Teorija elektrolitska disociacija predlagal švedski znanstvenik S. Arrhenius leta 1887.

Elektrolitska disociacija- to je razgradnja molekul elektrolitov s tvorbo pozitivno nabitih (kationov) in negativno nabitih (anionov) ionov v raztopini.

Na primer, ocetna kislina disociira takole v vodni raztopini:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Disociacija je reverzibilen proces. Toda različni elektroliti različno disociirajo. Stopnja je odvisna od narave elektrolita, njegove koncentracije, narave topila, zunanje razmere(temperatura, tlak).

Stopnja disociacije α - razmerje med številom molekul, razpadlih na ione, in skupno število molekule:

α=v´(x)/v(x).

Stopnja se lahko spreminja od 0 do 1 (od odsotnosti disociacije do popolnega zaključka). Navedeno v odstotkih. Ugotovljeno eksperimentalno. Ko elektrolit disociira, se število delcev v raztopini poveča. Stopnja disociacije kaže moč elektrolita.

Razlikovati močan in šibki elektroliti.

Močni elektroliti- to so tisti elektroliti, katerih stopnja disociacije presega 30%.

Elektroliti srednje jakosti- to so tisti, katerih stopnja disociacije se giblje od 3% do 30%.

Šibki elektroliti- stopnja disociacije v vodni 0,1 M raztopini je manjša od 3 %.

Primeri šibkih in močnih elektrolitov.

Močni elektroliti v razredčenih raztopinah popolnoma razpadejo na ione, tj. α = 1. Toda poskusi kažejo, da disociacija ne more biti enaka 1, ima približno vrednost, vendar ni enaka 1. To ni prava disociacija, ampak navidezna.

Na primer, pustite nekaj povezave α = 0,7. Tisti. po Arrheniusovi teoriji 30% nedisociiranih molekul "plava" v raztopini. In 70% nastalih prostih ionov. In elektrostatična teorija daje temu konceptu še eno definicijo: če je α = 0,7, potem so vse molekule disociirane na ione, vendar je ionov le 70% prostih, preostalih 30% pa jih vežejo elektrostatične interakcije.

Navidezna stopnja disociacije.

Stopnja disociacije ni odvisna samo od narave topila in topljenca, ampak tudi od koncentracije raztopine in temperature.

Disociacijsko enačbo lahko predstavimo na naslednji način:

AK ⇄ A- + K + .

In stopnjo disociacije lahko izrazimo na naslednji način:

Ko se koncentracija raztopine poveča, se stopnja disociacije elektrolita zmanjša. Tisti. vrednost stopinje za določen elektrolit ni konstantna vrednost.

Ker je disociacija reverzibilen proces, lahko enačbe hitrosti reakcije zapišemo na naslednji način:

Če je disociacija ravnotežna, potem sta stopnji enaki in kot rezultat dobimo ravnotežna konstanta(disociacijska konstanta):

K je odvisen od narave topila in temperature, ni pa odvisen od koncentracije raztopin. Iz enačbe je razvidno, da več kot je nedisociiranih molekul, nižja je vrednost disociacijske konstante elektrolita.

Polibazične kisline disociirajo stopničasto in vsak korak ima svojo konstantno vrednost disociacije.

Če polibazična kislina disociira, se prvi proton najlažje odstrani, ko pa se naboj aniona poveča, se privlačnost poveča, zato je proton veliko težje odstraniti. na primer

Konstante disociacije ortofosforne kisline na vsaki stopnji se morajo zelo razlikovati:

I - stopnja:

II - stopnja:

III - stopnja:

Na prvi stopnji je ortofosforna kislina srednje močna kislina, na 2. stopnji pa je šibka, na 3. stopnji pa zelo šibka.

Primeri ravnotežnih konstant za nekatere raztopine elektrolitov.

Poglejmo primer:

Če raztopini, ki vsebuje srebrove ione, dodamo kovinski baker, mora biti v trenutku ravnotežja koncentracija bakrovih ionov večja od koncentracije srebra.

Toda konstanta ima nizko vrednost:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Kar nakazuje, da se je do trenutka, ko je bilo doseženo ravnotežje, raztopilo zelo malo srebrovega klorida.

Koncentracije kovinskega bakra in srebra so vključene v konstanto ravnotežja.

Ionski produkt vode.

Spodnja tabela vsebuje naslednje podatke:

Ta konstanta se imenuje ionski produkt vode, ki je odvisna samo od temperature. Glede na disociacijo obstaja en hidroksidni ion na 1 H+ ion. IN čisto vodo koncentracija teh ionov je enaka: [ H + ] = [OH - ].

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

Če vodi dodate tujek, na primer klorovodikovo kislino, se bo koncentracija vodikovih ionov povečala, vendar ionski produkt vode ni odvisen od koncentracije.

In če dodate alkalijo, se bo koncentracija ionov povečala, količina vodika pa zmanjšala.

Koncentracija in sta med seboj povezani: večja kot je ena vrednost, manjša je druga.

Kislost raztopine (pH).

Kislost raztopin običajno izražamo s koncentracijo ionov H+. V kislih okoljih pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, v alkalnem - pH> 10 -7 mol/l.
Kislost raztopine je izražena z negativnim logaritmom koncentracije vodikovih ionov, kar imenujemo pH.

pH = -lg[ H + ].

Razmerje med konstanto in stopnjo disociacije.

Razmislite o primeru disociacije ocetne kisline:

Poiščimo konstanto:

Molarna koncentracija C=1/V, ga nadomestimo v enačbo in dobimo:

Te enačbe so Rejski zakon W. Ostwalda, po katerem disociacijska konstanta elektrolita ni odvisna od razredčitve raztopine.

Disociacijo elektrolitov kvantitativno označuje stopnja disociacije. Stopnja disociacije a–to je razmerje med številom molekul, disociiranih na ione N diss.,na skupno število molekul raztopljenega elektrolita N :

a =

a– delež molekul elektrolitov, ki so razpadle na ione.

Stopnja disociacije elektrolita je odvisna od številnih dejavnikov: narave elektrolita, narave topila, koncentracije raztopine in temperature.

Glede na sposobnost disociacije elektrolite običajno delimo na močne in šibke. Običajno se imenujejo elektroliti, ki v raztopini obstajajo le v obliki ionov močan . Elektrolite, ki so v raztopljenem stanju delno v obliki molekul in delno v obliki ionov, imenujemo šibka .

Močni elektroliti vključujejo skoraj vse soli, nekatere kisline: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hidrokside alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin (glej dodatek, tabela 6).

Proces disociacije močnih elektrolitov se nadaljuje do konca:

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

in enačaji so postavljeni v disociacijskih enačbah.

V zvezi z močnimi elektroliti je koncept "stopnje disociacije" pogojen. " Navidezna stopnja disociacije (a vsak) pod pravim (glej prilogo, tabela 6). Z naraščajočo koncentracijo močnega elektrolita v raztopini se poveča interakcija nasprotno nabitih ionov. Ko so dovolj blizu drug drugemu, tvorijo sodelavce. Ioni v njih so ločeni s plastmi polarnih vodnih molekul, ki obdajajo vsak ion. To vpliva na zmanjšanje električne prevodnosti raztopine, tj. nastane učinek nepopolne disociacije.

Da bi upoštevali ta učinek, je bil uveden koeficient aktivnosti g, ki se zmanjšuje z naraščajočo koncentracijo raztopine in se spreminja od 0 do 1. Za kvantitativni opis lastnosti raztopin močnih elektrolitov se uporablja količina, imenovana dejavnost (a).

Aktivnost iona razumemo kot njegovo efektivno koncentracijo, v skladu s katero deluje v kemijskih reakcijah.

Ionska aktivnost ( a) je enaka njegovi molski koncentraciji ( Z), pomnoženo s koeficientom aktivnosti (g):

A = g Z.

Uporaba dejavnosti namesto koncentracije omogoča, da za rešitve uporabimo zakone, ki so vzpostavljeni za idealne rešitve.

Šibki elektroliti vključujejo nekatere minerale (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) in večino organske kisline(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 itd.), amonijev hidroksid NH 4 OH in vse v vodi slabo topne baze, organski amini.

Disociacija šibkih elektrolitov je reverzibilna. V raztopinah šibkih elektrolitov se vzpostavi ravnovesje med ioni in nedisociiranimi molekulami. V ustreznih disociacijskih enačbah je postavljen znak reverzibilnosti (“”). Na primer, disociacijska enačba za šibko ocetno kislino je zapisana takole:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

V raztopini šibkega binarnega elektrolita ( CA) se vzpostavi naslednje ravnotežje, za katero je značilna ravnotežna konstanta, imenovana disociacijska konstanta TO d:

KA « K + + A - ,

.

Če se 1 liter raztopine raztopi Z molov elektrolita CA in stopnja disociacije je a, kar pomeni disociirano aС molov elektrolita in nastal je vsak ion aС madeži. V nedisociiranem stanju ostane ( Z – aС) madeži CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Potem bo disociacijska konstanta enaka:

(6.1)

Ker disociacijska konstanta ni odvisna od koncentracije, izraža izpeljana relacija odvisnost stopnje disociacije šibkega binarnega elektrolita od njegove koncentracije. Iz enačbe (6.1) je razvidno, da zmanjšanje koncentracije šibkega elektrolita v raztopini povzroči povečanje stopnje njegove disociacije. Enačba (6.1) izraža Ostwaldov zakon redčenja .

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

TO d a 2 C, oz a"(6.2)

Konstanta disociacije za vsak elektrolit je konstantna pri določeni temperaturi, ni odvisna od koncentracije raztopine in označuje sposobnost elektrolita, da razpade na ione. Višji kot je Kd, bolj elektrolit disociira na ione. Disociacijske konstante šibkih elektrolitov so prikazane v tabeli (glej dodatek, tabela 3).

Merjenje stopnje disociacije različnih elektrolitov je pokazalo, da posamezni elektroliti pri enaki normalni koncentraciji raztopin zelo različno disociirajo na ione.

Še posebej velika je razlika v stopnji disociacije kislin. Na primer, dušikova in klorovodikova kislina v 0,1 N. raztopine skoraj popolnoma razpadejo na ione; ogljikova, cianovodikova in druge kisline disociirajo pri enakih pogojih le v majhni meri.

Od vodotopnih baz (alkalij) je amonijev oksid hidrat šibko disociabilen, druge alkalije pa dobro disociirajo. Vse soli, z nekaj izjemami, tudi dobro disociirajo na ione.

Razlika v stopnji disociacije posameznih kislin je določena z naravo valenčne vezi med atomi, ki tvorijo njihove molekule. Bolj kot je polarna vez med vodikom in preostankom molekule, lažje jo je odcepiti, bolj bo kislina disociirala.

Elektrolite, ki dobro disociirajo na ione, imenujemo močni elektroliti, za razliko od šibkih elektrolitov, ki v vodnih raztopinah tvorijo le majhno število ionov. Raztopine močnih elektrolitov ohranijo visoko električno prevodnost tudi pri zelo visokih koncentracijah. Nasprotno, električna prevodnost raztopin šibkih elektrolitov z naraščajočo koncentracijo hitro upada. Močni elektroliti vključujejo kisline, kot so klorovodikova, dušikova, žveplova in nekatere druge, nato alkalije (razen NH 4 OH) in skoraj vse soli.

Polionske kisline in polikislinske baze postopoma disociirajo. Na primer, molekule žveplove kisline najprej disociirajo v skladu z enačbo

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

ali bolj natančno:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Abstrakcija drugega vodikovega iona po enačbi

HSO 4 ' ⇄ H + SO 4 »

oz

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

že veliko težje, saj mora premagati privlačnost dvojno nabitega iona SO 4, ki seveda močneje privlači vodikov ion kot enojno nabit ion HSO 4. Zato se druga stopnja disociacije ali, kot pravijo, sekundarna disociacija pojavi v veliko manjšemstopnje kot primarna, navadne raztopine žveplove kisline pa vsebujejo le majhno število ionov SO 4 "

Fosforjeva kislina H 3 PO 4 disociira v treh korakih:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Molekule H 3 PO 4 močno disociirajo na ione H in H 2 PO 4 '. Ioni H 2 PO 4 ' se obnašajo kot šibkejša kislina in v manjši meri disociirajo na H in HPO 4 '. Ioni HPO 4 disociirajo kot zelo šibka kislina in skoraj ne proizvajajo H ionov

in P.O. 4 "'

Tudi baze, ki vsebujejo več kot eno hidroksilno skupino v molekuli, postopoma disociirajo. Na primer:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Kar zadeva soli, normalne soli vedno disociirajo na kovinske ione in kisle ostanke. Na primer:

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

Kisle soli, tako kot polibazične kisline, postopoma disociirajo. Na primer:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 ‘

HCO 3 ' ⇄ H + CO 3 »

Vendar je druga stopnja zelo majhna, tako da raztopina kisle soli vsebuje le majhno število vodikovih ionov.

Bazične soli disociirajo na bazične in kisle ione. Na primer:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Cl"

Skoraj ne pride do sekundarne disociacije bazičnih ostankov ionov na kovinske in hidroksilne ione.

V tabeli 11 prikazuje številčne vrednosti stopnje disociacije nekaterih kislin, baz in soli v 0 , 1 n. rešitve.

Z naraščajočo koncentracijo se zmanjšuje. Zato so v zelo koncentriranih raztopinah tudi močne kisline relativno šibko disociirane. Za

Tabela 11

Kisline, baze in soli v 0,1 N.raztopine pri 18°

elektrolit	Formula	Stopnja disociacije v %
kisline
Solyanaya	HCl	92
bromovodikova	HBr	92
hidrojodid	H.J.	. 92
Dušik	HNO3	92
Žveplova	H 2 SO 4	58
žveplov	H 2 SO 3	34
fosfor	H 3PO 4	27
Fluorovodikova	HF	8,5
Kis	CH3COOH	1,3
Ugolnaya	H 2 CO3	0,17
Vodikov sulfid	H2S	0,07
Sinilnaya	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
Razlogi
Barijev hidroksid	Ba(OH)2	92
Jedki kalij	con	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
Ocetna kislina	NaCH3COO	79
klorid	ZnCl2	73
Sulfat	Na 2 SO 4	69
Sulfat	ZnSO4	40
Sulfat

Šibki elektroliti

Šibki elektroliti- snovi, ki delno disociirajo na ione. Raztopine šibkih elektrolitov vsebujejo nedisociirane molekule skupaj z ioni. Šibki elektroliti ne morejo proizvesti visoke koncentracije ionov v raztopini. Šibki elektroliti vključujejo:

1) skoraj vse organske kisline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH itd.);

2) nekatere anorganske kisline (H 2 CO 3, H 2 S itd.);

3) skoraj vse soli, baze in amonijev hidroksid Ca 3 (PO 4) 2, ki so slabo topni v vodi; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Slabo (ali skoraj nič) prevajajo elektriko.

Koncentracije ionov v raztopinah šibkih elektrolitov so kvalitativno označene s stopnjo in disociacijsko konstanto.

Stopnja disociacije je izražena v delčkih enote ali v odstotkih (a = 0,3 je konvencionalna meja za delitev na močne in šibke elektrolite).

Stopnja disociacije je odvisna od koncentracije raztopine šibkega elektrolita. Pri redčenju z vodo se stopnja disociacije vedno poveča, ker poveča se število molekul topila (H 2 O) na molekulo topljenca. Po Le Chatelierjevem principu naj bi se ravnotežje elektrolitske disociacije v tem primeru premaknilo v smeri tvorbe produktov, tj. hidrirani ioni.

Stopnja elektrolitske disociacije je odvisna od temperature raztopine. Običajno se s povišanjem temperature stopnja disociacije poveča, ker vezi v molekulah se aktivirajo, te postanejo bolj mobilne in se lažje ionizirajo. Koncentracijo ionov v šibki raztopini elektrolita lahko izračunamo s poznavanjem stopnje disociacije a in začetno koncentracijo snovi c v raztopini.

HAn = H + + An - .

Ravnotežna konstanta K p te reakcije je disociacijska konstanta K d:

K d = . / . (10.11)

Če ravnotežne koncentracije izrazimo s koncentracijo šibkega elektrolita C in njegovo stopnjo disociacije α, dobimo:

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

To razmerje se imenuje Ostwaldov zakon redčenja. Za zelo šibke elektrolite pri α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

To nam omogoča, da sklepamo, da se pri neskončnem redčenju stopnja disociacije α nagiba k enotnosti.

Protolitsko ravnotežje v vodi:

,

,

Pri konstantni temperaturi v razredčenih raztopinah je koncentracija vode v vodi konstantna in enaka 55,5, ( )

, (10.15)

kjer je K in ionski produkt vode.

Potem =10 -7. V praksi je zaradi priročnosti merjenja in beleženja uporabljena vrednost vodikov indeks, (merilo) jakosti kisline ali baze. podobno .

Iz enačbe (11.15): . Pri pH=7 – reakcija raztopine je nevtralna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 – alkalno.

Pri normalnih pogojih (0°C):

, Potem

Slika 10.4 - pH različnih snovi in ​​sistemov

10.7 Močne raztopine elektrolitov

Močni elektroliti so snovi, ki pri raztapljanju v vodi skoraj popolnoma razpadejo na ione. Med močne elektrolite praviloma uvrščamo snovi z ionskimi ali zelo polarnimi vezmi: vse dobro topne soli, močne kisline (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) in močne baze (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).

V močni raztopini elektrolita se topljenec nahaja predvsem v obliki ionov (kationov in anionov); nedisociiranih molekul praktično ni.

Temeljna razlika med močnimi in šibkimi elektroliti je v tem, da je disociacijsko ravnovesje močnih elektrolitov popolnoma premaknjeno v desno:

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

zato se izkaže, da je ravnotežna (disociacijska) konstanta negotova količina. Zmanjšanje električne prevodnosti z naraščajočo koncentracijo močnega elektrolita je posledica elektrostatične interakcije ionov.

Nizozemski znanstvenik Petrus Josephus Wilhelmus Debye in nemški znanstvenik Erich Hückel, ki sta predlagala model, ki je bil podlaga za teorijo močnih elektrolitov, sta postulirala:

1) elektrolit popolnoma disociira, vendar v relativno razredčenih raztopinah (C M = 0,01 mol. l -1);

2) vsak ion je obdan z lupino ionov nasprotnega predznaka. Po drugi strani pa je vsak od teh ionov solvatiran. To okolje imenujemo ionska atmosfera. Med elektrolitsko interakcijo ionov nasprotnih znakov je treba upoštevati vpliv ionske atmosfere. Ko se kation premika v elektrostatičnem polju, se ionska atmosfera deformira; pred njim se debeli in za njim redči. Ta asimetrija ionske atmosfere ima bolj zaviralni učinek na gibanje kationa, večja je koncentracija elektrolitov in večji je naboj ionov. V teh sistemih koncept koncentracije postane dvoumen in ga je treba nadomestiti z aktivnostjo. Za binarni elektrolit z enim nabojem KatAn = Kat + + An - aktivnosti kationa (a +) in aniona (a -) so enake

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

kjer sta C + in C - analitski koncentraciji kationa oziroma aniona;

γ + in γ - sta njuna koeficienta aktivnosti.

(10.17)

Nemogoče je določiti aktivnost vsakega iona posebej, zato se za elektrolite z enim nabojem uporabljajo geometrične srednje vrednosti aktivnosti.

in koeficientov aktivnosti.

Močni elektroliti, ko se raztopijo v vodi, skoraj popolnoma disociirajo na ione, ne glede na njihovo koncentracijo v raztopini.

Zato se v disociacijskih enačbah močnih elektrolitov uporablja enačaj (=).

Močni elektroliti vključujejo:

Topne soli;

Številne anorganske kisline: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Baze, ki jih tvorijo alkalijske kovine (LiOH, NaOH, KOH itd.) in zemeljskoalkalijske kovine (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Šibki elektroliti v vodnih raztopinah le delno (reverzibilno) disociirajo na ione.

Zato se v disociacijskih enačbah šibkih elektrolitov uporablja znak reverzibilnosti (⇄).

Šibki elektroliti vključujejo:

Skoraj vse organske kisline in voda;

Nekatere anorganske kisline: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 itd.;

Netopni kovinski hidroksidi: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 itd.

Enačbe ionske reakcije

Enačbe ionske reakcije
Kemične reakcije v raztopinah elektrolitov (kislin, baz in soli) potekajo s sodelovanjem ionov. Končna raztopina lahko ostane bistra (produkti so zelo topni v vodi), vendar bo eden od produktov šibek elektrolit; v drugih primerih bo prišlo do padavin ali razvijanja plina.

Za reakcije v raztopinah, ki vključujejo ione, ni sestavljena samo molekularna enačba, temveč tudi polna ionska enačba in kratka ionska enačba.
V ionskih enačbah po predlogi francoskega kemika K. -L. Po Bertholletu (1801) so vsi močni, lahko topni elektroliti zapisani v obliki ionskih formul, usedline, plini in šibki elektroliti pa v obliki molekulskih formul. Nastajanje padavin je označeno z znakom “puščica navzdol” (↓), nastajanje plinov pa z znakom “puščica navzgor” (). Primer pisanja reakcijske enačbe z uporabo Bertholletovega pravila:

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

Običajno se pri pisanju omejijo na kratko ionsko enačbo, pri čemer so trdni reagenti označeni z indeksom (t), plinasti reagenti z indeksom (g). Primeri:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 je praktično netopen v vodi
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(polna in kratka ionska enačba sta enaki)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(večina kislih soli je zelo topnih v vodi).

Če močni elektroliti niso vključeni v reakcijo, ionska oblika enačbe ni:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

VSTOPNICA št. 23

Hidroliza soli

Hidroliza soli je interakcija ionov soli z vodo, da nastanejo delci, ki rahlo disociirajo.

Hidroliza je dobesedno razgradnja z vodo. S tako opredelitvijo reakcije hidrolize soli poudarimo, da so soli v raztopini v obliki ionov in da je gonilo reakcije tvorba rahlo disociirajočih delcev (splošno pravilo za številne reakcije v raztopinah).

Do hidrolize pride samo v tistih primerih, ko so ioni, ki nastanejo kot posledica elektrolitske disociacije soli - kation, anion ali oba skupaj - sposobni tvoriti šibko disociirajoče spojine z vodnimi ioni, to pa se zgodi, ko kation je močno polarizirajoč (kation šibke baze), anion pa zlahka polarizira (anion šibke kisline). To spremeni pH okolja. Če kation tvori močno bazo in anion tvori močno kislino, potem nista podvržena hidrolizi.

1. Hidroliza soli šibke baze in močne kisline prehaja skozi kation, lahko nastane šibka baza ali bazična sol in pH raztopine se zmanjša

2. Hidroliza soli šibke kisline in močne baze prehaja skozi anion, lahko nastane šibka kislina ali kisla sol in pH raztopine se poveča

3. Hidroliza soli šibke baze in šibke kisline navadno popolnoma preide v nastanek šibke kisline in šibke baze; pH raztopine se rahlo razlikuje od 7 in je določen z relativno jakostjo kisline in baze

4. Hidroliza soli močne baze in močne kisline ne pride

Vprašanje 24 Razvrstitev oksidov

Oksidi se imenujejo kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo atome kisika v oksidacijskem stanju - 2 in nekatere druge elemente.

Oksidi lahko dobimo z neposredno interakcijo kisika z drugim elementom ali posredno (na primer med razgradnjo soli, baz, kislin). V normalnih pogojih so oksidi v trdnem, tekočem in plinastem stanju; ta vrsta spojin je v naravi zelo pogosta. Oksidi najdemo v zemeljski skorji. Rja, pesek, voda, ogljikov dioksid so oksidi.

Oksidi, ki tvorijo soli na primer

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi, ki tvorijo soli- To so oksidi, ki zaradi kemičnih reakcij tvorijo soli. To so oksidi kovin in nekovin, ki pri interakciji z vodo tvorijo ustrezne kisline, pri interakciji z bazami pa ustrezne kisle in normalne soli. na primer Bakrov oksid (CuO) je oksid, ki tvori sol, ker na primer pri reakciji s klorovodikovo kislino (HCl) nastane sol:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kot rezultat kemičnih reakcij lahko dobimo druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi, ki ne tvorijo soli To so oksidi, ki ne tvorijo soli. Primeri vključujejo CO, N 2 O, NO.