Care sunt în echilibru dinamic cu moleculele nedisociate. Electroliții slabi includ majoritatea acizilor organici și multe baze organice în soluții apoase și neapoase solutii apoase.

Electroliții slabi sunt:

• aproape toți acizii organici și apă;
• unii acizi anorganici: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 etc.;
• unii hidroxizi metalici slab solubili: Fe(OH)3, Zn(OH)2 etc.; precum şi hidroxid de amoniu NH 4 OH.

Literatură

• M. I. Ravich-Sherbo. V.V. Novikov „Chimie fizică și coloidală” M: facultate, 1975

Fundația Wikimedia. 2010.

Vedeți ce sunt „electroliții slabi” în alte dicționare:

electroliți slabi- – electroliți care se disociază ușor în ioni în soluții apoase. Procesul de disociere a electroliților slabi este reversibil și respectă legea acțiunii în masă. Chimie generală: manual / A. V. Zholnin ... Termeni chimici

Substanțe cu conductivitate ionică; Se numesc conductori de al doilea fel; trecerea curentului prin ei este însoțită de transferul de materie. Electroliții includ săruri topite, oxizi sau hidroxizi, precum și (care apare în mod semnificativ... ... Enciclopedia lui Collier

ÎN în sens larg lichid sau solid în apă și sisteme, în care ionii sunt prezenți într-o concentrație vizibilă, provocând trecerea energiei electrice prin ele. curent (conductivitate ionică); în sens restrâns, în va, care se dezintegrează în p re în ioni. La dizolvarea E.... ... Enciclopedie fizică

Electroliții- substanțe lichide sau solide în care, ca urmare a disocierii electrolitice, se formează ioni în orice concentrație sesizabilă, determinând trecerea curentului electric continuu. Electroliți în soluții... ... Dicţionar enciclopedicîn metalurgie

In va, în care ionii sunt prezenți în concentrații vizibile, provocând trecerea energiei electrice. curent (conductivitate ionică). E. numit şi. conductoare de al doilea fel. În sensul restrâns al cuvântului, E. in va, molecule care sunt în p re din cauza electrolitice ... ... Enciclopedie chimică

- (din Electro... și grecește lytos descompus, solubil) substanțe lichide sau solide și sisteme în care ionii sunt prezenți în orice concentrație vizibilă, provocând trecerea curentului electric. În sens restrâns, E....... Marea Enciclopedie Sovietică

Acest termen are alte semnificații, vezi Disocierea. Disocierea electrolitică este procesul de descompunere a unui electrolit în ioni atunci când acesta se dizolvă sau se topește. Cuprins 1 Disocierea în soluții 2 ... Wikipedia

Un electrolit este o substanță a cărei topitură sau soluție conduce curentul electric datorită disocierii în ioni, dar substanța în sine nu conduce curentul electric. Exemple de electroliți sunt soluțiile de acizi, săruri și baze.... ... Wikipedia

Electrolit este un termen chimic care desemnează o substanță a cărei topitură sau soluție conduce curentul electric datorită disocierii în ioni. Exemple de electroliți includ acizi, săruri și baze. Electroliții sunt conductori de al doilea fel, ... ... Wikipedia

1. ELECTROLIȚI

1.1. Disocierea electrolitică. Gradul de disociere. Puterea electrolitului

Conform teoriei disocierii electrolitice, sărurile, acizii și hidroxizii, atunci când sunt dizolvați în apă, se dezintegrează complet sau parțial în particule independente - ioni.

Procesul de descompunere a moleculelor de substanță în ioni sub influența moleculelor de solvent polar se numește disociere electrolitică. Substanțele care se disociază în ioni în soluții se numesc electroliti. Ca urmare, soluția dobândește capacitatea de a conduce curentul electric, deoarece în ea apar purtători mobili de încărcare electrică. Conform acestei teorii, atunci când sunt dizolvați în apă, electroliții se descompun (se disociază) în ioni încărcați pozitiv și negativ. Se numesc ioni încărcați pozitiv cationi; acestea includ, de exemplu, hidrogen și ioni metalici. Se numesc ioni încărcați negativ anionii; Acestea includ ioni de reziduuri acide și ioni de hidroxid.

Pentru a caracteriza cantitativ procesul de disociere a fost introdus conceptul de grad de disociere. Gradul de disociere al unui electrolit (α) este raportul dintre numărul de molecule ale acestuia dezintegrate în ioni într-o soluție dată ( n ), la numărul total al moleculelor sale în soluție ( N), sau

α = .

Gradul de disociere electrolitică este de obicei exprimat fie în fracțiuni de unitate, fie ca procent.

Electroliții cu un grad de disociere mai mare de 0,3 (30%) sunt de obicei numiți puternici, cu un grad de disociere de la 0,03 (3%) la 0,3 (30%) - mediu, mai mic de 0,03 (3%) - electroliți slabi. Deci, pentru o soluție de 0,1 M CH3COOH α = 0,013 (sau 1,3%). Prin urmare, acidul acetic este un electrolit slab. Gradul de disociere arată ce parte din moleculele dizolvate ale unei substanțe s-a divizat în ioni. Gradul de disociere electrolitică a unui electrolit în soluții apoase depinde de natura electrolitului, concentrația și temperatura acestuia.

Prin natura lor, electroliții pot fi împărțiți în două: grupuri mari: puternic si slab. Electroliți puternici disociază aproape complet (α = 1).

Electroliții puternici includ:

1) acizi (H2S04, HCI, HNO3, HBr, HI, HCI04, HMn04);

2) baze – hidroxizi metalici din primul grup al subgrupului principal (alcali) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH precum și hidroxizi ai metalelor alcalino-pământoase – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) săruri solubile în apă (vezi tabelul de solubilitate).

Electroliți slabi se disociază în ioni într-o măsură foarte mică; în soluții se găsesc în principal în stare nedisociată (sub formă moleculară). Pentru electroliții slabi, se stabilește un echilibru între molecule și ioni nedisociați.

Electroliții slabi includ:

1) acizi anorganici ( H2C03, H2S, HN02, H2S03, HCN, H3PO4, H2Si03, HCNS, HCIO, etc.);

2) apă (H20);

3) hidroxid de amoniu ( NH40H);

4) majoritatea acizilor organici

(de exemplu, CH3COOH acetic, HCOOH formic);

5) săruri și hidroxizi insolubile și ușor solubile ale unor metale (vezi tabelul de solubilitate).

Proces disociere electrolitică descrise folosind ecuații chimice. De exemplu, disocierea acidului clorhidric (HC l ) se scrie astfel:

HCl → H + + Cl – .

Bazele se disociază pentru a forma cationi metalici și ioni de hidroxid. De exemplu, disocierea KOH

KOH → K + + OH – .

Acizii polibazici, precum și bazele metalelor polivalente, se disociază treptat. De exemplu,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Primul echilibru - disocierea conform primului pas - se caracterizează prin constantă

.

Pentru a doua etapă de disociere:

.

În cazul acidului carbonic, constantele de disociere au următoarele valori: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. Pentru disocierea treptată întotdeauna K eu > K II > K III >... , deoarece energia care trebuie cheltuită pentru a separa un ion este minimă atunci când este separat de o moleculă neutră.

Sărurile medii (normale), solubile în apă, se disociază pentru a forma ioni metalici încărcați pozitiv și ioni încărcați negativ ai reziduului acid

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Sărurile acide (hidrosărurile) sunt electroliți care conțin hidrogen în anion, care pot fi despărțiți sub forma ionului de hidrogen H +. Sărurile acide sunt considerate ca un produs obținut din acizi polibazici în care nu toți atomii de hidrogen sunt înlocuiți cu un metal. Disociarea sărurilor acide are loc în etape, de exemplu:

KHCO 3 → K ++ HCO 3 – (primul stagiu)

Electroliții puternici, atunci când sunt dizolvați în apă, se disociază aproape complet în ioni, indiferent de concentrația lor în soluție.

Prin urmare, în ecuațiile de disociere ale electroliților puternici, se folosește un semn egal (=).

Electroliții puternici includ:

Săruri solubile;

Mulți acizi anorganici: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Baze formate din metale alcaline (LiOH, NaOH, KOH etc.) și metale alcalino-pământoase (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Electroliții slabi din soluții apoase se disociază doar parțial (reversibil) în ioni.

Prin urmare, în ecuațiile de disociere ale electroliților slabi se folosește semnul de reversibilitate (⇄).

Electroliții slabi includ:

Aproape toți acizii organici și apă;

Unii acizi anorganici: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 etc.;

Hidroxizi metalici insolubili: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 etc.

Ecuații ale reacțiilor ionice

Ecuații ale reacțiilor ionice
Reacțiile chimice în soluții de electroliți (acizi, baze și săruri) au loc cu participarea ionilor. Soluția finală poate rămâne limpede (produsele sunt foarte solubile în apă), dar unul dintre produse va fi un electrolit slab; în alte cazuri, se vor produce precipitații sau degajare de gaze.

Pentru reacțiile în soluții care implică ioni, nu este compilată doar ecuația moleculară, ci și ecuația ionică completă și ecuația ionică scurtă.
În ecuaţiile ionice, conform propunerii chimistului francez K. -L. Potrivit lui Berthollet (1801), toți electroliții puternici, ușor solubili, sunt scriși sub formă de formule ionice, iar sedimentele, gazele și electroliții slabi sunt scrise sub formă de formule moleculare. Formarea precipitațiilor este marcată cu semnul „săgeată în jos” (↓), iar formarea gazelor cu semnul „săgeată în sus” (). Un exemplu de scriere a unei ecuații de reacție folosind regula lui Berthollet:

a) ecuația moleculară
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) ecuația ionică completă
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gaz, H2O - electrolit slab)
c) ecuație ionică scurtă
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

De obicei, la scriere, ele sunt limitate la o scurtă ecuație ionică, cu reactivi solizi notați cu indicele (t), reactivii gazoși cu indicele (g). Exemple:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 este practic insolubil în apă
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(complet și scurt ecuația ionică se potrivesc)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(majoritatea sărurilor acide sunt foarte solubile în apă).

Dacă electroliții puternici nu sunt implicați în reacție, forma ionică a ecuației este absentă:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

BILETUL Nr. 23

Hidroliza sărurilor

Hidroliza sării este interacțiunea ionilor de sare cu apa pentru a forma particule ușor disociante.

Hidroliza, la propriu, este descompunerea prin apă. Dând această definiție a reacției de hidroliză a sărurilor, subliniem că sărurile în soluție sunt sub formă de ioni și că forta motrice reacția este formarea de particule ușor disociante ( regula generala pentru multe reacţii în soluţii).

Hidroliza are loc numai în acele cazuri în care ionii formați ca urmare a disocierii electrolitice a sării - un cation, un anion sau ambele împreună - sunt capabili să formeze compuși slab disociați cu ionii de apă, iar acest lucru, la rândul său, are loc atunci când cationul este puternic polarizant (cationul unei baze slabe), iar anionul este ușor polarizat (anionul unui acid slab). Acest lucru modifică pH-ul mediului. Dacă cationul formează o bază puternică, iar anionul formează un acid puternic, atunci ei nu suferă hidroliză.

1. Hidroliza unei sări a unei baze slabe și a unui acid tare trece prin cation, se poate forma o bază slabă sau sare bazică și pH-ul soluției va scădea

2. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze tare trece prin anion, se poate forma un acid slab sau sare acidă și pH-ul soluției va crește

3. Hidroliza unei sări a unei baze slabe și a unui acid slab de obicei trece complet pentru a forma un acid slab și o bază slabă; pH-ul soluției diferă ușor de 7 și este determinat de puterea relativă a acidului și a bazei

4. Hidroliza unei sări a unei baze tare și a unui acid tare nu are loc

Întrebarea 24 Clasificarea oxizilor

Oxizi sunt numite substanțe complexe, ale căror molecule includ atomi de oxigen în stare de oxidare - 2 și un alt element.

Oxizi poate fi obținut prin interacțiunea directă a oxigenului cu un alt element, sau indirect (de exemplu, în timpul descompunerii sărurilor, bazelor, acizilor). În condiții normale, oxizii vin în stare solidă, lichidă și gazoasă; acest tip de compus este foarte comun în natură. Oxizii sunt conținuți în Scoarta terestra. Rugina, nisipul, apa, dioxid de carbon- acestea sunt oxizi.

Oxizi formatori de sare De exemplu,

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oxizi formatori de sare- sunt oxizi care, ca urmare, reacții chimice formează săruri. Aceștia sunt oxizi de metale și nemetale, care, atunci când interacționează cu apa, formează acizii corespunzători, iar atunci când interacționează cu bazele, sărurile acide și normale corespunzătoare. De exemplu, oxidul de cupru (CuO) este un oxid care formează sare deoarece, de exemplu, atunci când interacționează cu acid clorhidric Sarea (HCl) se formează:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Ca rezultat al reacțiilor chimice, se pot obține și alte săruri:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oxizi care nu formează sare Aceștia sunt oxizi care nu formează săruri. Exemplele includ CO, N20, NO.

Electroliți puternici și slabi

Acizii, bazele și sărurile din soluțiile apoase se disociază - se descompun în ioni. Acest proces poate fi reversibil sau ireversibil.

În timpul disocierii ireversibile în soluții, toată sau aproape toată substanța se descompune în ioni. Acest lucru este tipic pentru electroliții puternici (Fig. 10.1, a, p. 56). Electroliții puternici includ unii acizi și toate sărurile și bazele solubile în apă (hidroxizii elementelor alcaline și alcalino-pământoase) (Schema 5, p. 56).

Orez. 10.1. Comparația numărului de ioni din soluții cu aceeași cantitate inițială de electrolit: a - acid clor (electrolit puternic); b - acid nitrit

(electrolit slab)

Schema 5. Clasificarea electroliților după putere

Cu disocierea reversibilă, au loc două procese opuse: simultan cu dezintegrarea substanței în ioni (disocierea), are loc procesul invers de combinare a ionilor în molecule ale substanței (asocierea). Din acest motiv, o parte din substanța în soluție există sub formă de ioni, iar o parte - sub formă de molecule (Fig. 10.1, b). electroliți,

care, atunci când sunt dizolvate în apă, se dezintegrează doar parțial în ioni, se numesc electroliți slabi. Acestea includ apă, mulți acizi, precum și hidroxizi și săruri insolubile (Schema 5).

În ecuațiile de disociere ale electroliților slabi, în loc de o săgeată obișnuită, se scrie o săgeată cu două capete (semn de reversibilitate):

Puterea electroliților poate fi explicată prin polaritatea legăturii chimice care este ruptă la disociere. Cu cât legătura este mai polară, cu atât este mai ușor transformată într-o legătură ionică sub influența moleculelor de apă, prin urmare, cu atât electrolitul este mai puternic. În săruri și hidroxizi, polaritatea legăturii este cea mai mare, deoarece există a legătură ionică, prin urmare, toate sărurile și bazele solubile sunt electroliți puternici. În acizii care conțin oxigen, la disociere, se rupe Conexiune O-H, a cărui polaritate depinde de compoziția calitativă și cantitativă a reziduului acid. Forța majorității acizilor care conțin oxigen poate fi determinată prin scrierea formulei obișnuite a acidului ca E(OH) m O n . Dacă această formulă conține n< 2 — кислота слабая, если n >2 - puternic.

Dependența tăriei acizilor de compoziția reziduului acid

Gradul de disociere

Puterea electroliților este caracterizată cantitativ prin gradul de disociere electrolitică a, care arată proporția de molecule ale unei substanțe care s-au dezintegrat în ioni în soluție.

Gradul de disociere a este egal cu raportul dintre numărul de molecule N sau cantitatea de substanță n care s-a dezintegrat în ioni și numărul total de molecule N 0 sau cantitatea de substanță dizolvată n 0:

Gradul de disociere poate fi exprimat nu numai în fracții de unitate, ci și ca procent:

Valoarea lui a poate varia de la 0 (fără disociere) la 1 sau 100% (disociere completă). Cu cât electrolitul se dezintegrează mai bine, cu atât este mai mare gradul de disociere.

Pe baza gradului de disociere electrolitică, electroliții sunt adesea împărțiți nu în două, ci în trei grupuri: electroliți puternici, slabi și de putere medie. Electroliții puternici sunt cei al căror grad de disociere este mai mare de 30%, iar electroliții slabi sunt cei cu un grad mai mic de 3%. Electroliții cu valori intermediare de a - de la 3% la 30% - se numesc electroliți de rezistență medie. Conform acestei clasificări, sunt considerați următorii acizi: HF, HNO2, H3PO4, H2SO3 și alții. Ultimii doi acizi sunt electroliți de putere medie doar în prima etapă de disociere, iar în alții sunt electroliți slabi.

Gradul de disociere este o valoare variabilă. Depinde nu numai de natura electrolitului, ci și de concentrația acestuia în soluție. Această dependență a fost identificată și studiată pentru prima dată de Wilhelm Ostwald. Astăzi se numește legea diluției lui Ostwald: atunci când o soluție este diluată cu apă, precum și atunci când temperatura crește, gradul de disociere crește.

Calculul gradului de disociere

Exemplu. Fluorura de hidrogen a fost dizolvată într-un litru de apă cu o cantitate de substanță de 5 moli. Soluția rezultată conține 0,06 mol de ioni de hidrogen. Determinați gradul de disociere a acidului fluoric (în procente).

Să scriem ecuația de disociere pentru acidul fluoric:

La disociere, dintr-o moleculă de acid se formează un ion de hidrogen. Dacă soluția conține 0,06 moli de ioni de H+, aceasta înseamnă că 0,06 moli de molecule de fluorură de hidrogen s-au disociat. Prin urmare, gradul de disociere este:

Remarcabil chimist fizician german, laureat Premiul Nobelîn chimie 1909. Născut la Riga, a studiat la Universitatea din Dorpat, unde a început să predea și activitate științifică. La 35 de ani s-a mutat la Leipzig, unde a condus Institutul de Fiziochimice. A studiat legile echilibrului chimic, proprietățile soluțiilor, a descoperit legea diluției, numită după el, a dezvoltat bazele teoriei catalizei acido-bazice și a dedicat mult timp istoriei chimiei. El a fondat primul departament de chimie fizică din lume și primul jurnal fizico-chimic. În viața personală a avut obiceiuri ciudate: a simțit aversiune față de tunsoare și a comunicat cu secretara lui exclusiv folosind un sonerie de bicicletă.

Idee cheie

Disocierea electroliților slabi este un proces reversibil, în timp ce cel al electroliților puternici este

ireversibil.

Întrebări de control

116. Definiți electroliții puternici și slabi.

117. Dați exemple de electroliți puternici și slabi.

118. Pentru ce valoare este folosită caracteristici cantitative puterea electrolitului? Este constant în vreo soluție? Cum poți crește gradul de disociere a electroliților?

Sarcini pentru stăpânirea materialului

119. Dați câte un exemplu de sare, acid și bază care sunt: ​​a) un electrolit puternic; b) un electrolit slab.

120. Dați un exemplu de substanță: a) acid dibazic, care în prima etapă este un electrolit de rezistență medie, iar în a doua - un electrolit slab; b) acidul dibazic, care în ambele etape este un electrolit slab.

121. În unele acizi, gradul de disociere în prima etapă este de 100%, iar în a doua - 15%. Ce fel de acid ar putea fi?

122. Care particule sunt mai numeroase într-o soluție de hidrogen sulfurat: molecule H 2 S, ioni H +, ioni S 2- sau ioni HS -?

123. Din lista de substanţe dată, notează formulele separat: a) electroliţi puternici; b) electroliți slabi.

NaCI, HCI, NaOH, NaN03, HNO3, HNO2, H2S04, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(NO3)2.

124. Alcătuiți ecuațiile de disociere pentru azotat de stronțiu, clorură de mercur(11), carbonat de calciu, hidroxid de calciu, acid sulfurat. În ce cazuri se produce disocierea în mod reversibil?

125. O soluție apoasă de sulfat de sodiu conține 0,3 moli de ioni. Ce masă din această sare a fost folosită pentru a prepara o astfel de soluție?

126. O soluție de 1 litru de acid fluorhidric conține 2 g din acest acid, iar cantitatea de ioni de hidrogen este de 0,008 mol. Care este cantitatea de ioni de fluor din această soluție?

127. Trei eprubete conțin volume egale de soluții de acizi clorură, fluorură și sulfură. În toate eprubetele cantitățile de acizi sunt egale. Dar în prima eprubetă cantitatea de ioni de hidrogen este de 3. 10 -7 mol, în al doilea - 8. 10 -5 mol, iar în al treilea - 0,001 mol. Ce eprubetă conține fiecare acid?

128. Prima eprubetă conține o soluție de electrolit, al cărei grad de disociere este de 89%, a doua conține un electrolit cu un grad de disociere de 8%o, iar a treia - 0,2%o. Dați două exemple de electroliți diferite clase compuşii care pot fi conţinuţi în aceste tuburi.

129*. În surse suplimentare, găsiți informații despre dependența rezistenței electroliților de natura substanțelor. Stabiliți o relație între structura substanțelor și natură elemente chimice, care le formează, și puterea electroliților.

Acesta este material de manual

Subiecte ale codificatorului examenului unificat de stat:Disocierea electrolitică a electroliților în soluții introductive. Electroliți puternici și slabi.

- sunt substanțe ale căror soluții și topituri conduc curentul electric.

Curentul electric este mișcarea ordonată a particulelor încărcate sub influența unui câmp electric. Astfel, soluțiile sau topiturile de electroliți conțin particule încărcate. În soluțiile de electroliți, de regulă, conductivitatea electrică se datorează prezenței ionilor.

Ioni sunt particule încărcate (atomi sau grupuri de atomi). Separați ionii încărcați pozitiv ( cationi) și ioni încărcați negativ ( anionii).

Disocierea electrolitică - Acesta este procesul de descompunere a unui electrolit în ioni atunci când se dizolvă sau se topește.

Substanțe separate - electrolițiȘi non-electroliti. LA non-electroliti includ substanțe cu o legătură covalentă nepolară puternică (substanțe simple), toți oxizii (care sunt chimic Nu interacționează cu apa), majoritatea materie organică(cu excepția compușilor polari - acizi carboxilici, sărurile acestora, fenoli) - aldehide, cetone, hidrocarburi, carbohidrați.

LA electroliți includ unele substanțe cu o legătură polară covalentă și substanțe cu o rețea cristalină ionică.

Care este esența procesului de disociere electrolitică?

Puneți niște cristale de clorură de sodiu într-o eprubetă și adăugați apă. După ceva timp, cristalele se vor dizolva. Ce s-a întâmplat?
Clorura de sodiu este o substanță cu o rețea cristalină ionică. Cristalul de NaCl este format din ioni de Na+și Cl - . În apă, acest cristal se dezintegrează în unități structurale - ioni. În acest caz, ionic legături chimiceși unele legături de hidrogen între moleculele de apă. Ionii de Na + și Cl - care intră în apă interacționează cu moleculele de apă. În cazul ionilor de clorură, putem vorbi despre atracția electrostatică a moleculelor de apă dipolare (polare) față de anionul de clor, iar în cazul cationilor de sodiu se apropie de donor-acceptor în natură (când perechea de electroni a atomului de oxigen). este plasat în orbitalii liberi ai ionului de sodiu). Înconjurați de molecule de apă, ionii devin acoperițiînveliș de hidratare. Disocierea clorurii de sodiu este descrisă prin ecuația: NaCl = Na + + Cl - .

Când compușii cu o legătură polară covalentă sunt dizolvați în apă, moleculele de apă, care înconjoară molecula polară, întind mai întâi legătura în ea, crescându-i polaritatea, apoi o despart în ioni, care sunt hidratați și distribuiti uniform în soluție. De exemplu, acidul clorhidric se disociază în ioni astfel: HCl = H + + Cl - .

În timpul topirii, când cristalul este încălzit, ionii încep să sufere vibrații intense la noduri. rețea cristalină, în urma căreia este distrus, se formează o topitură, care constă din ioni.

Procesul de disociere electrolitică se caracterizează prin gradul de disociere a moleculelor substanței:

Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate (dezintegrate) și numărul total de molecule de electroliți. Adică, ce fracție din moleculele substanței inițiale se dezintegrează în ioni într-o soluție sau topitură.

α=N prodiss /N out, unde:

N prodiss este numărul de molecule disociate,

N out este numărul inițial de molecule.

În funcție de gradul de disociere, electroliții sunt împărțiți în puternicȘi slab.

Electroliți puternici (α≈1):

1. Toate sărurile solubile (inclusiv sărurile acizilor organici - acetat de potasiu CH 3 COOK, formiat de sodiu HCOONa etc.)

2. Acizi tari: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (în prima etapă), HClO4 etc.;

3. Alcaline: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Electroliți puternici se dezintegrează în ioni aproape complet în soluții apoase, dar numai în. În soluții, chiar și electroliții puternici se pot dezintegra doar parțial. Acestea. gradul de disociere al electroliților puternici α este aproximativ egal cu 1 numai pentru soluțiile nesaturate de substanțe. În soluții saturate sau concentrate, gradul de disociere al electroliților puternici poate fi mai mic sau egal cu 1: α≤1.

Electroliți slabi (α<1):

1. Acizi slabi, incl. organic;

2. Baze insolubile și hidroxid de amoniu NH4OH;

3. Săruri insolubile și unele puțin solubile (în funcție de solubilitate).

Non-electroliți:

1. Oxizii care nu interacționează cu apa (oxizii care interacționează cu apa, atunci când sunt dizolvați în apă, intră într-o reacție chimică pentru a forma hidroxizi);

2. Substanțe simple;

3. Majoritatea substanțelor organice cu legături slab polare sau nepolare (aldehide, cetone, hidrocarburi etc.).

Cum se disociază substanțele? După gradul de disociere se disting puternicȘi slab electroliti.

Electroliți puternici se disociază complet (în soluții saturate), într-o singură etapă, toate moleculele se dezintegrează în ioni, aproape ireversibil. Vă rugăm să rețineți că în timpul disocierii în soluție se formează numai ioni stabili. Cei mai obișnuiți ioni pot fi găsiți în tabelul de solubilitate - fișa dumneavoastră oficială pentru orice examen. Gradul de disociere al electroliților puternici este aproximativ egal cu 1. De exemplu, în timpul disocierii fosfatului de sodiu, se formează ioni de Na + și PO 4 3–:

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-

NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–

Disociere electroliți slabi : acizi poliacizi și baze poliacide are loc treptat și reversibil. Acestea. În timpul disocierii electroliților slabi, doar o parte foarte mică din particulele originale se dezintegrează în ioni. De exemplu, acidul carbonic:

H 2 CO 3 ↔ H ++ + HCO 3 –

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Hidroxidul de magneziu se disociază și în 2 pași:

Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

De asemenea, sărurile acide se disociază in trepte, se rup mai întâi legăturile ionice, apoi legăturile covalente polare. De exemplu, carbonat acid de potasiu și hidroxiclorura de magneziu:

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)

HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)

Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α<< 1)

Gradul de disociere al electroliților slabi este mult mai mic decât 1: α<<1.

Principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice sunt astfel:

1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni.

2. Motivul disocierii electroliților în apă este hidratarea acesteia, adică. interacțiunea cu moleculele de apă și ruperea legăturilor chimice din aceasta.

3. Sub influența unui câmp electric extern, ionii încărcați pozitiv se deplasează către un electrod încărcat pozitiv - catod; aceștia se numesc cationi. Electronii încărcați negativ se deplasează spre electrodul negativ - anodul. Se numesc anioni.

4. Disocierea electrolitică are loc reversibil pentru electroliții slabi și practic ireversibil pentru electroliții puternici.

5. Electroliții se pot disocia în ioni în grade diferite, în funcție de condițiile externe, concentrația și natura electrolitului.

6. Proprietățile chimice ale ionilor diferă de proprietățile substanțelor simple. Proprietățile chimice ale soluțiilor de electroliți sunt determinate de proprietățile ionilor care se formează din aceasta în timpul disocierii.

Exemple.

1. Cu disocierea incompletă a 1 mol de sare, numărul total de ioni pozitivi și negativi din soluție a fost de 3,4 moli. Formula sării – a) K 2 S b) Ba(ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe(NO 3) 3

Soluţie: În primul rând, să determinăm puterea electroliților. Acest lucru se poate face cu ușurință folosind tabelul de solubilitate. Toate sărurile date în răspunsuri sunt solubile, adică. electroliți puternici. În continuare, notăm ecuațiile de disociere electrolitică și folosim ecuația pentru a determina numărul maxim de ioni din fiecare soluție:

A) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , cu descompunerea completă a 1 mol de sare se formează 3 moli de ioni; nu se pot obține mai mult de 3 moli de ioni;

b) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 –, din nou, în timpul descompunerii a 1 mol de sare, se formează 3 moli de ioni, nu se formează mai mult de 3 moli de ioni;

V) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 –, în timpul descompunerii a 1 mol de azotat de amoniu se formează maximum 2 moli de ioni, nu se formează mai mult de 2 moli de ioni;

G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 –, cu descompunerea completă a 1 mol de azotat de fier (III) se formează 4 moli de ioni. În consecință, cu descompunerea incompletă a 1 mol de azotat de fier, este posibilă formarea unui număr mai mic de ioni (descompunerea incompletă este posibilă într-o soluție de sare saturată). Prin urmare, opțiunea 4 ni se potrivește.