Bazı maddelerin sulu çözeltileri elektrik akımını iletir. Bu maddeler elektrolitler olarak sınıflandırılır. Elektrolitler asitler, bazlar ve tuzlardır, bazı maddelerin eriyikleridir.
TANIM
Elektrolitin sulu çözeltilerde iyonlara ayrışması ve elektrik akımının etkisi altında erimesi sürecine denir. elektrolitik ayrışma.
Bazı maddelerin sudaki çözeltileri elektriği iletmez. Bu tür maddelere elektrolit olmayanlar denir. Bunlar şekerler ve alkoller gibi birçok organik bileşiği içerir.
Elektrolitik ayrışma teorisi
Elektrolitik ayrışma teorisi İsveçli bilim adamı S. Arrhenius (1887) tarafından formüle edildi. S. Arrhenius teorisinin ana hükümleri:
- elektrolitler suda çözündüğünde pozitif ve negatif yüklü iyonlara ayrılır (ayrışır);
- elektrik akımının etkisi altında, pozitif yüklü iyonlar katoda (katyonlara) ve negatif yüklü iyonlar anoda (anyonlara) hareket eder;
— ayrışma tersine çevrilebilir bir süreçtir
KA ↔ K + + A −
Elektrolitik ayrışmanın mekanizması, iyonlar ve su dipolleri arasındaki iyon-dipol etkileşimidir (Şekil 1).
Pirinç. 1. Sodyum klorür çözeltisinin elektrolitik ayrışması
İyonik bağa sahip maddeler en kolay ayrışır. Polar kovalent bağın türüne göre oluşan moleküllerde de benzer şekilde ayrışma meydana gelir (etkileşimin doğası dipol-dipoldür).
Asitlerin, bazların, tuzların ayrışması
Asitler ayrıştığında, her zaman hidrojen iyonları (H +) veya daha doğrusu asitlerin özelliklerinden (ekşi tat, göstergelerin etkisi, bazlarla etkileşim vb.) sorumlu olan hidronyum (H3O +) oluşur.
HNO 3 ↔ H + + NO 3 −
Bazlar ayrıştığında, bazların özelliklerinden (göstergelerin rengindeki değişiklikler, asitlerle etkileşim vb.) sorumlu olan hidrojen hidroksit iyonları (OH -) her zaman oluşur.
NaOH ↔ Na + + OH −
Tuzlar, ayrışması üzerine metal katyonlarının (veya amonyum katyonu NH4 +) ve asit kalıntılarının anyonlarının oluştuğu elektrolitlerdir.
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl −
Polibazik asitler ve bazlar adım adım ayrışır.
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 − (I aşaması)
HSO 4 − ↔ H + + SO 4 2- (II aşama)
Ca(OH) 2 ↔ + + OH − (I aşaması)
+ ↔ Ca 2+ + OH −
Ayrışma derecesi
Elektrolitler zayıf ve güçlü çözeltiler olarak ikiye ayrılır. Bu ölçüyü karakterize etmek için ayrışma derecesi () kavramı ve değeri vardır. Ayrışma derecesi, iyonlara ayrışan molekül sayısının toplam molekül sayısına oranıdır. sıklıkla % olarak ifade edilir.
Zayıf elektrolitler, ondalık çözeltide (0,1 mol/l) ayrışma derecesi %3'ten az olan maddeleri içerir. Güçlü elektrolitler, ondalık çözeltideki (0,1 mol/l) ayrışma derecesi %3'ten büyük olan maddeleri içerir. Güçlü elektrolitlerin çözeltileri ayrışmamış moleküller içermez ve birleşme (birleşme) süreci hidratlı iyonların ve iyon çiftlerinin oluşumuna yol açar.
Ayrışma derecesi özellikle çözücünün doğasından, çözünmüş maddenin doğasından, sıcaklıktan etkilenir (güçlü elektrolitler için ayrışma derecesi sıcaklık arttıkça azalır ve zayıf elektrolitler için sıcaklık aralığında bir maksimumdan geçer) 60 o C), çözeltilerin konsantrasyonu ve aynı isimdeki iyonların çözeltiye dahil edilmesi.
Amfoterik elektrolitler
Ayrışma sırasında hem H + hem de OH - iyonlarını oluşturan elektrolitler vardır. Bu tür elektrolitlere amfoterik denir, örneğin: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Al(OH) 3, Cr(OH) 3, vb.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + +OH −
İyonik reaksiyon denklemleri
Elektrolitlerin sulu çözeltilerindeki reaksiyonlar, moleküler, tam iyonik ve kısaltılmış iyonik formlarda iyonik denklemler kullanılarak yazılan iyonlar - iyonik reaksiyonlar arasındaki reaksiyonlardır. Örneğin:
BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaCl (moleküler form)
Ba 2+ + 2 Cl − + 2 Hayır+ + SO4 2- = BaSO4 ↓ + 2 Hayır + + 2 Cl− (tam iyonik form)
Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 ↓ (kısa iyonik form)
PH değeri
Su zayıf bir elektrolittir, dolayısıyla ayrışma süreci önemsiz düzeyde gerçekleşir.
H 2 Ö ↔ H + + OH -
Kütle etkisi yasası herhangi bir dengeye uygulanabilir ve denge sabiti için ifade şu şekilde yazılabilir:
K = /
Bu nedenle suyun denge konsantrasyonu sabit bir değerdir.
K = = KW
Sulu bir çözeltinin asitliğini (bazlığını), ters işaretle alınan hidrojen iyonlarının molar konsantrasyonunun ondalık logaritması yoluyla ifade etmek uygundur. Bu değere pH değeri denir.
Birleşik Devlet Sınavı. Tuzların, asitlerin, alkalilerin elektrolitik ayrışması. İyon değiştirme reaksiyonları. Tuzların hidrolizi
Çözeltiler ve derişimleri, dağılmış sistemler, elektrolitik ayrışma, hidroliz
Ders sırasında “Birleşik Devlet Sınavı” konusundaki bilginizi test edebileceksiniz. Tuzların, asitlerin, alkalilerin elektrolitik ayrışması. İyon değiştirme reaksiyonları. Tuzların hidrolizi." A, B ve C gruplarının Birleşik Devlet Sınavından çeşitli konulardaki problemleri çözmeyi düşüneceksiniz: "Çözümler ve konsantrasyonları", "Elektrolitik ayrışma", "İyon değişim reaksiyonları ve hidroliz". Bu sorunları çözmek için, ele alınan konuların bilgisine ek olarak, maddelerin çözünürlük tablosunu kullanabilmeniz, elektron dengesi yöntemini bilmeniz ve reaksiyonların tersinirliği ve tersinmezliği hakkında bilgi sahibi olmanız gerekir.
Konu: Çözeltiler ve derişimleri, dağınık sistemler, elektrolitik ayrışma
Ders: Birleşik Devlet Sınavı. Tuzların, asitlerin, alkalilerin elektrolitik ayrışması. İyon değiştirme reaksiyonları. Tuzların hidrolizi
BEN. Sunulan 4 seçenek arasından bir doğru seçeneği seçin.
|
Soru |
Bir yorum |
|
A1. Güçlü elektrolitler şunlardır: |
Tanım gereği güçlü elektrolitler, sulu bir çözeltide tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. CO 2 ve O 2 güçlü elektrolitler olamaz. H 2 S zayıf bir elektrolittir. Doğru cevap 4'tür. |
|
A2. Yalnızca metal iyonlarına ve hidroksit iyonlarına ayrışan maddeler şunlardır: 1. asitler 2. alkaliler 4. amfoterik hidroksitler |
Tanım gereği, sulu bir çözeltide ayrıştığında yalnızca hidroksit anyonları üreten bir bileşiğe baz denir. Bu tanıma yalnızca alkali ve amfoterik hidroksit uymaktadır. Ancak soru, bileşiğin yalnızca metal katyonlara ve hidroksit anyonlarına ayrışması gerektiğini söylüyor. Amfoterik hidroksit adım adım ayrışır ve bu nedenle hidroksimetal iyonları çözelti içindedir. Doğru cevap 2. |
|
A3. Değişim reaksiyonu, aşağıdakiler arasında suda çözünmeyen bir maddenin oluşmasıyla tamamlanır: 1. NaOH ve MgCl2 2. NaCl ve CuS04 3. CaCO3 ve HCl (çözelti) |
Cevap vermek için bu denklemleri yazmanız ve ürünler arasında çözünmeyen madde olup olmadığını görmek için çözünürlük tablosuna bakmanız gerekir. Bu, ilk reaksiyonda magnezyum hidroksit Mg(OH) 2'dir. Doğru cevap 1. |
|
A4. arasındaki reaksiyondaki tam ve indirgenmiş iyonik formdaki tüm katsayıların toplamıFe(HAYIR 3 ) 2 +2 NaOHeşittir: |
Fe(NO 3) 2 +2NaOH Fe(OH) 2 ↓ +2Na NO 3 moleküler Fe 2+ +2NO 3 - +2Na+2OH - Fe(OH) 2 ↓ +2Na + +2 NO 3 - iyonik denklemin tamamı, katsayıların toplamı 12'dir Fe 2+ + 2OH - Fe(OH) 2 ↓ kısaltılmış iyonik, katsayıların toplamı 4'tür Doğru cevap 4'tür. |
|
A5. H + +OH - →H2O reaksiyonunun kısaltılmış iyonik denklemi etkileşime karşılık gelir: 2. NaOH (PP) +HNO3 3. Cu(OH)2 + HC1 4. CuO + H2S04 |
Bu kısa denklem, güçlü bir baz ile güçlü bir asit arasındaki etkileşimi yansıtır. Baz versiyon 2 ve 3'te mevcuttur, ancak Cu(OH) 2 çözünmeyen bir bazdır Doğru cevap 2. |
|
A6. İyon değiştirme reaksiyonu, çözeltiler boşaltıldığında tamamlanmaya devam eder: 1. sodyum nitrat ve potasyum sülfat 2. potasyum sülfat ve hidroklorik asit 3. kalsiyum klorür ve gümüş nitrat 4. sodyum sülfat ve potasyum klorür |
Her bir madde çifti arasındaki iyon değişim reaksiyonlarının nasıl gerçekleşmesi gerektiğini yazalım. 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 Na2S04 + KCl → K2S04 + NaCl Çözünürlük tablosundan şunu görüyoruz: AgCl↓ Doğru cevap 3. |
|
A7. Sulu bir çözeltide adım adım ayrışır: |
Polibazik asitler sulu bir çözelti içinde kademeli olarak ayrışmaya uğrar. Bu maddeler arasında yalnızca H2S asittir. Doğru cevap 3. |
|
A8. Reaksiyon denklemi CuCl 2 +2 KOH→ Cu(AH) 2 ↓+2 KCIkısaltılmış iyonik denkleme karşılık gelir: 1. CuCl2 +2OH - →Cu2+ +2OH - +2Cl - 2. Cu 2+ +KOH→Cu(OH) 2 ↓+K + 3. Cl - +K + →KCl 4. Cu 2+ +2OH - →Cu(OH)2 ↓ |
İyonik denklemin tamamını yazalım: Cu 2+ +2Cl - +2K + +2OH - → Cu(OH) 2 ↓+2K + +2Cl - Bağlanmamış iyonları ortadan kaldırarak kısaltılmış iyonik denklemi elde ederiz. Сu 2+ +2OH - →Cu(OH) 2 ↓ Doğru cevap 4'tür. |
|
A9. Reaksiyon neredeyse tamamlandı: 1. Na2S04 + KCl→ 2. H 2 SO 4 + BaCl 2 → 3. KNO3 + NaOH → 4. Na2S04 + CuCl2 → |
Varsayımsal iyon değişim reaksiyonlarını yazalım: Na2S04 + KCl → K2S04 + NaCl H 2 SO 4 + BaCl 2 → BaS04 ↓ + 2HCl KNO3 + NaOH → NaNO3 + KOH Na2S04 + CuCl2 → CuS04 + 2NaCl Çözünürlük tablosuna göre BaSO 4 ↓ görüyoruz Doğru cevap 2. |
|
A10. Çözümün nötr bir ortamı var: 2. (NH4)2S04 |
Yalnızca güçlü bir baz ve güçlü bir asitten oluşan tuzların sulu çözeltileri nötr bir ortama sahiptir. NaNO3, güçlü baz NaOH ve güçlü asit HNO3'ün oluşturduğu bir tuzdur. Doğru cevap 1. |
|
A11. Bir çözelti eklenerek toprak asitliği artırılabilir: |
Hangi tuzun ortama asidik reaksiyon vereceğini belirlemek gerekir. Güçlü bir asit ve zayıf bir bazın oluşturduğu bir tuz olmalıdır. Bu NH4 NO3'tür. Doğru cevap 1. |
|
A12. Hidroliz suda çözündüğünde meydana gelir: |
Yalnızca güçlü bir baz ve güçlü bir asitten oluşan tuzlar hidrolize uğramaz. Yukarıdaki tuzların tümü güçlü asit anyonları içerir. Yalnızca AlCl3 zayıf bir baz katyonu içerir. Doğru cevap 4'tür. |
|
A 13. Hidrolize uğramaz: 1. asetik asit 2. etil asetik asit 3. nişasta |
Hidroliz organik kimyada büyük önem taşımaktadır. Esterler, nişasta ve protein hidrolize uğrar. Doğru cevap 1. |
|
A14. Hangi sayı çoklu iyonik denklem C'ye karşılık gelen bir kimyasal reaksiyonun moleküler denkleminin bir parçasını gösterir? sen 2+ +2 AH - → Cu(AH) 2 ↓? 1. Cu(OH)2 + HCl→ 2. CuCO3 + H2S04 → 3. CuO + HNO 3 → 4. CuS04 +KOH→ |
Kısaltılmış denkleme göre, bir bakır iyonu ve bir hidroksit iyonu içeren herhangi bir çözünür bileşiği almanız gerektiği sonucu çıkar. Listelenen tüm bakır bileşiklerinden yalnızca CuS04 çözünür ve yalnızca sulu reaksiyonda OH- bulunur. Doğru cevap 4'tür. |
|
A15.Hangi maddeler etkileşime girdiğinde kükürt oksit açığa çıkar?: 1. Na2S03 ve HCl 2. AgNO 3 ve K 2 SO 4 3. BaCO3 ve HNO3 4. Na2S ve HCl |
İlk reaksiyon, su ve kükürt okside (IV) ayrışan kararsız asit H2S03'ü üretir. Doğru cevap1.
|
II. Kısa cevap ve eşleştirme görevleri.
|
1'DE. Gümüş nitrat ve sodyum hidroksit arasındaki reaksiyon için tam ve indirgenmiş iyonik denklemdeki tüm katsayıların toplam toplamı... |
Reaksiyon denklemini yazalım: 2AgNO3 +2NaOH→Ag 2 O↓+ 2NaNO3 +H 2 O Tam iyonik denklem: 2Ag + +2NO 3 - +2Na + +2OH - →Ag 2 O↓+ 2Na + +2NO 3 - +H 2 O Kısaltılmış iyonik denklem: 2Ag + +2OH - →Ag 2 O↓+H 2 O Doğru cevap: 20 |
|
2'DE. 1 mol potasyum hidroksitin 1 mol alüminyum hidroksit ile etkileşimi için tam bir iyonik denklem yazın. Denklemdeki iyon sayısını verin. |
KOH + Al(OH) 3 ↓→ K Tam iyonik denklem: K + +OH - + Al(OH) 3 ↓ → K + + - Doğru cevap: 4 iyon. |
|
3'TE. Tuzun adını hidrolizle olan ilişkisiyle eşleştirin: A) amonyum asetat 1. hidrolize olmaz B) baryum sülfür 2. katyonla B) amonyum sülfür 3. anyonla D) sodyum karbonat 4. katyon ve anyon ile |
Soruyu cevaplamak için bu tuzların hangi baz ve asit kuvvetlerinden oluştuğunu analiz etmeniz gerekir. Doğru cevap A4 B3 C4 D3 |
|
4'te. Bir mol sodyum sülfat çözeltisi 6.02 içerirsodyum iyonları. Tuzun ayrışma derecesini hesaplayın. |
Sodyum sülfatın elektrolitik ayrışması için denklemi yazalım: Na 2 SO 4 ↔ 2Na + +S0 4 2- 0,5 mol sodyum sülfat iyonlara ayrıştı. |
|
5'te. Reaktifleri kısaltılmış iyonik denklemlerle eşleştirin: 1. Ca(OH)2 +HCl → A)NH4 + +OH - →NH3 +H2O 2. NH4Cl + NaOH → B) Al 3+ + OH - → Al(OH)3 ↓ 3. AlCl3 +KOH → B) H + +OH - →H20 4. BaCl 2 +Na 2 SO 4 → D) Ba 2+ +SO 4 2- → BaSO 4 ↓ Doğru cevap: B1 A2 B3 D4 |
|
|
6'DA. Kısaltılmış olana karşılık gelen iyonik denklemin tamamını yazın: İLEÖ 3 2- +2 H + → CO 2 + H 2 Ö. Moleküler ve toplam iyonik denklemlerdeki katsayıların toplamını belirtin. |
Herhangi bir çözünür karbonatı ve herhangi bir çözünür güçlü asidi almanız gerekir. Moleküler: Na2C03 +2HCl→ C02 +H20 +2NaCl; Tam İyonik: 2Na + +C03 2- +2H + +2Cl - → C02 +H20 +2Na + +2Cl - ; |
III.Ayrıntılı cevapları olan görevler
|
Soru |
(1887) elektrolitlerin sulu çözeltilerinin özelliklerini açıklamak için. Daha sonra birçok bilim adamı tarafından atomun yapısı ve kimyasal bağlar doktrinine dayanarak geliştirildi. Bu teorinin modern içeriği aşağıdaki üç hükme indirgenebilir:
Sofra tuzu kristalini çözme şeması. Çözeltideki sodyum ve klor iyonları.
1. Elektrolitler suda çözündüğünde pozitif ve negatif yüklü iyonlara ayrışır (parçalanır). (“İyon” Yunancada “dolaşmak” anlamına gelir. Bir çözeltide iyonlar rastgele farklı yönlerde hareket eder.)
2. Elektrik akımının etkisi altında iyonlar yönsel bir hareket kazanır: pozitif yüklü olanlar katoda, negatif yüklü olanlar ise anoda doğru hareket eder. Bu nedenle birincisine katyon, ikincisine ise anyon denir. İyonların yönsel hareketi, zıt yüklü elektrotlarının çekilmesi sonucu meydana gelir.
3. Ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir. Bu, ne kadar çok molekülün iyonlara ayrıldığı (ayrışma), birçoğunun iyonlardan yeniden oluştuğu (birleşme) bir denge durumunun meydana geldiği anlamına gelir. Bu nedenle elektrolitik ayrışma denklemlerinde eşit işaret yerine tersinirlik işareti kullanılır.
Örneğin:
KA ↔ K + + A − ,
KA bir elektrolit molekülüdür, K + bir katyondur, A - bir anyondur.
Kimyasal bağlanma doktrini, elektrolitlerin neden iyonlara ayrıştığı sorusunun yanıtlanmasına yardımcı olur. İyonik bağa sahip maddeler zaten iyonlardan oluştuğu için en kolay şekilde ayrışır (bkz. Kimyasal bağlar). Çözündüklerinde su dipolleri pozitif ve negatif iyonların etrafında yönlendirilir. Suyun iyonları ve dipolleri arasında karşılıklı çekici kuvvetler ortaya çıkar. Sonuç olarak iyonlar arasındaki bağ zayıflar ve iyonlar kristalden çözeltiye doğru hareket eder. Molekülleri kovalent polar bağın türüne göre oluşan elektrolitler de benzer şekilde ayrışır. Polar moleküllerin ayrışması tam veya kısmi olabilir; bunların tümü bağların polarite derecesine bağlıdır. Her iki durumda da (iyonik ve polar bağlara sahip bileşiklerin ayrışması sırasında), hidratlanmış iyonlar, yani su moleküllerine kimyasal olarak bağlanan iyonlar oluşur.
Bu elektrolitik ayrışma görüşünün kurucusu fahri akademisyen I. A. Kablukov'du. Çözünen maddenin çözücü ile etkileşimini hesaba katmayan Arrhenius teorisinin aksine, I. A. Kablukov, elektrolitik ayrışmayı açıklamak için D. I. Mendeleev'in kimyasal çözelti teorisini uyguladı. Çözünme sırasında çözünen maddenin su ile kimyasal etkileşiminin meydana geldiğini, bunun hidrat oluşumuna yol açtığını ve daha sonra iyonlara ayrıştığını gösterdi. I. A. Kablukov, sulu bir çözeltinin yalnızca hidratlanmış iyonlar içerdiğine inanıyordu. Şu anda bu fikir genel olarak kabul görüyor. Yani iyon hidrasyonu ayrışmanın ana nedenidir. Diğer sulu olmayan elektrolit çözeltilerinde, çözünen maddenin parçacıkları (moleküller, iyonlar) ile çözücü parçacıkları arasındaki kimyasal bağa solvasyon adı verilir.
Hidratlanmış iyonlar hem sabit hem de değişken sayıda su molekülüne sahiptir. Sabit bileşimli bir hidrat, bir molekül su tutan hidrojen iyonları H + oluşturur - bu, hidratlanmış bir proton H +'dır (H20). Bilimsel literatürde genellikle H3O+ (veya OH3+) formülüyle temsil edilir ve hidronyum iyonu olarak adlandırılır.
Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü bir süreç olduğundan, elektrolit çözeltilerinde iyonlarıyla birlikte moleküller de bulunur. Bu nedenle, elektrolit çözeltileri ayrışma derecesi ile karakterize edilir (Yunanca a harfiyle gösterilir). Ayrışma derecesi, iyonlara parçalanan molekül sayısının (n), toplam çözünmüş molekül sayısına (N) oranıdır:
Elektrolitin ayrışma derecesi deneysel olarak belirlenir ve bir birimin kesirleri veya yüzde olarak ifade edilir. α = 0 ise ayrışma olmaz ve α = 1 veya %100 ise elektrolit tamamen iyonlara ayrışır. Farklı elektrolitler farklı derecelerde ayrışmaya sahiptir. Çözeltinin seyreltilmesiyle artar ve aynı isimdeki iyonların (elektrolit iyonlarıyla aynı) eklenmesiyle azalır.
Bununla birlikte, bir elektrolitin iyonlara ayrışma yeteneğini karakterize etmek için ayrışma derecesi çok uygun bir değer değildir. elektrolit konsantrasyonuna bağlıdır. Daha genel bir özellik ayrışma sabiti K'dır. Kütle etki yasasının elektrolit ayrışma dengesine (1) uygulanmasıyla kolayca türetilebilir:
K = () / ,
burada KA, elektrolitin denge konsantrasyonudur ve iyonlarının denge konsantrasyonlarıdır (bkz. Kimyasal denge). K konsantrasyona bağlı değildir. Elektrolitin doğasına, çözücüye ve sıcaklığa bağlıdır. Zayıf elektrolitler için, K ne kadar yüksekse (ayrışma sabiti), elektrolit ne kadar güçlüyse, çözeltide o kadar fazla iyon bulunur.
Güçlü elektrolitlerin ayrışma sabitleri yoktur. Biçimsel olarak hesaplanabilirler ancak konsantrasyon değiştikçe sabit olmayacaklardır.
Polibazik asitler ve poliasit bazlar adım adım ayrışır. Her ayrışma adımının kendi ayrışma sabiti vardır. Örneğin fosforik asidin ayrışması için:
Birinci aşamadan üçüncü aşamaya kadar sabitin azalması, ortaya çıkan parçacığın negatif yükü arttıkça bir protonu uzaklaştırmanın giderek zorlaşmasından kaynaklanmaktadır.
Toplam ayrışma sabiti, ayrı ayrı ayrışma aşamalarına karşılık gelen sabitlerin çarpımına eşittir. Örneğin, proses için fosforik asit kullanılması durumunda:
Zayıf elektrolitlerin ayrışma derecesini değerlendirmek için ayrışmanın yalnızca ilk aşamasını dikkate almak yeterlidir. – her şeyden önce çözeltideki iyonların konsantrasyonunu belirler.
Asidik ve bazik tuzlar da aşağıdaki aşamalarda ayrışır:
Bir hidroanyon veya hidroksokasyonun ayrışmasının, karşılık gelen asit veya bazın ayrışmasının ikinci veya üçüncü aşamasıyla aynı olduğunu ve bu nedenle asitlerin ve bazların aşamalı ayrışması için formüle edilen aynı yasalara uyduğunu fark etmek kolaydır. Özellikle bazik tuz zayıf bir baza karşılık geliyorsa ve asit tuzu zayıf bir baza karşılık geliyorsa – zayıf asit, daha sonra hidroanyonun ayrışması veya hidroksokasyon (yani tuz ayrışmasının ikinci veya üçüncü aşaması) önemsiz bir ölçüde meydana gelir.
Oksijen içeren her asit ve her baz (geleneksel anlamda asitler ve bazlar anlamına gelir) hidrokso grupları içerir. Asit ve baz arasındaki fark, ilk durumda ayrışmanın EO-H bağında meydana gelmesi, ikinci durumda ise ayrışmanın meydana gelmesidir. – E-ON bağlantısı aracılığıyla.
Amfoterik hidroksitler hem baz hem de asit olarak ayrışır (her ikisi de çok zayıftır). Dolayısıyla çinko hidroksitin iyonizasyonu aşağıdaki şema ile temsil edilebilir (elde edilen iyonların hidrasyonu dikkate alınmadan):
Asit eklenmesi bu dengeleri sola kaydırır ve alkali eklenmesi – Sağa. Bu nedenle asidik bir ortamda bazın türüne göre ayrışma baskındır ve alkali bir ortamda – Asit türüne göre. Her iki durumda da, az çözünen bir amfoterik elektrolitin su moleküllerine ayrışması sırasında oluşan iyonların bağlanması, bu tür iyonların yeni bölümlerinin çözeltiye geçişine, bunların bağlanmasına, yeni iyonların çözeltiye geçişine vb. neden olur. Sonuç olarak, böyle bir elektrolitin çözünmesi hem asit çözeltisinde hem de alkali çözeltisinde meydana gelir.
Asitlerin ayrışması sırasında katyonların rolü şu şekilde oynanır: hidrojen iyonları(H +), asitlerin ayrışması sırasında başka katyon oluşmaz:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Asitlere karakteristik özelliklerini veren hidrojen iyonlarıdır: ekşi tat, göstergenin kırmızıya boyanması vb.
Negatif iyonlar (anyonlar) bir asit molekülünden ayrılır asit kalıntısı.
Asitlerin ayrışmasının özelliklerinden biri onların bazlığıdır - ayrışma sırasında oluşabilen bir asit molekülünde bulunan hidrojen iyonlarının sayısı:
- monobazik asitler: HC1, HF, HNO3;
- dibazik asitler: H2S04, H2C03;
- tribazik asitler: H3P04.
Polibazik asitlerdeki hidrojen katyonlarının eliminasyonu süreci aşamalar halinde gerçekleşir: önce bir hidrojen iyonu elimine edilir, sonra diğeri (üçüncü).
Bir dibazik asidin adım adım ayrışması:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Bir tribazik asidin adım adım ayrışması:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Polibazik asitleri ayrıştırırken, en yüksek ayrışma derecesi ilk adımda meydana gelir. Örneğin fosforik asidin ayrışması sırasında birinci aşama ayrışmanın derecesi %27'dir; ikinci - %0,15; üçüncü -% 0,005.
Baz ayrışması
Bazların ayrışması sırasında anyonların rolü şu şekilde oynanır: hidroksit iyonları(OH -), bazların ayrışması sırasında başka anyon oluşmaz:
NaOH ↔ Na + + OH -
Bir bazın asitliği, bazın bir molekülünün ayrışması sırasında oluşan hidroksit iyonlarının sayısına göre belirlenir:
- monoasit bazlar - KOH, NaOH;
- diasit bazları - Ca(OH)2;
- triasit bazları - Al(OH) 3.
Poliasit bazları da asitlere benzer şekilde adım adım ayrışır - her aşamada bir hidroksit iyonu ayrılır:
Bazı maddeler, koşullara bağlı olarak hem asit (hidrojen katyonlarının giderilmesiyle ayrışır) hem de baz (hidroksit iyonlarının ortadan kaldırılmasıyla ayrışır) gibi davranabilir. Bu tür maddelere denir amfoterik(Bkz. Asit-baz reaksiyonları).
Zn(OH)2'nin bazlar olarak ayrışması:
Zn(OH)2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Zn(OH)2'nin asit olarak ayrışması:
Zn(OH) 2 + 2H 2 Ö ↔ 2H + + 2-
Tuzların ayrışması
Tuzlar suda asidik kalıntıların anyonlarına ve metallerin (veya diğer bileşiklerin) katyonlarına ayrışır.
Tuz ayrışmasının sınıflandırılması:
- Normal (orta) tuzlar asitteki tüm hidrojen atomlarının metal atomlarıyla tamamen eşzamanlı olarak değiştirilmesiyle elde edilir - bunlar güçlü elektrolitlerdir, metal katoinlerin oluşumu ve bir asit kalıntısı ile suda tamamen ayrışır: NaN03, Fe2 (SO4) 3, K3PO4.
- Asit tuzları bileşimlerinde metal atomlarına ve asidik bir kalıntıya ek olarak bir (birkaç) hidrojen atomu daha içerirler - metal katyonların, asidik kalıntının anyonlarının ve bir hidrojen katyonunun oluşumu ile adım adım ayrışırlar: NaHC03, KH2P04 , NaH2PO4.
- Temel tuzlar bileşimlerinde metal atomlarına ve asidik bir kalıntıya ek olarak bir (birkaç) hidroksil grubu daha içerirler - metal katyonların, asidik kalıntının anyonlarının ve hidroksit iyonunun oluşumu ile ayrışırlar: (CuOH)2C03, Mg( OH)Cl.
- Çift tuzlar asitteki hidrojen atomlarının çeşitli metallerin atomlarıyla eşzamanlı değiştirilmesiyle elde edilir: KAl(S04) 2.
- Karışık tuzlarçeşitli asidik kalıntıların metal katyonlarına ve anyonlarına ayrışır: CaClBr.
