Reaktion av elektrolytisk dissociation. Vad är elektrolytisk dissociation. Kvantitativ beskrivning av dissocierande processer

Ämnen, lösningar (eller smälta) som utförs elektrisk ström, kallas e l e k e r o l e t a m I. Ofta är lösningarna av dessa ämnen själva ofta elektrolyter. Dessa lösningar (smälter) av elektrolyter är andra känslighetsledningar Eftersom överföringen av el utförs i dem och om n om i - laddade partiklar. Partikel laddad positivt kallad katjon (SA +2), Peer som bär negativ avgift - anjon (ÄR HAN -). Ioner kan vara enkla (SA +2, N +) och komplex (PO 4-3, NSO3-2).

Grundaren av teorin om elektrolytisk dissociation är den svenska forskaren S. Arrhenius. Enligt teorin elektrolytisk dissociation Det kallas förfall av molekyler till joner när de löses i vatten, och detta händer utan effekterna av elektrisk ström. Men denna teori svarade inte på frågor: vilka skäl bestämmer utseendet i jonlösningar och varför positiva joner, som står inför negativa, bildar inte neutrala partiklar.

Ryska forskare bidrog till utvecklingen av denna teori: D.I. Mendeleev, I. A. Heblook - Supporters av den kemiska teorin om lösningar som uppmärksammade lösningsmedlets inflytande i dissociationsprocessen. Klackar hävdade att det upplösta ämnet interagerar med lösningsmedlet ( process c o l b a t a c och ) bildar variabla sammansättningsprodukter ( c o l b a t s ).

Solvat är en jon omgiven av lösningsmedelsmolekyler (solvatskal), som kan vara en annan mängd (det är exakt från detta att en variabel komposition uppnås). Om lösningsmedlet är vatten kallas processen med interaktion mellan molekylerna av den upplösta substansen och lösningsmedlet g och d r a t a c i e y en produktinteraktion - g och d r och t om m.

Således är orsaken till elektrolytisk dissociation lösning (hydratisering). Och det är lösningen (hydrering) av joner som förhindrar den omvända föreningen i neutrala molekyler.

Kvantifiering av dissociationsprocessen kännetecknas av storleksordningen graden av elektrolytisk dissociation ( α ), som representerar förhållandet mellan mängden substans som har stött på jonerna till den totala mängden lösbar substans. Härifrån följer det för starka elektrolyter α = 1 eller 100% (upplösta joner är närvarande i lösningen), för svaga elektrolyter 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (det finns inga joner i lösningen). Förutom naturen hos den upplösta substansen och lösningsmedlet, värdet α Beror på koncentrationen av lösning och temperatur.

Om lösningsmedlet är vatten, innefattar det starka elektrolyter:

1) alla salter;

2) Följande syror: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

3) Följande baser: LiOH, NaOH, KOH, RBOH, CSOH, CA (OH) 2, SR (OH) 2, BA (OH) 2.

Den elektrolytiska dissociationsprocessen är därför reversibel, den kan kännetecknas av värdena för jämviktskonstanten, som i fallet med en svag elektrolyt kallas dissociation konstant (till D. ) .

Ju mer detta värde desto lättare kan elektrolyten förfallna till jonerna, desto större är jonerna i lösningen. Till exempel: HF ═ H + + F -

Detta värde är konstant vid en given temperatur och beror på elektrolytens natur, lösningsmedlet.

Fleraxiga syror och multinsyrabaser dissocieras genom stegad. Till exempel klyvde svavelsyramolekyler först en vätekation:

H 2 så 4 ═N + + HSO4 -.

Dekoration av den andra jonen genom ekvation

HSO 4 - ═N + + SO 4-2

det är redan mycket svårare, eftersom han måste övervinna attraktionen från en tvåladdad så 4 - 2 ion, som naturligtvis lockar en vätejon starkare än HSO 4-laddad jon. Därför sker därför det andra steget av dissociation i mycket mindre utsträckning än den första.

Baserna som innehåller mer än en hydroxylgrupp i molekylen dissocieras också stegvis. Till exempel:

BA (OH) 2 ═ BAOH + + OH -;

BaOH + \u003d BA 2+ + OH -.

De genomsnittliga (normala) salterna dissocieras alltid på metalljoner och sura rester:

CaCl2 \u003d Ca2 + + 2Cl -;

Na2S04 \u003d 2NA + + SO4 2-.

Syrasalter, som liknar multi-starkare syror, dissocierar stegade. Till exempel:

NaHCO3 \u003d Na + + HCO3 -;

HCO3 - \u003d H + + CO32-.

Emellertid är graden av dissociation vid det andra steget mycket liten, så att lösningen av det sura saltet endast innehåller ett litet antal vätejoner.

Huvudsalterna dissocieras på joner hos huvud- och syraresterna. Till exempel:

Fe (OH) Cl2 \u003d FEOH 2+ + 2CL -.

Den sekundära dissociationen av joner hos huvudrester på metalljoner och hydroxyl är nästan inte förekommande.

Denna lektion ägnas åt studien av ämnet "elektrolytisk dissociation". I processen att studera detta ämne förstår du kärnan i några fantastiska fakta: varför lösningar av syror, salter och alkalier utförs elektrisk ström; Varför kokpunkten för elektrolytlösningen är högre jämfört med den icke-elektrolitiska lösningen.

Ämne: Kemisk kommunikation.

Lektion:Elektrolytisk dissociation

Ämnet av vår lektion - " Elektrolytisk dissociation" Vi kommer att försöka förklara några fantastiska fakta:

Varför lösningar av syror, salter och alkalier utförs av elektrisk ström.

Varför kokpunkten för elektrolytlösningen alltid kommer att vara högre än lösningens kokpunkt är inte en elektrolyt med samma koncentration.

Svante Arrhenius

År 1887, Swedish Physico kemist Svan Arrhenius, Explorerar den elektriska ledningsförmågan hos vattenhaltiga lösningar, föreslog att i sådana lösningar sönderdelas subintegrerar sig i laddade partiklar som kan röra sig till elektroderna - en negativt laddad katod och en positivt laddad anod.

Detta är orsaken till elektrisk ström i lösningar. Denna process kallades elektrolytisk dissociation (bokstavlig översättning - splittring, sönderdelning under elens verkan). Detta namn antar också att dissociation sker under elektrisk ström. Ytterligare studier har visat att det inte är: joner är baraÄrmar i lösningen och finns det oavsett om det passerarlösningsström eller inte.I det aktiva deltagandet av avloppet av Arrhenius formulerades teorin om elektrolytisk dissociation, vilket ofta hänvisas till för att hedra denna forskare. Huvudidén av denna teori är att elektrolyterna under lösningsmedlets verkan spontant sönderdelas i joner. Och det är dessa joner som är laddningsbärare och är ansvariga för lösningens elektriska ledningsförmåga.

Elektrisk ström är riktningsrörelsen av fria laddade partiklar. Du vet redan det lösningar och smälter av salter och alkalier elektriskt ledande, Eftersom de inte är neutrala molekyler, men från laddade partiklar. När smältning eller upplösande joner blir frielektriska laddningsbärare.

Förfallsprocessen av ämnet på fria joner under upplösningen eller smältningen kallas elektrolytisk dissociation.

Fikon. 1. Förfallsschemat på natriumkloridjoner

Kärnan i elektrolytisk dissociation är att joner blir fria under påverkan av vattenmolekylen. Figur 1. Processen med förfall av elektrolyt per joner visas med användning av en kemisk ekvation. Vi skriver dissociation ekvationen av natriumklorid och kalciumbromid. Vid dissociation av en böns natriumklorid bildas en mol natriumkatjoner och en molklorid-anjoner. Nacl⇄ Na. + + Cl. -

Vid dissociation av en bjudering kalciumbromid bildas en mol kalciumkatjoner och två bönbromidanjoner.

Ca.Br. 2 ⇄ Ca. 2+ + 2 Br. -

Notera: eftersom den elektroniska partikelformeln registreras i den vänstra delen av ekvationen, bör den totala laddningen av joner vara noll.

Produktion: vid dissociation av salter bildas metallkatjoner och anjoner av syraresten.

Tänk på den elektrolytiska dissociationen av alkalier. Skriv dissociation ekvationen i kaliumhydroxidlösning och bariumhydroxid.

Under dissociation av en mol kaliumhydroxid bildas en mol kaliumkatjoner och en mol hydroxidanjoner. KOH.⇄ K. + + Åh. -

Vid dissociation av en bering av bariumhydroxiden bildas en mol bariumkatjoner och två högar av hydroxid-anjoner. Ba.(Åh.) 2 ⇄ Ba. 2+ + 2 Åh. -

Produktion:med elektrolytisk dissociation bildas alkalier av metallkatjoner och hydroxidanjoner.

Olösliga fundament praktiskt taget utsätt inte elektrolytisk dissociationEftersom de är praktiskt taget olösliga, och när uppvärmningen sönderdelas, kan smältan inte erhållas.

Fikon. 2. Strukturen av klorid och vattenmolekyler

Tänk på processen med elektrolytsyra-dissociation. Syramolekyler bildas av en kovalent polär bindning, och därför består syror inte från joner, men från molekyler.

Frågan uppstår - hur dissocierar syra, det vill säga hur fria laddade partiklar bildas i syror? Det visar sig att jonerna är formade i syra-lösningar när de är upplösta.

Tänk på processen med elektrolytisk dissociation av kloroodor i vattenMen för detta skriver vi ner strukturen hos molekylerna av kloroodor och vatten. Fig. 2.

Båda molekylerna är bildade av en kovalent polär bindning. Elektrondensiteten i kloridmolekylen skiftas till kloratomen och i vattenmolekylen - till syretatomen. Vattenmolekylen är kapabel att riva väte-katjonen från kloridmolekylen, medan hydroxonkatjonet bildas H3O +.

I den elektrolytiska beaktas inte - vanligtvis säger de att vätekationen är formad.

Därefter ser ekvationen av dissociationen av chloroodor ut så här:

Hcl⇄ H. + + Cl. -

Vid dissociation av en bering av klorid bildas en mol väte-katjon och en molklorid-anjoner.

Snabbdissociation av svavelsyra

Tänk på processen med elektrolytisk dissociation av svavelsyra. Svavelsyra-dissocieres steg i två steg.

Jag- Jag scendissociation

I det första steget är en katjon av väte bruten och hydrosulfatanjonen bildas.

II - Jag är ett skede av dissociation

I det andra steget uppstår ytterligare dissociation av hydrosulfatanjoner. HSO. 4 - ⇄ H. + + SÅ. 4 2-

Detta stadium är reversibelt, det vill säga sulfatformade-jonerna kan fästa vätekatjonerna och förvandlas till hydrosulfatanjoner. Detta visas ett tecken på reversibilitet.

Det finns syror som inte helt dissocieras i det första steget - sådana syror är svaga. Till exempel koalinsyra H2CO3.

Nu kan vi förklara varför kokpunkten för elektrolytlösningen kommer att vara högre än kokpunkten för den icke-elektrolytlösning.

När den upplöses sammanfogar lösningsmolekylen med lösningsmedelsmolekylerna, exempelvis - vatten. De större partiklarna i den upplösta substansen belägen i en volym vatten, kommer den att ligga över dess kokpunkt. Tänk nu att lika stora mängder substanselektrolyt och substanser löses i samma volymer av vatten - icke-elektrolyt. Elektrolyten i vatten kommer att campack på jonerna, och därför kommer antalet partiklar att vara större än i fallet med upplösning av icke-elektrolyt. Således förklarar närvaron av fria partiklar i elektrolyten varför kokpunkten hos elektrolytlösningen kommer att vara högre än kokpunkten för den icke-elektrolytlösning.

Sammanfatta lektionen

I den här lektionen lärde du dig att lösningar av syror, salter och alkali elektriskt ledande, eftersom de laddade partiklarna bildas under deras upplösning. En sådan process kallas elektrolytisk dissociation. Under dissociation av salter bildas metallkatjoner och anjoner av sura rester. Med alkalisk dissociation bildas metallkatjoner och hydroxidanjoner. Under dissociation av syror bildas vätekationer och anjoner av syraresten.

1. Rudzitis G.e. Oorganisk och organisk kemi. Betyg 9: Textbook för allmänna utbildningsinstitutioner: Grundnivå / G. E. Rudzit, F.G. Feldman. M.: Upplysning. 2009119s.: Il.

2. POPEL P.P. Chimiya: 8 cl: Textbook för allmänna utbildningsinstitutioner / pp. Popel, HP färdighet. -K.: IC "Academy", 2008.-240 s.: Il.

3. Gabrielyan O.S. Kemi. Årskurs 9. Lärobok. Utgivare: droppe.: 2001. 224c.

1. №№ 326 (s.13) rudzit G.e. Oorganisk och organisk kemi. Betyg 9: Textbook för allmänna utbildningsinstitutioner: Grundnivå / G. E. Rudzit, f.g. Feldman. M.: Upplysning. 2009119s.: Il.

2. Vad är elektrolytisk dissociation? Ämnen, vilka klasser är elektrolyt?

3. Ämnen med vilken typ av kommunikation är elektrolyter?

Laboratoriearbete 3.

Elektrolyter

Syftet med arbetet: Studera de kemiska egenskaperna hos starka och svaga elektrolyter.

Arbetsuppgifter: Upprätta en förskjutning av jonjämvikt i lösningar av svaga elektrolyter; Lär dig att göra jonmolekylära utbytesreaktioner i elektrolytlösningar.

Reagens: CH 3 COONA (TV.), NaCl (TV.), Lösningar: HCl (0,1 M), CH3-COOH (0,1 M), H2S04, PB (NO3) 2, K2CRO4, BACL2 , Na2S04, CUSO4, NISO4, Na2C03, NH4CI, NaOH (konc.), Metylorange; Dessutom: NH4 OH (SPZ.), NH4 OH (konc.).

Utrustning: Provrör, pipetter.

Teoretisk del

Oorganiska ämnen, vars lösningar utförs av elektrisk ström, kallas elektrolyter. Lösningar av många organiska ämnen (socker, alkoholer) utför inte en elektrisk ström och är icke-elektrolyiter.

Uttrycket "elektrolyter" introducerade faradays, som trodde att ledningsförmågan hos lösningar berodde på sönderdelning av ämnen i det elektriska fältet (översatt från det grekiska elektrolytorganet "som är oblandat av el"). Men i slutet av XIX-talet. S. A. Arrenius på grundval av lösningsegenskaper Δt suppleant, Δt kip, P. OSM (Raouls lagar, ville-gooff) visade att förfallet inträffar utanför fältet - på scenen för upplösande ämnen. Arrhenius är författaren till grunden för teorin om elektrolytisk dissociation.

Den nuvarande teorin om lösningar (I. A. Kelukov, D. I. Mendeleev deltog i sin utveckling) baseras på lösningsmedlets avgörande roll (polära vattenmolekyler) i dissociation. Processen med utseendet av hydratiserade joner i vattenhaltiga lösningar kallas elektrolytisk dissociation.

Elektrolyter. - Dessa är ämnen som dissocierar (sönderfall) på joner. Joner i lösningar är inte fria, men bildar blad med vattenhydrater. Elektroliter innefattar syror, baser, salter och komplexa föreningar.

För att förklara skillnaderna i egenskaper (elektrisk ledningsförmåga och andra) i elektrolyter och icke-elektrolyter, introducerade Arrhenius begreppen av dissociations- och elektrolyterns kraft. Graden av dissociation av elektrolyt a- Detta är andelen molekyler som sönderdelar joner. I storleksgraden av dissociation är elektrolyte uppdelade i starka och svaga (ibland elektrolyterna av den genomsnittliga kraften).

Starka elektrolyter (α ≈ 1 eller 100%) i lösningar som nästan helt dissocieras på joner. Lösningar består endast av joner (eller hellre hydrater av joner). Denna process är irrelevant. Starka elektrolyter inkluderar:

Syror: HCl, HCB, HI, HNO3, HClO3, HClO4, H2C2O7, HMNO4, H2S04;

Baser (alkali): LiOH, NaOH, KOH, CA (OH) 2, BA (OH) 2, SR (OH) 2;

Salter: nästan alla;

Komplexa föreningar (de flesta): K3, SO4, Na2, etc.

Svagelektrolyter (α.< 0,3 или 30 %) диссоциируют на ионы незначительно и обратимо, к ним применим закон действующих масс. Их растворы состоят преимущественно из молекул. К слабым электролитам относятся многие неорганические и все органические кислоты, раствор аммиака, малорастворимые основания. Величина α слабых электролитов зависит от их концентрации: с разбавлением степень диссоциации увеличивается. Ее рассчитывают по закону разбавления Оствальда:

var TILL D - Konstant dissociation av svag elektrolyt (referensvärde);

C. - Molar koncentration av ämne, mol / l.

Beräkningar är endast korrekta i utspädda lösningar FRÅN < 0,1 моль/л. При больших концентрациях величину FRÅNbyt ut aktivitet men:

a \u003d f · s, (2)

var f. - Aktivitetskoefficient ( f. < 1 – справочная величина).

Anledningen är att med en ökning av koncentrationen i lösningar börjar stark jon manifest - joninteraktion: Coulomb-interaktionen av katjoner och anjoner bland dem själva. Till exempel i 0,1 M lösning av FCNDJHTrevatorNaCl f. \u003d 0,78, och i 1 M NaCl-lösning f. \u003d 0,66; 0,001 M CaCl2-lösning f. \u003d 0,84 och i 1 M lösning av CaCl2 F. = 0,5.

Exempel på dissociation av ämnen exklusive hydratisering (i en förenklad form)

Disionsbekämpningssyror

Starka syror dissocieras omedelbart av joner

HClO 4 → H + + ClO4 - (a ^ 100%).

Sammansättning av lösningen: H + och ClO4joner.

Svaga syror dissocierar till joner reversibel

HClo ↔ H + + ClO - ( α 0,1 M lösning \u003d 0,05%),

Sammansättningen av lösningen: HClO-molekyler (\u003e 99%) och H +, Clojoner.

Svaga multi-axelsyror dissocierar till joner reversibla och stegade

H2S ↔H + + HS - (1-steg av dissociation, a0.1 m lösning \u003d 0,07%),

HS - ↔ H + + S 2 - (2 dissociationssteg, a<< 1).

Sammansättningen av lösningen: H2S-molekyler (\u003e 99%), några H + och HS-joner - och extremt små S2 -.

Dissociation av baser

Starka baser dissocieras omedelbart av joner

BA (OH) 2 → BA2+ + 2OH - (a ≈ 100%).

Sammansättning av en lösning: BA2 + och OH joner -.

Svaga baser dissocierar till joner reversibel (multinsyrabaser dissocierar stegvis)

NH4 OH ↔ NH 4 + + OH - (α0.1 m lösning \u003d 1,3%).

Sammansättning av lösningen: övervägande NH4OH-molekyler och partiellt NH4 + och OH-joner -.

Dissociation av salter

De genomsnittliga salterna dissocieras omedelbart på joner:

Na2S → 2NA + + S 2 - ( α ≈ 100 %).

Sammansättning av en lösning: Na + och S2joner.

De sura och basiska salterna dissocierar på de första stegsjonerna som starka elektrolyter - irreversibelt och på andra och tredje steg som svaga elektrolyter - reversibelt

NAHS → NA + + HS - (1 dissociationssteg, α ≈ 100 %),

Cuoyno 3 → CuOH + + NO 3 - (1-skede av dissociation, α ≈ 100 %).

Det andra skedet av dissociation kan försummas ( α << 1).

	\|	Nästa föreläsning \u003d\u003d\u003e
Metod för att genomföra experiment och bearbetningsresultat	\|

Ledningsförmågan hos elektriska ström ämnen eller ingen konduktivitet kan observeras med en enkel anordning.

Den består av kolstänger (elektroder) som är fästa av ledningar till det elektriska nätverket. Kretsen innefattar en glödlampa som visar närvaron eller ingen ström i kedjan. Om du sänker elektroderna i en sockerlösning, tänds glödlampan inte. Men det blir ljust om de utelämnas till natriumkloridlösningen.

Ämnen som uppstår på joner i lösningar eller smälta och därmed ledande elektrisk ström kallas elektrolyter.

Ämnen som på samma sätt på joner inte sönderfaller och den elektriska strömmen inte utförs, kallas icke-elektroprologier.

Elektrolyterna innefattar syror, baser och nästan alla salter.

Neelectricates inkluderar de flesta organiska föreningar, såväl som ämnen, där endast kovalenta icke-polära eller lågpolära anslutningar är tillgängliga.

Elektrolyter - andra sorteringsledare. I lösning eller smälta sönderdelas de i joner, på grund av vilka strömmen strömmar. Självklart, ju fler joner i lösningen, desto bättre utför den elektriska strömmen. Rengör vatten elektrisk ström spenderar mycket dåligt.

Skilja styrkor och svaga elektrolyter.

Starka elektrolyter när upplöst införing är helt dissocierad på joner.

Dessa inkluderar:

1) nästan alla salter;

2) Många mineralsyror, till exempel H2S04, HNO3, HSL, HBr, HI, NMNO4, NSLO3, NSLO4;

3) Baserna av alkaliska och jordalkalimetaller.

Svaga elektrolyter När det är upplöst i vatten, dissocierar endast delvis i joner.

Dessa inkluderar:

1) nästan alla organiska syror;

2) Vissa mineralsyror, till exempel H2CO3, H2S, HNO2, HClo, H2SiO3;

3) Många baser av metaller (med undantag för alkaliska och jordalkalimetallbaser), såväl som NH4OH, som kan avbildas som en ammoniakhydrat NH3H2O.

Svaga elektrolyter innefattar vatten.

Svaga elektrolyter kan inte ge en stor koncentration av joner i lösningen.

De viktigaste bestämmelserna i teorin om elektrolytisk dissociation.

Nedbrytningen av elektrolyter på joner när de löses i vatten kallas förhöjd med förhöjd dissociation.

Således sönderdelas natriumklorid NaCl när de löses i vatten fullständigt på natriumjoner Na + och Cl-kloridjoner.

Vatten bildar vätejoner H + och hydroxidjoner, det är endast i mycket mindre mängder.

För att förklara särdragen hos vattenhaltiga lösningar av elektrolyter med en svensk forskare S. Arrhenius år 1887 föreslogs teorin om elektrolytisk dissociation. I framtiden utvecklades det av många forskare på grundval av undervisningen om strukturen av atomer och kemiska obligationer.

Det moderna innehållet i denna teori kan minskas till följande tre positioner:

1. Elektrolyterna när de löses i vattenförfall (dissonated) på joner - positiv och negativ.

Joner är i mer stabila elektroniska tillstånd än atomer. De kan bestå av en atom - det här är enkla joner (Na +, Mg 2+, Al 3+, etc.) - eller från flera atomer - dessa är komplexa joner (NO3, SO 2-4, RO Z-4 etc.).

2. Under den elektriska verkan, förvärvar jéerna riktningsrörelsen: positivt laddade joner Flytta till katoden, som är negativt laddad - till anoden. Därför kallas den första katjonerna, andra anjoner.

Den riktningsrörelse av joner uppträder som ett resultat av attraktionen av dem motsatt laddade elektroder.

3. Dissociation är en reversibel process: parallellt med sönderfallet av molekyler till joner (dissociation) strömmar processen med anslutning av joner (associering).

Därför, i ekvationerna av elektrolytisk dissociation, istället för tecken på jämlikhet, sätts ett tecken på reversibilitet. Exempelvis är dissociationsekvationen för elektrolyten Ka-molekylen till K + katjon och anjon A - i allmänhet skrivet enligt följande:

Ka ↔ K + + A -

Teorin om elektrolytisk dissociation är en av de viktigaste teorierna i oorganisk kemi och är helt förenlig med atommolekylära läror och teorin om atomens struktur.

Graden av dissociation.

En av de viktigaste begreppen av teorin om den elektrolytiska dissociationen av Arrhenius är begreppet dissociation.

Graden av dissociation (a) kallas förhållandet mellan antalet molekyler som har brutit i joner (n ") till det totala antalet upplösta molekyler (n):

Graden av elektrolytdissociation bestäms av det experimentella sättet och uttrycks i fraktionerna av enheten eller i procent. Om α \u003d 0, är \u200b\u200bdissociation frånvarande, och om a \u003d 1 eller 100%, är elektrolyten helt sönderdelad av joner. Om a \u003d 20%, då betyder detta att av 100 molekyler av denna elektrolyt 20 bröt upp på joner.

Olika elektrolyter har olika dissociationer. Erfarenheten visar att det beror på koncentrationen av elektrolyt och på temperatur. Med en minskning av koncentrationen av elektrolyt, d.v.s. Vid utspädning av det med vatten ökar graden av dissociation alltid. Som regel ökar graden av dissociation och en temperaturökning. Enligt graden av dissociation är elektrolyter uppdelade i starka och svaga.

Tänk på förskjutningen av jämvikten, som är etablerad mellan de osynliga molekylerna och joner i den elektrolytiska dissociationen av svag elektrolyt-ättiksyra:

CH3 COXY ↔ CH3COO - + H +

När lösningen av ättiksyra utspädes med vatten, kommer jämvikten att skiftas mot bildningen av joner, graden av dissociation av syra ökar. Tvärtom, vid utvärdering av lösningen, växlar jämviktsskiftet mot bildandet av sura molekyler - graden av dissociation minskar.

Från detta uttryck är det uppenbart att a kan variera från 0 (ingen dissociation) till 1 (fullständig dissociation). Graden av dissociation uttrycks ofta i procent. Graden av elektrolytdissociation kan endast bestämmas av experimentellt, exempelvis vid mätning av lösningstemperaturen hos lösningen, lösningens elektriska ledningsförmåga etc.

Dissociationsmekanism

Det enklaste av ämnena med jonbindning dissocierar. Som ni vet består dessa ämnen av joner. När de löstes, är vattendipolerna orienterade kring positiva och negativa joner. Det finns ömsesidiga attraktionskrafter mellan joner och dipoler av vatten. Som ett resultat försvagas förhållandet mellan joner, övergången av joner från kristallen i lösningen inträffar. Samtidigt bildas hydratiserade joner, d.v.s. joner, kemiskt associerade med vattenmolekyler.

De elektrolyter vars molekyler är formade av den typ av polär kovalent bindning (polära molekyler) dissocieras. Vattendipolerna är också fokuserade runt varje polär molekyl av substansen, som lockas av deras negativa poler till molekylens positiva pol och de positiva polerna till den negativa polen. Som ett resultat av denna interaktion skiftar bindemedelselektronmoln (elektronpar) helt till en atom med större elektronegitans, den polära molekylen blir till joniska och därefter är hydratiserade joner lättformade:

Dissociationen av polära molekyler kan vara fullständiga eller partiella.

Således är elektrolyter föreningar med joniska eller polära bindningar - salter, syror och baser. Och de kan dissociera på joner i polära lösningsmedel.

Dissociation konstant.

Dissociation konstant. En mer exakt karakteristik för elektrolytdissociationen är en dissociationskonstant, som inte beror på koncentrationen av lösningen.

Uttrycket för dissociationskonstanten kan erhållas om du skriver ekvationen av svaret hos elektrolyten AK-skivor i allmän form:

A K → A - + K +.

Eftersom dissociation är en reversibel jämviktsprocess är lagen hos de aktiva massorna tillämplig på denna reaktion och kan bestämmas av jämviktskonstanten som:

där K är en dissociationskonstant, som beror på elektrolytens och lösningsmedlets temperatur och natur, men beror inte på koncentrationen av elektrolyt.

Jämviktskonstantintervallet för olika reaktioner är mycket stort - från 10 -16 till 10 15. Till exempel hög betydelse TILLför reaktion

det betyder att om i en lösning innehållande AG + silverjoner gör en metallkoppar, då vid jämviktstidpunkten är koncentrationen av kopparjoner mycket större än den fyrkantiga koncentrationen av silverjoner 2. Tvärtom, låg mening TILLi reaktionen

det föreslår att balansen av jämvikt löstes, löstes en försumbar mängd silver AGI.

Var särskilt uppmärksam på form av skrivuttryck för jämviktskonstant. Om koncentrationerna av vissa reagens inte förändras signifikant under reaktionsprocessen, registreras de inte i uttrycket för jämviktskonstanten (Sådana konstanter indikeras med 1).

Så, för reaktionen av koppar med silver, kommer uttrycket att vara felaktigt:

Nästa formulär kommer att vara korrekt:

Detta förklaras av det faktum att koncentrationerna av metallkoppar och silver introduceras i jämviktskonstanten. Koppar och silverkoncentrationer bestäms av deras densitet och kan inte ändras. Därför har dessa koncentrationer ingen mening att ta hänsyn till vid beräkningen av jämviktskonstanten.

På liknande sätt förklaras uttryck av jämviktskonstanter i upplösning av Agcl och AGI

Arbetslöshet. Konstanterna i dissociationen av låglösliga salter och hydroxider av metaller kallas lösligheten hos motsvarande substanser (betecknad med PR).

För vattendissociationsreaktion

konstant uttryck kommer att vara:

Det förklaras av det faktum att koncentrationen av vatten under reaktioner i de vattenhaltiga lösningarna varierar mycket något. Därför antas att koncentrationen [H2O] förblir konstant och införes i jämviktskonstanten.

Syror, baser och salter från positionen av elektrolytisk dissociation.

Med hjälp av teorin om elektrolytisk dissociation ger de en definition och beskriver egenskaperna hos syror, baser och salter.

Syrorna kallas elektrolyter, under dissociering av vilka endast vätekationer är utformade som katjoner.

Till exempel:

HCl ↔ H + + med L -;

CH3 COXY ↔ H + + CH 3 SOO

Dissociationen av polypinsyra fortsätter huvudsakligen i det första steget, i mindre utsträckning på den andra och endast i liten grad - på den tredje. I en vattenhaltig lösning, exempelvis fosforsyra, tillsammans med H3O-molekyler, finns det joner (i successivt minskade kvantiteter) H2 PO 2-4, NRO 2-4 och PO 3-4

H 3 PO 4 ↔ H + + N2 RO - 4 (första steget)

H 2 RO - 4 ↔ H + + NRO 2-4 (andra etapp)

NRU 2-4 ↔ N + PO Z-4 (tredje etapp)

Basiska syran bestäms av antalet vätekationer, vilka bildas under dissociation.

Så, HCl, HNO3 är monofoniska syror - en katjon av väte bildas;

H2S, H2CO3, N2S04 - Tvåaxel,

H 3 PO4, H 3 ASO 4 - Treaxel, som två och tre vätekationer bildas respektive.

Av de fyra väteatomerna som ingår i molekylen av ättiksyra av COxi CH3 kan endast en, som är en del av karboxylgruppen - coxi, dumpa i form av en + katjon, är en ättiksyra-monoxi .

Två - och multi-axelsyror dissocierar stegvis (gradvis).

Grunderna kallas elektrolyter, under dissociation av vilka endast hydroxidjoner är utformade som anjoner.

Till exempel:

Koh ↔ K + + OH -;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Baserna lösliga i vatten kallas alkalis. De är lite. Dessa är baserna av alkaliska och jordalkalimetaller: Lioh, Naon, Con, RBU, CSON, Fron och Ca (OH) 2, SR (OH) 2, VA (OH) 2, RA (OH) 2, liksom NN 4. De flesta baser i vatten är mindre lösliga.

Basens surhet bestäms av antalet hydroxylgrupper (hydroxochrupp). Till exempel, NN4, det är en enstaka bas, Ca (OH) 2 - tvåcell, Fe (OH) 3 är en trecylindrig etc. Två- och multinsyrabaser dissocieras av stegvis

Ca (OH) 2 ↔ SA (OH) + + OH - (första steg)

Ca (OH) + ↔ CA 2+ + OH - (andra etapp)

Emellertid är elektrolyter tillgängliga, vilka under dissociation samtidigt bildar vätekationer och hydroxid-joner. Dessa elektrolyter kallas amfotera eller amfoliter. Dessa inkluderar vatten, zinkhydroxider, aluminium, krom och ett antal andra ämnen. Vatten, till exempel dissocierar N + och IT - (i mindre mängder):

H 2 o ↔ h + + han -

Därför är det lika uttalat och sura egenskaper som orsakas av närvaron av vätekationer H + och alkaliska egenskaper som orsakas av närvaron av joner är det.

Dissociationen av den amfotera zinkhydroxiden Zn (OH) 2 kan uttryckas av ekvationen

2H - + ZN 2+ + 2N 2 O ↔ Zn (OH) 2 + 2N 2 O ^ 2- + 2N +

Salterna är elektrolyterna, med dissociationen av vilken metallkatjonerna är utformade såväl som ammoniumkatjon (NH4) och anjoner av sura rester

Till exempel:

(NH4) 2 så 4 ^ 2NH + 4 + SO 2-4;

Na 3 PO 4 ↔ 3NA + + PO 3-4

Så dissocierar de genomsnittliga salterna. De sura och grundläggande salterna dissocierar stegvis. I syrasalter klyvas metalljoner och sedan vätekationer. Till exempel:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2-4

I huvudsalterna klyvas sura rester först och därefter hydroxidjoner.

Mg (OH) cl ↔ mg (OH) + + Cl -

Förutom dissociationskonstanten kan elektrolytkraften bestämmas med värdet av en annan parameter beroende på koncentrationen av lösningen. En sådan parameter är uppenbar grad av dissociation Som visar andelen molekyler som har brutit på jonerna.

Graden av dissociation (  ) - Detta är förhållandet mellan antalet molekyler som har brutit in i joner (n förrän ) till det totala antalet lösningsmolekyler (n samhälle. ) :

Graden av dissociation uttrycks i fraktionerna av en enhet eller i procent. Eftersom det totala antalet substansmolekyler i lösning är proportionellt mot antalet ämnet och dess molära koncentration, kan du skriva:

(7.6.5.)

där n dis. och c dis. - respektive mängden och molärkkoncentrationen av den upplösta substansen utsattes för elektrolytisk dissociation.

De starka elektrolyterna tillhör konventionellt de ämnen som verkar graden av dissociation av vilken i lösningen överstiger 30% (\u003e 0,3). Vid < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.

Graden av dissociation bestäms vanligen i enlighet med mätningen av elektriska ledningsförmågan hos lösningar, som är direkt proportionell mot koncentrationen av fritt rörliga joner. I det här fallet, inte sanna värden , men verkar värderingar. De är alltid mindre än de sanna värdena , för Jonerna vid körning till elektroderna ansiktet och delvis minskar deras rörlighet, speciellt med sina höga koncentrationer i lösningen, när elektrostatisk attraktion sker mellan joner. Exempelvis är det verkliga värdet av graden av elektrolytisk dissociation av HCl i en utspädd lösning 1, i en 1 M lösning  \u003d 0,78 (78%) vid 18 ° C emellertid i denna lösning, 22% av den ogrundade HCl Molekyler är inte innehållna, nästan alla molekyler dissocieras.

Elektrolyter som dissocieras nästan helt i en utspädd vattenhaltig lösning kallas starka elektrolyter.

För starka elektrolyter i vattenhaltiga lösningar ägs nästan alla salter, många oorganiska syror (H2S04, HNO3, HClO4, halogena, utom HF et al.), S-elements hydroxider (undantag - BE (OH) 2 och Mg (OH) 2). De uppenbara värdena för åtgärderna hos dessa elektrolyter är från 70 till 100%. Dissociationen av starka elektrolyter är en praktiskt taget irreversibel process. :

HCl  H + + Cl - eller HCl \u003d H + + Cl -

syror är substanser som dissocierar i vattenhaltig lösning för att bilda vätskamrater och en anjoner av syraresten, baserna är substanser som dissocierar i en vattenhaltig lösning för att bilda OH-hydroxidjoner - och metallkationer .

Svaga multi-axelsyror dissocierar stegvis. Varje steg kännetecknas av sitt värde av dissociationskonstanten, till exempel:

På grund av den stegade dissociationen polyshniska syror är kapabla att bilda sura salter, NaHSO4, NaHCO3, K2HPO 4, etc.

Svaga multinsyrabaser dissocierar stegade:

Detta förklaras möjligheten hos multinsyrabaser för att bilda grundläggande salter: Cuohcl, (ZnOH) 2 SO4, etc.

Elektrolyter som dissocieras i en utspädd vattenhaltig lösning som delvis kallas svag. Dissociation av svaga elektrolyter - reversibel process

t.ex:

Graden av elektrolytisk dissociation beror på:

elektrolyt och lösningsmedels natur;

koncentration av lösning;

temperatur

och ökar med att öka utspädningen av lösningen:

Graden av dissociation ökar med en ökning av lösningens temperatur. En ökning av den kinetiska energin hos upplösta partiklar bidrar till sönderdelning av molekyler till joner, vilket leder till en ökning av graden av dissociation när lösningarna upphettas.

Om i en lösning av svag syra eller en svag bas för att öka koncentrationen av den eponymousjonen genom införandet av lämpligt salt, är det en skarp förändring i graden av dissociation av svag elektrolyt. Tänk på exempelvis som ättiksyra (CH3COOH) ändras, när natriumacetatlösningen införs i natriumacetatlösningen (införandet av chotozo-ionerna).

Enligt principen om Le Chatel, jämvikten i dissociationsprocessen

den kommer att visas till vänster som ett resultat av en ökning av koncentrationen av acetatjoner CH3-coo-bildad under dissociation av natriumacetat:

CH3 COONA  CH3COO - + Na +.

En sådan förskjutning av jämvikt mot bildandet av CH3-COOH betyder en minskning av graden av dissociation och leder till en minskning av koncentrationen av vätejoner, till exempel:

Således, som ett resultat av introduktion i 1 L 0,01 M lösning CH3 COOH 0,01 mol CH3 COONA, minskade koncentrationen av vätejoner i

Ur synvinkel av teorin om elektrolytisk dissociation amfotera hydroxider (amfoliter) är substanser som dissocierar i en vattenhaltig lösning, både av typen av syror och av typen av bas. Dessa inkluderar Be (OH) 2, Zn (OH) 2, PB (OH) 2, SN (OH) 2, Al (OH) 3, CR (OH) 3, etc., t ex de elektrolytiska dissociationekvationerna är (OH ) 2:

1) Dissociation av bastyp:

Var (OH) 2 + 3H 2 O  OH - +

H 2 O  OH - +

2) Dissociation av typen av syra:

Vara (oh) 2 + 2H2O  H + +

 H + +

Det finns ett bestämt mönster mellan den konstanta och graden av dissociation, som 1888. Utrustad V. Super och lyckades förklara det. Detta mönster kallades därefter lagen om inlösen Ostlyland.

Experimentell etablering av störningen av OSTEL-utspädningsrätten var av stor betydelse för att underbygga teorin om elektrolytisk dissociation.

K d är förknippad med ett förväntat beroende. Om den totala molära koncentrationen av elektrolyt i lösning betecknas med Ka, för binär elektrolyterkoncentration av joner K Y + och en X- är lika med · C ka. Det är uppenbart att

\u003d \u003d · C ka,

C KA -  · C KA \u003d C KA · (1-), sedan

(7.6.6.)