teorija elektrolitinė disociacija pasiūlė švedų mokslininkas S. Arrhenius 1887 m.

Elektrolitinė disociacija- tai elektrolitų molekulių skilimas, tirpale susidarant teigiamo krūvio (katijonų) ir neigiamo krūvio (anijonų) jonams.

Pavyzdžiui, acto rūgštis vandeniniame tirpale disocijuoja taip:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disociacija yra grįžtamasis procesas. Tačiau skirtingi elektrolitai disocijuoja skirtingai. Laipsnis priklauso nuo elektrolito pobūdžio, jo koncentracijos, tirpiklio pobūdžio, išorinės sąlygos(temperatūra, slėgis).

Disociacijos laipsnis α -į jonus suirusių molekulių skaičiaus santykis su iš viso molekulės:

α=v´(x)/v(x).

Laipsnis gali svyruoti nuo 0 iki 1 (nuo nedisociacijos iki visiško baigimo). Nurodoma procentais. Nustatyta eksperimentiškai. Kai elektrolitas disocijuoja, dalelių skaičius tirpale didėja. Disociacijos laipsnis rodo elektrolito stiprumą.

Išskirti stiprus Ir silpni elektrolitai.

Stiprūs elektrolitai- tai tie elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis viršija 30%.

Vidutinio stiprumo elektrolitai- tai tie, kurių disociacijos laipsnis svyruoja nuo 3% iki 30%.

Silpni elektrolitai- disociacijos laipsnis vandeniniame 0,1 M tirpale yra mažesnis nei 3%.

Silpnų ir stiprių elektrolitų pavyzdžiai.

Stiprūs elektrolitai praskiestuose tirpaluose visiškai suyra į jonus, t.y. α = 1. Tačiau eksperimentai rodo, kad disociacija negali būti lygi 1, ji turi apytikslę reikšmę, bet nėra lygi 1. Tai ne tikroji disociacija, o tariamasis.

Pavyzdžiui, leiskite tam tikrą ryšį α = 0,7. Tie. pagal Arrhenius teoriją tirpale „plūduriuoja“ 30% nedisocijuotų molekulių. Ir 70% susidarė laisvieji jonai. O elektrostatinė teorija suteikia dar vieną šios sąvokos apibrėžimą: jei α = 0,7, tai visos molekulės išsiskirsto į jonus, tačiau jonai yra tik 70% laisvų, o likusieji 30% yra surišti elektrostatinės sąveikos.

Matomas disociacijos laipsnis.

Disociacijos laipsnis priklauso ne tik nuo tirpiklio ir tirpios medžiagos pobūdžio, bet ir nuo tirpalo koncentracijos bei temperatūros.

Disociacijos lygtis gali būti pavaizduota taip:

AK ⇄ A- + K + .

Ir disociacijos laipsnis gali būti išreikštas taip:

Didėjant tirpalo koncentracijai, elektrolitų disociacijos laipsnis mažėja. Tie. konkretaus elektrolito laipsnio reikšmė nėra pastovi vertė.

Kadangi disociacija yra grįžtamasis procesas, reakcijos greičio lygtis galima parašyti taip:

Jei disociacija yra pusiausvyra, tada rodikliai yra vienodi ir dėl to gauname pusiausvyros konstanta(disociacijos konstanta):

K priklauso nuo tirpiklio pobūdžio ir temperatūros, bet nepriklauso nuo tirpalų koncentracijos. Iš lygties aišku, kad kuo daugiau nedisocijuotų molekulių, tuo mažesnė elektrolitų disociacijos konstantos reikšmė.

Polibazinės rūgštys disociuoti laipsniškai, ir kiekvienas žingsnis turi savo disociacijos pastovią reikšmę.

Jei daugiabazinė rūgštis disocijuoja, tada pirmasis protonas yra lengviausiai pašalinamas, tačiau didėjant anijono krūviui didėja ir trauka, todėl protoną pašalinti daug sunkiau. Pavyzdžiui,

Ortofosforo rūgšties disociacijos konstantos kiekviename etape turėtų labai skirtis:

Aš - etapas:

II etapas:

III etapas:

Pirmoje stadijoje ortofosforo rūgštis yra vidutinio stiprumo rūgštis, o 2-oje - silpna, 3-ioje - labai silpna.

Kai kurių elektrolitų tirpalų pusiausvyros konstantų pavyzdžiai.

Pažiūrėkime į pavyzdį:

Jei į tirpalą, kuriame yra sidabro jonų, pridedama metalinio vario, tada pusiausvyros momentu vario jonų koncentracija turėtų būti didesnė už sidabro koncentraciją.

Tačiau konstanta turi mažą reikšmę:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Tai rodo, kad tuo metu, kai buvo pasiekta pusiausvyra, labai mažai sidabro chlorido ištirpo.

Metalinio vario ir sidabro koncentracijos yra įtrauktos į pusiausvyros konstantą.

Joninis vandens produktas.

Žemiau esančioje lentelėje yra šie duomenys:

Ši konstanta vadinama joninis vandens produktas, kuris priklauso tik nuo temperatūros. Pagal disociaciją 1 H+ jonui tenka vienas hidroksido jonas. IN svarus vanduošių jonų koncentracija yra tokia pati: [ H + ] = [OI - ].

Iš čia, [ H + ] = [OI- ] = = 10-7 mol/l.

Jei į vandenį įpilsite pašalinių medžiagų, pavyzdžiui, druskos rūgšties, vandenilio jonų koncentracija padidės, tačiau joninis vandens produktas nuo koncentracijos nepriklauso.

O jei pridėsite šarmo, padidės jonų koncentracija, sumažės vandenilio kiekis.

Koncentracija ir yra tarpusavyje susijusios: kuo didesnė viena reikšmė, tuo mažesnė kita.

Tirpalo rūgštingumas (pH).

Tirpalų rūgštingumas dažniausiai išreiškiamas jonų koncentracija H+. Rūgščioje aplinkoje pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, šarminėje - pH> 10 -7 mol/l.
Tirpalo rūgštingumas išreiškiamas per neigiamą vandenilio jonų koncentracijos logaritmą, vadinamą jį pH.

pH = -lg[ H + ].

Konstantos ir disociacijos laipsnio ryšys.

Apsvarstykite acto rūgšties disociacijos pavyzdį:

Raskime konstantą:

Molinė koncentracija C=1/V, pakeiskite jį į lygtį ir gaukite:

Šios lygtys yra W. Ostwaldo veisimo įstatymas, pagal kurią elektrolito disociacijos konstanta nepriklauso nuo tirpalo praskiedimo.

Elektrolitų disociacija kiekybiškai apibūdinama disociacijos laipsniu. Disociacijos laipsnis a–tai molekulių, disocijuotų į jonus N diss, skaičiaus santykis.,bendram ištirpusio elektrolito N molekulių skaičiui :

a =

a– į jonus suskaidytų elektrolitų molekulių dalis.

Elektrolitų disociacijos laipsnis priklauso nuo daugelio veiksnių: elektrolito pobūdžio, tirpiklio pobūdžio, tirpalo koncentracijos ir temperatūros.

Remiantis jų gebėjimu disociuoti, elektrolitai paprastai skirstomi į stipriuosius ir silpnuosius. Paprastai vadinami elektrolitai, kurie tirpale egzistuoja tik jonų pavidalu stiprus . Elektrolitai, kurie ištirpę iš dalies yra molekulių, o iš dalies jonų pavidalo, vadinami silpnas .

Stipriems elektrolitams priskiriamos beveik visos druskos, kai kurios rūgštys: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, šarminių ir šarminių žemių metalų hidroksidai (žr. priedą, 6 lentelę).

Stiprių elektrolitų disociacijos procesas tęsiasi:

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

o lygybės ženklai dedami į disociacijos lygtis.

Kalbant apie stiprius elektrolitus, „disociacijos laipsnio“ sąvoka yra sąlyginė. “ Akivaizdus disociacijos laipsnis (a kiekvienas) žemiau tikrosios (žr. priedą, 6 lentelę). Didėjant stipraus elektrolito koncentracijai tirpale, didėja priešingai įkrautų jonų sąveika. Būdami pakankamai arti vienas kito, jie sudaro bendrininkus. Juose esančius jonus skiria polinių vandens molekulių sluoksniai, juosiantys kiekvieną joną. Tai turi įtakos tirpalo elektrinio laidumo sumažėjimui, t.y. sukuriamas nepilnos disociacijos efektas.

Kad būtų atsižvelgta į šį efektą, buvo įvestas aktyvumo koeficientas g, kuris didėja didėjant tirpalo koncentracijai, kintantis nuo 0 iki 1. Stiprių elektrolitų tirpalų savybėms kiekybiškai apibūdinti naudojamas dydis, vadinamas veikla (a).

Jono aktyvumas suprantamas kaip jo efektyvi koncentracija, pagal kurią jis veikia cheminėse reakcijose.

Jonų aktyvumas ( a) yra lygi jo molinei koncentracijai ( SU), padaugintas iš aktyvumo koeficiento (g):

A = g SU.

Veiklos naudojimas vietoj susikaupimo leidžia sprendimams taikyti idealiems sprendimams nustatytus dėsnius.

Silpni elektrolitai apima kai kuriuos mineralus (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) ir daugumą organinės rūgštys(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 ir kt.), amonio hidroksidas NH 4 OH ir visos blogai vandenyje tirpios bazės, organiniai aminai.

Silpnų elektrolitų disociacija yra grįžtama. Silpnų elektrolitų tirpaluose susidaro pusiausvyra tarp jonų ir nedisocijuotų molekulių. Atitinkamose disociacijos lygtyse dedamas grįžtamumo ženklas („“). Pavyzdžiui, silpnos acto rūgšties disociacijos lygtis parašyta taip:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Silpno dvejetainio elektrolito tirpale ( CA) nustatoma tokia pusiausvyra, kuriai būdinga pusiausvyros konstanta, vadinama disociacijos konstanta KAM d:

KA « K + + A - ,

.

Jei ištirpsta 1 litras tirpalo SU molių elektrolito CA o disociacijos laipsnis yra a, o tai reiškia – disocijuotas aС molių elektrolito ir susidarė kiekvienas jonas aС apgamai. Nedisocijuotoje būsenoje lieka ( SU – aС) apgamai CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Tada disociacijos konstanta bus lygi:

(6.1)

Kadangi disociacijos konstanta nepriklauso nuo koncentracijos, išvestinis ryšys išreiškia silpno dvejetainio elektrolito disociacijos laipsnio priklausomybę nuo jo koncentracijos. Iš (6.1) lygties aišku, kad sumažėjus silpno elektrolito koncentracijai tirpale, padidėja jo disociacijos laipsnis. (6.1) lygtis išreiškia Ostvaldo praskiedimo dėsnis .

Labai silpniems elektrolitams (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

KAM d 2 C, arba a“ (6.2)

Kiekvieno elektrolito disociacijos konstanta yra pastovi tam tikroje temperatūroje, ji nepriklauso nuo tirpalo koncentracijos ir apibūdina elektrolito gebėjimą suirti į jonus. Kuo didesnis Kd, tuo labiau elektrolitas disocijuoja į jonus. Silpnų elektrolitų disociacijos konstantos pateiktos lentelėje (žr. priedą, 3 lentelę).

Išmatavus įvairių elektrolitų disociacijos laipsnį, paaiškėjo, kad atskiri elektrolitai, esant vienodai normaliai tirpalų koncentracijai, į jonus disocijuoja labai skirtingai.

Ypač didelis rūgščių disociacijos laipsnio skirtumas. Pavyzdžiui, azoto ir druskos rūgštys 0,1 N. tirpalai beveik visiškai suyra į jonus; anglies, cianido ir kitos rūgštys tomis pačiomis sąlygomis disocijuoja tik nedaug.

Iš vandenyje tirpių bazių (šarmų) amonio oksido hidratas yra silpnai disocijuotas, kiti šarmai gerai disocijuoja. Visos druskos, išskyrus kelias išimtis, taip pat gerai disocijuoja į jonus.

Atskirų rūgščių disociacijos laipsnio skirtumą lemia valentinės jungties tarp atomų, sudarančių jų molekules, pobūdis. Kuo poliariškesnis ryšys tarp vandenilio ir likusios molekulės, tuo lengviau jis atsiskiria, tuo labiau rūgštis disocijuos.

Elektrolitai, kurie gerai disocijuoja į jonus, vadinami stipriaisiais elektrolitais, priešingai nei silpni elektrolitai, kurie vandeniniuose tirpaluose sudaro tik nedidelį jonų skaičių. Stiprių elektrolitų tirpalai išlaiko didelį elektros laidumą net esant labai didelėms koncentracijoms. Priešingai, silpnų elektrolitų tirpalų elektrinis laidumas sparčiai mažėja didėjant koncentracijai. Stiprūs elektrolitai apima rūgštis, tokias kaip druskos, azoto, sieros ir kai kurios kitos, tada šarmai (išskyrus NH 4 OH) ir beveik visos druskos.

Poliono rūgštys ir polirūgščių bazės disocijuoja laipsniškai. Pavyzdžiui, sieros rūgšties molekulės pirmiausia disocijuoja pagal lygtį

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘

arba tiksliau:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

Antrojo vandenilio jono abstrakcija pagal lygtį

HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »

arba

HSO 4' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

jau yra daug sunkesnis, nes turi įveikti dvigubai įkrauto SO 4 jono trauką, kuris, žinoma, vandenilio joną traukia stipriau nei viengubo krūvio HSO 4 jonas. Todėl antroji disociacijos stadija arba, kaip sakoma, antrinė disociacija įvyksta daug mažesnėjelaipsniu nei pirminis, o įprastuose sieros rūgšties tirpaluose yra tik nedidelis SO 4 jonų skaičius.

Fosforo rūgštis H 3 PO 4 disocijuoja trimis etapais:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »'

H 3 PO 4 molekulės stipriai disocijuoja į H ir H 2 PO 4 ' jonus. H 2 PO 4 ' jonai elgiasi kaip silpnesnė rūgštis ir mažesniu mastu disocijuoja į H ir HPO 4 '. HPO 4 jonai disocijuoja kaip labai silpna rūgštis ir beveik nesudaro H jonų

ir P.O. 4 ""

Bazės, kurių molekulėje yra daugiau nei viena hidroksilo grupė, taip pat disocijuoja palaipsniui. Pavyzdžiui:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Kalbant apie druskas, normalios druskos visada disocijuoja į metalų jonus ir rūgštines liekanas. Pavyzdžiui:

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

Rūgščių druskos, kaip ir daugiabazinės rūgštys, disocijuoja laipsniškai. Pavyzdžiui:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 ‘

HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »

Tačiau antrasis etapas yra labai mažas, todėl rūgšties druskos tirpale yra tik nedidelis vandenilio jonų skaičius.

Bazinės druskos disocijuoja į bazinius ir rūgštinius jonus. Pavyzdžiui:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl"

Beveik nevyksta antrinė bazinių liekanų jonų disociacija į metalo ir hidroksilo jonus.

Lentelėje 11 rodo kai kurių rūgščių, bazių ir druskų disociacijos laipsnio skaitines reikšmes 0 , 1 n. sprendimus.

Jis mažėja didėjant koncentracijai. Todėl labai koncentruotuose tirpaluose net stiprios rūgštys yra gana silpnai disocijuojamos. Dėl

11 lentelė

Rūgštys, bazės ir druskos 0,1 N.tirpalai 18° temperatūroje

Elektrolitas	Formulė	Disociacijos laipsnis %
Rūgštys
Solyanaya	HCl	92
Hidrobrominis	HBr	92
Hidrojodidas	H.J.	. 92
Azotas	HNO3	92
Sieros	H 2 SO 4	58
Sieringas	H 2 SO 3	34
Fosforas	H 3PO 4	27
Hidrofluoridas	HF	8,5
Actas	CH3COOH	1,3
Ugolnaja	H 2 CO3	0,17
Vandenilio sulfidas	H2S	0,07
Sinilnaja	HCN	0,01
Bornaja	H 3 BO 3	0,01
Priežastys
Bario hidroksidas	Ba(OH)2	92
Kaustinis kalis	con	89
Natrio hidroksidas	NaON	84
Amonio hidroksidas	NH4OH	1,3
Druskos
Chloridas	KCl	86
Amonio chloridas	NH4Cl	85
Chloridas	NaCl	84
Nitratas	KNO 3	83
	AgNO3	81
Acto rūgštis	NaCH3COO	79
Chloridas	ZnCl2	73
Sulfatas	Na 2 SO 4	69
Sulfatas	ZnSO4	40
Sulfatas

Silpni elektrolitai

Silpni elektrolitai- medžiagos, kurios dalinai disocijuoja į jonus. Silpnų elektrolitų tirpaluose kartu su jonais yra nedisocijuotų molekulių. Silpni elektrolitai negali pagaminti didelės jonų koncentracijos tirpale. Silpni elektrolitai apima:

1) beveik visos organinės rūgštys (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH ir kt.);

2) kai kurios neorganinės rūgštys (H 2 CO 3, H 2 S ir kt.);

3) beveik visos druskos, bazės ir amonio hidroksidas Ca 3 (PO 4) 2, kurios mažai tirpsta vandenyje; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Jie prastai (arba beveik visai) praleidžia elektrą.

Jonų koncentracijos silpnų elektrolitų tirpaluose kokybiškai apibūdinamos laipsniu ir disociacijos konstanta.

Disociacijos laipsnis išreiškiamas vieneto dalimis arba procentais (a = 0,3 yra sutartinė skirstymo į stiprius ir silpnus elektrolitus riba).

Disociacijos laipsnis priklauso nuo silpno elektrolito tirpalo koncentracijos. Skiedžiant vandeniu, disociacijos laipsnis visada didėja, nes didėja tirpiklio molekulių (H 2 O) skaičius vienoje ištirpusios medžiagos molekulėje. Pagal Le Chatelier principą elektrolitinės disociacijos pusiausvyra šiuo atveju turėtų pasislinkti produktų susidarymo kryptimi, t.y. hidratuoti jonai.

Elektrolitinės disociacijos laipsnis priklauso nuo tirpalo temperatūros. Paprastai, kylant temperatūrai, disociacijos laipsnis didėja, nes suaktyvėja ryšiai molekulėse, jos tampa judresnės ir lengviau jonizuojamos. Jonų koncentraciją silpname elektrolito tirpale galima apskaičiuoti žinant disociacijos laipsnį a ir pradinė medžiagos koncentracija c tirpale.

HAn = H + + An - .

Šios reakcijos pusiausvyros konstanta K p yra disociacijos konstanta K d:

K d = . / . (10.11)

Jei pusiausvyros koncentracijas išreiškiame silpnojo elektrolito C koncentracija ir jo disociacijos laipsniu α, gauname:

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

Šis ryšys vadinamas Ostvaldo praskiedimo dėsnis. Labai silpniems elektrolitams esant α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

Tai leidžia daryti išvadą, kad esant begaliniam praskiedimui, disociacijos laipsnis α linkęs į vienybę.

Protolitinė pusiausvyra vandenyje:

,

,

Esant pastoviai temperatūrai praskiestuose tirpaluose, vandens koncentracija vandenyje yra pastovi ir lygi 55,5, ( )

, (10.15)

kur K in yra joninis vandens produktas.

Tada =10 -7. Praktikoje dėl matavimo ir registravimo patogumo naudojama reikšmė yra vandenilio indeksas, rūgšties arba bazės stiprumo kriterijus. Panašiai .

Iš lygties (11.15): . Esant pH=7 – tirpalo reakcija neutrali, esant pH<7 – кислая, а при pH>7 – šarminis.

Normaliomis sąlygomis (0°C):

, Tada

10.4 pav. – įvairių medžiagų ir sistemų pH

10.7 Stiprūs elektrolitų tirpalai

Stiprūs elektrolitai – tai medžiagos, kurios ištirpusios vandenyje beveik visiškai suyra į jonus. Paprastai stiprūs elektrolitai apima medžiagas su joninėmis arba labai polinėmis jungtimis: visos gerai tirpios druskos, stiprios rūgštys (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ir stiprios bazės (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).

Stipriame elektrolito tirpale ištirpusi medžiaga pirmiausia randama jonų (katijonų ir anijonų) pavidalu; nedisocijuotų molekulių praktiškai nėra.

Esminis skirtumas tarp stiprių ir silpnų elektrolitų yra tas, kad stiprių elektrolitų disociacijos pusiausvyra visiškai pasislenka į dešinę:

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

ir todėl pusiausvyros (disociacijos) konstanta pasirodo esanti neapibrėžtas dydis. Elektros laidumo sumažėjimas didėjant stipraus elektrolito koncentracijai atsiranda dėl elektrostatinės jonų sąveikos.

Olandų mokslininkas Petrusas Josephusas Wilhelmusas Debye ir vokiečių mokslininkas Erichas Hückelis, pasiūlę modelį, sudarantį stipriųjų elektrolitų teorijos pagrindą, postulavo:

1) elektrolitas visiškai disocijuoja, bet santykinai atskiestuose tirpaluose (C M = 0,01 mol. l -1);

2) kiekvieną joną supa priešingo ženklo jonų apvalkalas. Savo ruožtu kiekvienas iš šių jonų yra solvatuotas. Ši aplinka vadinama jonine atmosfera. Vykstant elektrolitinei priešingų ženklų jonų sąveikai, būtina atsižvelgti į joninės atmosferos įtaką. Kai katijonas juda elektrostatiniame lauke, joninė atmosfera deformuojasi; prieš jį storėja, o už jo plonėja. Tokia joninės atmosferos asimetrija labiau slopina katijono judėjimą, tuo didesnė elektrolitų koncentracija ir didesnis jonų krūvis. Šiose sistemose koncentracijos sąvoka tampa dviprasmiška ir turi būti pakeista veikla. Dvejetainio vieno krūvio elektrolito KatAn = Kat + + An - katijono (a +) ir anijono (a -) aktyvumas yra atitinkamai lygus.

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

kur C + ir C - yra atitinkamai katijono ir anijono analitinės koncentracijos;

γ + ir γ - yra jų aktyvumo koeficientai.

(10.17)

Neįmanoma nustatyti kiekvieno jono aktyvumo atskirai, todėl vieno įkrovimo elektrolitams naudojamos aktyvumo vidutinės geometrinės reikšmės.

ir aktyvumo koeficientai.

Stiprūs elektrolitai, ištirpę vandenyje, beveik visiškai disocijuoja į jonus, nepriklausomai nuo jų koncentracijos tirpale.

Todėl stipriųjų elektrolitų disociacijos lygtyse naudojamas lygybės ženklas (=).

Stiprūs elektrolitai apima:

Tirpios druskos;

Daug neorganinių rūgščių: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Bazės, kurias sudaro šarminiai metalai (LiOH, NaOH, KOH ir kt.) ir šarminiai žemės metalai (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Silpni elektrolitai vandeniniuose tirpaluose tik iš dalies (grįžtamai) disocijuoja į jonus.

Todėl silpnų elektrolitų disociacijos lygtyse naudojamas grįžtamumo ženklas (⇄).

Silpni elektrolitai apima:

Beveik visos organinės rūgštys ir vanduo;

Kai kurios neorganinės rūgštys: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 ir kt.;

Netirpūs metalų hidroksidai: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 ir kt.

Joninių reakcijų lygtys

Joninių reakcijų lygtys
Cheminės reakcijos elektrolitų (rūgščių, bazių ir druskų) tirpaluose vyksta dalyvaujant jonams. Galutinis tirpalas gali likti skaidrus (produktai labai gerai tirpsta vandenyje), bet vienas iš produktų bus silpnas elektrolitas; kitais atvejais įvyks kritulių arba dujų išsiskyrimas.

Reakcijoms tirpaluose, kuriuose dalyvauja jonai, sudaroma ne tik molekulinė lygtis, bet ir visa joninė lygtis bei trumpoji joninė lygtis.
Joninėse lygtyse, remiantis prancūzų chemiko K. -L. Pasak Berthollet (1801), visi stiprūs, lengvai tirpūs elektrolitai užrašomi jonų formulėmis, o nuosėdos, dujos ir silpni elektrolitai – molekulinėmis formulėmis. Kritulių susidarymas žymimas „rodyklės žemyn“ (↓) ženklu, o dujų susidarymas – „rodyklės aukštyn“ ženklu (). Reakcijos lygties rašymo pagal Berthollet taisyklę pavyzdys:

a) molekulinė lygtis
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) pilnoji joninė lygtis
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 – dujos, H2O – silpnas elektrolitas)
c) trumpoji joninė lygtis
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Paprastai rašant jie apsiriboja trumpa jonine lygtimi, kai kietieji reagentai žymimi indeksu (t), dujiniai – indeksu (g). Pavyzdžiai:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 praktiškai netirpsta vandenyje
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(pilna ir trumpoji joninės lygtys yra vienodos)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(dauguma rūgščių druskų gerai tirpsta vandenyje).

Jei reakcijoje nedalyvauja stiprūs elektrolitai, joninės lygties formos nėra:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

BILIETAS Nr.23

Druskų hidrolizė

Druskos hidrolizė yra druskos jonų sąveika su vandeniu, kad susidarytų šiek tiek disocijuojančios dalelės.

Hidrolizė, pažodžiui, yra skilimas veikiant vandeniui. Taip apibrėždami druskos hidrolizės reakciją, pabrėžiame, kad druskos tirpale yra jonų pavidalo, o reakcijos varomoji jėga yra šiek tiek disociuojančių dalelių susidarymas (bendra taisyklė daugeliui tirpalų reakcijų).

Hidrolizė vyksta tik tais atvejais, kai dėl druskos elektrolitinės disociacijos susidarę jonai - katijonas, anijonas arba abu kartu - gali sudaryti silpnai disociuojančius junginius su vandens jonais, o tai, savo ruožtu, įvyksta katijonas yra stipriai poliarizuojantis (silpnos bazės katijonas), o anijonas lengvai poliarizuojasi (silpnos rūgšties anijonas). Tai keičia aplinkos pH. Jei katijonas sudaro stiprią bazę, o anijonas sudaro stiprią rūgštį, tada jie nehidrolizuojami.

1. Silpnos bazės ir stiprios rūgšties druskos hidrolizė praeina pro katijoną, gali susidaryti silpna bazė arba bazinė druska ir sumažės tirpalo pH

2. Silpnos rūgšties ir stiprios bazės druskos hidrolizė praeina per anijoną, gali susidaryti silpna rūgštis arba rūgšties druska ir padidės tirpalo pH

3. Silpnos bazės ir silpnos rūgšties druskos hidrolizė paprastai visiškai praeina, sudarydamas silpną rūgštį ir silpną bazę; Tirpalo pH šiek tiek skiriasi nuo 7 ir nustatomas pagal santykinį rūgšties ir bazės stiprumą

4. Stiprios bazės ir stiprios rūgšties druskos hidrolizė nevyksta

24 klausimas. Oksidų klasifikacija

Oksidai vadinamos kompleksinėmis medžiagomis, kurių molekulėse yra oksidacijos būsenos deguonies atomai – 2 ir kai kurie kiti elementai.

Oksidai gali būti gaunamas tiesiogiai sąveikaujant deguoniui su kitu elementu arba netiesiogiai (pavyzdžiui, skaidant druskas, bazes, rūgštis). Normaliomis sąlygomis oksidai būna kietos, skystos ir dujinės būsenos; tokio tipo junginiai gamtoje yra labai paplitę. Žemės plutoje randama oksidų. Rūdys, smėlis, vanduo, anglies dioksidas yra oksidai.

Druską formuojantys oksidai Pavyzdžiui,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Druską formuojantys oksidai– Tai oksidai, kurie dėl cheminių reakcijų sudaro druskas. Tai metalų ir nemetalų oksidai, kurie, sąveikaudami su vandeniu, sudaro atitinkamas rūgštis, o sąveikaujant su bazėmis – atitinkamas rūgštines ir normalias druskas. Pavyzdžiui, Vario oksidas (CuO) yra druską sudarantis oksidas, nes, pavyzdžiui, jam reaguojant su druskos rūgštimi (HCl), susidaro druska:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Dėl cheminių reakcijų galima gauti kitų druskų:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Nesudarantys druskos oksidai Tai oksidai, kurie nesudaro druskų. Pavyzdžiui, CO, N 2 O, NO.