Elektrolitai skirstomi į dvi grupes, priklausomai nuo disociacijos laipsnio – stiprieji ir silpnieji elektrolitai. Stiprių elektrolitų disociacijos laipsnis yra didesnis nei vienas arba daugiau nei 30%, silpnų elektrolitų mažesnis nei vienas arba mažesnis nei 3%.

Disociacijos procesas

Elektrolitinė disociacija- molekulių skilimo į jonus procesas - teigiamai įkrautus katijonus ir neigiamo krūvio anijonus. Įkrautos dalelės neša elektros srovę. Elektrolitinė disociacija galima tik tirpaluose ir lydaluose.

Disociacijos varomoji jėga yra poliarinių kovalentinių ryšių irimas, veikiant vandens molekulėms. Poliarines molekules traukia vandens molekulės. Kietose medžiagose jie suyra joninės jungtysšildymo proceso metu. Aukštos temperatūros sukelti jonų virpesius kristalinės gardelės mazguose.

Ryžiai. 1. Disociacijos procesas.

Medžiagos, kurios tirpaluose lengvai suyra į jonus ir todėl praleidžia elektros srovę, vadinamos elektrolitais. Ne elektrolitai nepraleidžia elektros, nes neskyla į katijonus ir anijonus.

Priklausomai nuo disociacijos laipsnio, išskiriami stiprieji ir silpnieji elektrolitai. Stiprieji tirpsta vandenyje, t.y. visiškai, be galimybės atsigauti, suyra į jonus. Silpni elektrolitai iš dalies skyla į katijonus ir anijonus. Jų disociacijos laipsnis yra mažesnis nei stiprūs elektrolitai.

Disociacijos laipsnis parodo suirusių molekulių dalį bendroje medžiagų koncentracijoje. Jis išreiškiamas formule α = n/N.

Ryžiai. 2. Disociacijos laipsnis.

Silpni elektrolitai

Silpnų elektrolitų sąrašas:

• praskiestas ir silpnas organinės rūgštys- H2S, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, H3BO3;
• kai kurios organinės rūgštys (dauguma organinių rūgščių yra neelektrolitai) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• netirpios bazės - Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2;
• Amonio hidroksidas – NH 4 OH.

Ryžiai. 3. Tirpumo lentelė.

Disociacijos reakcija užrašoma naudojant joninę lygtį:

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

Polibazinės rūgštys disocijuoja laipsniškai:

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

Netirpios bazės taip pat suyra etapais:

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

Vanduo klasifikuojamas kaip silpnas elektrolitas. Vanduo elektros srovės praktiškai nepraleidžia, nes... silpnai skyla į vandenilio katijonus ir hidroksido jonų anijonus. Gauti jonai vėl surenkami į vandens molekules:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Jei vanduo lengvai praleidžia elektrą, vadinasi, jame yra priemaišų. Distiliuotas vanduo yra nelaidus.

Silpnų elektrolitų disociacija yra grįžtama. Susidarę jonai vėl susirenka į molekules.

Ko mes išmokome?

Silpni elektrolitai apima medžiagas, kurios iš dalies suyra į jonus – teigiamus katijonus ir neigiamus anijonus. Todėl tokios medžiagos blogai praleidžia elektrą. Tai silpnos ir praskiestos rūgštys, netirpios bazės ir mažai tirpios druskos. Silpniausias elektrolitas yra vanduo. Silpnų elektrolitų disociacija yra grįžtama reakcija.

Instrukcijos

Šios teorijos esmė ta, kad ištirpę (ištirpę vandenyje) beveik visi elektrolitai suskaidomi į jonus, kurie yra tiek teigiamo, tiek neigiamo krūvio (tai vadinama elektrolitine disociacija). Esant įtakai elektros srovė neigiami („-“) juda link anodo (+), o teigiamai įkrauti (katijonai, „+“) – link katodo (-). Elektrolitinė disociacija yra grįžtamasis procesas(atvirkštinis procesas vadinamas „moliarizacija“).

(a) elektrolitinės disociacijos laipsnis priklauso nuo paties elektrolito, tirpiklio ir jų koncentracijos. Tai yra molekulių, suskaidytų į jonus, skaičiaus (n) santykis bendras skaičiusį tirpalą įvestų molekulių (N). Jūs gaunate: a = n / N

Taigi stiprūs elektrolitai yra medžiagos, kurios ištirpusios vandenyje visiškai suyra į jonus. Stiprūs elektrolitai dažniausiai yra medžiagos, turinčios labai polinį ar ryšį: tai labai tirpios druskos (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), taip pat stiprios bazės (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Stipriame elektrolite jame ištirpusi medžiaga daugiausia yra jonų pavidalu ( ); Nesusijusių molekulių praktiškai nėra.

Silpni elektrolitai yra medžiagos, kurios tik iš dalies disocijuoja į jonus. Silpnuose elektrolituose kartu su jonais tirpale yra nedisocijuotų molekulių. Silpni elektrolitai nesukuria stiprios jonų koncentracijos tirpale.

Tarp silpnųjų yra:
- organinės rūgštys (beveik visos) (C2H5COOH, CH3COOH ir kt.);
- kai kurios rūgštys (H2S, H2CO3 ir kt.);
- beveik visos vandenyje mažai tirpios druskos, amonio hidroksidas, taip pat visos bazės (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- vanduo.

Jie praktiškai nepraleidžia elektros srovės arba laido, bet prastai.

Atkreipkite dėmesį

Nors švarus vanduo labai prastai praleidžia elektros srovę, dar turi išmatuojamą elektros laidumas, paaiškinama tuo, kad vanduo šiek tiek disocijuoja į hidroksido jonus ir vandenilio jonus.

Naudingi patarimai

Dauguma elektrolitų yra agresyvios medžiagos, todėl dirbdami su jais būkite itin atidūs ir laikykitės saugos taisyklių.

Stiprus pagrindas – neorganinis cheminis junginys, sudarytas iš hidroksilo grupės -OH ir šarminės (I grupės elementai periodinė lentelė: Li, K, Na, RB, Cs) arba šarminių žemių metalas(II grupės elementai Ba, Ca). Parašyta formulėmis LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.

Jums reikės

• garinimo puodelis
• degiklis
• rodikliai
• metalinis strypas
• N3PO4

Instrukcijos

Pasireiškia rimtos priežastys, būdingos visiems. Jo buvimas tirpale nustatomas pagal indikatoriaus spalvos pasikeitimą. Į mėginį su tiriamuoju tirpalu įpilkite fenolftaleino arba nepadėkite lakmuso popieriaus. Metilo oranžinė spalva suteikia geltoną spalvą, fenolftaleinas suteikia violetinę spalvą, o lakmuso popierius virsta mėlyna. Kuo stipresnis pagrindas, tuo intensyvesnė indikatoriaus spalva.

Jei reikia išsiaiškinti, kurie šarmai jums pateikiami, atlikite kokybinė analizė sprendimus. Labiausiai paplitusios stiprios bazės yra litis, kalis, natris, baris ir kalcis. Bazės reaguoja su rūgštimis (neutralizacijos reakcijos), sudarydamos druską ir vandenį. Šiuo atveju galima išskirti Ca(OH)2, Ba(OH)2 ir LiOH. Sujungus su rūgštimi, susidaro netirpūs junginiai. Likę hidroksidai nesudarys kritulių, nes Visos K ir Na druskos yra tirpios.
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
Nukoškite juos ir išdžiovinkite. Supilkite džiovintas nuosėdas į degiklio liepsną. Keičiant liepsnos spalvą galima kokybiškai nustatyti ličio, kalcio ir bario jonus. Atitinkamai jūs nustatysite, kuris hidroksidas yra kuris. Ličio druskos nuspalvina degiklio liepsną karmino raudonumu. Bario druskos yra žalios, o kalcio druskos yra tamsiai raudonos spalvos.

Likę šarmai sudaro tirpius ortofosfatus.

3 NaOH + H3PO4--→ Na3PO4 + 3 H2O

3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O

Vandenį būtina išgarinti iki sausų likučių. Išgarintas druskas po vieną sudėkite ant metalinio strypo į degiklio liepsną. Ten natrio druska - liepsna taps ryškiai geltona, o kalio - rausvai violetinė. Taigi turėdamas minimalus rinkinysįrangą ir reagentus, nustatėte visas jums pateiktas tvirtas priežastis.

Elektrolitas yra medžiaga, kuri kietoje būsenoje yra dielektrikas, tai yra, ji nepraleidžia elektros srovės, bet ištirpusi arba išlydyta tampa laidininku. Kodėl taip atsitinka? staigus pasikeitimas savybės? Faktas yra tas, kad elektrolitų molekulės tirpaluose arba lydaluose disocijuoja į teigiamai įkrautus ir neigiamai įkrautus jonus, dėl kurių šios medžiagos tokioje agreguotoje būsenoje gali praleisti elektros srovę. Dauguma druskų, rūgščių ir bazių turi elektrolitinių savybių.

Instrukcijos

Kokios medžiagos laikomos stipriomis? Tokios medžiagos, kurių tirpaluose ar lydaluose veikia beveik 100 % molekulių, nepriklausomai nuo tirpalo koncentracijos. Į sąrašą įtraukta absoliuti dauguma tirpių šarmų, druskų ir kai kurių rūgščių, tokių kaip druskos, bromidas, jodidas, azoto ir kt.

Kaip tirpaluose ar lydaluose elgiasi silpnieji? elektrolitų? Pirma, jie disocijuoja labai mažai (ne daugiau kaip 3 proc bendras skaičius molekulių), antra, jų progresas yra blogesnis ir lėtesnis, tuo didesnė tirpalo koncentracija. Tokie elektrolitai apima, pavyzdžiui, (amonio hidroksidą), daugumą organinių ir neorganinių rūgščių (įskaitant vandenilio fluorido rūgštį - HF) ir, žinoma, mums visiems pažįstamą vandenį. Kadangi tik nedidelė jo molekulių dalis skyla į vandenilio jonus ir hidroksilo jonus.

Atminkite, kad disociacijos laipsnis ir atitinkamai elektrolito stiprumas priklauso nuo veiksnių: paties elektrolito pobūdžio, tirpiklio ir temperatūros. Todėl šis skirstymas į tam tikru mastu sąlyginai. Juk ta pati medžiaga gali skirtingos sąlygos būti ir stiprus elektrolitas, ir silpnas. Norint įvertinti elektrolito stiprumą, buvo įvesta speciali reikšmė - disociacijos konstanta, nustatyta remiantis masės veikimo dėsniu. Bet jis taikomas tik silpniems elektrolitams; stiprus elektrolitų nepaklūsta masinių veiksmų dėsniui.

Šaltiniai:

• stiprių elektrolitų sąrašas

Druskos- Tai cheminių medžiagų, susidedantis iš katijono, tai yra teigiamai įkrauto jono, metalo ir neigiamai įkrauto anijono – rūgšties liekanos. Druskų yra daug rūšių: normalių, rūgščių, bazinių, dvigubų, mišrių, hidratuotų, kompleksinių. Tai priklauso nuo katijonų ir anijonų sudėties. Kaip galite nustatyti bazę druskos?

Druskos, jų savybės, hidrolizė

182 mokyklos B 8 klasės mokinys

Petrova Polina

Chemijos mokytojas:

Kharina Jekaterina Alekseevna

MASKVA 2009 m

Kasdieniame gyvenime esame įpratę elgtis tik su viena druska – valgomąja, t.y. natrio chlorido NaCl. Tačiau chemijoje druskos vadinamos visa klasė jungtys. Druskos gali būti laikomos vandenilio pakeitimo rūgštyje metalu produktais. Pavyzdžiui, valgomosios druskos galima gauti iš druskos rūgštis pagal pakeitimo reakciją:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

rūgštinė druska

Jei vietoj natrio vartojate aliuminį, susidaro kita druska - aliuminio chloridas:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Druskos- Tai sudėtingos medžiagos, susidedantis iš metalo atomų ir rūgščių liekanų. Tai produktai, visiškai arba iš dalies pakeitus vandenilį rūgštyje metalu arba hidroksilo grupė remiantis rūgšties liekana. Pavyzdžiui, jei sieros rūgštyje H 2 SO 4 vieną vandenilio atomą pakeičiame kaliu, gauname druską KHSO 4, o jei du - K 2 SO 4.

Yra keletas druskų rūšių.

Druskų gavimo būdai.

1. Druskos gali būti gaunamos veikiant rūgštimis metalus, bazinius oksidus ir bazes:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H2

cinko chloridas

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

geležies (III) sulfatas

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

chromo (III) nitratas

2. Druskos susidaro rūgštiniams oksidams reaguojant su šarmais, taip pat rūgštiniai oksidai su baziniai oksidai:

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

kalcio nitratas

SiO 2 + CaO CaSiO 3

kalcio silikatas

3. Druskos gali būti gaunamos reaguojant druskoms su rūgštimis, šarmais, metalais, nelakiosios rūgščių oksidai ir kitos druskos. Tokios reakcijos vyksta dujų išsiskyrimo, nuosėdų nusodinimo, silpnesnės rūgšties oksido arba lakiojo oksido išsiskyrimo sąlygomis.

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

kalcio ortofosfatas kalcio sulfatas

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

geležies (III) sulfatas natrio sulfatas

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

vario (II) sulfatas geležies (II) sulfatas

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

kalcio karbonatas kalcio silikatas

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

sulfato chloridas sulfato chloridas

aliuminis baris baris aliuminis

4. Bedeguonių rūgščių druskos susidaro sąveikaujant metalams su nemetalais:

2Fe + 3Cl2 2FeCl 3

geležies (III) chloridas

Fizinės savybės.

druskos - kietosios medžiagos skirtingos spalvos. Jų tirpumas vandenyje skiriasi. Visos azoto ir acto rūgščių druskos, taip pat natrio ir kalio druskos yra tirpios. Kitų druskų tirpumą vandenyje galima rasti tirpumo lentelėje.

Cheminės savybės.

1) Druskos reaguoja su metalais.

Kadangi šios reakcijos vyksta vandeniniuose tirpaluose, Li, Na, K, Ca, Ba ir kiti eksperimentams negali būti naudojami. aktyvieji metalai, kurios normaliomis sąlygomis reaguoja su vandeniu arba atlieka reakcijas lydyne.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

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

2) Druskos reaguoja su rūgštimis. Šios reakcijos atsiranda, kai stipresnė rūgštis išstumia silpnesnę, išskirdama dujas arba nusodindama nuosėdas.

Vykdydami šias reakcijas, jie paprastai ima sausą druską ir veikia su koncentruota rūgštimi.

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

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

3) Vandeniniuose tirpaluose druskos reaguoja su šarmais.

Tai būdas gauti netirpios bazės ir šarmų.

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) Druskos reaguoja su druskomis.

Reakcijos vyksta tirpaluose ir yra naudojamos praktiškai netirpioms druskoms gauti.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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

5) Kai kurios druskos suyra kaitinant.

Tipiškas pavyzdys tokia reakcija yra kalkakmenio deginimas, pagrindinis neatskiriama dalis kuris yra kalcio karbonatas:

CaCO 3 CaO + CO2 kalcio karbonatas

1. Kai kurios druskos gali kristalizuotis ir sudaryti kristalinius hidratus.

Vario (II) sulfatas CuSO 4 – kristalinė medžiaga baltas. Kai ištirpsta vandenyje, jis įkaista ir susidaro tirpalas mėlyna spalva. Šilumos ir spalvos pokyčiai yra ženklai cheminė reakcija. Tirpalui išgaravus, išsiskiria kristalinis hidratas CuSO 4. 5H 2 O (vario sulfatas). Šios medžiagos susidarymas rodo, kad vario (II) sulfatas reaguoja su vandeniu:

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

baltas mėlyna-mėlyna spalva

Druskų naudojimas.

Dauguma druskų plačiai naudojamos pramonėje ir kasdieniame gyvenime. Pavyzdžiui, natrio chloridas NaCl arba valgomoji druska yra nepamainoma gaminant maistą. Pramonėje natrio chloridas naudojamas natrio hidroksidui, soda NaHCO 3, chlorui, natriui gaminti. Daugiausia yra azoto ir ortofosforo rūgščių druskos mineralinių trąšų. Pavyzdžiui, kalio nitratas KNO 3 yra kalio nitratas. Jis taip pat yra parako ir kitų pirotechnikos mišinių dalis. Druskos naudojamos metalams, rūgštims gauti, stiklo gamyboje. Daug augalų apsaugos priemonių nuo ligų, kenkėjų, kai vaistinių medžiagų taip pat priklauso druskų klasei. Kalio permanganatas KMnO 4 dažnai vadinamas kalio permanganatu. Kaip statybinės medžiagos naudojamos kalkakmenis ir gipsas – CaSO 4. 2H 2 O, kuris taip pat naudojamas medicinoje.

Tirpalai ir tirpumas.

Kaip minėta anksčiau, tirpumas yra svarbus turtas druskos Tirpumas – medžiagos gebėjimas su kita medžiaga sudaryti vienalytę, stabilią sistemą kintama kompozicija, susidedantis iš dviejų arba daugiau komponentai.

Sprendimai- Tai vienalytės sistemos, susidedantis iš tirpiklio molekulių ir tirpių dalelių.

Taigi, pavyzdžiui, sprendimas valgomoji druska susideda iš tirpiklio - vandens, ištirpusios medžiagos - Na +, Cl - jonų.

Jonai(iš graikų ión – einantis), elektra įkrautos dalelės, susidarančios dėl elektronų (ar kitų įkrautų dalelių) praradimo arba padidėjimo atomams ar atomų grupėms. Sąvoką ir terminą „jonas“ 1834 metais įvedė M. Faradėjus, kuris, tirdamas elektros srovės poveikį vandeniniams rūgščių, šarmų ir druskų tirpalams, pasiūlė, kad tokių tirpalų elektrinis laidumas yra dėl jonų judėjimo. . Teigiamo krūvio jonus, tirpale judančius link neigiamo poliaus (katodo), Faradėjus vadino katijonais, o neigiamo krūvio jonus, judančius teigiamo poliaus (anodo) link – anijonais.

Pagal tirpumo vandenyje laipsnį medžiagos skirstomos į tris grupes:

1) Labai tirpus;

2) Šiek tiek tirpsta;

3) Praktiškai netirpi.

Daugelis druskų gerai tirpsta vandenyje. Sprendžiant dėl ​​kitų druskų tirpumo vandenyje, turėsite naudoti tirpumo lentelę.

Gerai žinoma, kad kai kurios medžiagos, ištirpusios ar išsilydžiusios, praleidžia elektros srovę, o kitos tomis pačiomis sąlygomis nelaidžia srovės.

Vadinamos medžiagos, kurios tirpaluose suyra į jonus arba lydosi ir todėl praleidžia elektros srovę elektrolitų.

Vadinamos medžiagos, kurios tomis pačiomis sąlygomis nesuyra į jonus ir nelaidžia elektros srovės ne elektrolitai.

Elektrolitams priskiriamos rūgštys, bazės ir beveik visos druskos. Patys elektrolitai elektros nelaidžia. Tirpaluose ir lydaluose jie skyla į jonus, todėl teka srovė.

Elektrolitų skilimas į jonus, kai jie ištirpsta vandenyje, vadinamas elektrolitinė disociacija. Jo turinį sudaro šios trys nuostatos:

1) Elektrolitai, ištirpę vandenyje, skyla (disociuoja) į jonus – teigiamus ir neigiamus.

2) Elektros srovės įtakoje jonai įgauna kryptingą judėjimą: teigiamai įkrauti jonai juda katodo link ir vadinami katijonais, o neigiamo krūvio jonai juda link anodo ir vadinami anijonais.

3) Disociacija yra grįžtamasis procesas: lygiagrečiai su molekulių skilimu į jonus (disociacija) vyksta jonų susijungimo (asociacijos) procesas.

grįžtamumas

Stiprūs ir silpni elektrolitai.

Kiekybiškai apibūdinti elektrolito gebėjimą skaidytis į jonus, disociacijos laipsnio (α) samprata, t . E. Molekulių, išskaidytų į jonus, skaičiaus ir bendro molekulių skaičiaus santykis. Pavyzdžiui, α = 1 rodo, kad elektrolitas visiškai subyrėjo į jonus, o α = 0,2 reiškia, kad tik kas penkta jo molekulė yra disocijuota. Skiedžiant koncentruotą tirpalą, taip pat kaitinant, jo elektrinis laidumas didėja, nes didėja disociacijos laipsnis.

Priklausomai nuo α vertės, elektrolitai paprastai skirstomi į stipriuosius (beveik visiškai disocijuojančius, (α 0,95) vidutinio stiprumo (0,95

Stiprūs elektrolitai yra daug mineralinių rūgščių (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 ir kt.), šarmų (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 ir kt.) ir beveik visų druskų. Silpni sprendimai apima kai kurių sprendimus mineralinės rūgštys(H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), daug organinių rūgščių (pavyzdžiui, acto rūgštis CH 3 COOH), vandeninis amoniakas (NH 3, 2 O), vanduo, kai kurios gyvsidabrio druskos ( HgCl 2). Vidutinio stiprumo elektrolitai dažnai apima vandenilio fluoridą, ortofosforo H 3 PO 4 ir azoto HNO 2 rūgštis.

Druskų hidrolizė.

Terminas „hidrolizė“ kilęs iš Graikiški žodžiai hidoras (vanduo) ir lizė (skilimas). Hidrolizė paprastai suprantama kaip mainų reakcija tarp medžiagos ir vandens. Hidrolizės procesai itin paplitę mus supančioje gamtoje (tiek gyvojoje, tiek negyvojoje), taip pat plačiai naudojami žmonių šiuolaikinėse gamybos ir buities technologijose.

Druskos hidrolizė yra druską sudarančių jonų ir vandens sąveikos reakcija, dėl kurios susidaro silpnas elektrolitas ir pasikeičia tirpalo aplinka.

Hidrolizuojamos trijų tipų druskos:

a) susidarė druskos silpnas pagrindas ir stiprioji rūgštis (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 – vyksta katijono hidrolizė)

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

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

Terpės reakcija yra rūgštinė.

b) susidarė druskos stiprus pagrindas ir silpna rūgštis (K 2 CO 3, Na 2 S – anijone vyksta hidrolizė)

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

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

Terpės reakcija yra šarminė.

c) druskos, susidarančios iš silpnos bazės ir silpnos rūgšties (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - katijone ir anijone vyksta hidrolizė.

2NH4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH3. H2O + H2CO3

(NH4)2CO3 + H2O2NH3. H2O + H2CO3

Dažnai aplinkos reakcija yra neutrali.

d) stiprios bazės ir stiprios rūgšties (NaCl, Ba(NO 3) 2) susidarančios druskos nehidrolizuojamos.

Kai kuriais atvejais hidrolizė vyksta negrįžtamai (kaip sakoma, ji eina iki galo). Taigi, maišant natrio karbonato ir vario sulfato tirpalus, nusėda mėlynos hidratuotos bazinės druskos nuosėdos, kurios kaitinant netenka dalies kristalizacijos vandens ir įgauna žalias– virsta bevandeniu baziniu vario karbonatu – malachitu:

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

Maišant natrio sulfido ir aliuminio chlorido tirpalus, hidrolizė taip pat baigiasi:

2AlCl3 + 3Na 2S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2S + 6NaCl

Todėl Al 2 S 3 negalima išskirti iš vandeninio tirpalo. Ši druska gaunama iš paprastų medžiagų.

Stiprūs ir silpni elektrolitai

Kai kurių elektrolitų tirpaluose disocijuoja tik dalis molekulių. Norint kiekybiškai apibūdinti elektrolito stiprumą, buvo įvesta disociacijos laipsnio sąvoka. Molekulių, disocijuotų į jonus, skaičiaus santykis su visu ištirpusios medžiagos molekulių skaičiumi vadinamas disociacijos laipsniu a.

čia C yra disocijuotų molekulių koncentracija, mol/l;

C 0 – pradinė tirpalo koncentracija, mol/l.

Pagal disociacijos laipsnį visi elektrolitai skirstomi į stipriuosius ir silpnuosius. Stipriems elektrolitams priskiriami tie, kurių disociacijos laipsnis didesnis nei 30 % (a > 0,3). Tai apima:

· stiprios rūgštys(H2SO4, HNO3, HCl, HBr, HI);

· tirpūs hidroksidai, išskyrus NH 4 OH;

· tirpios druskos.

Elektrolitinė stiprių elektrolitų disociacija yra negrįžtama

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Silpnų elektrolitų disociacijos laipsnis yra mažesnis nei 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· silpnas neorganinės rūgštys(H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 ir kt.) ir visas organines, pavyzdžiui, acto rūgštis (CH 3 COOH);

· netirpūs hidroksidai, taip pat tirpus hidroksidas NH 4 OH;

· netirpios druskos.

Elektrolitai, turintys tarpines disociacijos laipsnio vertes, vadinami vidutinio stiprumo elektrolitais.

Disociacijos laipsnis (a) priklauso nuo šių veiksnių:

dėl elektrolito pobūdžio, tai yra, dėl tipo cheminiai ryšiai; disociacija lengviausia vyksta poliariausių ryšių vietoje;

nuo tirpiklio prigimties - kuo pastarasis poliariškesnis, tuo lengviau jame vyksta disociacijos procesas;

nuo temperatūros - didėjanti temperatūra sustiprina disociaciją;

dėl tirpalo koncentracijos – tirpalą atskiedus, disociacija taip pat didėja.

Kaip disociacijos laipsnio priklausomybės nuo cheminių jungčių pobūdžio pavyzdį apsvarstykite natrio vandenilio sulfato (NaHSO 4), kurio molekulėje yra, disociaciją. šių tipų jungtys: 1-jonas; 2 - polinis kovalentinis; 3 – ryšys tarp sieros ir deguonies atomų yra žemo poliškumo. Lengviausiai nutrūksta joninės jungties vietoje (1):

3. Rūgšties likutis nesiskiria į jonus. Elektrolitų disociacijos laipsnis labai priklauso nuo tirpiklio pobūdžio. Pavyzdžiui, HCl stipriai disocijuoja vandenyje, mažiau stipriai etanolyje C 2 H 5 OH ir beveik nesiskiria benzene, kuriame praktiškai nelaidžia elektros srovės. Tirpikliai su dideliu dielektrinė konstanta

e) poliarizuoja ištirpusių medžiagų molekules ir sudaro su jomis solvatuotus (hidratuotus) jonus. 25 °C temperatūroje e(H2O) = 78,5, e(C2H5OH) = 24,2, e(C6H6) = 2,27. Silpnų elektrolitų tirpaluose disociacijos procesas yra grįžtamas, todėl dėsniai taikomi pusiausvyrai tirpale tarp molekulių ir jonų. cheminė pusiausvyra . Taigi, dėl disociacijos

acto rūgštis

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Pusiausvyros konstanta Kc bus nustatyta kaip

K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH. Disociacijos proceso pusiausvyros konstanta (K c) vadinama disociacijos konstanta (K d). Jo reikšmė priklauso nuo elektrolito pobūdžio, tirpiklio ir temperatūros, bet nepriklauso nuo elektrolito koncentracijos tirpale. Disociacijos konstanta yra svarbi savybė silpni elektrolitai, nes tai rodo jų molekulių stiprumą tirpale. Kuo mažesnė disociacijos konstanta, tuo elektrolitas silpniau disocijuoja ir tuo stabilesnės jo molekulės. Atsižvelgiant į tai, kad disociacijos laipsnis, priešingai nei disociacijos konstanta, kinta priklausomai nuo tirpalo koncentracijos, reikia rasti ryšį tarp K d ir a. Jeigu pradinė koncentracija

tirpalas imamas lygus C, o šią koncentraciją atitinkantis disociacijos laipsnis yra a, tada acto rūgšties disocijuotų molekulių skaičius bus lygus a · C. Kadangi

CCH 3 COO - = CH + = a C,

tada nesuirusių acto rūgšties molekulių koncentracija bus lygi (C - a · C) arba C(1- a · C). Iš čia

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

(1) lygtis išreiškia Ostwaldo praskiedimo dėsnį. Labai silpniems elektrolitams a

a = (K/C). (2)

Kaip matyti iš (2) formulės, sumažėjus elektrolito tirpalo koncentracijai (kai jis praskiedžiamas), disociacijos laipsnis didėja.

Silpni elektrolitai disocijuoja etapais, pavyzdžiui:

1 etapas H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

Tokiems elektrolitams būdingos kelios konstantos, priklausomai nuo skilimo į jonus etapų skaičiaus. Dėl anglies rūgšties

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

Kaip matyti, skilimą į anglies rūgšties jonus daugiausia lemia pirmasis etapas, o antrasis gali atsirasti tik tada, kai tirpalas yra labai praskiestas.

Bendra H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 pusiausvyra atitinka bendrąją disociacijos konstantą

K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

Dydžiai K 1 ir K 2 yra susiję vienas su kitu ryšiu

K d = K 1 · K 2.

Panašiai laipsniškai disocijuoja ir daugiavalenčių metalų bazės. Pavyzdžiui, du vario hidroksido disociacijos etapai

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

atitinka disociacijos konstantas

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

Kadangi stiprūs elektrolitai tirpale yra visiškai disocijuoti, pats terminas disociacijos konstanta jiems neturi reikšmės.

Įvairių klasių elektrolitų disociacija

Elektrolitinės disociacijos teorijos požiūriu rūgšties yra medžiaga, kurios disociacijos metu susidaro tik hidratuotas vandenilio jonas H3O (arba tiesiog H+) kaip katijonas.

Pagrindas yra medžiaga, kuri vandeniniame tirpale kaip anijoną sudaro hidroksido jonus OH – ir jokių kitų anijonų.

Pagal Brønstedo teoriją rūgštis yra protonų donoras, o bazė – protonų akceptorius.

Bazių stiprumas, kaip ir rūgščių stiprumas, priklauso nuo disociacijos konstantos reikšmės. Kuo didesnė disociacijos konstanta, tuo stipresnis elektrolitas.

Yra hidroksidų, kurie gali sąveikauti ir sudaryti druskas ne tik su rūgštimis, bet ir su bazėmis. Tokie hidroksidai vadinami amfoterinis. Tai apima Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3. Jų savybes lemia tai, kad jie silpnai disocijuoja kaip rūgštys ir bazės

H + + RO - « ROH « R + + OH -.

Ši pusiausvyra paaiškinama tuo, kad jungties stiprumas tarp metalo ir deguonies šiek tiek skiriasi nuo jungties stiprumo tarp deguonies ir vandenilio. Todėl, kai berilio hidroksidas reaguoja su druskos rūgštimi, gaunamas berilio chloridas

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

o sąveikaujant su natrio hidroksidu – natrio berilatas

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

Druskos gali būti apibrėžiami kaip elektrolitai, kurie tirpale disocijuoja ir sudaro katijonus, išskyrus vandenilio katijonus, ir anijonus, išskyrus hidroksido jonus.

Vidutinės druskos, gautas visiškai pakeitus atitinkamų rūgščių vandenilio jonus metalo katijonais (arba NH + 4), visiškai disocijuoja Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.

Rūgščių druskos atsiriboti žingsnis po žingsnio

1 pakopa NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2 etapas HSO - 4 «H + + SO 2-4 .

1 pakopos disociacijos laipsnis yra didesnis nei 2 pakopoje, o kuo silpnesnė rūgštis, tuo mažesnis disociacijos laipsnis 2 žingsnyje.

Bazinės druskos gaunamas nevisiškai pakeitus hidroksido jonus rūgščių likučiais, taip pat disocijuoja etapais:

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

2 pakopa CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Silpnų bazių bazinės druskos disocijuoja daugiausia 1-ame etape.

kompleksinės druskos, turintis sudėtingą kompleksinį joną, kuris išsaugo savo stabilumą ištirpus, disocijuoja į kompleksinį joną ir išorinės sferos jonus

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

Kompleksinio jono centre yra kompleksuojantis atomas. Šį vaidmenį dažniausiai atlieka metalo jonai. Poliarinės molekulės arba jonai, o kartais ir abi kartu, yra (suderinamos) šalia kompleksą sudarončių medžiagų ligandai. Kompleksą sudarantis agentas kartu su ligandais sudaro vidinę komplekso sferą. Jonai, esantys toli nuo kompleksą sudarončio agento, ne taip stipriai su juo susieti, yra kompleksinio junginio išorinėje aplinkoje. Vidinė sfera paprastai yra laužtiniuose skliaustuose. Skaičius, nurodantis ligandų skaičių vidinėje sferoje, vadinamas koordinavimas. Cheminiai ryšiai tarp sudėtingų ir paprastų jonų gana lengvai nutrūksta elektrolitinės disociacijos proceso metu. Ryšiai, vedantys į sudėtingų jonų susidarymą, vadinami donoro-akceptoriaus ryšiais.

Išorinės sferos jonai lengvai atsiskiria nuo kompleksinio jono. Ši disociacija vadinama pirminiu. Grįžtamasis vidinės sferos suirimas yra daug sunkesnis ir vadinamas antrine disociacija

Cl « + + Cl - - pirminė disociacija,

+ «Ag + +2 NH 3 - antrinė disociacija.

antrinei disociacijai, kaip ir silpno elektrolito disociacijai, būdinga nestabilumo konstanta

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

Įvairių elektrolitų nestabilumo konstantos (K inst.) yra komplekso stabilumo matas. Kuo mažiau K lizdą. , tuo stabilesnis kompleksas.

Taigi, tarp panašių junginių:

Komplekso stabilumas padidėja pereinant iš - į +.

Nestabilumo konstantos reikšmės pateiktos chemijos žinynuose. Naudojant šias vertes, galima numatyti reakcijų tarp kompleksinių junginių eigą, esant dideliam nestabilumo konstantų skirtumui, reakcija eis link komplekso su mažesne nestabilumo konstanta susidarymo.

Sudėtinga druska su mažai stabiliu kompleksiniu jonu vadinama dviguba druska. Dvigubos druskos, skirtingai nei kompleksinės druskos, disocijuoja į visus jonus, esančius jų sudėtyje. Pavyzdžiui:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2-4,

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

Silpni elektrolitai- medžiagos, kurios dalinai disocijuoja į jonus. Silpnų elektrolitų tirpaluose kartu su jonais yra nedisocijuotų molekulių. Silpni elektrolitai negali pagaminti didelės jonų koncentracijos tirpale. Silpni elektrolitai apima:

1) beveik visos organinės rūgštys (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH ir kt.);

2) kai kurios neorganinės rūgštys (H 2 CO 3, H 2 S ir kt.);

3) beveik visos druskos, bazės ir amonio hidroksidas Ca 3 (PO 4) 2, kurios mažai tirpsta vandenyje; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Jie prastai (arba beveik visai) praleidžia elektrą.

Jonų koncentracijos silpnų elektrolitų tirpaluose kokybiškai apibūdinamos laipsniu ir disociacijos konstanta.

Disociacijos laipsnis išreiškiamas vieneto dalimis arba procentais (a = 0,3 yra sutartinė skirstymo į stiprius ir silpnus elektrolitus riba).

Disociacijos laipsnis priklauso nuo silpno elektrolito tirpalo koncentracijos. Skiedžiant vandeniu, disociacijos laipsnis visada didėja, nes didėja tirpiklio molekulių (H 2 O) skaičius tirpios medžiagos molekulėje. Pagal Le Chatelier principą elektrolitinės disociacijos pusiausvyra šiuo atveju turėtų pasislinkti produktų susidarymo kryptimi, t.y. hidratuoti jonai.

Elektrolitinės disociacijos laipsnis priklauso nuo tirpalo temperatūros. Paprastai, kylant temperatūrai, disociacijos laipsnis didėja, nes suaktyvėja ryšiai molekulėse, jos tampa judresnės ir lengviau jonizuojasi. Jonų koncentraciją silpname elektrolito tirpale galima apskaičiuoti žinant disociacijos laipsnį a ir pradinė medžiagos koncentracija c tirpale.

HAn = H + + An - .

Šios reakcijos pusiausvyros konstanta K p yra disociacijos konstanta K d:

K d = . / . (10.11)

Jei pusiausvyros koncentracijas išreiškiame silpnojo elektrolito C koncentracija ir jo disociacijos laipsniu α, gauname:

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

Šis santykis vadinamas Ostvaldo praskiedimo dėsnis. Labai silpniems elektrolitams esant α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

Tai leidžia daryti išvadą, kad esant begaliniam praskiedimui, disociacijos laipsnis α linkęs į vienybę.

Protolitinė pusiausvyra vandenyje:

,

,

Esant pastoviai temperatūrai praskiestuose tirpaluose, vandens koncentracija vandenyje yra pastovi ir lygi 55,5, ( )

, (10.15)

kur K in yra joninis vandens produktas.

Tada =10 -7. Praktikoje dėl matavimo ir registravimo patogumo naudojama reikšmė yra vandenilio indeksas, rūgšties arba bazės stiprumo kriterijus. Pagal analogiją .

Iš lygties (11.15): . Esant pH=7 – tirpalo reakcija neutrali, esant pH<7 – кислая, а при pH>7 – šarminis.

Normaliomis sąlygomis (0°C):

, Tada

10.4 pav. – įvairių medžiagų ir sistemų pH

10.7 Stiprūs elektrolitų tirpalai

Stiprūs elektrolitai – tai medžiagos, kurios ištirpusios vandenyje beveik visiškai suyra į jonus. Paprastai stiprūs elektrolitai apima medžiagas su joninėmis arba labai polinėmis jungtimis: visos gerai tirpios druskos, stiprios rūgštys (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ir stiprios bazės (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).

Stipriame elektrolito tirpale ištirpusi medžiaga pirmiausia randama jonų (katijonų ir anijonų) pavidalu; nedisocijuotų molekulių praktiškai nėra.

Esminis skirtumas tarp stiprių ir silpnų elektrolitų yra tas, kad stiprių elektrolitų disociacijos pusiausvyra visiškai pasislenka į dešinę:

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

ir todėl pusiausvyros (disociacijos) konstanta pasirodo esanti neapibrėžtas dydis. Elektros laidumo sumažėjimas didėjant stipraus elektrolito koncentracijai atsiranda dėl elektrostatinės jonų sąveikos.

Olandų mokslininkas Petrusas Josephusas Wilhelmusas Debye ir vokiečių mokslininkas Erichas Hückelis, pasiūlę modelį, sudarantį stipriųjų elektrolitų teorijos pagrindą, postulavo:

1) elektrolitas visiškai disocijuoja, bet santykinai atskiestuose tirpaluose (C M = 0,01 mol. l -1);

2) kiekvieną joną supa priešingo ženklo jonų apvalkalas. Savo ruožtu kiekvienas iš šių jonų yra solvatuotas. Ši aplinka vadinama jonine atmosfera. Vykstant elektrolitinei priešingų ženklų jonų sąveikai, būtina atsižvelgti į joninės atmosferos įtaką. Kai katijonas juda elektrostatiniame lauke, joninė atmosfera deformuojasi; prieš jį storėja, o už jo plonėja. Tokia joninės atmosferos asimetrija labiau slopina katijono judėjimą, tuo didesnė elektrolitų koncentracija ir didesnis jonų krūvis. Šiose sistemose koncentracijos sąvoka tampa dviprasmiška ir turi būti pakeista veikla. Dvejetainio vieno krūvio elektrolito KatAn = Kat + + An - katijono (a +) ir anijono (a -) aktyvumas yra atitinkamai lygus.

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

kur C + ir C - yra atitinkamai katijono ir anijono analitinės koncentracijos;

γ + ir γ - yra jų aktyvumo koeficientai.

ir aktyvumo koeficientai:

Debye-Hückel aktyvumo koeficientas priklauso bent nuo temperatūros, tirpiklio dielektrinės konstantos (ε) ir jonų stiprumo (I); pastarasis naudojamas kaip tirpalo jonų sukuriamo elektrinio lauko intensyvumo matas.

Tam tikro elektrolito jonų stiprumas išreiškiamas Debye-Hückel lygtimi:

Jonų stiprumas savo ruožtu yra lygus

čia C yra analitinė koncentracija;

z yra katijono arba anijono krūvis.

Vieno krūvio elektrolito jonų stipris sutampa su koncentracija. Taigi tos pačios koncentracijos NaCl ir Na 2 SO 4 turės skirtingą jonų stiprumą. Stiprių elektrolitų tirpalų savybes galima palyginti tik tada, kai jonų stiprumas yra vienodas; net mažos priemaišos smarkiai pakeičia elektrolito savybes.

10.5 pav. – Priklausomybė