Prilikom disocijacije kiselina ulogu katjona imaju joni vodonika(H +), pri disocijaciji kiselina ne nastaju drugi kationi:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Vodokovi joni daju kiselinama njihova karakteristična svojstva: kiselkast ukus, boju indikatora u crveno itd.

Negativni ioni (anioni) se odvoje od molekula kiseline kiseli ostatak.

Jedna od karakteristika disocijacije kiselina je njihova bazičnost - broj vodikovih jona sadržanih u molekuli kiseline koji se mogu formirati tokom disocijacije:

• jednobazne kiseline: HCl, HF, HNO 3;
• dvobazne kiseline: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
• trobazne kiseline: H 3 PO 4.

Proces eliminacije katjona vodika u polibaznim kiselinama odvija se u fazama: prvo se eliminira jedan vodikov ion, zatim drugi (treći).

Postepena disocijacija dvobazne kiseline:

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-

Postepena disocijacija tribazne kiseline:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-

Kod disocijacije polibazičnih kiselina najveći stepen disocijacije se javlja u prvom koraku. Na primjer, tokom disocijacije fosforne kiseline, stepen prve faze disocijacije je 27%; drugi - 0,15%; treći - 0,005%.

Bazna disocijacija

Prilikom disocijacije baza ulogu anjona imaju hidroksidnih jona(OH -), tokom disocijacije baza ne nastaju drugi anjoni:

NaOH ↔ Na + + OH -

Kiselost baze određena je brojem hidroksidnih jona koji nastaju tokom disocijacije jednog molekula baze:

• monokiselinske baze - KOH, NaOH;
• dikiselinske baze - Ca(OH) 2;
• trikiselinske baze - Al(OH) 3.

Polikiselinske baze, po analogiji sa kiselinama, takođe se disocijacije postepeno - u svakoj fazi se odvaja jedan hidroksidni ion:

Neke supstance, u zavisnosti od uslova, mogu delovati i kao kiseline (disociraju eliminacijom vodonik katjona) i kao baze (disociraju eliminacijom hidroksidnih jona). Takve supstance se nazivaju amfoterično(Pogledajte acidobazne reakcije).

Disocijacija Zn(OH) 2 kao baza:

Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Disocijacija Zn(OH) 2 kao kiseline:

Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

Disocijacija soli

Soli se u vodi disociraju na anjone kiselih ostataka i katjone metala (ili drugih spojeva).

Klasifikacija disocijacije soli:

• Normalne (srednje) soli dobijaju se potpunom istovremenom zamjenom svih atoma vodika u kiselini atomima metala - to su jaki elektroliti, potpuno disociraju u vodi sa stvaranjem metalnih katoina i jednokiselinskog ostatka: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
• Kiselinske soli sadrže u svom sastavu, pored atoma metala i kiselog ostatka, još jedan (nekoliko) atoma vodika - postepeno se disociraju stvaranjem metalnih kationa, anjona kiselog ostatka i vodikovog kationa: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4.
• Bazične soli sadrže u svom sastavu, pored atoma metala i kiselog ostatka, još jednu (nekoliko) hidroksilnih grupa - disociraju stvaranjem metalnih kationa, anjona kiselog ostatka i hidroksidnog jona: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
• Dvostruke soli dobijaju se istovremenom zamenom atoma vodonika u kiselini atomima različitih metala: KAl(SO 4) 2.
• Miješane soli disociraju na metalne katione i anjone nekoliko kiselih ostataka: CaClBr.

Disocijacija normalne soli: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- Disocijacija kisele soli: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- Disocijacija bazične soli: Mg(OH) Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - Disocijacija dvostruke soli: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- Disocijacija mešane soli: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

Tvari čije otopine (ili taline) provode električnu struju nazivaju se e l e c t r o l i t a m i. Često se same otopine ovih tvari nazivaju elektroliti. Ove otopine (taline) elektrolita su provodnici druge vrste, budući da se prijenos električne energije u njima vrši kretanjem i o n o u - naelektrisane čestice. Pozitivno nabijena čestica se naziva kation (Ca +2), čestica koja nosi negativan naboj - anion (ON -). Joni mogu biti jednostavni (Ca +2, H +) i složeni (PO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Osnivač teorije elektrolitičke disocijacije je švedski naučnik S. Arrhenius. Prema teoriji elektrolitička disocijacija je dezintegracija molekula na ione kada se rastvore u vodi, a to se dešava bez uticaja električne struje. Međutim, ova teorija nije odgovorila na pitanja: koji razlozi određuju pojavu jona u otopinama i zašto pozitivni ioni, kada se sudaraju s negativnim, ne stvaraju neutralne čestice.

Ruski naučnici dali su svoj doprinos razvoju ove teorije: D.I. Mendelejev, I.A. Kablukov - pristalice hemijske teorije rastvora, koji su obraćali pažnju na uticaj rastvarača u procesu disocijacije. Kablukov je tvrdio da otopljena supstanca stupa u interakciju sa rastvaračem ( proces rešavanja ) formiranje proizvoda promjenjivog sastava ( soli ).

Solvat je jon okružen molekulima rastvarača (solvaciona ljuska), kojih može biti različit broj (tako se postiže promenljiv sastav). Ako je rastvarač voda, tada se proces interakcije između molekula otopljene tvari i otapala naziva g i d r a t a t i e y, a proizvod interakcije je g i d r a t o m.

Dakle, uzrok elektrolitičke disocijacije je solvatacija (hidratacija). A solvatacija (hidratacija) iona je ta koja ih sprječava da se rekombinuju u neutralne molekule.

Kvantitativno, proces disocijacije karakteriše vrednost stepen elektrolitičke disocijacije ( α ), što je odnos količine supstance koja se raspada na jone prema ukupnoj količini rastvorene supstance. Iz toga slijedi da za jake elektrolite α = 1 ili 100% (otvoreni joni su prisutni u rastvoru), za slabe elektrolite 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (nema jona u rastvoru). Pored prirode otopljene tvari i rastvarača, količina α ovisi o koncentraciji otopine i temperaturi.

Ako je rastvarač voda, jaki elektroliti uključuju:

1) sve soli;

2) sledeće kiseline: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

3) sledeće baze: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2.

Proces elektrolitičke disocijacije je reverzibilan, pa se može okarakterisati vrijednošću konstante ravnoteže, koja se u slučaju slabog elektrolita naziva konstanta disocijacije (K D ) .

Što je ova vrijednost veća, to se elektrolit lakše razlaže na ione, to je više njegovih jona u otopini. Na primjer: HF ═ H + + F־

Ova vrijednost je konstantna na datoj temperaturi i ovisi o prirodi elektrolita i rastvarača.

Višebazne kiseline i polikiselinske baze diociraju postepeno. Na primjer, molekule sumporne kiseline prvenstveno eliminiraju jedan vodikov kation:

H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־ .

Eliminacija drugog jona prema jednačini

HSO 4 ־ ═ N + + SO 4 ־ 2

već je mnogo teže, jer mora savladati privlačenje od dvostruko nabijenog SO 4 ־ 2 iona, koji, naravno, jače privlači ion vodonika od jednostruko nabijenog iona HSO 4 ־. Stoga se druga faza disocijacije javlja u mnogo manjoj mjeri nego prva.

Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne grupe u molekulu također se diociraju postepeno. Na primjer:

Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

Srednje (normalne) soli se uvijek disociraju na metalne ione i kisele ostatke:

CaCl 2 = Ca 2+ + 2Cl - ;

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2- .

Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, diociraju postepeno. Na primjer:

NaHCO 3 = Na + + HCO 3 - ;

HCO 3 - = H + + CO 3 2- .

Međutim, stepen disocijacije u drugom koraku je veoma mali, tako da rastvor kisele soli sadrži samo mali broj vodikovih jona.

Bazične soli disociraju na bazične i kisele ione. Na primjer:

Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl - .

Gotovo da ne dolazi do sekundarne disocijacije bazičnih ostataka jona na metalne i hidroksilne jone.

Ministarstvo obrazovanja i nauke Ruske Federacije

Nacionalni istraživački nuklearni univerzitet "MEPhI"

Inženjersko-tehnološki institut Balakovo

Elektrolitička disocijacija

Uputstvo za izvođenje laboratorijskih radova

na predmetu "Hemija" za studente tehnike

specijalnosti i smjerovi,

na predmetu "Opća i neorganska hemija"

za studente smjera KhMTN

svim oblicima obrazovanja

Balakovo 2014

Svrha rada je proučavanje mehanizma disocijacije vodenih rastvora elektrolita.

OSNOVNI KONCEPTI

Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje molekula tvari na ione pod utjecajem polarnih molekula rastvarača. Elektroliti su tvari koje provode električnu struju u otopini ili topljeni (uključuju mnoge kiseline, baze i soli).

Prema teoriji elektrolitičke teorije S. Arrheniusa (1887), kada se otopi u vodi, elektroliti se raspadaju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene jone. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi i uključuju ione vodonika i metala. Negativno nabijeni ioni nazivaju se anjoni, oni uključuju kisele ione i hidroksidne ione. Ukupni naboj svih jona je nula, tako da je rješenje u cjelini neutralno. Svojstva jona razlikuju se od svojstava atoma od kojih su formirani. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuta reakcija se naziva asocijacija). Ovu teoriju je kasnije dopunio D.I. Mendeljejev i I.A. Potpetice.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije

Elektroliti su tvari u čijim su molekulima atomi povezani ionskim ili polarnim vezama. Prema modernim konceptima, elektrolitička disocijacija nastaje kao rezultat interakcije molekula elektrolita s polarnim molekulima otapala. Solvatacija je interakcija jona sa molekulima rastvarača. Hidratacija je proces interakcije jona sa molekulima vode.

U zavisnosti od strukture rastvorljive supstance u bezvodnom stanju, njena disocijacija se odvija različito.

Supstance sa jonskim vezama, koje se sastoje od jona, najlakše se disociraju. Kada su takva jedinjenja (na primjer, NaCl) otopljena, vodeni dipoli su orijentirani oko pozitivnih i negativnih jona kristalne rešetke. Međusobne privlačne sile nastaju između jona i dipola vode. Kao rezultat toga, veza između jona slabi, a ioni se kreću iz kristala u otopinu. U tom slučaju nastaju hidratizirani ioni, tj. joni hemijski vezani za molekule vode

Fig.1. Shema disocijacije molekula tvari s ionskom vezom

Proces elektrolitičke disocijacije može se izraziti jednadžbom

NaCl + (m+n)H 2 O
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

Obično se proces disocijacije piše kao jednačina, izostavljajući otapalo (H 2 O)

NaCl
Na + + Cl -

Molekuli s kovalentnom polarnom vezom (na primjer, HCl) disociraju na sličan način. Oko svakog polarnog molekula supstance orijentisani su i dipoli vode, koji se svojim negativnim polovima privlače na pozitivni pol molekule, a pozitivnim polovima - na negativni pol. Kao rezultat ove interakcije, vezni elektronski oblak (elektronski par) je potpuno pomaknut prema atomu sa većom elektronegativnošću, polarni molekul postaje ionski i tada se lako formiraju hidratizirani ioni. Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična.

Fig.2. Shema disocijacije molekula supstance sa kovalentom

polarnu vezu

Elektrolitička disocijacija HCl je izražena jednadžbom

HCl + (m+n)H 2 O
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

ili, izostavljajući rastvarač (H 2 O),

KAn
K + + A -

Da bi se kvantitativno okarakterisao proces disocijacije, uvodi se koncept stepena disocijacije (α). Stepen disocijacije elektrolita pokazuje koji se dio otopljenih molekula tvari razbio na ione. Stepen disocijacije elektrolita je omjer broja disociranih molekula (N diss) na ukupan broj otopljenih molekula (N)

(1)

Stepen disocijacije se obično izražava ili u udjelima jedinice ili kao postotak, na primjer, za 0,1 N rastvor octene kiseline CH 3 COOH

α= 0,013 (ili 1,3). Stepen disocijacije zavisi od prirode elektrolita i rastvarača, temperature i koncentracije.

Prema stepenu disocijacije (α), svi elektroliti se dele u tri grupe. Elektroliti sa stepenom disocijacije većim od 0,3 (30%) se obično nazivaju jakim, sa stepenom disocijacije od 0,02 (2%) do 0,3 (30%) - srednjim, manjim od 0,02 (2%) - slabim elektrolitima.

Jaki elektroliti su hemijska jedinjenja čiji su molekuli u razblaženim rastvorima skoro potpuno disocirani na jone. U jakom rastvoru elektrolita, otopljena supstanca je uglavnom u obliku jona (katjona i anjona); nedisocirani molekuli su praktički odsutni. Stepen disocijacije takvih elektrolita je blizu 1. Jaki elektroliti uključuju:

1) kiseline (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, HMnO 4);

2) baze – hidroksidi metala prve grupe glavne podgrupe (alkalne) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, kao i hidroksidi zemnoalkalijskih metala – Ba(OH) 2, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2;.

3) soli rastvorljive u vodi (vidi tabelu rastvorljivosti).

Elektroliti srednje jačine uključuju H 3 PO 4, HF itd.

Slabi elektroliti se u vrlo maloj mjeri disociraju na ione; u otopinama su uglavnom u nedisociranom stanju (u molekularnom obliku). U slabi elektroliti spadaju:

1) neorganske kiseline (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, HClO 2, HBrO, H 3 VO 3 itd.);

2) amonijum hidroksid (NH 4 OH);

3) voda H 2 O;

4) nerastvorljive i slabo rastvorljive soli i hidroksidi nekih metala (videti tabelu rastvorljivosti);

5) većina organskih kiselina (na primjer, sirćetna CH 3 COOH, mravlja HCOOH).

Za slabe elektrolite uspostavlja se ravnoteža između nedisociranih molekula i jona.

CH3COOH
H + + CH 3 COO -

U stabilnoj ravnoteži, zasnovanoj na zakonu djelovanja mase

Konstanta disocijacije K pokazuje snagu molekula u datom rastvoru: što je niži K, to je elektrolit slabije disociran i stabilniji su njegovi molekuli.

Konstanta disocijacije povezana je sa stepenom disocijacije zavisnošću

, (2)

gdje je – α stepen disocijacije;

c – molarna koncentracija elektrolita u rastvoru, mol/l.

Ako je stepen disocijacije α vrlo mali, onda se može zanemariti

K=
ili α= (4)

Zavisnost (4) je matematički izraz W. Ostwaldovog zakona razblaženja.

Ponašanje otopina slabih elektrolita opisano je Ostwaldovim zakonom, a razrijeđenih otopina jakih elektrolita Debye-Hückelovim zakonom (5):

K=
, (5)

gdje je koncentracija (c) zamijenjena aktivnošću (a) koja najpreciznije karakterizira ponašanje jakih elektrolita. Koeficijenti aktivnosti ovise o prirodi rastvarača i otopljene tvari, koncentraciji otopine, a također i o temperaturi.

Aktivnost je povezana s koncentracijom sljedećim odnosom:

(6)

gde je γ koeficijent aktivnosti, koji formalno uzima u obzir sve vrste interakcija čestica u datom rastvoru, što dovodi do odstupanja od svojstava idealnih rešenja.

Disocijacija različitih elektrolita

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, kiselina je elektrolit koji se disocira u H+ ione i kiselinski ostatak

HNO3
H + + NO 3 -

H2SO4
2H + + SO 4 2-

Elektrolit koji se disocira i formira hidroksidne jone OH - naziva se baza. Na primjer, natrijum hidroksid se disocira prema sljedećoj shemi:

NaOH
Na + + OH -

Polibazne kiseline, kao i baze polivalentnih metala, diociraju postepeno, npr.

1. faza H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

Faza 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Disocijaciju u prvom koraku karakteriše konstanta disocijacije K 1 = 4,3 10 –7

Disocijaciju u drugom koraku karakteriše konstanta disocijacije K 2 = 5,6 10 –11

Sumarni bilans

H2CO3
2H + + CO 3 2-

Ukupna konstanta ravnoteže

Stepenasta disocijacija multivalentnih baza

1 stepen Cu(OH) 2
+ + OH -

2. faza +
Cu 2+ + OH -

Za stepenastu disocijaciju uvijek je K 1 >K 2 >K 3 >..., jer energija koja se mora potrošiti da se odvoji jon je minimalna kada se odvoji od neutralnog molekula.

Elektroliti se nazivaju amfoternim ako se disociraju kao kiselina i baza, na primjer, cink hidroksid:

2H + + 2-
Zn(OH) 2 + 2H 2 O
+ 2OH -

Amfoterni elektroliti uključuju aluminijum hidroksid Al(OH) 3, olovni hidroksid Pb(OH) 2, kalaj hidroksid Sn(OH) 2 i druge.

Prosječne (normalne) soli, rastvorljive u vodi, disociraju da formiraju pozitivno nabijene ione metala i negativno nabijene ione kiselinskog ostatka

Ca(NO3)2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Kisele soli (hidrosoli) su elektroliti koji sadrže vodonik u anionu, koji se može odvojiti u obliku vodikovog jona H+. Disocijacija kiselih soli odvija se u fazama, na primjer:

1 stepen KHCO 3
K + + HCO 3 –

Faza 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Stepen elektrolitičke disocijacije u drugom stupnju je vrlo mali, pa otopina kisele soli sadrži samo mali broj vodikovih jona.

Bazične soli (hidrokso soli) su elektroliti koji u kationu sadrže jednu ili više hidrokso grupa OH – Bazične soli disociraju u bazične i kisele ostatke. Na primjer:

1 stepen FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2. faza 2+
Fe 3+ + OH –

Dvostruke soli disociraju na metalne katjone i anjone

KAl(SO 4) 2
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

Kompleksne soli disociraju i formiraju kompleksni ion

K 3
3K + + 3-

Reakcije razmjene u otopinama elektrolita

Reakcije razmjene između elektrolita u otopini odvijaju se u smjeru vezivanja jona i stvaranja slabo topljivih, plinovitih tvari ili slabih elektrolita. Jonsko-molekularne ili jednostavno ionske jednačine reakcija izmjene odražavaju stanje elektrolita u otopini. U ovim jednadžbama, jaki topljivi elektroliti su zapisani u obliku iona koji su im sastavni, a slabi elektroliti, slabo topljive i plinovite tvari se konvencionalno zapisuju u molekularnom obliku, bez obzira na to jesu li izvorni reaktanti ili produkti reakcije. U ionsko-molekularnoj jednadžbi, identični ioni se eliminiraju s obje strane. Kada sastavljate ionsko-molekularne jednadžbe, zapamtite da zbir naboja na lijevoj strani jednačine mora biti jednak zbiru naboja na desnoj strani jednačine. Kada sastavljate jednačine, pogledajte tabelu. 1.2 aplikacije.

Na primjer, napišite ionsko-molekularne jednačine za reakciju između supstanci Cu(NO 3) 2 i Na 2 S.

Jednačina reakcije u molekularnom obliku:

Su(NO 3) 2 + Na 2 S = SuS +2NaNO3

Kao rezultat interakcije elektrolita nastaje precipitat CuS.

Jonsko-molekularna jednadžba

Cu 2+ + 2NO 3 - + 2Na + + S 2- = CuS +2Na + + 2NO 3 -

Isključivanjem identičnih jona sa obe strane jednačine Na + i NO 3 - dobijamo skraćenu ionsko-molekularnu jednačinu reakcije:

Cu 2+ + S 2- = CuS

Disocijacija vode

Voda je slab elektrolit i u maloj mjeri se disocira na ione

H 2 O
H + + OH -

K=

ili = K = K in

K in = 10 -14 naziva se jonski proizvod vode i konstantna je vrijednost. Za čistu vodu na 25 0 C, koncentracije H + i OH - jona su međusobno jednake i jednake su 10 -7 mol/l, dakle · = 10 -14.

Za neutralne rastvore =10 -7, za kisele rastvore >10 -7, a za alkalne rastvore<10 -7 . Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. Если концентрация ионов водорода равна 10 -4 , то концентриция гидроксид-ионов равна:

= /10 -4 = 10 -10 mol/l.

U praksi, kiselost ili alkalnost rastvora se izražava na pogodniji način pomoću pH vrednosti ili pOH.

pH =– log;

rON =– log[OH - ]

Na primjer, ako je = 10 -3 mol/l, tada je pH =– log = 3; ako je = 10 -8 mol/l, tada je pH =– log = 8. U neutralnoj sredini pH = 7, u kiseloj sredini pH< 7, в щелочной среде рН >7.

Približna reakcija otopine može se odrediti pomoću posebnih supstanci zvanih indikatori, čija će se boja mijenjati ovisno o koncentraciji vodikovih iona.

ZAHTJEVI ZAŠTITE NA RADU

1. Eksperimenti sa supstancama neprijatnog mirisa i toksičnim materijama moraju se izvoditi u dimovodu.

2. Prilikom prepoznavanja gasa koji se oslobađa po mirisu, mlaz treba usmjeriti pokretima ruke iz posude prema sebi.

3. Prilikom izvođenja eksperimenta, morate osigurati da reagensi ne dođu na vaše lice, odjeću ili osobu koja stoji pored vas.

Prilikom zagrijavanja tekućina, posebno kiselina i lužina, epruvetu držite tako da otvor bude okrenut od vas.

Prilikom razrjeđivanja sumporne kiseline kiselini ne treba dodavati vodu; kiselinu morate pažljivo, u malim porcijama, sipati u hladnu vodu, miješajući otopinu.

Sve boce sa reagensima moraju biti zatvorene odgovarajućim čepovima.

Reagense preostale nakon rada ne treba izlijevati ili sipati u boce za reagens (da bi se izbjegla kontaminacija).

POSTUPAK IZVOĐENJA RADOVA

Vježba 1. Promjena boje indikatora u neutralnom, kiselom i alkalnom okruženju.

Reagensi i oprema: lakmus; metil narandža; fenolftalein; rastvor hlorovodonične kiseline HCl, 0,1 N; rastvor NaOH hidroksida, 0,1 N; epruvete

1. U tri epruvete sipajte 1-2 ml destilovane vode i dodajte indikatore: lakmus, metil narandžastu, fenolftalein. Obratite pažnju na njihovu boju.

2. U tri epruvete sipajte 1-2 ml 0,1 rastvora hlorovodonične kiseline i dodajte iste indikatore. Posmatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.

3. Sipati 1-2 ml 0,1 N rastvora natrijum hidroksida u tri epruvete i dodati iste indikatore. Posmatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.

Rezultate zapažanja predstaviti u obliku tabele:

Zadatak 2. Relativna snaga baze

Reagensi i oprema: rastvor kalcijum hlorida CaCl 2, 2N; rastvor NaOH hidroksida, 2N; rastvor amonijum hidroksida NH 4 OH, 2N; epruvete

U dvije epruvete sipajte 1-2 ml kalcijum hlorida, u prvu dodajte rastvor amonijum hidroksida, a u drugu istu količinu rastvora natrijum hidroksida.

Zabilježite svoja zapažanja. Izvedite zaključak o stepenu disocijacije navedenih baza.

Zadatak 3. Reakcije razmjene između otopina elektrolita

Reagensi i oprema: rastvor gvožđe hlorida FeCl 3, 0,1 N; rastvor bakar sulfata CuSO 4, 0,1 N; rastvor natrijum karbonata Na 2 CO 3, 0,1 N; rastvor NaOH hidroksida, 0,1 N; rastvor hlorovodonične kiseline HCl, 0,1 N; rastvor barijum hlorida BaCl 2, 0,1 N; rastvor natrijum sulfata Na 2 SO 4, 0,1 N; rastvor kalijum heksacijanoferata(II) K 4, 0,1 N; epruvete

a) Reakcije sa stvaranjem nerastvorljivih supstanci (taloga).

U prvu epruvetu sipajte 1-2 ml željeznog hlorida FeCl 3 i dodajte istu zapreminu natrijum hidroksida NaOH, u drugu epruvetu 1-2 ml BaCl 2 i istu zapreminu natrijum sulfata Na 2 SO 4.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

b) Reakcije sa stvaranjem gasova.

U epruvetu sipajte 1-2 ml rastvora natrijum karbonata Na 2 CO 3 i dodajte istu zapreminu rastvora hlorovodonične kiseline HCl.

Zabilježite svoja zapažanja (navedite boju i miris plina). Imenujte nastalu plinovitu tvar.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

c) Reakcije koje se javljaju sa stvaranjem blago disocirajućih supstanci.

U prvu epruvetu sipajte 1-2 ml rastvora NaOH hidroksida i dodajte istu zapreminu rastvora hlorovodonične kiseline HCl, u drugu epruvetu - 1-2 ml rastvora bakar sulfata CuSO 4 dodajte istu zapreminu kalijum heksacijanoferata(II ) rješenje K 4 .

Zapišite svoja zapažanja (navedite boju formiranog taloga kompleksne soli heksacijanoferata bakra).

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

Zadatak 4. Razlika između dvostruke i kompleksne soli

Reagensi i oprema: rastvor gvožđe hlorida FeCl 3, 0,1 N; rastvor kalijum tiocijanata KSCN, 0,1 N; rastvor gvožđe-amonijum stipse NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1 N; rastvor gvožđe-kalijum sinoksida K 3; 0.1n; epruvete

1. U epruvetu sipajte rastvor gvožđe hlorida FeCl 3, zatim dodajte malo kalijum tiocijanata KSCN. Zabilježite svoja zapažanja.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku. SCN ion je karakterističan reagens za Fe 3+ ion; njihova interakcija proizvodi rodan željezo Fe(SCN) 3, slabo disociranu krvnocrvenu sol.

2. U jednu epruvetu sipajte rastvor gvožđe-amonijačne stipse NH 4 Fe(SO 4) 2, u drugu rastvor gvožđe-kalijum sumpordioksida K 3 i u svaku sipajte po malo rastvora kalijum tiocijanata KSCN.

Napišite jednadžbe za reakcije koje se odvijaju u molekularnom, ionskom i skraćenom ionskom obliku.

Zabilježite svoja zapažanja. U kom spoju se nalazi feri jon? U koje je jedinjenje ovaj ion vezan kao kompleksni ion?

Zadatak 5. Pomak u ionskoj ravnoteži kada se ion istog imena uvede u otopinu

NH 4 OH je slaba baza koja se disocira prema jednačini:

NH 4 OH
NH 4 + +OH –

NH 4 Cl – disocira u rastvoru prema jednačini

NH4Cl
NH4++Cl

Reagensi i oprema: 0,1 m rastvor amonijum hidroksida NH 4 OH, 0,1 N; fenolftalein, kristalni amonijum hlorid NH 4 Cl; epruvete

U epruvetu sa rastvorom NH 4 OH dodati 2-3 kapi fenolftaleina, koji je indikator za OH - grupu, promešati i preliti rastvor u dve epruvete: jednu epruvetu ostaviti za poređenje, dodati prstohvat kristalni NH 4 Cl do drugog - uočava se slabljenje boje otopine.

Slabljenje grimizne boje otopine objašnjava se činjenicom da kada se amonijev hlorid unese u otopinu, koncentracija iona NH 4 + raste, što pomiče ravnotežu ulijevo, a to dovodi do smanjenja koncentracija OH – jona u otopini.

Elektrolitske supstance, kada se rastvore u vodi, raspadaju se u nabijene čestice - ione. Suprotan fenomen je molarizacija, ili asocijacija. Formiranje jona se objašnjava teorijom elektrolitičke disocijacije (Arrhenius, 1887). Na mehanizam razgradnje hemijskih jedinjenja tokom topljenja i rastvaranja utiču karakteristike tipova hemijskih veza, struktura i priroda rastvarača.

Elektroliti i neprovodnici

U otopinama i topljenjima, kristalne rešetke i molekuli su uništeni – elektrolitička disocijacija (ED). Raspadanje tvari je praćeno stvaranjem iona, pojavom takvih svojstava kao što je električna vodljivost. Nije svako jedinjenje sposobno da se disocira, već samo supstance koje se u početku sastoje od jona ili visoko polarnih čestica. Prisustvo slobodnih jona objašnjava sposobnost elektrolita da provode struju. Tu sposobnost imaju baze, soli, mnoge neorganske i neke organske kiseline. Neprovodnici se sastoje od niskopolarnih ili nepolarizovanih molekula. Ne razlažu se na jone, budući da su neelektroliti (mnoga organska jedinjenja). Nosioci naboja su pozitivni i negativni joni (kationi i anjoni).

Uloga S. Arrheniusa i drugih hemičara u proučavanju disocijacije

Teoriju elektrolitičke disocijacije je 1887. godine potkrijepio naučnik iz Švedske S. Arrhenius. Ali prve opsežne studije o svojstvima rastvora sproveo je ruski naučnik M. Lomonosov. T. Grothus i M. Faraday, R. Lenz dali su doprinos proučavanju nabijenih čestica koje nastaju tokom rastvaranja supstanci. Arrhenius je dokazao da su mnoga neorganska i neka organska jedinjenja elektroliti. Švedski naučnik objasnio je električnu provodljivost rastvora razgradnjom supstance na jone. Arrheniusova teorija elektrolitičke disocijacije nije pridavala značaj direktnom učešću molekula vode u ovom procesu. Ruski naučnici Mendeljejev, Kablukov, Konovalov i drugi vjerovali su da dolazi do solvatacije - interakcije rastvarača i otopljene supstance. Kada se govori o vodovodnim sistemima, koristi se naziv „hidratacija“. Ovo je složen fizičko-hemijski proces, što se dokazuje stvaranjem hidrata, termalnim pojavama, promjenama boje tvari i pojavom sedimenta.

Osnovni principi teorije elektrolitičke disocijacije (ED)

Mnogi naučnici su radili na razjašnjavanju teorije S. Arrheniusa. Bilo je potrebno njegovo poboljšanje uzimajući u obzir savremene podatke o strukturi atoma i hemijskim vezama. Formulirane su glavne odredbe TED-a koje se razlikuju od klasičnih teza s kraja 19. stoljeća:

Pojave koje se javljaju moraju se uzeti u obzir pri sastavljanju jednačina: primijeniti poseban znak za reverzibilni proces, prebrojati negativne i pozitivne naboje: oni moraju biti potpuno isti.

Mehanizam ED jonskih supstanci

Moderna teorija elektrolitičke disocijacije uzima u obzir strukturu elektrolitskih supstanci i otapala. Kada se otapaju, veze između suprotno nabijenih čestica u ionskim kristalima se uništavaju pod utjecajem polarnih molekula vode. Oni bukvalno „izvlače“ ione iz ukupne mase u rastvor. Razlaganje je praćeno formiranjem solvatne ljuske (u vodi, hidratantne ljuske) oko iona. Osim vode, povećanu dielektričnu konstantu imaju i ketoni i niži alkoholi. Prilikom disocijacije natrijum hlorida na jone Na+ i Cl-, beleži se početni stadij, koji je praćen orijentacijom vodenih dipola u odnosu na površinske jone u kristalu. U završnoj fazi, hidratizirani ioni se oslobađaju i difundiraju u tekućinu.

Mehanizam ED spojeva sa kovalentnim visokopolarnim vezama

Molekuli rastvarača utiču na elemente kristalne strukture nejonskih supstanci. Na primjer, djelovanje dipola vode na hlorovodoničnu kiselinu dovodi do promjene tipa veze u molekulu od polarne kovalentne do jonske. Supstanca se disocira, a hidratizirani ioni vodika i klora ulaze u otopinu. Ovaj primjer dokazuje važnost onih procesa koji se odvijaju između čestica rastvarača i otopljenog spoja. Upravo ta interakcija dovodi do stvaranja iona elektrolita.

Teorija elektrolitičke disocijacije i glavne klase neorganskih jedinjenja

U svjetlu osnovnih principa TED-a, kiselina se može nazvati elektrolitom, tokom čijeg raspada se samo proton H + može detektirati iz pozitivnih jona. Disocijacija baze je praćena formiranjem ili oslobađanjem iz kristalne rešetke samo OH - aniona i metalnog kationa. Kada se otopi, normalna sol proizvodi pozitivan ion metala i negativan kiselinski ostatak. Glavna sol se razlikuje po prisutnosti dvije vrste anjona: OH grupe i kiselinskog ostatka. Kisela sol sadrži samo vodik i metalne katjone.

Snaga elektrolita

Za karakterizaciju stanja supstance u rastvoru koristi se fizička veličina - stepen disocijacije (α). Njegova vrijednost se nalazi iz omjera broja raspadnutih molekula i njihovog ukupnog broja u otopini. Dubina disocijacije određena je različitim uslovima. Važna su dielektrična svojstva rastvarača i struktura otopljenog jedinjenja. Tipično, stepen disocijacije opada sa povećanjem koncentracije i raste sa povećanjem temperature. Često se stepen disocijacije određene supstance izražava u delićima jedinice.

Klasifikacija elektrolita

Teorija elektrolitičke disocijacije krajem 19. stoljeća nije sadržavala odredbe o interakciji jona u otopini. Uticaj molekula vode na distribuciju kationa i anjona se Arrheniusu činio nevažnim. Arrheniusove ideje o jakim i slabim elektrolitima bile su formalne. Na osnovu klasičnih odredbi, moguće je dobiti vrijednost α = 0,75-0,95 za jake elektrolite. Eksperimenti su dokazali ireverzibilnost njihove disocijacije (α →1). Rastvorljive soli, sumporna i hlorovodonična kiselina i alkalije se gotovo potpuno raspadaju u jone. Sumporna, dušična, fluorovodična i ortofosforna kiselina djelomično se disociraju. Slabim elektrolitima smatraju se silicijum, octena, sumporovodikova i ugljena kiselina, amonijum hidroksid i nerastvorljive baze. Voda se takođe smatra slabim elektrolitom. Mali dio molekula H 2 O se disocira, a u isto vrijeme dolazi do molarizacije jona.

Teorija elektrolitičke disocijacije koji je predložio švedski naučnik S. Arrhenius 1887. godine.

Elektrolitička disocijacija- to je razgradnja molekula elektrolita sa stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (anjona) iona u otopini.

Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti se različito disociraju. Stepen zavisi od prirode elektrolita, njegove koncentracije, prirode rastvarača i spoljašnjih uslova (temperatura, pritisak).

Stepen disocijacije α - omjer broja molekula dezintegriranih na ione prema ukupnom broju molekula:

α=v´(x)/v(x).

Stepen može varirati od 0 do 1 (od bez disocijacije do njenog potpunog završetka). Označeno kao procenat. Utvrđeno eksperimentalno. Kada se elektrolit disocira, broj čestica u otopini se povećava. Stepen disocijacije pokazuje snagu elektrolita.

Razlikovati jaka I slabi elektroliti.

Jaki elektroliti- to su oni elektroliti čiji stepen disocijacije prelazi 30%.

Elektroliti srednje jačine- to su oni čiji se stepen disocijacije kreće od 3% do 30%.

Slabi elektroliti- stepen disocijacije u vodenom 0,1 M rastvoru je manji od 3%.

Primjeri slabih i jakih elektrolita.

Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama se potpuno raspadaju na ione, tj. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.

Na primjer, neka veza α = 0,7. One. prema Arrheniusovoj teoriji, 30% nedisociranih molekula „pluta“ u rastvoru. A 70% formira slobodne jone. A elektrostatička teorija daje još jednu definiciju ovom konceptu: ako je α = 0,7, tada su svi molekuli disocirani na ione, ali su joni samo 70% slobodni, a preostalih 30% je vezano elektrostatičkim interakcijama.

Prividan stepen disocijacije.

Stepen disocijacije ne zavisi samo od prirode rastvarača i otopljene supstance, već i od koncentracije rastvora i temperature.

Jednačina disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:

AK ⇄ A- + K + .

A stepen disocijacije se može izraziti na sljedeći način:

Kako koncentracija otopine raste, stepen disocijacije elektrolita se smanjuje. One. vrijednost stepena za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.

Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:

Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobijamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):

K zavisi od prirode rastvarača i temperature, ali ne zavisi od koncentracije rastvora. Iz jednačine je jasno da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.

Višebazne kiseline disocijaciju postupno, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.

Ako se polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše uklanja, ali kako se naboj anjona povećava, privlačenje se povećava, pa je stoga proton mnogo teže ukloniti. Na primjer,

Konstante disocijacije ortofosforne kiseline u svakom koraku trebale bi značajno varirati:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

U prvoj fazi, ortofosforna kiselina je kiselina srednje jačine, au 2. fazi je slaba, u 3. fazi je vrlo slaba.

Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.

Pogledajmo primjer:

Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.

Ali konstanta ima nisku vrijednost:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta, vrlo malo srebrnog hlorida otopilo.

Koncentracije metalnog bakra i srebra uključene su u konstantu ravnoteže.

Jonski proizvod vode.

Tabela ispod sadrži sljedeće podatke:

Ova konstanta se zove jonski proizvod vode, što zavisi samo od temperature. Prema disocijaciji, na 1 H+ jon dolazi jedan hidroksidni ion. U čistoj vodi koncentracija ovih jona je ista: [ H + ] = [OH - ].

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

Ako u vodu dodate stranu tvar, na primjer, klorovodičnu kiselinu, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski proizvod vode ne ovisi o koncentraciji.

A ako dodate alkalije, koncentracija iona će se povećati, a količina vodika će se smanjiti.

Koncentracija i međusobno su povezani: što je jedna vrijednost veća, to je druga manja.

Kiselost rastvora (pH).

Kiselost otopina se obično izražava koncentracijom iona H+. U kiseloj sredini pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, u alkalnim - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se negativnim logaritmom koncentracije vodikovih jona, nazivajući je pH.

pH = -lg[ H + ].

Odnos između konstante i stepena disocijacije.

Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:

Nađimo konstantu:

Molarna koncentracija C=1/V, zamijenite ga u jednadžbu i dobijete:

Ove jednačine su W. Ostwaldov zakon o uzgoju, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne zavisi od razblaženja rastvora.