Teoria e disociimit të elektrolitit. Teoria e disociimit elektrolitik

Teoria e Arrhenius përfshinte dispozitat kryesore të mëposhtme:

Kur treten, molekulat e acideve inorganike dhe organike, hidroksidet dhe kripërat shpërbëhen (shpërndahen) në jone:

HCl H + + Cl -

NaOH Na + + OH -

K2SO4 2K + + SO 4 2-

Jonet janë grimca të ngarkuara që përbëhen nga atome individuale, ose një grup atomesh ose një grup atomesh. Supozohej se jonet në tretësirë sillen si molekula të një gazi ideal, d.m.th. Unë nuk ndërveproj me njëri-tjetrin.

Arsyet fizike që çojnë në shkëputje nuk u morën parasysh në teorinë e Arrhenius. Nuk u diskutua gjithashtu çështja pse grimcat e ngarkuara, të cilat duhet t'i nënshtrohen ligjeve të elektrostatikës, nuk ndërveprojnë me njëra-tjetrën në zgjidhje.

Shpërbërja e molekulave në jone është jo e plotë, d.m.th. jo të gjitha molekulat e elektrolitit, por vetëm një pjesë e caktuar e tyre α, e quajtur shkalla e disociimit, shpërbëhen në jone. Shkalla e disociimit e lidhur me koeficientin van't Hoff sipas marrëdhënies:

α = (1.1)

ku n është numri i joneve në të cilat ndahet një molekulë elektrolite.

Të gjitha ndryshimet cilësore të vërejtura në tretësirat e elektrolitit me përqendrim në rritje ose në ulje shoqërohen nga teoria e disociimit elektrolitik me një ndryshim në shkallën e disociimit.

Shkalla e disociimit elektrolitik konsiderohet nga kjo teori si një nga karakteristikat kryesore sasiore të një tretësire elektrolitike.

Ekziston një ekuilibër midis joneve dhe molekulave në një tretësirë. Ligji i veprimit të masës zbatohet në procesin e disociimit elektrolitik dhe karakteristika e dytë sasiore e një elektroliti është konstanta e disociimit.

Marrëdhënia e tij me shkallën e disociimit mund të konsiderohet duke përdorur shembullin e një elektroliti binar MA, i cili disociohet sipas ekuacionit:

MA M + + A -

dhe meqenëse C MA = C - C α " = C (1-α),

A,
, atëherë konstanta e disociimit elektrolitik K sipas teorisë së Arrhenius-it duhet të zëvendësohet me shprehjen e mëposhtme:

K d =
(1.2)

Ky ekuacion u nxor nga W. Ostwald dhe shprehte thelbin e ligjit të tij të hollimit, pasi reciproku i përqendrimit molar υ = 1/C quhet hollim.

Sipas teorisë së Arrhenius-it, konstanta Kd për një elektrolit të caktuar është konstante dhe, ndryshe nga shkalla e disociimit, nuk duhet të varet nga përqendrimi dhe përcaktohet kryesisht nga natyra e elektrolitit. Prandaj, duke përdorur ekuacionin (1.2) është e mundur të llogaritet shkalla e disociimit të elektrolitit në varësi të përqendrimit të elektrolitit.

Duke zgjidhur ekuacionin kuadratik dhe duke marrë parasysh që α>0, marrim:

α =
(1.3)

Dhe siç vijon nga ekuacioni (1.3), si C → 0 ose K → ∞, α → 1 d.m.th. elektroliti disociohet plotësisht.

Nga ana tjetër, në konstante të vogla disociimi dhe në përqendrime jo shumë të ulëta të elektrolitit, kur K2<< 4КС

α ≈ (1.4)

Marrëdhëniet (1.2) dhe (1.4) janë të zbatueshme vetëm për elektrolitet binare.

4.1.3 Ekuilibri jonik në tretësirat e elektroliteve

Teoria e Arrhenius bëri të mundur shpjegimin e shumë veçorive kimike të tretësirave të elektrolitit.

Mbi bazën e tij, përkufizimi i parë shkencor u dha nga konceptet "acid" dhe "bazë", sipas të cilit një acid (HA) është një përbërës që përmban hidrogjen, pas ndarjes së të cilit formohen jonet e hidrogjenit, dhe një bazë është një komponim (MON), nga shpërbërja e të cilit formohen jonet hidroksil

HA N+ + A -

MSH M + + Oh –

Kjo bëri të mundur që reaksioni i neutralizimit të konsiderohet si një proces i bashkëveprimit midis joneve të hidrogjenit të një acidi dhe jonit hidroksid të një baze me formimin e ujit, dhe në tretësirat e holluara të acideve të forta dhe bazave të forta, për të cilat ka shpërbërjen e plotë të tyre. është krijuar, për t'u karakterizuar nga një efekt termik konstant, pavarësisht nga natyra e acideve dhe bazave.

Për proceset e shpërbërjes së acidit NA dhe bazës MOH, ligji i Osvaldit mund të shkruhet në formën (1.2), ku K d tregon të ashtuquajturën konstante të përqendrimit të acidit (K A) ose bazës (K B).

K A =
(1.5)

K V =
(1.6)

Vlera e tyre përcaktohet nga përqendrimet e ekuilibrit. Meqenëse konstantet zakonisht kanë vlera numerike mjaft të mëdha, është e përshtatshme t'i shkruani ato në një shkallë logaritmike:

pK A = - log K A

рК В = - log K В (1.7)

Koncepti i konstantës së ekuilibrit mund të zbatohet drejtpërdrejt për tretësit, molekulat e të cilëve janë të afta të zbërthehen në jone. Për shembull, konstanta e ekuilibrit të përqendrimit të reaksionit të disociimit të ujit: H 2 O N + + Oh -

K D =
(1.8)

Por meqenëse një pjesë shumë e vogël e molekulave të ujit ndahet në jone, mund të supozojmë se përqendrimi i ujit është pothuajse konstant, atëherë marrim:

= (1.9)

Ku, konstante
, e cila varet nga temperatura, quhet produkt jonik i ujit. Në 20 - 25 0 C

R
= - log
≈ 14

Rrjedhimisht, në këtë temperaturë, përqendrimet e joneve të hidrogjenit dhe joneve hidroksid në ujin e pastër, si dhe në çdo tretësirë ujore të elektrolitit që ka një reaksion neutral, janë të barabarta me 10 -7 mol/l. Përqendrimi i joneve të hidrogjenit zakonisht shprehet gjithashtu në një shkallë logaritmike, duke treguar logaritmin e përqendrimit të joneve të hidrogjenit, të marrë me një shenjë minus, me simbolin e pH.

pH = - log

Prania, megjithëse shumë e vogël, e përqendrimeve të joneve të formuara gjatë shpërbërjes së tretësit çon në ndërveprimin e tyre me jonet e substancave të tretura në një tretësirë të caktuar dhe shfaqjen e ekuilibrave të rinj jonikë. Ky fenomen quhet përgjithësisht solvoliza, dhe nëse tretësi është uji, atëherë hidroliza.

Për një kripë të një acidi të dobët dhe një bazë të fortë, reaksioni i hidrolizës vazhdon sipas ekuacionit A - + H 2 O HA + OH - dhe karakterizohet nga konstanta e hidrolizës.

K G =
(1.10)

Sepse
= konst. Duke përdorur ekuacionet (1.5.) dhe (1.9) mund të shkruajmë

K G = (për ju) (1.11)

Ekuacioni (1.11) tregon se sa më i dobët të jetë acidi, aq më e madhe është konstantja e hidrolizës. Një raport i ngjashëm mund të merret për hidrolizën e një kripe të një acidi të fortë dhe një bazë të dobët. Ekuacioni i hidrolizës ka formën

M + + H 2 O HËN + OH +

dhe konstanta e hidrolizës

K G =
(bazë) (1.12)

Për shkak të varësisë
Me rritjen e temperaturës, konstantet e hidrolizës rriten ndjeshëm.

Duhet të theksohet gjithashtu se në rastin e parë tretësira do të ketë një reaksion alkalik (pH > 7), dhe në rastin e dytë tretësira do të ketë një reaksion acid (pH< 7).

Nga sa më sipër është e qartë se nëse një kripë e një acidi të fortë dhe një bazë e fortë treten në ujë, reagimi neutral i mediumit duhet të mbetet.

Tretësirat që përmbajnë acide dhe kripëra të dobëta të formuara nga këto acide dhe baza të forta, ose që përmbajnë baza dhe kripëra të dobëta të formuara nga këto baza dhe acide të forta, kanë vetinë e jashtëzakonshme që t'i rezistojnë ndryshimeve të pH kur u shtohen acide ose baza. Kjo pronë quhet vetia buferike e tretësirave, dhe zgjidhjet që e posedojnë atë - tretësirat tampon.

Konsideroni një tretësirë ujore që përmban acid acetik dhe acetat natriumi. Shtoni një bazë të fortë, siç është hidroksidi i natriumit, në këtë tretësirë. Do të ndodhë një reaksion neutralizimi i NaOH me një acid të dobët.

CH 3 COOH + Na + + OH – = CH 3 COO – + Na + + H 2 O

Për shkak të kësaj, aciditeti i tretësirës do të mbetet praktikisht i pandryshuar ose do të ndryshojë shumë herë më pak sesa nëse shtoni NaOH në një tretësirë të acetatit të natriumit.

Nëse një acid i fortë, për shembull HCl, i shtohet tretësirës tampon, do të ndodhë një reaksion me acetat natriumi

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

me formimin e molekulave të acidit acetik të padisocuar, d.m.th. me thithjen e joneve të hidrogjenit.

Ndryshimi në përqendrimin e joneve të hidrogjenit në tretësirën tampon si rezultat i shtimit të një reagjenti acid ose alkalik mund të llogaritet si më poshtë.

Shkruani konstantën e ekuilibrit të acidit acetik

K k =
(1.13)

Në këtë ekuacion, përqendrimi i molekulave të padisocuara të acidit acetik me disociim shumë të dobët është praktikisht i barabartë me përqendrimin analitik të acidit (Sk), dhe përqendrimi i joneve të acetatit është i barabartë me përqendrimin analitik të acetatit të natriumit plotësisht të shkëputur (Sc). Pastaj

=
(1.14)

A keni menduar ndonjëherë pse disa zgjidhje përçojnë elektricitetin dhe të tjerët jo? Për shembull, të gjithë e dinë se është më mirë të mos bëni dush duke i tharë flokët. Në fund të fundit, uji është një përcjellës i mirë i rrymës elektrike, dhe nëse një tharëse flokësh që funksionon bie në ujë, nuk mund të shmanget. Në fakt, uji nuk është një përcjellës aq i mirë i rrymës. Ka zgjidhje që përçojnë energjinë elektrike shumë më mirë. Substancat e tilla quhen elektrolite. Këto përfshijnë acide, alkale dhe kripëra të tretshme në ujë.

Elektrolitet - kush janë ata?

Shtrohet pyetja: pse tretësirat e disa substancave transmetojnë energji elektrike, ndërsa të tjerat jo? Gjithçka ka të bëjë me grimcat e ngarkuara - kationet dhe anionet. Kur treten në ujë, elektrolitet shpërbëhen në jone, të cilët, kur ekspozohen ndaj rrymës elektrike, lëvizin në një drejtim të caktuar. Kationet e ngarkuara pozitivisht lëvizin drejt polit negativ, katodës, dhe anionet e ngarkuara negativisht lëvizin drejt polit pozitiv, anodës. Procesi i zbërthimit të një substance në jone kur shkrihet ose tretet në ujë quhet me krenari disociim elektrolitik.

Ky term u krijua nga shkencëtari suedez S. Arrhenius kur ai studioi vetitë e tretësirave për të transmetuar energjinë elektrike. Për ta bërë këtë, ai lidhi një qark të shkurtër përmes një solucioni dhe monitoroi nëse llamba ndizej apo jo. Nëse një llambë inkandeshente ndizet, kjo do të thotë se tretësira përçon elektricitetin, gjë që çon në përfundimin se kjo substancë është një elektrolit. Nëse llamba mbetet e fikur, atëherë tretësira nuk përçon rrymën elektrike, prandaj kjo substancë është jo-elektrolit. Jo-elektrolitet përfshijnë zgjidhje të sheqerit, alkoolit dhe glukozës. Por tretësirat e kripës së tryezës dhe acidit sulfurik e përcjellin mirë elektricitetin, prandaj në to ndodh shpërbërja elektrolitike.

Si ndodh disociimi?

Më pas, teoria e disociimit elektrolitik u zhvillua dhe u plotësua nga shkencëtarët rusë I.A. Kablukov dhe V.A. Kistyakovsky, duke zbatuar në justifikimin e saj teorinë kimike të zgjidhjeve nga D.I. Mendelejevi.

Këta shkencëtarë zbuluan se shpërbërja elektrolitike e acideve, alkaleve dhe kripërave ndodh si rezultat i hidratimit të elektrolitit, domethënë ndërveprimit të tij me molekulat e ujit. Jonet, kationet dhe anionet e formuara si rezultat i këtij procesi do të hidratohen, domethënë do të shoqërohen me molekulat e ujit që i rrethojnë në një unazë të dendur. Vetitë e tyre ndryshojnë ndjeshëm nga jonet e pahidratuara.

Pra, në një tretësirë të nitratit të stronciumit Sr(NO3)2, si dhe në tretësirat e hidroksidit të ceziumit CsOH, ndodh shpërbërja elektrolitike. Shembuj të këtij procesi mund të shprehen si më poshtë:

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

ato. me shkëputjen e një molekule të nitratit të stronciumit, formohen një kation stroncium dhe 2 anione nitrate;

CsOH = Cs+ + OH-,

ato. shpërbërja e një molekule të hidroksidit të cezit prodhon një kation cezium dhe një anion hidroksid.

Ngjashëm ndodh edhe shpërbërja elektrolitike e acideve. Për acidin hidrojodik, ky proces mund të shprehet me ekuacionin e mëposhtëm:

ato. shpërbërja e një molekule të acidit hidrojodik prodhon një kation hidrogjeni dhe një anion jod.

Mekanizmi i disociimit.

Disociimi elektrolitik i substancave elektrolitike ndodh në disa faza. Për substancat me një lloj lidhjeje jonike, si NaCl, NaOH, ky proces përfshin tre procese vijuese:

Së pari, molekulat e ujit, të cilat kanë 2 pole të kundërt (pozitiv dhe negativ) dhe përfaqësojnë një dipol, janë të orientuara në jonet e kristalit. Ata janë të lidhur me polin pozitiv me jonin negativ të kristalit, dhe anasjelltas, me polin negativ - me jonin pozitiv të kristalit;

atëherë jonet kristal hidratohen nga dipolet e ujit,

dhe vetëm pas kësaj jonet e hidratuar duket se ndryshojnë në drejtime të ndryshme dhe fillojnë të lëvizin rastësisht në tretësirë ose shkrihen derisa të ndikohen nga një fushë elektrike.

Për substanca të tilla si HCl dhe acide të tjera, procesi i disociimit është i ngjashëm, përveç se në fazën fillestare ndodh një kalim nga një lidhje kovalente në një lidhje jonike për shkak të veprimit të dipoleve të ujit. Këto janë pikat kryesore të teorisë së shpërbërjes së substancave.

Teoria e elektroliteve daton në gjysmën e parë të shekullit të 19-të, kur M. Faraday kreu eksperimentet e tij të famshme me tretësirat e kripës së tryezës. Ai e vërtetoi atë ujë absolutisht i pastër Përçon shumë dobët elektricitetin, por nëse i shtoni disa kristale kripe, përçueshmëria rritet menjëherë. Edhe atëherë, lindi supozimi se kripa shpërbëhet në ujë në grimca të caktuara që janë të afta të përçojnë rrymë elektrike, megjithatë, teori e plotë, i cili përshkruan të gjitha këto procese në zgjidhje, u shfaq shumë më vonë.

Teoria e disociimit elektrolitik

Teoria, themeluesi i së cilës ishte Svante Arrhenius në periudhën 1883-1887, bazohet në idenë se kur molekulat e një lënde të tretshme (elektroliti) hyjnë në një lëng polar ose jopolar, ato shpërbërja në jone. Elektrolitet janë komponime që shpërbëhen spontanisht në tretësirë në jone të aftë për ekzistencë të pavarur. Numri i joneve të formuara, struktura e tyre dhe madhësia e ngarkesës varen vetëm nga natyra e molekulës së disociuar.

Për të përdorur teorinë në përshkrimin e vetive të shpërbërjes, përdoren një sërë supozimesh, përkatësisht: supozohet se disociimi është i paplotë, jonet (lëvozhgat e tyre elektronike) nuk reagojnë me njëri-tjetrin dhe sjellja e tyre mund të përshkruhet me ligji i veprimit masiv në kushte ideale. Nëse kemi parasysh sistemi teorik, ku elektroliti CA është në ekuilibër fazor me produktet e disociimit të tij - kationin K+ dhe anionin A-, atëherë, sipas ligjit të veprimit të masës, është e mundur të ndërtohet një ekuacion për reaksionin e disociimit:

KA = K+ + A- (1)

Konstanta e ekuilibrit, e shkruar në terma të përqendrimeve të substancave në kushte izotermike, do të ketë vlerën e mëposhtme:

Kd = x / (2)

Në këtë rast (në ekuacionin 2), konstanta e ekuilibrit Kd nuk do të jetë asgjë më shumë se konstanta e disociimit, vlerat, , në anën e djathtë janë përqendrimet e ekuilibrit të elektrolitit dhe produkteve të tij të disociimit.

Duke marrë parasysh supozimet e teorisë së Arrhenius-it, të cilat u zbatuan nga autori, në veçanti, për paplotësinë e disociimit, prezantohet koncepti i shkallës së disociimit - α. Kështu, nëse shprehim përqendrimin e tretësirës C (mol/l), atëherë për litër tretësirë ka αC mol elektrolit (CA), dhe përqendrimi i tij ekuilibër mund të shprehet si (1-α)C mol/l. Nga ekuacioni i reaksionit (1) është e qartë se për mol αC të elektrolitit (CA) formohet e njëjta sasi jonesh K+ dhe A-. Nëse i zëvendësojmë të gjitha këto sasi në ekuacionin (2) dhe kryejmë një numër thjeshtimesh, marrim formulën konstantet e disociimit(formula e shkallës së disociimit):

Kd = ∝ 2 x C /1-∝ (3)

Ky ekuacion na lejon të përcaktojmë sasinë e shkallës së disociimit elektrolitik në zgjidhje të ndryshme.

Teoria e Arrhenius-it shkaktoi shumë drejtimet shkencore në kimi: me ndihmën e saj u krijuan teoritë e para të acideve dhe bazave, u dhanë shpjegime për proceset fiziko-kimike në sistemet homogjene. Megjithatë, nuk është pa mangësi, të cilat kryesisht lidhen me faktin se teoria nuk merr parasysh ndërveprimet ndërjonike.

Klasifikimi i elektroliteve me shembuj

Elektrolitët klasifikohen në të dobët dhe të fortë, duke dalluar periodikisht një grup elektrolitesh me forcë mesatare. Elektrolitët e fortë karakterizohen nga fakti se ato shpërbëhen në tretësirë plotësisht. Si rregull, këto janë acide minerale të forta, për shembull:

Acidi nitrik - HNO3.
Acidi klorhidrik - HCl.
Acidi perklorik - HClO4.
Acidi fosforik - H3PO4.

Elektrolitet e forta mund të jenë baza, për shembull:

Hidroksid kaliumi - KOH.

Pjesa më e madhe e elektroliteve të forta është pjesa dërrmuese e kripërave (NaCl, Na2SO4, Ca (NO3)2, CH3COONa, kloruret, sulfidet).

Përkundrazi, elektrolitet e dobëta janë të hidratuar pjesërisht në solucione. Ky grup duhet të përfshijë acidet inorganike (H2CO3, H3BO3, H3AsO4), bazat e dobëta (amoniumi), disa kripëra (HgCl2), acidet organike (CH3COOH, C6H5COOH), fenolet dhe aminet. NË tretësirat jo ujore të njëjtat komponime mund të jenë elektrolite të forta dhe të dobëta, pra në varësi të natyrës së tretësit.

Shpërbërja e acideve, bazave dhe kripërave

Modelet për acidet

Gjatë shpërbërjes elektrike të acideve në tretësirat ujore, jonet e hidrogjenit të ngarkuar pozitivisht (H+) formohen domosdoshmërisht si katione:

HNO3 → H+ + NO3-

Nëse acidi është polibazik (për shembull: ekuacioni i disociimit të H2SO4), atëherë shpërbërja ndodh në mënyrë sekuenciale, çdo herë duke eliminuar një jon hidrogjeni:

H2SO4 → H + + HSO4- faza e parë - jon sulfat hidrogjen

HSO4- → H + + SO4- faza e dytë - joni sulfat

Procesi për një acid polibazik, si rregull, vazhdon sa më shumë që të jetë e mundur në fazën e parë, shkalla e ndarjes së atyre të mëvonshme është shumë më e vogël.

Karakteristikat e procesit për alkalet

Kur alkalet shpërndahen në tretësirat ujore, formohet domosdoshmërisht një jon hidroksil i ngarkuar negativisht (OH-):

NaOH → Na+ + OH-

Procesi për bazat poliacid (për shembull, mekanizmi i shpërbërjes së hidroksidit të magnezit) vazhdon në një mënyrë shumë-hapëshe të ngjashme me acidet polibazike:

Mg (OH)2 → OH- + Mg (OH)+ faza e parë

Mg (OH)+ → OH- + Mg2+ faza e dytë

Ka edhe raste kur si kationet e hidrogjenit ashtu edhe anionet hidroksil mund të formohen gjatë procesit të disociimit (gjatë shpërbërjes së amfoliteve ose komponimeve amfoterike, për shembull, Zn, Al):

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

Rregullat e rrjedhës për kripërat acidike dhe bazike

Për kripërat acidike, modeli kryesor është si më poshtë - kationet (metalet e ngarkuar pozitivisht) disociohen së pari, dhe vetëm atëherë kationet e hidrogjenit:

KHSO4 → K+ + HSO4- faza e parë

HSO4 - → H+ + SO4- faza e dytë

Në kripërat bazë, para së gjithash, mbetjet e acidit hyjnë në tretësirë, dhe vetëm atëherë joni hidroksil:

BaOHCl → Cl- + Ba (OH)+ faza e parë

Ba (OH)+ → OH- + Ba2+ faza e dytë

vlera e pH

Përkufizimi, thelbi dhe kuptimi

Proceset e disociimit mund të ndodhin jo vetëm për substancat e tretura, por edhe një tretës. Kështu, uji është në vetvete një elektrolit i dobët dhe karakterizohet nga shpërbërja në një masë shumë të vogël. Ekuacioni i procesit mund të shkruhet si më poshtë:

H2O= H3O+ + OH-

Një molekulë uji shpërndahet në jone hidrogjeni të ngarkuar pozitivisht dhe në anione hidronium të ngarkuar negativisht. Është përqendrimi i këtyre joneve që përcakton nivelin e aciditetit të tretësirës - sa më shumë jone hidronium, aq më acid është tretësira.

Përqendrimi i joneve të hidroniumit në tretësirat reale është, si rregull, shumë i vogël (për shembull: 5 × 10−6 g/l) dhe për këtë arsye, për lehtësi, kjo vlerë merret në mënyrë logaritmike dhe për të marrë një vlerë pozitive, merret me shenjën e kundërt. Le të formulojmë shkurtimisht një përkufizim të rreptë të konceptit të "indeksit të hidrogjenit" ose pH.

pH (indeksi i hidrogjenit) është logaritmi natyror negativ i përqendrimit të joneve të hidroniumit, duke reflektuar aciditetin e tretësirës.

pH= - log

Vlerat e pH zakonisht vlerësohen në një shkallë nga 0 në 14, ku 0 është zgjidhja më acide dhe 14 është më alkaline. Një tretësirë neutrale (që korrespondon me pH të ujit të pastër) konsiderohet të jetë një tretësirë me vlerë 7. Për shembull, këtu janë disa zgjidhje tipike me vlera karakteristike të pH:

Shumë më rrallë ata përdorin një tregues tjetër - pOH. Në kuptimin e tij, ai është absolutisht i ngjashëm me indeksin e hidrogjenit, përveç që përqendrimi i joneve hidroksil merret si bazë.

Në gjysmën e parë të shekullit XIX. Faraday prezantoi konceptin e elektroliteve dhe jo-elektroliteve.

Ai i quajti elektrolitet substanca tretësitë dhe shkrirjet e të cilave përçojnë rrymë elektrike, dhe joelektrolitet - substanca tretësitë dhe shkrirjet e të cilave nuk përçojnë rrymë elektrike.

Tretësirat e kripërave, alkaleve dhe acideve përcjellin rrymën elektrike.

Tretësirat e sheqerit, alkoolit, glukozës nuk përçojnë elektricitetin...

Pse tretësirat e elektrolitit përçojnë rrymë elektrike?

Shkencëtari suedez Svante Arrhenius, duke studiuar përçueshmërinë elektrike të tretësirave të substancave të ndryshme, arriti në përfundimin në 1887 se shkaku i përçueshmërisë elektrike është prania në tretësirë e joneve që formohen kur elektrolitet treten në ujë.

Procesi i zbërthimit të elektroliteve në jone kur treten në ujë ose shkrihen quhet disociim elektrolitik.

S. Arrhenius iu përmbajt teorisë fizike të zgjidhjeve, d.m.th. e konsideroi procesin e tretjes së substancave si një shpërndarje të thjeshtë të grimcave të substancës së tretur në ujë, por nuk mori parasysh ndërveprimin e saj me ujin dhe besonte se kishte jone të lirë në tretësirë. TED shpjegoi shumë dukuri që lidhen me vetitë e tretësirave, por nuk iu përgjigj pyetjeve se pse disa substanca janë elektrolite dhe të tjerat jo, dhe gjithashtu se çfarë roli luan tretësi në formimin e joneve.

Në kontrast me të, kimistët rusë I.A. Kablukov dhe V.A. Kistyakovsky aplikoi teorinë kimike të D.I. për të shpjeguar ED. Mendeleev dhe vërtetoi se kur një elektrolit shpërndahet, ndodh një ndërveprim kimik i substancës së tretur me ujin, i cili çon në formimin e hidrateve, dhe më pas ato shpërndahen në jone. Kjo do të thotë, tretësira nuk përmban jone të lirë, por të hidratuar.

Molekulat e ujit janë dipole (dy pole), pasi atomet e hidrogjenit janë të vendosura në një kënd prej 105 0, për shkak të të cilit molekula ka një formë këndore:

Si rregull, substancat me një rrjetë kristalore jonike shpërndahen më lehtë, pasi ato tashmë përbëhen nga jone të gatshëm. Kur ato treten, dipolet e ujit orientohen me skaje të ngarkuara në mënyrë të kundërt rreth joneve pozitive dhe negative të elektrolitit. Forcat e ndërsjella tërheqëse lindin midis joneve të elektrolitit dhe dipoleve të ujit. Si rezultat, lidhja midis joneve dobësohet dhe jonet lëvizin nga kristali në tretësirë (Fig.):

Skema e klorurit të natriumit ED për jonet e hidratuar

Është e qartë se sekuenca e proceseve që ndodhin gjatë shpërbërjes së substancave me lidhje jonike (kripërat dhe alkalet) do të jetë si më poshtë:

A) orientimi i molekulave - dipolet e ujit pranë joneve të kristalit;
B) hidratimi (ndërveprimi) i molekulave të ujit me jonet e shtresës sipërfaqësore të kristalit;
C) shpërbërja (zbërthimi) i kristalit të elektrolitit në jone të hidratuar.

Procesi mund të thjeshtohet duke përdorur ekuacionin:

NaСl > Na + + Сl - .

Elektrolitet shpërndahen në mënyrë të ngjashme, molekulat e të cilave kanë një lidhje polare kovalente (për shembull, molekulat e klorurit të hidrogjenit HCl), vetëm në këtë rast, nën ndikimin e dipoleve të ujit, polariteti i lidhjes rritet, dhe më pas ajo prishet me formimin. i joneve:

HCl > H + + Cl - .

Për të karakterizuar në mënyrë sasiore ED, Shën Arrhenius prezantoi konceptin e shkallës së ED, të shënuar me shkronjën greke b.

Shkalla e disociimit elektrolitik është raporti i numrit të molekulave të elektrolitit që janë ndarë në jone me numrin total të molekulave të tretura. elektrolit joelektrolit acid i shpërbërjes elektrolitike

Shkalla e disociimit të elektrolitit përcaktohet në mënyrë eksperimentale dhe shprehet në fraksione ose përqindje. Nëse b = 0, atëherë substanca nuk shpërbëhet fare në jone; është një jo-elektrolit. Jo-elektrolitet përfshijnë substanca me lidhje kovalente polare të ulëta dhe jopolare, si eteret, hidrokarburet, oksigjeni, azoti etj.

Shkalla e ED mund të variojë nga 0 në 1 (si përqindje nga 0 në 100%).

Nëse b = 1, ose 100%, atëherë elektroliti shpërbëhet plotësisht në jone; ky është një elektrolit i fortë. Elektrolitët e fortë përfshijnë të gjitha kripërat e tretshme, acidet inorganike (HNO 3, HCl, HBr, Hl, H 2 SO 4, HClO 4), alkalet (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2).

Elektrolitet e dobëta në tretësirat ujore nuk shpërbëhen plotësisht në jone (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.

Shkalla e ED varet nga natyra e elektrolitit, temperatura (b rritet me rritjen e temperaturës) dhe përqendrimi i elektrolitit në tretësirë (hollimi i tretësirës gjithmonë rritet b).

PYETJE PËR SHQYRTIM:

1) Pse një tretësirë KOH përcjell rrymë elektrike, por një tretësirë e glukozës jo?
2) A është kripa CaCO 3 një elektrolit? Pse?
3) Pse rritet shkalla e disociimit kur një tretësirë elektrolitike hollohet?
4) Vërtetoni se ndarja e lidhjeve kimike në kovalente polare dhe jonike është e kushtëzuar.
5) Si të shpjegohet përçueshmëria elektrike e tretësirave ujore të elektroliteve?

Dispozitat themelore të TED

1) Kur treten në ujë, elektrolitet shpërndahen (ndahen) në jone pozitive dhe negative.
2) Nën ndikimin e një rryme elektrike, jonet e ngarkuar pozitivisht lëvizin në polin negativ të burimit aktual - katodë, dhe për këtë arsye quhen katione, dhe jonet e ngarkuar negativisht lëvizin në polin pozitiv të burimit aktual - anodë, dhe prandaj quhen anione.
3) Arsyeja e shpërbërjes së elektroliteve në tretësirat ujore është hidratimi i tij, pra ndërveprimi i elektrolitit me molekulat e ujit dhe prishja e lidhjes kimike në të.
4) ED është një proces i kthyeshëm për elektrolitet e dobëta.
5) Vetitë kimike të tretësirave të elektrolitit përcaktohen nga vetitë e joneve që formojnë gjatë shpërbërjes.

Në bazë të natyrës së joneve të formuara, dallohen tre lloje të elektroliteve: acidet, bazat dhe kripërat.

Acidet janë elektrolite që, pas shpërbërjes, formojnë katione hidrogjeni dhe anione të një mbetjeje acide:

HCl> H + + Cl -

НNO 3 > Н + + JO 3 -

H 2 SO 4 > 2H + + SO 4 2-

Për acidet fosforike dhe të tjera polibazike, ndodh shpërbërja hap pas hapi:

Faza e parë - formimi i joneve të fosfatit dihidrogjen:

N 3 PO 4 - N + + H 2 PO 4 - ,

Faza e dytë - formimi i joneve të fosfatit të hidrogjenit:

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

Faza e tretë - formimi i joneve të fosfatit:

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

E përbashkëta e të gjitha acideve është se pas shpërbërjes ato formojnë domosdoshmërisht kationet e hidrogjenit. Prandaj, vetitë e përgjithshme karakteristike të acideve - shija e thartë, ndryshimi i ngjyrës së treguesve etj. - shkaktohen pikërisht nga kationet e hidrogjenit.

Bazat janë elektrolite që, pas shpërbërjes, formojnë katione metalike dhe anione të grupeve hidroksil OH -:

NaOH - Na + + OH - ,

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

Bazat e poliacideve ndahen hap pas hapi:

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

Të gjitha vetitë e zakonshme të bazave - sapunësia në prekje, ndryshimi i ngjyrës së treguesve, etj. - janë për shkak të joneve hidroksid OH - të përbashkëta për të gjitha bazat.

Kripërat janë elektrolite që, pas shpërbërjes, formojnë katione metalike (ose amonium NH 4 +) dhe anione të mbetjeve acidike:

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

NH 4 NO 3 > NH 4 + + NO 3 - .

Ndryshe nga acidet polibazike dhe bazat poliacid, kripërat shpërndahen menjëherë plotësisht dhe jo në shkallë.

Ushtrime për punë të pavarur:

1) Krahasoni sipas strukturës dhe vetive:
- A) Ca 0 dhe Ca 2+; B) H 2 0 dhe H +.
2) Shkruani ekuacionet e disociimit për elektrolitët e mëposhtëm: sulfat hekuri (lll); karbonat kaliumi; fosfat amonit; nitrat bakri (ll); hidroksid bariumi; acid fosforik. Jepni emrat e joneve.
3) Cila nga substancat e mëposhtme do të shpërndahet: hidroksidi i hekurit (II), hidroksidi i kaliumit, acidi silicik, acidi nitrik, oksidi i squfurit (IV), sulfidi i natriumit, sulfidi i hekurit (II)? Pse? Shkruani ekuacionet e mundshme të disociimit.
4) Në shkrimin e ekuacioneve për shpërbërjen hap pas hapi të acidit sulfurik, për hapin e parë përdoret shenja > dhe për të dytin shenja e kthyeshmërisë. Pse?
5) Duke përdorur tabelën e tretshmërisë, jepni shembuj të tre ose katër substancave që formojnë jonin sulfat SO 4 2- në tretësirë. shkruani ekuacionet e disociimit për këto substanca.

D/s: përgjigjuni pyetjeve me gojë:

1) Cilat substanca klasifikohen si elektrolite dhe cilat si joelektrolite?
2) Cili nga lëngjet e mëposhtme përcjell rrymë elektrike: alkool etilik, tretësirë ujore e glukozës, hidroksid natriumi, tretësirë oksigjeni në ujë, karbonat kaliumi, hidroksid kaliumi i shkrirë? Shpjegoni përgjigjen tuaj.
3) Si quhet ED?
4) Cili është thelbi i teorisë fizike dhe kimike të tretësirave?
5) Cilët jone quhen të hidratuar?
6) Pse disa substanca janë elektrolite dhe të tjerat jo?
7) Çfarë roli luan uji në formimin e joneve?
8) Cila është shkalla e ED? Nga çfarë varet?
9) Dispozitat bazë të TED.
10) Përcaktoni acidet, bazat dhe kripërat nga pikëpamja e TED.

Plotësoni me shkrim ushtrimet në fletoret e punës:

Krijo ekuacione për ndarjen e substancave në rastet e mundshme:

NaOH, ZnO, H2S, Al(OH) 3, BaSiO 3, Cu(NO 3) 2, FePO 4, AlCl 3, CaSO 4, SiO 2, HNO 3, (NH 4) 2 CO 3.

Teoria e disociimit elektrolitik propozuar nga shkencëtari suedez S. Arrhenius në 1887.

Disociimi elektrolitik- kjo është zbërthimi i molekulave të elektrolitit me formimin e joneve të ngarkuar pozitivisht (kationet) dhe të ngarkuar negativisht (anionet) në tretësirë.

Për shembull, acidi acetik shpërndahet si kjo në një tretësirë ujore:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disociimi është një proces i kthyeshëm. Por elektrolite të ndryshme shpërndahen ndryshe. Shkalla varet nga natyra e elektrolitit, përqendrimi i tij, natyra e tretësit, kushtet e jashtme (temperatura, presioni).

Shkalla e disociimit α - raporti i numrit të molekulave të shpërbëra në jone me numrin total të molekulave:

α=v´(x)/v(x).

Shkalla mund të ndryshojë nga 0 në 1 (nga pa shkëputje deri në përfundimin e plotë të saj). Tregohet në përqindje. Përcaktuar eksperimentalisht. Kur elektroliti shkëputet, numri i grimcave në tretësirë rritet. Shkalla e disociimit tregon forcën e elektrolitit.

Të dallojë të fortë Dhe elektrolite të dobëta.

Elektrolite të forta- këto janë ato elektrolite, shkalla e shpërbërjes së të cilëve kalon 30%.

Elektrolite me fuqi mesatare- këto janë ato shkalla e disociimit të të cilëve varion nga 3% deri në 30%.

Elektrolite të dobëta- shkalla e disociimit në një tretësirë ujore 0,1 M është më pak se 3%.

Shembuj të elektroliteve të dobët dhe të fortë.

Elektrolitet e forta në tretësirat e holluara shpërbëhen plotësisht në jone, d.m.th. α = 1. Por eksperimentet tregojnë se disociimi nuk mund të jetë i barabartë me 1, ai ka një vlerë të përafërt, por nuk është i barabartë me 1. Ky nuk është një ndarje e vërtetë, por një e dukshme.

Për shembull, le një lidhje α = 0.7. ato. sipas teorisë së Arrhenius-it, 30% e molekulave të padisocuara "notojnë" në tretësirë. Dhe 70% formuan jone të lira. Dhe teoria elektrostatike i jep një përkufizim tjetër këtij koncepti: nëse α = 0,7, atëherë të gjitha molekulat shpërndahen në jone, por jonet janë vetëm 70% të lirë, dhe 30% e mbetur janë të lidhur nga ndërveprimet elektrostatike.

Shkalla e dukshme e disociimit.

Shkalla e disociimit varet jo vetëm nga natyra e tretësit dhe tretësirës, por edhe nga përqendrimi i tretësirës dhe temperatura.

Ekuacioni i disociimit mund të përfaqësohet si më poshtë:

AK ⇄ A- + K + .

Dhe shkalla e shkëputjes mund të shprehet si më poshtë:

Me rritjen e përqendrimit të tretësirës, shkalla e disociimit të elektrolitit zvogëlohet. ato. vlera e shkallës për një elektrolit të caktuar nuk është një vlerë konstante.

Meqenëse disociimi është një proces i kthyeshëm, ekuacionet e shpejtësisë së reagimit mund të shkruhen si më poshtë:

Nëse shpërbërja është ekuilibër, atëherë normat janë të barabarta dhe si rezultat marrim konstante ekuilibri(konstanta e disociimit):

K varet nga natyra e tretësit dhe temperatura, por nuk varet nga përqendrimi i tretësirave. Nga ekuacioni është e qartë se sa më shumë molekula të padisocuara të ketë, aq më e ulët është vlera e konstantës së disociimit të elektrolitit.

Acidet polibazike disocio hap pas hapi, dhe çdo hap ka vlerën e vet konstante të disociimit.

Nëse një acid polibazik shkëputet, atëherë protoni i parë hiqet më lehtë, por ndërsa ngarkesa e anionit rritet, tërheqja rritet, dhe për këtë arsye protoni është shumë më i vështirë për t'u hequr. Për shembull,

Konstantat e disociimit të acidit ortofosforik në çdo hap duhet të ndryshojnë shumë:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

Në fazën e parë, acidi ortofosforik është një acid me forcë mesatare, dhe në fazën e dytë është i dobët, në fazën e tretë është shumë i dobët.

Shembuj të konstantave të ekuilibrit për disa tretësirë elektrolite.

Le të shohim një shembull:

Nëse në një tretësirë që përmban jone argjendi i shtohet bakri metalik, atëherë në momentin e ekuilibrit, përqendrimi i joneve të bakrit duhet të jetë më i madh se përqendrimi i argjendit.

Por konstanta ka një vlerë të ulët:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Gjë që sugjeron se në kohën kur u arrit ekuilibri, shumë pak klorur argjendi ishte tretur.

Përqendrimet metalike të bakrit dhe argjendit përfshihen në konstantën e ekuilibrit.

Produkt jonik i ujit.

Tabela e mëposhtme përmban të dhënat e mëposhtme:

Kjo konstante quhet produkt jonik i ujit, e cila varet vetëm nga temperatura. Sipas disociimit, ka një jon hidroksid për 1 jon H+. Në ujë të pastër përqendrimi i këtyre joneve është i njëjtë: H + ] = [Oh - ].

Nga këtu, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.

Nëse shtoni një substancë të huaj, për shembull, acid klorhidrik, në ujë, përqendrimi i joneve të hidrogjenit do të rritet, por produkti jonik i ujit nuk varet nga përqendrimi.

Dhe nëse shtoni alkali, përqendrimi i joneve do të rritet dhe sasia e hidrogjenit do të ulet.

Përqendrimi dhe janë të ndërlidhura: sa më e madhe një vlerë, aq më e vogël tjetra.

Aciditeti i tretësirës (pH).

Aciditeti i tretësirave zakonisht shprehet me përqendrimin e joneve H+. Në mjedise acidike pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, në alkaline - pH> 10 -7 mol/l.
Aciditeti i tretësirës shprehet nëpërmjet logaritmit negativ të përqendrimit të joneve të hidrogjenit, duke e quajtur atë pH.

pH = -lg[ H + ].