RIEŠENIA
TEÓRIA ELEKTROLYTICKEJ DISOCIÁCIE
ELEKTROLYTICKÁ DISOCIÁCIA
ELEKTROLYTY A NEELEKTROLYTY
Teória elektrolytickej disociácie
(S. Arrhenius, 1887)
1. Po rozpustení vo vode (alebo roztavení) sa elektrolyty rozložia na kladne a záporne nabité ióny (podliehajú elektrolytickej disociácii).
2. Pod vplyvom elektrického prúdu sa katióny (+) pohybujú smerom ku katóde (-) a anióny (-) sa pohybujú smerom k anóde (+).
3. Elektrolytická disociácia je reverzibilný proces (reverzná reakcia sa nazýva molarizácia).
4. Stupeň elektrolytickej disociácie ( a ) závisí od povahy elektrolytu a rozpúšťadla, teploty a koncentrácie. Ukazuje pomer počtu molekúl rozdelených na ióny ( n ) k celkovému počtu molekúl zavedených do roztoku ( N).
a = n/N0< a <1
Mechanizmus elektrolytickej disociácie iónových látok
Pri rozpúšťaní zlúčenín s iónovými väzbami ( napríklad NaCl ) proces hydratácie začína orientáciou vodných dipólov okolo všetkých výbežkov a plôch kryštálov soli.
Molekuly vody, orientované okolo iónov kryštálovej mriežky, s nimi vytvárajú buď vodíkové alebo donor-akceptorové väzby. Pri tomto procese sa uvoľňuje veľké množstvo energie, ktorá sa nazýva hydratačná energia.
Na zničenie kryštálovej mriežky sa využíva energia hydratácie, ktorej veľkosť je porovnateľná s energiou kryštálovej mriežky. V tomto prípade hydratované ióny prechádzajú vrstvou po vrstve do rozpúšťadla a zmiešaním s jeho molekulami tvoria roztok.
Mechanizmus elektrolytickej disociácie polárnych látok
Podobne disociujú aj látky, ktorých molekuly sú tvorené podľa typu polárnej kovalentnej väzby (polárne molekuly). Okolo každej polárnej molekuly hmoty ( napríklad HCl ), vodné dipóly sú orientované určitým spôsobom. V dôsledku interakcie s vodnými dipólmi sa polárna molekula ešte viac polarizuje a mení sa na iónovú molekulu, potom sa ľahko tvoria voľné hydratované ióny.
Elektrolyty a neelektrolyty
Elektrolytická disociácia látok, ku ktorej dochádza pri tvorbe voľných iónov, vysvetľuje elektrickú vodivosť roztokov.
Proces elektrolytickej disociácie sa zvyčajne zaznamenáva vo forme diagramu bez toho, aby sa odhalil jeho mechanizmus a vynechalo sa rozpúšťadlo ( H2O ), hoci je hlavným účastníkom.
CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -
KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
HNO 3 « H + + NO 3 -
Ba(OH)2 « Ba2+ + 2OH -
Z elektrickej neutrality molekúl vyplýva, že celkový náboj katiónov a aniónov by sa mal rovnať nule.
Napríklad pre
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
Silné elektrolyty
Sú to látky, ktoré sa po rozpustení vo vode takmer úplne rozložia na ióny. K silným elektrolytom patria spravidla látky s iónovými alebo vysoko polárnymi väzbami: všetky vysoko rozpustné soli, silné kyseliny ( HCl, HBr, HI, HCl04, H2S04, HN03 ) a silné základy ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
V silnom roztoku elektrolytu je rozpustená látka hlavne vo forme iónov (katiónov a aniónov); nedisociované molekuly prakticky chýbajú.
Slabé elektrolyty
Látky, ktoré čiastočne disociujú na ióny. Roztoky slabých elektrolytov obsahujú nedisociované molekuly spolu s iónmi. Slabé elektrolyty nemôžu produkovať vysokú koncentráciu iónov v roztoku.
Medzi slabé elektrolyty patria:
1) takmer všetky organické kyseliny ( CH3COOH, C2H5COOH, atď.);
2) niektoré anorganické kyseliny ( H2C03, H2S, atď.);
3) takmer všetky soli, zásady a hydroxid amónny, ktoré sú málo rozpustné vo vode(Ca3(P04)2; Cu (OH)2; Al(OH)3; NH40H);
4) voda.
Elektrinu vedú zle (alebo takmer vôbec).
СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (prvý stupeň)
[CuOH] + « Cu2+ + OH - (druhý stupeň)
H 2 CO 3 « H + + HCO - (prvý stupeň)
HCO 3 - « H + + CO 3 2- (druhý stupeň)
Neelektrolyty
Látky, ktorých vodné roztoky a taveniny nevedú elektrický prúd. Obsahujú kovalentné nepolárne alebo nízkopolárne väzby, ktoré sa nerozkladajú na ióny.
Plyny, pevné látky (nekovy) a organické zlúčeniny (sacharóza, benzín, alkohol) nevedú elektrický prúd.
Stupeň disociácie. Disociačná konštanta
Koncentrácia iónov v roztokoch závisí od toho, ako úplne sa daný elektrolyt disociuje na ióny. V roztokoch silných elektrolytov, ktorých disociáciu možno považovať za úplnú, možno ľahko určiť koncentráciu iónov z koncentrácie (c) a zloženie molekuly elektrolytu (stechiometrické indexy), Napríklad :
Koncentrácie iónov v roztokoch slabých elektrolytov sú kvalitatívne charakterizované stupňom a disociačnou konštantou.
Stupeň disociácie (a) - pomer počtu molekúl rozpadnutých na ióny ( n ) na celkový počet rozpustených molekúl ( N):
a=n/N
a vyjadruje sa v zlomkoch jednotky alebo v % ( a = 0,3 – konvenčná hranica delenia na silné a slabé elektrolyty).
Príklad
Určte molárnu koncentráciu katiónov a aniónov v 0,01 M roztokoch KBr, NH40H, Ba(OH)2, H2S04 a CH3COOH.
Stupeň disociácie slabých elektrolytov a = 0,3.
Riešenie
KBr, Ba(OH)2 a H2S04 - silné elektrolyty, ktoré úplne disociujú(a = 1).
KBr « K + + Br -
0,01 mil
Ba(OH)2 « Ba2+ + 2OH -
0,01 mil
0,02 mil
H2S04 « 2H++S04
0,02 mil
[S042-] = 0,01 M
NH 4 OH a CH 3 COOH – slabé elektrolyty(a = 0,3)
NH4OH + 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
Stupeň disociácie závisí od koncentrácie roztoku slabého elektrolytu. Pri zriedení vodou sa stupeň disociácie vždy zvyšuje, pretože počet molekúl rozpúšťadla sa zvyšuje ( H2O ) na molekulu rozpustenej látky. Podľa Le Chatelierovho princípu by sa v tomto prípade mala rovnováha elektrolytickej disociácie posunúť v smere tvorby produktov, t.j. hydratované ióny.
Stupeň elektrolytickej disociácie závisí od teploty roztoku. S rastúcou teplotou sa zvyčajne zvyšuje stupeň disociácie, pretože väzby v molekulách sa aktivujú, stanú sa mobilnejšími a ľahšie sa ionizujú. Koncentráciu iónov v slabom roztoku elektrolytu je možné vypočítať na základe znalosti stupňa disociácieaa počiatočnú koncentráciu látkyc v roztoku.
Príklad
Určte koncentráciu nedisociovaných molekúl a iónov v 0,1 M roztoku NH40H , ak je stupeň disociácie 0,01.
Riešenie
Molekulové koncentrácie NH40H , ktoré sa v momente rovnováhy rozpadnú na ióny, sa bude rovnaťac. Koncentrácia iónov NH4- a OH- - sa bude rovnať koncentrácii disociovaných molekúl a bude sa rovnaťac(podľa rovnice elektrolytickej disociácie)
|
NH40H |
NH4+ |
och- |
||
|
c - a c |
A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l
[NH40H] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l
Disociačná konštanta ( K D ) je pomer súčinu rovnovážnych koncentrácií iónov k moci zodpovedajúcich stechiometrických koeficientov ku koncentrácii nedisociovaných molekúl.
Je to rovnovážna konštanta procesu elektrolytickej disociácie; charakterizuje schopnosť látky rozpadať sa na ióny: čím vyššie K D , čím väčšia je koncentrácia iónov v roztoku.
Disociácie slabých viacsýtnych kyselín alebo polykyselinových zásad sa vyskytujú v krokoch; podľa toho má každý krok svoju vlastnú disociačnú konštantu:
Prvé štádium:
H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -
KDi = ()/= 7,110-3
Druhá etapa:
H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-
KD2 = ()/= 6,210-8
Tretia etapa:
HPO 4 2- « H + + PO 4 3-
KD3 = ()/= 5,010-13
KD1 > KD2 > KD3
Príklad
Odvoďte rovnicu týkajúcu sa stupňa elektrolytickej disociácie slabého elektrolytu ( a ) s disociačnou konštantou (Ostwaldov zákon riedenia) pre slabú monoprotickú kyselinu ON .
HA « H + + A +
K D = () /
Ak je označená celková koncentrácia slabého elektrolytucpotom rovnovážne koncentrácie H+ a A- sú rovnaké aca koncentrácia nedisociovaných molekúl ON - (c - a c) = c (1 - a)
KD = (a c a c) / c(1 - a) = a 2 c / (1 - a)
V prípade veľmi slabých elektrolytov ( 0,01 GBP)
KD = c a 2 alebo a = \ é (K D / c )
Príklad
Vypočítajte stupeň disociácie kyseliny octovej a koncentráciu iónov H+ v 0,1 M roztoku, ak KD (CH3COOH) = 1,85 10 -5
Riešenie
Využime Ostwaldov zákon riedenia
\é (K D / c ) = \é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 alebo a = 1,36 %
[H+] = ac = 0,0136 0,1 mol/l
Produkt rozpustnosti
Definícia
Do kadičky dajte trochu málo rozpustnej soli, napríklad AgCl a do sedimentu pridajte destilovanú vodu. V tomto prípade ióny Ag+ a Cl- , ktoré zažívajú príťažlivosť z okolitých vodných dipólov, postupne sa oddeľujú od kryštálov a prechádzajú do roztoku. Zrážky v roztoku, ióny Ag+ a Cl- tvoria molekuly AgCl a ukladá sa na povrch kryštálov. V systéme tak nastávajú dva vzájomne opačné procesy, čo vedie k dynamickej rovnováhe, keď do roztoku prejde rovnaký počet iónov za jednotku času Ag+ a Cl- , koľko z nich je uložených. Akumulácia iónov Ag+ a Cl- prestane v roztoku, ukáže sa nasýtený roztok. Následne budeme uvažovať o systéme, v ktorom je v kontakte s nasýteným roztokom tejto soli zrazenina ťažko rozpustnej soli. V tomto prípade nastávajú dva navzájom opačné procesy:
1) Prechod iónov zo zrazeniny do roztoku. Rýchlosť tohto procesu možno považovať za konštantnú pri konštantnej teplote: V1 = K1;
2) Zrážanie iónov z roztoku. Rýchlosť tohto procesu V 2 závisí od koncentrácie iónov Ag+ a Cl-. Podľa zákona masovej akcie:
V2 = k2
Keďže je tento systém v rovnovážnom stave
V1 = V2
k2 = k1
K 2 / k 1 = konštanta (pri T = konštantná)
teda súčin koncentrácií iónov v nasýtenom roztoku ťažko rozpustného elektrolytu pri konštantnej teplote je konštantný veľkosť. Toto množstvo sa nazývaprodukt rozpustnosti(ATĎ ).
V uvedenom príklade ATĎ AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . V prípadoch, keď elektrolyt obsahuje dva alebo viac identických iónov, musí byť pri výpočte súčinu rozpustnosti zvýšená koncentrácia týchto iónov na príslušný výkon.
Napríklad PR Ag2S = 2; PR PbI2 = 2
Všeobecne platí, že výraz pre súčin rozpustnosti pre elektrolyt je A m B n
PR A m Bn = [A] m [B] n.
Hodnoty produktu rozpustnosti sú pre rôzne látky rôzne.
Napríklad PR CaC03 = 4,8 10-9; PR AgCl = 1,56 ± 10-10.
ATĎ ľahko vypočítať, poznať ra c rozpustnosť zlúčeniny pri danej t°.
Príklad 1
Rozpustnosť CaC03 je 0,0069 alebo 6,9 10 -3 g/l. Nájdite PR CaCO 3.
Riešenie
Vyjadrime rozpustnosť v móloch:
S CaC03 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,910-5 mol/l
MCaCO3
Od každej molekuly CaC03 po rozpustení dáva jeden ión Ca2+ a CO32-, potom
[Ca2+] = [C032-] = 6,9 10-5 mol/l ,
teda, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9
Poznať hodnotu PR , môžete zase vypočítať rozpustnosť látky v mol/l alebo g/l.
Príklad 2
Produkt rozpustnosti PR PbS04 = 2,2 10-8 g/l.
Čo je rozpustnosť? PbSO4?
Riešenie
Označme rozpustnosť PbSO4 cez X mol/l. Po prechode do riešenia, X mólov PbSO 4 poskytne X Pb 2+ a X iónov iónySO 4 2- , t.j.:
= = X
ATĎPbSO 4 = = = X X = X 2
X =\ é(ATĎPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.
Aby sme prešli na rozpustnosť vyjadrenú v g/l, zistenú hodnotu vynásobíme molekulovou hmotnosťou, po ktorej dostaneme:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.
Tvorba zrážok
Ak
[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nenasýtený roztok
[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- nasýtený roztok
[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- presýtený roztok
Zrazenina sa vytvorí, keď súčin koncentrácií iónov zle rozpustného elektrolytu prekročí hodnotu súčinu jeho rozpustnosti pri danej teplote. Keď sa iónový produkt rovná hodnoteATĎ, zrážky ustávajú. Pri znalosti objemu a koncentrácie zmiešaných roztokov je možné vypočítať, či sa vyzráža zrazenina výslednej soli.
Príklad 3
Vytvára sa zrazenina pri zmiešaní rovnakých objemov 0,2MriešeniaPb(NIE 3
)
2
ANaCl.
ATĎPbCl 2
= 2,4 10
-4
.
Riešenie
Pri zmiešaní sa objem roztoku zdvojnásobí a koncentrácia každej látky sa zníži na polovicu, t.j. bude 0,1 M alebo 1,0 10 -1 mol/l. Toto sú budú koncentráciePb 2+ ACl - . teda[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Výsledná hodnota presahujeATĎPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Preto časť soliPbCl 2 vyzráža. Zo všetkého uvedeného môžeme usudzovať o vplyve rôznych faktorov na tvorbu zrážok.
Vplyv koncentrácie roztoku
Málo rozpustný elektrolyt s dostatočne veľkou hodnotouATĎnemožno vyzrážať zo zriedených roztokov.Napríklad, sedimentPbCl 2 nevypadne pri zmiešaní rovnakých objemov 0,1MriešeniaPb(NIE 3 ) 2 ANaCl. Pri zmiešaní rovnakých objemov sa koncentrácie každej látky zvýšia0,1 / 2 = 0,05 Malebo 5 10 -2 mol/l. Iónový produkt[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Výsledná hodnota je menšiaATĎPbCl 2 , teda zrážky sa nevyskytnú.
Vplyv množstva precipitantu
Pre čo najkompletnejšie zrážanie sa používa nadbytok zrážadla.
Napríklad, vyzrážať soľBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Po pridaní ekvivalentného množstvaNa 2 CO 3 ióny zostávajú v roztokuBa 2+ , ktorého koncentrácia je určená hodnotouATĎ.
Zvýšenie koncentrácie iónovCO 3 2- spôsobené pridaním prebytočného zrážadla(Na 2 CO 3 ) bude mať za následok zodpovedajúce zníženie koncentrácie iónovBa 2+ v roztoku, t.j. zvýši úplnosť precipitácie tohto iónu.
Vplyv toho istého iónu
Rozpustnosť ťažko rozpustných elektrolytov sa znižuje v prítomnosti iných silných elektrolytov, ktoré majú ióny rovnakého mena. Ak do nenasýteného roztokuBaSO 4 postupne pridávajte roztokNa 2 SO 4 , potom iónový produkt, ktorý bol spočiatku menší ATĎBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postupne dosiahneATĎa prekročí ju. Začnú sa vytvárať zrážky.
Vplyv teploty
ATĎje konštantná hodnota pri konštantnej teplote. So zvyšujúcou sa teplotou ATĎ zvyšuje, takže zrážanie sa najlepšie uskutočňuje z chladených roztokov.
Rozpúšťanie sedimentov
Pravidlo o produkte rozpustnosti je dôležité pre premenu zle rozpustných precipitátov na roztok. Predpokladajme, že potrebujeme rozpustiť zrazeninuBaSO 3
. Roztok v kontakte s touto zrazeninou je relatívne nasýtenýBaSO 3
.
Znamená to, že[
Ba 2+
] [
CO 3
2-
] = PRBaCO 3
.
Ak do roztoku pridáte kyselinu, iónyH + bude viazať ióny prítomné v roztokuCO 3 2- na molekuly krehkej kyseliny uhličitej:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2
V dôsledku toho sa koncentrácia iónov prudko znížiCO 3 2- , iónový produkt bude menší akoATĎBaCO 3 . Roztok bude relatívne nenasýtenýBaSO 3 a časť sedimentuBaSO 3 pôjde do riešenia. Pridaním dostatočného množstva kyseliny sa môže celá zrazenina previesť do roztoku. V dôsledku toho sa rozpúšťanie zrazeniny začína, keď z nejakého dôvodu iónový produkt zle rozpustného elektrolytu klesne podATĎ. Aby sa zrazenina rozpustila, zavedie sa do roztoku elektrolyt, ktorého ióny môžu tvoriť mierne disociovanú zlúčeninu s jedným z iónov ťažko rozpustného elektrolytu. To vysvetľuje rozpúšťanie ťažko rozpustných hydroxidov v kyselinách
Fe(OH) 3 + 3 HCl® FeCl 3 + 3H 2 O
IónyOH - viazať na mierne disociované molekulyH 2 O.
Tabuľka.Produkt rozpustnosti (SP) a rozpustnosť pri 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
CaC03
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
Spontánna čiastočná alebo úplná dezintegrácia rozpustených elektrolytov (pozri) na ióny sa nazýva elektrolytická disociácia. Termín „ióny“ zaviedol anglický fyzik M. Faraday (1833). Teóriu elektrolytickej disociácie sformuloval švédsky vedec S. Arrhenius (1887) na vysvetlenie vlastností vodných roztokov elektrolytov. Následne bol vyvinutý mnohými vedcami na základe doktríny štruktúry atómu a chemických väzieb. Moderný obsah tejto teórie možno zredukovať na tieto tri ustanovenia:
1. Elektrolyty sa po rozpustení vo vode disociujú (rozpadajú) na ióny – kladne a záporne nabité. („Ión“ je grécky výraz pre „putovanie“. V riešení sa ióny pohybujú náhodne rôznymi smermi.)
2. Pod vplyvom elektrického prúdu získavajú ióny smerový pohyb: kladne nabité sa pohybujú smerom ku katóde, záporne nabité smerom k anóde. Preto sa prvé nazývajú katióny, druhé - anióny. Smerový pohyb iónov nastáva v dôsledku priťahovania ich opačne nabitých elektród.
3. Disociácia je reverzibilný proces. To znamená, že nastáva rovnovážny stav, v ktorom sa koľko molekúl rozpadne na ióny (disociácia), toľko z nich sa opäť vytvorí z iónov (asociácia).
Preto sa v rovniciach elektrolytickej disociácie namiesto znaku rovnosti používa znak reverzibility.
Napríklad:
kde KA je molekula elektrolytu, je katión, A je anión.
Doktrína chemickej väzby pomáha odpovedať na otázku, prečo sa elektrolyty disociujú na ióny. Látky s iónovými väzbami disociujú najľahšie, pretože už pozostávajú z iónov (pozri Chemická väzba). Keď sa rozpustia, vodné dipóly sú orientované okolo kladných a záporných iónov. Medzi iónmi a dipólmi vody vznikajú vzájomné príťažlivé sily. V dôsledku toho sa väzba medzi iónmi oslabuje a ióny sa presúvajú z kryštálu do roztoku. Podobne disociujú aj elektrolyty, ktorých molekuly sa tvoria podľa typu kovalentnej polárnej väzby. Disociácia polárnych molekúl môže byť úplná alebo čiastočná - všetko závisí od stupňa polarity väzieb. V oboch prípadoch (pri disociácii zlúčenín s iónovými a polárnymi väzbami) vznikajú hydratované ióny, teda ióny chemicky viazané na molekuly vody (pozri obrázok na str. 295).
Zakladateľom tohto pohľadu na elektrolytickú disociáciu bol čestný akademik I. A. Kablukov. Na rozdiel od Arrheniovej teórie, ktorá nezohľadňovala interakciu rozpustenej látky s rozpúšťadlom, I. A. Kablukov aplikoval na vysvetlenie elektrolytickej disociácie chemickú teóriu roztokov D. I. Mendelejeva. Ukázal, že pri rozpúšťaní dochádza k chemickej interakcii rozpustenej látky s vodou, čo vedie k tvorbe hydrátov a tie sa potom disociujú na ióny. I. A. Kablukov veril, že vodný roztok obsahuje iba hydratované ióny. V súčasnosti je táto myšlienka všeobecne akceptovaná. Takže hydratácia iónov je hlavnou príčinou disociácie. V iných, nevodných roztokoch elektrolytov sa chemická väzba medzi časticami (molekulami, iónmi) rozpustenej látky a časticami rozpúšťadla nazýva solvatácia.
Hydratované ióny majú konštantný aj premenlivý počet molekúl vody. Hydrát konštantného zloženia tvorí vodíkové ióny, ktoré držia jednu molekulu, toto je hydratovaný protón. Vo vedeckej literatúre je zvyčajne reprezentovaný vzorcom a nazývaný hydroniový ión.
Pretože elektrolytická disociácia je reverzibilný proces, v roztokoch elektrolytov sú spolu s ich iónmi aj molekuly. Preto sú roztoky elektrolytov charakterizované stupňom disociácie (označuje sa gréckym písmenom a). Stupeň disociácie je pomer počtu molekúl disociovaných na ióny n k celkovému počtu rozpustených molekúl:
Stupeň disociácie elektrolytu sa určuje experimentálne a vyjadruje sa v zlomkoch jednotky alebo v percentách. Ak nedôjde k disociácii a ak alebo 100%, potom sa elektrolyt úplne rozpadne na ióny. Rôzne elektrolyty majú rôzne stupne disociácie. Zriedením roztoku sa zvyšuje a pridaním iónov rovnakého mena (rovnakých ako ióny elektrolytu) klesá.
Na charakterizáciu schopnosti elektrolytu disociovať sa na ióny však nie je stupeň disociácie veľmi vhodnou hodnotou, pretože závisí od koncentrácie elektrolytu. Všeobecnejšou charakteristikou je disociačná konštanta K. Dá sa ľahko odvodiť aplikáciou zákona o hmotnom pôsobení na disociačnú rovnováhu elektrolytu:
kde KA je rovnovážna koncentrácia elektrolytu a sú rovnovážne koncentrácie jeho iónov (pozri Chemická rovnováha). K nezávisí od koncentrácie. Závisí to od povahy elektrolytu, rozpúšťadla a teploty.
Pre slabé elektrolyty platí, že čím väčšia je K (disociačná konštanta), čím silnejší je elektrolyt, tým viac iónov je v roztoku.
Silné elektrolyty nemajú disociačné konštanty. Formálne sa dajú vypočítať, ale nebudú konštantné, keď sa koncentrácia zmení.
Viacsýtne kyseliny disociujú v krokoch, čo znamená, že takéto kyseliny budú mať niekoľko disociačných konštánt – jednu pre každý krok. Napríklad:
Prvé štádium:
Druhá etapa:
Tretia etapa:
Vždy, t.j. viacsýtna kyselina, keď je disociovaná v prvom kroku, sa správa ako silnejšia kyselina ako v druhom alebo treťom.
Polykyselinové zásady tiež podliehajú postupnej disociácii. Napríklad:
Kyslé a zásadité soli sa tiež postupne disociujú. Napríklad:
V tomto prípade sa v prvom kroku soľ úplne rozpadne na ióny, čo je spôsobené iónovou povahou väzby medzi a; a disociácia v druhom stupni je bezvýznamná, pretože nabité častice (ióny) podliehajú ďalšej disociácii ako veľmi slabé elektrolyty.
Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú uvedené definície a opísané vlastnosti takých tried chemických zlúčenín, ako sú kyseliny, zásady a soli.
Kyseliny sú elektrolyty, ktorých disociáciou vznikajú iba vodíkové ióny ako katióny. Napríklad:
Všetky spoločné charakteristické vlastnosti kyselín - kyslá chuť, zmena farby indikátorov, interakcia so zásadami, zásadité oxidy, soli - sú spôsobené prítomnosťou vodíkových iónov, presnejšie.
Bázy sú elektrolyty, ktorých disociáciou vznikajú iba hydroxidové ióny ako anióny:
Podľa teórie elektrolytickej disociácie sú všetky všeobecné alkalické vlastnosti roztokov - mydlivosť na dotyk, zmena farby indikátorov, interakcia s kyselinami, anhydridmi kyselín, soľami - spôsobené prítomnosťou hydroxidových iónov.
Je pravda, že existujú elektrolyty, pri ktorých disociácii sa súčasne vytvárajú vodíkové ióny a hydroxidové ióny. Tieto elektrolyty sa nazývajú amfotérne alebo amfolyty. Patria sem voda, zinok, hliník, hydroxidy chrómu a množstvo ďalších látok. Voda sa napríklad v malých množstvách disociuje na ióny a:
Pretože všetky reakcie vo vodných roztokoch elektrolytov predstavujú interakciu iónov, rovnice pre tieto reakcie môžu byť napísané v iónovej forme.
Význam teórie elektrolytickej disociácie spočíva v tom, že vysvetľuje mnohé javy a procesy vyskytujúce sa vo vodných roztokoch elektrolytov. Nevysvetľuje však procesy prebiehajúce v nevodných roztokoch. Ak sa teda chlorid amónny vo vodnom roztoku správa ako soľ (disociuje sa na ióny a ), tak v tekutom amoniaku vykazuje vlastnosti kyseliny – rozpúšťa kovy za uvoľňovania vodíka. Kyselina dusičná sa po rozpustení v kvapalnom fluorovodíku alebo bezvodej kyseline sírovej správa ako zásada.
Všetky tieto faktory sú v rozpore s teóriou elektrolytickej disociácie. Vysvetľuje ich protolytická teória kyselín a zásad.
Samotný pojem „disociácia“ znamená rozpad molekúl na niekoľko jednoduchších častíc. V chémii sa okrem elektrolytickej disociácie rozlišuje tepelná disociácia. Ide o reverzibilnú reakciu, ktorá nastáva pri zvýšení teploty. Napríklad tepelná disociácia vodnej pary:
uhličitan vápenatý:
molekuly jódu:
Rovnováha tepelnej disociácie sa riadi zákonom hromadného pôsobenia.
Prednáška. Teória elektrolytickej disociácie.
Elektrolyty, neelektrolyty. Elektrolytická disociácia.
Dôvod odklonu od van't Hoffových a Raoultových zákonov prvýkrát stanovil v roku 1887 švédsky vedec Svante Arrhenius, ktorý navrhol teóriu elektrolytickej disociácie, ktorá je založená na dvoch postulátoch:
Látky, ktorých roztoky sú elektrolytov (t.j. vedú elektrický prúd), pri rozpustení sa rozpadajú na častice (ióny), ktoré vznikajú v dôsledku disociácie rozpustenej látky. Počet častíc sa zvyšuje. Kladne nabité ióny sa nazývajú katiónov , pretože vplyvom elektrického poľa sa pohybujú smerom ku katóde.záporne nabité ióny - anióny , pretože vplyvom elektrického poľa sa pohybujú smerom k anóde. Elektrolyty zahŕňajú soli, kyseliny a zásady.
Al(NO3)3 ® Al ³ + + NO3
· Elektrolyty nedisociujú úplne. Schopnosť látky disociovať je charakterizovaná stupňom elektrolytickej disociácie – a. Stupeň elektrolytickej disociácie je pomer množstva elektrolytovej látky dezintegrovanej na ióny k celkovému množstvu rozpusteného elektrolytu.
a = ionizovaný / Nrozpustený
n je počet molekúl rozdelených na ióny
N je celkový počet molekúl v roztoku
a - stupeň elektrolytickej disociácie
Hodnota a môže byť v rozsahu od 0 do 1 a a je často vyjadrená v percentách (od 0 do 100 %). Stupeň disociácie ukazuje, aká časť rozpusteného množstva elektrolytu je za daných podmienok v roztoku vo forme hydratovaných iónov.
Dôvody elektrolytickej disociácie sú:
· povaha chemických väzieb v zlúčeninách (elektrolyty zahŕňajú látky s iónovými alebo kovalentnými vysoko polárnymi väzbami)
· povaha rozpúšťadla: molekula vody je polárna, t.j. je dipól
teda elektrolytická disociácia je proces rozkladu iónových alebo polárnych zlúčenín na ióny pod vplyvom molekúl polárneho rozpúšťadla.
Mechanizmus elektrolytickej disociácie.
Arrtiusovu teóriu výrazne rozvinuli ruskí vedci I.A. Kablukov a V.A. Kistyakovsky, ktorí dokázali, že pri rozpustení elektrolytu dochádza k chemickej interakcii rozpustenej látky s vodou, čo vedie k tvorbe hydrátov a tie sa potom disociujú na ióny, t.j. V roztoku sú hydratované ióny.
Najjednoduchší spôsob disociácie látky je iónová väzba. Postupnosť procesov prebiehajúcich počas disociácie látok s iónovými väzbami (soli, alkálie) bude nasledovná:
orientácia molekúl vodného dipólu v blízkosti kryštálových iónov
· hydratácia (interakcia) molekúl vody s iónmi povrchovej vrstvy kryštálu
· disociácia (rozpad) kryštálu elektrolytu na hydratované ióny.
Ak vezmeme do úvahy hydratáciu iónov, disociačná rovnica vyzerá takto:
NaCl + X H2O ® Na + n H2O + Cl - n H2O
Pretože zloženie hydratovaných iónov nie je vždy konštantné, rovnica je napísaná skrátene:
NaCl ® Na + + Cl -
Proces disociácie látok s polárnou väzbou prebieha podobne, postupnosť prebiehajúcich procesov je nasledovná:
orientácia molekúl vody okolo pólov molekuly elektrolytu
· hydratácia (interakcia) molekúl vody s molekulami elektrolytu
· ionizácia molekúl elektrolytu (premena kovalentnej polárnej väzby na iónovú)
· disociácia (rozpad) molekúl elektrolytu na hydratované ióny.
HCl + H2O ® H3O + + Cl -
HCl ® H + + Cl -
Počas procesu disociácie sa vodíkový ión nevyskytuje vo voľnej forme, iba vo forme hydróniového iónu H3O +.
TEÓRIA ELEKTROLYTICKEJ DISOCIÁCIE
Roztoky všetkých látok možno rozdeliť do dvoch skupín: vedú elektrický prúd alebo nie sú vodičmi.
S charakteristikami rozpúšťania látok sa môžete zoznámiť experimentálne štúdiom elektrickej vodivosti roztokov týchto látok pomocou zariadenia znázorneného na obrázku.
Sledujte nasledujúci experiment " Štúdium elektrickej vodivosti látok.“
Vysvetliť vlastnosti vodných roztokov elektrolytov švédskemu vedcovi S. Arrhenius v roku 1887 bol navrhnutý teória elektrolytickej disociácie . Následne bol vyvinutý mnohými vedcami na základe doktríny štruktúry atómov a chemických väzieb. Moderný obsah tejto teórie možno zredukovať na tieto tri ustanovenia:
1. Elektrolyty keď sa rozpustí vo vode alebo roztopí rozbiť sa (oddeliť) na ióny – pozitívny (katióny) a negatívne (anióny) nabité častice.
Ióny sú v stabilnejších elektronických stavoch ako atómy. Môžu pozostávať z jedného atómu - to je jednoduché ióny ( Na + , Mg 2+ , Al 3+ atď.) - alebo z niekoľkých atómov - to je komplexné ióny ( NO 3 - ,SO 2- 4 , RO Z-4 atď.).
2. V roztokoch a taveninách elektrolyty vedú elektrický prúd .
Pod vplyvom elektrického prúdu získavajú ióny smerový pohyb: kladne nabité ióny sa pohybujú smerom ku katóde, záporne nabité ióny sa pohybujú smerom k anóde. Preto sa prvé nazývajú katióny, druhé - anióny. Smerový pohyb iónov nastáva v dôsledku ich priťahovania opačne nabitými elektródami.
SKÚŠOBNÉ LÁTKY PRE ELEKTRICKÚ VODIVOSŤ
|
LÁTKY |
|
|
ELEKTROLYTY |
NEELEKTROLYTY |
|
Elektrolyty– sú to látky, ktorých vodné roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd |
Neelektrolyty– ide o látky, ktorých vodné roztoky alebo taveniny nevedú elektrický prúd |
|
Látky s iónová chemická väzba alebo kovalentná vysokopolárna chemická väzba - kyselina, soľ, zásada |
Látky s kovalentná nepolárna chemická väzba alebo kovalentná slabo polárna chemikália komunikácia |
|
V roztokoch a taveninách tvoria sa ióny |
V roztokoch a taveninách nevytvárajú sa žiadne ióny |
PRIPOMIENKA
ELEKTROLYTY A NEELEKTROLYTY
TEPELNÉ ÚČINKY PRI ROZPÚŠŤANÍ LÁTOK VO VODE
3. Disociácia - reverzibilný proces: súbežne s rozpadom molekúl na ióny (disociácia) nastáva proces spájania iónov (asociácia).
Preto sa do rovníc elektrolytickej disociácie namiesto znamienka dáva znamienko reverzibility. Napríklad disociačná rovnica molekuly elektrolytu K Ana katión K + a anión A -, vo všeobecnosti sa píše takto:
KA ↔K + + A -
Zvážte proces rozpúšťania elektrolytov vo vode
Vo všeobecnosti molekula vody nie je nabitá. Ale vo vnútri molekulyH20 Atómy vodíka a kyslíka sú usporiadané tak, že kladné a záporné náboje sú na opačných koncoch molekuly (obr. 1). Preto je molekula vody dipól.
Rozpúšťanie látok s iónovými chemickými väzbami vo vode
(na príklade chloridu sodného - kuchynskej soli)
Mechanizmus elektrolytickej disociácieNaCl pri rozpustení kuchynskej soli vo vode (obr. 2) spočíva v postupnej eliminácii iónov sodíka a chlóru molekulami polárnych vôd. Po prechode iónov Na + a Сl – Z kryštálu do roztoku sa tvoria hydráty týchto iónov.
Rozpúšťanie látok s kovalentnými vysoko polárnymi chemickými väzbami vo vode
(na príklade kyseliny chlorovodíkovej)
Keď sa kyselina chlorovodíková rozpustí vo vode (v molekuláchHCl väzba medzi atómami je kovalentná, vysoko polárna), mení sa charakter chemickej väzby. Vplyvom polárnych molekúl vody sa kovalentná polárna väzba mení na iónovú. Vzniknuté ióny zostávajú naviazané na molekuly vody – hydratované. Ak je rozpúšťadlo nevodné, potom sa ióny nazývajú solvatované (obr. 3).
Kľúčové body:
Elektrolytická disociácia - Ide o proces rozkladu elektrolytu na ióny, keď sa rozpustí vo vode alebo roztopí.
Elektrolyty– sú to látky, ktoré sa po rozpustení vo vode alebo v roztavenom stave rozpadajú na ióny.
Ióny sú atómy alebo skupiny atómov, ktoré majú kladný ( katiónov) alebo negatívne ( anióny) poplatok.
Ióny sa líšia od atómov štruktúrou aj vlastnosťami
Príklad 1 Porovnajme vlastnosti molekulárneho vodíka (pozostáva z dvoch neutrálnych atómov vodíka) s vlastnosťami iónu.
|
Atóm vodíka |
Vodíkový ión |
|
1 Н 0 1 s 1 |
1 N + 1 s 0 |
Príklad 2 Porovnajme vlastnosti atómového a molekulového chlóru s vlastnosťami iónu.
|
Atóm chlóru |
Chlórový ión |
|
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 |
|
Atómy chlóru majú neúplnú vonkajšiu úroveň, takže sú veľmi chemicky aktívne, prijímajú elektróny a redukujú sa. Preto je plynný chlór jedovatý, vdychovanie spôsobuje otravu organizmu. |
Ióny chlóru majú úplnú vonkajšiu úroveň, takže sú chemicky neaktívne a sú v stabilnom elektronickom stave. Ióny chlóru sú súčasťou kuchynskej soli, ktorej konzumácia nespôsobuje organizmu otravu. |
Pamätajte!
1. Ióny sa líšia od atómov a molekúl štruktúrou a vlastnosťami;
2. Spoločným a charakteristickým znakom iónov je prítomnosť elektrických nábojov;
3. Roztoky a taveniny elektrolytov vedú elektrický prúd v dôsledku prítomnosti iónov v nich.
Elektrolyty a neelektrolyty
Ak sa vezme jednotlivo, voda, soli, zásady a kyseliny nevedú prúd. Ale vodné roztoky kyselín, zásad a solí vedú elektrický prúd. Do akých skupín možno rozdeliť všetky látky vo vzťahu k elektrickému prúdu?
Látky, ktoré vedú elektrický prúd - elektrolytov; látky, ktoré nevedú elektrický prúd - neelektrolytov.
Vlastnosti elektrolytov
Elektrolyty sú vodičmi druhého druhu. V roztoku alebo tavenine sa rozpadajú na ióny, a preto vedú elektrický prúd.
Na vysvetlenie tejto vlastnosti v roku 1887 švédsky vedec S. Arenius navrhol teóriu elektrolytickej disociácie.
Rozklad elektrolytov na ióny pri rozpustení vo vode alebo roztavení sa nazýva elektrolytická disociácia.
Základné princípy teórie elektrolytickej disociácie.
1) Elektrolyty sa po rozpustení vo vode rozpadajú (disociujú) na ióny - kladné a záporné: NaCl ↔ Na + + Cl -
2) Keď sú ióny vystavené elektrickému prúdu, nadobúdajú smerový pohyb: kladne nabité ióny sa pohybujú smerom ku katóde, záporne nabité ióny sa pohybujú smerom k anóde. Preto sa prvé nazývajú katióny a druhé anióny. Smerový pohyb iónov nastáva v dôsledku ich priťahovania k opačne nabitým elektródam.
3) Disociácia je reverzibilný proces: paralelne s rozpadom molekúl na ióny (disociácia) prebieha proces spájania iónov (združenie). Preto sa v rovniciach elektrolytickej disociácie namiesto znaku rovnosti používa znak reverzibility.
S. Arrhenius nevedel uviesť, prečo sa elektrolyty, keď sa rozpustia vo vode, rozpadajú na ióny, keďže disociáciu elektrolytov považoval za fyzikálny proces. Príčinu disociácie objavil ruský vedec I.A.Kablukov, ktorý na základe teórie D.I.Mendelejeva o chemickej podstate rozpúšťania začal považovať elektrolytickú disociáciu za chemickú interakciu elektrolytov s vodou. Hlavným dôvodom disociácie je hydratácia iónov, ku ktorej dochádza pri uvoľnení veľkého množstva energie, než sa vynakladá na ionizáciu rozpustenej látky.
Mechanizmus elektrolytickej disociácie
K disociácii elektrolytov dochádza vo vode a nenastáva napríklad v kerozíne. Ako to vysvetliť?
V molekule vody sú väzby medzi atómami vodíka a atómami kyslíka polárne kovalentné. Elektrónové páry spájajúce atómy. Presunuté z atómu vodíka na atóm kyslíka. Preto sa kladný náboj sústreďuje na atómy vodíka a záporný na atóm kyslíka.
Na zváženie mechanizmu disociácie elektrolytov je potrebné vziať do úvahy nielen polaritu väzieb medzi atómami vodíka a kyslíka v molekule vody. Ale aj polarita samotnej molekuly vody. Polárna molekula vody - dipól - môže byť znázornená ako elipsa označujúca náboje na póloch s nábojmi na póloch označených znakmi „+“ a „–“.
Uvažujme mechanizmus disociácie látok s iónovou väzbou na príklade chloridu sodného. Pozostáva z troch etáp:
a) orientáciapolárne molekuly vody (dipóly) okolo kryštálu a uvoľnenie kryštálovej mriežky pod vplyvom chaotického pohybu molekúl vody; (keď je kryštál soli ponorený do vody, molekuly vody sú priťahované k iónom umiestneným na povrchu kryštálu: k pozitívnym iónom s ich zápornými pólmi (atómy kyslíka) a k záporným iónom s ich kladnými pólmi (atómy vodíka).
b) hydratácia– obklopenie iónov sodíka a chlóru molekulami vody (tvorba hydratovaných iónov);
c)deštrukcia kryštálovej mriežky – disociácia chloridu sodného.
(molekuly vody, ktoré sú priťahované iónmi rozpustenej soli, mnohonásobne oslabujú vzájomnú príťažlivosť iónov. Väzby medzi kladnými a zápornými iónmi v kryštálovej mriežke sa prerušia. Hydratované ióny sa oddelia)
Molekuly vody priťahované k iónom, keď sa kryštály rozpúšťajú, zostávajú s nimi viazané v roztoku.
Mechanizmus disociácie látok s polárnou kovalentnou väzbou zahŕňa ďalší krok:
orientácia polárnych molekúl vody okolo polárnej molekuly elektrolytu;
zmena typu väzby z polárnej kovalentnej na iónovú;
disociácia elektrolytov;
hydratácia iónov.
4) Nie všetky elektrolyty disociujú rovnako na ióny. V roztokoch elektrolytov môžu byť spolu s iónmi prítomné aj molekuly. Stupeň disociácie a je pomer molekúl disociovaných na ióny k celkovému počtu molekúl v roztokua= n/N,
kde n je počet disociovaných molekúl, N je celkový počet molekúl v roztoku.
Silné elektrolyty, keď sa rozpustia vo vode, takmer úplne disociujú na ióny. Oni majú a smeruje k jednote. Medzi silné elektrolyty patria: všetky rozpustné soli, kyseliny H2SO4, HNO3, HCl, všetky alkálie.
Slabé elektrolyty, keď sa rozpustia vo vode, takmer nedisociujú na ióny. Oni majú a má tendenciu k nule. Medzi slabé elektrolyty patria: slabé kyseliny - H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, NH 3 ·H 2 O, voda.
Disociácia kyselín, solí a zásad.
K disociácii dochádza v roztokoch a taveninách.
Rozpustné kyseliny - Sú to elektrolyty, ktoré disociujú vo vodných roztokoch a roztavia sa na vodíkový katión a anión kyslého zvyšku.
H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-
Dôvody– sú to elektrolyty, ktoré disociujú vo vodných roztokoch a roztavia sa na kovový katión a hydroxidový anión.
NaOH ↔ Na + + OH –
Rozpustné zásady
– ide o hydroxidy tvorené iónmi aktívnych kovov: jednomocné: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, Fr +; dvojmocné: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.
Soli – sú to elektrolyty, ktoré disociujú vo vodných roztokoch a roztavia sa na kovový katión a anión kyslého zvyšku.
Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-
Samotestovacia úloha:
Napíšte disociačné rovnice pre nasledujúce elektrolyty: dusičnan zinočnatý, uhličitan sodný, hydroxid vápenatý, chlorid strontnatý, síran lítny, kyselina sírová, chlorid meďnatý, síran železitý, fosforečnan draselný, hydrosulfid, bromid vápenatý, hydroxychlorid vápenatý, sodík dusičnan, hydroxid lítny.