Mõnede ainete vesilahused on elektrivoolu juhid. Need ained klassifitseeritakse elektrolüütideks. Elektrolüüdid on happed, alused ja soolad, mõnede ainete sulamid.
MÄÄRATLUS
Elektrolüütide lagunemise protsessi ioonideks vesilahustes ja sulamist elektrivoolu mõjul nimetatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon.
Mõnede ainete lahused vees ei juhi elektrit. Selliseid aineid nimetatakse mitteelektrolüütideks. Nende hulka kuuluvad paljud orgaanilised ühendid, nagu suhkrud ja alkoholid.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria sõnastas Rootsi teadlane S. Arrhenius (1887). S. Arrheniuse teooria põhisätted:
— vees lahustuvad elektrolüüdid lagunevad (dissotsieeruvad) positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks;
— elektrivoolu mõjul liiguvad positiivselt laetud ioonid katoodile (katioonid), negatiivselt laetud aga anoodile (anioonid);
— dissotsiatsioon on pöörduv protsess
KA ↔ K + + A −
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanismiks on ioonide ja veedipoolide vaheline ioon-dipool interaktsioon (joonis 1).
Riis. 1. Naatriumkloriidi lahuse elektrolüütiline dissotsiatsioon
Ioonsete sidemetega ained dissotsieeruvad kõige kergemini. Dissotsiatsioon toimub sarnaselt polaarse kovalentse sideme tüübi järgi moodustunud molekulides (interaktsiooni olemus on dipool-dipool).
Hapete, aluste, soolade dissotsiatsioon
Hapete dissotsieerumisel tekivad alati vesiniku ioonid (H +) ehk täpsemalt hüdronium (H 3 O +), mis vastutavad hapete omaduste eest (hapu maitse, indikaatorite toime, koostoime alustega jne).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Aluste dissotsieerumisel tekivad alati vesinikhüdroksiidioonid (OH −), mis vastutavad aluste omaduste eest (indikaatorite värvimuutused, interaktsioon hapetega jne).
NaOH ↔ Na + + OH −
Soolad on elektrolüüdid, mille dissotsieerumisel tekivad metallikatioonid (või ammooniumikatioonid NH 4 +) ja happejääkide anioonid.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Polüaluselised happed ja alused dissotsieeruvad järk-järgult.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I etapp)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II etapp)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I aste)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Dissotsiatsiooni aste
Elektrolüüdid jagunevad nõrkadeks ja tugevateks lahusteks. Selle mõõdu iseloomustamiseks on dissotsiatsiooniastme () mõiste ja väärtus. Dissotsiatsiooniaste on ioonideks dissotsieerunud molekulide arvu ja molekulide koguarvu suhe. väljendatakse sageli protsentides.
Nõrkade elektrolüütide hulka kuuluvad ained, mille dissotsiatsiooniaste detsimolaarses lahuses (0,1 mol/l) on alla 3%. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad ained, mille dissotsiatsiooniaste detsimolaarses lahuses (0,1 mol/l) on suurem kui 3%. Tugevate elektrolüütide lahused ei sisalda dissotsieerumata molekule ning ühinemisprotsess (kombinatsioon) viib hüdraatunud ioonide ja ioonipaaride moodustumiseni.
Dissotsiatsiooniastet mõjutavad eelkõige lahusti iseloom, lahustunud aine iseloom, temperatuur (tugevate elektrolüütide puhul dissotsiatsiooniaste väheneb temperatuuri tõustes ja nõrkade elektrolüütide puhul läbib see maksimumi temperatuurivahemikus 60 o C), lahuste kontsentratsioon ja samanimeliste ioonide viimine lahusesse.
Amfoteersed elektrolüüdid
On elektrolüüte, mis dissotsiatsioonil moodustavad nii H + kui ka OH - ioone. Selliseid elektrolüüte nimetatakse amfoteerseteks, näiteks: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 jne.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
Ioonreaktsiooni võrrandid
Reaktsioonid elektrolüütide vesilahustes on ioonidevahelised reaktsioonid - ioonreaktsioonid, mis on kirjutatud ioonvõrrandite abil molekulaarses, täisioonilises ja lühendatud ioonilises vormis. Näiteks:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (molekulaarne vorm)
Ba 2++ 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (täisioonne vorm)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (lühike ioonvorm)
pH väärtus
Vesi on nõrk elektrolüüt, mistõttu dissotsiatsiooniprotsess toimub ebaolulisel määral.
H 2 O ↔ H + + OH −
Massi mõju seadust saab rakendada igale tasakaalule ja tasakaalukonstandi avaldise saab kirjutada:
K = /
Seetõttu on vee tasakaalukontsentratsioon konstantne väärtus.
K = = K W
Vesilahuse happesust (aluselisust) on mugav väljendada vesinikioonide molaarse kontsentratsiooni kümnendlogaritmi kaudu, mis on võetud vastupidise märgiga. Seda väärtust nimetatakse pH väärtuseks.
Ühtne riigieksam. Soolade, hapete, leeliste elektrolüütiline dissotsiatsioon. Ioonivahetusreaktsioonid. Soolade hüdrolüüs
Lahused ja nende kontsentratsioon, dispergeeritud süsteemid, elektrolüütiline dissotsiatsioon, hüdrolüüs
Tunni jooksul saab oma teadmisi proovile panna teemal „Ühtne riigieksam. Soolade, hapete, leeliste elektrolüütiline dissotsiatsioon. Ioonivahetusreaktsioonid. Soolade hüdrolüüs." Kaaluge A-, B- ja C-rühmade ühtse riigieksami ülesannete lahendamist erinevatel teemadel: "Lahud ja nende kontsentratsioonid", "Elektrolüütiline dissotsiatsioon", "Ioonivahetusreaktsioonid ja hüdrolüüs". Nende probleemide lahendamiseks tuleb lisaks käsitletavate teemade tundmisele osata kasutada ka ainete lahustuvuse tabelit, tunda elektronbilansi meetodit ning omada arusaama reaktsioonide pöörduvusest ja pöördumatusest.
Teema: Lahused ja nende kontsentratsioon, dispergeeritud süsteemid, elektrolüütiline dissotsiatsioon
Õppetund: ühtne riigieksam. Soolade, hapete, leeliste elektrolüütiline dissotsiatsioon. Ioonivahetusreaktsioonid. Soolade hüdrolüüs
I. Valige 4 pakutava hulgast üks õige.
|
küsimus |
Kommentaar |
|
A1. Tugevad elektrolüüdid on: |
Definitsiooni järgi on tugevad elektrolüüdid ained, mis lagunevad vesilahuses täielikult ioonideks. CO 2 ja O 2 ei saa olla tugevad elektrolüüdid. H2S on nõrk elektrolüüt. Õige vastus on 4. |
|
A2. Ained, mis dissotsieeruvad ainult metalliioonideks ja hüdroksiidioonideks, on: 1. happed 2. leelised 4. amfoteersed hüdroksiidid |
Definitsiooni järgi nimetatakse ühendit, mis vesilahuses dissotsieerudes tekitab ainult hüdroksiidi anioone, aluseks. Selle määratlusega sobivad ainult leelised ja amfoteersed hüdroksiidid. Kuid küsimus ütleb, et ühend peaks dissotsieeruma ainult metalli katioonideks ja hüdroksiidi anioonideks. Amfoteerne hüdroksiid dissotsieerub järk-järgult ja seetõttu on hüdroksometalliioonid lahuses. Õige vastus 2. |
|
A3. Vahetusreaktsioon lõpeb vees lahustumatu aine moodustumisega järgmiste vahel: 1. NaOH ja MgCl 2 2. NaCl ja CuSO 4 3. CaCO 3 ja HCl (lahus) |
Vastamiseks tuleb need võrrandid kirjutada ja lahustuvustabelist vaadata, kas toodete hulgas on lahustumatuid aineid. See on esimeses reaktsioonis magneesiumhüdroksiid Mg(OH)2 Õige vastus 1. |
|
A4. Kõigi koefitsientide summa vahelises reaktsioonis täis- ja redutseeritud ioonsel kujulFe(EI 3 ) 2 +2 NaOHon võrdne: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekulaarne Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - täielik ioonvõrrand, koefitsientide summa on 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ lühendatult ioonne, koefitsientide summa on 4 Õige vastus on 4. |
|
A5. Reaktsiooni H + +OH - →H 2 O lühendatud ioonvõrrand vastab interaktsioonile: 2. NaOH (PP) +HNO 3 3. Cu(OH)2 + HCl 4. CuO + H2SO4 |
See lühendatud võrrand peegeldab tugeva aluse ja tugeva happe vastastikmõju. Alus on saadaval versioonides 2 ja 3, kuid Cu(OH) 2 on lahustumatu alus Õige vastus 2. |
|
A6. Ioonivahetusreaktsioon kulgeb lõpule, kui lahused tühjendatakse: 1. naatriumnitraat ja kaaliumsulfaat 2. kaaliumsulfaat ja vesinikkloriidhape 3. kaltsiumkloriid ja hõbenitraat 4. naatriumsulfaat ja kaaliumkloriid |
Kirjutame, kuidas peaksid toimuma ioonivahetusreaktsioonid iga ainepaari vahel. 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 Lahustuvustabelist näeme, et AgCl↓ Õige vastus 3. |
|
A7. Vesilahuses dissotsieerub see järk-järgult: |
Polüaluselised happed läbivad vesilahuses astmelise dissotsiatsiooni. Nendest ainetest on hape ainult H2S. Õige vastus 3. |
|
A8. Reaktsioonivõrrand CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Oh) 2 ↓+2 KClvastab lühendatud ioonvõrrandile: 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 ↓ |
Kirjutame täieliku ioonvõrrandi: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Elimineerides sidumata ioonid, saame lühendatud ioonvõrrandi Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Õige vastus on 4. |
|
A9. Reaktsioon on peaaegu lõppenud: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Kirjutame hüpoteetilised ioonivahetusreaktsioonid: 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 Lahustuvuse tabeli järgi näeme BaSO 4 ↓ Õige vastus 2. |
|
A10. Lahendusel on neutraalne keskkond: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Ainult tugeva aluse ja tugeva happe moodustatud soolade vesilahustel on neutraalne keskkond. NaNO3 on sool, mille moodustavad tugev alus NaOH ja tugev hape HNO3. Õige vastus 1. |
|
A11. Mulla happesust saab suurendada lahuse lisamisega: |
On vaja kindlaks teha, milline sool annab söötmele happelise reaktsiooni. See peab olema sool, mille moodustavad tugev hape ja nõrk alus. See on NH 4 NO 3. Õige vastus 1. |
|
A12. Vees lahustamisel toimub hüdrolüüs: |
Ainult tugeva aluse ja tugeva happe moodustatud soolad ei läbi hüdrolüüsi. Kõik ülaltoodud soolad sisaldavad tugevaid happeanione. Ainult AlCl 3 sisaldab nõrka aluskatiooni. Õige vastus on 4. |
|
A 13. Ei läbi hüdrolüüsi: 1. äädikhape 2. etüüläädikhape 3. tärklis |
Hüdrolüüsil on orgaanilises keemias suur tähtsus. Estrid, tärklis ja valk läbivad hüdrolüüsi. Õige vastus 1. |
|
A14. Milline arv tähistab keemilise reaktsiooni molekulaarvõrrandi fragmenti, mis vastab mitmekordsele ioonvõrrandile 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. CuSO4 +KOH→ |
Lühendatud võrrandi järgi tuleb võtta mis tahes lahustuv ühend, mis sisaldab vaseooni ja hüdroksiidiooni. Kõigist loetletud vaseühenditest lahustub ainult CuSO 4 ja ainult vesireaktsioonis on OH - . Õige vastus on 4. |
|
A15.Millal eraldub vääveloksiid, millised ained interakteeruvad?: 1. Na2S03 ja HCl 2. AgNO 3 ja K 2 SO 4 3. BaCO 3 ja HNO 3 4. Na2S ja HCl |
Esimesel reaktsioonil tekib ebastabiilne hape H2SO3, mis laguneb veeks ja vääveloksiidiks (IV) Õige vastus1.
|
II. Lühivastus ja vastavad ülesanded.
|
IN 1. Kõigi koefitsientide summa hõbenitraadi ja naatriumhüdroksiidi vahelise reaktsiooni täis- ja redutseeritud ioonvõrrandis on... |
Kirjutame reaktsioonivõrrandi: 2AgNO3 +2NaOH→Ag2O↓+ 2NaNO3 +H2O Täielik ioonvõrrand: 2Ag + +2NO3 - +2Na + +2OH - →Ag 2O↓+ 2Na + +2NO3 - +H2O Lühendatud ioonvõrrand: 2Ag + +2OH - →Ag 2O↓+H2O Õige vastus: 20 |
|
AT 2. Kirjutage täielik ioonvõrrand 1 mooli kaaliumhüdroksiidi ja 1 mooli alumiiniumhüdroksiidi vastastikmõju kohta. Esitage võrrandis ioonide arv. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Täielik ioonvõrrand: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Õige vastus: 4 iooni. |
|
KELL 3. Ühendage soola nimi selle seosega hüdrolüüsiga: A) ammooniumatsetaat 1. ei hüdrolüüsi B) baariumsulfiid 2. katiooniga B) ammooniumsulfiid 3. aniooniga D) naatriumkarbonaat 4. katiooni ja aniooniga |
Küsimusele vastamiseks peate analüüsima, millise aluse ja happe tugevusega need soolad moodustuvad. Õige vastus A4 B3 C4 D3 |
|
KELL 4. Ühe mooli naatriumsulfaadi lahus sisaldab 6,02naatriumioonid. Arvutage soola dissotsiatsiooniaste. |
Kirjutame naatriumsulfaadi elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandi: Na 2 SO 4 ↔ 2 Na + + SO 4 2- 0,5 mol naatriumsulfaati lagunes ioonideks. |
|
KELL 5. Sobitage reaktiivid lühendatud ioonvõrranditega: 1. Ca(OH)2 +HCl → A)NH4 + +OH - →NH 3 +H 2O 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 ↓ Õige vastus: B1 A2 B3 D4 |
|
|
KELL 6. Kirjutage täielik ioonvõrrand, mis vastab lühendatud võrrandile: KOOSO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Esitage molekulaar- ja summaarsete ioonvõrrandite koefitsientide summa. |
Peate võtma mis tahes lahustuvat karbonaati ja mis tahes lahustuvat tugevat hapet. Molekulaarne: Na2CO3 +2HCl → CO2 +H20 +2NaCl; Täielik ioon: 2Na + +CO32- +2H + +2Cl- → CO2 +H20 +2Na + +2Cl-; |
III.Ülesanded üksikasjalike vastustega
|
küsimus |
(1887) elektrolüütide vesilahuste omaduste selgitamiseks. Seejärel töötasid paljud teadlased selle välja aatomi struktuuri ja keemiliste sidemete õpetuse põhjal. Selle teooria tänapäevase sisu saab taandada kolmele järgmisele sättele:
Lauasoola kristalli lahustamise skeem. Naatriumi- ja klooriioonid lahuses.
1. Elektrolüüdid lahustuvad vees lahustumisel (lagunevad) ioonideks – positiivselt ja negatiivselt laetud. ("Ion" tähendab kreeka keeles "rändamist". Lahuses liiguvad ioonid juhuslikult eri suundades.)
2. Elektrivoolu mõjul omandavad ioonid suunalise liikumise: positiivselt laetud liiguvad katoodi, negatiivselt laetud anoodi poole. Seetõttu nimetatakse esimesi katioonideks, teisi - anioonideks. Ioonide suunaline liikumine toimub nende vastupidiselt laetud elektroodide külgetõmbe tulemusena.
3. Dissotsiatsioon on pöörduv protsess. See tähendab, et tekib tasakaaluseisund, kus nii palju molekule laguneb ioonideks (dissotsiatsioon), nii palju neist tekib uuesti ioonidest (assotsiatsioon). Seetõttu kasutatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandites võrdusmärgi asemel pöörduvusmärki.
Näiteks:
KA ↔ K + + A − ,
kus KA on elektrolüüdi molekul, K + on katioon, A − on anioon.
Keemilise sideme õpetus aitab vastata küsimusele, miks elektrolüüdid dissotsieeruvad ioonideks. Ioonsete sidemetega ained dissotsieeruvad kõige kergemini, kuna need koosnevad juba ioonidest (vt Keemiline side). Kui need lahustuvad, on veedipoolid orienteeritud positiivsete ja negatiivsete ioonide ümber. Vee ioonide ja dipoolide vahel tekivad vastastikused tõmbejõud. Selle tulemusena nõrgeneb side ioonide vahel ja ioonid liiguvad kristallist lahusesse. Elektrolüüdid, mille molekulid moodustuvad kovalentse polaarse sideme tüübi järgi, dissotsieeruvad sarnaselt. Polaarsete molekulide dissotsiatsioon võib olla täielik või osaline – kõik sõltub sidemete polaarsuse astmest. Mõlemal juhul (ioonsete ja polaarsete sidemetega ühendite dissotsiatsiooni käigus) tekivad hüdraat-ioonid ehk veemolekulidega keemiliselt seotud ioonid.
Selle elektrolüütilise dissotsiatsiooni vaate rajajaks oli auakadeemik I. A. Kablukov. Erinevalt Arrheniuse teooriast, mis ei võtnud arvesse lahustunud aine vastastikmõju lahustiga, rakendas I. A. Kablukov elektrolüütilise dissotsiatsiooni selgitamiseks D. I. Mendelejevi lahuste keemilist teooriat. Ta näitas, et lahustumisel toimub lahustunud aine keemiline interaktsioon veega, mis viib hüdraatide moodustumiseni ja seejärel dissotsieeruvad ioonideks. I. A. Kablukov uskus, et vesilahus sisaldab ainult hüdraatioone. Praegu on see idee üldiselt aktsepteeritud. Seega on ioonide hüdratsioon dissotsiatsiooni peamine põhjus. Teistes, mittevesilahustes elektrolüütide lahustes nimetatakse keemilist sidet lahustunud aine osakeste (molekulide, ioonide) ja lahustiosakeste vahel solvatatsiooniks.
Hüdreeritud ioonidel on nii konstantne kui ka muutuv veemolekulide arv. Konstantse koostisega hüdraat moodustab vesinikioone H +, mis hoiavad ühte veemolekuli - see on hüdraatunud prooton H + (H 2 O). Teaduskirjanduses tähistatakse seda tavaliselt valemiga H 3 O + (või OH 3 +) ja seda nimetatakse hüdrooniumiooniks.
Kuna elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess, on elektrolüütide lahustes koos nende ioonidega ka molekulid. Seetõttu iseloomustab elektrolüütide lahuseid dissotsiatsiooniaste (tähistatakse kreeka tähega a). Dissotsiatsiooniaste on ioonideks lagunenud molekulide arvu n suhe lahustunud molekulide koguarvusse N:
Elektrolüütide dissotsiatsiooni aste määratakse eksperimentaalselt ja seda väljendatakse ühiku murdosades või protsentides. Kui α = 0, siis dissotsiatsiooni ei toimu ja kui α = 1 ehk 100%, laguneb elektrolüüt täielikult ioonideks. Erinevatel elektrolüütidel on erinev dissotsiatsiooniaste. Lahuse lahjendamisel see suureneb ja samanimeliste ioonide (sama, mis elektrolüüdiioonid) lisamisel väheneb.
Kuid elektrolüüdi ioonideks dissotsieerumise võime iseloomustamiseks ei ole dissotsiatsiooni aste kuigi mugav väärtus, kuna see... sõltub elektrolüütide kontsentratsioonist. Üldisemaks tunnuseks on dissotsiatsioonikonstant K. Seda saab kergesti tuletada, rakendades elektrolüütide dissotsiatsioonitasakaalu suhtes massimõju seadust (1):
K = () / ,
kus KA on elektrolüüdi tasakaalukontsentratsioon ja selle ioonide tasakaalukontsentratsioonid (vt Keemiline tasakaal). K ei sõltu kontsentratsioonist. See sõltub elektrolüüdi olemusest, lahustist ja temperatuurist. Nõrkade elektrolüütide puhul, mida kõrgem K (dissotsiatsioonikonstant), mida tugevam on elektrolüüt, seda rohkem ioone lahuses.
Tugevatel elektrolüütidel ei ole dissotsiatsioonikonstante. Formaalselt saab neid arvutada, kuid need ei ole kontsentratsiooni muutudes konstantsed.
Polüaluselised happed ja polühappealused dissotsieeruvad järk-järgult. Igal dissotsiatsiooniastmel on oma dissotsiatsioonikonstant. Näiteks fosforhappe dissotsiatsiooniks:
Konstandi vähenemine esimesest etapist kolmandasse on tingitud sellest, et prootoni eemaldamine muutub tekkiva osakese negatiivse laengu suurenedes järjest keerulisemaks.
Kogu dissotsiatsioonikonstant on võrdne dissotsiatsiooni üksikutele etappidele vastavate konstantide korrutisega. Näiteks protsessis kasutatava fosforhappe puhul:
Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooniastme hindamiseks piisab, kui võtta arvesse ainult dissotsiatsiooni esimest etappi – see määrab ennekõike ioonide kontsentratsiooni lahuses.
Happelised ja aluselised soolad dissotsieeruvad ka etappidena, näiteks:
On lihtne märgata, et hüdroaniooni või hüdroksokatsiooni dissotsiatsioon on identne vastava happe või aluse dissotsiatsiooni teise või kolmanda astmega ja järgib seetõttu samu seadusi, mis on formuleeritud hapete ja aluste astmeliseks dissotsiatsiooniks. Eelkõige siis, kui aluseline sool vastab nõrgale alusele ja happesool – nõrk hape, siis toimub hüdroaniooni või hüdroksokatsiooni dissotsiatsioon (st soola dissotsiatsiooni teine või kolmas etapp) ebaolulisel määral.
Iga hapnikku sisaldav hape ja iga alus (mis tähendab traditsioonilises tähenduses happeid ja aluseid) sisaldavad hüdroksorühmi. Happe ja aluse erinevus seisneb selles, et esimesel juhul toimub dissotsiatsioon EO-H sideme juures ja teisel juhul – E-ON ühenduse kaudu.
Amfoteersed hüdroksiidid dissotsieeruvad nii aluste kui hapetena (mõlemad on väga nõrgad). Seega saab tsinkhüdroksiidi ionisatsiooni kujutada järgmise skeemi abil (arvestamata saadud ioonide hüdratatsiooni):
Happe lisamine nihutab need tasakaalud vasakule ja leelise lisamine – paremale. Seetõttu on happelises keskkonnas ülekaalus dissotsiatsioon vastavalt aluse tüübile ja aluselises keskkonnas – happe tüübi järgi. Mõlemal juhul põhjustab halvasti lahustuva amfoteerse elektrolüüdi dissotsiatsioonil veemolekulideks moodustunud ioonide sidumine selliste ioonide uute portsjonite ülemineku lahusesse, nende seondumist, uute ioonide üleminekut lahusesse jne. sellise elektrolüüdi lahustumine toimub nii happelahuses kui ka leeliselahuses.
Hapete dissotsiatsiooni ajal mängivad katioonid rolli vesinikioonid(H +), hapete dissotsiatsiooni käigus ei moodustu muid katioone:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Just vesinikuioonid annavad hapetele iseloomulikud omadused: hapu maitse, indikaatori värvumine punaseks jne.
Negatiivsed ioonid (anioonid), mis eralduvad happemolekulist, moodustavad happejääk.
Üks hapete dissotsiatsiooni tunnuseid on nende aluselisus - happemolekulis sisalduvate vesinikuioonide arv, mis võib dissotsiatsiooni käigus tekkida:
- ühealuselised happed: HCl, HF, HNO 3;
- kahealuselised happed: H2SO4, H2CO3;
- kolmealuselised happed: H3PO4.
Vesiniku katioonide elimineerimise protsess mitmealuselistes hapetes toimub etapiviisiliselt: esmalt elimineeritakse üks vesinikuioon, seejärel teine (kolmas).
Kahealuselise happe astmeline dissotsiatsioon:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Kolmealuselise happe astmeline dissotsiatsioon:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Mitmealuseliste hapete dissotsiatsioonil toimub dissotsiatsiooni kõrgeim aste esimeses etapis. Näiteks fosforhappe dissotsiatsiooni ajal on esimese etapi dissotsiatsiooni aste 27%; teine - 0,15%; kolmas - 0,005%.
Aluse dissotsiatsioon
Aluste dissotsiatsiooni ajal mängivad anioonid rolli hüdroksiidioonid(OH -), aluste dissotsiatsiooni käigus ei moodustu teisi anioone:
NaOH ↔ Na + + OH -
Aluse happesuse määrab ühe aluse molekuli dissotsiatsioonil tekkinud hüdroksiidioonide arv:
- monohappealused - KOH, NaOH;
- dihappealused - Ca(OH)2;
- trihappealused - Al(OH) 3.
Polühappealused dissotsieeruvad analoogselt hapetega ka järk-järgult - igas etapis eraldatakse üks hüdroksiidi ioon:
Mõned ained võivad olenevalt tingimustest toimida nii hapetena (dissotsieeruvad vesiniku katioonide elimineerimisega) kui ka alustena (dissotsieeruvad hüdroksiidioonide elimineerimisega). Selliseid aineid nimetatakse amfoteerne(Vt happe-aluse reaktsioonid).
Zn(OH)2 dissotsiatsioon alustena:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Zn(OH)2 dissotsiatsioon happena:
Zn(OH)2 + 2H2O ↔ 2H + + 2-
Soolade dissotsiatsioon
Soolad dissotsieeruvad vees happeliste jääkide anioonideks ja metallide (või muude ühendite) katioonideks.
Soola dissotsiatsiooni klassifikatsioon:
- Tavalised (keskmised) soolad saadakse kõigi happes olevate vesinikuaatomite täielikul samaaegsel asendamisel metalliaatomitega - need on tugevad elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad vees täielikult metallikatoiinide ja ühehappejäägi moodustumisega: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Happe soolad sisaldavad oma koostises lisaks metalliaatomitele ja happelisele jäägile veel ühte (mitut) vesinikuaatomit - need dissotsieeruvad järk-järgult metallikatioonide, happejäägi anioonide ja vesinikkatiooni moodustumisega: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH2PO 4.
- Aluselised soolad sisaldavad oma koostises lisaks metalliaatomitele ja happelisele jäägile veel üht (mitu) hüdroksüülrühma - need dissotsieeruvad metallikatioonide, happejäägi anioonide ja hüdroksiidioonide moodustumisega: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Topeltsoolad saadakse vesinikuaatomite samaaegsel asendamisel happes erinevate metallide aatomitega: KAl(SO 4) 2.
- Segatud soolad dissotsieeruvad mitmete happeliste jääkide metallikatioonideks ja anioonideks: CaClBr.
