Conductivitatea substanțelor cu curent electric sau lipsa conductibilității pot fi observate cu ajutorul unui dispozitiv simplu.

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

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

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

Electroliții includ acizi, baze și aproape toate sărurile.

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

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

Există electroliți puternici și slabi.

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

Acestea includ:

1) aproape toate sărurile;

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

3) baze de metale alcaline și alcalino-pământoase.

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

Acestea includ:

1) aproape toți acizii organici;

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

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

Apa este un electrolit slab.

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

Principiile de bază ale teoriei disocierii electrolitice.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

KA ↔ K ++ A -

Teoria disocierii electrolitice este una dintre principalele teorii în Chimie anorganicăși este complet în concordanță cu învățătura atomo-moleculară și cu teoria structurii atomice.

Gradul de disociere.

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

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

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

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

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

CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +

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

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

Mecanismul de disociere

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

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

Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială.

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

Constanta de disociere.

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

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

A K → A - + K + .

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

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

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

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

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

Acordați o atenție deosebită formei de scriere a expresiilor pentru constanta de echilibru. Dacă concentrațiile unor reactanți nu se modifică semnificativ în timpul reacției, atunci ele nu sunt scrise în expresia pentru constanta de echilibru (astfel de constante se notează K 1).

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

Forma corectă ar fi:

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

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

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

Pentru reacția de disociere a apei

expresia constantă va fi:

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

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

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

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

De exemplu:

НCl ↔ Н + + С l - ;

CH 3 COOH ↔ H ++ + CH 3 COO -

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

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

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

NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (etapa a treia)

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

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

H2S, H2CO3, H2SO4 - dibazic,

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

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

Acizii dibazici și polibazici se disociază treptat (treptat).

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

De exemplu:

KOH ↔ K + + OH - ;

NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -

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

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

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

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

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

H 2 O ↔ H + + OH -

În consecință, are proprietăți acide la fel de pronunțate, datorită prezenței cationilor de hidrogen H +, și proprietăți alcaline, datorită prezenței ionilor OH -.

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

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

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

De exemplu:

(NH4)2S04↔ 2NH + 4 + S02-4;

Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4

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

KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4

HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4

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

Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -

Substanțele ale căror soluții (sau topituri) conduc curentul electric se numesc e l e c t r o l i t a m i. Adesea, soluțiile acestor substanțe în sine sunt numite electroliți. Aceste soluții (topite) de electroliți sunt conductoare de al doilea fel,întrucât transmiterea energiei electrice se realizează în ele prin mişcare si despre n despre in - particule încărcate. O particulă încărcată pozitiv se numește cation (Ca +2), o particulă care poartă o sarcină negativă - anion (EL -). Ionii pot fi simpli (Ca +2, H +) și complecși (PO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Fondatorul teoriei disocierii electrolitice este omul de știință suedez S. Arrhenius. Conform teoriei disociere electrolitică este dezintegrarea moleculelor în ioni atunci când sunt dizolvate în apă, iar acest lucru are loc fără influența unui curent electric. Cu toate acestea, această teorie nu a răspuns la întrebările: ce motive determină apariția ionilor în soluții și de ce ionii pozitivi, ciocnând cu cei negativi, nu formează particule neutre.

Oamenii de știință ruși și-au adus contribuția la dezvoltarea acestei teorii: D.I. Mendeleev, I.A Kablukov - susținători ai teoriei chimice a soluțiilor, care au acordat atenție influenței solventului în procesul de disociere. Kablukov a susținut că substanța dizolvată interacționează cu solventul ( proces de solvatare ) formând produse cu compoziție variabilă ( săruri ).

Un solvat este un ion înconjurat de molecule de solvent (înveliș de solvație), dintre care pot exista numere diferite (așa se realizează o compoziție variabilă). Dacă solventul este apă, atunci se numește procesul de interacțiune dintre moleculele de dizolvat și solvent g i d r a t a t i e y, iar produsul interacţiunii este g i d r a t o m.

Astfel, cauza disocierii electrolitice este solvatarea (hidratarea). Și solvatarea (hidratarea) ionilor este cea care îi împiedică să se recombine în molecule neutre.

Cantitativ, procesul de disociere se caracterizează prin valoare gradul de disociere electrolitică ( α ), care este raportul dintre cantitatea de substanță dezintegrată în ioni și cantitatea totală de substanță dizolvată. Rezultă că pentru electroliții puternici α = 1 sau 100% (ionii de soluție sunt prezenți în soluție), pentru electroliții slabi 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (nu există ioni în soluție). Pe lângă natura solutului și solventului, cantitatea α depinde de concentrația soluției și de temperatură.

Dacă solventul este apă, electroliții puternici includ:

1) toate sărurile;

2) următorii acizi: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

3) următoarele baze: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Procesul de disociere electrolitică este reversibil, prin urmare, poate fi caracterizat prin valoarea constantei de echilibru, care, în cazul unui electrolit slab, se numește constanta de disociere (K D ) .

Cu cât această valoare este mai mare, cu atât electrolitul se descompune mai ușor în ioni, cu atât mai mulți ioni sunt în soluție. De exemplu: HF ═ H ++ F־

Această valoare este constantă la o temperatură dată și depinde de natura electrolitului și a solventului.

Acizii polibazici și bazele poliacide se disociază treptat. De exemplu, moleculele de acid sulfuric elimină în primul rând un cation de hidrogen:

H2SO4 = H + + HSO4 ־ .

Eliminarea celui de-al doilea ion conform ecuației

HSO 4 ־ ═ N + + SO 4 ־ 2

este deja mult mai dificil, deoarece trebuie să depășească atracția ionului SO 4 ־ 2 încărcat dublu, care, desigur, atrage ionul de hidrogen mai puternic decât ionul HSO 4 ־ încărcat unic. Prin urmare, a doua etapă de disociere are loc într-o măsură mult mai mică decât prima.

Bazele care conțin mai mult de o grupare hidroxil în moleculă se disociază, de asemenea, treptat. De exemplu:

Ba(OH)2 = BaOH + + OH-;

BaOH + = Ba 2+ + OH - .

Sărurile medii (normale) se disociază întotdeauna în ioni metalici și reziduuri acide:

CaCI2 = Ca2+ + 2CI-;

Na2SO4 = 2Na + + SO42-.

Sărurile acide, precum acizii polibazici, se disociază treptat. De exemplu:

NaHC03 = Na + + HCO3-;

HCO3- = H++ + CO32-.

Cu toate acestea, gradul de disociere în a doua etapă este foarte mic, astfel încât soluția de sare acidă conține doar un număr mic de ioni de hidrogen.

Sărurile bazice se disociază în ioni bazici și acizi. De exemplu:

Fe(OH)CI2 = FeOH2+ + 2CI-.

Aproape nu are loc o disociere secundară a ionilor reziduali bazici în ioni de metal și hidroxil.

Teorie
electrolitic
disociere

Goluri. Să formeze în rândul studenților conceptul de „disociere electrolitică” pe baza predării atomo-moleculare, a teoriei disocierii electrolitice a lui S. Arrhenius și a teoriei hidratării soluțiilor lui D.I. Dezvăluiți motivul conductivității electrice a soluțiilor, discutați semnificația și aplicarea teoriei.
Echipamente și reactivi. Eprubete, doi cilindri gradați, pipete, un dispozitiv de testare a conductibilității electrice a soluțiilor, pahare, baghete de sticlă;
apă, acizi sulfuric și acetic concentrați, hidroxid de sodiu solid, clorură de sodiu, sulfat de cupru (II), 100 ml soluție de metil portocaliu în acetonă, soluții de sulfat de cupru (II), clorură de sodiu, hidroxid de calciu, azotat de bariu, clorură de bariu, azotat de argint, acid clorhidric, carbonat de sodiu, clorură de magneziu, clorură de aluminiu, zinc granulat, pulbere de fier, aluminiu granulat.

Plan de prezentare a subiectului

• Proprietăți ale soluțiilor apoase și neapoase ale diferitelor clase de compuși anorganici.
• Dizolvarea în apă din punctul de vedere al teoriei electronice.
• Disocierea electroliților în soluție.
• Gradul de disociere electrolitică. Electroliți slabi și puternici.

ÎN CURILE CURĂRILOR

Profesor. Știați că substanțele se dizolvă nu numai în apă, ci și în alți solvenți? Dacă da, vă rugăm să oferiți exemple.(Elevii dau exemple de dizolvare a substanțelor.)
Să aflăm dacă este necesar un solvent pentru ca reacția să aibă loc și dacă natura solventului este importantă în acest caz. Să luăm acid sulfuric concentrat și să punem zinc în el. Va fi o reacție?(Efectuează un experiment de laborator.)
Student.Zincul reacţionează cu acidul sulfuric concentrat când este încălzit. Aceasta eliberează gaz SO 2 (scrieți ecuația reacției pe tablă):

Profesor.Se eliberează hidrogen? Acum să turnăm conținutul eprubetei (din experiment) într-o eprubetă cu apă, foarte atent. Reacția a început și se eliberează multă căldură. Vă rugăm să rețineți că fără apă reacția aproape nu a avut loc, deși apa în condiții normale nu reacționează cu zincul.
Să mai facem un experiment. Să amestecăm mai întâi solidele: hidroxid de sodiu și sulfat de cupru (II), apoi soluțiile acestora. Reacția dintre reactivii solizi nu are loc, iar în soluție se formează un precipitat albastru. Notați ecuația reacției chimice în caiete:

2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + Na2SO4.

Din rezultatele experimentelor putem concluziona că apa din reacțiile chimice nu este deloc un mediu pasiv. Sub influența sa, substanțele suferă modificări. Apa face ca electroliții să se descompună în ioni.
Să luăm în considerare procesul de dizolvare a electroliților în apă. Pentru a face acest lucru, va trebui să vă amintiți ce este valența și ce tipuri de legături chimice cunoașteți.
Elevii răspund la întrebările puse. Când luăm în considerare legătura ionică, ne concentrăm pe modelul rețelei cristaline de clorură de sodiu. Repetăm ​​legătura covalentă polară folosind exemplul structurii moleculelor de apă.
Profesor.În general, o moleculă de apă nu este încărcată. Dar în interiorul moleculei H2O Atomii de hidrogen și oxigen sunt aranjați astfel încât sarcinile pozitive și negative să fie la capetele opuse ale moleculei (Fig. 1). Prin urmare, o moleculă de apă este un dipol.

Mecanismul de disociere electrolitică NaCl când sarea de masă este dizolvată în apă, constă în eliminarea secvenţială a ionilor de sodiu şi clor de către moleculele de apă polară. În urma trecerii ionilor Na+ ȘiСl – De la cristal la soluție, se formează hidrații acestor ioni.(Următoarea este o explicație bazată pe desenul (Fig. 2, vezi p. 36) al manualului: Feldman F.G., Rudzitis G.E.. Chimie-9. M.: Educație, 1999, p. 4.) Cum reacționează moleculele de electroliți polari cu moleculele de apă? Să luăm în considerare acest lucru folosind acidul clorhidric ca exemplu (Fig. 3,
vezi p. 36 ) .

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

Prezența ionilor în soluții de acizi, alcaline și săruri poate fi dovedită prin reacții de schimb. Să efectuăm următoarele experimente:

interacțiunea sulfatului de cupru(II) cu:
a) azotat de bariu;
b) clorură de bariu;
c) hidroxid de sodiu;
d) hidroxid de calciu;

interacțiunea azotatului de argint cu:
e) acid clorhidric;
f) clorura de sodiu.

Să scriem ecuațiile reacții chimice:

a) CuS04 + Ba(NO3)2 = Cu(NO3)2 + BaS04;

b) CuS04 + BaCl2 = CuCl2 + BaS04;

c) CuS04 + 2NaOH = Na2S04 + Cu(OH)2;

d) CuS04 + Ca(OH)2 = CaS04 + Cu(OH)2;

e) AgN03 + HCI = HNO3 + AgCI;

e) AgNO 3 + NaCl = NaNO 3 + AgCl.

Pe baza acestor reacții se pot trage următoarele concluzii:
1) ionii metalici, grupările hidroxil și reziduurile acide reacționează în soluții apoase ca particule existente în mod independent;
2) grupările hidroxil, resturile acide, atomii de hidrogen ai acizilor și atomii de metal ai sărurilor sunt acele particule încărcate electric care se găsesc în soluții de acizi, alcaline și săruri.
Să notăm definiția conceptului: „ Disocierea electrolitică„este procesul prin care electrolitul se descompune în ioni atunci când este dizolvat în apă sau topit.”
Deoarece numărul de molecule de apă pe care ionii le adaugă este necunoscut, procesul de disociere a acizilor, alcalinelor și sărurilor este simplificat după cum urmează:

HCl = H + + Cl – ,

NaOH = Na + + OH – ,

NaCl = Na + + Cl – .

Acizii polibazici și sărurile acide se disociază treptat. Pentru a arăta disocierea incompletă a moleculelor și ionilor care nu sunt legați de electroliții puternici, se utilizează semnul de reversibilitate «». De exemplu, pentru H2SO4 și sarea ei acră NaHSO4:

H2SO4 = H ++ ,

NaHSO 4 = Na + + ,

Nu trebuie să faceți greșeli când scrieți ecuații de disociere pentru substanțe insolubile și ușor solubile care practic nu se disociază în ioni sau se disociază într-o mică măsură:

CaCO 3 fără disociere,

СaSO 4 Ca 2+ + .

Principalii termeni luați în considerare în teoria disocierii electrolitice sunt „electroliți” și „ioni”.
Electroliți– sunt substanțe care, dizolvate în apă sau în stare topită, se dezintegrează în ioni.
Ioni sunt atomi sau grupuri de atomi care au un pozitiv ( cationi) sau negativ ( anionii) taxa. Ionii diferă de atomi atât ca structură, cât și ca proprietăți. De exemplu, să comparăm proprietățile clorului atomic și molecular cu proprietățile ionului. Să luăm în considerare relația lor cu metalele, hidrogenul și ionii de argint. Proprietățile sodiului metalic sunt comparabile cu cele ale ionilor de sodiu.(Elevii dau exemple și vorbesc despre proprietățile atomilor de Cl, ale moleculelor de Cl 2 și ale ionilor de Cl –, precum și despre proprietățile ionilor metalici de Na și Na + în săruri.)

generală şi trăsătură caracteristică ioni - prezența sarcinilor electrice. Numai acele soluții care conțin ioni conduc curentul. Să comparăm conductivitatea electrică a soluțiilor de acizi, alcaline, săruri, zahăr și alcool folosind un dispozitiv pentru studiul conductibilității electrice a soluțiilor (Fig. 4). Vedem că disocierea nu apare în fiecare soluție. Pe baza teoriei ionice, formulăm noi definiții ale acizilor, bazelor și sărurilor ca substanțe complexe, care formează ioni speciali la disociere în apă. Când acizii se disociază, numai ionii H + sunt îndepărtați ca cationi. Când bazele se disociază ca anioni, numai ionii sunt separați EL - . Sărurile medii se disociază în cationi metalici și anioni ai reziduurilor acide.
Să încercăm să răspundem la această întrebare: sunt toți electroliții în aceeași măsură se dezintegrează în ioni? Să comparăm conductivitatea electrică a soluțiilor concentrate de clorură de sodiu și acid acetic. Într-o soluție de sare becul se aprinde puternic, dar în acid acetic se aprinde foarte slab. Diluați soluțiile adăugând apă la ele. Conductivitatea electrică a unei soluții de clorură de sodiu nu se modifică, dar într-o soluție de acid acetic becul arde mai puternic. Clorura de sodiu se disociază complet chiar și în soluții concentrate. Moleculele de acid acetic în soluții concentrate aproape că nu se disociază. Când acidul acetic este diluat, numărul de molecule disociate crește, iar echilibrul de disociere se deplasează la dreapta:

CH 3 COOH CH 3 COO – + H + .

Substanțele cu o rețea cristalină ionică se disociază complet în ioni în soluții apoase. Raportul dintre numărul de molecule disociate (n) și numărul total de molecule (N) în soluție se numește grad de disociere (). Valoarea poate lua valori de la 0 (fără disociere) la 1 (disociere completă).
Proprietăți generale acizii sunt cauzați de prezența ionilor H+ in solutie. Activitatea acidului (electrolit puternic sau slab) depinde de concentrația ionilor H+ in solutie.

Experiență demonstrativă. Se toarnă 50 ml de soluție de metil portocaliu în acetonă în două pahare. Adăugați 1-2 picături de acid sulfuric concentrat în primul pahar, apare o culoare purpurie. Pentru ca aceeași culoare să apară în al doilea pahar, va trebui să adăugați de 10 ori mai mult (10-20 picături) acid acetic, deoarece gradul de disociere a acidului CH 3 COOH este nesemnificativ iar concentrația ionilor de hidrogen în acesta este scăzută.
Concluzie. Puterea acizilor și bazelor este determinată de gradul lor de disociere.

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

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

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

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

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

De exemplu:

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

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

Fondatorul acestui punct de vedere al disocierii electrolitice a fost academicianul onorific I. A. Kablukov. Spre deosebire de teoria Arrhenius, care nu a ținut cont de interacțiunea solutului cu solventul, I. A. Kablukov a aplicat teoria chimică a soluțiilor lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică. El a arătat că în timpul dizolvării are loc o interacțiune chimică a substanței dizolvate cu apa, care duce la formarea de hidrați, iar apoi aceștia se disociază în ioni. I. A. Kablukov credea că o soluție apoasă conține doar ioni hidratați. În prezent, această idee este general acceptată. Deci, hidratarea ionică este principala cauză a disocierii. În alte soluții electrolitice neapoase legătură chimicăîntre particulele (molecule, ioni) ale unui dizolvat și particulele unui solvent se numește solvatare.

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

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

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

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

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

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

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

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

Primul stagiu:

A doua faza:

Etapa a treia:

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

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

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

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

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

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

Toate generale proprietăți caracteristice acizii - gust acru, schimbarea culorii indicatorilor, interacțiunea cu bazele, oxizii bazici, sărurile - sunt cauzate de prezența ionilor de hidrogen, mai precis.

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

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

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

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

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

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

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

carbonat de calciu:

molecule de iod:

Echilibrul disocierii termice respectă legea acțiunii masei.

În timpul disocierii acizilor, rolul cationilor este jucat de ioni de hidrogen(H +), nu se formează alți cationi în timpul disocierii acizilor:

HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -

Ionii de hidrogen sunt cei care conferă acizilor proprietățile lor caracteristice: gust acru, colorarea roșie a indicatorului etc.

Ionii negativi (anionii) desprinși dintr-o moleculă de acid alcătuiesc reziduu acid.

Una dintre caracteristicile disocierii acizilor este bazicitatea lor - numărul de ioni de hidrogen conținut într-o moleculă de acid care se poate forma în timpul disocierii:

• acizi monobazici: HCI, HF, HNO3;
• acizi dibazici: H2S04, H2C03;
• acizi tribazici: H3PO4.

Procesul de eliminare a cationilor de hidrogen din acizii polibazici are loc în etape: mai întâi se elimină un ion de hidrogen, apoi altul (al treilea).

Disocierea treptată a unui acid dibazic:

H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-

Disocierea treptată a unui acid tribazic:

H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-

La disociarea acizilor polibazici, cel mai înalt grad de disociere are loc în prima etapă. De exemplu, în timpul disocierii acidului fosforic, gradul de disociere în prima etapă este de 27%; al doilea - 0,15%; a treia - 0,005%.

Disocierea bazelor

În timpul disocierii bazelor, rolul anionilor este jucat de ioni de hidroxid(OH -), nu se formează alți anioni în timpul disocierii bazelor:

NaOH ↔ Na + + OH -

Aciditatea unei baze este determinată de numărul de ioni de hidroxid formați în timpul disocierii unei molecule de bază:

• baze monoacide - KOH, NaOH;
• baze diacide - Ca(OH)2;
• baze triacide - Al(OH) 3.

Bazele poliacide, prin analogie cu acizii, se disociază, de asemenea, treptat - în fiecare etapă se desprinde un ion hidroxid:

Unele substanțe, în funcție de condiții, pot acționa atât ca acizi (se disociază cu eliminarea cationilor de hidrogen), cât și ca baze (se disociază cu eliminarea ionilor de hidroxid). Astfel de substanțe sunt numite amfoter(Vezi Reacții acido-bazice).

Disocierea Zn(OH)2 ca baze:

Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -

Disocierea Zn(OH)2 ca acid:

Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-

Disocierea sărurilor

Sărurile se disociază în apă în anioni de reziduuri acide și cationi ai metalelor (sau alți compuși).

Clasificarea disocierii sărurilor:

• Săruri normale (medii). sunt obținute prin înlocuirea completă simultană a tuturor atomilor de hidrogen din acid cu atomi de metal - aceștia sunt electroliți puternici, complet disociați în apă cu formarea de catoine metalice și a unui reziduu de un singur acid: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
• Săruri acide conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un reziduu acid, încă unul (mai mulți) atomi de hidrogen - se disociază treptat cu formarea de cationi metalici, anioni ai reziduului acid și un cation de hidrogen: NaHCO 3, KH 2 PO 4 NaH2P04.
• Săruri de bază conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un reziduu acid, încă o (mai multe) grupări hidroxil - se disociază cu formarea de cationi metalici, anioni ai reziduului acid și ion hidroxid: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
• Săruri duble se obțin prin înlocuirea simultană a atomilor de hidrogen din acid cu atomi de diferite metale: KAl(SO 4) 2.
• Săruri amestecate se disociază în cationi metalici şi anioni ai mai multor resturi acide: CaClBr.