Τα υδατικά διαλύματα ορισμένων ουσιών είναι αγωγοί του ηλεκτρικού ρεύματος. Αυτές οι ουσίες ταξινομούνται ως ηλεκτρολύτες. Οι ηλεκτρολύτες είναι οξέα, βάσεις και άλατα, τήγματα ορισμένων ουσιών.
ΟΡΙΣΜΟΣ
Η διαδικασία της αποσύνθεσης του ηλεκτρολύτη σε ιόντα σε υδατικά διαλύματα και λιώνει υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση.
Τα διαλύματα ορισμένων ουσιών στο νερό δεν αγώγουν ηλεκτρισμό. Τέτοιες ουσίες ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες. Αυτές περιλαμβάνουν πολλές οργανικές ενώσεις, όπως σάκχαρα και αλκοόλες.
Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης
Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης διατυπώθηκε από τον Σουηδό επιστήμονα S. Arrhenius (1887). Οι κύριες διατάξεις της θεωρίας του S. Arrhenius:
— οι ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται (διασπώνται) σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα.
— υπό την επίδραση του ηλεκτρικού ρεύματος, τα θετικά φορτισμένα ιόντα μετακινούνται στην κάθοδο (κατιόντα) και τα αρνητικά φορτισμένα κινούνται στην άνοδο (ανιόντα).
— η διάσπαση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία
KA ↔ K + + A −
Ο μηχανισμός της ηλεκτρολυτικής διάστασης είναι η αλληλεπίδραση ιόντων-διπόλου μεταξύ ιόντων και διπόλων νερού (Εικ. 1).
Ρύζι. 1. Ηλεκτρολυτική διάσταση διαλύματος χλωριούχου νατρίου
Οι ουσίες με ιοντικούς δεσμούς διασπώνται πιο εύκολα. Η διάσταση συμβαίνει παρόμοια σε μόρια που σχηματίζονται σύμφωνα με τον τύπο του πολικού ομοιοπολικού δεσμού (η φύση της αλληλεπίδρασης είναι δίπολο-δίπολο).
Διάσταση οξέων, βάσεων, αλάτων
Όταν τα οξέα διασπώνται, σχηματίζονται πάντα ιόντα υδρογόνου (H +), ή ακριβέστερα υδρόνιο (H 3 O +), τα οποία είναι υπεύθυνα για τις ιδιότητες των οξέων (ξινή γεύση, δράση δεικτών, αλληλεπίδραση με βάσεις κ.λπ.).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Όταν οι βάσεις διασπώνται, σχηματίζονται πάντα ιόντα υδροξειδίου (OH −), τα οποία είναι υπεύθυνα για τις ιδιότητες των βάσεων (αλλαγές στο χρώμα των δεικτών, αλληλεπίδραση με οξέα κ.λπ.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Τα άλατα είναι ηλεκτρολύτες, κατά τη διάσταση των οποίων σχηματίζονται κατιόντα μετάλλων (ή κατιόν αμμωνίου NH 4 +) και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Τα πολυβασικά οξέα και οι βάσεις διαχωρίζονται σταδιακά.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (Στάδιο Ι)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II στάδιο)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (Στάδιο Ι)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Βαθμός διάσπασης
Οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε αδύναμα και ισχυρά διαλύματα. Για να χαρακτηριστεί αυτό το μέτρο, υπάρχει η έννοια και η τιμή του βαθμού διάστασης (). Ο βαθμός διάστασης είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων. συχνά εκφράζεται σε %.
Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες των οποίων ο βαθμός διάστασης σε δεκαμοριακό διάλυμα (0,1 mol/l) είναι μικρότερος από 3%. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες των οποίων ο βαθμός διάστασης σε δεκαμοριακό διάλυμα (0,1 mol/l) είναι μεγαλύτερος από 3%. Τα διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών δεν περιέχουν αδιάσπαστα μόρια και η διαδικασία σύνδεσης (συνδυασμός) οδηγεί στον σχηματισμό ενυδατών ιόντων και ζευγών ιόντων.
Ο βαθμός διάστασης επηρεάζεται ιδιαίτερα από τη φύση του διαλύτη, τη φύση της διαλυμένης ουσίας, τη θερμοκρασία (για ισχυρούς ηλεκτρολύτες, ο βαθμός διάστασης μειώνεται με την αύξηση της θερμοκρασίας και για ασθενείς ηλεκτρολύτες διέρχεται από ένα μέγιστο στην περιοχή θερμοκρασίας 60 o C), η συγκέντρωση των διαλυμάτων και η εισαγωγή ιόντων με το ίδιο όνομα στο διάλυμα.
Αμφοτερικοί ηλεκτρολύτες
Υπάρχουν ηλεκτρολύτες που, κατά τη διάσταση, σχηματίζουν ιόντα H + και OH −. Τέτοιοι ηλεκτρολύτες ονομάζονται αμφοτερικοί, για παράδειγμα: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3, κ.λπ.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
Εξισώσεις ιοντικής αντίδρασης
Οι αντιδράσεις σε υδατικά διαλύματα ηλεκτρολυτών είναι αντιδράσεις μεταξύ ιόντων - ιοντικών αντιδράσεων, οι οποίες γράφονται με χρήση ιοντικών εξισώσεων σε μοριακή, πλήρη ιοντική και συντομευμένη ιοντική μορφή. Για παράδειγμα:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (μοριακή μορφή)
Βα 2+ + 2 Cl − + 2 Να+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Να + + 2 Cl− (πλήρης ιοντική μορφή)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (σύντομη ιοντική μορφή)
τιμή pH
Το νερό είναι ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης, επομένως η διαδικασία διάσπασης συμβαίνει σε ασήμαντο βαθμό.
H 2 O ↔ H + + OH −
Ο νόμος της δράσης μάζας μπορεί να εφαρμοστεί σε οποιαδήποτε ισορροπία και η έκφραση για τη σταθερά ισορροπίας μπορεί να γραφτεί:
K = /
Επομένως, η συγκέντρωση ισορροπίας του νερού είναι σταθερή.
Κ = = Κ Δ
Είναι βολικό να εκφράσουμε την οξύτητα (βασικότητα) ενός υδατικού διαλύματος μέσω του δεκαδικού λογάριθμου της μοριακής συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου, που λαμβάνονται με το αντίθετο πρόσημο. Αυτή η τιμή ονομάζεται τιμή pH.
Ενιαία Κρατική Εξέταση. Ηλεκτρολυτική διάσταση αλάτων, οξέων, αλκαλίων. Αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Υδρόλυση αλάτων
Διαλύματα και η συγκέντρωσή τους, διεσπαρμένα συστήματα, ηλεκτρολυτική διάσταση, υδρόλυση
Κατά τη διάρκεια του μαθήματος θα μπορείτε να δοκιμάσετε τις γνώσεις σας στο θέμα «Ενιαία Κρατική Εξέταση. Ηλεκτρολυτική διάσταση αλάτων, οξέων, αλκαλίων. Αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Υδρόλυση αλάτων». Θα εξετάσετε την επίλυση προβλημάτων από την Ενιαία Κρατική Εξέταση των ομάδων Α, Β και Γ σε διάφορα θέματα: «Διαλύσεις και οι συγκεντρώσεις τους», «Ηλεκτρολυτική διάσταση», «Αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων και υδρόλυση». Για να λύσετε αυτά τα προβλήματα, εκτός από τη γνώση των θεμάτων που εξετάζονται, πρέπει επίσης να είστε σε θέση να χρησιμοποιείτε τον πίνακα διαλυτότητας των ουσιών, να γνωρίζετε τη μέθοδο ισοζυγίου ηλεκτρονίων και να κατανοείτε την αναστρεψιμότητα και τη μη αναστρεψιμότητα των αντιδράσεων.
Θέμα: Διαλύματα και η συγκέντρωσή τους, διεσπαρμένα συστήματα, ηλεκτρολυτική διάσταση
Μάθημα: Ενιαία Κρατική Εξέταση. Ηλεκτρολυτική διάσταση αλάτων, οξέων, αλκαλίων. Αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων. Υδρόλυση αλάτων
Εγώ. Επιλέξτε μία σωστή επιλογή από τις 4 που προσφέρονται.
|
Ερώτηση |
Ενα σχόλιο |
|
Α'1. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι: |
Εξ ορισμού, ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που αποσυντίθενται πλήρως σε ιόντα σε ένα υδατικό διάλυμα. Το CO 2 και το O 2 δεν μπορούν να είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες. Το H 2 S είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης. Η σωστή απάντηση είναι 4. |
|
Α2. Ουσίες που διασπώνται μόνο σε μεταλλικά ιόντα και ιόντα υδροξειδίου είναι: 1. οξέα 2. αλκάλια 4. αμφοτερικά υδροξείδια |
Εξ ορισμού, μια ένωση που, όταν διασπαστεί σε ένα υδατικό διάλυμα, παράγει μόνο ανιόντα υδροξειδίου ονομάζεται βάση. Μόνο το αλκάλιο και το αμφοτερικό υδροξείδιο ταιριάζουν σε αυτόν τον ορισμό. Αλλά η ερώτηση λέει ότι η ένωση πρέπει να διασπαστεί μόνο σε μεταλλικά κατιόντα και ανιόντα υδροξειδίου. Το αμφοτερικό υδροξείδιο διασπάται σταδιακά και επομένως τα ιόντα υδροξομετάλλου βρίσκονται σε διάλυμα. Σωστή απάντηση 2. |
|
Α3. Η αντίδραση ανταλλαγής ολοκληρώνεται με το σχηματισμό μιας αδιάλυτης στο νερό ουσίας μεταξύ: 1. NaOH και MgCl 2 2. NaCl και CuSO 4 3. CaCO 3 και HCl (διάλυμα) |
Για να απαντήσετε, πρέπει να γράψετε αυτές τις εξισώσεις και να κοιτάξετε στον πίνακα διαλυτότητας για να δείτε εάν υπάρχουν αδιάλυτες ουσίες μεταξύ των προϊόντων. Αυτό είναι στην πρώτη αντίδραση υδροξείδιο μαγνησίου Mg(OH) 2 Σωστή απάντηση 1. |
|
Α4. Το άθροισμα όλων των συντελεστών σε πλήρη και ανηγμένη ιοντική μορφή στην αντίδραση μεταξύFe(ΟΧΙ 3 ) 2 +2 NaOHείναι ίσο με: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 μοριακό Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - πλήρης ιοντική εξίσωση, το άθροισμα των συντελεστών είναι 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ συντομογραφία ιοντικό, το άθροισμα των συντελεστών είναι 4 Η σωστή απάντηση είναι 4. |
|
Α5. Η συντομευμένη ιοντική εξίσωση για την αντίδραση H + +OH - →H 2 O αντιστοιχεί στην αλληλεπίδραση: 2. NaOH (PP) +HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Αυτή η συντομογραφία αντανακλά την αλληλεπίδραση μεταξύ μιας ισχυρής βάσης και ενός ισχυρού οξέος. Η βάση είναι διαθέσιμη στις εκδόσεις 2 και 3, αλλά το Cu(OH) 2 είναι μια αδιάλυτη βάση Σωστή απάντηση 2. |
|
Α6. Η αντίδραση ανταλλαγής ιόντων ολοκληρώνεται όταν τα διαλύματα αποστραγγίζονται: 1. νιτρικό νάτριο και θειικό κάλιο 2. θειικό κάλιο και υδροχλωρικό οξύ 3. χλωριούχο ασβέστιο και νιτρικός άργυρος 4. θειικό νάτριο και χλωριούχο κάλιο |
Ας γράψουμε πώς πρέπει να γίνονται οι αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων μεταξύ κάθε ζεύγους ουσιών. NaNO 3 + K 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + KNO 3 K 2 SO 4 +HCl→H 2 SO 4 +KCl CaCl 2 +2AgNO 3 → 2AgCl↓ + Ca(NO 3) 2 Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + NaCl Από τον πίνακα διαλυτότητας βλέπουμε ότι AgCl↓ Σωστή απάντηση 3. |
|
Α7. Σε υδατικό διάλυμα διασπάται σταδιακά: |
Τα πολυβασικά οξέα υφίστανται σταδιακή διάσταση σε ένα υδατικό διάλυμα. Μεταξύ αυτών των ουσιών, μόνο το H2S είναι οξύ. Σωστή απάντηση 3. |
|
Α8. Εξίσωση αντίδρασης ΓuCl 2 +2 ΚΟΗ→ Cu(OH) 2 ↓+2 KClαντιστοιχεί στη συντομευμένη ιοντική εξίσωση: 1. CuCl 2 +2OH - →Cu 2+ +2OH - +2Cl - 2. Cu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Cu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ |
Ας γράψουμε την πλήρη ιοντική εξίσωση: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Εξαλείφοντας τα μη δεσμευμένα ιόντα, παίρνουμε τη συντομευμένη ιοντική εξίσωση Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Η σωστή απάντηση είναι 4. |
|
Α9. Η αντίδραση έχει σχεδόν ολοκληρωθεί: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Ας γράψουμε τις υποθετικές αντιδράσεις ανταλλαγής ιόντων: Na 2 SO 4 + KCl → K 2 SO 4 + Na Cl H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 ↓ + 2HCl KNO 3 + NaOH → NaNO 3 + KOH Na 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2NaCl Σύμφωνα με τον πίνακα διαλυτότητας βλέπουμε BaSO 4 ↓ Σωστή απάντηση 2. |
|
Α10. Η λύση έχει ουδέτερο περιβάλλον: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Μόνο τα υδατικά διαλύματα αλάτων που σχηματίζονται από ισχυρή βάση και ισχυρό οξύ έχουν ουδέτερο περιβάλλον. Το NaNO3 είναι ένα άλας που σχηματίζεται από την ισχυρή βάση NaOH και το ισχυρό οξύ HNO3. Σωστή απάντηση 1. |
|
Α11. Η οξύτητα του εδάφους μπορεί να αυξηθεί με την εισαγωγή ενός διαλύματος: |
Είναι απαραίτητο να προσδιοριστεί ποιο άλας θα δώσει όξινη αντίδραση στο μέσο. Πρέπει να είναι ένα άλας που σχηματίζεται από ένα ισχυρό οξύ και μια ασθενή βάση. Αυτό είναι το NH 4 NO 3. Σωστή απάντηση 1. |
|
Α12. Η υδρόλυση συμβαίνει όταν διαλύεται σε νερό: |
Μόνο τα άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ δεν υφίστανται υδρόλυση. Όλα τα παραπάνω άλατα περιέχουν ισχυρά όξινα ανιόντα. Μόνο το AlCl 3 περιέχει ένα κατιόν ασθενούς βάσης. Η σωστή απάντηση είναι 4. |
|
A 13. Δεν υφίσταται υδρόλυση: 1. οξικό οξύ 2. οξικό αιθυλεστέρα 3. άμυλο |
Η υδρόλυση έχει μεγάλη σημασία στην οργανική χημεία. Οι εστέρες, το άμυλο και η πρωτεΐνη υφίστανται υδρόλυση. Σωστή απάντηση 1. |
|
Α14. Ποιος αριθμός δείχνει ένα θραύσμα της μοριακής εξίσωσης μιας χημικής αντίδρασης που αντιστοιχεί στην πολλαπλή ιοντική εξίσωση C u 2+ +2 OH - → Cu(OH) 2 ↓? 1. Cu(OH) 2 + HCl→ 2. CuCO 3 + H 2 SO 4 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuSO 4 +KOH→ |
Σύμφωνα με τη συντομευμένη εξίσωση, προκύπτει ότι πρέπει να πάρετε οποιαδήποτε διαλυτή ένωση που περιέχει ένα ιόν χαλκού και ένα ιόν υδροξειδίου. Από όλες τις ενώσεις χαλκού που παρατίθενται, μόνο το CuSO 4 είναι διαλυτό και μόνο στην υδατική αντίδραση είναι OH - . Η σωστή απάντηση είναι 4. |
|
Α15.Πότε ποιες ουσίες αλληλεπιδρούν θα απελευθερωθεί οξείδιο του θείου;: 1. Na 2 SO 3 και HCl 2. AgNO 3 και K 2 SO 4 3. BaCO 3 και HNO 3 4. Na 2S και HCl |
Η πρώτη αντίδραση παράγει ασταθές οξύ H 2 SO 3, το οποίο αποσυντίθεται σε νερό και οξείδιο του θείου (IV) Σωστή απάντηση1.
|
II. Σύντομη απάντηση και αντιστοιχισμένες εργασίες.
|
ΣΕ 1. Το συνολικό άθροισμα όλων των συντελεστών στην πλήρη και ανηγμένη ιοντική εξίσωση για την αντίδραση μεταξύ νιτρικού αργύρου και υδροξειδίου του νατρίου είναι... |
Ας γράψουμε την εξίσωση αντίδρασης: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Πλήρης ιοντική εξίσωση: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Συντομευμένη ιοντική εξίσωση: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Σωστή απάντηση: 20 |
|
ΣΤΙΣ 2. Να γράψετε μια πλήρη ιοντική εξίσωση για την αλληλεπίδραση 1 mol υδροξειδίου του καλίου με 1 mol υδροξειδίου του αργιλίου. Δώστε τον αριθμό των ιόντων στην εξίσωση. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Πλήρης ιοντική εξίσωση: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Σωστή απάντηση: 4 ιόντα. |
|
ΣΤΙΣ 3. Αντιστοιχίστε το όνομα του άλατος με τη σχέση του με την υδρόλυση: Α) οξικό αμμώνιο 1. δεν υδρολύεται Β) θειούχο βάριο 2. κατά κατιόν Β) θειούχο αμμώνιο 3. από ανιόν Δ) ανθρακικό νάτριο 4. από κατιόν και ανιόν |
Για να απαντήσετε στην ερώτηση, πρέπει να αναλύσετε με ποια δύναμη βάσης και οξέος σχηματίζονται αυτά τα άλατα. Σωστή απάντηση A4 B3 C4 D3 |
|
ΣΤΙΣ 4. Ένα διάλυμα ενός mole θειικού νατρίου περιέχει 6,02ιόντα νατρίου. Να υπολογίσετε το βαθμό διάστασης του άλατος. |
Ας γράψουμε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του θειικού νατρίου: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + +SO 4 2- 0,5 mol θειικού νατρίου διασπάστηκε σε ιόντα. |
|
ΣΤΙΣ 5. Αντιστοιχίστε τα αντιδραστήρια με τις συντομευμένες ιοντικές εξισώσεις: 1. Ca(OH) 2 +HCl → A)NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O 2. NH 4 Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al(OH) 3 ↓ 3. AlCl 3 +KOH → B) H + +OH - →H 2 O 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Σωστή απάντηση: Β1 Α2 Β3 Δ4 |
|
|
ΣΤΙΣ 6. Να γράψετε την πλήρη ιοντική εξίσωση που αντιστοιχεί στη συντομευμένη: ΜΕΟ 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 Ο. Να αναφέρετε το άθροισμα των συντελεστών στις μοριακές και ολικές ιοντικές εξισώσεις. |
Πρέπει να πάρετε οποιοδήποτε διαλυτό ανθρακικό και οποιοδήποτε διαλυτό ισχυρό οξύ. Μοριακός: Na 2CO 3 +2HCl → CO 2 +H 2 O +2NaCl; Πλήρες ιωνικό: 2Na + +CO 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2 O +2Na + +2Cl - ; |
III.Εργασίες με αναλυτικές απαντήσεις
|
Ερώτηση |
(1887) για να εξηγήσει τις ιδιότητες των υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών. Στη συνέχεια, αναπτύχθηκε από πολλούς επιστήμονες με βάση το δόγμα της δομής του ατόμου και των χημικών δεσμών. Το σύγχρονο περιεχόμενο αυτής της θεωρίας μπορεί να περιοριστεί στις ακόλουθες τρεις διατάξεις:
Σχέδιο για τη διάλυση ενός κρυστάλλου επιτραπέζιου αλατιού. Ιόντα νατρίου και χλωρίου σε διάλυμα.
1. Οι ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται (διασπώνται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά φορτισμένα. (Το "Ion" σημαίνει "περιπλάνηση". Σε ένα διάλυμα, τα ιόντα κινούνται τυχαία σε διαφορετικές κατευθύνσεις.)
2. Υπό την επίδραση του ηλεκτρικού ρεύματος, τα ιόντα αποκτούν κατευθυντική κίνηση: θετικά φορτισμένα κινούνται προς την κάθοδο, αρνητικά φορτισμένα κινούνται προς την άνοδο. Επομένως, τα πρώτα ονομάζονται κατιόντα, τα δεύτερα - ανιόντα. Η κατευθυντική κίνηση των ιόντων συμβαίνει ως αποτέλεσμα της έλξης των αντίθετα φορτισμένων ηλεκτροδίων τους.
3. Η διάσπαση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία. Αυτό σημαίνει ότι συμβαίνει μια κατάσταση ισορροπίας κατά την οποία όσα μόρια διασπώνται σε ιόντα (διάσταση), τόσα από αυτά σχηματίζονται ξανά από ιόντα (σύνδεση). Επομένως, στις εξισώσεις ηλεκτρολυτικής διάστασης αντί για το πρόσημο ίσου χρησιμοποιείται το πρόσημο της αντιστρεψιμότητας.
Για παράδειγμα:
KA ↔ K + + A − ,
όπου το KA είναι ένα μόριο ηλεκτρολύτη, το K + είναι ένα κατιόν, το A − είναι ένα ανιόν.
Το δόγμα των χημικών δεσμών βοηθά στην απάντηση στο ερώτημα γιατί οι ηλεκτρολύτες διασπώνται σε ιόντα. Οι ουσίες με ιοντικούς δεσμούς διασπώνται πιο εύκολα, αφού αποτελούνται ήδη από ιόντα (βλ. Χημικός δεσμός). Όταν διαλύονται, τα δίπολα του νερού προσανατολίζονται γύρω από τα θετικά και τα αρνητικά ιόντα. Αμοιβαίες ελκτικές δυνάμεις προκύπτουν μεταξύ των ιόντων και των διπόλων του νερού. Ως αποτέλεσμα, ο δεσμός μεταξύ των ιόντων εξασθενεί και τα ιόντα μετακινούνται από τον κρύσταλλο στο διάλυμα. Οι ηλεκτρολύτες, των οποίων τα μόρια σχηματίζονται σύμφωνα με τον τύπο του ομοιοπολικού πολικού δεσμού, διαχωρίζονται παρόμοια. Η διάσταση των πολικών μορίων μπορεί να είναι πλήρης ή μερική - όλα εξαρτώνται από τον βαθμό πολικότητας των δεσμών. Και στις δύο περιπτώσεις (κατά τη διάσταση των ενώσεων με ιοντικούς και πολικούς δεσμούς), σχηματίζονται ενυδατωμένα ιόντα, δηλαδή ιόντα χημικά συνδεδεμένα με μόρια νερού.
Ο ιδρυτής αυτής της άποψης της ηλεκτρολυτικής διάστασης ήταν ο επίτιμος ακαδημαϊκός I. A. Kablukov. Σε αντίθεση με τη θεωρία Arrhenius, η οποία δεν έλαβε υπόψη την αλληλεπίδραση της διαλυμένης ουσίας με τον διαλύτη, ο I. A. Kablukov εφάρμοσε τη χημική θεωρία των διαλυμάτων του D. I. Mendeleev για να εξηγήσει την ηλεκτρολυτική διάσταση. Έδειξε ότι κατά τη διάλυση, συμβαίνει μια χημική αλληλεπίδραση της διαλυμένης ουσίας με το νερό, η οποία οδηγεί στο σχηματισμό υδριτών και στη συνέχεια διασπώνται σε ιόντα. Ο I. A. Kablukov πίστευε ότι ένα υδατικό διάλυμα περιέχει μόνο ενυδατωμένα ιόντα. Επί του παρόντος, αυτή η ιδέα είναι γενικά αποδεκτή. Έτσι, η ενυδάτωση ιόντων είναι η κύρια αιτία διάσπασης. Σε άλλα, μη υδατικά διαλύματα ηλεκτρολυτών, ο χημικός δεσμός μεταξύ των σωματιδίων (μόρια, ιόντα) της διαλυμένης ουσίας και των σωματιδίων του διαλύτη ονομάζεται διαλυτοποίηση.
Τα ενυδατωμένα ιόντα έχουν σταθερό και μεταβλητό αριθμό μορίων νερού. Ένα ένυδρο άλας σταθερής σύνθεσης σχηματίζει ιόντα υδρογόνου H + που συγκρατούν ένα μόριο νερού - αυτό είναι ένα ένυδρο πρωτόνιο H + (H 2 O). Στην επιστημονική βιβλιογραφία, συνήθως αντιπροσωπεύεται από τον τύπο H 3 O + (ή OH 3 +) και ονομάζεται ιόν υδρονίου.
Δεδομένου ότι η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία, σε διαλύματα ηλεκτρολυτών, μαζί με τα ιόντα τους, υπάρχουν και μόρια. Επομένως, τα διαλύματα ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζονται από το βαθμό διάστασης (που συμβολίζεται με το ελληνικό γράμμα α). Ο βαθμός διάστασης είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα, n, προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων N:
Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη προσδιορίζεται πειραματικά και εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή ως ποσοστό. Εάν α = 0, τότε δεν υπάρχει διάσταση, και εάν α = 1, ή 100%, τότε ο ηλεκτρολύτης αποσυντίθεται πλήρως σε ιόντα. Διαφορετικοί ηλεκτρολύτες έχουν διαφορετικούς βαθμούς διάστασης. Με την αραίωση του διαλύματος αυξάνεται, και με την προσθήκη ομώνυμων ιόντων (όμοια με τα ιόντα ηλεκτρολύτη) μειώνεται.
Ωστόσο, για να χαρακτηρίσουμε την ικανότητα ενός ηλεκτρολύτη να διασπάται σε ιόντα, ο βαθμός διάστασης δεν είναι πολύ βολική τιμή, καθώς... εξαρτάται από τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη. Ένα πιο γενικό χαρακτηριστικό είναι η σταθερά διάστασης Κ. Μπορεί να εξαχθεί εύκολα με την εφαρμογή του νόμου της δράσης μάζας στην ισορροπία διάστασης ηλεκτρολυτών (1):
K = () / ,
όπου ΚΑ είναι η συγκέντρωση ισορροπίας του ηλεκτρολύτη και οι συγκεντρώσεις ισορροπίας των ιόντων του (βλ. Χημική ισορροπία). Το Κ δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση. Εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη θερμοκρασία. Για ασθενείς ηλεκτρολύτες, όσο υψηλότερο είναι το K (σταθερά διάστασης), όσο ισχυρότερος είναι ο ηλεκτρολύτης, τόσο περισσότερα ιόντα στο διάλυμα.
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες δεν έχουν σταθερές διάστασης. Τυπικά, μπορούν να υπολογιστούν, αλλά δεν θα είναι σταθερές καθώς αλλάζει η συγκέντρωση.
Τα πολυβασικά οξέα και οι βάσεις πολυοξέων διαχωρίζονται σταδιακά. Κάθε βήμα διάστασης έχει τη δική του σταθερά διάστασης. Για παράδειγμα, για τη διάσταση του φωσφορικού οξέος:
Η μείωση της σταθεράς από το πρώτο στάδιο στο τρίτο οφείλεται στο γεγονός ότι γίνεται όλο και πιο δύσκολη η απομάκρυνση ενός πρωτονίου καθώς αυξάνεται το αρνητικό φορτίο του προκύπτοντος σωματιδίου.
Η συνολική σταθερά διάστασης είναι ίση με το γινόμενο των σταθερών που αντιστοιχούν στα επιμέρους στάδια διάστασης. Για παράδειγμα, στην περίπτωση του φωσφορικού οξέος για τη διαδικασία:
Για να εκτιμηθεί ο βαθμός διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών, αρκεί να ληφθεί υπόψη μόνο το πρώτο στάδιο διάστασης – αυτό, πρώτα απ 'όλα, καθορίζει τη συγκέντρωση ιόντων στο διάλυμα.
Τα όξινα και βασικά άλατα διασπώνται επίσης σε βήματα, για παράδειγμα:
Είναι εύκολο να παρατηρήσετε ότι η διάσταση ενός υδροανιόντος ή υδροξοκίωσης είναι πανομοιότυπη με το δεύτερο ή τρίτο στάδιο διάστασης του αντίστοιχου οξέος ή βάσης και επομένως υπακούει στους ίδιους νόμους που έχουν διαμορφωθεί για τη σταδιακή διάσταση οξέων και βάσεων. Συγκεκριμένα, εάν το βασικό άλας αντιστοιχεί σε μια ασθενή βάση, και το όξινο άλας – ασθενές οξύ, τότε ο διαχωρισμός του υδροανιόντος ή η υδροξοκίωση (δηλαδή, το δεύτερο ή τρίτο στάδιο της διάστασης άλατος) συμβαίνει σε ασήμαντο βαθμό.
Κάθε οξύ που περιέχει οξυγόνο και κάθε βάση (που σημαίνει οξέα και βάσεις με την παραδοσιακή έννοια) περιέχουν υδροξοομάδες. Η διαφορά μεταξύ ενός οξέος και μιας βάσης είναι ότι στην πρώτη περίπτωση, η διάσταση συμβαίνει στον δεσμό EO-H και στη δεύτερη – μέσω σύνδεσης E-ON.
Τα αμφοτερικά υδροξείδια διασπώνται τόσο ως βάσεις όσο και ως οξέα (και τα δύο είναι πολύ αδύναμα). Έτσι, ο ιονισμός του υδροξειδίου του ψευδαργύρου μπορεί να αναπαρασταθεί από το ακόλουθο σχήμα (χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η ενυδάτωση των ιόντων που προκύπτουν):
Η προσθήκη οξέος μετατοπίζει αυτές τις ισορροπίες προς τα αριστερά και η προσθήκη αλκαλίου – δεξιά. Επομένως, σε όξινο περιβάλλον, κυριαρχεί η διάσταση ανάλογα με τον τύπο της βάσης και σε ένα αλκαλικό περιβάλλον – ανά τύπο οξέος. Και στις δύο περιπτώσεις, η δέσμευση ιόντων που σχηματίζονται κατά τη διάσταση ενός κακώς διαλυτού αμφοτερικού ηλεκτρολύτη σε μόρια νερού προκαλεί τη μετάβαση νέων τμημάτων τέτοιων ιόντων στο διάλυμα, τη δέσμευσή τους, τη μετάβαση νέων ιόντων στο διάλυμα κ.λπ. η διάλυση ενός τέτοιου ηλεκτρολύτη συμβαίνει τόσο σε ένα όξινο διάλυμα όσο και σε ένα διάλυμα αλκαλίου.
Κατά τη διάσταση των οξέων, ο ρόλος των κατιόντων παίζεται από ιόντα υδρογόνου(H +), δεν σχηματίζονται άλλα κατιόντα κατά τη διάσταση των οξέων:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Είναι ιόντα υδρογόνου που δίνουν στα οξέα τις χαρακτηριστικές τους ιδιότητες: ξινή γεύση, χρωματισμό του δείκτη κ.λπ.
Τα αρνητικά ιόντα (ανιόντα) διασπώνται από ένα μόριο οξέος υπόλειμμα οξέος.
Ένα από τα χαρακτηριστικά της διάστασης των οξέων είναι η βασικότητά τους - ο αριθμός των ιόντων υδρογόνου που περιέχονται σε ένα μόριο οξέος που μπορεί να σχηματιστεί κατά τη διάσταση:
- μονοβασικά οξέα: HCl, HF, HNO 3;
- διβασικά οξέα: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- τριβασικά οξέα: H 3 PO 4.
Η διαδικασία απομάκρυνσης κατιόντων υδρογόνου στα πολυβασικά οξέα λαμβάνει χώρα σε στάδια: πρώτα εξαλείφεται ένα ιόν υδρογόνου και μετά ένα άλλο (τρίτο).
Σταδιακή διάσταση ενός διβασικού οξέος:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Σταδιακή διάσταση τριβασικού οξέος:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Κατά τη διάσταση πολυβασικών οξέων, ο υψηλότερος βαθμός διάστασης εμφανίζεται στο πρώτο βήμα. Για παράδειγμα, κατά τη διάσταση του φωσφορικού οξέος, ο βαθμός διάστασης πρώτου σταδίου είναι 27%. δεύτερο - 0,15%; τρίτο - 0,005%.
Διάσπαση βάσης
Κατά τη διάσταση των βάσεων, ο ρόλος των ανιόντων παίζεται από ιόντα υδροξειδίου(OH -), δεν σχηματίζονται άλλα ανιόντα κατά τη διάσταση των βάσεων:
NaOH ↔ Na + + OH -
Η οξύτητα μιας βάσης καθορίζεται από τον αριθμό των ιόντων υδροξειδίου που σχηματίζονται κατά τη διάσταση ενός μορίου της βάσης:
- μονοόξινες βάσεις - ΚΟΗ, NaOH;
- βάσεις διόξινων - Ca(OH) 2;
- βάσεις τριοξέων - Al(OH) 3.
Οι βάσεις πολυοξέων, κατ' αναλογία με τα οξέα, διαχωρίζονται επίσης σταδιακά - σε κάθε στάδιο ένα ιόν υδροξειδίου διασπάται:
Ορισμένες ουσίες, ανάλογα με τις συνθήκες, μπορούν να δράσουν τόσο ως οξέα (διασπώνται με την αποβολή κατιόντων υδρογόνου) όσο και ως βάσεις (διαχωρίζονται με την αποβολή ιόντων υδροξειδίου). Τέτοιες ουσίες ονομάζονται αμφοτερικός(Βλ. Αντιδράσεις οξέος-βάσης).
Διάσταση του Zn(OH) 2 ως βάσεων:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Διάσταση του Zn(OH) 2 ως οξέος:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Διάσπαση αλάτων
Τα άλατα διασπώνται στο νερό σε ανιόντα όξινων υπολειμμάτων και κατιόντα μετάλλων (ή άλλων ενώσεων).
Ταξινόμηση της διάστασης αλάτων:
- Κανονικά (μέτρια) άλαταλαμβάνονται με πλήρη ταυτόχρονη αντικατάσταση όλων των ατόμων υδρογόνου στο οξύ με άτομα μετάλλου - αυτοί είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες, που διασπώνται πλήρως στο νερό με το σχηματισμό μεταλλικών κατοϊνών και ενός υπολείμματος ενός οξέος: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Άλατα οξέωνπεριέχουν στη σύνθεσή τους, εκτός από άτομα μετάλλου και ένα όξινο υπόλειμμα, ένα ακόμη (πολλά) άτομα υδρογόνου - διαχωρίζονται σταδιακά με το σχηματισμό μεταλλικών κατιόντων, ανιόντων του όξινου υπολείμματος και ενός κατιόντος υδρογόνου: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4.
- Βασικά άλαταπεριέχουν στη σύνθεσή τους, εκτός από άτομα μετάλλου και ένα όξινο υπόλειμμα, μία ακόμη (πολλές) ομάδες υδροξυλίου - διασπώνται με το σχηματισμό μεταλλικών κατιόντων, ανιόντων του όξινου υπολείμματος και ιόντων υδροξειδίου: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Διπλά άλαταλαμβάνονται με ταυτόχρονη αντικατάσταση των ατόμων υδρογόνου στο οξύ με άτομα διαφόρων μετάλλων: KAl(SO 4) 2.
- Ανάμεικτα άλαταδιασπώνται σε μεταλλικά κατιόντα και ανιόντα πολλών όξινων υπολειμμάτων: CaClBr.
