Ioncsere reakció disszociációja. Elektrolitikus disszociáció

9. LECKE 10. évfolyam(első tanulmányi év)

Az elektrolitikus disszociáció elmélete. Ioncsere reakciók Terv

1. Elektrolitok és nem elektrolitok.

2. Az elektrolitikus disszociáció (ED) elmélete, S.A. Arrhenius.

3. Az elektrolitok elektrolitikus disszociációjának mechanizmusa ionos és kovalens poláris kötésekkel.

4. A disszociáció mértéke.

5. Savak, bázisok, amfoter hidroxidok, sók a TED szemszögéből.

6. Az elektrolitok jelentősége az élő szervezetek számára.

7. A víz disszociációja. A víz ionos terméke. Hidrogén indikátor. Elektrolitok vizes oldatainak közege. Mutatók.

8. Ioncsere reakciók és előfordulásuk feltételei.

Attól függően, hogy képesek elektromos áramot vezetni vizes oldatban vagy olvadékban, minden anyag elektrolitra és nem elektrolitra osztható.

Elektrolitok– olyan anyagok, amelyek oldatai vagy olvadékai elektromos áramot vezetnek; Az elektrolitok (savak, sók, lúgok) ionos vagy poláris kovalens kötéseket tartalmaznak.

Nem elektrolitok– olyan anyagok, amelyek oldatai vagy olvadékai nem vezetnek elektromos áramot; a nem elektrolitok (szerves anyagok, gázok, víz) molekuláiban a kötések kovalens apolárisak vagy alacsony polárisak.

Arrhenius 1887-ben alkotta meg az oldatok és az elektrolitok olvadékainak elektromos vezetőképességét. elektrolitikus disszociáció elmélete, amelynek főbb rendelkezései a következők.

1. Az elektrolit molekulák oldatban vagy olvadékban disszociálnak (ionokra bomlanak). Az elektrolitmolekulák oldatban vagy olvadékban ionokra bomlási folyamatát elektrolitikus disszociációnak nevezzük. Ionok- Ezek olyan részecskék, amelyek töltéssel rendelkeznek. Pozitív töltésű ionok - kationok, negatív töltésű - anionok. Az ionok tulajdonságai eltérnek a megfelelő semleges atomokétól, ami e részecskék eltérő elektronszerkezetével magyarázható.

2. Oldatban vagy olvadékban az ionok kaotikusan mozognak. Amikor azonban elektromos áramot vezetünk át egy oldaton vagy olvadékon, az ionok mozgása rendezettté válik: a kationok a katód felé (negatív töltésű elektród), az anionok pedig az anód felé (pozitív töltésű elektród) mozognak.

3. A disszociáció visszafordítható folyamat. A disszociációval egy időben jön létre Egyesület– az ionokból molekulák képződésének folyamata.

4. Az oldatban vagy olvadékban lévő kationok töltéseinek összösszege megegyezik az anionok töltéseinek teljes összegével, és ellentétes előjelű; a megoldás egésze elektromosan semleges.

A poláris oldószeres oldatokban a disszociáció fő oka az ionok szolvatációja (vizes oldatok esetén hidratáció). Az ionos vegyületek vizes oldatban történő disszociációja teljesen megtörténik (KCl, LiNO 3, Ba(OH) 2 stb.). A poláris kovalens kötést tartalmazó elektrolitok a kötés polaritásától függően (H 2 SO 4, HNO 3, HI stb.) részben vagy teljesen disszociálhatnak. A hidratált ionok vizes oldatban képződnek, de az írás megkönnyítése érdekében az egyenletek az ionokat vízmolekulák nélkül ábrázolják:

Egyes elektrolitok teljesen disszociálnak, mások részben. A disszociáció jellemzésére bevezetjük a fogalmat elektrolitikus disszociáció foka. Az érték a disszociált molekulák számának arányát mutatja n az oldott molekulák számához N elektrolit oldatban:

= n/N.

A disszociáció mértéke az oldat hígításával és az oldat hőmérsékletének növekedésével nő. A disszociáció mértékétől függően az elektrolitokat erős, közepes és gyenge elektrolitokra osztják. Az erős elektrolitok az oldatban szinte teljesen disszociálnak, disszociációs fokuk több mint 30%, és 100%-ra hajlamos. A közepes elektrolitok közé tartoznak azok az elektrolitok, amelyek disszociációs foka 3% és 30% között van. A gyenge elektrolitok disszociációs foka kevesebb, mint 3%. Az erős elektrolitok közé tartoznak a sók, erős savak és lúgok. A gyengék közé tartoznak a gyenge savak, az oldhatatlan bázisok, az ammónium-hidroxid, a víz.

Az elektrolitikus disszociáció elmélete szempontjából különböző osztályokba tartozó anyagokat lehet meghatározni.

Savak– ezek olyan elektrolitok, amelyek disszociáció során egy savmaradék hidrogénkationjait és anionjait képezik. A disszociációs lépések száma a sav bázikusságától függ, például:

HCl H + + Cl – ,

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

Indoklás– ezek olyan elektrolitok, amelyek fémkationokra és hidroxicsoport-anionokra disszociálnak. A disszociációs lépések száma a bázis savasságától függ, például:

NaOH Na + + 2OH – ,

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

Amfoter hidroxidok– ezek gyenge elektrolitok, amelyek disszociáció során hidrogénkationokat és hidroxicsoport-anionokat is képeznek, pl.

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

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

Közepes sók– ezek olyan elektrolitok, amelyek egy savmaradék fémkationjaira és anionjaira disszociálnak, például:

Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2– .

Savas sók- ezek olyan elektrolitok, amelyek fémkationokra és komplex anionokra disszociálnak, amelyek hidrogénatomokat és savmaradékot tartalmaznak, például:

NaНСО 3 Na + + НСО 3 – .

Bázikus sók- ezek olyan elektrolitok, amelyek a savmaradék anionjaira és fématomokból és hidroxilcsoportokból álló komplex kationokra disszociálnak, például:

Cu(OH)Cl CuOH + + Cl – .

Komplex sók- ezek olyan elektrolitok, amelyek disszociáció során komplex komplex ionokat képeznek, amelyek vizes oldatokban meglehetősen stabilak, például:

K 3 3K + + 3– .

Az elektrolitok az élő szervezetek folyadékainak és szöveteinek szerves részét képezik. A fiziológiai és biokémiai folyamatok normál lefolyásához nátrium-, kálium-, kalcium-, magnézium-, hidrogén-, klór-anionok, szulfátionok, hidrogén-karbonát-ionok, hidroxidionok stb. szükségesek, ezeknek az ionoknak a koncentrációja az emberi szervezetben eltérő . Például a nátrium- és klórionok koncentrációja nagyon jelentős, és naponta feltöltődik. A hidrogén- és hidroxidionok koncentrációja nagyon kicsi, de nagy szerepet játszanak az életfolyamatokban, hozzájárulva az enzimek normál működéséhez, az anyagcseréhez, a táplálék emésztéséhez stb.

A víz disszociációja.

PH érték

A víz gyenge amfoter elektrolit. A víz disszociációs egyenlete a következőképpen alakul:

H 2 O H + + OH –

2H 2 O H 3 O + + OH – .

A protonok és a hidroxidionok koncentrációja a vízben azonos, 25 °C-on 10-7 mol/l.

A hidrogénionok és a hidroxidionok koncentrációjának szorzatát ún a víz ionos terméke 25 °C-on pedig 10 –14.

Bármely vizes oldat környezete jellemezhető a H + vagy OH – ionok koncentrációjával. Vannak semleges, savas és lúgos oldatok.

Semleges megoldású környezetben:

10-7 mol/l,

savas oldatban:

> , azaz > 10–7 mol/l,

lúgos oldatban:

> , azaz > 10 –7 mol/l.

Az oldat környezetének jellemzésére célszerű a pH indikátort használni (1. táblázat, lásd 14. oldal). PH érték a hidrogénion koncentráció negatív decimális logaritmusa:

pH = –log.

Számítási képletek.

1. Számítsa ki egy savoldat (op. No. 1) vagy egy lúgoldat (op. No. 2) normál koncentrációját az oldatok ekvivalenstörvényének képletéből:

2. Számítsa ki a megfelelő oldat 10 ml-ében lévő sav (1. ex.) vagy lúg (2. sz.) tömegét a normál koncentráció képletéből:

3. Számítsa ki a víz (oldószer) tömegét 10 ml oldatban, figyelembe véve az oldat sűrűségét 1-gyel:

4. A kapott adatok felhasználásával számítsa ki a megadott koncentrációkat a megfelelő képletek segítségével!

5. sz. laboratóriumi munka

A munka célja: tanulmányozza az ioncsere reakciók előfordulásának feltételeit és az ioncsere reakciók molekuláris és ionmolekuláris formában történő megírásának szabályait.

Elméleti rész.

Elektrolitikus disszociáció az elektrolit molekulák részleges vagy teljes szétesését ionokká poláris oldószermolekulák hatására. A disszociáció az elektrolitmolekulák és a poláris oldószermolekulák összetett fizikai-kémiai kölcsönhatása eredményeként következik be. Az ionok és a poláris oldószermolekulák kölcsönhatását az ionok szolvatációjának (vizes oldatoknál - hidratációnak) nevezik. Az elektrolit oldatokban szolvatált ionok képződnek.

Az elektrolitok elektromos áramot vezetnek, mert az oldatok töltött részecskéket tartalmaznak: kationokat és anionokat.

A disszociációs folyamatot kvantitatívan jellemezzük elektrolitikus disszociáció foka α. A disszociáció mértéke az ionokra szétesett n molekulák számának az oldott anyag N molekuláinak teljes számához viszonyított aránya:

A disszociáció mértékét az egység százalékában vagy töredékében fejezzük ki.

Az elektrolitokat három csoportra osztják: a) erős (α>30%), b) közepes (3<α<30%), в) слабые (α<3%).

Az oktatási irodalom táblázatokat tartalmaz a savak, bázisok és sók disszociációs fokáról. A disszociáció mértéke függ az oldott anyag és az oldószer természetétől, a hőmérséklettől, a koncentrációtól és az azonos nevű ionok jelenlététől az oldatban. Gyenge elektrolitoknál a disszociáció mértéke jelentősen függ a koncentrációtól: minél kisebb az oldat koncentrációja, annál nagyobb az elektrolitikus disszociáció mértéke.

Sokkal kényelmesebb az elektrolitok oldattá való disszociációs képességének jellemzése disszociációs állandó K , ami nem függ az oldat koncentrációjától. A K disszociációs állandó egy gyenge elektrolit - sav vagy bázis - disszociációs reverzibilis folyamatának egyensúlyi állandója. A savak disszociációs állandóját savassági állandónak, a bázisok disszociációs állandóját bázikussági állandónak is nevezik. A gyenge elektrolitok disszociációs állandóinak értékeit a szabványos körülményekre vonatkozó táblázatok adják meg.

A disszociációs (bázisossági) állandót egy adott gyenge elektrolit oldatában lévő ionok egyensúlyi koncentrációinak szorzataként fejezzük ki a nem disszociált molekulák koncentrációjához:

A disszociációs állandó a gyenge elektrolitok relatív erősségének mértéke: minél alacsonyabb, annál gyengébb az elektrolit. A gyenge bináris elektrolit állandója és disszociációs foka közötti kapcsolat engedelmeskedik Ostwald hígítási törvénye:

Az elektrolitikus disszociáció szempontjából a savak olyan elektrolitok, amelyek vizes oldatokban pozitív töltésű hidrogén-nionokat és savmaradék-anionokat képeznek. A hidrogénionok a savakra jellemzőek és meghatározzák tulajdonságaikat. Savak, amelyek erős elektrolitok: salétrom-HNO 3, sósav sósav, hidrogén-bromid HBr, hidrogén-jodid HJ, kénsav H 2 SO 4, mangán HMnO 4 és mások.

Lényegesen több a gyenge elektrolit, mint az erős. A gyenge elektrolitok a savak: kénes H 2 SO 3, hidrogén-fluorid, szén H 2 CO 3, hidrogén-szulfid H 2 S, ecetsav CH 3 COOH stb. A többbázisú savak fokozatosan disszociálnak. Példák a savas disszociációra:

HCl = H + + Cl -

CH 3 COOH CH 3 COO - + H +

I. szakasz: H 2 SO 3 H + + HSO 3 -

vagy H 2SO 3 2H + + SO 3 2-,

II. szakasz: HSO 3 - H + + SO 3 2 -

Az elektrolitikus disszociáció szempontjából a bázisok olyan elektrolitok, amelyek negatív töltésű hidroxidionokat OH - és fémkationokat képeznek vizes oldatokban. A hidroxidionok határozzák meg a bázisok általános tulajdonságait. Az egynél nagyobb kationvegyértékű bázisok fokozatosan disszociálnak. Az erős elektrolitok olyan bázisok, amelyekben a kationok alkáli- és alkáliföldfémek, a Be(OH) 2 és Mg(OH) 2 kivételével.

A bázisok alapvetően gyenge elektrolitok, különösen azok, amelyeket amfoter fémek képeznek. Az amfoter hidroxidok savas környezetben bázisként, lúgos környezetben savként disszociálnak. Példák bázisok és amfoter hidroxidok disszociációjára:

NaOH = Na + + OH -

1 evőkanál. Fe(OH) 2 FeOH + +OH -

II. cikk FeOH + Fe 2+ + OH - vagy Fe(OH) 2 Fe 2+ + 2OH -

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

A sók olyan elektrolitok, amelyek vízben pozitív fémionokká és savas maradék negatív ionjaivá disszociálnak.Minden vízben jól oldódó só erős elektrolit. Példák normál (közepes), savas, bázikus, komplex és kettős sók disszociációjára:

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

NaHCO 3 = Na + + HCO 3-; KAl(SO 4) 2 = K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .

АlOHCl 2 =АlОН 2+ +2С1 - ;

A különféle reakciók tanulmányozása, főleg nem vizes közegben, általánosabb elképzelések megalkotásához vezetett a savakkal és bázisokkal kapcsolatban. A savak és bázisok egyik legfontosabb modern elmélete a protonelmélet, amely szerint a sav protondonor, vagyis olyan részecske (molekula vagy ion), amely képes hidrogéniont - protont - adományozni, ill. bázis proton akceptor, azaz. protont befogadni képes részecske (molekula vagy ion). Például reagálva:

HC1+NH 3 = NH 4 + + Cl -

a C1 - ion a HCl sav konjugált bázisa, az NH 4 + ion pedig az NH 3 bázis konjugált sava. Az elektrolit oldatokban az ionok között reakciók mennek végbe, amelyekre az oldott anyagok molekulái bomlanak le. A reakciókat három formában írják le: molekuláris, teljes ion-molekuláris és rövidítve ion-molekuláris. Az erős elektrolitokat ionok, közepes és gyenge elektrolitok, csapadék és gázok formájában írják le - molekulák formájában. A reakció lényegét a rövidített ion-molekula egyenlet tükrözi, amely csak a közvetlenül reagáló részecskéket jelzi, és nem jelöli azokat az ionokat és molekulákat, amelyek koncentrációja nem változik jelentősen. Az elektrolitok közötti reakciók gáz, csapadék vagy gyengébb képződés felé haladnak

elektrolit.

Példa elektrolit oldatokban végbemenő reakcióra: erős salétromsav semlegesítése gyenge bázissal (ammónium-hidroxid). A reakció molekuláris egyenlete:

HNO 3 + NH 4 OH = NH 4 NO 3 + H 2 O.

Ebben a reakcióban az erős elektrolitok a salétromsav és a keletkező ammónium-nitrát só, amelyek ionok formájában, a gyenge elektrolitok pedig az ammónium-hidroxid és a víz, amelyek molekulák formájában íródnak le. A teljes ion-molekula egyenlet:

H + + NO 3 - + NH 4 OH = NH 4 + + NO 3 - + H 2 O.

Mint látható, csak az NO 3 - ionok nem változnak a reakció során, ezeket figyelmen kívül hagyva írjuk a rövidített ion-molekula egyenletet:

H + + NH 4 OH = NH 4 + + H 2 O.

Gyakorlati rész

Ion-molekulacsere reakciók

Az elektrolitoldatok közötti reakciókat az utasításoknak megfelelően hajtsa végre. Ehhez öntsön 7-8 cseppet egy reagensből egy kémcsőbe, és adjon hozzá 7-8 csepp másik reagenst. Figyeljük meg a reakció jeleit: kiválás, gázkibocsátás vagy szagváltozás (alacsony disszociációjú anyag képződésére utal).

Ezután a megfigyelt jeleknek megfelelően osztályozza a reakciót a 3 típus egyikébe:

1) ioncsere reakciók enyhén oldódó anyag (csapadék) képződésével;

2) ioncsere reakciók gáz felszabadulással;

3) ioncsere reakciók gyenge elektrolit képződésével.

Írjon le minden reakciót 3 formában:

a) molekuláris,

b) teljes ion-molekuláris,

c) rövidítve ion-molecular.

Vonjon le következtetést az ioncsere reakciók irányáról!

Feladat lista:

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 2 S 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 + HCl

24. Hg(NO 3) 2 + Na 2 S 25. NiSO 4 + NH 4 OH 26. NiSO 4 + NH 4 OH felesleg 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

6. sz. laboratóriumi munka

Tanulság: Elektrolitikus disszociáció. Hidrogén indikátor. Ioncsere reakciók
Célok: rendszerezze a tanulók elektrolitikus disszociációval kapcsolatos ismereteit. Mutasd meg az elmélet alapítóinak tudományos bravúrját. Mutassa be az anyagok tulajdonságainak szerkezetétől való függését! A hallgatók által a témában megszerzett ismereteket egységes rendszerbe hozni.
Feladatok: Fejleszti a disszociációs egyenletek, ionegyenletek, hidrolízisegyenletek összeállításának készségeit. Fejlessze a különböző sók oldatainak környezetének előrejelzésének képességét. Rendszerezze a tanulók ismereteit a szerves anyagok hidrolízisével kapcsolatban. Megfigyelési, elemzési és következtetési képesség fejlesztése.
Berendezések és reagensek : multimédiás projektor, számítógép.

Az órák alatt

Idő szervezése

Alapismeretek frissítése:

A tanulók a terv szerint válaszolnak:
- Mekkora az oldatok elektromos vezetőképessége?
- Sók, bázisok és savak elektrolitikus disszociációja.
- Az ionos kötésekkel rendelkező anyagok elektrolitikus disszociációjának mechanizmusa.

Bevezetés egy új téma tanulmányozásába:- Miért vezetnek elektromos áramot a savak, sók és lúgok oldatai?

Miért lesz egy elektrolit oldat forráspontja mindig magasabb, mint egy azonos koncentrációjú nem elektrolit oldat forráspontja?

Új anyag tanulása:

1. Az elektrolitikus disszociáció fogalma

1887-ben a svéd fizikusSvante Arrhenius vegyész, A vizes oldatok elektromos vezetőképességének tanulmányozása során felvetette, hogy az ilyen oldatokban az anyagok töltött részecskékre - ionokra - bomlanak szét, amelyek az elektródákra - negatív töltésű katódra és pozitív töltésű anódra - kerülhetnek.

Ez az oka az elektromos áramnak a megoldásokban. Ezt a folyamatot únelektrolitikus disszociáció (szó szerinti fordítás – hasadás, bomlás elektromosság hatására). Ez a név is arra utal, hogy a disszociáció elektromos áram hatására megy végbe. A további kutatások kimutatták, hogy ez nem így van: az ionok csak töltéshordozók az oldatban, és léteznek benne, függetlenül attól, hogy az áram áthalad-e az oldaton vagy sem. Svante Arrhenius aktív részvételével megfogalmazták az elektrolitikus disszociáció elméletét, amelyet gyakran erről a tudósról neveznek el. Ennek az elméletnek az a fő gondolata, hogy az elektrolitok oldószer hatására spontán ionokká bomlanak. És ezek az ionok töltéshordozók, és felelősek az oldat elektromos vezetőképességéért.

Az elektromos áram a szabad töltésű részecskék irányított mozgása. Már tudja, hogy a sók és lúgok oldatai és olvadékai elektromosan vezetők, mivel nem semleges molekulákból állnak, hanem töltött részecskékből - ionokból. Amikor megolvadnak vagy feloldódnak, az ionok válnakingyenes elektromos töltés hordozói.

Egy anyag szabad ionokra bomlási folyamatát, amikor feloldódik vagy megolvad, elektrolitikus disszociációnak nevezzük.

2. A sók elektrolitikus disszociációjának folyamatának lényege

Az elektrolitikus disszociáció lényege, hogy az ionok szabaddá válnak egy vízmolekula hatására. 1. ábra. Az elektrolit ionokra bomlásának folyamatát egy kémiai egyenlet segítségével ábrázoljuk. Írjuk fel a nátrium-klorid és a kalcium-bromid disszociációs egyenletét. Amikor egy mól nátrium-klorid disszociál, egy mól nátriumkation és egy mól klorid anion képződik.NaCl ⇄ Na+ + Cl-

Amikor egy mól kalcium-bromid disszociál, egy mól nátrium-kation és két mól bromid-anion képződik.

CaBr2 ⇄ Ca2+ + 2Br-

Figyelem: mivel egy elektromosan semleges részecske képlete az egyenlet bal oldalára van írva, az ionok teljes töltésének nullával kell egyenlőnek lennie.

Következtetés : a sók disszociációja során a savmaradék fémkationjai és anionjai képződnek.

3. A lúgok elektrolitikus disszociációjának folyamatának lényege

Tekintsük a lúgok elektrolitikus disszociációjának folyamatát. Írjuk fel a disszociációs egyenletet kálium-hidroxid és bárium-hidroxid oldatába.

Ha egy mól kálium-hidroxid disszociál, egy mól káliumkation és egy mól hidroxid anion képződik.KOH ⇄ K+ +OH-

Ha egy mól bárium-hidroxid disszociál, egy mól báriumkation és két mól hidroxid-anion képződik.Ba(OH)2 ⇄ Ba2+ + 2OH-

Következtetés: A lúgok elektrolitikus disszociációja során fémkationok és hidroxid-anionok képződnek.

A vízben oldhatatlan bázisok gyakorlatilag nem esnek át elektrolitikus disszociáción, mivel gyakorlatilag nem oldódnak vízben, és hevítéskor lebomlanak, így olvadékot nem lehet kapni.

4. A savak elektrolitikus disszociációjának folyamatának lényege

Tekintsük a savak elektrolitikus disszociációjának folyamatát. A savmolekulákat poláris kovalens kötések képezik, ami azt jelenti, hogy a savak nem ionokból, hanem molekulákból állnak.

Felmerül a kérdés: hogyan disszociál ekkor a sav, azaz hogyan keletkeznek szabad töltésű részecskék a savakban? Kiderül, hogy az ionok a savas oldatokban pontosan az oldódás során keletkeznek.

Tekintsük a hidrogén-klorid vízben történő elektrolitikus disszociációjának folyamatát, de ehhez felírjuk a hidrogén-klorid és a víz molekuláinak szerkezetét. Mindkét molekulát poláris kovalens kötés hozza létre. A hidrogén-klorid molekulában az elektronsűrűség a klóratom felé tolódik el, a vízmolekulában pedig az oxigénatom felé. A vízmolekula képes elvonni egy hidrogénkationt a hidrogén-klorid molekulától, ami egy hidrogén-kation H3O+ képződését eredményezi.

Ekkor a hidrogén-klorid disszociációs egyenlete így néz ki:HCl ⇄ H+ + Cl-

5. Savak fokozatos disszociációja

A kénsav fokozatos disszociációja

Tekintsük a kénsav elektrolitikus disszociációjának folyamatát. A kénsav fokozatosan, két szakaszban disszociál.

A disszociáció I. szakasza

Az első lépésben egy hidrogén kationt választanak el, és hidrogén-szulfát anion képződik.

H2SO4 ⇄ H+ + HSO4-

hidrogén-szulfát anion.

II - disszociáció szakasza

A második szakaszban a hidrogén-szulfát anionok további disszociációja következik be.HSO4- ⇄ H+ + SO42-

Ez a szakasz reverzibilis, vagyis a keletkező szulfátionok hidrogénkationokat köthetnek, és hidrogén-szulfát-anionokká alakulhatnak. Ezt a megfordíthatósági jel mutatja.

Vannak savak, amelyek még az első szakaszban sem disszociálnak teljesen - az ilyen savak gyengék. Például szénsav H2CO3.

A hidrogénindex a szabad hidrogénionok koncentrációját jellemzi a vízben.

A megjelenítés kényelme érdekében egy speciális jelzőt vezettek be, a pH-t, amely a hidrogénionok koncentrációjának logaritmusa, ellenkező előjellel, azaz. pH = -log.

Egyszerűen fogalmazva, a pH-értéket a vízben lévő H-ionok mennyiségi aránya határozza meg + és ő - , a víz disszociációja során keletkezik. Ha a víz az OH-ionokhoz képest csökkentett szabad hidrogénion-tartalmú (pH>7). - , akkor a víz lúgos reakcióba lép, és megnövekedett H ion tartalommal + (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.

Reflexió: készíts szinkvint

D/Z:

Összegezve a tanulságot

Ebben a leckében megtanulta, hogy a savak, sók és lúgok oldatai elektromosan vezetőképesek, mivel amikor feloldódnak, töltött részecskék képződnek - ionok. Ezt a folyamatot elektrolitikus disszociációnak nevezik. Amikor a sók disszociálnak, fémkationok és savas maradékok anionjai képződnek. Amikor lúgok disszociálnak, fémkationok és hidroxid-anionok képződnek. A savak disszociációja során hidrogénkationok és a savmaradék anionjai képződnek.

Elektrolitok és nem elektrolitok

A fizikaórákból ismert, hogy egyes anyagok oldatai képesek elektromos áramot vezetni, míg mások nem.

Olyan anyagokat, amelyek oldatai elektromos áramot vezetnek, ún elektrolitok.

Azokat az anyagokat, amelyek oldatai nem vezetnek elektromos áramot, nevezzük nem elektrolitok. Például a cukor, az alkohol, a glükóz és néhány más anyag oldata nem vezeti az elektromosságot.

Elektrolitikus disszociáció és asszociáció

Miért vezetnek elektromos áramot az elektrolitoldatok?

S. Arrhenius svéd tudós, különféle anyagok elektromos vezetőképességét tanulmányozva, 1877-ben arra a következtetésre jutott, hogy az elektromos vezetőképesség oka az oldatban való jelenlét. ionok, amelyek akkor keletkeznek, amikor egy elektrolitot vízben oldunk.

Az elektrolit ionokra bomlási folyamatát ún elektrolitikus disszociáció.

S. Arrhenius, aki ragaszkodott az oldatok fizikai elméletéhez, nem vette figyelembe az elektrolit és a víz kölcsönhatását, és úgy vélte, hogy az oldatokban szabad ionok vannak. Ezzel szemben I. A. Kablukov és V. A. Kistyakovsky orosz kémikusok D. I. Mengyelejev kémiai elméletét alkalmazták az elektrolitikus disszociáció magyarázatára, és bebizonyították, hogy az elektrolit feloldásakor az oldott anyag és a víz kémiai kölcsönhatása lép fel, ami hidrátok képződéséhez vezet. ionokká disszociálnak. Úgy gondolták, hogy az oldatok nem szabad, nem „csupasz”, hanem hidratált ionokat tartalmaznak, azaz vízmolekulák „köpenyébe öltöztetve”.

A vízmolekulák azok dipólusok(két pólus), mivel a hidrogénatomok 104,5°-os szögben helyezkednek el, ami miatt a molekula szögletes alakú. A vízmolekula sematikusan az alábbiakban látható.

Általában az anyagok a legkönnyebben disszociálnak ionos kötésés ennek megfelelően ionos kristályrácstal, mivel ezek már kész ionokból állnak. Feloldódásukkor a vízdipólusok ellentétes töltésű végükkel az elektrolit pozitív és negatív ionjai körül irányulnak.

Az elektrolitionok és a vízdipólusok között kölcsönös vonzóerők jönnek létre. Ennek eredményeként az ionok közötti kötés gyengül, és az ionok a kristályból az oldatba kerülnek. Nyilvánvaló, hogy az anyagok ionos kötésekkel (sók és lúgok) történő disszociációja során fellépő folyamatok sorrendje a következő lesz:

1) a vízmolekulák (dipólusok) orientációja a kristály ionjaihoz közel;

2) a vízmolekulák hidratálása (kölcsönhatása) a kristály felületi rétegének ionjaival;

3) az elektrolit kristály disszociációja (bomlása) hidratált ionokká.

Az egyszerűsített folyamatok a következő egyenlettel tükrözhetők:

Azok az elektrolitok, amelyek molekulái kovalens kötéssel rendelkeznek (például a hidrogén-klorid HCl molekulái, lásd alább), hasonlóan disszociálnak; csak ebben az esetben vízdipólusok hatására a kovalens poláris kötés átalakul ionossá; A folyamatok sorrendje ebben az esetben a következő lesz:

1) a vízmolekulák orientációja az elektrolitmolekulák pólusai körül;

2) vízmolekulák hidratálása (kölcsönhatása) elektrolit molekulákkal;

3) elektrolitmolekulák ionizációja (kovalens poláris kötés ionossá alakítása);

4) elektrolit molekulák disszociációja (bomlása) hidratált ionokká.

Leegyszerűsítve a sósav disszociációs folyamatát a következő egyenlet segítségével tükrözhetjük:

Figyelembe kell venni, hogy az elektrolitoldatokban a kaotikusan mozgó hidratált ionok ütközhetnek és rekombinálódhatnak egymással. Ezt a fordított folyamatot társításnak nevezzük. A megoldásokban az asszociáció a disszociációval párhuzamosan megy végbe, ezért a reakcióegyenletekben a reverzibilitási előjel szerepel.

A hidratált ionok tulajdonságai eltérnek a nem hidratált ionokétól. Például a hidratálatlan rézion Cu 2+ fehér színű a réz(II)-szulfát vízmentes kristályaiban, és hidratált állapotban kék színű, azaz Cu 2+ nH 2 O vízmolekulákkal társul. A hidratált ionok állandó és változó számmal rendelkeznek. vízmolekulák.

Az elektrolitikus disszociáció mértéke

Az elektrolit oldatokban az ionokkal együtt molekulák is vannak. Ezért az elektrolit oldatokat jellemzik disszociáció foka, amelyet a görög a („alfa”) betű jelöl.

Ez az ionokra bomlott részecskék számának (N g) és az oldott részecskék teljes számának (N p) aránya.

Az elektrolit disszociáció mértékét kísérleti úton határozzuk meg, és törtekben vagy százalékokban fejezzük ki. Ha a = 0, akkor nincs disszociáció, ha pedig a = 1, vagy 100%, akkor az elektrolit teljesen ionokra bomlik. A különböző elektrolitok disszociációs foka eltérő, azaz a disszociáció mértéke az elektrolit természetétől függ. Ez a koncentrációtól is függ: az oldat hígításával a disszociáció mértéke nő.

Az elektrolit disszociáció mértéke szerint az elektrolitokat erős és gyengékre osztják.

Erős elektrolitok- ezek olyan elektrolitok, amelyek vízben oldva szinte teljesen ionokká disszociálnak. Az ilyen elektrolitok esetében a disszociáció mértéke egységnyi.

Az erős elektrolitok közé tartoznak:

1) minden oldható só;

2) erős savak, például: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;

3) minden lúg, például: NaOH, KOH.

Gyenge elektrolitok- ezek olyan elektrolitok, amelyek vízben oldva szinte nem disszociálnak ionokká. Az ilyen elektrolitoknál a disszociáció mértéke nulla.

A gyenge elektrolitok közé tartoznak:

1) gyenge savak - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;

2) ammónia NH 3 H 2 O vizes oldata;

4) néhány só.

Disszociációs állandó

Gyenge elektrolitok oldataiban, azok nem teljes disszociációja miatt, dinamikus egyensúly nem disszociált molekulák és ionok között. Például az ecetsav esetében:

Erre az egyensúlyra alkalmazhatja a tömeghatás törvényét, és felírhatja az egyensúlyi állandó kifejezését:

A gyenge elektrolit disszociációs folyamatát jellemző egyensúlyi állandót ún disszociációs állandó.

A disszociációs állandó egy elektrolit (sav, bázis, víz) képességét jellemzi. ionokká disszociálnak. Minél nagyobb az állandó, annál könnyebben bomlik le az elektrolit ionokra, ezért annál erősebb. A gyenge elektrolitok disszociációs állandóinak értékei a referenciakönyvekben találhatók.

Az elektrolitikus disszociáció elméletének alapelvei

1. Vízben oldva az elektrolitok pozitív és negatív ionokra disszociálnak.

Ionok a kémiai elem létezésének egyik formája. Például a nátrium-fématomok Na 0 erőteljesen kölcsönhatásba lépnek a vízzel, lúgot (NaOH) és hidrogén H 2 -t képezve, míg a nátriumionok Na + nem képez ilyen termékeket. A klór Cl 2 sárgászöld színű és szúrós szagú, és mérgező, míg a klórionok Cl színtelenek, nem mérgezőek és szagtalanok.

Ionok- ezek pozitív vagy negatív töltésű részecskék, amelyekké egy vagy több kémiai elem atomjai vagy atomcsoportjai átalakulnak elektronok adományozása vagy hozzáadása következtében.

Az oldatokban az ionok véletlenszerűen mozognak különböző irányokba.

Összetételük szerint az ionokat felosztják egyszerű- Cl -, Na + és összetett- NH 4 +, SO 2 -.

2. Az elektrolit vizes oldatokban való disszociációjának oka a hidratációja, vagyis az elektrolit kölcsönhatása a vízmolekulákkal és a benne lévő kémiai kötés felszakadása.

Ennek a kölcsönhatásnak az eredményeként hidratált ionok képződnek, azaz a vízmolekulákhoz kapcsolódnak. Következésképpen a vízhéj jelenléte szerint az ionok fel vannak osztva hidratált(oldatokban és kristályos hidrátokban) és hidratálatlan(vízmentes sókban).

3. Elektromos áram hatására a pozitív töltésű ionok az áramforrás - a katód - negatív pólusára mozognak, ezért kationoknak nevezik őket, a negatív töltésű ionok pedig az áramforrás pozitív pólusára - az anódra, ezért anionoknak nevezik őket. .

Következésképpen van egy másik osztályozása az ionoknak - töltésük előjele szerint.

A kationok (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) töltéseinek összege megegyezik az anionok (Cl -, OH -, SO 4 2-) töltéseinek összegével, melynek eredményeként elektrolit oldatok (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) elektromosan semlegesek maradnak.

4. Az elektrolitikus disszociáció a gyenge elektrolitok reverzibilis folyamata.

A disszociációs folyamat (az elektrolit ionokra bomlása) mellett a fordított folyamat is megtörténik - Egyesület(ionok kombinációja). Ezért az elektrolitikus disszociáció egyenleteiben az egyenlőségjel helyett a reverzibilitási jelet használják, például:

5. Nem minden elektrolit disszociál ugyanolyan mértékben ionokká.

Az elektrolit természetétől és koncentrációjától függ. Az elektrolit oldatok kémiai tulajdonságait a disszociáció során képződő ionok tulajdonságai határozzák meg.

A gyenge elektrolit oldatok tulajdonságait a disszociációs folyamat során keletkező molekulák és ionok határozzák meg, amelyek egymással dinamikus egyensúlyban vannak.

Az ecetsav szagát a CH 3 COOH molekulák jelenléte okozza, az indikátorok savanyú íze és színváltozása a H + ionok jelenlétével függ össze az oldatban.

Az erős elektrolitok oldatainak tulajdonságait a disszociáció során képződő ionok tulajdonságai határozzák meg.

Például a savak általános tulajdonságai, mint a savanyú íz, az indikátorok színének változása stb., a hidrogénkationok (pontosabban az oxónium-ionok H 3 O +) jelenlétének köszönhetőek oldataikban. A lúgok általános tulajdonságai, mint tapintású szappanosság, indikátorok színének változása stb., az OH hidroxid ionok jelenlétével függnek össze oldataikban, a sók tulajdonságai pedig az oldatban történő lebomlásukkal. savas maradékok fém- (vagy ammónium-) kationjai és anionjai.

Az elektrolitikus disszociáció elmélete szerint az elektrolitok vizes oldatában végbemenő összes reakció ionok közötti reakció. Ez magyarázza az elektrolitoldatokban zajló számos kémiai reakció nagy sebességét.

Az ionok között lejátszódó reakciókat ún ionos reakciók, és ezeknek a reakcióknak az egyenletei ionos egyenletek.

Vizes oldatokban ioncsere reakciók léphetnek fel:

1. Visszafordíthatatlan, befejezni.

2. Megfordítható, azaz egyidejűleg két ellentétes irányba folyni. Az oldatokban lévő erős elektrolitok közötti cserereakciók befejeződnek, vagy gyakorlatilag visszafordíthatatlanok, amikor az ionok egymással egyesülve anyagokat képeznek:

a) oldhatatlan;

b) alacsony disszociáció (gyenge elektrolitok);

c) gáznemű.

Íme néhány példa a molekuláris és a rövidített ionegyenletekre:

A reakció visszafordíthatatlan, mert egyik terméke egy oldhatatlan anyag.

A semlegesítési reakció visszafordíthatatlan, mert kismértékben disszociálódó anyag képződik - víz.

A reakció visszafordíthatatlan, mert CO 2 gáz és egy gyengén disszociálódó anyag - víz - keletkezik.

Ha a kiindulási anyagok és a reakciótermékek között gyenge elektrolitok vagy rosszul oldódó anyagok vannak, akkor az ilyen reakciók reverzibilisek, azaz nem mennek végbe.

A reverzibilis reakciókban az egyensúly a legkevésbé oldódó vagy legkevésbé disszociált anyagok képződése felé tolódik el.

Például:

Az egyensúly egy gyengébb elektrolit - H 2 O - képződése felé tolódik el. Egy ilyen reakció azonban nem megy végbe: az ecetsav és hidroxidionok nem disszociált molekulái az oldatban maradnak.

Ha a kiindulási anyagok erős elektrolitok, amelyek kölcsönhatása során nem képeznek oldhatatlan vagy enyhén disszociáló anyagokat vagy gázokat, akkor ilyen reakciók nem mennek végbe: az oldatok összekeverésekor ionok keveréke keletkezik.

Referenciaanyag a teszt elvégzéséhez:

Mengyelejev táblázat

Oldhatósági táblázat