التفكك الكهربائي. تفاعلات التبادل الأيوني. مدرس كيمياء: المحاليل، التفكك الإلكتروليتي، تفاعلات التبادل الأيوني

حتى في فجر دراسة الظواهر الكهربائية، لاحظ العلماء أنه ليس فقط المعادن، ولكن أيضًا المحاليل يمكنها توصيل التيار. لكن ليس جميعهم. لذلك، المحاليل المائية ملح الطعاموالأملاح الأخرى ومحاليل الأحماض والقلويات القوية تجري التيار بشكل جيد. محاليل حمض الأسيتيك وثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكبريت تؤدي إلى حدوث ذلك بشكل أسوأ. لكن حلول الكحول والسكر ومعظم الآخرين مركبات العضويةلا توصل الكهرباء على الإطلاق.

التيار الكهربائي هو الحركة الموجهة للجزيئات المشحونة الحرة . في المعادن، تتم هذه الحركة بسبب الإلكترونات الحرة نسبيا، غاز الإلكترون. ولكن ليست المعادن فقط هي القادرة على توصيل التيار الكهربائي.

الإلكتروليتات هي مواد تقوم محاليلها أو مصهوراتها بتوصيل التيار الكهربائي.

اللاإلكتروليتات هي مواد لا تقوم محاليلها أو ذوبانها بتوصيل التيار الكهربائي.

لوصف التوصيل الكهربائي لبعض المحاليل، من الضروري أن نفهم ما هو الحل. بحلول نهاية القرن التاسع عشر، كانت هناك نظريتان رئيسيتان للحلول

· بدني. ووفقا لهذه النظرية فإن المحلول هو خليط ميكانيكي بحت من المكونات ولا يوجد أي تفاعل بين الجزيئات فيه. لقد وصفت خصائص الإلكتروليتات جيدًا، لكنها واجهت بعض الصعوبات في وصف محاليل الإلكتروليتات.

· المواد الكيميائية. ووفقا لهذه النظرية، أثناء الذوبان، يحدث تفاعل كيميائي بين المذاب والمذيب. ويتأكد ذلك من خلال وجود تأثير حراري أثناء الذوبان، وكذلك تغير في اللون. على سبيل المثال، عند إذابة كبريتات النحاس اللامائية البيضاء، يتكون محلول أزرق مشبع.

الحقيقة هي بين هذين النقاط المتطرفة. يسمى تحدث العمليات الكيميائية والفيزيائية في المحاليل.

في عام 1887، اقترح الكيميائي الفيزيائي السويدي سفانتي أرينيوس، الذي يدرس التوصيل الكهربائي للمحاليل المائية، أنه في مثل هذه المحاليل تتفكك المواد إلى جزيئات مشحونة - أيونات يمكن أن تنتقل إلى الأقطاب الكهربائية - كاثود سالب الشحنة وأنود موجب الشحنة.

هذا هو السبب التيار الكهربائيفي الحلول. هذه العملية تسمى التفكك الكهربائي (الترجمة الحرفية – الانقسام والتحلل تحت تأثير الكهرباء). يشير هذا الاسم أيضًا إلى أن التفكك يحدث تحت تأثير التيار الكهربائي. أظهرت الأبحاث الإضافية أن هذا ليس هو الحال: الأيونات فقطناقلات الشحن في المحلول وتتواجد فيه بغض النظر عما إذا كانت تمر عبره أم لاالحل الحالي أم لابمشاركة نشطة من Svante Arrhenius، تم صياغة نظرية التفكك الكهربائي، والتي غالبا ما تسمى باسم هذا العالم. الفكرة الرئيسية لهذه النظرية هي أن الإلكتروليتات تتفكك تلقائيًا إلى أيونات تحت تأثير المذيب. وهذه الأيونات هي حاملات الشحنة والمسؤولة عن التوصيل الكهربائي للمحلول.

1. تتحلل الإلكتروليتات الموجودة في المحاليل تحت تأثير المذيب تلقائيًا إلى أيونات. هذه العملية تسمى التفكك الكهربائي. يمكن أن يحدث التفكك أيضًا عندما تذوب الشوارد الصلبة.

2. تختلف الأيونات عن الذرات في التركيب والخصائص. في محاليل مائيةالأيونات في حالة رطبة. تختلف الأيونات الموجودة في الحالة المائية في خصائصها عن الأيونات الموجودة في الحالة الغازيةمواد. يتم شرح ذلك على النحو التالي: تحتوي المركبات الأيونية بالفعل في البداية على كاتيونات وأنيونات. عند ذوبانه، يبدأ جزيء الماء في الاقتراب من الأيونات المشحونة - القطب الموجب للأيون السالب، والقطب السالب للأيون الموجب. تسمى الأيونات رطبة.

3. في المحاليل أو ذوبان الإلكتروليتات، تتحرك الأيونات بطريقة فوضوية، ولكن عند مرور تيار كهربائي، تتحرك الأيونات في الاتجاه: الكاتيونات - نحو الكاثود، والأنيونات - باتجاه الأنود.

في ضوء نظرية التفكك الإلكتروليتي، يمكن تعريف القواعد والأحماض والأملاح على أنها إلكتروليتات.

الأسباب- هذه هي الشوارد، ونتيجة لتفككها في المحاليل المائية، يتم تشكيل نوع واحد فقط من الأنيون: أنيون الهيدروكسيد: OH -

هيدروكسيد الصوديوم ↔ Na + + OH −

يحدث تفكك القواعد التي تحتوي على عدة مجموعات هيدروكسيل في خطوات.

Ba(OH) 2 ↔ Ba(OH) + + OH − المرحلة الأولى

Ba(OH) + ↔ Ba 2+ + 2OH − المرحلة الثانية

Ba(OH) 2 ↔ Ba 2+ + 2 OH − ملخص المعادلة

الأحماض- هذه إلكتروليتات ونتيجة لتفككها يتشكل في المحاليل المائية نوع واحد فقط من الكاتيونات: H + ويسمى أيون الهيدروجين بروتون مائي ويسمى H 3 O + ولكن للتبسيط نكتب H +

HNO 3 ↔ H + + NO 3 −

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة تدريجيًا

ح 3 ص 4 ↔ ح + + ح 2 ص 4 - المرحلة الأولى :

H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- المرحلة الثانية :

HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3- المرحلة الثالثة :

H 3 PO 4 ↔ 3H + + PO 4 3- ملخص المعادلة

أملاح- هذه هي الشوارد التي تتفكك في المحاليل المائية إلى كاتيونات وأنيونات معدنية من بقايا الحمض.
نا 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2−

أملاح متوسطةهذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات معدنية أو كاتيونات الأمونيوم وأنيونات بقايا الحمض.

الأملاح الأساسية- هذه هي إلكتروليتات تتفكك في المحاليل المائية إلى كاتيونات معدنية وأنيونات هيدروكسيد وأنيونات بقايا الحمض.

أملاح حمضيةهذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات معدنية وكاتيونات الهيدروجين وأنيونات بقايا الحمض.

أملاح مزدوجة- هذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات من عدة معادن وأنيونات من بقايا الحمض.

كال (SO 4) 2 ↔ K + + Al 3+ + 2SO 4 2

أملاح مختلطة- هذه هي إلكتروليتات تتفكك في المحاليل المائية إلى كاتيونات وأنيونات معدنية من العديد من المخلفات الحمضية

إن التفكك الإلكتروليتي هو، بدرجة أو بأخرى، عملية قابلة للعكس. ولكن عندما يتم إذابة بعض المركبات، يتحول توازن التفكك إلى حد كبير نحو الشكل المنفصل. في محاليل هذه الشوارد، يحدث التفكك بشكل لا رجعة فيه تقريبًا. لذلك، عند كتابة معادلات التفكك لمثل هذه المواد، يتم كتابة إما علامة التساوي أو سهم مستقيم، مما يشير إلى أن التفاعل يحدث بشكل لا رجعة فيه تقريبًا. تسمى هذه المواد قوي الشوارد.

ضعيف تسمى الشوارد التي يحدث فيها التفكك قليلاً. عند الكتابة استخدم علامة الرجوع.الجدول 1.

لقياس قوة المنحل بالكهرباء، هذا المفهوم درجة التحليل الكهربائي التفكك .

يمكن أيضًا وصف قوة المنحل بالكهرباء باستخدام الثوابت التوازن الكيميائي التفكك. وهذا ما يسمى ثابت التفكك.

العوامل المؤثرة على درجة التفكك الكهربائي:

طبيعة المنحل بالكهرباء

تركيز المنحل بالكهرباء في المحلول

· درجة حرارة

مع زيادة درجة الحرارة وتخفيف المحلول، تزداد درجة التفكك الإلكتروليتي. ولذلك، لا يمكن تقييم قوة المنحل بالكهرباء إلا من خلال مقارنتها تحت نفس الظروف. المعيار هو t=180C وc=0.1 مول/لتر.

إلكتروليتات قوية

إلكتروليتات ضعيفة

درجة التفكك عند 18 درجة مئوية في المحاليل ذات تركيز الإلكتروليت 0.1 مول/لتر تقترب من 100%، وهي تتفكك بشكل لا رجعة فيه تقريبًا.

تكون درجة التفكك عند 18 درجة مئوية في المحاليل ذات تركيز الإلكتروليت 0.1 مول/لتر أقل بكثير من 100%. والتفكك لا رجعة فيه.

· بعض الأحماض غير العضوية(HNO 3، HClO 4، HI، HCl، HBr، H 2 SO 4)

· هيدروكسيدات المعادن، باستثناء المجموعتين IA وIIA، محلول الأمونيا

· العديد من الأحماض غير العضوية (H 2 S، HCN، HClO، HNO 2)

الأحماض العضوية (HCOOH، CH 3 COOH)

يتم التعبير عن جوهر التفاعل في محاليل الإلكتروليت بالمعادلة الأيونية. يأخذ في الاعتبار حقيقة وجود إلكتروليتات في أحد المحلول على شكل أيونات. وتكتب الإلكتروليتات الضعيفة والمواد غير القابلة للانفصال في صورة تتفكك إلى أيونات. لا يمكن استخدام ذوبان المنحل بالكهرباء في الماء كمعيار لقوته. العديد من الأملاح غير القابلة للذوبان في الماء عبارة عن إلكتروليتات قوية، لكن تركيز الأيونات في المحلول منخفض جدًا على وجه التحديد بسبب انخفاض قابليتها للذوبان. ولهذا السبب، عند كتابة معادلات التفاعل التي تتضمن مثل هذه المواد، من المعتاد كتابتها في صورة غير منفصلة .

تستمر التفاعلات في محاليل الإلكتروليت في اتجاه الارتباط الأيوني.

هناك عدة أشكال من الارتباط الأيوني.

1. تكوين الرواسب

2. إطلاق الغاز

3. تكوين إلكتروليت ضعيف.

· 1. تشكيل الرواسب:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 → BaCO 3 ↓ + 2NaCl.

Ba 2+ +2Cl - + 2Na + + CO 3 2- →BaCO 3 ↓ + 2Na + +2Cl - معادلة أيونية كاملة

Ba 2+ + CO 3 2- → BaCO 3 ↓ معادلة أيونية مختصرة.

توضح المعادلة الأيونية المختصرة أنه عندما يتفاعل أي مركب قابل للذوبان يحتوي على أيون Ba 2+ مع مركب يحتوي على أنيون الكربونات CO 3 2، تكون النتيجة راسبًا غير قابل للذوبان BaCO 3 ↓.

· 2. إطلاق الغاز.

نا 2 CO 3 +H 2 SO 4 → نا 2 SO 4 + H 2 O + CO 2

2Na + + CO 3 2- +2H + + SO 4 2 - → 2Na + + SO 4 2 - + H 2 O + CO 2 معادلة أيونية كاملة

2H + + CO 3 2- → H 2 O + CO 2 معادلة أيونية مختصرة.

· 3. تكوين المنحل بالكهرباء الضعيفة

كوه + HBr → KBr + H2O

K + + OH - + H + + Br - → K + + Br - + H 2 O معادلة أيونية كاملة

OH - + H + → H 2 O معادلة أيونية مختصرة.

وبالنظر إلى هذه الأمثلة، كنا مقتنعين بأن جميع التفاعلات في المحاليل الكهربية تحدث في اتجاه الارتباط الأيوني.

سندرس خلال الدرس موضوع "التفكك الإلكتروليتي. تفاعلات التبادل الأيوني". دعونا نفكر في نظرية التفكك الإلكتروليتي ونتعرف على تعريف الإلكتروليتات. دعونا نتعرف على النظرية الفيزيائية والكيميائية للحلول. دعونا نتأمل، في ضوء نظرية التفكك الإلكتروليتي، في تعريف القواعد والأحماض والأملاح، ونتعلم أيضًا كيفية تركيب معادلات تفاعلات التبادل الأيوني والتعرف على شروط عدم انعكاسها.

الموضوع: المحاليل وتركيزها أنظمة متفرقة، التفكك كهربائيا

الدرس: التفكك الكهربي. تفاعلات التبادل الأيوني

1. النظرية الفيزيائية والكيميائية للحلول

حتى في فجر دراسة الظواهر الكهربائية، لاحظ العلماء أنه ليس فقط المعادن، ولكن أيضًا المحاليل يمكنها توصيل التيار. لكن ليس جميعهم. وبالتالي، فإن المحاليل المائية لملح الطعام والأملاح الأخرى، ومحاليل الأحماض القوية والقلويات تجري التيار بشكل جيد. محاليل حمض الأسيتيك وثاني أكسيد الكربون وثاني أكسيد الكبريت تؤدي إلى حدوث ذلك بشكل أسوأ. لكن محاليل الكحول والسكر ومعظم المركبات العضوية الأخرى لا توصل الكهرباء على الإطلاق.

التيار الكهربائي هو الحركة الموجهة للجزيئات المشحونة الحرة. في المعادن، تتم هذه الحركة بسبب الإلكترونات الحرة نسبيا، غاز الإلكترون. ولكن ليست المعادن فقط هي القادرة على توصيل التيار الكهربائي.

الشوارد - هي المواد التي تقوم محاليلها أو مصهوراتها بتوصيل التيار الكهربائي.

غير الشوارد - هي المواد التي لا توصل محاليلها أو مصهوراتها التيار الكهربائي.

لوصف التوصيل الكهربائي لبعض المحاليل، من الضروري أن نفهم ما هو الحل. بحلول نهاية القرن التاسع عشر، كانت هناك نظريتان رئيسيتان للحلول:

· بدني. ووفقا لهذه النظرية الحل - فهو عبارة عن خليط ميكانيكي بحت من المكونات، ولا يوجد أي تفاعل بين الجزيئات فيه. لقد وصفت خصائص الإلكتروليتات جيدًا، لكنها واجهت بعض الصعوبات في وصف محاليل الإلكتروليتات.

· المواد الكيميائية. ووفقا لهذه النظرية، أثناء الذوبان، يحدث تفاعل كيميائي بين المذاب والمذيب. ويتأكد ذلك من خلال وجود تأثير حراري عند الذوبان، وكذلك تغير في اللون. على سبيل المثال، عند إذابة كبريتات النحاس اللامائية البيضاء، يتكون محلول أزرق مشبع.

والحقيقة هي بين هذين النقيضين. أي أن العمليات الكيميائية والفيزيائية تحدث في المحاليل.

أرز. 1. سفانتي أرينيوس

في عام 1887، اقترح الكيميائي الفيزيائي السويدي سفانتي أرينيوس (الشكل 1)، الذي يدرس التوصيل الكهربائي للمحاليل المائية، أنه في مثل هذه المحاليل تتفكك المواد إلى جزيئات مشحونة - أيونات يمكن أن تنتقل إلى الأقطاب الكهربائية - كاثود سالب الشحنة وشحنة موجبة الأنود.

وهذا هو سبب التيار الكهربائي في المحاليل. تسمى هذه العملية بالتفكك الكهربائي (الترجمة الحرفية - الانقسام والتحلل تحت تأثير الكهرباء). يشير هذا الاسم أيضًا إلى أن التفكك يحدث تحت تأثير التيار الكهربائي. أظهرت الأبحاث الإضافية أن الأمر ليس كذلك: الأيونات ليست سوى ناقلات شحن في المحلول وتوجد فيه بغض النظر عما إذا كان التيار يمر عبر المحلول أم لا. بمشاركة نشطة من Svante Arrhenius، تم صياغة نظرية التفكك الكهربائي، والتي غالبا ما تسمى باسم هذا العالم. الفكرة الرئيسية لهذه النظرية هي أن الإلكتروليتات تتفكك تلقائيًا إلى أيونات تحت تأثير المذيب. وهذه الأيونات هي حاملات الشحنة والمسؤولة عن التوصيل الكهربائي للمحلول.

2. المبادئ الأساسية لنظرية التفكك الإلكتروليتي

1. تتحلل الإلكتروليتات الموجودة في المحاليل تحت تأثير المذيب تلقائيًا إلى أيونات. هذه العملية تسمى التفكك الكهربائي.يمكن أن يحدث التفكك أيضًا عندما تذوب الشوارد الصلبة.

2. تختلف الأيونات عن الذرات في التركيب والخصائص. في المحاليل المائية، تكون الأيونات في حالة رطبة. تختلف الأيونات الموجودة في الحالة المائية في خصائصها عن الأيونات الموجودة في الحالة الغازية للمادة. يتم شرح ذلك على النحو التالي: تحتوي المركبات الأيونية بالفعل في البداية على كاتيونات وأنيونات. عند ذوبانه، يبدأ جزيء الماء في الاقتراب من الأيونات المشحونة: القطب الموجب - إلى الأيونات السالبة، القطب السالب - إلى الإيجابية. تسمى الأيونات رطبة (الشكل 2).

3. في المحاليل أو ذوبان الإلكتروليتات، تتحرك الأيونات بشكل عشوائي، ولكن عند مرور تيار كهربائي، تتحرك الأيونات في اتجاه: الكاتيونات - نحو الكاثود والأنيونات - إلى الأنود.

3. القواعد والأحماض والأملاح في ضوء نظرية التفكك الإلكتروليتي

في ضوء نظرية التفكك الإلكتروليتي، يمكن تعريف القواعد والأحماض والأملاح على أنها إلكتروليتات.

الأسباب- هذه هي الشوارد، ونتيجة لتفككها في المحاليل المائية يتم تشكيل نوع واحد فقط من الأنيون: أنيون الهيدروكسيد: OH-.

هيدروكسيد الصوديوم ↔ Na+ + OH−

يحدث تفكك القواعد التي تحتوي على عدة مجموعات هيدروكسيل على مراحل:

Ba(OH)2↔ Ba(OH)+ + OH− المرحلة الأولى

Ba(OH)+ ↔ Ba2+ + 2OH− المرحلة الثانية

Ba(OH)2↔ Ba2+ + 2 OH− ملخص المعادلة

الأحماض - هذه هي الشوارد، ونتيجة لتفككها في المحاليل المائية يتم تشكيل نوع واحد فقط من الكاتيونات: H+. أيون الهيدروجين هو على وجه التحديد بروتون مائي ويسمى H3O+، ولكن للتبسيط نكتب H+.

HNO3↔ H+ + NO3−

تنفصل الأحماض المتعددة القاعدة تدريجيًا:

H3PO4↔ H+ + H2PO4- المرحلة الأولى

H2PO4- ↔ H+ + HPO42- المرحلة الثانية

HPO42-↔H+ + PO43- المرحلة الثالثة

H3PO4↔ 3H+ + PO43- معادلة ملخصة

أملاح - هذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات وأنيونات معدنية من بقايا الحمض.

Na2SO4 ↔ 2Na+ + SO42−

أملاح متوسطة - هذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات معدنية أو كاتيونات الأمونيوم وأنيونات بقايا الحمض.

الأملاح الأساسية - هذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات معدنية وأنيونات هيدروكسيد وأنيونات بقايا الحمض.

أملاح حمضية - هذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات معدنية وكاتيونات الهيدروجين وأنيونات بقايا الحمض.

أملاح مزدوجة - هذه هي الشوارد التي تنفصل في المحاليل المائية إلى كاتيونات من عدة معادن وأنيونات من بقايا الحمض.

كال(SO4)2↔K+ + Al3+ + 2SO42

أملاح مختلطة - وهي عبارة عن إلكتروليتات تتفكك في المحاليل المائية إلى كاتيونات وأنيونات معدنية من العديد من المخلفات الحمضية

4. الشوارد القوية والضعيفة

التفكك الكهربائي بدرجات متفاوتة - هذه العملية قابلة للعكس. ولكن عندما يتم إذابة بعض المركبات، يتحول توازن التفكك إلى حد كبير نحو الشكل المنفصل. في محاليل هذه الشوارد، يحدث التفكك بشكل لا رجعة فيه تقريبًا. لذلك، عند كتابة معادلات التفكك لمثل هذه المواد، يتم كتابة إما علامة التساوي أو سهم مستقيم، مما يشير إلى أن التفاعل يحدث بشكل لا رجعة فيه تقريبًا. تسمى هذه المواد قويالشوارد.

ضعيفتسمى الشوارد التي يحدث فيها التفكك قليلاً. عند الكتابة، استخدم علامة الرجوع. طاولة 1.

لقياس قوة المنحل بالكهرباء، هذا المفهوم درجة التحليل الكهربائيالتفكك.

يمكن أيضًا وصف قوة المنحل بالكهرباء باستخدام ثوابت التوازن الكيميائيالتفكك. ويسمى ثابت التفكك.

العوامل المؤثرة على درجة التفكك الكهربائي:

طبيعة المنحل بالكهرباء

تركيز المنحل بالكهرباء في المحلول

· درجة حرارة

مع زيادة درجة الحرارة وتخفيف المحلول، تزداد درجة التفكك الإلكتروليتي. لذلك، من الممكن تقييم قوة المنحل بالكهرباء فقط من خلال مقارنتها تحت نفس الظروف. المعيار هو t = 180C و c = 0.1 مول/لتر.

5. تفاعلات التبادل الأيوني

تستمر التفاعلات في محاليل الإلكتروليت في اتجاه الارتباط الأيوني.

هناك عدة أشكال من الارتباط الأيوني:

1. تكوين الرواسب

2. إطلاق الغاز

3. تكوين إلكتروليت ضعيف.

· 1. تكوين الرواسب:

BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl.

Ba2++2Cl - + 2Na++CO32-← BaCO3↓ + 2Na++2Cl- معادلة أيونية كاملة

Ba2+ + CO32-← BaCO3↓ المعادلة الأيونية المخفضة.

توضح المعادلة الأيونية المختصرة أنه عندما يتفاعل أي مركب قابل للذوبان يحتوي على أيون Ba2+ مع مركب يحتوي على أنيون الكربونات CO32-، تكون النتيجة راسبًا غير قابل للذوبان من BaCO3↓.

· 2. إطلاق الغازات:

Na2CO3 +H2SO4 → Na2SO4 + H2O + CO2&

المعادلة الأيونية المختصرة H + + OH − = H 2 O تتوافق مع تفاعل حمض النيتريك مع:

1) أكسيد الصوديوم

2) هيدروكسيد النحاس

3) هيدروكسيد الصوديوم

الجواب: 3

توضيح:

حمض النيتريك هو حمض قوي، لذلك تنفصل جميع جزيئاته تقريبًا إلى كاتيونات H + وأنيونات NO 3 -. قواعد قوية قابلة للذوبان في الماء، أي تتفكك إلى أيونات الهيدروكسيد OH -. القلويات. من بين جميع خيارات الإجابة المقدمة في المهمة، يكون هيدروكسيد الصوديوم مناسبًا، والذي يتحلل إلى Na + وOH - في محلول مائي.

المعادلة الأيونية الكاملة لتفاعل NaOH وHNO 3: Na + + OH − + H + + NO 3 − = Na + + NO 3 − + H 2 O. عن طريق تقليل نفس الأيونات على اليسار واليمين في المعادلة فنحصل على المعادلة الأيونية المختصرة المعروضة في المهمة. يحدث هذا التفاعل بسبب تكوين مادة منخفضة التفكك - الماء.

لا يتفكك أكسيد الصوديوم في الماء ولكنه يتفاعل معه مكوناً مادة قلوية:

نا 2 O + H 2 O = 2 هيدروكسيد الصوديوم.

هيدروكسيد النحاس هو قاعدة غير قابلة للذوبانوبالتالي لا يتفكك في الماء.

المعادلة الأيونية الكاملة Cu(OH) 2 + 2H + + 2NO 3 − = Cu 2+ + 2NO 3 − + 2H 2 O

المعادلة الأيونية المختصرة: Cu(OH) 2 + 2H + = Cu 2+ + 2H 2 O

الملح القابل للذوبان في الماء KNO 3 لا ينتج أيونات الهيدروكسيد عند التفكك. كونه إلكتروليتًا قويًا، فإنه يتحلل إلى كاتيونات K + وأنيونات NO 3−

يتشكل راسب عند إضافة حمض الكبريتيك إلى محلول يحتوي على الأيونات التالية:

1) NH 4 + و NO 3 −

2) K + وSiO 3 2−

الجواب: 2

توضيح:

حمض الكبريتيكهو إلكتروليت قوي ويتفكك في الماء إلى أيونات: H + وSO 4 2-. عندما تتفاعل كاتيونات H + مع الأنيونات SiO 3 2−، يتكون حمض السيليك غير القابل للذوبان في الماء H 2 SiO 3.

لا تشكل البقايا الحمضية لحمض الكبريتيك SO 4 2- ترسيبًا مع الكاتيونات المقترحة، كما يمكن التحقق من ذلك من جدول ذوبان الأحماض والقواعد والأملاح في الماء.

كما أن الكاتيون H +، باستثناء SiO 3 2−، لا يشكل هطولًا مع الأنيونات المقترحة.

المعادلة الأيونية المختصرة Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 تتوافق مع التفاعل بين:

1) CuSO 4 (p-p) وFe(OH) 3

2) CuS وBa(OH) 2 (p-p)

3) CuCl 2 (p-p) وNaOH (p-p)

الجواب: 3

توضيح:

في الحالة الأولى، لا يحدث تفاعل بين كبريتات النحاس CuSO 4 وهيدروكسيد الحديد (III) Fe(OH) 3، لأن هيدروكسيد الحديد قاعدة غير قابلة للذوبان ولا ينفصل في محلول مائي.

في الحالة الثانية، لا يحدث التفاعل أيضًا بسبب عدم قابلية ذوبان كبريتيد النحاس CuS.

في الخيار الثالث، يحدث تفاعل التبادل بين كلوريد النحاس (II) وNaOH نتيجة لترسيب Cu(OH) 2.

معادلة التفاعل في الشكل الجزيئي هي كما يلي:

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl.

معادلة هذا التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة هي:

Cu 2+ + 2Cl − + 2Na + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Na + + 2Cl − .

وبإلغاء أيونات Na + و Cl - المتطابقة على الجانبين الأيسر والأيمن من المعادلة الأيونية الكاملة، نحصل على المعادلة الأيونية المختصرة:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

أكسيد النحاس CuO(II)، كونه أكسيد معدن إنتقالي(مجموعة IA) لا تتفاعل مع الماء، لأنها لا تشكل قاعدة قابلة للذوبان.

تفاعل محاليل كلوريد النحاس الثنائي وهيدروكسيد البوتاسيوم يتوافق مع المعادلة الأيونية المختصرة:

1) الكلورين − + K + = بوكل

2) CuCl 2 + 2OH − = Cu(OH) 2 + 2Cl −

3) Cu 2+ + 2KOH = Cu(OH) 2 + 2K +

الجواب: 4

توضيح:

يُكتب تفاعل التبادل بين محاليل كلوريد النحاس (II) وهيدروكسيد البوتاسيوم في الشكل الجزيئي كما يلي:

CuCl 2 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2KCl

يحدث التفاعل نتيجة لترسيب الراسب الأزرق Cu(OH)2.

CuCl 2 وKOH عبارة عن مركبات قابلة للذوبان، لذا فهي تتحلل إلى أيونات في المحلول.

لنكتب التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة:

Cu 2+ + 2Cl − + 2K + + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓ + 2Cl − + 2K +

نقوم بتقليل نفس الأيونات 2Cl − و 2K +

يسار ويمين المعادلة الأيونية الكاملة ونحصل على المعادلة الأيونية المختصرة:

Cu 2+ + 2OH − = Cu(OH) 2 ↓

KCl و CuCl 2 و KOH هي المواد القابلة للذوبانوفي محلول مائي تنفصل إلى الكاتيونات والأنيونات بشكل كامل تقريبا. في خيارات الإجابة المقترحة الأخرى، تظهر هذه المركبات في شكل غير منفصل، لذا فإن الخيارات 1 و2 و3 غير صحيحة.

ما المعادلة الأيونية المختصرة التي تقابل تفاعل سيليكات الصوديوم مع حمض النيتريك؟

1) ك + + NO 3 − = KNO 3

2) H + + NO 3 − = HNO 3

3) 2H + + SiO 3 2- = H 2 SiO 3

الجواب: 3

توضيح:

يُكتب تفاعل سيليكات الصوديوم مع حمض النيتريك (تفاعل التبادل) في الشكل الجزيئي كما يلي:

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaNO 3

وبما أن سيليكات الصوديوم عبارة عن ملح قابل للذوبان وحمض النيتريك قوي، فإن كلا المادتين تنفصلان إلى أيونات في المحلول. لنكتب التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة:

2Na + + SiO 3 2− + 2H + + 2NO 3 − = H 2 SiO 3 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

SiO 3 2- + 2H + = H 2 SiO 3 ↓

الخيارات المقترحة المتبقية لا تعكس علامة التفاعل - هطول الأمطار. بالإضافة إلى ذلك، في خيارات الإجابة المقدمة، يتم تقديم الأملاح القابلة للذوبان KNO 3 و K 2 SiO 3 والحمض القوي HNO 3 في شكل غير منفصل، وهو بالطبع غير صحيح، لأن هذه المواد عبارة عن إلكتروليتات قوية.

المعادلة الأيونية المختصرة Ba 2+ + SO 4 2− =BaSO 4 تتوافق مع التفاعل

1) با (NO 3) 2 و Na 2 SO 4

2) Ba(OH) 2 و CuSO 4

3) باو وH 2 SO 4

الجواب: 1

توضيح:

يُكتب تفاعل نترات الباريوم مع كبريتات الصوديوم (تفاعل التبادل) في الشكل الجزيئي كما يلي:

با (NO 3) 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2NaNO 3

بما أن نترات الباريوم وكبريتات الصوديوم أملاح قابلة للذوبان، فإن كلا المادتين تنفصلان إلى أيونات في المحلول. لنكتب التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة:

با 2+ + 2NO 3 − + 2Na + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2Na + + 2NO 3 −

بتقليل أيونات Na + و NO 3 - على الجانبين الأيسر والأيمن من المعادلة، نحصل على المعادلة الأيونية المختصرة:

Ba 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓

يُكتب تفاعل هيدروكسيد الباريوم مع كبريتات النحاس (تفاعل التبادل) في الشكل الجزيئي كما يلي:

Ba(OH) 2 + CuSO 4 = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

شكل رواسب اثنين. بما أن هيدروكسيد الباريوم وكبريتات النحاس من المواد القابلة للذوبان، فإن كلاهما يتفككان إلى أيونات في المحلول. لنكتب التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة:

Ba 2+ + 2OH − + Cu 2+ + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + Cu(OH) 2 ↓

يُكتب تفاعل أكسيد الباريوم مع حامض الكبريتيك (تفاعل التبادل) في الشكل الجزيئي كما يلي:

BaO + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + H 2 O

بما أن BaO هو أكسيد ولا ينفصل في الماء (يتفاعل BaO مع الماء لتكوين مادة قلوية)، فإننا نكتب صيغة BaO في شكلها غير المنفصل. حمض الكبريتيك قوي، ولذلك فهو يتفكك في المحلول إلى كاتيونات H + وأنيونات SO 4 2−. يستمر التفاعل بسبب ترسيب كبريتات الباريوم وتكوين مادة منخفضة التفكك. لنكتب التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة:

BaO + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + 2H 2 O

وهنا أيضًا لا توجد أيونات متطابقة على الجانبين الأيسر والأيمن للمعادلة ومن المستحيل اختزال أي شيء، فتبدو المعادلة الأيونية المختزلة هي نفسها المعادلة الكاملة.
يُكتب تفاعل كربونات الباريوم مع حمض الكبريتيك (تفاعل التبادل) في الشكل الجزيئي كما يلي:

BaCO 3 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

يستمر التفاعل بسبب تكوين راسب وإطلاق الغاز وتكوين مركب منخفض التفكك - الماء. وبما أن BaCO 3 ملح غير قابل للذوبان، وبالتالي لا يتفكك إلى أيونات في المحلول، نكتب الصيغة BaCO 3 في الصورة الجزيئية. حمض الكبريتيك قوي، ولذلك فهو يتفكك في المحلول إلى كاتيونات H + وأنيونات SO 4 2−. لنكتب التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة:

BaCO 3 + 2H + + SO 4 2− = BaSO 4 ↓ + CO 2 + H 2 O

المعادلة الأيونية الكاملة هي نفس المعادلة المختصرة، حيث لا توجد أيونات متطابقة على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة.

المعادلة الأيونية المختصرة Ba 2+ + CO 3 2− = BaCO 3 تتوافق مع التفاعل

1) كبريتات الباريوم وكربونات البوتاسيوم

2) هيدروكسيد الباريوم وثاني أكسيد الكربون

3) كلوريد الباريوم وكربونات الصوديوم

4) نترات الباريوم وثاني أكسيد الكربون

الجواب: 3

توضيح:

التفاعل بين كبريتات الباريوم BaSO 4 وكربونات البوتاسيوم K 2 CO 3 لا يحدث لأن كبريتات الباريوم ملح غير قابل للذوبان. المتطلبات المسبقةالتفاعلات التبادلية لملحين هي ذوبان الأملاح.

التفاعل بين هيدروكسيد الباريوم Ba(OH) 2 وثاني أكسيد الكربون CO 2 ( أكسيد الحمض) يحدث نتيجة لتكوين ملح غير قابل للذوبان BaCO 3 . هذا هو تفاعل القلويات مع أكسيد حمضي لتكوين الملح والماء. لنكتب التفاعل في الصورة الجزيئية:

Ba(OH) 2 + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

نظرًا لأن هيدروكسيد الباريوم عبارة عن قاعدة قابلة للذوبان، فإنه يتفكك في المحلول إلى كاتيونات Ba 2+ وأيونات OH - هيدروكسيد. لا يتفكك أول أكسيد الكربون في الماء، لذلك في المعادلات الأيونية يجب كتابة صيغته في الصورة الجزيئية. كربونات الباريوم هي ملح غير قابل للذوبان، لذلك في معادلة التفاعل الأيوني نكتبها أيضًا في الصورة الجزيئية. وبالتالي فإن التفاعل بين هيدروكسيد الباريوم وثاني أكسيد الكربون في الصورة الأيونية الكاملة هو كما يلي:

Ba 2+ + 2OH − + CO 2 = BaCO 3 ↓ + H 2 O

نظرًا لعدم وجود أيونات متطابقة على الجانبين الأيمن والأيسر من المعادلة ومن المستحيل اختزال أي شيء، فإن المعادلة الأيونية المختزلة تبدو مثل المعادلة الكاملة.

يُكتب تفاعل كلوريد الباريوم مع كربونات الصوديوم (تفاعل التبادل) في الشكل الجزيئي كما يلي:

BaCl 2 + Na 2 CO 3 = BaCO 3 ↓ + 2NaCl

بما أن كلوريد الباريوم وكربونات الصوديوم أملاح قابلة للذوبان، فإن كلا المادتين تنفصلان إلى أيونات في المحلول. لنكتب التفاعل في الصورة الأيونية الكاملة:

Ba 2+ + 2Cl − + 2Na + + CO 3 2- = BaCO 3 ↓ + 2Na + + 2Cl −

وبإلغاء أيونات Na + و Cl - من الجانبين الأيسر والأيمن للمعادلة، نحصل على المعادلة الأيونية المختصرة:

Ba 2+ + CO 3 2- = BaCO 3 ↓

لا يحدث تفاعل بين نترات الباريوم Ba(NO 3) 2 وثاني أكسيد الكربون CO 2 (أكسيد الحمض) في محلول مائي. ثاني أكسيد الكربونيشكل ثاني أكسيد الكربون في المحلول المائي حمض الكربونيك الضعيف غير المستقر H 2 CO 3، وهو غير قادر على إزاحة HNO 3 القوي من محلول الملح Ba(NO 3) 2.

الشوارد وغير الشوارد

ومن المعروف من دروس الفيزياء أن محاليل بعض المواد قادرة على توصيل التيار الكهربائي، والبعض الآخر لا يستطيع ذلك.

تسمى المواد التي تكون محاليلها موصلة للتيار الكهربائي الشوارد.

تسمى المواد التي لا توصل محاليلها التيار الكهربائي غير الشوارد. على سبيل المثال، محاليل السكر والكحول والجلوكوز وبعض المواد الأخرى لا توصل الكهرباء.

التفكك الكهربائي والارتباط

لماذا تقوم محاليل الإلكتروليت بتوصيل التيار الكهربائي؟

العالم السويدي س. أرينيوس، يدرس التوصيل الكهربائي مواد مختلفةتوصل إلى استنتاج في عام 1877 مفاده أن سبب التوصيل الكهربائي هو وجوده في المحلول الأيوناتوالتي تتشكل عندما يذوب المنحل بالكهرباء في الماء.

تسمى عملية تحلل الإلكتروليت إلى أيونات التفكك الكهربائي.

S. Arrhenius، الذي التزم بالنظرية الفيزيائية للحلول، لم يأخذ في الاعتبار تفاعل المنحل بالكهرباء مع الماء ويعتقد أن هناك أيونات حرة في المحاليل. في المقابل، قام الكيميائيان الروسيان آي إيه كابلوكوف وفي إيه كيستياكوفسكي بتطبيق النظرية الكيميائية لدي آي مينديليف لشرح التفكك الإلكتروليتي وأثبتا أنه عندما يذوب الإلكتروليت، تفاعل كيميائيتذوب المادة مع الماء، مما يؤدي إلى تكوين الهيدرات، ومن ثم تتفكك إلى أيونات. لقد اعتقدوا أن المحاليل لا تحتوي على أيونات حرة وليست "عارية"، بل تحتوي على أيونات رطبة، أي "مغطاة بطبقة" من جزيئات الماء.

جزيئات الماء هي ثنائيات القطب(قطبين)، حيث أن ذرات الهيدروجين تقع بزاوية 104.5 درجة، ولهذا السبب يكون للجزيء شكل زاوي. يظهر جزيء الماء بشكل تخطيطي أدناه.

وكقاعدة عامة، تنفصل المواد بسهولة أكبر الرابطة الأيونيةوبالتالي مع الأيونية شعرية الكريستاللأنها تتكون بالفعل من أيونات جاهزة. عندما تذوب، يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء بنهايات مشحونة بشكل معاكس حول الأيونات الموجبة والسالبة للكهارل.

تنشأ قوى التجاذب المتبادلة بين أيونات الإلكتروليت وثنائيات أقطاب الماء. ونتيجة لذلك، تضعف الرابطة بين الأيونات، وتنتقل الأيونات من البلورة إلى المحلول. من الواضح أن تسلسل العمليات التي تحدث أثناء تفكك المواد ذات الروابط الأيونية (الأملاح والقلويات) سيكون كما يلي:

1) اتجاه جزيئات الماء (ثنائيات القطب) بالقرب من أيونات البلورة؛

2) ترطيب (تفاعل) جزيئات الماء مع أيونات الطبقة السطحية للبلورة؛

3) تفكك (اضمحلال) بلورة المنحل بالكهرباء إلى أيونات رطبة.

يمكن عكس العمليات المبسطة باستخدام المعادلة التالية:

تنفصل الإلكتروليتات التي تحتوي جزيئاتها على رابطة تساهمية (على سبيل المثال، جزيئات كلوريد الهيدروجين HCl، انظر أدناه) بشكل مماثل؛ فقط في هذه الحالة، تحت تأثير ثنائيات أقطاب الماء، يحدث تحويل الرابطة القطبية التساهمية إلى رابطة أيونية؛ سيكون تسلسل العمليات التي تحدث في هذه الحالة كما يلي:

1) اتجاه جزيئات الماء حول أقطاب جزيئات المنحل بالكهرباء.

2) ترطيب (تفاعل) جزيئات الماء مع جزيئات المنحل بالكهرباء.

3) تأين جزيئات الإلكتروليت (تحويل الرابطة القطبية التساهمية إلى رابطة أيونية)؛

4) تفكك (اضمحلال) جزيئات الإلكتروليت إلى أيونات رطبة.

وبطريقة مبسطة يمكن عكس عملية تفكك حمض الهيدروكلوريك باستخدام المعادلة التالية:

يجب أن يؤخذ في الاعتبار أنه في المحاليل الإلكتروليتية، يمكن للأيونات المائية المتحركة بشكل عشوائي أن تتصادم وتتحد مع بعضها البعض. هذه العملية العكسية تسمى الارتباط. يحدث الارتباط في المحاليل بالتوازي مع التفكك، لذلك يتم وضع علامة الانعكاس في معادلات التفاعل.

تختلف خصائص الأيونات المائية عن خصائص الأيونات غير المائية. على سبيل المثال، أيون النحاس غير المائي Cu 2+ يكون أبيض اللون في البلورات اللامائية من كبريتات النحاس (II) وله لون أزرق عند ترطيبه، أي يرتبط بجزيئات الماء Cu 2+ nH 2 O. الأيونات المائية لها عدد ثابت ومتغير. من جزيئات الماء.

درجة التفكك الكهربائي

في المحاليل بالكهرباء، جنبا إلى جنب مع الأيونات، هناك أيضا جزيئات. ولذلك، تتميز المحاليل بالكهرباء درجة التفكك، وهو ما يشار إليه الرسالة اليونانيةأ ("ألفا").

هذه هي نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات (N g) إلى الرقم الإجماليالجسيمات الذائبة (N p).

يتم تحديد درجة تفكك الإلكتروليت بشكل تجريبي ويتم التعبير عنها بالكسور أو النسب المئوية. إذا كانت a = 0، فلا يوجد تفكك، وإذا كانت a = 1، أو 100%، فإن المنحل بالكهرباء يتفكك تمامًا إلى أيونات. الشوارد المختلفة لها درجات مختلفة من التفكك، أي أن درجة التفكك تعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء. ويعتمد ذلك أيضًا على التركيز: فكلما تم تخفيف المحلول، تزداد درجة التفكك.

حسب درجة التفكك الإلكتروليتي، تنقسم الشوارد إلى قوية وضعيفة.

إلكتروليتات قوية- هذه هي الشوارد التي عند ذوبانها في الماء تتفكك بالكامل تقريبًا إلى أيونات. بالنسبة لمثل هذه الشوارد، فإن درجة التفكك تميل إلى الوحدة.

تشمل الشوارد القوية ما يلي:

1) جميع الأملاح القابلة للذوبان.

2) الأحماض القوية، على سبيل المثال: H 2 SO 4، HCl، HNO 3؛

3) جميع القلويات، على سبيل المثال: NaOH، KOH.

إلكتروليتات ضعيفة- هذه هي الشوارد التي عند ذوبانها في الماء لا تتفكك تقريبًا إلى أيونات. بالنسبة لمثل هذه الشوارد، فإن درجة التفكك تميل إلى الصفر.

تشمل الشوارد الضعيفة ما يلي:

1) الأحماض الضعيفة - H 2 S، H 2 CO 3، HNO 2؛

2) محلول مائي من الأمونيا NH 3 H 2 O؛

4) بعض الأملاح.

التفكك ثابت

في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة، بسبب تفككها غير الكامل، التوازن الديناميكي بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة. على سبيل المثال، بالنسبة لحمض الأسيتيك:

يمكنك تطبيق قانون عمل الكتلة على هذا التوازن وكتابة التعبير عن ثابت التوازن:

يسمى ثابت التوازن الذي يميز عملية تفكك المنحل بالكهرباء الضعيف التفكك ثابت.

ثابت التفكك يميز قدرة المنحل بالكهرباء (حمض، قاعدة، ماء) تنفصل إلى أيونات. كلما كان الثابت أكبر، كان من الأسهل تحلل الإلكتروليت إلى أيونات، وبالتالي، أصبح أقوى. وترد قيم ثوابت التفكك للإلكتروليتات الضعيفة في الكتب المرجعية.

المبادئ الأساسية لنظرية التفكك الكهربائي

1. عند ذوبانها في الماء، تنفصل (تتفكك) الإلكتروليتات إلى أيونات موجبة وسالبة.

الأيوناتهو أحد أشكال وجود العنصر الكيميائي. على سبيل المثال، تتفاعل ذرات معدن الصوديوم Na 0 بقوة مع الماء، مكونة القلويات (NaOH) والهيدروجين H 2، بينما لا تشكل أيونات الصوديوم Na + مثل هذه المنتجات. الكلور Cl 2 له لون أصفر مخضر ورائحة نفاذة، وهو سام، بينما أيونات الكلور Cl عديمة اللون وغير سامة وعديمة الرائحة.

الأيونات- وهي جسيمات موجبة أو سالبة الشحنة تتحول إليها ذرات أو مجموعات ذرات من ذرة واحدة أو أكثر العناصر الكيميائيةنتيجة التبرع أو اكتساب الإلكترونات.

في المحاليل، تتحرك الأيونات بشكل عشوائي في اتجاهات مختلفة.

وفقا لتكوينها، وتنقسم الأيونات إلى بسيط- Cl - , Na + و معقد- NH 4 + , SO 2 - .

2. سبب تفكك الإلكتروليت في المحاليل المائية هو تميهه، أي تفاعل الإلكتروليت مع جزيئات الماء وتمزقه الرابطة الكيميائيةفيه.

ونتيجة لهذا التفاعل تتشكل الأيونات المائية، أي المرتبطة بجزيئات الماء. وبالتالي، حسب وجود القشرة المائية، تنقسم الأيونات إلى رطب(في المحاليل والهيدرات البلورية) و غير رطب(في الأملاح اللامائية).

3. تحت تأثير تيار كهربائي، تنتقل الأيونات الموجبة الشحنة إلى القطب السالب لمصدر التيار - الكاثود ولذلك تسمى كاتيونات، وتنتقل الأيونات سالبة الشحنة إلى القطب الموجب لمصدر التيار - الأنود ولذلك تسمى أنيونات .

وبالتالي هناك تصنيف آخر للأيونات - حسب علامة التهمة الخاصة بهم.

مجموع شحنات الكاتيونات (H +، Na +، NH 4 +، Cu 2+) يساوي مجموع شحنات الأنيونات (Cl -، OH -، SO 4 2-)، ونتيجة لذلك تظل محاليل الإلكتروليت (HCl، (NH 4) 2 SO 4، NaOH، CuSO 4) متعادلة كهربائيًا.

4. التفكك الإلكتروليتي هو عملية عكسية بالنسبة للإلكتروليتات الضعيفة.

جنبا إلى جنب مع عملية التفكك (تحلل المنحل بالكهرباء إلى أيونات)، تحدث العملية العكسية أيضا - منظمة(مزيج من الأيونات). لذلك، في معادلات التفكك الإلكتروليتي، بدلا من علامة التساوي، يتم استخدام علامة الانعكاس، على سبيل المثال:

5. لا تنفصل جميع الإلكتروليتات إلى أيونات بنفس القدر.

يعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء وتركيزه. الخواص الكيميائيةيتم تحديد محاليل الإلكتروليت من خلال خصائص الأيونات التي تتشكل أثناء التفكك.

يتم تحديد خصائص المحاليل الإلكتروليتية الضعيفة من خلال الجزيئات والأيونات المتكونة أثناء عملية التفكك، والتي تكون في حالة توازن ديناميكي مع بعضها البعض.

ترجع رائحة حمض الأسيتيك إلى وجود جزيئات CH 3 COOH، ويرتبط الطعم الحامض وتغير لون المؤشرات بوجود أيونات H + في المحلول.

يتم تحديد خصائص محاليل الإلكتروليتات القوية من خلال خصائص الأيونات التي تتشكل أثناء تفككها.

على سبيل المثال، الخصائص العامة للأحماض، مثل الطعم الحامض، والتغيرات في لون المؤشرات، وما إلى ذلك، ترجع إلى وجود كاتيونات الهيدروجين (بتعبير أدق، أيونات الأكسونيوم H 3 O +) في محاليلها. الخصائص العامةترتبط القلويات، مثل الصابونية عند اللمس، والتغيرات في لون المؤشرات، وما إلى ذلك، بوجود أيونات الهيدروكسيد OH - في محاليلها، وترتبط خواص الأملاح بتحللها في المحلول إلى معدن (أو أمونيوم). ) الكاتيونات والأنيونات من بقايا الأحماض.

وفقا لنظرية التفكك الكهربائي جميع التفاعلات في المحاليل المائية للإلكتروليتات هي تفاعلات بين الأيونات. هذا يرجع إلى السرعه العاليهالعديد من التفاعلات الكيميائية في المحاليل الكهربية.

تسمى التفاعلات التي تحدث بين الأيونات التفاعلات الأيونية، ومعادلات هذه التفاعلات هي المعادلات الأيونية.

يمكن أن تحدث تفاعلات التبادل الأيوني في المحاليل المائية:

1. لا رجعة فيه، إلى النهاية.

2. تفريغأي أنه يتدفق في وقت واحد في اتجاهين متعاكسين. تستمر تفاعلات التبادل بين الإلكتروليتات القوية في المحاليل في الاكتمال أو لا يمكن عكسها عمليًا عندما تتحد الأيونات مع بعضها البعض لتكوين مواد:

أ) غير قابلة للذوبان.

ب) فصل منخفض (الشوارد الضعيفة)؛

ج) غازية.

فيما يلي بعض الأمثلة على المعادلات الأيونية الجزيئية والمختصرة:

رد الفعل لا رجعة فيهلأن أحد منتجاته مادة غير قابلة للذوبان.

رد فعل التعادل لا رجعة فيهلأنه يتم تكوين مادة منخفضة التفكك - الماء.

رد الفعل لا رجعة فيهلأنه يتكون غاز ثاني أكسيد الكربون ومادة منخفضة التفكك وهي الماء.

إذا كانت هناك إلكتروليتات ضعيفة أو مواد ضعيفة الذوبان بين المواد الأولية ومنتجات التفاعل، فإن هذه التفاعلات تكون قابلة للعكس، أي أنها لا تستمر حتى الاكتمال.

في التفاعلات العكسية، ينزاح التوازن نحو تكوين المواد الأقل ذوبانًا أو الأقل تفككًا.

على سبيل المثال:

يتحول التوازن نحو تكوين إلكتروليت أضعف - H 2 O. ومع ذلك، فإن مثل هذا التفاعل لن يكتمل: تبقى الجزيئات غير المنفصلة من حمض الأسيتيك وأيونات الهيدروكسيد في المحلول.

إذا كانت المواد الأولية عبارة عن إلكتروليتات قوية، والتي عند التفاعل لا تشكل مواد أو غازات غير قابلة للذوبان أو متفككة قليلاً، فإن مثل هذه التفاعلات لا تحدث: عندما يتم خلط المحاليل، يتم تشكيل خليط من الأيونات.

المواد المرجعية لإجراء الاختبار:

جدول مندلييف

جدول الذوبان

التفكك الكهربائي- عملية تحلل المنحل بالكهرباء إلى أيونات عندما يذوب أو ينصهر.

تم إنشاء النظرية الكلاسيكية للتفكك الإلكتروليتي بواسطة S. Arrhenius وW. Ostwald في عام 1887. التزم أرهينيوس بالنظرية الفيزيائية للحلول، ولم يأخذ في الاعتبار تفاعل المنحل بالكهرباء مع الماء ويعتقد بوجود أيونات حرة في المحاليل. استخدم الكيميائيون الروس I. A. Kablukov و V. A. Kistyakovsky النظرية الكيميائية لحلول D. I. Mendeleev لشرح التفكك الإلكتروليتي وأثبتوا أنه عندما يذوب الإلكتروليت، يحدث تفاعل كيميائي مع الماء، ونتيجة لذلك يتفكك الإلكتروليت إلى أيونات.

تعتمد النظرية الكلاسيكية للتفكك الإلكتروليتي على افتراض التفكك غير الكامل للمذاب، والذي يتميز بدرجة التفكك α، أي نسبة جزيئات الإلكتروليت المتفككة. يوصف التوازن الديناميكي بين الجزيئات والأيونات غير المنفصلة بقانون عمل الكتلة.

تسمى المواد التي تتحلل إلى أيونات إلكتروليتات. الإلكتروليتات هي مواد ذات أيونية أو قوية الرابطة التساهمية: الأحماض والقواعد والأملاح. أما المواد المتبقية فهي غير إلكتروليتات. وتشمل هذه المواد ذات الروابط التساهمية غير القطبية أو ضعيفة القطبية؛ على سبيل المثال، العديد من المركبات العضوية.

الأحكام الأساسية لـ TED (نظرية التفكك الكهربائي):

تنقسم الجزيئات إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة (بسيطة ومعقدة).

تحت تأثير التيار الكهربائي، تتحرك الكاتيونات (الأيونات الموجبة الشحنة) نحو الكاثود (-)، والأنيونات (الأيونات السالبة الشحنة) تتحرك نحو القطب الموجب (+)

وتعتمد درجة التفكك على طبيعة المادة والمذيب والتركيز ودرجة الحرارة.

وإذا كانت درجة التفكك تعتمد على طبيعة المادة فيمكننا الحكم على وجود تمييز بين مجموعات معينة من المواد.

درجة عالية من التفكك متأصلة في الشوارد القوية (معظم القواعد والأملاح والعديد من الأحماض). يجدر النظر في أن الاضمحلال إلى أيونات - رد فعل عكسي. ومن الجدير بالذكر أيضًا أن هذا الموضوع لن يناقش أمثلة على تفكك الأملاح الثنائية والقاعدية، فقد تم وصف تفككها في موضوع "الأملاح".
أمثلة على الشوارد القوية:
هيدروكسيد الصوديوم، K2SO4، HClO4
معادلات التفكك:
NaOH⇄Na + +OH -

ك 2 سو 4 ⇄2ك + +سو 4 2-

حمض الهيدروكلوريك 4 ⇄H + +ClO 4 -

السمة الكمية لقوة الشوارد هي درجة التفكك (α) - النسبة التركيز الموليالمنحل بالكهرباء المنفصلة إلى إجمالي تركيزه المولي في المحلول.

يتم التعبير عن درجة التفكك بكسور الوحدة أو كنسبة مئوية. نطاق القيم من 0 إلى 100%.

α = 0% يشير إلى غير الشوارد (لا يوجد تفكك)

0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100% يشير إلى إلكتروليتات قوية (تفكك كامل)

ومن الجدير أيضًا أن نتذكر عدد خطوات التفكك، على سبيل المثال:
تفكك محلول H2SO4

ح 2 سو 4 ⇄ ح + + ح سو 4 -

HSO 4 - ⇄H + +SO 4 2-

كل مرحلة من التفكك لها درجة التفكك الخاصة بها.
على سبيل المثال، تفكك الأملاح CuCl 2، HgCl 2:
CuCl 2 ⇄Cu 2+ +2Cl - يحدث التفكك بشكل كامل

ولكن في حالة كلوريد الزئبق، يحدث التفكك بشكل غير كامل وحتى ليس بشكل كامل.

HgCl 2 ⇄HgCl + +Cl -

وبالعودة إلى محلول حمض الكبريتيك، تجدر الإشارة إلى أن درجة تفكك مرحلتي الحمض المخفف أكبر بكثير من درجة تفكك الحمض المركز. أثناء تفكك المحلول المركز، يوجد الكثير من جزيئات المادة وتركيز كبير من الهيدرونيونات HSO 4 -.

بالنسبة للأحماض متعددة القاعدة والقواعد متعددة الأحماض، يحدث التفكك في عدة خطوات (اعتمادًا على القاعدة).

دعونا ندرج الأحماض القوية والضعيفة وننتقل إلى معادلات التبادل الأيوني:
الأحماض القوية (HCl، HBr، HI، HClO 3، HBrO 3، HIO 3، HClO 4، H 2 SO 4، H 2 SeO 4، HNO 3، HMnO 4، H 2 Cr 2 O 7)

الأحماض الضعيفة (HF، H 2 S، H 2 Se، HClO، HBrO، H 2 SeO 3، HNO 2، H 3 PO 4، H 4 SiO 4، HCN، H 2 CO 3، CH 3 COOH)

تحدث التفاعلات الكيميائية في المحاليل وذوبان الشوارد بمشاركة الأيونات. في مثل هذه التفاعلات، لا تتغير حالات أكسدة العناصر، وتسمى التفاعلات نفسها تفاعلات التبادل الأيوني.

ستكتمل تفاعلات التبادل الأيوني (بشكل لا رجعة فيه) في حالة تكوين مواد ضعيفة الذوبان أو غير قابلة للذوبان عمليًا (تترسب)، أو مواد متطايرة (منبعثة كغازات) أو إلكتروليتات ضعيفة (على سبيل المثال، الماء).

تتم كتابة تفاعلات التبادل الأيوني عادة على ثلاث مراحل:
1. المعادلة الجزيئية
2. المعادلة الأيونية كاملة
3. المعادلة الأيونية المخفضة
عند الكتابة تأكد من الإشارة إلى هطول الأمطار والغازات، وكذلك اتباع جدول الذوبان.

لا تستمر التفاعلات حيث تكون جميع الكواشف والمنتجات قابلة للذوبان في الماء.

بعض الأمثلة:
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O

2Na + +CO 3 2- +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +CO 2 +H 2 O

CO 3 2- +2H + →CO 2 +H 2 O

يتم الحصول على المعادلة الأيونية المختصرة عن طريق حذف الأيونات المتطابقة من طرفي المعادلة الأيونية الكاملة.

إذا حدث تفاعل التبادل الأيوني بين أملاحين مع تكوين راسب، فيجب أخذ كاشفين عاليي الذوبان. وهذا يعني أن تفاعل التبادل الأيوني سيستمر إذا كانت ذوبان المواد المتفاعلة أعلى من ذوبان أحد المنتجات.

با(NO 3) 2 +Na 2SO 4 →BaSO 4 ↓+2NaNO 3

في بعض الأحيان، عند كتابة تفاعلات التبادل الأيوني، يتخطون المعادلة الأيونية الكاملة ويكتبون على الفور المعادلة المختصرة.

با 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓

للحصول على راسب من مادة قليلة الذوبان، يجب عليك دائمًا اختيار الكواشف شديدة الذوبان في محاليلها المركزة.
على سبيل المثال:
2KF+FeCl2 →FeF2 ↓+2KCl

الحديد 2+ +2F - →FeF 2 ↓

هذه القواعد لاختيار الكواشف لترسيب المنتجات صالحة فقط للأملاح.

أمثلة على ردود الفعل التي تنطوي على هطول الأمطار:
1.Ba(OH) 2 +H2SO 4 →BaSO4 ↓+2H2O

با 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓

2. AgNO 3 + KI → AgI↓+KNO 3

Ag + +I - →AgI↓

3.H 2 S+Pb(NO 3) 2 →PbS↓+2HNO 3

ح 2 S+Pb 2+ →PbS↓+2H +

4. 2KOH+FeSO 4 →Fe(OH) 2 ↓+K 2 SO 4

الحديد 2+ +2OH - →Fe(OH) 2 ↓

أمثلة على التفاعلات التي تطلق الغازات:
1.CaCO 3 +2HNO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H2O

CaCO 3 +2H + →Ca 2+ +CO 2 +H 2 O

2. 2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 →2NH 3 +CaCl 2 +2H 2 O

NH4 + +OH - →NH3 +H2O

3. ZnS+2HCl→H2 S+ZnCl 2

ZnS+2H + →H2 S+Zn 2+

أمثلة على التفاعلات مع تكوين إلكتروليتات ضعيفة:
1.Mg(CH3COO) 2 +H2SO4 →MgSO4 +2CH3COOH

CH 3 COO - +H + →CH 3 COOH

2. مرحبا + هيدروكسيد الصوديوم → نا + H 2 O

ح + + أوه - → ح 2 أو

دعونا نفكر في تطبيق المادة المدروسة على مهام محددة تواجهها الامتحانات:
№1 ومن المواد: NaCl, Na2S, Na2SO4 - يتفاعل مع محلول Cu(NO3)2

1) فقط Na2S

2) NaCl وNa2S

3) نا 2 سي و نا 2 سو 4

4) كلوريد الصوديوم والصوديوم 2 SO 4

كلمة "أدخل" تعني "يحدث تفاعل"، وكما ذكرنا أعلاه، يحدث التفاعل إذا تكونت مادة غير قابلة للذوبان أو قليلة الذوبان، أو انبعاث غاز، أو تكوين إلكتروليت ضعيف (ماء).

دعونا نلقي نظرة على الخيارات واحدا تلو الآخر.
1) Cu(NO 3) 2 +Na 2 S→CuS↓+2NaNO 3 تكونت راسب.
2)NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

فقط التفاعل مع Na 2 S يحدث مع تكوين راسب

3) مع Na 2 S، سيحدث أيضًا تكوين راسب كما في المثالين الأولين.
نا 2 SO 4 + Cu(NO 3) 2 ↛CuSO 4 +2NaNO 3

جميع المنتجات عبارة عن إلكتروليتات عالية الذوبان، وليست غازات، وبالتالي لا يحدث تفاعل.

4) مع Na 2 SO 4 لا يستمر التفاعل كما في الإجابة السابقة
NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3

جميع المنتجات عبارة عن إلكتروليتات عالية الذوبان، وليست غازات، وبالتالي لا يحدث تفاعل.

ولذلك فهو مناسب 1 الإجابة المحتملة.

№2 . يتم إطلاق الغاز عند التفاعل

1) MgCl 2 و Ba(NO3) 2

2) Na 2 CO 3 وCaCl 2

3) NH 4 Cl و NaOH

4) CuSO 4 وKOH

تشير كلمة "غاز" في مثل هذه المهام تحديدًا إلى الغازات والمركبات شديدة التطاير.

في التعيينات، عادة ما تكون هذه المركبات NH 3 H 2 O، H 2 CO 3 (في ظل ظروف التفاعل العادية تتحلل إلى CO 2 و H 2 O، ومن المعتاد عدم كتابة الصيغة الكاملة لحمض الكربونيك، ولكن كتابتها على الفور في الغاز والماء) ، H2S.

من المواد المذكورة أعلاه لا يمكننا الحصول على H2S لعدم وجود أيون الكبريتيد في جميع المواد. كما أننا لا نستطيع الحصول على ثاني أكسيد الكربون، لأنه للحصول عليه من الملح نحتاج إلى إضافة حمض، ويقترن ملح آخر بكربونات الصوديوم.
يمكننا الحصول على الغاز في خيار الإجابة رقم 3.
NH4 Cl+NaOH→NH3 +NaCl+H2O

تم إطلاق غاز ذو رائحة نفاذة.

ولذلك فهو مناسب 3 الإجابة المحتملة.

№3 .يتفاعل مع حمض الهيدروكلوريك

1) نترات الفضة

2) نترات الباريوم

3) الفضة

4) أكسيد السيليكون

من بين الكواشف هناك نوعان من الشوارد، لكي يحدث التفاعل، يجب تشكيل راسب.
لن يتفاعل حمض الهيدروكلوريك مع أكسيد السيليكون، ولن تحل الفضة محل الهيدروجين من حمض الهيدروكلوريك.
Ba(NO 3) 2 +2HCl→BaCl 2 +2HNO 3 لن يحدث التفاعل، لأن جميع المنتجات عبارة عن إلكتروليتات قابلة للذوبان
AgNO 3 + حمض الهيدروكلوريك → AgCl ↓ + NaNO 3

سيتشكل راسب أبيض جبني من نترات الفضة.
ولذلك فهو مناسب 1 الإجابة المحتملة.

المثال التالي للمهمة، على عكس الثلاثة الأولى، مأخوذ من امتحان الدولة الموحدة KIM 2017.
الثلاثة الأولى مأخوذة من KIM OGE 2017

أنشئ تطابقًا بين صيغ المواد والكاشف الذي يمكنك من خلاله التمييز بين محاليلها المائية: لكل موضع يُشار إليه بحرف، حدد الموضع المقابل المُشار إليه برقم.
صيغ المواد الكاشفة
أ) HNO 3 وH 2 O 1) CaCO 3
ب) بوكل وهيدروكسيد الصوديوم 2) كوه

ب) NaCl وBaCl 2 3) حمض الهيدروكلوريك

د) AlCl 3 وMgCl 2 4) KNO 3

لإكمال هذه المهمة، يجب عليك أولاً أن تفهم أنه تحت كل حرف يُشار إلى مادتين موجودتين في نفس المحلول وتحتاج إلى تحديد مادة بحيث تدخل إحداهما على الأقل في تفاعل نوعي مع المادة الكاشفة التي تُعطى تحت الرقم.

أضف كربونات الكالسيوم إلى محلول حمض النيتريك، وسيصبح ثاني أكسيد الكربون علامة على التفاعل:
2HNO 3 +CaCO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O
ومن المنطقي أيضًا أن كربونات الكالسيوم لا تذوب في الماء، مما يعني أنها لن تذوب في جميع المحاليل الأخرى أيضًا، ولذلك يمكن إضافة ذوبان كربونات الكالسيوم إلى علامات التفاعل، بالإضافة إلى انطلاق الغاز.

ويمكن تمييز المحلول تحت حرف B باستخدام حمض الهيدروكلوريك تحت رقم 3، ولكن فقط إذا تم السماح باستخدام مؤشر (الفينول فثالين)، والذي قد يتغير لونه بعد التفاعل، لأنه سيتم تحييد القلويات .

لذلك، لا يمكننا تمييز أيون OH في المحلول إلا باستخدام المحلول 5 (CuSO 4)
2NaOH+CuSO 4 →Cu(OH) 2 ↓+Na 2 SO 4

بلورات زرقاء تتشكل في محلولين.

يمكننا أيضًا تمييز المحلول تحت الحرف B باستخدام الكاشف رقم 5، لأن أيونات الكبريتات، التي تتحد مع الباريوم، سوف تترسب على الفور إلى راسب بلوري أبيض، وهو غير قابل للذوبان حتى في أقوى الأحماض.
BaCl 2 + CuSO 4 → CuCl 2 + BaSO 4 ↓

من السهل تمييز المحلول الموجود تحت الحرف G بمساعدة أي قلوي، حيث أن قواعد المغنيسيوم والألومنيوم سوف تترسب على الفور أثناء التفاعل. يتم تمثيل القلويات بالرقم 2

AlCl 3 +3KOH → Al(OH) 3 ↓+3KCl

MgCl 2 +2KOH → Mg(OH) 2 ↓+2KCl

المحرر: غالينا نيكولاييفنا خارلاموفا