ÉLECTROLYTES– les substances dont les solutions ou les matières fondues conduisent le courant électrique.

NON-ÉLECTROLYTES– les substances dont les solutions ou les matières fondues ne conduisent pas le courant électrique.

Dissociation– décomposition des composés en ions.

Degré de dissociation– le rapport du nombre de molécules dissociées en ions à nombre total molécules en solution.

ÉLECTROLYTES FORTS lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, ils se dissocient presque complètement en ions.

Lors de l'écriture d'équations pour la dissociation d'électrolytes forts, le signe égal est utilisé.

Les électrolytes forts comprennent :

· Sels solubles ( voir tableau de solubilité);

· De nombreux acides inorganiques : HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Regarder électrolytes acides-forts dans le tableau de solubilité);

· Bases de métaux alcalins (LiOH, NaOH, KOH) et alcalino-terreux (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) ( voir les électrolytes bases-fortes dans le tableau de solubilité).

ÉLECTROLYTES FAIBLES dans les solutions aqueuses, ne se dissocient que partiellement (de manière réversible) en ions.

Lors de l'écriture d'équations de dissociation pour des électrolytes faibles, le signe de réversibilité est indiqué.

Les électrolytes faibles comprennent :

· Presque tout acides organiques et de l'eau (H 2 O);

· Certains acides inorganiques : H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Regarder acides-électrolytes faibles dans le tableau de solubilité);

· Hydroxydes métalliques insolubles (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( regarde le terrain-célectrolytes faibles dans le tableau de solubilité).

Pour un diplôme dissociation électrolytique influencé par un certain nombre de facteurs :

nature du solvant et électrolyte: les électrolytes forts sont des substances possédant des liaisons ioniques et covalentes fortement polaires ; bonne capacité ionisante, c'est-à-dire la capacité de provoquer la dissociation de substances, de solvants à haute teneur constante diélectrique

, dont les molécules sont polaires (par exemple l'eau) ; température

: puisque la dissociation est un processus endothermique, l'augmentation de la température augmente la valeur de α ; concentration

: lorsque la solution est diluée, le degré de dissociation augmente, et avec l'augmentation de la concentration, il diminue ;étape du processus de dissociation

H3PO4⇄H++H2PO−4 (premier étage, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (deuxième étape, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (troisième étape, α 3).

Pour cette raison, dans une solution de cet acide, la concentration en ions hydrogène est la plus élevée et la concentration en ions phosphate PO3−4 est la plus faible.

1. La solubilité et le degré de dissociation d'une substance ne sont pas liés l'un à l'autre. Par exemple, l’acide acétique, qui est hautement (indéfiniment) soluble dans l’eau, est un électrolyte faible.

2. Une solution d'électrolyte faible contient moins que les autres les ions qui se forment lors de la dernière étape de la dissociation électrolytique

Le degré de dissociation électrolytique est également affecté ajouter d'autres électrolytes: par exemple degré de dissociation de l'acide formique

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

diminue si un peu de formiate de sodium est ajouté à la solution. Ce sel se dissocie pour former des ions formiate HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

En conséquence, la concentration en ions HCOO– dans la solution augmente et, selon le principe de Le Chatelier, une augmentation de la concentration en ions formiate déplace l'équilibre du processus de dissociation de l'acide formique vers la gauche, c'est-à-dire le degré de dissociation diminue.

Loi de dilution d'Ostwald- une relation exprimant la dépendance de la conductivité électrique équivalente d'une solution diluée d'un électrolyte faible binaire sur la concentration de la solution :

Voici la constante de dissociation de l'électrolyte, la concentration et les valeurs de conductivité électrique équivalente à concentration et à dilution infinie, respectivement. La relation est une conséquence de la loi de l’action de masse et de l’égalité

où est le degré de dissociation.

La loi de dilution d'Ostwald a été dérivée par W. Ostwald en 1888 et il l'a également confirmée expérimentalement. L'établissement expérimental de l'exactitude de la loi de dilution d'Ostwald avait grande valeur pour étayer la théorie de la dissociation électrolytique.

Dissociation électrolytique de l'eau. Hydrogène pH L'eau est un électrolyte amphotère faible : H2O H+ + OH- ou plus précisément : 2H2O = H3O+ + OH- La constante de dissociation de l'eau à 25°C est égale à : Cette valeur de la constante correspond à la dissociation d'un de cent millions de molécules d'eau, donc la concentration de l'eau peut être considérée comme constante et égale à 55,55 mol/l (densité de l'eau 1000 g/l, masse de 1 l 1000 g, quantité de substance aqueuse 1000 g : 18 g/mol = 55,55 mole, C = 55,55 mole : 1 l = 55,55 mol/l). Alors Cette valeur est constante à une température donnée (25°C), on l'appelle le produit ionique de l'eau KW : La dissociation de l'eau est un processus endothermique, donc avec l'augmentation de la température, conformément au principe de Le Chatelier, la dissociation s'intensifie, la le produit ionique augmente et atteint une valeur de 10-13 à 100°C. Dans l'eau pure à 25°C, les concentrations d'hydrogène et d'ions hydroxyle sont égales entre elles : = = 10-7 mol/l Les solutions dans lesquelles les concentrations d'hydrogène et d'ions hydroxyle sont égales entre elles sont dites neutres. Si pour eau propre ajoutez de l'acide, la concentration en ions hydrogène augmentera et deviendra supérieure à 10-7 mol/l, le milieu deviendra acide et la concentration en ions hydroxyle changera instantanément de sorte que le produit ionique de l'eau conserve sa valeur de 10-14 . La même chose se produira lors de l’ajout d’alcali à de l’eau propre. Les concentrations d'ions hydrogène et hydroxyle sont liées entre elles par le produit ionique. Par conséquent, connaissant la concentration de l'un des ions, il est facile de calculer la concentration de l'autre. Par exemple, si = 10-3 mol/l, alors = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ou si = 10-2 mol/l, alors = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 moles/l. Ainsi, la concentration en ions hydrogène ou hydroxyle peut servir de caractéristique quantitative de l'acidité ou de l'alcalinité du milieu. En pratique, ils n'utilisent pas les concentrations d'hydrogène ou d'ions hydroxyles, mais les indicateurs de pH hydrogène ou de pH hydroxyle. L'indicateur pH hydrogène est égal au logarithme décimal négatif de la concentration en ions hydrogène : pH = - lg L'indicateur hydroxyle pH est égal au logarithme décimal négatif de la concentration en ions hydroxyles : pH = - lg Il est facile de le montrer par en prenant le logarithme du produit ionique de l'eau que pH + pH = 14 Si le pH du milieu est de 7 - l'environnement est neutre, s'il est inférieur à 7 il est acide, et plus le pH est bas, plus la concentration en ions hydrogène est élevée . Un pH supérieur à 7 signifie que l’environnement est alcalin ; plus le pH est élevé, plus la concentration en ions hydroxyle est élevée.

Électrolytes faibles- des substances qui se dissocient partiellement en ions. Les solutions d'électrolytes faibles contiennent des molécules non dissociées ainsi que des ions. Les électrolytes faibles ne peuvent pas produire une concentration élevée d’ions en solution. Les électrolytes faibles comprennent :

1) presque tous les acides organiques (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etc.) ;

2) certains acides inorganiques (H 2 CO 3, H 2 S, etc.) ;

3) presque tous les sels, bases et hydroxyde d'ammonium Ca 3 (PO 4) 2 légèrement solubles dans l'eau ; Cu(OH)2 ; Al(OH)3; NH4OH;

Ils conduisent mal (voire pas du tout) l’électricité.

Les concentrations d'ions dans les solutions d'électrolytes faibles sont caractérisées qualitativement par le degré et la constante de dissociation.

Le degré de dissociation est exprimé en fractions d’unité ou en pourcentage (a = 0,3 – limite conditionnelle division en fort et électrolytes faibles).

Le degré de dissociation dépend de la concentration de la solution d'électrolyte faible. Lorsqu'il est dilué avec de l'eau, le degré de dissociation augmente toujours, car le nombre de molécules de solvant (H 2 O) par molécule de soluté augmente. Selon le principe de Le Chatelier, l'équilibre de dissociation électrolytique devrait dans ce cas se déplacer dans le sens de la formation de produits, c'est-à-dire ions hydratés.

Le degré de dissociation électrolytique dépend de la température de la solution. Généralement, à mesure que la température augmente, le degré de dissociation augmente, car les liaisons des molécules sont activées, elles deviennent plus mobiles et plus faciles à ioniser. La concentration d'ions dans une solution électrolytique faible peut être calculée en connaissant le degré de dissociation un Et concentration initiale substance c en solution.

HAn = H + + An - .

La constante d'équilibre K p de cette réaction est la constante de dissociation K d :

Kd = . / . (10.11)

Si l'on exprime les concentrations d'équilibre en termes de concentration de l'électrolyte faible C et de son degré de dissociation α, on obtient :

Kd = C. α. S.α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Cette relation est appelée Loi de dilution d'Ostwald. Pour les électrolytes très faibles à α<<1 это уравнение упрощается:

Kd = C. α 2. (10.13)

Ceci nous permet de conclure qu'avec une dilution infinie le degré de dissociation α tend vers l'unité.

Equilibre protolytique dans l'eau :

,

,

A température constante dans les solutions diluées, la concentration d'eau dans l'eau est constante et égale à 55,5, ( )

, (10.15)

où K in est le produit ionique de l'eau.

Alors =10 -7. En pratique, en raison de la commodité de mesure et d'enregistrement, la valeur utilisée est l'indice d'hydrogène, (critère) de la force d'un acide ou d'une base. Par analogie .

De l'équation (11.15) : . À pH=7 – la réaction en solution est neutre, à pH<7 – кислая, а при pH>7 – alcalin.

Dans des conditions normales (0°C) :

, Alors

Figure 10.4 - pH de diverses substances et systèmes

10.7 Solutions d'électrolytes forts

Les électrolytes forts sont des substances qui, lorsqu'elles sont dissoutes dans l'eau, se désintègrent presque complètement en ions. En règle générale, les électrolytes forts comprennent les substances ayant des liaisons ioniques ou hautement polaires : tous les sels hautement solubles, les acides forts (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) et les bases fortes (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).

Dans une solution électrolytique forte, le soluté se trouve principalement sous forme d’ions (cations et anions) ; les molécules non dissociées sont pratiquement absentes.

La différence fondamentale entre les électrolytes forts et les électrolytes faibles est que l'équilibre de dissociation des électrolytes forts est complètement déplacé vers la droite :

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

et donc la constante d'équilibre (dissociation) s'avère être une quantité incertaine. La diminution de la conductivité électrique avec l'augmentation de la concentration d'un électrolyte fort est due à l'interaction électrostatique des ions.

Le scientifique néerlandais Petrus Josephus Wilhelmus Debye et le scientifique allemand Erich Hückel, ayant proposé un modèle qui constituait la base de la théorie des électrolytes forts, postulèrent :

1) l'électrolyte se dissocie complètement, mais dans des solutions relativement diluées (C M = 0,01 mol. l -1) ;

2) chaque ion est entouré d'une coquille d'ions de signe opposé. À leur tour, chacun de ces ions est solvaté. Cet environnement est appelé atmosphère ionique. Lors de l'interaction électrolytique d'ions de signes opposés, il est nécessaire de prendre en compte l'influence de l'atmosphère ionique. Lorsqu'un cation se déplace dans un champ électrostatique, l'atmosphère ionique se déforme ; il s'épaissit devant lui et s'amincit derrière lui. Cette asymétrie de l'atmosphère ionique a un effet d'autant plus inhibiteur sur le mouvement du cation que plus la concentration en électrolytes est élevée et plus la charge des ions est élevée. Dans ces systèmes, la notion de concentration devient ambiguë et doit être remplacée par celle d'activité. Pour un électrolyte binaire à charge unique KatAn = Kat + + An - les activités du cation (a +) et de l'anion (a -) sont respectivement égales

une + = γ + . C + , une - = γ - . C-, (10.16)

où C + et C - sont respectivement les concentrations analytiques du cation et de l'anion ;

γ + et γ - sont leurs coefficients d'activité.

et coefficients d'activité :

Le coefficient d'activité de Debye-Hückel dépend au moins de la température, de la constante diélectrique du solvant (ε) et de la force ionique (I) ; ce dernier sert de mesure de l'intensité du champ électrique créé par les ions dans la solution.

Pour un électrolyte donné, la force ionique est exprimée par l'équation de Debye-Hückel :

La force ionique, quant à elle, est égale à

où C est la concentration analytique ;

z est la charge du cation ou de l'anion.

Pour un électrolyte chargé une seule fois, la force ionique coïncide avec la concentration. Ainsi, NaCl et Na 2 SO 4 aux mêmes concentrations auront des forces ioniques différentes. La comparaison des propriétés de solutions d'électrolytes forts ne peut être effectuée que lorsque les forces ioniques sont les mêmes ; même les petites impuretés modifient considérablement les propriétés de l'électrolyte.

Figure 10.5 - Dépendance

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§6.3. Électrolytes forts et faibles

Le matériel de cette section vous est en partie familier grâce aux cours de chimie scolaires précédemment étudiés et à la section précédente. Passons brièvement en revue ce que vous savez et familiarisons-nous avec le nouveau matériel.

Dans la section précédente, nous avons discuté du comportement dans les solutions aqueuses de certains sels et substances organiques qui se décomposent complètement en ions dans une solution aqueuse.
Il existe un certain nombre de preuves simples mais indéniables selon lesquelles certaines substances contenues dans des solutions aqueuses se désintègrent en particules. Ainsi, les solutions aqueuses de H2SO4 sulfurique, de HNO3 nitrique, de HClO4 chlorique, de HCl chlorhydrique (chlorhydrique), de CH3COOH acétique et d'autres acides ont un goût aigre. Dans les formules des acides, la particule commune est l’atome d’hydrogène, et on peut supposer qu’il (sous forme d’ion) est à l’origine du même goût de toutes ces substances si différentes.
Les ions hydrogène formés lors de la dissociation dans une solution aqueuse donnent à la solution un goût aigre, c'est pourquoi ces substances sont appelées acides. Dans la nature, seuls les ions hydrogène ont un goût aigre.

Ils créent un environnement dit acide (acide) dans une solution aqueuse.

Les solutions aqueuses de lithium (LiOH), de sodium (NaOH), de potassium (KOH), de baryum (Ba(OH)2), de calcium (Ca(OH)2) et d'autres hydroxydes métalliques ont le même goût désagréable de savon amer et provoquent une sensation de glissement. Apparemment, les ions OH – hydroxyde inclus dans ces composés sont responsables de cette propriété.
L'acide chlorhydrique HCl, l'acide bromhydrique HBr et l'acide iodhydrique HI réagissent de la même manière avec le zinc, malgré leur composition différente, puisqu'en réalité ce n'est pas l'acide qui réagit avec le zinc :

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

et les ions hydrogène :

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

et de l'hydrogène gazeux et des ions zinc se forment.
Le mélange de certaines solutions salines, par exemple le chlorure de potassium KCl et le nitrate de sodium NaNO 3, ne s'accompagne pas d'un effet thermique notable, bien qu'après évaporation de la solution, un mélange de cristaux de quatre substances se forme : les originaux - chlorure de potassium et sodium nitrate - et nouveaux - nitrate de potassium KNO 3 et chlorure NaCl de sodium. On peut supposer que dans la solution, les deux sels initiaux se désintègrent complètement en ions qui, une fois évaporés, forment quatre substances cristallines :

En comparant ces informations avec la conductivité électrique des solutions aqueuses d'acides, d'hydroxydes et de sels et avec un certain nombre d'autres dispositions, S.A. Arrhenius a avancé en 1887 l'hypothèse de dissociation électrolytique, selon laquelle les molécules d'acides, d'hydroxydes et de sels, lorsqu'elles sont dissoutes dans l'eau, se dissocie en ions.
L'étude des produits d'électrolyse permet d'attribuer des charges positives ou négatives aux ions. Évidemment, si un acide, par exemple nitrique HNO 3, se dissocie, disons, en deux ions lors de l'électrolyse solution aqueuse L'hydrogène est libéré au niveau de la cathode (électrode chargée négativement), ce qui signifie qu'il y a des ions hydrogène chargés positivement H+ dans la solution.

Alors l’équation de dissociation doit s’écrire comme suit :

НNO 3 = Н + + . Dissociation électrolytique
– décomposition complète ou partielle d'un composé lorsqu'il est dissous dans l'eau en ions suite à une interaction avec une molécule d'eau (ou un autre solvant).Électrolytes
– les acides, bases ou sels dont les solutions aqueuses conduisent le courant électrique par dissociation. Les substances qui ne se dissocient pas en ions dans une solution aqueuse et dont les solutions ne conduisent pas le courant électrique sont appelées.
non-électrolytes La dissociation des électrolytes est caractérisée quantitativement– le rapport entre le nombre de « molécules » (unités de formule) désintégrées en ions et le nombre total de « molécules » de la substance dissoute. Le degré de dissociation est indiqué par la lettre grecque. Par exemple, si sur 100 « molécules » d'une substance dissoute, 80 se dissocient en ions, alors le degré de dissociation de la substance dissoute est égal à : = 80/100 = 0,8, soit 80 %.
Selon leur capacité à se dissocier (ou, comme on dit, « par force »), les électrolytes sont divisés en fort, moyenne Et faible. Selon le degré de dissociation, ceux dont les solutions sont > 30 % sont considérés comme des électrolytes forts ;< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Dans le cas de solutions aqueuses électrolytes forts(> 30 %) comprennent les groupes de composés suivants.
1 . De nombreux acides inorganiques, tels que le HCl chlorhydrique, le HNO 3 nitrique, le H 2 SO 4 sulfurique en solutions diluées. Le plus fort acide inorganique
– du chlore HClO 4.

La force des acides non oxygénés augmente dans une série de composés similaires en descendant dans le sous-groupe des éléments acidifiants :

HCl – HBr – HI. L'acide fluorhydrique HF dissout le verre, mais cela n'indique en rien sa résistance. Cet acide halogène sans oxygène est classé comme acide de force moyenne en raison de sa haute énergie Liaisons H – F, la capacité des molécules HF à se combiner (s'associer) en raison de fortes liaisons hydrogène, l'interaction des ions F – avec les molécules HF (liaisons hydrogène) avec la formation d'ions et d'autres plus particules complexes . En conséquence, la concentration d'ions hydrogène dans une solution aqueuse de cet acide est considérablement réduite, c'est pourquoi l'acide fluorhydrique est considéré comme.
force moyenne

Le fluorure d'hydrogène réagit avec le dioxyde de silicium, qui fait partie du verre, selon l'équation :

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

L'acide fluorhydrique ne doit pas être stocké dans des récipients en verre. A cet effet, on utilise des récipients en plomb, certains plastiques et en verre, dont les parois sont recouvertes à l'intérieur d'une épaisse couche de paraffine. Si du fluorure d’hydrogène gazeux est utilisé pour « graver » le verre, la surface du verre devient mate, ce qui est utilisé pour appliquer des inscriptions et divers motifs sur le verre. Le « mordançage » du verre avec une solution aqueuse d'acide fluorhydrique entraîne une corrosion de la surface du verre qui reste transparente. Une solution à 40 % d'acide fluorhydrique est généralement disponible dans le commerce. La force d'acides oxygénés similaires varie en direction opposée
, par exemple, l'acide périodique HIO 4 est plus faible acide perchlorique a un acide dans lequel l'élément acidifiant a le plus haute valence. Ainsi, dans la série des acides HClO (hypochloreux) – HClO 2 (chloreux) – HClO 3 (chloreux) – HClO 4 (chlorique), ce dernier est le plus fort.

Un volume d'eau dissout environ deux volumes de chlore. Le chlore (environ la moitié) réagit avec l'eau :

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

L'acide chlorhydrique est fort ; il n'y a pratiquement pas de molécules de HCl dans sa solution aqueuse.

Il est plus correct d'écrire l'équation de réaction comme suit :

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.
La solution obtenue est appelée eau chlorée.

2 L'acide hypochloreux est un agent oxydant à action rapide, il est donc utilisé pour blanchir les tissus. . Hydroxydes d'éléments des principaux sous-groupes des groupes I et II tableau périodique : LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etc. En descendant dans le sous-groupe, à mesure que les propriétés métalliques de l'élément augmentent, la force des hydroxydes augmente. Hydroxydes solubles

sous-groupe principal

Les éléments du groupe I sont classés comme alcalis.

Les alcalis sont des bases solubles dans l'eau. Ceux-ci comprennent également les hydroxydes d'éléments du sous-groupe principal du groupe II (métaux alcalino-terreux) et l'hydroxyde d'ammonium (une solution aqueuse d'ammoniac). Parfois, les alcalis sont ces hydroxydes qui créent une concentration élevée d’ions hydroxyde dans une solution aqueuse. Dans la littérature obsolète, on trouve parmi les alcalis les carbonates de potassium K 2 CO 3 (potasse) et les carbonates de sodium Na 2 CO 3 (soude), le bicarbonate de sodium NaHCO 3 (bicarbonate de soude), le borax Na 2 B 4 O 7, les hydrosulfures de sodium NaHS et potassium KHS et al.

3 L'hydroxyde de calcium Ca(OH) 2 en tant qu'électrolyte fort se dissocie en une seule étape :

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

. Presque tous les sels. Le sel, s'il s'agit d'un électrolyte fort, se dissocie en une seule étape, par exemple le chlorure ferrique : FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – . ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 Dans le cas de solutions aqueuses

2 électrolytes faibles
. L'eau H 2 O est l'électrolyte le plus important. . Certains acides inorganiques et presque tous les acides organiques : H 2 S (sulfure d'hydrogène), H 2 SO 3 (soufré), H 2 CO 3 (carbonique), HCN (cyanhydrique), H 3 PO 4 (phosphorique, orthophosphorique), H 2 SiO. 3 (silicium), H 3 BO 3 (borique, orthoborique), CH 3 COOH (acétique), etc. Notez que l'acide carbonique n'existe pas dans la formule H 2 CO 3. Une fois dissous

La dissociation de l'acide carbonique faible se déroule en deux étapes. L’ion bicarbonate résultant se comporte également comme un électrolyte faible.
D'autres acides polybasiques se dissocient de la même manière : H 3 PO 4 (phosphorique), H 2 SiO 3 (silicium), H 3 BO 3 (borique). Dans une solution aqueuse, la dissociation ne se produit pratiquement que dans la première étape. Comment réaliser la dissociation en dernière étape ?
3 . Hydroxydes de nombreux éléments, par exemple Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, etc.
Tous ces hydroxydes se dissocient progressivement dans une solution aqueuse, par exemple l'hydroxyde de fer
Fe(OH)3 :

Dans une solution aqueuse, la dissociation se produit presque exclusivement dans la première étape. Comment déplacer l'équilibre vers la formation d'ions Fe 3+ ?
Les propriétés fondamentales des hydroxydes du même élément augmentent avec la diminution de la valence de l'élément. Ainsi, les propriétés fondamentales du dihydroxyde de fer Fe(OH) 2 sont plus prononcées que celles du trihydroxyde Fe(OH) 3. Cette affirmation équivaut à propriétés acides Fe(OH) 3 sont plus prononcés que ceux de Fe(OH) 2.
4 . Hydroxyde d'ammonium NH 4 OH.
Lorsque l'ammoniac gazeux NH 3 est dissous dans l'eau, on obtient une solution très mal conductrice de l'électricité et ayant un goût amer et savonneux. Le milieu de la solution est basique, ou alcalin. Ce comportement de l'ammoniac s'explique comme suit : Lorsque l'ammoniac est dissous dans l'eau, il se forme de l'ammoniac hydraté NH 3 H 2 O, auquel on attribue classiquement la formule de l'hydroxyde d'ammonium inexistant NH. 4 OH, en considérant que ce composé se dissocie pour former un ion ammonium et un ion hydroxyde OH – :

NH 4 OH = + OH – .

5 . Certains sels : chlorure de zinc ZnCl 2, thiocyanate de fer Fe(NCS) 3, cyanure de mercure Hg(CN) 2, etc. Ces sels se dissocient par étapes.

Certaines personnes considèrent l'acide phosphorique H 3 PO 4 comme des électrolytes de force moyenne. Nous considérerons l'acide phosphorique comme un électrolyte faible et noterons les trois étapes de sa dissociation. L'acide sulfurique dans les solutions concentrées se comporte comme un électrolyte de force moyenne et dans les solutions très concentrées, il se comporte comme un électrolyte faible. Nous examinerons plus en détail acide sulfurique

électrolyte fort et notez l’équation de sa dissociation en une seule étape.

La différence dans le degré de dissociation des acides est particulièrement importante. Par exemple, les acides nitrique et chlorhydrique en 0,1 N. les solutions se désintègrent presque complètement en ions ; les acides carbonique, cyanhydrique et autres ne se dissocient que dans une faible mesure dans les mêmes conditions.

Parmi les bases hydrosolubles (alcalis), l'oxyde d'ammonium hydraté est faiblement dissociable ; les autres alcalis se dissocient bien. Tous les sels, à quelques exceptions près, se dissocient également bien en ions.

La différence dans le degré de dissociation des acides individuels est déterminée par la nature liaison de valence entre les atomes qui forment leurs molécules. Plus la liaison entre l’hydrogène et le reste de la molécule est polaire, plus elle se détache facilement et plus l’acide se dissocie.

Les électrolytes qui se dissocient bien en ions sont appelés électrolytes forts, contrairement aux électrolytes faibles, qui ne forment qu'un petit nombre d'ions dans les solutions aqueuses. Les solutions d'électrolytes forts retiennent conductivité électrique élevée même à des concentrations très élevées. Au contraire, la conductivité électrique des solutions d'électrolytes faibles diminue rapidement avec l'augmentation de la concentration. Les électrolytes forts comprennent les acides tels que les acides chlorhydrique, nitrique, sulfurique et quelques autres, puis les alcalis (sauf NH 4 OH) et presque tous les sels.

Les acides polyoniques et les bases polyacides se dissocient progressivement. Par exemple, les molécules d'acide sulfurique se dissocient d'abord selon l'équation

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

ou plus précisément :

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Abstraction du deuxième ion hydrogène selon l'équation

HSO 4 ' ⇄ H + SO 4 »

ou

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

est déjà beaucoup plus difficile, car il faut vaincre l'attraction de l'ion SO 4 doublement chargé, qui, bien sûr, attire plus fortement l'ion hydrogène que l'ion HSO 4 chargé une seule fois. Par conséquent, la deuxième étape de la dissociation ou, comme on dit, la dissociation secondaire se produit dans un espace beaucoup plus petit.degré que primaire, et les solutions ordinaires d'acide sulfurique ne contiennent qu'un petit nombre d'ions SO 4 "

L'acide phosphorique H 3 PO 4 se dissocie en trois étapes :

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Les molécules H 3 PO 4 se dissocient fortement en ions H et H 2 PO 4 '. Les ions H 2 PO 4 ' se comportent comme un acide plus faible et se dissocient dans une moindre mesure en H et HPO 4 '. Les ions HPO 4 se dissocient comme un acide très faible et ne produisent quasiment aucun ion H.

et P.O. 4"'

Bases contenant plus d'un groupe hydroxyle dans la molécule, se dissocient également par étapes. Par exemple:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Quant aux sels, les sels normaux se dissocient toujours en ions métalliques et en résidus acides. Par exemple:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl' Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "

Les sels acides, comme les acides polybasiques, se dissocient progressivement. Par exemple:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 ' ⇄ H + CO 3 »

Cependant, la deuxième étape est très petite, donc la solution sel aigre ne contient qu'un petit nombre d'ions hydrogène.

Les sels basiques se dissocient en ions basiques et acides. Par exemple:

Fe(OH)Cl2 ⇄ FeOH + 2Сl"

Presque aucune dissociation secondaire des ions résiduels basiques en ions métalliques et hydroxyles ne se produit.

Dans le tableau 11 sont donnés valeurs numériques degrés de dissociation de certains acides, bases et sels à 0 , 1 n. solutions.

Elle diminue avec l'augmentation de la concentration. Par conséquent, dans des solutions très concentrées, même les acides forts sont relativement faiblement dissociés. Pour

Tableau 11

Acides, bases et sels en 0,1 N.solution à 18°

Sels, leurs propriétés, hydrolyse

Élève de 8e année B de l'école n°182

Petrova Polina

Professeur de chimie :

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSCOU 2009

Dans la vie de tous les jours, nous sommes habitués à n'avoir affaire qu'à un seul sel : le sel de table, c'est-à-dire chlorure de sodium NaCl. Cependant, en chimie, les sels sont appelés classe entière relations. Les sels peuvent être considérés comme des produits du remplacement de l'hydrogène d'un acide par un métal. Le sel de table, par exemple, peut être obtenu à partir de acide chlorhydrique par réaction de substitution :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

sel acide

Si vous prenez de l'aluminium au lieu du sodium, un autre sel se forme - le chlorure d'aluminium :

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Sels- Ce substances complexes, constitué d'atomes métalliques et de résidus acides. Ce sont les produits du remplacement complet ou partiel de l'hydrogène dans un acide par un métal ou d'un groupe hydroxyle dans une base par un résidu acide. Par exemple, si dans l'acide sulfurique H 2 SO 4 nous remplaçons un atome d'hydrogène par du potassium, nous obtenons le sel KHSO 4, et si deux - K 2 SO 4.

Il existe plusieurs types de sels.

Méthodes d'obtention de sels.

1. Les sels peuvent être obtenus en agissant avec des acides sur les métaux, les oxydes basiques et les bases :

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

chlorure de zinc

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

sulfate de fer(III)

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

nitrate de chrome(III)

2. Les sels sont formés par la réaction d'oxydes acides avec des alcalis, ainsi que d'oxydes acides avec oxydes basiques:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

nitrate de calcium

SiO 2 + CaO CaSiO 3

silicate de calcium

3. Les sels peuvent être obtenus en faisant réagir des sels avec des acides, des alcalis, des métaux, des sels non volatils oxydes d'acide et d'autres sels. De telles réactions se produisent dans les conditions de dégagement de gaz, de précipitation d'un précipité, de dégagement d'un oxyde d'un acide plus faible ou de dégagement d'un oxyde volatil.

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

orthophosphate de calcium sulfate de calcium

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

sulfate de fer (III) sulfate de sodium

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

sulfate de cuivre (II) sulfate de fer (II)

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

carbonate de calcium silicate de calcium

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

chlorure de sulfate chlorure de sulfate

aluminium baryum baryum aluminium

4. Les sels d'acides sans oxygène sont formés par l'interaction de métaux avec des non-métaux :

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

chlorure de fer(III)

Propriétés physiques.

Sels – solides différentes couleurs. Leur solubilité dans l'eau varie. Tous les sels nitriques et salins sont solubles acide acétique, ainsi que des sels de sodium et de potassium. La solubilité des autres sels dans l’eau peut être trouvée dans le tableau de solubilité.

Propriétés chimiques.

1) Les sels réagissent avec les métaux.

Étant donné que ces réactions se produisent dans des solutions aqueuses, Li, Na, K, Ca, Ba et autres ne peuvent pas être utilisés pour des expériences. métaux actifs, qui, dans des conditions normales, réagissent avec l'eau ou effectuent des réactions dans la masse fondue.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Les sels réagissent avec les acides. Ces réactions se produisent lorsqu’un acide plus fort déplace un acide plus faible, libérant du gaz ou précipitant.

Lors de la réalisation de ces réactions, ils prennent généralement du sel sec et agissent avec de l'acide concentré.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Les sels réagissent avec les alcalis dans les solutions aqueuses.

C'est le moyen d'obtenir bases insolubles et les alcalis.

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

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Les sels réagissent avec les sels.

Les réactions se déroulent en solutions et permettent d'obtenir des sels pratiquement insolubles.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Certains sels se décomposent lorsqu'ils sont chauffés.

Un exemple typique une telle réaction est la combustion du calcaire, la principale partie intégrante qui est du carbonate de calcium :

CaCO 3 CaO + CO2 carbonate de calcium

1. Certains sels sont capables de cristalliser pour former des hydrates cristallins.

Sulfate de cuivre (II) CuSO 4 – substance cristalline blanc. Lorsqu'il se dissout dans l'eau, il s'échauffe et forme une solution couleur bleue. Le dégagement de chaleur et les changements de couleur sont les signes d’une réaction chimique. Lorsque la solution est évaporée, de l'hydrate cristallin CuSO 4 est libéré. 5H 2 O (sulfate de cuivre). La formation de cette substance indique que le sulfate de cuivre (II) réagit avec l'eau :

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q

blanc couleur bleu-bleu

Utilisation de sels.

La plupart des sels sont largement utilisés dans l’industrie et dans la vie quotidienne. Par exemple, le chlorure de sodium NaCl, ou sel de table, est indispensable en cuisine. Dans l'industrie, le chlorure de sodium est utilisé pour produire de la soude, de la soude NaHCO 3, du chlore, du sodium. Les sels des acides nitrique et orthophosphorique sont principalement engrais minéraux. Par exemple, le nitrate de potassium KNO 3 est du nitrate de potassium. Il fait également partie de la poudre à canon et d'autres mélanges pyrotechniques. Les sels sont utilisés pour obtenir des métaux, des acides et dans la production de verre. De nombreux produits phytopharmaceutiques contre les maladies, les ravageurs, certains substances médicinales appartiennent également à la classe des sels. Le permanganate de potassium KMnO 4 est souvent appelé permanganate de potassium. Le calcaire et le gypse – CaSO 4 – sont utilisés comme matériaux de construction. 2H 2 O, qui est également utilisé en médecine.

Solutions et solubilité.

Comme indiqué précédemment, la solubilité est propriété importante sels Solubilité - la capacité d'une substance à former un système homogène et stable avec une autre substance composition variable, composé de deux ou plus composants.

Solutions- Ce systèmes homogènes, constitué de molécules de solvant et de particules de soluté.

Ainsi, par exemple, une solution sel de table se compose d'un solvant - eau, d'une substance dissoute - Na +, Cl - ions.

Ions(du grec ión - aller), particules chargées électriquement formées par la perte ou le gain d'électrons (ou d'autres particules chargées) par des atomes ou des groupes d'atomes. Le concept et le terme « ion » ont été introduits en 1834 par M. Faraday qui, en étudiant l'action courant électrique aux solutions aqueuses d'acides, d'alcalis et de sels, suggère que la conductivité électrique de telles solutions est due au mouvement des ions. Faraday a appelé les ions chargés positivement se déplaçant en solution vers les cations du pôle négatif (cathode), et les ions chargés négativement se déplaçant vers le pôle positif (anode) - les anions.

En fonction du degré de solubilité dans l'eau, les substances sont divisées en trois groupes :

1) Très soluble ;

2) Légèrement soluble ;

3) Pratiquement insoluble.

De nombreux sels sont très solubles dans l'eau. Pour décider de la solubilité des autres sels dans l’eau, vous devrez utiliser le tableau de solubilité.

Il est bien connu que certaines substances, lorsqu’elles sont dissoutes ou fondues, conduisent le courant électrique, tandis que d’autres ne conduisent pas le courant dans les mêmes conditions.

Les substances qui se désintègrent en ions dans des solutions ou fondent et conduisent donc le courant électrique sont appelées électrolytes.

Les substances qui, dans les mêmes conditions, ne se désintègrent pas en ions et ne conduisent pas le courant électrique sont appelées Les substances qui ne se dissocient pas en ions dans une solution aqueuse et dont les solutions ne conduisent pas le courant électrique sont appelées.

Les électrolytes comprennent les acides, les bases et presque tous les sels. Les électrolytes eux-mêmes ne conduisent pas l'électricité. Dans les solutions et les fusions, ils se décomposent en ions, c'est pourquoi le courant circule.

La décomposition des électrolytes en ions lorsqu'ils sont dissous dans l'eau est appelée dissociation électrolytique. Son contenu se résume aux trois dispositions suivantes :

1) Les électrolytes, lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, se décomposent (se dissocient) en ions - positifs et négatifs.

2) Sous l'influence d'un courant électrique, les ions acquièrent un mouvement directionnel : les ions chargés positivement se déplacent vers la cathode et sont appelés cations, et les ions chargés négativement se déplacent vers l'anode et sont appelés anions.

3) Dissociation – processus réversible: parallèlement à la décomposition des molécules en ions (dissociation), le processus de combinaison des ions (association) se produit.

réversibilité

Électrolytes forts et faibles.

Pour caractériser quantitativement la capacité d'un électrolyte à se désintégrer en ions, la notion de degré de dissociation (α), t . E. Le rapport entre le nombre de molécules désintégrées en ions et le nombre total de molécules. Par exemple, α = 1 indique que l'électrolyte s'est complètement désintégré en ions, et α = 0,2 signifie que seulement un cinquième de ses molécules s'est dissocié. Lorsqu'une solution concentrée est diluée, ainsi que lorsqu'elle est chauffée, sa conductivité électrique augmente à mesure que le degré de dissociation augmente.

En fonction de la valeur de α, les électrolytes sont classiquement divisés en forts (se dissocient presque complètement, (α 0,95)) de force moyenne (0,95

Électrolytes forts il existe de nombreux acides minéraux (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, etc.), des alcalis (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etc.), presque tous des sels. Les solutions faibles incluent des solutions de certains acides minéraux(H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), de nombreux acides organiques (par exemple, l'acide acétique CH 3 COOH), de l'ammoniaque (NH 3. 2 O), de l'eau, certains sels de mercure ( HgCl2). Les électrolytes de force moyenne comprennent souvent les acides fluorhydrique HF, orthophosphorique H 3 PO 4 et nitreux HNO 2.

Hydrolyse des sels.

Le terme « hydrolyse » vient de Mots grecs hider (eau) et lyse (décomposition). L'hydrolyse est généralement comprise comme une réaction d'échange entre une substance et de l'eau. Les processus hydrolytiques sont extrêmement courants dans la nature qui nous entoure (à la fois vivante et non vivante) et sont également largement utilisés par les humains dans les technologies modernes de production et domestiques.

L'hydrolyse du sel est la réaction d'interaction entre les ions qui composent le sel et l'eau, qui conduit à la formation d'un électrolyte faible et s'accompagne d'une modification de l'environnement de la solution.

Trois types de sels subissent une hydrolyse :

a) sels formés fondation faible Et acide fort(CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - une hydrolyse du cation se produit)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl

La réaction du milieu est acide.

b) sels formés base solide et acide faible (K 2 CO 3, Na 2 S - l'hydrolyse se produit au niveau de l'anion)

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

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

La réaction du milieu est alcaline.

c) sels formés d'une base faible et d'un acide faible (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - l'hydrolyse se produit au niveau du cation et de l'anion.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

La réaction de l’environnement est souvent neutre.

d) les sels formés d'une base forte et d'un acide fort (NaCl, Ba(NO 3) 2) ne sont pas sujets à l'hydrolyse.

Dans certains cas, l'hydrolyse se déroule de manière irréversible (comme on dit, elle va jusqu'au bout). Ainsi, lors du mélange de solutions de carbonate de sodium et de sulfate de cuivre, il se forme un précipité bleu de sel basique hydraté qui, lorsqu'il est chauffé, perd une partie de l'eau de cristallisation et acquiert vert– se transforme en carbonate de cuivre basique anhydre – malachite :

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

Lors du mélange de solutions de sulfure de sodium et de chlorure d'aluminium, l'hydrolyse se poursuit également jusqu'à son terme :

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

Par conséquent, Al 2 S 3 ne peut pas être isolé d'une solution aqueuse. Ce sel est obtenu à partir de substances simples.