35. Gradul și constanta de disociere a unui electrolit slab. Legea diluției lui Ostwald. Disocierea în trepte a electrolitului. Efectul ionilor comuni asupra disocierii electroliților slabi.
Gradul de disociere (alfa) electrolitul este proporția dintre moleculele sale care suferă disociere.
Constanta de disociere- un fel de constantă de echilibru care indică tendința unui obiect mare de a se disocia (separa) într-un mod reversibil în obiecte mici, cum ar fi atunci când un complex se descompune în moleculele sale constitutive sau când o sare se separă în ioni într-o soluție apoasă .
Legea diluției lui Oswald:K= Cm/(1-α)
Acizi polibazici, precum și baze de două sau mai multe metale valente disociați treptat. Echilibre complexe se stabilesc în soluțiile acestor substanțe, în care participă ioni de diferite sarcini.
Primul echilibru disocierea primului pas- caracterizat printr-o constantă de disociere, notat La 1 , iar al doilea - a doua etapă de disociere – constanta de disociere La 2 . Cantitati K, K 1 și La 2 sunt legate între ele prin: K=K 1 La 2
În disocierea treptată a substanțelor, descompunerea în etapa următoare are loc întotdeauna într-o măsură mai mică decât în cea anterioară. Există o inegalitate: La 1 >K 2 >K 3 …
Acest lucru se explică prin faptul că energia care trebuie cheltuită pentru a detașa un ion este minimă atunci când acesta este desprins dintr-o moleculă neutră și devine mai mare pe măsură ce se disociază de-a lungul fiecărei etape următoare.
Efectul unui ion comun asupra disocierii unui electrolit slab: adăugarea unui ion comun reduce disocierea unui electrolit slab.
36. Autoionizarea apei. Produs ionic al apei. Indicatori de hidrogen (pH) și hidroxil (pOH), relația lor în apă și soluții apoase de electroliți. Conceptul de indicatori și soluții tampon de electroliți. Conceptul de indicatori și soluții tampon.
Pentru apa lichida caracteristică autoionizare . Moleculele sale se influențează reciproc. Mișcarea termică a particulelor determină slăbirea și ruperea heterolitică a legăturilor O-H în moleculele individuale de apă.
Produs ionic al apei– produsul concentraţiilor [H + ] şi – este o valoare constantă la temperatură constantă şi egală cu 10 -14 la 22°C.
Produsul ionic al apei crește odată cu creșterea temperaturii.
Valoarea pH-ului este logaritmul negativ al concentrației ionilor de hidrogen: pH = – lg. Similar: pOH = – lg. Logaritmul produsului ionic al apei dă: pH + pOH = 14. Valoarea pH-ului caracterizează reacția mediului. Dacă pH = 7, atunci [H + ] = este un mediu neutru.
Dacă pH-ul< 7, то [Н + ] >- mediu acid. Dacă pH > 7, atunci [H + ]< – щелочная среда.
soluții tampon- soluţii având o anumită concentraţie de ioni de hidrogen. pH-ul acestor soluții nu se modifică atunci când sunt diluate și se modifică puțin atunci când se adaugă cantități mici de acizi și alcalii.
Valoarea pH-ului soluției este determinată folosind un indicator universal.
Indicator universal este un amestec de mai mulți indicatori care își schimbă culoarea într-o gamă largă de valori ale pH-ului.
37. Solubilitatea electroliților solizi slab solubili în apă. Produs de solubilitate (pr). Efectul ionilor comuni asupra solubilității. Hidroxizi și oxizi amfoteri.
Solubilitatea unei substanțe insolubiles poate fi exprimat în moli pe litru. In functie de marime s substanțele pot fi împărțite în slab solubile - s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ s≤ 10 -2 mol/l și foarte solubil s >10 -2 mol/l.
Solubilitatea compușilor este legată de produsul lor de solubilitate.
Produs de solubilitate (ETC, K sp) este produsul concentrației ionilor unui electrolit puțin solubil în soluția sa saturată la temperatură și presiune constante. Produsul de solubilitate este o valoare constantă.
Când este introdus în sat. soluție a unui electrolit puțin solubil cu un ion comun, solubilitatea scade.
Hidroxizi amfoteri Substanțe care se comportă ca bazele într-un mediu acid și ca acizii într-un mediu alcalin.
Hidroxizi amfoteri practic insolubil în apă, cel mai convenabil mod de a le obține este precipitarea dintr-o soluție apoasă folosind o bază slabă - hidrat de amoniac: Al (NO 3) 3 + 3 (NH 3 H 2 O) \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 NO 3 (20 ° C) Al (NO 3) 3 + 3 (NH 3 H 2 O) \u003d AlO (OH) ↓ + 3NH 4 NO 3 + H 2 O (80 ° C)
Oxizi amfoteri- oxizi formatori de sare, care, în funcție de condiții, prezintă fie proprietăți bazice, fie acide (de ex.
manifestând amfoteritate). Format din metale de tranziție. Metalele din oxizii amfoteri prezintă de obicei valența II, III, IV.
| " |
Acizii polibazici și bazele poliacide se disociază în trepte. Fiecare pas de disociere are propria sa constantă de disociere. De exemplu, pentru disocierea acidului fosforic:
Scăderea constantei de la primul pas la al treilea se datorează faptului că devine din ce în ce mai dificil să rupeți un proton pe măsură ce sarcina negativă a particulei rezultate crește.
Constanta de disociere completă este egală cu produsul constantelor corespunzătoare stadiilor individuale de disociere. De exemplu, în cazul acidului fosforic pentru un proces:
Pentru a evalua gradul de disociere a electroliților slabi, este suficient să se ia în considerare doar prima etapă de disociere – ea, în primul rând, determină concentrația ionilor din soluție.
Sărurile acide și bazice se disociază, de asemenea, în etape, de exemplu:
Este ușor de observat că disocierea unui hidroanion sau hidroxocare este identică cu a doua sau a treia etapă de disociere a acidului sau bazei corespunzătoare și, prin urmare, respectă aceleași legi care au fost formulate pentru disociarea treptată a acizilor și bazelor. În special, dacă sarea bazică corespunde unei baze slabe, iar sarea acidă – acid slab, apoi disocierea hidroanionului sau hidroxocației (adică a doua sau a treia etapă de disociere a sării) are loc într-o mică măsură.
În orice acid care conține oxigen și în orice bază (adică acizi și baze în sens tradițional) există grupări hidroxo. Diferența dintre un acid și o bază este că, în primul caz, disocierea are loc de-a lungul legăturii EO-H, iar în al doilea – prin conexiune E-ON.
Hidroxizii amfoteri se disociază atât ca baze, cât și ca acizi (ambele sunt foarte slabe). Deci, ionizarea hidroxidului de zinc poate fi reprezentată prin următoarea schemă (fără a ține cont de hidratarea ionilor rezultați):
Adăugarea unui acid modifică aceste echilibre spre stânga, iar adăugarea unui alcalin – La dreapta. Prin urmare, într-un mediu acid, predomină disocierea după tipul de bază, iar într-un mediu alcalin. – tip de acid. În ambele cazuri, legarea ionilor formați în timpul disocierii unui electrolit amfoter puțin solubil în molecule de apă determină tranziția unor noi porțiuni ale unor astfel de ioni în soluție, legarea lor, trecerea de noi ioni în soluție etc. Prin urmare, dizolvarea unui astfel de electrolit are loc atât în soluție acidă, cât și în soluție alcalină.
(1887) pentru a explica proprietățile soluțiilor apoase de electroliți. În viitor, a fost dezvoltat de mulți oameni de știință pe baza doctrinei structurii atomului și a legăturii chimice. Conținutul actual al acestei teorii poate fi redus la următoarele trei propoziții:
Schema de dizolvare a unui cristal de sare. Ioni de sodiu și clorură în soluție.
1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni - încărcați pozitiv și negativ. („Ion” înseamnă „rătăcire” în greacă. În soluție, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.)
2. Sub acțiunea unui curent electric, ionii capătă o mișcare direcționată: cei încărcați pozitiv se deplasează spre catod, cei încărcați negativ - spre anod. Prin urmare, primii se numesc cationi, al doilea - anioni. Mișcarea direcționată a ionilor are loc ca urmare a atracției electrozilor lor încărcați opus.
3. Disocierea este un proces reversibil. Aceasta înseamnă că are loc o stare de echilibru în care câte molecule se descompun în ioni (disociere), atât de multe dintre ele sunt re-formate din ioni (asociere). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal se pune semnul reversibilității.
De exemplu:
KA ↔ K ++ A - ,
unde KA este o moleculă de electrolit, K + este un cation, A - este un anion.
Doctrina legăturii chimice ajută la răspunsul la întrebarea de ce electroliții se disociază în ioni. Substanțele cu o legătură ionică se disociază cel mai ușor, deoarece sunt deja formate din ioni (vezi Legătura chimică). Când se dizolvă, dipolii apei se orientează în jurul ionilor pozitivi și negativi. Între ionii și dipolii apei apar forțe de atracție reciprocă. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește și are loc tranziția ionilor de la cristal la soluție. În mod similar, electroliții se disociază, ale căror molecule sunt formate în funcție de tipul de legătură polară covalentă. Disocierea moleculelor polare poate fi completă sau parțială - totul depinde de gradul de polaritate al legăturilor. În ambele cazuri (în timpul disocierii compușilor cu legături ionice și polare), se formează ioni hidratați, adică ioni legați chimic de moleculele de apă.
Fondatorul acestei viziuni asupra disocierii electrolitice a fost academicianul onorific I. A. Kablukov. Spre deosebire de teoria Arrhenius, care nu a ținut cont de interacțiunea unei substanțe dizolvate cu un solvent, I. A. Kablukov a aplicat teoria chimică a soluțiilor lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică. El a arătat că în timpul dizolvării, are loc o interacțiune chimică a substanței dizolvate cu apa, care duce la formarea de hidrați, iar apoi aceștia se disociază în ioni. I. A. Kablukov credea că numai ionii hidratați sunt conținuti într-o soluție apoasă. Acest punct de vedere este acum general acceptat. Deci, hidratarea ionică este principala cauză a disocierii. În alte soluții de electroliți, neapoase, legătura chimică dintre particulele (molecule, ioni) de substanță dizolvată și particulele de solvent se numește solvatare.
Ionii hidratați au atât un număr constant, cât și un număr variabil de molecule de apă. Un hidrat de compoziție constantă formează ioni de hidrogen H + care țin o moleculă de apă - acesta este un proton hidratat H + (H 2 O). În literatura științifică, este de obicei reprezentat prin formula H 3 O + (sau OH 3 +) și numit ion hidroniu.
Deoarece disocierea electrolitică este un proces reversibil, soluțiile de electroliți conțin molecule împreună cu ionii lor. Prin urmare, soluțiile electrolitice se caracterizează prin gradul de disociere (notat cu litera greacă a). Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule care s-au degradat în ioni, n, și numărul total de molecule dizolvate, N:
Gradul de disociere a electrolitului se determină empiric și se exprimă în fracții de unitate sau în procente. Dacă α = 0, atunci nu există disociere, iar dacă α = 1, sau 100%, atunci electrolitul se descompune complet în ioni. Diferiți electroliți au grade diferite de disociere. Odată cu diluarea soluției, crește, iar cu adăugarea de ioni cu același nume (la fel ca ionii electroliți), scade.
Cu toate acestea, pentru a caracteriza capacitatea unui electrolit de a se disocia în ioni, gradul de disociere nu este o valoare foarte convenabilă, deoarece acesta. depinde de concentrația electrolitului. O caracteristică mai generală este constanta de disociere K. Poate fi obținută cu ușurință prin aplicarea legii de acțiune a masei la echilibrul de disociere a electroliților (1):
K = () / ,
unde KA este concentrația de echilibru a electrolitului și sunt concentrațiile de echilibru ale ionilor săi (vezi Echilibrul chimic). K nu depinde de concentrare. Depinde de natura electrolitului, solvent și temperatură. Pentru electroliții slabi, cu cât K (constanta de disociere) este mai mare, cu atât electrolitul este mai puternic, cu atât mai mulți ioni în soluție.
Electroliții puternici nu au constante de disociere. Formal, ele pot fi calculate, dar nu vor fi constante atunci când concentrația se schimbă.
Disocierea electrolitică este procesul de descompunere a unei substanțe (care este un electrolit), de obicei în apă, în ioni care sunt liberi să se miște.
Acizii din soluțiile apoase sunt capabili să se disocieze în ioni de hidrogen încărcați pozitiv (H+) și reziduuri acide încărcate negativ (de exemplu, Cl-, SO42-, NO3-). Primii se numesc cationi, cei din urmă anioni. Gustul acru al soluțiilor tuturor acizilor se datorează tocmai ionilor de hidrogen.
Moleculele de apă sunt polare. Cu polii lor încărcați negativ, ei atrag atomii de hidrogen ai acidului spre ei înșiși, în timp ce alte molecule de apă atrag reziduurile acide la sine cu polii lor încărcați pozitiv. Dacă în molecula acidă legătura dintre hidrogen și reziduul acid nu este suficient de puternică, atunci se rupe, în timp ce electronul atomului de hidrogen rămâne la reziduul acid.
În soluțiile de acizi puternici, aproape toate moleculele se disociază în ioni. În acizii slabi, disocierea se desfășoară mai slab și, odată cu aceasta, se derulează procesul invers - asociere - atunci când ionii reziduului de acid și hidrogenul formează o legătură și din nou se obține o moleculă de acid neutră din punct de vedere electric. Prin urmare, în ecuațiile de disociere, adesea pentru acizii tari, se folosește un semn egal sau o săgeată unidirecțională, iar pentru acizii slabi, săgeți multidirecționale, subliniind astfel că procesul merge în ambele direcții.
Electroliții puternici includ acid clorhidric (HCl), acid sulfuric (H2SO4), acid azotic (HNO3), etc. Electroliții slabi includ fosforici (H3PO4), azotos (HNO2), siliciu (H2SiO3). ) și etc.
O moleculă de acid monobazic (HCl, HNO3, HNO2 etc.) se poate disocia doar într-un ion de hidrogen și un ion rezidual de acid. Astfel, disocierea lor decurge întotdeauna într-un singur pas.
Moleculele de acizi polibazici (H 2 SO 4 , H 3 PO 4 etc.) se pot disocia în mai multe etape. În primul rând, un ion de hidrogen este separat de ei, ca urmare, rămâne un hidroanion (de exemplu, ionul HSO4 - - hidrosulfat). Aceasta este prima etapă a disocierii. Mai mult, al doilea ion de hidrogen poate fi desprins, ca rezultat, va rămâne doar restul acid (SO42-). Aceasta este a doua etapă de disociere.
Astfel, numărul de trepte de disociere electrolitică depinde de bazicitatea acidului (numărul de atomi de hidrogen din acesta).
Disocierea trece cel mai ușor prin prima etapă. Cu fiecare pas următor, disocierea scade. Motivul pentru aceasta este că este mai ușor să detașați un ion de hidrogen încărcat pozitiv dintr-o moleculă neutră decât dintr-o moleculă încărcată negativ. După prima etapă, ionii de hidrogen rămași sunt mai puternic atrași de reziduul acid, deoarece are o sarcină negativă mai mare.
Prin analogie cu acizii, bazele se disociază și în ioni. În acest caz, se formează cationi metalici și anioni hidroxid (OH -). În funcție de numărul de grupări hidroxid din moleculele de bază, disocierea poate avea loc și în mai multe etape.
În disocierea acizilor, rolul cationilor îl joacă ioni de hidrogen(H +), nu se formează alți cationi în timpul disocierii acizilor:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Ionii de hidrogen sunt cei care conferă acizilor proprietățile lor caracteristice: gust acru, colorarea roșie a indicatorului și așa mai departe.
Ionii negativi (anionii) separați dintr-o moleculă de acid sunt reziduu acid.
Una dintre caracteristicile disocierii acizilor este bazicitatea lor - numărul de ioni de hidrogen conținut într-o moleculă de acid care se poate forma în timpul disocierii:
- acizi monobazici: HCI, HF, HNO3;
- acizi dibazici: H2S04, H2C03;
- acizi tribazici: H3PO4.
Procesul de separare a cationilor de hidrogen din acizii polibazici are loc în etape: mai întâi se desprinde un ion de hidrogen, apoi altul (al treilea).
Disocierea treptată a acidului dibazic:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Disocierea treptată a unui acid tribazic:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
În disocierea acizilor polibazici, cel mai înalt grad de disociere se încadrează în prima etapă. De exemplu, la disocierea acidului fosforic, gradul de disociere al primei etape este de 27%; al doilea - 0,15%; a treia - 0,005%.
Disocierea bazelor
În disocierea bazelor, rolul anionilor este jucat de ioni de hidroxid(OH -), nu se formează alți anioni în timpul disocierii bazelor:
NaOH ↔ Na + + OH -
Aciditatea bazei este determinată de numărul de ioni de hidroxid formați în timpul disocierii unei molecule de bază:
- baze simple acide - KOH, NaOH;
- baze diacide - Ca (OH) 2;
- baze triacide - Al (OH) 3.
Bazele poliacide se disociază, prin analogie cu acizii, tot în etape - în fiecare etapă, un ion hidroxid este separat:
Unele substanțe, în funcție de condiții, pot acționa atât ca acizi (se disociază cu eliminarea cationilor de hidrogen), cât și ca baze (se disociază cu eliminarea ionilor de hidroxid). Astfel de substanțe sunt numite amfoter(vezi Reacții acido-bazice).
Disocierea Zn(OH)2 ca bază:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Disocierea Zn(OH)2 ca acizi:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Disocierea sării
Sărurile se disociază în apă în anioni de reziduuri acide și cationi ai metalelor (sau alți compuși).
Clasificarea disocierii sării:
- Săruri normale (medii). obținut prin înlocuirea completă simultană a tuturor atomilor de hidrogen din acid cu atomi de metal - aceștia sunt electroliți puternici, complet disociați în apă cu formarea catoinelor metalice și a unui singur reziduu acid: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Săruri acide conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un rest acid, încă unul (mai mulți) atomi de hidrogen - se disociază treptat cu formarea de cationi metalici, anioni ai unui reziduu acid și a unui cation de hidrogen: NaHCO 3 , KH 2 PO 4 , NaH2P04.
- Săruri de bază conțin în compoziția lor, pe lângă atomi de metal și un rest acid, încă o (mai multe) grupări hidroxil - se disociază cu formarea de cationi metalici, anioni ai unui reziduu acid și a unui ion hidroxid: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH) CI.
- săruri duble se obtin prin inlocuirea simultana a atomilor de hidrogen din acid cu atomi de diferite metale: KAl(SO 4) 2.
- săruri amestecate se disociază în cationi metalici și anioni ai mai multor resturi acide: CaClBr.
