Podczas dysocjacji kwasów rolę kationów pełnią jony wodoru(H +), podczas dysocjacji kwasów nie powstają żadne inne kationy:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

To jony wodoru nadają kwasom charakterystyczne właściwości: kwaśny smak, zabarwienie wskaźnika na czerwono itp.

Jony ujemne (aniony) oddzielają się od cząsteczki kwasu pozostałość kwasu.

Jedną z cech dysocjacji kwasów jest ich zasadowość - liczba jonów wodorowych zawartych w cząsteczce kwasu, która może powstać podczas dysocjacji:

• kwasy jednozasadowe: HCl, HF, HNO 3;
• kwasy dwuzasadowe: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
• kwasy trójzasadowe: H 3 PO 4.

Proces eliminacji kationów wodorowych w kwasach wielozasadowych przebiega etapowo: najpierw usuwany jest jeden jon wodorowy, następnie drugi (trzeci).

Stopniowa dysocjacja kwasu dwuzasadowego:

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

Stopniowa dysocjacja kwasu trójzasadowego:

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

Podczas dysocjacji kwasów wielozasadowych najwyższy stopień dysocjacji występuje w pierwszym etapie. Na przykład podczas dysocjacji kwasu fosforowego stopień dysocjacji pierwszego etapu wynosi 27%; drugi - 0,15%; trzeci - 0,005%.

Dysocjacja zasad

Podczas dysocjacji zasad rolę anionów pełnią jony wodorotlenkowe(OH -), podczas dysocjacji zasad nie powstają żadne inne aniony:

NaOH ↔ Na + + OH -

Kwasowość zasady zależy od liczby jonów wodorotlenkowych powstałych podczas dysocjacji jednej cząsteczki zasady:

• zasady monokwasowe – KOH, NaOH;
• zasady dikwasowe - Ca(OH) 2;
• zasady trikwasowe - Al(OH) 3.

Zasady polikwasowe, analogicznie do kwasów, również dysocjują etapowo – na każdym etapie następuje odszczepienie jednego jonu wodorotlenkowego:

Niektóre substancje, w zależności od warunków, mogą działać zarówno jako kwasy (dysocjują z eliminacją kationów wodorowych), jak i jako zasady (dysocjują z eliminacją jonów wodorotlenkowych). Takie substancje nazywane są amfoteryczny(Patrz reakcje kwasowo-zasadowe).

Dysocjacja Zn(OH) 2 jako zasady:

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

Dysocjacja Zn(OH) 2 w postaci kwasu:

Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

Dysocjacja soli

Sole dysocjują w wodzie na aniony reszt kwasowych i kationy metali (lub innych związków).

Klasyfikacja dysocjacji soli:

• Sole normalne (średnie). otrzymywane są poprzez całkowite jednoczesne zastąpienie wszystkich atomów wodoru w kwasie atomami metalu - są to mocne elektrolity, całkowicie dysocjujące w wodzie z utworzeniem katoin metali i pozostałości jednokwasowej: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K3 PO 4.
• Sole kwasowe zawierają w swoim składzie, oprócz atomów metalu i reszty kwasowej, jeszcze jeden (kilka) atomów wodoru - dysocjują stopniowo z utworzeniem kationów metali, anionów reszty kwasowej i kationu wodorowego: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO4.
• Podstawowe sole zawierają w swoim składzie, oprócz atomów metalu i reszty kwasowej, jeszcze jedną (kilka) grup hydroksylowych - dysocjują z utworzeniem kationów metali, anionów reszty kwasowej i jonu wodorotlenkowego: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
• Podwójne sole otrzymuje się przez jednoczesne zastąpienie atomów wodoru w kwasie atomami różnych metali: KAl(SO 4) 2.
• Sole mieszane dysocjują na kationy metali i aniony kilku reszt kwasowych: CaClBr.

Dysocjacja soli normalnej: K 3 PO 4 ↔ 3K + + PO 4 3- Dysocjacja soli kwasowej: NaHCO 3 ↔ Na + + HCO 3 - HCO 3 - ↔ H+ + CO 3 2- Dysocjacja soli zasadowej: Mg(OH) Cl ↔ Mg (OH) + + Cl - Mg(OH) + ↔ Mg 2+ + OH - Dysocjacja soli podwójnej: KAl(SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2- Dysocjacja soli mieszanej: CaClBr ↔ Ca 2+ + Cl - + Br -

Substancje, których roztwory (lub stopy) przewodzą prąd elektryczny, nazywane są substancjami e l e c t r o l i t a m i. Często same roztwory tych substancji nazywane są elektrolitami. Te roztwory (stopy) elektrolitów są przewodniki drugiego rodzaju, ponieważ przekazywanie energii elektrycznej odbywa się w nich poprzez ruch i około n około w - cząstki naładowane. Cząstka naładowana dodatnio nazywa się kation (Ca +2), cząstka niosąca ładunek ujemny - anion (ON -). Jony mogą być proste (Ca +2, H +) i złożone (PO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Założycielem teorii dysocjacji elektrolitycznej jest szwedzki naukowiec S. Arrhenius. Według teorii dysocjacja elektrolityczna jest rozpadem cząsteczek na jony po ich rozpuszczeniu w wodzie i zachodzi to bez wpływu prądu elektrycznego. Teoria ta nie odpowiadała jednak na pytania: jakie przyczyny decydują o pojawianiu się jonów w roztworach i dlaczego jony dodatnie zderzając się z ujemnymi, nie tworzą cząstek obojętnych.

Rosyjscy naukowcy wnieśli swój wkład w rozwój tej teorii: D.I. Mendelejew, I.A. Kablukov - zwolennicy chemicznej teorii roztworów, którzy zwracali uwagę na wpływ rozpuszczalnika na proces dysocjacji. Kablukov argumentował, że substancja rozpuszczona oddziałuje z rozpuszczalnikiem ( proces solwatacji ) tworząc produkty o zmiennym składzie ( sole ).

Solwat to jon otoczony cząsteczkami rozpuszczalnika (powłoka solwatacyjna), których może być różna liczba (w ten sposób uzyskuje się zmienny skład). Jeżeli rozpuszczalnikiem jest woda, wówczas nazywa się proces interakcji między cząsteczkami substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika g i d a t a t i e y, a produktem interakcji jest g i d r a to m.

Zatem przyczyną dysocjacji elektrolitycznej jest solwatacja (hydratacja). I to właśnie solwatacja (hydratacja) jonów zapobiega ich ponownemu łączeniu się w obojętne cząsteczki.

Ilościowo proces dysocjacji charakteryzuje się wartością stopień dysocjacji elektrolitycznej ( α ), czyli stosunek ilości substancji rozłożonej na jony do całkowitej ilości rozpuszczonej substancji. Podobnie jest w przypadku mocnych elektrolitów α = 1 lub 100% (w roztworze obecne są jony rozpuszczone), dla słabych elektrolitów 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (w roztworze nie ma jonów). Oprócz charakteru substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, ilość α zależy od stężenia roztworu i temperatury.

Jeśli rozpuszczalnikiem jest woda, mocnymi elektrolitami są:

1) wszystkie sole;

2) kwasy: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

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

Proces dysocjacji elektrolitycznej jest odwracalny, dlatego można go scharakteryzować wartością stałej równowagi, którą w przypadku słabego elektrolitu nazywa się stała dysocjacji (K D ) .

Im większa jest ta wartość, tym łatwiej elektrolit rozkłada się na jony i tym więcej jego jonów jest w roztworze. Na przykład: HF ═ H + + F־

Wartość ta jest stała w danej temperaturze i zależy od rodzaju elektrolitu i rozpuszczalnika.

Kwasy wielozasadowe i zasady polikwasowe dysocjują stopniowo. Na przykład cząsteczki kwasu siarkowego eliminują przede wszystkim jeden kation wodoru:

H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־ .

Eliminacja drugiego jonu zgodnie z równaniem

HSO 4 ־ ═ N + + SO 4 ־ 2

jest już znacznie trudniejsze, ponieważ musi przezwyciężyć przyciąganie podwójnie naładowanego jonu SO 4 ־ 2, który oczywiście przyciąga jon wodoru silniej niż pojedynczo naładowany jon HSO 4 ־. Dlatego drugi etap dysocjacji zachodzi w znacznie mniejszym stopniu niż pierwszy.

Zasady zawierające więcej niż jedną grupę hydroksylową w cząsteczce również dysocjują stopniowo. Na przykład:

Ba(OH) 2 ═ BaOH + + OH - ;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

Sole średnie (normalne) zawsze dysocjują na jony metali i reszty kwasowe:

CaCl2 = Ca2+ + 2Cl-;

Na2SO4 = 2Na + + SO42-.

Sole kwasowe, takie jak kwasy wielozasadowe, dysocjują stopniowo. Na przykład:

NaHCO3 = Na + + HCO3-;

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

Jednakże stopień dysocjacji w drugim etapie jest bardzo mały, tak że kwaśny roztwór soli zawiera tylko niewielką liczbę jonów wodorowych.

Sole zasadowe dysocjują na jony zasadowe i kwasowe. Na przykład:

Fe(OH)Cl2 = FeOH2+ + 2Cl-.

Prawie nie dochodzi do wtórnej dysocjacji jonów reszt zasadowych na jony metali i hydroksylowe.

Ministerstwo Edukacji i Nauki Federacji Rosyjskiej

Narodowy Uniwersytet Badań Jądrowych „MEPhI”

Instytut Inżynierii i Technologii w Bałakowie

Dysocjacja elektrolityczna

Wytyczne wykonywania prac laboratoryjnych

na kursie „Chemia” dla studentów kierunków technicznych

specjalności i kierunki,

na kursie „Chemia ogólna i nieorganiczna”

dla studentów kierunku KhMTN

wszelkie formy edukacji

Bałakowo 2014

Celem pracy jest zbadanie mechanizmu dysocjacji wodnych roztworów elektrolitów.

PODSTAWOWE KONCEPCJE

Dysocjacja elektrolityczna to proces rozkładu cząsteczek substancji na jony pod wpływem cząsteczek polarnego rozpuszczalnika. Elektrolity to substancje przewodzące prąd elektryczny w roztworze lub stopieniu (obejmuje to wiele kwasów, zasad i soli).

Zgodnie z teorią teorii elektrolitów S. Arrheniusa (1887) elektrolity po rozpuszczeniu w wodzie rozpadają się (dysocjują) na jony naładowane dodatnio i ujemnie. Jony naładowane dodatnio nazywane są kationami i obejmują jony wodoru i metali. Jony naładowane ujemnie nazywane są anionami i obejmują jony kwasowe i jony wodorotlenkowe. Całkowity ładunek wszystkich jonów wynosi zero, więc roztwór jako całość jest obojętny. Właściwości jonów różnią się od właściwości atomów, z których są utworzone. Dysocjacja elektrolityczna jest procesem odwracalnym (reakcja odwrotna nazywana jest asocjacją). Teorię tę uzupełnił później D.I. Mendelejew i I.A. Obcasy.

Mechanizm dysocjacji elektrolitycznej

Elektrolity to substancje, w których cząsteczkach atomy są połączone wiązaniami jonowymi lub polarnymi. Według współczesnych koncepcji dysocjacja elektrolityczna zachodzi w wyniku oddziaływania cząsteczek elektrolitu z cząsteczkami polarnego rozpuszczalnika. Solwatacja to oddziaływanie jonów z cząsteczkami rozpuszczalnika. Nawodnienie to proces interakcji jonów z cząsteczkami wody.

W zależności od budowy substancji rozpuszczalnej w stanie bezwodnym, jej dysocjacja przebiega różnie.

Najłatwiej dysocjują substancje posiadające wiązania jonowe, które składają się z jonów. Po rozpuszczeniu takich związków (na przykład NaCl) dipole wody są zorientowane wokół jonów dodatnich i ujemnych sieci krystalicznej. Pomiędzy jonami i dipolami wody powstają wzajemne siły przyciągania. W rezultacie wiązanie między jonami słabnie, a jony przemieszczają się z kryształu do roztworu. Tworzą się w tym przypadku jony uwodnione, tj. jony chemicznie związane z cząsteczkami wody

Ryc.1. Schemat dysocjacji cząsteczki substancji za pomocą wiązania jonowego

Proces dysocjacji elektrolitycznej można wyrazić równaniem

NaCl + (m+n)H2O
Na + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

Zazwyczaj proces dysocjacji zapisuje się jako równanie z pominięciem rozpuszczalnika (H2O)

NaCl
Na + + Cl -

Cząsteczki z kowalencyjnym wiązaniem polarnym (na przykład HCl) dysocjują w podobny sposób. Wokół każdej polarnej cząsteczki substancji zorientowane są również dipole wody, które przyciągają swoje bieguny ujemne do bieguna dodatniego cząsteczki, a bieguny dodatnie - do bieguna ujemnego. W wyniku tej interakcji wiążąca chmura elektronów (para elektronów) zostaje całkowicie przesunięta w stronę atomu o wyższej elektroujemności, cząsteczka polarna staje się jonowa, a następnie łatwo tworzą się jony uwodnione. Dysocjacja cząsteczek polarnych może być całkowita lub częściowa.

Ryc.2. Schemat dysocjacji cząsteczki substancji z kowalencją

wiązanie polarne

Dysocjację elektrolityczną HCl wyraża równanie

HCl + (m+n)H2O
H + (H 2 O) m + Cl - (H 2 O) n

lub pomijając rozpuszczalnik (H2O),

KAn
K + + A -

Aby ilościowo scharakteryzować proces dysocjacji, wprowadzono pojęcie stopnia dysocjacji (α). Stopień dysocjacji elektrolitu pokazuje, jaka część rozpuszczonych cząsteczek substancji rozpadła się na jony. Stopień dysocjacji elektrolitu jest stosunkiem liczby zdysocjowanych cząsteczek (N diss) do całkowitej liczby rozpuszczonych cząsteczek (N)

(1)

Stopień dysocjacji wyraża się zwykle albo w ułamkach jednostki, albo jako procent, na przykład dla 0,1 N roztworu kwasu octowego CH 3 COOH

α= 0,013 (lub 1,3). Stopień dysocjacji zależy od charakteru elektrolitu i rozpuszczalnika, temperatury i stężenia.

W zależności od stopnia dysocjacji (α) wszystkie elektrolity dzielą się na trzy grupy. Elektrolity o stopniu dysocjacji większym niż 0,3 (30%) nazywane są zwykle mocnymi, ze stopniem dysocjacji od 0,02 (2%) do 0,3 (30%) - średnimi, mniejszym niż 0,02 (2%) - słabymi elektrolitami.

Mocne elektrolity to związki chemiczne, których cząsteczki w rozcieńczonych roztworach są prawie całkowicie zdysocjowane na jony. W mocnym roztworze elektrolitu substancja rozpuszczona występuje głównie w postaci jonów (kationów i anionów); niezdysocjowane cząsteczki są praktycznie nieobecne. Stopień dysocjacji takich elektrolitów jest bliski 1. Do mocnych elektrolitów zalicza się:

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

2) zasady – wodorotlenki metali pierwszej grupy podgrupy głównej (alkaliczne) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, a także wodorotlenki metali ziem alkalicznych – Ba(OH) 2, Ca(OH) 2, Sr(OH)2;.

3) sole rozpuszczalne w wodzie (patrz tabela rozpuszczalności).

Elektrolity o średniej mocy obejmują H 3 PO 4, HF itp.

Słabe elektrolity w bardzo małym stopniu dysocjują na jony, w roztworach występują głównie w stanie niezdysocjowanym (w postaci molekularnej). Słabe elektrolity obejmują:

1) kwasy nieorganiczne (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 itp.);

2) wodorotlenek amonu (NH 4OH);

3) woda H2O;

4) nierozpuszczalne i słabo rozpuszczalne sole i wodorotlenki niektórych metali (patrz tabela rozpuszczalności);

5) większość kwasów organicznych (na przykład octowy CH3COOH, mrówkowy HCOOH).

W przypadku słabych elektrolitów ustala się równowaga między niezdysocjowanymi cząsteczkami i jonami.

CH3COOH
H + + CH 3 COO -

W ustalonej równowadze, w oparciu o prawo działania mas

Stała dysocjacji K wskazuje siłę cząsteczek w danym roztworze: im niższa K, tym słabiej dysocjuje elektrolit i tym stabilniejsze są jego cząsteczki.

Stała dysocjacji jest powiązana ze stopniem dysocjacji poprzez zależność

, (2)

gdzie – α jest stopniem dysocjacji;

c – stężenie molowe elektrolitu w roztworze, mol/l.

Jeżeli stopień dysocjacji α jest bardzo mały, to można go pominąć

K=
lub α= (4)

Zależność (4) jest matematycznym wyrażeniem prawa rozcieńczeń W. Ostwalda.

Zachowanie roztworów słabych elektrolitów opisuje prawo Ostwalda, a rozcieńczonych roztworów mocnych – prawo Debye’a-Hückela (5):

K=
, (5)

gdzie stężenie (c) zastępuje się aktywnością (a), która najdokładniej charakteryzuje zachowanie mocnych elektrolitów. Współczynniki aktywności zależą od charakteru rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej, stężenia roztworu, a także od temperatury.

Aktywność wiąże się z koncentracją zależnością:

(6)

gdzie γ jest współczynnikiem aktywności, który formalnie uwzględnia wszystkie rodzaje oddziaływań cząstek w danym roztworze, prowadząc do odchyleń od właściwości rozwiązań idealnych.

Dysocjacja różnych elektrolitów

Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej kwas to elektrolit, który dysocjuje, tworząc jony H + i resztę kwasową

HNO3
H + + NIE 3 -

H2SO4
2H + + SO 4 2-

Elektrolit, który dysocjuje tworząc jony wodorotlenkowe OH - nazywany jest zasadą. Na przykład wodorotlenek sodu dysocjuje według następującego schematu:

NaOH
Na + + OH -

Kwasy wielozasadowe, a także zasady metali wielowartościowych dysocjują stopniowo, np.

Pierwszy etap H 2 CO 3
H + + HCO 3 –

Etap 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Dysocjację w pierwszym etapie charakteryzuje stała dysocjacji K 1 = 4,3 10 –7

Dysocjację w drugim etapie charakteryzuje stała dysocjacji K 2 = 5,6 10 –11

Bilans podsumowujący

H2CO3
2H + + CO 3 2-

Całkowita stała równowagi

Stopniowa dysocjacja zasad wielowartościowych

1 stopień Cu(OH) 2
+ + Och -

II etap +
Cu2+ + OH -

W przypadku dysocjacji stopniowej jest to zawsze K 1 > K 2 > K 3 >..., ponieważ energia, którą należy wydać na oddzielenie jonu, jest minimalna, gdy jest on oddzielony od cząsteczki obojętnej.

Elektrolity nazywane są amfoterycznymi, jeśli dysocjują jako kwas i zasada, na przykład wodorotlenek cynku:

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

Do elektrolitów amfoterycznych zalicza się wodorotlenek glinu Al(OH) 3 , wodorotlenek ołowiu Pb(OH) 2 , wodorotlenek cyny Sn(OH) 2 i inne.

Średnie (normalne) sole, rozpuszczalne w wodzie, dysocjują, tworząc dodatnio naładowane jony metali i ujemnie naładowane jony reszty kwasowej

Ca(NO3)2
Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–

Sole kwasów (hydrosale) to elektrolity zawierające wodór w anionie, który można oddzielić w postaci jonu wodorowego H+. Dysocjacja soli kwasowych zachodzi etapami, na przykład:

1 stopień KHCO 3
K + + HCO 3 –

Etap 2 HCO 3 –
H + + CO 3 2–

Stopień dysocjacji elektrolitycznej w drugim etapie jest bardzo mały, dlatego kwaśny roztwór soli zawiera tylko niewielką liczbę jonów wodorowych.

Sole zasadowe (sole hydroksylowe) to elektrolity zawierające jedną lub więcej grup hydroksylowych OH – w kationie. Sole zasadowe dysocjują, tworząc reszty zasadowe i kwasowe. Na przykład:

1 etap FeOHCl 2
2+ + 2Cl –

II etap 2+
Fe 3+ + OH –

Sole podwójne dysocjują na kationy i aniony metali

KAL(SO4) 2
K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

Sole złożone dysocjują, tworząc jon złożony

K 3
3K + + 3-

Reakcje wymiany w roztworach elektrolitów

Reakcje wymiany pomiędzy elektrolitami w roztworze przebiegają w kierunku wiązania jonów i tworzenia słabo rozpuszczalnych substancji gazowych lub słabych elektrolitów. Równania jonowo-molekularne lub po prostu jonowe reakcji wymiany odzwierciedlają stan elektrolitu w roztworze. W tych równaniach silnie rozpuszczalne elektrolity są zapisywane w postaci ich jonów składowych, a słabe elektrolity, słabo rozpuszczalne i gazowe substancje są tradycyjnie zapisywane w postaci molekularnej, niezależnie od tego, czy są to oryginalne reagenty, czy produkty reakcji. W równaniu jonowo-molekularnym identyczne jony są eliminowane z obu stron. Układając równania jonowo-molekularne należy pamiętać, że suma ładunków po lewej stronie równania musi być równa sumie ładunków po prawej stronie równania. Podczas tworzenia równań patrz tabela. 1.2 aplikacji.

Na przykład napisz równania jonowo-molekularne dla reakcji pomiędzy substancjami Cu(NO 3) 2 i Na 2 S.

Równanie reakcji w postaci molekularnej:

Сu(NO 3) 2 + Na 2 S = СuS +2NaNO3

W wyniku oddziaływania elektrolitów powstaje osad CuS.

Równanie jonowo-molekularne

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

Wykluczając identyczne jony z obu stron równania Na+ i NO3 – otrzymujemy skrócone równanie reakcji jonowo-molekularnej:

Cu2+ + S2- = CuS

Dysocjacja wody

Woda jest słabym elektrolitem i w niewielkim stopniu dysocjuje na jony

H2O
H + + OH -

K=

lub = K = K cal

K in = 10 -14 nazywany jest produktem jonowym wody i jest wartością stałą. Dla czystej wody o temperaturze 25 0 C stężenia jonów H + i OH - są sobie równe i wynoszą 10 -7 mol/l, zatem · = 10 -14.

Dla roztworów obojętnych =10 -7, dla roztworów kwaśnych >10 -7 i dla roztworów zasadowych<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.

W praktyce kwasowość lub zasadowość roztworu wyraża się w wygodniejszy sposób za pomocą wartości pH lub pOH.

pH =– log;

рОН =– log[ОH - ]

Na przykład, jeśli = 10 -3 mol/l, to pH =– log = 3; jeśli = 10 -8 mol/l, to pH =– log = 8. W środowisku obojętnym pH = 7, w środowisku kwaśnym pH< 7, в щелочной среде рН >7.

Przybliżoną reakcję roztworu można określić za pomocą specjalnych substancji zwanych wskaźnikami, których kolor będzie się zmieniać w zależności od stężenia jonów wodorowych.

WYMOGI BEZPIECZEŃSTWA PRACY

1. Eksperymenty z substancjami nieprzyjemnie pachnącymi i toksycznymi należy przeprowadzać pod wyciągiem.

2. Rozpoznając wydzielający się gaz po zapachu, należy ruchami rąk skierować strumień z naczynia w swoją stronę.

3. Podczas wykonywania doświadczenia należy uważać, aby odczynniki nie dostały się na twarz, ubranie ani osobę stojącą obok.

Podczas podgrzewania cieczy, szczególnie kwasów i zasad, trzymaj probówkę otworem skierowanym od siebie.

Przy rozcieńczaniu kwasu siarkowego nie należy dodawać wody do kwasu, należy ostrożnie wlać kwas małymi porcjami do zimnej wody, mieszając roztwór.

Wszystkie butelki z odczynnikami muszą być zamknięte odpowiednimi korkami.

Odczynników pozostałych po pracy nie należy wylewać ani wlewać do butelek z odczynnikami (w celu uniknięcia skażenia).

PROCEDURA WYKONANIA PRACY

Ćwiczenie 1. Zmiana koloru wskaźników w środowisku obojętnym, kwaśnym i zasadowym.

Odczynniki i sprzęt: lakmus; Oranż metylowy; fenoloftaleina; roztwór kwasu solnego HCl, 0,1 N; Roztwór wodorotlenku NaOH, 0,1 N; probówki

1. Do trzech probówek wlej 1-2 ml wody destylowanej i dodaj wskaźniki: lakmus, oranż metylowy, fenoloftaleinę. Zwróć uwagę na ich kolor.

2. Do trzech probówek wlać 1-2 ml 0,1 roztworu kwasu solnego i dodać te same wskaźniki. Obserwuj zmianę koloru wskaźników w porównaniu z ich kolorem w wodzie.

3. Do trzech probówek wlać 1-2 ml 0,1 N roztworu wodorotlenku sodu i dodać te same wskaźniki. Obserwuj zmianę koloru wskaźników w porównaniu z ich kolorem w wodzie.

Wyniki obserwacji przedstaw w formie tabeli:

Zadanie 2. Względna wytrzymałość podstawowa

Odczynniki i sprzęt: roztwór chlorku wapnia CaCl 2, 2N; Roztwór wodorotlenku NaOH, 2N; roztwór wodorotlenku amonu NH 4OH, 2N; probówki

Do dwóch probówek wlej 1-2 ml chlorku wapnia, do pierwszej probówki dodaj roztwór wodorotlenku amonu, a do drugiej taką samą ilość roztworu wodorotlenku sodu.

Zapisz swoje obserwacje. Wyciągnij wniosek na temat stopnia dysocjacji wskazanych zasad.

Zadanie 3. Reakcje wymiany pomiędzy roztworami elektrolitów

Odczynniki i sprzęt: roztwór chlorku żelaza FeCl 3, 0,1 N; roztwór siarczanu miedzi CuSO 4, 0,1 N; roztwór węglanu sodu Na2CO3, 0,1 N; Roztwór wodorotlenku NaOH, 0,1 N; roztwór kwasu solnego HCl, 0,1 N; roztwór chlorku baru BaCl2, 0,1 N; roztwór siarczanu sodu Na2SO4, 0,1 N; roztwór heksacyjanożelazianu(II) potasu K 4, 0,1 N; probówki

a) Reakcje z utworzeniem substancji nierozpuszczalnych (osad).

Do pierwszej probówki wlej 1-2 ml chlorku żelaza FeCl 3 i do drugiej probówki dodaj taką samą objętość wodorotlenku sodu NaOH, 1-2 ml BaCl 2 i taką samą objętość siarczanu sodu Na 2 SO 4.

Napisz równania reakcji zachodzących w postaci molekularnej, jonowej i w skrócie jonowej.

b) Reakcje z utworzeniem gazów.

Do probówki wlać 1-2 ml roztworu węglanu sodu Na 2 CO 3 i dodać taką samą objętość roztworu kwasu solnego HCl.

Zapisz swoje obserwacje (wskaż kolor i zapach gazu). Nazwij powstałą substancję gazową.

Napisz równania reakcji zachodzących w postaci molekularnej, jonowej i w skrócie jonowej.

c) Reakcje zachodzące podczas tworzenia lekko dysocjujących substancji.

Do pierwszej probówki wlać 1-2 ml roztworu wodorotlenku NaOH i dodać taką samą objętość roztworu kwasu solnego HCl, do drugiej probówki - 1-2 ml roztworu siarczanu miedzi CuSO 4 dodać taką samą objętość heksacyjanożelazianu(II) potasu ) rozwiązanie K 4 .

Zapisz swoje obserwacje (wskaż kolor powstałego osadu soli kompleksowej heksacyjanożelazianu miedzi).

Napisz równania reakcji zachodzących w postaci molekularnej, jonowej i w skrócie jonowej.

Zadanie 4. Różnica między solą podwójną i złożoną

Odczynniki i sprzęt: roztwór chlorku żelaza FeCl 3, 0,1 N; roztwór tiocyjanianu potasu KSCN, 0,1 N; roztwór ałunu żelazowo-amonowego NH 4 Fe(SO 4) 2, 0,1 N; roztwór syntlenku żelaza i potasu K3; 0,1 n; probówki

1. Do probówki wlać roztwór chlorku żelaza FeCl 3, następnie dodać odrobinę tiocyjanianu potasu KSCN. Zapisz swoje obserwacje.

Napisz równania reakcji zachodzących w postaci molekularnej, jonowej i w skrócie jonowej. Jon SCN jest charakterystycznym odczynnikiem dla jonu Fe 3+; ich oddziaływanie powoduje powstanie rodanu żelaza Fe(SCN) 3, słabo dysocjującej krwistoczerwonej soli.

2. Do jednej probówki wlać roztwór ałunu żelazowo-amoniakalnego NH 4 Fe(SO 4) 2, do drugiej roztwór dwutlenku siarki żelazowo-potasowej K 3 i do każdej wlać trochę roztworu tiocyjanianu potasu KSCN.

Napisz równania reakcji zachodzących w postaci molekularnej, jonowej i w skrócie jonowej.

Zapisz swoje obserwacje. W jakim związku występuje jon żelaza? W jakim związku ten jon jest związany jako jon złożony?

Zadanie 5. Zmiana równowagi jonowej, gdy do roztworu wprowadza się jon o tej samej nazwie

NH 4OH jest słabą zasadą, która dysocjuje zgodnie z równaniem:

NH4OH
NH4 + +OH –

NH 4 Cl – dysocjuje w roztworze zgodnie z równaniem

NH4Cl
NH4++Cl

Odczynniki i sprzęt: 0,1 m roztwór wodorotlenku amonu NH 4OH, 0,1 N; fenoloftaleina, krystaliczny chlorek amonu NH 4 Cl; probówki

Do probówki z roztworem NH 4OH dodać 2-3 krople fenoloftaleiny, która jest wskaźnikiem grupy OH -, wymieszać i wlać roztwór do dwóch probówek: jedną probówkę pozostawić do porównania, dodać szczyptę krystaliczny NH 4 Cl do drugiego - obserwuje się osłabienie koloru roztworu.

Osłabienie szkarłatnej barwy roztworu tłumaczy się faktem, że po wprowadzeniu do roztworu chlorku amonu wzrasta stężenie jonu NH 4 +, co przesuwa równowagę w lewo, a to prowadzi do zmniejszenia stężenie jonów OH – w roztworze.

Substancje elektrolitowe po rozpuszczeniu w wodzie rozpadają się na naładowane cząstki – jony. Zjawiskiem przeciwstawnym jest molaryzacja, czyli asocjacja. Powstawanie jonów wyjaśnia teoria dysocjacji elektrolitycznej (Arrhenius, 1887). Na mechanizm rozkładu związków chemicznych podczas topienia i rozpuszczania wpływają charakterystyka rodzajów wiązań chemicznych, budowa i charakter rozpuszczalnika.

Elektrolity i substancje nieprzewodzące

W roztworach i stopach sieci krystaliczne i cząsteczki ulegają zniszczeniu – dysocjacja elektrolityczna (ED). Rozkładowi substancji towarzyszy powstawanie jonów, pojawienie się takich właściwości, jak przewodność elektryczna. Nie każdy związek jest zdolny do dysocjacji, ale tylko substancje, które początkowo składają się z jonów lub cząstek silnie polarnych. Obecność wolnych jonów wyjaśnia zdolność elektrolitów do przewodzenia prądu. Tę zdolność mają zasady, sole, wiele kwasów nieorganicznych i niektóre kwasy organiczne. Materiały nieprzewodzące składają się z cząsteczek o niskiej polaryzacji lub niespolaryzowanych. Nie rozkładają się na jony, będąc nieelektrolitami (wiele związków organicznych). Nośnikami ładunku są jony dodatnie i ujemne (kationy i aniony).

Rola S. Arrheniusa i innych chemików w badaniu dysocjacji

Teorię dysocjacji elektrolitycznej uzasadnił w 1887 roku szwedzki naukowiec S. Arrhenius. Ale pierwsze szeroko zakrojone badania właściwości roztworów przeprowadził rosyjski naukowiec M. Łomonosow. T. Grothus i M. Faraday, R. Lenz wnieśli wkład w badanie naładowanych cząstek powstających podczas rozpuszczania substancji. Arrhenius udowodnił, że wiele związków nieorganicznych i niektóre organiczne to elektrolity. Szwedzki naukowiec wyjaśnił przewodnictwo elektryczne roztworów rozkładem substancji na jony. Teoria dysocjacji elektrolitycznej Arrheniusa nie przywiązywała wagi do bezpośredniego udziału cząsteczek wody w tym procesie. Rosyjscy naukowcy Mendelejew, Kablukow, Konowaliow i inni wierzyli, że zachodzi solwatacja - oddziaływanie rozpuszczalnika i rozpuszczonej substancji. Mówiąc o instalacjach wodnych, używa się nazwy „hydratacja”. Jest to złożony proces fizykochemiczny, o czym świadczy powstawanie hydratów, zjawiska termiczne, zmiany barwy substancji i wygląd osadu.

Podstawowe postanowienia teorii dysocjacji elektrolitycznej (ED)

Wielu naukowców pracowało nad wyjaśnieniem teorii S. Arrheniusa. Wymagało to jego udoskonalenia z uwzględnieniem współczesnych danych dotyczących budowy atomu i wiązań chemicznych. Sformułowano główne postanowienia TED, które odbiegają od klasycznych tez z końca XIX wieku:

Przy układaniu równań należy uwzględnić zachodzące zjawiska: zastosować specjalny znak dla procesu odwracalnego, policzyć ładunki ujemne i dodatnie: w sumie muszą być takie same.

Mechanizm ED substancji jonowych

Współczesna teoria dysocjacji elektrolitycznej uwzględnia strukturę substancji elektrolitowych i rozpuszczalników. Po rozpuszczeniu wiązania pomiędzy przeciwnie naładowanymi cząstkami w kryształach jonowych ulegają zniszczeniu pod wpływem polarnych cząsteczek wody. Dosłownie „wciągają” jony z całkowitej masy do roztworu. Rozkładowi towarzyszy utworzenie wokół jonów otoczki solwatu (w wodzie, powłoki hydratacyjnej). Oprócz wody, ketony i niższe alkohole mają zwiększoną stałą dielektryczną. Kiedy chlorek sodu dysocjuje na jony Na+ i Cl-, rejestruje się etap początkowy, któremu towarzyszy orientacja dipoli wody względem jonów powierzchniowych w krysztale. W końcowym etapie uwodnione jony są uwalniane i dyfundują do cieczy.

Mechanizm działania związków ED z kowalencyjnymi wiązaniami silnie polarnymi

Cząsteczki rozpuszczalnika wpływają na elementy struktury krystalicznej substancji niejonowych. Na przykład wpływ dipoli wody na kwas solny prowadzi do zmiany rodzaju wiązania w cząsteczce z polarnego kowalencyjnego na jonowy. Substancja dysocjuje, a do roztworu dostają się uwodnione jony wodoru i chloru. Przykład ten potwierdza znaczenie procesów zachodzących pomiędzy cząsteczkami rozpuszczalnika i rozpuszczonego związku. To właśnie ta interakcja prowadzi do powstawania jonów elektrolitu.

Teoria dysocjacji elektrolitycznej i główne klasy związków nieorganicznych

W świetle podstawowych zasad TED kwas można nazwać elektrolitem, podczas którego rozpadu z jonów dodatnich można wykryć jedynie proton H+. Dysocjacji zasady towarzyszy powstawanie lub uwalnianie z sieci krystalicznej jedynie anionu OH i kationu metalu. Po rozpuszczeniu zwykła sól wytwarza dodatni jon metalu i ujemną resztę kwasową. Główną sól wyróżnia obecność dwóch rodzajów anionów: grupy OH i reszty kwasowej. Sól kwasu zawiera tylko kationy wodoru i metali.

Moc elektrolitu

Aby scharakteryzować stan substancji w roztworze, stosuje się wielkość fizyczną - stopień dysocjacji (α). Jego wartość oblicza się ze stosunku liczby rozpadających się cząsteczek do ich całkowitej liczby w roztworze. Głębokość dysocjacji zależy od różnych warunków. Ważne są właściwości dielektryczne rozpuszczalnika i struktura rozpuszczonego związku. Zazwyczaj stopień dysocjacji maleje wraz ze wzrostem stężenia i wzrasta wraz ze wzrostem temperatury. Często stopień dysocjacji konkretnej substancji wyraża się w ułamkach jedności.

Klasyfikacja elektrolitów

Teoria dysocjacji elektrolitycznej końca XIX wieku nie zawierała zapisów dotyczących oddziaływania jonów w roztworze. Wpływ cząsteczek wody na rozkład kationów i anionów wydawał się Arrheniusowi nieistotny. Poglądy Arrheniusa na temat mocnych i słabych elektrolitów były formalne. Bazując na klasycznych przepisach, dla mocnych elektrolitów można otrzymać wartość α = 0,75-0,95. Eksperymenty wykazały nieodwracalność ich dysocjacji (α →1). Rozpuszczalne sole, kwasy siarkowy i solny oraz zasady prawie całkowicie rozpadają się na jony. Kwasy siarkowy, azotowy, fluorowodorowy i ortofosforowy częściowo dysocjują. Za słabe elektrolity uważa się krzem, kwas octowy, siarkowodór i kwas węglowy, wodorotlenek amonu i nierozpuszczalne zasady. Woda jest również uważana za słaby elektrolit. Niewielka część cząsteczek H 2 O dysocjuje i jednocześnie następuje molaryzacja jonów.

Teoria dysocjacji elektrolitycznej zaproponowany przez szwedzkiego naukowca S. Arrheniusa w 1887 roku.

Dysocjacja elektrolityczna- jest to rozkład cząsteczek elektrolitu z utworzeniem w roztworze jonów naładowanych dodatnio (kationy) i ujemnie naładowanych (aniony).

Na przykład kwas octowy dysocjuje w roztworze wodnym w ten sposób:

CH3COOH⇄H + +CH3COO - .

Dysocjacja jest procesem odwracalnym. Ale różne elektrolity dysocjują inaczej. Stopień zależy od charakteru elektrolitu, jego stężenia, charakteru rozpuszczalnika, warunków zewnętrznych (temperatura, ciśnienie).

Stopień dysocjacji α - stosunek liczby cząsteczek rozpadniętych na jony do całkowitej liczby cząsteczek:

α=v´(x)/v(x).

Stopień może wynosić od 0 do 1 (od braku dysocjacji do jej całkowitego zakończenia). Wskazane jako procent. Ustalone doświadczalnie. Kiedy elektrolit dysocjuje, liczba cząstek w roztworze wzrasta. Stopień dysocjacji wskazuje na siłę elektrolitu.

Wyróżnić mocny I słabe elektrolity.

Mocne elektrolity- są to elektrolity, których stopień dysocjacji przekracza 30%.

Elektrolity średniej mocy- są to te, których stopień dysocjacji waha się od 3% do 30%.

Słabe elektrolity- stopień dysocjacji w 0,1 M roztworze wodnym jest mniejszy niż 3%.

Przykłady słabych i mocnych elektrolitów.

Mocne elektrolity w rozcieńczonych roztworach całkowicie rozpadają się na jony, tj. α = 1. Ale eksperymenty pokazują, że dysocjacja nie może być równa 1, ma wartość przybliżoną, ale nie jest równą 1. To nie jest dysocjacja prawdziwa, ale pozorna.

Na przykład niech jakieś połączenie α = 0,7. Te. zgodnie z teorią Arrheniusa w roztworze „unosi się” 30% niezdysocjowanych cząsteczek. A 70% utworzyło wolne jony. Teoria elektrostatyczna podaje inną definicję tego pojęcia: jeśli α = 0,7, wówczas wszystkie cząsteczki ulegają dysocjacji na jony, ale jony są tylko w 70% wolne, a pozostałe 30% jest związane oddziaływaniami elektrostatycznymi.

Pozorny stopień dysocjacji.

Stopień dysocjacji zależy nie tylko od charakteru rozpuszczalnika i substancji rozpuszczonej, ale także od stężenia roztworu i temperatury.

Równanie dysocjacji można przedstawić w następujący sposób:

AK ⇄ A- + K + .

Stopień dysocjacji można wyrazić w następujący sposób:

Wraz ze wzrostem stężenia roztworu stopień dysocjacji elektrolitu maleje. Te. wartość stopnia dla konkretnego elektrolitu nie jest wartością stałą.

Ponieważ dysocjacja jest procesem odwracalnym, równania szybkości reakcji można zapisać w następujący sposób:

Jeśli dysocjacja jest równowagą, wówczas szybkości są równe i w rezultacie otrzymujemy stała równowagi(stała dysocjacji):

K zależy od rodzaju rozpuszczalnika i temperatury, ale nie zależy od stężenia roztworów. Z równania jasno wynika, że ​​im więcej jest niezdysocjowanych cząsteczek, tym niższa jest wartość stałej dysocjacji elektrolitu.

Kwasy wielozasadowe dysocjują stopniowo, a każdy krok ma swoją własną wartość stałej dysocjacji.

Jeśli kwas wielozasadowy dysocjuje, wówczas najłatwiej jest usunąć pierwszy proton, ale wraz ze wzrostem ładunku anionu przyciąganie wzrasta, w związku z czym proton jest znacznie trudniejszy do usunięcia. Na przykład,

Stałe dysocjacji kwasu ortofosforowego na każdym etapie powinny się znacznie różnić:

I - etap:

II - etap:

III - etap:

W pierwszym etapie kwas ortofosforowy jest kwasem o średniej mocy, w drugim etapie jest słaby, w trzecim etapie jest kwasem bardzo słabym.

Przykłady stałych równowagi dla niektórych roztworów elektrolitów.

Spójrzmy na przykład:

Jeśli do roztworu zawierającego jony srebra doda się metaliczną miedź, to w momencie równowagi stężenie jonów miedzi powinno być większe niż stężenie srebra.

Ale stała ma niską wartość:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Sugeruje to, że do czasu osiągnięcia równowagi rozpuściło się bardzo mało chlorku srebra.

Stężenia metalicznej miedzi i srebra są uwzględniane w stałej równowagi.

Produkt jonowy wody.

Poniższa tabela zawiera następujące dane:

Ta stała nazywa się jonowy produkt wody, która zależy tylko od temperatury. Zgodnie z dysocjacją na 1 jon H+ przypada jeden jon wodorotlenkowy. W czystej wodzie stężenie tych jonów jest takie samo: [ H + ] = [OH - ].

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

Jeśli dodasz do wody obcą substancję, na przykład kwas solny, stężenie jonów wodorowych wzrośnie, ale iloczyn jonowy wody nie zależy od stężenia.

A jeśli dodasz alkalia, stężenie jonów wzrośnie, a ilość wodoru zmniejszy się.

Stężenie i są ze sobą powiązane: im większa jedna wartość, tym mniejsza druga.

Kwasowość roztworu (pH).

Kwasowość roztworów wyraża się zwykle stężeniem jonów H+. W środowisku kwaśnym pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, w środowisku zasadowym - pH> 10 -7 mol/l.
Kwasowość roztworu wyraża się poprzez ujemny logarytm stężenia jonów wodorowych, nazywając go pH.

pH = -lg[ H + ].

Zależność stałej od stopnia dysocjacji.

Rozważmy przykład dysocjacji kwasu octowego:

Znajdźmy stałą:

Stężenie molowe C=1/V podstawiamy to do równania i otrzymujemy:

Te równania są Prawo hodowlane W. Ostwalda, zgodnie z którym stała dysocjacji elektrolitu nie zależy od rozcieńczenia roztworu.