elektroliti - tvari, čije vodene otopine i taline provode električnu struju. Ove tvari imaju ionske i kovalentne visokopolarne veze. Elektroliti su kiseline, baze, soli. Ponašanje elektrolita u otopini objašnjeno je teorijom elektrolitičke disocijacije koju je formulirao Svante Arrhenius 1887. godine:
Tvari čije su otopine elektroliti pri otopljenju se raspadaju na čestice (ione) koje nose pozitivan i negativan naboj.
Proces razgradnje elektrolita na ione naziva se elektrolitička disocijacija. Pod utjecajem električnog napona pozitivno nabijeni ioni kreću se prema katodi, a negativno nabijeni ioni prema anodi.
Ioni koji su pozitivno nabijeni nazivaju se kationi, i negativno nabijeni ioni - anioni. Kationi su pozitivno nabijeni metalni ioni, vodikov ion, NH 4+, anioni - kiselinski ostaci i hidroksidni ion. Vrijednost naboja iona podudara se s valencijom atoma ili kiselinskog ostatka, a broj pozitivnih naboja jednak je broju negativnih. Stoga je otopina kao cjelina električki neutralna. Proces elektrolitičke disocijacije prikazan je na sljedeći način:
NaCl ↔ Na + + Cl‾
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2–
Arrheniusova teorija objasnila je mnoge pojave povezane sa svojstvima otopina elektrolita, ali nije odgovorila na pitanje: zašto su neke tvari elektroliti, dok druge nisu, te kakvu ulogu otapalo igra u stvaranju iona.
2 . Mehanizam disocijacije
Teoriju procesa disocijacije razvio je I.A. Potpetice (1891).
Zamislite da se ionski kristal, poput NaCl, uvede u vodu. Svaki ion koji se nalazi na površini kristala formira se oko sebe električno polje. U blizini Na + stvara se pozitivno polje, u blizini Cl - daje se elektrostatsko polje negativnog predznaka. Utjecaj ovih polja proteže se do neke udaljenosti od kristala. U otopini je kristal sa svih strana okružen nasumično pokretnim molekulama vode. Dolaskom u polje djelovanja električno nabijenih iona oni mijenjaju svoje kretanje: u neposrednoj blizini kristala orijentirani su tako da je pozitivno nabijeni pol usmjeren prema negativno nabijenom ionu Cl - dipolima vode, a prema pozitivno nabijeni ion Na + - negativno nabijeni pol ( sl. 1). Taj se fenomen naziva orijentacija polarnih molekula u elektrostatskom polju. Između iona i dipola vode djeluju Coulombove sile privlačenja. Kao rezultat interakcije ion-dipol oslobađa se energija koja pridonosi kidanju ionskih veza u kristalu i prijenosu iona iz kristala u otopinu. Ioni odvojeni jedan od drugog odmah nakon prekida veze između njih blisko su okruženi polarnim molekulama vode i postaju potpuno hidriran. Pojava interakcije iona s molekulama vode, koja rezultira stvaranjem hidratacijske ljuske, naziva se hidratacija iona.
Riža. 1. Disocijacija ionskih spojeva
Hidratizirani ioni suprotnog naboja mogu međusobno djelovati. Ali budući da se ioni kreću u otopini zajedno s hidratacijskim ljuskama, sila njihove interakcije je značajno smanjena i oni su sposobni samostalno postojati.
Kada se polarni spojevi otope, događa se orijentacija vodenih dipola oko otopljenih molekula, uzrokujući njihovu još veću polarizaciju. Polarna kovalentna veza između atoma postaje ionska. Zajednički elektronski par pomaknut je prema jednom od atoma (slika 2).
Riža. 2. Disocijacija molekula s polarnom kovalentnom vezom
Na primjer, u HCl, elektronski par prelazi na atom klora, koji se pretvara u hidratizirani ion klora, a proton s molekulom vode tvori složenu pozitivno nabijenu česticu H 3 O + - hidronijev ion.
HCl + xH 2 O ↔ H 3 O + + Cl - ∙yH 2 O
Dakle, elektroliti mogu biti samo spojevi s ionskim ili polarnim kovalentnim vezama. Elektroliti mogu disocirati samo u polarnim otapalima.
Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije. Lekcija-predavanje korištenjem multimedijske prezentacije
Pinaeva Galina Ivanovna, profesorica kemije i biologije
Odjeljci: Nastava kemije
Ciljevi lekcije:
Obrazovni -
formulirati glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije;
sažeti podatke o ionima;
učvrstiti sposobnost bilježenja procesa disocijacije pomoću kemijskih znakova i formula.
Obrazovni - njegovati želju za aktivnim, zainteresiranim učenjem, usađivati svjesnu disciplinu, jasnoću i organiziranost u radu.
u razvoju - razvijati vještine učenika na temelju teorijsko znanje uspoređivati, analizirati, generalizirati, logički zaključivati, donositi zaključke, razvijati usmeni govor.
Nastavne metode: objašnjenje, razgovor, usporedba, postavka i rješenje obrazovni problemi, kemijski eksperiment(video), samostalan rad.
Sredstva obrazovanja: multimedijski projektor, računalo, tablica topljivosti kiselina, baza i soli u vodi, vježbe, nastavna literatura: “Kemija. 8. razred”, autori – O.S. Gabrielyan - M .: Bustard, 2008.
Tijekom nastave
I. Organizacijski trenutak.
II. Uvodni razgovor: poruka teme, pojašnjenje ciljeva i zadataka sata.
(2 minute) /slajd 1, 2/
Tema današnje lekcije je "Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije". Ova tema je nastavak prethodne lekcije. Stoga će danas cilj naše lekcije biti sažeti informacije o ionima, konsolidirati sposobnost zapisivanja procesa disocijacije pomoću kemijskih znakova i formula, formulirati glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije.
III. Obnavljanje pređenog gradiva: provjera domaće zadaće.
Provjerimo domaća zadaća. Na stolovima imate radne listove. U gornji desni kut napišite svoje ime i prezime. Započnimo zadatak. Za izvršenje zadatka - 5 minuta.
Vježba 1/slajd 3/
Provjerite svoje znanje. Dodajte definicije.
Tvari čije otopine provode struju nazivaju se ... (elektroliti)
Proces razgradnje elektrolita na ione naziva se ... (elektrolitička disocijacija)
Tvari čije otopine ne provode struju nazivaju se ... (neelektroliti)
Omjer broja čestica koje su se raspale na ione prema ukupni broj otopljene čestice nazivamo ... (stupanj elektrolitičke disocijacije)
Zadatak 2 /slajd 4/
Provjerite svoje znanje. Dovršite dijagram.
Zadatak 3 /slajd 5/
Provjerite svoje znanje. Ispunite tablicu.
| ELEKTROLITI | NEELEKTROLITI |
| Topljive soli | organska tvar |
| Jednostavne tvari |
|
| Netopljivi oksidi |
|
| Netopljive soli, kiseline, baze |
Zadatak 4/slajd 6/
Odgovor je dan - 3 minute.
Pomoću dijagrama na ekranu opišite redoslijed procesa koji se odvijaju tijekom disocijacije
ALI) tvari s ionskom vezom
orijentacija molekula - dipola vode u blizini iona kristala;
hidratacija (interakcija) molekula vode sa suprotno nabijenim ionima površinskog sloja kristala;
disocijacija (raspad) kristala elektrolita na hidratizirane ione.
B) tvari s polarnom kovalentnom vezom
orijentacija molekula vode oko polova molekule elektrolita;
hidratacija (interakcija) molekula vode s molekulama elektrolita;
ionizacija molekula elektrolita (transformacija kovalentne polarne veze u ionsku);
disocijacija (raspad) molekula elektrolita u hidratizirane ione.
IV. Učenje novog gradiva.
Povijest otkrića teorije elektrolitičke disocijacije. /slajd 7/
Švedski znanstvenik Svante Arrhenius proučava električnu vodljivost otopina razne tvari, došao je do zaključka da je uzrok električne vodljivosti prisutnost iona u otopini, koji nastaju otapanjem elektrolita u vodi. Taj se proces naziva elektrolitička disocijacija. Godine 1887. Arrhenius je formulirao glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije. Razmotrimo glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije (u skraćenoj verziji TED-a). /slajd 8/
Glavne odredbe teorije TED
1. Kada se otope u vodi, elektroliti se disociraju (razgrađuju) na pozitivne i negativne ione.
Na primjer: NaCl = Na + + Cl -
Ioni su jedan od oblika postojanja kemijski element. Ioni se od atoma razlikuju po broju elektrona, tj. električno punjenje. Atomi su neutralne čestice, ioni imaju naboj (pozitivan ili negativan). Ove dvije okolnosti određuju razliku u njihovim svojstvima.
/slajd 9/
Stoga su ioni pozitivno ili negativno nabijene čestice u koje se atomi ili skupine atoma pretvaraju kao rezultat donacije ili adicije elektrona. Ovaj proces transformacije može se prikazati u obliku dijagrama.
Analizirajmo razliku u svojstvima atoma i iona na primjeru dobro poznate tvari - kuhinjske soli. 1 elektron je puno za promjenu svojstava, tako da su svojstva iona potpuno drugačija od svojstava atoma koji su ih formirali. Metalni natrij je vrlo reaktivna tvar, koja se čak skladišti ispod sloja kerozina, inače će natrij početi djelovati s komponentama okoliš. Natrij snažno reagira s vodom, stvarajući lužinu i vodik, dok pozitivni ioni natrija ne stvaraju takve produkte. Klor ima žuto-zelenu boju i oštar miris, otrovan, a ioni klora su bezbojni, neotrovni, bez mirisa. Nitko ne bi pomislio koristiti metalni natrij i plinoviti klor za hranu, dok je bez natrijevog klorida, koji se sastoji od iona natrija i klora, kuhanje nemoguće. Ove dvije čestice razlikuju se samo po jednom elektronu.
Riječ "ion" na grčkom znači "lutanje". U otopinama se ioni nasumično kreću ("lutaju") u različitim smjerovima. Po sastavu ioni se dijele na jednostavne - Cl -, Na + složene - NH 4 +, SO 4 -.
Glavne odredbe teorije TED
2. Razlog disocijacije elektrolita u vodenoj otopini je njegova hidratacija, t.j. međudjelovanje elektrolita s molekulama vode i kidanje kemijske veze u njemu.
Kao rezultat interakcije elektrolita s molekulama vode nastaju hidratizirane, tj. povezan s molekulama vode, ionima.
Stoga se ioni prema prisutnosti vodene ovojnice dijele na hidratizirane (u otopinama i kristalnim hidratima) i nehidratizirane (u bezvodnim solima). Na primjer: kristalni hidrati - Gluberova sol, plavi vitriol; bezvodne soli - bakrov sulfat, natrijev nitrat. Svojstva hidratiziranih i nehidratiziranih iona su različita, kao što možete vidjeti na primjeru iona bakra.
IONI (prema prisutnosti vodene ljuske)
hidriran
u otopinama i kristalnim hidratima: CuSO 4 * 5H 2 O, Na 2 SO 4 * 10H 2 O
nehidratizirani
u bezvodnim solima: Cu 2+ SO 4 2-, Na + NO 3 -
Osnovne odredbe TED-a
3. Pod akcijom električna struja pozitivno nabijeni ioni kreću se prema negativnom polu izvora struje – katodi, stoga se nazivaju kationi, a negativno nabijeni ioni kreću se prema pozitivnom polu izvora struje – anodi, stoga se nazivaju anioni.
Stoga postoji još jedna klasifikacija iona - prema znaku njihovog naboja.
IONI
*kationi (pozitivno nabijene čestice)
*anioni (negativno nabijene čestice)
U otopinama elektrolita zbroj naboja kationa jednak je zbroju naboja aniona, zbog čega su te otopine električki neutralne.
Osnovne odredbe TED-a
Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces za slabe elektrolite. Uz proces disocijacije (razgradnje elektrolita na ione) teče i obrnuti proces - asocijacija (spajanje iona). Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti stavlja znak reverzibilnosti, npr.
HNO 2 ↔ H + + NO 2-
/slajd 17/
Osnovne odredbe TED-a
5. Ne disociraju svi elektroliti jednako na ione.
Stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita i njegovoj koncentraciji.
Prema stupnju disocijacije elektrolite dijelimo na slabe i jake.
Osnovne odredbe TED-a
6. Kemijska svojstva otopine elektrolita određene su svojstvima iona koje stvaraju tijekom disocijacije.
Prema prirodi iona koji nastaju disocijacijom elektrolita, razlikuju se tri vrste elektrolita: kiseline, baze i soli.
Pokušajmo sada izvršiti zadatak koristeći primljene informacije. Prilikom izvođenja zadatka obratite pozornost je li tvar elektrolit.
Na temelju dijagrama pokušajte definirati kiseline u smislu TED-a.
DOPUNI DEFINICIJU
Kiseline su elektroliti koji disociraju na katione... i anione...
KISELINA- to su elektroliti koji disocijacijom stvaraju vodikove katione i anione kiselinskog ostatka.
Na primjer:
HCl \u003d H + + Cl -
HNO 3 \u003d H + + NO 3 -
Za višebazične kiseline odvija se postupna disocijacija. Na primjer, za fosfornu kiselinu H3PO4:
1. faza - stvaranje dihidrofosfat - iona:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 -
2. faza - stvaranje hidrofosfatnih iona:
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-
Treba uzeti u obzir da je disocijacija elektrolita u drugom stupnju znatno slabija nego u prvom. Disocijacija u trećem koraku na normalnim uvjetima gotovo nikada ne događa.
Sve kiseline ujedinjuje činjenica da tijekom disocijacije nužno stvaraju katione vodika. Stoga je logično pretpostaviti da su opća karakteristična svojstva kiselina - kiseli okus, promjena boje indikatora itd. - posljedica upravo vodikovih kationa.
Izvršimo sljedeći zadatak na temelju glavnih odredbi TED-a.
Napravite moguće jednadžbe za elektrolitičku disocijaciju tvari u vodenim otopinama.
Navedite klasu tih tvari.
Na temelju dijagrama pokušajte definirati temelje u smislu TED-a.
DOPUNI DEFINICIJU
Baze su elektroliti koji disociraju na katione... i anione...
OSNOVA- to su elektroliti koji disocijacijom stvaraju metalne katione i hidroksidne anione.
Na primjer:
NaOH \u003d Na + + OH -
KOH = K + + OH -
Polikiselinske baze disociraju u koracima, uglavnom u prvom koraku. Na primjer, barijev hidroksid Ba (OH) 2:
1. korak - stvaranje hidrokso iona:
Ba (OH) 2 ↔ OH - + BaOH +
2. faza - stvaranje barijevih iona:
BaOH+ ↔ Ba 2+ + OH -
svi opća svojstva baze - sapunastost na dodir, diskoloracija indikatora itd. - nastaju zbog hidroksidnih iona OH - zajednički svim bazama.
Napravimo sljedeći zadatak.
Napravite moguće jednadžbe za elektrolitičku disocijaciju tvari u vodenim otopinama.
Navedite klasu tih tvari.
Na temelju dijagrama pokušajte definirati soli u smislu TED-a.
DOPUNI DEFINICIJU
Soli su elektroliti koji disociraju na katione... i anione...
SOL- to su elektroliti koji disocijacijom stvaraju metalne katione (ili amonij NH 4) i anione kiselinskih ostataka.
Na primjer:
K 3 PO 4 \u003d 3K + + PO 4 3-
NH 4 Cl \u003d NH 4 + + Cl -
Očito, svojstva soli određuju i metalni kationi i anioni kiselinskog ostatka. Dakle, amonijeve soli imaju i opća svojstva zbog NH 4 + iona i specifična svojstva zbog različitih aniona. Slično, opća svojstva sulfata - soli sumporne kiseline - određena su SO 4 2- ionima, a različita svojstva određena su različitim kationima. Za razliku od polibazičnih kiselina i baza koje sadrže nekoliko hidroksidnih iona, soli kao što su K 2 SO 4 , Al 2 (SO 4 ) 3, itd., potpuno disociraju odjednom, a ne postupno.
A sada napravimo teži zadatak, na temelju svega naučenog u lekciji.
PROVJERITE SVOJE ZNANJE
Pomoću tablice topljivosti navedite primjere triju tvari koje u otopinama tvore sulfatne ione. Napišite jednadžbe elektrolitičke disocijacije ovih tvari.
Na primjer:
H 2 SO 4 ↔ H + + SO 4 -
HSO 4 ↔ H + + SO 4 2-
Na kraju lekcije nudim vam video snimku pokusa koji prikazuje razgradnju otopine bakrenog klorida na ione pod utjecajem električne struje.
Otvorite svoje dnevnike i zapišite domaću zadaću.
§36, zapisati odredbe TED-a u bilježnicu, naučiti napamet;
Definicije kiselina, baza, soli naučiti napamet;
Zadatak br. 5, strana 203 (pismeno).
Tvari-elektroliti, kada se otope u vodi, razlažu se na nabijene čestice - ione. Obrnuta pojava je molarizacija, odnosno asocijacija. Nastanak iona objašnjava se teorijom elektrolitičke disocijacije (Arrhenius, 1887). na mehanizam raspadanja kemijski spojevi tijekom taljenja i otapanja utječu karakteristike vrsta kemijskih veza, struktura i priroda otapala.
Elektroliti i nevodiči
U otopinama i talinama dolazi do razaranja kristalnih rešetki i molekula – elektrolitička disocijacija (ED). Razgradnja tvari popraćena je stvaranjem iona, pojavom takvog svojstva kao što je električna vodljivost. Nije svaki spoj sposoban disocirati, već samo tvari koje se u početku sastoje od iona ili visoko polarnih čestica. Prisutnost slobodnih iona objašnjava svojstvo elektrolita da provode struju. Tu sposobnost imaju baze, soli, mnoge anorganske i neke organske kiseline. Nevodiči se sastoje od niskopolariziranih ili nepolariziranih molekula. Ne razlažu se na ione, jer su neelektroliti (mnogi organski spojevi). Nositelji naboja su pozitivni i negativni ioni (kationi i anioni).
Uloga S. Arrheniusa i drugih kemičara u proučavanju disocijacije
Teoriju elektrolitičke disocijacije potkrijepio je 1887. švedski znanstvenik S. Arrhenius. Ali prva opsežna istraživanja svojstava otopina proveo je ruski znanstvenik M. Lomonosov. Pridonio proučavanju nabijenih čestica koje nastaju otapanjem tvari, T. Grotgus i M. Faraday, R. Lenz. Arrhenius je dokazao da su mnogi anorganski i neki organski spojevi elektroliti. Švedski znanstvenik objasnio je električnu vodljivost otopina raspadom materije na ione. Arrheniusova teorija elektrolitičke disocijacije nije pridavala važnost izravnom sudjelovanju molekula vode u ovom procesu. Ruski znanstvenici Mendeleev, Kablukov, Konovalov i drugi vjerovali su da dolazi do solvatacije – interakcije otapala i otopljene tvari. Kada je u pitanju vodni sustavi, tada se primjenjuje naziv "hidratacija". Riječ je o složenom fizikalno-kemijskom procesu o čemu svjedoče nastajanje hidrata, toplinske pojave, promjena boje tvari i pojava taloga.
Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije (TED)
Mnogi su znanstvenici radili na usavršavanju teorije S. Arrheniusa. Zahtijevalo je njegovo poboljšanje, uzimajući u obzir suvremene podatke o strukturi atoma, kemijskoj vezi. Formulirane su glavne odredbe TED-a koje se razlikuju od klasičnih teza s kraja 19. stoljeća:
Pojave koje se događaju moraju se uzeti u obzir pri sastavljanju jednadžbi: primijenite poseban znak reverzibilnog procesa, prebrojite negativne i pozitivne naboje: oni moraju biti isti u ukupnom poretku.
Mehanizam ED ionskih tvari
Suvremena teorija elektrolitičke disocijacije uzima u obzir strukturu tvari-elektrolita i otapala. Pri otapanju se pod utjecajem polarnih molekula vode uništavaju veze između suprotno nabijenih čestica u ionskim kristalima. Oni doslovno "izvlače" ione iz ukupne mase u otopinu. Raspad je popraćen stvaranjem solvatne (u vodi - hidratne) ljuske oko iona. Uz vodu povećanu dielektričnu konstantu imaju ketoni i niži alkoholi. Tijekom disocijacije natrijevog klorida na ione Na + i Cl - bilježi se početni stadij koji je popraćen orijentacijom vodenih dipola u odnosu na površinske ione u kristalu. Na završna faza hidratizirani ioni se oslobađaju i difundiraju u tekućinu.
Mehanizam ED spojeva s kovalentnom visokopolarnom vezom
Molekule otapala utječu na elemente kristalne strukture neionskih tvari. Na primjer, djelovanje dipola vode na solnu kiselinu dovodi do promjene vrste veze u molekuli iz kovalentne polarne u ionsku. Tvar disocira, hidratizirani ioni vodika i klora ulaze u otopinu. Ovaj primjer dokazuje važnost onih procesa koji se odvijaju između čestica otapala i otopljenog spoja. Upravo ta interakcija dovodi do stvaranja iona elektrolita.
Teorija elektrolitičke disocijacije i glavne klase anorganskih spojeva
U svjetlu osnovnih odredbi TED-a, kiselina se može nazvati elektrolitom, tijekom čijeg raspada se od pozitivnih iona može otkriti samo proton H +. Disocijaciju baze prati stvaranje ili oslobađanje iz kristalne rešetke samo OH aniona i metalnog kationa. Normalna sol, kada se otopi, daje pozitivan metalni ion i negativan kiselinski ostatak. Osnovna sol se razlikuje po prisutnosti dvije vrste aniona: OH skupine i kiselinskog ostatka. U kiseloj soli među kationima su prisutni samo vodik i metal.
Snaga elektrolita
Za karakterizaciju stanja tvari u otopini, fizička količina je stupanj disocijacije (α). Njegova se vrijednost nalazi iz omjera broja razgrađenih molekula i njihovog ukupnog broja u otopini. Određuje se dubina disocijacije različitim uvjetima. Važna su dielektrična svojstva otapala i struktura otopljenog spoja. Tipično, stupanj disocijacije opada s porastom koncentracije i raste s porastom temperature. Često se stupanj disocijacije određene tvari izražava u razlomcima jedinice.
Klasifikacija elektrolita
Teorija elektrolitičke disocijacije krajem 19. stoljeća nije sadržavala odredbe o međudjelovanju iona u otopini. Učinak molekula vode na raspodjelu kationa i aniona Arrheniusu se činio beznačajnim. Arrheniusove ideje o jakim i slabim elektrolitima bile su formalne. Na temelju klasičnih odredbi, možete dobiti vrijednost α = 0,75-0,95 za jake elektrolite. Pokusi su dokazali ireverzibilnost njihove disocijacije (α → 1). Topljive soli, sumporna i klorovodična kiselina, lužine gotovo se potpuno razgrađuju na ione. Sumporna, dušikasta, fluorovodična, ortofosforna kiselina djelomično disocira. Silicij, octena, sumporovodikova i ugljična kiselina, amonijev hidroksid, netopljive baze smatraju se slabim elektrolitima. Voda se također smatra slabim elektrolitom. Mali dio molekula H 2 O disocira, a istovremeno dolazi do molarizacije iona.
Sažemo informacije o elektrolitičkoj disocijaciji u obliku glavnih odredbi sada općeprihvaćene teorije. To je kako slijedi.
Ioni su jedan od oblika postojanja kemijskog elementa. Svojstva iona potpuno su različita od svojstava atoma koji su ih formirali. Na primjer, metalni atomi natrija Na 0 snažno djeluju s vodom, tvoreći lužinu (NaOH) i vodik H 2, dok ioni natrija Na + ne tvore takve produkte. Klor Cl 2 ima žuto-zelenu boju i oštar miris, otrovan, a ioni klora Cl 2 su bezbojni, neotrovni, bez mirisa. Nitko ne bi pomislio koristiti metalni natrij i plinoviti klor za hranu, dok je bez natrijevog klorida, koji se sastoji od iona natrija i klora, kuhanje nemoguće. Podsjetiti:
Riječ ion na grčkom znači "lutanje". U otopinama se ioni nasumično kreću ("lutaju") u različitim smjerovima.
Po sastavu ione dijelimo na proste - C1 -, Na + i složene -.
Kao rezultat interakcije elektrolita s molekulama vode nastaju hidratizirani ioni, odnosno povezani s molekulama vode.
Stoga se ioni prema prisutnosti vodene ovojnice dijele na hidratizirane (u otopinama i kristalnim hidratima) i nehidratizirane (u bezvodnim solima).
Svojstva hidratiziranih i nehidratiziranih iona su različita, kao što možete vidjeti na primjeru iona bakra.
Stoga postoji još jedna klasifikacija iona - prema znaku njihovog naboja.
U otopinama elektrolita zbroj naboja kationa jednak je zbroju naboja aniona, zbog čega su te otopine električki neutralne.
Uz proces disocijacije (razgradnje elektrolita na ione) teče i obrnuti proces - asocijacija (spajanje iona). Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije slabih elektrolita umjesto znaka jednakosti stavlja znak reverzibilnosti, npr.
Stupanj disocijacije ovisi o prirodi elektrolita i njegovoj koncentraciji. Prema stupnju disocijacije elektrolite dijelimo na jake i slabe.
Prema prirodi iona koji nastaju disocijacijom elektrolita, razlikuju se tri vrste elektrolita: kiseline, baze i soli.Za višebazične kiseline odvija se postupna disocijacija. Na primjer, za fosfornu kiselinu H 3 P0 4:
1. korak - stvaranje dihidrofosfatnih iona:
2. faza - stvaranje hidrofosfatnih iona:
Treba uzeti u obzir da je disocijacija elektrolita u drugom stupnju znatno slabija nego u prvom. Disocijacija duž trećeg koraka teško se događa u normalnim uvjetima.
Sve kiseline ujedinjuje činjenica da tijekom disocijacije nužno stvaraju katione vodika. Stoga je logično pretpostaviti da su opća karakteristična svojstva kiselina - kiseli okus, promjena boje indikatora itd. - posljedica upravo vodikovih kationa.
Sva uobičajena svojstva baza - sapunastost na dodir, promjena boje indikatora itd. - zahvaljuju OH - hidroksidnim ionima zajedničkim svim bazama.
Očito, svojstva soli određuju i metalni kationi i anioni kiselinskog ostatka. Dakle, amonijeve soli imaju i opća svojstva zbog iona i specifična svojstva zbog raznih aniona. Slično tome, opća svojstva sulfata - soli sumporne kiseline - određena su ionima, a različita - različitim kationima. Za razliku od polibazičnih kiselina i baza koje sadrže nekoliko hidroksidnih iona, soli poput K 2 SO 4,
A1 2 (SO 4) 3, itd., potpuno disociraju odjednom, a ne postupno:
Ključne riječi i fraze
- Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije.
- Ioni jednostavni i složeni, hidratirani i nehidratizirani, kationi i anioni.
- Kiseline, baze i soli u svjetlu teorije elektrolitičke disocijacije.
Rad s računalom
- Pogledajte elektroničku prijavu. Proučite gradivo lekcije i ispunite predložene zadatke.
- Potražite na internetu adrese e-pošte koje mogu poslužiti kao dodatni izvori koji otkrivaju sadržaj ključnih riječi i fraza odlomka. Ponudite učitelju svoju pomoć u pripremi nove lekcije – napravite izvještaj o ključnim riječima i izrazima sljedećeg odlomka.
Pitanja i zadaci
Osnovne odredbe TED-a(glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije formulirao je S. Arrhenius 1887. godine):
1. molekule elektrolita, kada se otope u vodi ili rastale, razlažu se na ione.
2 .U otopini ili talini elektrolita ioni se kreću nasumično. Kada električna struja prolazi kroz otopinu ili talinu, pozitivno nabijeni ioni prelaze na negativno nabijenu elektrodu (katodu), a negativno nabijeni ioni prelaze na pozitivno nabijenu elektrodu (anodu).
3 . Ioni se razlikuju od atoma i po strukturi i po svojstvima.
4 .Disocijacija mnogih elektrolita je reverzibilan proces. Istodobno se odvijaju dva suprotna procesa: razgradnja molekula na ione (ionizacija) i spajanje iona u molekule (molarizacija).
elektroliti- To su tvari čije otopine ili taline provode električnu struju.
Elektroliti koji gotovo potpuno disociraju na ione (ioniziraju se) nazivaju se jaki, a elektroliti koji nisu potpuno ionizirani nazivaju se slabi.
Za kvantitativne karakteristike potpunost disocijacije, uvodi se pojam stupnja disocijacije.
Stupanj disocijacije ( ) je omjer broja molekula razloženih na ione (n) prema ukupnom broju otopljenih molekula (N): n / N
Stupanj disocijacije izražava se kao postotak ili udjeli jedinice.
Prema stupnju disocijacije elektroliti se konvencionalno dijele na:
Jako - α > 0,3 (30%);
Slabo - α< 0,03 (3%);
srednje jakosti – (3%) 0,03 < α < 0,3 (30%)
Eksperimentalno se stupanj disocijacije određuje mjerenjem odstupanja koligativnih svojstava otopina elektrolita (obično vrelišta i ledišta) od teoretskih ovisnosti: Δt= iKCm
Promjena ledišta ili vrelišta otopina može se izračunati nakon uvođenja koeficijenta koji uzima u obzir povećanje koncentracije kinetički neovisnih čestica uzrokovano disocijacijom nekih molekula na ione. Empirijski koeficijent koji je predložio van't Hoffja(izotonični omjer)pokazuje stupanj odstupanja koligijskih svojstava otopina elektrolita od otopina nehlapljivih neelektrolita. Vrijednost koeficijentajaza otopine danog elektrolita raste kako se razrjeđuje, težeći u granicama do cijelog broja jednakog broju iona koji nastaju tijekom disocijacije jedinice formule elektrolita.
Kvantitativno se može karakterizirati elektrolitička disocijacija kao ravnotežni reverzibilni proceskonstanta disocijacije: Kd= (K+)+ (A-)/ (KA)Jednadžba vrijedi za razrijeđene otopine slabih elektrolita. Što više elektrolit disocira, konstanta je jačakd. Za razliku od stupnja disocijacije, konstantaKd ovisi samo o prirodi otapala, elektrolita i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopine. Ravnoteža se može pomaknuti dodavanjem jakog elektrolita koji ima isti ion.
Između stalnihkdi stupanj disocijacije α, postoji odnos. Odnos između stupnja disocijacijeα , koncentracijaIZ i konstanta disocijacijeDo D elektrolit je izraženOstwaldov zakon uzgoja :
gdje IZ
oko
je koncentracija kiseline prije disocijacije,α
je stupanj disocijacije kiseline u otopini.
Za octenu kiselinuDo
D
= 1,85
∙
10
-5
.
Za vrlo slab elektrolitα<<1
, a zatim vrijednostα
može se zanemariti u nazivniku (Ostwaldov zakon razrjeđenja
):
Do
D
≈ C
oko
α
2
ili
Ostwaldov zakon razrjeđenja - omjer koji izražava ovisnost ekvivalentne električne vodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:
Ovdje je K konstanta disocijacije elektrolita, c je koncentracija, λ i λ ∞ - vrijednosti ekvivalentne električne vodljivosti, pri koncentraciji c i pri beskonačnom razrjeđivanju. Omjer je posljedica zakona masovnog djelovanja i jednakosti
gdje je α stupanj disocijacije.
Možemo pretpostaviti da u svim procesima u otopinama elektrolita samo "aktivni ioni”, tj. ionikoji trenutno ne sudjeluju u interionskim interakcijama. U tom smislu, za procjenu koncentriranih učinaka, veličina tzvaktivnost(a) - efektivna koncentracija, prema kojoj je elektrolit uključen u različite procese.
Aktivnostpovezana je s pravom koncentracijom otopljene tvari relacijom:
a =fC, gdje je a aktivnost elektrolita, mol/l; í̈koncentracija elektrolita, mol/l;f– koeficijent aktivnosti (<1) (безразмерный).
Faktor aktivnostiizražava odstupanje otopine s koncentracijom C od ponašanja otopine pri beskonačnom razrjeđivanju, tj. u nedostatku interionskih interakcija.
U razrijeđenim otopinama, priroda iona ima mali utjecaj na vrijednosti koeficijenta aktivnosti, budući da su interionske interakcije određene samo nabojima iona i njihovom koncentracijom.
Kvantitativna karakteristika međuionskih elektrostatskih interakcija je ionska jakost otopine.
Ionska jakost otopinenazivaju vrijednost jednaku polovici zbroja umnoška koncentracija svih iona u otopini i kvadrata njihova naboja:
ja= 0,5 ∑ CiZi2 , gdjeCi je molarna koncentracija ionajau otopini;Zije naboj ionaja
heterogeni procesisu procesi na granici faza. Heterogeni uključuju prvenstveno procese povezane s stvaranjem i otapanjem slabo topljivih tvari ionskog tipa. Kada takve tvari (jaki elektroliti) dođu u dodir s vodom, dio iona prelazi u otopinu i uspostavlja se dinamička ravnoteža između hidratiziranih iona elektrolita u vodenoj otopini i kristala krute faze - heterogena ravnoteža. Otopina u ravnoteži s čvrstom fazom naziva se zasićena.
Termodinamički uvjet za nastanak ravnoteže u sustavu je konstantnost Gibbsove energije ΔG=0, a kinetički uvjet je jednakost brzina procesa otapanja i kristalizacije.
Reverzibilni procesi otapanja odvijaju se na granici faza, neovisno o količini kristalne tvari, jer njezina koncentracija (i aktivnost) u čvrstoj fazi ostaje konstantna. Heterogena konstanta ravnotežeKsnazvaokonstanta topljivosti.
Što je niža aktivnost (koncentracija) iona u otopini, to je niža vrijednostKS i stoga manja topljivost.