Teme kodifikatora Jedinstvenog državnog ispita:Elektrolitička disocijacija elektrolita u uvodnim rastvorima. Jaki i slabi elektroliti.

- to su supstance čiji rastvori i taline provode električnu struju.

Električna struja je uređeno kretanje naelektrisanih čestica pod uticajem električno polje. Dakle, otopine ili taline elektrolita sadrže nabijene čestice. U otopinama elektrolita, po pravilu, električna provodljivost je posljedica prisustva jona.

Joni su nabijene čestice (atomi ili grupe atoma). Odvojite pozitivno nabijene jone ( katjoni) i negativno nabijenih jona ( anjoni).

Elektrolitička disocijacija - Ovo je proces razlaganja elektrolita na jone kada se rastvara ili topi.

Odvojene supstance - elektroliti I neelektroliti. TO neelektroliti uključuju supstance sa jakom kovalentnom nepolarnom vezom (jednostavne supstance), sve okside (koji su hemijski Ne komuniciraju s vodom), većina organskih tvari (osim polarnih spojeva - karboksilne kiseline, njihove soli, fenoli) - aldehidi, ketoni, ugljovodonici, ugljikohidrati.

TO elektroliti uključuju neke tvari s kovalentnom polarnom vezom i tvari s ionskom kristalnom rešetkom.

Šta je suština procesa elektrolitička disocijacija?

Stavite nekoliko kristala natrijum hlorida u epruvetu i dodajte vodu. Nakon nekog vremena kristali će se otopiti. sta se desilo?
Natrijum hlorid je supstanca sa ionskom kristalnom rešetkom. Kristal NaCl se sastoji od Na+ jona i Cl - . U vodi se ovaj kristal raspada na strukturne jedinice - ione. U ovom slučaju se raspadaju ionske kemijske veze i neke vodikove veze između molekula vode. Na + i Cl - joni koji dospiju u vodu stupaju u interakciju s molekulima vode. U slučaju hloridnih jona može se govoriti o elektrostatičkom privlačenju dipolnih (polarnih) molekula vode na anjon hlora, a u slučaju kationa natrijuma ono se po prirodi približava donor-akceptoru (kada elektronski par atoma kiseonika se nalazi u prazne orbitale natrijum jona). Okruženi molekulima vode, ioni postaju prekrivenihidratantna školjka. Disocijacija natrijum hlorida je opisana jednačinom: NaCl = Na + + Cl - .

Kada se jedinjenja sa kovalentnom polarnom vezom rastvore u vodi, molekuli vode, koji okružuju polarnu molekulu, prvo rastežu vezu u njoj, povećavajući njen polaritet, a zatim je razbijaju na ione, koji se hidriraju i ravnomerno raspoređuju u rastvoru. Na primjer, hlorovodonična kiselina disocira na ione ovako: HCl = H + + Cl - .

Prilikom topljenja, kada se kristal zagrije, ioni počinju podvrgnuti intenzivnim vibracijama u čvorovima kristalne rešetke, uslijed čega se ona uništava i formira se talina koja se sastoji od iona.

Proces elektrolitičke disocijacije karakteriše stepen disocijacije molekula supstance:

Stepen disocijacije je omjer broja disociranih (dezintegriranih) molekula prema ukupan broj molekule elektrolita. Odnosno, koji se udio molekula izvorne tvari raspada na ione u otopini ili se rastopi.

α=N prodiss /N out, gdje je:

N prodiss je broj disociranih molekula,

N out je početni broj molekula.

Prema stepenu disocijacije elektroliti se dijele na jaka I slab.

Jaki elektroliti (α≈1):

1. Sve rastvorljive soli(uključujući soli organskih kiselina - kalijum acetat CH 3 COOK, natrijum format HCOONa, itd.)

2. Jake kiseline: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (prva faza), HClO 4 itd.;

3. Alkalije: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Jaki elektroliti raspadaju se na ione skoro potpuno u vodenim rastvorima, ali samo u. U otopinama se čak i jaki elektroliti mogu samo djelomično raspasti. One. stepen disocijacije jakih elektrolita α je približno jednak 1 samo za nezasićene rastvore supstanci. U zasićenim ili koncentriranim otopinama, stupanj disocijacije jakih elektrolita može biti manji ili jednak 1: α≤1.

Slabi elektroliti (α<1):

1. Slabe kiseline, uklj. organski;

2. Nerastvorljive baze i amonijum hidroksid NH 4 OH;

3. Nerastvorljive i neke slabo rastvorljive soli (u zavisnosti od rastvorljivosti).

Neelektroliti:

1. Oksidi koji ne stupaju u interakciju s vodom (oksidi koji stupaju u interakciju s vodom, kada se otapaju u vodi, ulaze u kemijsku reakciju i formiraju hidrokside);

2. Jednostavne supstance;

3. Većina organskih tvari sa slabo polarnim ili nepolarnim vezama (aldehidi, ketoni, ugljikovodici itd.).

Kako se supstance disociraju? Prema stepenu disocijacije razlikuju se jaka I slab elektroliti.

Jaki elektroliti potpuno disociraju (u zasićenim otopinama), u jednom koraku se svi molekuli raspadaju na ione, gotovo nepovratno. Imajte na umu da se tokom disocijacije u rastvoru formiraju samo stabilni joni. Najčešći ioni se mogu naći u tabeli rastvorljivosti - vašoj zvaničnoj listi za varanje za svaki ispit. Stepen disocijacije jakih elektrolita je približno jednak 1. Na primjer, tokom disocijacije natrijum fosfata nastaju ioni Na + i PO 4 3–:

Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-

NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–

Disocijacija slabi elektroliti : polikiselinske kiseline i polikiseline baze javlja se postupno i reverzibilno. One. Tokom disocijacije slabih elektrolita, samo se vrlo mali dio originalnih čestica raspada u jone. Na primjer, ugljična kiselina:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Magnezijum hidroksid takođe disocira u 2 koraka:

Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Kiselinske soli takođe disociraju stepenasto, prvo se kidaju jonske veze, a zatim polarne kovalentne veze. Na primjer, kalijum hidrogenkarbonat i magnezijum hidroksihlorid:

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)

Stepen disocijacije slabih elektrolita je mnogo manji od 1: α<<1.

Glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije su:

1. Kada se rastvore u vodi, elektroliti se disociraju (razbijaju) na ione.

2. Razlog disocijacije elektrolita u vodi je njena hidratacija, tj. interakcija sa molekulima vode i razbijanje hemijskih veza u njoj.

3. Pod utjecajem vanjskog električnog polja, pozitivno nabijeni ioni kreću se prema pozitivno nabijenoj elektrodi - katodi, nazivaju se kationi. Negativno nabijeni elektroni kreću se prema negativnoj elektrodi - anodi. Zovu se anjoni.

4. Elektrolitička disocijacija se javlja reverzibilno za slabe elektrolite, a praktički ireverzibilno za jake elektrolite.

5. Elektroliti se mogu disocirati na jone u različitom stepenu, u zavisnosti od spoljašnjih uslova, koncentracije i prirode elektrolita.

6. Hemijska svojstva jona razlikuju se od svojstava jednostavnih supstanci. Hemijska svojstva rastvora elektrolita određena su svojstvima jona koji nastaju iz njega tokom disocijacije.

Primjeri.

1. Uz nepotpunu disocijaciju 1 mol soli, ukupan broj pozitivnih i negativnih jona u otopini bio je 3,4 mol. Formula soli – a) K 2 S b) Ba(ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe(NO 3) 3

Rješenje: Prvo, hajde da odredimo jačinu elektrolita. Ovo se lako može uraditi pomoću tabele rastvorljivosti. Sve soli navedene u odgovorima su rastvorljive, tj. jaki elektroliti. Zatim zapisujemo jednadžbe elektrolitičke disocijacije i koristimo je za određivanje maksimalnog broja iona u svakom rastvoru:

A) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , uz potpunu razgradnju 1 mola soli nastaju 3 mola iona ne može se dobiti više od 3 mola iona;

b) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 –, opet, pri razgradnji 1 mola soli nastaju 3 mola jona, ne nastaje više od 3 mola jona;

V) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 –, prilikom razgradnje 1 mola amonijum nitrata, nastaju najviše 2 mola jona;

G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 –, potpunim razlaganjem 1 mola gvožđe (III) nitrata nastaje 4 mola jona. Shodno tome, kod nepotpune razgradnje 1 mol željezovog nitrata moguće je stvaranje manjeg broja jona (nepotpuna razgradnja je moguća u zasićenom rastvoru soli). Dakle, opcija 4 nam odgovara.

Postoji skoro 1 takav elektrolit.

U jake elektroliti spadaju mnoge neorganske soli, neke neorganske kiseline i baze u vodenim rastvorima, kao i u rastvaračima sa visokom disocijacionom sposobnošću (alkoholi, amidi itd.).

Wikimedia Foundation.

2010.

Pogledajte šta su "jaki elektroliti" u drugim rječnicima: jaki elektroliti - – elektroliti koji su gotovo potpuno disocirani u vodenim otopinama. Opća hemija: udžbenik / A. V. Zholnin ...

Hemijski pojmovi Tvari s ionskom provodljivošću; Zovu se provodnici druge vrste, prolazak struje kroz njih je praćen prijenosom materije. Elektroliti uključuju rastaljene soli, okside ili hidrokside, kao i (što se značajno javlja ... ...

Collier's Encyclopedia Elektroliti - tečne ili čvrste tvari u kojima se, kao rezultat elektrolitičke disocijacije, formiraju ioni u bilo kojoj primjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolaz jednosmjerne električne struje. Elektroliti u rastvorima ... ...

Enciklopedijski rečnik metalurgije

U širem smislu, tekući ili čvrsti sistemi u kojima su joni prisutni u primjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolaz električne energije kroz njih. struja (jonska provodljivost); u užem smislu, in va, koji se raspadaju u p re u jone. Prilikom rastvaranja E....... Fizička enciklopedija

In va, u kojem su joni prisutni u primjetnim koncentracijama, uzrokujući prolaz struje. struja (jonska provodljivost). E. je također pozvan. provodnici druge vrste. U užem smislu riječi, E. in va, molekule koje su u p re zbog elektrolitičke ... ... Hemijska enciklopedija

- (od Electro... i grčkog lytos razloženo, rastvorljivo) tečne ili čvrste supstance i sistemi u kojima su joni prisutni u bilo kojoj primetnoj koncentraciji, izazivajući prolaz električne struje. U užem smislu, E....... Velika sovjetska enciklopedija

Ovaj izraz ima druga značenja, vidi Disocijacija. Elektrolitička disocijacija je proces razlaganja elektrolita na ione kada se otapa ili topi. Sadržaj 1 Disocijacija u rješenjima 2 ... Wikipedia

Elektrolit je tvar čija talina ili otopina provode električnu struju zbog disocijacije na ione, ali sama tvar ne provodi električnu struju. Primeri elektrolita su rastvori kiselina, soli i baza.... ... Wikipedia

ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA- ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA, razlaganje elektrolita u otopini na električno nabijene jone. Coef. van't Goffa. Van't Hoff (van t Noy) je pokazao da je osmotski tlak otopine jednak pritisku koji bi proizveo otopljeni ... ... Velika medicinska enciklopedija

Knjige

• Fenomen povratka Fermi-Pasta-Ulam i neke od njegovih primjena. Proučavanje povratka Fermi-Pasta-Ulama u različitim nelinearnim medijima i razvoj FPU generatora spektra za medicinu, Andrey Berezin. Ova knjiga će biti proizvedena u skladu sa vašom narudžbom koristeći tehnologiju Print-on-Demand.

Glavni rezultati rada su sljedeći. U okviru Kortewegovog sistema spregnutih jednačina...
SOLUTIONS

TEORIJA ELEKTROLITIČKE DISOCIJACIJE
ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA

ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

1. (S. Arrhenius, 1887)

2. Kada su otopljeni u vodi (ili otopljeni), elektroliti se raspadaju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

3. Pod uticajem električne struje kationi (+) se kreću prema katodi (-), a anjoni (-) se kreću prema anodi (+).

4. Stepen elektrolitičke disocijacije ( a ) zavisi od prirode elektrolita i rastvarača, temperature i koncentracije. Pokazuje omjer broja molekula razbijenih na jone ( n ) na ukupan broj molekula uvedenih u otopinu ( N).

a = n / N 0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije jonskih supstanci

Prilikom rastvaranja jedinjenja sa ionskim vezama ( na primjer NaCl ) proces hidratacije počinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i lica kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode sa njima formiraju ili vodikove ili donor-akceptorske veze. Ovaj proces oslobađa veliku količinu energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je veličina uporediva sa energijom kristalne rešetke, koristi se za uništavanje kristalne rešetke. U tom slučaju, hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u rastvarač i miješajući se s njegovim molekulima formiraju otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih supstanci

Supstance čiji su molekuli formirani prema vrsti polarne kovalentne veze (polarni molekuli) disociraju slično. Oko svakog polarnog molekula materije ( na primjer HCl ), vodeni dipoli su orijentisani na određeni način. Kao rezultat interakcije s dipolima vode, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, a zatim se lako formiraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija supstanci, koja se javlja formiranjem slobodnih jona, objašnjava električnu provodljivost rastvora.

Proces elektrolitičke disocijacije obično se zapisuje u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja rastvarača ( H2O ), iako je on glavni učesnik.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Iz električne neutralnosti molekula slijedi da bi ukupni naboj kationa i anjona trebao biti jednak nuli.

Na primjer, za

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Jaki elektroliti

To su tvari koje se, kada se otapaju u vodi, gotovo potpuno raspadaju na ione. U pravilu, jaki elektroliti uključuju tvari s ionskim ili visoko polarnim vezama: sve visoko topljive soli, jake kiseline ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) i jake baze ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U jakom rastvoru elektrolita, otopljena supstanca je uglavnom u obliku jona (katjona i anjona); nedisocirani molekuli su praktički odsutni.

Slabi elektroliti

Supstance koje se djelimično disociraju na jone. Otopine slabih elektrolita sadrže nedisocirane molekule zajedno s ionima. Slabi elektroliti ne mogu proizvesti visoku koncentraciju jona u otopini.

U slabi elektroliti spadaju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, itd.);

2) neke neorganske kiseline ( H 2 CO 3, H 2 S, itd.);

3) skoro sve soli, baze i amonijum hidroksid koji su slabo rastvorljivi u vodi(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) voda.

Oni slabo provode električnu energiju (ili gotovo uopće).

SH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (prva faza)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (druga faza)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (prva faza)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (druga faza)

Neelektroliti

Tvari čiji vodeni rastvori i taline ne provode električnu struju. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Gasovi, čvrste materije (nemetali) i organska jedinjenja (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stepen disocijacije. Konstanta disocijacije

Koncentracija jona u otopinama ovisi o tome koliko se u potpunosti dati elektrolit disocira na ione. U otopinama jakih elektrolita, čija se disocijacija može smatrati potpunom, koncentracija iona se lako može odrediti iz koncentracije (c) i sastav molekula elektrolita (stehiometrijski indeksi), na primjer:

Koncentracije jona u rastvorima slabih elektrolita kvalitativno su okarakterisane stepenom i konstantom disocijacije.

Stepen disocijacije (a) - omjer broja molekula dezintegriranih na jone ( n ) na ukupan broj otopljenih molekula ( N):

a=n/N

i izražava se u dijelovima jedinice ili u % ( a = 0,3 – konvencionalna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Primjer

Odrediti molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 i CH 3 COOH.

Stepen disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Rješenje

KBr, Ba(OH)2 i H2SO4 - jaki elektroliti koji se potpuno disociraju(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 M

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 M

0,02 M

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 M

[ SO 4 2- ] = 0,01 M

NH 4 OH i CH 3 COOH – slabi elektroliti(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Stepen disocijacije zavisi od koncentracije slabog rastvora elektrolita. Kada se razblaži vodom, stepen disocijacije se uvek povećava, jer povećava se broj molekula rastvarača ( H2O ) po molekulu rastvorene supstance. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom slučaju bi se trebala pomjeriti u smjeru stvaranja produkata, tj. hidratisani joni.

Stepen elektrolitičke disocijacije zavisi od temperature rastvora. Tipično, kako temperatura raste, stepen disocijacije raste, jer veze u molekulima se aktiviraju, postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija jona u slabom rastvoru elektrolita može se izračunati poznavanjem stepena disocijacijeai početnu koncentraciju supstancec u rastvoru.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH , ako je stepen disocijacije 0,01.

Rješenje

Molekularne koncentracije NH4OH , koji će se u trenutku ravnoteže raspasti na jone, biće jednakac. Koncentracija jona NH 4 - i OH - - će biti jednak koncentraciji disociranih molekula i jednakac(prema jednačini elektrolitičke disocijacije)

NH4OH		NH4+		OH-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH 4 OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija jona na snagu odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata i koncentracije nedisociranih molekula.

To je konstanta ravnoteže procesa elektrolitičke disocijacije; karakteriše sposobnost supstance da se raspadne na jone: što je veća K D , veća je koncentracija iona u otopini.

Disocijacije slabih polibazičnih kiselina ili polikiselih baza se odvijaju u koracima, svaki korak ima svoju konstantu disocijacije:

prva faza:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

druga faza:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Treća faza:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Primjer

Izvedite jednačinu koja povezuje stepen elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) sa konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu monoprotsku kiselinu ON.

HA « H + + A +

K D = () /

Ako je označena ukupna koncentracija slabog elektrolitac, zatim ravnotežne koncentracije H + i A - su jednaki aci koncentracija nedisociranih molekula UKLJUČENO - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

U slučaju vrlo slabih elektrolita ( a 0,01 funti)

K D = c a 2 ili a = \ é (K D / c )

Primjer

Izračunajte stepen disocijacije octene kiseline i koncentraciju jona H + u 0,1 M rastvoru, ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Rješenje

Koristimo Ostwaldov zakon razrjeđivanja

\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 ili a = 1,36%

[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l

Proizvod rastvorljivosti

Definicija

Stavite malo slabo rastvorljive soli u čašu, na primjer AgCl i u talog dodati destilovanu vodu. U ovom slučaju, joni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih vodenih dipola, postepeno se odvajaju od kristala i prelaze u rastvor. Sudar u rastvoru, joni Ag+ i Cl- formiraju molekule AgCl i taloženo na površini kristala. Dakle, u sistemu se dešavaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj jona pređe u rastvor u jedinici vremena Ag+ i Cl- , koliko ih je deponovano. Akumulacija jona Ag+ i Cl- staje u rastvoru, ispostavilo se zasićeni rastvor. Shodno tome, razmatraćemo sistem u kojem postoji talog slabo rastvorljive soli u kontaktu sa zasićenim rastvorom ove soli. U ovom slučaju se dešavaju dva međusobno suprotna procesa:

1) Tranzicija jona iz taloga u rastvor. Brzina ovog procesa se može smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V 1 = K 1 ;

2) Precipitacija jona iz rastvora. Brzina ovog procesa V 2 zavisi od koncentracije jona Ag + i Cl - . Prema zakonu masovne akcije:

V 2 = k 2

Pošto je ovaj sistem u stanju ravnoteže, onda

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (pri T = const)

dakle, proizvod koncentracije jona u zasićenoj otopini slabo rastvorljivog elektrolita na konstantnoj temperaturi je konstantan veličina. Ova količina se zoveproizvod rastvorljivosti(PR).

U datom primjeru PR AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih jona, koncentracija ovih jona mora se povećati na odgovarajuću snagu prilikom izračunavanja proizvoda rastvorljivosti.

Na primjer, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Općenito, izraz za proizvod rastvorljivosti za elektrolit je A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Vrijednosti proizvoda topljivosti su različite za različite tvari.

Na primjer, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.

PR lako izračunati, znajući ra c rastvorljivost jedinjenja u datom trenutku t°.

Primjer 1

Rastvorljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9 10 -3 g/l. Pronađite PR za CaCO 3.

Rješenje

Izrazimo rastvorljivost u molovima:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l

MCaCO3

Pošto svaki molekul CaCO3 daje jedan ion kada se rastvori Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol/l ,
dakle, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Poznavanje PR vrijednosti , možete, zauzvrat, izračunati rastvorljivost supstance u mol/l ili g/l.

Primjer 2

Proizvod rastvorljivosti PR PbSO 4 = 2,2 10 -8 g/l.

Šta je rastvorljivost? PbSO 4 ?

Rješenje

Označimo rastvorljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ušavši u rešenje, X molova PbSO 4 će dati X Pb 2+ i X jone joniSO 4 2- , tj.:

= = X

PRPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(PRPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Da bismo prešli na rastvorljivost izraženu u g/l, pronađenu vrednost pomnožimo sa molekulskom težinom, nakon čega dobijamo:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Formiranje padavina

Ako

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićeni rastvor

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićeni rastvor

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićeni rastvor

Precipitat nastaje kada proizvod koncentracija jona slabo rastvorljivog elektrolita premašuje vrednost njegovog proizvoda rastvorljivosti na datoj temperaturi. Kada ionski proizvod postane jednak vrijednostiPR, padavine prestaju. Poznavajući zapreminu i koncentraciju izmiješanih otopina, moguće je izračunati da li će precipitat rezultirajuće soli taložiti.

Primjer 3

Da li se stvara talog pri mešanju jednakih zapremina 0,2MrješenjaPb(NO 3 ) 2 INaCl.
PRPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Rješenje

Kada se pomiješa, volumen otopine se udvostručuje i koncentracija svake tvari se smanjuje za polovicu, tj. postaće 0,1 M ili 1,0 10 -1 mol/l. Ovo su biće koncentracijePb 2+ ICl - . dakle,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Rezultirajuća vrijednost premašujePRPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Stoga dio soliPbCl 2 precipitata. Iz svega navedenog možemo zaključiti o utjecaju različitih faktora na nastanak padavina.

Utjecaj koncentracije otopine

Slabo rastvorljiv elektrolit sa dovoljno velikom vrednošćuPRne može se istaložiti iz razblaženih rastvora.Na primjer, sedimentPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih količina 0,1MrješenjaPb(NO 3 ) 2 INaCl. Kada se miješaju jednake količine, koncentracije svake tvari će postati0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Jonski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Rezultirajuća vrijednost je manjaPRPbCl 2 , stoga neće biti padavina.

Utjecaj količine taložnika

Za najpotpunije moguće taloženje koristi se višak taložnika.

Na primjer, taloži solBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineNa 2 CO 3 joni ostaju u rastvoruBa 2+ , čija je koncentracija određena vrijednošćuPR.

Povećanje koncentracije jonaCO 3 2- uzrokovano dodatkom viška taloga(Na 2 CO 3 ) , će dovesti do odgovarajućeg smanjenja koncentracije jonaBa 2+ u rastvoru, tj. će povećati potpunost precipitacije ovog jona.

Uticaj istog jona

Rastvorljivost slabo topivih elektrolita opada u prisustvu drugih jakih elektrolita koji imaju ione istog imena. Ako do nezasićenog rastvoraBaSO 4 malo po malo dodavati rastvorNa 2 SO 4 , zatim jonski proizvod, koji je u početku bio manji PRBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postepeno će dostićiPRi prevazići će ga. Počeće da se stvaraju padavine.

Uticaj temperature

PRje konstantna vrijednost pri konstantnoj temperaturi. Sa porastom temperature PR povećava, pa je taloženje najbolje vršiti iz ohlađenih rastvora.

Otapanje sedimenata

Pravilo proizvoda rastvorljivosti je važno za pretvaranje slabo rastvorljivih precipitata u rastvor. Pretpostavimo da treba da otopimo talogBaWITHO 3 . Rastvor u kontaktu sa ovim talogom je relativno zasićenBaWITHO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako u otopinu dodate kiselinu, joniH + će vezati ione prisutne u rastvoruCO 3 2- u molekule krhke ugljične kiseline:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Kao rezultat toga, koncentracija jona će se naglo smanjitiCO 3 2- , ionski proizvod će postati manji odPRBaCO 3 . Rješenje će biti relativno nezasićenoBaWITHO 3 i dio sedimentaBaWITHO 3 ući će u rješenje. Dodavanjem dovoljno kiseline, ceo talog se može dovesti u rastvor. Posljedično, otapanje taloga počinje kada, iz nekog razloga, ionski proizvod slabo topljivog elektrolita postane manji odPR. Da bi se talog otopio, u otopinu se uvodi elektrolit, čiji ioni mogu formirati blago disociran spoj s jednim od jona slabo topljivog elektrolita. Ovo objašnjava otapanje teško rastvorljivih hidroksida u kiselinama

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

JoniOH - vežu se u blago disocirane molekuleH 2 O.

Table.Proizvod rastvorljivosti (SP) i rastvorljivost na 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Elektroliti se dijele u dvije grupe u zavisnosti od stepena disocijacije - jaki i slabi elektroliti. Jaki elektroliti imaju stepen disocijacije veći od jedan ili više od 30%, slabi elektroliti manji od jedan ili manji od 3%.

Proces disocijacije

Elektrolitička disocijacija je proces razlaganja molekula na ione – pozitivno nabijene katione i negativno nabijene anione. Nabijene čestice prenose električnu struju. Elektrolitička disocijacija je moguća samo u rastvorima i topljenima.

Pokretačka sila disocijacije je raspad polarnih kovalentnih veza pod dejstvom molekula vode. Polarne molekule privlače molekuli vode. U čvrstim materijama, jonske veze se prekidaju tokom zagrevanja. Visoke temperature uzrokuju vibracije jona u čvorovima kristalne rešetke.

Rice. 1. Proces disocijacije.

Tvari koje se lako raspadaju u ione u otopinama ili se rastapaju i stoga provode električnu struju nazivaju se elektroliti. Neelektroliti ne provode struju jer ne razlažu se na katjone i anjone.

U zavisnosti od stepena disocijacije, razlikuju se jaki i slabi elektroliti. Jaki se rastvaraju u vodi, tj. potpuno, bez mogućnosti oporavka, raspadaju na ione. Slabi elektroliti se djelomično raspadaju na katione i anione. Stepen njihove disocijacije je manji nego kod jakih elektrolita.

Stepen disocijacije pokazuje udio dezintegriranih molekula u ukupnoj koncentraciji tvari. Izražava se formulom α = n/N.

Rice. 2. Stepen disocijacije.

Slabi elektroliti

Spisak slabih elektrolita:

• razblažene i slabe neorganske kiseline - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
• neke organske kiseline (većina organskih kiselina nisu elektroliti) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• nerastvorljive baze - Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2;
• Amonijum hidroksid - NH 4 OH.

Rice. 3. Tabela rastvorljivosti.

Reakcija disocijacije je zapisana pomoću jonske jednadžbe:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 – ;
• H 2 S ↔ H + + HS – ;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – .

Polibazične kiseline diociraju postepeno:

• H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 – ;
• HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2- .

Nerastvorljive baze se takođe razlažu u fazama:

• Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
• Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
• FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .

Voda je klasifikovana kao slab elektrolit. Voda praktično ne provodi električnu struju, jer... slabo se razlaže na vodikove katjone i hidroksid ion anjone. Nastali ioni se ponovo sastavljaju u molekule vode:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Ako voda lako provodi struju, to znači da u njoj ima nečistoća. Destilirana voda nije provodljiva.

Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilna. Nastali ioni se ponovo sastavljaju u molekule.

Šta smo naučili?

U slabi elektroliti spadaju tvari koje se djelomično raspadaju na ione - pozitivne katione i negativne anione. Stoga takve tvari ne provode dobro električnu energiju. To uključuje slabe i razrijeđene kiseline, nerastvorljive baze i slabo rastvorljive soli. Najslabiji elektrolit je voda. Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilna reakcija.

Jaki i slabi elektroliti

U otopinama nekih elektrolita samo dio molekula se disocira. Da bi se kvantitativno okarakterisala jačina elektrolita, uveden je koncept stepena disocijacije. Omjer broja molekula disociranih na jone i ukupnog broja molekula otopljene tvari naziva se stupanj disocijacije a.

gdje je C koncentracija disociranih molekula, mol/l;

C 0 je početna koncentracija otopine, mol/l.

Prema stepenu disocijacije svi elektroliti se dijele na jake i slabe. U jake elektroliti spadaju oni čiji je stepen disocijacije veći od 30% (a > 0,3). To uključuje:

· jake kiseline (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· rastvorljivi hidroksidi, osim NH 4 OH;

· rastvorljive soli.

Elektrolitička disocijacija jakih elektrolita je nepovratna

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Slabi elektroliti imaju stepen disocijacije manji od 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· slabe neorganske kiseline (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 itd.) i sve organske, na primjer sirćetna kiselina (CH 3 COOH);

· nerastvorljivi hidroksidi, kao i rastvorljivi hidroksidi NH 4 OH;

· nerastvorljive soli.

Elektroliti sa srednjim vrijednostima stepena disocijacije nazivaju se elektroliti srednje jačine.

Stepen disocijacije (a) zavisi od sledećih faktora:

o prirodi elektrolita, odnosno o vrsti hemijskih veza; do disocijacije najlakše dolazi na mjestu najpolarnijih veza;

iz prirode otapala - što je potonje polarnije, to se u njemu lakše odvija proces disocijacije;

od temperature - povećanje temperature pojačava disocijaciju;

o koncentraciji otopine - kada se otopina razrijedi, disocijacija se također povećava.

Kao primjer zavisnosti stepena disocijacije od prirode hemijskih veza, razmotrite disocijaciju natrijum hidrogen sulfata (NaHSO 4), čiji molekul sadrži sledeće vrste veza: 1-jonske; 2 - polarni kovalentni; 3 - veza između atoma sumpora i kiseonika je niskopolarna. Do pucanja dolazi najlakše na mjestu ionske veze (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. zatim na mestu polarne veze manjeg stepena: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4.

3. Kiselinski ostatak se ne disocira na jone.

Stepen disocijacije elektrolita jako zavisi od prirode rastvarača. Na primjer, HCl snažno disocira u vodi, manje snažno u etanolu C 2 H 5 OH, a gotovo ne disocira u benzenu, u kojem praktično ne provodi električnu struju. Rastvarači sa visokom dielektričnom konstantom (e) polariziraju molekule otopljene tvari i s njima formiraju solvatirane (hidratizirane) ione. Na 25 0 C e(H 2 O) = 78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.

U otopinama slabih elektrolita, proces disocijacije se odvija reverzibilno i stoga se zakoni kemijske ravnoteže primjenjuju na ravnotežu u otopini između molekula i jona. Dakle, za disocijaciju sirćetne kiseline

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Konstanta ravnoteže Kc će se odrediti kao

K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.

Konstanta ravnoteže (K c) za proces disocijacije naziva se konstanta disocijacije (K d). Njegova vrijednost ovisi o prirodi elektrolita, rastvaraču i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji elektrolita u otopini. Konstanta disocijacije je važna karakteristika slabih elektrolita, jer ukazuje na snagu njihovih molekula u rastvoru. Što je manja konstanta disocijacije, to je elektrolit slabije disociran i stabilniji su njegovi molekuli. S obzirom da se stepen disocijacije, za razliku od konstante disocijacije, menja sa koncentracijom rastvora, potrebno je pronaći odnos između K d i a. Ako se uzme da je početna koncentracija rastvora jednaka C, a stepen disocijacije koji odgovara ovoj koncentraciji je a, tada će broj disociranih molekula sirćetne kiseline biti jednak a · C.

CCH 3 COO - = C H + = a C,

tada će koncentracija neotopljenih molekula sirćetne kiseline biti jednaka (C - a · C) ili C(1- a · C). Odavde

K d = aS · a S /(S - a · S) = a 2 S / (1- a). (1)<<1, то приближенно К @ a 2 С и

Jednačina (1) izražava Ostwaldov zakon razblaženja. Za vrlo slabe elektrolite a

a = (K/C). (2)

Kao što se može vidjeti iz formule (2), sa smanjenjem koncentracije otopine elektrolita (kada je razrijeđen), povećava se stupanj disocijacije.

Slabi elektroliti se disociraju u fazama, na primjer:

1. stepen H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

Faza 2 HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .

K 1 = CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4,45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.

Kao što se može vidjeti, razgradnja na ione ugljične kiseline određena je uglavnom prvim stupnjem, a drugi se može pojaviti samo kada je otopina jako razrijeđena.

Ukupna ravnoteža H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 odgovara ukupnoj konstanti disocijacije

K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

Količine K 1 i K 2 međusobno su povezane relacijom

K d = K 1 · K 2.

Baze polivalentnih metala disociraju na sličan način. Na primjer, dva stupnja disocijacije bakrenog hidroksida

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

odgovaraju konstantama disocijacije

K 1 = SCuOH + · SON - / SCu(OH) 2 i K 2 = Scu 2+ · SON - / SCuOH + .

Budući da su jaki elektroliti potpuno disocirani u otopini, sam izraz konstanta disocijacije za njih nema značenje.

Disocijacija različitih klasa elektrolita

Sa stanovišta teorije elektrolitičke disocijacije kiselina je tvar čija disocijacija proizvodi samo hidratizirani vodikov ion H3O (ili jednostavno H+) kao kation.

Osnova je supstanca koja u vodenoj otopini stvara hidroksidne ione OH - i nikakve druge anione - kao anion.

Prema Brønstedovoj teoriji, kiselina je donor protona, a baza je akceptor protona.

Jačina baza, kao i jačina kiselina, zavisi od vrednosti konstante disocijacije. Što je veća konstanta disocijacije, to je jači elektrolit.

Postoje hidroksidi koji mogu komunicirati i formirati soli ne samo s kiselinama, već i s bazama. Takvi hidroksidi se nazivaju amfoterično. To uključuje Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Njihova svojstva su posljedica činjenice da se slabo disociraju kao kiseline i kao baze

H + + RO - « ROH « R + + OH -.

Ova ravnoteža se objašnjava činjenicom da se snaga veze između metala i kisika neznatno razlikuje od snage veze između kisika i vodika. Stoga, kada berilijum hidroksid reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom, dobija se berilijum hlorid

Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,

a pri interakciji sa natrijum hidroksidom - natrijum berilat

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

soli mogu se definirati kao elektroliti koji se disociraju u otopini i formiraju katione koji nisu vodonik kationi i anjone osim hidroksidnih jona.

Srednje soli, dobijeni potpunom zamjenom vodonikovih jona odgovarajućih kiselina katjonima metala (ili NH + 4), potpuno disociraju Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.

Kiselinske soli razdvojiti korak po korak

1 stepen NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2. faza HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .

Stepen disocijacije u 1. koraku je veći nego u 2. koraku, a što je kiselina slabija, to je niži stepen disocijacije u 2. koraku.

Bazične soli dobiveni nepotpunom zamjenom hidroksidnih jona kiselinskim ostacima, također se disociraju u fazama:

1. stepen (CuOH) 2 SO 4 « 2 CuOH + + SO 2- 4,

Stupanj 2 CuOH + « Cu 2+ + OH - .

Bazične soli slabih baza disociraju uglavnom u 1. koraku.

kompleksne soli, koji sadrže kompleksni kompleksni ion koji zadržava svoju stabilnost nakon rastvaranja, disociraju u kompleksni ion i jone vanjske sfere

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

U središtu kompleksnog jona nalazi se atom koji stvara kompleks. Ovu ulogu obično obavljaju ioni metala. Polarni molekuli ili ioni, a ponekad i oba zajedno, nalaze se (koordinirani) u blizini agenasa za stvaranje kompleksa ligandi. Kompleksirajući agens zajedno sa ligandima čini unutrašnju sferu kompleksa. Joni koji se nalaze daleko od agensa za stvaranje kompleksa, manje čvrsto vezani za njega, nalaze se u vanjskom okruženju kompleksnog spoja. Unutrašnja sfera je obično zatvorena u uglastim zagradama. Zove se broj koji označava broj liganada u unutrašnjoj sferi koordinacija. Hemijske veze između složenih i jednostavnih jona relativno se lako prekidaju tokom procesa elektrolitičke disocijacije. Veze koje dovode do stvaranja kompleksnih jona nazivaju se donorsko-akceptorske veze.

Joni vanjske sfere se lako odvajaju od kompleksnog jona. Ova disocijacija se naziva primarnom. Reverzibilna dezintegracija unutrašnje sfere je mnogo teža i naziva se sekundarna disocijacija

Cl « + + Cl - - primarna disocijacija,

+ « Ag + +2 NH 3 - sekundarna disocijacija.

sekundarnu disocijaciju, poput disocijacije slabog elektrolita, karakterizira konstanta nestabilnosti

K gnijezdo. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .

Konstante nestabilnosti (K inst.) različitih elektrolita je mjera stabilnosti kompleksa. Što manje K gnijezdo. , što je kompleks stabilniji.

Dakle, među sličnim spojevima:

-	+	+	+
K gnijezdo = 1,3×10 -3	K gnijezdo =6,8×10 -8	K gnijezdo =1×10 -13	K gnijezdo =1×10 -21

Stabilnost kompleksa se povećava prelaskom sa - na +.

Vrijednosti konstante nestabilnosti date su u priručniku iz kemije. Koristeći ove vrijednosti, moguće je predvidjeti tok reakcija između kompleksnih spojeva, s velikom razlikom u konstantama nestabilnosti, reakcija će ići u pravcu formiranja kompleksa sa nižom konstantom nestabilnosti.

Kompleksna so sa nisko stabilnim kompleksnim ionom naziva se dupla so. Dvostruke soli, za razliku od kompleksnih soli, disociraju na sve ione uključene u njihov sastav. na primjer:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,

NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.

Povratak