35. Stupanj i konstanta disocijacije slabog elektrolita. Ostwaldov zakon razrjeđenja. Postepena disocijacija elektrolita. Utjecaj običnih iona na disocijaciju slabih elektrolita.
Stupanj disocijacije (alfa) elektrolita je udio njegovih molekula koji su podvrgnuti disocijaciji.
Konstanta disocijacije- vrsta konstante ravnoteže koja pokazuje tendenciju velikog objekta da reverzibilno disocira (razdvoji) u male objekte, kao što je kada se kompleks razloži na svoje sastavne molekule ili kada se sol odvoji na ione u vodenoj otopini.
Oswaldov zakon razrjeđivanja:K= Cm/(1-α)
Polibazične kiseline, kao i baze dva ili više valentnih metala razdvojiti se stepenasto. U otopinama ovih tvari uspostavljaju se složene ravnoteže u kojima sudjeluju ioni različitog naboja.
Prva ravnoteža - prva faza disocijacije– karakteriziran konstantom disocijacije, označ DO 1 , a drugi - druga faza disocijacije – konstanta disocijacije DO 2 . Količine K, K 1 I DO 2 međusobno su povezani relacijom: K=K 1 DO 2
Tijekom postupne disocijacije tvari, razgradnja u sljedećem koraku uvijek se odvija u manjoj mjeri nego u prethodnom. Vrijedi sljedeća nejednakost: DO 1 >K 2 >K 3 …
To se objašnjava činjenicom da je energija koja se mora utrošiti za uklanjanje iona minimalna kada se on odvoji od neutralne molekule i postaje veća tijekom disocijacije u svakom sljedećem koraku.
Učinak običnog iona na disocijaciju slabog elektrolita: Dodavanje uobičajenog iona smanjuje disocijaciju slabog elektrolita.
36. Samoionizacija vode. Ionski produkt vode. Indikatori vodika (pH) i hidroksila (pOH), njihov odnos u vodi i vodenim otopinama elektrolita. Pojam indikatora i puferskih otopina elektrolita. Pojam indikatora i puferskih otopina.
Za tekuću vodu karakteristika samoionizacija . Njegove molekule međusobno utječu jedna na drugu. Toplinsko kretanje čestica uzrokuje slabljenje i heterolitički pucanje O - H veza u pojedinim molekulama vode.
Ionski produkt vode– umnožak koncentracija [H + ] i – je konstantna vrijednost pri konstantnoj temperaturi i jednaka je 10 -14 pri 22°C.
Ionski produkt vode raste s porastom temperature.
pH vrijednost– negativni logaritam koncentracije vodikovih iona: pH = – log. Slično: pOH = – log. Uzimanje logaritma ionskog produkta vode daje: pH + pH = 14. pH vrijednost karakterizira reakciju medija. Ako je pH = 7, tada je [H + ] = neutralni medij.
Ako je pH< 7, то [Н + ] >– kisela sredina. Ako je pH > 7, tada [H + ]< – щелочная среда.
Puferske otopine– otopine s određenom koncentracijom vodikovih iona. pH ovih otopina se ne mijenja kada se razrijede i malo se mijenja kada se dodaju male količine kiselina i lužina.
pH vrijednost otopine određuje se univerzalnim indikatorom.
Univerzalni indikator je mješavina nekoliko indikatora koji mijenjaju boju u širokom rasponu pH vrijednosti.
37. Topljivost teško topljivih čvrstih elektrolita u vodi. Produkt topljivosti (pr). Utjecaj uobičajenih iona na topljivost. Amfoterni hidroksidi i oksidi.
Topljivost teško topljive tvaris može se izraziti u molovima po litri. Ovisno o veličini s tvari se mogu podijeliti na slabo topljive – s< 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л ≤ s≤ 10 -2 mol/l i vrlo topljiv s >10 -2 mol/l.
Topljivost spojeva povezana je s njihovim produktom topljivosti.
Proizvod topljivosti (ITD, K sp) je umnožak koncentracije iona slabo topljivog elektrolita u njegovoj zasićenoj otopini pri konstantnoj temperaturi i tlaku. Umnožak topljivosti je konstantna vrijednost.
Kada se uvede u sat. otopina teško topljivog elektrolita sa zajedničkim ionom, smanjuje se topljivost.
Amfoterni hidroksidi- kemijske tvari koje se u kiseloj sredini ponašaju kao baze, a u alkalnoj kao kiseline.
Amfoterni hidroksidi praktički netopljivi u vodi, najprikladniji način dobivanja je taloženje iz vodene otopine pomoću slabe baze - amonijak hidrata: Al(NO 3) 3 + 3(NH 3 H 2 O) = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 NO 3 (20 °C) Al(NO 3) 3 + 3(NH 3 H 2 O) = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 + H 2 O (80 °C)
Amfoterni oksidi- oksidi koji tvore soli koji pokazuju, ovisno o uvjetima, bazična ili kisela svojstva (tj.
pokazujući amfoterna svojstva). Tvore ga prijelazni metali. Metali u amfoternim oksidima obično pokazuju valenciju II, III, IV.
| " |
Elektrolitička disocijacija- ovo je proces razgradnje tvari (koja je elektrolit) obično u vodi na ione koji se mogu slobodno kretati.
Kiseline u vodenim otopinama sposobne su disocirati u pozitivno nabijene ione vodika (H+) i negativno nabijene kisele ostatke (na primjer, Cl -, SO 4 2-, NO 3 -). Prvi se nazivaju kationi, drugi - anioni. Kiseli okus otopina svih kiselina duguje vodikovim ionima.
Molekule vode su polarne. One svojim negativno nabijenim polovima privlače atome vodika kiseline, dok druge molekule vode svojim pozitivno nabijenim polovima privlače kisele ostatke. Ako u molekuli kiseline veza između vodika i kiselinskog ostatka nije dovoljno jaka, tada se ona prekida, a elektron vodikovog atoma ostaje s kiselinskim ostatkom.
U otopinama jakih kiselina gotovo sve molekule disociraju na ione. U slabim kiselinama disocijacija se javlja slabije, a uz nju dolazi i do obrnutog procesa - asocijacije - kada ioni kiselog ostatka i vodik stvore vezu, te se opet dobije električki neutralna molekula kiseline. Stoga se u jednadžbama disocijacije za jake kiseline često koristi znak jednakosti ili jednosmjerna strelica, a za slabe višesmjerne strelice, čime se naglašava da proces ide u oba smjera.
U jake elektrolite spadaju klorovodična (HCl), sumporna (H 2 SO 4), dušična (HNO 3) kiseline itd. U slabe elektrolite spadaju fosforna (H 3 PO 4), dušikasta (HNO 2), silicijska (H 2 SiO 3) i itd.
Molekula monobazične kiseline (HCl, HNO 3, HNO 2 itd.) može disocirati na samo jedan vodikov ion i jedan ion kiselinskog ostatka. Dakle, njihova se disocijacija uvijek događa u jednom koraku.
Molekule polibazičnih kiselina (H 2 SO 4, H 3 PO 4 itd.) mogu disocirati u nekoliko faza. Najprije se od njih odvoji jedan vodikov ion, ostavljajući hidro-anion (na primjer, HSO 4 - hidro-sulfatni ion). Ovo je prva faza disocijacije. Zatim se drugi vodikov ion može odvojiti, ostavljajući samo kiseli ostatak (SO 4 2-). Ovo je druga faza disocijacije.
Dakle, broj stupnjeva elektrolitičke disocijacije ovisi o bazičnosti kiseline (broju atoma vodika u njoj).
Najlakši način za nastavak disocijacije je kroz prvi korak. Sa svakim sljedećim korakom, disocijacija se smanjuje. Razlog tome je što je lakše ukloniti pozitivno nabijen vodikov ion iz neutralne molekule nego iz negativno nabijene. Nakon prvog koraka, preostale vodikove ione jače privlači kiseli ostatak, budući da on ima veći negativni naboj.
Po analogiji s kiselinama, baze također disociraju na ione. U tom slučaju nastaju metalni kationi i hidroksidni anioni (OH -). Ovisno o broju hidroksidnih skupina u baznim molekulama, disocijacija se također može dogoditi u nekoliko koraka.
Polibazične kiseline i polikisele baze disociraju postupno. Svaki korak disocijacije ima svoju konstantu disocijacije. Na primjer, za disocijaciju fosforne kiseline:
Smanjenje konstante od prvog stupnja do trećeg je zbog činjenice da postaje sve teže ukloniti proton kako se povećava negativni naboj nastale čestice.
Ukupna konstanta disocijacije jednaka je umnošku konstanti koje odgovaraju pojedinim stupnjevima disocijacije. Na primjer, u slučaju fosforne kiseline za proces:
Za procjenu stupnja disocijacije slabih elektrolita dovoljno je uzeti u obzir samo prvi stupanj disocijacije – ono, prije svega, određuje koncentraciju iona u otopini.
Kisele i bazične soli također disociraju u koracima, na primjer:
Lako je uočiti da je disocijacija hidroaniona ili hidroksokacije identična drugom ili trećem stupnju disocijacije odgovarajuće kiseline ili baze i stoga se pokorava istim zakonima koji su formulirani za postupnu disocijaciju kiselina i baza. Konkretno, ako bazična sol odgovara slaboj bazi, a kisela sol – slabe kiseline, tada dolazi do disocijacije hidroaniona ili hidroksokacije (tj. drugog ili trećeg stupnja disocijacije soli) u neznatnoj mjeri.
Svaka kiselina koja sadržava kisik i svaka baza (što znači kiseline i baze u tradicionalnom smislu) sadrži hidrokso skupine. Razlika između kiseline i baze je u tome što u prvom slučaju dolazi do disocijacije na EO-H vezi, a u drugom – putem E-ON veze.
Amfoterni hidroksidi disociraju i kao baze i kao kiseline (obje su vrlo slabe). Dakle, ionizacija cinkovog hidroksida može se prikazati sljedećom shemom (bez uzimanja u obzir hidratacije nastalih iona):
Dodatak kiseline pomiče te ravnoteže ulijevo, a dodatak lužine – nadesno. Stoga u kiseloj sredini prevladava disocijacija prema vrsti baze, a u alkalnoj sredini – prema vrsti kiseline. U oba slučaja vezanje iona nastalih disocijacijom slabo topljivog amfoternog elektrolita na molekule vode uzrokuje prijelaz novih dijelova takvih iona u otopinu, njihovo vezanje, prijelaz novih iona u otopinu itd. Posljedično, otapanje takvog elektrolita događa se i u otopini kiseline i u otopini lužine.
(1887) kako bi objasnio svojstva vodenih otopina elektrolita. Kasnije su ga razvili mnogi znanstvenici na temelju doktrine strukture atoma i kemijskih veza. Suvremeni sadržaj ove teorije može se svesti na sljedeće tri odredbe:
Shema za otapanje kristala kuhinjske soli. Ioni natrija i klora u otopini.
1. Elektroliti, kada se otope u vodi, disociraju (raspadaju se) na ione – pozitivno i negativno nabijene. ("Ion" na grčkom znači "lutanje". U otopini se ioni kreću nasumično u različitim smjerovima.)
2. Pod utjecajem električne struje ioni poprimaju usmjereno kretanje: pozitivno nabijeni kreću se prema katodi, negativno nabijeni prema anodi. Stoga se prvi nazivaju kationi, drugi - anioni. Usmjereno kretanje iona nastaje kao rezultat privlačenja njihovih suprotno nabijenih elektroda.
3. Disocijacija je reverzibilan proces. To znači da dolazi do stanja ravnoteže u kojem se onoliko molekula raspada na ione (disocijacija), toliko ih se ponovno formira iz iona (asocijacija). Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti koristi znak reverzibilnosti.
Na primjer:
KA ↔ K + + A − ,
gdje je KA molekula elektrolita, K + je kation, A − je anion.
Doktrina kemijske veze pomaže odgovoriti na pitanje zašto elektroliti disociraju na ione. Tvari s ionskim vezama najlakše disociraju, jer se već sastoje od iona (vidi Kemijsko vezivanje). Kada se otope, vodeni dipoli su orijentirani oko pozitivnih i negativnih iona. Između iona i dipola vode nastaju međusobne privlačne sile. Zbog toga veza između iona slabi, a ioni prelaze iz kristala u otopinu. Slično disociraju i elektroliti čije su molekule oblikovane prema vrsti kovalentne polarne veze. Disocijacija polarnih molekula može biti potpuna ili djelomična – sve ovisi o stupnju polariteta veza. U oba slučaja (tijekom disocijacije spojeva s ionskom i polarnom vezom) nastaju hidratizirani ioni, odnosno ioni kemijski vezani na molekule vode.
Utemeljitelj ovog pogleda na elektrolitičku disocijaciju bio je počasni akademik I. A. Kablukov. Za razliku od Arrheniusove teorije, koja nije uzimala u obzir međudjelovanje otopljene tvari s otapalom, I. A. Kablukov je za objašnjenje elektrolitičke disocijacije primijenio kemijsku teoriju otopina D. I. Mendeljejeva. Pokazao je da tijekom otapanja dolazi do kemijske interakcije otopljene tvari s vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim oni disociraju na ione. I. A. Kablukov je vjerovao da vodena otopina sadrži samo hidratizirane ione. Trenutno je ova ideja općeprihvaćena. Dakle, hidratacija iona je glavni uzrok disocijacije. U drugim, nevodenim otopinama elektrolita, kemijska veza između čestica (molekula, iona) otopljene tvari i čestica otapala naziva se solvatacija.
Hidratizirani ioni imaju konstantan i promjenljiv broj molekula vode. Hidrat stalnog sastava stvara ione vodika H + koji drže jednu molekulu vode - to je hidratizirani proton H + (H 2 O). U znanstvenoj literaturi obično se predstavlja formulom H 3 O + (ili OH 3 +) i naziva se hidronijevim ionom.
Budući da je elektrolitička disocijacija reverzibilan proces, u otopinama elektrolita, uz njihove ione, postoje i molekule. Stoga se otopine elektrolita karakteriziraju stupnjem disocijacije (označava se grčkim slovom a). Stupanj disocijacije je omjer broja molekula razgrađenih na ione, n, prema ukupnom broju otopljenih molekula N:
Stupanj disocijacije elektrolita određuje se eksperimentalno i izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima. Ako je α = 0, tada nema disocijacije, a ako je α = 1, odnosno 100%, tada se elektrolit potpuno raspada na ione. Različiti elektroliti imaju različite stupnjeve disocijacije. Razrjeđivanjem otopine raste, a dodatkom istoimenih iona (istih kao i ioni elektrolita) opada.
Međutim, za karakterizaciju sposobnosti elektrolita da disocira na ione, stupanj disocijacije nije baš prikladna vrijednost, budući da... ovisi o koncentraciji elektrolita. Općenitija karakteristika je konstanta disocijacije K. Ona se može lako izvesti primjenom zakona djelovanja mase na ravnotežu disocijacije elektrolita (1):
K = () / ,
gdje je KA ravnotežna koncentracija elektrolita, a ravnotežne koncentracije njegovih iona (vidi Kemijska ravnoteža). K ne ovisi o koncentraciji. Ovisi o prirodi elektrolita, otapala i temperature. Za slabe elektrolite, što je veći K (konstanta disocijacije), to je elektrolit jači, to je više iona u otopini.
Jaki elektroliti nemaju konstante disocijacije. Formalno se mogu izračunati, ali neće biti konstantni kako se koncentracija mijenja.
Teorija elektrolitičke disocijacije predložio švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine.
Elektrolitička disocijacija- ovo je razgradnja molekula elektrolita s stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (aniona) iona u otopini.
Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti različito disociraju. Stupanj ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi otapala, vanjskim uvjetima (temperatura, tlak).
Stupanj disocijacije α - omjer broja molekula razgrađenih na ione prema ukupnom broju molekula:
α=v´(x)/v(x).
Stupanj može varirati od 0 do 1 (od nepostojanja disocijacije do potpunog završetka). Označeno kao postotak. Utvrđeno eksperimentalno. Kad elektrolit disocira, povećava se broj čestica u otopini. Stupanj disocijacije pokazuje snagu elektrolita.
razlikovati snažna I slabi elektroliti.
Jaki elektroliti- to su oni elektroliti čiji stupanj disocijacije prelazi 30%.
Elektroliti srednje jakosti- to su oni čiji se stupanj disocijacije kreće od 3% do 30%.
Slabi elektroliti- stupanj disocijacije u vodenoj 0,1 M otopini je manji od 3%.
Primjeri slabih i jakih elektrolita.
Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama potpuno se raspadaju na ione, t.j. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.
Na primjer, neka neka veza α = 0,7. Oni. prema Arrheniusovoj teoriji 30% nedisociranih molekula “pluta” u otopini. A 70% formira slobodnih iona. A elektrostatska teorija daje još jednu definiciju ovog koncepta: ako je α = 0,7, tada su sve molekule disocirane na ione, ali je iona samo 70% slobodno, a preostalih 30% vezano je elektrostatskim interakcijama.
Prividni stupanj disocijacije.
Stupanj disocijacije ne ovisi samo o prirodi otapala i otopljene tvari, već i o koncentraciji otopine i temperaturi.
Jednadžba disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:
AK ⇄ A- + K + .
A stupanj disocijacije može se izraziti na sljedeći način:
Povećanjem koncentracije otopine smanjuje se stupanj disocijacije elektrolita. Oni. vrijednost stupnja za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.
Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:
Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobivamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):
K ovisi o prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopina. Iz jednadžbe je jasno da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.
Polibazične kiseline disociraju postupno, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.
Ako polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše uklanja, ali kako naboj aniona raste, privlačnost se povećava, pa je proton mnogo teže ukloniti. Na primjer,
Konstante disocijacije ortofosforne kiseline u svakom koraku trebale bi jako varirati:
I - faza:
II - faza:
III - faza:
Na prvom stupnju ortofosforna kiselina je kiselina srednje jakosti, a na 2. stupnju je slaba, na 3. stupnju je vrlo slaba.
Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.
Pogledajmo primjer:
Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.
Ali konstanta ima nisku vrijednost:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta vrlo malo srebrnog klorida otopilo.
Koncentracije metalnog bakra i srebra uključene su u konstantu ravnoteže.
Ionski produkt vode.
Tablica ispod sadrži sljedeće podatke:
Ova konstanta se zove ionski produkt vode, što ovisi samo o temperaturi. Prema disocijaciji, na 1 H+ ion dolazi jedan hidroksidni ion. U čistoj vodi koncentracija ovih iona je ista: [ H + ] = [OH - ].
Odavde, [ H + ] = [OH-] = = 10-7 mol/l.
Ako u vodu dodate stranu tvar, na primjer, klorovodičnu kiselinu, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski produkt vode ne ovisi o koncentraciji.
A ako dodate lužinu, koncentracija iona će se povećati, a količina vodika će se smanjiti.
Koncentracija i međusobno su povezani: što je jedna vrijednost veća, druga je manja.
Kiselost otopine (pH).
Kiselost otopina obično se izražava koncentracijom iona H+. U kiselim sredinama pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, u alkal - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se kroz negativni logaritam koncentracije vodikovih iona, nazivajući ga pH.
pH = -lg[ H + ].
Odnos između konstante i stupnja disocijacije.
Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:
Nađimo konstantu:
Molarna koncentracija C=1/V, zamijenimo ga u jednadžbu i dobijemo:
Ove jednadžbe su Zakon o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne ovisi o razrijeđenosti otopine.
