teória elektrolytická disociácia navrhol švédsky vedec S. Arrhenius v roku 1887.

Elektrolytická disociácia- ide o rozklad molekúl elektrolytu s tvorbou kladne nabitých (katióny) a záporne nabitých (anióny) iónov v roztoku.

Napríklad kyselina octová vo vodnom roztoku disociuje takto:

CH3COOH⇄H++ CH3COO-.

Disociácia je reverzibilný proces. Ale rôzne elektrolyty disociujú inak. Stupeň závisí od povahy elektrolytu, jeho koncentrácie, povahy rozpúšťadla, vonkajších podmienok(teplota, tlak).

Stupeň disociácie α - pomer počtu molekúl rozložených na ióny k celkový počet molekuly:

a=v'(x)/v(x).

Stupeň sa môže meniť od 0 do 1 (od neprítomnosti disociácie až po jej úplné dokončenie). Udáva sa v percentách. Stanovuje sa experimentálne. Počas disociácie elektrolytu sa zvyšuje počet častíc v roztoku. Stupeň disociácie udáva silu elektrolytu.

Rozlišovať silný A slabé elektrolyty.

Silné elektrolyty- sú to elektrolyty, ktorých stupeň disociácie presahuje 30%.

Elektrolyty strednej sily- sú to tie, ktorých stupeň disociácie sa delí v rozmedzí od 3 % do 30 %.

Slabé elektrolyty- stupeň disociácie vo vodnom 0,1 M roztoku je menší ako 3 %.

Príklady slabých a silných elektrolytov.

Silné elektrolyty v zriedených roztokoch sa úplne rozložia na ióny, t.j. α = 1. Experimenty však ukazujú, že disociácia nemôže byť rovná 1, má približnú hodnotu, ale nie je rovná 1. Toto nie je skutočná disociácia, ale zdanlivá.

Napríklad, nech nejaké spojenie α = 0,7. Tie. podľa Arrheniovej teórie v roztoku „pláva“ 30 % nedisociovaných molekúl. A 70% tvorilo voľné ióny. A elektrostatická teória dáva tomuto konceptu inú definíciu: ak α \u003d 0,7, potom sú všetky molekuly disociované na ióny, ale ióny sú iba 70% voľné a zvyšných 30% je viazaných elektrostatickými interakciami.

Zjavný stupeň disociácie.

Stupeň disociácie závisí nielen od povahy rozpúšťadla a rozpustenej látky, ale aj od koncentrácie roztoku a teploty.

Disociačná rovnica môže byť reprezentovaná takto:

AK ⇄ A- + K + .

A stupeň disociácie možno vyjadriť takto:

So zvyšujúcou sa koncentráciou roztoku klesá stupeň disociácie elektrolytu. Tie. hodnota stupňa pre konkrétny elektrolyt nie je konštantná hodnota.

Keďže disociácia je reverzibilný proces, rovnice rýchlosti reakcie možno zapísať takto:

Ak je disociácia v rovnováhe, potom sú rýchlosti rovnaké a ako výsledok dostaneme rovnovážna konštanta(disociačná konštanta):

K závisí od povahy rozpúšťadla a od teploty, ale nezávisí od koncentrácie roztokov. Z rovnice je vidieť, že čím viac nedisociovaných molekúl, tým nižšia je hodnota disociačnej konštanty elektrolytu.

Polybázické kyseliny disociovať v krokoch a každý krok má svoju vlastnú hodnotu disociačnej konštanty.

Ak dôjde k disociácii viacsýtnej kyseliny, potom sa prvý protón najľahšie odštiepi a so zvyšujúcim sa nábojom aniónu sa zvyšuje príťažlivosť, a preto sa protón odštiepi oveľa ťažšie. Napríklad,

Disociačné konštanty kyseliny fosforečnej v každom štádiu by mali byť veľmi odlišné:

I - fáza:

II - etapa:

III - fáza:

V prvom stupni je kyselina fosforečná stredne silná a v 2. stupni je slabá, v 3. stupni je veľmi slabá.

Príklady rovnovážnych konštánt pre niektoré roztoky elektrolytov.

Zvážte príklad:

Ak sa do roztoku obsahujúceho ióny striebra pridá kovová meď, potom by v momente rovnováhy mala byť koncentrácia iónov medi väčšia ako koncentrácia striebra.

Ale konštanta má nízku hodnotu:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Čo naznačuje, že v čase, keď sa dosiahla rovnováha, sa rozpustilo veľmi málo chloridu strieborného.

Koncentrácia kovovej medi a striebra sa uvádza do rovnovážnej konštanty.

Iónový produkt vody.

Nasledujúca tabuľka obsahuje údaje:

Táto konštanta sa nazýva iónový produkt vody, ktorá závisí len od teploty. Podľa disociácie pripadá na 1 H + ión jeden hydroxidový ión. IN čistá voda koncentrácia týchto iónov je rovnaká: [ H + ] = [Oh - ].

Preto [ H + ] = [Oh-] = = 10-7 mol/l.

Ak sa do vody pridá cudzorodá látka, napríklad kyselina chlorovodíková, koncentrácia vodíkových iónov sa zvýši, ale iónový produkt vody nezávisí od koncentrácie.

A ak pridáte zásadu, koncentrácia iónov sa zvýši a množstvo vodíka sa zníži.

Koncentrácia a sú vzájomne prepojené: čím viac jednej hodnoty, tým menej druhej.

Kyslosť roztoku (pH).

Kyslosť roztokov sa zvyčajne vyjadruje koncentráciou iónov H+. V kyslom prostredí pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, v alkalickom prostredí - pH> 10-7 mol/l.
Kyslosť roztoku je vyjadrená ako záporný logaritmus koncentrácie vodíkových iónov, ktorý sa nazýva pH.

pH = -lg[ H + ].

Vzťah medzi konštantou a stupňom disociácie.

Zvážte príklad disociácie kyseliny octovej:

Nájdite konštantu:

Molárna koncentrácia С=1/V, dosadíme do rovnice a dostaneme:

Tieto rovnice sú šľachtiteľským zákonom W. Ostwalda, podľa ktorého disociačná konštanta elektrolytu nezávisí od riedenia roztoku.

Disociácia elektrolytu je kvantitatívne charakterizovaná stupňom disociácie. Stupeň disociácie a–je pomer počtu molekúl disociovaných na ióny N diss.,k celkovému počtu rozpustených molekúl elektrolytu N :

a =

a je frakcia molekúl elektrolytu rozložená na ióny.

Stupeň disociácie elektrolytu závisí od mnohých faktorov: od povahy elektrolytu, od povahy rozpúšťadla, od koncentrácie roztoku a od teploty.

Podľa schopnosti disociácie sú elektrolyty podmienene rozdelené na silné a slabé. Elektrolyty, ktoré existujú v roztoku len ako ióny, sa nazývajú silný . Elektrolyty, ktoré sú v rozpustenom stave čiastočne vo forme molekúl a čiastočne vo forme iónov, sa nazývajú slabý .

Medzi silné elektrolyty patria takmer všetky soli, niektoré kyseliny: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (pozri prílohu, tabuľka 6).

Proces disociácie silných elektrolytov končí:

HNO 3 \u003d H + + NO 3 -, NaOH \u003d Na + + OH -,

a rovnaké znamienka sú vložené do disociačných rovníc.

Pri použití pre silné elektrolyty je pojem "stupeň disociácie" podmienený. " Zdanlivý“ stupeň disociácie (a každý) pod hodnotou true (pozri prílohu, tabuľka 6). So zvýšením koncentrácie silného elektrolytu v roztoku sa zvyšuje interakcia opačne nabitých iónov. Keď sa k sebe dostatočne priblížia, vytvoria si spoločníkov. Ióny v nich sú oddelené vrstvami polárnych molekúl vody obklopujúcich každý ión. To ovplyvňuje pokles elektrickej vodivosti roztoku, t.j. vzniká efekt neúplnej disociácie.

Na zohľadnenie tohto efektu sa zavádza koeficient aktivity g, ktorý klesá so zvyšujúcou sa koncentráciou roztoku v rozmedzí od 0 do 1. Na kvantitatívne opísanie vlastností roztokov silných elektrolytov sa používa veličina tzv. činnosť (a).

Aktivitou iónu sa rozumie jeho efektívna koncentrácia, podľa ktorej pôsobí pri chemických reakciách.

Aktivita iónov ( a) sa rovná jeho molárnej koncentrácii ( S) vynásobené faktorom aktivity (g):

A = g S.

Použitie aktivity namiesto koncentrácie umožňuje aplikovať na riešenia zákonitosti stanovené pre ideálne riešenia.

Medzi slabé elektrolyty patria niektoré minerály (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) a väčšina organické kyseliny(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 atď.), hydroxid amónny NH 4 OH a všetky vo vode málo rozpustné zásady, organické amíny.

Disociácia slabých elektrolytov je reverzibilná. V roztokoch slabých elektrolytov sa vytvorí rovnováha medzi iónmi a nedisociovanými molekulami. Do zodpovedajúcich disociačných rovníc je vložené znamienko reverzibilnosti (""). Napríklad disociačná rovnica pre slabú kyselinu octovú je napísaná takto:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

V roztoku slabého binárneho elektrolytu ( KA) vzniká nasledujúca rovnováha charakterizovaná rovnovážnou konštantou nazývanou disociačná konštanta TO d:

KA "K + + A -,

.

Ak sa rozpustí v 1 litri roztoku S mólov elektrolytu KA a stupeň disociácie sa rovná a, čo znamená, že disociovaný aС mólov elektrolytu a každý ión vznikol podľa aС krtkov. zostáva v nedisociovanom stave ( S – aС) krtkov KA.

KA « K + + A - .

C - aC aC aC

Potom bude disociačná konštanta rovná:

(6.1)

Keďže disociačná konštanta nezávisí od koncentrácie, odvodený vzťah vyjadruje závislosť stupňa disociácie slabého binárneho elektrolytu od jeho koncentrácie. Rovnica (6.1) ukazuje, že zníženie koncentrácie slabého elektrolytu v roztoku vedie k zvýšeniu stupňa jeho disociácie. Rovnica (6.1) vyjadruje Ostwaldov zákon riedenia .

Pre veľmi slabé elektrolyty (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

TO d 2 C, alebo a» (6.2)

Disociačná konštanta pre každý elektrolyt je pri danej teplote konštantná, nezávisí od koncentrácie roztoku a charakterizuje schopnosť elektrolytu rozkladať sa na ióny. Čím vyššie Kd, tým viac sa elektrolyt disociuje na ióny. Disociačné konštanty slabých elektrolytov sú uvedené v tabuľke (pozri prílohu, tabuľka 3).

Meranie stupňa disociácie rôznych elektrolytov ukázalo, že jednotlivé elektrolyty pri rovnakej normálnej koncentrácii roztokov disociujú na ióny veľmi rozdielne.

Rozdiel v hodnotách stupňa disociácie kyselín je obzvlášť veľký. Napríklad kyselina dusičná a chlorovodíková v 0,1 N. roztoky sa takmer úplne rozkladajú na ióny; kyselina uhličitá, kyanovodíková a iné kyseliny disociujú za rovnakých podmienok len v malej miere.

Z vo vode rozpustných zásad (zásad) slabo disociuje hydrát oxidu amónneho, zvyšné zásady disociujú dobre. Všetky soli, až na pár výnimiek, tiež dobre disociujú na ióny.

Rozdiel v hodnotách stupňa disociácie jednotlivých kyselín je spôsobený povahou valenčnej väzby medzi atómami, ktoré tvoria ich molekuly. Čím polárnejšia je väzba medzi vodíkom a zvyškom molekuly, tým ľahšie sa odštiepi, tým viac bude kyselina disociovať.

Elektrolyty, ktoré sa dobre disociujú na ióny, sa nazývajú silné elektrolyty, na rozdiel od slabých elektrolytov, ktoré tvoria len malý počet iónov vo vodných roztokoch. Roztoky silných elektrolytov si zachovávajú vysokú elektrickú vodivosť aj pri veľmi vysokých koncentráciách. Naopak, elektrická vodivosť roztokov slabých elektrolytov rýchlo klesá so zvyšujúcou sa koncentráciou. k silným elektrolytom patria kyseliny ako chlorovodíková, dusičná, sírová a niektoré ďalšie, ďalej alkálie (okrem NH 4 OH) a takmer všetky soli.

Polyiónové kyseliny a polykyselinové bázy disociujú v krokoch. Takže napríklad molekuly kyseliny sírovej najskôr disociujú podľa rovnice

H2SO4⇄H + HSO4'

alebo presnejšie:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Eliminácia druhého vodíkového iónu podľa rovnice

HSO 4 '⇄ H + SO 4 »

alebo

HSO4'+ H20⇄H30 + SO4"

je to už oveľa náročnejšie, pretože musí prekonať príťažlivosť od dvojnásobne nabitého iónu SO 4 “, ktorý, samozrejme, k sebe priťahuje vodíkový ión silnejšie ako jednoducho nabitý ión HSO 4 '. Preto sa druhá fáza disociácie alebo, ako sa hovorí, sekundárna disociácia vyskytuje v oveľa menšomstupňa ako primárny a bežné roztoky kyseliny sírovej obsahujú len malý počet iónov SO 4 “

Kyselina fosforečná H3RO4 disociuje v troch krokoch:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO4 »

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »'

Molekuly H 3 RO 4 silne disociujú na ióny H a H 2 RO 4. Ióny H2PO4' sa správajú ako slabšia kyselina a v menšej miere disociujú na H a HPO4. Na druhej strane ióny HPO 4 disociujú ako veľmi slabá kyselina a takmer nedávajú H ióny

a PO 4 ""

Bázy obsahujúce viac ako jednu hydroxylovú skupinu v molekule sa tiež disociujú v krokoch. Napríklad:

Va(OH) 2 ⇄ BaOH + OH'

VaOH ⇄ Va + OH'

Čo sa týka solí, normálne soli sa vždy disociujú na kovové ióny a zvyšky kyselín. Napríklad:

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

Kyslé soli, ako viacsýtne kyseliny, disociujú v krokoch. Napríklad:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 ‘⇄ H + CO 3 »

Druhý stupeň je však veľmi malý, takže roztok kyslej soli obsahuje len malý počet vodíkových iónov.

Zásadité soli disociujú na ióny zásaditých a kyslých zvyškov. Napríklad:

Fe(OH)CI2⇄ FeOH + 2Cl"

K sekundárnej disociácii iónov hlavných zvyškov na kovové a hydroxylové ióny takmer nedochádza.

V tabuľke. 11 sú uvedené číselné hodnoty stupňa disociácie niektorých kyselín, zásad a solí v 0 , 1 n. riešenia.

S rastúcou koncentráciou klesá. Preto sú vo veľmi koncentrovaných roztokoch aj silné kyseliny pomerne slabo disociované. Pre

Tabuľka 11

Kyseliny, zásady a soli v 0,1 N.roztoky pri 18°

Elektrolyt	Vzorec	Stupeň disociácie v %
kyseliny
Soľ	HCl	92
bromovodíkový	HBr	92
Hydrojodid	HJ	. 92
Dusík	HNO3	92
sírový	H 2 SO 4	58
sírové	H 2 SO 3	34
Fosforický	H 3 PO 4	27
Hydrofluorovodíková	HF	8,5
octová	CH3COOH	1,3
Uhlie	H2 CO3	0,17
Sírovodík	H 2 S	0,07
kyanovodíkový	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
základy
hydroxid bárnatý	Ba (OH) 2	92
žieravina potaš	kon	89
Hydroxid sodný	NaON	84
hydroxid amónny	NH40H	1,3
soľ
Chlorid	KCl	86
Chlorid amónny	NH4CI	85
Chlorid	NaCl	84
Dusičnan	KNO 3	83
	AgNO3	81
octová kyselina	NaCH3COO	79
Chlorid	ZnCl2	73
sulfát	Na 2 TAK 4	69
sulfát	ZnSO4	40
Sulfát

Slabé elektrolyty

Slabé elektrolyty Látky, ktoré čiastočne disociujú na ióny. Roztoky slabých elektrolytov spolu s iónmi obsahujú nedisociované molekuly. Slabé elektrolyty nemôžu poskytnúť vysokú koncentráciu iónov v roztoku. Medzi slabé elektrolyty patria:

1) takmer všetky organické kyseliny (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH atď.);

2) niektoré anorganické kyseliny (H2C03, H2S, atď.);

3) takmer všetky vo vode rozpustné soli, zásady a hydroxid amónny Ca3(P04)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH40H;

Sú zlými vodičmi (alebo takmer nevodičmi) elektriny.

Koncentrácie iónov v roztokoch slabých elektrolytov sú kvalitatívne charakterizované stupňom a disociačnou konštantou.

Stupeň disociácie je vyjadrený v zlomkoch jednotky alebo v percentách (a \u003d 0,3 je podmienená hranica delenia na silné a slabé elektrolyty).

Stupeň disociácie závisí od koncentrácie roztoku slabého elektrolytu. Pri zriedení vodou sa stupeň disociácie vždy zvyšuje, pretože počet molekúl rozpúšťadla (H 2 O) sa zvyšuje na molekulu rozpustenej látky. Podľa Le Chatelierovho princípu by sa v tomto prípade mala rovnováha elektrolytickej disociácie posunúť v smere tvorby produktu, t.j. hydratované ióny.

Stupeň elektrolytickej disociácie závisí od teploty roztoku. Zvyčajne so zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje stupeň disociácie, pretože väzby v molekulách sa aktivujú, stanú sa mobilnejšími a ľahšie sa ionizujú. Koncentráciu iónov v slabom roztoku elektrolytu je možné vypočítať pri poznaní stupňa disociácie a a počiatočnú koncentráciu látky c v roztoku.

HAn = H + + An -.

Rovnovážna konštanta Kp tejto reakcie je disociačná konštanta Kd:

Kd =. / . (10.11)

Ak vyjadríme rovnovážne koncentrácie ako koncentráciu slabého elektrolytu C a stupeň jeho disociácie α, dostaneme:

Kd \u003d C. α. C. a/C. (1-a) = C.a2/1-a. (10.12)

Tento vzťah sa nazýva Ostwaldov zákon riedenia. Pre veľmi slabé elektrolyty pri α<<1 это уравнение упрощается:

Kd \u003d C. α 2. (10.13)

To nám umožňuje dospieť k záveru, že pri nekonečnom zriedení má stupeň disociácie α tendenciu k jednote.

Protolytická rovnováha vo vode:

,

,

Pri konštantnej teplote v zriedených roztokoch je koncentrácia vody vo vode konštantná a rovná sa 55,5, ( )

, (10.15)

kde Kin je iónový produkt vody.

Potom =10-7. V praxi sa kvôli pohodlnosti merania a zaznamenávania používa hodnota - hodnota pH, (kritérium) sily kyseliny alebo zásady. Podobne .

Z rovnice (11.15): . Pri pH = 7 - reakcia roztoku je neutrálna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkalické.

Za normálnych podmienok (0°C):

, Potom

Obrázok 10.4 - pH rôznych látok a systémov

10.7 Roztoky silných elektrolytov

Silné elektrolyty sú látky, ktoré sa po rozpustení vo vode takmer úplne rozložia na ióny. Medzi silné elektrolyty patria spravidla látky s iónovými alebo vysoko polárnymi väzbami: všetky vysoko rozpustné soli, silné kyseliny (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) a silné zásady (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

V roztoku silného elektrolytu sa rozpustená látka nachádza hlavne vo forme iónov (katióny a anióny); nedisociované molekuly prakticky chýbajú.

Základný rozdiel medzi silnými a slabými elektrolytmi je v tom, že disociačná rovnováha silných elektrolytov je úplne posunutá doprava:

H2SO4 \u003d H+ + HSO4-,

a preto sa konštanta rovnováhy (disociácie) ukazuje ako neurčitá veličina. Pokles elektrickej vodivosti so zvyšujúcou sa koncentráciou silného elektrolytu je spôsobený elektrostatickou interakciou iónov.

Holandský vedec Petrus Josephus Wilhelmus Debye a nemecký vedec Erich Hückel predpokladali:

1) elektrolyt úplne disociuje, ale v relatívne zriedených roztokoch (C M = 0,01 mol. l -1);

2) každý ión je obklopený obalom iónov opačného znamienka. Na druhej strane je každý z týchto iónov solvatovaný. Toto prostredie sa nazýva iónová atmosféra. Pri elektrolytickej interakcii iónov opačných znamienok je potrebné brať do úvahy vplyv iónovej atmosféry. Keď sa katión pohybuje v elektrostatickom poli, iónová atmosféra sa deformuje; pred ním hustne a za ním redne. Táto asymetria iónovej atmosféry má tým väčší inhibičný účinok na pohyb katiónu, čím vyššia je koncentrácia elektrolytov a tým väčší náboj iónov. V týchto systémoch sa pojem koncentrácie stáva nejednoznačným a mal by byť nahradený aktivitou. Pre binárny jednotlivo nabitý elektrolyt KatAn = Kat + + An - aktivity katiónu (a +) a aniónu (a -) sú

a + = y + . C+, a- = y-. C - , (10,16)

kde C+ a C- sú analytické koncentrácie katiónu a aniónu;

γ + a γ - - ich koeficienty aktivity.

(10.17)

Nie je možné určiť aktivitu každého iónu samostatne, preto pre jednotlivo nabité elektrolyty sú geometrické stredné hodnoty aktivít i

a koeficienty aktivity.

Silné elektrolyty, keď sa rozpustia vo vode, takmer úplne disociujú na ióny, bez ohľadu na ich koncentráciu v roztoku.

Preto do rovníc disociácie silných elektrolytov dajte znamienko rovnosti (=).

Silné elektrolyty zahŕňajú:

rozpustné soli;

Mnoho anorganických kyselín: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Zásady tvorené alkalickými kovmi (LiOH, NaOH, KOH atď.) a kovmi alkalických zemín (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Slabé elektrolyty vo vodných roztokoch disociujú na ióny len čiastočne (reverzibilne).

Preto sa do disociačných rovníc pre slabé elektrolyty vkladá znak reverzibility (⇄).

Medzi slabé elektrolyty patria:

Takmer všetky organické kyseliny a voda;

Niektoré anorganické kyseliny: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 atď.;

Nerozpustné hydroxidy kovov: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 atď.

Rovnice iónovej reakcie

Rovnice iónovej reakcie
Chemické reakcie v roztokoch elektrolytov (kyseliny, zásady a soli) prebiehajú za účasti iónov. Konečný roztok môže zostať priehľadný (produkty sú vysoko rozpustné vo vode), ale jeden z produktov sa ukáže ako slabý elektrolyt; v iných prípadoch budú pozorované zrážky alebo vývoj plynu.

Pre reakcie v roztokoch zahŕňajúcich ióny sa zostavuje nielen molekulová rovnica, ale aj úplné iónové a krátke iónové rovnice.
V iónových rovniciach sa na návrh francúzskeho chemika K.-L. Berthollet (1801), všetky silné, dobre rozpustné elektrolyty sú zapísané vo forme iónových vzorcov a zrážanie, plyny a slabé elektrolyty sú zapísané vo forme molekulových vzorcov. Tvorba zrážok je označená šípkou nadol (↓), tvorba plynov šípkou nahor (). Príklad zápisu reakčnej rovnice podľa Bertholletovho pravidla:

a) molekulová rovnica
Na2C03 + H2SO4 = Na2S04 + CO2 + H2O
b) úplná iónová rovnica
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - plyn, H2O - slabý elektrolyt)
c) krátka iónová rovnica
C032- + 2H+ = C02 + H20

Zvyčajne sa pri písaní obmedzujú na stručnú iónovú rovnicu, pričom pevné činidlá sú označené indexom (t), plynné činidlá - indexom (g). Príklady:

1) Cu(OH)2(t) + 2HN03 = Cu(N03)2 + 2H20
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H20
Cu(OH)2 je prakticky nerozpustný vo vode
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(úplné a krátke iónové rovnice sú rovnaké)
3) CaC03(t) + C02(g) + H20 = Ca(HC03)2
CaC03(t) + C02(g) + H20 = Ca2+ + 2HC03-
(väčšina kyslých solí je vysoko rozpustná vo vode).

Ak sa na reakcii nezúčastňujú silné elektrolyty, rovnica nemá iónovú formu:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H20

VSTUPENKA #23

Hydrolýza soli

Hydrolýza soli je interakcia iónov soli s vodou za vzniku nízkodisociujúcich častíc.

Hydrolýza, doslova, je rozklad vodou. Uvedením tejto definície reakcie hydrolýzy solí zdôrazňujeme, že soli v roztoku sú vo forme iónov a že hnacou silou reakcie je tvorba mierne disociujúcich častíc (všeobecné pravidlo pre mnohé reakcie v roztokoch) .

K hydrolýze dochádza iba v tých prípadoch, keď ióny vytvorené v dôsledku elektrolytickej disociácie soli - katión, anión alebo oboje dohromady - sú schopné tvoriť slabo disociujúce zlúčeniny s vodnými iónmi, a to zase nastane, keď katión je silne polarizujúci (slabý zásaditý katión) a anión sa ľahko polarizuje (anión slabej kyseliny). Tým sa mení pH média. Ak katión tvorí silnú zásadu a anión tvorí silnú kyselinu, nepodliehajú hydrolýze.

1. Hydrolýza soli slabej zásady a silnej kyseliny prejde cez katión, môže vzniknúť slabá zásada alebo zásaditá soľ a pH roztoku sa zníži

2. Hydrolýza soli slabej kyseliny a silnej zásady prechádza cez anión, môže vzniknúť slabá kyselina alebo kyslá soľ a pH roztoku sa zvýši

3. Hydrolýza soli slabej zásady a slabej kyseliny zvyčajne prechádza za vzniku slabej kyseliny a slabej zásady; pH roztoku sa v tomto prípade mierne líši od 7 a je určené relatívnou silou kyseliny a zásady

4. Hydrolýza soli silnej zásady a silnej kyseliny neprebieha

Otázka 24 Klasifikácia oxidov

Oxidy nazývajú sa komplexné látky, ktorých zloženie molekúl zahŕňa atómy kyslíka v oxidačnom stave - 2 a niektoré ďalšie prvky.

oxidy možno získať priamou interakciou kyslíka s iným prvkom, alebo nepriamo (napríklad rozkladom solí, zásad, kyselín). Za normálnych podmienok sú oxidy v pevnom, kvapalnom a plynnom stave, tento typ zlúčenín je v prírode veľmi bežný. Oxidy sa nachádzajú v zemskej kôre. Hrdza, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.

Oxidy tvoriace soli Napríklad,

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20.

CuO + SO3 → CuSO4.

Oxidy tvoriace soli- Sú to oxidy, ktoré tvoria soli v dôsledku chemických reakcií. Ide o oxidy kovov a nekovov, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúce kyseliny a pri interakcii so zásadami zodpovedajúce kyslé a normálne soli. Napríklad, oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká soľ:

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20.

V dôsledku chemických reakcií možno získať ďalšie soli:

CuO + SO3 → CuSO4.

Nesolitvorné oxidy nazývané oxidy, ktoré netvoria soli. Príkladom je CO, N20, NO.