Elektrolitler ve elektrolit olmayanlar
Fizik derslerinden bazı maddelerin çözeltilerinin iletken olduğunu biliyoruz. elektrik akımı, ama diğerleri bunu yapmıyor.
Çözeltileri elektrik akımını ileten maddelere denir elektrolitler.
Çözeltileri elektrik akımını iletmeyen maddelere denir elektrolit olmayanlar. Örneğin şeker, alkol, glikoz ve diğer bazı maddelerin çözeltileri elektriği iletmez.
Elektrolitik ayrışma ve birleşme
Elektrolit çözeltileri neden elektrik akımını iletir?
İsveçli bilim adamı S. Arrhenius, elektriksel iletkenliği araştırıyor çeşitli maddeler 1877 yılında elektriksel iletkenliğin nedeninin çözeltideki varlığı olduğu sonucuna varmıştır. iyonlar Bir elektrolit suda çözündüğünde oluşurlar.
Elektrolitin iyonlara ayrılması işlemine denir elektrolitik ayrışma.
Çözeltilerin fiziksel teorisine bağlı kalan S. Arrhenius, elektrolitin su ile etkileşimini dikkate almamış ve çözeltilerde serbest iyonların bulunduğuna inanmıştır. Buna karşılık Rus kimyagerler I.A. Kablukov ve V.A. elektrolitik ayrışma kimyasal teori D.I. Mendeleev ve bir elektrolitin çözündüğünü kanıtladı. kimyasal reaksiyon maddeyi su ile çözer, bu da hidratların oluşumuna yol açar ve daha sonra iyonlara ayrışır. Çözeltilerin serbest, "çıplak" iyonlar değil, hidratlanmış, yani "bir kat su molekülleri ile kaplanmış" iyonlar içerdiğine inanıyorlardı.
Su molekülleri dipoller(iki kutuplu), çünkü hidrojen atomları 104,5°'lik bir açıyla konumlandırılmıştır, bu nedenle molekül açısal bir şekle sahiptir. Su molekülü aşağıda şematik olarak gösterilmiştir.
Kural olarak maddeler en kolay şekilde ayrışır. iyonik bağ ve buna göre iyonik bir kristal kafesle, çünkü bunlar zaten hazır iyonlardan oluşuyor. Çözündüklerinde su dipolleri, elektrolitin pozitif ve negatif iyonları etrafında zıt yüklü uçlarla yönlendirilir.
Elektrolit iyonları ve su dipolleri arasında kuvvetler ortaya çıkar karşılıklı çekim . Sonuç olarak iyonlar arasındaki bağ zayıflar ve iyonlar kristalden çözeltiye doğru hareket eder. İyonik bağlara sahip maddelerin (tuzlar ve alkaliler) ayrışması sırasında meydana gelen işlemlerin sırasının aşağıdaki gibi olacağı açıktır:
1) su moleküllerinin (dipollerin) kristalin iyonlarına yakın yönelimi;
2) su moleküllerinin kristalin yüzey katmanının iyonları ile hidrasyonu (etkileşimi);
3) elektrolit kristalinin hidratlı iyonlara ayrışması (bozunması).
Basitleştirilmiş süreçler aşağıdaki denklem kullanılarak yansıtılabilir:
Molekülleri kovalent bağa sahip olan elektrolitler (örneğin, hidrojen klorür HCl molekülleri, aşağıya bakınız) benzer şekilde ayrışır; ancak bu durumda, su dipollerinin etkisi altında, kovalent bir polar bağın iyonik bir bağa dönüşümü meydana gelir; Bu durumda meydana gelen işlemlerin sırası aşağıdaki gibi olacaktır:
1) su moleküllerinin elektrolit moleküllerinin kutupları etrafında yönlendirilmesi;
2) su moleküllerinin elektrolit molekülleri ile hidrasyonu (etkileşimi);
3) elektrolit moleküllerinin iyonizasyonu (kovalent bir polar bağın iyonik bir bağa dönüştürülmesi);
4) elektrolit moleküllerinin hidratlı iyonlara ayrışması (bozunması).
Basitleştirilmiş bir şekilde, hidroklorik asidin ayrışma süreci aşağıdaki denklem kullanılarak yansıtılabilir:
Elektrolit çözeltilerinde düzensiz hareket eden hidratlı iyonların çarpışabileceği ve birbirleriyle yeniden birleşebileceği dikkate alınmalıdır. Bu ters işleme birleşme denir. Çözümlerdeki birleşme, ayrışmaya paralel olarak meydana gelir, bu nedenle reaksiyon denklemlerine tersinirlik işareti konur.
Hidratlanmış iyonların özellikleri, hidratlanmamış iyonlarınkinden farklıdır. Örneğin, hidratlanmamış bakır iyonu Cu2+, susuz bakır (II) sülfat kristallerinde beyazdır ve hidratlandığında, yani Cu2+ nH2O su moleküllerine bağlandığında mavi bir renge sahiptir. Hidratlanmış iyonların hem sabit hem de değişken sayıları vardır. su moleküllerinden oluşur.
Elektrolitik ayrışma derecesi
Elektrolit çözeltilerinde iyonların yanı sıra moleküller de vardır. Bu nedenle elektrolit çözeltileri karakterize edilir ayrışma derecesi, belirtilen Yunan mektubu a (“alfa”).
Bu, iyonlara ayrılan parçacık sayısının (Ng) toplam çözünmüş parçacık sayısına (Np) oranıdır.
Elektrolitin ayrışma derecesi deneysel olarak belirlenir ve kesir veya yüzde olarak ifade edilir. a = 0 ise ayrışma olmaz ve a = 1 veya %100 ise elektrolit tamamen iyonlara ayrışır. Farklı elektrolitlerin farklı ayrışma dereceleri vardır, yani ayrışma derecesi elektrolitin doğasına bağlıdır. Aynı zamanda konsantrasyona da bağlıdır: çözelti seyreltildikçe ayrışma derecesi artar.
Elektrolitik ayrışma derecesine bağlı olarak elektrolitler güçlü ve zayıf olarak ayrılır.
Güçlü elektrolitler- bunlar suda çözündüğünde neredeyse tamamen iyonlara ayrışan elektrolitlerdir. Bu tür elektrolitler için ayrışma derecesi birlik eğilimindedir.
Güçlü elektrolitler şunları içerir:
1) tüm çözünür tuzlar;
2) güçlü asitlerörneğin: H2S04, HC1, HNO3;
3) tüm alkaliler, örneğin: NaOH, KOH.
Zayıf elektrolitler - bunlar suda çözündüğünde neredeyse iyonlara ayrışmayan elektrolitlerdir. Bu tür elektrolitler için ayrışma derecesi sıfır olma eğilimindedir.
Zayıf elektrolitler şunları içerir:
1) zayıf asitler - H2S, H2C03, HNO2;
2) amonyak NH3H20'nun sulu çözeltisi;
4) bazı tuzlar.
Ayrışma sabiti
Zayıf elektrolitlerin çözeltilerinde ayrışmanın tam olmaması nedeniyle ayrışmamış moleküller ve iyonlar arasındaki dinamik denge. Örneğin asetik asit için:
Yasayı bu dengeye uygulayabiliriz aktif kitleler ve denge sabitinin ifadesini yazın:
Zayıf bir elektrolitin ayrışma sürecini karakterize eden denge sabitine denir ayrışma sabiti.
Ayrışma sabiti bir elektrolitin (asit, baz, su) yeteneğini karakterize eder. iyonlara ayrışmak. Sabit ne kadar büyük olursa, elektrolit o kadar kolay iyonlara ayrılır, dolayısıyla o kadar güçlü olur. Zayıf elektrolitler için ayrışma sabitlerinin değerleri referans kitaplarında verilmiştir.
Elektrolitik ayrışma teorisinin temel prensipleri
1. Suda çözündüğünde elektrolitler pozitif ve negatif iyonlara ayrışır (parçalanır).
iyonlar kimyasal bir elementin varoluş biçimlerinden biridir. Örneğin, sodyum metal atomları Na 0 su ile kuvvetli bir şekilde etkileşime girerek alkali (NaOH) ve hidrojen H2 oluştururken, Na + sodyum iyonları bu tür ürünleri oluşturmaz. Klor Cl 2 sarı-yeşil bir renge ve keskin bir kokuya sahiptir ve zehirlidir; klor iyonları Cl ise renksiz, toksik olmayan ve kokusuzdur.
iyonlar- bunlar, bir veya daha fazla atomun veya atom grubunun dönüştüğü pozitif veya negatif yüklü parçacıklardır. kimyasal elementler elektron bağışı veya kazanımı sonucu.
Çözeltilerde iyonlar rastgele farklı yönlerde hareket eder.
İyonlar bileşimlerine göre ikiye ayrılır: basit-Cl-, Na+ ve karmaşık-NH4+, SO2-.
2. Bir elektrolitin sulu çözeltilerde ayrışmasının nedeni, hidrasyonu, yani elektrolitin su molekülleri ile etkileşimi ve kopmasıdır. kimyasal bağ içinde.
Bu etkileşimin bir sonucu olarak hidratlanmış iyonlar oluşur, yani. su molekülleriyle ilişkilendirilir. Sonuç olarak, su kabuğunun varlığına göre iyonlar ikiye ayrılır. sulu(çözeltilerde ve kristal hidratlarda) ve susuz(susuz tuzlarda).
3. Bir elektrik akımının etkisi altında, pozitif yüklü iyonlar, akım kaynağının negatif kutbuna (katot) hareket eder ve bu nedenle katyonlar olarak adlandırılır ve negatif yüklü iyonlar, akım kaynağının pozitif kutbuna (anot) hareket eder ve bu nedenle anyonlar olarak adlandırılır. .
Sonuç olarak, iyonların başka bir sınıflandırması daha vardır: yüklerinin işaretine göre.
Katyon yüklerinin toplamı (H +, Na +, NH4 +, Cu 2+), bunun sonucunda anyon yüklerinin (Cl -, OH -, SO 4 2-) toplamına eşittir. elektrolit çözeltileri (HCl, (NH4)2SO4, NaOH, CuSO4) elektriksel olarak nötr kalır.
4. Elektrolitik ayrışma zayıf elektrolitler için geri dönüşümlü bir işlemdir.
Ayrışma süreci (elektrolitin iyonlara ayrışması) ile birlikte ters süreç de meydana gelir - dernek(iyonların kombinasyonu). Bu nedenle, elektrolitik ayrışma denklemlerinde eşit işaret yerine tersinirlik işareti kullanılır, örneğin:
5. Tüm elektrolitler aynı ölçüde iyonlara ayrışmaz.
Elektrolitin doğasına ve konsantrasyonuna bağlıdır. Elektrolit çözeltilerinin kimyasal özellikleri, ayrışma sırasında oluşturdukları iyonların özelliklerine göre belirlenir.
Zayıf elektrolit çözeltilerinin özellikleri, ayrışma işlemi sırasında oluşan ve birbirleriyle dinamik dengede olan moleküller ve iyonlar tarafından belirlenir.
Asetik asit kokusu CH3COOH moleküllerinin varlığından kaynaklanır, göstergelerin ekşi tadı ve renk değişimi çözeltideki H + iyonlarının varlığıyla ilişkilidir.
Güçlü elektrolit çözeltilerinin özellikleri, ayrışmaları sırasında oluşan iyonların özelliklerine göre belirlenir.
Örneğin asitlerin ekşi tat, göstergelerin rengindeki değişiklikler vb. gibi genel özellikleri, çözeltilerinde hidrojen katyonlarının (daha kesin olarak oksonyum iyonları H3O +) varlığından kaynaklanmaktadır. Genel özellikler dokunulduğunda sabunluluk, göstergelerin rengindeki değişiklikler vb. gibi alkaliler, çözeltilerinde hidroksit iyonlarının OH - varlığıyla ilişkilidir ve tuzların özellikleri, çözelti içinde metale (veya amonyuma) ayrışmalarıyla ilişkilidir. ) asit kalıntılarının katyonları ve anyonları.
Elektrolitik ayrışma teorisine göre Elektrolitlerin sulu çözeltilerindeki tüm reaksiyonlar iyonlar arasındaki reaksiyonlardır. Bunun nedeni yüksek hız Elektrolit çözeltilerinde birçok kimyasal reaksiyon.
İyonlar arasında meydana gelen reaksiyonlara denir. iyonik reaksiyonlar ve bu reaksiyonların denklemleri iyonik denklemler.
Sulu çözeltilerde iyon değişim reaksiyonları meydana gelebilir:
1. Geri döndürülemez, sonuna kadar.
2. Tersine çevrilebilir yani aynı anda iki olayda meydana gelmesi zıt yönler. Çözeltilerdeki güçlü elektrolitler arasındaki değişim reaksiyonları tamamlanmaya devam eder veya iyonlar birbirleriyle birleşerek maddeler oluşturduğunda pratik olarak geri döndürülemez hale gelir:
a) çözünmez;
b) düşük ayrışma (zayıf elektrolitler);
c) gaz halinde.
Aşağıda moleküler ve kısaltılmış iyonik denklemlerin bazı örnekleri verilmiştir:
Reaksiyon geri döndürülemezÇünkü ürünlerinden biri çözünmeyen bir maddedir.
Nötrleşme reaksiyonu geri döndürülemezçünkü düşük ayrışan bir madde oluşur - su.
Reaksiyon geri döndürülemezçünkü CO 2 gazı ve düşük ayrışan bir madde olan su oluşur.
Başlangıç maddeleri arasında ve reaksiyon ürünleri arasında zayıf elektrolitler veya az çözünen maddeler varsa, bu tür reaksiyonlar tersine çevrilebilir, yani tamamlanmaya devam etmezler.
İÇİNDE geri dönüşümlü reaksiyonlar denge, en az çözünen veya en az ayrışan maddelerin oluşumuna doğru kayar.
Örneğin:
Denge, daha zayıf bir elektrolit olan H2O'nun oluşumuna doğru kayar. Bununla birlikte, böyle bir reaksiyon tamamlanmayacaktır: çözünmemiş asetik asit molekülleri ve hidroksit iyonları çözeltide kalır.
Eğer başlangıç malzemeleri- Etkileşim sırasında çözünmeyen veya hafif ayrışan maddeler veya gazlar oluşturmayan güçlü elektrolitler, bu durumda bu tür reaksiyonlar meydana gelmez: çözeltileri karıştırırken bir iyon karışımı oluşur.
Sınava girmek için referans materyali:
Periyodik tablo
Çözünürlük tablosu
Basit bir cihaz kullanılarak maddelerin elektrik akımı ile iletkenliği veya iletkenlik eksikliği gözlemlenebilmektedir.
Tellerle birbirine bağlanan karbon çubuklardan (elektrotlar) oluşur. elektrik ağı. Devrede akımın varlığını veya yokluğunu gösteren bir elektrik ışığı bulunur. Elektrotları şekerli suya batırırsanız ampul yanmaz. Ancak bir sodyum klorür çözeltisine batırılırlarsa parlak bir şekilde yanacaktır.
Çözeltilerde veya eriyiklerde iyonlara ayrışan ve dolayısıyla elektrik akımını ileten maddelere elektrolit denir.
Aynı koşullar altında iyonlara ayrışmayan ve elektrik akımını iletmeyen maddelere elektrolit olmayan maddeler denir.
Elektrolitler asitleri, bazları ve hemen hemen tüm tuzları içerir.
Elektrolit olmayanlar çoğunu içerir organik bileşikler molekülleri yalnızca kovalent polar olmayan veya düşük polariteli bağlar içeren maddelerin yanı sıra.
Elektrolitler ikinci türden iletkenlerdir. Bir çözeltide veya eriyikte iyonlara ayrılırlar, bu nedenle akım akar. Açıkçası, bir çözeltide ne kadar çok iyon varsa, elektrik akımını o kadar iyi iletir. Temiz su elektriği çok kötü iletir.
Güçlü ve zayıf elektrolitler vardır.
Güçlü elektrolitler çözündüğünde tamamen iyonlara ayrışır.
Bunlar şunları içerir:
1) hemen hemen tüm tuzlar;
2) birçok mineral asitlerörneğin H2S04, HNO3, HCl, HBr, HI, HMn04, HClO3, HClO4;
3) alkalin bazlar ve alkali toprak metalleri.
Zayıf elektrolitler Suda çözündüklerinde sadece kısmen iyonlara ayrışırlar.
Bunlar şunları içerir:
1) hemen hemen tüm organik asitler;
2) bazı mineral asitler, örneğin H2C03, H2S, HNO2, HClO, H2Si03;
3) birçok metal baz (alkali ve toprak alkali metal bazlar hariç) ve ayrıca amonyak hidrat NH3 ∙H2O olarak temsil edilebilen NH4OH.
Su zayıf bir elektrolittir.
Zayıf elektrolitler çözeltide yüksek konsantrasyonda iyon üretemez.
Elektrolitik ayrışma teorisinin temel prensipleri.
Elektrolitlerin suda çözündüğünde iyonlara parçalanmasına elektrolitik ayrışma denir.
Böylece, sodyum klorür NaCl, suda çözündüğünde tamamen sodyum iyonları Na + ve klorür iyonları Cl -'ye ayrışır.
Su, hidrojen iyonları H + ve hidroksit iyonları OH'yi yalnızca çok küçük miktarlarda oluşturur.
İsveçli bilim adamı S. Arrhenius, elektrolitlerin sulu çözeltilerinin özelliklerini açıklamak için 1887'de elektrolitik ayrışma teorisini önerdi. Daha sonra birçok bilim adamı tarafından atomların yapısı ve kimyasal bağların doktrini temelinde geliştirildi.
Bu teorinin modern içeriği aşağıdaki üç hükme indirgenebilir:
1. Elektrolitler suda çözündüğünde iyonlara (pozitif ve negatif) ayrılır (ayrışır).
İyonlar atomlara göre daha kararlı elektronik hallerdedir. Bir atomdan oluşabilirler - bunlar basit iyonlardır (Na +, Mg 2+, Al 3+, vb.) - veya birkaç atomdan oluşabilir - bunlar karmaşık iyonlardır (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4) vesaire.).
2. Elektrik akımının etkisi altında iyonlar yönlü bir hareket kazanır: pozitif yüklü iyonlar katoda doğru, negatif yüklü iyonlar ise anoda doğru hareket eder. Bu nedenle, birincisine katyonlar, ikincisine ise anyonlar denir.
İyonların yönsel hareketi, zıt yüklü elektrotlar tarafından çekilmeleri sonucu meydana gelir.
3. Ayrışma - geri dönüşümlü süreç: moleküllerin iyonlara (ayrışma) parçalanmasına paralel olarak, iyonları birleştirme (birleşme) süreci meydana gelir.
Bu nedenle elektrolitik ayrışma denklemlerinde eşit işaret yerine tersinirlik işareti kullanılır. Örneğin, elektrolit molekülü KA'nın katyon K + ve anyon A -'ye ayrışması denklemi genel görünümşu şekilde yazılmıştır:
KA ↔ K + + A -
Elektrolitik ayrışma teorisi, dünyadaki ana teorilerden biridir. inorganik kimya ve tamamen tutarlıdır atom-moleküler bilim ve atomik yapı teorisi.
Ayrışma derecesi.
Bir tanesi en önemli kavramlar Arrhenius'un elektrolitik ayrışma teorisi, ayrışma derecesi kavramıdır.
Ayrışma derecesi (a), iyonlara (n") ayrışan molekül sayısının toplam çözünmüş molekül sayısına (n) oranıdır:
Elektrolitin ayrışma derecesi deneysel olarak belirlenir ve bir birimin kesirleri veya yüzde olarak ifade edilir. α = 0 ise ayrışma olmaz ve α = 1 veya %100 ise elektrolit tamamen iyonlara ayrışır. Eğer α = %20 ise bu, belirli bir elektrolitin 100 molekülünden 20'sinin iyonlara parçalandığı anlamına gelir.
Farklı elektrolitler farklı derecelerde ayrışmaya sahiptir. Deneyimler bunun elektrolit konsantrasyonuna ve sıcaklığa bağlı olduğunu göstermektedir. Elektrolit konsantrasyonunda bir azalma ile, yani. Su ile seyreltildiğinde ayrışma derecesi her zaman artar. Kural olarak, ayrışma derecesi ve sıcaklık artışı artar. Ayrışma derecesine bağlı olarak elektrolitler güçlü ve zayıf olarak ayrılır.
Zayıf bir elektrolitin - asetik asidin elektrolitik ayrışması sırasında ayrışmamış moleküller ve iyonlar arasında kurulan denge değişimini ele alalım:
CH3COOH ↔ CH3COO - + H +
Bir asetik asit çözeltisi suyla seyreltildiğinde denge iyon oluşumuna doğru kayar ve asidin ayrışma derecesi artar. Aksine, bir çözelti buharlaştırıldığında denge asit moleküllerinin oluşumuna doğru kayar - ayrışma derecesi azalır.
Bu ifadeden, α'nın 0'dan (ayrışma yok) 1'e (tam ayrışma) kadar değişebileceği açıktır. Ayrışma derecesi genellikle yüzde olarak ifade edilir. Elektrolitin ayrışma derecesi yalnızca belirlenebilir deneysel olarakörneğin bir çözeltinin donma sıcaklığının ölçülmesi, bir çözeltinin elektriksel iletkenliğinin ölçülmesi vb.
Ayrışma mekanizması
İyonik bağa sahip maddeler en kolay ayrışır. Bildiğiniz gibi bu maddeler iyonlardan oluşuyor. Çözündüklerinde su dipolleri pozitif ve negatif iyonların etrafında yönlendirilir. Suyun iyonları ve dipolleri arasında karşılıklı çekici kuvvetler ortaya çıkar. Sonuç olarak iyonlar arasındaki bağ zayıflar ve iyonlar kristalden çözeltiye doğru hareket eder. Bu durumda hidratlı iyonlar oluşur, yani. İyonlar su moleküllerine kimyasal olarak bağlanır.
Molekülleri polar kovalent bağın türüne (polar moleküller) göre oluşan elektrolitler de benzer şekilde ayrışır. Bir maddenin her polar molekülünün etrafında, negatif kutupları tarafından molekülün pozitif kutbuna ve pozitif kutupları tarafından negatif kutba çekilen su dipolleri de yönlendirilir. Bu etkileşimin bir sonucu olarak bağlanan elektron bulutu ( elektron çifti) tamamen elektronegatifliği daha yüksek olan atoma kaydırılır, polar molekül iyonik bir moleküle dönüşür ve ardından hidratlı iyonlar kolayca oluşur:
Polar moleküllerin ayrışması tam veya kısmi olabilir.
Dolayısıyla elektrolitler iyonik veya polar bağlara sahip bileşiklerdir - tuzlar, asitler ve bazlar. Polar çözücülerde iyonlara ayrışabilirler.
Ayrışma sabiti.
Ayrışma sabiti. Elektrolit ayrışmasının daha doğru bir özelliği, çözeltinin konsantrasyonuna bağlı olmayan ayrışma sabitidir.
Ayrışma sabitinin ifadesi, AA elektrolitinin ayrışma reaksiyonu için denklemin genel formda yazılmasıyla elde edilebilir:
AK → A - + K + .
Ayrışma tersinir bir denge süreci olduğundan, bu reaksiyona kütle etkisi yasası uygulanır ve denge sabiti şu şekilde tanımlanabilir:
burada K, elektrolitin ve çözücünün sıcaklığına ve doğasına bağlı olan ancak elektrolitin konsantrasyonuna bağlı olmayan ayrışma sabitidir.
Farklı reaksiyonlar için denge sabitlerinin aralığı çok geniştir - 10 -16'dan 10 15'e kadar. Örneğin, yüksek değer İLE reaksiyon için
bu, Ag + gümüş iyonları içeren bir çözeltiye metalik bakır eklenirse, dengeye ulaşıldığı anda, bakır iyonlarının konsantrasyonunun gümüş iyonları 2 konsantrasyonunun karesinden çok daha büyük olduğu anlamına gelir. Aksine değeri düşük İLE tepki olarak
dengeye ulaşıldığında ihmal edilebilir miktarda gümüş iyodür AgI'nin çözündüğünü gösterir.
Lütfen öde özel ilgi Denge sabiti için ifadelerin yazılması şeklinde. Bazı reaktanların konsantrasyonları reaksiyon sırasında önemli ölçüde değişmiyorsa, bunlar denge sabiti ifadesine yazılmaz. (bu tür sabitler K 1 ile gösterilir).
Dolayısıyla bakırın gümüşle reaksiyonu için ifade yanlış olacaktır:
Doğru olacak sonraki form girişler:
Bu, metalik bakır ve gümüş konsantrasyonlarının denge sabitine dahil edilmesiyle açıklanmaktadır. Bakır ve gümüş konsantrasyonları yoğunluklarına göre belirlenir ve değiştirilemez. Bu nedenle denge sabiti hesaplanırken bu konsantrasyonların dikkate alınmasının bir anlamı yoktur.
AgCl ve AgI çözülürken denge sabitlerinin ifadeleri benzer şekilde açıklanmaktadır.
Çözünürlük ürünü. Az çözünen metal tuzlarının ve hidroksitlerin ayrışma sabitlerine karşılık gelen maddelerin çözünürlüğünün ürünü (PR olarak gösterilir) denir.
Su ayrışma reaksiyonu için
sabit ifade şöyle olacaktır:
Bu, sulu çözeltilerdeki reaksiyonlar sırasında su konsantrasyonunun çok az değişmesiyle açıklanmaktadır. Bu nedenle, [H 2 O] konsantrasyonunun sabit kaldığı ve denge sabitine dahil edildiği varsayılmaktadır.
Elektrolitik ayrışma açısından asitler, bazlar ve tuzlar.
Elektrolitik ayrışma teorisini kullanarak asitlerin, bazların ve tuzların özelliklerini tanımlar ve açıklarlar.
Asitler, ayrışması katyon olarak yalnızca hidrojen katyonları üreten elektrolitlerdir.
Örneğin:
НCl ↔ Н + + С l - ;
CH3COOH ↔ H + + CH3COO -
Bir polibazik asidin ayrışması esas olarak birinci aşamada, daha az ölçüde ikinci aşamada ve yalnızca küçük bir ölçüde üçüncü aşamada gerçekleşir. Bu nedenle, örneğin fosforik asitin sulu bir çözeltisinde H3P04 molekülleri ile birlikte iyonlar (ard arda azalan miktarlarda) H2PO 2-4, HPO 2-4 ve PO 3-4 bulunur.
N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (ilk aşama)
N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (ikinci aşama)
NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (üçüncü aşama)
Bir asidin bazlığı, ayrışma sırasında oluşan hidrojen katyonlarının sayısına göre belirlenir.
Böylece HCl, HNO3 - monobazik asitler - bir hidrojen katyonu oluşur;
H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - dibazik,
H3P04, H3AsO4 tribaziktir, çünkü sırasıyla iki ve üç hidrojen katyonu oluşur.
Asetik asit molekülü CH3COOH'de bulunan dört hidrojen atomundan yalnızca karboksil grubu - COOH'ye dahil olan bir tanesi H +, - katyonu şeklinde parçalanma yeteneğine sahiptir. asetik asit monobazik.
Dibazik ve polibazik asitler adım adım (kademeli olarak) ayrışır.
Bazlar, ayrışması anyon olarak yalnızca hidroksit iyonları üreten elektrolitlerdir.
Örneğin:
KOH ↔ K++ + OH-;
NH4OH ↔ NH + 4 + OH -
Suda çözünen bazlara alkali denir. Birçoğu yok. Bunlar alkali ve alkalin toprak metallerinin bazlarıdır: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH ve Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2 ve ayrıca NH4OH. Bazların çoğu suda az çözünür.
Bir bazın asitliği numarasıyla belirlenir hidroksil grupları(hidroksi grupları). Örneğin, NH4OH tek asitli bir bazdır, Ca(OH)2 iki asitli bir bazdır, Fe(OH)3 üç asitli bir bazdır, vb. İki ve poliasit bazlar adım adım ayrışır
Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (ilk aşama)
Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (ikinci aşama)
Bununla birlikte, ayrışma üzerine aynı anda hidrojen katyonları ve hidroksit iyonları oluşturan elektrolitler de vardır. Bu elektrolitlere amfoterik veya amfolitler denir. Bunlara su, çinko, alüminyum, krom hidroksitler ve bir dizi başka madde dahildir. Örneğin su, H + ve OH - iyonlarına (küçük miktarlarda) ayrışır:
H 2 O ↔ H + + OH -
Sonuç olarak, o eşit olarak ifade edildi ve asit özellikleri H + hidrojen katyonlarının varlığından kaynaklanır ve alkalin özellikler OH iyonlarının varlığından dolayı.
Ayrışma amfoterik hidroksitçinko Zn(OH)2 denklemle ifade edilebilir
2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +
Tuzlar, ayrışması üzerine metal katyonlarının yanı sıra amonyum katyonu (NH4) ve asit kalıntılarının anyonlarının oluştuğu elektrolitlerdir.
Örneğin:
(NH4)2S04 ↔ 2NH + 4 + S02-4;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
Orta tuzlar bu şekilde ayrışır. Asidik ve bazik tuzlar adım adım ayrışır. Asidik tuzlarda önce metal iyonları, ardından hidrojen katyonları elimine edilir. Örneğin:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
Bazik tuzlarda önce asit kalıntıları, ardından hidroksit iyonları elimine edilir.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -
Bilindiği gibi, difüzyon nedeniyle karıştırılmadan bile çözündüğünde, çözelti yavaş yavaş homojen hale gelir, yani tüm kısımlardaki konsantrasyonu aynı olur.
Şekil 2'de gösterildiği gibi çözeltinin saf çözücüden yarı geçirgen bir bölme (parşömen, kolodyum film, selofan vb.) ile ayrıldığı durumu ele alalım. 15. Bu tür bölmeler, çözücü moleküllerin kolayca geçmesine izin verir, ancak çözünmüş maddenin geçmesine izin vermez. Bölmenin her iki tarafındaki konsantrasyonları eşitleme süreci karmaşıktır. Çözünen madde bölmeden geçerek çözücüye geçemez. Yalnızca solvent moleküllerinin bölme yoluyla çözeltiye nüfuz etmesi mümkündür. Böylece solventle seyreltildiği için giderek azalacaktır.
Bir çözücünün yarı geçirgen bir bölme yoluyla bir çözeltiye nüfuz etme işlemine ozmoz denir. Ne kadar yüksek olursa osmoz da o kadar belirgin olur.
Osmoz, farklı konsantrasyonlardaki çözeltiler yarı geçirgen bir bölmeyle ayrıldığında da meydana gelir. Çözücü yarı geçirgen bölmeden çözeltiye nüfuz ettikçe, daha yüksek konsantrasyonlarla çözeltinin hacmi artar. Bu nedenle, çözeltiyi yarı geçirgen bir zardan yapılmış bir kaba yerleştirirseniz, ona bağlanarak dikey tüpŞekil 15'te gösterildiği gibi, ve daha sonra bu kabı solventin içine indirin, hacimdeki artışa bağlı olarak solüsyon tüpte yükselecektir. Ortaya çıkan sıvı sütunu belirli bir miktarda basınç yaratacak ve bu da bir noktada ozmozun durmasına neden olacaktır. Bu sıvı sütununun çözelti içindeki basıncını dengeleyen kuvvete ozmotik basınç denir. Ozmotik basıncın büyüklüğü, ozmozun durduğu dış basınçla ölçülür.
Pirinç. 15. Osmoz olayını gözlemlemeye yarayan cihaz. 1 - su dolu kap; 2 - yarı geçirgen membran; 3 - ortaya çıkan ozmotik basıncı gözlemlemek için tüp; 4 - çözüm.
Bitki ve hayvan hücrelerinin duvarları protoplazma içeren yarı geçirgen duvarlardır. İçlerinde sürekli olarak muhafaza edilenler, hücrelerin ve dokuların elastikiyetini belirler.
■ 62. Osmoz hangi koşullar altında meydana gelir?
63. Nedir?
64. Osmozun bitki ve hayvan organizmaları için önemi nedir?
Elektrolitik ayrışma teorisi
18. ve 19. yüzyılların başında, maddelerin özelliklerini incelemek için elektrik akımı kullanılmaya başlandığında, bazılarının sulu bir çözeltide elektrik akımını ilettiği, bazılarının ise iletmediği gerçeğine dikkat çekildi. Daha sonra elektrik akımını ileten sulu çözeltilere elektrolit adı verildi. Bunlara alkaliler, asitler ve tuzlar dahildir. Çözeltileri elektrik akımı iletmeyen maddelere elektrolit olmayanlar (şeker, alkol, benzen ve diğerleri) adı verildi. organik madde).
Günümüzde kimyasal bağ çeşitlerinin bilinmesiyle maddelerin davranışlarındaki bu tür farklılıkları açıklamak mümkün hale gelmiştir. Sulu çözeltilerdeki maddelerin elektriksel iletkenliği olgusu, hem çözünen hem de çözücünün moleküllerindeki kimyasal bağın türüne bağlıdır.
Su molekülü, daha önce de söylediğimiz gibi, bir dipoldür (bkz. s. 32-34). Molekülü iyonik tipte bir bağa sahip olan ve dolayısıyla kristal kafesi de iyonik olan bir madde suda çözülürse, su dipolleri negatif kutuplarıyla pozitif iyonlara ve negatif kutuplara doğru yönlendirilir. negatif iyonlar- pozitif kutuplar (Şekil 16.a). Suyun iyonları ve dipolleri arasında elektrostatik çekim kuvvetleri artar ve sonuçta iyonik iyonları ayıran tuhaf bağlar ortaya çıkar. kristal kafes su dipolleri ile çevrelenmiş bireysel iyonlara bölünür,
bu nedenle bunlara hidratlanmış iyonlar denir. Polar moleküllere sahip bir madde, örneğin klorür, suda çözülürse yaklaşık olarak aynı şey olur (bkz. Şekil 16, b). Aynı zamanda, çözünen maddenin molekülleri kovalent polar olmayan bir bağa göre oluşturulmuşsa, polar olmayan moleküller su moleküllerinden iyonik ve polar moleküllerle aynı etkiyi yaşamadığından çözeltide iyon oluşmaz. Temel olarak, çoğu organik maddenin molekülleri kovalent polar olmayan tipe göre inşa edilmiştir. Bu nedenle organik maddeler kural olarak elektrolit değildir!
Pirinç. 16. Sudaki sodyum klorürün ayrışma şeması (a) ve polar HCl moleküllerinin sudaki ayrışması (b)
Bu nedenle, yalnızca molekülleri, molekül içindeki atomlar arasındaki iyonik veya polar bağ türüne göre oluşturulan maddeler elektrolit olabilir. Ayrıca çözücü moleküllerinin de polar bir yapıya sahip olması gerekir ve ancak bu koşullar altında moleküllerin iyonlara ayrışmasını bekleyebiliriz.
Elektrolit moleküllerinin bir çözücünün etkisi altında iyonlara parçalanmasına elektrolitik ayrışma denir.
Elektrolitik ayrışmanın tanımını not defterinize yazın.
"Çözünme" kelimesi "geri dönüşümlü parçalanma" anlamına gelir. Elektrolit çözeltisi buharlaştırılırsa, ters işlem - molarizasyon meydana geleceğinden, aynı elektroliti çözünmeden öncekiyle aynı miktarda tekrar alacağız.
■ 65. Bir elektrolit, kimyasal bağın türü ve çözeltideki davranışı bakımından elektrolit olmayandan nasıl farklıdır?
66. Çözücünün sahip olduğu elektrolitik ayrışma işlemi için neden gereklidir? dipol molekülleri ve kimyasal bağın elektrolit-iyonik mi yoksa polar doğası mı?
67. Polar olmayan moleküllere sahip maddeler neden elektrolit olamaz?
68. Elektrolitik ayrışmanın ne olduğunu formüle edin. Tanımını ezbere öğrenin.
60. Molarizasyon sürecinin ayrışmadan farkı nedir?
Elektrolitlerin çözelti içinde ayrışması ilk kez 1887'de İsveçli bilim adamı Arrennus tarafından açıklandı. Elektrolitik ayrışma teorisi adını verdiği teorinin ana hükümlerini formüle etti,
Bu teorinin ana hükümleri aşağıdaki gibidir.
1 Çözeltileri elektrik akımı (elektrolitler) ileten tüm maddeler, çözündüğünde pozitif ve negatif yüklü parçacıklara - iyonlara ayrılır.
2. Bir çözeltiden doğru elektrik akımı geçirilirse, pozitif yüklü iyonlar negatif kutba, yani katoda doğru hareket eder, bu nedenle bunlara katyon denir. Negatif yüklü iyonlar pozitif kutba, yani anoda doğru hareket edeceklerdir, bu yüzden onlara anyon denir. Çözeltideki katyonların toplam yükü anyonların toplam yüküne eşit olduğundan çözelti her zaman elektriksel olarak nötrdür.
3. Aynı elementlerin iyonları ve atomları özellik bakımından birbirinden çok farklıdır. Örneğin bakır iyonları mavidir ve bu onlara rengini verir. bakır sülfat ve serbest kırmızı bir metaldir. Sodyum atomları suyla reaksiyona girerek onu serbest bırakır ve bir alkali oluştururken, sodyum iyonları pratikte suyla reaksiyona girmez.
Klor iyonları aynı sodyum klorür çözeltisi incelendiğinde görülebileceği gibi renksiz, toksik olmayan, renksiz ve kokusuzdur ve yeşilimsi sarı renktedir.
zehirli gaz karakteristik keskin bir kokuya sahiptir.
Teorinin ana hükümlerini defterinize yazın.
Yazarken bir atomu iyondan ayırmak için yükün işareti ve büyüklüğü iyonun sağ üst köşesinde gösterilir. Örneğin: sodyum atomu Na'dır ve sodyum iyonu Na +'dır (okuyun: "tek yüklü sodyum katyonu"); bakır atomu Cu'dur ve bakır iyonu Cu 2+'dir (okuyun: "çift yüklü bakır katyonu"); alüminyum atomu Al'dir ve alüminyum iyonu Al3+'dir (okuyun: "üç yüklü alüminyum katyonu"), kükürt atomu S'dir ve kükürt iyonu S2-'dir; (okuyun: “çift yüklü kükürt anyonu”), klor atomu Cl ve klor iyonu Cl-, vb.
■ 70. İyonlar nelerdir?
71. İyonların nötr atomlardan farkı nedir?
72. Hangi iyonlara katyon denir, hangi anyonlar ve neden?
73. Bir iyonu nötr bir atomdan yazılı olarak nasıl ayırt edebilirim (örnekler verin)?
74. Aşağıdaki iyonları adlandırın: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.
Bazların, asitlerin ve tuzların ayrışması
NaCl ve HCl örneğini kullanarak, yalnızca molekülleri iyonik veya polar tipte bir bağa göre oluşturulmuş bileşiklerin iyonlara ayrışabileceğini söylemiştik. Polar olmayan moleküller ise sulu çözeltilerde iyonlara parçalanmazlar.
Bununla birlikte, moleküllerinde her iki bağ tipinin de gözlendiği maddeler sıklıkla vardır, örneğin, bir sodyum hidroksit NaOH molekülünde, metal, bir iyonik bağ ile hidroksile ve kovalent bir bağ ile oksijene bağlanır. Sülfürik asit molekülü H2SO4'te hidrojen, asidik kalıntıya polar bir bağla, oksijene ise kovalent polar olmayan bir bağla bağlanır. Alüminyum nitrat molekülünde Al(NO3)3 asidik kalıntıya iyonik bir bağla bağlanır ve nitrojen atomları oksijen atomlarına kovalent bir bağla bağlanır. Bu gibi durumlarda molekülün iyonlara parçalanması iyonik veya polar bağın olduğu yerde meydana gelir. Kovalent bağlar ayrışmadan kalır.
Yukarıdan, iyonların sadece olamayacağı anlaşılmaktadır. bireysel atomlar, ama aynı zamanda atom grupları. Örneğin, hidroksil, ayrışma üzerine, hidroksil iyonu adı verilen bir OH- anyonunu oluşturur. Asit kalıntısı S04, çift yüklü bir anyon - sülfat iyonu oluşturur. Her iyonun yükü onun değerliğine göre belirlenir.
Artık hangi iyonların ayrıştığını düşünebiliriz. farklı sınıflar inorganik maddeler. Kimyasal reaksiyon denklemleri gibi ayrışma denklemleri de yazılabilir. Örneğin sodyum hidroksit iyonlarına ayrışma şu şekilde yazılır:
NaOH = Na + + OH -
Bazen bu tür denklemlerde eşit işareti yerine tersinirlik işareti ⇄, ayrışmanın tersinir bir süreç olduğunu ve çözücü çıkarıldığında ters yönde meydana gelebileceğini göstermek için kullanılır.
Kalsiyum hidroksit aşağıdaki şekilde ayrışır:
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH -
(hidroksil gruplarının sayısını gösteren indeks bir katsayı haline gelir).
Girişin doğruluğunu kontrol etmek için toplamı hesaplamanız gerekir. pozitif yük katyonlar ve anyonların toplam negatif yükü. Eşit olmalılar mutlak değer. İÇİNDE bu durumda pozitif yüklerin toplamı +2, negatif yüklerin toplamı -2'dir. Yukarıdakilerden, elektrolitik ayrışma teorisinin ışığında bazların bir tanımı ortaya çıkar.
Bazlar, çözelti içinde yalnızca metal katyon ve hidroksil anyonları oluşturmak üzere ayrışan elektrolitlerdir.
Bazların tanımını defterinize yazınız.
■ 75. Aşağıdaki bazlar için ayrışma denklemlerini yazın, önce çözünürlük tablosundan bunların elektrolit olup olmadığını kontrol edin: baryum hidroksit, demir hidroksit, potasyum hidroksit, stronsiyum hidroksit, çinko hidroksit, lityum hidroksit.
Asit iyonlarına ayrışma, olduğu yerde meydana gelir. kutup bağlantısı yani hidrojen atomu ile asit kalıntısı arasında.
Örneğin, nitrik asit denklemle ifade edilir:
HNO 3 = H + + NO 3 —
İki veya daha fazla bazik asit için ayrışma, örneğin H2C03 için adım adım gerçekleşir:
Н 2 СО 3 ⇄ Н + + НСО з — (ilk aşama) НСО 3 ⇄ Н + + CO 2 3 — (ikinci aşama)
Adım adım ayrışma bazen sürekli eşitlik olarak tasvir edilir.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Adım adım ayrışmayla, adımlardaki bozulma büyük ölçüde azalır ve son adımda genellikle çok küçüktür.
Bu nedenle asitler, katyon olarak yalnızca hidrojen iyonları oluşturmak üzere çözeltilerde ayrışan elektrolitlerdir.
Asitlerin tanımını defterinize yazınız.
■ 76. Aşağıdaki asitler için ayrışma denklemlerini yazın: sülfürik, fosforik, hidrojen sülfit, sülfürlü, hidroklorik. İki veya daha fazla bazik asit olması durumunda denklemleri adım adım yazın.
Bazların ve asitlerin ayrışmasının doğası, baz veya asidi oluşturan iyonun yarıçapına ve yüküne bağlıdır.
Na+ iyonunun yarıçapı daha büyük yarıçap ve H + iyonu, dolayısıyla elektron kabukları Oksijen, hidrojen çekirdeğine, sodyum çekirdeğine göre daha güçlü bir şekilde çekilir. Bu nedenle ayrışma sırasında Na-OH bağının daha hızlı kırılması gerekir. Aynı yüke sahip hidroksit oluşturan iyonun yarıçapı ne kadar büyük olursa, ayrışma o kadar kolay gerçekleşir.
Aynı alt grupta metal hidroksit büyük ücret atom çekirdeği ve bu nedenle büyük iyon yarıçapı daha fazla ayrışacaktır.
■ 77. D.I. Mendeleev'in periyodik element tablosunu kullanarak bazlardan hangisinin daha güçlü ayrışacağını belirtin: Mg(OH) 2 veya Sr(OH) 2. Neden?
Hidroksit (veya asit) oluşturan iyonların yarıçaplarının yakın değerleri durumunda, ayrışmanın doğası, yükünün büyüklüğüne bağlıdır. Dolayısıyla silisik asit H 2 SiO 3'teki silikon iyonunun yükü Si(+4) olduğundan ve iyonun yükü
klor var perklorik asit HClO 4 - Cl (+7), o zaman ikincisi daha güçlüdür. Bir iyon ne kadar pozitifse o kadar güçlü iter pozitif iyon hidrojen. Asit tipi ayrışma meydana gelir.
Berilyumun amfoterik doğası (II dönemi), hidrojen iyonunun itici kuvvetleri ile berilyum iyonu tarafından çekilmesi arasındaki tuhaf bir denge ile açıklanmaktadır.
■ 78. Neden III dönemi periyodik tablo D.I. Mendeleev, magnezyum hidroksit temel özellikler sergiliyor, alüminyum hidroksit - amfoterik, ancak bir asit mi oluşturuyor? Bunu magnezyum, alüminyum ve kükürt iyonlarının yüklerini ve yarıçaplarını karşılaştırarak açıklayın.
Tuz moleküllerinde metal atomları ile asit kalıntısı arasında iyonik bağ tuzlar sırasıyla asit kalıntısının metal katyonlarını ve anyonlarını oluşturmak üzere ayrışır, örneğin:
Al 2 (S04) 3 = 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Buna dayanarak tuzlar, ayrışma sonrasında katyonlar olarak metal iyonları ve anyonlar olarak asidik bir kalıntının iyonlarını oluşturan elektrolitlerdir.
■ 79. Aşağıdaki ara tuzlar için ayrışma denklemlerini yazın: sodyum fosfat, magnezyum nitrat, alüminyum klorür, potasyum silikat, sodyum karbonat, potasyum sülfit, bakır (II) nitrat, demir (III) klorür.
Asidik, bazik ve diğer tuzların ayrışması, aşağıda tartışılacağı gibi biraz farklı şekilde ilerler.
Ayrışma derecesi
Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir. Sonuç olarak, iyon oluşumuyla eş zamanlı olarak zıt süreç meydana gelir - iyonların moleküller halinde birleşimi. Aralarında bir denge kurulur. Çözelti ne kadar seyreltilirse ayrışma o kadar tam gerçekleşir. Ayrışmanın tamlığı, a harfiyle gösterilen ayrışma derecesine göre değerlendirilir.
yüzde olarak ifade edilen, ayrışan moleküllerin (n) sayısının çözünmüş maddenin toplam molekülleri (N) sayısına oranıdır:
Çözünme derecesinin formülünü ve belirlenmesini defterinize yazın.
Başka bir deyişle çözünmüş moleküllerin yüzde kaçının iyonlara ayrıldığını gösterir.
Ayrışma derecesine bağlı olarak elektrolitler güçlü ve zayıf olarak ayrılır. Ne kadar çok olursa elektrolit o kadar güçlü olur.
İyonlara ayrışma miktarına bağlı olarak elektrolitler güçlü, orta ve zayıf olarak ayrılır.
Güçlü elektrolitler, örneğin HNO 3, HC1, H 2 SO 4, kostik alkaliler ve tüm tuzlar neredeyse tamamen (%100) ayrışır. Bununla birlikte, güçlü elektrolitler arasında α > %30, yani moleküllerin %30'undan fazlası parçalananlar da bulunur. iyonlara dönüşür. Ortalama elektrolitler, örneğin H3P04 ve H2S03, %2 ila %30 arasında değişen bir ayrışma derecesine sahiptir. Zayıf elektrolitler, örneğin NH4OH, H2C03, H2S, zayıf şekilde ayrışır: α< 2%.
Farklı elektrolitlerin ayrışma derecesinin karşılaştırılması, aynı konsantrasyondaki (çoğunlukla 0,1 N) çözeltilerde gerçekleştirilir, çünkü ayrışma derecesi büyük ölçüde çözeltinin konsantrasyonuna bağlıdır.
Ayrışmanın derecesi, çözünen maddenin, çözücünün ve diğer bazı maddelerin doğasından etkilenir. dış etkiler. Bu nedenle, “kuvvetli asit” veya “ güçlü temel", bir maddenin çözelti içinde ayrışma derecesi anlamına gelir. Bu durumda hakkında konuşuyoruz Bu maddeler hakkında elektrolitler olarak. Bir maddenin ayrışma derecesi onun davranışını belirler. kimyasal reaksiyon ve reaksiyonun seyri.
■ 80. α ayrışmasının derecesini ne karakterize eder?
81. Defterinize bir tablo çizin:
Okuduğunuz metne göre her sütunda en az iki örnek verin. 82. "Kuvvetli asit" ve "zayıf baz" ifadeleri ne anlama geliyor?
Elektrolitler arasındaki değişim reaksiyonları.İyonik denklemler
Çözeltilerdeki elektrolitler iyonlara ayrıştığı için iyonlar arasında elektrolit reaksiyonlarının meydana gelmesi gerekir.
Bir çözeltideki iyonların etkileşimine iyonik reaksiyon denir.
İfadeleri defterinize yazın.
İyonların katılımıyla hem değişim hem de redoks reaksiyonları meydana gelebilir. Çözeltideki elektrolitlerin değişim reaksiyonlarını, örneğin iki tuz arasındaki etkileşimi düşünün:
NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3
ve elektrolitlerin iyonlara ne kadar güçlü ayrıştığı:
NaCl ⇄ Na + + Cl —
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 —
Bu yüzden sol taraf eşitlikler şu şekilde yazılabilir: Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - =
Reaksiyon sonucunda elde edilen maddeleri ele alalım: AgCl çözünmeyen bir maddedir, bu nedenle iyonlara ayrışmaz ve NaNO 3 çözünür bir tuzdur, şemaya göre mükemmel şekilde iyonlara ayrışır.
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 —
NaNO3- güçlü elektrolit yani eşitliğin sağ tarafı şu şekilde yazılır:
... = Na ++ NO 3 - + AgCl Denklem bir bütün olarak aşağıdaki forma sahip olacaktır:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Bu denkleme tam iyon denklemi denir. Bu denklemde iptal ederek benzer üyeler, kısaltılmış halini alıyoruz iyonik denklem
Ag + + Cl - = AgCl
Yani, iyonik denklemi oluşturma sırası.
1. Formülü iyonik formda yazın başlangıç ürünleri(ayrışanlar).
2. Ortaya çıkan ürünlerin (ayrışanların) formüllerini iyonik formda yazın.
3. Mutlak değerin eşleşip eşleşmediğini kontrol edin toplam sayı pozitif ve negatif masraflar Denklemin sol tarafındaki iyonlar ve sonra sağdaki iyonlar.
4. Denklemin sol ve sağ taraflarındaki aynı isimdeki iyonların sayısının aynı olup olmadığını kontrol edin (ayrışmayan maddenin parçası olan atomları hesaba katarak).
Bu, tam iyonik denklemin derlenmesini tamamlar.
İyonik denklemi oluşturma sırasını not defterinize yazın.
5. Kısaltılmış iyonik denklemi oluşturmak için solda bulun ve doğru parçalar benzer terimleri denklemler aynı işaretler bunları denklemden çıkarın ve elde edilen kısaltılmış iyonik denklemi yazın.
Verilen kısaltılmış iyonik denklem sadece bu reaksiyonun özünü ifade etmez. Örneğin birkaç reaksiyon denklemi yazalım:
1) HCl + AgNO3 = AgCl↓ + HNO3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = H + + NO 3 - + AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
2) BaCl2 + 2AgNO3 = Ba(NO3)2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
3)AlCl3 + 3AgNO3 = Al(NO3)3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
Verilen tüm örneklerde kısaltılmış iyonik denklem aynıdır. Bu durum çok önemli önemli rol V analitik kimya niteliksel analiz için.
Reaksiyonun (düşük ayrışan madde) oluşumuyla sonuçlandığı durumlar olabilir.
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H20
Ca 2+ + 2ON — + 2H + + 2Сl — = Ca 2+ + 2Сl — + 2Н 2 O
H + + OH - = H 2 O
veya gaz çıkar
Na2C03 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2
2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓
2H + + C02 3 - = H 2 O + C02
Bilindiği gibi değişim reaksiyonlarının sonuna kadar ilerlemesi için koşullar vardır: 1) çökelti oluşursa, 2) gaz açığa çıkarsa ve 3) ise. Elektrolitik ayrışma teorisi açısından tüm bu koşullar şu şekilde formüle edilebilir: reaksiyon, ayrışmayan veya düşük ayrışmaya sahip maddelerin oluşumuyla sonuçlanırsa, değişim reaksiyonları tamamlanmaya devam eder.
Sonuçta ortaya çıkan her iki maddenin de iyi ayrıştığı durumlarda reaksiyon tersine çevrilebilir, örneğin:
2КCl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4
Çözümlerle birlikte 7 numaralı görevler.
2016 yılı için OGE'nin 7 numaralı görevine bakalım.
Çözümlü görevler.
Görev No.1.
Formülü aşağıdaki gibi olan bir maddenin ayrışması sırasında yalnızca potasyum katyonları ve fosfat anyonları oluşur.
1.KHPO4
2. Ca3(PO4)2
3.KH2PO4
4.K3PO4
Açıklama: ayrışma sırasında yalnızca potasyum katyonları ve fosfat iyonları oluşuyorsa, yalnızca bu iyonlar istenen maddenin bir parçasıdır. Ayrışma denklemiyle doğrulayalım:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
Doğru cevap 4'tür.
Görev No.2.
Elektrolitler, formülleri belirtilen maddelerin her birini içerir.
1. N2O, KOH, Na2CO3
2. Cu(NO3)2, HC1, Na2SO4
3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3
4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2
Açıklama: elektrolitler, çözeltilerde iyonlara ayrışma ve erime nedeniyle elektrik akımını ileten maddelerdir. Bu nedenle elektrolitler çözünür maddelerdir.
Doğru cevap 2'dir.
3 numaralı görevler.
Sodyum sülfürün tamamen ayrışması üzerine iyonlar oluşur
1. Na+ ve H2S‾
2. Na+ ve SO3²‾
3. Na+ ve S²‾
4. Na+ ve SO4²‾
Açıklama: hadi sodyum sülfürün ayrışma denklemini yazalım
Na2S → 2Na+ + S²‾
Buradan, doğru cevap 3'tür.
4 numaralı görevler.
İyonlar listesinde
A. Nitrat iyonu
B. Amonyum iyonu
B. Hidroksit iyonu
D. Hidrojen iyonu
D. Fosfat iyonu
E. Magnezyum iyonu
katyonlar:
1. BGD 2. BGE 3. YAŞ 4. HGE
Açıklama: katyonlar metal iyonları veya hidrojen iyonları gibi pozitif türlerdir. Yukarıdakilerden bunlar amonyum iyonu, hidrojen iyonu ve magnezyum iyonudur. Doğru cevap 2'dir.
Görev No. 5.
Tuzların elektrolitik ayrışması ile ilgili aşağıdaki ifadeler doğru mudur?
A. Ayrışma sonrasında tüm tuzlar metal katyonları, hidrojen katyonları ve asit kalıntılarının anyonlarını oluşturur
B. Ayrışma işlemi sırasında tuzlar metal katyonları ve asit kalıntılarının anyonlarını oluşturur
1. Yalnızca A doğrudur
2. Yalnızca B doğrudur
3. Her iki karar da doğrudur
4. Her iki yargı da yanlıştır.
Açıklama: sadece asit tuzları ayrışma sırasında hidrojen katyonları oluştururlar, bu nedenle A yanlıştır ancak B doğrudur. İşte bir örnek:
NaCl → Na+ + Cl‾
Doğru cevap 2'dir.
Görev No. 6.
Aynı numara sulu bir çözelti içinde tamamen ayrışma üzerine mol katyonlar ve anyonlar oluşur 1 mol
1.KNO3
2.CaCl2
3. Ba(NO3)2
4. Al2(SO4)3
Açıklama: bu denklemde ya ayrışma denklemlerini yazıp ortaya çıkan katsayılara bakabiliriz ya da verilen tuzların formüllerindeki indekslere bakabiliriz. Yalnızca KNO3 molekülü aynı sayıda mol içerir:
KNO3 → K+ + NO3‾
Doğru cevap 1'dir.
Görev No.7.
Formülü aşağıdaki gibi olan bir maddenin ayrışması sırasında klorür iyonları oluşur.
1.KClO3
2. AlCl3
3. NaClO
4.Cl2O7
Açıklama: Yukarıdaki maddeler arasında, klorür iyonları yalnızca alüminyum klorür molekülü - AlCl3'te bulunur. Bu tuzun ayrışma denklemini sunalım:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾
Doğru cevap 2'dir.
Görev No.8.
Formülü aşağıdaki gibi olan bir maddenin ayrışması sırasında hidrojen iyonları oluşur.
1. H2SiO3
2.NH3xH2O
3. HBr
4.NaOH
Açıklama: Hidrojen iyonları listelenenler arasında yalnızca HBr'ye dahildir: HBr → H+ + Br‾
(Çözeltideki H2SiO3, H2O ve SiO2'ye ayrışır)
Doğru cevap 3'tür.
Görev No.9.
Maddeler listesinde:
A. Sülfürik asit
B. Oksijen
B. Potasyum hidroksit
G. Glikoz
D. Sodyum sülfat
E. Etil alkol
elektrolitler şunları içerir:
1. NEREDE 2. ABG 3. WDE 4. AED
Açıklama: Elektrolitler güçlü asitler, bazlar veya tuzlardır. Listelenenler arasında sülfürik asit (H2SO4), potasyum hidroksit (KOH), sodyum sülfat (Na2SO4) bulunur. Doğru cevap 4'tür.
Görev No. 10.
Ayrışma işlemi sırasında, formülleri aşağıdaki gibi olan maddelerin her birini fosfat iyonları oluşturur.
1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2
2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4
3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4
4.K3PO4, H3PO4, Na3PO4
Açıklama:Önceki görevde olduğu gibi, burada da elektrolitlerin güçlü asitler veya çözünür tuzlar olduğunu bilmemiz gerekiyor, örneğin No. 4'te olduğu gibi:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
H3PO4 → 3H+ + PO4³‾
Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾
Doğru cevap 4'tür.
Bağımsız çözüm için görevler.
1. Elektrolitik ayrışma işlemi sırasında hidrojen iyonları ve asit kalıntısı oluşur:
1. Su
2. Nitrik asit
3. Silisik asit
4. Potasyum nitrat
2. Elektrolitler, formülleri aşağıdaki gibi olan maddelerin her biridir:
1. KOH, H2O(dağıt), CaCl2
2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4
3. BaCl2, H2SO4, LiOH
4. H2SiO3, AgCl, HCl
3. Elektrolitlerle ilgili aşağıdaki ifadeler doğru mudur?
A. Azot ve sülfürik asit güçlü elektrolitlerdir
B. Sulu bir çözeltideki hidrojen sülfür tamamen iyonlara ayrışır
1. Yalnızca A doğrudur
2. Yalnızca B doğrudur
3. Her iki karar da doğrudur
4. Her iki yargı da yanlıştır.
4. İki maddenin her biri bir elektrolittir
1. Bakır(II) sülfür ve etanol
2. Hidroklorik asit ve potasyum sülfat
3. Cıva (II) oksit ve kalsiyum sülfat
4. Magnezyum karbonat ve nitrik oksit (I)
5. Sulu bir çözeltide adım adım ayrışır
1. Bakır(II) nitrat
2. Nitrik asit
3. Sülfürik asit
4. Sodyum hidroksit
6. Elektrolitlerle ilgili aşağıdaki ifadeler doğru mudur?
A. Berilyum hidroksit ve demir(III) hidroksit güçlü elektrolitlerdir.
B. Sulu bir çözeltideki gümüş nitrat tamamen iyonlara ayrışır
1. Yalnızca A doğrudur
2. Yalnızca B doğrudur
3. Her iki karar da doğrudur
4. Her iki yargı da yanlıştır.
7. Ayrışma işlemi sırasında sülfat iyonları oluşur
1. Potasyum sülfür
2. Hidrojen sülfür asit
3. Bakır sülfür
4. Baryum sülfat
8. Genel kimyasal özellikler sodyum hidroksit ve baryum hidroksit nedeniyle
1. Çözeltilerinde sodyum ve baryum iyonlarının bulunması
2. Suda iyi çözünürlükleri
3. Bileşimlerinde üç elementin varlığı
4. Çözeltilerinde hidroksit iyonlarının varlığı
9. Katyon
1. Sülfat iyonu
2. Sodyum iyonu
3. Sülfür iyonu
4. Sülfit iyonu
10. Anyon
1. Kalsiyum iyonu
2. Silikat iyonu
3. Magnezyum iyonu
4. Amonyum iyonu
Sağlanan görevler Kimyada Birleşik Devlet Sınavına hazırlık koleksiyonundan alınmıştır, yazarlar: Koroshchenko A.S. ve Kuptsova A.A.
