Disociace iontoměničové reakce. Elektrolytická disociace

LEKCE 9 10. třída(první ročník studia)

Teorie elektrolytické disociace. Plán reakcí iontové výměny

1. Elektrolyty a neelektrolyty.

2. Teorie elektrolytické disociace (ED) od S.A. Arrhenia.

3. Mechanismus elektrolytické disociace elektrolytů s iontovými a kovalentními polárními vazbami.

4. Stupeň disociace.

5. Kyseliny, zásady, amfoterní hydroxidy, soli z pohledu TED.

6. Význam elektrolytů pro živé organismy.

7. Disociace vody. Iontový produkt vody. Indikátor vodíku. Média vodných roztoků elektrolytů. Ukazatele.

8. Iontoměničové reakce a podmínky jejich vzniku.

Na základě schopnosti vést elektrický proud ve vodném roztoku nebo tavenině lze všechny látky rozdělit na elektrolyty a neelektrolyty.

Elektrolyty– jde o látky, jejichž roztoky nebo taveniny vedou elektrický proud; Elektrolyty (kyseliny, soli, zásady) obsahují iontové nebo polární kovalentní vazby.

Neelektrolyty– jde o látky, jejichž roztoky nebo taveniny nevedou elektrický proud; v molekulách neelektrolytů (organické látky, plyny, voda) jsou vazby kovalentní nepolární nebo nízkopolární.

Pro vysvětlení elektrické vodivosti roztoků a tavenin elektrolytů vytvořil Arrhenius v roce 1887 teorie elektrolytické disociace, jehož hlavní ustanovení jsou následující.

1. Molekuly elektrolytu v roztoku nebo tavenině podléhají disociaci (rozpadají se na ionty). Proces rozpadu molekul elektrolytu na ionty v roztoku nebo tavenině se nazývá elektrolytická disociace. Ionty- Jsou to částice, které mají náboj. Pozitivně nabité ionty - kationtů, záporně nabitý – anionty. Vlastnosti iontů se liší od vlastností odpovídajících neutrálních atomů, což se vysvětluje odlišnou elektronovou strukturou těchto částic.

2. V roztoku nebo tavenině se ionty pohybují chaoticky. Když však roztokem nebo taveninou prochází elektrický proud, pohyb iontů se stává uspořádaným: kationty se pohybují směrem ke katodě (záporně nabitá elektroda) a anionty se pohybují směrem k anodě (kladně nabitá elektroda).

3. Disociace je vratný proces. Současně s disociace přichází sdružení– proces tvorby molekul z iontů.

4. Celkový součet nábojů kationtů v roztoku nebo tavenině se rovná celkovému součtu nábojů aniontů a má opačné znaménko; roztok jako celek je elektricky neutrální.

Hlavním důvodem disociace v roztocích s polárním rozpouštědlem je solvatace iontů (v případě vodných roztoků hydratace). K disociaci iontových sloučenin ve vodném roztoku dochází úplně (KCl, LiNO 3, Ba(OH) 2 atd.). Elektrolyty s polárními kovalentními vazbami mohou částečně nebo úplně disociovat v závislosti na polaritě vazby (H 2 SO 4, HNO 3, HI atd.). Hydratované ionty se tvoří ve vodném roztoku, ale pro usnadnění psaní rovnice zobrazují ionty bez molekul vody:

Některé elektrolyty disociují úplně, jiné - částečně. Pro charakterizaci disociace je představen pojem stupeň elektrolytické disociace. Hodnota ukazuje poměr počtu disociovaných molekul n na počet rozpuštěných molekul N elektrolyt v roztoku:

= n/N.

Stupeň disociace se zvyšuje, když se roztok zředí a teplota roztoku se zvýší. Podle stupně disociace se elektrolyty dělí na silné, střední a slabé. Silné elektrolyty v roztoku téměř úplně disociují, jejich stupeň disociace je více než 30 % a má tendenci ke 100 %. Mezi střední elektrolyty patří elektrolyty, jejichž stupeň disociace se pohybuje od 3 % do 30 %. Stupeň disociace slabých elektrolytů je menší než 3 %. Mezi silné elektrolyty patří soli, silné kyseliny a zásady. Mezi slabé patří slabé kyseliny, nerozpustné zásady, hydroxid amonný, voda.

Z hlediska teorie elektrolytické disociace je možné definovat látky různých tříd.

Kyseliny– jedná se o elektrolyty, které při disociaci tvoří vodíkové kationty a anionty kyselého zbytku. Počet disociačních kroků závisí na zásaditosti kyseliny, například:

HCl H + + Cl –,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – 2H + + CO 3 2–.

Důvody– jedná se o elektrolyty, které se disociují na kovové kationty a anionty hydroxylové skupiny. Počet disociačních kroků závisí na kyselosti báze, například:

NaOH Na + + 2OH -,

Ca(OH) 2 CaOH + + OH – Ca 2+ + 2OH – .

Amfoterní hydroxidy– jedná se o slabé elektrolyty, které po disociaci tvoří jak vodíkové kationty, tak anionty hydroxylové skupiny, například:

Zn(OH) 2 ZnOH + + OH – Zn 2+ + 2OH – ,

H 2 ZnO 2 H + + HZnO 2 – 2H + + ZnO 2 2–.

Střední soli– jedná se o elektrolyty, které se disociují na kovové kationty a anionty zbytku kyseliny, například:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2–.

Kyselé soli– jedná se o elektrolyty, které se disociují na kovové kationty a komplexní anionty, které zahrnují atomy vodíku a zbytek kyseliny, například:

NaНСО 3 Na + + НСО 3 – .

Zásadité soli– jedná se o elektrolyty, které se disociují na anionty zbytku kyseliny a komplexní kationty sestávající z atomů kovů a hydroxylových skupin, například:

Cu(OH)Cl CuOH + + Cl – .

Komplexní soli- jedná se o elektrolyty, které po disociaci tvoří složité komplexní ionty, které jsou ve vodných roztocích zcela stabilní, například:

K 3 3K ++ 3–.

Elektrolyty jsou nedílnou součástí tekutin a tkání živých organismů. Pro normální průběh fyziologických a biochemických procesů jsou nezbytné kationty sodíku, draslíku, vápníku, hořčíku, vodíku, anionty chloru, síranové ionty, hydrogenuhličitanové ionty, hydroxidové ionty atd. Koncentrace těchto iontů v lidském těle jsou různé . Například koncentrace iontů sodíku a chloru jsou velmi významné a jsou denně doplňovány. Koncentrace vodíkových a hydroxidových iontů jsou velmi malé, ale hrají velkou roli v životních procesech, přispívají k normálnímu fungování enzymů, metabolismu, trávení potravy atd.

Disociace vody.

hodnota PH

Voda je slabý amfoterní elektrolyt. Disociační rovnice vody má tvar:

H 2 O H + + OH –

2H20 H30 + + OH-.

Koncentrace protonů a hydroxidových iontů ve vodě je stejná a je 10 –7 mol/l při 25 °C.

Součin koncentrací vodíkových iontů a hydroxidových iontů se nazývá iontový produkt vody a při 25 °C je 10 –14.

Prostředí jakéhokoli vodného roztoku lze charakterizovat koncentrací iontů H + nebo OH –. Existují neutrální, kyselé a alkalické roztoky.

V prostředí neutrálního roztoku:

10–7 mol/l,

v kyselém roztoku:

> , tzn. > 10 –7 mol/l,

v alkalickém roztoku:

> , tzn. > 10 –7 mol/l.

Pro charakterizaci prostředí roztoku je vhodné použít indikátor pH (tab. 1, viz str. 14). hodnota PH je záporný dekadický logaritmus koncentrace vodíkových iontů:

pH = –log.

Vzorce pro výpočet.

1. Vypočítejte normální koncentraci roztoku kyseliny (op. č. 1) nebo alkalického roztoku (op. č. 2) ze vzorce zákona ekvivalentů pro roztoky:

2. Ze vzorce pro normální koncentraci vypočítejte hmotnost kyseliny (exp. č. 1) nebo zásady (exp. č. 2) obsažené v 10 ml odpovídajícího roztoku:

3. Vypočítejte hmotnost vody (rozpouštědla) v 10 ml roztoku, uvažujte hustotu roztoku rovnou 1:

4. Pomocí získaných údajů vypočítejte dané koncentrace pomocí příslušných vzorců.

Laboratorní práce č. 5

Cíl práce: studovat podmínky pro vznik iontoměničových reakcí a pravidla pro zápis ionexových reakcí v molekulárních a iontově molekulárních formách.

Teoretická část.

Elektrolytická disociace nazývaný částečný nebo úplný rozpad molekul elektrolytu na ionty pod vlivem molekul polárního rozpouštědla. K disociaci dochází v důsledku složité fyzikálně-chemické interakce molekul elektrolytu s molekulami polárního rozpouštědla. Interakce iontů s molekulami polárního rozpouštědla se nazývá solvace (u vodných roztoků - hydratace) iontů. V roztocích elektrolytů se tvoří solvatované ionty.

Elektrolyty vedou elektrický proud, protože roztoky obsahují nabité částice: kationty a anionty.

Proces disociace je charakterizován kvantitativně stupeň elektrolytické disociace α. Stupeň disociace je poměr počtu molekul dezintegrovaných na ionty n k celkovému počtu molekul N rozpuštěné látky:

Stupeň disociace je vyjádřen jako procento nebo zlomek jednotky.

Elektrolyty se dělí do tří skupin: a) silné (α>30 %), b) střední (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Naučná literatura obsahuje tabulky stupňů disociace kyselin, zásad a solí. Stupeň disociace závisí na povaze rozpuštěné látky a rozpouštědla, teplotě, koncentraci a přítomnosti stejnojmenných iontů v roztoku. U slabých elektrolytů závisí stupeň disociace významně na koncentraci: čím nižší je koncentrace roztoku, tím větší je stupeň elektrolytické disociace.

Mnohem pohodlnější je charakterizovat schopnost elektrolytů disociovat do roztoku disociační konstanta K , která nezávisí na koncentraci roztoku. Disociační konstanta K je rovnovážná konstanta vratného procesu disociace slabého elektrolytu - kyseliny nebo zásady. Disociační konstanta kyselin se také nazývá konstanta kyselosti a disociační konstanta zásad se nazývá konstanta zásaditosti. Hodnoty disociačních konstant pro slabé elektrolyty jsou uvedeny v tabulkách pro standardní podmínky.

Disociační (bazitická) konstanta je vyjádřena jako poměr součinu rovnovážných koncentrací iontů v roztoku daného slabého elektrolytu ke koncentraci nedisociovaných molekul:

Disociační konstanta je mírou relativní síly slabých elektrolytů: čím je nižší, tím je elektrolyt slabší. Vztah mezi konstantou a stupněm disociace slabého binárního elektrolytu se řídí Ostwaldův zákon ředění:

Z hlediska elektrolytické disociace jsou kyseliny elektrolyty, které tvoří kladně nabité vodíkové neionty a anionty zbytků kyselin ve vodných roztocích. Vodíkové ionty jsou charakteristické pro kyseliny a určují jejich vlastnosti. Kyseliny, které jsou silnými elektrolyty: dusičná HNO 3, chlorovodíková HCl, bromovodíková HBr, jodovodíková HJ, sírová H 2 SO 4, mangan HMnO 4 a další.

Slabých elektrolytů je podstatně více než silných. Slabými elektrolyty jsou kyseliny: sirnatá H 2 SO 3, fluorovodíková, uhelná H 2 CO 3, sirovodík H 2 S, octový CH 3 COOH aj. Vícesytné kyseliny disociují postupně. Příklady kyselé disociace:

HCl = H + + Cl -

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

Stupeň I: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

nebo H2SO32H+ + SO32-,

Stupeň II: HSO 3 - H + + SO 3 2 -

Z hlediska elektrolytické disociace jsou báze elektrolyty, které ve vodných roztocích tvoří záporně nabité hydroxidové ionty OH - a kationty kovů. Hydroxidové ionty určují obecné vlastnosti bází. Báze s valencí kationtu větší než jedna disociují postupně. Silné elektrolyty jsou báze, ve kterých jsou kationty alkalické kovy a kovy alkalických zemin, s výjimkou Be(OH) 2 a Mg(OH) 2.

V zásadě jsou báze slabé elektrolyty, zejména ty tvořené amfoterními kovy. Amfoterní hydroxidy disociují v kyselém prostředí jako báze, v alkalickém jako kyseliny. Příklady disociace zásad a amfoterních hydroxidů:

NaOH = Na + + OH -

1 polévková lžíce. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -

II čl. FeOH + Fe 2+ + OH - nebo Fe(OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

Zn 2+ + 2OH - Zn(OH) 2 H 2 ZnО 2 2H + + ZnO 2 2-

Soli jsou elektrolyty, které se ve vodě disociují na kladné kovové ionty a záporné ionty kyselého zbytku.Všechny soli, které jsou vysoce rozpustné ve vodě, jsou silné elektrolyty. Příklady disociace normálních (středních), kyselých, bazických, komplexních a podvojných solí:

KBr = K++ Br-; K3=3K++3-;

NaHC03 = Na+ + HC03-; KAl(S04)2 = K+ + AI3+ + 2SO42-.

А1OHCl2 = АlОН 2+ +2С1 -;

Studium různých reakcí především v nevodných médiích vedlo k vytvoření obecnějších představ o kyselinách a zásadách. Jednou z nejvýznamnějších moderních teorií kyselin a zásad je protonová teorie, podle níž je kyselina donorem protonu, tedy částice (molekuly nebo iontu), která je schopna darovat vodíkový iont - proton, a báze je akceptor protonů, tzn. částice (molekula nebo iont) schopná přijmout proton. Například v reakci:

HC1+NH3 = NH4+ + Cl -

iont C1 - je konjugovaná báze kyseliny HCl a iont NH4 + je konjugovaná kyselina báze NH3. Mezi ionty dochází k reakcím v roztocích elektrolytů, na které se rozpadají molekuly rozpuštěných látek. Reakce se zapisují ve třech formách: molekulární, plně iontově molekulární a zkráceně iontově molekulární. Silné elektrolyty jsou psány ve formě iontů, středních a slabých elektrolytů, srážek a plynů - ve formě molekul. Podstatu reakce odráží zkrácená iontově-molekulární rovnice, která označuje pouze částice, které přímo reagují a neoznačuje ionty a molekuly, jejichž koncentrace se výrazně nemění. Reakce mezi elektrolyty postupují směrem k tvorbě plynu, sraženiny nebo slabší

elektrolyt.

Příklad reakce v roztocích elektrolytů: neutralizace silné kyseliny dusičné slabou zásadou (hydroxid amonný). Molekulární rovnice reakce:

HN03 + NH40H = NH4NO3 + H20.

Při této reakci jsou silnými elektrolyty kyselina dusičná a výsledná sůl dusičnanu amonného, ​​které jsou zapsány ve formě iontů, a slabými elektrolyty jsou hydroxid amonný a voda, které jsou zapsány ve formě molekul. Kompletní ion-molekulární rovnice je:

H+ + N03- + NH40H = NH4+ + N03- + H20.

Jak vidíte, pouze ionty NO 3 - nepodléhají změnám během reakce, vyjma nich, píšeme zkrácenou iontově-molekulární rovnici:

H+ + NH4OH = NH4+ + H20.

Praktická část

Ionto-molekulární výměnné reakce

Proveďte reakce mezi roztoky elektrolytů podle pokynů. K tomu nalijte 7-8 kapek jednoho činidla do zkumavky a přidejte 7-8 kapek jiného činidla. Všimněte si příznaků reakce: srážení, uvolňování plynu nebo změna zápachu (indikující vznik látky s nízkou disociací).

Poté, v souladu s pozorovanými příznaky, klasifikujte reakci jako jeden ze 3 typů:

1) iontoměničové reakce s tvorbou málo rozpustné látky (sraženiny);

2) iontoměničové reakce s uvolňováním plynu;

3) iontoměničové reakce s tvorbou slabého elektrolytu.

Zapište každou reakci ve 3 formách:

a) molekulární,

b) kompletní iontově molekulární,

c) zkráceně iontově molekulární.

Udělejte závěr o směru iontoměničových reakcí.

Seznam úkolů:

1. CH 3 COONa + H 2 SO 4 2. NaNO 2 + H 2 SO 4 3. MgCl 2 + Na 3 PO 4 4. NH 4 Cl + KOH 5. Na 2 CO 3 + HCl 6. Na 2 CO 3 + Ba(NO 3) 2 7. (CH 3 COO) 2 Pb+HCl 8. Hg(NO 3) 2 +NaOH 9. H 2 SO 4 +BaCl 2 10. NaCl+Pb(NO 3) 2 11. NiSO 4 +KOH 12. NaNO 2 +HCl 13. Bi(NO 3) 3 +KOH 14. Na 2 S+CdCl 2 15. Bi(NO 3) 3 +Na 2S 16. CoSO 4 +KOH 17. CuSO 4 +KOH 18. Na 2 CO 3 + HNO 3 19. K 2 CrO 4 + CuSO 4 20. K 2 CrO 4 + MnSO 4 21. K 2 CrO 4 + NiSO 4 22. K 2 CO 3 + MnSO 4 23. Na 2 SO 3 + HC1

24. Hg(NO 3) 2 + Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH přebytek 27. AlCl 3 + KOH 28. FeCl 3 + Na 3 PO 4 29. K 2 CrO 4 + Ba(NO 3) 2 30. NaNO 2 +HNO 3 31. MgCl 2 + NaOH 32. CuSO 4 + NH 4 OH 33. CuSO 4 + NH 4 OH ex 34. AlCl 3 + KOH ex 35. Pb(NO 3 ) 2 +KI 36. CH 3 COOK+ HCl 37. Al 2 (SO 4) 3 +NaOH 38. Al 2 (SO 4) 3 + NaOH ex 39. CoSO 4 + Na 2 S 40. Pb(NO 3) 2 + Na 3 PO 4 41. Na 3 PO 4 + CuSO 4 42. CH 3 COOK+ HNO 3 43. CH 3 COOH + KOH 44. CoSO 4 + NH 4 OH 45. CoSO 4 + NH 4 OH ex 46. Hg(NO 3 ) 2 + KI

47. Hg(NO 3) 2 + KI ext 48. CdCl 2 + NH 4 OH 49. CdCl 2 + NH 4 OH ext 50. NaHCO 3 + HNO 3 51. ZnSO 4 + BaCl 2 52. ZnSO 4 + KOH 53. ZnSO 4 +KOH ex 54. (CH 3 COO) 2 Pb+ H 2 SO 4 55. NaHCO 3 +H 2 SO 4 56. (NH 4) 2 SO 4 +KOH 57. K 2 CO 3 + H 2 SO 4 58 (NH 4) 2 SO 4 +NaOH 59. K 2 CO 3 + HCl 60. CrCl 3 + KOH 61. CrCl 3 + KOH ex 62. ZnCl 2 +NaOH 63. ZnCl 2 +NaOH ex 64. MnSO 4 + KOH 65 MnSO 4 + Na 3 PO 4 66. Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 67. K 2 CO 3 + CH 3 COOH 68. Na 2 CO 3 + CH 3 COOH 69. NaHCO 3 + CH 3 COOH

Laboratorní práce č. 6

Lekce: Elektrolytická disociace. Indikátor vodíku. Iontoměničové reakce
cíle: systematizovat znalosti studentů o elektrolytické disociaci. Ukažte vědecký výkon zakladatelů teorie. Ukažte závislost vlastností látek na jejich struktuře. Sjednotit znalosti studentů k tématu do jednotného systému.
úkoly: Zlepšit dovednosti při sestavování disociačních rovnic, iontových rovnic, hydrolýzních rovnic. Rozvinout schopnost předpovídat prostředí roztoků různých solí. Systematizovat znalosti studentů o hydrolýze organických látek. Rozvíjet schopnost pozorovat, analyzovat a vyvozovat závěry.
Zařízení a činidla : multimediální projektor, počítač.

Během vyučování

Organizace času

Aktualizace základních znalostí:

Studenti odpovídají podle plánu:
- Jaká je elektrická vodivost roztoků?
- Elektrolytická disociace solí, zásad a kyselin.
- Mechanismus elektrolytické disociace látek s iontovými vazbami.

Úvod do studia nového tématu:- Proč roztoky kyselin, solí a zásad vedou elektrický proud?

Proč bude bod varu roztoku elektrolytu vždy vyšší než bod varu neelektrolytového roztoku o stejné koncentraci?

Učení nového materiálu:

1. Pojem elektrolytické disociace

V roce 1887 švédský fyzikchemik Svante Arrhenius, Při studiu elektrické vodivosti vodných roztoků navrhl, že v takových roztocích se látky rozpadají na nabité částice - ionty, které se mohou pohybovat k elektrodám - záporně nabité katodě a kladně nabité anodě.

To je důvod elektrického proudu v řešeních. Tento proces se nazýváelektrolytická disociace (doslovný překlad – štěpení, rozklad pod vlivem elektřiny). Tento název také naznačuje, že k disociaci dochází pod vlivem elektrického proudu. Další výzkum ukázal, že tomu tak není: ionty jsou pouze nosiči náboje v roztoku a existují v něm bez ohledu na to, zda roztokem prochází proud nebo ne. Za aktivní účasti Svante Arrhenia byla formulována teorie elektrolytické disociace, která bývá po tomto vědci pojmenována. Hlavní myšlenkou této teorie je, že elektrolyty se pod vlivem rozpouštědla spontánně rozpadají na ionty. A právě tyto ionty jsou nositeli náboje a jsou zodpovědné za elektrickou vodivost roztoku.

Elektrický proud je řízený pohyb volných nabitých částic. Již víte, že roztoky a taveniny solí a alkálií jsou elektricky vodivé, protože se neskládají z neutrálních molekul, ale z nabitých částic - iontů. Když se roztaví nebo rozpustí, ionty se stanouvolný, uvolnit nositelé elektrického náboje.

Proces rozkladu látky na volné ionty při jejím rozpouštění nebo tání se nazývá elektrolytická disociace.

2. Podstata procesu elektrolytické disociace solí

Podstatou elektrolytické disociace je, že se ionty uvolňují vlivem molekuly vody. Obr. 1. Proces rozkladu elektrolytu na ionty je znázorněn pomocí chemické rovnice. Napište disociační rovnici pro chlorid sodný a bromid vápenatý. Když jeden mol chloridu sodného disociuje, vytvoří se jeden mol sodných kationtů a jeden mol chloridových aniontů.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Když jeden mol bromidu vápenatého disociuje, vytvoří se jeden mol sodných kationtů a dva moly bromidových aniontů.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Vezměte prosím na vědomí: protože vzorec elektricky neutrální částice je napsán na levé straně rovnice, celkový náboj iontů musí být roven nule.

Závěr : při disociaci solí se tvoří kovové kationty a anionty zbytku kyseliny.

3. Podstata procesu elektrolytické disociace alkálií

Uvažujme proces elektrolytické disociace alkálií. Zapišme disociační rovnici v roztoku hydroxidu draselného a hydroxidu barnatého.

Když jeden mol hydroxidu draselného disociuje, vytvoří se jeden mol draselných kationtů a jeden mol hydroxidových aniontů.KOH ⇄ K++ +OH-

Když jeden mol hydroxidu barnatého disociuje, vytvoří se jeden mol kationtů barya a dva moly hydroxidových aniontů.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

Závěr: Při elektrolytické disociaci alkálií vznikají kovové kationty a hydroxidové anionty.

Báze, které jsou nerozpustné ve vodě, prakticky nepodléhají elektrolytické disociaci, protože jsou ve vodě prakticky nerozpustné a při zahřívání se rozkládají, takže nelze získat taveninu.

4. Podstata procesu elektrolytické disociace kyselin

Zvažte proces elektrolytické disociace kyselin. Molekuly kyselin jsou tvořeny polárními kovalentními vazbami, což znamená, že kyseliny se neskládají z iontů, ale z molekul.

Nabízí se otázka: jak potom kyselina disociuje, tedy jak v kyselinách vznikají volné nabité částice? Ukazuje se, že ionty vznikají v kyselých roztocích právě při rozpouštění.

Uvažujme proces elektrolytické disociace chlorovodíku ve vodě, ale k tomu si zapíšeme strukturu molekul chlorovodíku a vody. Obě molekuly jsou tvořeny polární kovalentní vazbou. Elektronová hustota v molekule chlorovodíku je posunuta směrem k atomu chloru a v molekule vody - směrem k atomu kyslíku. Molekula vody je schopna abstrahovat vodíkový kationt z molekuly chlorovodíku, což vede k vytvoření hydroniového kationtu H3O+.

Pak disociační rovnice pro chlorovodík vypadá takto:HCl ⇄ H+ + Cl-

5. Postupná disociace kyselin

Postupná disociace kyseliny sírové

Zvažte proces elektrolytické disociace kyseliny sírové. Kyselina sírová se disociuje postupně, ve dvou fázích.

Fáze I disociace

V první fázi se oddělí jeden vodíkový kation a vytvoří se hydrogensíranový anion.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

hydrogensíranový anion.

II - stadium disociace

Ve druhém stupni dochází k další disociaci hydrogensíranových aniontů.HSO4- ⇄ H++ + SO42-

Tento stupeň je reverzibilní, to znamená, že výsledné síranové ionty mohou připojit vodíkové kationty a přeměnit se na hydrogensíranové anionty. To je znázorněno znakem reverzibility.

Existují kyseliny, které nedisociují úplně ani v první fázi – takové kyseliny jsou slabé. Například kyselina uhličitá H2CO3.

Vodíkový index charakterizuje koncentraci volných vodíkových iontů ve vodě.

Pro usnadnění zobrazení byl zaveden speciální indikátor zvaný pH, což je logaritmus koncentrace vodíkových iontů, braný s opačným znaménkem, tj. pH = -log.

Zjednodušeně řečeno, hodnota pH je určena kvantitativním poměrem H iontů ve vodě + a on - , vzniklé při disociaci vody. Pokud má voda oproti OH iontům snížený obsah volných vodíkových iontů (pH>7). - , pak bude mít voda alkalickou reakci a se zvýšeným obsahem H iontů + (pH<7)- кислую. В идеально чистой дистиллированной воде эти ионы будут уравновешивать друг друга. В таких случаях вода нейтральна и рН=7. При растворении в воде различных химических веществ этот баланс может быть нарушен, что приводит к изменению уровня рН.

Reflexe: vytvořte syncwine

D/Z:

Shrnutí lekce

V této lekci jste se naučili, že roztoky kyselin, solí a zásad jsou elektricky vodivé, protože při jejich rozpuštění vznikají nabité částice – ionty. Tento proces se nazývá elektrolytická disociace. Při disociaci solí vznikají kovové kationty a anionty kyselých zbytků. Při disociaci alkálií se tvoří kovové kationty a hydroxidové anionty. Když kyseliny disociují, tvoří se vodíkové kationty a anionty zbytku kyseliny.

Elektrolyty a neelektrolyty

Z hodin fyziky je známo, že roztoky některých látek jsou schopny vést elektrický proud, zatímco jiné ne.

Látky, jejichž roztoky vedou elektrický proud, se nazývají elektrolyty.

Látky, jejichž roztoky nevedou elektrický proud, se nazývají neelektrolyty. Například roztoky cukru, alkoholu, glukózy a některých dalších látek nevedou elektrický proud.

Elektrolytická disociace a asociace

Proč roztoky elektrolytů vedou elektrický proud?

Švédský vědec S. Arrhenius, zkoumající elektrickou vodivost různých látek, dospěl v roce 1877 k závěru, že příčinou elektrické vodivosti je přítomnost v roztoku ionty, které se tvoří, když se elektrolyt rozpustí ve vodě.

Proces rozpadu elektrolytu na ionty se nazývá elektrolytická disociace.

S. Arrhenius, který se držel fyzikální teorie roztoků, nebral v úvahu interakci elektrolytu s vodou a domníval se, že v roztocích jsou volné ionty. Naproti tomu ruští chemici I. A. Kablukov a V. A. Kistyakovsky použili chemickou teorii D. I. Mendělejeva k vysvětlení elektrolytické disociace a dokázali, že při rozpuštění elektrolytu dochází k chemické interakci rozpuštěné látky s vodou, která vede k tvorbě hydrátů a následně disociují na ionty. Věřili, že roztoky neobsahují volné, nikoli „nahé“ ionty, ale hydratované ionty, tedy „oblečené do kabátu“ molekul vody.

Molekuly vody jsou dipóly(dva póly), protože atomy vodíku jsou umístěny pod úhlem 104,5°, díky čemuž má molekula hranatý tvar. Molekula vody je schematicky znázorněna níže.

S látkami se zpravidla nejsnáze disociují iontová vazba a v souladu s tím s iontovou krystalovou mřížkou, protože se již skládají z hotových iontů. Když se rozpustí, vodní dipóly jsou orientovány s opačně nabitými konci kolem kladných a záporných iontů elektrolytu.

Mezi elektrolytovými ionty a vodními dipóly vznikají vzájemné přitažlivé síly. Výsledkem je oslabení vazby mezi ionty a ionty se přesunou z krystalu do roztoku. Je zřejmé, že sled procesů probíhajících během disociace látek s iontovými vazbami (soli a zásady) bude následující:

1) orientace molekul vody (dipólů) v blízkosti iontů krystalu;

2) hydratace (interakce) molekul vody s ionty povrchové vrstvy krystalu;

3) disociace (rozpad) krystalu elektrolytu na hydratované ionty.

Zjednodušené procesy lze odrážet pomocí následující rovnice:

Elektrolyty, jejichž molekuly mají kovalentní vazbu (například molekuly chlorovodíku HCl, viz níže), disociují podobně; pouze v tomto případě dochází vlivem vodních dipólů k přeměně kovalentní polární vazby na iontovou; Posloupnost procesů probíhajících v tomto případě bude následující:

1) orientace molekul vody kolem pólů molekul elektrolytu;

2) hydratace (interakce) molekul vody s molekulami elektrolytu;

3) ionizace molekul elektrolytu (přeměna kovalentní polární vazby na iontovou);

4) disociace (rozpad) molekul elektrolytu na hydratované ionty.

Zjednodušeně lze proces disociace kyseliny chlorovodíkové vyjádřit pomocí následující rovnice:

Je třeba vzít v úvahu, že v roztocích elektrolytů se mohou chaoticky pohybující se hydratované ionty srážet a vzájemně se rekombinovat. Tento obrácený proces se nazývá asociace. Asociace v roztocích probíhá paralelně s disociací, proto se do reakčních rovnic vkládá znaménko reverzibility.

Vlastnosti hydratovaných iontů se liší od vlastností nehydratovaných iontů. Například nehydratovaný měďnatý iont Cu 2+ je bílý v bezvodých krystalech síranu měďnatého a má modrou barvu, když je hydratován, tj. je spojen s molekulami vody Cu 2+ nH 2 O. Hydratované ionty mají konstantní i proměnný počet molekul vody.

Stupeň elektrolytické disociace

V roztocích elektrolytů jsou spolu s ionty také molekuly. Proto jsou charakterizovány roztoky elektrolytů stupeň disociace, které se označuje řeckým písmenem a („alfa“).

Jedná se o poměr počtu částic rozbitých na ionty (N g) k celkovému počtu rozpuštěných částic (N p).

Stupeň disociace elektrolytu se určuje experimentálně a vyjadřuje se ve zlomcích nebo procentech. Je-li a = 0, pak nedochází k disociaci, a je-li a = 1 nebo 100 %, pak se elektrolyt zcela rozpadne na ionty. Různé elektrolyty mají různé stupně disociace, tj. stupeň disociace závisí na povaze elektrolytu. Záleží také na koncentraci: s ředěním roztoku se zvyšuje stupeň disociace.

Podle stupně elektrolytické disociace se elektrolyty dělí na silné a slabé.

Silné elektrolyty- jedná se o elektrolyty, které po rozpuštění ve vodě téměř úplně disociují na ionty. U takových elektrolytů má stupeň disociace tendenci k jednotě.

Mezi silné elektrolyty patří:

1) všechny rozpustné soli;

2) silné kyseliny, například: H2SO4, HCl, HNO3;

3) všechny alkálie, například: NaOH, KOH.

Slabé elektrolyty- jedná se o elektrolyty, které po rozpuštění ve vodě téměř nedisociují na ionty. U takových elektrolytů má stupeň disociace tendenci k nule.

Mezi slabé elektrolyty patří:

1) slabé kyseliny - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;

2) vodný roztok amoniaku NH3H20;

4) některé soli.

Disociační konstanta

V roztocích slabých elektrolytů, v důsledku jejich neúplné disociace, dynamická rovnováha mezi nedisociovanými molekulami a ionty. Například pro kyselinu octovou:

Na tuto rovnováhu můžete použít zákon hromadného působení a zapsat výraz pro rovnovážnou konstantu:

Rovnovážná konstanta charakterizující proces disociace slabého elektrolytu se nazývá disociační konstanta.

Disociační konstanta charakterizuje schopnost elektrolytu (kyselina, zásada, voda) disociovat na ionty. Čím větší je konstanta, tím snadněji se elektrolyt rozkládá na ionty, a proto je silnější. Hodnoty disociačních konstant pro slabé elektrolyty jsou uvedeny v referenčních knihách.

Základní principy teorie elektrolytické disociace

1. Po rozpuštění ve vodě se elektrolyty disociují (rozpadají) na kladné a záporné ionty.

Ionty je jednou z forem existence chemického prvku. Například kovové atomy sodíku Na 0 energicky interagují s vodou za vzniku alkálie (NaOH) a vodíku H2, zatímco sodné ionty Na+ takové produkty netvoří. Chlor Cl 2 má žlutozelenou barvu a štiplavý zápach a je jedovatý, zatímco ionty chloru Cl jsou bezbarvé, netoxické a bez zápachu.

Ionty- jedná se o kladně nebo záporně nabité částice, na které se přeměňují atomy nebo skupiny atomů jednoho nebo více chemických prvků v důsledku darování nebo přidání elektronů.

V roztocích se ionty pohybují náhodně různými směry.

Podle složení se ionty dělí na jednoduchý- Cl-, Na+ a komplex-NH4+, S02-.

2. Důvodem disociace elektrolytu ve vodných roztocích je jeho hydratace, tj. interakce elektrolytu s molekulami vody a porušení chemické vazby v něm.

V důsledku této interakce se tvoří hydratované ionty, tj. spojené s molekulami vody. V důsledku toho se podle přítomnosti vodního obalu dělí ionty na hydratovaný(v roztocích a krystalických hydrátech) a nehydratovaný(v bezvodých solích).

3. Vlivem elektrického proudu se kladně nabité ionty přesouvají k zápornému pólu zdroje proudu - katodě a nazývají se proto kationty a záporně nabité ionty se pohybují na kladném pólu zdroje proudu - anodě a nazývají se proto anionty. .

V důsledku toho existuje další klasifikace iontů - podle znamení svého náboje.

Součet nábojů kationtů (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) se rovná součtu nábojů aniontů (Cl -, OH -, SO 4 2-), v důsledku čehož roztoky elektrolytů (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) zůstávají elektricky neutrální.

4. Elektrolytická disociace je vratný proces pro slabé elektrolyty.

Spolu s procesem disociace (rozkladem elektrolytu na ionty) dochází i k opačnému procesu - sdružení(kombinace iontů). Proto se v rovnicích elektrolytické disociace místo znaménka rovná se znaménko vratnosti, například:

5. Ne všechny elektrolyty disociují na ionty ve stejném rozsahu.

Závisí na povaze elektrolytu a jeho koncentraci. Chemické vlastnosti roztoků elektrolytů jsou určeny vlastnostmi iontů, které tvoří během disociace.

Vlastnosti roztoků slabých elektrolytů jsou určeny molekulami a ionty vzniklými během procesu disociace, které jsou ve vzájemné dynamické rovnováze.

Zápach kyseliny octové je způsoben přítomností molekul CH 3 COOH, kyselá chuť a změna barvy indikátorů jsou spojeny s přítomností iontů H + v roztoku.

Vlastnosti roztoků silných elektrolytů jsou určeny vlastnostmi iontů, které vznikají při jejich disociaci.

Například obecné vlastnosti kyselin, jako je kyselá chuť, změny barvy indikátorů atd., jsou dány přítomností vodíkových kationtů (přesněji oxoniových iontů H 3 O +) v jejich roztocích. Obecné vlastnosti alkálií, jako je mýdelnost na dotek, změny barvy indikátorů atd., jsou spojeny s přítomností hydroxidových iontů OH - v jejich roztocích a vlastnosti solí jsou spojeny s jejich rozkladem v roztoku na kovové (nebo amoniové) kationty a anionty kyselých zbytků.

Podle teorie elektrolytické disociace všechny reakce ve vodných roztocích elektrolytů jsou reakcemi mezi ionty. To odpovídá za vysokou rychlost mnoha chemických reakcí v roztocích elektrolytů.

Reakce probíhající mezi ionty se nazývají iontové reakce a rovnice těchto reakcí jsou iontové rovnice.

Ve vodných roztocích mohou probíhat iontoměničové reakce:

1. Nevratný, do konce.

2. Reverzibilní, to znamená proudit současně ve dvou opačných směrech. Výměnné reakce mezi silnými elektrolyty v roztocích proběhnou do konce nebo jsou prakticky nevratné, když se ionty vzájemně spojí a vytvoří látky:

a) nerozpustný;

b) málo disociující (slabé elektrolyty);

c) plynné.

Zde je několik příkladů molekulárních a zkrácených iontových rovnic:

Reakce je nevratná, protože jedním z jejích produktů je nerozpustná látka.

Neutralizační reakce je nevratná, protože vzniká nízkodisociující látka – voda.

Reakce je nevratná, protože vzniká plyn CO 2 a nízkodisociující látka - voda.

Pokud jsou mezi výchozími látkami a mezi reakčními produkty slabé elektrolyty nebo špatně rozpustné látky, pak jsou takové reakce reverzibilní, to znamená, že neprobíhají do konce.

Při reverzibilních reakcích se rovnováha posouvá směrem k tvorbě nejméně rozpustných nebo nejméně disociovaných látek.

Například:

Rovnováha se posouvá směrem ke vzniku slabšího elektrolytu - H 2 O. Taková reakce však neproběhne do konce: v roztoku zůstávají nedisociované molekuly kyseliny octové a hydroxidových iontů.

Pokud jsou výchozími látkami silné elektrolyty, které při interakci netvoří nerozpustné nebo mírně disociující látky nebo plyny, pak k takovým reakcím nedochází: při smíchání roztoků vzniká směs iontů.

Referenční materiál pro složení testu:

Mendělejevův stůl

Tabulka rozpustnosti