCOONa ir kt.)
2. Stiprios rūgštys: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (pirmoje stadijoje), HClO 4 ir kt.;
3. šarmai: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2.
Stiprūs elektrolitai beveik visiškai suyra į jonus vandeniniuose tirpaluose, bet tik Tirpaluose net stiprūs elektrolitai gali suirti tik iš dalies. Tie. stiprių elektrolitų disociacijos laipsnis α apytiksliai lygus 1 tik nesočiųjų medžiagų tirpalams. Sočiuosiuose arba koncentruotuose tirpaluose stiprių elektrolitų disociacijos laipsnis gali būti mažesnis arba lygus 1: α≤1.
Silpni elektrolitai (α<1):
1. Silpnos rūgštys, įskaitant. ekologiškas;
2. Netirpios bazės ir amonio hidroksidas NH 4 OH;
3. Netirpios ir kai kurios mažai tirpios druskos (priklausomai nuo tirpumo).
Ne elektrolitai:
1. Oksidai, kurie nesąveikauja su vandeniu (sąveikaujantys su vandeniu oksidai, ištirpę vandenyje, patenka į cheminę reakciją ir susidaro hidroksidai);
2. Paprastos medžiagos;
3. Dauguma organinių medžiagų su silpnai poliniais arba nepoliniais ryšiais (aldehidai, ketonai, angliavandeniliai ir kt.).
Kaip medžiagos disocijuoja? Išskiriamas disociacijos laipsnis stiprus ir silpnas elektrolitų.
Stiprūs elektrolitai visiškai disocijuoja (sočiuosiuose tirpaluose), vienu žingsniu visos molekulės suyra į jonus, beveik negrįžtamai. Atkreipkite dėmesį, kad disociacijos metu tirpale susidaro tik stabilūs jonai. Dažniausiai pasitaikančius jonus galite rasti tirpumo lentelėje – tai yra oficialus bet kurio egzamino apgaulės lapas. Stiprių elektrolitų disociacijos laipsnis apytiksliai lygus 1. Pavyzdžiui, natrio fosfato disociacijos metu susidaro Na + ir PO 4 3– jonai:
Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-
NH 4 Cr (SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–
Disociacija silpni elektrolitai : polibazinės rūgštys ir polirūgštys vyksta laipsniškai ir grįžtamai... Tie. disociacijos metu silpniems elektrolitams tik labai maža dalis pradinių dalelių suyra į jonus. Pavyzdžiui, anglies rūgštis:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2–
Magnio hidroksidas taip pat disocijuoja dviem etapais:
Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -
Mg (OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -
Rūgščių druskos taip pat disocijuoja laipsniškai, pirmiausia nutrūksta joniniai ryšiai, paskui kovalentiniai poliniai. Pavyzdžiui, kalio vandenilio karbonatas ir magnio hidroksichloridas:
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)
Silpnų elektrolitų disociacijos laipsnis yra daug mažesnis nei 1: α<<1.
Pagrindinės elektrolitinės disociacijos teorijos nuostatos, taigi:
1. Ištirpę vandenyje elektrolitai disocijuoja (skyla) į jonus.
2. Vandenyje esančių elektrolitų disociacijos priežastis – jo hidratacija, t.y. sąveika su vandens molekulėmis ir jame esančio cheminio ryšio nutraukimas.
3. Išorinio elektrinio lauko įtakoje teigiamai įkrauti jonai pereina į teigiamai įkrautą elektrodą – katodą, jie vadinami katijonais. Neigiamai įkrauti elektronai juda link neigiamo elektrodo – anodo. Jie vadinami anijonais.
4. Elektrolitinė disociacija silpniems elektrolitams vyksta grįžtamai, o stiprių elektrolitų – beveik negrįžtama.
5. Elektrolitai gali disocijuoti į jonus įvairiu laipsniu, priklausomai nuo išorinių sąlygų, koncentracijos ir elektrolito pobūdžio.
6. Jonų cheminės savybės skiriasi nuo paprastų medžiagų. Elektrolitų tirpalų chemines savybes lemia tų jonų, kurie iš jo susidaro disociacijos metu, savybės.
Pavyzdžiai.
1. Esant nepilnai 1 mol druskos disociacijai, bendras teigiamų ir neigiamų jonų kiekis tirpale buvo 3,4 mol. Druskos formulė - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3
Sprendimas: Pirmiausia nustatykime elektrolitų stiprumą. Tai galima lengvai padaryti naudojant tirpumo lentelę. Visos atsakymuose pateiktos druskos yra tirpios, t.y. stiprūs elektrolitai. Toliau užrašome elektrolitinės disociacijos lygtis ir pagal lygtį nustatome didžiausią jonų skaičių kiekviename tirpale:
a) K 2 S ⇄ 2K + + S 2–, visiškai suirus 1 moliui druskos, susidaro 3 mol jonų, daugiau nei 3 mol jonų niekaip neveiks;
b) Ba (ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 -, vėlgi, skylant 1 moliui druskos, susidaro 3 mol jonų, daugiau nei 3 mol jonų nesusidaro jokiu būdu;
v) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, skaidant 1 mol amonio salietros susidaro daugiausia 2 mol jonų, daugiau nei 2 mol jonų nesusidaro jokiu būdu;
G) Fe (NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, visiškai suskaidžius 1 moliui geležies (III) nitrato, susidaro 4 mol jonų. Todėl nevisiškai suskaidžius 1 mol geležies nitrato, galimas mažesnio jonų skaičiaus susidarymas (sočiame druskos tirpale galimas nepilnas skilimas). Todėl 4 variantas mums tinka.
Kai kurių medžiagų vandeniniai tirpalai yra elektros srovės laidininkai. Šios medžiagos klasifikuojamos kaip elektrolitai. Elektrolitai yra rūgštys, bazės ir druskos, tam tikrų medžiagų lydalai.
APIBRĖŽIMAS
Elektrolitų skilimo į jonus vandeniniuose tirpaluose ir lydosi veikiant elektros srovei procesas vadinamas elektrolitinė disociacija.
Kai kurių medžiagų tirpalai vandenyje nepraleidžia elektros energijos. Tokios medžiagos vadinamos neelektrolitais. Tai apima daugybę organinių junginių, tokių kaip cukrus ir alkoholiai.
Elektrolitinės disociacijos teorija
Elektrolitinės disociacijos teoriją suformulavo švedų mokslininkas S. Arrhenius (1887). Pagrindinės S. Arrhenijaus teorijos nuostatos:
- elektrolitai, ištirpę vandenyje, suyra (disociuoja) į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus;
- veikiant elektros srovei, teigiamai įkrauti jonai pereina į katodą (katijonus), o neigiamo krūvio – į anodą (anijonai);
- disociacija yra grįžtamasis procesas
KA ↔ K + + A -
Elektrolitinės disociacijos mechanizmas – jonų ir dipolių sąveika tarp jonų ir vandens dipolių (1 pav.).
Ryžiai. 1. Natrio chlorido tirpalo elektrolitinė disociacija
Medžiagos su joninėmis jungtimis atsiskiria lengviausiai. Panašiai disociacija vyksta molekulėse, kurias sudaro polinis kovalentinis ryšys (sąveikos pobūdis yra dipolis-dipolis).
Rūgščių, bazių, druskų disociacija
Rūgščių disociacijos metu visada susidaro vandenilio jonai (H +), tiksliau vandenilio (H 3 O +), kurie yra atsakingi už rūgščių savybes (rūgštus skonis, indikatorių veikimas, sąveika su bazėmis ir kt.). ).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Bazių disociacijos metu visada susidaro vandenilio hidroksido jonai (OH -), kurie yra atsakingi už bazių savybes (indikatorių spalvos pasikeitimą, sąveiką su rūgštimis ir kt.).
NaOH ↔ Na + + OH -
Druskos yra elektrolitai, kurių disociacijos metu susidaro metalų katijonai (arba amonio katijonai NH 4 +) ir rūgščių liekanų anijonai.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl -
Polibazinės rūgštys ir bazės disocijuoja etapais.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - (I pakopa)
HSO 4 - ↔ H + + SO 4 2- (II pakopa)
Ca (OH) 2 ↔ + + OH - (I pakopa)
+ ↔ Ca 2+ + OH -
Disociacijos laipsnis
Tarp elektrolitų skiriami silpni ir stiprūs tirpalai. Šiam matui apibūdinti yra disociacijos laipsnio samprata ir reikšmė (). Disociacijos laipsnis yra molekulių, disocijuotų į jonus, skaičiaus ir bendro molekulių skaičiaus santykis. dažnai išreiškiama %.
Silpni elektrolitai apima medžiagas, kurių decimoliniame tirpale (0,1 mol / l) disociacijos laipsnis yra mažesnis nei 3%. Stipriems elektrolitams priskiriamos medžiagos, kurių disociacijos laipsnis yra didesnis nei 3% decimoliniame tirpale (0,1 mol / l). Stiprių elektrolitų tirpaluose nėra nedisocijuotų molekulių, o susijungimo (susivienijimo) proceso metu susidaro hidratuoti jonai ir jonų poros.
Disociacijos laipsniui ypač didelę įtaką turi tirpiklio prigimtis, tirpios medžiagos prigimtis, temperatūra (stipriuose elektrolituose disociacijos laipsnis mažėja didėjant temperatūrai, o silpnuose elektrolituose jis praeina per maksimumą temperatūros intervale). 60 o C), tirpalų koncentracija, to paties pavadinimo jonų įvedimas į tirpalą.
Amfoteriniai elektrolitai
Yra elektrolitų, kurie atsiskyrę sudaro ir H +, ir OH - jonus. Tokie elektrolitai vadinami amfoteriniais, pvz.: Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 ir kt.
H + + RO - ↔ ROH ↔ R + + OH -
Joninių reakcijų lygtys
Reakcijos vandeniniuose elektrolitų tirpaluose yra reakcijos tarp jonų – joninės reakcijos, kurios užrašomos naudojant jonines lygtis molekulinėmis, pilnomis joninėmis ir sutrumpintomis joninėmis formomis. Pavyzdžiui:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulinė forma)
Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl- (visa joninė forma)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (sutrumpinta joninė forma)
PH vertė
Vanduo yra silpnas elektrolitas, todėl disociacijos procesas yra nereikšmingas.
H 2 O ↔ H + + OH -
Masės veikimo dėsnį galima pritaikyti bet kuriai pusiausvyrai, o pusiausvyros konstantos išraišką galima parašyti:
K = /
Vadinasi, vandens pusiausvyros koncentracija yra pastovi vertė.
K = = K W
Vandeninio tirpalo rūgštingumą (baziškumą) patogu išreikšti vandenilio jonų molinės koncentracijos dešimtainiu logaritmu, paimtu priešingu ženklu. Ši vertė vadinama pH verte.
Visos medžiagos skirstomos į 2 dideles grupes: elektrolitų ir ne elektrolitai.
Elektrolitai vadinamos medžiagos (išskyrus metalus), kurių tirpalai ar lydalai praleidžia elektros srovę. Elektrolitai apima junginius, sudarytus joninėmis arba kovalentinėmis polinėmis jungtimis. Tai sudėtingos medžiagos: druskos, bazės, rūgštys, metalų oksidai (elektros srovę laidi tik lydaluose).
Ne elektrolitai vadinamos medžiagos, kurių tirpalai ar lydalai nelaidžia elektros srovės. Tai apima paprastas ir sudėtingas medžiagas, sudarytas iš mažo poliškumo arba nepolinių kovalentinių ryšių.
Pirmą kartą tirpalų ir išlydytų elektrolitų savybes XIX amžiaus pabaigoje paaiškino švedų mokslininkas Svante Arrhenius. Jis sukūrė ypatingą elektrolitinės disociacijos teorija , kurio pagrindinės nuostatos, peržiūrėtos ir išplėtotos kitų mokslininkų, šiuo metu suformuluotos taip.
1. Elektrolitų molekulės (arba formulės vienetai) tirpaluose arba lydaluose skyla į teigiamo ir neigiamo krūvio jonus. Šis procesas vadinamas elektrolitine disociacija. Bendra teigiamų jonų krūvių suma lygi neigiamų jonų krūvių sumai, todėl visi elektrolitų tirpalai ar lydalai lieka elektriškai neutralūs. Jonai gali būti kaip paprastas susidedantis tik iš vieno atomo (Na +, Cu 2+, Cl -, S 2-), ir kompleksas susidedantis iš kelių elementų atomų (SO 4 2–, PO 4 3–, NH 4 +, -).
Paprastieji jonai savo fizinėmis, cheminėmis ir fiziologinėmis savybėmis labai skiriasi nuo neutralių atomų, iš kurių jie susidarė. Visų pirma, jonai yra daug stabilesnės dalelės nei neutralūs atomai ir gali egzistuoti tirpaluose ar lydaluose neribotą laiką, nepaleisdami negrįžtamos sąveikos su aplinka.
Šis to paties elemento atomų ir jonų savybių skirtumas paaiškinamas skirtinga šių dalelių elektronine struktūra.
Taigi paprasti s ir p elementų jonai yra stabilesnės būsenos nei neutralūs atomai, nes jie turi pilną išorinio sluoksnio elektroninę konfigūraciją, pavyzdžiui:
Elektrolitų skilimas į jonus lydaluose vyksta veikiant aukštai temperatūrai, o tirpaluose – dėl tirpiklio molekulių.
Joninių junginių ypatybė yra ta, kad jų kristalinės gardelės mazguose yra paruoštų jonų, o tokių medžiagų tirpimo procese tirpiklio (vandens) dipoliai gali tik suardyti šią joninę gardelę (18 pav.) .
Medžiagos, susidarančios poliniais kovalentiniais ryšiais, patenka į tirpalą atskirų molekulių pavidalu, kurios, kaip ir H2O molekulės, yra dipoliai, pavyzdžiui:
+ –
Šiuo atveju Н 2 О dipoliai, tinkamai orientuodamiesi aplink ištirpusią elektrolito molekulę, sukelia tolesnę kovalentinio ryšio poliarizaciją joje, o vėliau ir galutinį heterolitinį plyšimą (29 pav.).
H – ClH + + Cl
Ryžiai. 29. Elektrolitinės disociacijos schema polinės HCl molekulės tirpale
Elektrolitinės disociacijos procesas vyksta kartu su medžiagų tirpimo procesu, todėl tirpaluose visi jonai yra hidratuoti (apsupti H2O molekulių apvalkalais).
Tačiau, kad būtų paprasčiau, cheminių reakcijų lygtyse jonai vaizduojami be aplinkinių hidratacijos apvalkalų: H +, NO 3 -, K + ir kt.
2. Elektrolito jonai tirpale arba lydyme dėl šiluminio judėjimo atsitiktinai juda visomis kryptimis. Bet jei elektrodai nuleidžiami į tirpalą ar lydalą ir praleidžiama elektros srovė, tada teigiamai įkrauti elektrolito jonai pradeda judėti link neigiamai įkrauto elektrodo - katodo (todėl jie vadinami skirtingaikatijonai), o neigiamo krūvio jonai - į teigiamai įkrautą elektrodą - anodą (todėl jie vadinami skirtingaianijonai).
Taigi elektrolitai yra antros klasės laidininkai. Jie turi elektros krūvį dėl kryptingo jonų judėjimo. Kita vertus, metalai yra pirmosios rūšies laidininkai, nes praleidžia elektros srovę dėl kryptingo elektronų judėjimo.
3. Elektrolitinės disociacijos procesas yra grįžtamas. Kartu su molekulių skilimu į jonus visada vyksta priešingas procesas – jonų susijungimas į molekules arba asociacija. Todėl medžiagų elektrolitinės disociacijos reakcijų lygtyse vietoj lygybės ženklo "=" jie deda grįžtamumo ženklą ", pavyzdžiui:
Medžiagos-elektrolitai, ištirpę vandenyje, skyla į įkrautas daleles – jonus. Priešingai yra molarizacija arba asociacija. Jonų susidarymas aiškinamas elektrolitinės disociacijos teorija (Arrhenius, 1887). Cheminių junginių skilimo mechanizmui lydymosi ir tirpimo metu įtakos turi cheminių jungčių tipų ypatybės, tirpiklio struktūra ir pobūdis.
Elektrolitai ir nelaidininkai
Tirpaluose ir lydaluose vyksta kristalų gardelių ir molekulių sunaikinimas – elektrolitinė disociacija (ED). Medžiagų skilimą lydi jonų susidarymas, tokios savybės kaip elektros laidumas atsiradimas. Ne kiekvienas junginys gali išsiskirti, o tik medžiagos, kurios iš pradžių susideda iš jonų arba stipriai poliškų dalelių. Laisvųjų jonų buvimas paaiškina elektrolitų gebėjimą praleisti srovę. Šią savybę turi bazės, druskos, daugelis neorganinių ir kai kurios organinės rūgštys. Nelaidininkai susideda iš mažo poliškumo arba nepoliarizuotų molekulių. Jie neskyla į jonus, nes yra neelektrolitai (daug organinių junginių). Krūvio nešikliai yra teigiami ir neigiami jonai (katijonai ir anijonai).
S. Arrheniaus ir kitų chemikų vaidmuo tiriant disociaciją
Elektrolitinės disociacijos teoriją 1887 metais pagrindė mokslininkas iš Švedijos S. Arrhenius. Bet pirmuosius plačius tirpalų savybių tyrimus atliko rusų mokslininkas M. Lomonosovas. Prisidėjo prie įkrautų dalelių, atsirandančių tirpstant medžiagoms, tyrimo, T. Grothus ir M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius įrodė, kad daugelis neorganinių ir kai kurie organiniai junginiai yra elektrolitai. Švedų mokslininkas tirpalų elektrinį laidumą aiškino medžiagos skilimu į jonus. Arrhenijaus elektrolitinės disociacijos teorija nesureikšmino tiesioginio vandens molekulių dalyvavimo šiame procese. Rusų mokslininkai Mendelejevas, Kablukovas, Konovalovas ir kiti manė, kad įvyksta solvatacija – tirpiklio ir tirpios medžiagos sąveika. Kalbant apie vandens sistemas, vartojamas pavadinimas „hidratacija“. Tai sudėtingas fizikinis ir cheminis procesas, kurį įrodo hidratų susidarymas, šiluminiai reiškiniai, medžiagos spalvos pasikeitimas ir nuosėdų atsiradimas.
Pagrindinės elektrolitinės disociacijos (TED) teorijos nuostatos
Daugelis mokslininkų dirbo, kad patobulintų S. Arrheniuso teoriją. Reikėjo jį tobulinti, atsižvelgiant į šiuolaikinius duomenis apie atomo sandarą, cheminius ryšius. Pagrindinės TED nuostatos, kurios skiriasi nuo klasikinių XIX amžiaus pabaigos tezių, yra suformuluotos:
Sudarant lygtis reikia atsižvelgti į vykstančius reiškinius: pritaikyti specialų grįžtamojo proceso ženklą, apskaičiuoti neigiamus ir teigiamus krūvius: jie turi sutapti iš viso.
Joninių medžiagų ED mechanizmas
Šiuolaikinė elektrolitinės disociacijos teorija atsižvelgia į elektrolitų ir tirpiklių sandarą. Tirpstant jungtys tarp priešingai įkrautų dalelių joniniuose kristaluose sunaikinamos veikiant poliarinėms vandens molekulėms. Jie tiesiogine prasme „traukia“ jonus iš didžiosios dalies į tirpalą. Skilimą lydi solvato (vandenyje – hidratacijos) apvalkalo susidarymas aplink jonus. Be vandens, ketonai ir žemesni alkoholiai turi padidintą dielektrinę konstantą. Natrio chlorido disociacijos metu į Na + ir Cl - jonus registruojamas pradinis etapas, kurį lydi vandens dipolių orientacija kristalo paviršiaus jonų atžvilgiu. Paskutiniame etape hidratuoti jonai išsiskiria ir pasklinda į skystį.
Junginių su kovalentiniu stipriai poliniu ryšiu ED mechanizmas
Tirpiklio molekulės veikia nejoninių medžiagų kristalinės struktūros elementus. Pavyzdžiui, vandens dipolių poveikis druskos rūgščiai lemia molekulės jungties tipo pasikeitimą iš kovalentinio polinio į joninį. Medžiaga disocijuoja, į tirpalą patenka hidratuoti vandenilio ir chloro jonai. Šis pavyzdys įrodo tų procesų, vykstančių tarp tirpiklio dalelių ir ištirpusio junginio, svarbą. Būtent ši sąveika lemia elektrolitų jonų susidarymą.
Elektrolitinės disociacijos teorija ir pagrindinės neorganinių junginių klasės
Atsižvelgiant į pagrindines TED nuostatas, rūgštis gali būti vadinama elektrolitu, kurio skilimo metu iš teigiamų jonų galima aptikti tik protoną H +. Bazės disociaciją lydi tik OH - anijono ir metalo katijono susidarymas arba išsiskyrimas iš kristalinės gardelės. Įprasta druska ištirpusi suteikia teigiamą metalo joną, o neigiama - rūgšties liekaną. Bazinė druska išsiskiria tuo, kad yra dviejų tipų anijonai: OH grupė ir rūgšties liekana. Rūgščioje druskoje iš katijonų yra tik vandenilis ir metalas.
Elektrolitų galia
Medžiagos būsenai tirpale apibūdinti naudojamas fizikinis dydis – disociacijos laipsnis (α). Raskite jo vertę pagal iširusių molekulių skaičiaus ir bendro jų skaičiaus santykį tirpale. Disociacijos gylį lemia skirtingos sąlygos. Svarbūs yra tirpiklio dielektriniai parametrai ir ištirpusio junginio struktūra. Paprastai disociacijos laipsnis mažėja didėjant koncentracijai ir didėja didėjant temperatūrai. Dažnai tam tikros medžiagos disociacijos laipsnis išreiškiamas vieneto dalimis.
Elektrolitų klasifikacija
XIX amžiaus pabaigos elektrolitinės disociacijos teorijoje nebuvo nuostatų apie jonų sąveiką tirpale. Vandens molekulių įtaka katijonų ir anijonų pasiskirstymui Arrhenijui atrodė nereikšminga. Arrhenijaus idėjos apie stiprius ir silpnus elektrolitus buvo formalios. Remiantis klasikinėmis nuostatomis, stipriems elektrolitams galite gauti vertę α = 0,75-0,95. Eksperimentai įrodė jų disociacijos negrįžtamumą (α → 1). Tirpios druskos, sieros ir druskos rūgštys, šarmai beveik visiškai suskaidomi į jonus. Sieros, azoto, vandenilio fluorido, ortofosforo rūgštys dalinai disocijuoja. Silicis, actas, vandenilio sulfidas ir anglies rūgštys, amonio hidroksidas ir netirpios bazės laikomi silpnais elektrolitais. Vanduo taip pat vadinamas silpnu elektrolitu. Nedidelė dalis Н 2 О molekulių disocijuoja, o vyksta jonų molarizacija.
