главнаяреклама на сайтезаработоксотрудничество База знаний Allbest
 
 
Сколько стоит заказать работу?   Искать с помощью Google и Яндекса
 


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

Полная информация о работе Полная информация о работе
Скачать работу можно здесь Скачать работу можно здесь

рекомендуем


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

Название работы:
E-mail (не обязательно):
Ваше имя или ник:
Файл:


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

Подобные работы


1. Теорія електролітичної дисоціації
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], добавлена 12.11.2006

2. Розчини електролітів
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], добавлена 25.04.2010

3. Электролітична дисоціація
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], добавлена 07.11.2013

4. Розчини та їх властивості
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], добавлена 12.12.2011

5. Синтез солі трибутил – н –гексиламоній йодид
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], добавлена 11.05.2009

6. Визначення теплоти розчинення і гідратації солі
Калориметричний метод вимірювання теплових ефектів. Визначення теплоти розчинення безводного купрум (II) сульфату і мідного купоросу; теплоти розчинення кристалогідрату СuSО4•5Н2О. Розрахунок маси солі KNO3. Температурні показники для розчину солі.
лабораторная работа [90,7 K], добавлена 20.05.2009

7. Буферні системи
Електронна та просторова будова молекул води. Характеристика електролітів, поняття ступеня та константи дисоціації. Кислоти, основи, солі як електроліти. Поняття водневого показника. Нейтральні, кислі та лужні розчини. Механізм дії буферних систем.
реферат [32,2 K], добавлена 25.02.2009

8. Метали побічних підгруп: d-елементи
Загальна характеристика d-елементів. Властивості елементів цієї групи та їх простих речовин. Знаходження в природі. Хімічні реакції при одержанні, опис властивостей солей. Характеристика лантаноїдів та актиноїдів. Розчинення в розведених сильних кислотах.
курс лекций [132,9 K], добавлена 12.12.2011

9. Аналіз субстанції гліцину
Гліцин як регулятор обміну речовин, методи його отримання, фізичні та хімічні властивості. Взаємодія гліцину з водою, реакції з розчинами основ та кислот, етерифікація. Ідентифікація гліцину у інфрачервоному спектрі субстанції, випробування на чистоту.
практическая работа [68,0 K], добавлена 15.05.2009

10. Технологія виробництва солі-АГ
Розгляд методів синтезу гексаметилендіаміна та дінітріла адипінової кислоти з ацетилену та формальдегіду. Ознайомлення із технологією отримання, параметрами виробництва та напрямками застосування (створення полімеру для отримання найлона) солі-АГ.
реферат [7,9 M], добавлена 26.02.2010


Другие работы, подобные Дисоціація


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.


Скачать работу можно здесь Скачать работу "Дисоціація" можно здесь
Сколько стоит?

Рекомендуем!

база знанийглобальная сеть рефератов