Cele mai multe reacții chimice au loc în soluție. Solventul cel mai universal este apă, datorită proprietăților sale unice fizice și chimice, reactivitate ridicată și disponibilitate.
Atunci când se dizolvă în apă, într-un solvent polar, substanțele supuse unor modificări semnificative în unele cazuri, acest lucru se manifestă în conductivitate electrică.
Apa chimic pură, practic, nu conduce curentul electric. Soluțiile apoase ale majorității compușilor organici (alcooli, aldehide, cetone, glucide), de asemenea, nu conduce curent. Soluțiile majorității compușilor anorganici (săruri, acizi, baze) sunt bune conducătoare de electricitate.
Substanțele comunica soluție electroconductivity dacă acestea sunt formate din ioni sau molecule capabile să se disocieze în ioni când se dizolvă. Astfel de compuși se numesc electroliti. Substanțe, soluții sau topituri care nu conduc electricitatea sunt menționate ca non-electroliti.
Conductivitatea electrolitului este determinată de mobilitate ionică și este fundamental diferită de conductivitatea metalelor. Electrolitii sunt considerați agenți ai doilea tip.
Procesul de agent de dezintegrare în ioni numite disocierea electrolitică. Când dipoli electroliți dizolvați de apă din cauza orientării sau ion-dipol interacțiunile sunt atrase de molecule polare sau ioni de solut. molecule polare în câmpul de forță din jurul dipoli solvent sunt polarizate și datorită legăturii puternice care leagă electronii prejudecată devine ionic. Molecule sunt ionizate și apoi disociază pentru a forma ioni liberi. O etapă pregătitoare de disociere electrolitica este agent solvatare - interacțiunea solvent cu particulele de solut. Dacă solventul este apa, procesul de solvatare se numește hidratare.
Ca rezultat, cationii formă de disociere (ioni încărcați pozitiv) și anioni (ioni încărcați negativ), taxa totală este egală cu zero. Fiecare ion în soluție apoasă, înconjurat de un înveliș de hidratare, constând din molecule de apă pentru a demonstra prezența în ecuația administrată apos: NaCI = Na + (aq) + CI # 713; (Aq). Cu toate acestea, pentru comoditatea ecuației apei poate fi omisă:
NaCl = Na + + Cl # 713; .
electroliți puternici disociază complet în soluție sunt sub formă de ioni. Puternic proces electrolitic de disociere este considerat a fi ireversibil.
Se determină concentrația de OH - într-o soluție de Ba (OH) 2 0,05 M.
Disociere Ba egalează (OH) 2:
Ba (OH) 2 → Ba 2+ + 2OH -.
Conform ecuației reacției,
1 mol de Ba (OH) 2 a produs 2 moli de OH -,
Apoi, 0,05 mol de Ba (OH) 2 x format mol OH -.
Substanțe disociabila ușor, sunt electroliții slabi în soluție și sunt reprezentate în mare parte prin doar parțial molecule și ioni.
Rezistența electrolitului, capacitatea sa de a rupe în ioni, poate fi descrisă folosind gradul de disociere (# 945;). Această valoare indică raportul dintre concentrația molară a moleculelor disociate (DM) la concentrația molară inițială a moleculelor dizolvate (C0).
Gradul de disociere poate fi exprimată ca o fracție sau procent.
Gradul de disociere a electrolitului puternic este de la 100% la 33%, cu # 945; <3% электролиты – слабые, при значениях α от 3% до 33% - средней силы.
Prin electroliți puternici sunt baze solubile altele decât hidroxidul de amoniu, săruri, unele acid (de exemplu, HNO3. H2 SO4. HCl, HBr, HJ, H2 Cr2 O7. HClO4. HClO3. KMnO4 H2 SeO4 etc.). Electroliții slabi sunt baze solubile greu, NH4OH, unele acid (de exemplu H2 CO4. HNO2. H2 SO4. H2 SiO3. H2 SO3. H2 S, HOCI, HF, HCN, etc.). Acid ortofosfat H3 PO4 este un grad mediu de disociere de electrolit.
Gradul de disociere a electrolitului depinde de natura solventului. Aceeași substanță în funcție de solvent poate fi un electrolit puternic și electrolit slab și non-electrolit. De exemplu, HBr în apă prezintă proprietățile unui electrolit puternic, iar în 100% electrolit acid acetic devine slab.
În soluții de slab pentru electrolit rezistență medie se stabilește un echilibru între ionii produși și molecule nedisociate, de exemplu, HNO2 ↔ H + + NO2 -. Deoarece disocierea reversibilă a electroliți este supus principiului Le Chatelier. O modalitate de a îmbunătăți disocierea unui electrolit slab este o soluție diluată. Reducerea gradului de disociere poate fi cauzată de adăugarea soluției de electrolit ionii același nume. Astfel, atunci când se adaugă la o soluție de acid acetic, sarea acestuia (de exemplu, acetat de sodiu), crește concentrația ionilor acetat și echilibrul procesului CH3COOH ↔ CH3 COO - + H + se deplasează spre stânga. Acidul acetic este în soluție va fi, de preferință sub formă de molecule.
Electroliții slabi Equilibrium disociere constanta de echilibru a reacției este caracterizată printr - o constantă de disociere (KD):
unde [H +], [NO2 -] - ion concentrație de echilibru, mol / l;
[HNO2] - concentrația de echilibru a nedisociat molecule mol / l.
Electrolitul este considerat puternic dacă CD> 10 -2.
Valoarea constantelor de disociere nu sunt dependente de concentrația de electrolit, și depinde de natura și temperatura.
Astfel, capacitatea de a disocia electrolit slab descrisă de două variabile - gradul și constanta de disociere. Aceste două caracteristici drept diluare asociată stabilită prin Ostwald B. (1888.): Gradul de disociere a unei slabe creșteri electrolitice cu soluție de diluare este invers proporțională cu rădăcina pătrată a concentrației sale molar.
unde C0 - concentrația molară a soluției.
dacă # 945; <0,01, то для расчётов можно использовать приближённое соотношение . (4)
Se determină concentrația de OH - ioni într-o soluție 0,01 M de hidroxid de amoniu (KD (NH4OH) = 1,77 10 -5.).
Soluția 1: Folosind legea de diluare, vom găsi gradul de disociere de NH4OH.
Găsim concentrația particulelor disociate.
Deoarece reacția conform ecuației (OH -) = SD = 4.2. 10 -4 mol / l.
Soluția 2 concentrația de OH - ionii de asemenea, poate fi calculată utilizând ecuația (5);
În cazul prezenței în moleculă două sau mai multe legături care sunt ionizate cu disociere ulterioară în ioni are loc procesul de descompunere în trepte, iar pentru fiecare etapă este determinată de valoarea constanta de disociere, de exemplu,
sau I. Pb (OH) 2 ↔ PbOH + + OH -. CD / = 9,55. 10 -4
II. PbOH + ↔ Pb 2+ + OH -. // = 3,0 KD. 10 -8.
Astfel, constanta de disociere pentru fiecare etapă ulterioară este întotdeauna mai mică decât cea anterioară, deoarece crește responsabil de particule Disociindu de dificilă pentru a se obține ionul cu sarcină opusă.
Puternicele acizi polibazici și baze mnogokislotnye disocia la etapa I electroliți puternici, iar în etapa a II-a - ca electroliți de putere medie.
reacția de schimb ionic
Prezența sarcina particulelor de substanțe (ioni) le da o activitate chimică ridicată. Prin amestecarea soluțiilor de diferite electroliți sunt ionii lor de încărcare opuse se pot asocia în molecule, complecși sau cristale ale noii substanțe. Reacție, care constă în schimbul de ioni între diferiți electroliți se face referire la reacțiile de schimb ca ioni. de exemplu,
FeCl3 + 3KOH = Fe (OH) 3 + 3KCl sau HCI + NaOH = NaCl + H2O
Hallmark reactiile de schimb este conservarea tuturor oxidării elementelor substanțe. Aceste reacții continuă la viteze mari.
Când interacțiunile de schimb în soluțiile de electroliți, echilibrul deplasează spre formarea substanțelor solubile greu, gazoase sau malodissotsiiruyuschih. Astfel de reacții trece aproape la sfarsit.
În cazurile în care sunt electroliții slabi (sau substanțe slab solubile) printre materiile prime și printre produșii de reacție, reacția de echilibru este deplasată spre formarea mai puțin substanțelor disociate (solubile).
Astfel, reacția unui slab de acid CH3COOH și baza tare KOH KOH + CH3COOH = CH3 COOK + H 2 O două electrolit slab participă la reacție - CH3COOH și H2 O. Atunci când acest echilibru este deplasat puternic spre formarea unui electrolit slab - constantă a apei în care disociere (1.8. 10 -16) este mult mai mică decât constanta de disociere a acidului acetic (1.8. 10 -5). Cu toate acestea, înainte de sfârșitul acestei reacții nu va continua.
Esența proceselor mai deplin exprimate atunci când scrieți-le sub formă de ecuații ion-molecula. In electroliții slabi astfel ecuații, există compuși puțin solubili și gazele depozitate sub formă moleculară, și electroliți puternici în soluție - sub formă de ioni lor constitutive. Distinge ecuație Li-moleculară completă și prescurtată. In primele ionii și moleculele sunt toate substanțele implicate în reacția din a doua particule care formează agentul slab disociind. De exemplu, reacția de neutralizare a unui acid tare cu o bază puternică HCI + NaOH = NaCl + H2O este exprimat prin H integral respectiv + + Cl - + Na + + OH - = Na + + Cl - + H2O Prin reducerea din acesta ioni identici formulă, ion obține stenografie -moleku-polar ecuație: H + + OH - = H2O
La pregătirea Ecuațiile ion molecula trebuie considerat că este dificil substanțele solubile și electroliții slabi pot fi atât produse de reacție și reactanți.
Asigurați reacțiile (și în formele moleculare de ion molecular) care apar între substanțele în soluție:
Explicați pentru fiecare caz, formarea substanței provoacă reacția.
Reacțiile în egalează formă moleculară.
La elaborarea ecuațiile în forma completă ion-moleculă ar trebui să urmeze regula: electroliți puternici și solubili indicate în formă de ioni - produsele lor de disociere și gaz, slab substanțelor solubile, electroliți slabi - sub formă moleculară. Apoi, din formula ecuația de tăiere ioni identici, obținem ecuația abreviat-ionic.
Date fiind greu solubil, substanță gazoasă sau malodissotsiiruyuschih (CO2 - Gas H2O, HNO2 - electroliții slabi, BaSO4 - compus greu solubil) în reacția este completă în reacțiile și sub formă de ioni molecula condensat.
Progresul reacțiilor redus este substanțial datorită formării tardive a greu pentru a dizolva (BaSO4), gaz (CO2) substanțe malodissotsiiruyuschih (H2O, HNO2).
Realizarea unei ecuații de reacție moleculare, care corespund următoarei ecuații-ion molecular.
b) Cu 2+ + H2 S = CuS ↓ + 2H +.
Pentru prepararea ecuațiilor în reacție molecular schimb formă de ioni necesare pentru fiecare ion al ecuației abreviat ion-molecula alege opus ion în semn la care ar fi puternic și a fost electrolit solubil.
Ecuațiile-ion molecular de mai sus pot corespunde următoarei ecuații moleculare: