Osmose und osmotischer Druck. Grad der elektrolytischen Dissoziation. Unterscheiden Sie zwischen starken und schwachen Elektrolyten
Bekanntlich wird die Lösung beim Auflösen auch ohne Rühren durch Diffusion allmählich homogen, d.h. ihre Konzentration wird in allen Teilen gleich.
Nehmen wir den Fall, dass die Lösung durch eine semipermeable Trennwand (Pergament, Kollodiumfilm, Cellophan usw.) vom reinen Lösungsmittel getrennt ist, wie in Abb. 15. Solche Trennwände lassen Lösungsmittelmoleküle recht leicht passieren, erlauben jedoch nicht den Durchgang der gelösten Substanz. Der Prozess des Konzentrationsausgleichs auf beiden Seiten der Trennwand ist kompliziert. Der gelöste Stoff kann nicht durch die Trennwand in das Lösungsmittel gelangen. Es ist nur ein Eindringen von Lösungsmittelmolekülen durch die Trennwand in die Lösung möglich. Aufgrund der Verdünnung mit einem Lösungsmittel nimmt sie daher allmählich ab.
Der Vorgang des Eindringens eines Lösungsmittels in eine Lösung durch eine semipermeable Trennwand wird Osmose genannt. Je höher, desto ausgeprägter ist die Osmose.
Osmose tritt auch auf, wenn Lösungen unterschiedlicher Konzentration durch eine semipermeable Trennwand getrennt werden. Da das Lösungsmittel durch die semipermeable Trennwand in die Lösung eindringt, nimmt bei höheren Konzentrationen deren Volumen zu. Wenn Sie also eine Lösung in ein Gefäß aus einer semipermeablen Membran geben, ein vertikales Rohr daran befestigen, wie in Abb. 15, und dieses Gefäß dann in das Lösungsmittel absenken, entsteht aufgrund der Volumenzunahme die Lösung wird die Röhre hinaufsteigen. Die entstehende Flüssigkeitssäule erzeugt einen gewissen Druck, der irgendwann dazu führt, dass die Osmose stoppt. Die Kraft, die den Druck dieser Flüssigkeitssäule im Inneren der Lösung ausgleicht, wird osmotischer Druck genannt. Die Größe des osmotischen Drucks wird anhand des Außendrucks gemessen, bei dem die Osmose aufhört.
Reis. 15. Ein Gerät zur Beobachtung des Phänomens Osmose. 1 - Gefäß mit Wasser; 2 - semipermeable Membran; 3 - Röhre zur Beobachtung des resultierenden osmotischen Drucks; 4 - Lösung.
Die Wände pflanzlicher und tierischer Zellen sind semipermeable Wände, die Protoplasma enthalten. Was in ihnen ständig erhalten bleibt, bestimmt die Elastizität von Zellen und Geweben.
■ 62. Unter welchen Bedingungen tritt Osmose auf?
63. Was ist?
64. Welche Bedeutung hat die Osmose für pflanzliche und tierische Organismen?
Theorie der elektrolytischen Dissoziation
An der Wende vom 18. zum 19. Jahrhundert, als man begann, elektrischen Strom zur Untersuchung der Eigenschaften von Stoffen zu nutzen, wurde darauf aufmerksam gemacht, dass einige in einer wässrigen Lösung elektrischen Strom leiten, andere hingegen nicht. Später wurden die wässrigen Lösungen, die elektrischen Strom leiten, Elektrolyte genannt. Dazu gehörten Laugen, Säuren und Salze. Stoffe, deren Lösungen keinen elektrischen Strom leiteten, wurden Nichtelektrolyte genannt (Zucker, Alkohol, Benzol und andere organische Stoffe).
Mit der Kenntnis der Arten chemischer Bindungen ist es heute möglich, solche Unterschiede im Verhalten von Stoffen zu erklären. Das Phänomen der elektrischen Leitfähigkeit von Stoffen in wässrigen Lösungen hängt von der Art der chemischen Bindung in den Molekülen sowohl des gelösten Stoffes als auch des Lösungsmittels ab.
Das Wassermolekül ist, wie bereits erwähnt, ein Dipol (siehe S. 32-34). Wird in Wasser ein Stoff gelöst, dessen Molekül eine ionische Bindung aufweist und daher auch sein Kristallgitter ionisch ist, sind die Wasserdipole mit ihren negativen Polen auf positive Ionen und mit ihren positiven Polen auf negative Ionen ausgerichtet ( Abb. 16.a). Zwischen den Ionen und den Dipolen des Wassers verstärken sich die elektrostatischen Anziehungskräfte und es entstehen eigenartige Bindungen, die letztlich das Ionenkristallgitter in einzelne Ionen zerlegen, die von den Dipolen des Wassers umgeben sind.
daher werden sie hydratisierte Ionen genannt. Etwa das Gleiche passiert, wenn ein Stoff mit polaren Molekülen, beispielsweise Chlorid, in Wasser gelöst wird (siehe Abb. 16, b). Wenn gleichzeitig die Moleküle des gelösten Stoffes nach einer kovalenten unpolaren Bindungsart aufgebaut sind, werden in der Lösung keine Ionen gebildet, da unpolare Moleküle nicht den gleichen Einfluss von Wassermolekülen erfahren wie ionische und polare Moleküle. Grundsätzlich sind die Moleküle der meisten organischen Substanzen nach dem kovalenten unpolaren Typ aufgebaut. Organische Stoffe sind daher in der Regel keine Elektrolyte!
Reis. 16. Schema der Dissoziation von Natriumchlorid in Wasser (a) und der Dissoziation polarer HCl-Moleküle in Wasser (b)
Daher können nur Stoffe Elektrolyte sein, deren Moleküle nach der ionischen oder polaren Art der Bindung zwischen Atomen im Molekül aufgebaut sind. Darüber hinaus müssen die Lösungsmittelmoleküle auch eine polare Struktur haben und z. B. nur unter solchen Bedingungen können wir damit rechnen, dass die Moleküle in Ionen zerfallen.
Der Zerfall von Elektrolytmolekülen in Ionen unter Einwirkung eines Lösungsmittels wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.
Notieren Sie die Definition der elektrolytischen Dissoziation in Ihrem Notizbuch.
Das Wort „Dissoziation“ bedeutet „umkehrbarer Zerfall“. Wird die Elektrolytlösung verdampft, so erhalten wir wieder den gleichen Elektrolyten in der gleichen Menge wie vor der Auflösung, da der umgekehrte Prozess abläuft – die Molarisierung.
■ 65. Wie unterscheidet sich ein Elektrolyt von einem Nichtelektrolyten hinsichtlich der Art der chemischen Bindung und des Verhaltens in Lösung?
66. Warum ist es für den Prozess der elektrolytischen Dissoziation notwendig, dass das Lösungsmittel Dipolmoleküle aufweist und dass die chemische Bindung elektrolytisch-ionisch oder polar ist?
67. Warum können Stoffe mit unpolaren Molekülen keine Elektrolyte sein?
68. Formulieren Sie, was elektrolytische Dissoziation ist. Lernen Sie die Definition auswendig.
60. Wie unterscheidet sich der Prozess der Molarisierung vom Dissoziationsprozess?
Die Dissoziation von Elektrolyten in Lösung wurde erstmals 1887 vom schwedischen Wissenschaftler Arrennus erklärt. Er formulierte die Hauptbestimmungen der Theorie, die er Theorie der elektrolytischen Dissoziation nannte.
Die Hauptbestimmungen dieser Theorie sind wie folgt.
1 Alle Stoffe, deren Lösungen elektrischen Strom leiten (Elektrolyte), zerfallen beim Auflösen in positiv und negativ geladene Teilchen – Ionen.
2. Wenn ein elektrischer Gleichstrom durch eine Lösung geleitet wird, wandern positiv geladene Ionen zum Minuspol – der Kathode, weshalb sie Kationen genannt werden. Negativ geladene Ionen bewegen sich in Richtung des positiven Pols – der Anode, weshalb sie Anionen genannt werden. Die Gesamtladung der Kationen in der Lösung ist gleich der Gesamtladung der Anionen, die Lösung ist also immer elektrisch neutral.
3. Ionen und Atome derselben Elemente unterscheiden sich in ihren Eigenschaften stark voneinander. Beispielsweise haben Kupferionen eine blaue Farbe, die auf Kupfersulfat zurückzuführen ist, und freie Kupferionen sind ein rotes Metall. Natriumatome reagieren mit Wasser, setzen es frei und bilden Alkali, während Natriumionen praktisch nicht mit Wasser reagieren.
Chlorionen sind farblos, ungiftig, farblos und geruchlos, wie man bei der Untersuchung derselben Natriumchloridlösung sehen kann, und sie ist grünlich-gelb
giftiges Gas mit einem charakteristischen stechenden Geruch.
Notieren Sie die wichtigsten Bestimmungen der Theorie in Ihrem Notizbuch.
Um beim Schreiben ein Atom von einem Ion zu unterscheiden, werden rechts oben am Ion das Vorzeichen der Ladung und deren Betrag angegeben. Beispiel: Das Natriumatom ist Na und das Natriumion ist Na + (sprich: „einfach geladenes Natriumkation“); das Kupferatom ist Cu und das Kupferion ist Cu 2+ (sprich: „doppelt geladenes Kupferkation“); das Aluminiumatom ist Al und das Aluminiumion ist Al 3+ (sprich: „dreigeladenes Aluminiumkation“), das Schwefelatom ist S und das Schwefelion ist S 2-; (sprich: „doppelt geladenes Schwefelanion“), das Chloratom Cl und das Chlorion Cl - usw.
■ 70. Was sind Ionen?
71. Wie unterscheiden sich Ionen von neutralen Atomen?
72. Welche Ionen werden Kationen genannt, welche Anionen und warum?
73. Wie kann man schriftlich ein Ion von einem neutralen Atom unterscheiden (Beispiele nennen)?
74. Nennen Sie die folgenden Ionen: Fe 2+, Fe 3+, K +, Br -.
Dissoziation von Basen, Säuren und Salzen
Wir haben bereits am Beispiel von NaCl und HCl gesagt, dass nur Verbindungen, deren Moleküle nach einem ionischen oder polaren Bindungstyp aufgebaut sind, in Ionen zerfallen können. Unpolare Moleküle zerfallen in wässrigen Lösungen nicht in Ionen.
Es gibt jedoch häufig Substanzen, in deren Molekülen beide Arten von Bindungen beobachtet werden, beispielsweise ist in einem Molekül Natriumhydroxid NaOH das Metall durch eine ionische Bindung an Hydroxyl und durch eine kovalente Bindung an Sauerstoff gebunden. Im Schwefelsäuremolekül H2SO4 ist Wasserstoff über eine polare Bindung mit dem sauren Rest und über eine kovalente unpolare Bindung mit Sauerstoff verbunden. Im Aluminiumnitratmolekül ist Al(NO 3) 3 durch eine ionische Bindung mit dem sauren Rest verbunden, und die Stickstoffatome sind durch eine kovalente Bindung mit den Sauerstoffatomen verbunden. In solchen Fällen erfolgt der Zerfall des Moleküls in Ionen an der Stelle einer ionischen oder polaren Bindung. Kovalente Bindungen bleiben undissoziiert.
Daraus folgt, dass Ionen nicht nur einzelne Atome, sondern auch Atomgruppen sein können. Beispielsweise bildet Hydroxyl bei der Dissoziation ein Anion OH-, das Hydroxylion genannt wird. Der Säurerest SO 4 bildet ein doppelt geladenes Anion – Sulfation. Die Ladung jedes Ions wird durch seine Wertigkeit bestimmt.
Nun können wir uns überlegen, in welche Ionen verschiedene Klassen anorganischer Stoffe dissoziieren. Wie chemische Reaktionsgleichungen können auch Dissoziationsgleichungen geschrieben werden. Die Zersetzung in Natriumhydroxid-Ionen wird beispielsweise wie folgt geschrieben:
NaOH = Na + + OH -
Manchmal wird in solchen Gleichungen anstelle des Gleichheitszeichens das Reversibilitätszeichen ⇄ verwendet, um zu zeigen, dass die Dissoziation ein reversibler Prozess ist und in die entgegengesetzte Richtung erfolgen kann, wenn das Lösungsmittel entfernt wird.
Calciumhydroxid dissoziiert wie folgt:
Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH -
(Der Index, der die Anzahl der Hydroxylgruppen angibt, wird zu einem Koeffizienten).
Um die Richtigkeit der Eingabe zu überprüfen, sollte die gesamte positive Ladung der Kationen und die gesamte negative Ladung der Anionen berechnet werden. Sie müssen im absoluten Wert gleich sein. In diesem Fall beträgt die Summe der positiven Ladungen +2 und der negativen Ladungen -2. Daraus ergibt sich eine Definition von Basen im Lichte der Theorie der elektrolytischen Dissoziation.
Basen sind Elektrolyte, die in Lösung dissoziieren und nur ein Metallkation und Hydroxylanionen bilden.
Schreiben Sie die Definition der Basen in Ihr Notizbuch.
■ 75. Schreiben Sie die Dissoziationsgleichungen für die folgenden Basen und prüfen Sie zunächst anhand der Löslichkeitstabelle, ob es sich um Elektrolyte handelt: Bariumhydroxid, Eisenhydroxid, Kaliumhydroxid, Strontiumhydroxid, Zinkhydroxid, Lithiumhydroxid.
Die Zersetzung in Säureionen erfolgt dort, wo eine polare Bindung stattfindet, also zwischen dem Wasserstoffatom und dem Säurerest.
Salpetersäure wird beispielsweise durch die Gleichung ausgedrückt:
HNO 3 = H + + NO 3 —
Bei zwei oder mehr basischen Säuren erfolgt die Dissoziation in Schritten, beispielsweise bei H 2 CO 3:
Н 2 СО 3 ⇄ Н + + НСО з — (erste Stufe) НСО 3 ⇄ Н + + CO 2 3 — (zweite Stufe)
Die schrittweise Dissoziation wird manchmal als kontinuierliche Gleichheit dargestellt.
H 2 CO 3 ⇄ H + + HCO 3 - ⇄ 2H + + CO 2 3 -
Bei der schrittweisen Dissoziation wird der schrittweise Zerfall stark reduziert und ist beim letzten Schritt normalerweise sehr gering.
Somit sind Säuren Elektrolyte, die in Lösungen dissoziieren und nur Wasserstoffionen als Kationen bilden.
Notieren Sie die Definition von Säuren in Ihrem Notizbuch.
■ 76. Schreiben Sie die Dissoziationsgleichungen für die folgenden Säuren: Schwefelsäure, Phosphorsäure, Schwefelwasserstoff, Schwefelsäure, Salzsäure. Bei zwei oder mehr basischen Säuren schreiben Sie die Gleichungen schrittweise auf.
Die Art der Dissoziation von Basen und Säuren hängt vom Radius und der Ladung des Ions ab, das die Base oder Säure bildet.
Der Radius des Na + -Ions ist größer als der Radius des H + -Ions, daher ziehen die Elektronenhüllen des Sauerstoffs den Wasserstoffkern stärker an als den Natriumkern. Daher sollte die Na-OH-Bindung während der Dissoziation schneller aufbrechen. Je größer der Radius des hydroxidbildenden Ions bei gleicher Ladung ist, desto leichter erfolgt die Dissoziation.
In derselben Untergruppe dissoziiert ein Metallhydroxid mit einer größeren atomaren Kernladung und daher einem größeren Ionenradius stärker.
■ 77. Geben Sie anhand des Periodensystems der Elemente von D. I. Mendeleev an, welche der Basen stärker dissoziieren wird: Mg(OH) 2 oder Sr(OH) 2. Warum?
Bei nahen Werten der Radien der das Hydroxid (oder die Säure) bildenden Ionen hängt die Art der Dissoziation von der Größe ihrer Ladung ab. Da also die Ladung des Siliziumions in Kieselsäure H 2 SiO 3 Si(+4) ist, beträgt die Ladung des Ions
Chlor in Perchlorsäure HClO 4 - Cl (+7), dann ist letzteres stärker. Je positiver ein Ion ist, desto stärker stößt es das positive Wasserstoffion ab. Es kommt zu einer Dissoziation vom Säuretyp.
Die amphotere Natur von Beryllium (II. Periode) wird durch ein besonderes Gleichgewicht zwischen den Abstoßungskräften des Wasserstoffions und seiner Anziehungskraft durch das Berylliumion erklärt.
■ 78. Warum weist Magnesiumhydroxid in der dritten Periode des Periodensystems von D. I. Mendeleev basische Eigenschaften auf, Aluminiumhydroxid ist amphoter, bildet aber eine Säure? Erklären Sie dies, indem Sie die Ladungen und Radien von Magnesium-, Aluminium- und Schwefelionen vergleichen.
Da in Salzmolekülen eine ionische Bindung zwischen den Metallatomen und dem sauren Rest besteht, dissoziieren die Salze jeweils unter Bildung von Metallkationen und Anionen des sauren Rests, zum Beispiel:
Al 2 (SO 4) 3 = 2Al 3+ + 3SO 2 4 -
Demnach sind Salze Elektrolyte, die bei der Dissoziation Metallionen als Kationen und Ionen eines sauren Restes als Anionen bilden.
■ 79. Schreiben Sie die Dissoziationsgleichungen für die folgenden Zwischensalze: Natriumphosphat, Magnesiumnitrat, Aluminiumchlorid, Kaliumsilikat, Natriumcarbonat, Kaliumsulfid, Kupfer(II)-nitrat, Eisen(III)-chlorid.
Die Dissoziation von sauren, basischen und anderen Salzen verläuft etwas anders, wie weiter unten erläutert wird.
Grad der Dissoziation
Die elektrolytische Dissoziation ist ein reversibler Prozess. Folglich findet gleichzeitig mit der Bildung von Ionen der umgekehrte Prozess statt – die Verbindung von Ionen zu Molekülen. Zwischen ihnen stellt sich ein Gleichgewicht ein. Je verdünnter die Lösung ist, desto vollständiger erfolgt die Dissoziation. Die Vollständigkeit der Dissoziation wird anhand des Dissoziationsgrads beurteilt, der mit dem Buchstaben α bezeichnet wird.
ist das Verhältnis der Anzahl der dissoziierten Moleküle n zur Gesamtzahl der Moleküle N des gelösten Stoffes, ausgedrückt in Prozent:
Notieren Sie die Formel und Bestimmung des Dissoziationsgrads in Ihrem Notizbuch.
Mit anderen Worten: Es zeigt an, wie viel Prozent der gelösten Moleküle in Ionen zerfallen sind.
Je nach Dissoziationsgrad werden starke und schwache Elektrolyte unterschieden. Je mehr, desto stärker der Elektrolyt.
Basierend auf dem Ausmaß der Zersetzung in Ionen werden Elektrolyte in stark, mittel und schwach unterschieden.
Starke Elektrolyte, zum Beispiel HNO 3, HCl, H 2 SO 4, Ätzalkalien und alle Salze dissoziieren nahezu vollständig (100 %). Zu den starken Elektrolyten zählen jedoch auch solche mit α > 30 %, d. h. mehr als 30 % der Moleküle zerfielen in Ionen. Durchschnittliche Elektrolyte, zum Beispiel H 3 PO 4 und H 2 SO 3, haben einen Dissoziationsgrad von 2 bis 30 %. Schwache Elektrolyte, zum Beispiel NH 4 OH, H 2 CO 3, H 2 S, dissoziieren schlecht: α< 2%.
Der Vergleich des Dissoziationsgrades verschiedener Elektrolyte erfolgt in Lösungen gleicher Konzentration (meistens 0,1 N), da der Dissoziationsgrad stark von der Konzentration der Lösung abhängt.
Der Grad der Dissoziation wird durch die Art des gelösten Stoffes selbst, das Lösungsmittel und eine Reihe anderer äußerer Einflüsse beeinflusst. Wenn man also „starke Säure“ oder „starke Base“ sagt, meint man damit den Grad der Dissoziation der Substanz in Lösung. In diesem Fall sprechen wir von diesen Substanzen als Elektrolyten. Der Dissoziationsgrad eines Stoffes bestimmt sein Verhalten bei einer chemischen Reaktion und den Verlauf der Reaktion selbst.
■ 80. Was charakterisiert den Dissoziationsgrad α?
81. Zeichnen Sie eine Tabelle in Ihr Notizbuch:
Geben Sie basierend auf dem Text, den Sie gelesen haben, in jeder Spalte mindestens zwei Beispiele. 82. Was bedeuten die Ausdrücke „starke Säure“ und „schwache Base“?
Austauschreaktionen zwischen Elektrolyten.Ionengleichungen
Da Elektrolyte in Lösungen in Ionen zerfallen, müssen Elektrolytreaktionen zwischen den Ionen stattfinden.
Die Wechselwirkung von Ionen in einer Lösung wird als ionische Reaktion bezeichnet.
Schreiben Sie den Wortlaut in Ihr Notizbuch.
Unter Beteiligung von Ionen können sowohl Austausch- als auch Redoxreaktionen ablaufen. Betrachten Sie die Austauschreaktionen von Elektrolyten in Lösung, zum Beispiel die Wechselwirkung zwischen zwei Salzen:
NaCl + AgNO 3 = AgCl↓ + NaNO 3
und wie starke Elektrolyte in Ionen dissoziieren:
NaCl ⇄ Na + + Cl —
AgNO 3 ⇄ Ag + + NO 3 —
daher kann die linke Seite der Gleichheit wie folgt geschrieben werden: Na + + Cl – + Ag + + NO 3 – =
Betrachten wir die als Ergebnis der Reaktion erhaltenen Substanzen: AgCl ist eine unlösliche Substanz und zerfällt daher nicht in Ionen, und NaNO 3 ist ein lösliches Salz, das gemäß dem Schema perfekt in Ionen dissoziiert
NaNO 3 ⇄ Na + + NO 3 —
NaNO 3 ist ein starker Elektrolyt, daher lautet die rechte Seite der Gleichung wie folgt:
... = Na + + NO 3 - + AgCl Die Gleichung als Ganzes hat die folgende Form:
Na + + Cl - + Ag + + NO 3 - = Na + + NO 3 - + AgCl
Diese Gleichung wird als vollständige Ionengleichung bezeichnet. Wenn wir ähnliche Terme in dieser Gleichung reduzieren, erhalten wir die abgekürzte Ionengleichung
Ag + + Cl - = AgCl
Also die Reihenfolge beim Zusammenstellen der Ionengleichung.
1. Schreiben Sie in ionischer Form die Formeln der Ausgangsprodukte (diejenigen, die dissoziieren).
2. Schreiben Sie die Formeln der resultierenden Produkte (die dissoziieren) in ionischer Form.
3. Überprüfen Sie, ob die Gesamtzahl der positiven und negativen Ionenladungen auf der linken und dann auf der rechten Seite der Gleichung im Absolutwert übereinstimmt.
4. Prüfen Sie, ob die Anzahl der gleichnamigen Ionen auf der linken und rechten Seite der Gleichung gleich ist (unter Berücksichtigung der Atome, die Teil der nicht dissoziierenden Substanz sind).
Damit ist die Erstellung der vollständigen Ionengleichung abgeschlossen.
Notieren Sie die Reihenfolge der Bildung der Ionengleichung in Ihrem Notizbuch.
5. Um eine abgekürzte Ionengleichung zu erstellen, sollten Sie auf der linken und rechten Seite der Gleichung ähnliche Terme mit denselben Vorzeichen finden und diese aus der Gleichung ausschließen und dann die resultierende abgekürzte Ionengleichung aufschreiben.
Die angegebene abgekürzte Ionengleichung drückt das Wesen nicht nur dieser Reaktion aus. Schreiben wir zum Beispiel mehrere Reaktionsgleichungen:
1) HCl + AgNO 3 = AgCl↓ + HNO 3
H + + Cl - + Ag + + NO 3 - = H + + NO 3 - + AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
2) BaCl 2 + 2AgNO 3 = Ba(NO 3) 2 + 2AgCl↓
Ba 2+ + 2Cl - + 2Ag + + 2NO 3 - = Ba 2+ + 2NO 3 - + 2AgCl↓
Ag + + Cl - = AgCl
3)AlCl 3 + 3AgNO 3 = Al(NO 3) 3 + 3AgCl↓
Al 3+ + 3Cl - + 3Ag + + 3NO 3 - = Al 3+ + 3NO 3 - + 3AgCl
Ag + + Cl - = AgCl
In allen angegebenen Beispielen ist die abgekürzte Ionengleichung dieselbe. Dieser Umstand spielt in der analytischen Chemie für die qualitative Analyse eine sehr wichtige Rolle.
Es kann Fälle geben, in denen die Reaktion zur Bildung einer (schwach dissoziierenden Substanz) führt.
Ca(OH) 2 + 2HCl = CaCl 2 + 2H 2 O
Ca 2+ + 2ON — + 2H + + 2Сl — = Ca 2+ + 2Сl — + 2Н 2 O
H + + OH - = H 2 O
oder Gas wird freigesetzt
Na 2 CO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 O + CO2
2Na + + CO 2 3 - + 2H + + 2NO 3 - = 2Na + + 2NO 3 - + H 2 O + CO 2 ↓
2H + + CO 2 3 - = H 2 O + CO 2
Bekanntlich gibt es Bedingungen, unter denen die Austauschreaktionen bis zum Ende ablaufen können: 1) wenn sich ein Niederschlag bildet, 2) wenn Gas freigesetzt wird und 3) wenn . Alle diese Bedingungen aus der Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation lassen sich wie folgt formulieren: Austauschreaktionen verlaufen vollständig, wenn die Reaktion zur Bildung nicht oder schwach dissoziierender Stoffe führt.
In Fällen, in denen beide resultierenden Substanzen gut dissoziieren, ist die Reaktion reversibel, zum Beispiel:
2КCl + Na 2 SO 4 ⇄ 2NaCl + K 2 SO 4
Aufgaben Nr. 7 mit Lösungen.
Schauen wir uns die Aufgaben Nr. 7 der OGE für 2016 an.
Aufgaben mit Lösungen.
Aufgabe Nr. 1.
Bei der Dissoziation einer Substanz, deren Formel lautet, entstehen nur Kaliumkationen und Phosphatanionen
1. KHPO4
2. Ca3(PO4)2
3. KH2PO4
4. K3PO4
Erläuterung: Wenn bei der Dissoziation nur Kaliumkationen und Phosphationen entstehen, dann sind nur diese Ionen Teil der gewünschten Substanz. Bestätigen wir mit der Dissoziationsgleichung:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
Die richtige Antwort ist 4.
Aufgabe Nr. 2.
Zu den Elektrolyten gehören alle Stoffe, deren Formeln lauten
1. N2O, KOH, Na2CO3
2. Cu(NO3)2, HCl, Na2SO4
3. Ba(OH)2, NH3xH2O, H2SiO3
4. CaCl2, Cu(OH)2, SO2
Erläuterung: Elektrolyte sind Stoffe, die durch Dissoziation in Ionen in Lösungen und Schmelzen elektrischen Strom leiten. Daher sind Elektrolyte lösliche Substanzen.
Die richtige Antwort ist 2.
Aufgaben Nr. 3.
Bei der vollständigen Dissoziation von Natriumsulfid entstehen Ionen
1. Na+ und HS‾
2. Na+ und SO3²‾
3. Na+ und S²‾
4. Na+ und SO4²‾
Erläuterung: Schreiben wir die Dissoziationsgleichung für Natriumsulfid
Na2S → 2Na+ + S²‾
Somit, Die richtige Antwort ist 3.
Aufgaben Nr. 4.
In der Liste der Ionen
A. Nitration
B. Ammoniumion
B. Hydroxidion
D. Wasserstoffion
D. Phosphation
E. Magnesiumion
Kationen sind:
1. BGD 2. BGE 3. ALTER 4. HGE
Erläuterung: Kationen sind positive Spezies, wie zum Beispiel Metallionen oder Wasserstoffionen. Von den oben genannten sind dies Ammoniumion, Wasserstoffion und Magnesiumion. Die richtige Antwort ist 2.
Aufgaben Nr. 5.
Sind die folgenden Aussagen zur elektrolytischen Dissoziation von Salzen richtig?
A. Alle Salze bilden bei der Dissoziation Metallkationen, Wasserstoffkationen und Anionen von Säureresten
B. Während des Dissoziationsprozesses bilden Salze Metallkationen und Anionen von Säureresten
1. Nur A ist richtig
2. Nur B ist richtig
3. Beide Urteile sind richtig
4. Beide Urteile sind falsch.
Erläuterung: Nur saure Salze bilden bei der Dissoziation Wasserstoffkationen, daher ist A falsch, B jedoch richtig. Hier ist ein Beispiel:
NaCl → Na+ + Cl‾
Die richtige Antwort ist 2.
Aufgaben Nr. 6.
Bei vollständiger Dissoziation in einer wässrigen Lösung von 1 Mol entsteht die gleiche Anzahl Mol an Kationen und Anionen
1. KNO3
2.CaCl2
3. Ba(NO3)2
4. Al2(SO4)3
Erläuterung: In dieser Gleichung können wir entweder die Dissoziationsgleichungen schreiben und die resultierenden Koeffizienten betrachten, oder wir können uns die Indizes in den Formeln der gegebenen Salze ansehen. Nur das KNO3-Molekül hat die gleiche Anzahl an Molen:
KNO3 → K+ + NO3‾
Die richtige Antwort ist 1.
Aufgabe Nr. 7.
Chloridionen entstehen bei der Dissoziation einer Substanz, deren Formel lautet
1. KClO3
2. AlCl3
3. NaClO
4. Cl2O7
Erläuterung: Von den oben genannten Substanzen kommen Chloridionen nur im Aluminiumchloridmolekül AlCl3 vor. Stellen wir die Dissoziationsgleichung für dieses Salz dar:
AlCl3 → Al3+ + 3Cl‾
Die richtige Antwort ist 2.
Aufgabe Nr. 8.
Wasserstoffionen entstehen bei der Dissoziation einer Substanz, deren Formel lautet
1. H2SiO3
2.NH3xH2O
3. HBr
4. NaOH
Erläuterung: Wasserstoffionen sind unter den aufgeführten nur in HBr enthalten: HBr → H+ + Br‾
(H2SiO3 in Lösung zerfällt in H2O und SiO2)
Die richtige Antwort ist 3.
Aufgabe Nr. 9.
In der Stoffliste:
A. Schwefelsäure
B. Sauerstoff
B. Kaliumhydroxid
G. Glukose
D. Natriumsulfat
E. Ethylalkohol
Zu den Elektrolyten gehören:
1. WO 2. ABG 3. WDE 4. AED
Erläuterung: Elektrolyte sind starke Säuren, Basen oder Salze. Zu den aufgeführten gehören Schwefelsäure (H2SO4), Kaliumhydroxid (KOH) und Natriumsulfat (Na2SO4). Die richtige Antwort ist 4.
Aufgabe Nr. 10.
Während des Dissoziationsprozesses bilden Phosphationen jede der Substanzen, deren Formeln lauten
1. H3PO4, (NH4)3PO4, Cu3(PO4)2
2. Mg3(PO4)2, Na3PO4, AlPO4
3. Na3PO4, Ca3(PO4)2, FePO4
4. K3PO4, H3PO4, Na3PO4
Erläuterung: Wie in der vorherigen Aufgabe müssen wir auch hier wissen, dass Elektrolyte starke Säuren oder lösliche Salze sind, wie zum Beispiel in Nr. 4:
K3PO4 → 3K+ + PO4³‾
H3PO4 → 3H+ + PO4³‾
Na3PO4 → 3Na+ + PO4³‾
Die richtige Antwort ist 4.
Aufgaben zur eigenständigen Lösung.
1. Während des Prozesses der elektrolytischen Dissoziation entstehen Wasserstoffionen und Säurereste:
1. Wasser
2. Salpetersäure
3. Kieselsäure
4. Kaliumnitrat
2. Elektrolyte sind alle Substanzen, deren Formeln lauten:
1. KOH, H2O(dest), CaCl2
2. BaSO4, Al(NO3)3, H2SO4
3. BaCl2, H2SO4, LiOH
4. H2SiO3, AgCl, HCl
3. Sind die folgenden Aussagen zu Elektrolyten wahr?
A. Salpeter- und Schwefelsäure sind starke Elektrolyte
B. Schwefelwasserstoff in einer wässrigen Lösung zerfällt vollständig in Ionen
1. Nur A ist richtig
2. Nur B ist richtig
3. Beide Urteile sind richtig
4. Beide Urteile sind falsch.
4. Jeder der beiden Stoffe ist ein Elektrolyt
1. Kupfer(II)-sulfid und Ethanol
2. Salzsäure und Kaliumsulfat
3. Quecksilber(II)-oxid und Calciumsulfat
4. Magnesiumcarbonat und Stickoxid (I)
5. In einer wässrigen Lösung dissoziiert es schrittweise
1. Kupfer(II)-nitrat
2. Salpetersäure
3. Schwefelsäure
4. Natriumhydroxid
6. Sind die folgenden Aussagen über Elektrolyte wahr?
A. Berylliumhydroxid und Eisen(III)-hydroxid sind starke Elektrolyte.
B. Silbernitrat zerfällt in einer wässrigen Lösung vollständig in Ionen
1. Nur A ist richtig
2. Nur B ist richtig
3. Beide Urteile sind richtig
4. Beide Urteile sind falsch.
7. Beim Dissoziationsprozess entstehen Sulfationen
1. Kaliumsulfid
2. Schwefelwasserstoffsäure
3. Kupfersulfid
4. Bariumsulfat
8. Die allgemeinen chemischen Eigenschaften von Natriumhydroxid und Bariumhydroxid werden bestimmt durch
1. Das Vorhandensein von Natrium- und Bariumionen in ihren Lösungen
2. Ihre gute Löslichkeit in Wasser
3. Das Vorhandensein von drei Elementen in ihrer Zusammensetzung
4. Das Vorhandensein von Hydroxidionen in ihren Lösungen
9. Das Kation ist
1. Sulfation
2. Natriumion
3. Sulfidion
4. Sulfition
10. Anion ist
1. Calciumion
2. Silikat-Ion
3. Magnesiumion
4. Ammoniumion
Die gestellten Aufgaben stammen aus der Sammlung zur Vorbereitung auf das Einheitliche Staatsexamen in Chemie, Autoren: A.S. Koroshchenko. und Kuptsova A.A.
Elektrolyte und Nichtelektrolyte
Aus dem Physikunterricht ist bekannt, dass Lösungen mancher Stoffe elektrischen Strom leiten können, andere dagegen nicht.
Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, deren Lösungen elektrischen Strom leiten Elektrolyte.
Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, deren Lösungen keinen elektrischen Strom leiten Nicht-Elektrolyte. Lösungen aus Zucker, Alkohol, Glukose und einigen anderen Substanzen leiten beispielsweise keinen Strom.
Elektrolytische Dissoziation und Assoziation
Warum leiten Elektrolytlösungen elektrischen Strom?
Der schwedische Wissenschaftler S. Arrhenius kam 1877 bei der Untersuchung der elektrischen Leitfähigkeit verschiedener Substanzen zu dem Schluss, dass die Ursache der elektrischen Leitfähigkeit das Vorhandensein in Lösung ist Ionen, die entstehen, wenn ein Elektrolyt in Wasser gelöst wird.
Der Prozess der Zerlegung des Elektrolyten in Ionen wird als bezeichnet elektrolytische Dissoziation.
S. Arrhenius, der an der physikalischen Lösungstheorie festhielt, berücksichtigte die Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wasser nicht und glaubte, dass in Lösungen freie Ionen vorhanden seien. Im Gegensatz dazu wandten die russischen Chemiker I. A. Kablukov und V. A. Kistyakovsky die chemische Theorie von D. I. Mendeleev an, um die elektrolytische Dissoziation zu erklären, und bewiesen, dass beim Auflösen eines Elektrolyten eine chemische Wechselwirkung der gelösten Substanz mit Wasser auftritt, die zur Bildung von Hydraten und dann führt sie dissoziieren in Ionen. Sie glaubten, dass Lösungen keine freien, keine „nackten“ Ionen enthielten, sondern hydratisierte, also „umhüllte“ Wassermoleküle.
Wassermoleküle sind Dipole(zwei Pole), da die Wasserstoffatome in einem Winkel von 104,5° angeordnet sind, wodurch das Molekül eine eckige Form hat. Das Wassermolekül ist unten schematisch dargestellt.
In der Regel dissoziieren Substanzen am leichtesten mit Ionenverbindung und dementsprechend mit einem ionischen Kristallgitter, da sie bereits aus vorgefertigten Ionen bestehen. Beim Auflösen richten sich die Wasserdipole mit entgegengesetzt geladenen Enden um die positiven und negativen Ionen des Elektrolyten aus.
Zwischen Elektrolytionen und Wasserdipolen entstehen gegenseitige Anziehungskräfte. Dadurch wird die Bindung zwischen den Ionen geschwächt und die Ionen wandern vom Kristall in die Lösung. Es ist offensichtlich, dass der Ablauf der Prozesse bei der Dissoziation von Stoffen mit ionischen Bindungen (Salze und Alkalien) wie folgt abläuft:
1) Orientierung der Wassermoleküle (Dipole) in der Nähe der Ionen des Kristalls;
2) Hydratation (Wechselwirkung) von Wassermolekülen mit Ionen der Oberflächenschicht des Kristalls;
3) Dissoziation (Zerfall) des Elektrolytkristalls in hydratisierte Ionen.
Vereinfachte Prozesse können mit der folgenden Gleichung abgebildet werden:
Elektrolyte, deren Moleküle eine kovalente Bindung haben (zum Beispiel Moleküle von Chlorwasserstoff HCl, siehe unten), dissoziieren auf ähnliche Weise; nur in diesem Fall kommt es unter dem Einfluss von Wasserdipolen zur Umwandlung einer kovalenten polaren Bindung in eine ionische Bindung; Der Ablauf der in diesem Fall ablaufenden Prozesse ist wie folgt:
1) Orientierung der Wassermoleküle um die Pole der Elektrolytmoleküle;
2) Hydratation (Wechselwirkung) von Wassermolekülen mit Elektrolytmolekülen;
3) Ionisierung von Elektrolytmolekülen (Umwandlung einer kovalenten polaren Bindung in eine ionische);
4) Dissoziation (Zerfall) von Elektrolytmolekülen in hydratisierte Ionen.
Vereinfacht lässt sich der Prozess der Dissoziation von Salzsäure anhand der folgenden Gleichung abbilden:
Es ist zu berücksichtigen, dass in Elektrolytlösungen chaotisch bewegte hydratisierte Ionen kollidieren und miteinander rekombinieren können. Dieser umgekehrte Vorgang wird Assoziation genannt. Die Assoziation in Lösungen erfolgt parallel zur Dissoziation, daher wird das Reversibilitätszeichen in die Reaktionsgleichungen eingefügt.
Die Eigenschaften hydratisierter Ionen unterscheiden sich von denen nicht hydratisierter Ionen. Beispielsweise ist das nicht hydratisierte Kupferion Cu 2+ in wasserfreien Kristallen von Kupfer(II)sulfat weiß und hat eine blaue Farbe, wenn es hydratisiert ist, d. h. wenn es mit Wassermolekülen Cu 2+ nH 2 O verbunden ist. Hydratisierte Ionen haben sowohl eine konstante als auch eine variable Anzahl von Wassermolekülen.
Grad der elektrolytischen Dissoziation
In Elektrolytlösungen gibt es neben Ionen auch Moleküle. Daher werden Elektrolytlösungen charakterisiert Grad der Dissoziation, was mit dem griechischen Buchstaben a („Alpha“) bezeichnet wird.
Dies ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerlegten Partikel (N g) zur Gesamtzahl der gelösten Partikel (N p).
Der Grad der Elektrolytdissoziation wird experimentell bestimmt und in Bruchteilen oder Prozentsätzen ausgedrückt. Wenn a = 0, dann findet keine Dissoziation statt, und wenn a = 1 oder 100 %, dann zerfällt der Elektrolyt vollständig in Ionen. Unterschiedliche Elektrolyte haben unterschiedliche Dissoziationsgrade, d. h. der Dissoziationsgrad hängt von der Art des Elektrolyten ab. Es hängt auch von der Konzentration ab: Mit zunehmender Verdünnung der Lösung nimmt der Dissoziationsgrad zu.
Je nach Grad der elektrolytischen Dissoziation werden Elektrolyte in starke und schwache unterteilt.
Starke Elektrolyte- Dies sind Elektrolyte, die beim Auflösen in Wasser fast vollständig in Ionen zerfallen. Bei solchen Elektrolyten tendiert der Dissoziationsgrad zu Eins.
Zu den starken Elektrolyten gehören:
1) alle löslichen Salze;
2) starke Säuren, zum Beispiel: H 2 SO 4, HCl, HNO 3;
3) alle Alkalien, zum Beispiel: NaOH, KOH.
Schwache Elektrolyte- Dies sind Elektrolyte, die in Wasser gelöst fast nicht in Ionen zerfallen. Bei solchen Elektrolyten tendiert der Dissoziationsgrad gegen Null.
Zu den schwachen Elektrolyten gehören:
1) schwache Säuren - H 2 S, H 2 CO 3, HNO 2;
2) wässrige Lösung von Ammoniak NH 3 H 2 O;
4) einige Salze.
Dissoziationskonstante
In Lösungen schwacher Elektrolyte aufgrund ihrer unvollständigen Dissoziation dynamisches Gleichgewicht zwischen undissoziierten Molekülen und Ionen. Zum Beispiel für Essigsäure:
Auf dieses Gleichgewicht können Sie das Massenwirkungsgesetz anwenden und den Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante aufschreiben:
Die Gleichgewichtskonstante, die den Dissoziationsprozess eines schwachen Elektrolyten charakterisiert, wird genannt Dissoziationskonstante.
Die Dissoziationskonstante charakterisiert die Fähigkeit eines Elektrolyten (Säure, Base, Wasser) in Ionen dissoziieren. Je größer die Konstante, desto leichter zerfällt der Elektrolyt in Ionen und desto stärker ist er. Die Werte der Dissoziationskonstanten für schwache Elektrolyte sind in Nachschlagewerken angegeben.
Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation
1. Beim Auflösen in Wasser dissoziieren (zerfallen) Elektrolyte in positive und negative Ionen.
Ionen ist eine der Existenzformen eines chemischen Elements. Beispielsweise interagieren Natriummetallatome Na 0 heftig mit Wasser und bilden Alkali (NaOH) und Wasserstoff H 2 , während Natriumionen Na + solche Produkte nicht bilden. Chlor Cl 2 hat eine gelbgrüne Farbe und einen stechenden Geruch und ist giftig, während Chlorionen Cl farblos, ungiftig und geruchlos sind.
Ionen- Dabei handelt es sich um positiv oder negativ geladene Teilchen, in die sich Atome oder Atomgruppen eines oder mehrerer chemischer Elemente durch Abgabe oder Zugabe von Elektronen umwandeln.
In Lösungen bewegen sich Ionen zufällig in verschiedene Richtungen.
Nach ihrer Zusammensetzung werden Ionen unterteilt in einfach- Cl - , Na + und Komplex- NH 4 + , SO 2 - .
2. Der Grund für die Dissoziation eines Elektrolyten in wässrigen Lösungen ist seine Hydratation, d. h. die Wechselwirkung des Elektrolyten mit Wassermolekülen und das Aufbrechen der darin enthaltenen chemischen Bindung.
Durch diese Wechselwirkung werden hydratisierte Ionen gebildet, d. h. mit Wassermolekülen verbunden. Folglich werden Ionen entsprechend dem Vorhandensein einer Wasserhülle in unterteilt hydratisiert(in Lösungen und kristallinen Hydraten) und unhydriert(in wasserfreien Salzen).
3. Unter dem Einfluss eines elektrischen Stroms bewegen sich positiv geladene Ionen zum negativen Pol der Stromquelle – der Kathode – und werden daher Kationen genannt, und negativ geladene Ionen bewegen sich zum positiven Pol der Stromquelle – der Anode – und werden daher Anionen genannt .
Folglich gibt es eine andere Klassifizierung von Ionen – nach dem Zeichen ihres Angriffs.
Die Summe der Ladungen der Kationen (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) ist gleich der Summe der Ladungen der Anionen (Cl -, OH -, SO 4 2-), wodurch Elektrolytlösungen (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) bleiben elektrisch neutral.
4. Die elektrolytische Dissoziation ist ein reversibler Prozess für schwache Elektrolyte.
Neben dem Dissoziationsprozess (Zerlegung des Elektrolyten in Ionen) findet auch der umgekehrte Prozess statt – Verband(Verbindung von Ionen). Daher wird in den Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation anstelle des Gleichheitszeichens das Reversibilitätszeichen verwendet, zum Beispiel:
5. Nicht alle Elektrolyte zerfallen im gleichen Ausmaß in Ionen.
Hängt von der Art des Elektrolyten und seiner Konzentration ab. Die chemischen Eigenschaften von Elektrolytlösungen werden durch die Eigenschaften der Ionen bestimmt, die sie bei der Dissoziation bilden.
Die Eigenschaften schwacher Elektrolytlösungen werden durch die beim Dissoziationsprozess entstehenden Moleküle und Ionen bestimmt, die im dynamischen Gleichgewicht zueinander stehen.
Der Geruch von Essigsäure ist auf das Vorhandensein von CH 3 COOH-Molekülen zurückzuführen, der saure Geschmack und die Farbänderung der Indikatoren sind auf das Vorhandensein von H + -Ionen in der Lösung zurückzuführen.
Die Eigenschaften von Lösungen starker Elektrolyte werden durch die Eigenschaften der Ionen bestimmt, die bei ihrer Dissoziation entstehen.
Beispielsweise sind die allgemeinen Eigenschaften von Säuren, wie saurer Geschmack, Farbveränderungen von Indikatoren usw., auf das Vorhandensein von Wasserstoffkationen (genauer gesagt Oxoniumionen H 3 O +) in ihren Lösungen zurückzuführen. Die allgemeinen Eigenschaften von Alkalien, wie Seifenigkeit bei Berührung, Farbveränderungen von Indikatoren usw., hängen mit dem Vorhandensein von Hydroxidionen OH - in ihren Lösungen zusammen, und die Eigenschaften von Salzen hängen mit ihrer Zersetzung in Lösung zusammen Metallkationen (oder Ammoniumkationen) und Anionen saurer Rückstände.
Nach der Theorie der elektrolytischen Dissoziation Alle Reaktionen in wässrigen Elektrolytlösungen sind Reaktionen zwischen Ionen. Dies erklärt die hohe Geschwindigkeit vieler chemischer Reaktionen in Elektrolytlösungen.
Reaktionen zwischen Ionen werden aufgerufen ionische Reaktionen, und die Gleichungen dieser Reaktionen sind Ionengleichungen.
Ionenaustauschreaktionen in wässrigen Lösungen können auftreten:
1. Irreversibel, bis zum Ende.
2. Reversibel, das heißt, gleichzeitig in zwei entgegengesetzte Richtungen zu fließen. Austauschreaktionen zwischen starken Elektrolyten in Lösungen laufen vollständig ab oder sind praktisch irreversibel, wenn sich die Ionen miteinander zu Stoffen verbinden:
a) unlöslich;
b) geringe Dissoziation (schwache Elektrolyte);
c) gasförmig.
Hier sind einige Beispiele für molekulare und abgekürzte Ionengleichungen:
Die Reaktion ist irreversibel, weil eines seiner Produkte eine unlösliche Substanz ist.
Die Neutralisationsreaktion ist irreversibel, denn es entsteht ein wenig dissoziierender Stoff – Wasser.
Die Reaktion ist irreversibel, weil CO 2 -Gas und eine gering dissoziierende Substanz – Wasser – entstehen.
Befinden sich unter den Ausgangsstoffen und unter den Reaktionsprodukten schwache Elektrolyte oder schwerlösliche Stoffe, so sind solche Reaktionen reversibel, das heißt, sie verlaufen nicht vollständig.
Bei reversiblen Reaktionen verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung der am wenigsten löslichen oder am wenigsten dissoziierten Stoffe.
Zum Beispiel:
Das Gleichgewicht verschiebt sich in Richtung der Bildung eines schwächeren Elektrolyten – H 2 O. Eine solche Reaktion läuft jedoch nicht vollständig ab: undissoziierte Essigsäuremoleküle und Hydroxidionen verbleiben in der Lösung.
Handelt es sich bei den Ausgangsstoffen um starke Elektrolyte, die bei Wechselwirkung keine unlöslichen oder leicht dissoziierenden Stoffe oder Gase bilden, kommt es zu solchen Reaktionen nicht: Beim Mischen der Lösungen entsteht ein Ionengemisch.
Referenzmaterial zur Durchführung des Tests:
Mendelejew-Tisch
Löslichkeitstabelle
Themen des Einheitlichen Staatsexamen-Kodifikators:Elektrolytische Dissoziation von Elektrolyten in Einführungslösungen. Starke und schwache Elektrolyte.
- das sind Stoffe, deren Lösungen und Schmelzen elektrischen Strom leiten.
Elektrischer Strom ist die geordnete Bewegung geladener Teilchen unter dem Einfluss eines elektrischen Feldes. So enthalten Lösungen oder Schmelzen von Elektrolyten geladene Teilchen. In Elektrolytlösungen ist die elektrische Leitfähigkeit in der Regel auf die Anwesenheit von Ionen zurückzuführen.
Ionen sind geladene Teilchen (Atome oder Atomgruppen). Trennen Sie positiv geladene Ionen ( Kationen) und negativ geladene Ionen ( Anionen).
Elektrolytische Dissoziation - Dabei handelt es sich um den Prozess der Zersetzung eines Elektrolyten in Ionen, wenn er sich auflöst oder schmilzt.
Getrennte Stoffe - Elektrolyte Und Nicht-Elektrolyte. ZU Nicht-Elektrolyte umfassen Stoffe mit einer starken kovalenten unpolaren Bindung (einfache Stoffe), alle Oxide (die chemisch sind). Nicht interagieren mit Wasser), die meisten organischen Substanzen (außer polaren Verbindungen - Carbonsäuren, deren Salze, Phenole) - Aldehyde, Ketone, Kohlenwasserstoffe, Kohlenhydrate.
ZU Elektrolyte Dazu gehören einige Substanzen mit einer kovalenten polaren Bindung und Substanzen mit einem ionischen Kristallgitter.
Was ist die Essenz des Prozesses der elektrolytischen Dissoziation?
Geben Sie einige Natriumchloridkristalle in ein Reagenzglas und fügen Sie Wasser hinzu. Nach einiger Zeit lösen sich die Kristalle auf. Was ist passiert?
Natriumchlorid ist eine Substanz mit einem ionischen Kristallgitter. Der NaCl-Kristall besteht aus Na+-Ionen und Cl - . Im Wasser zerfällt dieser Kristall in Struktureinheiten – Ionen. In diesem Fall werden ionische chemische Bindungen und einige Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Wassermolekülen aufgelöst. Die ins Wasser gelangenden Na+- und Cl--Ionen interagieren mit Wassermolekülen. Im Fall von Chloridionen können wir von der elektrostatischen Anziehung von dipolen (polaren) Wassermolekülen zum Chloranion sprechen, und im Fall von Natriumkationen nähert es sich der Natur eines Donor-Akzeptors (wenn das Elektronenpaar des Sauerstoffatoms). wird in den freien Orbitalen des Natriumions platziert). Umgeben von Wassermolekülen werden die Ionen umhülltHydratationsschale.
Die Dissoziation von Natriumchlorid wird durch die Gleichung beschrieben: NaCl = Na + + Cl - .
Wenn Verbindungen mit einer kovalenten polaren Bindung in Wasser gelöst werden, dehnen Wassermoleküle, die das polare Molekül umgeben, zunächst die darin enthaltene Bindung, wodurch ihre Polarität erhöht wird, und spalten sie dann in Ionen auf, die hydratisiert und gleichmäßig in der Lösung verteilt werden. Beispielsweise dissoziiert Salzsäure wie folgt in Ionen: HCl = H + + Cl - .
Während des Schmelzens, wenn der Kristall erhitzt wird, beginnen die Ionen in den Knoten des Kristallgitters intensive Schwingungen zu erfahren, wodurch es zerstört wird und eine Schmelze entsteht, die aus Ionen besteht.
Der Prozess der elektrolytischen Dissoziation wird durch den Dissoziationsgrad der Stoffmoleküle charakterisiert:
Grad der Dissoziation ist das Verhältnis der Anzahl der dissoziierten (desintegrierten) Moleküle zur Gesamtzahl der Elektrolytmoleküle. Das heißt, welcher Anteil der Moleküle der ursprünglichen Substanz in einer Lösung oder Schmelze in Ionen zerfällt.
α=N prodiss /N out, wobei:
N prodiss ist die Anzahl der dissoziierten Moleküle,
N out ist die anfängliche Anzahl der Moleküle.
Je nach Dissoziationsgrad werden Elektrolyte eingeteilt stark Und schwach.
Starke Elektrolyte (α≈1):
1. Alle löslichen Salze (einschließlich Salze organischer Säuren – Kaliumacetat CH 3 COOK, Natriumformiat HCOONa usw.)
2. Starke Säuren: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (in der ersten Stufe), HClO 4 usw.;
3. Alkalien: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Starke Elektrolyte zerfallen in wässrigen Lösungen fast vollständig in Ionen, jedoch nur in. In Lösungen können selbst starke Elektrolyte nur teilweise zerfallen. Diese. Der Dissoziationsgrad starker Elektrolyte α ist nur für ungesättigte Stofflösungen ungefähr gleich 1. In gesättigten oder konzentrierten Lösungen kann der Dissoziationsgrad starker Elektrolyte kleiner oder gleich 1 sein: α≤1.
Schwache Elektrolyte (α<1):
1. Schwache Säuren, inkl. organisch;
2. Unlösliche Basen und Ammoniumhydroxid NH 4 OH;
3. Unlösliche und einige schwerlösliche Salze (je nach Löslichkeit).
Nicht-Elektrolyte:
1. Oxide, die nicht mit Wasser interagieren (Oxide, die mit Wasser interagieren und beim Auflösen in Wasser eine chemische Reaktion eingehen, um Hydroxide zu bilden);
2. Einfache Substanzen;
3. Die meisten organischen Substanzen mit schwach polaren oder unpolaren Bindungen (Aldehyde, Ketone, Kohlenwasserstoffe usw.).
Wie dissoziieren Substanzen? Sie unterscheiden sich nach dem Grad der Dissoziation stark Und schwach Elektrolyte.
Starke Elektrolyte vollständig dissoziieren (in gesättigten Lösungen), in einem Schritt zerfallen alle Moleküle nahezu irreversibel in Ionen. Bitte beachten Sie, dass bei der Dissoziation in Lösung nur stabile Ionen entstehen. Die häufigsten Ionen finden Sie in der Löslichkeitstabelle – Ihrem offiziellen Spickzettel für jede Prüfung. Der Dissoziationsgrad starker Elektrolyte beträgt ungefähr 1. Beispielsweise entstehen bei der Dissoziation von Natriumphosphat Na + - und PO 4 3– -Ionen:
Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-
NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–
Dissoziation schwache Elektrolyte : Polysäuresäuren und Polysäurebasen erfolgt schrittweise und reversibel. Diese. Bei der Dissoziation schwacher Elektrolyte zerfällt nur ein sehr kleiner Teil der ursprünglichen Partikel in Ionen. Zum Beispiel Kohlensäure:
H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –
HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–
Magnesiumhydroxid dissoziiert ebenfalls in 2 Schritten:
Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –
Auch saure Salze dissoziieren schrittweise, ionische Bindungen werden zuerst gebrochen, dann polare kovalente Bindungen. Zum Beispiel Kaliumhydrogencarbonat und Magnesiumhydroxychlorid:
KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)
HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)
Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α<< 1)
Der Dissoziationsgrad schwacher Elektrolyte liegt deutlich unter 1:α<<1.
Die wichtigsten Bestimmungen der Theorie der elektrolytischen Dissoziation sind somit:
1. Beim Auflösen in Wasser dissoziieren (zerfallen) Elektrolyte in Ionen.
2. Der Grund für die Dissoziation von Elektrolyten im Wasser ist dessen Hydratation, d.h. Wechselwirkung mit Wassermolekülen und Aufbrechen chemischer Bindungen darin.
3. Unter dem Einfluss eines äußeren elektrischen Feldes bewegen sich positiv geladene Ionen in Richtung einer positiv geladenen Elektrode – der Kathode; sie werden Kationen genannt. Negativ geladene Elektronen bewegen sich in Richtung der negativen Elektrode – der Anode. Sie werden Anionen genannt.
4. Die elektrolytische Dissoziation erfolgt bei schwachen Elektrolyten reversibel und bei starken Elektrolyten praktisch irreversibel.
5. Abhängig von den äußeren Bedingungen, der Konzentration und der Art des Elektrolyten können Elektrolyte in unterschiedlichem Ausmaß in Ionen zerfallen.
6. Die chemischen Eigenschaften von Ionen unterscheiden sich von den Eigenschaften einfacher Stoffe. Die chemischen Eigenschaften von Elektrolytlösungen werden durch die Eigenschaften der Ionen bestimmt, die bei der Dissoziation daraus entstehen.
Beispiele.
1. Bei unvollständiger Dissoziation von 1 Mol Salz betrug die Gesamtzahl positiver und negativer Ionen in der Lösung 3,4 Mol. Salzformel – a) K 2 S b) Ba(ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe(NO 3) 3
Lösung: Bestimmen wir zunächst die Stärke der Elektrolyte. Dies lässt sich ganz einfach anhand der Löslichkeitstabelle durchführen. Alle in den Antworten angegebenen Salze sind löslich, d.h. starke Elektrolyte. Als nächstes schreiben wir die Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation auf und verwenden die Gleichung, um die maximale Anzahl von Ionen in jeder Lösung zu bestimmen:
A) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , bei der vollständigen Zersetzung von 1 Mol Salz entstehen 3 Mol Ionen; mehr als 3 Mol Ionen können nicht gewonnen werden;
B) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 – Auch hier werden bei der Zersetzung von 1 Mol Salz 3 Mol Ionen gebildet, mehr als 3 Mol Ionen werden nicht gebildet;
V) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 –, bei der Zersetzung von 1 Mol Ammoniumnitrat entstehen maximal 2 Mol Ionen, es entstehen nicht mehr als 2 Mol Ionen;
G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 – Bei der vollständigen Zersetzung von 1 Mol Eisen(III)-nitrat entstehen 4 Mol Ionen. Folglich ist bei unvollständiger Zersetzung von 1 Mol Eisennitrat die Bildung einer geringeren Anzahl von Ionen möglich (in einer gesättigten Salzlösung ist eine unvollständige Zersetzung möglich). Daher passt Option 4 zu uns.
Die Leitfähigkeit von Stoffen mit elektrischem Strom oder die fehlende Leitfähigkeit kann mit einem einfachen Gerät beobachtet werden.
Es besteht aus Kohlenstoffstäben (Elektroden), die über Drähte mit einem Stromnetz verbunden sind. Im Stromkreis ist ein elektrisches Licht enthalten, das anzeigt, ob Strom im Stromkreis vorhanden ist oder nicht. Wenn Sie die Elektroden in eine Zuckerlösung tauchen, leuchtet die Glühbirne nicht. Aber es wird hell leuchten, wenn man sie in eine Natriumchloridlösung taucht.
Als Elektrolyte werden Stoffe bezeichnet, die in Lösungen oder Schmelzen in Ionen zerfallen und dadurch elektrischen Strom leiten.
Stoffe, die unter gleichen Bedingungen nicht in Ionen zerfallen und keinen elektrischen Strom leiten, werden Nichtelektrolyte genannt.
Zu den Elektrolyten zählen Säuren, Basen und fast alle Salze.
Zu den Nichtelektrolyten zählen die meisten organischen Verbindungen sowie Stoffe, deren Moleküle nur kovalente unpolare oder niedrigpolare Bindungen enthalten.
Elektrolyte sind Leiter zweiter Art. In einer Lösung oder Schmelze zerfallen sie in Ionen, weshalb Strom fließt. Offensichtlich leitet eine Lösung den elektrischen Strom umso besser, je mehr Ionen sie enthält. Reines Wasser leitet Strom sehr schlecht.
Es gibt starke und schwache Elektrolyte.
Starke Elektrolyte zerfallen beim Auflösen vollständig in Ionen.
Diese beinhalten:
1) fast alle Salze;
2) viele Mineralsäuren, zum Beispiel H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI, HMnO 4, HClO 3, HClO 4;
3) Basen von Alkali- und Erdalkalimetallen.
Schwache Elektrolyte In Wasser gelöst zerfallen sie nur teilweise in Ionen.
Diese beinhalten:
1) fast alle organischen Säuren;
2) einige Mineralsäuren, zum Beispiel H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HClO, H 2 SiO 3;
3) viele Metallbasen (außer Alkali- und Erdalkalimetallbasen) sowie NH 4 OH, das als Ammoniakhydrat NH 3 ∙H 2 O dargestellt werden kann.
Wasser ist ein schwacher Elektrolyt.
Schwache Elektrolyte können keine hohe Ionenkonzentration in Lösung erzeugen.
Grundprinzipien der Theorie der elektrolytischen Dissoziation.
Der Zerfall von Elektrolyten in Ionen beim Auflösen in Wasser wird als elektrolytische Dissoziation bezeichnet.
So zerfällt Natriumchlorid NaCl beim Auflösen in Wasser vollständig in Natriumionen Na + und Chloridionen Cl –.
Wasser bildet nur in sehr geringen Mengen Wasserstoffionen H + und Hydroxidionen OH –.
Um die Eigenschaften wässriger Elektrolytlösungen zu erklären, schlug der schwedische Wissenschaftler S. Arrhenius 1887 die Theorie der elektrolytischen Dissoziation vor. Anschließend wurde es von vielen Wissenschaftlern auf der Grundlage der Lehre vom Aufbau von Atomen und chemischen Bindungen entwickelt.
Der moderne Inhalt dieser Theorie lässt sich auf die folgenden drei Bestimmungen reduzieren:
1. Elektrolyte zerfallen (dissoziieren) beim Auflösen in Wasser in Ionen – positiv und negativ.
Ionen befinden sich in stabileren elektronischen Zuständen als Atome. Они могут состоять из одного атома - это простые ионы (Na + , Mg 2+ , Аl 3+ и т.д.) - или из нескольких атомов - это сложные ионы (NО 3 - , SO 2- 4 , РО З- 4 usw.).
2. Unter dem Einfluss eines elektrischen Stroms erhalten Ionen eine gerichtete Bewegung: Positiv geladene Ionen bewegen sich in Richtung Kathode, negativ geladene Ionen bewegen sich in Richtung Anode. Daher werden erstere als Kationen, letztere als Anionen bezeichnet.
Die gerichtete Bewegung von Ionen erfolgt durch ihre Anziehung durch entgegengesetzt geladene Elektroden.
3. Dissoziation ist ein reversibler Prozess: Parallel zum Zerfall von Molekülen in Ionen (Dissoziation) findet der Prozess der Vereinigung von Ionen (Assoziation) statt.
Daher wird in den Gleichungen der elektrolytischen Dissoziation anstelle des Gleichheitszeichens das Reversibilitätszeichen verwendet. Beispielsweise lautet die Gleichung für die Dissoziation eines Elektrolytmoleküls KA in ein K + -Kation und ein A – -Anion im Allgemeinen wie folgt:
KA ↔ K + + A -
Die Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist eine der Haupttheorien der anorganischen Chemie und steht in vollem Einklang mit der Atommolekularwissenschaft und der Theorie der Atomstruktur.
Grad der Dissoziation.
Eines der wichtigsten Konzepte der Arrheniusschen Theorie der elektrolytischen Dissoziation ist das Konzept des Dissoziationsgrads.
Der Dissoziationsgrad (a) ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen dissoziierten Moleküle (n") zur Gesamtzahl der gelösten Moleküle (n):
Der Grad der Elektrolytdissoziation wird experimentell bestimmt und in Bruchteilen einer Einheit oder in Prozent ausgedrückt. Wenn α = 0, dann findet keine Dissoziation statt, und wenn α = 1 oder 100 %, dann zerfällt der Elektrolyt vollständig in Ionen. Wenn α = 20 %, bedeutet dies, dass von 100 Molekülen eines bestimmten Elektrolyten 20 in Ionen zerfallen sind.
Unterschiedliche Elektrolyte weisen unterschiedliche Dissoziationsgrade auf. Die Erfahrung zeigt, dass es von der Elektrolytkonzentration und der Temperatur abhängt. Mit einer Abnahme der Elektrolytkonzentration, d.h. Bei Verdünnung mit Wasser nimmt der Dissoziationsgrad immer zu. In der Regel nimmt der Dissoziationsgrad und die Temperaturerhöhung zu. Je nach Dissoziationsgrad werden Elektrolyte in starke und schwache unterteilt.
Betrachten wir die Gleichgewichtsverschiebung zwischen undissoziierten Molekülen und Ionen während der elektrolytischen Dissoziation eines schwachen Elektrolyten – Essigsäure:
CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +
Wenn eine Essigsäurelösung mit Wasser verdünnt wird, verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung Ionenbildung und der Dissoziationsgrad der Säure nimmt zu. Im Gegenteil: Beim Verdampfen einer Lösung verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Säuremolekülen – der Dissoziationsgrad nimmt ab.
Aus diesem Ausdruck ist ersichtlich, dass α von 0 (keine Dissoziation) bis 1 (vollständige Dissoziation) variieren kann. Der Grad der Dissoziation wird häufig in Prozent angegeben. Der Grad der Elektrolytdissoziation kann nur experimentell bestimmt werden, beispielsweise durch Messung des Gefrierpunkts der Lösung, durch die elektrische Leitfähigkeit der Lösung usw.
Dissoziationsmechanismus
Stoffe mit ionischen Bindungen dissoziieren am leichtesten. Wie Sie wissen, bestehen diese Stoffe aus Ionen. Beim Auflösen richten sich die Wasserdipole um die positiven und negativen Ionen aus. Zwischen den Ionen und Dipolen des Wassers entstehen gegenseitige Anziehungskräfte. Dadurch wird die Bindung zwischen den Ionen geschwächt und die Ionen wandern vom Kristall in die Lösung. Dabei entstehen hydratisierte Ionen, d.h. Ionen, die chemisch an Wassermoleküle gebunden sind.
Auf ähnliche Weise dissoziieren Elektrolyte, deren Moleküle nach der Art der polaren kovalenten Bindung gebildet werden (polare Moleküle). Um jedes polare Molekül eines Stoffes sind auch Wasserdipole ausgerichtet, die mit ihren negativen Polen vom positiven Pol des Moleküls und mit ihren positiven Polen vom negativen Pol angezogen werden. Durch diese Wechselwirkung wird die verbindende Elektronenwolke (Elektronenpaar) vollständig in Richtung des Atoms mit höherer Elektronegativität verschoben, das polare Molekül verwandelt sich in ein ionisches und dann bilden sich leicht hydratisierte Ionen:
Die Dissoziation polarer Moleküle kann vollständig oder teilweise erfolgen.
Elektrolyte sind also Verbindungen mit ionischen oder polaren Bindungen – Salze, Säuren und Basen. Und sie können in polaren Lösungsmitteln in Ionen dissoziieren.
Dissoziationskonstante.
Dissoziationskonstante. Ein genaueres Merkmal der Elektrolytdissoziation ist die Dissoziationskonstante, die nicht von der Konzentration der Lösung abhängt.
Der Ausdruck für die Dissoziationskonstante kann erhalten werden, indem die Gleichung für die Dissoziationsreaktion des AA-Elektrolyten in allgemeiner Form geschrieben wird:
A K → A - + K + .
Da es sich bei der Dissoziation um einen reversiblen Gleichgewichtsprozess handelt, wird auf diese Reaktion das Massenwirkungsgesetz angewendet und die Gleichgewichtskonstante kann wie folgt definiert werden:
Dabei ist K die Dissoziationskonstante, die von der Temperatur und der Art des Elektrolyten und Lösungsmittels abhängt, jedoch nicht von der Konzentration des Elektrolyten.
Der Bereich der Gleichgewichtskonstanten für verschiedene Reaktionen ist sehr groß – von 10 -16 bis 10 15. Zum Beispiel hoher Wert ZU für Reaktion
bedeutet, dass, wenn metallisches Kupfer zu einer Lösung mit Silberionen Ag + hinzugefügt wird, zum Zeitpunkt des Erreichens des Gleichgewichts die Konzentration der Kupferionen viel größer ist als das Quadrat der Konzentration der Silberionen 2. Im Gegenteil, niedriger Wert ZU als Reaktion
weist darauf hin, dass zum Zeitpunkt des Erreichens des Gleichgewichts eine vernachlässigbare Menge Silberiodid AgI gelöst war.
Achten Sie besonders auf die Schreibweise von Ausdrücken für die Gleichgewichtskonstante. Wenn sich die Konzentrationen einiger Reaktanten während der Reaktion nicht wesentlich ändern, werden sie nicht in den Ausdruck für die Gleichgewichtskonstante geschrieben (Solche Konstanten werden mit K 1 bezeichnet).
Für die Reaktion von Kupfer mit Silber wäre der Ausdruck also falsch:
Die richtige Form wäre:
Dies wird dadurch erklärt, dass die Konzentrationen von metallischem Kupfer und Silber in die Gleichgewichtskonstante einfließen. Kupfer- und Silberkonzentrationen werden durch ihre Dichte bestimmt und können nicht geändert werden. Daher macht es keinen Sinn, diese Konzentrationen bei der Berechnung der Gleichgewichtskonstante zu berücksichtigen.
Die Ausdrücke für die Gleichgewichtskonstanten beim Auflösen von AgCl und AgI werden auf ähnliche Weise erklärt
Produkt der Löslichkeit. Die Dissoziationskonstanten schwerlöslicher Metallsalze und -hydroxide werden als Löslichkeitsprodukt der entsprechenden Stoffe bezeichnet (bezeichnet als PR).
Für die Wasserdissoziationsreaktion
Der konstante Ausdruck lautet:
Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass sich die Wasserkonzentration bei Reaktionen in wässrigen Lösungen nur geringfügig ändert. Daher wird angenommen, dass die Konzentration von [H 2 O] konstant bleibt und in die Gleichgewichtskonstante eingeführt wird.
Säuren, Basen und Salze unter dem Gesichtspunkt der elektrolytischen Dissoziation.
Mithilfe der Theorie der elektrolytischen Dissoziation definieren und beschreiben sie die Eigenschaften von Säuren, Basen und Salzen.
Säuren sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation ausschließlich Wasserstoffkationen als Kationen entstehen.
Zum Beispiel:
НCl ↔ Н + + С l - ;
CH 3 COOH ↔ H + + CH 3 COO -
Die Dissoziation einer mehrbasischen Säure erfolgt hauptsächlich im ersten Schritt, in geringerem Maße im zweiten und nur in geringem Maße im dritten Schritt. Daher gibt es in einer wässrigen Lösung von beispielsweise Phosphorsäure neben H 3 PO 4-Molekülen Ionen (in sukzessive abnehmenden Mengen) H 2 PO 2-4, HPO 2-4 und PO 3-4
N 3 PO 4 ↔ N + + N 2 PO - 4 (erste Stufe)
N 2 PO - 4 ↔ N + + NPO 2- 4 (zweite Stufe)
NRO 2- 4 ↔ N+ PO Z- 4 (dritte Stufe)
Die Basizität einer Säure wird durch die Anzahl der Wasserstoffkationen bestimmt, die bei der Dissoziation entstehen.
Also HCl, HNO 3 – einbasige Säuren – es entsteht ein Wasserstoffkation;
H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 4 - zweibasisch,
H 3 PO 4, H 3 AsO 4 sind tribasisch, da zwei bzw. drei Wasserstoffkationen gebildet werden.
Von den vier im Essigsäuremolekül CH 3 COOH enthaltenen Wasserstoffatomen kann nur eines, das Teil der Carboxylgruppe – COOH – ist, in Form des H + -Kations – einbasige Essigsäure – abgespalten werden.
Zwei- und mehrwertige Säuren dissoziieren schrittweise (allmählich).
Basen sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation ausschließlich Hydroxidionen als Anionen entstehen.
Zum Beispiel:
KOH ↔ K + + OH - ;
NH 4 OH ↔ NH + 4 + OH -
Basen, die sich in Wasser lösen, werden Alkalien genannt. Es gibt nicht viele davon. Dies sind die Basen von Alkali- und Erdalkalimetallen: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH und Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2, Ra(OH) 2, sowie NH 4 OH. Die meisten Basen sind in Wasser schwer löslich.
Der Säuregehalt einer Base wird durch die Anzahl ihrer Hydroxylgruppen (Hydroxygruppen) bestimmt. Beispielsweise ist NH 4 OH eine Base mit einer Säure, Ca(OH) 2 ist eine Base mit zwei Säuren, Fe(OH) 3 ist eine Base mit drei Säuren usw. Basen mit zwei und mehreren Säuren dissoziieren schrittweise
Ca(OH) 2 ↔ Ca(OH) + + OH - (erste Stufe)
Ca(OH) + ↔ Ca 2+ + OH - (zweite Stufe)
Es gibt jedoch Elektrolyte, die bei der Dissoziation gleichzeitig Wasserstoffkationen und Hydroxidionen bilden. Diese Elektrolyte werden amphoter oder Ampholyte genannt. Dazu gehören Wasser, Zink, Aluminium, Chromhydroxide und eine Reihe weiterer Stoffe. Wasser beispielsweise zerfällt in H+- und OH--Ionen (in geringen Mengen):
H 2 O ↔ H + + OH -
Folglich hat es gleichermaßen ausgeprägte saure Eigenschaften aufgrund der Anwesenheit von Wasserstoffkationen H + und alkalische Eigenschaften aufgrund der Anwesenheit von OH – -Ionen.
Die Dissoziation von amphoterem Zinkhydroxid Zn(OH) 2 kann durch die Gleichung ausgedrückt werden
2OH - + Zn 2+ + 2H 2 O ↔ Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2- + 2H +
Salze sind Elektrolyte, bei deren Dissoziation Metallkationen sowie Ammoniumkationen (NH 4) und Anionen von Säureresten entstehen
Zum Beispiel:
(NH 4) 2 SO 4 ↔ 2NH + 4 + SO 2- 4;
Na 3 PO 4 ↔ 3Na + + PO 3- 4
Auf diese Weise dissoziieren mittlere Salze. Saure und basische Salze dissoziieren schrittweise. In sauren Salzen werden zunächst Metallionen und dann Wasserstoffkationen abgespalten. Zum Beispiel:
KHSO 4 ↔ K + + HSO - 4
HSO - 4 ↔ H + + SO 2- 4
In basischen Salzen werden zunächst Säurereste und dann Hydroxidionen abgespalten.
Mg(OH)Cl ↔ Mg(OH) + + Cl -
