Värdet A uttrycks i fraktionerna av enheten eller i% och beror på typen av elektrolyt, lösningsmedel, temperatur, koncentration och sammansättning av lösningen.

Ett lösningsmedel spelade en speciell roll: i vissa fall kan graden av dissociation av elektrolyter öka eller minska. I framtiden antar vi i avsaknad av speciella instruktioner att lösningsmedlet är vatten.

Enligt graden av dissociation är elektrolyter konventionellt uppdelade i stark (A\u003e 30%), mitten (3% < a < 30%) и svag (A.< 3%).

Tyst elektrolyter inkluderar:

1) Några oorganiska syror (HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4 och ett antal andra);

2) alkali-hydroxider (Li, Na, K, RB, CS) och alkalisk jord (CA, SR, BA);

3) nästan alla lösliga salter.

De högkvalitativa elektrolyterna innefattar Mg (OH) 2, H3PO4, HCOOH, H2S03, HF och några andra.

Alla karboxylsyror anses vara svaga elektrolyter (förutom HCOOH) och hydratiserade former av alifatiska och aromatiska aminer. Många oorganiska syror är också svaga elektrolyter (HCN, H2S, H2CO3, etc.) och basen (NH3H2O).

Trots vissa tillfällen, i allmänhet, bör man inte identifiera substansens löslighet med sin dissociation. Således är ättiksyra och etylalkohol obegränsad löslig i vatten, men samtidigt är den första substansen en svag el, och den andra är icke-val.

Syror och baser

Trots det faktum att begreppen "syra" och "bas" används i stor utsträckning för att beskriva kemiska processer, är ett enda tillvägagångssätt för klassificering av ämnen ur synvinkel av deras tillskrivning till syror eller det inte finns några skäl. För närvarande befintliga teorier ( jonisk teori S. Arrhenius, prollatisk teori I. Brensteda och T. Lowry och elektronisk teori G. Lewisa) har vissa begränsningar och därmed endast tillämpliga i vissa fall. Låt oss bo på var och en av dessa teorier.

Arrhenius teori.

I jonteorin av Arrhenius är begreppet "syra" och "bas" nära relaterade till processen med elektrolytisk dissociation:

Syra är en elektrolyt, dissocierande i lösningar för att bilda H + joner;

Basen är elektrolyten, dissocierar i lösningar med bildandet av joner det -;

En amfolit (amfotär elektrolyt) är en elektrolyt som dissocierar i lösningar för att bilda båda H + -joner och joner det är.

Till exempel:

På ⇄ n + + a - nh + + mo n - ⇄ mig (det) n ⇄ mig n + + non -

I enlighet med joniska teorin kan syror vara både neutrala molekyler och joner, till exempel:

Hf ⇄ h + + f -

H 2 PO4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄ H + + NH3

Liknande exempel kan bringas till baser:

Kon k + + han -

- ⇄ al (oh) 3 + han -

+ ⇄ Fe 2+ + han -

Ampholiter innefattar zinkhydroxider, aluminium, krom och några andra, liksom aminosyror, proteiner, nukleinsyror.

I allmänhet reduceras syra-bas-interaktionen i lösningen till neutraliseringsreaktionen:

H + + IT - H2O

Ett antal experimentella data visar emellertid den begränsade jonteorin. Så ammoniak, organiska aminer, oxider av metaller typ Na20, Cao, anjoner av svaga syror etc. I avsaknad av vatten uppvisar egenskaperna hos typiska baser, även om de inte har hydroxidjoner.

Å andra sidan, många oxider (SO2, SO3, P205, etc.), halogenider, vätehalogendrider, utan att ha vätejoner, även i frånvaro av vatten, uppvisar syraegenskaperna, dvs. Neutralisera grunderna.

Dessutom kan beteendet hos elektrolyten i vattenhaltig lösning och i det icke-vattenhaltiga mediet vara motsatt.

Så, CH3 COOH i vatten är svag syra:

CH3 COOH ⇄ CH3COO - + H +,

och i den flytande fluoriden är basens egenskaper:

HF + CH3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -

Studier av sådana typer av reaktioner och i synnerhet reaktioner som uppstår i icke-vattenhaltiga lösningsmedel ledde till skapandet av mer allmänna teorier om syror och baser.

Teorin om Brenstead och Lowry.

Den fortsatta utvecklingen av teorin om syror och grunderna var den föreslagna protolytiska (proton) teorin föreslagen av I. Brenstened och T. Lowri. I enlighet med denna teori:

Syra kallas något ämne, molekyler (eller joner) som kan ge proton, d.v.s. vara en protondonor;

Basen kallas något ämne, molekyler (eller joner) som är kapabla att fästa ett proton, d.v.s. vara en protonacceptor;

Således är begreppet fundament väsentligt expanderande, vilket bekräftas av följande reaktioner:

Han är - + n + n 2

NH3 + H + NH4 +

H2N-NH3 + + H + H3N + -NH3 +

Enligt I. Brensted, T. Loury syra och basen utgör ett konjugatpar och är förknippade med jämvikt:

Syra ⇄ proton + bas

Eftersom protonöverföringsreaktionen (protolytisk reaktion) är reversibel, och proton sänds också i omvänd process, är reaktionsprodukterna vardera med avseende på en vän med syra och bas. Detta kan skrivas i form av en jämviktsprocess:

På + i ⇄ vn + + a -,

var är en syra, B - basen, VN + -syra konjugerad med basen av B, A är basen associerad med syra på.

Exempel.

1) i reaktionen:

HCl + OH - ⇄CL - + H2O,

HCl och H2O-syror, Cl- och OH - - lämpliga baser konjugat med dem;

2) i reaktionen:

HSO4 - + H2O ⇄ SO42 - + H3O +,

HSO4- och H3O + -syror, SO42- och H2O-baser;

3) i reaktionen:

NH4 + + NH2 - ⇄ 2NH3,

NH4 + - syra, NH2-bas och NH3 verkar som syra (en molekyl) och baser (andra molekyl), dvs. Demonstrerar tecken på amfotitet - förmågan att visa egenskaperna hos syra och bas.

Vatten har denna förmåga:

2N 2 O ⇄ H 3 O + + HE -

Här förenar en molekyl H2O proton (bas), som bildar ett konjugat-syrajonhydroxoniumH3O +, den andra ger ett proton (syra), som bildar en konjugatbas. Denna process kallas autoprotolize.

Från ovanstående exempel kan det ses att, till skillnad från Arrhenius representationer, i teorin om Brensman och Loury, leder reaktionerna av syror inte till ömsesidig neutralisering och åtföljs av bildandet av nya syror och grunder.

Det bör också noteras att den protolytiska teorin betraktar begreppet "syra" och "bas", inte som en egenskap, men som en funktion som den ansedda föreningen i den protolytiska reaktionen utförs. Samma förening kan reagera under vissa betingelser som en syra, i andra - som en bas. Således, i en vattenhaltig lösning av CH3, uppvisar coxien syrans egenskaper och 100% H2S04 - basen.

Trots dess fördelar är emellertid inte en protolytisk teori, liksom teorin om Arrhenius, inte tillämplig på ämnen som inte innehåller väteatomer, men manifesterar samtidigt syrans funktion: Borhalogenider, aluminium, kisel , tenn.

Lewis Theory.

Ett annat tillvägagångssätt för klassificeringen av ämnen ur deras tilldelning till syror och grunderna var den elektroniska teorin om Lewis. Som en del av den elektroniska teorin:

syra kallas en partikel (molekyl eller jon) som kan fästa ett elektronpar (elektronacceptor);

basen kallas en partikel (molekyl eller jon) som kan ge ett elektronpar (elektrondonor).

Enligt Lewis idéer interagerar syra och bas med varandra med bildandet av donatoracceptorkommunikation. Som ett resultat av tillsatsen av par elektroner vid en elektronisk underskottsatom uppträder en komplett elektronisk konfiguration - elektroner oktett. Till exempel:

På liknande sätt kan en reaktion mellan neutrala molekyler representeras:

Neutraliseringsreaktionen i villkoren i Lewis-teorin anses vara tillsatsen av elektronparet av hydroxidjon till vätejonen som ger ett fritt orbital för att rymma detta par:

Således utför protonet själv, lätt att ansluta det elektroniska paret, från Lewis-teorinsens funktion. I detta avseende kan syrorna enligt brenet betraktas som reaktionsprodukter mellan Lewis-syror och baser. Så är HCl en produkt av neutralisering av syra H + bas Cl - och jon H3O + är utformad som ett resultat av neutralisering av syra H + -bas H2O.

Reaktionerna mellan syror och grunderna av Lewis illustrerar också följande exempel:

Lewis-baserna innefattar även halidjoner, ammoniak-, alifatiska och aromatiska aminer, syreinnehållande organiska föreningar av typ R2CO, (där R är en organisk radikal).

Lewis-syror innefattar borhalogenider, aluminium, kisel, tenn och andra element.

Självklart, i teorin om Lewis, innefattar begreppet "syra" ett bredare utbud av kemiska föreningar. Detta förklaras av det faktum att uppdelningen av substansen till syran på Lewis beror på sulan till strukturen hos dess molekyl, som bestämmer elektronacceptoregenskaperna och är inte nödvändigtvis associerad med närvaron av väte atomer. Lewis-syror som inte innehåller väteatomer kallas förskräcklig.

Standards Lösningsuppgifter

1. Skriv AL 2 elektrolytisk dissociation ekvation (SO4) 3 i vatten.

Aluminiumsulfat är en stark elektrolyt och i en vattenhaltig lösning utsätts för full förfall på jonerna. Dissociation Equation:

Al 2 (SO4) 3 + (2x + 3Y) H2O23 + + 3 2 -,

eller (exklusive jonhydreringsprocess):

Al 2 (SO4) 3 2al 3+ + 3SO42 -.

2. Vad är HCO 3 jon - från ståndpunkten av teorin om Brensted-Lowri?

Beroende på förhållandena i HCO3-jonen - kan ge protoner:

HCO3 - + OH - CO 3 2 - + H2O (1),

så fäst protonerna:

HCO3- + H3O + H2CO3 + H2O (2).

Således är i det första fallet HCO3-jonen syra, i den andra basen, dvs en amfolit.

3. Bestäm än från Lewis-teorins läge är AG + ION i reaktionen:

AG + + 2NH 3 +

I processen att bilda kemiska bindningar, som strömmar genom en donatoracceptormekanism, Ag + jon, som har en fri orbital, är en elektronisk par acceptor och uppvisar sålunda Lewis-syraegenskaper.

4. Bestäm den joniska kraften hos lösningen i en liter, vilken är 0,1 mol KCl och 0,1 mol Na2S04.

Dissociationen av de representerade elektrolyterna uppträder i enlighet med ekvationerna:

Na2S04 2NA + + SO4 2 -

Följaktligen: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0,1 mol / L;

C (Na +) \u003d 2 × C (Na2S04) \u003d 0,2 mol / L;

C (SO4 2 -) \u003d C (Na2S04) \u003d 0,1 mol / l.

Den joniska kraftkraften beräknas med formeln:

5. Bestäm koncentrationen av CUSO 4 i lösningen av denna elektrolyt med Jag \u003d 0,6 mol / l.

Dissociationen Cuso 4 strömmar genom ekvationen:

Cuso 4 CU 2+ + SO 4 2 -

Kom med (Cuso 4) för x. mol / L, sedan i enlighet med reaktionsekvationen, C (Cu 2+) \u003d C (SO4 2 -) \u003d x. mol / l I det här fallet ses uttrycket för beräkning av jonkraften:

6. Bestäm aktivitetskoefficienten för jon K + i en vattenhaltig lösning av KCl med C (KCl) \u003d 0,001 mol / L.

som i det här fallet kommer att ta formen:

.

Ionkraft i lösningen hittar med formeln:

7. Bestäm aktivitetskoefficienten för Fe 2+ jon i en vattenhaltig lösning, vars jonstyrka är lika med 1.

I enlighet med lagen i Debair Hyukkel:

därav:

8. Bestäm dissociationskonstanten ha, om i en lösning av denna syra med en koncentration av 0,1 mol / l A \u003d 24%.

Genom dissociationens storlek kan det bestämmas att denna syra är en elektrolyt av mittkraften. För att beräkna konstanten av dissociation av syra, använder vi lagen om avel av Ostelald i sin fulla form:

9. Bestäm elektrolytkoncentrationen, om A \u003d 10%, K. D \u003d 10 - 4.

Från lagen om avel Ostvalda:

10. Graden av dissociation av mono-axiell syra HA överstiger inte 1%. (Ha) \u003d 6,4 × 10 - 7. Bestäm graden av dissociation ha i sin lösning med en koncentration av 0,01 mol / l.

Genom storlek av dissociationsgraden kan det bestämmas att denna syra är en svag elektrolyt. Detta möjliggör användning av en ungefärlig formel i inlösenlagen:

11. Graden av discociering av elektrolyt i sin lösning med en koncentration av 0,001 mol / l är 0,009. Bestäm dissociationskonstanten hos denna elektrolyt.

Från det tillstånd av problemet kan det ses att denna elektrolyt är svag (A \u003d 0,9%). Därför:

12. (HNO 2) \u003d 3,35. Jämför HNO 2-styrka med enstaka syra HA, graden av dissociation av vilken i lösning med C (ha) \u003d 0,15 mol / L är lika med 15%.

Beräkna (ha) med hjälp av den fulla formen av ostvald-ekvationen:

Som (ha)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .

13. Det finns två KCl-lösningar som innehåller andra joner. Det är känt att jonkraften hos den första lösningen ( Jag 1) lika med 1 och den andra ( Jag 2) är 10-2 mängder. Jämför aktivitetskoefficienter f.(K +) I dessa lösningar och avsluta hur egenskaperna hos dessa lösningar skiljer sig från egenskaperna hos oändligt utspädda KCl-lösningar.

Aktivitetskoefficienterna för K + joner kommer att beräkna med hjälp av deby-hyukkellagen:

Aktivitetskoefficienten f. - Detta är ett mått på avvikelse i beteendet hos elektrolytlösningen av denna koncentration från sitt beteende med oändlig murbruk.

Som f. 1 \u003d 0,316 avböjt mer än 1 än f. 2 \u003d 0,891, i en lösning med en större jonkraft, observeras en större avböjning i beteendet hos KCl-lösningen från dess beteende med oändlig utspädning.

Frågor för självkontroll

1. Vad är elektrolytisk dissociation?

2. Vilka ämnen kallas elektrolyter och icke-elektrolyter? Ge exempel.

3. Vad är graden av dissociation?

4. Från vilka faktorer beror graden av dissociation?

5. Vilka elektrolyter anses vara starka? Vad är den genomsnittliga effekten? Vad är svaga? Ge exempel.

6. Vad är en dissociationskonstant? Vad beror på och vad är dissociationskonstanten inte beroende av?

7. Hur är den konstanta och graden av dissociation i de binära lösningarna av medium och svaga elektrolyter?

8. Varför upptäcker lösningarna av starka elektrolyter i deras beteende avvikelser från idealitet?

9. Vad är essensen i termen "uppenbar grad av dissociation"?

10. Vad är ikonens aktivitet? Vad är tillgångskoefficienten?

11. Hur är magnituden av aktivitetskoefficienten med utspädning (koncentration) av en lösning av stark elektrolyt? Vad är gränsvärdet för aktivitetskoefficienten med oändlig morteluppfödning?

12. Vad är jonkraften i lösningen?

13. Hur beräknar du aktivitetskoefficienten? Word Debai Hyukkel Law.

14. Vad är kärnan i joniska teorin om syror och grunden (teorin om Arrhenius)?

15. Vad är den främsta skillnaden mellan den protolytiska teorin om syror och grunderna (teorin om Brenstead och Lowri) från Arrhenius teori?

16. Hur behandlar elektronisk teori (Lewis-teori) begreppet "syra" och "bas"? Ge exempel.

Uppgiftsalternativ för självlösningar

Alternativ nummer 1

1. Skriv Fe 2 (SO4) 3 elektrolytisk dissociation ekvation (SO4) 3.

På + H 2 O ⇄ H3O + + A -.

Alternativ nummer 2.

1. Skriv ekvationen av elektrolytisk dissociation cucl 2.

2. Bestäm än från Lewis-teorins läge är Ion S 2 - i reaktionen:

2AG + + S 2 - ⇄ AG 2 S.

3. Beräkna den molära koncentrationen av elektrolyten i lösningen, om A \u003d 0,75% och \u003d 10-5.

Alternativ nummer 3.

1. Skriv na 2 så 4 elektrolytisk dissociation ekvation.

2. Bestäm än från Lewis-teorins synvinkel är CN-ion - i reaktionen:

Fe 3 + + 6cn - ⇄ 3 -.

3. Ijonkraften hos CaCl2-lösningen är 0,3 mol / l. Beräkna C (CaCl2).

Alternativ nummer 4.

1. Skriv en elektrolytisk dissociation ekvation ca (oh) 2.

2. Bestäm än från ståndpunkten för Brensman-teorin är H2O-molekylen i reaktionen:

H3O + ⇄H + + H2O.

3. Lösningens jonkraft K 2 så 4 är 1,2 mol / l. Beräkna med (K 2 SO 4).

Alternativ nummer 5.

1. Skriv den elektrolytiska dissociationsekvationen K 2 så 3.

NH4 + + H2O ^ NH3 + H3O +.

3. (CH3 COOH) \u003d 4,74. Jämför kraften i CH3 COOH med kraften hos mono-blocksyraha, graden av dissociation av vilken i lösning med C (ha) \u003d 3,6 × 10-5 mol / L är lika med 10%.

Alternativ nummer 6.

1. Skriv den elektrolytiska dissociation ekvationen K 2 S.

2. Bestäm än från Lewis-teorins synvinkel är Albr 3-molekyl i reaktionen:

BR - + Albr 3 ⇄ -.

Alternativ nummer 7.

1. Skriv en elektrolytisk dissociation ekvation Fe (nr 3) 2.

2. Bestäm än från Lewis-teorins läge är Cl Ion - i reaktionen:

Cl - + alcl 3 ⇄ -.

Alternativ nummer 8.

1. Skriv ekvationen av elektrolytisk dissociation K 2 MNO 4.

2. Bestäm än från branesterns ståndpunkt är HSO3-jonen - i reaktionen:

HSO3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

Alternativ nummer 9.

1. Skriv ekvationen av elektrolytisk dissociation Al 2 (SO4) 3.

2. Bestäm än från Lewis-teorins synvinkel är CO3 + -jonen i reaktionen:

CO 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.

3. I 1 liter lösning innehåller 0,348 g K2S04 och 0,17 g nano3. Bestämma jonstyrkan hos denna lösning.

Alternativ nummer 10.

1. Skriv ekvationen av elektrolytisk dissociation ca (nr 3) 2.

2. Bestäm än från ståndpunkten för Brensman-teorin är H2O-molekylen i reaktionen:

B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.

3. Beräkna elektrolytkoncentrationen i lösningen, om A \u003d 5% och \u003d 10-5.

Alternativ nummer 11.

1. Skriv den elektrolytiska dissociationsekvationen KMNO 4.

2. Bestäm än från Lewis-teorins läge är Cu 2 + -jonen i reaktionen:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.

3. Beräkna aktivitetskoefficienten för Cu 2 + jon i Cuso 4C-lösningen (CUSO4) \u003d 0,016 mol / l.

Alternativ nummer 12.

1. Skriv ekvationen av elektrolytisk dissociation Na2CO3.

2. Bestäm än från ståndpunkten för Brensman-teorin är H2O-molekylen i reaktionen:

K + + XH 2 O ⇄ +.

3. Det finns två NaCl-lösningar innehållande andra elektrolyter. Värdena för den joniska styrkan hos dessa lösningar är respektive lika: Jag 1 \u003d 0,1 mol / l, Jag 2 \u003d 0,01 mol / l. Jämför aktivitetskoefficienter f.(Na +) i dessa lösningar.

Alternativ nummer 13.

1. Skriv AL (NO 3) 3 elektrolytisk dissociation ekvation.

2. Bestäm än från Lewis-teorins positioner är RNH 2-molekylen i reaktionen:

RNH 2 + H3O + ⇄ RNH3 + + H2O.

3. Jämför koefficienterna för katjonens aktivitet i en lösning innehållande FESO 4 och KNO3, förutsatt att koncentrationerna av elektrolyter är 0,3 och 0,1 mol / l.

Alternativ nummer 14.

1. Skriv den elektrolytiska dissociation ekvationen K 3 PO 4.

2. Bestäm än från ståndpunkten för teorin om Brenstead är Ion H3O + i reaktionen:

HSO3- + H3O + ⇄H2SO3 + H2O.

Alternativ nummer 15.

1. Skriv den elektrolytiska dissociation ekvationen K 2 så 4.

2. Bestäm än från Lewis-teorins läge är PB (OH) 2 i reaktionen:

PB (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.

Alternativ nummer 16.

1. Skriv den elektrolytiska dissociationsekvationen Ni (nr 3) 2.

2. Bestäm än från ståndpunkten för teorin om Brenstead är hydroxoniumjonen (H3O +) i reaktionen:

2H3O + + S2 - ⇄H2S + 2H20

3. Den joniska kraften hos en lösning innehållande endast Na3P04 är 1,2 mol / l. Bestäm koncentrationen av Na3 PO4.

Alternativ nummer 17.

1. Skriv en elektrolytisk dissociation ekvation (NH4) 2 så 4.

2. Bestäm än från ståndpunkten för teorin om Brenstead är Ion NH4 + i reaktionen:

NH4 + + OH - ⇄ NH 3 + H2O.

3. Den joniska kraften hos en lösning innehållande samtidigt Ki och Na2S04 är 0,4 mol / l. C (ki) \u003d 0,1 mol / l. Bestämma koncentrationen av Na2S04.

Alternativ nummer 18.

1. Skriv en elektrolytisk dissociation ekvation CR2 (SO4) 3.

2. Bestäm än från ståndpunkten av Brenstead-teorin är en proteinmolekyl i reaktionen:

Informationsblock

Skala pH

Tabell 3. Förhållandet mellan koncentrationerna av H + och OH joner -.

Standards Lösningsuppgifter

1. Koncentrationen av vätejoner i lösningen är 10-3 mol / l. Beräkna pH, POH och [IT -] i denna lösning. Bestämma lösningsmediet.

Notera.Rekryteringar används för databehandling: LG10 A. = a.; 10 lg. a. = men.

Lösningens miljö med pH \u003d 3 är surt, eftersom pH< 7.

2. Beräkna pH-värdet hos saltsyralösningen med en molarkoncentration av 0,002 mol / l.

Eftersom i den utspädda lösningen av NS1 "1 och i en lösning av monosokondyra C (K-You) \u003d C (till dig) kan vi skriva:

3. Till 10 ml ättiksyra-lösning med C (CH3 i SOAM) \u003d 0,01 mol / l tillsatt 90 ml vatten. Hitta skillnaden i värdena för PN-lösningen före och efter utspädning, om (CH3 i Coxy) \u003d 1,85 × 10 - 5.

1) I den ursprungliga lösningen av svag mono stor syra CH3 i SOAM:

Därav:

2) Att tillsätta till 10 ml av en syralösning 90 ml vatten motsvarar en 10-faldig utspädning av lösningen. Därför.

Elektrolyter klassificeras i två grupper beroende på graden av dissociation - starka och svaga elektrolyter. Starka elektrolyter har en dissociation grad av mer än en enda eller mer än 30%, svag - mindre än en eller mindre än 3%.

Dissociationsprocess

Elektrolytisk dissociation - processen att förfallna molekyler till joner - positivt laddade katjoner och negativt laddade anjoner. Laddade partiklar bär elektrisk ström. Elektrolytisk dissociation är endast möjlig i lösningar och smälter.

Dissociationskraften är förfallet av kovalenta polära bindningar under verkan av vattenmolekyler. Polarmolekyler är fördröjda med vattenhaltiga molekyler. I fasta ämnen förstörs jonbanden under uppvärmningsprocessen. Höga temperaturer orsakar jonoscillationer i kristallgitterets noder.

Fikon. 1. Dissociationsprocess.

Ämnen som lätt sönderdelas på joner i lösningar eller i smälter och därför kallas elektrisk ström elektrolyter. Icke-elektrolyter utför inte el, eftersom Disintegrerar inte på katjoner och anjoner.

Beroende på dissociationen skiljer sig starka och svaga elektrolyter. Stark upplöses i vatten, d.v.s. Helt, utan möjligheten att återhämta sig i joner. Svaga elektrolyter sönderdelas i katjoner och anjoner delvis. Graden av deras dissociation är mindre än för starka elektrolyter.

Graden av dissociation visar andelen molekyler i den totala koncentrationen av ämnen. Det uttrycks av formeln a \u003d n / n.

Fikon. 2. Dissociationsgraden.

Svaga elektrolyter

Lista över svaga elektrolyter:

• utspädda och svaga oorganiska syror - H2S, H2S03, H2CO3, H2SiO3, H3O3;
• några organiska syror (de flesta organiska syror - icke-elektrolyter) - CH3COOH, C2H5 COOH;
• osolubla baser - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
• ammoniumhydroxid - NH4OH.

Fikon. 3. Löslighetsbord.

Dissociationsreaktionen registreras med användning av en jonekvation:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 -;
• H2S ↔ H + + HS -;
• NH4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Multi-axelsyror dissocierar stegvis:

• H2CO3H + + HCO3-;
• HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.

Olösliga grunder samlas också i steg:

• Fe (OH) 3 ↔ FE (OH) 2 + + OH --;
• Fe (OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH --;
• Feoh 2+ ↔ Fe 3+ + Oh -.

Vatten hör till svaga elektrolyter. Vatten driver praktiskt taget inte en elektrisk ström, för Svagt sönderdelat till vätekationer och anjoner av gyroxidjonen. De formade jonerna uppsamlas i vattenmolekyler:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Om vattnet enkelt utför el betyder det att det finns föroreningar i det. Destillerat vatten är icke-elektropryp.

Dissociationen av svaga elektrolyter är reversibel. Formade joner uppsamlas i molekylen.

Vad visste vi?

Svaga elektrolyter innefattar substanser som delvis förfallna joner är positiva katjoner och negativa anjoner. Därför är sådana ämnen dåligt utformade av elektrisk ström. Dessa inkluderar svaga och utspädda syror, olösliga baser, låglösliga salter. Den svagaste elektrolyten är vatten. Dissociationen av svaga elektrolyter är en reversibel reaktion.

Starka och svaga elektrolyter

Syror, baser och salter i vattenhaltiga lösningar dissocieras - sönderdelas i joner. Denna process kan vara reversibel eller irreversibel.

Med irreversibel dissociation i lösningar faller all substans eller nästan allt i joner. Detta är karakteristiskt för starka elektrolyter (fig 10,1, och, sid. 56). Vissa syror och alla lösliga salter och baser (alkaliska och alkaliska jordhydroxider) (schema 5, s. 56) innefattar lösliga elektrolyter.

Fikon. 10,1. Jämförelse av antalet joner i lösningar med samma initial mängd elektrolyt: A-kloridsyra (stark elektrolyt); B-nitritsyra

(svag elektrolyt)

Schema 5. Klassificering av elektrolyter med våld

När dissociationen är reversibel, flyter två motsatta processer: samtidigt med substansens förfall på joner (dissociation) finns en omvänd process för att kombinera joner i substansmolekylerna (association). På grund av detta föreligger en del av substansen i lösningen i form av joner och del - i form av molekyler (fig 10,1, b). Elektrolyter,

vilket när det är upplöst i vatten, sönderdelas endast delvis, kallas svaga elektrolyter. Dessa inkluderar vatten, många syror, såväl som olösliga hydroxider och salter (schema 5).

I dissociation ekvationerna för svaga elektrolyter, i stället för en konventionell pil rekord en dubbelriktad pil (reversibilitetsskylt):

Elektrolyterns kraft kan förklaras av polariteten hos den kemiska bindningen, som bryts vid dissociation. Ju mer polär kommunikation, desto lättare vattenmolekylerna blir det därför den starkare elektrolyten. I salter och hydroxider är polariteten i kommunikationen den största, eftersom det finns en jonanslutning mellan jonelementen och hydroxidjoner, därför är alla lösliga salter och baser starka elektrolyter. I syreinnehållande syror under dissociation är förbindelsen av O-H bruten, vars polaritet beror på den kvalitativa och kvantitativa kompositionen av syraresten. Kraften hos de flesta syreinnehållande syror kan bestämmas om den vanliga syrformeln är skriven som E (OH) m o n. Om denna formel är n< 2 — кислота слабая, если n >2 - Stark.

Beroendet av syror från syrarestets sammansättning

Graden av dissociation

Elektrolyterns kraft kännetecknar kvantitativt graden av elektrolytisk dissociation A, som visar andelen molekyler av substanser som bröt upp i lösningen på joner.

Graden av dissociation A är lika med förhållandet mellan antalet M-molekyler N eller mängden av substansen N, som har förstått på jonerna, till det totala antalet molekyler n 0 eller mängden upplöst substans N 0:

Graden av dissociation kan uttryckas inte bara i fraktionerna av enheten, men också i procent:

Värdet A kan variera från 0 (det finns ingen dissociation) till 1 eller 100% (fullständig dissociation). Ju bättre elektrolytförfall, desto större är värdet av dissociationsgraden.

Enligt värdet av graden av elektrolytisk dissociation separeras elektrolyter ofta av inga två, men i tre grupper: starka, svaga och elektrolyter av mellankraften. De starka elektrolyterna överväger graden av dissociation av vilken mer än 30% och svag med en grad av mindre än 3%. Elektrolyter med mellanliggande värden A - från 3% till 30% - kallad medelstark elektrolyter. För denna klassificering anses syror: HF, HNO 2, H3 PO4, H2SO3 och några andra. De två senaste syrorna är endast medelstark elektrolyter endast vid det första fallet av dissociation, och i andra är det svaga elektrolyter.

Graden av dissociation är det variabla värdet. Det beror inte bara på elektrolytens natur utan också på dess koncentration i lösning. Detta beroende först identifierade och utforskade Wilhelm Ostvald. Idag kallas det lagen om att minska Ostvald: När lösningen späds med vatten, såväl som med ökande temperatur ökar graden av dissociation.

Beräkning av graden av dissociation

Exempel. I en liter vatten upplöst vätefluorid med mängden substans 5 mol. Den resulterande lösningen innehåller 0,06 mol vätejoner. Bestäm graden av dissociation av fluoridsyra (i procent).

Vi skriver fluoridsyra-dissociationsekvationen:

Under dissociation från en syramolekyl bildas en vätejon. Om lösningen innehåller 0,06 mol H + -joner betyder detta att predsissor-valo 0,06 mol av vätefluoridmolekylerna. Följaktligen är graden av dissociation:

En enastående tysk fysikalisk-kemist, Nobelprisvinnaren 1909 kemi. Född i Riga, studerade vid University of Derda, där han började undervisa och vetenskapliga aktiviteter. Vid 35 flyttade han till Leipzig, där han leddes av fysik och kemiska institut. Han studerade lagen i kemisk jämvikt, lösningar av lösningar, upptäckte lagen om avel som heter hans namn, utvecklade grunden för teorin om syrabaskatalys, mycket tid betalade kemiens historia. Han grundade världens första institution för fysisk kemi och den första fysikalisk-kemiska tidningen. I det personliga livet hade konstiga vanor: han kände sig avsky för frisyren, och med sin sekreterare kommunicerade uteslutande med hjälp av ett cykelsamtal.

Nyckelidé

Dissociation av svaga elektrolyter - reversibel process och stark -

irreversibel.

Kontrollfrågor

116. Ge definitionen av starka och svaga elektrolyter.

117. Ge exempel på starka och svaga elektrolyter.

118. Vilken storlek används för den kvantitativa egenskapen hos elektrolytens kraft? Är det konstant i alla lösningar? Hur kan jag öka graden av elektrolytdissociation?

Uppgifter för att mastera materialet

119. Ge ett exempel på salt, syra och baser som är: a) med en stark elektrolyt; b) svag elektrolyt.

120. Ge ett exempel på ett ämne: a) en tvåaxelsyra, vilken i det första steget är en elektrolyt av mittkraften och på den andra svaga elektrolyten; b) tvåaxliga syra, som på båda stegen är en svag elektrolyt.

121. I en syra i första etappen är dissociationsgraden 100% och i den andra - 15%. Vilken syra kan det vara?

122. Vilken typ av partiklar är större i sulfidvätlösningen: molekyler H2S, H + -joner, S2joner eller HS-joner -?

123. Skriv ut formeln: a) starka elektrolyter, från ovanstående lista över ämnen. b) svaga elektrolyter.

NaCl, HCl, NaOH, NANO3, HNO3, HNO2, H2SO4, BA (OH) 2, H2S, K2S, Pb (NO3) 2.

124. Gör ekvationen av dissociering av strontiumnitrat, kvicksilver (11) klorid, kalciumkarbonat, kalciumhydroxid, sulfidsyra. I vilka fall är dissociation reversibel?

125. I en vattenhaltig natriumsulfatlösning innehåller 0,3 moljoner. Vilken massa av detta salt användes för att framställa en sådan lösning?

126. I lösningen av vätefluorid innehåller 1 liter 2 g denna syra och mängden substans av vätejoner är 0,008 mol. Vad är mängden fluoridjonämnen i denna lösning?

127. I tre rör finns samma volymer av klorid, fluorid och sulfidsyra-lösningar. I alla provrör av mängden ämne är syrorna lika. Men i det första provröret är mängden substans av vätejoner 3. 10 -7 mol, i den andra - 8. 10 -5 mol, och i den tredje - 0,001 mol. Vilket rör innehåller varje syra?

128. Det första provröret innehåller en elektrolytlösning, vars dissociationsgrad är 89%, i den andra elektrolyten med en dissociation av 8% O och i den tredje - 0,2% av. Ta med två exempel på elektrolyter av olika klasser av föreningar som kan innehålla i dessa provrör.

129 *. I ytterligare källor hittar du information om beroendet av elektrolyterns kraft från ämnen av ämnen. Ange förhållandet mellan strukturen av ämnen, arten av de kemiska elementen som bildar dem och elektrolyterns kraft.

Detta är materialet i läroboken

Starka och svaga elektrolyter

Endast en del av molekylerna dissocierar i lösningar av vissa elektrolyter. För den kvantitativa egenskapen hos elektrolytkraften infördes begreppet dissociation grad. Förhållandet mellan antalet molekyler som dissocieras av joner, till det totala antalet lösningsmolekyler kallas graden av dissociation a.

där C är koncentrationen av predissalmolekyler, mol / l;

C0 - den ursprungliga koncentrationen av lösningen, mol / l.

Genom dissociationens omfattning är alla elektrolyter uppdelade i starka och svaga. De starka elektrolyterna hör till graden av dissociation av vilken mer än 30% (A\u003e 0,3). Dessa inkluderar:

· Starka syror (H2S04, HNO3, HCl, HBR, HI);

· Lösliga hydroxider, förutom NH4OH;

· Salties lösliga.

Elektrolytisk dissociation av starka elektrolyter fortsätter irreversibel

HNO 3 ® H + + NO-3.

Svaga elektrolyter har en dissociation grad mindre än 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· Svaga oorganiska syror (H2CO3, H2S, HNO2, HCN, H2SiO3, etc.) och all organisk, t ex ättiksyra (CH3COOH);

· Olösliga hydroxider, såväl som löslig NH4OH-hydroxid;

· Olösliga salter.

Elektrolyterna med mellanliggande värden av dissociationen kallas medelkraftelektrolyter.

Graden av dissociation (a) beror på följande faktorer:

från elektrolytens natur, det vill säga på typen av kemiska bindningar; Dissociation uppträder lättast på platsen för de mest polära obligationerna;

från lösningsmedlets natur - ju större den senare, desto lättare går det i det dissociationsprocessen;

från temperatur - temperaturökning ökar dissociationen;

från koncentrationen av lösningen - när utspädning av lösningsdissociationen ökar också.

Som ett exempel på beroendet av dissociation på naturen av kemiska bindningar, anser vi att dissociation av natriumhydrosulfat (NaHSO4), i molekylen, av vilken följande typer av länkar är tillgängliga: 1-ion; 2 - Polar kovalent; 3 - Förhållandet mellan svavel- och syreatomer är lågpolar. De lättast bryts på ionanslutningen (1):

Na 1 O 3 O S3H2O O

1. NAHSO 4 ® Na + + HSO-4, 2. Därefter, vid platsen för polär kommunikation, en mindre utsträckning: HSO-4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Syrresten på joner dissocierar inte.

Graden av dissociation av elektrolyten beror starkt på lösningsmedlets natur. Exempelvis dissocierar HCl starkt i vatten, svagare i etanol C2H5OH, nästan inte dissocierar i bensen, i vilken den praktiskt taget inte utför elektrisk ström. Lösningsmedel med hög dielektrisk konstant (E) polarisera molekylerna i den upplösta substansen och bilda solvaterade (hydratiserade) joner med dem. Vid 25 0 С e (H2O) \u003d 78,5, E (C2H5OH) \u003d 24,2, E (C6H6) \u003d 2,27.

I lösningar av svaga elektrolyter är dissociationsprocessen reversibel och därför tillämpas lagarna i kemisk jämvikt på jämvikt i lösningen mellan molekyler och joner. Så, för ättiksyra-dissociation

CH3 COOH "CH3COO - + H +.

Jämviktskonstant mot c kommer att bestämmas som

K \u003d k d \u003d сх 3 coo - · med H + / SCH3 COOH.

Ekvilibriumkonstanten (Kc) för dissociationsprocessen kallas dissociationskonstant (Kd). Dess värde beror på elektrolytens natur, lösningsmedlet och på temperaturen, men det beror inte på koncentrationen av elektrolyt i lösningen. Dissociationskonstanten är en viktig egenskap hos svaga elektrolyter, eftersom det indikerar styrkan hos deras molekyler i lösningen. Ju mindre dissociationskonstanten desto svagare är elektrolyten dissocierar och ju mer stabila dess molekyl. Med tanke på att graden av dissociation i motsats till dissociationskonstanten förändras med koncentrationen av lösningen är det nödvändigt att hitta en anslutning mellan Kd och A. Om den ursprungliga koncentrationen av lösningen är lika med C, och graden av dissociation som motsvarar denna koncentration A, kommer antalet predissalmolekyler av ättiksyra att vara lika med A-C.

Сх 3 coo - \u003d med h + \u003d a · s,

därefter kommer koncentrationen av misslyckade ättiksyramolekyler att vara lika med (C-A-C) eller C (1- A · C). Härifrån

Kd \u003d som · A C / (C-A · C) \u003d A 2 C / (1- A). (ett)

Ekvation (1) uttrycker utspädningslagen av Ostelald. För mycket svaga elektrolyter a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a \u003d (k / s). (2)

Såsom framgår av formel (2), med en minskning av koncentrationen av elektrolytlösningen (när den utspädes) ökar dissociationsgraden.

Svaga elektrolyter dissocieras med steg, till exempel:

1 steg h 2 CO 3 "H + + NSO-3,

2 steg NSO-3 "H + + CO 2 - 3.

Sådana elektrolyter kännetecknas av flera konstanter - beroende på antalet förfallstest på joner. För koalsyra

K 1 \u003d CH + · SNO - 2 / CH2C3 \u003d 4,45 × 10 -7; K2 \u003d CH + · CSO 2-3 / SNSO - 3 \u003d 4,7 × 10 -11.

Såsom kan ses bestäms förfallet på joner av koalsyra huvudsakligen av det första steget, och den andra kan bara manifestera sig med en stor solutspädning.

Total jämvikt H2CO3 "2H + + CO 2 - 3 motsvarar den totala konstanten av dissociation

Kd \u003d C2H + · CSO 2-3 / CH2CO3.

Värden till 1 och k 2 är associerade med varandra förhållandet

Kd \u003d K 1 · K 2.

På samma sätt dissocieras baserna av multivalenta metaller. Till exempel två steg av dissociationen av kopparhydroxid

Cu (OH) 2 "CuOH + + OH -,

CuOH + "CU 2+ + OH -

svar konstanter av dissociation

K 1 \u003d CuOH + · Sova - / CCU (OH) 2 och K2 \u003d CCU 2+ · SLEEP / CUOH +.

Eftersom starka elektrolyter dissocierade i lösningen är termen för dissociationskonstanten själv berövad av innehållet.

Dissociation av olika elektrolytklasser

Ur synvinkel av teorin om elektrolytisk dissociation syra ett ämne kallas, med dissociation av vilken endast hydratiserad vätejon H3O (eller helt enkelt H +) är formad som en katjon.

Basdet kallas ett ämne som i vattenhaltig lösning som en anion bildar hydroxidjoner det - och inga andra anjoner.

Enligt teorin om Brencented är syran protondonatorn, och basen är protonacceptorn.

Baskraften som effekten av syror beror på dissociationskonstantens storlek. Ju större dissociationskonstant, desto starkare elektrolyten.

Det finns hydroxider som kan komma in i samarbete och bilda salter inte bara med syror, utan också med grunderna. Sådana hydroxider kallas amphoteric. Dessa inkluderar Be (OH) 2, ZN (OH) 2, SN (OH) 2, PB (OH) 2, CR (OH) 3, Al (OH) 3. Egenskaperna beror på det faktum att de dissocieras av typen av syror i svag grad och av typen av bas

H + + RO - « Roh. « R + + på -.

Denna jämvikt förklaras av det faktum att styrkan hos förbindelsen mellan metall och syre är något annorlunda än styrkan hos förbindelsen mellan syre och väte. Därför, i samspelet mellan hydroxid beryllium med saltsyra, visar det sig av berylliumklorid

BE (OH) 2 + HCl \u003d BOCL2 + 2H20,

och när de interagerar med natriumhydroxid - beryllatat natrium

BE (OH) 2 + 2NAOH \u003d Na2BeO2 + 2H20.

Sololi. Det kan bestämmas som elektrolyter som dissocierar i lösningen för att bilda andra katjoner än vätekationer och andra anjoner än hydroxidjoner.

Mellandalter, Den resulterande ersättningen av vätejoner med lämpliga syror på metallkatjoner (Eithernh + 4) dissocieras av fullständigt Na2S04 "2Na + + SO2-4.

Sura salter dissociera längs steg

1 steg NaHSO4 "Na + + HSO - 4 ,

2 steg HSO. - 4 "H + + SO 2- 4.

Graden av dissociation i 1: a steget är större än i det andra steget, och den mindre syran, desto mindre graden av dissociation i 2: a-steget.

Grundläggande salter, erhållen genom ofullständig ersättning av hydroxidjoner till sura rester, dissocierar också i steg:

1 steg (cuOH) 2 så 4 "2 CuOH + + SO2-4,

2 Steg CuOH + "CU 2+ + OH -.

De viktigaste salterna av svaga grunder dissocieras huvudsakligen i det 1: a steget.

Komplexa salter, Innehållande en komplex komplex jon som bevarar sin stabilitet under upplösning, dissocierar på en komplex jon och joner av den yttre sfären

K 3 "3K + + 3 -,

Så 4 "2+ + SO 2 - 4.

I mitten av den komplexa Ion finns en atom - ett komplex av konsument. Denna roll utförs vanligtvis av metalljoner. Nära komplexbildande medel är belägna (samordnade) polära molekyler eller joner, och ibland de och andra, de kallas ligander.Komplexbildande medlet tillsammans med ligander utgör det inre sfären av komplexet. Ioner långt ifrån komplexbildningsmedlet är mindre fasta relaterade till det, är i den yttre miljön hos den komplexa föreningen. Den inre sfären avslutar vanligtvis fyrkantiga parenteser. Numret som anger antalet ligander i den inre sfären kallas samordning. Kemiska bindningar mellan komplexa och enkla joner i processen med elektrolytisk dissociation är relativt lätta att bryta. Kommunikation som leder till bildandet av komplexa joner fick namnet på donor-acceptorband.

Joner på den yttre sfären klyvas lätt från den komplexa jonen. Denna dissociation kallas primär. Det reversibla sönderfallet av den inre sfären uppträder mycket svårare och kallas den sekundära dissociationen.

CL "+ + Cl - - Primär dissociation,

+ "AG + +2 NH 3 - sekundär dissociation.

sekundärsjukdom, som dissociationen av svag elektrolyt, kännetecknas av en konstant av insufficiens

Att boet. \u003d × 2 / [+] \u003d 6,8 × 10 -8.

Konstanterna i ostoppningen (till nonsens) av olika elektrolyter är ett mått på komplexets hållbarhet. Ju mindre till nast. , det mer stabila komplexet.

Så bland samma typ av anslutningar:

-	+	+	+
K nast \u003d 1,3 × 10 -3	K nast \u003d 6,8 × 10 -8	K nast \u003d 1 × 10-13	K nast \u003d 1 × 10 -21

komplexets stabilitet ökar när de flyttas från - till +.

Värdena för instabilitetskonstanten leder i referensböcker i kemi. Med hjälp av dessa värden är det möjligt att förutsäga reaktionerna mellan komplexa föreningar med en stark skillnad mellan kroppens konstanter, kommer reaktionen att gå mot bildandet av ett komplex med en mindre konstant av insidaciteten.

Komplexa salt med en liten resistent komplex jon som heter dubbel sali.. Dubbelsalter, i motsats till komplex, dissocierar på alla joner som ingår i deras sammansättning. Till exempel:

Kal (SO4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 2-4,

NH4 Fe (SO4) 2 "NH4 + + Fe 3+ + 2S02-4.