Kada se bilo koja jaka kiselina neutralizira bilo kojom jakom bazom, za svaki mol vode koja se formira, oslobađa se otprilike toplina:
To sugerira da se takve reakcije svode na jedan proces. Jednačinu za ovaj proces dobit ćemo ako detaljnije razmotrimo jednu od datih reakcija, na primjer prvu. Prepišimo njegovu jednačinu, upisujući jake elektrolite u ionskom obliku, jer postoje u otopini u obliku jona, a slabi elektroliti u molekularnom obliku, jer su u otopini uglavnom u obliku molekula (voda je vrlo slab elektrolit, vidi § 90):
Uzimajući u obzir rezultirajuću jednačinu, vidimo da joni nisu pretrpjeli promjene tokom reakcije. Stoga ćemo ponovo napisati jednačinu, eliminirajući ove ione s obje strane jednačine. Dobijamo:
Dakle, reakcije neutralizacije bilo koje jake kiseline sa bilo kojom jakom bazom svode se na isti proces - formiranje molekula vode iz vodikovih iona i hidroksidnih iona. Jasno je da termički efekti ovih reakcija također moraju biti isti.
Strogo govoreći, reakcija stvaranja vode iz jona je reverzibilna, što se može izraziti jednadžbom
Međutim, kao što ćemo vidjeti u nastavku, voda je vrlo slab elektrolit i disocira samo u zanemarljivoj mjeri. Drugim riječima, ravnoteža između molekula vode i iona snažno je pomaknuta prema formiranju molekula. Stoga se u praksi reakcija neutralizacije jake kiseline sa jakom bazom završava do kraja.
Prilikom miješanja otopine bilo koje srebrne soli sa hlorovodonične kiseline ili s otopinom bilo koje njegove soli uvijek nastaje karakterističan bijeli sirasti talog srebrnog klorida:
Takve reakcije se također svode na jedan proces. Da bismo dobili njenu ionsko-molekularnu jednačinu, prepisujemo, na primjer, jednadžbu prve reakcije, upisujući jake elektrolite, kao u prethodnom primjeru, u ionskom obliku, a tvar u sedimentu u molekularnom obliku:
Kao što se može vidjeti, joni se ne mijenjaju tokom reakcije. Stoga ih isključujemo i ponovo pišemo jednačinu:
Ovo je ionsko-molekularna jednadžba procesa koji se razmatra.
Ovdje također moramo imati na umu da je talog klorida srebra u ravnoteži sa ionima u otopini, tako da je proces izražen posljednjom jednačinom reverzibilan:
Međutim, zbog niske rastvorljivosti srebrnog hlorida, ova ravnoteža je jako pomerena udesno. Stoga možemo pretpostaviti da je reakcija formiranja iz jona skoro završena.
Formiranje precipitata će se uvijek primijetiti kada postoje značajne koncentracije iona iona u jednoj otopini. Stoga je uz pomoć iona srebra moguće otkriti prisustvo iona u otopini i, obrnuto, uz pomoć hloridnih iona - prisustvo iona srebra; Jon može poslužiti kao reaktant na jonu, a ion može poslužiti kao reaktant na jonu.
U budućnosti ćemo naširoko koristiti ionsko-molekularni oblik pisanja jednadžbi za reakcije koje uključuju elektrolite.
Da biste sastavili ionsko-molekularne jednadžbe, morate znati koje su soli topljive u vodi, a koje su praktično nerastvorljive. opšte karakteristike rastvorljivost u vodi esencijalne soli je dato u tabeli. 15.
Tabela 15. Rastvorljivost najvažnijih soli u vodi
Jonsko-molekularne jednadžbe pomažu u razumijevanju posebnosti reakcija između elektrolita. Razmotrimo, kao primjer, nekoliko reakcija koje se odvijaju uz sudjelovanje slabih kiselina i baza.
Kao što je već spomenuto, neutralizacija bilo koje jake kiseline bilo kojom jakom bazom praćena je istim termičkim efektom, jer se svodi na isti proces - formiranje molekula vode iz vodikovih iona i hidroksidnih iona.
Međutim, kod neutralizacije jake kiseline sa slabom bazom, ili slabe kiseline sa jakom ili slabom bazom, termički efekti su različiti. Napišimo ionsko-molekularne jednačine za takve reakcije.
Neutralizacija slabe kiseline (octene kiseline) sa jakom bazom (natrijum hidroksid):
Ovdje su jaki elektroliti natrijum hidroksid i rezultirajuća sol, a slabi elektroliti kiselina i voda:
Kao što se može vidjeti, samo joni natrijuma ne podliježu promjenama tokom reakcije. Prema tome, ionsko-molekularna jednadžba ima oblik:
Neutralizacija jake kiseline (dušik) sa slabom bazom (amonijum hidroksid):
Ovdje moramo napisati kiselinu i rezultirajuću sol u obliku iona, a amonijum hidroksid i vodu u obliku molekula:
Joni ne prolaze kroz promjene. Izostavljajući ih, dobijamo ionsko-molekularnu jednačinu:
Neutralizacija slabe kiseline (octene kiseline) sa slabom bazom (amonijum hidroksid):
U ovoj reakciji sve tvari osim onih koje nastaju su slabi elektroliti. Stoga, ionsko-molekularni oblik jednadžbe izgleda ovako:
Upoređujući dobijene ionsko-molekularne jednačine među sobom, vidimo da su sve različite. Stoga je jasno da su topline razmatranih reakcija također različite.
Kao što je već naznačeno, reakcije neutralizacije jakih kiselina sa jakim bazama, tokom kojih se joni vodika i hidroksid ioni spajaju i formiraju molekul vode, idu gotovo do kraja. Reakcije neutralizacije, u kojima je barem jedna od polaznih supstanci slab elektrolit i u kojima su molekuli slabo povezanih supstanci prisutni ne samo na desnoj, već i na lijevoj strani ionsko-molekularne jednadžbe, ne idu do završetka .
Oni postižu stanje ravnoteže u kojem sol koegzistira s kiselinom i bazom od kojih je nastala. Stoga je ispravnije pisati jednačine takvih reakcija kao reverzibilne reakcije.
Kada su rastvorene u vodi, nemaju sve supstance sposobnost provodljivosti struja. Ta jedinjenja, voda rješenja koji su sposobni da provode električnu struju nazivaju se elektroliti. Elektroliti provode struju zbog takozvane jonske provodljivosti, koju posjeduju mnoga jedinjenja jonske strukture (soli, kiseline, baze). Postoje tvari koje imaju visoko polarne veze, ali u otopini prolaze kroz nepotpunu ionizaciju (na primjer, živin klorid II) - to su slabi elektroliti. Mnoga organska jedinjenja (ugljikohidrati, alkoholi) rastvorena u vodi ne raspadaju se na jone, ali zadržavaju svoju molekularnu strukturu. Takve tvari ne provode električnu struju i nazivaju se neelektroliti.
Evo nekoliko principa koji se mogu koristiti za određivanje je li određeno jedinjenje jak ili slab elektrolit:
- Kiseline . Najčešće jake kiseline su HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4. Gotovo sve ostale kiseline su slabi elektroliti.
- Grounds. Najčešće jake baze su hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (osim Be). Slab elektrolit – NH 3.
- Sol. Najčešće soli, jonska jedinjenja, su jaki elektroliti. Izuzetak su uglavnom soli teških metala.
Teorija elektrolitičke disocijacije
Elektroliti, i jaki i slabi, pa čak i vrlo razrijeđeni, ne slušaju Raoultov zakon i . Imajući sposobnost električnog provođenja, pritisak pare rastvarača i tačka topljenja rastvora elektrolita biće niži, a tačka ključanja veća u poređenju sa slične vrijednostičisti rastvarač. Godine 1887. S. Arrhenius je, proučavajući ova odstupanja, došao do stvaranja teorije elektrolitičke disocijacije.
Elektrolitička disocijacija sugerira da se molekule elektrolita u otopini raspadaju na pozitivno i negativno nabijene ione, koji se nazivaju kationi, odnosno anioni.
Teorija postavlja sljedeće postulate:
- U rastvorima se elektroliti raspadaju na jone, tj. razdvojiti. Što je rastvor elektrolita razrijeđeniji, to je veći stupanj njegove disocijacije.
- Disocijacija je reverzibilna i ravnotežna pojava.
- Molekuli rastvarača međusobno djeluju beskonačno slabo (tj. otopine su blizu idealnih).
Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije, što zavisi ne samo od prirode samog elektrolita, već i od prirode rastvarača, kao i od koncentracije elektrolita i temperature.
Stepen disocijacije α , pokazuje koliko molekula n raspao na jone, u poređenju sa ukupan broj rastvorenih molekula N:
α = n/N
U nedostatku disocijacije α = 0, uz potpunu disocijaciju elektrolita α = 1.
Sa stanovišta stepena disocijacije, prema jačini, elektroliti se dele na jake (α > 0,7), srednje jake (0,3 > α > 0,7), slabe (α< 0,3).
Tačnije, proces disocijacije elektrolita karakteriše konstanta disocijacije, neovisno o koncentraciji otopine. Ako zamislimo proces disocijacije elektrolita u opštem obliku:
A a B b ↔ aA — + bB +
K = a b /
Za slabi elektroliti koncentracija svakog jona jednaka je umnošku α ukupne koncentracije elektrolita C, pa se izraz za konstantu disocijacije može transformirati:
K = α 2 C/(1-α)
Za razblaženih rastvora(1-α) =1, onda
K = α2C
Odavde to nije teško pronaći stepen disocijacije
Jonsko-molekularne jednadžbe
Razmotrimo primjer neutralizacije jake kiseline jakom bazom, na primjer:
HCl + NaOH = NaCl + HOH
Proces je predstavljen kao molekularna jednačina. Poznato je da su i polazne tvari i produkti reakcije u otopini potpuno ionizirani. Stoga, predstavimo proces u obliku kompletna jonska jednacina:
H + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + HOH
Nakon “kontrakcije” identičnih jona u lijevom i desni delovi dobijamo jednačine skraćena ionska jednačina:
H + + OH - = HOH
Vidimo da se proces neutralizacije svodi na kombinaciju H+ i OH - i stvaranje vode.
Prilikom sastavljanja ionskih jednadžbi, treba imati na umu da su samo jaki elektroliti zapisani u ionskom obliku. Slabi elektroliti čvrste materije a gasovi su zapisani u svom molekularnom obliku.
Proces taloženja se svodi na interakciju samo Ag + i I - i stvaranje u vodi netopivog AgI.
Da bismo saznali da li se tvar koja nas zanima može otopiti u vodi, potrebno je koristiti tablicu netopivosti.
Razmotrimo treću vrstu reakcije, koja rezultira stvaranjem hlapljivog spoja. To su reakcije koje uključuju karbonate, sulfite ili sulfide s kiselinama. Na primjer,
Prilikom miješanja nekih otopina jonskih spojeva, interakcije između njih možda neće doći, na primjer
Dakle, da rezimiramo, primjećujemo to hemijske transformacije primećeno kada je ispunjen jedan od sledećih uslova:
- Formiranje neelektrolita. Voda može djelovati kao neelektrolit.
- Formiranje sedimenta.
- Ispuštanje gasa.
- Formiranje slabog elektrolita na primjer sirćetna kiselina.
- Prijenos jednog ili više elektrona. To se ostvaruje u redoks reakcijama.
- Formiranje ili ruptura jednog ili više.
Pošto su elektroliti u rastvoru u obliku jona, reakcije između rastvora soli, baza i kiselina su reakcije između jona, tj. jonske reakcije. Neki od jona koji učestvuju u reakciji dovode do stvaranja novih supstanci (slabodisocijacijske supstance, taloženje, gasovi, voda), dok drugi ioni, prisutni u rastvoru, ne proizvode nove supstance, već ostaju u rastvoru. Da bi se pokazalo koja interakcija jona dovodi do stvaranja novih supstanci, sastavljaju se molekularne, potpune i kratke ionske jednadžbe.
IN molekularne jednačine Sve supstance su predstavljene u obliku molekula. Kompletne jonske jednadžbe pokazuju kompletnu listu jona prisutnih u rastvoru tokom date reakcije. Kratke jonske jednadžbe sastoje se samo od onih jona čija interakcija dovodi do stvaranja novih supstanci (slabo disocirajuće supstance, sedimenti, gasovi, voda).
Prilikom kompajliranja jonske reakcije Treba imati na umu da su tvari blago disocirane (slabi elektroliti), slabo i slabo topljive (talog - “ N”, “M“, vidi prilog, tabela 4) a gasoviti su zapisani u obliku molekula. Jaki elektroliti, gotovo potpuno disociran, u obliku jona. Znak “↓” iza formule tvari označava da je ta tvar uklonjena iz reakcijske sfere u obliku taloga, a znak “” označava da je supstanca uklonjena u obliku plina.
Postupak za sastavljanje ionskih jednadžbi pomoću poznatih molekularnih jednačina Pogledajmo primjer reakcije između otopina Na 2 CO 3 i HCl.
1. Jednačina reakcije je napisana u molekularnom obliku:
Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 2 CO 3
2. Jednačina se prepisuje u jonskom obliku, pri čemu su dobro disocirajuće supstance zapisane u obliku jona, a slabo disocijirajuće supstance (uključujući vodu), gasovi ili teško rastvorljive supstance - u obliku molekula. Koeficijent ispred formule tvari u molekularnoj jednadžbi vrijedi jednako za svaki od jona koji čine tvar, pa se stoga stavlja ispred jona u ionskoj jednadžbi:
2 Na + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=>2Na + + 2Cl - + CO 2 + H 2 O
3. Sa obje strane jednakosti, ioni koji se nalaze na lijevoj i desnoj strani su isključeni (smanjeni):
2Na++ CO 3 2- + 2H + + 2Cl -<=> 2Na+ + 2Cl -+ CO 2 + H 2 O
4. Jonska jednačina je napisana u konačnom obliku (kratka ionska jednačina):
2H + + CO 3 2-<=>CO 2 + H 2 O
Ako se tokom reakcije i/ili slabo disocijacije, i/ili slabo rastvorljive, i/ili gasovite supstance, i/ili voda, a takva jedinjenja nema u polaznim supstancama, tada će reakcija biti praktično nepovratna (→) , a za njega je moguće sastaviti molekularnu, potpunu i kratku ionsku jednačinu. Ako su takve tvari prisutne i u reagensima i u proizvodima, tada će reakcija biti reverzibilna (<=>):
Molekularna jednadžba: CaCO 3 + 2HCl<=>CaCl 2 + H 2 O + CO 2
Potpuna ionska jednadžba: CaCO 3 + 2H + + 2Cl –<=>Ca 2+ + 2Cl – + H 2 O + CO 2