Vo vodných roztokoch vedú hydroxidy a soli elektrický prúd v dôsledku rozkladu na nabité častice – ióny. Tento proces sa nazýva elektrolytická disociácia, A Látky, ktoré sa vo vodnom roztoku rozkladajú na ióny, sa nazývajú elektrolyty.
Kyseliny z pohľadu teórie elektrolytickej disociácie látky sa nazývajú rozkladá sa vo vodných roztokoch na kladne nabité ióny vodíka (H+) a záporne nabité ióny zvyšku kyseliny. Napríklad kyselina chlorovodíková disociuje podľa rovnice
HCl↔H++ Cl-.
Kladne nabité ióny sa nazývajú katióny a záporne nabité anióny. Počas disociácie kyseliny chlorovodíkovej tak vzniká vodíkový katión a chlórový anión ( chloridový ión).
Počet vodíkových iónov vytvorených po úplnej disociácii molekuly kyseliny sa nazýva zásaditosť kyseliny jednosýtny a kyselina sírová - dibázický, pretože pri jeho disociácii vznikajú dva vodíkové ióny:
Elektrolyty sa môžu úplne disociovať (rozpadnúť na ióny) a takéto látky sa nazývajú silné elektrolyty. Elektrolyty, ktoré čiastočne disociujú, sa nazývajú slabé alebo stredné. Kyselina sírová, dusičná a chlorovodíková sú silné elektrolyty (silné kyseliny), zatiaľ čo kyselina uhličitá je slabá kyselina (slabý elektrolyt).
Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú zásady látky, ktoré sa vo vodných roztokoch rozpadajú na kladne nabité ióny kovov a záporne nabité hydroxidové ióny (OH -). Napríklad hydroxid sodný disociuje podľa rovnice
NaOH↔Na + + OH -.
Počet hydroxidových iónov vytvorených po úplnej disociácii molekuly zásady sa nazýva kyslosť zásady. Hydroxid sodný teda je monokyselina a hydroxid vápenatý - dikyselina:
Ca(OH)2↔ Ca2+ + 2OH-.
Bázy, ako všetky elektrolyty, môžu byť silné, slabé alebo stredne silné. Hydroxid sodný, draselný a vápenatý sú silné zásady, zatiaľ čo hydroxid amónny je slabá zásada.
Amfotérne hydroxidy môžu disociovať ako kyseliny a zásady:
Zn(OH)2↔Zn2+ + 2OH-;
Zn(OH)2↔2H++ Zn022-.
Pri reakciách s kyselinami sa amfotérne hydroxidy disociujú ako zásady a pri reakciách so zásadami ako kyseliny.
Stredné soli vo vodných roztokoch disociujú na kovové katióny a anióny zvyšku kyseliny:
Kyslé soli môžu čiastočne disociovať:
alebo úplne s tvorbou, okrem kovového iónu, aj vodíkového katiónu:
Podľa toho môžu zásadité soli tiež čiastočne alebo úplne disociovať:
CaOHCl ↔ CaOH + + + Cl -;
CaOHCl ↔ Ca 2+ + OH - + Cl -.
Väčšina solí sú silné elektrolyty.
1.11. Kontrolné otázky
1. Ktoré prvky 3. obdobia PSEM patria medzi kovy? Odpoveď: sodík, horčík, hliník.
2. Ktoré prvky 4. skupiny hlavnej podskupiny patria medzi nekovy, polokovy, kovy?
Odpoveď: uhlík, kremík sú nekovy, germánium je polokov, cín a olovo sú kovy.
3. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu zinku (CO + 2), fosforu (CO + 5) a titánu (CO + 4) s kyslíkom.
4. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu vápnika, fosforu (CO +3 a draslíka s chlórom).
5. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu oxidu fosforečného a oxidu horečnatého s vodou.
6. Napíšte rovnicu reakcie medzi oxidom horečnatým a oxidom uhoľnatým (IV).
7. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu oxidu hlinitého s oxidom sodným a oxidom síry (VI).
8. Napíšte rovnicu reakcie medzi kyselinou chlorovodíkovou a hliníkom.
9. Napíšte rovnicu reakcie medzi kyselinou dusičnou a oxidom hlinitým.
10. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu kyseliny sírovej s hydroxidom draselným a hydroxidom železnatým.
11. Napíšte rovnicu reakcie medzi hydroxidom amónnym a kyselinou chlorovodíkovou.
12. Napíšte reakčné rovnice pre interakciu hydroxidu sodného s oxidom sírovým (VI) a oxidom zinočnatým (oxidačný stav zinku +2).
13. Napíšte rovnicu pre reakciu medzi síranom železnatým a hydroxidom sodným, pričom viete, že hydroxid železitý je nerozpustný vo vode.
14. Napíšte rovnicu reakcie medzi kyselinou chlorovodíkovou a siričitanom sodným (Na 2 SO 3), pričom viete, že kyselina sírová je nestabilná a rozkladá sa na vodu a plynný oxid sírový (IV).
15. Napíšte rovnicu pre reakciu medzi síranom sodným a chloridom vápenatým, pričom viete, že síran vápenatý je nerozpustný vo vode.
16. Napíšte rovnice pre elektrolytickú disociáciu kyseliny dusičnej, hydroxidu draselného a chloridu horečnatého.
17. Napíšte rovnice pre elektrolytickú disociáciu kyseliny uhličitej, hydroxidu horečnatého a síranu hlinitého.
18. Napíšte rovnice pre elektrolytickú disociáciu kyseliny fosforečnej (H 3 PO 4), hydroxidu bárnatého (Ba(OH) 2) a dusičnanu horečnatého.
Úlohy č. 7 s riešeniami.
Pozrime sa na úlohy č.7 z OGE na rok 2016.
Úlohy s riešeniami.
Úloha č.1.
Pri disociácii látky, ktorej vzorec je, vznikajú iba draselné katióny a fosfátové anióny
1. KHPO4
2. Ca3(P04)2
3. KH2PO4
4. K3PO4
Vysvetlenie: ak pri disociácii vznikajú len draselné katióny a fosforečnanové ióny, tak len tieto ióny sú súčasťou požadovanej látky. Potvrdíme to disociačnou rovnicou:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
Správna odpoveď je 4.
Úloha č.2.
Elektrolyty zahŕňajú každú z látok, ktorých vzorce sú
1. N20, KOH, Na2C03
2. Cu(N03)2, HCl, Na2S04
3. Ba(OH)2, NH3xH20, H2Si03
4. CaCl2, Cu(OH)2, S02
Vysvetlenie: elektrolyty sú látky, ktoré vedú elektrický prúd v dôsledku disociácie na ióny v roztokoch a taveninách. Preto sú elektrolyty rozpustné látky.
Správna odpoveď je 2.
Úlohy č.3.
Po úplnej disociácii sulfidu sodného sa tvoria ióny
1. Na+ a HS‾
2. Na+ a SO3²‾
3. Na+ a S²‾
4. Na+ a SO4²‾
Vysvetlenie: napíšme disociačnú rovnicu pre sulfid sodný
Na2S → 2Na+ + S²‾
teda správna odpoveď je 3.
Úlohy č.4.
V zozname iónov
A. Dusičnanový ión
B. Amónny ión
B. Hydroxidový ión
D. Vodíkový ión
D. Fosfátový ión
E. Horčíkový ión
katióny sú:
1. BGD 2. BGE 3. VEK 4. HGE
Vysvetlenie: katióny sú pozitívne druhy, ako sú ióny kovov alebo ióny vodíka. Z vyššie uvedených sú to amónny ión, vodíkový ión a horčíkový ión. Správna odpoveď je 2.
Úlohy č.5.
Sú nasledujúce tvrdenia o elektrolytickej disociácii solí správne?
A. Všetky soli pri disociácii tvoria katióny kovov, katióny vodíka a anióny zvyškov kyselín
B. Počas procesu disociácie tvoria soli kovové katióny a anióny zvyškov kyselín
1. Iba A je správne
2. Iba B je správne
3. Oba rozsudky sú správne
4. Oba rozsudky sú nesprávne.
Vysvetlenie: Len kyslé soli pri disociácii tvoria vodíkové katióny, preto A je nesprávne, ale B je správne. Tu je príklad:
NaCl → Na+ + Cl‾
Správna odpoveď je 2.
Úlohy č.6.
Rovnaký počet mólov katiónov a aniónov sa vytvorí po úplnej disociácii vo vodnom roztoku 1 mol
1. KNO3
2.CaCl2
3. Ba(N03)2
4. Al2(S04)3
Vysvetlenie: v tejto rovnici môžeme buď napísať disociačné rovnice a pozrieť sa na výsledné koeficienty, alebo sa pozrieť na indexy vo vzorcoch daných solí. Iba molekula KNO3 má rovnaký počet mólov:
KNO3 → K++ + NO3‾
Správna odpoveď je 1.
Úloha č.7.
Chloridové ióny vznikajú pri disociácii látky, ktorej vzorec je
1. KClO3
2. AICI3
3. NaClO
4. Cl207
Vysvetlenie: Medzi vyššie uvedenými látkami sa chloridové ióny nachádzajú iba v molekule chloridu hlinitého - AlCl3. Uveďme disociačnú rovnicu pre túto soľ:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾
Správna odpoveď je 2.
Úloha č.8.
Vodíkové ióny sa tvoria počas disociácie látky, ktorej vzorec je
1. H2Si03
2.NH3xH20
3. HBr
4. NaOH
Vysvetlenie: Vodíkové ióny sú zahrnuté medzi uvedenými iba v HBr: HBr → H+ + Br‾
(H2SiO3 v roztoku disociuje na H2O a SiO2)
Správna odpoveď je 3.
Úloha č.9.
V zozname látok:
A. Kyselina sírová
B. Kyslík
B. Hydroxid draselný
G. Glukóza
D. Síran sodný
E. Etylalkohol
elektrolyty zahŕňajú:
1. KDE 2. ABG 3. WDE 4. AED
Vysvetlenie: Elektrolyty sú silné kyseliny, zásady alebo soli. Medzi nimi sú kyselina sírová (H2SO4), hydroxid draselný (KOH), síran sodný (Na2SO4). Správna odpoveď je 4.
Úloha č.10.
Počas procesu disociácie tvoria fosfátové ióny každú z látok, ktorých vzorce sú
1. H3P04, (NH4)3P04, Cu3(P04)2
2. Mg3(P04)2, Na3P04, A1P04
3. Na3P04, Ca3(P04)2, FeP04
4. K3P04, H3P04, Na3P04
Vysvetlenie: ako v predchádzajúcej úlohe, aj tu potrebujeme vedieť, že elektrolyty sú silné kyseliny alebo rozpustné soli, ako napríklad v č. 4:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
H3PO4 → 3H+ + PO4³‾
Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾
Správna odpoveď je 4.
Úlohy na samostatné riešenie.
1. Vodíkové ióny a zvyšky kyselín vznikajú počas procesu elektrolytickej disociácie:
1. Voda
2. Kyselina dusičná
3. Kyselina kremičitá
4. Dusičnan draselný
2. Elektrolyty sú každá z látok, ktorých vzorce sú:
1. KOH, H20 (dist), CaCl2
2. BaSO4, Al(N03)3, H2SO4
3. BaCl2, H2S04, LiOH
4. H2Si03, AgCl, HCl
3. Sú nasledujúce tvrdenia o elektrolytoch pravdivé?
A. Kyselina dusičná a sírová sú silné elektrolyty
B. Sírovodík sa vo vodnom roztoku úplne rozpadne na ióny
1. Iba A je správne
2. Iba B je správne
3. Oba rozsudky sú správne
4. Oba rozsudky sú nesprávne.
4. Každá z dvoch látok je elektrolyt
1. Sulfid meďný a etanol
2. Kyselina chlorovodíková a síran draselný
3. Oxid ortuti (II) a síran vápenatý
4. Uhličitan horečnatý a oxid dusnatý (I)
5. Vo vodnom roztoku postupne disociuje
1. Dusičnan meďný (II).
2. Kyselina dusičná
3. Kyselina sírová
4. Hydroxid sodný
6. Sú nasledujúce tvrdenia o elektrolytoch pravdivé?
A. Hydroxid berýlia a hydroxid železitý sú silné elektrolyty.
B. Dusičnan strieborný sa vo vodnom roztoku úplne rozpadne na ióny
1. Iba A je správne
2. Iba B je správne
3. Oba rozsudky sú správne
4. Oba rozsudky sú nesprávne.
7. Pri procese disociácie vznikajú síranové ióny
1. Sulfid draselný
2. Kyselina sírovodíková
3. Sulfid meďnatý
4. Síran bárnatý
8. Všeobecné chemické vlastnosti hydroxidu sodného a hydroxidu bárnatého sa určujú podľa
1. Prítomnosť iónov sodíka a bária v ich roztokoch
2. Ich dobrá rozpustnosť vo vode
3. Prítomnosť troch prvkov v ich zložení
4. Prítomnosť hydroxidových iónov v ich roztokoch
9. Katión je
1. Síranový ión
2. Sodný ión
3. Sulfidový ión
4. Siričitanový ión
10. Anión je
1. Vápnikový ión
2. Silikátový ión
3. Horčíkový ión
4. Amónny ión
Poskytnuté úlohy boli prevzaté zo zbierky na prípravu na Jednotnú štátnu skúšku z chémie, autori: A.S. a Kuptsova A.A.
Vodné roztoky niektorých látok sú vodičmi elektrického prúdu. Tieto látky sú klasifikované ako elektrolyty. Elektrolyty sú kyseliny, zásady a soli, taveniny niektorých látok.
DEFINÍCIA
Proces rozkladu elektrolytov na ióny vo vodných roztokoch a taveninách pod vplyvom elektrického prúdu sa nazýva elektrolytická disociácia.
Roztoky niektorých látok vo vode nevedú elektrický prúd. Takéto látky sa nazývajú neelektrolyty. Patria sem mnohé organické zlúčeniny, ako sú cukry a alkoholy.
Teória elektrolytickej disociácie
Teóriu elektrolytickej disociácie sformuloval švédsky vedec S. Arrhenius (1887). Hlavné ustanovenia teórie S. Arrhenia:
— elektrolyty sa po rozpustení vo vode rozpadajú (disociujú) na kladne a záporne nabité ióny;
- pod vplyvom elektrického prúdu sa kladne nabité ióny pohybujú smerom ku katóde (katióny) a záporne nabité smerom k anóde (anióny);
— disociácia je reverzibilný proces
KA ↔ K + + A −
Mechanizmom elektrolytickej disociácie je iónovo-dipólová interakcia medzi iónmi a vodnými dipólmi (obr. 1).
Ryža. 1. Elektrolytická disociácia roztoku chloridu sodného
Najľahšie sa disociujú látky s iónovými väzbami. Disociácia prebieha podobne v molekulách vytvorených podľa typu polárnej kovalentnej väzby (povaha interakcie je dipól-dipól).
Disociácia kyselín, zásad, solí
Pri disociácii kyselín vždy vznikajú vodíkové ióny (H +), presnejšie hydrónium (H 3 O +), ktoré sú zodpovedné za vlastnosti kyselín (kyslá chuť, pôsobenie indikátorov, interakcia so zásadami a pod.).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Pri disociácii zásad vždy vznikajú hydroxidové ióny (OH −), ktoré sú zodpovedné za vlastnosti zásad (zmeny farby indikátorov, interakcia s kyselinami a pod.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soli sú elektrolyty, pri ktorých disociácii vznikajú katióny kovov (alebo amónny katión NH 4 +) a anióny zvyškov kyselín.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Viacsýtne kyseliny a zásady disociujú postupne.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I stupeň)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II. stupeň)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I štádium)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Stupeň disociácie
Elektrolyty sa delia na slabé a silné roztoky. Na charakterizáciu tohto opatrenia existuje pojem a hodnota stupňa disociácie (). Stupeň disociácie je pomer počtu molekúl disociovaných na ióny k celkovému počtu molekúl. často vyjadrené v %.
Medzi slabé elektrolyty patria látky, ktorých stupeň disociácie v decimolárnom roztoku (0,1 mol/l) je menší ako 3 %. Medzi silné elektrolyty patria látky, ktorých stupeň disociácie v decimolárnom roztoku (0,1 mol/l) je väčší ako 3 %. Roztoky silných elektrolytov neobsahujú nedisociované molekuly a proces asociácie (kombinácie) vedie k tvorbe hydratovaných iónov a iónových párov.
Stupeň disociácie je ovplyvnený najmä povahou rozpúšťadla, charakterom rozpustenej látky, teplotou (u silných elektrolytov so zvyšujúcou sa teplotou stupeň disociácie klesá a u slabých elektrolytov prejde maximom v tepl. rozsah 60 o C), koncentrácia roztokov a zavedenie rovnomenných iónov do roztoku.
Amfotérne elektrolyty
Existujú elektrolyty, ktoré po disociácii vytvárajú ióny H + aj OH −. Takéto elektrolyty sa nazývajú amfotérne, napríklad: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 atď.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
Rovnice iónovej reakcie
Reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi – iónové reakcie, ktoré sa zapisujú pomocou iónových rovníc v molekulových, plne iónových a skrátených iónových formách. Napríklad:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulová forma)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO42- = BaSO4↓+ 2 Na + + 2 Cl− (plná iónová forma)
Ba2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (krátka iónová forma)
hodnota pH
Voda je slabý elektrolyt, takže proces disociácie prebieha v zanedbateľnej miere.
H 2 O ↔ H + + OH −
Zákon hromadného pôsobenia možno použiť na akúkoľvek rovnováhu a výraz pre rovnovážnu konštantu možno zapísať:
K = /
Rovnovážna koncentrácia vody je teda konštantná.
K = = KW
Je vhodné vyjadriť kyslosť (zásaditosť) vodného roztoku pomocou dekadického logaritmu molárnej koncentrácie vodíkových iónov s opačným znamienkom. Táto hodnota sa nazýva hodnota pH.
Aké látky vznikajú pri reakcii železa so zriedenou kyselinou sírovou?
1) síran železitý, voda a oxid sírový
2) síran železnatý a vodík
3) siričitan železitý a vodík
4) sulfid železitý a vodík
Oxid vápenatý interaguje s
6. Roztok kyseliny chlorovodíkovej reaguje s každou z dvoch látok:
1) AgN03 a Cu(OH)2
3) MgO a HBr
Reaguje s roztokom hydroxidu sodného
Kyslík aj vodík s nimi reagujú
NH3 + 02 -> H20 + NO
Koeficient pred vzorcom redukčného činidla sa rovná
10. Etylén sa vyznačuje týmito vlastnosťami:
1) molekula obsahuje 2 atómy uhlíka a 6 atómov vodíka
2) molekula má plochý tvar
3) uhol spoja je 120°
4) nepridáva vodík a chlór
5) po hydratácii tvorí kyselinu octovú
CuS04 + Nal -> Cul + Na2S04 + I2.
(9. ročník)
Možnosť 11
2) Cl2 + H2 = 2 HCl
3) Cl2 + 2KI = 2Kl + I2
2. Skrátená iónová rovnica H + + OH - = H 2 O zodpovedá reakcii
1) KOH + H2S04 ->
2) NH40H + H2S04 ->
3) Fe(OH)2 + H2S04 ->
4) Ba(OH)2 + H2S04 ->
3. Medzi slabé elektrolyty nepatria:
Horčík je ľahko rozpustný v
1) destilovaná voda
2) čpavková voda
3) roztok HCl
4) Roztok Na2C03
Ktorá z nasledujúcich látok reaguje s oxidom fosforečným?
3) oxid uhoľnatý (IV)
4) oxid uhoľnatý (II)
Keď striebro reaguje s koncentrovanou kyselinou dusičnou, tvorí sa prevažne
1) dusičnan strieborný, vodík, voda
2) látky neinteragujú
3) oxid dusnatý (IV), dusičnan strieborný (I), voda
4) oxid dusnatý (IV), dusitan strieborný (I), voda
Medzi nimi je možná chemická reakcia
1) Zn a CuCl2
2) NaOH a K3P04
4) HCl a Ba(NO 3)
Interakcia medzi sodíkom a kyslíkom je vyjadrená prevažne rovnicou
1) 4Na + 02 = 2Na20
3) 2Na + 02 = Na202
4) Na + 02 = Na02
V rovnici redoxnej reakcie
Al + H20 -> Al(OH)3 + H2
Koeficient pred oxidačným vzorcom sa rovná
10. Kyselina stearová:
1) má vzorec C17H35COOH
2) môže interagovať s glycerínom
3) obsiahnuté hlavne v rastlinných tukoch
4) dobre sa rozpúšťa vo vode
5) interaguje s chloridom sodným
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu
H2S + FeCl3 → S + HCl + FeCl2.
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Záverečný test z chémie
(9. ročník)
Možnosť 12
Redoxné reakcie zahŕňajú interakcie medzi
1) oxid sodný a voda
2) oxid uhoľnatý (IV) a oxid vápenatý
3) chlorid železa a medi (II).
4) kyselina sírová a dusičnan bárnatý
Molekulová reakčná rovnica
CuO + 2HN03 = Cu(N03)2 + H20
Zodpovedajúca skrátená iónová rovnica je
1) CuO + 2HN03 = Cu2+ + 2NO- + H20
2) CuO + 2H + + 2NO3 - = Cu2+ + 2NO3 - + H20
3) CuO + 2H+ = Cu2+ + H20
4) 02- + 2H+ = H20
3. Elektrolyty zahŕňajú každú z dvoch látok:
1) hydroxid draselný (roztok) a octan sodný (roztok)
2) oxid železitý a kyselina octová (roztok)
3) chlorid bárnatý (roztok) a fruktóza (roztok)
4) etanol (roztok) a uhličitan vápenatý
Zinok rýchlo reaguje s vodným roztokom
Pri reakcii s vodou vytvára kyselinu
Hydroxid horečnatý reaguje s
1) hydroxid meďnatý
2) oxid vápenatý
3) chlorid draselný
4) kyselina fosforečná
Ktorý diagram zodpovedá prakticky nemožnej reakcii?
1) Cu + Fe(NO 3) 2 →
2) Mg + РbСl2 →
3) Fe + CuS04 →
4) Cl2 + NaBr -»
8. Nereagujú spolu
1) chlór a vodík
2) kyslík a vápnik
3) dusík a voda
4) železo a síra
V rovnici pre reakciu úplného spaľovania sírovodíka v kyslíku sa koeficient pred vzorcom oxidačného činidla rovná
10. Pre etín sú charakteristické tieto reakcie:
1) hydrogenácia a hydratácia
2) hydratácia a izomerizácia
3) nahradenie atómov vodíka halogénom a kyslíkom
4) pridanie halogénov a dusíka
5) polymerizácia a oxidácia
Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnicu pre reakciu
HI + HNO 3 (konc.) → HIO 3 + NO 2 + H20.
Identifikujte oxidačné činidlo a redukčné činidlo.
Záverečný test z chémie
(9. ročník)
Možnosť 13
Redoxná reakcia nie je
1) 2CI2 + 2H20 = 4HCl + 02
2) Cl2 + H2 = 2 HCl
3) Cl2 + 2KI = 2Kl + I2
4) HCl + AgN03 = AgCl + HN03
Elektrolyty a neelektrolyty
Z hodín fyziky je známe, že roztoky niektorých látok sú schopné viesť elektrický prúd, zatiaľ čo iné nie.
Látky, ktorých roztoky vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolytov.
Látky, ktorých roztoky nevedú elektrický prúd, sa nazývajú neelektrolytov. Napríklad roztoky cukru, alkoholu, glukózy a niektorých ďalších látok nevedú elektrický prúd.
Elektrolytická disociácia a asociácia
Prečo roztoky elektrolytov vedú elektrický prúd?
Švédsky vedec S. Arrhenius, študujúci elektrickú vodivosť rôznych látok, dospel v roku 1877 k záveru, že príčinou elektrickej vodivosti je prítomnosť v roztoku ióny, ktoré vznikajú pri rozpustení elektrolytu vo vode.
Proces rozkladu elektrolytu na ióny sa nazýva elektrolytická disociácia.
S. Arrhenius, ktorý sa držal fyzikálnej teórie roztokov, nebral do úvahy interakciu elektrolytu s vodou a veril, že v roztokoch sú voľné ióny. Na rozdiel od toho ruskí chemici I.A. Kablukov a V.A. Kistyakovsky použili chemickú teóriu D.I. disociujú na ióny. Verili, že roztoky neobsahujú voľné, nie „nahé“ ióny, ale hydratované ióny, teda „oblečené do plášťa“ molekúl vody.
Molekuly vody sú dipóly(dva póly), keďže atómy vodíka sú umiestnené pod uhlom 104,5°, vďaka čomu má molekula uhlový tvar. Molekula vody je schematicky znázornená nižšie.
Spravidla sa s látkami najľahšie disociujú iónová väzba a teda s iónovou kryštálovou mriežkou, pretože už pozostávajú z hotových iónov. Keď sa rozpustia, vodné dipóly sú orientované s opačne nabitými koncami okolo kladných a záporných iónov elektrolytu.
Medzi iónmi elektrolytu a vodnými dipólmi vznikajú vzájomné príťažlivé sily. V dôsledku toho sa väzba medzi iónmi oslabuje a ióny sa presúvajú z kryštálu do roztoku. Je zrejmé, že postupnosť procesov prebiehajúcich počas disociácie látok s iónovými väzbami (soli a zásady) bude nasledovná:
1) orientácia molekúl vody (dipólov) v blízkosti iónov kryštálu;
2) hydratácia (interakcia) molekúl vody s iónmi povrchovej vrstvy kryštálu;
3) disociácia (rozpad) kryštálu elektrolytu na hydratované ióny.
Zjednodušené procesy možno vyjadriť pomocou nasledujúcej rovnice:
Elektrolyty, ktorých molekuly majú kovalentnú väzbu (napríklad molekuly chlorovodíka HCl, pozri nižšie), disociujú podobne; len v tomto prípade vplyvom vodných dipólov dochádza k premene kovalentnej polárnej väzby na iónovú; Postupnosť procesov, ktoré sa vyskytujú v tomto prípade, bude nasledovná:
1) orientácia molekúl vody okolo pólov molekúl elektrolytu;
2) hydratácia (interakcia) molekúl vody s molekulami elektrolytu;
3) ionizácia molekúl elektrolytu (premena kovalentnej polárnej väzby na iónovú);
4) disociácia (rozpad) molekúl elektrolytu na hydratované ióny.
Proces disociácie kyseliny chlorovodíkovej možno zjednodušene vyjadriť pomocou nasledujúcej rovnice:
Je potrebné vziať do úvahy, že v roztokoch elektrolytov sa chaoticky pohybujúce sa hydratované ióny môžu zrážať a navzájom sa rekombinovať. Tento opačný proces sa nazýva asociácia. Asociácia v roztokoch prebieha paralelne s disociáciou, preto sa do reakčných rovníc vkladá znamienko reverzibility.
Vlastnosti hydratovaných iónov sa líšia od vlastností nehydratovaných iónov. Napríklad nehydratovaný ión medi Cu 2+ je biely v bezvodých kryštáloch síranu meďnatého a má modrú farbu, keď je hydratovaný, t. j. je spojený s molekulami vody Cu 2+ nH 2 O. Hydratované ióny majú konštantný aj premenlivý počet molekúl vody.
Stupeň elektrolytickej disociácie
V roztokoch elektrolytov sú spolu s iónmi aj molekuly. Preto sú charakterizované roztoky elektrolytov stupeň disociácie, ktoré sa označuje gréckym písmenom a („alfa“).
Ide o pomer počtu častíc rozdelených na ióny (N g) k celkovému počtu rozpustených častíc (N p).
Stupeň disociácie elektrolytu sa určuje experimentálne a vyjadruje sa v zlomkoch alebo percentách. Ak a = 0, potom nedochádza k žiadnej disociácii a ak a = 1 alebo 100 %, potom sa elektrolyt úplne rozpadne na ióny. Rôzne elektrolyty majú rôzne stupne disociácie, t.j. stupeň disociácie závisí od povahy elektrolytu. Závisí to aj od koncentrácie: pri riedení roztoku sa zvyšuje stupeň disociácie.
Na základe stupňa elektrolytickej disociácie sa elektrolyty delia na silné a slabé.
Silné elektrolyty- sú to elektrolyty, ktoré po rozpustení vo vode takmer úplne disociujú na ióny. Pre takéto elektrolyty má stupeň disociácie tendenciu k jednote.
Silné elektrolyty zahŕňajú:
1) všetky rozpustné soli;
2) silné kyseliny, napríklad: H2S04, HCl, HN03;
3) všetky alkálie, napríklad: NaOH, KOH.
Slabé elektrolyty- sú to elektrolyty, ktoré po rozpustení vo vode takmer nedisociujú na ióny. Pre takéto elektrolyty má stupeň disociácie tendenciu k nule.
Medzi slabé elektrolyty patria:
1) slabé kyseliny - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;
2) vodný roztok amoniaku NH3H20;
4) niektoré soli.
Disociačná konštanta
V roztokoch slabých elektrolytov v dôsledku ich neúplnej disociácie dynamická rovnováha medzi nedisociovanými molekulami a iónmi. Napríklad pre kyselinu octovú:
Na túto rovnováhu môžete použiť zákon hromadnej akcie a zapísať výraz pre rovnovážnu konštantu:
Rovnovážna konštanta charakterizujúca proces disociácie slabého elektrolytu sa nazýva disociačná konštanta.
Disociačná konštanta charakterizuje schopnosť elektrolytu (kyselina, zásada, voda) disociovať na ióny. Čím väčšia je konštanta, tým ľahšie sa elektrolyt rozkladá na ióny, a preto je silnejší. Hodnoty disociačných konštánt pre slabé elektrolyty sú uvedené v referenčných knihách.
Základné princípy teórie elektrolytickej disociácie
1. Po rozpustení vo vode sa elektrolyty disociujú (rozpadajú) na kladné a záporné ióny.
Ióny je jednou z foriem existencie chemického prvku. Napríklad kovové atómy sodíka Na 0 energicky interagujú s vodou, pričom vytvárajú alkálie (NaOH) a vodík H2, zatiaľ čo sodné ióny Na+ takéto produkty netvoria. Chlór Cl 2 má žltozelenú farbu a štipľavý zápach a je jedovatý, zatiaľ čo ióny chlóru Cl sú bezfarebné, netoxické a bez zápachu.
Ióny- sú to kladne alebo záporne nabité častice, na ktoré sa premieňajú atómy alebo skupiny atómov jedného alebo viacerých chemických prvkov v dôsledku darovania alebo pridávania elektrónov.
V roztokoch sa ióny pohybujú náhodne rôznymi smermi.
Podľa zloženia sa ióny delia na jednoduché- Cl-, Na+ a komplexné-NH4+, S02-.
2. Dôvodom disociácie elektrolytu vo vodných roztokoch je jeho hydratácia, t.j. interakcia elektrolytu s molekulami vody a prerušenie chemickej väzby v ňom.
V dôsledku tejto interakcie sa vytvárajú hydratované ióny, teda spojené s molekulami vody. V dôsledku toho sa podľa prítomnosti vodného obalu delia ióny na hydratovaný(v roztokoch a kryštalických hydrátoch) a nehydratovaný(v bezvodých soliach).
3. Vplyvom elektrického prúdu sa kladne nabité ióny presúvajú k zápornému pólu zdroja prúdu - katóde, a preto sa nazývajú katióny, a záporne nabité ióny sa presúvajú na kladný pól zdroja prúdu - anóda, a preto sa nazývajú anióny. .
V dôsledku toho existuje iná klasifikácia iónov - podľa znaku svojho náboja.
Súčet nábojov katiónov (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) sa rovná súčtu nábojov aniónov (Cl -, OH -, SO 4 2-), v dôsledku čoho roztoky elektrolytov (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) zostávajú elektricky neutrálne.
4. Elektrolytická disociácia je reverzibilný proces pre slabé elektrolyty.
Spolu s procesom disociácie (rozklad elektrolytu na ióny) dochádza aj k opačnému procesu - združenia(kombinácia iónov). Preto sa v rovniciach elektrolytickej disociácie namiesto znamienka rovnosti používa znamienko reverzibility, napríklad:
5. Nie všetky elektrolyty disociujú na ióny v rovnakom rozsahu.
Závisí od povahy elektrolytu a jeho koncentrácie. Chemické vlastnosti roztokov elektrolytov sú určené vlastnosťami iónov, ktoré tvoria počas disociácie.
Vlastnosti roztokov slabých elektrolytov sú určené molekulami a iónmi vytvorenými počas procesu disociácie, ktoré sú vo vzájomnej dynamickej rovnováhe.
Zápach kyseliny octovej je spôsobený prítomnosťou molekúl CH 3 COOH, kyslá chuť a zmena farby indikátorov sú spojené s prítomnosťou iónov H + v roztoku.
Vlastnosti roztokov silných elektrolytov sú určené vlastnosťami iónov, ktoré vznikajú pri ich disociácii.
Napríklad všeobecné vlastnosti kyselín, ako je kyslá chuť, zmeny farby indikátorov atď., sú spôsobené prítomnosťou katiónov vodíka (presnejšie oxóniových iónov H 3 O +) v ich roztokoch. Všeobecné vlastnosti alkálií, ako mydlivosť na dotyk, zmeny farby indikátorov a pod., sú spojené s prítomnosťou hydroxidových iónov OH - v ich roztokoch a vlastnosti solí sú spojené s ich rozkladom v roztoku na kovové (alebo amónne) katióny a anióny kyslých zvyškov.
Podľa teórie elektrolytickej disociácie všetky reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov sú reakcie medzi iónmi. To zodpovedá vysokej rýchlosti mnohých chemických reakcií v roztokoch elektrolytov.
Reakcie prebiehajúce medzi iónmi sa nazývajú iónové reakcie a rovnice týchto reakcií sú iónové rovnice.
Vo vodných roztokoch môžu prebiehať iónomeničové reakcie:
1. Nezvratné, do konca.
2. Reverzibilné, teda prúdiť súčasne v dvoch opačných smeroch. Výmenné reakcie medzi silnými elektrolytmi v roztokoch sa dokončujú alebo sú prakticky nevratné, keď sa ióny navzájom spájajú a vytvárajú látky:
a) nerozpustný;
b) nízka disociácia (slabé elektrolyty);
c) plynný.
Tu je niekoľko príkladov molekulárnych a skrátených iónových rovníc:
Reakcia je nezvratná, pretože jedným z jej produktov je nerozpustná látka.
Neutralizačná reakcia je nevratná, pretože vzniká nízkodisociujúca látka – voda.
Reakcia je nezvratná, pretože vzniká plyn CO 2 a nízkodisociujúca látka - voda.
Ak sú medzi východiskovými látkami a medzi reakčnými produktmi slabé elektrolyty alebo slabo rozpustné látky, potom sú takéto reakcie reverzibilné, to znamená, že nepokračujú do konca.
Pri reverzibilných reakciách sa rovnováha posúva smerom k tvorbe najmenej rozpustných alebo najmenej disociovaných látok.
Napríklad:
Rovnováha sa posúva smerom k vytvoreniu slabšieho elektrolytu - H 2 O. Takáto reakcia však neprebehne úplne: v roztoku zostávajú nedisociované molekuly kyseliny octovej a hydroxidových iónov.
Ak sú východiskovými látkami silné elektrolyty, ktoré pri interakcii netvoria nerozpustné alebo mierne disociujúce látky alebo plyny, potom k takýmto reakciám nedochádza: keď sa roztoky zmiešajú, vytvorí sa zmes iónov.
Referenčný materiál na vykonanie testu:
Mendelejevov stôl
Tabuľka rozpustnosti
