Tijekom disocijacije kiselina ulogu kationa imaju ioni vodika(H +), tijekom disocijacije kiselina ne nastaju drugi kationi:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Ioni vodika daju kiselinama njihova karakteristična svojstva: kiselkast okus, crveno obojenje indikatora itd.

Negativni ioni (anioni) koji se odvajaju od molekule kiseline čine kiselinski ostatak.

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

• monobazične kiseline: HCl, HF, HNO 3;
• dibazične kiseline: H2SO4, H2CO3;
• trobazične kiseline: H3PO4.

Proces eliminacije vodikovih kationa u višebazičnim kiselinama odvija se u fazama: prvo se eliminira jedan vodikov ion, zatim drugi (treći).

Postepena disocijacija dibazične kiseline:

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

Postepena disocijacija trobazične 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 stupanj disocijacije događa se u prvom koraku. Na primjer, tijekom disocijacije fosforne kiseline, stupanj prve faze disocijacije je 27%; drugi - 0,15%; treći - 0,005%.

Bazna disocijacija

Tijekom disocijacije baza ulogu aniona imaju hidroksidni ioni(OH -), tijekom disocijacije baza ne nastaju drugi anioni:

NaOH ↔ Na + + OH -

Kiselost baze određena je brojem hidroksidnih iona nastalih tijekom disocijacije jedne molekule baze:

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

Polikiselinske baze, po analogiji s kiselinama, također disociraju postupno - u svakoj fazi se odvaja jedan hidroksidni ion:

Neke tvari, ovisno o uvjetima, mogu djelovati i kao kiseline (disociraju uz eliminaciju vodikovih kationa) i kao baze (disociraju uz eliminaciju hidroksidnih iona). Takve tvari nazivaju se amfoteran(Vidi Acidobazne reakcije).

Disocijacija Zn(OH) 2 kao baze:

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 disociraju u vodi na anione kiselih ostataka i katione metala (ili drugih spojeva).

Klasifikacija disocijacije soli:

• Normalne (srednje) soli dobivaju se potpunom istovremenom zamjenom svih atoma vodika u kiselini atomima metala - to su jaki elektroliti, potpuno disociraju u vodi uz stvaranje metalnih katoina i jednokiselinski ostatak: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
• Kisele soli sadrže u svom sastavu, osim atoma metala i kiselinskog ostatka, još jedan (nekoliko) atoma vodika - postupno disociraju uz stvaranje metalnih kationa, aniona kiselinskog ostatka i kationa vodika: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
• Bazične soli sadrže u svom sastavu, osim metalnih atoma i kiselinskog ostatka, još jednu (nekoliko) hidroksilnih skupina - disociraju uz stvaranje metalnih kationa, aniona kiselinskog ostatka i hidroksidnog iona: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
• Dvostruke soli dobivaju se istovremenom zamjenom atoma vodika u kiselini s atomima raznih metala: KAl(SO 4) 2.
• Miješane soli disociraju na metalne katione i anione nekoliko kiselinskih 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 miješane soli: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

Tvari čije otopine (ili taline) provode električnu struju nazivamo e l e k t r o l i t a m i. Često se same otopine tih tvari nazivaju elektrolitima. Te otopine (taline) elektrolita su vodiči druge vrste, budući da se u njima prijenos električne energije vrši kretanjem i oko n o in - nabijene čestice. Pozitivno nabijena čestica naziva se kation (Ca +2), čestica s negativnim nabojem - anion (ON -). Ioni mogu biti jednostavni (Ca +2, H +) i složeni (PO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Utemeljitelj teorije elektrolitičke disocijacije je švedski znanstvenik S. Arrhenius. Prema teoriji elektrolitička disocijacija je raspadanje molekula na ione kada se otope u vodi, a to se događa bez utjecaja električne struje. Međutim, ova teorija nije odgovorila na pitanja: koji razlozi određuju pojavu iona u otopinama i zašto pozitivni ioni pri sudaru s negativnima ne tvore neutralne čestice.

Ruski znanstvenici dali su svoj doprinos razvoju ove teorije: D.I. Mendeleev, I.A. Kablukov - pristaše kemijske teorije otopina, koji su obratili pozornost na utjecaj otapala u procesu disocijacije. Kablukov je tvrdio da otopljena tvar stupa u interakciju s otapalom ( proces solvatacije ) formiranje proizvoda promjenjivog sastava ( soli ).

Solvat je ion okružen molekulama otapala (solvatacijska ljuska), kojih može biti različit broj (na taj način se postiže promjenjiv sastav). Ako je otapalo voda, tada se proces međudjelovanja između molekula otopljene tvari i otapala naziva g i d r a t a t i j, a produkt interakcije je g i d r a t o m.

Dakle, uzrok elektrolitičke disocijacije je solvatacija (hidratacija). Solvatacija (hidratacija) iona sprječava njihovu rekombinaciju u neutralne molekule.

Kvantitativno, proces disocijacije karakterizira vrijednost stupanj elektrolitičke disocijacije ( α ), što je omjer količine tvari razgrađene na ione prema ukupnoj količini otopljene tvari. Iz toga slijedi da za jake elektrolite α = 1 ili 100% (u otopini su prisutni ioni otopljene tvari), za slabe elektrolite 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (u otopini nema iona). Osim prirode otopljene tvari i otapala, količina α ovisi o koncentraciji otopine i temperaturi.

Ako je otapalo voda, jaki elektroliti uključuju:

1) sve soli;

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

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

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

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

Ta je vrijednost konstantna na danoj temperaturi i ovisi o prirodi elektrolita i otapala.

Polibazične kiseline i polikisele baze disociraju postupno. Na primjer, molekule sumporne kiseline prvenstveno eliminiraju jedan vodikov kation:

H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־ .

Eliminacija drugog iona prema jednadžbi

HSO 4 ־ ═ N + + SO 4 ־ 2

već je puno teže, budući da mora nadvladati privlačnost dvostruko nabijenog SO 4 ־ 2 iona, koji, naravno, privlači vodikov ion jače od jednostruko nabijenog HSO 4 ־ iona. Stoga se drugi stupanj disocijacije javlja u znatno manjoj mjeri nego prvi.

Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne skupine u molekuli također disociraju postupno. Na primjer:

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

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

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

CaCl2 = Ca2+ + 2Cl-;

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

Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, disociraju postupno. Na primjer:

NaHCO3 = Na++ HCO3-;

HCO3- = H++ CO3 2-.

Međutim, stupanj disocijacije u drugom koraku je vrlo mali, tako da otopina kisele soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.

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

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

Gotovo da ne dolazi do sekundarne disocijacije iona bazičnog ostatka na metalne i hidroksilne ione.

Ministarstvo obrazovanja i znanosti Ruske Federacije

Nacionalno istraživačko nuklearno sveučilište "MEPhI"

Inženjerski i tehnološki institut Balakovo

Elektrolitička disocijacija

Upute za izvođenje laboratorijskih radova

u kolegiju "Kemija" za studente tehničkog smjera

specijalnosti i smjerovi,

na kolegiju "Opća i anorganska kemija"

za studente smjera KhMTN

sve oblike obrazovanja

Balakovo 2014

Svrha rada je proučavanje mehanizma disocijacije vodenih otopina elektrolita.

OSNOVNI KONCEPTI

Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje molekula tvari na ione pod utjecajem molekula polarnog otapala. Elektroliti su tvari koje provode električnu struju u otopini ili talini (to uključuje mnoge kiseline, baze i soli).

Prema teoriji elektrolitske teorije S. Arrheniusa (1887.), kada se otope u vodi, elektroliti se raspadaju (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi i uključuju vodikove i metalne ione. Negativno nabijeni ioni nazivaju se anioni, oni uključuju kisele ione i hidroksidne ione. Ukupni naboj svih iona je nula, pa je otopina kao cjelina neutralna. Svojstva iona razlikuju se od svojstava atoma iz kojih nastaju. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuta reakcija naziva se asocijacija). Ovu teoriju kasnije je dopunio D.I. Mendeljejev i I.A. Pete.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije

Elektroliti su tvari u čijim su molekulama atomi povezani ionskim ili polarnim vezama. Prema suvremenim konceptima, elektrolitička disocijacija nastaje kao rezultat interakcije molekula elektrolita s molekulama polarnog otapala. Solvatacija je interakcija iona s molekulama otapala. Hidratacija je proces interakcije iona s molekulama vode.

Ovisno o strukturi topljive tvari u bezvodnom stanju, njezina disocijacija teče različito.

Najlakše disociraju tvari s ionskom vezom, koje se sastoje od iona. Kada se takvi spojevi (na primjer, NaCl) otope, vodeni dipoli su usmjereni oko pozitivnih i negativnih iona kristalne rešetke. Između iona i dipola vode nastaju međusobne privlačne sile. Zbog toga veza između iona slabi, a ioni prelaze iz kristala u otopinu. U tom slučaju nastaju hidratizirani ioni, tj. ioni kemijski vezani za molekule vode

Sl. 1. Shema disocijacije molekule tvari s ionskom vezom

Proces elektrolitičke disocijacije može se izraziti jednadžbom

NaCl + (m+n)H20
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

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

NaCl
Na + + Cl -

Molekule s kovalentnom polarnom vezom (na primjer, HCl) disociraju na sličan način. Oko svake polarne molekule tvari orijentirani su i vodeni dipoli, koji se svojim negativnim polovima privlače prema pozitivnom polu molekule, a svojim pozitivnim polovima - prema negativnom polu. Kao rezultat ove interakcije, vezni elektronski oblak (elektronski par) potpuno je pomaknut prema atomu s većom elektronegativnošću, polarna molekula postaje ionska i tada se lako stvaraju hidratizirani ioni. Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična.

sl.2. Shema disocijacije molekule tvari s kovalentnom

polarna veza

Elektrolitička disocijacija HCl izražava se jednadžbom

HCl + (m+n)H20
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

ili, izostavljajući otapalo (H2O),

KAn
K + + A -

Da bi se kvantitativno opisao proces disocijacije, uvodi se koncept stupnja disocijacije (α). Stupanj disocijacije elektrolita pokazuje koji se dio otopljenih molekula tvari raspao na ione. Stupanj disocijacije elektrolita je omjer broja disociranih molekula (N diss) na ukupan broj otopljenih molekula (N)

(1)

Stupanj disocijacije obično se izražava ili u dijelovima jedinice ili kao postotak, na primjer, za 0,1 N otopinu octene kiseline CH 3 COOH

α= 0,013 (ili 1,3). Stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji.

Prema stupnju disocijacije (α) svi se elektroliti dijele u tri skupine. Elektroliti sa stupnjem disocijacije većim od 0,3 (30%) obično se nazivaju jakim, sa stupnjem disocijacije od 0,02 (2%) do 0,3 (30%) - srednjim, manjim od 0,02 (2%) - slabim elektrolitima.

Jaki elektroliti su kemijski spojevi čije su molekule u razrijeđenim otopinama gotovo potpuno disocirane na ione. U jakoj otopini elektrolita otopljena tvar je uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema. Stupanj 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 skupine glavne podskupine (alkali) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, kao i hidroksidi zemnoalkalijskih metala – Ba(OH) 2, Ca(OH) 2, Sr(OH)2;.

3) soli topljive u vodi (vidi tablicu topljivosti).

Elektroliti srednje jakosti uključuju H3PO4, HF itd.

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

1) anorganske 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) amonijev hidroksid (NH 4 OH);

3) voda H2O;

4) netopljive i slabo topljive soli i hidroksidi nekih metala (vidi tablicu topljivosti);

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

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

CH3COOH
H + + CH 3 COO -

U stabilnoj ravnoteži, na temelju zakona djelovanja mase

Konstanta disocijacije K pokazuje snagu molekula u određenoj otopini: što je K niži, to elektrolit slabije disocira i njegove su molekule stabilnije.

Konstanta disocijacije ovisno je o stupnju disocijacije

, (2)

gdje je – α stupanj disocijacije;

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

Ako je stupanj disocijacije α vrlo mali, tada se može zanemariti

K=
ili α= (4)

Ovisnost (4) je matematički izraz W. Ostwaldovog zakona razrjeđenja.

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

K=
, (5)

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

Aktivnost je povezana s koncentracijom sljedećim odnosom:

(6)

gdje je γ koeficijent aktivnosti, koji formalno uzima u obzir sve vrste međudjelovanja čestica u danoj otopini, što dovodi do odstupanja od svojstava idealnih otopina.

Disocijacija raznih elektrolita

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

HNO3
H + + NO 3 -

H2SO4
2H + + SO 4 2-

Elektrolit koji disocira i stvara hidroksidne ione OH - naziva se baza. Na primjer, natrijev hidroksid disocira prema sljedećoj shemi:

NaOH
Na + + OH -

Polibazične kiseline, kao i baze polivalentnih metala, disociraju postupno, npr.

1. stupanj H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

Faza 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

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

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

Zbirni bilans

H2CO3
2H + + CO 3 2-

Totalna konstanta ravnoteže

Postepena disocijacija viševalentnih baza

1 stupanj Cu(OH) 2
+ + OH -

2. faza +
Cu 2+ + OH -

Za postepenu disocijaciju uvijek je K 1 >K 2 >K 3 >..., jer energija koja se mora utrošiti za odvajanje iona je minimalna kada se on odvoji od neutralne molekule.

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

2H + + 2-
Zn(OH)2 + 2H20
+ 2OH -

Amfoterni elektroliti uključuju aluminijev hidroksid Al(OH) 3, olovov hidroksid Pb(OH) 2, kositar hidroksid Sn(OH) 2 i druge.

Prosječne (normalne) soli, topljive u vodi, disociraju i stvaraju pozitivno nabijene metalne ione 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 vodik u anionu, koji se može odvojiti u obliku vodikovog iona H+. Disocijacija kiselih soli odvija se u fazama, na primjer:

1 stupanj KHCO 3
K + + HCO 3 –

Faza 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Stupanj elektrolitičke disocijacije u drugom stupnju je vrlo malen, pa kisela otopina soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.

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

1 stupanj FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

2. faza 2+
Fe 3+ + OH –

Dvostruke soli disociraju na metalne katione i anione

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

Kompleksne soli disociraju u kompleksni ion

K 3
3K + + 3-

Reakcije izmjene u otopinama elektrolita

Reakcije izmjene između elektrolita u otopini odvijaju se u smjeru vezanja iona i stvaranja slabo topljivih, plinovitih tvari ili slabih elektrolita. Ionsko-molekularne ili jednostavno ionske jednadžbe reakcija izmjene odražavaju stanje elektrolita u otopini. U ovim se jednadžbama jaki topljivi elektroliti pišu u obliku iona koji ih sačinjavaju, a slabi elektroliti, slabo topljive i plinovite tvari konvencionalno se pišu u molekularnom obliku, bez obzira jesu li izvorni reaktanti ili produkti reakcije. U ionsko-molekularnoj jednadžbi, identični ioni su eliminirani s obje strane. Kada sastavljate ionsko-molekularne jednadžbe, zapamtite da zbroj naboja na lijevoj strani jednadžbe mora biti jednak zbroju naboja na desnoj strani jednadžbe. Pri sastavljanju jednadžbi pogledajte tablicu. 1.2 aplikacije.

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

Jednadžba reakcije u molekulskom obliku:

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

Kao rezultat međudjelovanja elektrolita nastaje talog CuS.

Ionsko-molekularna jednadžba

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

Isključivanjem identičnih iona s obje strane jednadžbe Na + i NO 3 - dobivamo skraćenu ionsko-molekularnu jednadžbu reakcije:

Cu 2+ + S 2- = CuS

Disocijacija vode

Voda je slab elektrolit i u maloj mjeri disocira na ione

H 2 O
H + + OH -

K=

ili = K = K in

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

Za neutralne otopine =10 -7, za kisele otopine >10 -7, a za alkalne otopine<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 se kiselost ili lužnatost otopine izražava na prikladniji način pomoću pH vrijednosti 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 tvari koje se nazivaju indikatori, čija će se boja mijenjati ovisno o koncentraciji vodikovih iona.

ZAHTJEVI ZAŠTITE NA RADU

1. Pokusi s tvarima neugodnog mirisa i otrovnim tvarima moraju se provoditi u napi.

2. Prilikom prepoznavanja oslobađanja plina po mirisu, mlaz treba usmjeriti pokretima ruke iz posude prema sebi.

3. Prilikom izvođenja pokusa morate paziti da vam reagensi ne dospiju na lice, odjeću ili osobu koja stoji pokraj vas.

Kad zagrijavate tekućine, osobito kiseline i lužine, držite epruvetu s otvorom okrenutim od sebe.

Prilikom razrjeđivanja sumporne kiseline ne smijete dodavati vodu u kiselinu, kiselinu morate pažljivo, u malim obrocima, sipati u hladnu vodu, miješajući otopinu.

Sve boce s reagensima moraju biti zapečaćene odgovarajućim čepovima.

Reagensi preostali nakon rada ne smiju se izlijevati ili sipati u boce s reagensima (kako bi se izbjegla kontaminacija).

POSTUPAK IZVOĐENJA POSLA

Vježba 1. Promjena boje indikatora u neutralnim, kiselim i alkalnim sredinama.

Reagensi i oprema: lakmus; metiloranž; fenolftalein; otopina klorovodične kiseline HCl, 0,1 N; Otopina NaOH hidroksida, 0,1 N; epruvete

1. U tri epruvete ulijte 1-2 ml destilirane vode i dodajte indikatore: lakmus, metiloranž, fenolftalein. Zabilježite njihovu boju.

2. U tri epruvete ulijte 1-2 ml 0,1 otopine klorovodične kiseline i dodajte iste indikatore. Promatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.

3. U tri epruvete ulijte 1-2 ml 0,1 N otopine natrijevog hidroksida i dodajte iste indikatore. Promatrajte promjenu boje indikatora u odnosu na njihovu boju u vodi.

Rezultate promatranja prikažite u obliku tablice:

Zadatak 2. Relativna osnovna snaga

Reagensi i pribor: otopina kalcijevog klorida CaCl 2, 2N; Otopina NaOH hidroksida, 2N; otopina amonijevog hidroksida NH4OH, 2N; epruvete

U dvije epruvete ulijte 1-2 ml kalcijevog klorida, u prvu dodajte otopinu amonijevog hidroksida, a u drugu istu količinu otopine natrijeva hidroksida.

Zabilježite svoja zapažanja. Zaključite o stupnju disocijacije navedenih baza.

Zadatak 3. Reakcije izmjene između otopina elektrolita

Reagensi i pribor: otopina željeznog klorida FeCl 3, 0,1 N; otopina bakrenog sulfata CuSO 4, 0,1 N; otopina natrijevog karbonata Na2C03, 0,1 N; Otopina NaOH hidroksida, 0,1 N; otopina klorovodične kiseline HCl, 0,1 N; otopina barijevog klorida BaCl 2, 0,1 N; otopina natrijevog sulfata Na 2 SO 4, 0,1 N; otopina kalijevog heksacijanoferata(II) K 4, 0,1 N; epruvete

a) Reakcije s nastankom netopljivih tvari (talog).

U prvu epruvetu ulijte 1-2 ml željeznog klorida FeCl3 i dodajte isti volumen natrijevog hidroksida NaOH, u drugu epruvetu - 1-2 ml BaCl2 i isti volumen natrijevog sulfata Na2SO4.

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

b) Reakcije s nastajanjem plinova.

U epruvetu ulijemo 1-2 ml otopine natrijeva karbonata Na 2 CO 3 i dodamo isti volumen otopine klorovodične kiseline HCl.

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

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

c) Reakcije koje se odvijaju uz stvaranje tvari koje slabo disociraju.

U prvu epruvetu ulijte 1-2 ml otopine NaOH hidroksida i dodajte isti volumen otopine klorovodične kiseline HCl, u drugu epruvetu - 1-2 ml otopine bakrenog sulfata CuSO 4 dodajte isti volumen kalijevog heksacijanoferata (II. ) otopina K 4 .

Zapišite svoja zapažanja (označite boju nastalog taloga kompleksne soli bakrenog heksacijanoferata).

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

Zadatak 4. Razlika između dvostruke i složene soli

Reagensi i pribor: otopina željeznog klorida FeCl 3, 0,1 N; otopina kalijevog tiocijanata KSCN, 0,1 N; otopina željezo-amonijeve stipse NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1 N; otopina željezo-kalijeva sinoksida K 3; 0,1n; epruvete

1. U epruvetu ulijte otopinu željezovog klorida FeCl 3, zatim dodajte malo kalijevog 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; njihovom interakcijom nastaje rodan željezo Fe(SCN) 3, krvavocrvena sol koja slabo disocira.

2. U jednu epruvetu ulijte otopinu željezo-amonijak stipse NH 4 Fe(SO 4) 2 , u drugu otopinu željezo-kalijev sumpor-dioksid K 3 iu svaku ulijte malo otopine kalijevog tiocijanata KSCN.

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

Zabilježite svoja zapažanja. U kojem se spoju nalazi željezni ion? U kojem je spoju ovaj ion vezan kao kompleksni ion?

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

NH4OH je slaba baza koja disocira prema jednadžbi:

NH4OH
NH 4 + +OH –

NH 4 Cl – disocira u otopini prema jednadžbi

NH4Cl
NH4++Cl

Reagensi i oprema: 0,1 m otopina amonijevog hidroksida NH 4 OH, 0,1 N; fenolftalein, kristalni amonijev klorid NH4Cl; epruvete

U epruvetu s otopinom NH 4 OH dodajte 2-3 kapi fenolftaleina koji je indikator za OH - skupinu, promiješajte i otopinu prelijte u dvije epruvete: jednu ostavite za usporedbu, dodajte prstohvat kristalni NH 4 Cl u drugu - opaža se slabljenje boje otopine.

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

Tvari elektrolita, kada se otope u vodi, raspadaju se na nabijene čestice - ione. Suprotna pojava je molarizacija, odnosno asocijacija. Nastanak iona objašnjava se teorijom elektrolitičke disocijacije (Arrhenius, 1887). Na mehanizam razgradnje kemijskih spojeva tijekom taljenja i otapanja utječu karakteristike vrsta kemijskih veza, struktura i priroda otapala.

Elektroliti i nevodiči

U otopinama i talinama dolazi do razaranja kristalnih rešetki i molekula — elektrolitička disocijacija (ED). Razgradnju tvari prati stvaranje iona, pojava takvih svojstava kao što je električna vodljivost. Nije svaki spoj sposoban disocirati, već samo tvari koje se u početku sastoje od iona ili visoko polarnih čestica. Prisutnost slobodnih iona objašnjava sposobnost elektrolita da provode struju. Tu sposobnost imaju baze, soli, mnoge anorganske i neke organske kiseline. Nevodiči se sastoje od niskopolariziranih ili nepolariziranih molekula. Oni se ne razgrađuju na ione, budući da nisu elektroliti (mnogi organski spojevi). Nositelji naboja su pozitivni i negativni ioni (kationi i anioni).

Uloga S. Arrheniusa i drugih kemičara u proučavanju disocijacije

Teoriju elektrolitičke disocijacije potkrijepio je 1887. švedski znanstvenik S. Arrhenius. Ali prva opsežna istraživanja svojstava otopina proveo je ruski znanstvenik M. Lomonosov. T. Grothus i M. Faraday, R. Lenz pridonijeli su proučavanju nabijenih čestica koje nastaju tijekom otapanja tvari. Arrhenius je dokazao da su mnogi anorganski i neki organski spojevi elektroliti. Švedski znanstvenik objasnio je električnu vodljivost otopina raspadom tvari na ione. Arrheniusova teorija elektrolitičke disocijacije nije pridavala važnost izravnom sudjelovanju molekula vode u tom procesu. Ruski znanstvenici Mendeleev, Kablukov, Konovalov i drugi smatrali su da dolazi do solvatacije - interakcije otapala i otopljene tvari. Kada se govori o vodnim sustavima, koristi se naziv "hidratacija". Riječ je o složenom fizikalno-kemijskom procesu, o čemu svjedoče nastajanje hidrata, toplinske pojave, promjena boje tvari i pojava taloga.

Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije (ED)

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

Pojave koje se događaju moraju se uzeti u obzir pri sastavljanju jednadžbi: primijenite poseban znak za reverzibilni proces, prebrojite negativne i pozitivne naboje: oni moraju biti isti u ukupnom poretku.

Mehanizam ED ionskih tvari

Suvremena teorija elektrolitičke disocijacije uzima u obzir strukturu elektrolita i otapala. Kada se otopi, veze između suprotno nabijenih čestica u ionskim kristalima uništavaju se pod utjecajem polarnih molekula vode. Oni doslovno "povlače" ione iz ukupne mase u otopinu. Razgradnju prati stvaranje solvatne ljuske (u vodi hidratacijska ljuska) oko iona. Osim vode, povećanu dielektričnu konstantu imaju ketoni i niži alkoholi. Tijekom disocijacije natrijevog klorida na ione Na + i Cl - bilježi se početni stadij koji je popraćen orijentacijom vodenih dipola u odnosu na površinske ione u kristalu. U završnoj fazi, hidratizirani ioni se oslobađaju i difundiraju u tekućinu.

Mehanizam ED spojeva s kovalentnim visokopolarnim vezama

Molekule otapala utječu na elemente kristalne strukture neionskih tvari. Na primjer, učinak vodenih dipola na solnu kiselinu dovodi do promjene tipa veze u molekuli iz polarne kovalentne u ionsku. Tvar disocira, a hidratizirani ioni vodika i klora ulaze u otopinu. Ovaj primjer dokazuje važnost onih procesa koji se odvijaju između čestica otapala i otopljenog spoja. Upravo ta interakcija dovodi do stvaranja iona elektrolita.

Teorija elektrolitičke disocijacije i glavne klase anorganskih spojeva

U svjetlu osnovnih principa TED-a, kiselina se može nazvati elektrolitom, tijekom čijeg raspada se od pozitivnih iona može detektirati samo H + proton. Disocijaciju baze prati stvaranje ili oslobađanje iz kristalne rešetke samo OH - aniona i metalnog kationa. Kada se otopi, normalna sol proizvodi pozitivan metalni ion i negativan kiselinski ostatak. Glavna sol se razlikuje po prisutnosti dvije vrste aniona: OH skupine i kiselinskog ostatka. Kisela sol sadrži samo vodik i metalne katione.

Snaga elektrolita

Za karakterizaciju stanja tvari u otopini koristi se fizikalna veličina - stupanj disocijacije (α). Njegova se vrijednost nalazi iz omjera broja raspadnutih molekula i njihovog ukupnog broja u otopini. Dubina disocijacije određena je različitim uvjetima. Važna su dielektrična svojstva otapala i struktura otopljenog spoja. Tipično, stupanj disocijacije opada s porastom koncentracije i raste s porastom temperature. Često se stupanj disocijacije određene tvari izražava u razlomcima jedinice.

Klasifikacija elektrolita

Teorija elektrolitičke disocijacije krajem 19. stoljeća nije sadržavala odredbe o međudjelovanju iona u otopini. Utjecaj molekula vode na raspodjelu kationa i aniona Arrheniusu se činio nevažnim. Arrheniusove ideje o jakim i slabim elektrolitima bile su formalne. Na temelju klasičnih odredbi moguće je dobiti vrijednost α = 0,75-0,95 za jake elektrolite. Eksperimentima je dokazana ireverzibilnost njihove disocijacije (α →1). Topljive soli, sumporna i klorovodična kiselina te lužine gotovo se potpuno raspadaju na ione. Sumporna, dušična, fluorovodična i ortofosforna kiselina djelomično disociraju. Slabim elektrolitima smatraju se silicijeva, octena, sumporovodikova i ugljična kiselina, amonijev hidroksid i netopljive baze. Voda se također smatra slabim elektrolitom. Manji dio molekula H 2 O disocira, a istovremeno dolazi do molarizacije iona.

Teorija elektrolitičke disocijacije predložio švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine.

Elektrolitička disocijacija- ovo je razgradnja molekula elektrolita s stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (aniona) 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 različito disociraju. Stupanj ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi otapala, vanjskim uvjetima (temperatura, tlak).

Stupanj disocijacije α - omjer broja molekula razgrađenih na ione prema ukupnom broju molekula:

α=v´(x)/v(x).

Stupanj može varirati od 0 do 1 (od nepostojanja disocijacije do potpunog završetka). Označeno kao postotak. Utvrđeno eksperimentalno. Kad elektrolit disocira, povećava se broj čestica u otopini. Stupanj disocijacije pokazuje snagu elektrolita.

razlikovati snažna I slabi elektroliti.

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

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

Slabi elektroliti- stupanj disocijacije u vodenoj 0,1 M otopini je manji od 3%.

Primjeri slabih i jakih elektrolita.

Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama potpuno se raspadaju na ione, t.j. 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 neka veza α = 0,7. Oni. prema Arrheniusovoj teoriji 30% nedisociranih molekula “pluta” u otopini. A 70% formira slobodnih iona. A elektrostatska teorija daje još jednu definiciju ovog koncepta: ako je α = 0,7, tada su sve molekule disocirane na ione, ali je iona samo 70% slobodno, a preostalih 30% vezano je elektrostatskim interakcijama.

Prividni stupanj disocijacije.

Stupanj disocijacije ne ovisi samo o prirodi otapala i otopljene tvari, već i o koncentraciji otopine i temperaturi.

Jednadžba disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:

AK ⇄ A- + K + .

A stupanj disocijacije može se izraziti na sljedeći način:

Povećanjem koncentracije otopine smanjuje se stupanj disocijacije elektrolita. Oni. vrijednost stupnja 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 dobivamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):

K ovisi o prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopina. Iz jednadžbe je jasno da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.

Polibazične kiseline disociraju postupno, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.

Ako polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše uklanja, ali kako naboj aniona raste, privlačnost se povećava, pa je proton mnogo teže ukloniti. Na primjer,

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

I - faza:

II - faza:

III - faza:

Na prvom stupnju ortofosforna kiselina je kiselina srednje jakosti, a na 2. stupnju je slaba, na 3. stupnju 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 klorida otopilo.

Koncentracije metalnog bakra i srebra uključene su u konstantu ravnoteže.

Ionski produkt vode.

Tablica ispod sadrži sljedeće podatke:

Ova konstanta se zove ionski produkt vode, što ovisi samo o temperaturi. Prema disocijaciji, na 1 H+ ion dolazi jedan hidroksidni ion. U čistoj vodi koncentracija ovih iona 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 produkt vode ne ovisi o koncentraciji.

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

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

Kiselost otopine (pH).

Kiselost otopina obično se izražava koncentracijom iona H+. U kiselim sredinama pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, u alkal - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se kroz negativni logaritam koncentracije vodikovih iona, nazivajući ga pH.

pH = -lg[ H + ].

Odnos između konstante i stupnja disocijacije.

Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:

Nađimo konstantu:

Molarna koncentracija C=1/V, zamijenimo ga u jednadžbu i dobijemo:

Ove jednadžbe su Zakon o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne ovisi o razrijeđenosti otopine.