загрузка...
загрузка...
На головну

Іонні реакції.

  1. A. Додаток 1 - Авіаційні перевезення.
  2. DBASe-подібні реляційні мови
  3. I Основні інформаційні процеси і їх реалізація за допомогою комп'ютерів
  4. I. Дезінтоксикаційні кошти трансфузійної терапії
  5. III. Інноваційні технології, використовувані в навчальному процесі
  6. IV.1. Одноразові ітераційні цикли
  7. XI. Проаналізуйте психокорекційні можливості наступного психотехнического завдання '.

Електроліти дисоціюють на іони. Іон - це комплексна оцінка частки, що несе позитивний або негативний, заряд обумовлений числом електронів. Іон - НЕ атом. Тут ми знову стикаємося з проявом закону переходу кількості в якість. Так, у атома Na звертається 11 електронів навколо ядра, а у іона Na+- Всього на один електрон менше. Властивості ж їх різко відрізняються. Згадайте, як метал Na реагує з водою; бурхливо, з виділенням водню, а в розчині утворюється луг. І порівняйте, як спокійно «плавають» у воді іони натрію при розчиненні всім відомої кухонної солі, хлориду натрію. Порівняйте, властивості металевої міді (червоний ковкий метал) і іонів міді в блакитних розчинах її солей. Властивості електролітів обумовлені властивостями іонів.

Відомо, що кислоти мають ряд загальних властивостей: кислий смак, ідентичне дію на індикатори, можуть взаємодіяти з деякими металами з виділенням водню або взаємодіяти з підставами з утворенням солей (реакція нейтралізації). Чим обумовлені ці загальні властивості? Звернемося ще раз до таблиці 10. При дисоціації всіх кислот в розчині завжди утворюються іони водню. Іони кислотних залишків - різні. Отже, відповідальними за загальні властивості кислот є іони водню. І дійсно, варто тільки їх усунути, наприклад, при реакції нейтралізації, як ці властивості зникають. Тому з позицій електролітичноїдисоціації кислотами називаються електроліти, диссоциирующие в розчині з утворенням іонів водню.

Практично в розчині іон водню не є «голим» протоном, він гидратирован і існує у вигляді іона гідроксонію H3O+, Які зазвичай не записують в рівняння дисоціації. Як видно з таблиці, багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому найбільш сильно по першій ступені. Зі здатністю многоосновних кислот ступеньчатой ??диссоциировать пов'язано освіту кислих солей.

Згадаймо загальні властивості розчинів підстав (гидрооксидов, наприклад, KOH, Ca (OH): «мильность» на смак і на дотик, ідентичне дію на індикатори, взаємодія з кислотами (реакція нейтралізації). Загальним у них є наявність іона гідроксилу ОН-., А катіони - різні. Отже, носієм загальних властивостей гидрооксидов є іони гідроксилу. Тому з позицій електролітичноїдисоціації підставами (Гідрооксидами) називаються електроліти, диссоциирующие в розчинах з відщепленням іонів гідроксилу. Як видно, відщеплення гідроксильних іонів у гидрооксидов багатовалентних металів йде поступово, і кожного ступеня також відповідає своя Додис, Що є показником сили підстави. Ступінчаста дисоціація обумовлює утворення основних солей. Однак існує чимало складних речовин, які мають одночасно властивостями підстави і кислоти.

Так, наприклад, гідроксиду цинку, хрому, алюмінію та ін. Реагують не тільки з кислотами, але і з підставами. І в тому і в іншому випадку утворюється сіль і вода:

Zn (OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + H2O

Zn (OH)2 + NaOH = Na2ZnO2 + H2O

       
   
 


Zn2++ 2OH- 2H + ZnO

Таким чином, гідроксид цинку володіє подвійністю (тобто амфотерного): в I реакції він є підставою, у П - кислотою. Пояснити цей факт міцністю зв'язку. У амфотерного електроліті міцність зв'язку між металом і киснем, з одного боку, і між киснем і воднем, з іншого боку, відрізняються незначно. Тому, вони можуть диссоциировать двояко, за двома місцями:

R+ + OH- - R|O|H - RO- + H+

Отже, з позицій електролітичноїдисоціації, амфотерниминазиваються електроліти, здатні диссоциировать у водному розчині з відщепленням як іона водню, так і іона гідроксилу. У розчинах амфотерних електролітів встановлюються ще більш складні рівноваги, оскільки в ньому беруть участь продукти дисоціації як за типом кислоти, так і за типом підстави.

Слід зауважити, що ті визначення, які ми дали підстав і кислот з позицій електролітичноїдисоціації є загальними. Реакції між кислотами і підставами можуть йти і в безводному стані. (Наприклад, хлористий водень реагує і з безводної лугом). Є речовини, які мають властивості підстав, але не мають в своєму складі гідроксильних груп (наприклад, аміак peaгірует з хлористим воднем, утворюючи солі амоній (NH3 + HCl = NH4Cl).

Отже, теорія електролітичноїдисоціації не може бути застосовна до всіх реакцій за участю кислот і підстав. Вона не в змозі пояснити суті реакцій, що протікають в умовах, що виключають дисоціацію, наприклад, в безводних середовищах. У зв'язку з цим виникла необхідність в більш загальному підході до визначення понять кислоти і підстави. Найбільше визнання з сучасних теорій кислот і підстав знаходить протонна теорія, Що з'явилася ще в 20-і роки 20 ст. Згідно протонної теорії кислота є донором протона, Тобто молекули або іона, здатні віддати протон, (іон водню). А підстава - акцептор протона, тобто молекула або іон здатні приєднати протон.

Співвідношення між підставою і кислотою виражаються такою схемою: основа + протон-кіслота. Пов'язані такою схемою підставу і кислота називаються сполученими

NH3 + H2O -  OH-

З цієї схеми випливає, що іон  -підстави, поєднане кислоті H2O (1).

Згідно протонної теорії, одне і те ж речовина може бути кислотою або підставою, в залежності від того, з якою речовиною воно реагує. Наприклад, порівняємо:

СН3СООН + Н2Про -  . (2)

У I реакції вода виступає в ролі кислоти і віддає протон. У II - в ролі підстави, приймає протон. Визначальним фактором тут є міцність зв'язку. З суміші речовин підставою буде те, яке міцніше утримує водень. У I реакції сильніше утримує його молекула NH4OH, у другій - молекула води.

Протонна теорія є більш загальною, вона може бути застосовна до водних і безводних реакцій, кислот і підстав.

При дисоціації солей не утворюються такі іони, які були б спільними для всіх солей. Тому і властивості їх різноманітніше (Однак є загальні реакції для груп солей характерні для загальних складових частин цих солей - іонів). Середні і кислі солі при дисоціації отщепляют катіон металу і аніон кислотного залишку.

NaHCO3 - Na+ +

 - H+ +

У свою чергу, складний аніон може далі диссоциировать, тобто в розчині кислої солі існують ще й продукти дисоціації аніонів. При дисоціації основних солей отщепляются аніони кислоти і складні катіони - продукти неповного дисоціації підстав:

У свою чергу складний катіон може диссоциировать далі.

MgOHCl - MgOH+ + Cl-

MgOH+ - Mg2+ + OH-

Властивості електролітів у водних растворахі реакції, що йдуть в розчинах електролітів, це реакції в основному між іонами. Запис цих реакцій здійснюється за допомогою іонних рівнянь.

Оскільки електроліти в розчинах утворюють іони, то для відображення суті реакцій часто використовують так звані іонні рівняння, Підкреслюючи той факт, що в розчинах відбуваються реакції не між молекулами, а між іонами.

Відповідно до теорії дисоціації при реакціях в розчинах електролітів можливі два варіанти:

1. Утворені речовини - сильні електроліти, добре розчинні у воді і польностью диссоциирующие на іони.

2. Одне (або декілька) з утворюються речовин - газ, осад чи слабкий електроліт (добре розчинний у воді).

Наприклад, розглянемо дві реакції:

Na2CO3 + 2HCl > 2NaCl + CO2^ + H2O

K2CO3 + H2SO4 > K2SO4 + CO2^ + H2O

Молекула води записується тут в недиссоциированной формі по тому, що є дуже слабким електролітом. Полярні молекули СО2 погано розчиняються у воді і видаляються зі сфери реакції. Однакові іони в обох частинах рівнянь скорочують і обидва рівняння перетворять в одне скорочене іонне рівняння взаємодії карбонатів з кислотами:

Очевидно, що при взаємодії карбонатів з будь-якою кислотою реакція буде описуватися таким же рівнянням. отже, іонне рівняння, на відміну від молекулярного, відноситься не до однієї якоїсь реакції між конкретними речовинами, а до цілу групу аналогічних реакцій. У цьому його юольшач практична цінність - саме тому широко використовуються якісні реакції на різні іони.

Так, наприклад, використовуючи іони срібла Ag+, Можна виявити в розчині іони галогенів, і навпаки.

Вищевикладене дозволяє сформулювати правило , Яким керуються при вивченні процесів, що протікають в розчинах електролітів.

Реакції між іонами в розчинах електролітів йдуть практично до кінця в бік утворення опадів, газів і слабких електролітів.

Твір розчинності.Розчинність твердих електролітів у воді дуже різна і в багатьох випадках концентрація насиченого розчину електроліту, тобто розчину, що знаходиться в рівновазі з твердим електролітом, невелика. При розчиненні твердого електроліту в розчин переходять не молекули, а іони; отже, і рівновагу в насиченому розчині встановлюється між твердим електролітом і перейшли в розчин іонами. Наприклад, між насиченим розчином і твердим хлоридом срібла встановлюється рівновага:

AgCl - Ag+ + Cl?

Константа цієї рівноваги виражається рівністю:

Концентрація твердого хлориду срібла є постійною величиною. Тому при певній температурі і твір концентрацій іонів срібла і хлорид-іонів буде величиною постійною. В рівній мірі це відноситься і до іонів інших електролітів. Цей твір концентрацій іонів в насиченому розчині електроліту називається твором розчинності і позначається ПР. Таким чином, твір розчинності будь-якого малорастворимого електроліту при даної температурі є постійною величиною. Значення твору розчинності деяких електролітів у воді приведені в таблиці 12.

Очевидно, що відповідно до принципу Ле Шательє зміна концентрації одного з іонів в насиченому розчині електроліту має автоматично викликати зміна концентрації іншого. Так, наприклад, збільшення в насиченому розчині хлориду срібла концентрації хлорид-іона (припустимо, додаванням концентрованого розчину хлориду натрію) викликає відповідне зменшення концентрації іонів срібла, а збільшення концентрації іонів срібла (додаванням розчину нітрату срібла) - відповідне зменшення концентрації хлорид-іонів. Таким чином, правилом твори розчинності дозволяє регулювати вміст іонів в розчині. Знаючи твір розчинності, можна регулювати освіту або розчинення опадів при хімічних реакціях.



Попередня   24   25   26   27   28   29   30   31   32   33   34   35   36   37   38   39   Наступна

Енергетика хімічних процесів | основи термохіміі | Швидкість хімічної реакції | хімічна рівновага | Швидкість гетерогенних хімічних реакцій | Види сорбції; адсорбційна рівновага | СИСТЕМИ | Розчини. | осмотичний тиск | Відносне зниження тиску насиченої пари розчинника над розчином дорівнює молярної частки розчиненої речовини. |

загрузка...
© um.co.ua - учбові матеріали та реферати