LAHENDUSED
ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA
ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON
ELEKTROLÜIDID JA MITTEELEKTROLÜIDID
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria
(S. Arrhenius, 1887)
1. Vees lahustumisel (või sulamisel) lagunevad elektrolüüdid positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks (alates elektrolüütilisest dissotsiatsioonist).
2. Elektrivoolu mõjul liiguvad katioonid (+) katoodi (-) ja anioonid (-) anoodi (+) suunas.
3. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördreaktsiooni nimetatakse molarisatsiooniks).
4. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste ( a ) sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest, temperatuurist ja kontsentratsioonist. See näitab ioonideks purustatud molekulide arvu suhet ( n ) lahusesse sisestatud molekulide koguarvuni ( N).
a = n/N 0< a <1
Ioonsete ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism
Ioonsete sidemetega ühendite lahustamisel ( näiteks NaCl ) hüdratatsiooniprotsess algab veedipoolide orienteerumisega soolakristallide kõigi eendite ja pindade ümber.
Orienteerudes ümber kristallvõre ioonide, moodustavad veemolekulid nendega kas vesinik- või doonor-aktseptorsidemed. Selle protsessi käigus vabaneb suur hulk energiat, mida nimetatakse hüdratatsioonienergiaks.
Kristallvõre hävitamiseks kasutatakse hüdratatsioonienergiat, mille suurus on võrreldav kristallvõre energiaga. Sel juhul liiguvad hüdraatunud ioonid kiht-kihi haaval lahustisse ja selle molekulidega segunedes moodustavad lahuse.
Polaarsete ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism
Ained, mille molekulid on moodustatud polaarse kovalentse sideme tüübi järgi (polaarsed molekulid), dissotsieeruvad sarnaselt. Iga polaarse aine molekuli ümber ( näiteks HCl ), on veedipoolid teatud viisil orienteeritud. Veedipoolidega interaktsiooni tulemusena polaarne molekul polariseerub veelgi ja muutub ioonseks molekuliks, seejärel tekivad kergesti vabad hüdraatioonid.
Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid
Ainete elektrolüütiline dissotsiatsioon, mis tekib vabade ioonide moodustumisel, seletab lahuste elektrijuhtivust.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess kirjutatakse tavaliselt diagrammi kujul üles, paljastamata selle mehhanismi ja jättes välja lahusti ( H2O ), kuigi ta on peamine osaleja.
CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -
KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
HNO 3 « H + + NO 3 -
Ba(OH)2 «Ba 2+ + 2OH -
Molekulide elektrilisest neutraalsusest järeldub, et katioonide ja anioonide kogulaeng peaks olema võrdne nulliga.
Näiteks selleks
Al 2 (SO 4) 3 – – 2 (+3) + 3 (-2) = +6 – 6 = 0
KCr(SO 4) 2 – – 1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0
Tugevad elektrolüüdid
Need on ained, mis vees lahustumisel lagunevad peaaegu täielikult ioonideks. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad reeglina ioonsete või väga polaarsete sidemetega ained: kõik hästi lahustuvad soolad, tugevad happed ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) ja tugevad alused ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
Tugevas elektrolüüdilahuses on lahustunud aine peamiselt ioonide (katioonide ja anioonide) kujul; dissotsieerumata molekulid praktiliselt puuduvad.
Nõrgad elektrolüüdid
Ained, mis dissotsieeruvad osaliselt ioonideks. Nõrkade elektrolüütide lahused sisaldavad koos ioonidega dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei suuda toota lahuses suurt kontsentratsiooni ioone.
Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:
1) peaaegu kõik orgaanilised happed ( CH3COOH, C2H5COOH jne);
2) mõned anorgaanilised happed ( H2CO3, H2S jne);
3) peaaegu kõik vees vähelahustuvad soolad, alused ja ammooniumhüdroksiid(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) vesi.
Nad juhivad elektrit halvasti (või peaaegu üldse mitte).
СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
Cu(OH)2 «[CuOH] + + OH - (esimene etapp)
[CuOH] + «Cu 2+ + OH - (teine etapp)
H 2 CO 3 « H + + HCO - (esimene etapp)
HCO 3 - « H + + CO 3 2- (teine etapp)
Mitte-elektrolüüdid
Ained, mille vesilahused ja sulad ei juhi elektrivoolu. Need sisaldavad kovalentseid mittepolaarseid või vähepolaarseid sidemeid, mis ei lagune ioonideks.
Gaasid, tahked ained (mittemetallid) ja orgaanilised ühendid (sahharoos, bensiin, alkohol) ei juhi elektrivoolu.
Dissotsiatsiooni aste. Dissotsiatsioonikonstant
Ioonide kontsentratsioon lahustes sõltub sellest, kui täielikult antud elektrolüüt ioonideks dissotsieerub. Tugevate elektrolüütide lahustes, mille dissotsiatsiooni võib pidada täielikuks, saab ioonide kontsentratsiooni kergesti määrata kontsentratsioonist (c) ja elektrolüüdi molekuli koostis (stöhhiomeetrilised indeksid), Näiteks :
Ioonide kontsentratsioone nõrkade elektrolüütide lahustes iseloomustatakse kvalitatiivselt astme ja dissotsiatsioonikonstandiga.
dissotsiatsiooni aste (a) - ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe ( n ) lahustunud molekulide koguarvule ( N):
a=n/N
ja seda väljendatakse ühiku murdosades või protsentides ( a = 0,3 – tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks jagunemise kokkuleppeline piir).
Näide
Määrake katioonide ja anioonide molaarne kontsentratsioon 0,01 M lahustes KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 ja CH3COOH.
Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni aste a = 0,3.
Lahendus
KBr, Ba(OH)2 ja H2SO4 - tugevad elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad täielikult(a = 1).
KBr « K + + Br -
0,01 miljonit
Ba(OH)2 «Ba 2+ + 2OH -
0,01 miljonit
0,02 miljonit
H 2SO 4 « 2H + + SO 4
0,02 miljonit
[SO42-] = 0,01 M
NH4OH ja CH3COOH – nõrgad elektrolüüdid(a = 0,3)
NH 4 OH + 4 + OH -
0,3 0,01 = 0,003 M
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
[H+] = [CH3COO-] = 0,3 ± 0,01 = 0,003 M
Dissotsiatsiooni aste sõltub nõrga elektrolüüdi lahuse kontsentratsioonist. Veega lahjendamisel dissotsiatsiooniaste alati suureneb, sest lahusti molekulide arv suureneb ( H2O ) lahustunud aine molekuli kohta. Le Chatelier’ printsiibi järgi peaks elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal sel juhul nihkuma produktide tekke suunas, s.o. hüdreeritud ioonid.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste sõltub lahuse temperatuurist. Tavaliselt suureneb temperatuuri tõustes dissotsiatsiooniaste, kuna aktiveeruvad sidemed molekulides, need muutuvad liikuvamaks ja on kergemini ioniseeritavad. Ioonide kontsentratsiooni nõrgas elektrolüüdi lahuses saab arvutada dissotsiatsiooniastet teadesaja aine algkontsentratsioonc lahuses.
Näide
Määrake dissotsieerumata molekulide ja ioonide kontsentratsioon 0,1 M lahuses NH4OH , kui dissotsiatsiooniaste on 0,01.
Lahendus
Molekulaarsed kontsentratsioonid NH4OH , mis tasakaalu hetkel laguneb ioonideks, on võrdneac. Ioonide kontsentratsioon NH4- ja OH- - on võrdne dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooniga ja võrdneac(vastavalt elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandile)
|
NH4OH |
NH4+ |
oh- |
||
|
c - a c |
A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l
[NH4OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l
Dissotsiatsioonikonstant ( K D ) on tasakaaluliste ioonide kontsentratsioonide korrutise ja vastavate stöhhiomeetriliste koefitsientide võimsuse ja dissotsieerumata molekulide kontsentratsiooni suhe.
See on elektrolüütilise dissotsiatsiooniprotsessi tasakaalukonstant; iseloomustab aine võimet laguneda ioonideks: seda kõrgem K D , seda suurem on ioonide kontsentratsioon lahuses.
Nõrkade mitmealuseliste hapete või polühappealuste dissotsiatsioonid toimuvad etappidena, vastavalt sellele on igal etapil oma dissotsiatsioonikonstant:
Esimene aste:
H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -
K D 1 = () / = 7,1 10 -3
Teine etapp:
H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-
K D 2 = () / = 6,2 10 -8
Kolmas etapp:
HPO 4 2- « H + + PO 4 3-
K D 3 = () / = 5,0 10 -13
K D 1 > K D 2 > K D 3
Näide
Tuletage võrrand nõrga elektrolüüdi elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme kohta ( a ) nõrga monoprootse happe dissotsiatsioonikonstandiga (Ostwaldi lahjendusseadus). PEAL .
HA « H + + A +
K D = () /
Kui tähistatakse nõrga elektrolüüdi kogukontsentratsioonic, siis tasakaalukontsentratsioonid H + ja A - on võrdsed acja dissotsieerumata molekulide kontsentratsioon SEES – (c – a c) = c (1 – a)
K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )
Väga nõrkade elektrolüütide korral ( 0,01 naela)
K D = c a 2 või a = \ é (K D / c )
Näide
Arvutage äädikhappe dissotsiatsiooniaste ja ioonide kontsentratsioon H + 0,1 M lahuses, kui K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5
Lahendus
Kasutame Ostwaldi lahjendusseadust
\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 või a = 1,36%
[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l
Lahustuvusprodukt
Definitsioon
Valage keeduklaasi vähe lahustuvat soola, näiteks AgCl ja lisage settele destilleeritud vesi. Sel juhul ioonid Ag+ ja Cl- , kogedes ümbritsevate veedipoolide külgetõmmet, eralduvad järk-järgult kristallidest ja lähevad lahusesse. Kokkupõrge lahuses, ioonid Ag+ ja Cl- moodustavad molekule AgCl ja sadestub kristallide pinnale. Seega toimub süsteemis kaks vastastikku vastandlikku protsessi, mis viib dünaamilise tasakaaluni, kui lahusesse läheb ajaühikus sama arv ioone Ag+ ja Cl- , kui palju neist on hoiustatud. Ioonide kogunemine Ag+ ja Cl- peatub lahuses, selgub küllastunud lahus. Sellest tulenevalt käsitleme süsteemi, milles selle soola küllastunud lahusega kokkupuutel esineb vähelahustuva soola sade. Sel juhul toimub kaks vastastikku vastandlikku protsessi:
1) Ioonide üleminek sadest lahusesse. Selle protsessi kiirust võib konstantsel temperatuuril pidada konstantseks: V1 = K1;
2) Ioonide sadestumine lahusest. Selle protsessi kiirus V 2 sõltub ioonide kontsentratsioonist Ag+ ja Cl-. Massitegevuse seaduse järgi:
V 2 = k 2
Kuna see süsteem on tasakaaluseisundis, siis
V 1 = V 2
k 2 = k 1
K 2 / k 1 = konst (at T = konst)
Seega ioonide kontsentratsioonide korrutis vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses konstantsel temperatuuril on konstantne suurus. Seda kogust nimetatakselahustuvusprodukt(JNE ).
Toodud näites JNE AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . Juhtudel, kui elektrolüüt sisaldab kahte või enamat identset iooni, tuleb lahustuvuskorrutise arvutamisel nende ioonide kontsentratsioon tõsta sobiva võimsuseni.
Näiteks PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2
Üldiselt on elektrolüüdi lahustuvuse korrutise avaldis A m B n
PR A m B n = [A] m [B] n.
Lahustuvusprodukti väärtused on erinevate ainete puhul erinevad.
Näiteks PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl = 1,56 ± 10-10.
JNE lihtne arvutada, teades ra c ühendi lahustuvus antud juures t°.
Näide 1
CaCO 3 lahustuvus on 0,0069 või 6,9 10 -3 g/l. Leidke CaCO 3 PR.
Lahendus
Avaldame lahustuvust moolides:
S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l
MCaCO3
Kuna iga molekul CaCO3 annab lahustumisel ühe iooni Ca 2+ ja CO 3 2-, siis
[Ca 2+ ] = [CO 3 2-] = 6,9 10-5 mol/l ,
seega, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9
PR-väärtuse tundmine , saate omakorda arvutada aine lahustuvuse mol/l või g/l.
Näide 2
Lahustuvusprodukt PR PbSO 4 = 2,2 10 -8 g/l.
Mis on lahustuvus? PbSO4?
Lahendus
Tähistame lahustuvust PbSO 4 X kaudu mol/l. Olles lahenduseni jõudnud, X mooli PbSO4 annab X Pb2+ ja X iooni ioonidNII 4 2- st:
= = X
JNEPbSO 4 = = = X X = X 2
X =\ é(JNEPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.
G/l väljendatud lahustuvuseni jõudmiseks korrutame leitud väärtuse molekulmassiga, mille järel saame:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.
Sademete teke
Kui
[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- küllastumata lahus
[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- küllastunud lahus
[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- üleküllastunud lahus
Sade tekib siis, kui halvasti lahustuva elektrolüüdi ioonide kontsentratsioonide korrutis ületab antud temperatuuril lahustuvusprodukti väärtuse. Kui ioonprodukt muutub väärtusega võrdseksJNE, sademed lakkavad. Teades segatud lahuste mahtu ja kontsentratsiooni, on võimalik arvutada, kas tekkinud soola sade sadestub.
Näide 3
Kas võrdsetes kogustes segamisel tekib sade 0,2MlahendusiPb(EI 3
)
2
JaNaCl.
JNEPbCl 2
= 2,4 10
-4
.
Lahendus
Segamisel lahuse maht kahekordistub ja iga aine kontsentratsioon väheneb poole võrra, s.o. muutub 0,1-ks M või 1,0 10 -1 mol/l. Need on tekivad kontsentratsioonidPb 2+ JaCl - . Seega[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Saadud väärtus ületabJNEPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Seega osa soolastPbCl 2 sadeneb. Kõigest eelnevast saame järeldada erinevate tegurite mõju sademete tekkele.
Lahuse kontsentratsiooni mõju
Piisavalt suure väärtusega vähelahustuv elektrolüütJNEei saa lahjendatud lahustest sadestuda.Näiteks, setePbCl 2 ei kuku välja võrdsete koguste segamisel 0,1MlahendusiPb(EI 3 ) 2 JaNaCl. Võrdsete mahtude segamisel muutuvad iga aine kontsentratsioonid0,1 / 2 = 0,05 Mvõi 5 10 -2 mol/l. Iooniline toode[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Saadud väärtus on väiksemJNEPbCl 2 seetõttu sademeid ei teki.
Sadeaine koguse mõju
Täielikuks võimalikuks sadestamiseks kasutatakse sadestaja liiast.
Näiteks, sadestada soolaBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Pärast samaväärse koguse lisamistNa 2 CO 3 ioonid jäävad lahusesseBa 2+ , mille kontsentratsioon määratakse väärtusegaJNE.
Ioonide kontsentratsiooni suurendamineCO 3 2- põhjustatud liigse sademe lisamisest(Na 2 CO 3 ) , toob kaasa vastava ioonide kontsentratsiooni vähenemiseBa 2+ lahuses, s.o. suurendab selle iooni sadestamise täielikkust.
Sama iooni mõju
Vähelahustuvate elektrolüütide lahustuvus väheneb teiste tugevate elektrolüütide juuresolekul, millel on samanimelised ioonid. Kui küllastumata lahuseleBaSO 4 lisage lahus vähehaavalNa 2 NII 4 , siis ioonne toode, mis oli algselt väiksem JNEBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , jõuab järk-järgultJNEja ületab selle. Hakkab tekkima sademeid.
Temperatuuri mõju
JNEon konstantne väärtus konstantsel temperatuuril. Temperatuuri tõusuga JNE suureneb, seega on sadestamine kõige parem teostada jahutatud lahustest.
Setete lahustumine
Lahustuvusprodukti reegel on oluline halvasti lahustuvate sademete lahuseks muutmisel. Oletame, et peame sademe lahustamaBaKOOSO 3
. Selle sademega kokkupuutuv lahus on suhteliselt küllastunudBaKOOSO 3
.
See tähendab et[
Ba 2+
] [
CO 3
2-
] = PRBaCO 3
.
Kui lisate lahusele hapet, siis ioonidH + seob lahuses olevaid iooneCO 3 2- hapra süsihappe molekulidesse:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2
Selle tulemusena väheneb ioonide kontsentratsioon järsultCO 3 2- , muutub ioonne toode väiksemaks kuiJNEBaCO 3 . Lahus on suhteliselt küllastumataBaKOOSO 3 ja osa setetestBaKOOSO 3 läheb lahendusse. Piisava happe lisamisega saab kogu sademe lahustada. Järelikult algab sademe lahustumine, kui halvasti lahustuva elektrolüüdi ioonsaadus muutub mingil põhjusel väiksemaks kuiJNE. Sademe lahustamiseks viiakse lahusesse elektrolüüt, mille ioonid võivad moodustada vähelahustuva elektrolüüdi ühe iooniga kergelt dissotsieerunud ühendi. See seletab vähelahustuvate hüdroksiidide lahustumist hapetes
Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O
IoonidOh - seonduvad kergelt dissotsieerunud molekulideksH 2 O.
Tabel.Lahustuvusprodukt (SP) ja lahustuvus temperatuuril 25AgCl
1,25 10 -5
1,56 10 -10
AgI
1,23 10 -8
1,5 10 -16
Ag 2 CrO4
1,0 10 -4
4,05 10 -12
BaSO4
7,94 10 -7
6,3 10 -13
CaCO3
6,9 10 -5
4,8 10 -9
PbCl 2
1,02 10 -2
1,7 10 -5
PbSO 4
1,5 10 -4
2,2 10 -8
Lahustunud elektrolüütide (vt) spontaanset osalist või täielikku lagunemist ioonideks nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Mõiste “ioonid” võttis kasutusele inglise füüsik M. Faraday (1833). Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria sõnastas Rootsi teadlane S. Arrhenius (1887), et selgitada elektrolüütide vesilahuste omadusi. Seejärel töötasid paljud teadlased selle välja aatomi struktuuri ja keemiliste sidemete õpetuse põhjal. Selle teooria tänapäevase sisu saab taandada kolmele järgmisele sättele:
1. Elektrolüüdid lahustuvad vees lahustumisel (lagunevad) ioonideks – positiivselt ja negatiivselt laetud. ("Ion" tähendab kreeka keeles "rändamist". Lahuses liiguvad ioonid juhuslikult eri suundades.)
2. Elektrivoolu mõjul omandavad ioonid suunalise liikumise: positiivselt laetud liiguvad katoodi, negatiivselt laetud anoodi poole. Seetõttu nimetatakse esimesi katioonideks, teisi - anioonideks. Ioonide suunaline liikumine toimub nende vastupidiselt laetud elektroodide külgetõmbe tulemusena.
3. Dissotsiatsioon on pöörduv protsess. See tähendab, et tekib tasakaaluseisund, kus nii palju molekule laguneb ioonideks (dissotsiatsioon), nii palju neist tekib uuesti ioonidest (assotsiatsioon).
Seetõttu kasutatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvusmärki.
Näiteks:
kus KA on elektrolüüdi molekul, on katioon, A on anioon.
Keemilise sideme õpetus aitab vastata küsimusele, miks elektrolüüdid dissotsieeruvad ioonideks. Ioonsete sidemetega ained dissotsieeruvad kõige kergemini, kuna need koosnevad juba ioonidest (vt Keemiline side). Kui need lahustuvad, on veedipoolid orienteeritud positiivsete ja negatiivsete ioonide ümber. Vee ioonide ja dipoolide vahel tekivad vastastikused tõmbejõud. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel ja ioonid liiguvad kristallist lahusesse. Elektrolüüdid, mille molekulid moodustuvad kovalentse polaarse sideme tüübi järgi, dissotsieeruvad sarnaselt. Polaarsete molekulide dissotsiatsioon võib olla täielik või osaline – kõik sõltub sidemete polaarsuse astmest. Mõlemal juhul (ioonsete ja polaarsete sidemetega ühendite dissotsiatsiooni käigus) tekivad hüdraat-ioonid ehk veemolekulidega keemiliselt seotud ioonid (vt joonist lk 295).
Selle elektrolüütilise dissotsiatsiooni vaate rajajaks oli auakadeemik I. A. Kablukov. Erinevalt Arrheniuse teooriast, mis ei võtnud arvesse lahustunud aine vastastikmõju lahustiga, rakendas I. A. Kablukov elektrolüütilise dissotsiatsiooni selgitamiseks D. I. Mendelejevi lahuste keemilist teooriat. Ta näitas, et lahustumisel toimub lahustunud aine keemiline interaktsioon veega, mis viib hüdraatide moodustumiseni ja seejärel dissotsieeruvad ioonideks. I. A. Kablukov uskus, et vesilahus sisaldab ainult hüdraatioone. Praegu on see idee üldiselt aktsepteeritud. Seega on ioonide hüdratsioon dissotsiatsiooni peamine põhjus. Teistes, mittevesilahustes elektrolüütide lahustes nimetatakse keemilist sidet lahustunud aine osakeste (molekulide, ioonide) ja lahustiosakeste vahel solvatatsiooniks.
Hüdreeritud ioonidel on nii konstantne kui ka muutuv veemolekulide arv. Konstantse koostisega hüdraat moodustab vesinikioone, mis hoiavad ühte molekuli, see on hüdraatunud prooton. Teaduskirjanduses tähistatakse seda tavaliselt valemiga ja seda nimetatakse hüdrooniumiooniks.
Kuna elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess, on elektrolüütide lahustes koos nende ioonidega ka molekulid. Seetõttu iseloomustab elektrolüütide lahuseid dissotsiatsiooniaste (tähistatakse kreeka tähega a). Dissotsiatsiooniaste on ioonideks dissotsieerunud molekulide arvu n ja lahustunud molekulide koguarvu suhe:
Elektrolüütide dissotsiatsiooni aste määratakse eksperimentaalselt ja seda väljendatakse ühiku murdosades või protsentides. Kui dissotsiatsiooni ei toimu ja kui või 100%, laguneb elektrolüüt täielikult ioonideks. Erinevatel elektrolüütidel on erinev dissotsiatsiooniaste. Lahuse lahjendamisel see suureneb ja samanimeliste ioonide (sama, mis elektrolüüdiioonid) lisamisel väheneb.
Kuid elektrolüüdi ioonideks dissotsieerumise võime iseloomustamiseks ei ole dissotsiatsiooni aste kuigi mugav väärtus, kuna see sõltub elektrolüüdi kontsentratsioonist. Üldisemaks tunnuseks on dissotsiatsioonikonstant K. Seda saab kergesti tuletada, rakendades elektrolüütide dissotsiatsioonitasakaalu suhtes massimõju seadust:
kus KA on elektrolüüdi tasakaalukontsentratsioon ja selle ioonide tasakaalukontsentratsioonid (vt Keemiline tasakaal). K ei sõltu kontsentratsioonist. See sõltub elektrolüüdi olemusest, lahustist ja temperatuurist.
Nõrkade elektrolüütide puhul, mida suurem on K (dissotsiatsioonikonstant), mida tugevam on elektrolüüt, seda rohkem ioone lahuses.
Tugevatel elektrolüütidel ei ole dissotsiatsioonikonstante. Formaalselt saab neid arvutada, kuid need ei ole kontsentratsiooni muutudes konstantsed.
Polüaluselised happed dissotsieeruvad etappidena, mis tähendab, et sellistel hapetel on mitu dissotsiatsioonikonstanti – üks iga etapi kohta. Näiteks:
Esimene aste:
Teine etapp:
Kolmas etapp:
Alati, st mitmealuseline hape, käitub esimeses etapis dissotsieerudes tugevama happena kui teises või kolmandas etapis.
Polühappealused dissotsieeruvad samuti järk-järgult. Näiteks:
Happelised ja aluselised soolad dissotsieeruvad samuti järk-järgult. Näiteks:
Sellisel juhul laguneb sool esimeses etapis täielikult ioonideks, mis on tingitud sideme ja vahelise sideme ioonilisest olemusest; ja dissotsiatsioon teises etapis on ebaoluline, kuna laetud osakesed (ioonid) dissotsieeruvad edasi väga nõrkade elektrolüütidena.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohalt antakse definitsioonid ja kirjeldatakse selliste keemiliste ühendite klasside nagu happed, alused ja soolad omadusi.
Happed on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad katioonidena ainult vesinikuioonid. Näiteks:
Kõik hapete ühised iseloomulikud omadused - hapu maitse, indikaatorite värvuse muutumine, interaktsioon alustega, aluselised oksiidid, soolad - tulenevad täpsemalt vesinikioonide olemasolust.
Alused on elektrolüüdid, mille dissotsiatsioonil tekivad anioonidena ainult hüdroksiidioonid:
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt on kõik lahuste üldised leeliselised omadused – katsudes seebivus, indikaatorite värvuse muutus, interaktsioon hapete, happeanhüdriidide, sooladega – tingitud hüdroksiidioonide olemasolust.
Tõsi, on elektrolüüte, mille dissotsiatsiooni käigus tekivad samaaegselt nii vesinikuioonid kui ka hüdroksiidioonid. Neid elektrolüüte nimetatakse amfoteerseteks või amfolüütideks. Nende hulka kuuluvad vesi, tsink, alumiinium, kroomhüdroksiidid ja mitmed muud ained. Näiteks vesi dissotsieerub väikestes kogustes ioonideks ja:
Kuna kõik reaktsioonid elektrolüütide vesilahustes kujutavad endast ioonide vastastikmõju, saab nende reaktsioonide võrrandid kirjutada ioonsel kujul.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria tähtsus seisneb selles, et see selgitas paljusid elektrolüütide vesilahustes esinevaid nähtusi ja protsesse. Siiski ei selgita see mittevesilahustes toimuvaid protsesse. Niisiis, kui ammooniumkloriid käitub vesilahuses soolana (dissotsieerub ioonideks ja ), siis vedelas ammoniaagis on sellel happe omadused - see lahustab metalle vesiniku vabanemisega. Lämmastikhape käitub vedelas vesinikfluoriidis või veevabas väävelhappes lahustatuna alusena.
Kõik need tegurid on vastuolus elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriaga. Neid seletatakse hapete ja aluste protolüütilise teooriaga.
Mõiste "dissotsiatsioon" ise tähendab molekulide lagunemist mitmeks lihtsamaks osakeseks. Keemias eristatakse lisaks elektrolüütilisele dissotsiatsioonile termilist dissotsiatsiooni. See on pöörduv reaktsioon, mis tekib siis, kui temperatuur tõuseb. Näiteks veeauru termiline dissotsiatsioon:
kaltsiumkarbonaat:
joodi molekulid:
Termilise dissotsiatsiooni tasakaal järgib massimõju seadust.
Loeng. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.
Elektrolüüdid, mitteelektrolüüdid. Elektrolüütiline dissotsiatsioon.
Van't Hoffi ja Raoult' seadustest kõrvalekaldumise põhjuse tuvastas esmakordselt 1887. aastal Rootsi teadlane Svante Arrhenius, pakkudes välja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria, mis põhineb kahel postulaadil:
Ained, mille lahused on elektrolüüdid (st juhivad elektrivoolu), lahustumisel lagunevad nad osakesteks (ioonideks), mis tekivad lahustunud aine dissotsiatsiooni tulemusena. Osakeste arv suureneb. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonid , sest elektrivälja mõjul liiguvad nad katoodi suunas Negatiivse laenguga ioonid - anioonid , sest elektrivälja mõjul liiguvad nad anoodi poole. Elektrolüütide hulka kuuluvad soolad, happed ja alused.
Al(NO3)3® Al³ + + NO3ֿ
· Elektrolüüdid ei dissotsieeru täielikult. Aine dissotsieerumisvõimet iseloomustab elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste – a. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste on ioonideks lagunenud elektrolüüdi aine koguse ja lahustunud elektrolüüdi koguhulga suhe.
a = ioniseeritud / Nlahustunud
n on ioonideks purustatud molekulide arv
N on lahuses olevate molekulide koguarv
a - elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste
Purgi väärtus on vahemikus 0 kuni 1 ja a väljendatakse sageli protsentides (0 kuni 100%). Dissotsiatsiooniaste näitab, milline osa lahustunud elektrolüüdi kogusest antud tingimustes on hüdraatunud ioonide kujul lahuses.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni põhjused on järgmised:
· keemiliste sidemete olemus ühendites (elektrolüütide hulka kuuluvad ioonsete või kovalentsete ülipolaarsete sidemetega ained)
· lahusti olemus: vee molekul on polaarne, s.t. on dipool
Seega elektrolüütiline dissotsiatsioon on ioonsete või polaarsete ühendite lagunemine ioonideks polaarsete lahustimolekulide mõjul.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism.
Arrtiuse teooriat arendasid märkimisväärselt Vene teadlased I. A. Kablukov ja V. A. Kistyakovsky, nad tõestasid, et elektrolüüdi lahustumisel toimub lahustunud aine keemiline interaktsioon veega, mis viib hüdraatide moodustumiseni ja seejärel dissotsieeruvad ioonideks. st. Lahuses on hüdraatunud ioone.
Lihtsaim viis aine dissotsieerimiseks on ioonsideme abil. Ainete ioonsete sidemetega (soolad, leelised) dissotsiatsioonil toimuvate protsesside jada on järgmine:
veedipooli molekulide orientatsioon kristalliioonide lähedal
· veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) kristalli pinnakihi ioonidega
· elektrolüüdi kristalli dissotsieerumine (lagunemine) hüdraatunud ioonideks.
Võttes arvesse ioonide hüdratatsiooni, näeb dissotsiatsioonivõrrand välja järgmine:
NaCl + X H2O ® Na + n H2O + Cl - n H2O
Kuna hüdraatunud ioonide koostis ei ole alati konstantne, kirjutatakse võrrand lühendatult:
NaCl ® Na + + Cl -
Ainete dissotsiatsiooniprotsess polaarse sidemega toimub sarnaselt, toimuvate protsesside jada on järgmine:
veemolekulide orientatsioon elektrolüüdi molekuli pooluste ümber
· veemolekulide hüdratatsioon (interaktsioon) elektrolüüdi molekulidega
· elektrolüüdi molekulide ioniseerimine (kovalentse polaarse sideme muundamine ioonseks)
· elektrolüüdi molekulide dissotsiatsioon (lagunemine) hüdraatunud ioonideks.
HCl + H2O ® H3O + + Cl -
HCl ® H + + Cl -
Dissotsiatsiooniprotsessi käigus ei esine vesinikuioon vabas vormis, vaid vesinikuiooni H3O + kujul.
ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA
Kõikide ainete lahused võib jagada kahte rühma: need juhivad elektrivoolu või ei ole juhid.
Ainete lahustumise iseärasustega saate eksperimentaalselt tutvuda nende ainete lahuste elektrijuhtivust uurides joonisel näidatud seadme abil.
Jälgige järgmist katset " Ainete elektrijuhtivuse uuring."
Selgitada Rootsi teadlasele elektrolüütide vesilahuste omadusi S. Arrhenius 1887. aastal tehti ettepanek elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria . Hiljem töötasid paljud teadlased selle välja aatomite ja keemiliste sidemete struktuuri õpetuse põhjal. Selle teooria tänapäevase sisu saab taandada kolmele järgmisele sättele:
1. Elektrolüüdid kui see on vees lahustatud või sulanud koost lagunema (eralduma) ioonidele - positiivne (katioonid) ja negatiivne (anioonid) laetud osakesed.
Ioonid on stabiilsemas elektroonilises olekus kui aatomid. Need võivad koosneda ühest aatomist - see on lihtsad ioonid ( Na + , Mg 2+ , Al 3+ jne) - või mitmest aatomist - see on komplekssed ioonid ( NO 3 - ,NII 2- 4 , RO Z-4 jne).
2. Lahustes ja sulades elektrolüüdid juhivad elektrit .
Elektrivoolu mõjul omandavad ioonid suunalise liikumise: positiivselt laetud ioonid liiguvad katoodi, negatiivselt laetud ioonid anoodi poole. Seetõttu nimetatakse esimesi katioonideks, teisi - anioonideks. Ioonide suunaline liikumine toimub nende külgetõmbe tulemusena vastupidiselt laetud elektroodide poolt.
AINETE ELEKTRIJUHTIVUSE KATSEERIMINE
|
AINED |
|
|
ELEKTROLÜIDID |
MITTEELEKTROLÜIDID |
|
Elektrolüüdid– need on ained, mille vesilahused või sulad juhivad elektrivoolu |
Mitte-elektrolüüdid– need on ained, mille vesilahused või sulamid ei juhi elektrivoolu |
|
Ained koos ioonne keemiline side või kovalentne ülipolaarne keemiline side – hape, sool, alus |
Ained koos kovalentne mittepolaarne keemiline side või kovalentne nõrgalt polaarne kemikaal suhtlemine |
|
Lahustes ja sulades tekivad ioonid |
Lahustes ja sulades ioone ei teki |
MEELDETULETUS
ELEKTROLÜIDID JA MITTEELEKTROLÜIDID
TERMILISED MÕJUD AINETE LAHUSTAMISEL VEES
3. Dissotsiatsioon - pöörduv protsess: paralleelselt molekulide ioonideks lagunemisega (dissotsiatsioon) toimub ioonide ühendamise protsess (assotsiatsioon).
Seetõttu pannakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvusmärk, näiteks elektrolüüdi molekuli K dissotsiatsioonivõrrand. AK + katiooniks ja A - aniooniks on see üldiselt kirjutatud järgmiselt:
KA ↔K + + A -
Mõelge elektrolüütide vees lahustamise protsessile
Üldiselt ei ole veemolekul laetud. Aga molekuli seesH2O Vesiniku ja hapniku aatomid on paigutatud nii, et positiivsed ja negatiivsed laengud asuvad molekuli vastasotstes (joonis 1). Seetõttu on veemolekul dipool.
Ioonsete keemiliste sidemetega ainete lahustumine vees
(naatriumkloriidi – lauasoola näitel)
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanismNaCl kui lauasool lahustatakse vees (joonis 2), seisneb see naatriumi- ja klooriioonide järjestikuses elimineerimises polaarsete veemolekulide poolt. Pärast ioonide üleminekut Na + ja Сl – Kristallidest lahusesse moodustuvad nende ioonide hüdraadid.
Kovalentsete ülipolaarsete keemiliste sidemetega ainete lahustumine vees
(vesinikkloriidhappe näitel)
Kui vesinikkloriidhape lahustatakse vees (molekulidesHCl side aatomite vahel on kovalentne, väga polaarne), keemilise sideme iseloom muutub. Polaarsete veemolekulide mõjul muutub kovalentne polaarne side ioonseks. Saadud ioonid jäävad veemolekulidega seotuks – hüdraatunud. Kui lahusti on mittevesilahus, nimetatakse ioone solvateerunud (joonis 3).
Võtmepunktid:
Elektrolüütiline dissotsiatsioon - See on elektrolüüdi lagunemise protsess ioonideks, kui see lahustatakse vees või sulatatakse.
Elektrolüüdid– need on ained, mis lahustuvad vees või sulas olekus ioonideks.
Ioonid on aatomid või aatomirühmad, millel on positiivne ( katioonid) või negatiivne ( anioonid) tasu.
Ioonid erinevad aatomitest nii struktuuri kui ka omaduste poolest
Näide 1. Võrdleme molekulaarse vesiniku (koosneb kahest neutraalsest vesinikuaatomist) omadusi iooni omadustega.
|
Vesiniku aatom |
Vesiniku ioon |
|
1 Н 0 1 s 1 |
1 N + 1 s 0 |
Näide 2. Võrdleme aatom- ja molekulaarse kloori omadusi iooni omadustega.
|
Kloori aatom |
Kloori ioon |
|
17 Cl 0 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 |
17 Cl - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 |
|
Kloori aatomitel on mittetäielik välimine tase, mistõttu nad on keemiliselt väga aktiivsed, võtavad vastu elektrone ja redutseeritakse. Seetõttu on gaas kloor mürgine, selle sissehingamine põhjustab keha mürgistust. |
Klooriioonidel on täielik väline tase, seega on nad keemiliselt passiivsed ja stabiilses elektroonilises olekus. Klooriioonid on osa lauasoolast, mille tarbimine ei põhjusta organismi mürgistust. |
Pea meeles!
1. Ioonid erinevad aatomitest ja molekulidest struktuuri ja omaduste poolest;
2. Ioonide ühine ja iseloomulik tunnus on elektrilaengute olemasolu;
3. Elektrolüütide lahused ja sulamid juhivad elektrivoolu nendes sisalduvate ioonide tõttu.
Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid
Eraldi võttes ei juhi vesi, soolad, leelised ja happed voolu. Kuid hapete, leeliste ja soolade vesilahused juhivad elektrivoolu. Millistesse rühmadesse saab kõik ained elektrivoolu suhtes jagada?
Ained, mis juhivad elektrivoolu - elektrolüüdid; ained, mis ei juhi elektrivoolu – mitteelektrolüüdid.
Elektrolüütide omadused
Elektrolüüdid on teist tüüpi juhid. Lahuses või sulatis lagunevad nad ioonideks, mistõttu juhivad nad elektrivoolu.
Selle omaduse selgitamiseks pakkus Rootsi teadlane S. Arenius 1887. aastal välja elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria.
Elektrolüütide lagunemist ioonideks vees lahustumisel või sulamisel nimetatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhiprintsiibid.
1) Vees lahustuvad elektrolüüdid lagunevad (dissotsieeruvad) ioonideks - positiivsed ja negatiivsed: NaCl ↔ Na + + Cl -
2) Elektrivooluga kokkupuutel omandavad ioonid suunalise liikumise: positiivselt laetud ioonid liiguvad katoodi, negatiivselt laetud ioonid anoodi poole. Seetõttu nimetatakse esimesi katioonideks ja teisi anioonideks. Ioonide suunaline liikumine toimub nende külgetõmbe tõttu vastupidiselt laetud elektroodidele.
3) Dissotsiatsioon on pöörduv protsess: paralleelselt molekulide ioonideks lagunemisega (dissotsiatsioon) toimub ioonide ühendamise protsess. (ühing). Seetõttu kasutatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvusmärki.
S. Arrhenius ei osanud näidata, miks elektrolüüdid vees lahustumisel ioonideks lagunevad, kuna pidas elektrolüütide dissotsieerumist füüsikaliseks protsessiks. Dissotsiatsiooni põhjuse avastas vene teadlane I. A. Kablukov, kes, tuginedes D. I. Mendelejevi teooriale lahustumise keemilise olemuse kohta, hakkas elektrolüütilist dissotsiatsiooni pidama elektrolüütide keemiliseks interaktsiooniks veega. Dissotsiatsiooni peamiseks põhjuseks on ioonide hüdratsioon, mis tekib suurema energiahulga vabanemisega, kui kulub lahustunud aine ioniseerimiseks.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism
Elektrolüütide dissotsieerumine toimub vees ja seda ei esine näiteks petrooleumis. Kuidas seda seletada?
Veemolekulis on vesinikuaatomite ja hapnikuaatomite vahelised sidemed polaarsed kovalentsed. Aatomeid ühendavad elektronpaarid. Nihutatud vesinikuaatomilt hapnikuaatomile. Seetõttu koondub positiivne laeng vesinikuaatomitele ja negatiivne laeng hapnikuaatomile.
Elektrolüütide dissotsiatsioonimehhanismi arvestamiseks on vaja arvestada mitte ainult veemolekuli vesiniku ja hapniku aatomite vaheliste sidemete polaarsusega. Aga ka veemolekuli enda polaarsus. Polaarset veemolekuli - dipooli - saab kujutada ellipsina, mis näitab pooluste laenguid, pooluste laenguid tähistavad märgid “+” ja “–”.
Vaatleme ioonse sidemega ainete dissotsiatsioonimehhanismi naatriumkloriidi näitel. See koosneb kolmest etapist:
a) orientatsioonipolaarsed veemolekulid (dipoolid) kristalli ümber ja kristallvõre lõdvenemine veemolekulide kaootilise liikumise mõjul; (kui soolakristall on vette kastetud, tõmbavad veemolekulid kristalli pinnal paiknevate ioonide poole: positiivsete ioonide poole oma negatiivsete poolustega (hapnikuaatomid) ja negatiivsete ioonide poole oma positiivsete poolustega (vesinikuaatomitega).
b) hüdratsioon– naatriumi- ja klooriioonide ümbritsemine veemolekulidega (hüdraatunud ioonide moodustumine);
c)kristallvõre hävimine – naatriumkloriidi dissotsiatsioon.
(tõmbudes lahustunud soola ioonide poole, nõrgendavad veemolekulid ioonide külgetõmbejõudu mitmekordselt. Kristallvõre positiivsete ja negatiivsete ioonide vahelised sidemed katkevad. Hüdreeritud ioonid eralduvad)
Veemolekulid, mis kristalli lahustumisel ioonide külge tõmbavad, jäävad lahusesse nendega seotuks.
Polaarse kovalentse sidemega ainete dissotsiatsioonimehhanism sisaldab täiendavat sammu:
polaarsete veemolekulide orientatsioon polaarse elektrolüüdi molekuli ümber;
sideme tüübi muutmine polaarsest kovalentsest ioonseks;
elektrolüütide dissotsiatsioon;
ioonide hüdratsioon.
4) Kõik elektrolüüdid ei dissotsieeru võrdselt ioonideks. Elektrolüütide lahustes võivad koos ioonidega esineda ka molekulid. Dissotsiatsiooniaste a on ioonideks dissotsieerunud molekulide suhe lahuses olevate molekulide koguarvussea= n/N,
kus n on dissotsieerunud molekulide arv, N on molekulide koguarv lahuses.
Tugevad elektrolüüdid lahustuvad vees peaaegu täielikult ioonideks. Neil on a kaldub ühtsusele. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad: kõik lahustuvad soolad, happed H2SO4, HNO3, HCl, kõik leelised.
Nõrgad elektrolüüdid vees lahustumisel peaaegu ei dissotsieeru ioonideks. Neil on a kipub nulli. Nõrkade elektrolüütide hulka kuuluvad: nõrgad happed - H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, NH 3 · H 2 O, vesi.
Hapete, soolade ja aluste dissotsiatsioon.
Dissotsiatsioon toimub lahustes ja sulades.
Lahustuvad happed - Need on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahustes ja sulavad vesinikkatiooniks ja happelise jäägi aniooniks.
H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-
Põhjused– need on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahustes ja sulavad metallikatiooniks ja hüdroksiidianiooniks.
NaOH ↔ Na + + OH –
Lahustuvad alused
– need on aktiivsete metallide ioonidest moodustunud hüdroksiidid: ühevalentsed: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, Fr +; kahevalentne: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.
soolad – need on elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vesilahustes ja sulavad metallikatiooniks ja happelise jäägi aniooniks.
Na 2 SO 4 ↔ 2 Na + + SO 4 2-
Enesetesti ülesanne:
Kirjutage dissotsiatsioonivõrrandid järgmistele elektrolüütidele: tsinknitraat, naatriumkarbonaat, kaltsiumhüdroksiid, strontsiumkloriid, liitiumsulfaat, väävelhape, vask(II)kloriid, raud(III)sulfaat, kaaliumfosfaat, vesiniksulfiid, kaltsiumbromiid, naatriumhüdroksükloriid nitraat, liitiumhüdroksiid.