Дисоціація

Електлолітична дисоціація - розпад електролітів на іони під час розчинення у воді або розплавлення. Електролітична дисоціація солей, лугів, кислот та їх рівняння. Властивості розчинників електролітів. Гідроліз солі - хімічна реакція обміну солі з водою.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык украинский
Дата добавления 27.01.2009
Размер файла 13,0 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Електролітична дисоціація солей та лугів

Розпад електролітів на іони під час розчинення у воді або розплавлення називається електлолітичною дисоціацією.

Розглянемо розчинення у воді такої, наприклад, іонної сполуки, як хлорид натрію. Іони постійно здійснюють невеликі теплові коливання, але удержуються у вузлах кристалічної решітки, оскільки притягуються протилежно зарядженими іонами.

Як відомо, в молекулі води, зв'язки між атомами водню і атомом кисню валентні, полярні. Електронні пари, що зв'язують атоми зміщені від атому водню до атома кисню. Тому на атомах водню зосереджений частковий позитивний заряд, а на атомі кисню - негативний. Зв'язки кожного атома водню з киснем у молекулі води утворюють між собою, тому центри позитивний і негативних зарядів у молекулі не збігаються. Якщо врахувати лише взаємну перпендикулярність осей електронних хмар, утворених р-електр. атомів, то кут між зв'язками, що розглядаються становить 900. Насправді такий кут 1050. Одна з причин збільшення кута взаємне відштовхування однойменно заряджених атомів водню один від одного. Полярну молекулу води зображають у вигляді диполя, позначаючи заряди на полюсах знаками "+" і "-".

Коли кристал сам занурюють у воду, молекули води притягуються до іонів на поверхні кристала до позитивно заряджених іонів - своїми негативними полюсами, а до негативно заряджених іонів - позитивними полюсами.

Якщо іон відривається від поверхні кристала, він являється оточеним молекулами води, які притягуються до нього. Ці молекули води утворюють гідратну оболонку іона, що складається з 5 - 7, а то й більшої кількості молекул.

Іон оточений гідратною оболонкою називається гідратованим.

Отже, розчинення у воді твердої речовини з іонною кристалічною решіткою супроводжується виділенням теплоти в тому випадку, коли сума енергії гідратації всіх іонів у кристалі більша від енергії, необхідної для розривання зв'язків між іонами. Властивості їхні помітно відрізняються від властивостей гідратованих іонів. У безводному сульфаті міді CuCO4 негідровані іони Cu2+ i SO42- безбарвні, але від розчинення солі у воді іони Cu2+ гідратуються і забарвлюють в голубий колір. Воду, яка виходить з кристалів, називають кристалізаційною водою, а речовини, що містять кристалізаційну воду, називають кристалогідратами.

Поведінку електролітів у водному розчині вперше пояснив у 1887 році шведський вчений С.Арреніус. Розроблена ним теорія дістала назву "теорія електролітичної дисоціації".

Електролітична дисоціація кислот

Між атомами в молекулах кислот, наприклад, соляної HCl, сірчаної H2SO4, азотної HNO3, фосфорної H3PO4 існують полярні ковалентні зв'язки.

Розглянемо поведінку у водному розчині молекули хлороводню HCl. Зв'язок між атомами в цій молекулі полярний ковалентний. Оскільки хлор більш електронегативний елемент, ніж водень, то електр. пара, що з'єднює атоми в молекулі, зміщена до атома хлору. Внаслідок цього в атомі хлору виникає частковий негативний заряд, а на атомі водню - позитивний заряд. Тому до молекули хлороводню у водному середовищі приєднуються диполі, тобто молекули води.

До атома водню HCl в молекулі, молекули води притягуються своїм негативним полюсом з боку атома кисню. У зовн. елект. шарі цього атома є дві неподілені електронні пари. Атом кисню, що підійшов, віддає цьому атому одну з двох своїх вільних електр. пар. В результаті взаємодії молекул хлороводню з молекулами води, електр. пара, якою атоми водню й хлору зв'язані між собою, майже повністю переходять до хлору. Зв'язок між ними стає іонним, і молекула HCl дисоціює на іони H+; Cl-.

Іон H+ відрізняється від всіх інших іонів тим, що в них немає електронної оболонки, вони є протонами. Тому іони приєднуються до молекул води за рахунок електронної пари зовнішнього шару атома кисню.

H H

. . .

H : O : +H+ [H : O : H ]+

. . . .

Утворюється іон гідрокоснію H3O+ в якому є 3 ковалентні зв'язки водню з киснем. Ці зв'язки утворилися по-різному: два внаслідок спарювання електронів атома кисню з елект. атомів водню, а третій - приєднання протона до вільної електронної хмари атома кисню.

В останньому випадку атом кисню молекули води дає для утворення ковалентного зв'язку з протоном не один, а пару електронів: його називають донором, а протон - акцептором.

Механізм такого утворення ковалентного зв'язку називається донорно-акцепторним.

Отже, у водному розчині молекули хлороводню дисоціюють на два гідратованих іони - іон гідроксонію H3O+ і хлорид-іон Cl-.

Рівняння дисоціації кислот, лугів і солей

Електролітичну дисоціацію виражають рівняннями, як і будь-які інші хімічні реакції. Записуючи ці рівняння, звичайно не зазначають формул молекул води, які приєднуються до іонів, бо в хімічних реакціях електролітів вони не беруть участь. Рівняння дисоціації кислот записуються так:

HCl = H+ + Cl-, або HCl + H2O = H3O+ + Cl-

H2SO4 = 2H+ + SO42-

Розглянемо дисоціацію кислот (сірчаної) як багатоосновної детальніше. По суті процес відбувається ступінчасто. Іони водню відщеплюються від молекул не одночасно, а послідовно:

HCl = H+ + HSO4-, або HCl + H2O = H3O+ + Cl-

Аналогічно відбувається і дисоціація трьохосновної фосфорної кислоти.

H3PO4 = H+ + H2PO4-, H2PO4- =H+ + HPO42-, HPO42- = H+ + H2PO4-3

Отже, кислоти дисоціюють на іони водню і іони кислотного залишку. Дисоціація кислот за першим ступенем відбувається значно сильніше, ніж за другим. Це пов'язано тим, що позитивно заряджений іон H+ відщеплюється від нейтральної молекули кислоти легше, ніж від негативно заряджених іонів.

Дисоціація лугів і солей відбувається в одну стадію. Внаслідок їх дисоціації утворюються іони металу та гідроксид іон.

NaOH = Na+ + OH-

Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-

Солі дисоціюють на іони металу і іони кислотного залишку?

NaNO3 = Na+ NO3-; Al2 (SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42-

Оскільки молекула не кристал будь-якої речовини в цілому електронейтральні, та загальна сума зарядів позитивно заряджених іонів, що утворюються в результаті дисоціації, завжди дорівнюють загальній сумі зарядів негативно заряджених іонів.

Властивості розчинників електролітів - властивості іонів.

Хлор отруйний, а в міру посолена їжа, крім користі, нашому організму не приносить. Але проста речовина Na складається з атомів натрію, а проста речовина хлор - з молекул Cl2. Розчин кухонної солі містить не атоми натрію N2+, а молекули хлору, а хлорид - іони Cl-.

Хімічна активність вільного натрію визначається наявністю в його атомах валентного електрона, що його віддає натрій, реагуючи з водою, з виділенням водню і перетворенням в іон Na+.

Хімічна активність Cl2 зокрема отруйність пов'язана з тим, що його молекули порівняно легко розпадаються на атоми, а в атомі хлору не вистачає одного електрону у зовнішньому електронному шарі до його завершення.

У хлорид іонах, що містяться в кристалах кухонної солі, і її розчині, зовнішній електричний шар заповнений. Тому хімічні властивості хлорид-іонів, зовсім інший, ніж властивості вільного хлору: хлорид іони Cl- на відміну від молекул хлору, безбарвні, не мають ніякого запаху і неотруйні.

Кислоти дисоціюють на іони водню і іони кислотного залишку. Отже розчини всіх кислот містять один і той самий вид іонів - іон H+.

Луги дисоціюють на іони металу і гідроксид -іони. Тому розчини всіх лугів містять один і той самий вид іонів гідроксид-іони OH-. Леткість розчинів лугів на дотик, дія на лакмус, роз'їдання рослинний і тваринних тканин - все це властивості не молекул лугів, а гідроксид-іонів, які є у їхніх розчинах.

Гідратовані іони Na+, K+, Cl-, NO3-, SO42- безбарвні, а тому і розчини солей безбарвні NaCl, KCl, NaNO3, KNO3, Na2SO4.

Є й забарвлені іони. Будь-яка розчинна сіль міді, розчиняючись у достатній кількості води, утворює розчини однаково голубого кольору. ?? цього гідратованого забарвлення - гідратовані іони Cu2+.

Позитивно заряджені іони називаються катіонами, а негативно заряджені іони - аніонами.

Сильні електроліти у водних розчинах практично цілком розпадаються на іони. Тому всі властивості водних розчинів сильних електролітів -це властивості іонів, що в них містяться.

У розчинах слабких електролітів, крім іонів, є недисоційовані молекули. Вони зумовлюють індивідуальні властивості таких розчинів, тобто властивості тільки одного електроліту.

Реакції іонного обміну

Кожна хімічна властивість, що проявляється сильними електролітами в розчинах - це властивість іонів, на які він розпався. А тим часом реакції обміну між електролітами у водному розчині ми раніше зображали молекуларними рівняннями, не враховуючи того, що в цих реакціях беруть участь не молекули електроліту, і іони, на які він дисоційований.

Змішуючи розчини хлориду кальцію і нітрату срібла, ми спостерігаємо утворення осаду хлориду срібла AgCl, а в розчині залишається нітрат кальцію.

CaCl2 + 2AgNO3 = 2 AgCl + Ca (NO3)2

Обидві вихідні солі - сильні електроліти і в розчині повністю дисоційовані: CaCl2 - на іони Ca2+ і іони Cl-, AgNO3 на іони Ag+ i NO3-. Одна з солей Ca(NO3)2 лишається в розчині дисоційованою на іони Ca2+ i NO3-

Ca2+ + 2Cl-+Ag+ + 2NO3- = 2AgCl + Ca2+ + 2NO3-

Такий запис називають повним іонним рівнянням.

2Ag+ + 2Cl- = 2AgCl

Ag+ + 2 Cl- = AgCl

Змішуючи розчини хлориду барію та сульфату натрію, ми спостерігаємо випадання осаду сульфату барію

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 + 2NaCl

Повне рівняння реакції записуємо так:

Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- = BaSO4 + 2Na+ + 2Cl-

Виключивши з рівняння знаки іонів Na+ i Cl-, що не брали участі в реакції, дістанемо скорочене іонне рівняння.

Таким чином, загальна властивість сірчаної кислоти й усіх її розчинних солей утворювати при взаємодії з солями барію осад, що не розчиняються у воді, ні в кислотах є властивістю іонів кислотного залишку SO42-

Від вливання в розчин солі вугільної кислоти, наприклад карбонату натрію, розчину сильної, наприклад, сірчаної кислоти в результаті реакції обміну теж повинні утворитися сіль - сульфат натрію і вугільна кислота H2CO3. Розчин наче закипає наповнюючись бульбашками вуглекислого газу, що в нього виділяється.

CO2

Na2Co3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2CO3

H2O

Реакції обміну в розчинах електролітів відбувається тільки в тих випадках, коли в результаті їх у утворюється малодисоціююча речовина або речовина яка виходить з розчину у вигляді осаду чи газу.

2NaCl + Ca(NO3)2 = 2NaNO3 + CaCl2

Виразимо в іонній формі:

2Na+ + 2Cl- + Ca2+ + 2NO3- = 2Na+ + 2NO3- + Ca2+ + 2Cl-

Отже, усі реакції обміну в розчинах електролітів відбуваються в напрямі зв'язування іонів.

Проте не слід думати. Що реакції, які відбуваються без зміни ступенів окислення хімічних елементів, належать тільки реакції обміну.

Гідроліз солей

Як вам відомо, солі утворюються в результаті нейтралізації кислот і основ. Можна припустити, що розчин солей на відміну від розчинів кислот і лугів, будуть нейтральними, тобто в них концентрації іонів H+ i OH- однакові.

Нальємо в одну пробірку розчину хлориду натрію, в другу - карбонату натрію, і в третю - хлориду алюмінію. До кожного з названих розчинів дольємо розчину лакмусу. Виявляється, що з трьох розчинів тільки розчин хлориду натрію нейтральний. Розчин кабонату натрію лужний, а хлориду алюмінію - кислий. Чому ж у розчині карбонату натрію більше іонів OH- ніж OH+. а в розчині хлориду алюмінію навпаки?

Розглянемо процеси, що відбуваються в розчині карбонату натрію. Він - сильний електроліт, повністю дисоціює в розчині на іони натрію Na+ і іони кислотного залишку вугільної кислоти CO32-:

Na2CO3 = 2Na+ + CO32-

Молекули води притягуються до іонів Na+ і CO32-, але при притяганні молекули води до іонів Na+ хімічної взаємодії не відбувається, оскільки гідроксид натрію, що міг би утворитися в результаті такої взаємодії, - сильна основа і в водному розчині повністю дисоційовані на іони Na+ i OH-. Інакше завершується притягання молекул до води до іонів CO32-.

Внаслідок взаємодії цих іонів і молекул води утворюються малодисоціюючі аніони HCO3- І нагромаджуються вугільні іони OH-

CO32- + H2O HCO3- + OH-

В результаті цього процесу вміст іонів OH- у розчині збільшується, чим і пояснюється лужна реакція розчину карбонату натрію.

Отже, в розчині карбонат натрію взаємодіє з молекулами води. Цей процес називається гідролізом.

Гідроліз солі - це хімічна реакція обміну солі з водою, в результаті якої іони слабкої основи некислоти, що входять до складу солі, сполучаються із складовими частинами води - з іонами OH- і OH+.

Лужну реакцію має розчин будь-якої солі, утвореної сильною основою і слабкою кислотою, а кислу - має розчин будь-якої солі утворена ними.

Хлорид натрію в розчині не гідролізується, оскільки іони Na+ і Cl-, що є в його водному розчині у взаємодію з водою не вступають. Тому він є нейтральним.

Здебільшого гідроліз солі відбувається оборотно, при чому взаємодію з водою вступає невелика кількість відповідних іонів.

Коли з водою взаємодіють багатозарядні катіони чи аніони багатоосновних кислот, сіль гідролізується з однією молекулою води.

Як за складом солі зробити висновок про можливість її гідролізу і реакцію розчину, що утворився?

Нерозчинні у воді солі, навіть утворені слабкими основами чи кислотами, практично негідролізуються.

Якщо сіль у волі розчиняється, то слід з'ясувати, чи є в її складі катіон, який відповідає слабкій основі, або аніон, що відповідає слабкій кислоті.

Візьмемо розчинну у воді сіль сульфат цинку SOZn. Ця сіль утворена слабкою основою Zn(OH)2 і сильною кислотою H2SO4.

Отже, в розчині іони Zn2+ взаємодіють з водою:

Zn2+ + H2O Zn(OH)+ + H+;

а іони SO42- - ні.

В результаті гідролізу розчин сульфату цинку за рахунок іонів H+ матиме кислу реакцію.

І тому то, як солі, застосовують соду N2CO3 і мило Na або Ca (натрієві калієві) солі слабких органічних кислот.


Подобные документы

  • Процес розщеплення електролітів на іони у водних розчинах і розплавах. Дисоціація - оборотний процес. Електролітична дисоціація речовин з іонним і полярним ковалентним зв'язком. Дисоціація хлориду натрію у водному розчині.

    реферат [435,5 K], добавлен 12.11.2006

  • Характеристика поняття розчинів - гомогенних (однорідних) систем, що складаються з двох і більше компонентів і продуктів їх взаємодії. Теорія електролітичної дисоціації - розпаду електролітів на іони під час розчинення їх у воді. Теорії кислот і основ.

    реферат [16,2 K], добавлен 25.04.2010

  • Кількісна характеристика процесу дисоціації. Дослідження речовин на електропровідність. Закон розбавлення Оствальду. Дисоціація сполук з ковалентним полярним зв’язком. Хімічні властивості розчинів електролітів. Причини дисоціації речовин у воді.

    презентация [44,5 M], добавлен 07.11.2013

  • Дисперсна фаза - частина дисперсної системи, яка рівномірно розподілена в об’ємі іншої, ступінь диспергованості розчину. Теорії розчинів. Поняття розчинності та її вимірювання для газів, рідин, твердих речовин. Осмотичний тиск. Електролітична дисоціація.

    лекция [295,3 K], добавлен 12.12.2011

  • Обзор літератури що до четвертинних амонієвих солей, їх хімія та особливості до реакційної здатності. Види випробувань даної сполуки: вимірювання температури топлення, розчинення у різних рідинах. Засоби використання солі, її властивості і зберігання.

    курсовая работа [200,7 K], добавлен 11.05.2009

Работа, которую точно примут
Сколько стоит?

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.