Electroliți – substanțe ale căror soluții apoase și topituri conduc curentul electric. Aceste substanțe au legături ionice și covalente foarte polare. Electroliții sunt acizi, baze și săruri. Comportarea electroliților în soluție este explicată prin teoria disocierii electrolitice, formulată Svante Arrheniusîn 1887:
Substanțele ale căror soluții sunt electroliți, atunci când sunt dizolvate, se dezintegrează în particule (ioni) purtând sarcini pozitive și negative.
Procesul de descompunere a electrolitului în ioni se numește disociere electrolitică. Sub influența tensiunii electrice, ionii încărcați pozitiv se deplasează spre catod, iar ionii încărcați negativ se deplasează spre anod.
Ionii care sunt încărcați pozitiv se numesc cationiși ioni încărcați negativ – anionii. Cationii sunt ioni metalici încărcați pozitiv, ion de hidrogen, NH 4 +, anioni - reziduuri acide și ion hidroxid. Cantitatea de sarcină a ionului coincide cu valența atomului sau a reziduului acid, iar numărul sarcinilor pozitive este egal cu numărul celor negative. Prin urmare, soluția în ansamblu este neutră din punct de vedere electric. Procesul de disociere electrolitică este descris după cum urmează:
NaCl ↔ Na + + Cl‾
H 2 SO 4 ↔ 2H + + SO 4 2–
Teoria lui Arrhenius a explicat multe fenomene asociate cu proprietățile soluțiilor de electroliți, dar nu a răspuns la întrebarea: de ce unele substanțe sunt electroliți și altele nu și, de asemenea, ce rol joacă solventul în formarea ionilor.
2 . Mecanismul de disociere
Teoria procesului de disociere a fost elaborată de I.A. Tocuri (1891).
Să ne imaginăm că un cristal ionic, de exemplu NaCl, este adăugat în apă. Fiecare ion situat pe suprafața cristalului se formează în jurul său câmp electric. Lângă Na + se creează un câmp de semn pozitiv, lângă Cl – este dat un câmp electrostatic de semn negativ. Influența acestor câmpuri se extinde pe o anumită distanță de cristal. În soluție, cristalul este înconjurat pe toate părțile de molecule de apă care se mișcă aleatoriu. Când intră în câmpul de acțiune al ionilor încărcați electric, își schimbă mișcarea: în imediata vecinătate a cristalului sunt orientați astfel încât dipolii de apă să fie îndreptați către ionul Cl – încărcat negativ cu un pol încărcat pozitiv, iar spre ionul Na + încărcat pozitiv – cu un pol încărcat negativ ( Fig. 1). Acest fenomen se numește orientarea moleculelor polare într-un câmp electrostatic. Forțele de atracție Coulomb acționează între ioni și dipolii de apă. Ca rezultat al interacțiunii ion-dipol, se eliberează energie, care contribuie la ruperea legăturilor ionice din cristal și la transferul ionului din cristal în soluție. Ionii separați unul de altul, imediat după ruperea legăturii dintre ei, sunt strâns înconjurați de molecule polare de apă și devin complet hidratat. Fenomenul de interacțiune a ionilor cu moleculele de apă, care are ca rezultat formarea unei învelișuri de hidratare, se numește hidratarea ionilor.
Orez. 1. Disocierea compușilor ionici
Ionii hidratați care au sarcini opuse pot interacționa între ei. Dar, deoarece ionii se mișcă în soluție împreună cu învelișurile de hidratare, forța interacțiunii lor este redusă semnificativ și sunt capabili de existență independentă.
Când compușii polari sunt dizolvați, dipolii de apă sunt orientați în jurul moleculelor dizolvate, determinându-le să devină și mai polarizate. O legătură covalentă polară între atomi devine ionică. Perechea de electroni partajată se deplasează la unul dintre atomi (Fig. 2).
Orez. 2. Disocierea moleculelor cu legături covalente polare
De exemplu, în HCl, o pereche de electroni se deplasează la atomul de clor, care se transformă într-un ion de clor hidratat, iar protonul cu o moleculă de apă formează o particulă complexă încărcată pozitiv H 3 O + - ion hidroniu.
HCl + xH 2 O ↔ H 3 O + + Cl – ∙yH 2 O
Astfel, electroliții pot fi doar compuși cu legături covalente ionice sau polare. Electroliții se pot disocia numai în solvenți polari.
Principii de bază ale teoriei disocierii electrolitice. Lecție-prelegere folosind prezentarea multimedia
Pinaeva Galina Ivanovna, profesor de chimie și biologie
Secțiuni: Predarea chimiei
Obiectivele lecției:
educațional –
formulați principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice;
rezumați informații despre ioni;
consolidarea capacității de a scrie procesul de disociere folosind simboluri și formule chimice.
educațional – cultivați dorința de a învăța activ, cu interes, insuflați disciplină conștientă, claritate și organizare în muncă.
Dezvoltare - dezvolta abilitățile elevilor pe baza cunoștințe teoretice compara, analizează, generalizează, raționează logic, trage concluzii, dezvoltă vorbirea orală.
Metode de predare: explicație, conversație, comparație, formulare și soluție probleme educaționale, experiment chimic(video), muncă individuală independentă.
Instrumente de învățare: proiector multimedia, calculator, tabel de solubilitate a acizilor, bazelor și sărurilor în apă, exerciții de antrenament, literatură educațională: „Chimie. clasa a VIII-a”, autori – O.S. Gabrielyan - M.: Butard, 2008.
Progresul lecției
I. Moment organizatoric.
II. Conversație introductivă: prezentarea temei, explicarea scopurilor și obiectivelor lecției.
(2 min) /diapozitivul 1, 2/
Tema lecției de astăzi este „Principiile de bază ale teoriei disocierii electrolitice”. Acest subiect este o continuare a lecției anterioare. Prin urmare, astăzi scopul lecției noastre va fi acela de a rezuma informațiile despre ioni, de a consolida capacitatea de a scrie procesul de disociere folosind simboluri și formule chimice și de a formula principiile de bază ale teoriei disocierii electrolitice.
III. Actualizarea materialului acoperit: verificarea temelor.
Să verificăm teme pentru acasă. Aveți foi de lucru pe birouri. Scrieți numele și prenumele în colțul din dreapta sus. Să începem sarcina. Pentru a finaliza sarcina – 5 minute.
Sarcina 1/diapozitivul 3/
Testează-ți cunoștințele. Completați definițiile.
Substanțele ale căror soluții conduc curentul electric se numesc... (electroliți)
Procesul de descompunere a electrolitului în ioni se numește ... (disocierea electrolitică)
Substanțele ale căror soluții nu conduc curentul electric se numesc... (neelectroliți)
Raportul dintre numărul de particule care se descompun în ioni la număr total particulele dizolvate se numesc... (grad de disociere electrolitică)
Sarcina 2 /diapozitivul 4/
Testează-ți cunoștințele. Completează diagrama.
Sarcina 3 /diapozitivul 5/
Testează-ți cunoștințele. Completați tabelul.
| ELECTROLIȚI | NEELECTROLIȚI |
| Săruri solubile | Materia organică |
| Substanțe simple |
|
| Oxizi insolubili |
|
| Săruri insolubile, acizi, baze |
Sarcina 4/diapozitivul 6/
Ai 3 minute să răspunzi.
Folosind diagrama de pe ecran, spuneți despre succesiunea proceselor care au loc în timpul disocierii
O) substanțe cu legături ionice
orientarea moleculelor - dipoli de apă în apropierea ionilor de cristal;
hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu ionii încărcați opus ai stratului de suprafață al cristalului;
disocierea (dezintegrarea) unui cristal de electrolit în ioni hidratați.
B) substanțe cu legături covalente polare
orientarea moleculelor de apă în jurul polilor unei molecule de electrolit;
hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu moleculele de electroliți;
ionizarea moleculelor de electrolit (conversia unei legături polare covalente într-una ionică);
disocierea (dezintegrarea) moleculelor de electrolit în ioni hidratați.
IV. Învățarea de materiale noi.
Istoria descoperirii teoriei disocierii electrolitice. /diapozitivul 7/
Omul de știință suedez Svante Arrhenius studiază conductivitatea electrică a soluțiilor diverse substanțe, a ajuns la concluzia că cauza conductivității electrice este prezența în soluție a ionilor care se formează atunci când electrolitul este dizolvat în apă. Acest proces se numește disociere electrolitică. În 1887, Arrhenius a formulat principiile de bază ale teoriei disocierii electrolitice. Să luăm în considerare principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice (în versiunea sa prescurtată, TED). /diapozitivul 8/
Prevederi de bază ale teoriei TED
1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni pozitivi și negativi.
De exemplu: NaCl = Na + + Cl -
Ionii sunt una dintre formele de existență element chimic. Ionii diferă de atomi în numărul de electroni, adică. sarcina electrica. Atomii sunt particule neutre, ionii au o sarcină (pozitivă sau negativă). Aceste două circumstanțe determină diferența dintre proprietățile lor.
/diapozitivul 9/
În consecință, ionii sunt particule încărcate pozitiv sau negativ în care atomii sau grupurile de atomi sunt transformate ca urmare a pierderii sau adăugării de electroni. Acest proces de transformare poate fi reprezentat sub forma unei diagrame.
Să examinăm diferența dintre proprietățile atomilor și ionilor folosind exemplul unei substanțe binecunoscute - sare de masă. 1 electron este mult de schimbat proprietățile, astfel încât proprietățile ionilor sunt complet diferite de proprietățile atomilor care i-au format. Sodiul metalic este o substanță foarte reactivă, care este chiar depozitată sub un strat de kerosen, altfel sodiul va începe să interacționeze cu componentele mediu. Sodiul reacționează energic cu apa, formând alcali și hidrogen, în timp ce ionii de sodiu pozitivi nu formează astfel de produse. Clorul are o culoare galben-verde și un miros înțepător și este otrăvitor, în timp ce ionii de clor sunt incolori, netoxici și inodori. Nimeni nu s-ar gândi să folosească sodiu metalic și clor gazos în alimente, în timp ce fără clorură de sodiu, constând din ioni de sodiu și clor, gătitul este imposibil. Aceste două particule diferă doar într-un singur electron.
Cuvântul „ion” tradus din greacă înseamnă „rătăcitor”. În soluții, ionii se mișcă aleatoriu („călătoresc”) în direcții diferite. În funcție de compoziția lor, ionii sunt împărțiți în simpli - Cl -, complex Na + - NH 4 +, SO 4 -.
Prevederi de bază ale teoriei TED
2. Motivul disocierii unui electrolit într-o soluție apoasă este hidratarea acestuia, adică. interacțiunea electrolitului cu moleculele de apă și ruperea legăturii chimice din acesta.
Ca rezultat al interacțiunii electrolitului cu moleculele de apă, se formează hidratate, adică. ioni asociați cu moleculele de apă.
În consecință, în funcție de prezența unei învelișuri apoase, ionii se împart în hidratați (în soluții și hidrați cristalini) și nehidratați (în săruri anhidre). De exemplu: hidrați de cristal - sarea lui Gluber, sulfat de cupru; săruri anhidre - sulfat de cupru, azotat de sodiu. Proprietățile ionilor hidratați și nehidratați sunt diferite, așa cum puteți vedea din exemplul ionilor de cupru.
IONI (pe baza prezenței unei învelișuri de apă)
hidratat
în soluții și hidrați cristalini: CuSO 4 * 5H 2 O, Na 2 SO 4 * 10H 2 O
nehidratată
în săruri anhidre: Cu 2+ SO 4 2-, Na + NO 3 -
Prevederile de bază ale TED
3. Sub influenta curent electric Ionii încărcați pozitiv se deplasează la polul negativ al sursei de curent - catodul, motiv pentru care se numesc cationi, iar ionii încărcați negativ se deplasează la polul pozitiv al sursei de curent - anodul, motiv pentru care se numesc anioni.
În consecință, există o altă clasificare a ionilor - în funcție de semnul încărcăturii lor.
IONII
*cationi (particule încărcate pozitiv)
*anioni (particule încărcate negativ)
În soluțiile de electroliți, suma sarcinilor cationilor este egală cu suma sarcinilor anionilor, drept urmare aceste soluții sunt neutre din punct de vedere electric.
Prevederile de bază ale TED
Disocierea electrolitică este un proces reversibil pentru electroliții slabi. Odată cu procesul de disociere (descompunerea electrolitului în ioni), are loc și procesul invers - asociere (combinație de ioni). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în loc de semnul egal, se folosește semnul de reversibilitate, de exemplu:
HNO 2 ↔ H ++ + NO 2-
/diapozitivul 17/
Prevederile de bază ale TED
5. Nu toți electroliții se disociază în ioni în aceeași măsură.
Gradul de disociere depinde de natura electrolitului și de concentrația acestuia.
În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în slabi și puternici.
Prevederile de bază ale TED
6. Proprietăți chimice soluțiile de electroliți sunt determinate de proprietățile ionilor pe care îi formează în timpul disocierii.
Pe baza naturii ionilor formați în timpul disocierii electroliților, se disting trei tipuri de electroliți: acizi, baze și săruri.
Să încercăm acum să finalizăm sarcina folosind informațiile primite. Când finalizați sarcina, acordați atenție dacă substanța este un electrolit.
Pe baza diagramelor compilate, încercați să definiți acizii din punctul de vedere al TED.
ADĂUGAȚI DEFINIȚIE
Acizii sunt electroliți care se disociază în cationi... și anioni...
ACIZI- Aceștia sunt electroliți care, la disociere, formează cationi de hidrogen și anioni ai unui reziduu acid.
De exemplu:
HCl = H + + Cl -
HNO 3 = H + + NO 3 -
Pentru acizii polibazici, are loc disocierea treptată. De exemplu, pentru acidul fosforic H3PO4:
Etapa 1 - formarea ionilor de dihidrogen fosfat:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 -
Etapa a 2-a – formarea ionilor de hidrogen fosfat:
H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2-
Trebuie avut în vedere faptul că disocierea electroliților în a doua etapă este mult mai slabă decât în prima. Disocierea în a treia etapă la conditii normale aproape niciodată nu se întâmplă.
Toți acizii au în comun faptul că la disociere formează în mod necesar cationi de hidrogen. Prin urmare, este logic să presupunem că proprietățile caracteristice generale ale acizilor - gust acru, modificări ale culorii indicatorilor etc. - sunt cauzate tocmai de cationii de hidrogen.
Să îndeplinim următoarea sarcină pe baza principalelor prevederi ale TED.
Notați ecuațiile posibile pentru disocierea electrolitică a substanțelor în soluții apoase.
Numiți clasa acestor substanțe.
Pe baza diagramelor compilate, încercați să definiți temeiurile din punctul de vedere al TED.
ADĂUGAȚI DEFINIȚIE
Bazele sunt electroliți care se disociază în cationi... și anioni...
BAZE- Aceștia sunt electroliți care, la disociere, formează cationi metalici și anioni hidroxid.
De exemplu:
NaOH = Na + + OH -
KOH = K + + OH -
Bazele poliacide se disociază treptat, în principal în prima etapă. De exemplu, hidroxid de bariu Ba (OH)2:
Etapa 1 – formarea ionilor hidroxo:
Ba (OH) 2 ↔ OH - + BaOH +
Etapa a 2-a - formarea ionilor de bariu:
BaOH+ ↔ Ba 2+ + OH -
Toate proprietăți generale bazele - săpunul la atingere, schimbarea culorii indicatoarelor etc. - sunt cauzate de ionii de hidroxid OH - comuni tuturor bazelor.
Să îndeplinim următoarea sarcină.
Notați ecuațiile posibile pentru disocierea electrolitică a substanțelor în soluții apoase.
Numiți clasa acestor substanțe.
Pe baza diagramelor compilate, încercați să definiți sărurile din punctul de vedere al TED.
ADĂUGAȚI DEFINIȚIE
Sărurile sunt electroliți care se disociază în cationi... și anioni...
SARE- aceștia sunt electroliți care, la disociere, formează cationi metalici (sau NH4 de amoniu) și anioni de reziduuri acide.
De exemplu:
K 3 PO 4 = 3K + + PO 4 3-
NH 4 Cl = NH 4 + + Cl -
Este evident că proprietățile sărurilor sunt determinate atât de cationii metalici, cât și de anionii reziduului acid. Astfel, sărurile de amoniu au atât proprietăți generale datorate ionilor NH 4 + cât și proprietăți specifice datorate diferiților anioni. În mod similar, proprietățile generale ale sulfaților - sărurile acidului sulfuric - sunt determinate de ioni SO 4 2-, iar altele diferite - de diferiți cationi. Spre deosebire de acizii polibazici și bazele care conțin mai mulți ioni de hidroxid, sărurile precum K2SO4, Al2(SO4)3 etc., se disociază complet deodată și nu treptat.
Acum să facem o sarcină mai dificilă, bazată pe tot materialul pe care l-am învățat la clasă.
TESTĂȚI-VĂ CUNOȘTINȚELE
Folosind tabelul de solubilitate, dați exemple de trei substanțe care formează ioni de sulfat în soluții. Scrieți ecuațiile pentru disocierea electrolitică a acestor substanțe.
De exemplu:
H 2 SO 4 ↔ H + + SO 4 -
HSO 4 ↔ H + + SO 4 2-
La sfârșitul lecției, vă aduc în atenție o înregistrare video a unui experiment care arată descompunerea unei soluții de clorură de cupru în ioni sub influența unui curent electric.
Ne deschidem jurnalele și ne notăm temele.
§36, notează prevederile TED într-un caiet, învață pe de rost;
Aflați pe de rost definițiile acizilor, bazelor și sărurilor;
Sarcina nr. 5, pagina 203 (scris).
Substanțele electrolitice, atunci când sunt dizolvate în apă, se dezintegrează în particule încărcate - ioni. Fenomenul opus este molarizarea sau asocierea. Formarea ionilor este explicată prin teoria disocierii electrolitice (Arrhenius, 1887). Despre mecanismul de dezintegrare compuși chimiciîn timpul topirii și dizolvării, influențează caracteristicile tipurilor de legături chimice, structura și natura solventului.
Electroliți și neconductori
În soluții și topituri, rețelele cristaline și moleculele sunt distruse - disocierea electrolitică (DE). Descompunerea substanțelor este însoțită de formarea de ioni, apariția unor proprietăți precum conductivitatea electrică. Nu orice compus este capabil să se disocieze, ci doar substanțele care constau inițial din ioni sau particule extrem de polare. Prezența ionilor liberi explică capacitatea electroliților de a conduce curentul. Bazele, sărurile, mulți acizi anorganici și unii organici au această capacitate. Neconductorii constau din molecule cu polaritate scăzută sau nepolarizate. Nu se descompun în ioni, fiind neelectroliți (mulți compuși organici). Purtătorii de sarcină sunt ioni pozitivi și negativi (cationi și anioni).
Rolul lui S. Arrhenius și al altor chimiști în studiul disocierii
Teoria disocierii electrolitice a fost fundamentată în 1887 de un om de știință din Suedia S. Arrhenius. Dar primele studii ample ale proprietăților soluțiilor au fost efectuate de omul de știință rus M. Lomonosov. T. Grothus și M. Faraday, R. Lenz au contribuit la studiul particulelor încărcate care apar în timpul dizolvării substanțelor. Arrhenius a demonstrat că mulți compuși anorganici și unii organici sunt electroliți. Omul de știință suedez a explicat conductivitatea electrică a soluțiilor prin descompunerea substanței în ioni. Teoria lui Arrhenius despre disociere electrolitică nu a acordat importanță participării directe a moleculelor de apă la acest proces. Oamenii de știință ruși Mendeleev, Kablukov, Konovalov și alții credeau că are loc solvația - interacțiunea dintre un solvent și o substanță dizolvată. Când vine vorba de sisteme de apă, atunci se folosește denumirea de „hidratare”. Acesta este un proces fizico-chimic complex, evidențiat prin formarea de hidrați, fenomene termice, modificări ale culorii substanței și aspectul sedimentului.
Prevederi de bază ale teoriei disocierii electrolitice (DE)
Mulți oameni de știință au lucrat pentru a clarifica teoria lui S. Arrhenius. A necesitat îmbunătățirea sa ținând cont de datele moderne despre structura atomului și legăturile chimice. Sunt formulate principalele prevederi ale TED, care diferă de tezele clasice de la sfârșitul secolului al XIX-lea:
Fenomenele care apar trebuie luate în considerare la elaborarea ecuațiilor: aplicați un semn special pentru un proces reversibil, numărați sarcinile negative și pozitive: trebuie să fie aceleași în total.
Mecanismul DE a substanțelor ionice
Teoria modernă a disocierii electrolitice ia în considerare structura substanțelor electrolitice și a solvenților. Când sunt dizolvate, legăturile dintre particulele încărcate opus din cristalele ionice sunt distruse sub influența moleculelor polare de apă. Ei literalmente „trag” ionii din masa totală în soluție. Descompunerea este însoțită de formarea unei învelișuri de solvat (în apă, o înveliș de hidratare) în jurul ionilor. Pe lângă apă, cetonele și alcoolii inferiori au constantă dielectrică crescută. Când clorura de sodiu se disociază în ioni Na + și Cl -, se înregistrează stadiul inițial, care este însoțit de orientarea dipolilor de apă în raport cu ionii de suprafață din cristal. Pe etapa finală ionii hidratați sunt eliberați și difuzați în lichid.
Mecanismul compușilor ED cu legături covalente foarte polare
Moleculele de solvent afectează elementele structurii cristaline a substanțelor neionice. De exemplu, efectul dipolilor de apă asupra acidului clorhidric duce la o schimbare a tipului de legătură în moleculă de la covalent polar la ionic. Substanța se disociază, iar ionii de hidrogen și clor hidratați intră în soluție. Acest exemplu dovedește importanța acelor procese care au loc între particulele de solvent și compusul dizolvat. Această interacțiune duce la formarea ionilor de electroliți.
Teoria disocierii electrolitice și principalele clase de compuși anorganici
În lumina principiilor de bază ale TED, un acid poate fi numit electrolit, în timpul dezintegrarii căruia numai protonul H + poate fi detectat din ionii pozitivi. Disocierea bazei este însoțită de formarea sau eliberarea din rețeaua cristalină numai a anionului OH - și a cationului metalic. Când este dizolvată, o sare normală produce un ion metalic pozitiv și un reziduu acid negativ. Sarea principală se distinge prin prezența a două tipuri de anioni: o grupă OH și un reziduu acid. O sare acidă conține doar hidrogen și cationi metalici.
Puterea electrolitului
Pentru a caracteriza starea unei substanțe în soluție, se folosește mărime fizică— gradul de disociere (α). Valoarea sa se găsește din raportul dintre numărul de molecule degradate și numărul total din soluție. Se determină adâncimea disocierii conditii diferite. Proprietățile dielectrice ale solventului și structura compusului dizolvat sunt importante. De obicei, gradul de disociere scade cu creșterea concentrației și crește cu creșterea temperaturii. Adesea, gradul de disociere al unei anumite substanțe este exprimat în fracții de unitate.
Clasificarea electroliților
Teoria disocierii electrolitice în sfârşitul XIX-lea secolul nu conținea prevederi privind interacțiunea ionilor în soluție. Influența moleculelor de apă asupra distribuției cationilor și anionilor i se părea lipsită de importanță lui Arrhenius. Ideile lui Arrhenius despre electroliții puternici și slabi erau formale. Pe baza prevederilor clasice, se poate obține valoarea α = 0,75-0,95 pentru electroliții puternici. Experimentele au dovedit ireversibilitatea disocierii lor (α →1). Sărurile solubile, acizii sulfuric și clorhidric și alcaliile se dezintegrează aproape complet în ioni. Acizii sulfuros, azotați, fluorhidric și ortofosforici se disociază parțial. Electroliții slabi sunt considerați a fi siliciu, acetic, hidrogen sulfurat și acizi carbonici, hidroxid de amoniu și baze insolubile. Apa este, de asemenea, considerată un electrolit slab. O mică parte din moleculele de H 2 O se disociază și, în același timp, are loc molarizarea ionilor.
Să rezumam informațiile despre disocierea electrolitică sub forma principalelor prevederi ale teoriei acum general acceptate. Este după cum urmează.
Ionii sunt una dintre formele de existență ale unui element chimic. Proprietățile ionilor sunt complet diferite de proprietățile atomilor care i-au format. De exemplu, atomii de sodiu metalic Na 0 interacționează puternic cu apa, formând alcali (NaOH) și hidrogen H 2, în timp ce ionii de sodiu Na+ nu formează astfel de produse. Clorul Cl 2 are o culoare galben-verde și un miros înțepător și este otrăvitor, în timp ce ionii de clor Cl sunt incolori, netoxici și inodori. Nimănui nu i-ar trece niciodată prin cap să folosească sodiu metalic și clor în alimente, în timp ce fără clorură de sodiu, constând din ioni de sodiu și clor, gătitul este imposibil. Să vă reamintim:
Cuvântul ion în greacă înseamnă „rătăcitor”. În soluții, ionii se mișcă aleatoriu („călătoresc”) în direcții diferite.
În funcție de compoziția lor, ionii sunt împărțiți în simpli - C1 -, Na + și complexi -.
Ca urmare a interacțiunii electrolitului cu moleculele de apă, se formează ioni hidratați, adică asociați cu moleculele de apă.
În consecință, în funcție de prezența unei învelișuri apoase, ionii se împart în hidratați (în soluții și hidrați cristalini) și nehidratați (în săruri anhidre).
Proprietățile ionilor hidratați și nehidratați diferă, așa cum puteți vedea deja din exemplul ionilor de cupru.
În consecință, există o altă clasificare a ionilor - în funcție de semnul încărcăturii lor.
În soluțiile de electroliți, suma sarcinilor cationilor este egală cu suma sarcinilor anionilor, drept urmare aceste soluții sunt neutre din punct de vedere electric.
Odată cu procesul de disociere (descompunerea electrolitului în ioni), are loc și procesul invers - asociere (combinație de ioni). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică a electroliților slabi, în loc de semnul egal, se pune semnul reversibilității, de exemplu:
Gradul de disociere depinde de natura electrolitului și de concentrația acestuia. În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi.
Pe baza naturii ionilor formați în timpul disocierii electroliților, se disting trei tipuri de electroliți: acizi, baze și săruri.Pentru acizii polibazici, are loc disocierea treptată. De exemplu, pentru acidul fosforic H 3 P0 4:
Etapa 1 - formarea ionilor de fosfat dihidrogen:
Etapa a 2-a - formarea ionilor de hidrogen fosfat:
Trebuie avut în vedere faptul că disocierea electroliților în a doua etapă are loc mult mai puțin decât în prima. Disocierea prin al treilea pas aproape că nu are loc în condiții normale.
Toți acizii au în comun faptul că la disociere formează în mod necesar cationi de hidrogen. Prin urmare, este logic să presupunem că proprietățile caracteristice generale ale acizilor - gust acru, modificări ale culorii indicatorilor etc. - sunt cauzate tocmai de cationii de hidrogen.
Toate proprietățile comune ale bazelor - săpunul la atingere, schimbarea culorii indicatoarelor etc. - se datorează ionilor de hidroxid OH - comuni tuturor bazelor.
Este evident că proprietățile sărurilor sunt determinate atât de cationii metalici, cât și de anionii reziduului acid. Astfel, sărurile de amoniu au atât proprietăți generale datorate ionilor, cât și proprietăți specifice datorate diferiților anioni. În mod similar, proprietățile generale ale sulfaților - sărurile acidului sulfuric - sunt determinate de ioni, iar diferiții - de cationi diferiți. Spre deosebire de acizii polibazici și bazele care conțin mai mulți ioni de hidroxid, săruri precum K2SO4,
A1 2 (SO 4) 3 etc., se disociază imediat complet și nu treptat:
Cuvinte și expresii cheie
- Principii de bază ale teoriei disocierii electrolitice.
- Ionii sunt simpli și complecși, hidratați și nehidratați, cationi și anioni.
- Acizi, baze și săruri în lumina teoriei disocierii electrolitice.
Lucrul cu un computer
- Consultați aplicația electronică. Studiați materialul lecției și finalizați sarcinile atribuite.
- Găsiți adrese de e-mail pe Internet care pot servi drept surse suplimentare care dezvăluie conținutul cuvintelor cheie și al expresiilor din paragraf. Oferiți-vă ajutorul profesorului în pregătirea unei noi lecții - faceți un raport asupra cuvintelor și frazelor cheie din următorul paragraf.
Întrebări și sarcini
Prevederile de bază ale TED(principiile de bază ale teoriei disocierii electrolitice au fost formulate de S. Arrhenius în 1887):
1. Moleculele de electroliți, atunci când sunt dizolvate în apă sau topite, se descompun în ioni.
2 .Într-o soluție sau topitură de electroliți, ionii se mișcă haotic. Când curentul electric trece printr-o soluție sau o topitură, ionii încărcați pozitiv se deplasează către electrodul încărcat negativ (catod), iar ionii încărcați negativ se deplasează către electrodul încărcat pozitiv (anodul).
3 . Ionii diferă de atomi atât ca structură, cât și ca proprietăți.
4 .Disocierea multor electroliți este un proces reversibil. Două procese opuse apar simultan: dezintegrarea moleculelor în ioni (ionizare) și combinarea ionilor în molecule (molarizare).
Electroliți– sunt substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric.
Electroliții care se disociază aproape complet în ioni (ionizează) sunt numiți puternici, iar electroliții care nu ionizează complet sunt numiți slabi.
Pentru caracteristici cantitative completitudinea disocierii, se introduce conceptul de grad de disociere.
Gradul de disociere ( ) - raportul dintre numărul de molecule dezintegrate în ioni (n) și numărul total de molecule dizolvate (N): n / N
Gradul de disociere este exprimat ca procent sau fracțiune dintr-o unitate.
În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în mod convențional în:
Puternic – α > 0,3 (30%);
Slab – α< 0,03 (3%);
Putere medie – (3%) 0,03 < α < 0,3 (30%)
Gradul de disociere se determină experimental prin măsurarea abaterii proprietăților coligative ale soluțiilor de electroliți (de obicei punctele de fierbere și de congelare) de la dependențele teoretice: Δt= iKCm
Modificarea punctului de îngheț sau a punctului de fierbere al soluțiilor poate fi calculată după introducerea unui coeficient care ține cont de creșterea concentrației particulelor independente cinetic cauzată de disocierea unor molecule în ioni. Coeficientul empiric propus de Van't Hoffi(coeficient izotonic)arată gradul de abatere al proprietăților coligiale ale soluțiilor de electroliți de la soluțiile de neelectroliți nevolatili. Valoarea coeficientuluiipentru soluțiile unui anumit electrolit crește pe măsură ce acesta este diluat, tinzând în limită la un număr întreg egal cu numărul de ioni care apar în timpul disocierii unității de formulă a electrolitului.
Disocierea electrolitică poate fi caracterizată cantitativ ca un proces reversibil de echilibruconstanta de disociere: Kd= (K+)+ (A-)/(KA)Ecuația este valabilă pentru soluții diluate de electroliți slabi. Cu cât electrolitul se disociază mai mult, cu atât devii mai bolnav, constantKd. Spre deosebire de gradul de disociere, constantaKd depinde doar de natura solventului, electrolit și temperatură, dar nu depinde de concentrația soluției. Echilibrul poate fi schimbat prin adăugarea unui electrolit puternic care are același ion.
Între constantăKdiar gradul de disociere α există o relaţie. Relația dintre gradul de disociereα , concentrareCU și constantă de disociereLA D electrolitul este exprimatlegea de reproducere a lui Ostwald :
Unde CU
O
– concentrația acidului înainte de disociere,α
– gradul de disociere a acidului în soluție.
Pentru acid aceticLA
D
= 1,85
∙
10
-5
.
Pentru electrolit foarte slabα<<1
, iar apoi valoareaα
în numitor poate fi neglijat (Legea diluției lui Ostwald
):
LA
D
≈ C
O
α
2
sau
Legea diluției lui Ostwald - o relație care exprimă dependența conductivității electrice echivalente a unei soluții diluate a unui electrolit binar slab de concentrația soluției:
Aici K este constanta de disociere a electrolitului, c este concentrația, λ și λ ∞ - valorile conductivității electrice echivalente, respectiv, la concentrația c și la diluție infinită. Relația este o consecință a legii acțiunii în masă și a egalității
unde α este gradul de disociere.
Putem presupune că în toate procesele în soluții de electroliți numai „ioni activi”, adică ionii, care nu participă în prezent la interacțiuni interionice. În acest sens, pentru a evalua efectele concentrate, o cantitate numităactivitate(a) este concentrația efectivă conform căreia electrolitul participă la diferite procese.
Activitateeste legată de adevărata concentrație a substanței dizolvate prin relația:
a =fC, unde a este activitatea electrolitului, mol/l; C – concentrația electrolitului, mol/l;f– coeficientul de activitate (<1) (безразмерный).
Factorul de activitateexprimă abaterea unei soluții cu concentrație C față de comportamentul unei soluții la diluție infinită, i.e. în absenţa interacţiunilor interionice.
În soluțiile diluate, natura ionilor are un efect redus asupra valorilor coeficientului de activitate, deoarece interacțiunile interionice sunt determinate doar de sarcinile ionilor și de concentrația lor.
O caracteristică cantitativă a interacțiunilor electrostatice interionice este puterea ionică a soluției.
Forța ionică a soluțieiei numesc o valoare egală cu jumătate din suma produsului dintre concentrațiile tuturor ionilor din soluție și pătratul sarcinii lor:
eu= 0,5 ∑ CiZi2, undeCi – concentrația molară a ionuluiiîn soluție;Zi– sarcina ionicăi.
Procese eterogene– acestea sunt procese la interfață. Procesele eterogene includ în primul rând procesele asociate cu formarea și dizolvarea substanțelor slab solubile de tip ionic. Când astfel de substanțe (electroliți puternici) intră în contact cu apa, unii dintre ioni intră în soluție și se stabilește un echilibru dinamic între ionii electroliți hidratați din soluția apoasă și cristalele fazei solide - echilibru eterogen. O soluție aflată în echilibru cu faza solidă se numește saturată.
Condiția termodinamică pentru apariția echilibrului în sistem este constanța energiei Gibbs ΔG=0, iar condiția cinetică este egalitatea ratelor proceselor de dizolvare și cristalizare.
La interfață apar procese de dizolvare reversibile, indiferent de cantitatea de substanță cristalină, deoarece concentrația (și activitatea) acesteia în faza solidă rămâne constantă. Constanta de echilibru eterogenaKsnumitconstanta de solubilitate.
Cu cât activitatea (concentrația) ionilor din soluție este mai mică, cu atât valoarea este mai micăKS și deci cu cât solubilitatea este mai mică.