Istnieją dwie główne przyczyny przepływu prądu elektrycznego przez przewodniki: albo w wyniku przeniesienia elektronów, albo w wyniku przeniesienia jonów. Przewodność elektronowa jest nieodłączną cechą metali. Przewodnictwo jonowe jest nieodłącznie związane z wieloma związkami chemicznymi o strukturze jonowej, na przykład solami w stanie stałym lub stopionym, a także wieloma roztworami wodnymi i niewodnymi.
Wszystkie substancje poprzez ich zachowanie w roztworach zwykle dzieli się na dwie kategorie:
a) substancje, których roztwory mają przewodnictwo jonowe (elektrolity);
b) substancje, których roztwory nie mają przewodnictwa jonowego (nieelektrolity).
Elektrolity obejmują większość nieorganicznych kwasów, zasad i soli. Wiele z nich obejmuje nieelektrolity związki organiczne np. alkohole i węglowodany.
Okazało się, że roztwory elektrolitów mają niższe temperatury topnienia i wyższe temperatury wrzenia w porównaniu z odpowiednimi wartościami dla czystego rozpuszczalnika lub roztworu nieelektrolitu w tym samym rozpuszczalniku. Aby wyjaśnić te fakty, zaproponował Arrhenius teoria dysocjacji elektrolitycznej.
Pod dysocjacja elektrolityczna odnosi się do rozkładu cząsteczek elektrolitu w roztworze z utworzeniem dodatnio i ujemnie naładowanych jonów - kationów i anionów. Na przykład cząsteczka kwas octowy dysocjuje w roztworze wodnym w następujący sposób:
CH 3 COOH CH 3 COO - + H +
Proces dysocjacji jest we wszystkich przypadkach odwracalny, dlatego przy pisaniu równań reakcji dysocjacji stosuje się znak odwracalności. Różne elektrolity dysocjują na jony w różnym stopniu. Kompletność rozkładu zależy od rodzaju elektrolitu, jego stężenia, rodzaju rozpuszczalnika i temperatury.
Elektrolity mocne i słabe. Stopień dysocjacji. Stała dysocjacji. Stopień dysocjacji α zwany - stosunek liczby cząsteczek rozpadniętych na jony (n) do całkowitej liczby rozpuszczonych cząsteczek (n 0).
α = (n/n 0)?100
Stopień dysocjacji może wynosić od 0 do 1, od braku dysocjacji do całkowitej dysocjacji. W zależności od stopnia dysocjacji rozróżnia się elektrolity słabe i mocne. DO słaby elektrolity obejmują substancje, których stopień dysocjacji w roztworach 0,1 M jest mniejszy niż 3%; jeśli stopień dysocjacji w roztworze 0,1 M przekracza 30%, wówczas taki elektrolit nazywa się mocny. Elektrolity, których stopień dysocjacji mieści się w zakresie od 3% do 30%, nazywane są elektrolitami średnia siła.
Do mocnych elektrolitów zalicza się większość soli, niektóre kwasy - HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 i zasady alkaliczne i metale ziem alkalicznych- zasady LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.
Równanie reakcji dysocjacji elektrolitu AA na kationy K+ i aniony A- można ogólnie przedstawić następująco:
KA K + + A -
i stopień dysocjacji α w tym przypadku można wyrazić jako stosunek stężenia molowego powstałych jonów [K + ] lub [A - ] do oryginalny stężenie molowe elektrolitu [AK] o, tj.
Wraz ze wzrostem stężenia roztworu stopień dysocjacji elektrolitu maleje.
Kwasy i zasady wielozasadowe dysocjują stopniowo – najpierw od cząsteczki oddziela się jeden z jonów, potem drugi, itd. Każdy etap dysocjacji charakteryzuje się własną stałą dysocjacji.
Etap I: H 2 SO 4 → H + + HSO 4 -
Etap II: НSO 4 - Н + + SO 4 2-
Równanie ogólne: H 2 SO 4 2H + + SO 4 2-
Proces dysocjacji elektrolitycznej charakteryzuje się stała dysocjacji (K) . Zatem dla reakcji KA K + + A jest stałą dysocjacji:
K = [K + ] ? [ZNANY JAKO]
Istnieje ilościowa zależność pomiędzy stałą a stopniem dysocjacji elektrolitycznej. W podanym przykładzie oznaczamy całkowite stężenie rozpuszczonej substancji Z oraz stopień dysocjacji α . Wtedy [K + ] = [A - ] = α? i odpowiednio stężenie niezdysocjowanych cząstek [CA] = (1 - α )Z .
Podstawiając wartości do wyrażenia na stałą dysocjacji, otrzymujemy zależność
Ponieważ stężenie molowe wynosi C = 1/V
To równanie jest matematycznym wyrażeniem prawa rozcieńczeń Ostwalda: stała dysocjacji elektrolitu nie zależy od rozcieńczenia roztworu.
Produkt jonowy wody. pH rozwiązanie. Wartość stałej dysocjacji wody KH2O = 1.10 -14 . Ta stała dla wody nazywa się jonowy produkt wody, co zależy tylko od temperatury.
Zgodnie z reakcją H 2 OH + + OH - podczas dysocjacji wody na każdy jon H + powstaje jeden jon OH - dlatego w czystej wodzie stężenia tych jonów są takie same: [H + ] = [ OH - ] = 10 -7 .
pH = -log[H + ]
Roztwory wodne mają wartość pH w zakresie od 1 do 14. Na podstawie stosunku stężeń tych jonów wyróżnia się trzy rodzaje ośrodków: obojętne, kwaśne i zasadowe.
Neutralne środowisko- środowisko, w którym stężenie jonów [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l (pH = 7).
Kwaśne środowisko- ośrodek, w którym stężenie jonów [H+ ] jest większe od stężenia jonów [OH - ], tj. [H + ] > 10 -7 mol/l (pH< 7).
Środowisko alkaliczne- środowisko, w którym stężenie jonów [H + ] jest mniejsze niż stężenie jonów [OH - ], tj. [H+]< 10 -7 моль/л (рН > 7).
Jakościowo reakcję ośrodka i pH wodnych roztworów elektrolitów określa się za pomocą wskaźników i pehametru.
Przykładowo, jeśli stężenie jonów = 10 -4 mol/l, to pH = - log10 -4 = 4, a środowisko roztworu jest kwaśne, a jeśli stężenie jonów wynosi [OH - ] = 10 -4 mol/l, to [H + ] = DO(H 2 O) - [OH - ] = 10 -14 - 10 -4 = 10 -10 i pH = - log10 -10 = 10, a roztwór jest zasadowy.
Produkt rozpuszczalności. Rozpuszczanie ciała stałego w wodzie zatrzymuje się, gdy tworzy się roztwór nasycony, tj. zostaje ustanowiona równowaga pomiędzy solidny i cząstki tej samej substancji w roztworze. Na przykład w nasyconym roztworze chlorku srebra ustala się równowaga:
AgCl stały Ag + aq + Cl - aq
W nasyconym roztworze elektrolitu iloczyn stężeń jego jonów jest wartością stałą w danej temperaturze i ta wartość ilościowo charakteryzuje zdolność elektrolitu do rozpuszczania, tzw produkt rozpuszczalności(ITP).
PR(AgCl) = [Ag +]
Produkt rozpuszczalności - jest to stała wartość równa iloczynowi stężeń jonów słabo rozpuszczalnego elektrolitu w jego roztworze nasyconym. Ogólnie dla słabo rozpuszczalnego elektrolitu o składzie A m B n możemy napisać: A m B n ↔ mA + nB
PR AmBn = [A] m ? [B]n
Znając wartości produktów rozpuszczalności, można rozwiązać zagadnienia związane z powstawaniem lub rozpuszczaniem wytrąceń podczas reakcji chemicznych, co jest szczególnie ważne w chemii analitycznej.
Spontaniczny częściowy lub całkowity rozpad rozpuszczonych elektrolitów (patrz) na jony nazywany jest dysocjacją elektrolityczną. Termin „jony” wprowadził angielski fizyk M. Faradaya (1833). Teorię dysocjacji elektrolitycznej sformułował szwedzki naukowiec S. Arrhenius (1887) w celu wyjaśnienia właściwości wodnych roztworów elektrolitów. Następnie został opracowany przez wielu naukowców w oparciu o doktrynę budowy atomu i wiązanie chemiczne. Nowoczesna treść Teorię tę można sprowadzić do trzech następujących postanowień:
1. Elektrolity po rozpuszczeniu w wodzie dysocjują (rozpadają się) na jony - naładowane dodatnio i ujemnie. („Ion” po grecku oznacza „wędrowanie”. W roztworze jony poruszają się losowo w różnych kierunkach.)
2. Pod wpływem prądu elektrycznego jony uzyskują ruch kierunkowy: jony naładowane dodatnio przesuwają się w stronę katody, jony naładowane ujemnie w stronę anody. Dlatego te pierwsze nazywane są kationami, te drugie – anionami. Kierunkowy ruch jonów następuje w wyniku przyciągania ich przeciwnie naładowanych elektrod.
3. Dysocjacja jest procesem odwracalnym. Oznacza to, że zachodzi stan równowagi, w którym tyle cząsteczek rozpada się na jony (dysocjacja), tyle z nich ponownie powstaje z jonów (asocjacja).
Dlatego w równaniach dysocjacji elektrolitycznej zamiast znaku równości stosuje się znak odwracalności.
Na przykład:
gdzie KA jest cząsteczką elektrolitu, jest kationem, A jest anionem.
Doktryna wiązania chemicznego pomaga odpowiedzieć na pytanie, dlaczego elektrolity dysocjują na jony. Substancje z wiązaniami jonowymi dysocjują najłatwiej, ponieważ składają się już z jonów (patrz Wiązanie chemiczne). Po rozpuszczeniu dipole wody są zorientowane wokół jonów dodatnich i ujemnych. Pomiędzy jonami i dipolami wody powstają wzajemne siły przyciągania. W rezultacie wiązanie między jonami słabnie, a jony przemieszczają się z kryształu do roztworu. Elektrolity, których cząsteczki są uformowane zgodnie z rodzajem kowalencyjnego wiązania polarnego, dysocjują w podobny sposób. Dysocjacja cząsteczki polarne może być całkowity lub częściowy - wszystko zależy od stopnia polaryzacji wiązań. W obu przypadkach (podczas dysocjacji związków posiadających wiązania jonowe i polarne) powstają jony uwodnione, czyli jony związane chemicznie z cząsteczkami wody (patrz rysunek na s. 295).
Założycielem tego poglądu na dysocjację elektrolityczną był honorowy akademik I. A. Kablukov. W przeciwieństwie do teorii Arrheniusa, która nie uwzględniała interakcji substancji rozpuszczonej z rozpuszczalnikiem, I. A. Kablukov zastosował chemiczną teorię roztworów D. I. Mendelejewa do wyjaśnienia dysocjacji elektrolitycznej. Pokazał, że po rozpuszczeniu następuje Reakcja chemiczna rozpuszczoną substancję z wodą, co prowadzi do powstania hydratów, które następnie dysocjują na jony. I. A. Kablukov uważał, że roztwór wodny zawiera tylko uwodnione jony. Obecnie koncepcja ta jest powszechnie akceptowana. Zatem uwodnienie jonów jest główną przyczyną dysocjacji. W innych nie roztwory wodne W elektrolitach wiązanie chemiczne pomiędzy cząsteczkami (cząsteczkami, jonami) substancji rozpuszczonej i cząsteczkami rozpuszczalnika nazywa się solwatacją.
Jony uwodnione mają zarówno stałą, jak i zmienną liczbę cząsteczek wody. Hydrat o stałym składzie tworzy jony wodoru, które zawierają jedną cząsteczkę, jest to uwodniony proton. W literatura naukowa jest zwykle przedstawiany za pomocą wzoru i nazywany jonem hydroniowym.
Ponieważ dysocjacja elektrolityczna jest procesem odwracalnym, w roztworach elektrolitów wraz z ich jonami znajdują się również cząsteczki. Dlatego roztwory elektrolitów charakteryzują się stopniem dysocjacji (oznaczonym grecką literą a). Stopień dysocjacji to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych na jony n do całkowitej liczby rozpuszczonych cząsteczek:
Stopień dysocjacji elektrolitu określa się doświadczalnie i wyraża w ułamkach jednostki lub w procentach. Jeśli nie ma dysocjacji, a jeśli lub 100%, wówczas elektrolit całkowicie rozpada się na jony. Różne elektrolity mają różny stopień dysocjacji. Wraz z rozcieńczeniem roztworu wzrasta, a po dodaniu jonów o tej samej nazwie (takich samych jak jony elektrolitu) maleje.
Aby jednak scharakteryzować zdolność elektrolitu do dysocjacji na jony, stopień dysocjacji nie jest bardzo wygodny rozmiar, ponieważ zależy to od stężenia elektrolitu. Więcej ogólna charakterystyka jest stałą dysocjacji K. Można ją łatwo wyprowadzić stosując prawo działania masy do równowagi dysocjacji elektrolitu:
gdzie KA jest równowagowym stężeniem elektrolitu i jest równowagowym stężeniem jego jonów (patrz Równowaga chemiczna). K nie zależy od stężenia. Zależy to od rodzaju elektrolitu, rozpuszczalnika i temperatury.
W przypadku słabych elektrolitów, im większa K (stała dysocjacji), tym silniejszy elektrolit, tym więcej jonów w roztworze.
Mocne elektrolity nie mają stałych dysocjacji. Formalnie można je obliczyć, jednak nie będą one stałe w miarę zmiany stężenia.
Kwasy wielozasadowe dysocjują etapowo, co oznacza, że takie kwasy będą miały kilka stałych dysocjacji - po jednej na każdy etap. Na przykład:
Pierwszy etap:
Drugi etap:
Trzeci etap:
Zawsze, tj. kwas wielozasadowy, po zdysocjowaniu w pierwszym etapie, zachowuje się jak silniejszy kwas niż w drugim lub trzecim.
Zasady polikwasowe również ulegają stopniowej dysocjacji. Na przykład:
Sole kwasowe i zasadowe również dysocjują stopniowo. Na przykład:
W tym przypadku w pierwszym etapie sól ulega całkowitemu rozpadowi na jony, co wynika z jonowego charakteru wiązania pomiędzy i; a dysocjacja w drugim etapie jest nieznaczna, ponieważ naładowane cząstki (jony) ulegają dalszej dysocjacji jako bardzo słabe elektrolity.
Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej podano definicje i opisano właściwości takich klas. związki chemiczne jak kwasy, zasady, sole.
Kwasy to elektrolity, których dysocjacja powoduje powstanie wyłącznie jonów wodoru w postaci kationów. Na przykład:
Wszystko ogólnie charakterystyczne właściwości kwasy - kwaśny smak, zmiana koloru wskaźników, oddziaływanie z zasadami, zasadowymi tlenkami, solami - są spowodowane obecnością jonów wodorowych, a dokładniej.
Zasady to elektrolity, których dysocjacja powoduje powstanie wyłącznie jonów wodorotlenkowych w postaci aniony:
Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej wszystkie ogólne właściwości zasadowe roztworów - mydło w dotyku, zmiana koloru wskaźników, oddziaływanie z kwasami, bezwodnikami kwasowymi, solami - wynikają z obecności jonów wodorotlenkowych.
To prawda, że \u200b\u200bistnieją elektrolity, podczas których dysocjacji powstają jednocześnie jony wodorowe i jony wodorotlenkowe. Elektrolity te nazywane są amfoterycznymi lub amfolitami. Należą do nich woda, cynk, aluminium, wodorotlenki chromu i szereg innych substancji. Na przykład woda w małych ilościach dysocjuje na jony i:
Ponieważ wszystkie reakcje w wodnych roztworach elektrolitów reprezentują oddziaływanie jonów, równania tych reakcji można zapisać w postaci jonowej.
Znaczenie teorii dysocjacji elektrolitycznej polega na tym, że wyjaśnia ona liczne zjawiska i procesy zachodzące w wodnych roztworach elektrolitów. Nie wyjaśnia jednak procesów zachodzących w roztworach niewodnych. Jeśli więc chlorek amonu w roztworze wodnym zachowuje się jak sól (dysocjuje na jony i ), to w ciekłym amoniaku wykazuje właściwości kwasu - rozpuszcza metale z wydzieleniem wodoru. Kwas azotowy zachowuje się jak zasada po rozpuszczeniu w ciekłym fluorowodorze lub bezwodnym kwasie siarkowym.
Wszystkie te czynniki zaprzeczają teorii dysocjacji elektrolitycznej. Wyjaśnia je protolityczna teoria kwasów i zasad.
Samo określenie „dysocjacja” oznacza rozpad cząsteczek na kilka kolejnych proste cząstki. W chemii oprócz dysocjacji elektrolitycznej wyróżnia się dysocjację termiczną. Jest to reakcja odwracalna, która zachodzi wraz ze wzrostem temperatury. Na przykład dysocjacja termiczna pary wodnej:
węglan wapnia:
cząsteczki jodu:
Równowaga dysocjacji termicznej jest zgodna z prawem działania mas.
Podczas dysocjacji kwasów rolę kationów pełnią jony wodoru(H +), podczas dysocjacji kwasów nie powstają żadne inne kationy:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
To jony wodoru nadają kwasom charakterystyczne właściwości: kwaśny smak, zabarwienie wskaźnika na czerwono itp.
Jony ujemne (aniony) oddzielają się od cząsteczki kwasu pozostałość kwasu.
Jedną z cech dysocjacji kwasów jest ich zasadowość - liczba jonów wodorowych zawartych w cząsteczce kwasu, która może powstać podczas dysocjacji:
- kwasy jednozasadowe: HCl, HF, HNO 3;
- kwasy dwuzasadowe: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- kwasy trójzasadowe: H 3 PO 4.
Proces eliminacji kationów wodorowych w kwasach wielozasadowych przebiega etapowo: najpierw usuwany jest jeden jon wodorowy, następnie drugi (trzeci).
Stopniowa dysocjacja kwasu dwuzasadowego:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Stopniowa dysocjacja kwasu trójzasadowego:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Podczas dysocjacji kwasów wielozasadowych najwyższy stopień dysocjacji występuje w pierwszym etapie. Na przykład podczas dysocjacji Kwas fosforowy stopień dysocjacji pierwszego etapu wynosi 27%; drugi - 0,15%; trzeci - 0,005%.
Dysocjacja zasad
Podczas dysocjacji zasad rolę anionów pełnią jony wodorotlenkowe(OH -), podczas dysocjacji zasad nie powstają żadne inne aniony:
NaOH ↔ Na + + OH -
Kwasowość zasady zależy od liczby jonów wodorotlenkowych powstałych podczas dysocjacji jednej cząsteczki zasady:
- zasady monokwasowe – KOH, NaOH;
- zasady dikwasowe - Ca(OH) 2;
- zasady trikwasowe - Al(OH) 3.
Zasady polikwasowe, analogicznie do kwasów, również dysocjują etapowo – na każdym etapie następuje odszczepienie jednego jonu wodorotlenkowego:
Niektóre substancje, w zależności od warunków, mogą działać zarówno jako kwasy (dysocjują z eliminacją kationów wodorowych), jak i jako zasady (dysocjują z eliminacją jonów wodorotlenkowych). Takie substancje nazywane są amfoteryczny(Patrz reakcje kwasowo-zasadowe).
Dysocjacja Zn(OH) 2 jako zasady:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Dysocjacja Zn(OH) 2 w postaci kwasu:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Dysocjacja soli
Sole dysocjują w wodzie na aniony reszt kwasowych i kationy metali (lub innych związków).
Klasyfikacja dysocjacji soli:
- Sole normalne (średnie). otrzymywane są poprzez całkowite jednoczesne zastąpienie wszystkich atomów wodoru w kwasie atomami metalu - są to mocne elektrolity, całkowicie dysocjujące w wodzie z utworzeniem katoin metali i pozostałości jednokwasowej: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K3 PO 4.
- Sole kwasowe zawierają w swoim składzie, oprócz atomów metalu i reszty kwasowej, jeszcze jeden (kilka) atomów wodoru - dysocjują stopniowo z utworzeniem kationów metali, anionów reszty kwasowej i kationu wodorowego: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
- Podstawowe sole zawierają w swoim składzie, oprócz atomów metalu i reszty kwasowej, jeszcze jedną (kilka) grup hydroksylowych - dysocjują z utworzeniem kationów metali, anionów reszty kwasowej i jonu wodorotlenkowego: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Podwójne sole otrzymuje się przez jednoczesne zastąpienie atomów wodoru w kwasie atomami różnych metali: KAl(SO 4) 2.
- Sole mieszane dysocjują na kationy metali i aniony kilku reszt kwasowych: CaClBr.
Elektrolity i nieelektrolity
Z lekcji fizyki wiemy, że roztwory niektórych substancji potrafią przewodzić Elektryczność, ale inni nie.
Substancje, których roztwory przewodzą prąd elektryczny, nazywane są substancjami elektrolity.
Substancje, których roztwory nie przewodzą prądu elektrycznego, nazywane są substancjami nieelektrolity. Na przykład roztwory cukru, alkoholu, glukozy i niektórych innych substancji nie przewodzą prądu elektrycznego.
Dysocjacja i asocjacja elektrolityczna
Dlaczego roztwory elektrolitów przewodzą prąd elektryczny?
Szwedzki naukowiec S. Arrhenius badający przewodność elektryczną różne substancje, doszedł do wniosku w 1877 r., że przyczyną przewodnictwa elektrycznego jest obecność w roztworze jony, które powstają, gdy elektrolit rozpuszcza się w wodzie.
Nazywa się proces rozkładu elektrolitu na jony dysocjacja elektrolityczna.
S. Arrhenius, wyznając fizyczną teorię roztworów, nie brał pod uwagę oddziaływania elektrolitu z wodą i uważał, że w roztworach znajdują się wolne jony. Natomiast rosyjscy chemicy I.A. Kablukov i V.A. Kistyakovsky zastosowali teorię chemiczną D.I. Mendelejewa do wyjaśnienia dysocjacji elektrolitycznej i udowodnili, że podczas rozpuszczania elektrolitu następuje chemiczne oddziaływanie rozpuszczonej substancji z wodą, co prowadzi do powstania hydratów, a następnie dysocjują na jony. Uważali, że roztwory nie zawierają jonów wolnych, nie „nagich”, ale jony uwodnione, czyli „okryte płaszczem” cząsteczek wody.
Cząsteczki wody są dipole(dwa bieguny), ponieważ atomy wodoru są rozmieszczone pod kątem 104,5°, dzięki czemu cząsteczka ma kształt kątowy. Cząsteczkę wody pokazano schematycznie poniżej.
Z reguły substancje dysocjują najłatwiej wiązanie jonowe i odpowiednio z jonowym sieci krystalicznej, ponieważ składają się już z gotowych jonów. Po rozpuszczeniu dipole wody są zorientowane z przeciwnie naładowanymi końcami wokół dodatnich i ujemnych jonów elektrolitu.
Pomiędzy jonami elektrolitu i dipolami wody powstają wzajemne siły przyciągania. W rezultacie wiązanie między jonami słabnie, a jony przemieszczają się z kryształu do roztworu. Oczywiste jest, że sekwencja procesów zachodzących podczas dysocjacji substancji z wiązaniami jonowymi (solami i zasadami) będzie następująca:
1) orientacja cząsteczek wody (dipoli) w pobliżu jonów kryształu;
2) hydratacja (oddziaływanie) cząsteczek wody z jonami powierzchniowej warstwy kryształu;
3) dysocjacja (rozpad) kryształu elektrolitu na uwodnione jony.
Uproszczone procesy można odzwierciedlić za pomocą następującego równania:
Elektrolity dysocjują podobnie w cząsteczkach wiązanie kowalencyjne(na przykład cząsteczki chlorowodoru HCl, patrz poniżej); tylko w tym przypadku pod wpływem dipoli wody następuje przekształcenie kowalencyjnego wiązania polarnego w jonowe; Kolejność procesów zachodzących w tym przypadku będzie następująca:
1) orientacja cząsteczek wody wokół biegunów cząsteczek elektrolitu;
2) hydratacja (oddziaływanie) cząsteczek wody z cząsteczkami elektrolitu;
3) jonizacja cząsteczek elektrolitu (przekształcenie kowalencyjnego wiązania polarnego w jonowe);
4) dysocjacja (rozpad) cząsteczek elektrolitu na jony uwodnione.
W uproszczeniu proces dysocjacji kwasu solnego można przedstawić za pomocą następującego równania:
Należy wziąć pod uwagę, że w roztworach elektrolitów chaotycznie poruszające się jony uwodnione mogą zderzać się i rekombinować ze sobą. Ten odwrotny proces nazywa się skojarzeniem. Asocjacja w roztworach zachodzi równolegle z dysocjacją, dlatego w równaniach reakcji umieszcza się znak odwracalności.
Właściwości jonów uwodnionych różnią się od właściwości jonów nieuwodnionych. Na przykład nieuwodniony jon miedzi Cu 2+ jest biały w bezwodnych kryształach siarczanu miedzi (II), a po uwodnieniu ma kolor niebieski, tj. związany z cząsteczkami wody Cu 2+ nH 2 O. Uwodnione jony mają zarówno stałą, jak i zmienną liczbę cząsteczek wody.
Stopień dysocjacji elektrolitycznej
W roztworach elektrolitów oprócz jonów znajdują się także cząsteczki. Dlatego scharakteryzowano roztwory elektrolitów stopień dysocjacji, co jest oznaczone grecką literą a („alfa”).
Jest to stosunek liczby cząstek rozbitych na jony (N g) do całkowitej liczby rozpuszczonych cząstek (N p).
Stopień dysocjacji elektrolitu określa się doświadczalnie i wyraża w ułamkach lub procentach. Jeśli a = 0, to nie ma dysocjacji, a jeśli a = 1, czyli 100%, to elektrolit całkowicie rozpada się na jony. Różne elektrolity mają różny stopień dysocjacji, tj. stopień dysocjacji zależy od charakteru elektrolitu. Zależy to również od stężenia: w miarę rozcieńczania roztworu wzrasta stopień dysocjacji.
Ze względu na stopień dysocjacji elektrolitów elektrolity dzielimy na mocne i słabe.
Silne elektrolity- są to elektrolity, które po rozpuszczeniu w wodzie niemal całkowicie dysocjują na jony. W przypadku takich elektrolitów stopień dysocjacji dąży do jedności.
Do mocnych elektrolitów zalicza się:
1) wszystkie rozpuszczalne sole;
2) mocne kwasy, na przykład: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;
3) wszystkie zasady, np.: NaOH, KOH.
Słabe elektrolity- są to elektrolity, które po rozpuszczeniu w wodzie prawie nie dysocjują na jony. W przypadku takich elektrolitów stopień dysocjacji dąży do zera.
Słabe elektrolity obejmują:
1) słabe kwasy - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;
2) wodny roztwór amoniaku NH3H2O;
4) niektóre sole.
Stała dysocjacji
W roztworach słabych elektrolitów, ze względu na ich niepełną dysocjację, równowaga dynamiczna pomiędzy niezdysocjowanymi cząsteczkami i jonami. Na przykład dla kwasu octowego:
Możesz zastosować prawo działania mas do tej równowagi i zapisać wyrażenie na stałą równowagi:
Nazywa się stałą równowagi charakteryzującą proces dysocjacji słabego elektrolitu stała dysocjacji.
Stała dysocjacji charakteryzuje zdolność elektrolitu (kwasu, zasady, wody) dysocjować na jony. Im większa stała, tym łatwiej elektrolit rozkłada się na jony, a zatem tym jest silniejszy. Wartości stałych dysocjacji dla słabych elektrolitów podano w podręcznikach.
Podstawowe zasady teorii dysocjacji elektrolitycznej
1. Po rozpuszczeniu w wodzie elektrolity dysocjują (rozpadają się) na jony dodatnie i ujemne.
Jony jest jedną z form istnienia pierwiastka chemicznego. Na przykład atomy metalu sodu Na 0 energicznie oddziałują z wodą, tworząc zasadę (NaOH) i wodór H2, podczas gdy jony sodu Na + nie tworzą takich produktów. Chlor Cl 2 ma żółto-zieloną barwę i ostry zapach, jest trujący, natomiast jony chloru Cl są bezbarwne, nietoksyczne i bezwonne.
Jony- są to cząstki naładowane dodatnio lub ujemnie, w które przekształcają się atomy lub grupy atomów jednego lub większej liczby pierwiastki chemiczne w wyniku oddawania lub pozyskiwania elektronów.
W roztworach jony poruszają się losowo w różnych kierunkach.
Według ich składu jony dzielą się na prosty- Cl - , Na + i złożony- NH4+, SO2-.
2. Przyczyną dysocjacji elektrolitu w roztworach wodnych jest jego uwodnienie, czyli oddziaływanie elektrolitu z cząsteczkami wody i zerwanie w nim wiązania chemicznego.
W wyniku tego oddziaływania powstają jony uwodnione, czyli związane z cząsteczkami wody. W związku z tym, w zależności od obecności powłoki wodnej, jony dzielą się na nawilżony(w roztworach i krystalicznych hydratach) i nienawodniony(w solach bezwodnych).
3. Pod wpływem prądu elektrycznego jony naładowane dodatnio przemieszczają się do bieguna ujemnego źródła prądu – katody i dlatego nazywane są kationami, natomiast jony naładowane ujemnie przemieszczają się do bieguna dodatniego źródła prądu – anody i dlatego nazywane są anionami .
W związku z tym istnieje inna klasyfikacja jonów - według znaku ich ładunku.
Suma ładunków kationów (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) jest równa sumie ładunków anionów (Cl -, OH -, SO 4 2-), w wyniku czego roztwory elektrolitów (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) pozostają elektrycznie obojętne.
4. Dysocjacja elektrolityczna jest procesem odwracalnym w przypadku słabych elektrolitów.
Wraz z procesem dysocjacji (rozkładu elektrolitu na jony) zachodzi również proces odwrotny - stowarzyszenie(połączenie jonów). Dlatego w równaniach dysocjacji elektrolitycznej zamiast znaku równości stosuje się znak odwracalności, na przykład:
5. Nie wszystkie elektrolity dysocjują na jony w tym samym stopniu.
Zależy od rodzaju elektrolitu i jego stężenia. Właściwości chemiczne roztworów elektrolitów są określone przez właściwości jonów, które tworzą podczas dysocjacji.
O właściwościach słabych roztworów elektrolitów decydują cząsteczki i jony powstałe w procesie dysocjacji, które pozostają ze sobą w dynamicznej równowadze.
Zapach kwasu octowego wynika z obecności cząsteczek CH 3 COOH, kwaśny smak i zmiana koloru wskaźników są związane z obecnością jonów H + w roztworze.
O właściwościach roztworów mocnych elektrolitów decydują właściwości jonów powstających podczas ich dysocjacji.
Na przykład ogólne właściwości kwasów, takie jak kwaśny smak, zmiany koloru wskaźników itp., wynikają z obecności w ich roztworach kationów wodorowych (a dokładniej jonów oksoniowych H 3 O +). Właściwości ogólne zasady, takie jak mydło w dotyku, zmiany koloru wskaźników itp., są związane z obecnością jonów wodorotlenkowych OH - w ich roztworach, a właściwości soli są związane z ich rozkładem w roztworze na metal (lub amon ) kationy i aniony reszt kwasowych.
Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej wszystkie reakcje w wodnych roztworach elektrolitów są reakcjami pomiędzy jonami. Wyjaśnia to dużą szybkość wielu reakcji chemicznych w roztworach elektrolitów.
Reakcje zachodzące pomiędzy jonami nazywane są reakcjami reakcje jonowe
, a równania tych reakcji to równania jonowe.
Reakcje wymiany jonowej w roztworach wodnych mogą zachodzić:
1. Nieodwracalny, do końca.
2. Odwracalny, to znaczy płynąć jednocześnie w dwóch przeciwnych kierunkach. Reakcje wymiany pomiędzy mocnymi elektrolitami w roztworach dobiegają końca lub są praktycznie nieodwracalne, gdy jony łączą się ze sobą, tworząc substancje:
a) nierozpuszczalny;
b) słabo dysocjujące (słabe elektrolity);
c) gazowy.
Oto kilka przykładów równań molekularnych i skróconych równań jonowych:
Reakcja jest nieodwracalna, ponieważ jeden z jej produktów jest substancją nierozpuszczalną.
Reakcja neutralizacji jest nieodwracalna, ponieważ powstaje substancja słabo dysocjująca - woda.
Reakcja jest nieodwracalna, ponieważ powstają gazowy CO 2 i substancja słabo dysocjująca – woda.
Jeśli wśród substancji wyjściowych i produktów reakcji znajdują się słabe elektrolity lub substancje słabo rozpuszczalne, wówczas takie reakcje są odwracalne, to znaczy nie dobiegają końca.
W reakcje odwracalne równowaga przesuwa się w kierunku tworzenia najmniej rozpuszczalnych lub najmniej zdysocjowanych substancji.
Na przykład:
Równowaga przesuwa się w kierunku powstania słabszego elektrolitu - H 2 O. Jednak taka reakcja nie dojdzie do końca: w roztworze pozostają niezdysocjowane cząsteczki kwasu octowego i jonów wodorotlenkowych.
Jeżeli substancjami wyjściowymi są mocne elektrolity, które po interakcji nie tworzą nierozpuszczalnych lub lekko dysocjujących substancji lub gazów, wówczas takie reakcje nie zachodzą: po zmieszaniu roztworów powstaje mieszanina jonów.
Materiał referencyjny do przystąpienia do testu:
Tablica Mendelejewa
Tabela rozpuszczalności
LAB 3
ELEKTROLITY
Cel pracy: uczenie się właściwości chemiczne mocne i słabe elektrolity.
Cele pracy: ustalić przesunięcie równowagi jonowej w roztworach słabych elektrolitów; nauczyć się komponować reakcje wymiany jonowo-molekularnej w roztworach elektrolitów.
Odczynniki: CH 3 COONa (roztwór), NaCl (roztwór), roztwory: HCl (0,1 M), CH 3 COOH (0,1 M), H 2 SO 4, Pb(NO 3) 2, K 2 CrO 4, BaCl 2 , Na2SO4, CuSO4, NiSO4, Na2CO3, NH4Cl, NaOH (stężony), oranż metylowy; dodatkowo: NH 4OH (rozcieńczony), NH 4OH (stężony).
Sprzęt: probówki, pipety.
CZĘŚĆ TEORETYCZNA
Substancje nieorganiczne, których roztwory przewodzą prąd elektryczny, nazywane są elektrolitami. Rozwiązania wielu materia organiczna(cukry, alkohole) nie przewodzą prądu i nie są elektrolitami.
Termin „elektrolity” wprowadził Faradaya, który uważał, że przewodnictwo roztworów wynika z rozkładu substancji w polu elektrycznym (w tłumaczeniu z greckiego elektrolit oznacza „rozkładany przez elektryczność”). Jednak w koniec XIX V. S. A. Arrhenius na podstawie właściwości roztworów Zastępca ∆T, ∆T kip, P Osm (prawa Raoulta i van't Hoffa) wykazało, że rozpad zachodzi poza polem - na etapie rozpuszczania substancji. Arrhenius jest autorem podstaw teorii dysocjacji elektrolitycznej.
Nowoczesna teoria rozwiązania (w jego opracowaniu uczestniczyli I.A. Kablukov i D.I. Mendelejew) opiera się na decydującej roli rozpuszczalnika (cząsteczek polarnej wody) w dysocjacji. Nazywa się proces pojawiania się uwodnionych jonów w roztworach wodnych dysocjacja elektrolityczna.
Elektrolity– są to substancje, które dysocjują (rozpadają się) na jony. Jony w roztworach nie są wolne, ale tworzą z wodą słabe związki – hydraty. Elektrolity obejmują kwasy, zasady, sole i związki złożone.
Aby wyjaśnić różnice we właściwościach (przewodnictwie elektrycznym i innych) pomiędzy elektrolitami i nieelektrolitami, Arrhenius wprowadził pojęcia stopnia dysocjacji i wytrzymałości elektrolitów. Stopień dysocjacji elektrolitu α to część cząsteczek, która rozpada się na jony. W zależności od stopnia dysocjacji elektrolity dzielimy na mocne i słabe (czasami wyodrębnia się elektrolity o średniej mocy).
Silne elektrolity(α ≈ 1 lub 100%) w roztworach prawie całkowicie dysocjuje na jony. Roztwory składają się wyłącznie z jonów (dokładniej hydratów jonów). Proces ten jest nieodwracalny. Do mocnych elektrolitów zalicza się:
Kwasy: HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 3, HClO 4, H 2 Cr 2 O 7, HMnO 4, H 2 SO 4;
Zasady (alkalia): LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2;
Sole: prawie wszystko;
Związki złożone (większość): K 3, SO 4, Na 2 itp.
Słaby elektrolity (α< 0,3 или 30 %) диссоциируют на ионы незначительно и обратимо, к ним применим закон действующих масс. Их растворы состоят преимущественно из молекул. К слабым электролитам относятся многие неорганические и все органические кислоты, раствор аммиака, малорастворимые основания. Величина α слабых электролитов зависит от их концентрации: с разбавлением степень диссоциации увеличивается. Ее рассчитывают по закону разбавления Оствальда:
Gdzie DO d – stała dysocjacji słabego elektrolitu (wartość odniesienia);
C– stężenie molowe substancji, mol/l.
Obliczenia są dokładne tylko w rozcieńczonych roztworach o godz Z < 0,1 моль/л. При больших концентрациях величину Z zastąpione aktywnością A:
a = fa C, (2)
Gdzie F– współczynnik aktywności ( F < 1 – справочная величина).
Powodem jest to, że wraz ze wzrostem stężenia w roztworach zaczyna pojawiać się silne oddziaływanie jon-jon: oddziaływanie kulombowskie kationów i anionów między sobą. Na przykład w 0,1 M roztworze roztworu NaCl F= 0,78 oraz w 1 M roztworze NaCl F= 0,66; w 0,001 M roztworze CaCl2 F= 0,84 oraz w 1 M roztworze CaCl2 F = 0,5.
Przykłady dysocjacji substancji bez uwzględnienia hydratacji (w uproszczonej formie)
Dysocjacja kwasów
Silne kwasy natychmiast całkowicie dysocjują na jony
HClO 4 → H + + ClO 4 – (α ≈ 100%).
Skład roztworu: jony H+ i ClO4.
Słabe kwasy dysocjują na jony w sposób odwracalny
HClO ↔ H + + ClO – ( α 0,1 M roztwór = 0,05%),
Skład roztworu: cząsteczki HClO (>99%) oraz jony H+, ClO –.
Słabe kwasy wielozasadowe dysocjują na jony w sposób odwracalny i stopniowy
H 2 S ↔ H + + HS – (I etap dysocjacji, roztwór α0,1 M = 0,07%),
HS – ↔ H + + S 2 – (2. etap dysocjacji, α<< 1).
Skład roztworu: cząsteczki H 2 S (> 99%), trochę jonów H + i HS – oraz bardzo mało S 2 – .
Dysocjacja zasad
Silne zasady natychmiast całkowicie dysocjują na jony
Ba(OH) 2 → Ba 2+ + 2OH – (α ≈ 100%).
Skład roztworu: Jony Ba 2+ i OH –.
Słabe zasady dysocjują na jony odwracalnie (zasady polikwasowe dysocjują stopniowo)
NH 4OH ↔ NH 4 + + OH – (α0,1 M roztwór = 1,3%).
Skład roztworu: głównie cząsteczki NH 4OH i częściowo jony NH 4 + i OH –.
Dysocjacja soli
Sole średnie natychmiast całkowicie dysocjują na jony:
Na 2 S → 2 Na + + S 2 – ( α ≈ 100 %).
Skład roztworu: jony Na + i S 2 -.
Sole kwasowe i zasadowe dysocjują na jony w pierwszym etapie jako mocne elektrolity – nieodwracalnie, a w drugim i trzecim etapie jako słabe elektrolity – odwracalnie
NaHS → Na + + HS – (1. etap dysocjacji, α ≈ 100 %),
CuONНNO 3 → CuOH + + NO 3 – (I etap dysocjacji, α ≈ 100 %).
Drugi etap dysocjacji można pominąć ( α << 1).
| | | następny wykład ==> | |
| Procedura eksperymentalna i przetwarzanie wyników | | |
