Tretësirat ujore të disa substancave janë përcjellës të rrymës elektrike. Këto substanca klasifikohen si elektrolite. Elektrolitet janë acide, baza dhe kripëra, shkrirje të disa substancave.
PËRKUFIZIM
Procesi i dekompozimit të elektrolitit në jone në tretësirat ujore dhe shkrihet nën ndikimin e rrymës elektrike quhet disociimi elektrolitik.
Tretësirat e disa substancave në ujë nuk përçojnë rrymën elektrike. Substancat e tilla quhen jo-elektrolite. Këto përfshijnë shumë komponime organike, të tilla si sheqernat dhe alkoolet.
Teoria e disociimit elektrolitik
Teoria e disociimit elektrolitik u formulua nga shkencëtari suedez S. Arrhenius (1887). Dispozitat kryesore të teorisë së S. Arrhenius:
— elektrolitet, kur treten në ujë, ndahen (shpërndahen) në jone të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht;
- nën ndikimin e rrymës elektrike, jonet e ngarkuar pozitivisht lëvizin në katodë (katione), dhe ato të ngarkuara negativisht lëvizin në anodë (anione);
— disociimi është një proces i kthyeshëm
KA ↔ K + + A −
Mekanizmi i disociimit elektrolitik është ndërveprimi jon-dipol ndërmjet joneve dhe dipoleve të ujit (Fig. 1).
Oriz. 1. Shpërbërja elektrolitike e tretësirës së klorurit të natriumit
Substancat me lidhje jonike shpërndahen më lehtë. Disociimi ndodh në mënyrë të ngjashme në molekulat e formuara sipas llojit të lidhjes kovalente polare (natyra e bashkëveprimit është dipol-dipol).
Shpërbërja e acideve, bazave, kripërave
Kur acidet shpërbëhen, formohen gjithmonë jonet e hidrogjenit (H +), ose më saktë hidronium (H 3 O +), të cilët janë përgjegjës për vetitë e acideve (shija e thartë, veprimi i treguesve, ndërveprimi me bazat etj.).
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Kur bazat shpërndahen, formohen gjithmonë jone hidroksid hidrogjeni (OH −), të cilët janë përgjegjës për vetitë e bazave (ndryshimet në ngjyrën e treguesve, ndërveprimi me acidet, etj.).
NaOH ↔ Na + + OH −
Kripërat janë elektrolite, pas ndarjes së të cilave formohen kationet metalike (ose kationin e amoniumit NH 4 +) dhe anionet e mbetjeve acide.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Acidet polibazike dhe bazat shpërndahen hap pas hapi.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (faza I)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (faza II)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (faza I)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Shkalla e disociimit
Elektrolitet ndahen në tretësirë të dobët dhe të fortë. Për të karakterizuar këtë masë, ekziston koncepti dhe vlera e shkallës së disociimit (). Shkalla e disociimit është raporti i numrit të molekulave të shpërbëra në jone me numrin e përgjithshëm të molekulave. shpesh shprehet në %.
Elektrolitët e dobët përfshijnë substanca shkalla e shpërbërjes së të cilave në një tretësirë decimolar (0,1 mol/l) është më e vogël se 3%. Elektrolitët e fortë përfshijnë substancat shkalla e shpërbërjes së të cilave në një tretësirë decimolar (0,1 mol/l) është më e madhe se 3%. Tretësirat e elektroliteve të forta nuk përmbajnë molekula të padisocuara, dhe procesi i bashkimit (kombinimi) çon në formimin e joneve të hidratuar dhe çifteve jonike.
Shkalla e shpërbërjes ndikohet veçanërisht nga natyra e tretësit, natyra e substancës së tretur, temperatura (për elektrolitet e forta, shkalla e disociimit zvogëlohet me rritjen e temperaturës, dhe për elektrolitet e dobëta kalon në një maksimum në intervalin e temperaturës prej 60 o C), përqendrimi i tretësirave dhe futja e joneve me të njëjtin emër në tretësirë.
Elektrolitet amfoterike
Ka elektrolite që, pas shpërbërjes, formojnë jonet H + dhe OH -. Elektrolite të tilla quhen amfoterike p.sh.: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3 etj.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
Ekuacionet e reaksionit jonik
Reaksionet në tretësirat ujore të elektroliteve janë reaksione ndërmjet joneve - reaksioneve jonike, të cilat shkruhen duke përdorur ekuacione jonike në forma molekulare, jonike të plota dhe të shkurtuara jonike. Për shembull:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (formë molekulare)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Na+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ + 2 Na + + 2 Cl− (formë e plotë jonike)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (formë e shkurtër jonike)
vlera e pH
Uji është një elektrolit i dobët, kështu që procesi i disociimit ndodh në një masë të parëndësishme.
H 2 O ↔ H + + OH −
Ligji i veprimit të masës mund të zbatohet për çdo ekuilibër dhe shprehja për konstantën e ekuilibrit mund të shkruhet:
K = /
Prandaj, përqendrimi ekuilibër i ujit është një vlerë konstante.
K = = KW
Është i përshtatshëm për të shprehur aciditetin (bazicitetin) e një tretësire ujore përmes logaritmit dhjetor të përqendrimit molar të joneve të hidrogjenit, të marra me shenjën e kundërt. Kjo vlerë quhet vlera e pH.
Provimi i Unifikuar i Shtetit. Shpërbërja elektrolitike e kripërave, acideve, alkaleve. Reaksionet e shkëmbimit të joneve. Hidroliza e kripërave
Tretësirat dhe përqendrimi i tyre, sistemet e shpërndara, shpërbërja elektrolitike, hidroliza
Gjatë orës së mësimit do të mund të testoni njohuritë tuaja mbi temën “Provimi i Unifikuar i Shtetit. Shpërbërja elektrolitike e kripërave, acideve, alkaleve. Reaksionet e shkëmbimit të joneve. Hidroliza e kripërave." Ju do të konsideroni zgjidhjen e problemeve nga Provimi i Unifikuar Shtetëror i grupeve A, B dhe C me tema të ndryshme: "Zgjidhjet dhe përqendrimet e tyre", "Disociimi elektrolitik", "Reaksionet e shkëmbimit të joneve dhe hidroliza". Për të zgjidhur këto probleme, përveç njohurive për temat në shqyrtim, duhet të jeni në gjendje të përdorni edhe tabelën e tretshmërisë së substancave, të njihni metodën e bilancit elektronik dhe të kuptoni kthyeshmërinë dhe pakthyeshmërinë e reaksioneve.
Tema: Tretësirat dhe përqendrimi i tyre, sistemet e shpërndara, shpërbërja elektrolitike
Mësimi: Provimi i Unifikuar i Shtetit. Shpërbërja elektrolitike e kripërave, acideve, alkaleve. Reaksionet e shkëmbimit të joneve. Hidroliza e kripërave
I. Zgjidh një opsion të saktë nga 4 të ofruara.
|
Pyetje |
Një koment |
|
A1. Elektrolitët e fortë janë: |
Sipas përkufizimit, elektrolitet e forta janë substanca që shpërbëhen plotësisht në jone në një tretësirë ujore. CO 2 dhe O 2 nuk mund të jenë elektrolite të fortë. H 2 S është një elektrolit i dobët. Përgjigja e saktë është 4. |
|
A2. Substancat që shpërndahen vetëm në jone metalike dhe jone hidroksid janë: 1. acidet 2. alkalet 4. hidroksidet amfoterike |
Sipas përkufizimit, një përbërës që, kur shpërndahet në një tretësirë ujore, prodhon vetëm anione hidroksid quhet bazë. Vetëm hidroksidi alkali dhe amfoterik i përshtaten këtij përkufizimi. Por pyetja thotë se përbërja duhet të shpërndahet vetëm në katione metalike dhe anione hidroksid. Hidroksidi amfoterik shpërndahet hap pas hapi, dhe për këtë arsye jonet hidroksometal janë në tretësirë. Përgjigja e saktë 2. |
|
A3. Reaksioni i shkëmbimit ndodh deri në përfundim me formimin e një substance të patretshme në ujë midis: 1. NaOH dhe MgCl 2 2. NaCl dhe CuSO 4 3. CaCO 3 dhe HCl (tretësirë) |
Për t'iu përgjigjur, ju duhet të shkruani këto ekuacione dhe të shikoni në tabelën e tretshmërisë për të parë nëse ka substanca të patretshme midis produkteve. Kjo është në reagimin e parë të hidroksidit të magnezit Mg(OH) 2 Përgjigja e saktë 1. |
|
A4. Shuma e të gjithë koeficientëve në formë jonike të plotë dhe të reduktuar në reaksionin ndërmjetFe(NR 3 ) 2 +2 NaOHështë e barabartë me: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 molekulare Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - ekuacion i plotë jonik, shuma e koeficientëve është 12 Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ shkurtuar jonik, shuma e koeficientëve është 4 Përgjigja e saktë është 4. |
|
A5. Ekuacioni i shkurtuar jonik për reaksionin H + +OH - →H 2 O korrespondon me bashkëveprimin: 2. NaOH (PP) +HNO 3 3. Cu(OH) 2 + HCl 4. CuO + H 2 SO 4 |
Ky ekuacion stenografi pasqyron ndërveprimin midis një baze të fortë dhe një acidi të fortë. Baza është e disponueshme në versionet 2 dhe 3, por Cu(OH) 2 është një bazë e pazgjidhshme Përgjigja e saktë 2. |
|
A6. Reaksioni i shkëmbimit të joneve vazhdon deri në përfundim kur tretësirat kullohen: 1. nitrat natriumi dhe sulfati i kaliumit 2. sulfat kaliumi dhe acid klorhidrik 3. klorur kalciumi dhe nitrat argjendi 4. sulfat natriumi dhe klorur kaliumi |
Le të shkruajmë se si duhet të zhvillohen reaksionet e shkëmbimit të joneve midis çdo çifti substancash. 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 Nga tabela e tretshmërisë shohim se AgCl↓ Përgjigja e saktë 3. |
|
A7. Në një tretësirë ujore shpërndahet në mënyrë hap pas hapi: |
Acidet polibazike i nënshtrohen shpërbërjes hap pas hapi në një tretësirë ujore. Ndër këto substanca, vetëm H2S është një acid. Përgjigja e saktë 3. |
|
A8. Ekuacioni i reaksionit CuCl 2 +2 KOH→ Cu(Oh) 2 ↓+2 KClkorrespondon me ekuacionin e shkurtuar jonik: 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 ↓ |
Le të shkruajmë ekuacionin e plotë jonik: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Duke eliminuar jonet e palidhura, marrim ekuacionin e shkurtuar jonik Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Përgjigja e saktë është 4. |
|
A9. Reagimi është pothuajse i plotë: 1. Na 2 SO 4 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO 3 + NaOH → 4. Na 2 SO 4 + CuCl 2 → |
Le të shkruajmë reaksionet hipotetike të shkëmbimit të joneve: 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 Sipas tabelës së tretshmërisë shohim BaSO 4 ↓ Përgjigja e saktë 2. |
|
A10. Zgjidhja ka një mjedis neutral: 2. (NH 4) 2 SO 4 |
Vetëm tretësirat ujore të kripërave të formuara nga një bazë e fortë dhe një acid i fortë kanë një mjedis neutral. NaNO3 është një kripë e formuar nga baza e fortë NaOH dhe acidi i fortë HNO3. Përgjigja e saktë 1. |
|
A11. Aciditeti i tokës mund të rritet duke futur një zgjidhje: |
Është e nevojshme të përcaktohet se cila kripë do t'i japë një reagim acid mediumit. Duhet të jetë një kripë e formuar nga një acid i fortë dhe një bazë e dobët. Ky është NH 4 NO 3. Përgjigja e saktë 1. |
|
A12. Hidroliza ndodh kur tretet në ujë: |
Vetëm kripërat e formuara nga një bazë e fortë dhe një acid i fortë nuk i nënshtrohen hidrolizës. Të gjitha kripërat e mësipërme përmbajnë anione të forta acide. Vetëm AlCl 3 përmban një kation bazë të dobët. Përgjigja e saktë është 4. |
|
A 13. Nuk i nënshtrohet hidrolizës: 1. acid acetik 2. acid etilik acetik 3. niseshte |
Hidroliza ka një rëndësi të madhe në kiminë organike. Esteret, niseshteja dhe proteinat i nënshtrohen hidrolizës. Përgjigja e saktë 1. |
|
A14. Cili numër tregon një fragment të ekuacionit molekular të një reaksioni kimik që korrespondon me ekuacionin e shumëfishtë jonik 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→ |
Sipas ekuacionit të shkurtuar, rrjedh se ju duhet të merrni çdo përbërje të tretshme që përmban një jon bakri dhe një jon hidroksid. Nga të gjitha përbërjet e bakrit të listuara, vetëm CuSO 4 është i tretshëm dhe vetëm në reaksionin ujor është OH - . Përgjigja e saktë është 4. |
|
A15.Kur cilat substanca ndërveprojnë do të lirohet oksidi i squfurit?: 1. Na 2 SO 3 dhe HCl 2. AgNO 3 dhe K 2 SO 4 3. BaCO 3 dhe HNO 3 4. Na 2 S dhe HCl |
Reaksioni i parë prodhon acid të paqëndrueshëm H 2 SO 3, i cili zbërthehet në ujë dhe oksid squfuri (IV) Përgjigje e saktë1.
|
II. Përgjigje të shkurtra dhe detyra që përputhen.
|
NË 1. Shuma totale e të gjithë koeficientëve në ekuacionin jonik të plotë dhe të reduktuar për reaksionin ndërmjet nitratit të argjendit dhe hidroksidit të natriumit është... |
Le të shkruajmë ekuacionin e reaksionit: 2AgNO 3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO 3 +H 2 O Ekuacioni i plotë jonik: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Ekuacioni i shkurtuar jonik: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Përgjigja e saktë: 20 |
|
NË 2. Shkruani një ekuacion të plotë jonik për bashkëveprimin e 1 mol hidroksid kaliumi me 1 mol hidroksid alumini. Jepni numrin e joneve në ekuacion. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Ekuacioni i plotë jonik: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Përgjigja e saktë: 4 jone. |
|
NË 3. Përputhni emrin e kripës me lidhjen e saj me hidrolizën: A) acetati i amonit 1. nuk hidrolizohet B) sulfur bariumi 2. me kation B) sulfur amoniumi 3. nga anion D) karbonat natriumi 4. me kation dhe anion |
Për t'iu përgjigjur pyetjes, duhet të analizoni se me çfarë forca të bazës dhe acidit formohen këto kripëra. Përgjigja e saktë A4 B3 C4 D3 |
|
NË 4. Një tretësirë e një mol sulfat natriumi përmban 6.02jonet e natriumit. Llogaritni shkallën e shpërbërjes së kripës. |
Le të shkruajmë ekuacionin për disociimin elektrolitik të sulfatit të natriumit: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + +SO 4 2- 0,5 mol sulfat natriumi u shpërbë në jone. |
|
NË 5. Përputhni reagentët me ekuacionet e shkurtuara jonike: 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 ↓ Përgjigja e saktë: B1 A2 B3 D4 |
|
|
NË 6. Shkruani ekuacionin e plotë jonik që korrespondon me atë të shkurtuar: MEO 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 O. Tregoni shumën e koeficientëve në ekuacionet jonike molekulare dhe totale. |
Ju duhet të merrni çdo karbonat të tretshëm dhe çdo acid të fortë të tretshëm. molekulare: Na 2 CO 3 + 2 HCl → CO 2 + H 2 O + 2 NaCl; Jonik i plotë: 2Na + +CO 3 2- +2H + +2Cl - → CO 2 +H 2 O +2Na + +2Cl - ; |
III.Detyrat me përgjigje të detajuara
|
Pyetje |
(1887) për të shpjeguar vetitë e tretësirave ujore të elektroliteve. Më pas, ajo u zhvillua nga shumë shkencëtarë në bazë të doktrinës së strukturës së atomit dhe lidhjeve kimike. Përmbajtja moderne e kësaj teorie mund të reduktohet në tre dispozitat e mëposhtme:
Skema për shpërbërjen e një kristali të kripës së tryezës. Jonet e natriumit dhe klorit në tretësirë.
1. Elektrolitet, kur treten në ujë, shpërndahen (shpërndahen) në jone - të ngarkuar pozitivisht dhe negativisht. ("Jon" është greqisht për "bredhje". Në një zgjidhje, jonet lëvizin rastësisht në drejtime të ndryshme.)
2. Nën ndikimin e rrymës elektrike, jonet fitojnë lëvizje drejtimi: ato të ngarkuara pozitivisht lëvizin drejt katodës, ato të ngarkuara negativisht lëvizin drejt anodës. Prandaj, të parët quhen katione, të dytat - anione. Lëvizja e drejtuar e joneve ndodh si rezultat i tërheqjes së elektrodave të tyre të ngarkuara në mënyrë të kundërt.
3. Shkëputja është një proces i kthyeshëm. Kjo do të thotë se ndodh një gjendje ekuilibri në të cilën sa më shumë molekula ndahen në jone (shkëputje), aq shumë prej tyre formohen përsëri nga jonet (shoqërimi). Prandaj, në ekuacionet e disociimit elektrolitik, në vend të shenjës së barabartë përdoret shenja e kthyeshmërisë.
Për shembull:
KA ↔ K + + A − ,
ku KA është një molekulë elektroliti, K + është një kation, A - është një anion.
Doktrina e lidhjes kimike ndihmon në përgjigjen e pyetjes se pse elektrolitet shpërndahen në jone. Substancat me lidhje jonike shpërndahen më lehtë, pasi ato tashmë përbëhen nga jone (shiko Lidhja kimike). Kur ato treten, dipolet e ujit orientohen rreth joneve pozitive dhe negative. Forcat e ndërsjella tërheqëse lindin midis joneve dhe dipoleve të ujit. Si rezultat, lidhja midis joneve dobësohet dhe jonet lëvizin nga kristali në tretësirë. Elektrolitet, molekulat e të cilëve formohen sipas llojit të lidhjes polare kovalente, disociohen në mënyrë të ngjashme. Disociimi i molekulave polare mund të jetë i plotë ose i pjesshëm - gjithçka varet nga shkalla e polaritetit të lidhjeve. Në të dyja rastet (gjatë shkëputjes së përbërjeve me lidhje jonike dhe polare), formohen jone të hidratuar, pra jone të lidhur kimikisht me molekulat e ujit.
Themeluesi i kësaj pikëpamjeje të disociimit elektrolitik ishte akademiku i nderit I. A. Kablukov. Në kontrast me teorinë e Arrhenius, e cila nuk mori parasysh ndërveprimin e substancës së tretur me tretësin, I. A. Kablukov aplikoi teorinë kimike të zgjidhjeve të D. I. Mendeleev për të shpjeguar disociimin elektrolitik. Ai tregoi se gjatë tretjes ndodh një bashkëveprim kimik i substancës së tretur me ujin, i cili çon në formimin e hidrateve dhe më pas ato shpërndahen në jone. I. A. Kablukov besonte se një zgjidhje ujore përmban vetëm jone të hidratuar. Aktualisht, kjo ide është përgjithësisht e pranuar. Pra, hidratimi i joneve është shkaku kryesor i disociimit. Në tretësirat e tjera të elektroliteve jo ujore, lidhja kimike midis grimcave (molekulave, joneve) të substancës së tretur dhe grimcave të tretësit quhet tretësirë.
Jonet e hidratuar kanë një numër të vazhdueshëm dhe të ndryshueshëm të molekulave të ujit. Një hidrat me përbërje konstante formon jone hidrogjeni H + që mbajnë një molekulë uji - ky është një proton i hidratuar H + (H 2 O). Në literaturën shkencore, zakonisht përfaqësohet me formulën H 3 O + (ose OH 3 +) dhe quhet joni hidronium.
Meqenëse shpërbërja elektrolitike është një proces i kthyeshëm, në tretësirat e elektroliteve, së bashku me jonet e tyre, ka edhe molekula. Prandaj, tretësirat e elektrolitit karakterizohen nga shkalla e disociimit (të shënuar me shkronjën greke a). Shkalla e disociimit është raporti i numrit të molekulave të shpërbëra në jone, n, me numrin total të molekulave të tretura N:
Shkalla e disociimit të elektrolitit përcaktohet në mënyrë eksperimentale dhe shprehet në fraksione të njësisë ose në përqindje. Nëse α = 0, atëherë nuk ka disociim, dhe nëse α = 1, ose 100%, atëherë elektroliti shpërbëhet plotësisht në jone. Elektrolite të ndryshme kanë shkallë të ndryshme shpërbërjeje. Me hollimin e tretësirës rritet, kurse me shtimin e joneve me të njëjtin emër (njëlloj si jonet e elektrolitit) zvogëlohet.
Sidoqoftë, për të karakterizuar aftësinë e një elektroliti për t'u ndarë në jone, shkalla e shpërbërjes nuk është një vlerë shumë e përshtatshme, pasi ajo ... varet nga përqendrimi i elektrolitit. Një karakteristikë më e përgjithshme është konstanta e disociimit K. Ajo mund të nxirret lehtësisht duke zbatuar ligjin e veprimit të masës në ekuilibrin e disociimit të elektrolitit (1):
K = () / ,
ku KA është përqendrimi ekuilibër i elektrolitit dhe janë përqendrimet ekuilibër të joneve të tij (shih Ekuilibri kimik). K nuk varet nga përqendrimi. Varet nga natyra e elektrolitit, tretësi dhe temperatura. Për elektrolitë të dobët, sa më i lartë K (konstanta e disociimit), sa më i fortë të jetë elektroliti, aq më shumë jone në tretësirë.
Elektrolitët e fortë nuk kanë konstante disociimi. Formalisht, ato mund të llogariten, por nuk do të jenë konstante pasi përqendrimi ndryshon.
Acidet polibazike dhe bazat poliacidike disociohen në mënyrë hap pas hapi. Çdo hap i disociimit ka konstanten e vet të disociimit. Për shembull, për ndarjen e acidit fosforik:
Zvogëlimi i konstantës nga faza e parë në të tretën është për faktin se bëhet gjithnjë e më e vështirë heqja e një protoni me rritjen e ngarkesës negative të grimcës që rezulton.
Konstanta totale e disociimit është e barabartë me produktin e konstanteve që korrespondojnë me fazat individuale të disociimit. Për shembull, në rastin e acidit fosforik për procesin:
Për të vlerësuar shkallën e shpërbërjes së elektroliteve të dobëta, mjafton të merret parasysh vetëm faza e parë e disociimit. – ai, para së gjithash, përcakton përqendrimin e joneve në tretësirë.
Kripërat acidike dhe bazike gjithashtu shpërndahen në hapa, për shembull:
Është e lehtë të vërehet se shpërbërja e një hidroanioni ose hidroksokimi është identik me fazën e dytë ose të tretë të shpërbërjes së acidit ose bazës përkatëse dhe për këtë arsye u bindet të njëjtave ligje që janë formuluar për shpërbërjen hap pas hapi të acideve dhe bazave. Në veçanti, nëse kripa bazë korrespondon me një bazë të dobët, dhe kripën e acidit – acid i dobët, atëherë shpërbërja e hidroanionit ose hidroksokimit (d.m.th., faza e dytë ose e tretë e disociimit të kripës) ndodh në një masë të parëndësishme.
Çdo acid që përmban oksigjen dhe çdo bazë (që do të thotë acide dhe baza në kuptimin tradicional) përmbajnë grupe hidrokso. Dallimi midis një acidi dhe një baze është se në rastin e parë, disociimi ndodh në lidhjen EO-H, dhe në të dytën – nëpërmjet lidhjes E-ON.
Hidroksidet amfoterike shpërndahen si si baza ashtu edhe si acide (të dyja janë shumë të dobëta). Kështu, jonizimi i hidroksidit të zinkut mund të përfaqësohet nga skema e mëposhtme (pa marrë parasysh hidratimin e joneve që rezultojnë):
Shtimi i acidit i zhvendos këto ekuilibra në të majtë, dhe shtimi i alkalit – në të djathtë. Prandaj, në një mjedis acid, mbizotëron shpërbërja sipas llojit të bazës, dhe në një mjedis alkalik – sipas llojit të acidit. Në të dyja rastet, lidhja e joneve të formuara gjatë shpërbërjes së një elektroliti amfoterik dobët të tretshëm në molekulat e ujit shkakton kalimin e pjesëve të reja të joneve të tilla në tretësirë, lidhjen e tyre, kalimin e joneve të reja në tretësirë, etj. Për rrjedhojë, shpërbërja e një elektroliti të tillë ndodh si në një tretësirë acidi ashtu edhe në një tretësirë alkali.
Gjatë shpërbërjes së acideve rolin e kationeve e luan jonet e hidrogjenit(H +), gjatë shpërbërjes së acideve nuk formohen katione të tjera:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Janë jonet e hidrogjenit që u japin acideve vetitë e tyre karakteristike: shije të thartë, ngjyrosje të kuqe të treguesit etj.
Jonet (anionet) negative shkëputen nga një molekulë acidi mbetje acide.
Një nga karakteristikat e disociimit të acideve është bazueshmëria e tyre - numri i joneve të hidrogjenit që përmbahen në një molekulë acidi që mund të formohet gjatë shpërbërjes:
- acidet monobazike: HCl, HF, HNO 3;
- acide dybazike: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- acidet tribazike: H 3 PO 4.
Procesi i eliminimit të kationeve të hidrogjenit në acidet polibazike ndodh në faza: së pari eliminohet një jon hidrogjeni, pastaj një tjetër (i treti).
Disociimi hap pas hapi i një acidi dibazik:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Disociimi hap pas hapi i një acidi tribazik:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Kur shpërndahen acidet polibazike, shkalla më e lartë e disociimit ndodh në hapin e parë. Për shembull, gjatë shpërbërjes së acidit fosforik, shkalla e shpërbërjes së fazës së parë është 27%; e dyta - 0,15%; e treta - 0,005%.
Disociimi i bazës
Gjatë shpërbërjes së bazave rolin e anioneve e luan jonet hidroksid(OH -), gjatë shpërbërjes së bazave nuk formohen anione të tjera:
NaOH ↔ Na + + OH -
Aciditeti i një baze përcaktohet nga numri i joneve hidroksid të formuar gjatë shpërbërjes së një molekule të bazës:
- baza monoacide - KOH, NaOH;
- bazat diacide - Ca(OH) 2;
- bazat triacid - Al(OH) 3.
Bazat poliacid, për analogji me acidet, gjithashtu shpërndahen hap pas hapi - në çdo fazë ndahet një jon hidroksid:
Disa substanca, në varësi të kushteve, mund të veprojnë edhe si acide (shkëputen me eliminimin e kationeve të hidrogjenit) dhe si baza (shkëputen me eliminimin e joneve hidroksid). Substancat e tilla quhen amfoterike(Shih Reaksionet acido-bazike).
Shpërbërja e Zn(OH) 2 si baza:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Shpërbërja e Zn(OH) 2 si acid:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Shpërbërja e kripërave
Kripërat shpërndahen në ujë në anione të mbetjeve acidike dhe katione të metaleve (ose komponimeve të tjera).
Klasifikimi i disociimit të kripës:
- Kripërat normale (të mesme). përftohen nga zëvendësimi i njëkohshëm i plotë i të gjitha atomeve të hidrogjenit në acid me atomet metalike - këto janë elektrolite të forta, të shkëputura plotësisht në ujë me formimin e katoinave metalike dhe një mbetje një acid: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Kripërat e acidit përmbajnë në përbërjen e tyre, përveç atomeve metalike dhe një mbetje acide, edhe një (disa) atome hidrogjeni - ato shpërndahen hap pas hapi me formimin e kationeve metalike, anioneve të mbetjes acide dhe një kation hidrogjeni: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4.
- Kripërat bazë përmbajnë në përbërjen e tyre, përveç atomeve metalike dhe një mbetje acide, edhe një (disa) grupe hidroksil - ato shkëputen me formimin e kationeve metalike, anioneve të mbetjes acide dhe jonit hidroksid: (CuOH) 2 CO 3, Mg( OH)Cl.
- Kripërat e dyfishta fitohen nga zëvendësimi i njëkohshëm i atomeve të hidrogjenit në acid me atome të metaleve të ndryshme: KAl(SO 4) 2.
- Kripërat e përziera shpërbëhet në katione dhe anione metalike të disa mbetjeve acide: CaClBr.
