Mecanismul de disociere a electroliților cu legături ionice. Lecție de chimie pe tema „disocierea electrolitică”. Gradul de disociere electrolitică

Conductibilitatea substanțelor curent electric sau lipsa de conductivitate poate fi observată cu ajutorul unui instrument simplu.

Este format din tije de carbon (electrozi) conectate prin fire la o rețea electrică. În circuit este inclusă o lumină electrică, care indică prezența sau absența curentului în circuit. Dacă scufundați electrozii într-o soluție de zahăr, becul nu se aprinde. Dar se va aprinde puternic dacă sunt scufundate într-o soluție de clorură de sodiu.

Substanțele care se dezintegrează în ioni în soluții sau se topesc și, prin urmare, conduc curentul electric se numesc electroliți.

Substanțele care, în aceleași condiții, nu se dezintegrează în ioni și nu conduc curentul electric se numesc neelectroliți.

Electroliții includ acizi, baze și aproape toate sărurile.

Neelectroliții includ majoritatea compușilor organici, precum și substanțe ale căror molecule conțin doar legături covalente nepolare sau cu polar scăzut.

Electroliții sunt conductori de al doilea fel. Într-o soluție sau topitură, se descompun în ioni, motiv pentru care curge curent. Evident, cu cât mai mulți ioni într-o soluție, cu atât conduce mai bine curentul electric. Apa pură conduce electricitatea foarte prost.

Există electroliți puternici și slabi.

Electroliții puternici, atunci când sunt dizolvați, se disociază complet în ioni.

Acestea includ:

1) aproape toate sărurile;

2) mulţi acizi minerali, de exemplu H2S04, HNO3, HCl, HBr, HI, HMn04, HCl03, HCl04;

3) baze alcaline şi metale alcalino-pământoase.

Electroliți slabi Când sunt dizolvate în apă, se disociază doar parțial în ioni.

Acestea includ:

1) aproape toți acizii organici;

2) unii acizi minerali, de exemplu H2CO3, H2S, HNO2, HClO, H2SiO3;

3) multe baze metalice (cu excepția bazelor metalelor alcaline și alcalino-pământoase), precum și NH 4 OH, care pot fi reprezentate ca hidrat de amoniac NH 3 ∙ H 2 O.

Apa este un electrolit slab.

Electroliții slabi nu pot produce o concentrație mare de ioni în soluție.

Principiile de bază ale teoriei disocierii electrolitice.

Descompunerea electroliților în ioni atunci când sunt dizolvați în apă se numește disociere electrolitică.

Astfel, clorura de sodiu NaCl, atunci când este dizolvată în apă, se descompune complet în ioni de sodiu Na + și ioni de clorură Cl -.

Apa formează ioni de hidrogen H + și ioni de hidroxid OH - doar în cantități foarte mici.

Pentru a explica caracteristicile soluțiilor apoase de electroliți, omul de știință suedez S. Arrhenius a propus teoria disocierii electrolitice în 1887. Ulterior, a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza doctrinei structurii atomilor și a legăturilor chimice.

Conținutul modern al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei prevederi:

1. Electroliții, atunci când sunt dizolvați în apă, se descompun (se disociază) în ioni - pozitivi și negativi.

Ionii sunt în stări electronice mai stabile decât atomii. Ele pot consta dintr-un atom - aceștia sunt ioni simpli (Na +, Mg 2+, Al 3+ etc.) - sau din mai mulți atomi - aceștia sunt ioni complecși (NO 3 -, SO 2- 4, PO Z- 4 etc.).

2. Sub influența unui curent electric, ionii capătă mișcare direcțională: ionii încărcați pozitiv se deplasează spre catod, ionii încărcați negativ se deplasează spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, cei din urmă - anioni.

Mișcarea direcțională a ionilor are loc ca urmare a atracției lor de către electrozi cu încărcare opusă.

3. Disocierea este un proces reversibil: în paralel cu dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea), are loc procesul de combinare a ionilor (asocierea).

Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal, se folosește semnul reversibilității. De exemplu, ecuația pentru disocierea moleculei de electrolit KA în cationul K + și anionul A - in vedere generala este scris asa:

KA ↔ K ++ A -

Teoria disocierii electrolitice este una dintre principalele teorii din chimia anorganică și este pe deplin în concordanță cu știința atomo-moleculară și cu teoria structurii atomice.

Gradul de disociere.

Unul dintre cele mai importante concepte ale teoriei lui Arrhenius despre disociere electrolitică este conceptul de grad de disociere.

Gradul de disociere (a) este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni (n") și numărul total de molecule dizolvate (n):

Gradul de disociere a electroliților se determină experimental și se exprimă în fracții de unitate sau ca procent. Dacă α = 0, atunci nu există disociere, iar dacă α = 1 sau 100%, atunci electrolitul se dezintegrează complet în ioni. Dacă α = 20%, atunci aceasta înseamnă că din 100 de molecule ale unui anumit electrolit, 20 s-au rupt în ioni.

Diverși electroliți au grade diferite disociere. Experiența arată că depinde de concentrația electrolitului și de temperatură. Cu o scădere a concentrației de electroliți, de ex. Când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna. De regulă, gradul de disociere și creșterea temperaturii crește. În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi.

Să luăm în considerare schimbarea echilibrului stabilită între moleculele nedisociate și ioni în timpul disocierii electrolitice a unui electrolit slab - acid acetic:

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

Când o soluție de acid acetic este diluată cu apă, echilibrul se va deplasa către formarea de ioni, iar gradul de disociere a acidului crește. Dimpotrivă, atunci când o soluție este evaporată, echilibrul se deplasează spre formarea de molecule acide - gradul de disociere scade.

Din această expresie este evident că α poate varia de la 0 (fără disociere) la 1 (disociere completă). Gradul de disociere este adesea exprimat ca procent. Gradul de disociere a electrolitului poate fi determinat doar experimental, de exemplu, prin măsurarea punctului de îngheț al soluției, prin conductibilitatea electrică a soluției etc.

Mecanismul de disociere

Substanțele cu legături ionice se disociază cel mai ușor. După cum știți, aceste substanțe constau din ioni. Când se dizolvă, dipolii de apă sunt orientați în jurul ionilor pozitivi și negativi. Forțele apar între ioni și dipolii de apă atracție reciprocă. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește, iar ionii se deplasează de la cristal la soluție. În acest caz, se formează ioni hidratați, adică. ionii legați chimic de moleculele de apă.

Electroliții, ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură covalentă polară (molecule polare), se disociază în mod similar. În jurul fiecărei molecule polare a unei substanțe sunt orientați și dipolii de apă, care sunt atrași de polii negativi către polul pozitiv al moleculei, iar de către polii pozitivi - către polul negativ. Ca urmare a acestei interacțiuni, norul de electroni de legătură (perechea de electroni) este complet deplasat către atomul cu electronegativitate mai mare, molecula polară se transformă într-una ionică și apoi se formează cu ușurință ionii hidratați:

Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială.

Astfel, electroliții sunt compuși cu legături ionice sau polare - săruri, acizi și baze. Și se pot disocia în ioni în solvenți polari.

Constanta de disociere.

Constanta de disociere. O caracteristică mai precisă a disocierii electroliților este constanta de disociere, care nu depinde de concentrația soluției.

Expresia constantei de disociere poate fi obținută prin scrierea ecuației pentru reacția de disociere a electrolitului AA în formă generală:

A K → A - + K + .

Deoarece disocierea este un proces de echilibru reversibil, legea acțiunii masei se aplică acestei reacții, iar constanta de echilibru poate fi definită ca:

unde K este constanta de disociere, care depinde de temperatura și natura electrolitului și solventului, dar nu depinde de concentrația electrolitului.

Gama constantelor de echilibru pentru diferite reacții este foarte mare - de la 10 -16 la 10 15. De exemplu, valoare mare LA pentru reactie

înseamnă că, dacă se adaugă cupru metalic la o soluție care conține ioni de argint Ag +, atunci în momentul atingerii echilibrului, concentrația ionilor de cupru este mult mai mare decât pătratul concentrației de ioni de argint 2. Împotriva, valoare mica LAîn reacție

indică faptul că până la atingerea echilibrului, o cantitate neglijabilă de iodură de argint AgI s-a dizolvat.

Te rog plateste Atentie speciala asupra formei de scriere a expresiilor pentru constanta de echilibru. Dacă concentrațiile unor reactanți nu se modifică semnificativ în timpul reacției, atunci ele nu sunt scrise în expresia pentru constanta de echilibru (astfel de constante se notează K 1).

Deci, pentru reacția cuprului cu argintul expresia va fi incorectă:

Forma corectă ar fi:

Acest lucru se explică prin faptul că concentrațiile de cupru și argint metalic sunt introduse în constanta de echilibru. Concentrațiile de cupru și argint sunt determinate de densitățile lor și nu pot fi modificate. Prin urmare, nu are rost să luăm în considerare aceste concentrații atunci când se calculează constanta de echilibru.

Expresiile constantelor de echilibru la dizolvarea AgCl și AgI sunt explicate în mod similar

Produs de solubilitate. Constantele de disociere ale sărurilor și hidroxizilor metalici slab solubili se numesc produsul de solubilitate al substanțelor corespunzătoare (notat PR).

Pentru reacția de disociere a apei

expresia constantă va fi:

Acest lucru se explică prin faptul că concentrația de apă în timpul reacțiilor în solutii apoase se schimba foarte putin. Prin urmare, se presupune că concentrația de [H 2 O] rămâne constantă și este introdusă în constanta de echilibru.

Acizi, baze și săruri din punct de vedere al disocierii electrolitice.

Folosind teoria disocierii electrolitice, ei definesc și descriu proprietățile acizilor, bazelor și sărurilor.

Acizii sunt electroliți a căror disociere produce doar cationi de hidrogen ca cationi.

De exemplu:

НCl ↔ Н + + С l - ;

CH 3 COOH ↔ H ++ + CH 3 COO -

Disocierea unui acid polibazic are loc în principal prin prima etapă, într-o măsură mai mică prin a doua și doar într-o mică măsură prin a treia. Prin urmare, într-o soluție apoasă de, de exemplu, acid fosforic, împreună cu moleculele de H 3 PO 4, există ioni (în cantități succesive descrescătoare) H 2 PO 2-4, HPO 2-4 și PO 3-4

N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (prima etapă)

N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (a doua etapă)

NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (etapa a treia)

Bazicitatea unui acid este determinată de numărul de cationi de hidrogen care se formează în timpul disocierii.

Deci, HCl, HNO 3 - acizi monobazici - se formează un cation de hidrogen;

H2S, H2CO3, H2SO4 - dibazic,

H3PO4, H3AsO4 sunt tribazici, deoarece se formează doi, respectiv trei cationi de hidrogen.

Din cei patru atomi de hidrogen conținuți în molecula de acid acetic CH 3 COOH, doar unul, inclus în grupa carboxil - COOH, poate fi scindat sub forma cationului H + , - acid acetic monobazic.

Acizii dibazici și polibazici se disociază treptat (treptat).

Bazele sunt electroliți a căror disociere produce doar ioni de hidroxid ca anioni.

De exemplu:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

Bazele care se dizolvă în apă se numesc alcaline. Nu sunt mulți dintre ei. Acestea sunt bazele metalelor alcaline și alcalino-pământoase: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH și Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2, precum și NH40H. Majoritatea bazelor sunt ușor solubile în apă.

Aciditatea unei baze este determinată de numărul grupelor sale hidroxil (grupări hidroxi). De exemplu, NH4OH este o bază cu un acid, Ca(OH)2 este o bază cu doi acizi, Fe(OH)3 este o bază cu trei acizi etc. Bazele cu două și poliacide se disociază treptat

Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (prima etapă)

Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (a doua etapă)

Cu toate acestea, există electroliți care, la disociere, formează simultan cationi de hidrogen și ioni de hidroxid. Acești electroliți sunt numiți amfoteri sau amfoliți. Acestea includ apă, zinc, aluminiu, hidroxizi de crom și o serie de alte substanțe. Apa, de exemplu, se disociază în ioni H + și OH - (în cantități mici):

H 2 O ↔ H + + OH -

În consecință, ea are in aceeasi masura Sunt exprimate atât proprietățile acide, datorită prezenței cationilor de hidrogen H +, cât și proprietățile alcaline, datorită prezenței ionilor OH -.

Disocierea hidroxidului de zinc amfoter Zn(OH) 2 poate fi exprimată prin ecuație

2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +

Sărurile sunt electroliți, la disocierea cărora se formează cationi metalici, precum și cationi de amoniu (NH 4) și anioni de reziduuri acide

De exemplu:

(NH4)2S04↔ 2NH + 4 + S02-4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

Așa se disociază sărurile medii. Sărurile acide și bazice se disociază treptat. În sărurile acide, ionii metalici sunt eliminați mai întâi, iar apoi cationii de hidrogen. De exemplu:

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

În sărurile bazice, mai întâi se elimină reziduurile acide, iar apoi ionii de hidroxid.

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Dezintegrarea spontană parțială sau completă a electroliților dizolvați (vezi) în ioni se numește disociere electrolitică. Termenul „ioni” a fost introdus de fizicianul englez M. Faraday (1833). Teoria disocierii electrolitice a fost formulată de omul de știință suedez S. Arrhenius (1887) pentru a explica proprietățile soluțiilor apoase de electroliți. Ulterior, a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza doctrinei structurii atomului și a legăturilor chimice. Conținutul modern al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei prevederi:

1. Electroliții, atunci când sunt dizolvați în apă, se disociază (se descompun) în ioni - încărcați pozitiv și negativ. („Ion” este greacă pentru „rătăcire.” Într-o soluție, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.)

2. Sub influența curentului electric, ionii capătă mișcare direcțională: cei încărcați pozitiv se deplasează spre catod, cei încărcați negativ se deplasează spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, cei din urmă - anioni. Mișcarea direcțională a ionilor are loc ca urmare a atracției electrozilor lor încărcați opus.

3. Disocierea este un proces reversibil. Aceasta înseamnă că apare o stare de echilibru în care cât mai multe molecule se descompun în ioni (disociere), atât de multe dintre ele se formează din nou din ioni (asociere).

Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal, se folosește semnul reversibilității.

De exemplu:

unde KA este o moleculă de electrolit, este un cation, A este un anion.

Doctrina legăturii chimice ajută la răspunsul la întrebarea de ce electroliții se disociază în ioni. Substanțele cu legături ionice se disociază cel mai ușor, deoarece sunt deja formate din ioni (vezi Legături chimice). Când se dizolvă, dipolii de apă sunt orientați în jurul ionilor pozitivi și negativi. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciproce. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește, iar ionii se deplasează de la cristal la soluție. Electroliții, ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură polară covalentă, se disociază în mod similar. Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială - totul depinde de gradul de polaritate al legăturilor. În ambele cazuri (în timpul disocierii compușilor cu legături ionice și polare), se formează ioni hidratați, adică ioni legați chimic de moleculele de apă (vezi figura de la p. 295).

Fondatorul acestui punct de vedere al disocierii electrolitice a fost academicianul onorific I. A. Kablukov. Spre deosebire de teoria Arrhenius, care nu a ținut cont de interacțiunea solutului cu solventul, I. A. Kablukov a aplicat teoria chimică a soluțiilor lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică. El a arătat că la dizolvare are loc reactie chimica substanță dizolvată cu apă, ceea ce duce la formarea de hidrați, iar apoi se disociază în ioni. I. A. Kablukov credea că o soluție apoasă conține doar ioni hidratați. În prezent, această idee este general acceptată. Deci, hidratarea ionică este principala cauză a disocierii. În alte soluții de electroliți neapoase, legătura chimică dintre particulele (molecule, ioni) de substanță dizolvată și particulele de solvent se numește solvatare.

Ionii hidratați au atât un număr constant, cât și variabil de molecule de apă. Un hidrat de compoziție constantă formează ioni de hidrogen care rețin o moleculă, acesta este un proton hidratat. În literatura științifică, este de obicei reprezentat printr-o formulă și numit ion hidroniu.

Deoarece disocierea electrolitică este un proces reversibil, în soluțiile de electroliți, împreună cu ionii acestora, există și molecule. Prin urmare, soluțiile electrolitice se caracterizează prin gradul de disociere (notat cu litera greacă a). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni n și numărul total de molecule dizolvate:

Gradul de disociere a electroliților se determină experimental și se exprimă în fracții de unitate sau ca procent. Dacă nu există disociere și dacă sau 100%, atunci electrolitul se dezintegrează complet în ioni. Diferiți electroliți au grade diferite de disociere. Odată cu diluarea soluției crește, iar cu adăugarea de ioni cu același nume (la fel ca ionii electroliți) scade.

Cu toate acestea, pentru a caracteriza capacitatea unui electrolit de a se disocia în ioni, gradul de disociere nu este o valoare foarte convenabilă, deoarece depinde de concentrația electrolitului. Mai mult caracteristica generala este constanta de disociere K. Poate fi derivată cu ușurință prin aplicarea legii acțiunii masei la echilibrul de disociere a electroliților:

unde KA este concentrația de echilibru a electrolitului și sunt concentrațiile de echilibru ale ionilor săi (vezi Echilibrul chimic). K nu depinde de concentrare. Depinde de natura electrolitului, solvent și temperatură.

Pentru electroliții slabi, cu cât este mai mare K (constanta de disociere), cu atât electrolitul este mai puternic, cu atât mai mulți ioni în soluție.

Electroliții puternici nu au constante de disociere. Formal, ele pot fi calculate, dar nu vor fi constante pe măsură ce concentrația se schimbă.

Acizii polibazici se disociază în trepte, ceea ce înseamnă că astfel de acizi vor avea mai multe constante de disociere - câte una pentru fiecare pas. De exemplu:

Primul stagiu:

A doua faza:

Etapa a treia:

Întotdeauna, adică, un acid polibazic, atunci când este disociat în prima etapă, se comportă ca un acid mai puternic decât în ​​a doua sau a treia.

Bazele poliacide suferă, de asemenea, o disociere treptată. De exemplu:

Sărurile acide și bazice se disociază, de asemenea, treptat. De exemplu:

În acest caz, în prima etapă, sarea se dezintegrează complet în ioni, ceea ce se datorează naturii ionice a legăturii dintre și; iar disocierea în a doua etapă este nesemnificativă, deoarece particulele încărcate (ionii) suferă o disociere suplimentară ca electroliți foarte slabi.

Din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice, sunt date definiții și sunt descrise proprietățile unor astfel de clase. compuși chimici ca acizi, baze, săruri.

Acizii sunt electroliți a căror disociere produce doar ioni de hidrogen ca cationi. De exemplu:

Toate proprietățile caracteristice comune ale acizilor - gust acru, schimbarea culorii indicatorilor, interacțiunea cu baze, oxizi bazici, săruri - se datorează, mai precis, prezenței ionilor de hidrogen.

Bazele sunt electroliți a căror disociere produce doar ioni de hidroxid ca anioni:

Conform teoriei disocierii electrolitice, toate proprietățile alcaline generale ale soluțiilor - săpunul la atingere, schimbarea culorii indicatorilor, interacțiunea cu acizi, anhidride acide, săruri - se datorează prezenței ionilor de hidroxid.

Adevărat, există electroliți, în timpul disocierii cărora se formează simultan atât ionii de hidrogen, cât și ionii de hidroxid. Acești electroliți sunt numiți amfoteri sau amfoliți. Acestea includ apă, zinc, aluminiu, hidroxizi de crom și o serie de alte substanțe. Apa, de exemplu, în cantități mici se disociază în ioni și:

Deoarece toate reacțiile din soluțiile apoase de electroliți reprezintă interacțiunea ionilor, ecuațiile pentru aceste reacții pot fi scrise în formă ionică.

Semnificația teoriei disocierii electrolitice este că a explicat numeroase fenomene și procese care au loc în soluții apoase de electroliți. Cu toate acestea, nu explică procesele care au loc în soluții neapoase. Deci, dacă clorura de amoniu într-o soluție apoasă se comportă ca o sare (se disociază în ioni și ), atunci în amoniacul lichid prezintă proprietățile unui acid - dizolvă metalele cu eliberarea de hidrogen. Cum se comporta baza? Acid azotic, dizolvat în acid fluorhidric lichid sau acid sulfuric anhidru.

Toți acești factori contrazic teoria disocierii electrolitice. Ele sunt explicate prin teoria protolitică a acizilor și bazelor.

Termenul „disociere” în sine înseamnă descompunerea moleculelor în câteva particule mai simple. În chimie, pe lângă disocierea electrolitică, se distinge disocierea termică. Aceasta este o reacție reversibilă care are loc atunci când temperatura crește. De exemplu, disocierea termică a vaporilor de apă:

carbonat de calciu:

molecule de iod:

Echilibrul disocierii termice respectă legea acțiunii masei.

Motivul principal al disocierii este interacțiunea de polarizare a moleculelor de solvent polar cu moleculele de solut.De exemplu, o moleculă de apă este polară, momentul său dipol este μ = 1,84 D, adică. are un puternic efect de polarizare. În funcție de structura substanței solubile în stare anhidră, disocierea acesteia se desfășoară diferit. Cele mai tipice două cazuri sunt:

Orez. 4.8 Dizolvarea unei substanțe cu o rețea cristalină ionică

1. Solut cu o legătură ionică (NaCl, KCl etc.). Cristalele unor astfel de substanțe constau deja din ioni. Când se dizolvă, moleculele polare de apă (dipoli) vor fi orientate spre ionii cu capetele lor opuse. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciproce (interacțiunea ion-dipol), ca urmare legătura dintre ioni slăbește și trec în soluție sub formă hidratată (Fig. 4.8). În cazul luat în considerare, disocierea moleculelor are loc concomitent cu dizolvarea. Substanțele cu legături ionice se disociază cel mai ușor.

2. O substanță dizolvată cu o legătură covalentă polară (de exemplu, HCI, H2SO4, H2S etc.). Și aici, în jurul fiecărei molecule polare a substanței, dipolii de apă sunt orientați corespunzător pentru a forma hidrați. Ca urmare a unei astfel de interacțiuni dipol-dipol, norul de electroni de conectare (perechea de electroni) se va muta aproape complet la un atom cu electronegativitate mai mare, în timp ce molecula polară se transformă într-una ionică (etapa de ionizare a moleculei) și apoi se descompune în ioni, care trec în soluție sub formă hidratată (Fig. 4.9). Disocierea poate fi completă sau parțială - totul depinde de gradul de polaritate al legăturilor din moleculă.

disocierea ionizarii

Orez. 4.9 Dizolvarea unei substanțe cu o legătură covalentă polară

Diferența dintre cazurile luate în considerare este că în cazul unei legături ionice, ionii au existat în cristal, iar în cazul unei legături polare, s-au format în timpul procesului de dizolvare. Compușii care conțin atât legături ionice, cât și polari sunt mai întâi disociați de-a lungul legăturilor ionice și apoi prin legături polare covalente. De exemplu, sulfatul acid de sodiu NaHSO 4 se disociază complet la legătura Na-O, parțial la Legături H-Oși practic nu se disociază prin legături cu polare scăzute ale sulfului cu oxigenul.

Prin urmare , la dizolvare, numai compușii cu legături polare ionice și covalente se disociază și numai în solvenți polari.

Gradul de disociere. Electroliți puternici și slabi

O caracteristică cantitativă a disocierii electrolitice este gradul de disociere a electrolitului în soluție. Această caracteristică a fost introdusă de Arrhenius. Gradul de disociere – α - acesta este raportul dintre numărul de molecule N care s-au divizat în ioni și numărul total de molecule ale electrolitului dizolvat N 0:

α se exprimă în fracții de unitate sau în %.

În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternici sau slabi.

Când se dizolvă în apă electroliți puternici se disociază aproape complet, procesul de disociere în ele este ireversibil. Pentru electroliții puternici, gradul de disociere în soluții este egal cu unitatea (α = 1) și aproape nu depinde de concentrația soluției.În ecuațiile de disociere ale electroliților puternici se folosește semnul „=” sau „ ”. De exemplu, ecuația de disociere pentru electrolitul puternic sulfat de sodiu are forma

Na 2 SO 4 = 2Na + + SO 4 2 - .

Electroliții puternici din soluții apoase includ aproape toate sărurile, bazele metalelor alcaline și alcalino-pământoase, acizi: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HСlO 4, HClO 3, HBrO 4, HBrO 3, HIO 3, H 2 SeO 4, HMnO 4, H 2 MnO 4 etc.

Pentru cei slabi electroliții includ electroliți, al căror grad de disociere în soluții este mai mic decât unitatea (α<1) и она уменьшается с ростом концентрации.

Procesul de disociere a electroliților slabi decurge reversibil până când se stabilește echilibrul în sistem între moleculele nedisociate ale substanței dizolvate și ionii acesteia. În ecuațiile de disociere ale electroliților slabi este indicat semnul „reversibilității”. De exemplu, ecuația de disociere pentru hidroxidul de amoniu electrolit slab are forma

NH 4 + OH NH 4 + + OH -

Electroliții slabi includ apa, aproape toți acizii organici (formic, acetic, benzoic etc.), o serie de acizi anorganici (H 2 SO 3, HNO 2, H 2 CO 3, H 3 AsO 4, H 3 AsO 3, H 3 BO 3, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, HF, HCN, HCNS), baze ale elementelor p-, d-, f- (Al(OH) 3 , Cu(OH)2, Fe(OH)2 etc.), hidroxid de amoniu, hidroxid de magneziu și beriliu, unele săruri (CdI2, CdCl2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(CNS)3 etc.).

În funcție de gradul de disociere, electroliții se disting între puternici și slabi. Electroliții cu un grad de disociere mai mare de 30% sunt de obicei numiți puternici, cu un grad de disociere de la 3 la 30% - mediu, mai mic de 3% - electroliți slabi.

Numeric de valoarea gradului de disociere electrolitică depinde diverși factori:

1 . Natura solventului.

Acest lucru se datorează constantei dielectrice a solventului ε. După cum rezultă din legea lui Coulomb, forța de atracție electrostatică dintre două particule încărcate opus depinde nu numai de mărimea sarcinilor lor și de distanța dintre ele, ci și de natura mediului în care particulele încărcate interacționează, adică. din ε:

De exemplu, la 298 K ε(H2O) = 78,25 și ε(C6H6) = 2,27. Sărurile precum KCl, LiCl, NaCl etc., sunt complet disociate în ioni în apă, adică. se comportă ca electroliți puternici; în benzen aceste săruri se disociază doar parțial, adică. sunt electroliți slabi. Astfel, aceleași substanțe pot prezenta abilități de disociere diferite în funcție de natura solventului.

2 . Temperatura.

Pentru electroliții puternici, gradul de disociere scade odată cu creșterea temperaturii; pentru electroliții slabi, când temperatura crește la 60°C, α crește și apoi începe să scadă.

3 . Concentrația soluției.

Dacă considerăm disocierea ca un proces chimic de echilibru, atunci, în conformitate cu principiul lui Le Chatelier, adăugarea unui solvent (diluție cu apă), de regulă, crește numărul de molecule disociate, ceea ce duce la o creștere a α. Procesul de formare a moleculelor din ioni ca urmare a diluției devine mai dificil: pentru formarea unei molecule, trebuie să aibă loc o coliziune a ionilor, a cărei probabilitate scade odată cu diluarea.

4 . Prezența ionilor cu același nume.

Adăugarea unor ioni asemănători reduce gradul de disociere, ceea ce este, de asemenea, în concordanță cu principiul lui Le Chatelier. De exemplu, într-o soluție de acid azot slab, în ​​timpul disocierii electrolitice, se stabilește un echilibru între moleculele nedisociate și ioni:

НNU 2 Н + + NU 2 - .

Când ionii de nitrit NO 2 ˉ sunt introduși într-o soluție de acid azotat (prin adăugarea unei soluții de azotat de potasiu KNO 2), echilibrul se va deplasa spre stânga, prin urmare, gradul de disociere α va scădea. Un efect similar se va obține prin introducerea ionilor de H + în soluție.

Trebuie remarcat faptul că conceptele de „electrolit puternic” și „solubilitate bună” nu trebuie confundate. De exemplu, solubilitatea CH 3 COOH în H 2 O este nelimitată, dar acidul acetic este un electrolit slab (α = 0,014 într-o soluție 0,1 M). Pe de altă parte, BaSO4 este o sare puțin solubilă (la 20°C solubilitatea este mai mică de 1 mg în 100 g de H2O), dar aparține electroliților puternici, deoarece toate moleculele care intră în soluție se dezintegrează în Ba2 + și ioni SO4 2-.

Constanta de disociere

O caracteristică mai precisă a disocierii electroliților este constanta de disociere, care nu depinde de concentraţia soluţiei.

Expresia constantei de disociere poate fi obținută prin scrierea ecuației pentru reacția de disociere a electrolitului AA în formă generală:

AK A – + K + .

Deoarece disocierea este un proces de echilibru reversibil, aplicăm legea acțiunii masei acestei reacții, iar constanta de echilibru poate fi determinată ca:

unde K este constanta de disociere, care depinde de temperatura și natura electrolitului și solventului, dar nu depinde de concentrația electrolitului.

Gama constantelor de echilibru pentru diferite reacții este foarte mare - de la 10-16 la 10 15.

Disocierea substanțelor formate din mai mult de doi ioni are loc în etape. Pentru o reacție a formei

A n K m nA – m + mK + n

constanta de disociere are forma

De exemplu, acidul sulfuros se disociază în trepte:

H 2 SO 3 H + + HSO 3 –

HSO 3 – H + + SO 3 2–

Fiecare etapă de disociere este descrisă de propria sa constantă:

În același timp, este clar că

În timpul disocierii treptate a substanțelor, descompunerea în etapa ulterioară are loc întotdeauna într-o măsură mai mică decât în ​​cea anterioară. Cu alte cuvinte:

K d1 > K d2 >...

Dacă concentrația electrolitului care se descompune în doi ioni este egală cu C în, iar gradul de disociere a acestuia este α, atunci concentrația ionilor rezultați va fi C la α, iar concentrația moleculelor nedisociate este C în (1–α). Expresia pentru constantă ia următoarea vedere:

Această ecuație exprimă Legea diluției lui Ostwald . Permite să se calculeze gradul de disociere la diferite concentrații de electroliți dacă este cunoscută constanta sa de disociere. Pentru electroliții slabi α<<1, тогда (1–α) → 1. Уравнение в этом случае принимает вид:

Această ecuație arată clar că gradul de disociere crește pe măsură ce soluția este diluată.

În soluțiile apoase, electroliții puternici sunt de obicei complet disociați, astfel încât numărul de ioni din ei este mai mare decât în ​​soluțiile de electroliți slabi de aceeași concentrație. În acest caz, forțele de atracție și repulsie interionică sunt destul de mari. În astfel de soluții, ionii nu sunt complet liberi; mișcarea lor este constrânsă de atracția reciprocă unul față de celălalt. Datorită acestei atracții, fiecare ion este înconjurat de un roi sferic de ioni încărcați opus, numit „atmosfera ionică”.

TEORIA DISOCĂRII ELECTROLITICE

Soluțiile tuturor substanțelor pot fi împărțite în două grupe: conduc curentul electric sau nu sunt conductori.

Vă puteți familiariza cu caracteristicile dizolvării substanțelor în mod experimental, studiind conductivitatea electrică a soluțiilor acestor substanțe folosind dispozitivul prezentat în figură.

Observați următorul experiment " Studiul conductivității electrice a substanțelor.”

Pentru a explica caracteristicile soluțiilor apoase de electroliți unui om de știință suedez S. Arrhenius în 1887 a fost propus teoria disocierii electrolitice . Ulterior, a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza doctrinei structurii atomilor și a legăturilor chimice. Conținutul modern al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei prevederi:

1. Electroliții când se dizolvă în apă sau se topește despărțire (disocia) la ioni – pozitiv (cationi) și negativ (anioni) particule încărcate.

Ioni sunt în stări electronice mai stabile decât atomii. Ele pot consta dintr-un atom - acesta este ioni simpli ( N / A + , Mg 2+ , Al 3+ etc.) - sau din mai mulți atomi - aceasta este ioni complecși ( NO 3 - ,ASA DE 2- 4 , RO Z-4 etc.).

2. În soluții și topituri electroliții conduc electricitatea .

Sub influența unui curent electric, ionii capătă mișcare direcțională: ionii încărcați pozitiv se deplasează spre catod, ionii încărcați negativ se deplasează spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, cei din urmă - anioni. Mișcarea direcțională a ionilor are loc ca urmare a atracției lor de către electrozi cu încărcare opusă.

ÎNCERCAREA SUBSTANȚELOR PENTRU CONDUCTIVITATE ELECTRICĂ

ADUCERE AMINTE

ELECTROLIȚI ȘI NEELECTROLIȚI

EFECTE TERMICE CÂND SE DIzolVĂ SUBSTANŢE ÎN APA

3. Disociere - proces reversibil: în paralel cu dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea), are loc procesul de combinare a ionilor (asociere).

Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal, se pune semnul reversibilității, de exemplu, ecuația de disociere a moleculei de electrolit K. Aîn cationul K + și anionul A -, în general se scrie după cum urmează:

KA ↔K + + A -

Luați în considerare procesul de dizolvare a electroliților în apă

În general, o moleculă de apă nu este încărcată. Dar în interiorul moleculeiH2O Atomii de hidrogen și oxigen sunt aranjați astfel încât sarcinile pozitive și negative să fie la capetele opuse ale moleculei (Fig. 1). Prin urmare, o moleculă de apă este un dipol.

Dizolvarea substanțelor cu legături chimice ionice în apă

(folosind exemplul clorurii de sodiu - sare de masă)

Mecanismul de disociere electroliticăNaCl când sarea de masă este dizolvată în apă (Fig. 2), ea constă în eliminarea secvenţială a ionilor de sodiu şi clor de către moleculele polare de apă. În urma trecerii ionilor Na + și Сl – De la cristal la soluție, se formează hidrații acestor ioni.

Dizolvarea substanțelor cu legături chimice covalente foarte polare în apă

(folosind exemplul acidului clorhidric)

Când acidul clorhidric este dizolvat în apă (în moleculeacid clorhidric legătura dintre atomi este covalentă, foarte polară), natura legăturii chimice se modifică. Sub influența moleculelor polare de apă, o legătură polară covalentă se transformă într-una ionică. Ionii rezultați rămân legați de moleculele de apă – hidratați. Dacă solventul este neapos, atunci ionii se numesc solvați (Fig. 3).

Puncte cheie:

Disocierea electrolitică - Acesta este procesul de descompunere a unui electrolit în ioni atunci când este dizolvat în apă sau topit.

Electroliții– sunt substanțe care, dizolvate în apă sau în stare topită, se dezintegrează în ioni.

Ioni sunt atomi sau grupuri de atomi care au un pozitiv ( cationi) sau negativ ( anionii) taxa.

Ionii diferă de atomi atât ca structură, cât și ca proprietăți

Exemplul 1. Să comparăm proprietățile hidrogenului molecular (constă din doi atomi de hidrogen neutri) cu proprietățile ionului.

Exemplul 2. Să comparăm proprietățile clorului atomic și molecular cu proprietățile ionului.

Tine minte!

1. Ionii diferă de atomi și molecule ca structură și proprietăți;

2. O trăsătură comună și caracteristică a ionilor este prezența sarcinilor electrice;

3. Soluțiile și topiturile electroliților conduc curentul electric datorită prezenței ionilor în ei.

Toate substanțele, în funcție de capacitatea lor de a conduce curentul electric în soluție sau în stare topită, pot fi împărțite în două grupe: electroliți și neelectroliți.

Electroliții sunt substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric. Electroliții includ acizi, baze și săruri.

Non-electroliți sunt substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc curentul electric. De exemplu, multe substanțe organice.

Capacitatea electroliților (conductoare de tip II) de a conduce curentul electric este fundamental diferită de conductivitatea electrică a metalelor (conductoare de tip I): conductivitatea electrică a metalelor se datorează mișcării electronilor, iar conductivitatea electrică a electroliților este asociată cu mișcarea ionilor.

S-a descoperit că în soluțiile de acizi, baze și săruri, valorile găsite experimental ale p, tcrystal, tboil, pcm sunt mai mari decât cele calculate teoretic pentru aceeași soluție pe baza concentrației sale molare în i o singura data ( i- coeficient izotonic). Mai mult, numărul de particule din soluția de NaCl a crescut de aproape 2 ori, iar în soluția de CaCl2 - de 3 ori.

Pentru a explica particularitățile comportamentului electroliților, omul de știință suedez S. Arrhenius a propus în 1887 o teorie numită teorii de disociere electrolitică. Esența teoriei este următoarea:

• 1. Electroliții, când sunt dizolvați în apă, se dezintegrează (se disociază) în particule încărcate (ioni) - cationi încărcați pozitiv (Na+, K+, Ca2+, H+) și anioni încărcați negativ (Cl-, SO42-, CO32-, OH-). Proprietățile ionilor sunt complet diferite de cele ale atomilor care i-au format. Se numește descompunerea unei substanțe neutre în ioni ca urmare a interacțiunii chimice cu un solvent disociere electrolitică.
• 2. Sub influența unui curent electric, ionii capătă mișcare direcțională: cationii se deplasează către un electrod încărcat negativ (catod), anionii se deplasează către un electrod încărcat pozitiv (anod).
• 3. Disocierea este un proces reversibil și de echilibru. Aceasta înseamnă că în paralel cu dezintegrarea moleculelor în ioni (disocierea), are loc un proces de combinare a ionilor în molecule (asocierea): KA K+ + A-.
• 4. În soluție, ionii sunt în stare hidratată.

Pentru a cuantifica disocierea electrolitică, se utilizează conceptul gradul de disociere electrolitică() - raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni și numărul total de molecule dizolvate. Gradul de disociere se determină empiric și se exprimă în fracții sau procente. Gradul de disociere electrolitică depinde de natura solventului și a solutului, de temperatura și concentrația soluției:

• 1. Cu cât solventul este mai polar, cu atât este mai mare gradul de disociere a electrolitului din acesta.
• 2. Substanțele cu legături polare ionice și covalente suferă disociere.
• 3. O creștere a temperaturii crește disociarea electroliților slabi.
• 4. Pe măsură ce concentrația electrolitului scade (se diluează), gradul de disociere crește.

În funcție de gradul de disociere, electroliții condiționat (la o concentrație a soluțiilor lor de 0,1 M) sunt împărțiți în:

Pe baza tipului de ioni formați în timpul disocierii, toți electroliții pot fi împărțiți în acizi, baze și săruri.

Acizi- electroliţi care se disociază cu formarea doar a cationilor H+ şi a unui reziduu acid (Cl- - clorură, NO3- - azotat, SO42- - sulfat, HCO3 bicarbonat, CO32 carbonat). De exemplu: HCI H++Cl-, H2SO4 2H++SO42-.

Prezența unui ion de hidrogen, sau mai precis, a unui ion H3O+ hidratat, în soluțiile acide determină proprietățile generale ale acizilor (gust acru, efect asupra indicatorilor, interacțiune cu alcalii, interacțiune cu metale cu eliberarea de hidrogen etc.).

În acizii polibazici, disocierea are loc în etape, fiecare pas fiind caracterizat de propriul grad de disociere. Astfel, acidul ortofosforic se disociază în trei etape:

Și 3<2<1, т.е. распад электролита на ионы протекает, в основном, по первой ступени и в растворе ортофосфорной кислоты будут находиться преимущественно ионы Н+ и H2РO4-. Причины этого в том, что ионы водорода значительно сильнее притягиваются к трехзарядному иону РO43- и двухзарядному иону HРO42-, чем к однозарядному H2РO4-. Кроме того, на 2-ой и 3-ей ступенях имеет место смещение равновесия в сторону исходной формы по принципу Ле-Шателье за счет накапливающихся ионов водорода.

Terenuri- electroliți care se disociază pentru a forma doar ioni de hidroxid (OH-) ca anioni. După separarea OH-, rămân următorii cationi: Na+, Ca2+, NH4+. De exemplu: NaOH Na+ + OH-, Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-.

Proprietățile generale ale bazelor (săpunul la atingere, efectul asupra unui indicator, interacțiunea cu acizii etc.) sunt determinate de prezența grupării hidroxo OH- în soluțiile de baze.

Bazele poliacide se caracterizează prin disocierea treptată:

Disocierea hidroxizilor amfoteri are loc atât ca bază, cât și ca acid. Astfel, disocierea hidroxidului de zinc poate avea loc în următoarele direcții (în acest caz, echilibrul se schimbă în funcție de mediu conform principiului lui Le Chatelier):

Săruri- sunt electroliți care se disociază în cationi metalici (sau grupări care îl înlocuiesc) și anioni ai reziduului acid.

Sărurile medii se disociază complet: CuSO4 Cu2+ + SO42-. Spre deosebire de sărurile medii, sărurile acide și bazice se disociază treptat:

Mai mult, gradul de disociere a sărurilor în a doua etapă este foarte mic.

Reacții de schimb în soluții de electroliți- Acestea sunt reacții între ioni. O condiție necesară pentru apariția reacțiilor de schimb în soluțiile de electroliți este formarea de compuși slab disociați sau compuși eliberați din soluție sub formă de precipitat sau gaz.

Când se scriu ecuații de reacție în formă iono-moleculară, compușii slab disociați, gazoși și puțin solubili se scriu sub forma molecule, și electroliți puternici solubili - sub formă ionii. Când scrieți ecuații ionice, trebuie să vă asigurați că urmați tabelul de solubilitate a acizilor, bazelor și sărurilor în apă (Anexa A).

Să ne uităm la tehnica de scriere a ecuațiilor ionice folosind exemple.

Exemplul 1. Scrieți ecuația reacției sub formă ionic-moleculară:

BaCl2 + K2SO4 = BaS04 + 2KCl

Soluție: Sărurile sunt electroliți puternici și aproape complet se disociază în ioni. Deoarece BaSO4 este un compus practic insolubil (vezi tabelul din Anexa A), partea principală a sulfatului de bariu va fi sub formă nedisociată, așa că vom scrie această substanță sub formă de molecule, iar sărurile rămase, care sunt solubile, în forma ionilor:

Ba2+ + 2Cl- + 2K+ + SO42- = BaSO4 + 2K+ + 2Cl-

După cum se poate observa din ecuația ion-moleculară completă rezultată, ionii K+ și Cl- nu interacționează, prin urmare, excluzându-i, obținem o scurtă ecuație ion-moleculară:

Ba2+ + SO42- = BaSO4,

Săgeata indică faptul că substanța rezultată precipită.

Ecuațiile ionice pot fi utilizate pentru a reprezenta orice reacții care apar în soluții între electroliți. Mai mult, esența oricărei reacții chimice este reflectată într-o scurtă ecuație ion-moleculară. Pe baza ecuației ion-moleculare, puteți scrie cu ușurință ecuația moleculară.

Exemplul 2. Potriviți ecuația moleculară cu următoarea ecuație ionico-moleculară: 2H+ + S2- = H2S.

Soluție: Ionii de hidrogen se formează în timpul disocierii oricărui acid puternic, cum ar fi HCI. La ionii de hidrogen din ecuația ionică scurtă trebuie să adăugați doi ioni de clor. Cationii (de exemplu, 2K+) trebuie adăugați la ionii de sulfură pentru a forma un electrolit solubil, bine disociat. Apoi aceiași ioni trebuie să fie înscriși pe partea dreaptă. Atunci ecuațiile complete ion-moleculare și moleculare vor arăta astfel:

• 2H+ + 2Cl- + 2K+ + S2- = H2S + 2K+ + 2Cl-
• 2 HCl + K2S = H2S + 2 KCl-