Hapete dissotsiatsiooni ajal mängivad katioonid rolli vesinikioonid(H +), hapete dissotsiatsiooni käigus ei moodustu muid katioone:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Just vesinikuioonid annavad hapetele iseloomulikud omadused: hapu maitse, indikaatori värvumine punaseks jne.

Negatiivsed ioonid (anioonid), mis eralduvad happemolekulist, moodustavad happejääk.

Üks hapete dissotsiatsiooni tunnuseid on nende aluselisus - happemolekulis sisalduvate vesinikuioonide arv, mis võib dissotsiatsiooni käigus tekkida:

• ühealuselised happed: HCl, HF, HNO 3;
• kahealuselised happed: H2SO4, H2CO3;
• kolmealuselised happed: H3PO4.

Vesiniku katioonide elimineerimise protsess mitmealuselistes hapetes toimub etapiviisiliselt: esmalt elimineeritakse üks vesinikuioon, seejärel teine ​​(kolmas).

Kahealuselise happe astmeline dissotsiatsioon:

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

Kolmealuselise happe astmeline dissotsiatsioon:

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

Mitmealuseliste hapete dissotsiatsioonil toimub dissotsiatsiooni kõrgeim aste esimeses etapis. Näiteks fosforhappe dissotsiatsiooni ajal on esimese etapi dissotsiatsiooni aste 27%; teine ​​- 0,15%; kolmas - 0,005%.

Aluse dissotsiatsioon

Aluste dissotsiatsiooni ajal mängivad anioonid rolli hüdroksiidioonid(OH -), aluste dissotsiatsiooni käigus ei moodustu teisi anioone:

NaOH ↔ Na + + OH -

Aluse happesuse määrab ühe aluse molekuli dissotsiatsioonil tekkinud hüdroksiidioonide arv:

• monohappealused - KOH, NaOH;
• dihappealused - Ca(OH)2;
• trihappealused - Al(OH) 3.

Polühappealused dissotsieeruvad analoogselt hapetega ka järk-järgult - igas etapis eraldatakse üks hüdroksiidioon:

Mõned ained võivad olenevalt tingimustest toimida nii hapetena (dissotsieeruvad vesiniku katioonide elimineerimisega) kui ka alustena (dissotsieeruvad hüdroksiidioonide elimineerimisega). Selliseid aineid nimetatakse amfoteerne(Vt happe-aluse reaktsioonid).

Zn(OH)2 dissotsiatsioon alustena:

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

Zn(OH)2 dissotsiatsioon happena:

Zn(OH)2 + 2H2O ↔ 2H + + 2-

Soolade dissotsiatsioon

Soolad dissotsieeruvad vees happeliste jääkide anioonideks ja metallide (või muude ühendite) katioonideks.

Soola dissotsiatsiooni klassifikatsioon:

• Tavalised (keskmised) soolad saadakse kõigi happes olevate vesinikuaatomite täielikul samaaegsel asendamisel metalliaatomitega - need on tugevad elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vees täielikult metallikatoiinide ja ühehappejäägi moodustumisega: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
• Happe soolad sisaldavad oma koostises lisaks metalliaatomitele ja happelisele jäägile veel ühte (mitut) vesinikuaatomit - need dissotsieeruvad järk-järgult metallikatioonide, happejäägi anioonide ja vesinikkatiooni moodustumisega: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO 4.
• Aluselised soolad sisaldavad oma koostises lisaks metalliaatomitele ja happelisele jäägile veel üht (mitu) hüdroksüülrühma - need dissotsieeruvad metallikatioonide, happejäägi anioonide ja hüdroksiidioonide moodustumisega: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
• Topeltsoolad saadakse vesinikuaatomite samaaegsel asendamisel happes erinevate metallide aatomitega: KAl(SO 4) 2.
• Segatud soolad dissotsieeruvad mitmete happeliste jääkide metallikatioonideks ja anioonideks: CaClBr.

Normaalse soola dissotsiatsioon: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- Happesoola dissotsiatsioon: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- Aluselise soola dissotsiatsioon: Mg(OH) Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - Topeltsoola dissotsiatsioon: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- Segasoola dissotsiatsioon: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

Nimetatakse aineid, mille lahused (või sulad) juhivad elektrivoolu e l e k t r o l i t a m i. Sageli nimetatakse nende ainete lahuseid elektrolüütideks. Need elektrolüütide lahused (sulatused) on teist tüüpi dirigendid, kuna elektri ülekanne toimub neis liikumise teel ja umbes n umbes sisse - laetud osakesed. Positiivselt laetud osakest nimetatakse katioon (Ca +2), negatiivset laengut kandev osake - anioon (TA -). Ioonid võivad olla lihtsad (Ca +2, H +) ja komplekssed (PO 4 × 3, HCO 3 × 2).

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria rajajaks on Rootsi teadlane S. Arrhenius. Teooria järgi elektrolüütiline dissotsiatsioon on molekulide lagunemine ioonideks, kui need lahustuvad vees, ja see toimub ilma elektrivoolu mõjuta. See teooria aga ei vastanud küsimustele: millised põhjused määravad ioonide ilmumise lahustesse ja miks positiivsed ioonid negatiivsetega põrkudes ei moodusta neutraalseid osakesi.

Vene teadlased andsid oma panuse selle teooria väljatöötamisse: D.I. Mendelejev, I. A. Kablukov - lahuste keemilise teooria toetajad, kes pöörasid tähelepanu lahusti mõjule dissotsiatsiooniprotsessis. Kablukov väitis, et lahustunud aine interakteerub lahustiga ( lahendusprotsess ) muutuva koostisega saaduste moodustamine ( soolad ).

Solvaat on ioon, mida ümbritsevad lahustimolekulid (solvatatsioonikest), mille arv võib olla erinev (nii saavutatakse muutuv koostis). Kui lahustiks on vesi, siis lahustunud aine molekulide ja lahusti interaktsiooni protsessi nimetatakse g i d r a t a t i e y, ja interaktsiooni produkt on g i d r a t o m.

Seega on elektrolüütilise dissotsiatsiooni põhjuseks solvatatsioon (hüdratatsioon). Ja just ioonide lahustumine (hüdraatimine) takistab nende rekombineerumist neutraalseteks molekulideks.

Kvantitatiivselt iseloomustab dissotsiatsiooniprotsessi väärtus elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste ( α ), mis on ioonideks lagunenud aine koguse ja lahustunud aine koguhulga suhe. Sellest järeldub, et tugevate elektrolüütide puhul α = 1 või 100% (lahuses on lahustunud aine ioone), nõrkade elektrolüütide puhul 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (lahuses ei ole ioone). Lisaks lahustunud aine ja lahusti olemusele ka kogus α sõltub lahuse kontsentratsioonist ja temperatuurist.

Kui lahustiks on vesi, hõlmavad tugevad elektrolüüdid:

1) kõik soolad;

2) järgmised happed: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

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

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess on pöörduv, seetõttu saab seda iseloomustada tasakaalukonstandi väärtusega, mida nõrga elektrolüüdi korral nimetatakse nn. dissotsiatsioonikonstant (K D ) .

Mida suurem see väärtus, seda kergemini elektrolüüt ioonideks laguneb, seda rohkem on selle ioone lahuses. Näiteks: HF ═ H + + F־

See väärtus on antud temperatuuril konstantne ja sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest.

Polüaluselised happed ja polühappealused dissotsieeruvad järk-järgult. Näiteks väävelhappe molekulid kõrvaldavad peamiselt ühe vesiniku katiooni:

H2SO4-H++HSO4-.

Teise iooni elimineerimine võrrandi järgi

HSO 4 × N + + SO 4 ξ 2

on juba palju keerulisem, kuna see peab ületama kahekordse laenguga SO 4 ξ 2 iooni poolt tekitatava külgetõmbe, mis muidugi tõmbab vesinikuiooni tugevamini kui ühe laenguga HSO 4 i ioon. Seetõttu esineb dissotsiatsiooni teine ​​etapp palju vähemal määral kui esimene.

Alused, mis sisaldavad molekulis rohkem kui ühte hüdroksüülrühma, dissotsieeruvad samuti järk-järgult. Näiteks:

Ba(OH)2-BaOH + + OH-;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

Keskmised (normaalsed) soolad dissotsieeruvad alati metalliioonideks ja happejääkideks:

CaCl2 = Ca2+ + 2Cl-;

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

Happesoolad, nagu mitmealuselised happed, dissotsieeruvad järk-järgult. Näiteks:

NaHC03 = Na+ + HCO3-;

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

Kuid dissotsiatsiooniaste teises etapis on väga väike, nii et happesoola lahus sisaldab vaid vähesel määral vesinikioone.

Aluselised soolad dissotsieeruvad aluselisteks ja happelisteks ioonideks. Näiteks:

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

Peaaegu ei toimu aluseliste jääkide ioonide sekundaarset dissotsiatsiooni metalli- ja hüdroksüülioonideks.

Vene Föderatsiooni haridus- ja teadusministeerium

Riiklik tuumauuringute ülikool "MEPhI"

Balakovo Inseneri- ja Tehnoloogiainstituut

Elektrolüütiline dissotsiatsioon

Laboritööde teostamise juhend

tehnikaüliõpilaste kursusel "Keemia".

erialad ja suunad,

kursusel "Üldine ja anorgaaniline keemia"

KhMTN suuna üliõpilastele

kõik haridusvormid

Balakovo 2014

Töö eesmärgiks on uurida elektrolüütide vesilahuste dissotsiatsioonimehhanismi.

PÕHIMÕISTED

Elektrolüütiline dissotsiatsioon on ainete molekulide lagunemise protsess ioonideks polaarsete lahustimolekulide mõjul. Elektrolüüdid on ained, mis juhivad lahuses või sulatis elektrivoolu (nende hulka kuuluvad paljud happed, alused ja soolad).

S. Arrheniuse (1887) elektrolüütideooria teooria kohaselt lagunevad (dissotsieeruvad) elektrolüüdid vees lahustumisel positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonideks ja need hõlmavad vesiniku- ja metalliioone. Negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonideks, nende hulka kuuluvad happeioonid ja hüdroksiidioonid. Kõikide ioonide kogulaeng on null, seega on lahus tervikuna neutraalne. Ioonide omadused erinevad nende aatomite omadustest, millest need moodustuvad. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördreaktsiooni nimetatakse assotsiatsiooniks). Seda teooriat täiendas hiljem D.I. Mendelejev ja I.A. Kontsad.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism

Elektrolüüdid on ained, mille molekulides on aatomid ühendatud ioonsete või polaarsete sidemetega. Kaasaegsete kontseptsioonide kohaselt toimub elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüüdi molekulide interaktsiooni tulemusena polaarsete lahusti molekulidega. Solvatatsioon on ioonide interaktsioon lahusti molekulidega. Hüdratsioon on ioonide ja veemolekulide interaktsiooni protsess.

Sõltuvalt veevabas olekus lahustuva aine struktuurist toimub selle dissotsiatsioon erinevalt.

Ioonsete sidemetega ained, mis koosnevad ioonidest, dissotsieeruvad kõige kergemini. Selliste ühendite (näiteks NaCl) lahustumisel orienteeruvad veedipoolid kristallvõre positiivsete ja negatiivsete ioonide ümber. Vee ioonide ja dipoolide vahel tekivad vastastikused tõmbejõud. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel ja ioonid liiguvad kristallist lahusesse. Sel juhul tekivad hüdraatunud ioonid, st. ioonid, mis on keemiliselt seotud veemolekulidega

Joonis 1. Aine molekuli dissotsiatsiooni skeem ioonse sidemega

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi saab väljendada võrrandiga

NaCl + (m+n)H2O
Na + (H2O) m + Cl - (H2O) n

Tavaliselt kirjutatakse dissotsiatsiooniprotsess võrrandina, jättes lahusti (H 2 O) välja.

NaCl
Na + + Cl -

Kovalentse polaarse sidemega molekulid (näiteks HCl) dissotsieeruvad sarnaselt. Aine iga polaarse molekuli ümber on orienteeritud ka vee dipoolid, mis tõmbavad oma negatiivsete pooluste abil molekuli positiivse pooluse ja nende positiivsete pooluste abil negatiivse pooluse poole. Selle interaktsiooni tulemusena nihkub siduv elektronipilv (elektronipaar) täielikult suurema elektronegatiivsusega aatomi poole, polaarne molekul muutub iooniliseks ja seejärel tekivad kergesti hüdraatunud ioonid. Polaarsete molekulide dissotsiatsioon võib olla täielik või osaline.

Joonis 2. Aine molekuli ja kovalentse dissotsiatsiooni skeem

polaarne side

HCl elektrolüütilist dissotsiatsiooni väljendatakse võrrandiga

HCl + (m+n)H2O
H + (H2O) m + Cl - (H2O) n

või jättes ära lahusti (H2O),

KAn
K + + A -

Dissotsiatsiooniprotsessi kvantitatiivseks iseloomustamiseks võetakse kasutusele dissotsiatsiooniastme (α) mõiste. Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste näitab, milline osa aine lahustunud molekulidest on lagunenud ioonideks. Elektrolüütide dissotsiatsiooni aste on dissotsieerunud molekulide arvu suhe (N diss) lahustunud molekulide koguarvuni (N)

(1)

Dissotsiatsiooniastet väljendatakse tavaliselt kas ühiku murdosades või protsentides, näiteks 0,1 N äädikhappe CH 3 COOH lahuse puhul

α= 0,013 (või 1,3). Dissotsiatsiooniaste sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest, temperatuurist ja kontsentratsioonist.

Dissotsiatsiooniastme (α) järgi jagunevad kõik elektrolüüdid kolme rühma. Elektrolüüte, mille dissotsiatsiooniaste on suurem kui 0,3 (30%), nimetatakse tavaliselt tugevateks, dissotsiatsiooniastmega 0,02 (2%) kuni 0,3 (30%) - keskmised, alla 0,02 (2%) - nõrgad elektrolüüdid.

Tugevad elektrolüüdid on keemilised ühendid, mille molekulid lahjendatud lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud ioonideks. Tugevas elektrolüüdilahuses on lahustunud aine peamiselt ioonide (katioonide ja anioonide) kujul; dissotsieerumata molekulid praktiliselt puuduvad. Selliste elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on lähedane 1-le. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

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

2) alused – põhialarühma (leelised) esimese rühma metallide hüdroksiidid – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, samuti leelismuldmetallide hüdroksiidid – Ba(OH) 2, Ca(OH) 2, Sr(OH)2;.

3) vees lahustuvad soolad (vt lahustuvuse tabelit).

Keskmise tugevusega elektrolüüdid hõlmavad H 3 PO 4, HF jne.

Nõrgad elektrolüüdid dissotsieeruvad ioonideks väga vähesel määral, lahustes on nad peamiselt dissotsieerumata olekus (molekulaarses vormis). Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

1) anorgaanilised happed (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 jne);

2) ammooniumhüdroksiid (NH 4 OH);

3) vesi H2O;

4) mõne metalli lahustumatud ja vähelahustuvad soolad ja hüdroksiidid (vt lahustuvuse tabel);

5) enamik orgaanilisi happeid (näiteks äädikhape CH 3 COOH, sipelghape HCOOH).

Nõrkade elektrolüütide puhul luuakse tasakaal dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel.

CH3COOH
H + + CH 3 COO -

Püsivas tasakaalus, mis põhineb massimõju seadusel

Dissotsiatsioonikonstant K näitab antud lahuses olevate molekulide tugevust: mida madalam on K, seda nõrgemalt elektrolüüt dissotsieerub ja seda stabiilsemad on selle molekulid.

Dissotsiatsioonikonstant on seotud sõltuvuse dissotsiatsiooni astmega

, (2)

kus – α on dissotsiatsiooniaste;

c – elektrolüüdi molaarne kontsentratsioon lahuses, mol/l.

Kui dissotsiatsiooniaste α on väga väike, siis võib selle tähelepanuta jätta

K=
või α= (4)

Sõltuvus (4) on W. Ostwaldi lahjendusseaduse matemaatiline väljend.

Nõrkade elektrolüütide lahuste käitumist kirjeldab Ostwaldi seadus ja tugevate elektrolüütide lahjendatud lahuste käitumist Debye-Hückeli seadus (5):

K=
, (5)

kus kontsentratsioon (c) on asendatud aktiivsusega (a), mis iseloomustab tugevate elektrolüütide käitumist kõige täpsemalt. Aktiivsuskoefitsiendid sõltuvad lahusti ja lahustunud aine olemusest, lahuse kontsentratsioonist ja ka temperatuurist.

Aktiivsus on kontsentratsiooniga seotud järgmise seosega:

(6)

kus γ on aktiivsuskoefitsient, mis võtab formaalselt arvesse igat tüüpi osakeste vastasmõju antud lahuses, mis toob kaasa kõrvalekaldeid ideaallahenduste omadustest.

Erinevate elektrolüütide dissotsiatsioon

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt on hape elektrolüüt, mis dissotsieerub, moodustades H + ioonid ja happejäägi

HNO3
H + + NO 3 -

H2SO4
2H + + SO 4 2-

Elektrolüüti, mis dissotsieerub, moodustades hüdroksiidioonid OH – nimetatakse aluseks. Näiteks naatriumhüdroksiid dissotsieerub vastavalt järgmisele skeemile:

NaOH
Na + + OH -

Polübaashapped, aga ka mitmevalentsete metallide alused dissotsieeruvad järk-järgult, näiteks

1. etapp H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

2. etapp HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Dissotsiatsiooni esimeses etapis iseloomustab dissotsiatsioonikonstant K 1 = 4,3 10 –7

Dissotsiatsiooni teises etapis iseloomustab dissotsiatsioonikonstant K 2 = 5,6 10 –11

Kokkuvõttev saldo

H2CO3
2H + + CO 3 2-

Tasakaalu kogukonstant

Mitmevalentsete aluste astmeline dissotsiatsioon

1 etapp Cu(OH) 2
+ + OH -

2. etapp +
Cu 2+ + OH -

Astmelise dissotsiatsiooni korral on see alati K 1 >K 2 >K 3 >..., sest energia, mida tuleb kulutada iooni eraldamiseks, on minimaalne, kui see eraldatakse neutraalsest molekulist.

Elektrolüüte nimetatakse amfoteerseteks, kui nad dissotsieeruvad happe ja alusena, näiteks tsinkhüdroksiid:

2H + + 2-
Zn(OH)2 + 2H2O
+ 2OH -

Amfoteersete elektrolüütide hulka kuuluvad alumiiniumhüdroksiid Al(OH) 3, pliihüdroksiid Pb(OH) 2, tinahüdroksiid Sn(OH) 2 jt.

Vees lahustuvad keskmised (tavalised) soolad dissotsieeruvad, moodustades positiivselt laetud metalliioone ja happejäägi negatiivselt laetud ioone

Ca(NO3)2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Happesoolad (hüdrosoolad) on elektrolüüdid, mis sisaldavad anioonis vesinikku, mida saab eraldada vesinikiooni H + kujul. Happesoolade dissotsiatsioon toimub etapiviisiliselt, näiteks:

1 etapp KHCO 3
K + + HCO 3 –

2. etapp HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste teises etapis on väga väike, seega sisaldab happesoola lahus vaid vähesel hulgal vesinikioone.

Aluselised soolad (hüdroksosoolad) on elektrolüüdid, mis sisaldavad katioonis ühte või mitut hüdroksorühma OH – Aluselised soolad dissotsieeruvad, moodustades aluselisi ja happelisi jääke. Näiteks:

1 astme FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2. etapp 2+
Fe 3+ + OH –

Topeltsoolad dissotsieeruvad metalli katioonideks ja anioonideks

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

Komplekssed soolad dissotsieeruvad, moodustades kompleksiooni

K 3
3K + + 3-

Vahetusreaktsioonid elektrolüütide lahustes

Lahuses olevate elektrolüütide vahelised vahetusreaktsioonid kulgevad ioonide sidumise ja halvasti lahustuvate, gaasiliste ainete või nõrkade elektrolüütide tekke suunas. Ioon-molekulaarsed või lihtsalt ioonsed vahetusreaktsioonide võrrandid peegeldavad elektrolüüdi olekut lahuses. Nendes võrrandites on tugevalt lahustuvad elektrolüüdid kirjutatud nende koostisosade ioonide kujul ning nõrgad elektrolüüdid, halvasti lahustuvad ja gaasilised ained on tinglikult kirjutatud molekulaarses vormis, olenemata sellest, kas need on algsed reagendid või reaktsiooniproduktid. Ioon-molekulaarses võrrandis elimineeritakse identsed ioonid mõlemalt poolt. Ioon-molekulaarsete võrrandite koostamisel pidage meeles, et võrrandi vasakpoolses servas olevate laengute summa peab olema võrdne võrrandi paremal küljel olevate laengute summaga. Võrrandite koostamisel vaata tabelit. 1.2 rakendused.

Näiteks kirjutage ioon-molekulaarvõrrandid ainete Cu(NO 3) 2 ja Na 2 S vahelise reaktsiooni kohta.

Reaktsioonivõrrand molekulaarsel kujul:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS +2 NaNO3

Elektrolüütide interaktsiooni tulemusena tekib CuS sade.

Ioon-molekulaarne võrrand

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

Jättes välja identsed ioonid võrrandi Na + ja NO 3 mõlemalt küljelt, saame lühendatud ioon-molekulaarse reaktsiooni võrrandi:

Cu 2+ + S 2- = CuS

Vee dissotsiatsioon

Vesi on nõrk elektrolüüt ja dissotsieerub vähesel määral ioonideks

H2O
H + + OH -

K=

või = K = K tolli

K in = 10 -14 nimetatakse vee ioonsaaduseks ja see on konstantne väärtus. Puhta vee puhul temperatuuril 25 0 C on H + ja OH - ioonide kontsentratsioonid üksteisega võrdsed ja võrduvad 10 -7 mol/l, seega · = 10 -14.

Neutraalsetele lahustele =10 -7, happelistele lahustele >10 -7 ja leeliselistele lahustele<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.

Praktikas väljendatakse lahuse happesust või aluselisust mugavamal viisil, kasutades pH väärtust või pOH-d.

pH =– log;

рОН =– log[ОH - ]

Näiteks kui = 10 -3 mol/l, siis pH =– log = 3; kui = 10 -8 mol/l, siis pH =– log = 8. Neutraalses keskkonnas pH = 7, happelises keskkonnas pH< 7, в щелочной среде рН >7.

Lahuse ligikaudse reaktsiooni saab määrata spetsiaalsete ainete abil, mida nimetatakse indikaatoriteks ja mille värvus muutub sõltuvalt vesinikioonide kontsentratsioonist.

TÖÖOHUTUSNÕUDED

1. Katsed ebameeldiva lõhnaga ja mürgiste ainetega tuleb läbi viia tõmbekapis.

2. Lõhna järgi eralduvat gaasi ära tundes tuleks vool käeliigutustega anumast enda poole suunata.

3. Katse sooritamisel peate jälgima, et reaktiivid ei satuks teie näole, riietele ega teie kõrval seisvale inimesele.

Vedelike, eriti hapete ja leeliste kuumutamisel hoidke katseklaasi nii, et ava jääks endast eemale.

Väävelhappe lahjendamisel ei tohi happele vett lisada, hape tuleb valada ettevaatlikult, väikeste portsjonitena, lahust segades külma vette.

Kõik reaktiivipudelid peavad olema suletud sobivate korkidega.

Pärast tööd allesjäänud reaktiive ei tohi välja valada ega reaktiivipudelitesse valada (saasumise vältimiseks).

TÖÖDE TEOSTAMISE KORD

1. harjutus. Indikaatorite värvuse muutus neutraalses, happelises ja aluselises keskkonnas.

Reaktiivid ja seadmed: lakmus; metüüloranž; fenoolftaleiin; vesinikkloriidhappe lahus HCl, 0,1 N; NaOH hüdroksiidi lahus, 0,1 N; katseklaasid

1. Valage 1-2 ml destilleeritud vett kolme katseklaasi ja lisage indikaatorid: lakmus, metüülapelsin, fenoolftaleiin. Pange tähele nende värvi.

2. Valage kolme katseklaasi 1-2 ml 0,1 vesinikkloriidhappe lahust ja lisage samad indikaatorid. Jälgige indikaatorite värvimuutust võrreldes nende värviga vees.

3. Valage kolme katseklaasi 1-2 ml 0,1 N naatriumhüdroksiidi lahust ja lisage samad indikaatorid. Jälgige indikaatorite värvimuutust võrreldes nende värviga vees.

Esitage vaatlustulemused tabeli kujul:

2. ülesanne. Aluse suhteline tugevus

Reaktiivid ja seadmed: kaltsiumkloriidi lahus CaCl 2, 2N; NaOH hüdroksiidi lahus, 2N; ammooniumhüdroksiidi lahus NH 4 OH, 2N; katseklaasid

Valage kahte katseklaasi 1-2 ml kaltsiumkloriidi, esimesse katseklaasi lisage ammooniumhüdroksiidi lahust ja teise sama palju naatriumhüdroksiidi lahust.

Pange tähele oma tähelepanekuid. Tehke järeldus näidatud aluste dissotsiatsiooniastme kohta.

3. ülesanne. Vahetusreaktsioonid elektrolüütide lahuste vahel

Reaktiivid ja seadmed: raudkloriidi FeCl 3 lahus, 0,1 N; vasksulfaadi CuSO 4 lahus, 0,1 N; naatriumkarbonaadi lahus Na 2 CO 3, 0,1 N; NaOH hüdroksiidi lahus, 0,1 N; vesinikkloriidhappe lahus HCl, 0,1 N; baariumkloriidi lahus BaCl 2, 0,1 N; naatriumsulfaadi lahus Na 2 SO 4, 0,1 N; kaaliumheksatsüanoferraat(II) K 4 lahus, 0,1 N; katseklaasid

a) Reaktsioonid lahustumatute ainete tekkega (sade).

Valage esimesse katseklaasi 1-2 ml raudkloriidi FeCl 3 ja lisage sama kogus naatriumhüdroksiidi NaOH, teise katseklaasi - 1-2 ml BaCl 2 ja sama kogus naatriumsulfaati Na 2 SO 4.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

b) Reaktsioonid gaaside tekkega.

Valage katseklaasi 1-2 ml naatriumkarbonaadi lahust Na 2 CO 3 ja lisage sama kogus vesinikkloriidhappe HCl lahust.

Pange tähele oma tähelepanekuid (märkige gaasi värvus ja lõhn). Nimetage saadud gaasiline aine.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

c) Reaktsioonid, mis tekivad kergelt dissotsieeruvate ainete moodustumisel.

Valage esimesse katseklaasi 1-2 ml NaOH hüdroksiidi lahust ja lisage sama kogus vesinikkloriidhappe HCl lahust, teise katseklaasi - 1-2 ml vasksulfaadi lahust CuSO 4 lisage sama kogus kaaliumheksatsüanoferraati(II). ) lahendus K 4 .

Pange tähele oma tähelepanekuid (märkige moodustunud vaskheksatsüanoferraadi komplekssoola sademe värvus).

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

4. ülesanne. Kahe- ja komplekssoola erinevus

Reaktiivid ja seadmed: raudkloriidi FeCl 3 lahus, 0,1 N; kaaliumtiotsüanaadi lahus KSCN, 0,1 N; raud-ammooniummaarja lahus NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1 N; raud-kaaliumsünoksiidi K 3 lahus; 0,1n; katseklaasid

1. Valage katseklaasi raudkloriidi FeCl 3 lahus, seejärel lisage veidi kaaliumtiotsüanaati KSCN. Pange tähele oma tähelepanekuid.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid. SCN ioon on Fe 3+ ioonile iseloomulik reagent; nende koostoime tekitab rodaanraud Fe(SCN) 3, nõrgalt dissotsieeruva verepunase soola.

2. Valage ühte katseklaasi raud-ammoniaakmaarja NH 4 Fe(SO 4) 2 lahus, teise raud-kaaliumvääveldioksiidi K 3 lahus ja kallake igasse katseklaasi veidi kaaliumtiotsüanaadi KSCN lahust.

Kirjutage molekulaarsel, ioonsel ja lühendatud ioonsel kujul toimuvate reaktsioonide võrrandid.

Pange tähele oma tähelepanekuid. Millises ühendis leidub raudiooni? Millises ühendis on see ioon seotud kompleksioonina?

5. ülesanne. Ioonilise tasakaalu nihe, kui lahusesse sisestatakse samanimeline ioon

NH4OH on nõrk alus, mis dissotsieerub vastavalt võrrandile:

NH4OH
NH4 + +OH –

NH 4 Cl – dissotsieerub lahuses vastavalt võrrandile

NH4Cl
NH4++Cl

Reaktiivid ja seadmed: 0,1 m ammooniumhüdroksiidi lahus NH 4 OH, 0,1 N; fenoolftaleiin, kristalne ammooniumkloriid NH 4 Cl; katseklaasid

Lisage NH 4 OH lahusega katseklaasi 2-3 tilka fenoolftaleiini, mis on OH - rühma indikaator, segage ja valage lahus kahte katseklaasi: jätke üks katseklaas võrdluseks, lisage näputäis kristalliline NH 4 Cl teiseks - täheldatakse lahuse värvuse nõrgenemist.

Lahuse karmiinpunase värvuse nõrgenemine on seletatav asjaoluga, et ammooniumkloriidi lisamisel lahusesse suureneb NH 4 + iooni kontsentratsioon, mis nihutab tasakaalu vasakule ja see viib ammooniumkloriidi vähenemiseni. OH – ioonide kontsentratsioon lahuses.

Elektrolüütained lagunevad vees lahustumisel laetud osakesteks - ioonideks. Vastupidine nähtus on molarisatsioon ehk assotsiatsioon. Ioonide teket seletatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriaga (Arrhenius, 1887). Keemiliste ühendite lagunemise mehhanismi sulamisel ja lahustamisel mõjutavad keemiliste sidemete tüüpide omadused, lahusti struktuur ja olemus.

Elektrolüüdid ja mittejuhid

Lahustes ja sulamites hävivad kristallvõred ja molekulid – elektrolüütiline dissotsiatsioon (ED). Ainete lagunemisega kaasneb ioonide moodustumine, selliste omaduste ilmnemine nagu elektrijuhtivus. Mitte iga ühend ei ole võimeline dissotsieeruma, vaid ainult ained, mis koosnevad algselt ioonidest või väga polaarsetest osakestest. Vabade ioonide olemasolu selgitab elektrolüütide võimet juhtida voolu. Seda võimet omavad alused, soolad, paljud anorgaanilised ja mõned orgaanilised happed. Mittejuhid koosnevad madala polaarsusega või polariseerimata molekulidest. Need ei lagune ioonideks, olles mitteelektrolüüdid (paljud orgaanilised ühendid). Laengukandjad on positiivsed ja negatiivsed ioonid (katioonid ja anioonid).

S. Arrheniuse ja teiste keemikute roll dissotsiatsiooni uurimisel

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat põhjendas 1887. aastal Rootsi teadlane S. Arrhenius. Kuid esimesed ulatuslikud lahuste omaduste uuringud viis läbi vene teadlane M. Lomonosov. T. Grothus ja M. Faraday, R. Lenz aitasid kaasa ainete lahustumisel tekkivate laetud osakeste uurimisele. Arrhenius tõestas, et paljud anorgaanilised ja mõned orgaanilised ühendid on elektrolüüdid. Rootsi teadlane selgitas lahuste elektrijuhtivust aine lagunemisega ioonideks. Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ei omistanud tähtsust veemolekulide otsesele osalemisele selles protsessis. Vene teadlased Mendelejev, Kablukov, Konovalov ja teised uskusid, et toimub solvatatsioon – lahusti ja lahustunud aine koostoime. Veesüsteemidest rääkides kasutatakse nimetust “hüdratsioon”. See on keeruline füüsikalis-keemiline protsess, mida tõendavad hüdraatide moodustumine, termilised nähtused, aine värvuse muutused ja setete välimus.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni (ED) teooria põhiprintsiibid

Paljud teadlased töötasid S. Arrheniuse teooria selgitamise nimel. See nõudis selle täiustamist, võttes arvesse kaasaegseid andmeid aatomi struktuuri ja keemiliste sidemete kohta. Sõnastatakse TED-i peamised sätted, mis erinevad 19. sajandi lõpu klassikalistest teesidest:

Võrrandite koostamisel tuleb arvestada tekkivate nähtustega: rakendada pööratava protsessi jaoks spetsiaalne märk, lugeda negatiivsed ja positiivsed laengud: kokku peavad need olema samad.

Ioonsete ainete ED mehhanism

Kaasaegne elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria võtab arvesse elektrolüütide ainete ja lahustite struktuuri. Lahustumisel hävivad ioonkristallides olevad vastaslaenguga osakeste vahelised sidemed polaarsete veemolekulide mõjul. Nad sõna otseses mõttes "tõmbavad" ioone kogumassist lahusesse. Lagunemisega kaasneb ioonide ümber solvaadikesta (vees hüdratatsioonikest) moodustumine. Lisaks veele on dielektriline konstant suurenenud ka ketoonidel ja madalamatel alkoholidel. Kui naatriumkloriid dissotsieerub Na + ja Cl - ioonideks, registreeritakse algstaadium, millega kaasneb veedipoolide orientatsioon kristalli pinnaioonide suhtes. Viimases etapis hüdraatunud ioonid vabanevad ja hajuvad vedelikku.

Kovalentsete ülipolaarsete sidemetega ED-ühendite mehhanism

Lahusti molekulid mõjutavad mitteioonsete ainete kristallstruktuuri elemente. Näiteks põhjustab veedipoolide mõju vesinikkloriidhappele molekuli sideme tüübi muutumist polaarsest kovalentsest ioonseks. Aine dissotsieerub ning lahusesse sisenevad hüdraatunud vesiniku- ja klooriioonid. See näide tõestab nende protsesside tähtsust, mis toimuvad lahusti osakeste ja lahustunud ühendi vahel. Just see interaktsioon viib elektrolüütide ioonide moodustumiseni.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ja anorgaaniliste ühendite põhiklassid

TED-i põhiprintsiipide valguses võib hapet nimetada elektrolüüdiks, mille lagunemise käigus saab positiivsetest ioonidest tuvastada vaid H + prootonit. Aluse dissotsieerumisega kaasneb ainult OH-aniooni ja metallikatiooni moodustumine või vabanemine kristallvõrest. Lahustumisel tekitab tavaline sool positiivse metalliiooni ja negatiivse happejäägi. Põhisoola eristab kahte tüüpi anioonide olemasolu: OH-rühm ja happejääk. Happesool sisaldab ainult vesinikku ja metalli katioone.

Elektrolüüdi võimsus

Aine oleku iseloomustamiseks lahuses kasutatakse füüsikalist suurust - dissotsiatsiooniastet (α). Selle väärtus leitakse lagunenud molekulide arvu ja nende koguarvu suhte põhjal lahuses. Dissotsiatsiooni sügavuse määravad erinevad tingimused. Olulised on lahusti dielektrilised omadused ja lahustunud ühendi struktuur. Tavaliselt dissotsiatsiooni aste väheneb kontsentratsiooni suurenedes ja suureneb temperatuuri tõustes. Sageli väljendatakse konkreetse aine dissotsiatsiooni astet ühtsuse murdosades.

Elektrolüütide klassifikatsioon

19. sajandi lõpu elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria ei sisaldanud sätteid ioonide vastastikmõju kohta lahuses. Veemolekulide mõju katioonide ja anioonide jaotusele tundus Arrheniusele ebaoluline. Arrheniuse ideed tugevate ja nõrkade elektrolüütide kohta olid formaalsed. Klassikaliste sätete alusel on tugevate elektrolüütide puhul võimalik saada väärtus α = 0,75-0,95. Katsed on tõestanud nende dissotsiatsiooni pöördumatust (α →1). Lahustuvad soolad, väävel- ja vesinikkloriidhape ning leelised lagunevad peaaegu täielikult ioonideks. Väävel-, lämmastik-, vesinikfluoriid- ja ortofosforhape dissotsieeruvad osaliselt. Nõrkadeks elektrolüütideks loetakse räni, äädikhapet, vesiniksulfiid- ja süsihappeid, ammooniumhüdroksiidi ja lahustumatud aluseid. Vett peetakse ka nõrgaks elektrolüüdiks. Väike osa H 2 O molekulidest dissotsieerub ja samal ajal toimub ioonide molarisatsioon.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria pakkus välja Rootsi teadlane S. Arrhenius 1887. aastal.

Elektrolüütiline dissotsiatsioon- see on elektrolüüdi molekulide lagunemine positiivselt laetud (katioonid) ja negatiivselt laetud (anioonid) ioonide moodustumisega lahuses.

Näiteks äädikhape dissotsieerub vesilahuses järgmiselt:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

Dissotsiatsioon on pöörduv protsess. Kuid erinevad elektrolüüdid dissotsieeruvad erinevalt. Kraad sõltub elektrolüüdi olemusest, selle kontsentratsioonist, lahusti olemusest, välistingimustest (temperatuur, rõhk).

Dissotsiatsiooniaste α - ioonideks lagunenud molekulide arvu ja molekulide koguarvu suhe:

α=v´(x)/v(x).

Aste võib varieeruda vahemikus 0 kuni 1 (alates dissotsiatsiooni puudumisest kuni täieliku lõpetamiseni). Näidatud protsentides. Määratud katseliselt. Kui elektrolüüt dissotsieerub, suureneb osakeste arv lahuses. Dissotsiatsiooniaste näitab elektrolüüdi tugevust.

Eristama tugev Ja nõrgad elektrolüüdid.

Tugevad elektrolüüdid- need on need elektrolüüdid, mille dissotsiatsiooniaste ületab 30%.

Keskmise tugevusega elektrolüüdid- need on need, mille dissotsiatsiooniaste on vahemikus 3% kuni 30%.

Nõrgad elektrolüüdid- dissotsiatsiooniaste 0,1 M vesilahuses on alla 3%.

Nõrkade ja tugevate elektrolüütide näited.

Tugevad elektrolüüdid lahjendatud lahustes lagunevad täielikult ioonideks, s.t. α = 1. Kuid katsed näitavad, et dissotsiatsioon ei saa olla võrdne 1-ga, sellel on ligikaudne väärtus, kuid see ei ole võrdne 1-ga. See ei ole tegelik dissotsiatsioon, vaid näiv.

Näiteks lase mõni ühendus α = 0,7. Need. Arrheniuse teooria kohaselt "hõljub" lahuses 30% dissotsieerumata molekulidest. Ja 70% moodustas vabu ioone. Ja elektrostaatilise teooria annab sellele mõistele teise definitsiooni: kui α = 0,7, siis on kõik molekulid dissotsieerunud ioonideks, kuid ioonid on ainult 70% vabad ja ülejäänud 30% on seotud elektrostaatilise vastasmõjuga.

Näiv dissotsiatsiooniaste.

Dissotsiatsiooniaste ei sõltu ainult lahusti ja lahustunud aine olemusest, vaid ka lahuse kontsentratsioonist ja temperatuurist.

Dissotsiatsioonivõrrandit saab esitada järgmiselt:

AK ⇄ A- + K + .

Ja dissotsiatsiooni astet saab väljendada järgmiselt:

Lahuse kontsentratsiooni suurenedes elektrolüütide dissotsiatsiooni aste väheneb. Need. konkreetse elektrolüüdi kraadiväärtus ei ole konstantne väärtus.

Kuna dissotsiatsioon on pöörduv protsess, saab reaktsioonikiiruse võrrandid kirjutada järgmiselt:

Kui dissotsiatsioon on tasakaal, siis on määrad võrdsed ja selle tulemusena saame tasakaalukonstant(dissotsiatsioonikonstant):

K oleneb lahusti olemusest ja temperatuurist, kuid ei sõltu lahuste kontsentratsioonist. Võrrandist on selgelt näha, et mida rohkem on dissotsieerumata molekule, seda väiksem on elektrolüütide dissotsiatsioonikonstandi väärtus.

Polüaluselised happed dissotsieeruvad astmeliselt ja igal sammul on oma dissotsiatsioonikonstantväärtus.

Kui mitmealuseline hape dissotsieerub, on esimene prooton kõige kergemini eemaldatav, kuid aniooni laengu suurenedes suureneb külgetõmme ja seetõttu on prootonit palju raskem eemaldada. Näiteks,

Ortofosforhappe dissotsiatsioonikonstandid peaksid igal etapil suuresti varieeruma:

I - etapp:

II etapp:

III etapp:

Esimesel etapil on ortofosforhape keskmise tugevusega hape ja 2. etapis on see nõrk, 3. etapis on see väga nõrk.

Mõnede elektrolüüdilahuste tasakaalukonstantide näited.

Vaatame näidet:

Kui hõbeioone sisaldavale lahusele lisada metallilist vaske, siis tasakaalu hetkel peaks vaseoonide kontsentratsioon olema suurem kui hõbeda kontsentratsioon.

Kuid konstandil on madal väärtus:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Mis viitab sellele, et tasakaalu saavutamise ajaks oli hõbekloriidi lahustunud väga vähe.

Metallilise vase ja hõbeda kontsentratsioonid sisalduvad tasakaalukonstandis.

Vee ioonne saadus.

Allolev tabel sisaldab järgmisi andmeid:

Seda konstanti nimetatakse vee ioonne saadus, mis sõltub ainult temperatuurist. Dissotsiatsiooni järgi on 1 H+ iooni kohta üks hüdroksiidi ioon. Puhtas vees on nende ioonide kontsentratsioon sama: [ H + ] = [Oh - ].

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

Kui lisate veele võõrkeha, näiteks vesinikkloriidhapet, siis vesinikioonide kontsentratsioon suureneb, kuid vee ioonsaadus ei sõltu kontsentratsioonist.

Ja kui lisate leelist, suureneb ioonide kontsentratsioon ja vesiniku kogus väheneb.

Kontsentratsioon ja on omavahel seotud: mida suurem on üks väärtus, seda vähem teine.

Lahuse happesus (pH).

Lahuste happesust väljendatakse tavaliselt ioonide kontsentratsiooniga H+. Happelises keskkonnas pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10-7 mol/l, aluselises - pH> 10-7 mol/l.
Lahuse happesust väljendatakse vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivse logaritmi kaudu, nimetades seda pH.

pH = -lg[ H + ].

Konstandi ja dissotsiatsiooniastme vaheline seos.

Vaatleme näidet äädikhappe dissotsiatsioonist:

Leiame konstanti:

Molaarne kontsentratsioon C=1/V, asendage see võrrandiga ja saate:

Need võrrandid on W. Ostwaldi aretusseadus, mille kohaselt elektrolüüdi dissotsiatsioonikonstant ei sõltu lahuse lahjendusest.