Електролити и неелектролити
От уроците по физика е известно, че разтворите на някои вещества са способни да провеждат електрически ток, докато други не са.
Наричат се вещества, чиито разтвори провеждат електрически ток електролити.
Веществата, чиито разтвори не провеждат електрически ток, се наричат неелектролити. Например, разтвори на захар, алкохол, глюкоза и някои други вещества не провеждат електричество.
Електролитна дисоциация и асоциация
Защо електролитните разтвори провеждат електрически ток?
Шведският учен С. Арениус, изучавайки електрическата проводимост на различни вещества, през 1877 г. стига до извода, че причината за електрическата проводимост е наличието в разтвора йони, които се образуват при разтваряне на електролит във вода.
Процесът на разпадане на електролита на йони се нарича електролитна дисоциация.
С. Арениус, който се придържаше към физическата теория на разтворите, не отчиташе взаимодействието на електролита с водата и вярваше, че в разтворите има свободни йони. За разлика от това, руските химици И. А. Каблуков и В. А. Кистяковски прилагат химическата теория на Д. И. Менделеев, за да обяснят електролитната дисоциация и доказват, че когато електролитът се разтваря, възниква химично взаимодействие на разтвореното вещество с вода, което води до образуването на хидрати, а след това те се дисоциират на йони. Те вярваха, че разтворите съдържат не свободни, не „голи“ йони, а хидратирани, тоест „облечени в палто“ от водни молекули.
Водните молекули са диполи(два полюса), тъй като водородните атоми са разположени под ъгъл от 104,5 °, поради което молекулата има ъглова форма. Молекулата на водата е показана схематично по-долу.
По правило веществата се дисоциират най-лесно с йонна връзкаи съответно с йонна кристална решетка, тъй като те вече се състоят от готови йони. Когато се разтворят, водните диполи са ориентирани с противоположно заредени краища около положителните и отрицателните йони на електролита.
Между електролитни йони и водни диполи възникват взаимни сили на привличане. В резултат на това връзката между йоните отслабва и йоните се преместват от кристала към разтвора. Очевидно е, че последователността от процеси, протичащи по време на дисоциацията на вещества с йонни връзки (соли и основи), ще бъде както следва:
1) ориентация на водните молекули (диполи) в близост до йоните на кристала;
2) хидратация (взаимодействие) на водни молекули с йони на повърхностния слой на кристала;
3) дисоциация (разпадане) на електролитния кристал в хидратирани йони.
Опростените процеси могат да бъдат отразени с помощта на следното уравнение:
Електролитите, чиито молекули имат ковалентна връзка (например молекулите на хлороводорода HCl, вижте по-долу), дисоциират по подобен начин; само в този случай под въздействието на водни диполи настъпва трансформацията на ковалентна полярна връзка в йонна; Последователността на процесите, протичащи в този случай, ще бъде следната:
1) ориентация на водните молекули около полюсите на електролитните молекули;
2) хидратация (взаимодействие) на водни молекули с електролитни молекули;
3) йонизация на електролитни молекули (превръщане на ковалентна полярна връзка в йонна);
4) дисоциация (разпадане) на електролитни молекули в хидратирани йони.
По опростен начин процесът на дисоциация на солна киселина може да бъде отразен с помощта на следното уравнение:
Трябва да се има предвид, че в електролитни разтвори хаотично движещите се хидратирани йони могат да се сблъскат и рекомбинират един с друг. Този обратен процес се нарича асоциация. Асоциацията в разтворите се извършва паралелно с дисоциацията, поради което знакът за обратимост се поставя в уравненията на реакцията.
Свойствата на хидратираните йони се различават от тези на нехидратираните йони. Например нехидратираният меден йон Cu 2+ е бял в безводни кристали на меден (II) сулфат и има син цвят, когато е хидратиран, т.е. свързан с водни молекули Cu 2+ nH 2 O. Хидратираните йони имат както постоянен, така и променлив брой на водни молекули.
Степен на електролитна дисоциация
В електролитните разтвори, заедно с йони, има и молекули. Следователно се характеризират електролитни разтвори степен на дисоциация, което се обозначава с гръцката буква а („алфа“).
Това е отношението на броя на частиците, разбити на йони (N g) към общия брой разтворени частици (N p).
Степента на електролитна дисоциация се определя експериментално и се изразява във фракции или проценти. Ако a = 0, тогава няма дисоциация и ако a = 1 или 100%, тогава електролитът напълно се разпада на йони. Различните електролити имат различна степен на дисоциация, т.е. степента на дисоциация зависи от природата на електролита. Зависи и от концентрацията: с разреждането на разтвора степента на дисоциация се увеличава.
Според степента на електролитна дисоциация електролитите се делят на силни и слаби.
Силни електролити- това са електролити, които при разтваряне във вода почти напълно се дисоциират на йони. За такива електролити степента на дисоциация клони към единица.
Силните електролити включват:
1) всички разтворими соли;
2) силни киселини, например: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;
3) всички алкали, например: NaOH, KOH.
Слаби електролити- това са електролити, които при разтваряне във вода почти не се дисоциират на йони. За такива електролити степента на дисоциация клони към нула.
Слабите електролити включват:
1) слаби киселини - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;
2) воден разтвор на амоняк NH3H2O;
4) някои соли.
Константа на дисоциация
В разтвори на слаби електролити, поради непълната им дисоциация, динамично равновесие между недисоциирани молекули и йони. Например за оцетна киселина:
Можете да приложите закона за действието на масите към това равновесие и да запишете израза за равновесната константа:
Константата на равновесие, характеризираща процеса на дисоциация на слаб електролит, се нарича константа на дисоциация.
Константата на дисоциация характеризира способността на електролита (киселина, основа, вода) дисоциират на йони. Колкото по-голяма е константата, толкова по-лесно електролитът се разпада на йони, следователно, толкова по-силен е той. Стойностите на константите на дисоциация за слаби електролити са дадени в справочници.
Основни принципи на теорията на електролитната дисоциация
1. Когато се разтворят във вода, електролитите се дисоциират (разпадат) на положителни и отрицателни йони.
йоние една от формите на съществуване на химически елемент. Например атомите на натриев метал Na 0 енергично взаимодействат с вода, образувайки алкали (NaOH) и водород H 2, докато натриевите йони Na + не образуват такива продукти. Хлорът Cl 2 има жълто-зелен цвят и остра миризма и е отровен, докато хлорните йони Cl са безцветни, нетоксични и без мирис.
йони- това са положително или отрицателно заредени частици, в които атоми или групи от атоми на един или повече химични елементи се трансформират в резултат на даряването или добавянето на електрони.
В разтворите йоните се движат произволно в различни посоки.
Според състава си йоните се делят на просто- Cl - , Na + и комплекс-NH4+, SO2-.
2. Причината за дисоциацията на електролита във водни разтвори е неговата хидратация, т.е. взаимодействието на електролита с водните молекули и разкъсването на химичната връзка в него.
В резултат на това взаимодействие се образуват хидратирани йони, т.е. свързани с водни молекули. Следователно, според наличието на водна обвивка, йоните се разделят на хидратиран(в разтвори и кристални хидрати) и нехидратиран(в безводни соли).
3. Под въздействието на електрически ток положително заредените йони се придвижват към отрицателния полюс на източника на ток - катода и затова се наричат катиони, а отрицателно заредените йони се придвижват към положителния полюс на източника на ток - анода и затова се наричат аниони .
Следователно има друга класификация на йони - според знака на техния заряд.
Сумата от зарядите на катионите (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) е равна на сумата от зарядите на анионите (Cl -, OH -, SO 4 2-), в резултат на което електролитните разтвори (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) остават електрически неутрални.
4. Електролитната дисоциация е обратим процес за слабите електролити.
Заедно с процеса на дисоциация (разпадане на електролита на йони) протича и обратният процес - асоциация(комбинация от йони). Следователно в уравненията на електролитната дисоциация вместо знака за равенство се използва знакът за обратимост, например:
5. Не всички електролити се дисоциират на йони в същата степен.
Зависи от естеството на електролита и неговата концентрация. Химичните свойства на електролитните разтвори се определят от свойствата на йоните, които те образуват по време на дисоциацията.
Свойствата на слабите електролитни разтвори се определят от образуваните в процеса на дисоциация молекули и йони, които са в динамично равновесие помежду си.
Миризмата на оцетна киселина се дължи на наличието на молекули CH 3 COOH, киселият вкус и промяната на цвета на индикаторите са свързани с наличието на H + йони в разтвора.
Свойствата на разтворите на силни електролити се определят от свойствата на йоните, които се образуват по време на тяхната дисоциация.
Например, общите свойства на киселините, като кисел вкус, промени в цвета на индикаторите и т.н., се дължат на наличието на водородни катиони (по-точно оксониеви йони H 3 O +) в техните разтвори. Общите свойства на алкалите, като сапуненост на допир, промени в цвета на индикаторите и др., са свързани с наличието на хидроксидни йони OH - в техните разтвори, а свойствата на солите са свързани с разлагането им в разтвор на метални (или амониеви) катиони и аниони на киселинни остатъци.
Според теорията на електролитната дисоциация всички реакции във водни разтвори на електролити са реакции между йони. Това обяснява високата скорост на много химични реакции в електролитни разтвори.
Реакциите, протичащи между йони, се наричат йонни реакции, а уравненията на тези реакции са йонни уравнения.
Йонообменни реакции във водни разтвори могат да възникнат:
1. Необратимо, до края.
2. Реверсивна, тоест да тече едновременно в две противоположни посоки. Реакциите на обмен между силни електролити в разтвори протичат до завършване или са практически необратими, когато йоните се комбинират един с друг, за да образуват вещества:
а) неразтворими;
б) ниско дисоцииращи (слаби електролити);
в) газообразен.
Ето няколко примера за молекулярни и съкратени йонни уравнения:
Реакцията е необратима, тъй като един от неговите продукти е неразтворимо вещество.
Реакцията на неутрализация е необратима, защото се образува слабо дисоцииращо вещество – вода.
Реакцията е необратима, тъй като се образува газ CO 2 и слабо дисоцииращо вещество – вода.
Ако сред изходните вещества и сред продуктите на реакцията има слаби електролити или слабо разтворими вещества, тогава такива реакции са обратими, т.е. те не протичат докрай.
При обратими реакции равновесието се измества към образуването на най-малко разтворими или най-малко дисоциирани вещества.
Например:
Равновесието се измества към образуването на по-слаб електролит - H 2 O. Такава реакция обаче няма да продължи докрай: в разтвора остават недисоциирани молекули на оцетна киселина и хидроксидни йони.
Ако изходните вещества са силни електролити, които при взаимодействие не образуват неразтворими или леко дисоцииращи вещества или газове, тогава такива реакции не възникват: когато разтворите се смесват, се образува смес от йони.
Справочен материал за полагане на теста:
Менделеевата таблица
Таблица за разтворимост
Разтворът е твърда или течна хомогенна система, състояща се от два или повече компонента, чиито относителни количества могат да варират в широки граници.
Най-важният вид разтвори са водните разтвори, които са важни за индустрията и за осигуряване на биохимичните процеси в природата.
Хомогенността на разтворите ги прави подобни на химичните съединения, променливостта на състава ги доближава до механичните смеси, така че можем да кажем, че разтворите заемат междинно положение между механичните смеси и химичните съединения.
Образуването на водни разтвори е придружено от промяна на електрическия момент на дипола на водната молекула, тяхната пространствена преориентация и разкъсване на водородните връзки.
Неелектролитните молекули образуват големи кухини в структурата на водата; енергията, необходима за тяхното образуване, се освобождава, когато водородните връзки между водните молекули се разкъсат.
Образуването на такива структури е придружено от отделяне на топлина, тъй като енергията на взаимодействие между неелектролитни и водни молекули е по-голяма от енергията на взаимодействие между водните молекули. Като насърчава разрушаването на водната структура, образуването на хидрати води до повишаване на точката на замръзване на разтвора. Газохидратният метод за обезсоляване на вода се основава на това свойство на водни разтвори на неелектролити (пример за образуване на хидрати в газови кладенци и газопроводи).
Когато неполярни, доста големи, неелектролитни молекули навлязат във вода, водородните връзки между водните молекули се разрушават и не се образуват нови връзки с разтвореното вещество, следователно такива съединения не се разтварят във вода (дълговерижни въглеводороди).
Във водни разтвори на електролити възниква йонна хидратация, която се състои от взаимодействието на нейните йони с водните молекули и образуването на хидратационни черупки около тях, както и промяна в термичното движение на водните молекули.
При ниски концентрации на електролит във воден разтвор могат да останат участъци от вода с ненарушена структура. В концентрираните разтвори на електролити няма свободен разтворител - всичко е в зоната на действие на йони, следователно свойствата на разредените и концентрираните разтвори на едно и също вещество са различни.
Разтворите с концентрация на електролита над 2 mol/l приличат по структура на разтопен електролитен кристал. Ако в разредените разтвори структурата на водата е нарушена от електролитни йони, тогава концентрираните разтвори могат да бъдат представени като електролит, чиято структура е нарушена от разтворителя.
Пример за взаимодействие на електролитни йони с вода е електрострикция - намаляване на общия обем на разтворителя и електролита при взаимно смесване.
Продуктите от взаимодействието между разтворителя и разтворените вещества са солвати , а процесът на образуването им се нарича хидратация.
Специален случай на солватация е хидратация - взаимодействие на разтворените вещества с водата, в резултат на което се образуват хидрати. Молекулите на водата не се разрушават по време на хидратация, но хидратите са предимно нестабилни, но някои от тях са в състояние да задържат вода дори в твърдо кристално състояние, например солта на Глаубер Na 2 SO 4 10 H 2 O, меден сулфат Cu SO 4 5 H 2 O, железен витриол FeSO 4 7H 2 O. Такива вещества се наричат кристални хидрати. Хидратите се различават по своите свойства от безводните съединения.
Разтворът е хомогенна система, състояща се от две или повече вещества, чието съдържание може да се променя в определени граници, без да се нарушава хомогенността.
водаРешенията се състоят от вода(разтворител) и разтворено вещество.Състоянието на веществата във воден разтвор, ако е необходимо, се обозначава с долен индекс (p), например KNO 3 в разтвор - KNO 3 (p).
Често се наричат разтвори, които съдържат малко количество разтворено вещество разредени разтвори с високо съдържание на разтворени вещества - концентриран.Нарича се разтвор, в който е възможно по-нататъшно разтваряне на вещество ненаситении разтвор, в който дадено вещество престава да се разтваря при дадени условия, е наситен.Последният разтвор винаги е в контакт (в хетерогенно равновесие) с неразтворено вещество (един кристал или повече).
При специални условия, например при внимателно (без разбъркване) охлаждане на горещ ненаситен разтвор твърдовещества, които могат да образуват пренаситенрешение. Когато се въведе кристал от вещество, такъв разтвор се разделя на наситен разтвор и утайка от веществото.
В съответствие със химическа теория на разтворитеД. И. Менделеев, разтварянето на вещество във вода се придружава, първо, от унищожаванехимични връзки между молекулите (междумолекулни връзки в ковалентните вещества) или между йони (в йонните вещества), като по този начин частиците на веществото се смесват с вода (при което се разрушават и някои от водородните връзки между молекулите). Разкъсването на химическите връзки възниква поради топлинната енергия на движение на водните молекули и това се случва ценаенергия под формата на топлина.
Второ, веднъж попаднали във вода, частиците (молекули или йони) на веществото се подлагат на хидратация.Като резултат, хидратира– съединения с неопределен състав между частици на вещество и водни молекули (вътрешният състав на самите частици на веществото не се променя при разтваряне). Този процес е придружен подчертаванеенергия под формата на топлина поради образуването на нови химични връзки в хидратите.
Като цяло решението е едно от двете изстива(ако консумацията на топлина надвишава нейното освобождаване) или се нагрява (в противен случай); понякога - ако вложената топлина и нейното отделяне са равни - температурата на разтвора остава непроменена.
Много хидрати се оказват толкова стабилни, че не се срутват дори когато разтворът се изпари напълно. Така са известни твърди кристални хидрати на солите CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl (SO 4) 2 12H 2 O и др.
Съдържанието на вещество в наситен разтвор при T= const количествено характеризира разтворимостот това вещество. Разтворимостта обикновено се изразява като масата на разтвореното вещество на 100 g вода, например 65,2 g KBr/100 g H 2 O при 20 °C. Следователно, ако 70 g твърд калиев бромид се добавят към 100 g вода при 20 °C, тогава 65,2 g сол ще отидат в разтвор (който ще бъде наситен), а 4,8 g твърд KBr (излишък) ще остане при дъното на чашата.
Трябва да се помни, че съдържанието на разтворено вещество в богатрешение равно на, В ненаситенирешение по-малкои в пренаситенрешение Повече ▼неговата разтворимост при дадена температура. Така разтвор, приготвен при 20 °C от 100 g вода и натриев сулфат Na 2 SO 4 (разтворимост 19,2 g/100 g H 2 O), съдържащ
15,7 g сол – ненаситена;
19,2 g сол - наситен;
20.3 g сол – пренаситена.
Разтворимостта на твърдите вещества (Таблица 14) обикновено се увеличава с повишаване на температурата (KBr, NaCl) и само за някои вещества (CaSO 4, Li 2 CO 3) се наблюдава обратното.
Разтворимостта на газовете намалява с повишаване на температурата и се увеличава с повишаване на налягането; например при налягане 1 atm разтворимостта на амоняка е 52,6 (20 °C) и 15,4 g/100 g H2O (80 °C), а при 20 °C и 9 atm е 93,5 g/100 g H2O.
В съответствие със стойностите на разтворимост се разграничават веществата:
– силно разтворим,чиято маса в наситен разтвор е сравнима с масата на водата (например KBr - при 20 °C разтворимост 65,2 g/100 g H 2 O; 4,6 M разтвор), те образуват наситени разтвори с моларност над 0,1 М;
– слабо разтворим,чиято маса в наситен разтвор е значително по-малка от масата на водата (например CaSO 4 - при 20 °C разтворимост 0,206 g/100 g H 2 O; 0,015 M разтвор), те образуват наситени разтвори с моларност 0,1– 0,001 М;
– практически неразтворим,чиято маса в наситен разтвор е незначителна в сравнение с масата на разтворителя (например AgCl - при 20 °C разтворимост 0,00019 g на 100 g H 2 O; 0,0000134 M разтвор), те образуват наситени разтвори с моларност по-малка от 0,001 М.
Съставен въз основа на референтни данни таблица за разтворимостобикновени киселини, основи и соли (Таблица 15), което показва вида на разтворимостта, отбелязват се вещества, неизвестни на науката (не са получени) или напълно разградени от вода.
Конвенции, използвани в таблицата:
“r” – силно разтворимо вещество
“m” – слабо разтворимо вещество
“n” – практически неразтворимо вещество
“-” – веществото не е получено (не съществува)
“” – веществото се смесва с вода неограничено
Забележка. Тази таблица съответства на приготвянето на наситен разтвор при стайна температура чрез добавяне на веществото (в подходящо агрегатно състояние) към вода. Трябва да се има предвид, че получаването на утаяване на слабо разтворими вещества чрез йонообменни реакции не винаги е възможно (за повече подробности вижте 13.4).
13.2. Електролитна дисоциация
Разтварянето на всяко вещество във вода е придружено от образуването на хидрати. Ако в същото време не настъпят промени във формулата в частиците на разтвореното вещество в разтвора, тогава такива вещества се класифицират като неелектролити.Те са например газ азот N 2, течност хлороформ CHCI3, твърдо вещество захароза C 12 H 22 O 11, които във воден разтвор съществуват под формата на хидрати на техните молекули.
Има много известни вещества (в общата форма MA), които след разтваряне във вода и образуване на хидрати на молекули MA nH 2 O претърпяват значителни промени във формулата. В резултат на това в разтвора се появяват хидратирани йони - катиони M + nH 2 O и аниони A nH 2 O:
Такива вещества се класифицират като електролити.
Процесът на поява на хидратирани йони във воден разтворНаречен електролитна дисоциация(С. Арениус, 1887).
Електролитна дисоциация йонникристални вещества (M +)(A -) във водата е необратимреакция:
Такива вещества принадлежат към силни електролитите включват много основи и соли, например:
Електролитна дисоциация на МА вещества, състоящи се от поляренковалентни молекули е обратимиреакция:
Такива вещества се класифицират като слаби електролити; те включват много киселини и някои основи, например:
В разредените водни разтвори на слаби електролити винаги ще открием както оригиналните молекули, така и продуктите на тяхната дисоциация - хидратирани йони.
Количествената характеристика на електролитната дисоциация се нарича степен на дисоциацияи е посочено? , Винаги? > 0.
За силенелектролити? = 1 по дефиниция (дисоциацията на такива електролити е пълна).
За слабна електролитите степента на дисоциация е съотношението на моларната концентрация на дисоциираното вещество (c d) към общата концентрация на веществото в разтвор (c):
Степента на дисоциация е част от единица или 100%. За слаби електролити? « От 1 (100%).
За слаби киселини H n И степента на дисоциация при всяка следваща стъпка рязко намалява в сравнение с предишната:
Степента на дисоциация зависи от природата и концентрацията на електролита, както и от температурата на разтвора; расте с намаляванеконцентрацията на веществото в разтвора (т.е. когато разтворът е разреден) и кога отопление.
IN разреденрешения силни киселини H n A техните хидроаниони H n-1 A не съществуват, например:
б концентриранВ разтворите съдържанието на хидроаниони (и дори оригиналните молекули) става забележимо:
(невъзможно е да се обобщят уравненията за етапите на обратима дисоциация!). При нагряване на стойностите? 1 и? 2, което насърчава протичането на реакции, включващи концентрирани киселини.
Киселините са електролити, които при дисоциация доставят водородни катиони във воден разтвор и не образуват други положителни йони:
често срещани силни киселини:
В разреден воден разтвор (условно до 10% или 0,1 моларен) тези киселини се дисоциират напълно. За силни киселини H n A списъкът включва техните хидроаниони(аниони на киселинни соли), също дисоцииращи напълно при тези условия.
често срещани слаби киселини:
Базите са електролити, които, когато се дисоциират, доставят хидроксидни йони към воден разтвор и не образуват други отрицателни йони:
Дисоциация трудно разтворимосновите Mg(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Mn(OH) 2 , Fe(OH) 2 и други нямат практическо значение.
ДА СЕ силенпричини ( алкали) включват NaOH, KOH, Ba(OH) 2 и някои други. Най-известната слаба основа е амонячен хидрат NH3H2O.
Средните соли са електролити, които при дисоциация доставят всички катиони с изключение на H + и всякакви аниони с изключение на OH - във воден разтвор:
Говорим само за силно разтворими соли. Дисоциация трудно разтворими практически неразтворимсолите нямат значение.
Разграничете по подобен начин двойни соли:
Киселинни соли(повечето от тях са разтворими във вода) се дисоциират напълно според вида на средните соли:
Получените хидроаниони от своя страна са изложени на вода:
а) ако хидроанионът принадлежи към силенкиселина, тогава самата тя също се дисоциира напълно:
и пълното уравнение на дисоциация ще бъде написано като:
(разтворите на такива соли задължително ще бъдат киселинни, както и разтворите на съответните киселини);
б) ако хидроанионът принадлежи към слабкиселина, тогава нейното поведение във вода е двойно – или непълна дисоциация като слаба киселина:
или взаимодействие с вода (наречена обратима хидролиза):
В? 1 > ? 2 преобладава дисоциацията (и солният разтвор ще бъде кисел), а при? 1 > ? 2 – хидролиза (и солевият разтвор ще бъде алкален). Така разтворите на соли с аниони HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - и HSeO 3 - ще бъдат киселинни, разтворите на соли с други аниони (повечето от тях) ще бъдат алкални. С други думи, наименованието „киселинни“ за соли с по-голямата част от хидроаниони не означава, че тези аниони ще се държат като киселини в разтвор (хидролизата на хидроаниони и изчисляването на съотношението между α1 и α2 се изучават само в гимназията).
Основенсолите MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 и други са предимно практически неразтворими във вода и е невъзможно да се обсъжда тяхното поведение във воден разтвор.
13.3. Дисоциация на водата. Среден разтвор
Самата вода е много слабелектролит:
Концентрациите на Н + катиона и ОН - аниона в чиста вода са много малки и възлизат на 1 10 -7 mol/l при 25 °C.
Водородният катион Н + е най-простото ядро - протон p +(електронната обвивка на катиона Н + е празна, 1s 0). Свободният протон има висока подвижност и проникваща способност; заобиколен от полярни H 2 O молекули, той не може да остане свободен. Протонът веднага се свързва с водната молекула:
В това, което следва, за простота, обозначението H + се запазва (но H 3 O + се подразбира).
Видове среда на воден разтвор:
За вода при стайна температура имаме:
следователно в чиста вода:
Това равенство е вярно и за водни разтвори:
Практическата pH скала съответства на диапазона 1-13 (разредени разтвори на киселини и основи):
В практически неутрална среда с pH = 6–7 и pH = 7–8, концентрацията на H + и OH - е много малка (1 10 -6 – 1 10 -7 mol/l) и е почти равна на концентрацията от тези йони в чиста вода. Разглеждат се такива разтвори на киселини и основи изключителноразредени (съдържат много малко вещество).
За да установите практически вида на средата на водните разтвори, използвайте показатели– вещества, които придават характерен цвят на неутрални, киселинни и/или алкални разтвори.
Обичайните индикатори в лабораторията са лакмус, метилоранж и фенолфталеин.
Става метилоранж (индикатор за кисела среда). розовов силно кисел разтвор (Таблица 16), фенолфталеин (индикатор за алкална среда) - пурпурен в силно алкален разтвор и лакмус се използва във всички среди.
13.4. Йонообменни реакции
В разредени разтвори на електролити (киселини, основи, соли) химичните реакции обикновено протичат с участието йони. В този случай всички елементи на реагентите могат да запазят степента си на окисление ( обменни реакции)или ги смени ( редокс реакции).Примерите, дадени по-долу, се отнасят до обменни реакции (за протичането на редокс реакции вижте раздел 14).
В съответствие със Правилото на Бертолейонните реакции протичат практически необратимо, ако се образуват твърди, слабо разтворими вещества(те се утаяват) силно летливи вещества(отделят се като газове) или разтворими вещества – слаби електролити(включително вода). Йонните реакции са представени чрез система от уравнения - молекулярен, пъленИ къс йонен.Пълните йонни уравнения са пропуснати по-долу (на читателя се препоръчва да ги състави сам).
Когато пишете уравнения за йонни реакции, трябва да се ръководите от таблицата за разтворимост (вижте таблица 8).
Примериреакции с утаяване:
внимание!Умерено разтворимите („m“) и практически неразтворимите („n“) соли, посочени в таблицата за разтворимост (вижте таблица 15), се утаяват точно както са представени в таблицата (CaF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO 4 v и др.).
В табл 15 не е посочено карбонати– средни соли с CO 3 2- анион. Моля, имайте предвид, че:
1) K 2 CO 3, (NH 4) 2 CO 3 и Na 2 CO 3 са разтворими във вода;
2) Ag 2 CO 3, BaCO 3 и CaCO 3 са практически неразтворими във вода и се утаяват като такива, например:
3) соли на други катиони, като MgCO 3, CuCO 3, FeCO 3, ZnCO 3 и други, въпреки че са неразтворими във вода, не се утаяват от воден разтвор по време на йонни реакции (т.е. не могат да бъдат получени по този начин).
Например железен (II) карбонат FeCO 3, получен „сух“ или взет под формата на минерал сидерит,когато се добави към вода, той се утаява без видимо взаимодействие. Въпреки това, когато се опитате да го получите чрез обменна реакция в разтвор между FeSO 4 и K 2 CO 3, се утаява утайка от основната сол (условният състав е даден, на практика съставът е по-сложен) и въглеродният диоксид е пуснат:
Подобно на FeCO 3, сулфидхром (III) Cr 2 S 3 (неразтворим във вода) не се утаява от разтвора:
В табл 15 също не посочва соли, които разграждат севода - сулфидалуминий Al 2 S 3 (както и BeS) и ацетатхром (III) Cr(CH3COO)3:
Следователно, тези соли също не могат да бъдат получени чрез реакция на обмен в разтвор:
(при последната реакция съставът на утайката е по-сложен; такива реакции се изучават по-подробно във висшето образование).
Примериреакции с отделяне на газ:
Примериреакции с образуване на слаби електролити:
Ако реагентите и продуктите на реакцията на обмен не са силни електролити, йонната форма на уравнението отсъства, например:
13.5. Хидролиза на соли
Хидролизата на солта е взаимодействието на нейните йони с вода, което води до появата на кисела или алкална среда, но не е придружено от образуване на утайка или газ (по-долу говорим за средни соли).
Процесът на хидролиза протича само с участието разтворимсоли и се състои от два етапа:
1) дисоциациясоли в разтвор - необратимреакция (степен на дисоциация? = 1 или 100%);
2) всъщност хидролиза,взаимодействието на солните йони с водата, – обратимиреакция (степен на хидролиза?< 1, или 100 %).
Уравнения от 1-ви и 2-ри етап - първото от тях е необратимо, второто е обратимо - не можете да ги събирате!
Имайте предвид, че солите, образувани от катиони алкалии аниони силенкиселините не се подлагат на хидролиза; те се дисоциират само когато се разтворят във вода. В разтвори на соли KCl, NaNO 3, Na 2 SO 4 и BaI 2 околната среда неутрален.
В случай на взаимодействие анион хидролиза на солта при аниона.
Дисоциацията на солта KNO 2 се извършва напълно, хидролизата на аниона NO 2 се извършва в много малка степен (за 0,1 М разтвор - с 0,0014%), но това е достатъчно, за да стане разтворът алкален(сред продуктите на хидролизата има ОН - йон), има рН = 8,14.
Анионите претърпяват само хидролиза слабкиселини (в този пример, нитритният йон NO 2 - съответстващ на слабата азотиста киселина HNO 2). Анионът на слаба киселина привлича присъстващия във водата водороден катион и образува молекула на тази киселина, докато хидроксидният йон остава свободен:
Списък на хидролизирани аниони:
Моля, обърнете внимание, че в примери (c – e) не можете да увеличите броя на водните молекули и вместо хидроаниони (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) напишете формулите на съответните киселини (H 2 CO 3, H 3 PO4, H2S). Хидролизата е обратима реакция и не може да продължи „до края“ (до образуването на киселина H n A).
Ако такава нестабилна киселина като H 2 CO 3 се образува в разтвор на нейната сол Na 2 CO 3, тогава газът CO 2 ще се освободи от разтвора (H 2 CO 3 = CO 2 v + H 2 O). Въпреки това, когато содата се разтвори във вода, се образува прозрачен разтвор без отделяне на газ, което е доказателство за непълна хидролиза на аниона CO|. с появата в разтвора само на хидроаниона на въглеродната киселина HCOg.
Степента на хидролиза на сол чрез анион зависи от степента на дисоциация на хидролизния продукт - киселина (HNO 2, HClO, HCN) или нейния хидроанион (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); колкото по-слаба е киселината, толкова по-висока е степента на хидролиза.Например CO 3 2-, PO 4 3- и S 2- йони се подлагат на хидролиза в по-голяма степен (в 0,1 М разтвори ~ 5%, 37% и 58%, съответно), отколкото NO 2 йон, тъй като дисоциацията на H 2 CO 3 и H 2 S във 2-ри етап и H 3 PO 4 в 3-ти етап (т.е. дисоциацията на HCO 3 -, HS - и HPO 4 2- йони) се случва значително по-малко от дисоциацията на киселината HNO 2 . Следователно ще бъдат разтвори, например Na 2 CO 3, K 3 PO 4 и BaS силно алкална(което е лесно да се провери от сапунеността на содовия разтвор на допир). Излишъкът от ОН йони в разтвор може лесно да се открие с индикатор или да се измери със специални устройства (рН метри).
Ако алуминият се добави към концентриран разтвор на сол, която е силно хидролизирана от аниона, например Na 2 CO 3 , тогава последният (поради амфотерност) ще реагира с OH -
и ще се наблюдава отделяне на водород. Това е допълнително доказателство за хидролизата на CO 3 2- йона (в края на краищата, ние не добавихме основа на NaOH към разтвора на Na 2 CO 3!).
В случай на взаимодействие катионразтворена сол с вода процесът се нарича хидролиза на сол чрез катион:
Дисоциацията на солта Ni (NO 3) 2 се извършва напълно, хидролизата на катиона Ni 2+ се извършва в много малка степен (за 0,1 М разтвор - с 0,001%), но това е достатъчно, за да стане разтворът кисело(Н+ йон присъства сред продуктите на хидролизата), рН = 5,96.
Само катиони на слабо разтворими основни и амфотерни хидроксиди и амониев катион NH 4 + подлежат на хидролиза. Хидролизираният катион привлича присъстващия във водата ОН - анион и образува съответния хидроксокатион, докато Н + катионът остава свободен:
Амониевият катион в този случай образува слаба основа - амонячен хидрат:
Списък на хидролизирани катиони:
Примери:
Моля, обърнете внимание, че в примери (a – c) не можете да увеличите броя на водните молекули и вместо хидроксокациите FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + напишете формулите на хидроксидите FeO(OH), Cr(OH) 3, Zn(OH) 2. Ако се образуват хидроксиди, тогава утаяването ще се образува от разтвори на соли на FeCl3, Cr2(SO4)3 и ZnBr2, което не се наблюдава (тези соли образуват прозрачни разтвори).
Излишните H+ катиони могат лесно да бъдат открити с индикатор или измерени със специални устройства. Можете също
направи такъв експеримент. В концентриран разтвор на сол, която е силно хидролизирана от катиона, например AlCl3:
се добавят магнезий или цинк. Последният ще реагира с H +:
и ще се наблюдава отделяне на водород. Този експеримент е допълнително доказателство за хидролизата на катиона Al 3+ (в края на краищата ние не добавихме киселина към разтвора на AlCl 3!).
Примерни задачи за част А, Б1. Силен електролит е
1) C6H5OH
2) CH3COOH
3) C 2 H 4 (OH) 2
2. Слаб електролит е
1) йодоводород
2) флуороводород
3) амониев сулфат
4) бариев хидроксид
3. Във воден разтвор всеки 100 молекули образуват 100 водородни катиона за киселина
1) въглища
2) азотни
3) азот
4-7. В уравнението на дисоциация на слаба киселина във всички възможни стъпки
сборът на коефициентите е равен
8-11. За уравнения на дисоциация в разтвор на две алкали набор
8. NaOH, Ba(OH) 2
9. Sr(OH)2, Ca(OH)2
10. KOH, LiOH
11. CsOH, Ca(OH) 2
общата сума на коефициентите е
12. Варовитата вода съдържа набор от частици
1) CaOH+, Ca 2+, OH -
2) Ca 2+, OH -, H 2 O
3) Ca 2+, H 2 O, O 2-
4) CaOH +, O 2-, H+
13-16. При дисоциация на една формулна единица сол
14. K 2 Cr 2 O 7
16. Cr 2 (SO 4) 3
броят на образуваните йони е равен на
17. Най великколичеството PO 4 -3 йон може да бъде открито в разтвор, съдържащ 0,1 mol
18. Реакция с утаяване е
1) MgSO 4 + H 2 SO 4 >...
2) AgF + HNO 3 >...
3) Na 2 HPO 4 + NaOH >...
4) Na 2 SiO 3 + HCl >...
19. Реакция с отделяне на газ е
1) NaOH + CH 3 COOH >...
2) FeSO 4 + KOH >...
3) NaHCO 3 + HBr >...
4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S >...
20. Краткото йонно уравнение OH - + H + = H 2 O съответства на взаимодействието
1) Fe(OH) 2 + HCl >...
2) NaOH + HNO 2 >...
3) NaOH + HNO 3 >...
4) Ba(OH) 2 + KHSO 4 >...
21. В уравнението на йонната реакция
SO 2 + 2ON = SO 3 2- + H 2 O
OH йон - може да съответства на реагента
4) C6H5OH
22-23. Йонно уравнение
22. ZCa 2+ + 2PO 4 3- = Ca 3 (PO 4) 2 v
23. Ca 2+ + HPO 4 2- = CaHPO 4 v
съответства на реакцията между
1) Ca(OH) 2 и K 3 PO 4
2) CaCl2 и NaH2PO4
3) Ca(OH)2 и H3PO4
4) CaCl и K 2 HPO 4
24-27. В уравнението на молекулярната реакция
24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >...
25. Na 2 S + Cu(NO 3) 2 >...
26. Ca(HSO 3) 2 >...
27. K 2 SO 3 + 2HBr >... сумата от коефициентите е
28-29. За пълна реакция на неутрализация
28. Fe(OH) 2 + HI >...
29. Ba(OH) 2 + H 2 S >...
сумата от коефициентите в пълното йонно уравнение е
30-33. В уравнението на кратката йонна реакция
30. NaF + AlCl 3 >…
31. K 2 CO 3 + Sr(NO 3) 2 >...
32. Mgl 2 + K 3 PO 4 >...
33. Na 2 S + H 2 SO 4 >...
сборът на коефициентите е равен
34-36. Във воден разтвор на сол
34. Ca(ClO 4) 2
36. Fe 2 (SO 4) 3
се формира среда
1) киселинен
2) неутрален
3) алкален
37. Концентрацията на хидроксидния йон се увеличава след разтваряне на солта във вода
38. Неутрална среда ще бъде в крайния разтвор след смесване на разтворите на оригиналните соли в комплекти
1) BaCl 2, Fe(NO 3) 3
2) Na 2 CO 3, SrS
4) MgCl2, RbNO3
39. Свържете солта със способността й да хидролизира.
40. Свържете солта със средата на разтвора.
41. Установете съответствие между солта и концентрацията на водороден катион след разтваряне на солта във вода.
Водата е удивително вещество с удивителни свойства, които все още не са напълно проучени. Без него човек не може да живее дълго, така че хората са внимателни към опазването на водните ресурси на нашата планета. Водата като химикал
Всеки знае формулата на водата - H2O. Масата на водната молекула е 18, което е един и половина пъти по-малко от масата на въздуха. Водата е единственото вещество, което може да бъде парообразно, течно и твърдо. В твърдо състояние се превръща в лед. Всеки знае, че твърдите вещества имат по-голяма плътност от течностите. Само водата не се придържа към това правило! Ледът е много по-лек от водата, поради което плува на повърхността.Водата се счита за топлоинтензивно вещество. За да се нагрее и превърне в пара, е необходимо да се изразходва голямо количество енергия. Енергията се изразходва за разкъсване на водородни връзки. Водата преминава в газообразно състояние и нейните молекули започват да се движат на голямо разстояние една от друга. Често се използва като охлаждаща течност, тъй като отделя топлина много бавно.
През лятото можете да забележите, че водата в резервоарите е много по-топла от въздуха. Това се обяснява с водородните връзки. При нагряване те трудно се чупят. Когато водата се охлади, молекулите започват да се подреждат сами, освобождавайки енергия.
Във вода могат да се разтварят различни вещества. Това се случва поради разрушаването или образуването на връзки между водните молекули и частиците на веществото, което се разтваря.
Водата е навсякъде. В нашето тяло той е около 70%. Ако човешкото тяло загуби около 3% вода, човекът няма да може да бяга. Ако загубите 5%, вече не можете да тренирате. 10% е показател, който вече е животозастрашаващ. Излишната вода също може да доведе до негативни последици. При пиенето трябва да се има предвид както количеството, така и качеството на водата.
Състав на водата
Водата е течност без мирис и цвят. Водната молекула съдържа два водородни атома и един кислороден атом, свързани с полярна ковалентна връзка.Водата се състои от различни вещества. Това е доста сложен разтвор, съдържащ различни вещества. Всички компоненти на неговия химичен състав са разделени на няколко групи:
- Макро компоненти (основни йони). Тяхната вода идва от почвата и скалите.
- Разтворени газове. Количеството им зависи от температурата на водата.
- Биогенни елементи (химични съединения). Техният източник са процесите, протичащи вътре в резервоарите. Те навлизат във водоеми заедно със селскостопански, промишлени и битови води.
- Микроелементи. Това са повече от тридесет вещества, включително бром, кобалт, мед, цинк, селен и други. В резервоарите няма много от тях.
- Разтворена органична материя. Това са органични форми на биогенни елементи.
- Токсични вещества. Сред тях са петролни продукти, тежки метали, феноли и синтетични повърхностноактивни вещества.
Ако искате да пиете само висококачествена вода, тогава трябва да обърнете внимание на „Графская“. За първи път са научили за това още през 14 век! Добива се от артезиански кладенец край село Станково. не съдържа изкуствени добавки. Съдържа всички полезни елементи. "Графская" е истинска чиста вода, която се грижи за вашето здраве.
2. Вещество, което не се разпада на йони във воден разтвор: H 2SO4 2) Mg(OH)2 3) FeCl3 4) NaOH.
Снимка 2 от презентацията „Химични свойства на основите“за уроци по химия на тема „Класове неорганични съединения“Размери: 960 x 720 пиксела, формат: jpg. За да изтеглите безплатна снимка за урок по химия, щракнете с десния бутон върху изображението и щракнете върху „Запазване на изображението като...“. За да покажете снимки в урока, можете също да изтеглите безплатно цялата презентация „Химични свойства на основите.ppt“ с всички снимки в zip архив. Размерът на архива е 128 KB.
Изтегляне на презентацияКласове неорганични съединения
“Химични свойства на основите” - Лабораторен опит. Вещество, което не се разпада на йони във воден разтвор. Комплексни неорганични съединения. Прилагане на основание. Алкали. Реакция на неутрализация. вещество. Взаимодействие на неразтворими основи с киселини. Взаимодействие на основи с киселинни оксиди. Съвпада.
“Най-важните класове неорганични съединения” - Водород. Трудности. Уравнения на реакциите. Напредък. Резултати. Формули. Основни класове неорганични съединения. База. Групи от атоми. Намерете изгубени роднини. Маса на получената сол. Степен на окисление. Свойства на основите. Урок. Намерете нечетния във всеки ред. Кислород. киселина. Метал. Кварцов пясък.
“Класове неорганични съединения” - Киселини. 1. Назовете известните ви класове неорганични съединения. Правете трансформации. Основания. Сол. Класове неорганични вещества. Генетична връзка между неорганичните съединения. Оксиди.
„Основи“ - Основи (по състав). Генетична връзка. Задачи. Класификация. Основания. Неразтворими основи (подредете коефициентите). Получаване 1) алкали + сол NaOH+CuSO4? Cu(OH)2+Na2SO4. Основни оксиди. Извършете трансформации: CaO ? Ca(OH)2? CaCI2. Класификация на основите. Съдържание. Получаване 1) алкали + сол NaOH+ZnSO4? Zn(OH)2+Na2SO4.
„Основи, соли, киселини, оксиди“ - Най-силните основни свойства. Киселини. Киселинни свойства. Оксиди, основи, киселини и соли. Изберете киселина от списъка с вещества. Сол. Основания. Изберете сол от списъка с вещества. Класификация на оксидите. Химични свойства - обобщена таблица. Генетична връзка на неорганичните вещества. Основни оксиди.
„Основни класове неорганични съединения” - Посочете кои от изброените реакции са реакции на неутрализация? Киселинните оксиди реагират: Трудно за научаване, лесно за борба!!! Пътуване на подводницата "Генезис" Боцманска работа Основайски острови Соляндия Химическа диктовка 1. С основни оксиди 2. С основи 3. С вода 4. Със соли.
Има общо 12 презентации
