Vodivost látek s elektrickým proudem nebo nedostatek vodivosti lze sledovat pomocí jednoduchého zařízení.
Skládá se z uhlíkových tyčí (elektrod) připojených dráty k elektrické síti. V obvodu je zahrnuto elektrické světlo, které indikuje přítomnost nebo nepřítomnost proudu v obvodu. Pokud elektrody ponoříte do cukerného roztoku, žárovka se nerozsvítí. Ale jasně se rozsvítí, pokud je ponoříte do roztoku chloridu sodného.
Látky, které se v roztocích nebo taveninách rozpadají na ionty, a proto vedou elektrický proud, se nazývají elektrolyty.
Látky, které se za stejných podmínek nerozpadají na ionty a nevedou elektrický proud, se nazývají neelektrolyty.
Elektrolyty zahrnují kyseliny, zásady a téměř všechny soli.
Mezi neelektrolyty patří většina organických sloučenin a také látky, jejichž molekuly obsahují pouze kovalentní nepolární nebo nízkopolární vazby.
Elektrolyty jsou vodiče druhého druhu. V roztoku nebo tavenině se rozpadají na ionty, proto teče proud. Je zřejmé, že čím více iontů je v roztoku, tím lépe vede elektrický proud. Čistá voda velmi špatně vede elektrický proud.
Existují silné a slabé elektrolyty.
Silné elektrolyty se po rozpuštění zcela disociují na ionty.
Tyto zahrnují:
1) téměř všechny soli;
2) mnoho minerálních kyselin, například H2S04, HN03, HCl, HBr, HI, HMn04, HClO3, HCl04;
3) báze alkalických kovů a kovů alkalických zemin.
Slabé elektrolyty Při rozpuštění ve vodě disociují na ionty jen částečně.
Tyto zahrnují:
1) téměř všechny organické kyseliny;
2) některé minerální kyseliny, například H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;
3) mnoho kovových zásad (kromě zásad alkalických kovů a kovů alkalických zemin), stejně jako NH 4 OH, které mohou být reprezentovány jako hydrát amoniaku NH 3 ∙H 2 O.
Voda je slabý elektrolyt.
Slabé elektrolyty nemohou produkovat vysokou koncentraci iontů v roztoku.
Základní principy teorie elektrolytické disociace.
Rozklad elektrolytů na ionty při rozpuštění ve vodě se nazývá elektrolytická disociace.
Chlorid sodný NaCl se tedy po rozpuštění ve vodě zcela rozloží na ionty sodíku Na + a chloridové ionty Cl -.
Voda tvoří vodíkové ionty H + a hydroxidové ionty OH - jen ve velmi malém množství.
K vysvětlení vlastností vodných roztoků elektrolytů navrhl švédský vědec S. Arrhenius v roce 1887 teorii elektrolytické disociace. Následně byl vyvinut mnoha vědci na základě doktríny struktury atomů a chemických vazeb.
Moderní obsah této teorie lze zredukovat na následující tři ustanovení:
1. Elektrolyty se po rozpuštění ve vodě rozpadají (disociují) na ionty - pozitivní a negativní.
Ionty jsou ve stabilnějších elektronových stavech než atomy. Mohou se skládat z jednoho atomu - jedná se o jednoduché ionty (Na +, Mg 2+, Al 3+ atd.) - nebo z více atomů - jedná se o komplexní ionty (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 atd.).
2. Pod vlivem elektrického proudu získávají ionty směrový pohyb: kladně nabité ionty se pohybují směrem ke katodě, záporně nabité ionty směrem k anodě. Proto se první nazývají kationty, druhé - anionty.
Směrový pohyb iontů nastává v důsledku jejich přitahování opačně nabitými elektrodami.
3. Disociace je vratný proces: paralelně s rozpadem molekul na ionty (disociace) dochází k procesu spojování iontů (asociace).
Proto se v rovnicích elektrolytické disociace místo znaménka rovná znaménko reverzibilita. Například rovnice pro disociaci molekuly elektrolytu KA na kationt K + a aniont A - se obecně píše takto:
KA ↔ K + + A -
Teorie elektrolytické disociace je jednou z hlavních teorií v anorganické chemii a je plně v souladu s atomově-molekulární vědou a teorií atomové struktury.
Stupeň disociace.
Jedním z nejdůležitějších konceptů Arrheniusovy teorie elektrolytické disociace je koncept stupně disociace.
Stupeň disociace (a) je poměr počtu molekul disociovaných na ionty (n") k celkovému počtu rozpuštěných molekul (n):
Stupeň disociace elektrolytu se určuje experimentálně a vyjadřuje se ve zlomcích jednotky nebo v procentech. Pokud α = 0, pak nedochází k disociaci, a pokud α = 1 nebo 100 %, pak se elektrolyt zcela rozpadne na ionty. Pokud α = 20 %, pak to znamená, že ze 100 molekul daného elektrolytu se 20 rozpadlo na ionty.
Různé elektrolyty mají různé stupně disociace. Zkušenosti ukazují, že to závisí na koncentraci elektrolytu a teplotě. S poklesem koncentrace elektrolytu, tzn. Při zředění vodou se stupeň disociace vždy zvyšuje. Zpravidla se zvyšuje stupeň disociace a zvýšení teploty. Podle stupně disociace se elektrolyty dělí na silné a slabé.
Uvažujme posun v rovnováze nastolený mezi nedisociovanými molekulami a ionty během elektrolytické disociace slabého elektrolytu - kyseliny octové:
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +
Když se roztok kyseliny octové zředí vodou, rovnováha se posune směrem k tvorbě iontů a zvýší se stupeň disociace kyseliny. Naopak při odpařování roztoku se rovnováha posouvá směrem k tvorbě molekul kyseliny – míra disociace klesá.
Z tohoto výrazu je zřejmé, že α se může měnit od 0 (žádná disociace) do 1 (úplná disociace). Stupeň disociace se často vyjadřuje v procentech. Stupeň disociace elektrolytu lze určit pouze experimentálně, např. měřením bodu tuhnutí roztoku, elektrickou vodivostí roztoku apod.
Disociační mechanismus
Nejsnáze se disociují látky s iontovými vazbami. Jak víte, tyto látky se skládají z iontů. Když se rozpouštějí, vodní dipóly jsou orientovány kolem kladných a záporných iontů. Mezi ionty a dipóly vody vznikají vzájemné přitažlivé síly. Výsledkem je oslabení vazby mezi ionty a ionty se přesunou z krystalu do roztoku. V tomto případě se tvoří hydratované ionty, tzn. ionty chemicky vázané na molekuly vody.
Podobně disociují elektrolyty, jejichž molekuly se tvoří podle typu polární kovalentní vazby (polární molekuly). Kolem každé polární molekuly látky jsou také orientovány vodní dipóly, které jsou svými zápornými póly přitahovány ke kladnému pólu molekuly a kladnými póly k zápornému pólu. V důsledku této interakce je spojovací elektronový mrak (elektronový pár) zcela posunut směrem k atomu s vyšší elektronegativitou, polární molekula se změní na iontovou a následně snadno vznikají hydratované ionty:
Disociace polárních molekul může být úplná nebo částečná.
Elektrolyty jsou tedy sloučeniny s iontovými nebo polárními vazbami – soli, kyseliny a zásady. A mohou se v polárních rozpouštědlech disociovat na ionty.
Disociační konstanta.
Disociační konstanta. Přesnější charakteristikou disociace elektrolytu je disociační konstanta, která nezávisí na koncentraci roztoku.
Výraz pro disociační konstantu lze získat zápisem rovnice pro disociační reakci elektrolytu AA v obecném tvaru:
A K → A - + K + .
Protože disociace je vratný rovnovážný proces, aplikuje se na tuto reakci zákon hromadné akce a rovnovážná konstanta může být definována jako:
kde K je disociační konstanta, která závisí na teplotě a povaze elektrolytu a rozpouštědla, ale nezávisí na koncentraci elektrolytu.
Rozsah rovnovážných konstant pro různé reakce je velmi velký - od 10 -16 do 10 15. Například vysoká hodnota NA pro reakci
znamená, že pokud se do roztoku obsahujícího stříbrné ionty Ag + přidá kovová měď, pak v okamžiku dosažení rovnováhy je koncentrace iontů mědi mnohem větší než druhá mocnina koncentrace iontů stříbra 2. Naopak nízká hodnota NA v reakci
ukazuje, že v době, kdy bylo dosaženo rovnováhy, se rozpustilo zanedbatelné množství jodidu stříbrného AgI.
Zvláštní pozornost věnujte formě zápisu výrazů pro rovnovážnou konstantu. Pokud se koncentrace některých reaktantů během reakce výrazně nemění, pak se do výrazu pro rovnovážnou konstantu nezapisují (takové konstanty se označují K 1).
Takže pro reakci mědi se stříbrem bude výraz nesprávný:
Správný tvar by byl:
To je vysvětleno skutečností, že koncentrace kovové mědi a stříbra jsou uvedeny do rovnovážné konstanty. Koncentrace mědi a stříbra jsou určeny jejich hustotou a nelze je měnit. Při výpočtu rovnovážné konstanty tedy nemá smysl brát tyto koncentrace v úvahu.
Podobně jsou vysvětleny výrazy pro rovnovážné konstanty pro rozpouštění AgCl a AgI
Produkt rozpustnosti. Disociační konstanty špatně rozpustných solí kovů a hydroxidů se nazývají součin rozpustnosti příslušných látek (označujeme PR).
Pro reakci disociace vody
konstantní výraz bude:
To je vysvětleno skutečností, že koncentrace vody během reakcí ve vodných roztocích se velmi mírně mění. Proto se předpokládá, že koncentrace [H 2 O] zůstává konstantní a je zavedena do rovnovážné konstanty.
Kyseliny, zásady a soli z hlediska elektrolytické disociace.
Pomocí teorie elektrolytické disociace definují a popisují vlastnosti kyselin, zásad a solí.
Kyseliny jsou elektrolyty, jejichž disociace vytváří jako kationty pouze vodíkové kationty.
Například:
НCl ↔ Н + + С l -;
CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -
K disociaci vícesytné kyseliny dochází hlavně prvním krokem, v menší míře druhým a jen v malé míře třetím. Ve vodném roztoku např. kyseliny fosforečné jsou tedy spolu s molekulami H 3 PO 4 ionty (v postupně se snižujícím množství) H 2 PO 2-4, HPO 2-4 a PO 3-4
N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (první stupeň)
N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (druhý stupeň)
NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (třetí stupeň)
Zásaditost kyseliny je dána počtem vodíkových kationtů, které vznikají při disociaci.
Takže HCl, HNO 3 - jednosytné kyseliny - vzniká jeden vodíkový kationt;
H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - dvojsytná,
H 3 PO 4, H 3 AsO 4 jsou tribazické, protože se tvoří dva a tři vodíkové kationty.
Ze čtyř atomů vodíku obsažených v molekule kyseliny octové CH 3 COOH je pouze jeden, který je součástí karboxylové skupiny - COOH, schopen odštěpit ve formě kationtu H + - jednosytná kyselina octová.
Dvojsytné a vícesytné kyseliny disociují postupně (postupně).
Báze jsou elektrolyty, jejichž disociace produkuje pouze hydroxidové ionty jako anionty.
Například:
KOH ↔ K + + OH -;
NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -
Zásady, které se rozpouštějí ve vodě, se nazývají zásady. Není jich mnoho. Jedná se o báze alkalických kovů a kovů alkalických zemin: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH a Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2, jakož i NH40H. Většina bází je mírně rozpustná ve vodě.
Kyselost zásady je určena počtem jejích hydroxylových skupin (hydroxyskupin). Například NH 4 OH je jednokyselá báze, Ca(OH) 2 je dvoukyselá báze, Fe(OH) 3 je tříkyselá báze atd. Dvoj- a polykyselinové báze disociují postupně
Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (první stupeň)
Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (druhý stupeň)
Existují však elektrolyty, které po disociaci současně tvoří vodíkové kationty a hydroxidové ionty. Tyto elektrolyty se nazývají amfoterní nebo amfolyty. Patří mezi ně voda, zinek, hliník, hydroxidy chrómu a řada dalších látek. Voda se například disociuje na ionty H + a OH - (v malých množstvích):
H 2 O ↔ H + + OH -
V důsledku toho má stejně výrazné kyselé vlastnosti díky přítomnosti vodíkových kationtů H+ a alkalické vlastnosti díky přítomnosti OH- iontů.
Disociaci amfoterního hydroxidu zinečnatého Zn(OH) 2 lze vyjádřit rovnicí
2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +
Soli jsou elektrolyty, při jejichž disociaci vznikají kationty kovů, dále amonný kation (NH 4) a anionty zbytků kyselin.
Například:
(NH 4) 2SO 4 ↔ 2NH + 4 + S0 2- 4;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
Takto se disociují střední soli. Kyselé a zásadité soli disociují postupně. V kyselých solích jsou nejprve eliminovány kovové ionty a poté vodíkové kationty. Například:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
U zásaditých solí se nejprve eliminují zbytky kyselin a poté hydroxidové ionty.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -
Teorie elektrolytické disociace navrhl švédský vědec S. Arrhenius v roce 1887.
Elektrolytická disociace- jedná se o rozklad molekul elektrolytu za vzniku kladně nabitých (kationtů) a záporně nabitých (aniontů) iontů v roztoku.
Například kyselina octová disociuje takto ve vodném roztoku:
CH3COOH⇄H++CH3COO-.
Disociace je vratný proces. Ale různé elektrolyty disociují různě. Stupeň závisí na povaze elektrolytu, jeho koncentraci, povaze rozpouštědla, vnějších podmínkách (teplota, tlak).
Stupeň disociace α - poměr počtu molekul rozpadlých na ionty k celkovému počtu molekul:
a=v'(x)/v(x).
Stupeň se může lišit od 0 do 1 (od žádné disociace až po její úplné dokončení). Uvádí se v procentech. Stanoveno experimentálně. Když elektrolyt disociuje, zvyšuje se počet částic v roztoku. Stupeň disociace udává sílu elektrolytu.
Rozlišovat silný A slabé elektrolyty.
Silné elektrolyty- jedná se o ty elektrolyty, jejichž stupeň disociace přesahuje 30 %.
Středně silné elektrolyty- jedná se o ty, jejichž stupeň disociace se pohybuje od 3 % do 30 %.
Slabé elektrolyty- stupeň disociace ve vodném 0,1 M roztoku je menší než 3 %.
Příklady slabých a silných elektrolytů.
Silné elektrolyty ve zředěných roztocích se zcela rozpadají na ionty, tzn. α = 1. Experimenty ale ukazují, že disociace nemůže být rovna 1, má přibližnou hodnotu, ale není rovna 1. Toto není skutečná disociace, ale zdánlivá.
Nechte například nějaké spojení α = 0,7. Tito. podle Arrheniovy teorie v roztoku „plave“ 30 % nedisociovaných molekul. A 70 % tvoří volné ionty. A elektrostatická teorie dává tomuto pojmu další definici: pokud α = 0,7, pak jsou všechny molekuly disociovány na ionty, ale ionty jsou pouze ze 70 % volné a zbývajících 30 % je vázáno elektrostatickými interakcemi.
Zdánlivý stupeň disociace.
Stupeň disociace závisí nejen na povaze rozpouštědla a rozpuštěné látky, ale také na koncentraci roztoku a teplotě.
Disociační rovnici lze znázornit takto:
AK ⇄ A- + K + .
A stupeň disociace lze vyjádřit takto:
S rostoucí koncentrací roztoku se snižuje stupeň disociace elektrolytu. Tito. hodnota stupně pro konkrétní elektrolyt není konstantní hodnotou.
Vzhledem k tomu, že disociace je reverzibilní proces, rovnice rychlosti reakce lze zapsat následovně:
Pokud je disociace rovnovážná, pak jsou rychlosti stejné a jako výsledek dostaneme rovnovážná konstanta(disociační konstanta):
K závisí na povaze rozpouštědla a teplotě, ale nezávisí na koncentraci roztoků. Z rovnice je zřejmé, že čím více nedisociovaných molekul je, tím nižší je hodnota disociační konstanty elektrolytu.
Polybazické kyseliny disociovat postupně a každý krok má svou vlastní hodnotu disociační konstanty.
Pokud se vícesytná kyselina disociuje, pak se první proton nejsnáze odstraní, ale jak se zvyšuje náboj aniontu, zvyšuje se přitažlivost, a proto je odstranění protonu mnohem obtížnější. Například,
Disociační konstanty kyseliny ortofosforečné v každém kroku by se měly značně lišit:
I - fáze:
II - etapa:
III - fáze:
V prvním stupni je kyselina ortofosforečná středně silná a ve 2. stupni je slabá, ve 3. stupni je velmi slabá.
Příklady rovnovážných konstant pro některé roztoky elektrolytů.
Podívejme se na příklad:
Pokud se do roztoku obsahujícího ionty stříbra přidá kovová měď, pak by v okamžiku rovnováhy měla být koncentrace iontů mědi větší než koncentrace stříbra.
Ale konstanta má nízkou hodnotu:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Což naznačuje, že v době, kdy bylo dosaženo rovnováhy, se rozpustilo velmi málo chloridu stříbrného.
Koncentrace kovové mědi a stříbra jsou zahrnuty do rovnovážné konstanty.
Iontový produkt vody.
Níže uvedená tabulka obsahuje následující údaje:
Tato konstanta se nazývá iontový produkt vody, která závisí pouze na teplotě. Podle disociace připadá na 1 H+ iont jeden hydroxidový iont. V čisté vodě je koncentrace těchto iontů stejná: [ H + ] = [ACH - ].
Odtud, [ H + ] = [ACH-] = = 10-7 mol/l.
Pokud do vody přidáte cizí látku, například kyselinu chlorovodíkovou, zvýší se koncentrace vodíkových iontů, ale iontový produkt vody na koncentraci nezávisí.
A pokud přidáte zásadu, zvýší se koncentrace iontů a sníží se množství vodíku.
Koncentrace a spolu souvisí: čím větší je jedna hodnota, tím menší je druhá.
Kyselost roztoku (pH).
Kyselost roztoků se obvykle vyjadřuje koncentrací iontů H+. V kyselém prostředí pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10-7 mol/l, v alkalickém prostředí - pH> 10-7 mol/l.
Kyselost roztoku je vyjádřena záporným logaritmem koncentrace vodíkových iontů, což se nazývá pH.
pH = -lg[ H + ].
Vztah mezi konstantou a stupněm disociace.
Zvažte příklad disociace kyseliny octové:
Najdeme konstantu:
Molární koncentrace C=1/PROTI, dosaďte to do rovnice a dostanete:
Tyto rovnice jsou šlechtitelský zákon W. Ostwalda, podle kterého disociační konstanta elektrolytu nezávisí na ředění roztoku.
Arrhenius upozornil na úzkou souvislost mezi schopností roztoků solí, kyselin a zásad vést elektrický proud a odchylkami roztoků těchto látek od van't Hoffových a Raoultových zákonů. Ukázal, že z elektrické vodivosti roztoku je možné vypočítat jeho osmotický tlak, a tedy korekční faktor L. Hodnoty i, které vypočítal z elektrické vodivosti, se dobře shodovaly s hodnotami zjištěnými pro stejný řešení jinými metodami.
Příčinou příliš vysokého osmotického tlaku roztoků elektrolytů je podle Arrhenia disociace elektrolytů na ionty. V důsledku toho se na jedné straně zvyšuje celkový počet částic v roztoku a následně se zvyšuje osmotický tlak, pokles tlaku par a změny teplot varu a mrazu, na druhé straně ionty určují schopnost řešení pro vedení elektrického proudu.
Tyto předpoklady byly později rozvinuty do koherentní teorie tzv teorie elektrolytické disociace.
Podle této teorie se při rozpuštění ve vodě elektrolyty rozpadají (disociují) na kladně a záporně nabité ionty. Kladně nabité ionty se nazývají kationtů mezi ně patří například vodík a ionty kovů. Záporně nabité ionty se nazývají anionty: patří sem ionty zbytků kyselin a hydroxidové ionty. Stejně jako molekuly rozpouštědla jsou ionty v roztoku ve stavu neuspořádaného tepelného pohybu.
Proces elektrolytické disociace je znázorněn pomocí chemických rovnic. Například disociace HCl je vyjádřena rovnicí:
Rozklad elektrolytů na ionty vysvětluje odchylky od van't Hoffových a Raoultových zákonů, které byly diskutovány na začátku této kapitoly. Jako příklad jsme uvedli pokles bodu tuhnutí roztoku NaCL Nyní není těžké pochopit, proč je pokles bodu tuhnutí tohoto roztoku tak velký. Chlorid sodný přechází do roztoku ve formě Na + a Cl - iontů. V tomto případě se z jednoho molu NaCl nezíská 6,02 IO 23 částic, ale dvakrát tolik. Proto by měl být pokles teploty tuhnutí v roztoku NaCl dvakrát větší než v neelektrolytovém roztoku stejné koncentrace.
Podobně ve velmi zředěném roztoku chloridu barnatého, disociujícího podle rovnice
ukazuje se, že osmotický tlak je 3krát větší než ten, který vypočítal Van't Hoffův zákon, protože počet částic v roztoku je 3krát větší, než kdyby v něm byl chlorid barnatý ve formě molekul BaCl 2 .
Na základě těchto stejných zákonů byly tedy vysvětleny vlastnosti vodných roztoků elektrolytů, které na první pohled odporují zákonům Van't Hoffa a Raoulta.
Arrheniova teorie však nepočítala se složitostí jevů v řešeních. Zejména považovala ionty za volné částice nezávislé na molekulách rozpouštědla. Proti Arrheniově teorii stála Mendělejevova chemická nebo hydrátová teorie roztoků, která byla založena na myšlence interakce rozpuštěné látky s rozpouštědlem. Na překonání zdánlivého rozporu obou teorií má velkou zásluhu ruský vědec I.A. Kablukov, který jako první navrhl hydrataci iontů. Vývoj této myšlenky následně vedl ke sjednocení teorií Arrhenia a Mendělejeva.
- Ivan Alekseevič Kablukov (1857-1942) studoval elektrickou vodivost roztoků. Jeho práce „Moderní teorie roztoků (Van't Hoffai Arrhenius) ve spojení s naukou o chemické rovnováze“ měla velký vliv na rozvoj fyzikální chemie v Rusku a přispěla k prohloubení teorie elektrolytické disociace.
Elektrolytická disociace- proces rozkladu elektrolytu na ionty, když se rozpouští nebo taje.
Klasickou teorii elektrolytické disociace vytvořili v roce 1887 S. Arrhenius a W. Ostwald. Arrhenius se držel fyzikální teorie roztoků, nebral v úvahu interakci elektrolytu s vodou a věřil, že v roztocích jsou volné ionty. Ruští chemici I. A. Kablukov a V. A. Kistyakovskij použili k vysvětlení elektrolytické disociace chemickou teorii roztoků D. I. Mendělejeva a dokázali, že při rozpuštění elektrolytu dochází k jeho chemické interakci s vodou, v důsledku čehož se elektrolyt disociuje na ionty.
Klasická teorie elektrolytické disociace je založena na předpokladu neúplné disociace rozpuštěné látky, charakterizované stupněm disociace α, tj. podílem dezintegrovaných molekul elektrolytu. Dynamická rovnováha mezi nedisociovanými molekulami a ionty je popsána zákonem hromadného působení.
Látky, které se rozkládají na ionty, se nazývají elektrolyty. Elektrolyty jsou látky s iontovými nebo silně kovalentními vazbami: kyseliny, zásady, soli. zbývající látky jsou neelektrolyty; patří sem látky s nepolárními nebo slabě polárními kovalentními vazbami; například mnoho organických sloučenin.
Základní ustanovení TED (Teorie elektrolytické disociace):
Molekuly se rozkládají na kladně a záporně nabité ionty (jednoduché a složité).
Pod vlivem elektrického proudu se kationty (kladně nabité ionty) pohybují směrem ke katodě (-) a anionty (záporně nabité ionty) se pohybují směrem k anodě (+)
Stupeň disociace závisí na povaze látky a rozpouštědla, koncentraci a teplotě.
Pokud stupeň disociace závisí na povaze látky, pak můžeme soudit, že existuje rozdíl mezi určitými skupinami látek.
Vysoký stupeň disociace je vlastní silným elektrolytům (většina zásad, solí, mnoho kyselin). Stojí za zvážení, že rozklad na ionty je vratná reakce. Za zmínku také stojí, že toto téma nebude probírat příklady disociace podvojných a bazických solí, jejich disociace je popsána v tématu „soli“.
Příklady silných elektrolytů:
NaOH, K2SO4, HC104
Disociační rovnice:
NaOH⇄Na + +OH -
K 2 SO 4 ⇄ 2 K ++SO 4 2-
HClO 4 ⇄H + +ClO 4 -
Kvantitativní charakteristikou síly elektrolytů je stupeň disociace (α) - poměr molární koncentrace disociovaného elektrolytu k jeho celkové molární koncentraci v roztoku.
Stupeň disociace se vyjadřuje ve zlomcích jednotky nebo v procentech. Rozsah hodnot je od 0 do 100 %.
α = 0 % se týká neelektrolytů (žádná disociace)
0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100 % označuje silné elektrolyty (úplná disociace)
Rovněž stojí za to pamatovat na počet kroků disociace, například:
Disociace roztoku H2SO4
H 2 SO 4 ⇄ H + + HSO 4 -
HSO 4 - ⇄H + +SO 4 2-
Každá fáze disociace má svůj vlastní stupeň disociace.
Například disociace solí CuCl 2, HgCl 2:
CuCl 2 ⇄Cu 2+ +2Cl - dojde k úplné disociaci
Ale v případě chloridu rtuťnatého k disociaci dochází neúplně a dokonce ne úplně.
HgCl 2 ⇄HgCl + +Cl -
Vrátíme-li se k roztoku kyseliny sírové, stojí za to říci, že stupeň disociace obou stupňů zředěné kyseliny je mnohem větší než u koncentrované kyseliny. Při disociaci koncentrovaného roztoku dochází k množství molekul látky a velké koncentraci hydroaniontů HSO 4 -.
U vícesytných kyselin a vícesytných zásad probíhá disociace v několika krocích (v závislosti na zásaditosti).
Uveďme seznam silných a slabých kyselin a přejdeme k rovnicím iontové výměny:
Silné kyseliny (HCl, HBr, HI, HClO 3, HBrO 3, HIO 3, HClO 4, H 2 SO 4, H 2 SeO 4, HNO 3, HMnO 4, H 2 Cr 2 O 7)
Slabé kyseliny (HF, H 2 S, H 2 Se, HClO, HBrO, H 2 SeO 3, HNO 2, H 3 PO 4, H 4 SiO 4, HCN, H 2 CO 3, CH 3 COOH)
Chemické reakce v roztocích a taveninách elektrolytů probíhají za účasti iontů. Při takových reakcích se oxidační stavy prvků nemění a reakce samotné se nazývají iontoměničové reakce.
Iontoměničové reakce budou dokončeny (nevratně), pokud se vytvoří špatně rozpustné nebo prakticky nerozpustné látky (vysrážejí se), těkavé látky (emitované jako plyny) nebo slabé elektrolyty (například voda).
Reakce iontové výměny se obvykle zapisují ve třech fázích:
1. Molekulární rovnice
2. Kompletní iontová rovnice
3. Redukovaná iontová rovnice
Při psaní nezapomeňte uvést srážky a plyny a také se řídit tabulkou rozpustnosti.
Reakce, kde jsou všechna činidla a produkty rozpustné ve vodě, neprobíhají.
Několik příkladů:
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
2Na + +CO 3 2- +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +CO 2 +H 2O
C032- +2H+ ->C02+H20
Zkrácená iontová rovnice se získá eliminací identických iontů z obou stran kompletní iontové rovnice.
Dojde-li k iontoměničové reakci mezi dvěma solemi s tvorbou sraženiny, měla by být použita dvě vysoce rozpustná činidla. To znamená, že iontoměničová reakce bude probíhat, pokud je rozpustnost reaktantů vyšší než rozpustnost jednoho z produktů.
Ba(NO 3) 2 +Na 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2NaNO 3
Někdy při psaní iontových výměnných reakcí přeskočí celou iontovou rovnici a rovnou zapíšou zkrácenou.
Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓
Chcete-li získat sraženinu těžko rozpustné látky, musíte vždy volit vysoce rozpustná činidla v jejich koncentrovaných roztocích.
Například:
2KF+FeCl2 →FeF2↓+2KCl
Fe 2+ +2F - →FeF 2 ↓
Tato pravidla pro výběr činidel pro srážení produktů jsou platná pouze pro soli.
Příklady reakcí zahrnujících srážení:
1.Ba(OH)2+H2SO4 →BaSO4↓+2H20
Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓
2. AgNO 3 +KI→AgI↓+KNO 3
Ag + +I - →AgI↓
3.H 2 S+Pb(NO 3) 2 →PbS↓+2HNO 3
H2S+Pb2+ →PbS↓+2H+
4. 2KOH+FeSO 4 →Fe(OH) 2 ↓+K 2SO 4
Fe2+ +2OH - →Fe(OH)2↓
Příklady reakcí, které uvolňují plyny:
1.CaCO 3 + 2HNO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O
CaC03+2H+ →Ca2+ +C02+H20
2. 2NH4Cl+Ca(OH)2 →2NH3+CaCl2+2H20
NH4+ +OH - ->NH3+H20
3. ZnS+2HCl->H2S+ZnCl 2
ZnS+2H+ ->H2S+Zn2+
Příklady reakcí s tvorbou slabých elektrolytů:
1.Mg(CH3COO)2+H2SO4 →MgS04 +2CH3COOH
CH3COO - +H + →CH3COOH
2. HI+NaOH->NaI+H20
H+ +OH - →H20
Uvažujme o aplikaci studovaného materiálu na konkrétní úkoly, se kterými se setkáváme u zkoušek:
№1
.Mezi látky: NaCl, Na 2 S, Na 2 SO 4 - reaguje s roztokem Cu(NO3) 2
1) pouze Na2S
2) NaCl a Na2S
3) Na2Si a Na2S04
4) NaCl a Na2S04
Slovo „vstoupit“ znamená „dojde k reakci“ a jak bylo uvedeno výše, k reakci dojde, pokud se vytvoří nerozpustná nebo mírně rozpustná látka, uvolní se plyn nebo se vytvoří slabý elektrolyt (voda).
Podívejme se na jednotlivé možnosti.
1) Cu(NO 3) 2 +Na 2 S→CuS↓+2NaNO 3 vznikla sraženina.
2)NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 + 2NaNO 3
Dochází pouze k reakci s Na 2 S za vzniku sraženiny
3) S Na 2 S dojde také k tvorbě sraženiny jako v prvních dvou příkladech.
Na 2 SO 4 +Cu(NO 3) 2 ↛CuSO 4 +2NaNO 3
Všechny produkty jsou vysoce rozpustné elektrolyty, nejsou to plyny, reakce proto neprobíhá.
4) S Na 2 SO 4 reakce neprobíhá jako v předchozí odpovědi
NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 + 2NaNO 3
Všechny produkty jsou vysoce rozpustné elektrolyty, nejsou to plyny, reakce proto neprobíhá.
Proto je vhodný 1 Možná odpověď.
№2 . Při interakci se uvolňuje plyn
1) MgCl2 a Ba(N03)2
2) Na2C03 a CaCl2
3) NH4CI a NaOH
4) CuS04 a KOH
Slovo „plyn“ v takových úlohách konkrétně odkazuje na plyny a vysoce těkavé sloučeniny.
V zadáních jsou takovými sloučeninami obvykle NH 3 H 2 O, H 2 CO 3 (za normálních reakčních podmínek se rozkládá na CO 2 a H 2 O, je zvykem nepsat celý vzorec kyseliny uhličité, ale rovnou zapsat do plyn a voda), H2S.
Z výše uvedených látek nemůžeme získat H 2 S, protože ve všech látkách není sulfidový iont. Nemůžeme také získat oxid uhličitý, protože k jeho získání ze soli musíme přidat kyselinu a další sůl je spárována s uhličitanem sodným.
V odpovědi 3 můžeme získat plyn.
NH4Cl+NaOH—>NH3+NaCl+H20
Uvolnil se plyn se štiplavým zápachem.
Proto je vhodný 3 Možná odpověď.
№3 .Reaguje s kyselinou chlorovodíkovou
1) dusičnan stříbrný
2) dusičnan barnatý
3) stříbro
4) oxid křemičitý
Mezi činidly jsou dva elektrolyty, aby reakce proběhla, musí se vytvořit sraženina.
Kyselina chlorovodíková nereaguje s oxidem křemičitým a stříbro nevytěsňuje vodík z kyseliny chlorovodíkové.
Ba(NO 3) 2 +2HCl→BaCl 2 +2HNO 3 reakce neproběhne, protože všechny produkty jsou rozpustné elektrolyty
AgNO 3 + HCl→AgCl↓+NaNO 3
Vytvoří se bílá sýrovitá sraženina dusičnanu stříbrného.
Proto je vhodný 1
Možná odpověď.
Následující příklad úlohy, na rozdíl od prvních tří, je převzat z KIM Unified State Examination 2017.
První tři jsou převzaty z KIM OGE 2017
Stanovte shodu mezi vzorci látek a činidlem, pomocí kterého můžete rozlišit jejich vodné roztoky: pro každou pozici označenou písmenem vyberte odpovídající pozici označenou číslem.
VZORCE LÁTEK ČINIDLO
A) HN03 a H20 1) CaC03
B) KCl a NaOH 2) KOH
B) NaCl a BaCl2 3) HCl
D) AICI3 a MgCl2 4) KN03
K dokončení tohoto úkolu musíte nejprve pochopit, že pod každým písmenem jsou označeny dvě látky, které jsou ve stejném roztoku, a musíte vybrat látku tak, aby alespoň jedna z nich vstoupila do kvalitativní reakce s reagenční látkou, která je uvedena pod číslem.
Přidejte uhličitan vápenatý do roztoku kyseliny dusičné, oxid uhličitý se stane známkou reakce:
2HNO 3 + CaCO 3 → Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O
Uhličitan vápenatý se také logicky nerozpouští ve vodě, což znamená, že se nerozpouští ani ve všech ostatních roztocích, proto se ke známkám reakce může přidat kromě uvolňování plynu i rozpouštění uhličitanu vápenatého.
Roztok pod písmenem B lze rozlišit pomocí kyseliny chlorovodíkové pod číslem 3, ale pouze v případě, že by bylo dovoleno použít indikátor (fenolftalein), který by se po reakci odbarvil, protože by byla alkálie neutralizována .
Proto můžeme rozlišit OH ionty v roztoku pouze pomocí roztoku 5 (CuSO 4)
2NaOH+CuSO 4 →Cu(OH) 2 ↓+Na 2SO 4
Modré krystaly vzniklé ve dvou roztocích.
Roztok pod písmenem B můžeme rozlišit i pomocí činidla číslo 5, protože síranové ionty se ve spojení s baryem okamžitě vysrážejí v bílou krystalickou sraženinu, která je nerozpustná v nadbytku i těch nejsilnějších kyselin.
BaCl2+CuS04 →CuCl2+BaS04↓
Roztok pod písmenem G lze snadno rozlišit pomocí jakékoli zásady, protože zásady hořčíku a hliníku se během reakce okamžitě vysrážejí. Alkali je reprezentováno číslem 2
AlCl 3 + 3KOH —» Al(OH) 3 ↓+3KCl
MgCl 2 + 2 KOH -» Mg (OH) 2 ↓ + 2 KCl
Střih: Galina Nikolaevna Kharlamova
V roce 1887 švédský chemik Arrhenius formuloval teorii elektrolytické disociace. Teorie vysvětluje, proč vodné roztoky solí, kyselin a zásad vedou elektrický proud.
Elektrolytická disociace
Arrhenius si při studiu řešení všiml, že některé z nich vedly elektrický proud. Abychom přesně pochopili, jak se to děje, měli bychom si připomenout definici elektrického proudu. Jedná se o uspořádaný pohyb nabitých částic. Proto musí být tyto částice v roztoku přítomny.
Nabité částice, které přenášejí elektrický proud, jsou ionty. Dělí se na kladně nabité kationty a záporně nabité anionty.
Rýže. 1. Kationty a anionty ve vodě.
Ionty vznikají v důsledku rozpadu (štěpení) molekul látek. K tomu může dojít v roztoku pod vlivem molekul vody nebo při vysokých teplotách v tavenině. Rozpad molekul na ionty se nazývá elektrolytická disociace.
Elektrolyty a neelektrolyty
Ne všechny látky se působením vody rozpadají na ionty. Proto zvýrazňují dvě skupiny látek:
- elektrolyty – molekuly se rozpadají na ionty;
- neelektrolyty – molekuly se nerozpadají na ionty.
K elektrolytům Mezi komplexní anorganické látky patří:
- kyseliny;
- důvody;
- taveniny a roztoky solí;
- pevné soli;
- některé pevné oxidy;
- hydroxidy.
Neelektrolyty - většina organických látek. Tyto zahrnují:
- aldehydy;
- ketony;
- uhlovodíky;
- sacharidy.
Podstatou elektrolytické disociace je rozpad kovalentních polárních nebo iontových vazeb. Molekuly vody přitahují polární molekuly, zvyšují polaritu a rozbíjejí je na ionty. V tavenině při vysokých teplotách začnou ionty v krystalové mřížce oscilovat, což vede k destrukci krystalu. Kovalentní nepolární vazby přítomné v jednoduchých látkách jsou dostatečně pevné a nerozrušují se molekulami vody ani při zahřívání.
Rýže. 2. Molekuly vody tvoří ionty sodíku a chloru.
Druhy elektrolytů
Elektrolytická disociace je charakterizována stupněm disociace. Jedná se o veličinu, která odráží poměr počtu rozpadlých molekul k celkovému počtu molekul látky. Stupeň disociace ukazuje podíl molekul látky, které se rozpadly na ionty. Vyjádřeno vzorcem
kde n je počet rozpadlých molekul, N je celkový počet molekul.
Podle stupně disociace se rozlišují dvě skupiny elektrolytů:
- silný- téměř úplně se rozpadají v nenasycených roztocích (silné kyseliny, soli, zásady);
- slabý- částečně se rozpadají nebo se nerozpadají (slabé kyseliny, málo rozpustné soli, nerozpustné zásady, hydroxid amonný).
Rýže. 3. Silné a slabé elektrolyty.
Nenasycený roztok obsahuje malou koncentraci rozpuštěné látky. To znamená, že do roztoku lze přidat další látku.
Ustanovení teorie
Po studiu elektrolytů formuloval Arrhenius hlavní principy teorie elektrolytické disociace:
- látky se při interakci s vodou rozpadají na ionty - kationty a anionty;
- elektrický proud způsobuje pohyb kationtů směrem ke katodě a anionty směrem k anodě;
- disociace je reverzibilní proces pro slabé elektrolyty.
Průměrné hodnocení: 4. Celková obdržená hodnocení: 192.
