Teoria disocierii electroliților. Teoria disocierii electrolitice

Teoria lui Arrhenius a inclus următoarele prevederi principale:

La dizolvare, moleculele de acizi anorganici și organici, hidroxizi și săruri se dezintegrează (se disociază) în ioni:

HCl H + + Cl –

NaOH Na + + OH -

K2SO4 2K + + SO 4 2–

Ionii sunt particule încărcate care sunt formate din atomi individuali, sau un grup de atomi sau un grup de atomi. S-a presupus că ionii în soluție se comportă ca moleculele unui gaz ideal, de exemplu. Nu interacționez unul cu celălalt.

Motivele fizice care duc la disociere nu au fost luate în considerare în teoria lui Arrhenius. Întrebarea de ce particulele încărcate, care ar trebui să fie supuse legilor electrostaticii, nu interacționează între ele în soluție, de asemenea, nu a fost discutată.

Disocierea moleculelor în ioni este incompletă, adică. nu toate moleculele de electroliți, ci doar o anumită fracțiune a acestora α, numită grad de disociere, se dezintegrează în ioni. Gradul de disociere asociat cu coeficientul van't Hoff prin relația:

α = (1.1)

unde n este numărul de ioni în care se descompune o moleculă de electrolit.

Toate modificările calitative observate în soluțiile de electroliți cu concentrație în creștere sau scădere sunt asociate de teoria disocierii electrolitice cu o modificare a gradului de disociere.

Gradul de disociere electrolitică este considerat de această teorie una dintre principalele caracteristici cantitative ale unei soluții de electrolit.

Există un echilibru între ioni și molecule dintr-o soluție. Legea acțiunii masei se aplică procesului de disociere electrolitică și a doua caracteristică cantitativă a unui electrolit este constanta de disociere.

Relația sa cu gradul de disociere poate fi luată în considerare folosind exemplul unui electrolit binar MA, care se disociază conform ecuației:

MA M + + A -

și deoarece C MA = C - C α " = C (1-α),

A,
, atunci constanta de disociere electrolitică K conform teoriei Arrhenius ar trebui înlocuită cu următoarea expresie:

K d =
(1.2)

Această ecuație a fost derivată de W. Ostwald și a exprimat esența legii sale de diluție, deoarece reciproca concentrației molare υ = 1/C se numește diluție.

Conform teoriei Arrhenius, constanta Kd pentru un electrolit dat este constantă și, spre deosebire de gradul de disociere, nu ar trebui să depindă de concentrație și este determinată în primul rând de natura electrolitului. Prin urmare, folosind ecuația (1.2) este posibil să se calculeze gradul de disociere a electrolitului în funcție de concentrația de electrolit.

Rezolvând ecuația pătratică și ținând cont de faptul că α>0, obținem:

α =
(1.3)

Și după cum urmează din ecuația (1.3), ca C → 0 sau K → ∞, α → 1 i.e. electrolitul devine complet disociat.

Pe de altă parte, la constante de disociere mici și la concentrații nu foarte scăzute de electroliți, când K 2<< 4КС

α ≈ (1.4)

Relațiile (1.2) și (1.4) sunt aplicabile numai pentru electroliții binari.

4.1.3 Echilibrul ionic în soluții de electroliți

Teoria lui Arrhenius a făcut posibilă explicarea multor caracteristici chimice ale soluțiilor de electroliți.

Pe baza acesteia, prima definiție științifică a fost dată de conceptele de „acid” și „bază”, conform cărora un acid (HA) este un compus care conține hidrogen, la disocierea căruia se formează ioni de hidrogen, iar o bază este un compus (MON), la a cărui disociere se formează ioni de hidroxil

HA N+ + A –

MOH M++ OH –

Acest lucru a făcut posibil să se considere reacția de neutralizare ca un proces de interacțiune între ionii de hidrogen ai unui acid și ionul hidroxid al unei baze cu formarea apei, și în soluții diluate de acizi și baze tari, pentru care disocierea lor completă a avut au fost stabilite, să se caracterizeze printr-un efect termic constant, indiferent de natura acizilor și bazelor.

Pentru procesele de disociere a acidului NA și a bazei MOH, legea lui Oswald poate fi scrisă sub forma (1.2), unde K d denotă așa-numita constantă de concentrație a acidului (K A) sau a bazei (K B)

K A =
(1.5)

K V =
(1.6)

Valoarea lor este determinată de concentrațiile de echilibru. Deoarece constantele au de obicei valori numerice destul de mari, este convenabil să le scrieți pe o scară logaritmică:

pK A = - log K A

рК В = - log K В (1,7)

Conceptul de constantă de echilibru poate fi aplicat direct solvenților ale căror molecule sunt capabile să se descompună în ioni. De exemplu, constanta concentrației de echilibru a reacției de disociere a apei: H 2 O N++ OH -

K D =
(1.8)

Dar, deoarece o parte foarte mică din moleculele de apă se descompune în ioni, putem presupune că concentrația de apă este aproape constantă, atunci obținem:

= (1.9)

Unde, constant
, care depinde de temperatură, se numește produsul ionic al apei. La 20 - 25 0 C

R
= - jurnal
≈ 14

În consecință, la această temperatură, concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxid în apă pură, precum și în orice soluție apoasă de electrolit care are o reacție neutră, sunt egale cu 10 -7 mol/l. Concentrația ionilor de hidrogen este de obicei exprimată pe o scară logaritmică, notând logaritmul concentrației ionilor de hidrogen, luat cu semnul minus, prin simbolul pH.

pH = - log

Prezența, deși foarte mici, a concentrațiilor de ioni formate în timpul disocierii solventului duce la interacțiunea acestora cu ionii substanțelor dizolvate într-o soluție dată și la apariția unor noi echilibre ionice. Acest fenomen se numește în general solvoliza, iar dacă solventul este apă, atunci hidroliză.

Pentru o sare a unui acid slab și a unei baze tare, reacția de hidroliză se desfășoară conform ecuației A - +H 2 O HA + OH - și se caracterizează prin constanta de hidroliză.

K G =
(1.10)

Deoarece
= const. Folosind ecuațiile (1.5.) și (1.9) putem scrie

K G = (către tine) (1.11)

Ecuația (1.11) arată că cu cât acidul este mai slab, cu atât constanta de hidroliză este mai mare. Un raport similar poate fi obținut pentru hidroliza unei sări a unui acid tare și a unei baze slabe. Ecuația hidrolizei are forma

M++ H20 LUNI + OH +

și constanta de hidroliză

K G =
(de bază) (1,12)

Din cauza dependenței
Pe măsură ce temperatura crește, constantele de hidroliză cresc semnificativ.

De asemenea, trebuie menționat că în primul caz soluția va avea o reacție alcalină (pH > 7), iar în al doilea caz soluția va avea o reacție acidă (pH< 7).

Din cele de mai sus este clar că, dacă o sare a unui acid tare și o bază tare sunt dizolvate în apă, reacția neutră a mediului ar trebui să rămână.

Soluțiile care conțin acizi slabi și săruri formate de acești acizi și baze tari, sau care conțin baze slabe și săruri formate de aceste baze și acizi tari, au proprietatea remarcabilă de a rezista la schimbările de pH atunci când li se adaugă acizi sau baze. Această proprietate se numește proprietatea de tamponare a soluțiilor, și soluții care o posedă - soluții tampon.

Luați în considerare o soluție apoasă care conține acid acetic și acetat de sodiu. Adăugați o bază puternică, cum ar fi hidroxidul de sodiu, la această soluție. Va avea loc o reacție de neutralizare a NaOH cu un acid slab.

CH3COOH + Na + + OH – = CH3COO – + Na + +H2O

Datorită acestui fapt, aciditatea soluției va rămâne practic neschimbată sau se va schimba de multe ori mai puțin decât dacă am adăuga NaOH la o soluție de acetat de sodiu.

Dacă se adaugă un acid puternic, de exemplu HCI, la soluția tampon, va avea loc o reacție cu acetat de sodiu

CH 3 COOH – + Na + + H + + Сl – = CH 3 COOH + Na + +Сl –

cu formarea de molecule de acid acetic nedisociate, i.e. cu absorbția ionilor de hidrogen.

Modificarea concentrației ionilor de hidrogen din soluția tampon ca urmare a adăugării unui reactiv acid sau alcalin poate fi calculată după cum urmează.

Notează constanta de echilibru a acidului acetic

K k =
(1.13)

În această ecuație, concentrația moleculelor nedisociate de acid acetic foarte slab disociat este practic egală cu concentrația analitică a acidului (Sk), iar concentrația ionilor de acetat este egală cu concentrația analitică a acetatului de sodiu complet disociat (Sc). Apoi

=
(1.14)

Te-ai întrebat vreodată de ce unele soluții conduc electricitatea, iar altele nu? De exemplu, toată lumea știe că este mai bine să nu faci baie în timp ce îți usuci părul. La urma urmei, apa este un bun conductor de curent electric, iar dacă un uscător de păr funcțional cade în apă, nu poate fi evitat. De fapt, apa nu este un conductor atât de bun de curent. Există soluții care conduc electricitatea mult mai bine. Astfel de substanțe se numesc electroliți. Acestea includ acizi, alcaline și săruri solubile în apă.

Electroliții - cine sunt aceștia?

Se pune întrebarea: de ce soluțiile unor substanțe transmit energie electrică, în timp ce altele nu? Totul este despre particulele încărcate - cationi și anioni. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun în ioni, care, atunci când sunt expuși la curent electric, se mișcă într-o direcție dată. Cationii încărcați pozitiv se deplasează spre polul negativ, catod, iar anionii încărcați negativ se deplasează spre polul pozitiv, anodul. Procesul de descompunere a unei substanțe în ioni atunci când este topită sau dizolvată în apă este numit cu mândrie disociere electrolitică.

Acest termen a fost inventat de omul de știință suedez S. Arrhenius când a studiat proprietățile soluțiilor de transmitere a energiei electrice. Pentru a face acest lucru, a scurtcircuitat o substanță printr-o soluție și a monitorizat dacă becul se aprindea sau nu. Dacă se aprinde un bec cu incandescență, înseamnă că soluția conduce electricitatea, ceea ce duce la concluzia că această substanță este un electrolit. Dacă becul rămâne stins, atunci soluția nu conduce electricitatea, prin urmare această substanță este un non-electrolit. Non-electroliții includ soluții de zahăr, alcool și glucoză. Dar soluțiile de sare de masă și acid sulfuric conduc bine electricitatea, prin urmare, în ele are loc disocierea electrolitică.

Cum apare disocierea?

Ulterior, teoria disocierii electrolitice a fost dezvoltată și completată de oamenii de știință ruși I.A. Kablukov și V.A. Kistyakovsky, aplicând la justificarea sa teoria chimică a soluțiilor de D.I. Mendeleev.

Acești oameni de știință au descoperit că disocierea electrolitică a acizilor, alcalinelor și sărurilor are loc ca urmare a hidratării electrolitului, adică a interacțiunii acestuia cu moleculele de apă. Ionii, cationii și anionii formați în urma acestui proces vor fi hidratați, adică asociați cu moleculele de apă care îi înconjoară într-un inel dens. Proprietățile lor diferă semnificativ de ionii nehidratați.

Deci, într-o soluție de azotat de stronțiu Sr(NO3)2, precum și în soluții de hidroxid de cesiu CsOH, are loc disocierea electrolitică. Exemple ale acestui proces pot fi exprimate după cum urmează:

Sr(NO3)2 = Sr2+ + 2NO3 -,

acestea. la disocierea unei molecule de azotat de stronțiu, se formează un cation de stronțiu și 2 anioni de azotat;

CsOH = Cs+ + OH-,

acestea. disocierea unei molecule de hidroxid de cesiu produce un cation de cesiu și un anion hidroxid.

Disocierea electrolitică a acizilor are loc în mod similar. Pentru acidul iodhidric, acest proces poate fi exprimat prin următoarea ecuație:

acestea. disocierea unei molecule de acid iodhidric produce un cation de hidrogen și un anion de iod.

Mecanismul de disociere.

Disocierea electrolitică a substanțelor electrolitice are loc în mai multe etape. Pentru substanțele cu un tip de legătură ionică, cum ar fi NaCl, NaOH, acest proces include trei procese secvenţiale:

În primul rând, moleculele de apă, care au 2 poli opuși (pozitiv și negativ) și reprezintă un dipol, sunt orientate la ionii cristalului. Ele sunt atașate cu polul pozitiv de ionul negativ al cristalului și invers, cu polul negativ - de ionul pozitiv al cristalului;

apoi ionii de cristal sunt hidratați de dipolii de apă,

și numai după aceasta ionii hidratați par să diverge în direcții diferite și încep să se miște aleator în soluție sau să se topească până când sunt afectați de un câmp electric.

Pentru substanțe precum HCl și alți acizi, procesul de disociere este similar, cu excepția faptului că în stadiul inițial are loc o tranziție de la o legătură covalentă la o legătură ionică datorită acțiunii dipolilor de apă. Acestea sunt punctele principale ale teoriei disocierii substanțelor.

Teoria electroliților datează din prima jumătate a secolului al XIX-lea, când M. Faraday și-a condus celebrele experimente cu soluții de sare de masă. El a stabilit că apa absolut pura Conduce electricitatea foarte slab, dar dacă îi adaugi câteva cristale de sare, conductivitatea crește imediat. Chiar și atunci, s-a născut presupunerea că sarea se dezintegrează în apă în anumite particule care sunt capabile să conducă curentul electric, totuși, teorie completă, care descrie toate aceste procese în soluții, a apărut mult mai târziu.

Teoria disocierii electrolitice

Teoria, al cărei fondator a fost Svante Arrhenius în perioada 1883-1887, se bazează pe ideea că atunci când moleculele unei substanțe solubile (electrolitul) intră într-un lichid polar sau nepolar, acestea disocierea în ioni. Electroliții sunt compuși care se dezintegrează spontan în soluție în ioni capabili să existe independent. Numărul de ioni formați, structura lor și mărimea sarcinii depind doar de natura moleculei disociate.

Pentru a folosi teoria în descrierea proprietăților dizolvării, se folosesc o serie de ipoteze, și anume: se presupune că disocierea este incompletă, ionii (învelișurile lor de electroni) nu reacționează între ei, iar comportamentul lor poate fi descris prin legea acţiunii de masă în condiţii ideale. Dacă luăm în considerare sistem teoretic, unde electrolitul CA este în echilibru de fază cu produșii disocierii sale - cationul K+ și anionul A-, atunci, conform legii acțiunii masei, se poate construi o ecuație pentru reacția de disociere:

KA = K+ + A- (1)

Constanta de echilibru, scrisă în termeni de concentrații de substanțe în condiții izoterme, va avea următoarea valoare:

Kd = x / (2)

În acest caz (în ecuația 2), constanta de echilibru Kd nu va fi altceva decât constanta de disociere, valorile, , în partea dreaptă sunt concentrațiile de echilibru ale electrolitului și produșii săi de disociere.

Ținând cont de ipotezele teoriei Arrhenius, care au fost aplicate de autor, în special, despre incompletitudinea disocierii, se introduce conceptul de grad de disociere - α. Astfel, dacă exprimăm concentrația soluției C (mol/l), atunci pe litru de soluție există αC mol de electrolit (CA), iar concentrația sa de echilibru poate fi exprimată ca (1-α)C mol/l. Din ecuația de reacție (1) este evident că per αC mol de electrolit (CA) se formează aceeași cantitate de ioni K+ și A-. Dacă înlocuim toate aceste mărimi în ecuația (2) și efectuăm o serie de simplificări, obținem formula constante de disociere(formula gradului de disociere):

Kd = ∝ 2 x C /1-∝ (3)

Această ecuație ne permite să cuantificăm gradul de disociere electrolitică în diferite soluții.

Teoria lui Arrhenius a dat naștere multor direcții științificeîn chimie: cu ajutorul ei au fost create primele teorii ale acizilor și bazelor, s-au dat explicații pentru procesele fizico-chimice din sisteme omogene. Cu toate acestea, nu este lipsită de deficiențele sale, care se referă în principal la faptul că teoria nu ia în considerare interacțiunile interionice.

Clasificarea electroliților cu exemple

Electroliții sunt clasificați în slabi și puternici, distingând periodic un grup de electroliți de putere medie. Electroliții puternici se caracterizează prin faptul că se dezintegrează în soluție complet. De regulă, aceștia sunt acizi minerali puternici, de exemplu:

Acid azotic - HNO3.
Acid clorhidric - HCl.
Acid percloric - HClO4.
Acid fosforic - H3PO4.

Electroliții puternici pot fi baze, de exemplu:

Hidroxid de potasiu - KOH.

Cea mai mare parte a electroliților puternici este marea majoritate a sărurilor (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, cloruri, sulfuri).

Electroliții slabi, dimpotrivă, sunt parțial hidratați în soluții. Acest grup ar trebui să includă acizi anorganici (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), baze slabe (amoniu), unele săruri (HgCl2), acizi organici (CH3COOH, C6H5COOH), fenoli și amine. ÎN soluții neapoase aceiași compuși pot fi atât electroliți puternici, cât și slabi, în funcție de natura solventului.

Disocierea acizilor, bazelor și sărurilor

Modele pentru acizi

În timpul disocierii electrice a acizilor în soluții apoase, ionii de hidrogen încărcați pozitiv (H+) se formează în mod necesar ca cationi:

HNO3 → H+ + NO3-

Dacă acidul este polibazic (de exemplu: ecuația de disociere a H2SO4), atunci disocierea are loc secvenţial, eliminând de fiecare dată un ion de hidrogen:

H2SO4 → H + + HSO4- prima etapă - ion sulfat de hidrogen

HSO4- → H + + SO4- a doua etapă - ion sulfat

Procesul pentru un acid polibazic, de regulă, decurge cât mai mult posibil în prima etapă, gradul de disociere al celor ulterioare este mult mai mic.

Caracteristicile procesului pentru alcalii

Când alcalii se disociază în soluții apoase, se formează în mod necesar un ion hidroxil încărcat negativ (OH-):

NaOH → Na+ + OH-

Procesul pentru bazele poliacide (de exemplu, mecanismul de disociere a hidroxidului de magneziu) se desfășoară într-o manieră în mai multe etape, similar acizilor polibazici:

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ prima etapă

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ a doua etapă

Există, de asemenea, cazuri în care atât cationii de hidrogen, cât și anionii hidroxil pot fi formați în timpul procesului de disociere (în timpul disocierii amfoliților sau compușilor amfoteri, de exemplu, Zn, Al):

2OH- + Zn2+ + 2H2O ←→ Zn (OH)2 + H2O ←→ 2- + 2H+

Reguli de curgere pentru sărurile acide și bazice

Pentru sărurile acide, modelul principal este următorul - cationii (metale încărcate pozitiv) se disociază mai întâi și abia apoi cationi de hidrogen:

KHSO4 → K+ + HSO4- prima etapă

HSO4 - → H+ + SO4- a doua etapă

În sărurile bazice, în primul rând, reziduurile acide intră în soluție și abia apoi ionul hidroxil:

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ prima etapă

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ a doua etapă

Valoarea pH-ului

Definiție, esență și semnificație

Procesele de disociere pot apărea nu numai pentru substanțe dizolvate, dar și un solvent. Astfel, apa este ea însăși un electrolit slab și se caracterizează prin disociere într-o măsură foarte mică. Ecuația procesului poate fi scrisă după cum urmează:

H2O= H3O+ + OH-

O moleculă de apă se disociază în ioni de hidrogen încărcați pozitiv și anioni de hidroniu încărcați negativ. Concentrația acestor ioni determină nivelul de aciditate al soluției - cu cât mai mulți ioni de hidroniu, cu atât soluția este mai acidă.

Concentrația ionilor de hidroniu în soluții reale este, de regulă, foarte mică (de exemplu: 5 × 10−6 g/l) și, prin urmare, pentru comoditate, această valoare este luată logaritmic, iar pentru a obține o valoare pozitivă, se ia cu semnul opus. Să formulăm pe scurt o definiție strictă a conceptului de „indice de hidrogen” sau pH.

pH-ul (indicele de hidrogen) este logaritmul natural negativ al concentrației ionilor de hidroniu, reflectând aciditatea soluției.

pH= - log

Valorile pH-ului sunt de obicei evaluate pe o scară de la 0 la 14, unde 0 este soluția cea mai acidă, iar 14 este cea mai alcalină. O soluție neutră (corespunzătoare pH-ului apei pure) este considerată a fi o soluție cu o valoare de 7. De exemplu, iată câteva soluții tipice cu valori caracteristice ale pH-ului:

Mult mai rar recurg la utilizarea unui alt indicator - pOH. În sensul său, este absolut similar cu indicele de hidrogen, cu excepția faptului că concentrația ionilor de hidroxil este luată ca bază.

În prima jumătate a secolului al XIX-lea. Faraday a introdus conceptul de electroliți și non-electroliți.

El a numit electroliți substanțe ale căror soluții și topituri conduc curentul electric și neelectroliți - substanțe ale căror soluții și topituri nu conduc curentul electric.

Soluțiile de săruri, alcaline și acizi conduc curentul electric.

Soluțiile de zahăr, alcool, glucoză nu conduc electricitatea...

De ce soluțiile electrolitice conduc curentul electric?

Omul de știință suedez Svante Arrhenius, studiind conductivitatea electrică a soluțiilor diferitelor substanțe, a ajuns la concluzia în 1887 că cauza conductivității electrice este prezența în soluție a ionilor care se formează atunci când electroliții sunt dizolvați în apă.

Procesul de descompunere a electroliților în ioni atunci când sunt dizolvați în apă sau topiți se numește disociere electrolitică.

S. Arrhenius a aderat la teoria fizică a soluțiilor, adică. a considerat procesul de dizolvare a substanțelor ca o simplă distribuție a particulelor substanței dizolvate în apă, dar nu a ținut cont de interacțiunea acesteia cu apa și a crezut că în soluție există ioni liberi. TED a explicat multe fenomene asociate cu proprietățile soluțiilor, dar nu a răspuns la întrebările de ce unele substanțe sunt electroliți și altele nu și, de asemenea, ce rol joacă solventul în formarea ionilor.

Spre deosebire de el, chimiștii ruși I.A. Kablukov și V.A. Kistyakovsky a aplicat teoria chimică a D.I. pentru a explica ED. Mendeleev și a demonstrat că atunci când un electrolit este dizolvat, are loc o interacțiune chimică a substanței dizolvate cu apa, ceea ce duce la formarea de hidrați, iar apoi aceștia se disociază în ioni. Adică soluția nu conține ioni liberi, ci hidratați.

Moleculele de apă sunt dipoli (doi poli), deoarece atomii de hidrogen sunt situați la un unghi de 105 0, datorită căruia molecula are o formă unghiulară:

De regulă, substanțele cu o rețea cristalină ionică se disociază cel mai ușor, deoarece constau deja din ioni gata pregătiți. Când se dizolvă, dipolii de apă sunt orientați cu capete încărcate opus în jurul ionilor pozitivi și negativi ai electrolitului. Între ionii electroliți și dipolii de apă apar forțe de atracție reciproce. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește, iar ionii se deplasează de la cristal la soluție (Fig.):

Schema de clorură de sodiu ED pentru ioni hidratați

Este evident că succesiunea proceselor care au loc în timpul disocierii substanțelor cu legături ionice (săruri și alcalii) va fi următoarea:

A) orientarea moleculelor - dipoli de apă în apropierea ionilor cristalului;
B) hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu ionii stratului de suprafață al cristalului;
C) disocierea (dezintegrarea) cristalului electrolit în ioni hidratați.

Procesul poate fi simplificat folosind ecuația:

NaСl > Na + + Cl - .

Electroliții se disociază în mod similar, ale căror molecule au o legătură polară covalentă (de exemplu, molecule de clorură de hidrogen HCl), numai în acest caz, sub influența dipolilor de apă, polaritatea legăturii crește și apoi se rupe odată cu formarea de ioni:

HCI > H + + CI - .

Pentru a caracteriza cantitativ ED, Sf. Arrhenius a introdus conceptul de grad de ED, notat cu litera greacă b.

Gradul de disociere electrolitică este raportul dintre numărul de molecule de electrolit care s-au divizat în ioni și numărul total de molecule dizolvate. electrolit neelectrolitic acid de disociere electrolitică

Gradul de disociere a electroliților se determină experimental și se exprimă în fracțiuni sau procente. Dacă b = 0, atunci substanța nu se dezintegrează deloc în ioni; este un non-electrolit. Neelectroliții includ substanțe cu legături covalente cu polaritate scăzută și nepolară, cum ar fi eteri, hidrocarburi, oxigen, azot etc.

Gradul de DE poate varia de la 0 la 1 (ca un procent de la 0 la 100%).

Dacă b = 1, sau 100%, atunci electrolitul se dezintegrează complet în ioni; acesta este un electrolit puternic. Electroliții puternici includ toate sărurile solubile, acizii anorganici (HNO3, HCl, HBr, Hl, H2SO4, HClO4), alcalii (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2).

Electroliții slabi din soluțiile apoase nu se disociază complet în ioni (b< 3%). К слабым электролитам относят органические кислоты, многие неорганические (Н 2 S, НF, Н 2 СО 3 , Н 2 SiО 3 , НNО 2 , Н 2 SО 3), основания (за исключением щелочей), NН 4 ОН, вода.

Gradul de ED depinde de natura electrolitului, de temperatură (b crește odată cu creșterea temperaturii) și de concentrația electrolitului în soluție (diluția soluției crește întotdeauna b).

ÎNTREBĂRI DE REVIZUT:

1) De ce o soluție KOH conduce curentul electric, dar o soluție de glucoză nu?
2) Este sarea CaCO 3 un electrolit? De ce?
3) De ce crește gradul de disociere atunci când o soluție de electrolit este diluată?
4) Demonstrați că împărțirea legăturilor chimice în polar covalent și ionic este condiționată.
5) Cum se explică conductivitatea electrică a soluțiilor apoase de electroliți?

Prevederile de bază ale TED

1) Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni pozitivi și negativi.
2) Sub influența unui curent electric, ionii încărcați pozitiv se deplasează la polul negativ al sursei de curent - catodul și, prin urmare, sunt numiți cationi, iar ionii încărcați negativ se deplasează la polul pozitiv al sursei de curent - anodul și de aceea se numesc anioni.
3) Motivul disocierii electroliților în soluții apoase este hidratarea acestuia, adică interacțiunea electrolitului cu moleculele de apă și ruperea legăturii chimice din acesta.
4) ED este un proces reversibil pentru electroliții slabi.
5) Proprietățile chimice ale soluțiilor de electroliți sunt determinate de proprietățile ionilor pe care îi formează în timpul disocierii.

Pe baza naturii ionilor formați, se disting trei tipuri de electroliți: acizi, baze și săruri.

Acizii sunt electroliți care, la disociere, formează cationi de hidrogen și anioni ai unui reziduu acid:

HCI> H + + Cl -

НNU 3 > Н + + NU 3 -

H2SO4 > 2H + + SO42-

Pentru acizii fosforici și alți acizi polibazici, are loc disocierea treptată:

Etapa 1 - formarea ionilor de fosfat dihidrogen:

N3PO4-N+++H2PO4-,

Etapa a 2-a - formarea ionilor de hidrogen fosfat:

N 2 PO 4 - - N + + NPO 4 2- ,

Etapa a 3-a - formarea ionilor de fosfat:

NRO 4 2- - N ++ + RO 4 3- .

Ceea ce toți acizii au în comun este că la disociere formează în mod necesar cationi de hidrogen. Prin urmare, proprietățile caracteristice generale ale acizilor - gustul acru, schimbarea culorii indicatorilor etc. - sunt cauzate tocmai de cationii de hidrogen.

Bazele sunt electroliți care, la disociere, formează cationi metalici și anioni ai grupărilor hidroxil OH -:

NaOH - Na + + OH - ,

Ca(OH)2-Ca2+ + 2OH-. .

Bazele poliacide se disociază treptat:

1) Ca(OH) 2 > CaOH + + OH - ,
2) CaOH + - Ca2+ + OH -.

Toate proprietățile comune ale bazelor - săpunul la atingere, schimbarea culorii indicatoarelor etc. - se datorează ionilor de hidroxid OH - comuni tuturor bazelor.

Sărurile sunt electroliți care, la disociere, formează cationi metalici (sau amoniu NH 4 +) și anioni de reziduuri acide:

K 3 RO 4 > 3K + + RO 4 3- ,

NH4NO3 > NH4+ + NO3-.

Spre deosebire de acizii polibazici și bazele poliacide, sărurile se disociază imediat complet și nu treptat.

Exerciții pentru munca independentă:

1) Comparați după structură și proprietăți:
- A) Ca0 şi Ca2+, B) H20 şi H+.
2) Notați ecuațiile de disociere pentru următorii electroliți: sulfat feros (lll); carbonat de potasiu; fosfat de amoniu; azotat de cupru (ll); hidroxid de bariu; acid fosforic. Dați numele ionilor.
3) Care dintre următoarele substanțe se vor disocia: hidroxid de fier (II), hidroxid de potasiu, acid silicic, acid azotic, oxid de sulf (IV), sulfură de sodiu, sulfură de fier (II)? De ce? Notați posibilele ecuații de disociere.
4) În scrierea ecuațiilor pentru disocierea treptată a acidului sulfuric, semnul > este utilizat pentru prima etapă, iar semnul de reversibilitate - pentru a doua. De ce?
5) Folosind tabelul de solubilitate, dați exemple de trei sau patru substanțe care formează ionul sulfat SO 4 2- în soluții. notează ecuațiile de disociere pentru aceste substanțe.

D/s: răspunde oral la întrebări:

1) Ce substanțe sunt clasificate ca electroliți și care sunt clasificate ca neelectroliți?
2) Care dintre următoarele lichide conduc curentul electric: alcool etilic, o soluție apoasă de glucoză, hidroxid de sodiu, o soluție de oxigen în apă, carbonat de potasiu, hidroxid de potasiu topit? Explică-ți răspunsul.
3) Cum se numește ED?
4) Care este esența teoriei fizice și chimice a soluțiilor?
5) Ce ioni se numesc hidratați?
6) De ce unele substanțe sunt electroliți, iar altele nu?
7) Ce rol joacă apa în formarea ionilor?
8) Care este gradul de DE? De ce depinde?
9) Prevederi de bază ale TED.
10) Definiți acizii, bazele și sărurile din punctul de vedere al TED.

Completați în scris exercițiile din caietele de lucru:

Creați ecuații pentru disocierea substanțelor în cazuri posibile:

NaOH, ZnO, H2S, Al(OH)3, BaSi03, Cu(NO3)2, FeP04, AlCI3, CaS04, Si02, HNO3, (NH4)2CO3.

Teoria disocierii electrolitice propus de omul de știință suedez S. Arrhenius în 1887.

Disocierea electrolitică- aceasta este descompunerea moleculelor de electroliți cu formarea de ioni încărcați pozitiv (cationi) și încărcați negativ (anioni) în soluție.

De exemplu, acidul acetic se disociază astfel într-o soluție apoasă:

CH3COOH⇄H + +CH3COO - .

Disocierea este un proces reversibil. Dar diferiți electroliți se disociază diferit. Gradul depinde de natura electrolitului, concentrația acestuia, natura solventului, condițiile externe (temperatură, presiune).

Gradul de disociere α - raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni și numărul total de molecule:

α=v´(x)/v(x).

Gradul poate varia de la 0 la 1 (de la nicio disociere până la completarea sa). Indicat ca procent. Determinat experimental. Când electrolitul se disociază, numărul de particule din soluție crește. Gradul de disociere indică puterea electrolitului.

Distinge puternicȘi electroliți slabi.

Electroliți puternici- sunt acei electroliți al căror grad de disociere depășește 30%.

Electroliți de putere medie- acestea sunt cele al căror grad de disociere variază de la 3% la 30%.

Electroliți slabi- gradul de disociere într-o soluție apoasă 0,1 M este mai mic de 3%.

Exemple de electroliți slabi și puternici.

Electroliții puternici din soluțiile diluate se dezintegrează complet în ioni, de exemplu. α = 1. Dar experimentele arată că disocierea nu poate fi egală cu 1, are o valoare aproximativă, dar nu este egală cu 1. Aceasta nu este o disociere adevărată, ci una aparentă.

De exemplu, lăsați o conexiune α = 0,7. Acestea. conform teoriei Arrhenius, 30% din moleculele nedisociate „plutesc” în soluție. Și 70% au format ioni liberi. Și teoria electrostatică dă o altă definiție acestui concept: dacă α = 0,7, atunci toate moleculele sunt disociate în ioni, dar ionii sunt liberi doar în proporție de 70%, iar restul de 30% sunt legați de interacțiuni electrostatice.

Gradul aparent de disociere.

Gradul de disociere depinde nu numai de natura solventului și a solutului, ci și de concentrația soluției și a temperaturii.

Ecuația de disociere poate fi reprezentată astfel:

AK ⇄ A- + K + .

Iar gradul de disociere poate fi exprimat astfel:

Pe măsură ce concentrația soluției crește, gradul de disociere a electroliților scade. Acestea. valoarea gradului pentru un anumit electrolit nu este o valoare constantă.

Deoarece disocierea este un proces reversibil, ecuațiile vitezei de reacție pot fi scrise după cum urmează:

Dacă disocierea este echilibrată, atunci ratele sunt egale și, ca rezultat, obținem constanta de echilibru(constanta de disociere):

K depinde de natura solventului și de temperatură, dar nu depinde de concentrația soluțiilor. Din ecuație reiese clar că cu cât sunt mai multe molecule nedisociate, cu atât valoarea constantei de disociere a electrolitului este mai mică.

Acizi polibazici disociați treptat și fiecare pas are propria sa valoare constantă de disociere.

Dacă un acid polibazic se disociază, atunci primul proton este cel mai ușor îndepărtat, dar pe măsură ce sarcina anionului crește, atracția crește și, prin urmare, protonul este mult mai greu de îndepărtat. De exemplu,

Constantele de disociere ale acidului ortofosforic la fiecare pas ar trebui să varieze foarte mult:

I - etapa:

II - etapa:

III - etapa:

În prima etapă, acidul ortofosforic este un acid de putere medie, iar la a 2-a este slab, la a 3-a este foarte slab.

Exemple de constante de echilibru pentru unele soluții de electroliți.

Să ne uităm la un exemplu:

Dacă se adaugă cupru metalic la o soluție care conține ioni de argint, atunci în momentul echilibrului, concentrația de ioni de cupru ar trebui să fie mai mare decât concentrația de argint.

Dar constanta are o valoare scăzută:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Ceea ce sugerează că până la atingerea echilibrului, foarte puțină clorură de argint se dizolvase.

Concentrațiile metalice de cupru și argint sunt incluse în constanta de echilibru.

Produs ionic al apei.

Tabelul de mai jos conține următoarele date:

Această constantă se numește produs ionic al apei, care depinde doar de temperatură. Conform disocierii, există un ion hidroxid pentru 1 ion H+. În apa pură concentrația acestor ioni este aceeași: [ H + ] = [OH - ].

De aici, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.

Dacă adăugați o substanță străină, de exemplu, acid clorhidric, în apă, concentrația ionilor de hidrogen va crește, dar produsul ionic al apei nu depinde de concentrație.

Și dacă adăugați alcali, concentrația de ioni va crește, iar cantitatea de hidrogen va scădea.

Concentrarea și sunt interdependente: cu cât o valoare este mai mare, cu atât este mai mică cealaltă.

Aciditatea soluției (pH).

Aciditatea soluțiilor este de obicei exprimată prin concentrația de ioni H+.În medii acide pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, în alcalin - pH> 10 -7 mol/l.
Aciditatea unei soluții este exprimată prin logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidrogen, numindu-l pH.

pH = -lg[ H + ].