Teorija elektrolitička disocijacija predložio švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine.

Elektrolitička disocijacija- ovo je razgradnja molekula elektrolita s stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (aniona) iona u otopini.

Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti različito disociraju. Stupanj ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi otapala, vanjski uvjeti(temperatura, pritisak).

Stupanj disocijacije α - omjer broja molekula razgrađenih na ione prema ukupni broj molekule:

α=v´(x)/v(x).

Stupanj može varirati od 0 do 1 (od nepostojanja disocijacije do potpunog završetka). Označeno kao postotak. Utvrđeno eksperimentalno. Kad elektrolit disocira, povećava se broj čestica u otopini. Stupanj disocijacije pokazuje snagu elektrolita.

razlikovati snažna I slabi elektroliti.

Jaki elektroliti- to su oni elektroliti čiji stupanj disocijacije prelazi 30%.

Elektroliti srednje jakosti- to su oni čiji se stupanj disocijacije kreće od 3% do 30%.

Slabi elektroliti- stupanj disocijacije u vodenoj 0,1 M otopini je manji od 3%.

Primjeri slabih i jakih elektrolita.

Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama potpuno se raspadaju na ione, t.j. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.

Na primjer, neka neka veza α = 0,7. Oni. prema Arrheniusovoj teoriji 30% nedisociranih molekula “pluta” u otopini. A 70% formira slobodnih iona. A elektrostatska teorija daje još jednu definiciju ovog koncepta: ako je α = 0,7, tada su sve molekule disocirane na ione, ali je iona samo 70% slobodno, a preostalih 30% vezano je elektrostatskim interakcijama.

Prividni stupanj disocijacije.

Stupanj disocijacije ne ovisi samo o prirodi otapala i otopljene tvari, već i o koncentraciji otopine i temperaturi.

Jednadžba disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:

AK ⇄ A- + K + .

A stupanj disocijacije može se izraziti na sljedeći način:

Povećanjem koncentracije otopine smanjuje se stupanj disocijacije elektrolita. Oni. vrijednost stupnja za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.

Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:

Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobivamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):

K ovisi o prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopina. Iz jednadžbe je jasno da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.

Polibazične kiseline disociraju postupno, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.

Ako polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše uklanja, ali kako naboj aniona raste, privlačnost se povećava, pa je proton mnogo teže ukloniti. Na primjer,

Konstante disocijacije ortofosforne kiseline u svakom koraku trebale bi jako varirati:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

Na prvom stupnju ortofosforna kiselina je kiselina srednje jakosti, a na 2. stupnju je slaba, na 3. stupnju je vrlo slaba.

Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.

Pogledajmo primjer:

Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.

Ali konstanta ima nisku vrijednost:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta vrlo malo srebrnog klorida otopilo.

Koncentracije metalnog bakra i srebra uključene su u konstantu ravnoteže.

Ionski produkt vode.

Tablica ispod sadrži sljedeće podatke:

Ova konstanta se zove ionski produkt vode, što ovisi samo o temperaturi. Prema disocijaciji, na 1 H+ ion dolazi jedan hidroksidni ion. U čista voda koncentracija ovih iona je ista: [ H + ] = [OH - ].

Odavde, [ H + ] = [OH-] = = 10-7 mol/l.

Ako u vodu dodate stranu tvar, na primjer, klorovodičnu kiselinu, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski produkt vode ne ovisi o koncentraciji.

A ako dodate lužinu, koncentracija iona će se povećati, a količina vodika će se smanjiti.

Koncentracija i međusobno su povezani: što je jedna vrijednost veća, druga je manja.

Kiselost otopine (pH).

Kiselost otopina obično se izražava koncentracijom iona H+. U kiselim sredinama pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, u alkal - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se kroz negativni logaritam koncentracije vodikovih iona, nazivajući ga pH.

pH = -lg[ H + ].

Odnos između konstante i stupnja disocijacije.

Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:

Nađimo konstantu:

Molarna koncentracija C=1/V, zamijenimo ga u jednadžbu i dobijemo:

Ove jednadžbe su Zakon o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne ovisi o razrijeđenosti otopine.

Disocijacija elektrolita kvantitativno je karakterizirana stupnjem disocijacije. Stupanj disocijacije a–ovo je omjer broja molekula disociranih na ione N dis.,na ukupan broj molekula otopljenog elektrolita N :

a =

a– udio molekula elektrolita koji su se raspali u ione.

Stupanj disocijacije elektrolita ovisi o mnogim čimbenicima: prirodi elektrolita, prirodi otapala, koncentraciji otopine i temperaturi.

Na temelju sposobnosti disocijacije elektroliti se konvencionalno dijele na jake i slabe. Obično se nazivaju elektroliti koji u otopini postoje samo u obliku iona snažna . Elektroliti, koji su u otopljenom stanju dijelom u obliku molekula, a dijelom u obliku iona, nazivaju se slab .

U jake elektrolite spadaju gotovo sve soli, neke kiseline: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hidroksidi alkalnih i zemnoalkalijskih metala (vidi dodatak, tablica 6).

Proces disocijacije jakih elektrolita nastavlja se do kraja:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

a u jednadžbama disocijacije stavljaju se predznaci jednakosti.

U odnosu na jake elektrolite, koncept "stupnja disocijacije" je uvjetan. " Prividni stupanj disocijacije (a svaki) ispod pravog (vidi dodatak, tablica 6). Povećanjem koncentracije jakog elektrolita u otopini povećava se međudjelovanje suprotno nabijenih iona. Kada su dovoljno blizu jedna drugoj, formiraju suradnike. Ioni u njima su odvojeni slojevima polarnih molekula vode koji okružuju svaki ion. To utječe na smanjenje električne vodljivosti otopine, tj. stvara se učinak nepotpune disocijacije.

Da bi se ovaj učinak uzeo u obzir, uveden je koeficijent aktivnosti g, koji opada s porastom koncentracije otopine, varirajući od 0 do 1. Da bi se kvantitativno opisala svojstva otopina jakih elektrolita, koristi se veličina tzv. aktivnost (a).

Pod aktivnošću iona podrazumijeva se njegova djelotvorna koncentracija, prema kojoj on djeluje u kemijskim reakcijama.

Ionska aktivnost ( a) jednaka je njegovoj molarnoj koncentraciji ( S), pomnoženo s koeficijentom aktivnosti (g):

A = g S.

Korištenje aktivnosti umjesto koncentracije omogućuje primjenu zakona utvrđenih za idealna rješenja na rješenja.

U slabe elektrolite spadaju neki mineralni (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) i većina organske kiseline(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 itd.), amonijev hidroksid NH 4 OH i sve slabo topljive baze u vodi, organski amini.

Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilna. U otopinama slabih elektrolita uspostavlja se ravnoteža između iona i nedisociranih molekula. U odgovarajućim jednadžbama disocijacije stavlja se znak reverzibilnosti (“”). Na primjer, jednadžba disocijacije za slabu octenu kiselinu napisana je na sljedeći način:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

U otopini slabog binarnog elektrolita ( CA) uspostavlja se sljedeća ravnoteža, karakterizirana konstantom ravnoteže koja se naziva konstanta disocijacije DO d:

KA « K + + A - ,

.

Ako se otopi 1 litra otopine S mola elektrolita CA a stupanj disocijacije je a, što znači disocirano aS molova elektrolita i svaki je ion nastao aS madeži. U nerazdvojenom stanju ostaje ( S – aS) madeži CA.

KA « K + + A - .

C – aS aS aS

Tada će konstanta disocijacije biti jednaka:

(6.1)

Budući da konstanta disocijacije ne ovisi o koncentraciji, izvedena relacija izražava ovisnost stupnja disocijacije slabog binarnog elektrolita o njegovoj koncentraciji. Iz jednadžbe (6.1) jasno je da smanjenje koncentracije slabog elektrolita u otopini dovodi do povećanja stupnja njegove disocijacije. Jednadžba (6.1) izražava Ostwaldov zakon razrjeđenja .

Za vrlo slabe elektrolite (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

DO d a 2 C, ili a" (6.2)

Konstanta disocijacije za svaki elektrolit je konstantna na danoj temperaturi, ne ovisi o koncentraciji otopine i karakterizira sposobnost elektrolita da se raspadne na ione. Što je veći Kd, elektrolit više disocira na ione. Konstante disocijacije slabih elektrolita prikazane su u tabeli (vidi dodatak, tablica 3).

Mjerenje stupnja disocijacije raznih elektrolita pokazalo je da pojedini elektroliti pri istoj normalnoj koncentraciji otopina vrlo različito disociraju na ione.

Posebno je velika razlika u stupnju disocijacije kiselina. Na primjer, dušična i klorovodična kiselina u 0,1 N. otopine se gotovo potpuno raspadaju u ione; ugljična, cijanovodična i druge kiseline disociraju pod istim uvjetima samo u maloj mjeri.

Od baza topljivih u vodi (lužina), amonijev oksid hidrat je slabo disocibilan; druge alkalije disociraju dobro. Sve soli, uz nekoliko izuzetaka, također dobro disociraju na ione.

Razlika u stupnju disocijacije pojedinih kiselina određena je prirodom valentne veze između atoma koji tvore njihove molekule. Što je veza između vodika i ostatka molekule polarnija, lakše ju je odvojiti, to će kiselina više disocirati.

Elektroliti koji dobro disociraju na ione nazivamo jakim elektrolitima, za razliku od slabih elektrolita koji u vodenim otopinama tvore samo mali broj iona. Otopine jakih elektrolita zadržavaju visoku električnu vodljivost čak i pri vrlo visokim koncentracijama. Naprotiv, električna vodljivost otopina slabih elektrolita brzo opada s povećanjem koncentracije. U jake elektrolite spadaju kiseline poput klorovodične, dušične, sumporne i neke druge, zatim lužine (osim NH 4 OH) i gotovo sve soli.

Polionske kiseline i polikisele baze disociraju postupno. Na primjer, molekule sumporne kiseline prvo disociraju prema jednadžbi

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘

ili preciznije:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

Apstrakcija drugog iona vodika prema jednadžbi

HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »

ili

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

već je mnogo teže, budući da mora nadvladati privlačnost dvostruko nabijenog SO 4 iona, koji, naravno, privlači vodikov ion jače nego jednostruko nabijeni HSO 4 ion. Stoga se drugi stupanj disocijacije ili, kako se kaže, sekundarna disocijacija događa u mnogo manjemstupnja od primarne, a obične otopine sumporne kiseline sadrže samo mali broj iona SO 4"

Fosforna kiselina H 3 PO 4 disocira u tri koraka:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Molekule H 3 PO 4 snažno disociraju na ione H i H 2 PO 4 '. Ioni H 2 PO 4 ' ponašaju se kao slabija kiselina i u manjoj mjeri disociraju na H i HPO 4 '. HPO 4 ioni disociraju poput vrlo slabe kiseline i gotovo da ne proizvode H ione

i P.O. 4 "'

Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne skupine u molekuli također disociraju postupno. Na primjer:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Što se tiče soli, normalne soli uvijek disociraju na metalne ione i kisele ostatke. Na primjer:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "

Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, disociraju postupno. Na primjer:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 ‘

HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »

Međutim, drugi stupanj je vrlo malen, tako da otopina kisele soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.

Bazične soli disociraju na bazične i kisele ione. Na primjer:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Sl"

Gotovo da ne dolazi do sekundarne disocijacije iona bazičnog ostatka na metalne i hidroksilne ione.

U tablici 11 prikazuje numeričke vrijednosti stupnja disocijacije nekih kiselina, baza i soli u 0 , 1 n. rješenja.

Smanjuje se s porastom koncentracije. Stoga su u vrlo koncentriranim otopinama čak i jake kiseline relativno slabo disocirane. Za

Tablica 11

Kiseline, baze i soli u 0,1 N.otopine na 18°

elektrolit	Formula	Stupanj disocijacije u %
kiseline
Solyanaya	HCl	92
bromovodična	HBr	92
hidrojodid	H.J.	. 92
Dušik	HNO3	92
Sumporna	H 2 SO 4	58
Sumporast	H 2 SO 3	34
Fosfor	H 3PO 4	27
Fluorovodična	HF	8,5
Ocat	CH3COOH	1,3
Ugolnaya	H 2 CO3	0,17
Sumporovodik	H2S	0,07
Sinilnaya	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
Razlozi
Barijev hidroksid	Ba(OH)2	92
Kaustični kalij	kon	89
Natrijev hidroksid	NaON	84
Amonijev hidroksid	NH4OH	1,3
Soli
Klorid	KCl	86
Amonijev klorid	NH4Cl	85
Klorid	NaCl	84
Nitrat	KNO 3	83
	AgNO3	81
Octena kiselina	NaCH3COO	79
Klorid	ZnCl2	73
Sulfat	Na 2 SO 4	69
Sulfat	ZnSO4	40
Sulfat

Slabi elektroliti

Slabi elektroliti- tvari koje djelomično disociraju na ione. Otopine slabih elektrolita sadrže nedisocirane molekule zajedno s ionima. Slabi elektroliti ne mogu proizvesti visoku koncentraciju iona u otopini. Slabi elektroliti uključuju:

1) gotovo sve organske kiseline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, itd.);

2) neke anorganske kiseline (H 2 CO 3, H 2 S itd.);

3) gotovo sve soli, baze i amonijev hidroksid Ca 3 (PO 4) 2 koji su slabo topljivi u vodi; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Slabo (ili gotovo nikako) ne provode struju.

Koncentracije iona u otopinama slabih elektrolita kvalitativno su karakterizirane stupnjem i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima (a = 0,3 je konvencionalna granica za podjelu na jake i slabe elektrolite).

Stupanj disocijacije ovisi o koncentraciji otopine slabog elektrolita. Kada se razrijedi vodom, stupanj disocijacije se uvijek povećava, jer povećava se broj molekula otapala (H 2 O) po molekuli otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom slučaju trebala bi se pomaknuti u smjeru stvaranja produkata, tj. hidratizirani ioni.

Stupanj elektrolitičke disocijacije ovisi o temperaturi otopine. Tipično, kako se temperatura povećava, stupanj disocijacije se povećava, jer aktiviraju se veze u molekulama, one postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija iona u slaboj otopini elektrolita može se izračunati poznavanjem stupnja disocijacije a i početna koncentracija tvari c u otopini.

HAn = H + + An - .

Konstanta ravnoteže K p ove reakcije je konstanta disocijacije K d:

K d = . / . (10.11)

Ako ravnotežne koncentracije izrazimo preko koncentracije slabog elektrolita C i njegovog stupnja disocijacije α, dobivamo:

K d = C. α. S. α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Ovaj odnos se zove Ostwaldov zakon razrjeđenja. Za vrlo slabe elektrolite kod α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

To nam omogućuje da zaključimo da s beskonačnim razrjeđenjem stupanj disocijacije α teži jedinici.

Protolitička ravnoteža u vodi:

,

,

Pri konstantnoj temperaturi u razrijeđenim otopinama koncentracija vode u vodi je konstantna i jednaka je 55,5, ( )

, (10.15)

gdje je K in ionski produkt vode.

Tada =10 -7. U praksi, zbog pogodnosti mjerenja i bilježenja, vrijednost koja se koristi je vodikov indeks, (kriterij) jakosti kiseline ili baze. Na sličan način .

Iz jednadžbe (11.15): . Pri pH=7 – reakcija otopine je neutralna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 – alkalno.

U normalnim uvjetima (0°C):

, Zatim

Slika 10.4 - pH različitih tvari i sustava

10.7 Jake otopine elektrolita

Jaki elektroliti su tvari koje se, otopljene u vodi, gotovo potpuno raspadaju na ione. U jake elektrolite u pravilu spadaju tvari s ionskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko topive soli, jake kiseline (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) i jake baze (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

U jakoj otopini elektrolita otopljena tvar nalazi se prvenstveno u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema.

Temeljna razlika između jakih elektrolita i slabih je u tome što je ravnoteža disocijacije jakih elektrolita potpuno pomaknuta udesno:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 -,

pa se stoga konstanta ravnoteže (disocijacije) pokazuje kao nesigurna veličina. Smanjenje električne vodljivosti s povećanjem koncentracije jakog elektrolita posljedica je elektrostatske interakcije iona.

Nizozemski znanstvenik Petrus Josephus Wilhelmus Debye i njemački znanstvenik Erich Hückel, predloživši model koji je bio temelj teorije jakih elektrolita, postulirali su:

1) elektrolit potpuno disocira, ali u relativno razrijeđenim otopinama (C M = 0,01 mol. l -1);

2) svaki ion je okružen ljuskom iona suprotnog predznaka. Zauzvrat, svaki od ovih iona je solvatiran. Ovo okruženje naziva se ionska atmosfera. Pri elektrolitičkoj interakciji iona suprotnih predznaka potrebno je uzeti u obzir utjecaj ionske atmosfere. Kada se kation kreće u elektrostatskom polju, ionska atmosfera se deformira; zgušnjava se ispred njega i stanji iza njega. Ova asimetrija ionske atmosfere ima veći inhibirajući učinak na kretanje kationa, što je veća koncentracija elektrolita i što je veći naboj iona. U tim sustavima pojam koncentracije postaje dvosmislen i mora se zamijeniti aktivnošću. Za binarni elektrolit s jednim nabojem KatAn = Kat + + An - aktivnosti kationa (a +) i aniona (a -) su redom jednake

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)

gdje su C + i C - analitičke koncentracije kationa odnosno aniona;

γ + i γ - su njihovi koeficijenti aktivnosti.

(10.17)

Nemoguće je odrediti aktivnost svakog iona zasebno, stoga se za elektrolite s jednim nabojem koriste geometrijske srednje vrijednosti aktivnosti.

i koeficijenti aktivnosti.

Jaki elektroliti, kada se otope u vodi, gotovo potpuno disociraju na ione, bez obzira na njihovu koncentraciju u otopini.

Stoga se u jednadžbama disocijacije jakih elektrolita koristi znak jednakosti (=).

Jaki elektroliti uključuju:

Topljive soli;

Mnoge anorganske kiseline: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Baze koje tvore alkalijski metali (LiOH, NaOH, KOH itd.) i zemnoalkalijski metali (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Slabi elektroliti u vodenim otopinama samo djelomično (reverzibilno) disociraju na ione.

Stoga se u jednadžbama disocijacije slabih elektrolita koristi znak reverzibilnosti (⇄).

Slabi elektroliti uključuju:

Gotovo sve organske kiseline i voda;

Neke anorganske kiseline: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 itd.;

Netopljivi metalni hidroksidi: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 itd.

Jednadžbe ionske reakcije

Jednadžbe ionske reakcije
Kemijske reakcije u otopinama elektrolita (kiselina, baza i soli) odvijaju se uz sudjelovanje iona. Konačna otopina može ostati bistra (produkti su visoko topljivi u vodi), ali jedan od proizvoda će biti slab elektrolit; u drugim slučajevima doći će do padalina ili razvijanja plina.

Za reakcije u otopinama koje uključuju ione ne sastavlja se samo molekularna jednadžba, već i puna ionska jednadžba i kratka ionska jednadžba.
U ionskim jednadžbama, prema prijedlogu francuskog kemičara K. -L. Prema Bertholletu (1801.), svi jaki, lako topljivi elektroliti zapisani su u obliku ionskih formula, a sedimenti, plinovi i slabi elektroliti zapisani su u obliku molekulskih formula. Nastanak oborina označen je znakom “strelica prema dolje” (↓), a nastanak plinova znakom “strelica prema gore” (). Primjer pisanja jednadžbe reakcije pomoću Bertholletovog pravila:

a) molekularna jednadžba
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) potpuna ionska jednadžba
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - plin, H2O - slab elektrolit)
c) kratka ionska jednadžba
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Obično se pri pisanju ograničavaju na kratku ionsku jednadžbu, pri čemu su kruti reagensi označeni indeksom (t), a plinoviti reagensi indeksom (g). Primjeri:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 je praktički netopljiv u vodi
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(puna i kratka ionska jednadžba su iste)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(većina kiselih soli je visoko topljiva u vodi).

Ako jaki elektroliti nisu uključeni u reakciju, ionski oblik jednadžbe je odsutan:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

ULAZNICA br. 23

Hidroliza soli

Hidroliza soli je interakcija iona soli s vodom kako bi se dobile čestice koje se lagano odvajaju.

Hidroliza je doslovno razgradnja vodom. Ovakvim definiranjem reakcije hidrolize soli naglašavamo da su soli u otopini u obliku iona, a da je pokretačka snaga reakcije nastajanje čestica koje lagano disociraju (opće pravilo za mnoge reakcije u otopinama).

Hidroliza se događa samo u onim slučajevima kada su ioni nastali kao rezultat elektrolitičke disocijacije soli - kation, anion ili oboje zajedno - sposobni tvoriti slabo disocirajuće spojeve s ionima vode, a to se pak događa kada kation je jako polarizirajući (kation slabe baze), a anion se lako polarizira (anion slabe kiseline). To mijenja pH okoliša. Ako kation tvori jaku bazu, a anion jaku kiselinu, tada oni ne podliježu hidrolizi.

1. Hidroliza soli slabe baze i jake kiseline prolazi kroz kation, može nastati slaba baza ili bazična sol i pH otopine će se smanjiti

2. Hidroliza soli slabe kiseline i jake baze prolazi kroz anion, može nastati slaba kiselina ili kisela sol i pH otopine će se povećati

3. Hidroliza soli slabe baze i slabe kiseline obično potpuno prelazi u slabu kiselinu i slabu bazu; pH otopine malo se razlikuje od 7 i određen je relativnom jakošću kiseline i baze

4. Ne dolazi do hidrolize soli jake baze i jake kiseline

Pitanje 24 Klasifikacija oksida

Oksidi nazivaju se složene tvari čije molekule uključuju atome kisika u oksidacijskom stupnju – 2 i neki drugi element.

Oksidi može se dobiti izravnom interakcijom kisika s drugim elementom ili neizravno (na primjer, tijekom razgradnje soli, baza, kiselina). U normalnim uvjetima, oksidi dolaze u krutom, tekućem i plinovitom stanju; ova vrsta spojeva vrlo je česta u prirodi. Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Hrđa, pijesak, voda, ugljikov dioksid su oksidi.

Oksidi koji stvaraju soli Na primjer,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji stvaraju soli- To su oksidi koji kao rezultat kemijskih reakcija stvaraju soli. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom tvore odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, Bakreni oksid (CuO) je oksid koji stvara sol, jer, na primjer, kada reagira s klorovodičnom kiselinom (HCl), nastaje sol:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijskih reakcija mogu se dobiti druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji ne stvaraju soli To su oksidi koji ne tvore soli. Primjeri uključuju CO, N2O, NO.