Teoria disocierii electrolitice. Soluții

Electroliții ca substanțe chimice sunt cunoscuți din cele mai vechi timpuri. Cu toate acestea, ei au cucerit majoritatea domeniilor de aplicare relativ recent. Vom discuta domeniile cu cea mai mare prioritate ale industriei pentru utilizarea acestor substanțe și vom descoperi care sunt acestea din urmă și cum diferă unele de altele. Dar să începem cu o excursie în istorie.

Poveste

Cei mai vechi electroliți cunoscuți sunt sărurile și acizii, descoperiți în lumea antică. Cu toate acestea, ideile despre structura și proprietățile electroliților au evoluat de-a lungul timpului. Teoriile acestor procese au evoluat încă din anii 1880, când s-au făcut o serie de descoperiri legate de teoriile proprietăților electroliților. Au fost observate mai multe salturi calitative în teoriile care descriu mecanismele de interacțiune a electroliților cu apa (la urma urmei, doar în soluție dobândesc proprietățile datorită cărora sunt utilizați în industrie).

Acum vom examina în detaliu câteva teorii care au avut cea mai mare influență asupra dezvoltării ideilor despre electroliți și proprietățile lor. Și să începem cu cea mai comună și simplă teorie, prin care fiecare dintre noi a trecut la școală.

Teoria Arrhenius a disocierii electrolitice

În 1887, chimistul suedez și Wilhelm Ostwald au creat teoria disocierii electrolitice. Cu toate acestea, nici aici nu este atât de simplu. Arrhenius însuși a fost un susținător al așa-numitei teorii fizice a soluțiilor, care nu a ținut cont de interacțiunea constituenților unei substanțe cu apa și a susținut că în soluție există particule (ioni) încărcate liber. Apropo, din această poziție este considerată astăzi disocierea electrolitică în școală.

Să vorbim despre ce oferă această teorie și cum ne explică mecanismul de interacțiune a substanțelor cu apa. Ca oricare alta, ea are mai multe postulate pe care le folosește:

1. Când interacționează cu apa, substanța se descompune în ioni (pozitiv - cation și negativ - anion). Aceste particule suferă hidratare: atrag molecule de apă, care, apropo, sunt încărcate pozitiv pe o parte și negativ pe cealaltă (formând un dipol), ca urmare se formează în complexe acvatice (solvați).

2. Procesul de disociere este reversibil - adică dacă o substanță s-a rupt în ioni, atunci sub influența oricăror factori se poate transforma din nou în forma sa originală.

3. Dacă conectați electrozii la soluție și porniți curentul, cationii vor începe să se deplaseze la electrodul negativ - catod, iar anionii la cel încărcat pozitiv - anodul. De aceea, substanțele care sunt foarte solubile în apă conduc curentul electric mai bine decât apa însăși. Din același motiv au fost numiți electroliți.

4. electrolitul caracterizează procentul dintr-o substanță care a suferit dizolvare. Acest indicator depinde de proprietățile solventului și ale substanței dizolvate în sine, de concentrația acesteia din urmă și de temperatura exterioară.

Iată, de fapt, toate postulatele principale ale acestei teorii simple. Le vom folosi în acest articol pentru a descrie ce se întâmplă într-o soluție de electroliți. Ne vom uita la exemple ale acestor conexiuni puțin mai târziu, dar acum să ne uităm la o altă teorie.

Teoria lui Lewis a acizilor și bazelor

Conform teoriei disocierii electrolitice, un acid este o substanță în soluția căreia este prezent un cation de hidrogen, iar o bază este un compus care se dezintegrează în soluție într-un anion hidroxid. Există o altă teorie, numită după celebrul chimist Gilbert Lewis. Ne permite să extindem oarecum conceptul de acid și bază. Conform teoriei lui Lewis, acizii sunt molecule ale unei substanțe care au orbiti de electroni liberi și sunt capabili să accepte un electron dintr-o altă moleculă. Este ușor de ghicit că bazele vor fi particule care sunt capabile să doneze unul sau mai mulți electroni pentru „utilizarea” acidului. Ceea ce este foarte interesant aici este că nu numai un electrolit, ci și orice substanță, chiar și insolubilă în apă, poate fi un acid sau o bază.

Teoria protolitică Brendsted-Lowry

În 1923, independent unul de celălalt, doi oameni de știință - J. Brønsted și T. Lowry - au propus o teorie care este acum folosită în mod activ de oamenii de știință pentru a descrie procesele chimice. Esența acestei teorii este că sensul disocierii se reduce la transferul unui proton de la un acid la o bază. Astfel, acesta din urmă este înțeles aici ca un acceptor de protoni. Atunci acidul este donatorul lor. Teoria explică bine și existența unor substanțe care prezintă proprietățile atât ale acizilor, cât și ale bazelor. Astfel de compuși sunt numiți amfoteri. În teoria Bronsted-Lowry, termenul de amfoliți este folosit și pentru aceștia, în timp ce acizii sau bazele sunt de obicei numiți protoliți.

Ajungem la următoarea parte a articolului. Aici vă vom spune cât de puternici și cei slabi diferă electroliții unul de celălalt și vom discuta despre influența factorilor externi asupra proprietăților lor. Și apoi vom începe să descriem aplicarea lor practică.

Electroliți puternici și slabi

Fiecare substanță interacționează cu apa în mod individual. Unele se dizolvă bine în ea (de exemplu, sarea de masă), în timp ce altele nu se dizolvă deloc (de exemplu, creta). Astfel, toate substanțele sunt împărțite în electroliți puternici și slabi. Acestea din urmă sunt substanțe care interacționează slab cu apa și se depun la fundul soluției. Aceasta înseamnă că au un grad foarte scăzut de disociere și o energie mare de legătură, ceea ce nu permite moleculei să se dezintegreze în ionii ei constitutivi în condiții normale. Disociarea electroliților slabi are loc fie foarte lent, fie odată cu creșterea temperaturii și concentrației acestei substanțe în soluție.

Să vorbim despre electroliții puternici. Acestea includ toate sărurile solubile, precum și acizii și alcalii puternici. Se dezintegrează ușor în ioni și sunt foarte greu de colectat în precipitații. Curentul din electroliți, de altfel, se realizează tocmai datorită ionilor conținuti în soluție. Prin urmare, electroliții puternici conduc cel mai bine curentul. Exemple ale acestora din urmă: acizi tari, alcalii, săruri solubile.

Factori care influențează comportamentul electroliților

Acum să ne dăm seama cum afectează schimbările din mediul extern Concentrarea afectează direct gradul de disociere a electrolitului. Mai mult, această relație poate fi exprimată matematic. Legea care descrie această relație se numește legea diluției lui Ostwald și se scrie astfel: a = (K / c) 1/2. Aici a este gradul de disociere (luat în fracții), K este constanta de disociere, diferită pentru fiecare substanță, iar c este concentrația electrolitului în soluție. Folosind această formulă, puteți afla multe despre o substanță și despre comportamentul ei în soluție.

Dar ne-am abătut de la subiect. Pe lângă concentrare, gradul de disociere este afectat și de temperatura electrolitului. Pentru majoritatea substanțelor, creșterea acesteia crește solubilitatea și activitatea chimică. Acesta este tocmai ceea ce poate explica apariția unor reacții doar la temperaturi ridicate. În condiții normale, ele merg fie foarte încet, fie în ambele direcții (acest proces se numește reversibil).

Am analizat factorii care determină comportamentul unui sistem, cum ar fi o soluție de electrolit. Acum să trecem la aplicarea practică a acestor substanțe chimice, fără îndoială, foarte importante.

Utilizare industrială

Desigur, toată lumea a auzit cuvântul „electrolit” în legătură cu baterii. Mașina folosește baterii plumb-acid, electrolitul în care este 40% acid sulfuric. Pentru a înțelege de ce această substanță este necesară acolo, merită să înțelegeți caracteristicile de funcționare ale bateriilor.

Deci, care este principiul de funcționare al oricărei baterii? Ele suferă o reacție reversibilă de conversie a unei substanțe în alta, în urma căreia sunt eliberați electroni. La încărcarea unei baterii, are loc o interacțiune a substanțelor care nu are loc în condiții normale. Aceasta poate fi considerată ca acumularea de electricitate într-o substanță ca rezultat al unei reacții chimice. În timpul descărcării, începe transformarea inversă, conducând sistemul la starea inițială. Aceste două procese împreună constituie un ciclu de încărcare-descărcare.

Să ne uităm la procesul de mai sus folosind un exemplu specific - o baterie plumb-acid. După cum ați putea ghici, această sursă de curent constă dintr-un element care conține plumb (precum și dioxid de plumb PbO 2 ) și acid. Orice baterie constă din electrozi, iar spațiul dintre ei este umplut cu electrolit. Ca acesta din urmă, așa cum am aflat deja, în exemplul nostru folosim acid sulfuric cu o concentrație de 40 la sută. Catodul unei astfel de baterii este realizat din dioxid de plumb, iar anodul este format din plumb pur. Toate acestea se datorează faptului că la acești doi electrozi au loc diferite reacții reversibile cu participarea ionilor în care acidul s-a disociat:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reacția care are loc la electrodul negativ - catod).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reacția care are loc la electrodul pozitiv - anod).

Dacă citim reacțiile de la stânga la dreapta, obținem procese care apar atunci când bateria este descărcată, iar dacă de la dreapta la stânga, obținem procese care apar atunci când bateria este încărcată. În fiecare dintre aceste reacții, aceste reacții sunt diferite, dar mecanismul apariției lor este descris în general în același mod: au loc două procese, în unul dintre care electronii sunt „absorbiți”, iar în celălalt, dimpotrivă, ei „ pleaca". Cel mai important lucru este că numărul de electroni absorbiți este egal cu numărul de electroni eliberați.

De fapt, pe lângă baterii, există multe aplicații pentru aceste substanțe. În general, electroliții, dintre care exemple le-am dat, sunt doar o grămadă a varietății de substanțe care sunt unite sub acest termen. Ne înconjoară peste tot, peste tot. Iată, de exemplu, corpul uman. Crezi că aceste substanțe nu există? Te înșeli foarte tare. Se găsesc peste tot în noi, iar cea mai mare cantitate este formată din electroliți din sânge. Acestea includ, de exemplu, ionii de fier, care fac parte din hemoglobină și ajută la transportul oxigenului către țesuturile corpului nostru. Electroliții din sânge joacă, de asemenea, un rol cheie în reglarea echilibrului apă-sare și a funcției inimii. Această funcție este îndeplinită de ionii de potasiu și sodiu (există chiar un proces care are loc în celule numit pompă potasiu-sodiu).

Orice substanță pe care le puteți dizolva chiar și puțin sunt electroliți. Și nu există nicio ramură a industriei sau a vieții noastre în care să nu fie folosite. Nu sunt doar bateriile și bateriile auto. Acestea sunt orice producție chimică și alimentară, fabrici militare, fabrici de îmbrăcăminte și așa mai departe.

Compoziția electrolitului, de altfel, variază. Astfel, se pot distinge electroliții acizi și alcalini. Ele sunt fundamental diferite în proprietățile lor: așa cum am spus deja, acizii sunt donatori de protoni, iar alcaliile sunt acceptori. Dar, în timp, compoziția electrolitului se modifică din cauza pierderii unei părți a substanței; concentrația fie scade, fie crește (totul depinde de ceea ce se pierde, apă sau electrolit).

Le întâlnim în fiecare zi, dar puțini oameni știu exact definiția unui astfel de termen precum electroliți. Ne-am uitat la exemple de substanțe specifice, așa că să trecem la concepte puțin mai complexe.

Proprietățile fizice ale electroliților

Acum despre fizică. Cel mai important lucru de înțeles atunci când studiezi acest subiect este modul în care curentul este transmis în electroliți. Ionii joacă un rol decisiv în acest sens. Aceste particule încărcate pot transfera sarcina dintr-o parte a soluției în alta. Astfel, anionii tind întotdeauna spre electrodul pozitiv, iar cationii - spre negativ. Astfel, acționând asupra soluției cu curent electric, separăm sarcinile de pe diferite părți ale sistemului.

O caracteristică fizică foarte interesantă este densitatea. Multe proprietăți ale compușilor despre care discutăm depind de aceasta. Și apare adesea întrebarea: „Cum să creșteți densitatea electrolitului?” De fapt, răspunsul este simplu: este necesar să se reducă conținutul de apă din soluție. Deoarece densitatea electrolitului este în mare măsură determinată, aceasta depinde în mare măsură de concentrația acestuia din urmă. Există două moduri de a-ți realiza planul. Primul este destul de simplu: fierbe electrolitul conținut în baterie. Pentru a face acest lucru, trebuie să-l încărcați astfel încât temperatura din interior să crească cu puțin peste o sută de grade Celsius. Dacă această metodă nu ajută, nu vă faceți griji, există o alta: pur și simplu înlocuiți electrolitul vechi cu unul nou. Pentru a face acest lucru, trebuie să scurgeți vechea soluție, să curățați interiorul de acid sulfuric rezidual cu apă distilată și apoi să completați o nouă porție. De regulă, soluțiile de electroliți de înaltă calitate au imediat concentrația dorită. După înlocuire, puteți uita mult timp despre cum să creșteți densitatea electrolitului.

Compoziția electrolitului determină în mare măsură proprietățile acestuia. Caracteristici precum conductivitatea electrică și densitatea, de exemplu, depind puternic de natura substanței dizolvate și de concentrația acestuia. Există o întrebare separată despre cât electrolit poate conține o baterie. De fapt, volumul acestuia este direct legat de puterea declarată a produsului. Cu cât mai mult acid sulfuric în interiorul bateriei, cu atât este mai puternică, adică cu atât mai multă tensiune poate produce.

Unde va fi util acest lucru?

Dacă sunteți un pasionat de mașini sau doar sunteți interesat de mașini, atunci înțelegeți totul. Cu siguranță știi chiar cum să stabilești cât de mult electrolit este acum în baterie. Și dacă sunteți departe de mașini, atunci cunoașterea proprietăților acestor substanțe, utilizarea lor și modul în care interacționează între ele nu va fi de prisos. Știind acest lucru, nu veți fi confuz dacă vi se cere să spuneți ce electrolit este în baterie. Deși, chiar dacă nu sunteți un pasionat de mașini, dar aveți o mașină, atunci cunoașterea structurii bateriei nu va fi de prisos și vă va ajuta la reparații. Va fi mult mai ușor și mai ieftin să faci totul singur decât să mergi la un centru auto.

Și pentru a studia mai bine acest subiect, vă recomandăm să citiți un manual de chimie pentru școală și universități. Dacă cunoașteți bine această știință și ați citit suficiente manuale, cea mai bună opțiune ar fi „Surse de curent chimic” de Varypaev. Întreaga teorie de funcționare a bateriilor, a diferitelor baterii și a celulelor cu hidrogen este prezentată acolo în detaliu.

Concluzie

Am ajuns la final. Să rezumam. Mai sus am discutat tot ce ține de un astfel de concept precum electroliții: exemple, teoria structurii și proprietăților, funcții și aplicații. Încă o dată, merită să spunem că acești compuși fac parte din viața noastră, fără de care corpul nostru și toate domeniile industriei nu ar putea exista. Îți amintești despre electroliții din sânge? Datorită lor trăim. Dar mașinile noastre? Cu aceste cunoștințe, putem rezolva orice problemă legată de baterie, deoarece acum înțelegem cum să creștem densitatea electrolitului din ea.

Este imposibil să spunem totul și nu ne-am stabilit un astfel de obiectiv. La urma urmei, acest lucru nu este tot ce se poate spune despre aceste substanțe uimitoare.

Toate substanțele pot fi împărțite în electroliți și non-electroliți. Electroliții includ substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric (de exemplu, soluții apoase sau topituri de KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Substanțele neelectrolitice nu conduc curentul electric atunci când sunt topite sau dizolvate (zahăr, alcool, acetonă etc.).

Electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi. Electroliții puternici din soluții sau topituri se disociază complet în ioni. Când scrieți ecuații de reacție chimică, acest lucru este subliniat de o săgeată într-o direcție, de exemplu:

HCI→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Electroliții puternici includ substanțe cu o structură cristalină heteropolară sau ionică (Tabelul 1.1).

Tabelul 1.1 Electroliți puternici

Electroliții slabi se dezintegrează doar parțial în ioni. Alături de ioni, topiturile sau soluțiile acestor substanțe conțin în mare parte molecule nedisociate. În soluțiile de electroliți slabi, în paralel cu disocierea, are loc procesul invers - asociere, adică combinarea ionilor în molecule. Când scrieți ecuația de reacție, acest lucru este subliniat de două săgeți direcționate opus.

CH3COOH D CH3COO - + H+

Electroliții slabi includ substanțe cu rețea cristalină de tip homeopolar (Tabelul 1.2).

Tabelul 1.2 Electroliți slabi

Starea de echilibru a unui electrolit slab într-o soluție apoasă este caracterizată cantitativ prin gradul de disociere electrolitică și constanta de disociere electrolitică.

Gradul de disociere electrolitică α este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule ale electrolitului dizolvat:

Gradul de disociere arată ce parte din cantitatea totală de electrolit dizolvat se dezintegrează în ioni și depinde de natura electrolitului și solventului, precum și de concentrația substanței în soluție, are o valoare adimensională, deși este de obicei exprimat ca procent. Cu diluarea infinită a soluției de electrolit, gradul de disociere se apropie de unitate, ceea ce corespunde disocierii complete, 100%, a moleculelor substanței dizolvate în ioni. Pentru soluții de electroliți slabi α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

În general, o reacție chimică reversibilă poate fi reprezentată ca:

A A+ b B D d D+ e E

Viteza de reacție este direct proporțională cu produsul concentrației particulelor de reacție în puteri ale coeficienților lor stoichiometrici. Apoi pentru reacția directă

V 1 = k 1 [A] A[B] b,

și viteza reacției inverse

V 2 = k 2 [D] d[E] e.

La un moment dat, ratele reacțiilor directe și inverse se vor nivela, de exemplu.

Această stare se numește echilibru chimic. De aici

k 1 [A] A[B] b=k 2 [D] d[E] e

Grupând constantele pe o parte și variabilele pe cealaltă, obținem:

Astfel, pentru o reacție chimică reversibilă în stare de echilibru, produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție în puteri ale coeficienților lor stoichiometrici, raportat la același produs pentru substanțele inițiale, este o valoare constantă la o temperatură și presiune date. . Valoarea numerică a constantei de echilibru chimic LA nu depinde de concentrația reactanților. De exemplu, constanta de echilibru pentru disocierea acidului azot în conformitate cu legea acțiunii masei poate fi scrisă ca:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

.

mărimea K a se numește constanta de disociere a unui acid, în acest caz azotos.

Constanta de disociere a unei baze slabe este exprimată în mod similar. De exemplu, pentru reacția de disociere a amoniacului:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

.

mărimea K b se numește constanta de disociere a unei baze, în acest caz amoniac. Cu cât constanta de disociere a electrolitului este mai mare, cu atât electrolitul se disociază mai puternic și concentrația ionilor săi în soluție la echilibru este mai mare. Există o relație între gradul de disociere și constanta de disociere a unui electrolit slab:

Aceasta este o expresie matematică a legii de diluție a lui Ostwald: atunci când un electrolit slab este diluat, gradul de disociere a acestuia crește. Pentru electroliții slabi la LA≤1∙ 10 -4 și CU≥0,1 mol/l utilizați o expresie simplificată:

LA= α 2 ∙CU sau α

Exemplul 1. Calculați gradul de disociere și concentrația ionilor și a [NH 4 + ] într-o soluție de hidroxid de amoniu 0,1 M, dacă LA NH4OH = 1,76∙10-5

Dat: NH4OH

LA NH4OH = 1,76∙10-5

Soluţie:

Deoarece electrolitul este destul de slab ( La NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

sau 1,33%

Concentrația ionilor într-o soluție de electrolit binar este egală cu C∙α, deoarece electrolitul binar ionizează pentru a forma un cation și un anion, atunci = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

Răspuns: a=1,33%; = [NH4+]=1,33∙10 -3 mol/l.

Teoria electroliților puternici

Electroliții puternici din soluții și topituri se disociază complet în ioni. Cu toate acestea, studiile experimentale ale conductivității electrice a soluțiilor de electroliți puternici arată că valoarea acesteia este oarecum subestimată în comparație cu conductivitatea electrică care ar trebui să fie la disociere de 100%. Această discrepanță este explicată de teoria electroliților puternici propusă de Debye și Hückel. Conform acestei teorii, în soluțiile de electroliți puternici există interacțiune electrostatică între ioni. În jurul fiecărui ion, se formează o „atmosferă ionică” din ioni cu semn de sarcină opus, care inhibă mișcarea ionilor în soluție atunci când trece un curent electric continuu. Pe lângă interacțiunea electrostatică a ionilor, în soluțiile concentrate este necesar să se țină cont de asocierea ionilor. Influența forțelor interionice creează efectul de disociere incompletă a moleculelor, adică. grad aparent de disociere. Valoarea determinată experimental a lui α este întotdeauna puțin mai mică decât adevărata α. De exemplu, într-o soluție 0,1 M de Na2SO4 valoarea experimentală este α = 45%. Pentru a lua în considerare factorii electrostatici în soluțiile de electroliți puternici, se utilizează conceptul de activitate (A). Activitatea unui ion este concentrația efectivă sau aparentă la care ionul acționează în soluție. Activitatea și concentrarea adevărată sunt legate prin expresia:

Unde f – coeficient de activitate, care caracterizează gradul de abatere a sistemului de la ideal datorită interacțiunilor electrostatice ale ionilor.

Coeficienții de activitate ionică depind de valoarea µ, numită puterea ionică a soluției. Forța ionică a unei soluții este o măsură a interacțiunii electrostatice a tuturor ionilor prezenți în soluție și este egală cu jumătate din suma produselor concentrațiilor. (Cu) fiecare dintre ionii prezenți în soluție pe pătrat al numărului său de sarcină (z):

.

În soluții diluate (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c iar coeficientul de activitate este 1. Aceasta înseamnă că practic nu există interacțiuni electrostatice. În soluțiile foarte concentrate (µ>1M), coeficienții de activitate ionică pot fi mai mari decât unitatea. Relația dintre coeficientul de activitate și tăria ionică a soluției este exprimată prin formulele:

la µ <10 -2

la 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 p la 0,1<µ <1

Constanta de echilibru exprimată în termeni de activitate se numește termodinamică. De exemplu, pentru reacție

A A+ b B d D+ e E

Constanta termodinamică are forma:

Depinde de temperatură, presiune și natura solventului.

Deoarece activitatea particulei este

Unde LA C este constanta de echilibru a concentrației.

Sens LA C depinde nu numai de temperatură, natura solventului și presiune, ci și de puterea ionică m. Deoarece constantele termodinamice depind de cel mai mic număr de factori, ele sunt, prin urmare, cele mai fundamentale caracteristici ale echilibrului. Prin urmare, constantele termodinamice sunt date în cărțile de referință. Constantele termodinamice ale unor electroliți slabi sunt date în anexa acestui manual. = 0,024 mol/l.

Pe măsură ce sarcina ionului crește, coeficientul de activitate și activitatea ionului scade.

Întrebări pentru autocontrol:

1. Ce este un sistem ideal? Numiți principalele motive ale abaterii unui sistem real de la unul ideal.
2. Cum se numește gradul de disociere al electroliților?
3. Dați exemple de electroliți puternici și slabi.
4. Ce relație există între constanta de disociere și gradul de disociere al unui electrolit slab? Exprimați-o matematic.
5. Ce este activitatea? Cum sunt legate activitatea unui ion și adevărata sa concentrație?
6. Care este coeficientul de activitate?
7. Cum afectează încărcarea unui ion coeficientul de activitate?
8. Care este puterea ionică a unei soluții, expresia ei matematică?
9. Scrieți formule pentru calcularea coeficienților de activitate ai ionilor individuali în funcție de puterea ionică a soluției.
10. Formulați legea acțiunii în masă și exprimați-o matematic.
11. Care este constanta de echilibru termodinamic? Ce factori îi influențează valoarea?
12. Care este constanta de echilibru a concentrației? Ce factori îi influențează valoarea?
13. Cum sunt legate constantele de echilibru termodinamice și concentrația?
14. În ce limite pot varia valorile coeficientului de activitate?
15. Care sunt principiile principale ale teoriei electroliților puternici?

Sărurile, proprietățile lor, hidroliza

Elevul clasa a VIII-a B a școlii Nr.182

Petrova Polina

Profesor de chimie:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSCOVA 2009

În viața de zi cu zi, suntem obișnuiți să avem de-a face cu o singură sare - sarea de masă, adică. clorură de sodiu NaCl. Cu toate acestea, în chimie, o întreagă clasă de compuși se numește săruri. Sărurile pot fi considerate produse ale înlocuirii hidrogenului dintr-un acid cu un metal. Sarea de masă, de exemplu, poate fi obținută din acidul clorhidric printr-o reacție de substituție:

2Na + 2HCI = 2NaCI + H2.

sare acidă

Dacă luați aluminiu în loc de sodiu, se formează o altă sare - clorură de aluminiu:

2Al + 6HCI = 2AlCI3 + 3H2

Săruri- Sunt substanțe complexe formate din atomi de metal și reziduuri acide. Sunt produsele înlocuirii totale sau parțiale a hidrogenului dintr-un acid cu un metal sau o grupare hidroxil într-o bază cu un reziduu acid. De exemplu, dacă în acidul sulfuric H 2 SO 4 înlocuim un atom de hidrogen cu potasiu, obținem sarea KHSO 4, iar dacă doi - K 2 SO 4.

Există mai multe tipuri de săruri.

Tipuri de săruri	Definiție	Exemple de săruri
In medie	Produsul înlocuirii complete a hidrogenului acid cu metal. Nu conțin nici atomi de H și nici grupări OH.	Na 2 SO 4 sulfat de sodiu CuCl 2 clorură de cupru (II) Ca 3 (PO 4) 2 fosfat de calciu Na 2 CO 3 carbonat de sodiu (cenusa de sodiu)
Acru	Un produs al înlocuirii incomplete a hidrogenului acid cu metal. Conțin atomi de hidrogen. (Sunt formate numai din acizi polibazici)	CaHPO 4 fosfat acid de calciu Ca(H 2 PO 4) 2 fosfat dihidrogen de calciu NaHCO 3 bicarbonat de sodiu (bicarbonat de sodiu)
De bază	Produsul înlocuirii incomplete a grupărilor hidroxil ale unei baze cu un reziduu acid. Include grupele OH. (Format numai din baze poliacide)	Cu(OH)Cl cupru (II) hidroxiclorura Ca 5 (PO 4) 3 (OH) hidroxifosfat de calciu (CuOH) 2 CO 3 cupru (II) hidroxicarbonat (malahit)
Amestecat	Săruri a doi acizi	Ca(OCl)Cl – înălbitor
Dubla	Sărurile a două metale	K 2 NaPO 4 – ortofosfat de sodiu dipotasic
Hidrati cristalini	Conține apă de cristalizare. Când sunt încălzite, se deshidratează - pierd apă, transformându-se în sare anhidră.	CuSO4. 5H 2 O – pentahidrat sulfat de cupru (II) (sulfat de cupru) Na 2 CO 3. 10H 2 O – carbonat de sodiu decahidrat (sodă)

Metode de obținere a sărurilor.

1. Sărurile pot fi obținute prin acționarea cu acizi asupra metalelor, oxizilor bazici și bazelor:

Zn + 2HCI ZnCI2 + H2

clorura de zinc

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

sulfat de fier (III).

3HNO3 + Cr(OH)3Cr(NO3)3 + 3H2O

azotat de crom (III).

2. Sărurile se formează prin reacția oxizilor acizi cu alcalii, precum și a oxizilor acizi cu oxizi bazici:

N2O5 + Ca(OH)2Ca(NO3)2 + H2O

nitrat de calciu

SiO 2 + CaO CaSiO 3

silicat de calciu

3. Sărurile pot fi obținute prin reacția sărurilor cu acizi, alcalii, metale, oxizi acizi nevolatili și alte săruri. Asemenea reacții apar în condițiile de degajare a gazului, precipitare a unui precipitat, degajare a unui oxid dintr-un acid mai slab sau degajare a unui oxid volatil.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

ortofosfat de calciu sulfat de calciu

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

sulfat de fier (III) sulfat de sodiu

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

sulfat de cupru (II) sulfat de fier (II).

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

carbonat de calciu silicat de calciu

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

clorură de sulfat clorură de sulfat

aluminiu bariu bariu aluminiu

4. Sărurile acizilor fără oxigen se formează prin interacțiunea metalelor cu nemetale:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

clorură de fier (III).

Proprietăți fizice.

Sărurile sunt solide de diferite culori. Solubilitatea lor în apă variază. Toate sărurile acizilor azotic și acetic, precum și sărurile de sodiu și potasiu, sunt solubile. Solubilitatea altor săruri în apă poate fi găsită în tabelul de solubilitate.

Proprietăți chimice.

1) Sărurile reacţionează cu metalele.

Deoarece aceste reacții apar în soluții apoase, Li, Na, K, Ca, Ba și alte metale active care reacționează cu apa în condiții normale nu pot fi folosite pentru experimente sau reacțiile nu pot fi efectuate într-o topitură.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb

2) Sărurile reacţionează cu acizii. Aceste reacții apar atunci când un acid mai puternic îl înlocuiește pe unul mai slab, eliberând gaz sau precipitând.

Atunci când efectuează aceste reacții, de obicei iau sare uscată și acționează cu acid concentrat.

BaCI2 + H2S04BaS04 + 2HCI

Na2SiO3 + 2HCI2NaCI + H2Si03

3) Sărurile reacţionează cu alcalii în soluţii apoase.

Aceasta este o metodă de obținere a bazelor și alcalinelor insolubile.

FeCl3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH)3 + 3NaCl

CuSO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2SO4 + Cu(OH)2

Na2S04 + Ba(OH)2BaS04 + 2NaOH

4) Sărurile reacţionează cu sărurile.

Reacțiile au loc în soluții și sunt folosite pentru a obține săruri practic insolubile.

AgNO3 + KBr AgBr + KNO3

CaCI2 + Na2C03CaC03 + 2NaCl

5) Unele săruri se descompun atunci când sunt încălzite.

Un exemplu tipic al unei astfel de reacții este arderea calcarului, a cărui componentă principală este carbonatul de calciu:

CaCO 3 CaO + CO2 carbonat de calciu

1. Unele săruri sunt capabile să cristalizeze pentru a forma hidrați cristalini.

Sulfatul de cupru (II) CuSO 4 este o substanță cristalină albă. Când se dizolvă în apă, se încălzește și se formează o soluție albastră. Eliberarea de căldură și schimbările de culoare sunt semne ale unei reacții chimice. Când soluția este evaporată, se eliberează hidrat cristalin CuS04. 5H20 (sulfat de cupru). Formarea acestei substanțe indică faptul că sulfatul de cupru (II) reacționează cu apa:

CuS04 + 5H20 CuS04. 5H2O + Q

alb albastru-albastru

Utilizarea sărurilor.

Cele mai multe săruri sunt utilizate pe scară largă în industrie și în viața de zi cu zi. De exemplu, clorura de sodiu NaCl, sau sarea de masă, este indispensabilă în gătit. În industrie, clorura de sodiu este folosită pentru a produce hidroxid de sodiu, sodă NaHCO 3, clor, sodiu. Sărurile acizilor azotic și ortofosforic sunt în principal îngrășăminte minerale. De exemplu, azotatul de potasiu KNO 3 este azotat de potasiu. De asemenea, face parte din praful de pușcă și din alte amestecuri pirotehnice. Sărurile sunt folosite pentru a obține metale, acizi și în producția de sticlă. Multe produse de protecție a plantelor împotriva bolilor, dăunătorilor și unele substanțe medicinale aparțin și ele clasei sărurilor. Permanganatul de potasiu KMnO 4 este adesea numit permanganat de potasiu. Calcarul și ghipsul – CaSO 4 – sunt folosite ca materiale de construcție. 2H 2 O, care este folosit și în medicină.

Soluții și solubilitate.

După cum sa menționat mai devreme, solubilitatea este o proprietate importantă a sărurilor. Solubilitatea este capacitatea unei substanțe de a forma cu o altă substanță un sistem omogen, stabil de compoziție variabilă, format din două sau mai multe componente.

Soluții- Acestea sunt sisteme omogene formate din molecule de solvent și particule de dizolvat.

Deci, de exemplu, o soluție de sare de masă constă dintr-un solvent - apă, o substanță dizolvată - ioni Na +, Cl -.

Ioni(din greacă ión - merge), particule încărcate electric formate prin pierderea sau câștigul de electroni (sau alte particule încărcate) de către atomi sau grupuri de atomi. Conceptul și termenul „ion” a fost introdus în 1834 de M. Faraday, care, în timp ce studia efectul curentului electric asupra soluțiilor apoase de acizi, alcaline și săruri, a sugerat că conductivitatea electrică a unor astfel de soluții se datorează mișcării ionilor. . Faraday a numit ionii încărcați pozitiv care se mișcă în soluție spre polul negativ (catod) cationi, iar ionii încărcați negativ care se mișcă spre polul pozitiv (anod) - anioni.

Pe baza gradului de solubilitate în apă, substanțele sunt împărțite în trei grupe:

1) Foarte solubil;

2) Puțin solubil;

3) Practic insolubil.

Multe săruri sunt foarte solubile în apă. Atunci când decideți solubilitatea altor săruri în apă, va trebui să utilizați tabelul de solubilitate.

Este bine cunoscut faptul că unele substanțe, atunci când sunt dizolvate sau topite, conduc curentul electric, în timp ce altele nu conduc curentul în aceleași condiții.

Se numesc substanțe care se dezintegrează în ioni în soluții sau topituri și, prin urmare, conduc curentul electric electroliți.

Sunt numite substanțe care, în aceleași condiții, nu se dezintegrează în ioni și nu conduc curentul electric non-electroliti.

Electroliții includ acizi, baze și aproape toate sărurile. Electroliții înșiși nu conduc electricitatea. În soluții și topituri, se descompun în ioni, motiv pentru care curge curent.

Se numește descompunerea electroliților în ioni atunci când sunt dizolvați în apă disociere electrolitică. Conținutul său se rezumă la următoarele trei prevederi:

1) Electroliții, atunci când sunt dizolvați în apă, se descompun (se disociază) în ioni - pozitivi și negativi.

2) Sub influența unui curent electric, ionii capătă mișcare direcțională: ionii încărcați pozitiv se deplasează spre catod și se numesc cationi, iar ionii încărcați negativ se deplasează spre anod și se numesc anioni.

3) Disocierea este un proces reversibil: în paralel cu dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea), are loc procesul de combinare a ionilor (asociere).

reversibilitate

Electroliți puternici și slabi.

Pentru a caracteriza cantitativ capacitatea unui electrolit de a se dezintegra în ioni, conceptul de grad de disociere (α), t . E. Raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni și numărul total de molecule. De exemplu, α = 1 indică faptul că electrolitul s-a dezintegrat complet în ioni, iar α = 0,2 înseamnă că numai fiecare cincime din moleculele sale s-a disociat. Atunci când o soluție concentrată este diluată, precum și atunci când este încălzită, conductivitatea ei electrică crește, pe măsură ce crește gradul de disociere.

În funcție de valoarea lui α, electroliții sunt împărțiți în mod convențional în rezistență puternică (se disociază aproape complet, (α 0,95)) putere medie (0,95).

Electroliții puternici sunt mulți acizi minerali (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 etc.), alcalii (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 etc.) și aproape toate sărurile. Cele slabe includ soluții ale unor acizi minerali (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), mulți acizi organici (de exemplu, acid acetic CH 3 COOH), o soluție apoasă de amoniac (NH 3 ). .2 O), apă, câteva săruri de mercur (HgCl 2). Electroliții cu rezistență medie includ adesea HF fluorhidric, H3PO4 ortofosforic și acizii HNO2 nitroși.

Hidroliza sărurilor.

Termenul „hidroliză” provine din cuvintele grecești hidor (apă) și lysis (descompunere). Hidroliza este de obicei înțeleasă ca o reacție de schimb între o substanță și apă. Procesele hidrolitice sunt extrem de comune în natura din jurul nostru (atât vii, cât și nevii) și sunt, de asemenea, utilizate pe scară largă de către oameni în producția modernă și în tehnologiile casnice.

Hidroliza sării este reacția de interacțiune dintre ionii care alcătuiesc sarea și apa, care duce la formarea unui electrolit slab și este însoțită de o modificare a mediului de soluție.

Trei tipuri de săruri sunt supuse hidrolizei:

a) săruri formate dintr-o bază slabă și un acid tare (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - are loc hidroliza cationului)

NH4+ + H20NH3 + H3O+

NH4CI + H20NH3. H2O + HCI

Reacția mediului este acidă.

b) săruri formate dintr-o bază tare și un acid slab (K 2 CO 3, Na 2 S - hidroliza are loc la anion)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K2Si03 +2H20H2Si03 +2KOH

Reacția mediului este alcalină.

c) săruri formate dintr-o bază slabă şi un acid slab (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hidroliza are loc la cation şi la anion.

2NH4 + + CO32- + 2H2O2NH3. H2O + H2CO3

(NH4)2C03 + H2O2NH3. H2O + H2CO3

Adesea reacția mediului este neutră.

d) sărurile formate dintr-o bază tare și un acid tare (NaCl, Ba(NO 3) 2) nu sunt supuse hidrolizei.

În unele cazuri, hidroliza are loc ireversibil (după cum se spune, merge până la sfârșit). Deci, la amestecarea soluțiilor de carbonat de sodiu și sulfat de cupru, precipită un precipitat albastru de sare bazică hidratată, care, atunci când este încălzit, pierde o parte din apa de cristalizare și capătă o culoare verde - se transformă în carbonat de cupru bazic anhidru - malachit:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Atunci când se amestecă soluții de sulfură de sodiu și clorură de aluminiu, hidroliza este, de asemenea, finalizată:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Prin urmare, Al2S3 nu poate fi izolat dintr-o soluţie apoasă. Această sare se obține din substanțe simple.

Electroliți puternici și slabi

În soluțiile unor electroliți, doar o parte din molecule se disociază. Pentru a caracteriza cantitativ puterea electrolitului, a fost introdus conceptul de grad de disociere. Raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule ale substanței dizolvate se numește grad de disociere a.

unde C este concentrația moleculelor disociate, mol/l;

C 0 este concentrația inițială a soluției, mol/l.

În funcție de gradul de disociere, toți electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi. Electroliții puternici îi includ pe cei al căror grad de disociere este mai mare de 30% (a > 0,3). Acestea includ:

· acizi tari (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· hidroxizi solubili, cu excepţia NH 4 OH;

· săruri solubile.

Disocierea electrolitică a electroliților puternici este ireversibilă

HNO3® H+++NO-3.

Electroliții slabi au un grad de disociere mai mic de 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· acizi anorganici slabi (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 etc.) şi toţi cei organici, de exemplu, acidul acetic (CH 3 COOH);

· hidroxizi insolubili, precum și hidroxid solubil NH 4 OH;

· săruri insolubile.

Electroliții cu valori intermediare ale gradului de disociere se numesc electroliți de rezistență medie.

Gradul de disociere (a) depinde de următorii factori:

asupra naturii electrolitului, adică asupra tipului de legături chimice; disocierea are loc cel mai ușor la locul celor mai polare legături;

din natura solventului - cu cât acesta din urmă este mai polar, cu atât procesul de disociere are loc mai ușor în el;

de la temperatură - creșterea temperaturii sporește disocierea;

asupra concentrației soluției - atunci când soluția este diluată crește și disocierea.

Ca exemplu de dependență a gradului de disociere de natura legăturilor chimice, luați în considerare disocierea sulfatului acid de sodiu (NaHSO 4), a cărui moleculă conține următoarele tipuri de legături: 1-ionică; 2 - covalent polar; 3 - legătura dintre atomii de sulf și oxigen este cu polară scăzută. Ruperea are loc cel mai ușor la locul legăturii ionice (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. apoi la locul unei legături polare de grad mai mic: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Reziduul acid nu se disociază în ioni.

Gradul de disociere a electrolitului depinde puternic de natura solventului. De exemplu, HCl se disociază puternic în apă, mai puțin puternic în etanol C 2 H 5 OH și aproape nu se disociază în benzen, în care practic nu conduce curentul electric. Solvenții cu constantă dielectrică mare (e) polarizează moleculele de dizolvat și formează cu ei ioni solvați (hidratați). La 25°C e(H20) = 78,5, e(C2H5OH) = 24,2, e(C6H6) = 2,27.

În soluțiile de electroliți slabi, procesul de disociere are loc reversibil și, prin urmare, legile echilibrului chimic se aplică echilibrului în soluție între molecule și ioni. Deci, pentru disocierea acidului acetic

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Constanta de echilibru Kc se va determina ca

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

Constanta de echilibru (K c) pentru procesul de disociere se numește constanta de disociere (K d). Valoarea sa depinde de natura electrolitului, solventului și temperatură, dar nu depinde de concentrația electrolitului din soluție. Constanta de disociere este o caracteristică importantă a electroliților slabi, deoarece indică puterea moleculelor lor în soluție. Cu cât constanta de disociere este mai mică, cu atât electrolitul se disociază mai slab și moleculele sale sunt mai stabile. Având în vedere că gradul de disociere, spre deosebire de constanta de disociere, se modifică odată cu concentrația soluției, este necesar să se găsească relația dintre K d și a. Dacă se consideră că concentrația inițială a soluției este egală cu C, iar gradul de disociere corespunzător acestei concentrații este a, atunci numărul de molecule disociate de acid acetic va fi egal cu a · C. Deoarece

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

atunci concentraţia moleculelor nedizolvate de acid acetic va fi egală cu (C - a · C) sau C(1- a · C). De aici

K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)

Ecuația (1) exprimă legea diluției lui Ostwald. Pentru electroliți foarte slabi a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (K/C). (2)

După cum se poate observa din formula (2), cu o scădere a concentrației soluției de electrolit (când este diluată), gradul de disociere crește.

Electroliții slabi se disociază în etape, de exemplu:

Etapa 1 H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

Etapa 2 HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .

Astfel de electroliți sunt caracterizați de mai multe constante, în funcție de numărul de etape de descompunere în ioni. Pentru acidul carbonic

K1 = CH + CHCO-2/CH2CO3 = 4,45 × 10-7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.

După cum se poate observa, descompunerea în ioni de acid carbonic este determinată în principal de prima etapă, iar a doua poate apărea numai atunci când soluția este foarte diluată.

Echilibrul total al H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 corespunde constantei de disociere totală

Kd = C2n + · CCO2-3/CH2CO3.

Mărimile K 1 şi K 2 sunt legate între ele prin relaţie

K d = K 1 · K 2.

Bazele metalelor polivalente se disociază în mod similar în trepte. De exemplu, două etape de disociere a hidroxidului de cupru

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

corespund constantelor de disociere

K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 și К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .

Deoarece electroliții puternici sunt complet disociați în soluție, însuși termenul de constantă de disociere pentru ei nu are sens.

Disocierea diferitelor clase de electroliți

Din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice acid este o substanță a cărei disociere produce doar ionul de hidrogen hidratat H3O (sau pur și simplu H+) ca cation.

Baza este o substanță care, într-o soluție apoasă, formează ioni de hidroxid OH - și nu alți anioni - ca anion.

Conform teoriei Brønsted, un acid este un donor de protoni, iar o bază este un acceptor de protoni.

Puterea bazelor, ca și puterea acizilor, depinde de valoarea constantei de disociere. Cu cât constanta de disociere este mai mare, cu atât electrolitul este mai puternic.

Există hidroxizi care pot interacționa și forma săruri nu numai cu acizii, ci și cu bazele. Astfel de hidroxizi se numesc amfoter. Acestea includ Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3. Proprietățile lor se datorează faptului că se disociază slab ca acizi și ca baze

H ++ RO - « ROH « R++ OH -.

Acest echilibru se explică prin faptul că puterea de legătură dintre metal și oxigen diferă ușor de puterea de legătură dintre oxigen și hidrogen. Prin urmare, atunci când hidroxidul de beriliu reacţionează cu acidul clorhidric, se obţine clorură de beriliu

Be(OH)2 + HCl = BeCl2 + 2H2O,

iar când interacționează cu hidroxid de sodiu - berilat de sodiu

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H2O.

Săruri pot fi definiți ca electroliți care se disociază în soluție pentru a forma cationi alții decât cationii de hidrogen și anioni alții decât ionii de hidroxid.

Săruri medii, obţinut prin înlocuirea completă a ionilor de hidrogen ai acizilor corespunzători cu cationi metalici (sau NH + 4), disociază complet Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.

Săruri acide disociați pas cu pas

1 etapă NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

Etapa a 2-a HSO - 4«H++S02-4.

Gradul de disociere în etapa 1 este mai mare decât în ​​treapta a 2-a, iar cu cât acidul este mai slab, cu atât gradul de disociere în etapa a 2-a este mai scăzut.

Săruri de bază obtinut prin inlocuirea incompleta a ionilor de hidroxid cu reziduuri acide, de asemenea disociate in etape:

Etapa 1 (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4,

Etapa 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Sărurile de bază ale bazelor slabe se disociază în principal în prima etapă.

Săruri complexe, care conține un ion complex complex care își păstrează stabilitatea la dizolvare, se disociază într-un ion complex și ioni din sfera exterioară

K 3 « 3K ++ 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

În centrul ionului complex se află un atom de complexare. Acest rol este îndeplinit de obicei de ionii metalici. Moleculele sau ionii polari, și uneori ambii împreună, sunt localizați (coordonați) în apropierea agenților de complexare; aceștia se numesc liganzi. Agentul de complexare împreună cu liganzii constituie sfera interioară a complexului. Ionii aflați departe de agentul de complexare, legați mai puțin strâns de acesta, sunt localizați în mediul extern al compusului complex. Sfera interioară este de obicei cuprinsă între paranteze pătrate. Se numește numărul care indică numărul de liganzi din sfera interioară coordonare. Legăturile chimice dintre ionii complecși și simpli sunt rupte relativ ușor în timpul procesului de disociere electrolitică. Legăturile care duc la formarea de ioni complecși sunt numite legături donor-acceptor.

Ionii sferei exterioare sunt ușor separați de ionul complex. Această disociere se numește primară. Dezintegrarea reversibilă a sferei interioare este mult mai dificilă și se numește disociere secundară

Cl « + + Cl - - disociere primară,

+ « Ag + +2 NH 3 - disociere secundară.

disocierea secundară, ca și disocierea unui electrolit slab, se caracterizează printr-o constantă de instabilitate

K cuib. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .

Constantele de instabilitate (K inst.) ale diverșilor electroliți reprezintă o măsură a stabilității complexului. Cu cât mai puțin K cuib. , cu atât complexul este mai stabil.

Deci, printre compuși similari:

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

Stabilitatea complexului crește la trecerea de la - la +.

Valorile constantei de instabilitate sunt date în cărțile de referință de chimie. Folosind aceste valori, este posibil să se prezică cursul reacțiilor între compuși complecși, cu o diferență puternică a constantelor de instabilitate, reacția va merge spre formarea unui complex cu o constantă de instabilitate mai mică.

Se numește o sare complexă cu un ion complex slab stabil sare dublă. Sărurile duble, spre deosebire de sărurile complexe, se disociază în toți ionii incluși în compoziția lor. De exemplu:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,

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

Instrucțiuni

Esența acestei teorii este că atunci când se topesc (dizolvați în apă), aproape toți electroliții sunt descompuși în ioni care sunt încărcați atât pozitiv, cât și negativ (ceea ce se numește disociere electrolitică). Sub influența curentului electric, cele negative ("-") se deplasează spre anod (+), iar cele încărcate pozitiv (cationi, "+") se deplasează spre catod (-). Disocierea electrolitică este un proces reversibil (procesul invers se numește „molarizare”).

Gradul de (a) disociere electrolitică depinde de electrolit însuși, de solvent și de concentrația lor. Acesta este raportul dintre numărul de molecule (n) care s-au divizat în ioni și numărul total de molecule introduse în soluție (N). Obțineți: a = n / N

Astfel, electroliții puternici sunt substanțe care se dezintegrează complet în ioni atunci când sunt dizolvate în apă. Electroliții puternici sunt de obicei substanțe cu legături sau polari foarte puternice: acestea sunt săruri foarte solubile (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), precum și baze puternice (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Într-un electrolit puternic, substanța dizolvată în el este mai ales sub formă de ioni ( ); Practic nu există molecule nedisociate.

Electroliții slabi sunt substanțe care se disociază în ioni doar parțial. Electroliții slabi, împreună cu ionii în soluție, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu produc o concentrație puternică de ioni în soluție.

Cele slabe includ:
- acizi organici (aproape toti) (C2H5COOH, CH3COOH etc.);
- unii dintre acizi (H2S, H2CO3 etc.);
- aproape toate sărurile ușor solubile în apă, hidroxid de amoniu, precum și toate bazele (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- apa.

Ele practic nu conduc curentul electric sau conduc, dar prost.

Notă

Deși apa pură conduce electricitatea foarte slab, ea are o conductivitate electrică măsurabilă datorită faptului că apa se disociază ușor în ioni de hidroxid și hidrogen.

Sfaturi utile

Majoritatea electroliților sunt substanțe agresive, așa că atunci când lucrați cu aceștia, fiți extrem de atenți și respectați regulile de siguranță.

O bază tare este un compus chimic anorganic format din grupa hidroxil -OH și un metal alcalin (elemente din grupa I a tabelului periodic: Li, K, Na, RB, Cs) sau alcalino-pământos (elemente din grupa II Ba, Ca). ). Scris sub forma formulelor LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.

Vei avea nevoie

• cupa de evaporare
• arzător
• indicatori
• tija metalica
• N₃PO₄

Instrucțiuni

Se manifestă motive puternice, caracteristice tuturor. Prezența în soluție este determinată de schimbarea culorii indicatorului. Adăugați fenolftaleină la probă cu soluția de testat sau omiteți hârtia de turnesol. Portocaliul de metil produce o culoare galbenă, fenolftaleina produce o culoare violet, iar hârtia de turnesol devine albastră. Cu cât baza este mai puternică, cu atât culoarea indicatorului este mai intensă.

Dacă trebuie să aflați ce alcali vi se prezintă, atunci efectuați o analiză calitativă a soluțiilor. Cele mai comune baze puternice sunt litiu, potasiu, sodiu, bariu și calciu. Bazele reacţionează cu acizii (reacţii de neutralizare) formând sare şi apă. În acest caz, se pot distinge Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ și LiOH. Atunci când este combinat cu acid, se formează compuși insolubili. Hidroxizii rămași nu vor produce precipitații, deoarece Toate sărurile de K și Na sunt solubile.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃PO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 Ba(OH)₂ +2 Н₃PO₄ --→ Ba₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li₃PO₄↓ + 3 H₂O
Se strecoară și se usucă. Adăugați sedimentul uscat la flacăra arzătorului. Prin schimbarea culorii flăcării se pot determina calitativ ionii de litiu, calciu și bariu. În consecință, veți determina care hidroxid este care. Sărurile de litiu colorează arzătorul în roșu carmin. Sărurile de bariu sunt verzi, iar sărurile de calciu sunt purpurie.

Alcaliile rămase formează ortofosfați solubili.

3 NaOH + H₃PO₄--→ Na₃PO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O

Este necesar să evaporați apa până la un reziduu uscat. Așezați sărurile evaporate pe o tijă de metal una câte una în flacăra arzătorului. Acolo, sare de sodiu - flacăra va deveni galben strălucitor, iar potasiul - roz-violet. Astfel, avand un set minim de echipamente si reactivi, ai identificat toate motivele puternice care ti se ofera.

Un electrolit este o substanță care în stare solidă este un dielectric, adică nu conduce curentul electric, dar atunci când este dizolvat sau topit devine conductor. De ce are loc o schimbare atât de bruscă a proprietăților? Faptul este că moleculele de electroliți din soluții sau topituri se disociază în ioni încărcați pozitiv și negativ, datorită cărora aceste substanțe într-o astfel de stare agregată sunt capabile să conducă curentul electric. Majoritatea sărurilor, acizilor și bazelor au proprietăți electrolitice.

Instrucțiuni

Ce substanțe sunt considerate puternice? Astfel de substanțe, în soluții sau topituri din care sunt expuse aproape 100% din molecule, indiferent de concentrația soluției. Lista include majoritatea absolută a alcalinelor solubile, a sărurilor și a unor acizi, cum ar fi clorhidric, bromură, iodură, nitric etc.

Cum se comportă cei slabi în soluții sau topituri? electroliți? În primul rând, ele se disociază într-o măsură foarte mică (nu mai mult de 3% din numărul total de molecule), iar în al doilea rând, disocierea lor devine mai proastă și mai lentă cu cât concentrația soluției este mai mare. Astfel de electroliți includ, de exemplu, (hidroxid de amoniu), majoritatea acizilor organici și anorganici (inclusiv acidul fluorhidric - HF) și, desigur, apă cunoscută tuturor. Deoarece doar o fracțiune neglijabilă din moleculele sale se descompune în ioni de hidrogen și ioni de hidroxil.

Amintiți-vă că gradul de disociere și, în consecință, puterea electrolitului depind de factori: natura electrolitului în sine, solventul și temperatura. Prin urmare, această împărțire în sine este într-o anumită măsură arbitrară. La urma urmei, aceeași substanță poate fi, în condiții diferite, atât un electrolit puternic, cât și unul slab. Pentru a evalua puterea electrolitului, a fost introdusă o valoare specială - constanta de disociere, determinată pe baza legii acțiunii masei. Dar este aplicabil numai electroliților slabi; puternic electroliți nu respectați legea acțiunii în masă.

Surse:

• lista cu electroliți puternici

Săruri- acestea sunt substanțe chimice formate dintr-un cation, adică un ion încărcat pozitiv, un metal și un anion încărcat negativ - un reziduu acid. Există multe tipuri de săruri: normale, acide, bazice, duble, mixte, hidratate, complexe. Aceasta depinde de compozițiile cationice și anionice. Cum poți determina baza sare?