Constanta de hidroliză este egală cu raportul dintre produsul concentrațiilor
produse de hidroliză la concentrația de sare nehidrolizată.

Exemplul 1 Se calculează gradul de hidroliză al NH 4 Cl.

Soluţie: Din tabel găsim Kd (NH 4 OH) \u003d 1,8 ∙ 10 -3, de aici

Kγ \u003d Kv / Kd k \u003d \u003d 10 -14 / 1,8 10 -3 \u003d 5,56 10 -10.

Exemplul 2 Calculați gradul de hidroliză al ZnCl 2 într-o etapă într-o soluție 0,5 M.

Soluţie: Ecuația hidrolizei ionice Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kd ZnOH +1=1,5∙10-9; hγ=√(Kv/ [Kd bazic ∙Cm]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).

Exemplul 3 Faceți ecuații ionico-moleculare și moleculare de hidroliză a sărurilor: a) KCN; b) Na2C03; c) ZnS04. Determinați reacția soluțiilor medii ale acestor săruri.

Soluţie: a) Cianură de potasiu KCN este o sare a unui acid monobazic slab (vezi Tabelul I din Anexă) HCN și o bază tare KOH. Când sunt dizolvate în apă, moleculele KCN se disociază complet în cationi K + și anioni CN. Cationii K + nu pot lega ionii OH - apă, deoarece KOH este un electrolit puternic. Anionii, pe de altă parte, CN - leagă ionii H + ai apei, formând molecule ale unui electrolit slab HCN. Sarea se hidrolizează la anion. Ecuația hidrolizei ionico-moleculare

CN - + H2O HCN + OH -

sau sub formă moleculară

KCN + H20HCN + KOH

Ca urmare a hidrolizei, în soluție apare un anumit exces de ioni OH -; prin urmare, soluția de KCN are o reacție alcalină (pH > 7).

b) Carbonatul de sodiu Na 2 CO 3 este o sare a unui acid polibazic slab și a unei baze puternice. În acest caz, anionii sării CO 3 2-, care leagă ionii de hidrogen ai apei, formează anioni ai sării acide a HCO - 3, și nu molecule de H 2 CO 3, deoarece ionii HCO - 3 se disociază mult mai greu decât Molecule de H2CO3. În condiții normale, hidroliza are loc în prima etapă. Sarea se hidrolizează la anion. Ecuația hidrolizei ionico-moleculare

CO2-3 + H2O HCO - 3 + OH -

sau sub formă moleculară

Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH

În soluție apare un exces de ioni OH -, astfel încât soluția de Na 2 CO 3 are o reacție alcalină (pH> 7).

c) Sulfatul de zinc ZnSO 4 este o sare a unei baze poliacide slabe Zn (OH) 2 și a unui acid tare H 2 SO 4. În acest caz, cationii Zn + leagă ionii de hidroxid ai apei, formând cationi ai sării bazice ZnOH + . Formarea moleculelor de Zn(OH) 2 nu are loc, deoarece ionii ZnOH + se disociază mult mai greu decât moleculele de Zn(OH) 2. În condiții normale, hidroliza are loc în prima etapă. Sarea este hidrolizată la cation. Ecuația hidrolizei ionico-moleculare

Zn2+ + H2O ZnOH + + H +

sau sub formă moleculară

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

În soluție apare un exces de ioni de hidrogen, astfel încât soluția de ZnSO 4 are o reacție acidă (pH< 7).

Exemplul 4 Ce produse se formează atunci când soluțiile de A1(NO 3) 3 și K 2 CO 3 sunt amestecate? Faceți o ecuație de reacție ion-moleculară și moleculară.

Soluţie. Sarea A1 (NO 3) 3 este hidrolizată de cation, iar K 2 CO 3 - de către anion:

A13+ + H2O A1OH2+ + H+

CO 2-3 + H2O HSO - s + OH -

Dacă soluțiile acestor săruri sunt în același vas, atunci există o îmbunătățire reciprocă a hidrolizei fiecăreia dintre ele, deoarece ionii H + și OH - formează o moleculă de electrolit slab H 2 O. În acest caz, echilibrul hidrolitic se deplasează la dreapta și hidroliza fiecăreia dintre sărurile luate merge până la sfârșit cu formarea A1 (OH) 3 și CO 2 (H 2 CO 3). Ecuația ionico-moleculară:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN 2 O \u003d 2A1 (OH) 3 + ZSO 2

ecuație moleculară: ZSO 2 + 6KNO 3

2A1 (NO 3) 3 + ZK 2 CO 3 + ZN 2 O \u003d 2A1 (OH) 3

Toate substanțele pot fi împărțite în electroliți și non-electroliți. Electroliții includ substanțe ale căror soluții sau topituri conduc curentul electric (de exemplu, soluții apoase sau topituri de KCl, H3PO4, Na2CO3). Substanțele neelectrolitice nu conduc curentul electric atunci când sunt topite sau dizolvate (zahăr, alcool, acetonă etc.).

Electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi. Electroliții puternici din soluții sau topituri se disociază complet în ioni. Când scrieți ecuațiile reacțiilor chimice, acest lucru este subliniat de o săgeată într-o direcție, de exemplu:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Electroliții puternici includ substanțe cu o structură cristalină heteropolară sau ionică (tabelul 1.1).

Tabelul 1.1 Electroliți puternici

Electroliții slabi se descompun în ioni doar parțial. Alături de ioni, în topituri sau soluții ale acestor substanțe sunt prezente marea majoritate a moleculelor nedisociate. În soluțiile de electroliți slabi, în paralel cu disocierea, se desfășoară procesul invers - asociere, adică combinarea ionilor în molecule. Când scrieți ecuația de reacție, acest lucru este subliniat de două săgeți direcționate opus.

CH3COOH D CH3COO - + H+

Electroliții slabi includ substanțe cu rețea cristalină de tip homeopolar (tabelul 1.2).

Tabelul 1.2 Electroliți slabi

Starea de echilibru a unui electrolit slab într-o soluție apoasă este caracterizată cantitativ prin gradul de disociere electrolitică și constanta de disociere electrolitică.

Gradul de disociere electrolitică α este raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni și numărul total de molecule de electrolit dizolvate:

Gradul de disociere arată ce parte din cantitatea totală de electrolit dizolvat se descompune în ioni și depinde de natura electrolitului și solventului, precum și de concentrația substanței în soluție, are o valoare adimensională, deși este de obicei exprimată în procente. Cu diluarea infinită a soluției de electrolit, gradul de disociere se apropie de unitate, ceea ce corespunde disocierii complete, 100%, a moleculelor de solut în ioni. Pentru soluții de electroliți slabi α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

În general, o reacție chimică reversibilă poate fi reprezentată ca:

A A+ b B D d D+ e E

Viteza de reacție este direct proporțională cu produsul concentrației particulelor de reacție în puteri ale coeficienților lor stoichiometrici. Apoi pentru reacția directă

V 1 = k 1[A] A[B] b,

și viteza reacției inverse

V 2 = k 2[D] d[E] e.

La un moment dat, ratele reacțiilor directe și inverse se vor egaliza, de exemplu.

Această stare se numește echilibru chimic. De aici

k 1[A] A[B] b=k 2[D] d[E] e

Grupând constantele pe o parte și variabilele pe cealaltă parte, obținem:

Astfel, pentru o reacție chimică reversibilă în stare de echilibru, produsul concentrațiilor de echilibru ale produselor de reacție în puteri ale coeficienților lor stoichiometrici, raportat la același produs pentru substanțele inițiale, este o valoare constantă la o temperatură și presiune date. . Valoarea numerică a constantei de echilibru chimic LA nu depinde de concentrația reactanților. De exemplu, constanta de echilibru pentru disocierea acidului azot, în conformitate cu legea acțiunii masei, poate fi scrisă ca:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

valoarea K a numită constanta de disociere a acidului, în acest caz azotos.

Constanta de disociere a unei baze slabe este exprimată în mod similar. De exemplu, pentru reacția de disociere a amoniacului:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

valoarea K b numită constanta de disociere a bazei, în acest caz amoniac. Cu cât constanta de disociere a electrolitului este mai mare, cu atât electrolitul se disociază mai mult și concentrația ionilor săi în soluție la echilibru este mai mare. Există o relație între gradul de disociere și constanta de disociere a unui electrolit slab:

Aceasta este o expresie matematică a legii diluției Ostwald: atunci când un electrolit slab este diluat, gradul de disociere a acestuia crește. Pentru electroliții slabi la LA≤1∙10 -4 și CU≥0,1 mol/l utilizați expresia simplificată:

LA= α 2 ∙CU sau α

Exemplul 1. Calculați gradul de disociere și concentrația ionilor și [ NH 4 + ] în soluție de hidroxid de amoniu 0,1 M dacă LA NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Dat: NH4OH

LA NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Soluţie:

Deoarece electrolitul este destul de slab ( La NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

sau 1,33%

Concentrația ionilor într-o soluție de electrolit binar este egală cu C∙α, deoarece electrolitul binar ionizează cu formarea unui cation și a unui anion, atunci \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).

Răspuns: a=1,33%; \u003d [ NH 4 + ] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.

Teoria electroliților puternici

Electroliții puternici din soluții și topituri se disociază complet în ioni. Cu toate acestea, studiile experimentale ale conductivității electrice a soluțiilor de electroliți puternici arată că valoarea acesteia este oarecum subestimată în comparație cu conductivitatea electrică care ar trebui să fie la disociere de 100%. Această discrepanță este explicată de teoria electroliților puternici propusă de Debye și Hueckel. Conform acestei teorii, în soluțiile de electroliți puternici, există o interacțiune electrostatică între ioni. În jurul fiecărui ion, se formează o „atmosferă ionică” din ioni cu sarcină opusă, care încetinește mișcarea ionilor în soluție atunci când trece un curent electric continuu. Pe lângă interacțiunea electrostatică a ionilor, în soluțiile concentrate este necesar să se țină cont de asocierea ionilor. Influența forțelor interionice creează efectul de disociere incompletă a moleculelor, adică. grad aparent de disociere. Valoarea lui α determinată experimental este întotdeauna ceva mai mică decât α adevărat. De exemplu, într-o soluție 0,1 M Na2SO4, valoarea experimentală α = 45%. Pentru a lua în considerare factorii electrostatici în soluțiile de electroliți puternici, se utilizează conceptul de activitate (A). Activitatea unui ion se numește concentrație efectivă sau aparentă, conform căreia ionul acționează în soluție. Activitatea și concentrarea adevărată sunt legate prin expresia:

Unde f- coeficient de activitate, care caracterizează gradul de abatere a sistemului de la ideal datorită interacțiunilor electrostatice ale ionilor.

Coeficienții de activitate ai ionilor depind de valoarea lui µ, numită puterea ionică a soluției. Forța ionică a unei soluții este o măsură a interacțiunii electrostatice a tuturor ionilor prezenți într-o soluție și este egală cu jumătate din suma produselor concentrațiilor. (Cu) din fiecare dintre ionii prezenți în soluție pe pătrat al numărului său de sarcină (z):

În soluții diluate (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c iar factorul de activitate este 1. Aceasta înseamnă că practic nu există interacțiuni electrostatice. În soluții foarte concentrate (µ>1M), coeficienții de activitate ai ionilor pot fi mai mari decât unitatea. Relația coeficientului de activitate cu puterea ionică a soluției este exprimată prin formulele:

La µ <10 -2

La 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

0,1z2µ la 0,1<µ <1

Constanta de echilibru, exprimată în termeni de activități, se numește termodinamică. De exemplu, pentru reacție

A A+ b B d D+ e E

constanta termodinamică are forma:

Depinde de temperatură, presiune și natura solventului.

Din moment ce activitatea particulei , atunci

Unde LA C este constanta de echilibru a concentrației.

Sens LA C depinde nu numai de temperatură, natura solventului și presiune, ci și de puterea ionică m. Deoarece constantele termodinamice depind de cel mai mic număr de factori, ele sunt, prin urmare, cele mai fundamentale caracteristici ale echilibrului. Prin urmare, în cărțile de referință, sunt date constantele termodinamice. Valorile constantelor termodinamice ale unor electroliți slabi sunt date în anexa acestui manual. \u003d 0,024 mol / l.

Odată cu creșterea sarcinii ionului, coeficientul de activitate și activitatea ionului scad.

Întrebări pentru autocontrol:

1. Ce este un sistem ideal? Numiți principalele motive ale abaterii unui sistem real de la unul ideal.
2. Care este gradul de disociere a electroliților?
3. Dați exemple de electroliți puternici și slabi.
4. Care este relația dintre constanta de disociere și gradul de disociere al unui electrolit slab? Exprimați-o matematic.
5. Ce este activitatea? Cum sunt legate activitatea unui ion și adevărata sa concentrație?
6. Ce este un factor de activitate?
7. Cum afectează sarcina unui ion valoarea coeficientului de activitate?
8. Care este puterea ionică a unei soluții, expresia ei matematică?
9. Notați formulele de calcul a coeficienților de activitate ai ionilor individuali în funcție de tăria ionică a soluției.
10. Formulați legea acțiunii în masă și exprimați-o matematic.
11. Care este constanta de echilibru termodinamic? Ce factori îi influențează valoarea?
12. Care este constanta de echilibru a concentrației? Ce factori îi influențează valoarea?
13. Cum sunt legate constantele de echilibru termodinamice și concentrația?
14. În ce măsură se poate modifica valoarea coeficientului de activitate?
15. Care sunt principalele prevederi ale teoriei electroliților puternici?

Gradul de disociere electrolitică

Deoarece disocierea electrolitică este un proces reversibil, soluțiile de electroliți conțin molecule împreună cu ionii lor. Cu alte cuvinte, diverși electroliți, conform teoriei lui S. Arrhenius, se disociază în ioni în grade diferite. Completitudinea descompunerii (tăria electrolitului) este caracterizată de o valoare cantitativă - gradul de disociere.

Gradul de disociere (α – Litera greacă alfa ) este raportul dintre numărul de molecule descompuse în ioni ( n ), la numărul total de molecule dizolvate ( N):

Gradul de disociere a electrolitului se determină empiric și se exprimă în fracții de unitate sau în procente. Dacă α = 0, atunci nu există disociere, iar dacă α = 1 sau 100%, atunci electrolitul se descompune complet în ioni. Dacă α = 20%, atunci aceasta înseamnă că din 100 de molecule ale acestui electrolit, 20 s-au descompus în ioni.

Gradul de disociere depinde de natura electrolitului și solventului, de concentrația electrolitului și de temperatură.

1. Dependența gradului de disociere de natură: cu cât legătura chimică din molecula electrolitului și solventului este mai polară, cu atât procesul de disociere a electrolitului în ioni este mai pronunțat și valoarea gradului de disociere este mai mare.

2. Dependența gradului de disociere de concentrația electrolitului: cu o scădere a concentrației de electroliți, adică atunci când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna.

3. Dependența gradului de disociere de temperatură: gradul de disociere crește odată cu creșterea temperaturii (o creștere a temperaturii duce la o creștere a energiei cinetice a particulelor dizolvate, ceea ce contribuie la dezintegrarea moleculelor în ioni).

Electroliți puternici și slabi

În funcție de gradul de disociere, electroliții se disting puternici și slabi. Electroliții cu un grad de disociere de peste 30% sunt de obicei numiți electroliți puternici, cu un grad de disociere de la 3 la 30% - mediu, mai puțin de 3% - electroliți slabi.

Clasificarea electroliților în funcție de gradul de disociere electrolitică (reamintire)

Clasificarea electroliților	Electroliți puternici	Electroliți medii	Electroliți slabi
Valoarea gradului de disociere (α)	α>30%	3%≤α≤30%	α <3%
Exemple	1. Săruri solubile; 2. Acizi tari (HCI, HBr, HI, HNO3, HCl04, H2S04 (dif.)); 3. Baze tari - alcaline.	H3PO4 H2SO3	1. Aproape toți acizii organici (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH etc.); 2. Unii acizi anorganici (H2CO3, H2S etc.); 3. Aproape toate sărurile, bazele și hidroxidul de amoniu solubile în apă (Ca 3 (PO 4 ) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH); 4. Apa.

Curentul electric este mișcarea direcționată a particulelor încărcate - electroni sau ioni.
Electroliții sunt substanțe, soluții sau topituri (în Examenul Unificat de Stat vorbim mai des despre soluții) din care conduc un curent electric, adică conțin particule încărcate. Nu există electroni liberi în soluție; ionii sunt purtători de sarcină. Curentul electric este condus de topituri de substanțe cu o rețea cristalină ionică.

Electroliții includ:

• acizi
• Fundații

Cu cât sunt mai multe particule încărcate în soluție, cu atât conduce mai bine curentul electric, de exemplu. cu cât mai multe molecule ale unei substanțe se disociază, cu atât electrolitul este mai puternic.

Trebuie să știți lista electroliților puternici și slabi pe de rost!

Electroliți puternici (în soluții):11

• Săruri solubile

FeCl 3 , CuSO 4 , K 2 CO 3 etc.

• alcalii

8 hidroxizi solubili: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2.

• Acizi tari

HI, HBr, HCl, H2SO4 (dif), HNO3, HCl04, HCl03, HMnO4, H2Cr04

Electroliți slabi:

• Baze slabe

hidroxizi insolubili, NH 3 ∙H 2 O, soluţii de amine

• Acizi slabi și medii puternici

H3P04, HF, H2S03, H2C03, H2S, H2Si03, acizi organici.

• Apă

H 2 O este un electrolit foarte slab; se disociază neglijabil. Apa distilată pură nu conduce electricitatea.

Non-electroliți: majoritatea compușilor organici, oxizi, substanțe în moleculele cărora există doar legături covalente nepolare sau cu polaritate scăzută etc.

Puterea electrolitului este determinată de gradul de disociere. Luați în considerare sarea A 2 B și acidul H 3 X:

Disocierea este întotdeauna un proces reversibil.

Sărurile se disociază (se descompun reversibil în ioni) cu aproape 100%:

A 2 B ⇄ 2A + + B 2-. Deoarece toate moleculele s-au descompus în ioni, 1 mol de AB a produs 1 mol de B 2- și 2 moli de A +, adică trei moli de ioni.

Acizii și bazele polibazice se disociază în etape:

H 3 X ⇄ H ++ + H 2 X -

H2X - ​​⇄ HX2- + H +

HX 2- ⇄X 3- + H +

În acest caz, fiecare etapă următoare de disociere decurge mai rău decât cea anterioară, deoarece există un proces concurent – ​​o reacție inversă. Ordinea este aproximativ următoarea: Din 1 mol de molecule de acid slab, 0,05 mol disociați în prima etapă, 0,0002 mol în a doua și 0,00000001 mol în a treia. În total, s-au format puțin mai mult de 0,1 moli de ioni.

Evident, această soluție a acestui acid conduce curentul mai rău decât o soluție de sare.

Câteva întrebări practice:

1) Ce particule se formează în timpul disocierii azotatului de sodiu

a) Na+, N+5, O-2; b) Na +, NO 3 - c) Na, NO 2, O 2 d) NaNO 2, O 2

Soluție: azotatul de sodiu este format dintr-un reziduu de acid azotic și un cation de sodiu. Ecuația sa de disociere: NaNO3 ⇄ Na + + NO 3 - . Raspunsul b).

2) Patru eprubete conțin soluții unimolare ale următoarelor substanțe:

a) H3PO4 b) Na2SO4 c) NaCl d) HBr

Care eprubetă are cei mai mulți ioni?

Rezolvare: a) acid fosforic - putere medie, se disociază slab, majoritatea moleculelor vor rămâne molecule în soluție.

b) sulfat de sodiu - sare, se disociază complet, dintr-un mol de sare se obțin trei moli de ioni: Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 4 2-.

c) clorură de sodiu - sare, se disociază complet, dintr-un mol de sare se formează doi moli de ioni: NaCl ⇄ Na + + Cl -.

d) acidul bromhidric este puternic, dar nu se disociază complet (spre deosebire de săruri). În reacția HBr ⇄ H+ + Br-, dintr-un mol de HBr se formează mai puțin de doi moli de ioni.

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Electroliți puternici și slabi

Materialul din această secțiune vă este parțial familiar din cursurile de chimie școlare studiate anterior și din secțiunea anterioară. Să trecem în revistă pe scurt ceea ce știți și să facem cunoștință cu noul material.

În secțiunea anterioară, am discutat comportamentul în soluții apoase a unor săruri și substanțe organice care se descompun complet în ioni în soluție apoasă.
Există o serie de dovezi simple, dar fără îndoială, că unele substanțe din soluții apoase se descompun în particule. Astfel, soluțiile apoase de H 2 SO 4 sulfuric, HNO 3 azotic, HClO 4 clor, HCl clorhidric (clorhidric), CH 3 COOH acetic și alți acizi au un gust acru. În formulele acizilor, particula comună este atomul de hidrogen și se poate presupune că acesta (sub formă de ion) este cauza aceluiași gust a tuturor acestor substanțe atât de diferite.
Ionii de hidrogen formați în timpul disocierii într-o soluție apoasă conferă soluției un gust acru, motiv pentru care astfel de substanțe se numesc acizi. În natură, doar ionii de hidrogen au gust acru. Ele creează un așa-numit mediu acid (acid) într-o soluție apoasă.

Amintiți-vă, când spuneți „acid clorhidric”, vă referiți la starea gazoasă și cristalină a acestei substanțe, dar pentru o soluție apoasă ar trebui să spuneți „soluție de acid clorhidric”, „acid clorhidric” sau să folosiți denumirea comună „acid clorhidric”, deși compoziția substanței în orice stare exprimată prin aceeași formulă - Hcl.

Soluțiile apoase de hidroxizi de litiu (LiOH), sodiu (NaOH), potasiu (KOH), bariu (Ba (OH) 2), calciu (Ca (OH) 2) și alte metale au același gust neplăcut de săpun amar și cauzează pe pielea mâinilor senzație de alunecare. Aparent, ionii OH-hidroxid, care fac parte din astfel de compuși, sunt responsabili pentru această proprietate.
HCI clorhidric, HBr bromhidric și acizii HI iodhidric reacționează cu zincul în același mod, în ciuda compoziției lor diferite, deoarece nu acidul reacționează de fapt cu zincul:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,

și ioni de hidrogen:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

și se formează hidrogen gazos și ioni de zinc.
Amestecarea unor soluții de sare, de exemplu, clorură de potasiu KCl și azotat de sodiu NaNO 3, nu este însoțită de un efect termic vizibil, deși după evaporarea soluției se formează un amestec de cristale din patru substanțe: cele originale - potasiu clorura si azotat de sodiu - si altele noi - azotat de potasiu KNO 3 si clorura de sodiu NaCl . Se poate presupune că într-o soluție, cele două săruri inițiale se descompun complet în ioni, care, atunci când se evaporă, formează patru substanțe cristaline:

Comparând aceste informații cu conductivitatea electrică a soluțiilor apoase de acizi, hidroxizi și săruri și cu o serie de alte prevederi, S.A. Arrhenius a prezentat în 1887 ipoteza disocierii electrolitice, conform căreia moleculele de acizi, hidroxizi și săruri, atunci când sunt dizolvate în apă, se disociază în ioni.
Studiul produselor de electroliză vă permite să atribuiți ionilor sarcini pozitive sau negative. Evident, dacă un acid, de exemplu, HNO3 nitric, se disociază, să presupunem, în doi ioni și hidrogenul este eliberat în timpul electrolizei unei soluții apoase pe catod (electrodul încărcat negativ), atunci, prin urmare, există ioni de hidrogen încărcați pozitiv. H + în soluție. Apoi, ecuația de disociere trebuie scrisă după cum urmează:

HNO 3 \u003d H ++.

Disocierea electrolitică- descompunerea completă sau parțială a compusului atunci când acesta este dizolvat în apă în ioni ca urmare a interacțiunii cu o moleculă de apă (sau alt solvent).
electroliti- acizi, baze sau săruri, a căror soluții apoase conduc un curent electric ca urmare a disocierii.
Substanțele care nu se disociază în ioni într-o soluție apoasă și ale căror soluții nu conduc electricitatea se numesc non-electroliti.
Se cuantifică disocierea electroliților gradul de disociere- raportul dintre numărul de „molecule” (unități de formulă) descompuse în ioni și numărul total de „molecule” ale solutului. Gradul de disociere este notat cu litera greacă . De exemplu, dacă din fiecare 100 de „molecule” ale unei substanțe dizolvate, 80 se descompun în ioni, atunci gradul de disociere a substanței dizolvate este: = 80/100 = 0,8, sau 80%.
În funcție de capacitatea de a se disocia (sau, după cum se spune, „prin putere”), electroliții sunt împărțiți în puternic, mediuȘi slab. În funcție de gradul de disociere, electroliții puternici îi includ pe cei pentru ale căror soluții > 30%, cei slabi -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
În cazul soluțiilor apoase, electroliți puternici(> 30%) aparțin următoarelor grupe de compuși.
1 . Mulți acizi anorganici, cum ar fi HCI clorhidric, HNO3 nitric, H2SO4 sulfuric în soluții diluate. Cel mai puternic acid anorganic este HClO4 percloric.
Puterea acizilor non-oxigenați crește într-o serie de compuși de același tip atunci când se deplasează în jos subgrupul de elemente care formează acid:

HCI-HBr-HI.

Acidul fluorhidric (fluorhidric) HF dizolvă sticla, dar acest lucru nu indică deloc rezistența acesteia. Acest acid din acizii care conțin halogen fără oxigen aparține acizilor de tărie medie datorită energiei mari a legăturii H–F, capacității moleculelor de HF de a se combina (asocia) datorită legăturilor puternice de hidrogen, interacțiunii ionilor de F cu moleculele de HF. (legături de hidrogen) cu formarea de ioni și alte particule mai complexe. Ca urmare, concentrația ionilor de hidrogen într-o soluție apoasă a acestui acid este redusă semnificativ, astfel încât acidul fluorhidric este considerat a fi de putere medie.
Acidul fluorhidric reacţionează cu dioxidul de siliciu, care face parte din sticla, conform ecuaţiei:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O.

Acidul fluorhidric nu trebuie depozitat în vase de sticlă. Pentru aceasta se folosesc vase din plumb, unele materiale plastice și sticlă, ai căror pereți sunt acoperiți din interior cu un strat gros de parafină. Dacă acidul fluorhidric gazos este folosit pentru a „grava” sticla, suprafața sticlei devine mată, care este folosită pentru a aplica inscripții și diferite modele pe sticlă. „Gradarea” sticlei cu o soluție apoasă de acid fluorhidric erodează suprafața sticlei, care rămâne transparentă. La vânzare este de obicei o soluție de 40% de acid fluorhidric.

Puterea aceluiași tip de acizi oxigenați se modifică în direcția opusă, de exemplu, acidul iod HIO4 este mai slab decât acidul percloric HClO4.
Dacă un element formează mai mulți acizi oxigenați, atunci acidul în care elementul care formează acid are cea mai mare valență are cea mai mare rezistență. Deci, în seria acizilor HclO (hipocloros) - HclO 2 (cloric) - HclO 3 (cloric) - HclO 4 (cloric), acesta din urmă este cel mai puternic.

Un volum de apă dizolvă aproximativ două volume de clor. Clorul (aproximativ jumătate din el) interacționează cu apa:

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.

Acidul clorhidric este puternic; practic nu există molecule de HCI în soluția sa apoasă. Ecuația corectă pentru reacție este:

Cl 2 + H 2 O \u003d H + + Cl - + HClO - 25 kJ / mol.

Soluția rezultată se numește apă cu clor.
Acidul hipocloros este un agent oxidant cu acțiune rapidă, deci este folosit pentru albirea țesăturilor.

2 . Hidroxizii elementelor principalelor subgrupe ale grupelor I și II ale sistemului periodic: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2 etc. La deplasarea în jos a subgrupului, pe măsură ce proprietățile metalice ale elementului cresc, rezistența hidroxidii cresc. Hidroxizii solubili ai subgrupului principal de elemente din grupa I sunt clasificați ca alcaline.

Bazele solubile în apă se numesc alcaline. Acestea includ, de asemenea, hidroxizii elementelor subgrupului principal din grupa II (metale alcalino-pământoase) și hidroxidul de amoniu (o soluție apoasă de amoniac). Uneori, alcaliile sunt acei hidroxizi care creează o concentrație mare de ioni de hidroxid într-o soluție apoasă. În literatura învechită, puteți găsi printre alcali carbonați de potasiu K 2 CO 3 (potasiu) și Na 2 CO 3 de sodiu (sodă), bicarbonat de sodiu NaHCO 3 (bicarbonat de sodiu), borax Na 2 B 4 O 7, hidrosulfuri de sodiu NaHS și potasiu KHS etc.

Hidroxidul de calciu Ca (OH) 2 ca electrolit puternic se disociază într-o singură etapă:

Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -.

3 . Aproape toate sărurile. Sarea, dacă este un electrolit puternic, se disociază într-o singură etapă, de exemplu clorura ferică:

FeCl 3 \u003d Fe 3+ + 3Cl -.

În cazul soluțiilor apoase, electroliți slabi ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Apa H 2 O este cel mai important electrolit.

2 . Unii acizi anorganici și aproape toți acizi organici: H 2 S (hidrosulfură), H 2 SO 3 (sulfuros), H 2 CO 3 (carbonic), HCN (acid cianhidric), H 3 PO 4 (fosforic, ortofosforic), H 2 SiO 3 (siliciu), H 3 BO 3 (boric, ortoboric), CH 3 COOH (acetic), etc.
Rețineți că acidul carbonic nu există în formula H2CO3. Când dioxidul de carbon CO 2 este dizolvat în apă, se formează hidratul său CO 2 H 2 O, pe care îl scriem pentru comoditatea calculelor cu formula H 2 CO 3, iar ecuația reacției de disociere arată astfel:

Disocierea acidului carbonic slab are loc în două etape. Ionul de bicarbonat rezultat se comportă, de asemenea, ca un electrolit slab.
Alți acizi polibazici se disociază în același mod: H 3 PO 4 (fosforic), H 2 SiO 3 (siliciu), H 3 BO 3 (boric). Într-o soluție apoasă, disocierea trece practic doar prin prima etapă. Cum se efectuează disocierea de-a lungul ultimului pas?
3 . Hidroxizii multor elemente, cum ar fi Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 etc.
Toți acești hidroxizi se disociază într-o soluție apoasă în etape, de exemplu, hidroxid de fier
Fe(OH)3:

Într-o soluție apoasă, disocierea are loc practic doar prin prima etapă. Cum se schimbă echilibrul către formarea ionilor de Fe 3+?
Principalele proprietăți ale hidroxizilor aceluiași element cresc odată cu scăderea valenței elementului.Astfel, principalele proprietăți ale dihidroxidului de fier Fe (OH) 2 sunt mai pronunțate decât cele ale trihidroxidului de Fe (OH) 3 . Această afirmație este echivalentă cu faptul că proprietățile acide ale Fe(OH) 3 sunt mai puternice decât cele ale Fe(OH) 2 .
4 . Hidroxid de amoniu NH4OH.
Când amoniacul gazos NH 3 este dizolvat în apă, se obține o soluție care conduce foarte slab electricitatea și are un gust amar-săpun. Mediul de soluție este bazic sau alcalin.Acest comportament al amoniacului se explică după cum urmează.Când amoniacul este dizolvat în apă se formează hidrat de amoniac NH 3 H 2 O, căruia îi atribuim condiționat formula hidroxidului de amoniu inexistent NH 4 OH, presupunând că acest compus se disociază cu formarea ion amoniu și ion hidroxid OH -:

NH 4 OH \u003d + OH -.

5 . Unele săruri: clorură de zinc ZnCl 2, tiocianat de fier Fe (NCS) 3, cianura de mercur Hg (CN) 2 etc. Aceste săruri se disociază în trepte.

Pentru electroliții de rezistență medie, unii includ acid fosforic H3PO4. Vom considera acidul fosforic ca un electrolit slab și vom nota cele trei etape ale disocierii sale. Acidul sulfuric în soluții concentrate se comportă ca un electrolit de rezistență medie, iar în soluții foarte concentrate se comportă ca un electrolit slab. Vom considera în continuare acidul sulfuric ca un electrolit puternic și vom scrie ecuația pentru disocierea lui într-un singur pas.