Стойността на a се изразява във фракции от единица или в% и зависи от естеството на електролита, разтворителя, температурата, концентрацията и състава на разтвора.
Разтворителят играе специална роля: в някои случаи, когато се преминава от водни разтвори към органични разтворители, степента на дисоциация на електролитите може рязко да се увеличи или намали. По-нататък, при липса на специални инструкции, ще приемем, че разтворителят е вода.
Според степента на дисоциация електролитите условно се разделят на силен(a> 30%), средно аритметично (3% < a < 30%) и слаб(а< 3%).
Силните електролити включват:
1) някои не органични киселини(HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 и редица други);
2) хидроксиди на алкални (Li, Na, K, Rb, Cs) и алкалоземни (Ca, Sr, Ba) метали;
3) почти всички разтворими соли.
Средно яките електролити включват Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF и някои други.
Всеки смята слабите електролити карбоксилни киселини(с изключение на HCOOH) и хидратирани форми на алифатни и ароматни амини. Много неорганични киселини (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 и др.) и основи (NH 3 ∙ H 2 O) също са слаби електролити.
Въпреки някои съвпадения, като цяло не бива да се отъждествява разтворимостта на веществото със степента му на дисоциация. И така, оцетна киселина и етанолса безкрайно разтворими във вода, но в същото време първото вещество е слаб електролит, а второто е неелектролит.
Киселини и основи
Въпреки че термините "киселина" и "основа" са широко използвани за описание химични процеси, няма единен подход към класификацията на веществата по отношение на класифицирането им като киселини или основи. Съществуващите в момента теории ( йоннатеория С. Арениус, протолитнитеория И. Бронстед и Т. Лоурии електроннитеория Г. Луис) имат определени ограничения и следователно са приложими само в специални случаи. Нека се спрем на всяка една от тези теории по-подробно.
Теорията на Арениус.
В йонната теория на Арениус понятията "киселина" и "основа" са тясно свързани с процеса на електролитна дисоциация:
Киселината е електролит, който се дисоциира в разтвори, за да образува Н + йони;
Основата е електролит, който се дисоциира в разтвори с образуването на ОН - йони;
Амфолитът (амфотерен електролит) е електролит, който се дисоциира в разтвори, за да образува както H +, така и OH - йони.
Например:
HA ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄ Ме (ОН) n ⇄ Ме n + + nОН -В съответствие с йонната теория, киселините могат да бъдат както неутрални молекули, така и йони, например:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Подобни примери могат да бъдат дадени по причини:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al (OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Амфолитите включват хидроксиди на цинк, алуминий, хром и някои други, както и аминокиселини, протеини, нуклеинови киселини.
Като цяло киселинно-алкалното взаимодействие в разтвора се редуцира до реакция на неутрализация:
H + + OH - H 2 O
Въпреки това, редица експериментални данни показват ограниченията на йонната теория. И така, амоняк, органични амини, метални оксиди като Na 2 O, CaO, аниони на слаби киселини и др. при липса на вода те проявяват свойствата на типичните основи, въпреки че не съдържат хидроксидни йони.
От друга страна, много оксиди (SO 2, SO 3, P 2 O 5 и др.), халогениди, киселинни халогениди, които нямат водородни йони в състава си, дори при липса на вода, проявяват киселинни свойства, т.е. неутрализират основите.
В допълнение, поведението на електролита в воден разтвора в неводна среда може да е обратното.
И така, CH 3 COOH във вода е слаба киселина:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
и в течен флуороводород той проявява основни свойства:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Изследвания подобни типовереакции, и особено реакциите, протичащи в неводни разтворители, доведоха до създаването на повече общи теориикиселини и основи.
Теорията на Бронстед и Лоури.
По-нататъчно развитиетеорията на киселините и основите е протолитичната (протонна) теория, предложена от И. Бронстед и Т. Лоури. Според тази теория:
Киселина е всяко вещество, чиито молекули (или йони) са способни да дарят протон, т.е. да бъде донор на протони;
Основа е всяко вещество, чиито молекули (или йони) са способни да прикрепят протон, т.е. бъде акцептор на протони;
По този начин концепцията за фондацията е значително разширена, което се потвърждава от следните реакции:
OH - + H + H 2 O
NH3 + H + NH4+
H2N-NH3 + + H + H3N + -NH3+
Според теорията на И. Бронстед и Т. Лоури, киселината и основата образуват конюгирана двойка и са свързани чрез равновесие:
КИСЕЛИНА ⇄ ПРОТОН + БАЗА
Тъй като реакцията на пренос на протон (протолитичната реакция) е обратима и протонът също се пренася в обратния процес, реакционните продукти са киселинни и основни един спрямо друг. Това може да се запише като равновесен процес:
HA + B ⇄ VN + + A -,
където HA е киселина, B е основа, BH + е киселина, конюгирана с основа B, A - е основа, конюгирана с киселина HA.
Примери.
1) в реакцията:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl и H2O са киселини, Cl - и OH - са съответните бази, конюгирани с тях;
2) в реакцията:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - и H 3 O + - киселини, SO 4 2 - и H 2O - основи;
3) в реакцията:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + е киселина, NH 2 е основа, а NH 3 действа едновременно като киселина (една молекула) и като основа (друга молекула), т.е. показва признаци на амфотерност - способността да проявява свойствата на киселина и основа.
Водата също има тази способност:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Тук една молекула Н 2 О свързва протон (основа), образувайки конюгирана киселина - хидроксониевия йон Н 3 О +, другата отдава протон (киселина), образувайки конюгирана основа ОН -. Този процес се нарича автопротолиза.
От дадените примери се вижда, че за разлика от идеите на Арениус, в теорията на Бронстед и Лоури, реакциите на киселини с основи не водят до взаимна неутрализация, а са придружени от образуване на нови киселини и основи. .
Трябва също да се отбележи, че протолитичната теория разглежда понятията "киселина" и "основа" не като свойство, а като функция, която разглежданото съединение изпълнява в протолитична реакция. Едно и също съединение може да реагира като киселина при едни условия и като основа при други. Така че във воден разтвор CH 3 COOH проявява свойствата на киселина, а в 100% H 2 SO 4 - на основа.
Въпреки достойнствата си обаче, протолитичната теория, подобно на теорията на Арениус, не е приложима за вещества, които не съдържат водородни атоми, но в същото време проявяват функцията на киселина: бор, алуминий, силиций, калаени халогениди.
Теория на Луис.
Друг подход към класификацията на веществата по отношение на приписването им на киселини и основи е електронната теория на Луис. В рамките на електронната теория:
киселината е частица (молекула или йон), способна да прикрепи електронна двойка (акцептор на електрони);
базата е частица (молекула или йон), способна да дари електронна двойка (електронен донор).
Според Люис киселината и основата взаимодействат помежду си, за да образуват донорно-акцепторна връзка. В резултат на присъединяването на двойка електрони, електрон с електронен дефицит има пълна електронна конфигурация - октет от електрони. Например:
Реакцията между неутралните молекули може да бъде представена по подобен начин:
Реакцията на неутрализация от гледна точка на теорията на Люис се разглежда като добавяне на електронна двойка хидроксиден йон към водороден йон, което осигурява свободна орбитала за настаняване на тази двойка:
Така самият протон, който лесно свързва електронна двойка, от гледна точка на теорията на Люис, изпълнява функцията на киселина. В това отношение киселините на Бронстед могат да се разглеждат като продукти на реакцията между киселините на Люис и основите. Така че HCl е продукт на неутрализацията на киселината H + с основата Cl -, а йонът H 3 O + се образува в резултат на неутрализацията на киселината H + с основата H 2 O.
Реакциите между киселини и бази на Люис също са илюстрирани със следните примери:
Базите на Люис включват също халогенидни йони, амоняк, алифатни и ароматни амини, съдържащи кислород органични съединениятип R2CO, (където R е органичен радикал).
Киселините на Люис включват халогениди на бор, алуминий, силиций, калай и други елементи.
Очевидно в теорията на Луис понятието "киселина" включва по-широк спектър от химични съединения. Това се дължи на факта, че според Люис приписването на дадено вещество към класа киселини се дължи единствено на структурата на неговата молекула, която определя електрон-акцепторните свойства, и не е задължително свързана с наличието на водород атоми. Луисовите киселини, които не съдържат водородни атоми, се наричат апротичен.
Стандарти за решаване на проблеми
1. Напишете уравнението за електролитната дисоциация на Al 2 (SO 4) 3 във вода.
Алуминиевият сулфат е силен електролит и във воден разтвор претърпява пълно разлагане до йони. Уравнение на дисоциация:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y) H 2 O 2 3+ + 3 2 -,
или (с изключение на процеса на йонна хидратация):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.
2. Какво представлява йонът HCO 3 - от гледна точка на теорията на Бронстед-Лоури?
В зависимост от условията, йонът HCO 3 може да откаже протоните по двата начина:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
и добавете протони:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Така в първия случай йонът HCO 3 е киселина, във втория - основа, тоест е амфолит.
3. Определете какво е Ag + йонът в реакцията от гледна точка на теорията на Люис:
Ag + + 2NH 3 +
В процеса на обучение химически връзки, който протича по механизма донор-акцептор, йонът Ag +, имащ свободна орбитала, е акцептор на електронни двойки и по този начин проявява свойствата на киселина на Люис.
4. Определете йонната сила на разтвор, в един литър от който има 0,1 mol KCl и 0,1 mol Na 2 SO 4.
Дисоциацията на представените електролити протича в съответствие с уравненията:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Следователно: C (K +) = C (Cl -) = C (KCl) = 0,1 mol / l;
C (Na +) = 2 × C (Na 2 SO 4) = 0,2 mol / l;
C (SO 4 2 -) = C (Na2S04) = 0,1 mol/l.
Йонната сила на разтвора се изчислява по формулата:
5. Определете концентрацията на CuSO 4 в разтвор на даден електролит с аз= 0,6 mol/l.
Дисоциацията на CuSO 4 протича съгласно уравнението:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Да вземем C (CuSO 4) за х mol / l, тогава, в съответствие с уравнението на реакцията, C (Cu 2+) = C (SO 4 2 -) = хмол/л. V в такъв случайизразът за изчисляване на йонната сила ще бъде:
6. Определете коефициента на активност на йона K + във воден разтвор на KCl с C (KCl) = 0,001 mol / l.
което в този случай ще приеме формата:
.
Намираме йонната сила на разтвора по формулата:
7. Определете коефициента на активност на йона Fe 2+ във воден разтвор, чиято йонна сила е 1.
Според закона на Дебай-Хюкел:
следователно:
8. Определете константата на дисоциация на киселината НА, ако в разтвор на тази киселина с концентрация 0,1 mol / l a = 24%.
По големината на степента на дисоциация може да се определи, че тази киселина е електролит със средна сила. Следователно, за да изчислим константата на киселинна дисоциация, ние използваме закона за разреждане на Оствалд в пълната му форма:
9. Определете концентрацията на електролита, ако a = 10%, К d = 10 - 4.
От закона за развъждане на Оствалд:
10. Степента на дисоциация на едноосновната киселина НА не надвишава 1%. (HA) = 6,4 × 10 - 7. Определете степента на дисоциация на HA в неговия разтвор с концентрация 0,01 mol / L.
По големината на степента на дисоциация може да се определи, че тази киселина е слаб електролит. Това ви позволява да използвате приблизителната формула за закона за разреждане на Оствалд:
11. Степента на дисоциация на електролита в неговия разтвор с концентрация 0,001 mol / l е 0,009. Определете константата на дисоциация на този електролит.
От постановката на задачата се вижда, че този електролит е слаб (a = 0,9%). Ето защо:
12. (HNO2) = 3,35. Сравнете силата на HNO 2 със силата на едноосновната киселина HA, чиято степен на дисоциация в разтвор с C (HA) = 0,15 mol / l е 15%.
Изчислете (HA), като използвате пълна формауравнения на Оствалд:
Тъй като (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более силна киселинав сравнение с HNO 2.
13. Има два разтвора на KCl, съдържащи и други йони. Известно е, че йонната сила на първия разтвор ( аз 1) е равно на 1, а второто ( аз 2) е 10 - 2. Сравнете нивата на активност е(K +) в тези разтвори и заключете как свойствата на тези разтвори се различават от свойствата на безкрайно разредените разтвори на KCl.
Изчисляваме коефициентите на активност на йони K +, използвайки закона на Debye-Hückel:
Коефициент на активност ее мярка за отклонението в поведението на електролитен разтвор с дадена концентрация от неговото поведение при безкрайно разреждане на разтвора.
Защото е 1 = 0,316 се отклонява повече от 1 отколкото е 2 = 0,891, то в разтвор с по-висока йонна сила се наблюдава по-голямо отклонение в поведението на разтвора на KCl от поведението му при безкрайно разреждане.
Въпроси за самоконтрол
1. Какво е електролитна дисоциация?
2. Кои вещества се наричат електролити и неелектролити? Дай примери.
3. Каква е степента на дисоциация?
4. Кои фактори определят степента на дисоциация?
5. Кои електролити се считат за силни? Какви са средните сили? Кои са слабите? Дай примери.
6. Каква е константата на дисоциация? От какво зависи дисоциационната константа и от какво не?
7. Каква е връзката между константата и степента на дисоциация в бинарни разтвори на средни и слаби електролити?
8. Защо разтворите на силни електролити показват отклонения от идеалността в поведението си?
9. Каква е същността на термина "видима степен на дисоциация"?
10. Какво е йонна активност? Какво е процент на активност?
11. Как се променя стойността на коефициента на активност при разреждане (концентрация) на силен електролитен разтвор? Каква е пределната стойност на коефициента на активност при безкрайно разреждане на разтвора?
12. Каква е йонната сила на разтвора?
13. Как се изчислява коефициентът на активност? Формулирайте закона на Дебай-Хюкел.
14. Каква е същността на йонната теория на киселините и основите (теория на Арениус)?
15. Какво е фундаментална разликапротолитичната теория на киселините и основите (теорията на Бронстед и Лоури) от теорията на Арениус?
16. Как електронната теория (теорията на Люис) тълкува понятието "киселина" и "основа"? Дай примери.
Опции за задачи за независимо решение
Вариант номер 1
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Fe 2 (SO 4) 3.
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.
Вариант номер 2
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на CuCl 2.
2. Определете какво представлява йонът S 2 от гледна точка на теорията на Люис - в реакцията:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Изчислете моларната концентрация на електролита в разтвора, ако a = 0,75%, a = 10 - 5.
Вариант номер 3
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Na 2 SO 4.
2. Определете какво, от гледна точка на теорията на Люис, е CN йонът - в реакцията:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. Йонната сила на разтвора на CaCl 2 е 0,3 mol / l. Изчислете C (CaCl 2).
Вариант номер 4
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Ca (OH) 2.
2. Определете каква е молекулата H2O в реакцията от гледна точка на теорията на Бронстед:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Йонната сила на разтвора на K 2 SO 4 е 1,2 mol / l. Изчислете C (K 2 SO 4).
Вариант номер 5
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация K 2 SO 3.
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
3. (CH3COOH) = 4.74. Сравнете силата на CH 3 COOH със силата на едноосновната киселина HA, чиято степен на дисоциация в разтвор с C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l е равна на 10%.
Вариант номер 6
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация K 2 S.
2. Определете каква от гледна точка на теорията на Люис е молекулата AlBr 3 в реакцията:
Br - + AlBr 3 ⇄ -.
Вариант номер 7
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Fe (NO 3) 2.
2. Определете какво, от гледна точка на теорията на Люис, е Cl - йонът в реакцията:
Cl - + AlCl 3 ⇄ -.
Вариант номер 8
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на K 2 MnO 4.
2. Определете какво представлява йонът HSO 3 от гледна точка на теорията на Бронстед - в реакцията:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Вариант номер 9
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Al 2 (SO 4) 3.
2. Определете какъв е йонът Co 3+ в реакцията от гледна точка на теорията на Люис:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. 1 литър разтвор съдържа 0,348 g K 2 SO 4 и 0,17 g NaNO 3. Определете йонната сила на този разтвор.
Вариант номер 10
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Ca (NO 3) 2.
2. Определете каква е молекулата H2O в реакцията от гледна точка на теорията на Бронстед:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.
3. Изчислете концентрацията на електролита в разтвора, ако a = 5%, a = 10 - 5.
Вариант номер 11
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на KMnO 4.
2. Определете какво е Cu 2+ йонът в реакцията от гледна точка на теорията на Люис:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.
3. Изчислете коефициента на активност на Cu 2+ йона в разтвор на CuSO 4 с C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.
Вариант номер 12
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Na 2 CO 3.
2. Определете каква е молекулата H2O в реакцията от гледна точка на теорията на Бронстед:
K + + xH 2 O ⇄ +.
3. Има два разтвора на NaCl, съдържащи други електролити. Стойностите на йонната сила на тези разтвори са съответно равни: аз 1 = 0,1 mol / l, аз 2 = 0,01 mol/l. Сравнете нивата на активност е(Na +) в тези разтвори.
Вариант номер 13
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Al (NO 3) 3.
2. Определете каква е молекулата на RNH 2 в реакцията от гледна точка на теорията на Люис:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Сравнете коефициентите на активност на катиони в разтвор, съдържащ FeSO 4 и KNO 3, при условие че концентрациите на електролита са съответно 0,3 и 0,1 mol/l.
Вариант номер 14
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация K 3 PO 4.
2. Определете какъв е йонът H 3 O + в реакцията от гледна точка на теорията на Бронстед:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Вариант номер 15
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация K 2 SO 4.
2. Определете какво, от гледна точка на теорията на Люис, е Pb (OH) 2 в реакцията:
Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.
Вариант номер 16
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Ni (NO 3) 2.
2. Определете какво е хидрониевият йон (H 3 O +) в реакцията от гледна точка на теорията на Бронстед:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Йонната сила на разтвор, съдържащ само Na 3 PO 4, е 1,2 mol / l. Определете концентрацията на Na3PO4.
Вариант номер 17
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация (NH 4) 2 SO 4.
2. Определете какъв е йонът NH 4 + в реакцията от гледна точка на теорията на Бронстед:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Йонната сила на разтвор, съдържащ както KI, така и Na 2 SO 4, е равна на 0,4 mol/l. C (KI) = 0,1 mol/L. Определете концентрацията на Na2SO4.
Вариант номер 18
1. Напишете уравнението на електролитната дисоциация на Cr 2 (SO 4) 3.
2. Определете какво, от гледна точка на теорията на Бронстед, е протеинова молекула в реакцията:
ИНФОРМАЦИОНЕН БЛОК
PH скала
Таблица 3.Връзката между концентрациите на йони H + и OH -.
Стандарти за решаване на проблеми
1. Концентрацията на водородните йони в разтвора е 10 - 3 mol / l. Изчислете стойностите на pH, pOH и [OH -] в този разтвор. Определете средата на разтвора.
Забележка.За изчисления се използват следните съотношения: lg10 а = а; 10 lg а = а.
Разтворната среда с рН = 3 е кисела, тъй като рН< 7.
2. Изчислете рН на разтвора на солна киселинас моларна концентрация 0,002 mol / l.
Тъй като в разреден разтвор на HC1 "1 и в разтвор на едноосновна киселина C (to-you) = C (to-you), можем да запишем:
3. Към 10 ml разтвор на оцетна киселина с C (CH3COOH) = 0,01 mol/L се добавят 90 ml вода. Намерете разликата между стойностите на pH на разтвора преди и след разреждане, ако (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) В първоначалния разтвор на слаба моноосновна киселина CH 3 COOH:
следователно:
2) Добавянето на 90 ml вода към 10 ml киселинен разтвор съответства на 10-кратно разреждане на разтвора. Ето защо.
РЕШЕНИЯ
ТЕОРИЯ НА ЕЛЕКТРОЛИТНАТА ДИСОЦИАЦИЯ
ЕЛЕКТРОЛИТНА ДИСОЦИАЦИЯ
ЕЛЕКТРОЛИТИ И НЕЕЛЕКТРОЛИТИ
Теория на електролитната дисоциация
(S. Arrhenius, 1887)
1. Когато се разтварят във вода (или се стопяват), електролитите се разлагат на положително и отрицателно заредени йони (претърпяват електролитна дисоциация).
2. Под действието на електрически ток катиони (+) се придвижват към катода (-), а аниони (-) към анода (+).
3. Електролитната дисоциация е обратим процес (обратната реакция се нарича моларизация).
4. Степента на електролитна дисоциация (а ) зависи от естеството на електролита и разтворителя, температурата и концентрацията. Той показва съотношението на броя на молекулите, разпаднали се на йони (н ) Да се общата сумамолекули, въведени в разтвора (Н).
a = n / N 0< a <1
Механизъм на електролитна дисоциация на йонни вещества
При разтваряне на съединения с йонни връзки (например NaCl ) процесът на хидратация започва с ориентацията на водните диполи около всички издатини и лица на кристалите на солта.
Ориентирайки се около йоните на кристалната решетка, водните молекули образуват с тях водородни или донорно-акцепторни връзки. По време на този процес се освобождава голямо количество енергия, което се нарича енергия на хидратация.
Енергията на хидратация, чиято стойност е сравнима с енергията на кристалната решетка, се използва за разрушаване на кристалната решетка. В този случай хидратираните йони преминават слой по слой в разтворителя и, смесвайки се с неговите молекули, образуват разтвор.
Механизмът на електролитната дисоциация на полярните вещества
Веществата, чиито молекули се образуват според вида на полярната ковалентна връзка (полярни молекули), се дисоциират по подобен начин. Около всяка полярна молекула на материята (например HCl ), водните диполи са ориентирани по определен начин. В резултат на взаимодействие с водни диполи, полярната молекула става още по-поляризирана и се превръща в йонна, след което лесно се образуват свободни хидратирани йони.
Електролити и неелектролити
Обяснява се електролитната дисоциация на веществата, която настъпва с образуването на свободни йони електропроводимострешения.
Обичайно е процесът на електролитна дисоциация да се пише под формата на диаграма, без да се разкрива неговия механизъм и да се пропуска разтворителя ( H 2 O ), въпреки че той е основният вносител.
CaCl 2 «Ca 2+ + 2Cl -
KAl (SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
HNO 3 "H + + NO 3 -
Ba (OH) 2 «Ba 2+ + 2OH -
От електронеутралността на молекулите следва, че общият заряд на катиони и аниони трябва да бъде нула.
Например, за
Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0
KCr (SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0
Силни електролити
Това са вещества, които при разтваряне във вода почти напълно се разпадат на йони. Като правило силните електролити включват вещества с йонни или силно полярни връзки: всички лесно разтворими соли, силни киселини ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) и силни основи ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
В силен електролитен разтвор разтвореното вещество се намира главно под формата на йони (катиони и аниони); недисоциирани молекули практически липсват.
Слаби електролити
Вещества, частично дисоцииращи на йони. Разтворите на слаби електролити, заедно с йони, съдържат недисоциирани молекули. Слабите електролити не могат да дадат висока концентрация на йони в разтвор.
Слабите електролити включват:
1) почти всички органични киселини ( CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2) някои неорганични киселини ( H2CO3, H2S и др.);
3) почти всички слабо разтворими във вода соли, основи и амониев хидроксид(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) вода.
Те са лоши (или почти никога) електричество.
CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +
Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (първи етап)
[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (втори етап)
H 2 CO 3 «H + + HCO - (първи етап)
HCO 3 - "H + + CO 3 2- (втори етап)
Неелектролити
Вещества, чиито водни разтвори и стопилки не провеждат електрически ток. Те съдържат ковалентни неполярни или нискополярни връзки, които не се разпадат на йони.
Газовете, твърдите вещества (неметали), органичните съединения (захароза, бензин, алкохол) не провеждат електрически ток.
Степен на дисоциация. Константа на дисоциация
Концентрацията на йони в разтворите зависи от това колко напълно даден електролит се дисоциира на йони. В разтвори на силни електролити, чиято дисоциация може да се счита за пълна, концентрацията на йони може лесно да се определи от концентрацията (° С) и състава на молекулата на електролита (стехиометрични индекси),например :
Концентрацията на йони в разтвори на слаби електролити се характеризира качествено със степента и константата на дисоциация.
Степен на дисоциация (а) е съотношението на броя на молекулите, разпаднали се на йони (н ) до общия брой разтворени молекули (Н):
a = n / N
и се изразява във фракции от едно или в% (а = 0,3 - условната граница на разделяне на силни и слаби електролити).
Пример
Определете моларната концентрация на катиони и аниони в 0,01 М разтвори KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 и CH3COOH.
Дисоциация на слаби електролитиа = 0,3.
Решение
KBr, Ba (OH) 2 и H 2 SO 4 - силни електролити, които се дисоциират напълно(а = 1).
KBr “K + + Br -
0,01 М
Ba (OH) 2 «Ba 2+ + 2OH -
0,01 М
0,02 м
H2SO4 «2H + + SO4
0,02 м
[SO 4 2-] = 0,01 М
NH 4 OH и CH 3 COOH - слаби електролити(а = 0,3)
NH 4 OH + 4 + OH -
0,3 0,01 = 0,003 М
CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +
[H +] = [CH3COO -] = 0,3 0,01 = 0,003 M
Степента на дисоциация зависи от концентрацията на слабия електролитен разтвор. При разреждане с вода степента на дисоциация винаги се увеличава, т.к броят на молекулите на разтворителя се увеличава ( H 2 O ) на молекула разтворено вещество. Според принципа на Льо Шателие, равновесието на електролитната дисоциация в този случай трябва да се измести в посока на образуване на продукта, т.е. хидратирани йони.
Степента на електролитна дисоциация зависи от температурата на разтвора. Обикновено с повишаване на температурата степента на дисоциация се увеличава, т.к връзките в молекулите се активират, те стават по-подвижни и по-лесни за йонизиране. Концентрацията на йони в слаб електролитен разтвор може да се изчисли, като се знае степента на дисоциацияаи първоначалната концентрация на веществото° Св разтвор.
Пример
Определете концентрацията на недисоциирани молекули и йони в 0,1 М разтвор NH4OH ако степента на дисоциация е 0,01.
Решение
Молекулна концентрация NH4OH , който към момента на равновесно разпадане на йони, ще бъде равен наа° С... Концентрация на йони NH 4 - и OH - - ще бъде равно на концентрацията на дисоциираните молекули и равноа° С(според уравнението на електролитната дисоциация)
|
NH4OH |
NH4+ |
ох - |
||
|
в - а в |
А c = 0,01 0,1 = 0,001 mol / L
[NH4OH] = c - a c = 0,1 - 0,001 = 0,099 mol / l
Константа на дисоциация (К Д ) е съотношението на произведението на равновесните концентрации на йони в степента на съответните стехиометрични коефициенти към концентрацията на недисоциирани молекули.
Това е равновесната константа на процеса на електролитна дисоциация; характеризира способността на дадено вещество да се разпада на йони: толкова по-високоК Д , толкова по-голяма е концентрацията на йони в разтвора.
Дисоциацията на слаби многоосновни киселини или поликиселинни основи протича на етапи, съответно за всяка стъпка има своя собствена константа на дисоциация:
Първи етап:
H 3 PO 4 «H + + H 2 PO 4 -
K D 1 = () / = 7,1 10 -3
Втори етап:
H 2 PO 4 - "H + + HPO 4 2-
K D 2 = () / = 6,2 10 -8
Трета стъпка:
HPO 4 2- "H + + PO 4 3-
K D 3 = () / = 5,0 10 -13
K D 1> K D 2> K D 3
Пример
Вземете уравнение, свързващо степента на електролитна дисоциация на слаб електролит (а ) с константата на дисоциация (закон за разреждане на Оствалд) за слаба едноосновна киселинаНА .
HA «H + + A +
K D = () /
Ако е посочена общата концентрация на слаб електролит° С, след това равновесните концентрации H + и A - са равни а° Си концентрацията на недисоциирани молекули HA - (c - a c) = c (1 - a)
K D = (a c a c) / c (1 - a) = a 2 c / (1 - a)
В случай на много слаби електролити (£ 0,01)
K D = c a 2 или a = \ é (K D / c)
Пример
Изчислете степента на дисоциация на оцетната киселина и концентрацията на йониН + в 0,1 М разтвор, ако K D (CH3COOH) = 1,85 10 -5
Решение
Използваме закона за разреждане на Оствалд
\ é (K D / c) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1)) = 0,0136 или a = 1,36%
[Н+] = а с = 0,0136 0,1 mol/l
Продукт на разтворимост
Определение
Поставете малко неразтворима сол в чаша,например AgCl и добавете дестилирана вода към утайката. В този случай йоните Ag + и Cl - , изпитвайки привличане от страната на околните водни диполи, постепенно се отделят от кристалите и преминават в разтвор. Сблъскване в разтвор, йони Ag + и Cl - образуват молекули AgCl и се отлагат върху повърхността на кристалите. По този начин в системата възникват два взаимно противоположни процеса, което води до динамично равновесие, когато същия брой йони преминават в разтвора за единица време Ag + и Cl - колко са утаени. Натрупване на йони Ag + и Cl - спира в разтвор, оказва се наситен разтвор... Следователно ще разгледаме система, в която има утайка от слабо разтворима сол в контакт с наситен разтвор на тази сол. В този случай протичат два взаимно противоположни процеса:
1) Прехвърляне на йони от утайка в разтвор. Скоростта на този процес може да се счита за постоянна при постоянна температура: V 1 = K 1;
2) Утаяване на йони от разтвор. Скоростта на този процес V 2 зависи от концентрацията на йони Ag + и Cl -. Според закона за действие на масите:
V 2 = k 2
Защото тази систематогава е в състояние на равновесие
V 1 = V 2
k 2 = k 1
K 2 / k 1 = const (при T = const)
Поради това, продуктът от концентрациите на йони в наситен разтвор на слабо разтворим електролит при постоянна температура е постоянен размер... Това количество се наричапродукт на разтворимост(NS ).
В дадения пример NS AgCl = [Ag +] [Cl -] ... В случаите, когато електролитът съдържа два или повече еднакви йони, концентрацията на тези йони при изчисляване на продукта на разтворимост трябва да се повиши до съответната мощност.
Например, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2
V общ случайИзразяване на продукт на разтворимост за електролит A m B n
OL A m B n = [A] m [B] n.
Стойностите на продукта на разтворимост са различни за различните вещества.
Например, PR CaCO3 = 4.8 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.
NS лесно да се изчисли, знаейки ra° С разтворимостта на съединението за дадена t °.
Пример 1
Разтворимостта на CaCO 3 е 0,0069 или 6,9 10 -3 g/l. Намерете PR CaCO 3.
Решение
Нека изразим разтворимостта в молове:
S CaCO3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol / l
M CaCO 3
Тъй като всяка молекула CaCO 3 дава при разтваряне един по един йонСлед това Ca 2+ и CO 3 2-
[Ca 2+] = [CO 3 2-] = 6,9 10 -5 mol/l ,
следователно, PR CaCO 3 = [Ca 2+] [CO 3 2-] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9
Познаване на стойността на PR , можете от своя страна да изчислите разтворимостта на веществото в mol / l или g / l.
Пример 2
Продукт на разтворимост PR PbSO 4 = 2,2 10 -8 g/l.
Какво е разтворимост PbSO 4?
Решение
Да обозначим разтворимост PbSO 4 чрез X мол/л. Влизане в решение X мола PbSO 4 ще дадат X Pb 2+ йони и X йониТАКА 4 2- , т.е.:
= = X
NSPbSO 4 = = = X X = X 2
X =\ é(NSPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 мол/л.
За да преминем към разтворимостта, изразена в g / l, умножаваме намерената стойност по молекулно тегло, след което получаваме:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 г/л.
Образуване на валежи
Ако
[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- ненаситен разтвор
[ Ag + ] [ Cl - ] = OLAgCl- наситен разтвор
[ Ag + ] [ Cl - ]> OLAgCl- пренаситен разтвор
Утайката се образува, когато продуктът от концентрацията на йони на слабо разтворим електролит надвишава стойността на неговия продукт на разтворимост при дадена температура. Когато йонният продукт стане равен наNS, валежите спират. Познавайки обема и концентрацията на смесените разтвори, е възможно да се изчисли дали получената сол ще се утаи.
Пример 3
Утаява ли се утайката при смесване на равни обеми 0,2МрешенияPb(НЕ 3
)
2
иNaCl.
NSPbCl 2
= 2,4 10
-4
.
Решение
При смесване обемът на разтвора се удвоява и концентрацията на всяко едно от веществата се намалява наполовина, т.е. става 0,1М или 1,0 10 -1 мол/л. Такива са ще има концентрацииPb 2+ иCl - ... следователно,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 ... Получената стойност надвишаваNSPbCl 2 (2,4 10 -4 ) ... Следователно, част от солтаPbCl 2 утаява. От всичко казано по-горе може да се заключи, че върху образуването на валежите влияят различни фактори.
Влияние на концентрацията на разтворите
Трудно разтворим електролит с достатъчно голяма стойностNSне може да се утаи от разредени разтвори.Например, утайкаPbCl 2 няма да отпадне при смесване на равни обеми 0,1МрешенияPb(НЕ 3 ) 2 иNaCl... При смесване на равни обеми концентрацията на всяко от веществата ще стане0,1 / 2 = 0,05 Мили 5 10 -2 мол/л... Йонен продукт[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Получената стойност е по-малкаNSPbCl 2 следователно няма да има валежи.
Влияние на количеството утаител
За най-пълно утаяване се използва излишък от утаителя.
Например, утаяване на солBaCO 3 : BaCl 2 + на 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. След добавяне на еквивалентно количествона 2 CO 3 йони остават в разтвораБа 2+ , чиято концентрация се дължи на стойносттаNS.
Повишена концентрация на йониCO 3 2- причинено от добавянето на излишък от утаител(на 2 CO 3 ) , ще доведе до съответно намаляване на концентрацията на йониБа 2+ в разтвор, т.е. ще увеличи пълнотата на отлагането на този йон.
Влияние на едноименния йон
Разтворимостта на слабо разтворимите електролити намалява в присъствието на други силни електролити с йони със същото име. Ако към ненаситен разтворBaSO 4 добавете малко разтворна 2 ТАКА 4 , след това йонния продукт, който първоначално е бил по-малък NSBaSO 4 (1,1 10 -10 ) постепенно ще достигнеNSи ще го надхвърли. Ще започнат валежи.
Влияние на температурата
NSе постоянен при постоянна температура. С повишаване на температурата NSсе увеличава, следователно утаяването се извършва най-добре от охладени разтвори.
Разтваряне на валежите
Правилото за продукт на разтворимост е важно за превръщането на слабо разтворимите утайки в разтвор. Да предположим, че искате да разтворите утайкатаБаСО 3
... Разтворът в контакт с тази утайка е относително наситенБаСО 3
.
Означава, че[
Ба 2+
] [
CO 3
2-
] = OLBaCO 3
.
Ако добавите киселина към разтвора, тогава йониХ + ще свърже йоните, присъстващи в разтвораCO 3 2- в крехки молекули на въглеродната киселина:
2H + + CO 3 2- ® Х 2 CO 3 ® Х 2 O + CO 2
В резултат на това концентрацията на йона рязко ще намалееCO 3 2- , йонният продукт ще стане по-малък отNSBaCO 3 ... Разтворът ще бъде ненаситен относителенБаСО 3 и част от утайкатаБаСО 3 ще влезе в решение. Чрез добавяне на достатъчно количество киселина цялата утайка може да се доведе до разтвор. Следователно, разтварянето на утайката започва, когато по някаква причина йонният продукт на слабо разтворимия електролит стане по-малък от стойносттаNS... За да се разтвори утайката, в разтвора се въвежда такъв електролит, чиито йони могат да образуват слабо дисоциирано съединение с един от йоните на слабо разтворимия електролит. Това обяснява разтварянето на слабо разтворими хидроксиди в киселини
Fe (OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 +3Н 2 О
Йонаох - се свързват със слабо дисоциирани молекулиХ 2 О.
Таблица.Продуктът на разтворимостта (PR) и разтворимостта при 25AgCl
1,25 10 -5
1,56 10 -10
AgI
1,23 10 -8
1,5 10 -16
Ag 2 CrO 4
1,0 10 -4
4,05 10 -12
BaSO 4
7,94 10 -7
6,3 10 -13
CaCO 3
6,9 10 -5
4,8 10 -9
PbCl 2
1,02 10 -2
1,7 10 -5
PbSO 4
1,5 10 -4
2,2 10 -8
Електролитите се класифицират в две групи в зависимост от степента на дисоциация - силни и слаби електролити. Силните електролити имат степен на дисоциация повече от един или повече от 30%, слабите електролити - по-малко от един или по-малко от 3%.
Процес на дисоциация
Електролитната дисоциация е процес на разлагане на молекулите на йони - положително заредени катиони и отрицателно заредени аниони. Заредените частици носят електрически ток. Електролитната дисоциация е възможна само в разтвори и стопилки.
Движещата сила зад дисоциацията е разпадането на ковалентни полярни връзки под действието на водни молекули. Полярните молекули се изтеглят обратно от водните молекули. В твърдите тела йонните връзки се разрушават по време на нагряване. Високи температурипричиняват вибрации на йони в възлите на кристалната решетка.
Ориз. 1. Процесът на дисоциация.
Веществата, които лесно се разлагат на йони в разтвори или се стопяват и следователно провеждат електрически ток, се наричат електролити. Неелектролитите не провеждат електричество. не се разлагат на катиони и аниони.
В зависимост от степента на дисоциация се разграничават силни и слаби електролити. Силните се разтварят във вода, т.е. напълно, без възможност за редукция, се разпада на йони. Слабите електролити се разлагат частично на катиони и аниони. Степента на тяхната дисоциация е по-малка от тази на силните електролити.
Степента на дисоциация показва дела на дезинтегрираните молекули в общата концентрация на веществата. Изразява се с формулата α = n / N.
Ориз. 2. Степента на дисоциация.
Слаби електролити
Списък на слабите електролити:
- разредени и слаби неорганични киселини - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
- някои органични киселини (повечето органични киселини не са електролити) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- неразтворими основи- Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
- амониев хидроксид - NH 4 OH.
Ориз. 3. Таблица на разтворимостта.
Реакцията на дисоциация се записва с помощта на йонното уравнение:
- HNO 2 ↔ H + + NO 2 -;
- H 2 S ↔ H + + HS -;
- NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.
Многоосновните киселини се дисоциират на стъпки:
- H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -;
- HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.
Неразтворимите основи също се разлагат на етапи:
- Fe (OH) 3 ↔ Fe (OH) 2 + + OH -;
- Fe (OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH -;
- FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.
Водата се класифицира като слаб електролит. Водата практически не провежда електрически ток, т.к слабо се разлага на водородни катиони и гироксидни йони. Получените йони се събират обратно във водни молекули:
H 2 O ↔ H + + OH -.
Ако водата лесно провежда електричество, това означава, че в нея има примеси. Дестилираната вода е непроводима.
Дисоциацията на слабите електролити е обратима. Получените йони се събират отново в молекули.
Какво научихме?
Слабите електролити включват вещества, които частично се разлагат на йони - положителни катиони и отрицателни аниони. Следователно такива вещества не провеждат добре електрически ток. Те включват слаби и разредени киселини, неразтворими основи, слабо разтворими соли. Най-слабият електролит е водата. Дисоциацията на слабите електролити е обратима реакция.
Хидролиза на соли
Чрез хидролизасе наричат реакции на взаимодействие на вещество с вода, водещи до образуване на слаби електролити (киселини, основи, киселинни или основни соли). Резултатът от хидролизата може да се разглежда като нарушение на равновесието на водната дисоциация. Съединенията от различни класове са податливи на хидролиза, но най-важният случай е хидролизата на соли. Солите обикновено са - силни електролити, които претърпяват пълна дисоциация на йони и могат да взаимодействат с водни йони.
Най-важните случаи на хидролиза на сол:
1. Солта се образува от силна основа и силна киселина. Например: NaCl е сол, образувана от силна основа NaOH и силна киселина HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl - молекулярно уравнение;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - - пълно йонно уравнение;
HOH ↔ OH - + H + е съкратено йонно уравнение.
Както се вижда от съкратеното йонно уравнение, солта, образувана от силна основа и силна киселина, не взаимодейства с вода, тоест не се подлага на хидролиза и средата остава неутрална.
2. Солта се образува от силна основа и слаба киселина. Например: NaNO 2 е сол, образувана от силна основа NaOH и слаба киселина HNO 2, която практически не се дисоциира на йони.
NaNO 2 + HOH NaOH + HNO 2;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
В този случай солта претърпява хидролиза и хидролизата протича по аниона, а катионът практически не участва в процеса на хидролиза. Тъй като в резултат на хидролиза се образува алкал, в разтвора има излишък от OH - аниони. Разтвор на такава сол придобива алкална среда, т.е. pH> 7.
Етап I Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;
CO 3 2 - + HOH ↔ OH - + HCO 3 -;
II етап NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
В стандартни условияи при умерено разреждане на разтвора хидролизата на солите протича само през първия етап. Вторият се потиска от продуктите, които се образуват на първия етап. Натрупването на ОН йони - води до изместване на равновесието наляво.
3. Солта се образува от слаба основа и силна киселина. Например: NH 4 NO 3 е сол, образувана от слаба основа NH 4 OH и силна киселина HNO 3.
NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;
NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.
В този случай солта претърпява хидролиза и хидролизата протича по протежение на катиона, а анионът практически не участва в процеса на хидролиза. Разтвор на такава сол става кисел, т.е. NS< 7.
Както в предишния случай, соли на многозаредени йони се хидролизират на етапи, въпреки че вторият етап също е потиснат.
I етап Mg (NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg 2+ + HOH MgOH + + H +;
II етап MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg (OH) 2 + HNO 3;
MgOH + + HOH ↔ Mg (OH) 2 + H +.
4. Солта се образува от слаба основа и слаба киселина. Например: NH 4 CN е солта, образувана от слабата основа NH 4 OH и слабата киселина HCN.
NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;
NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.
В този случай и катиони, и аниони участват в хидролизата. Те свързват както водородни катиони, така и хидроксо аниони на водата, образувайки слаби електролити (слаби киселини и слаби основи). Реакцията на разтвор на такива соли може да бъде или слабо кисела (ако основата, образувана в резултат на хидролиза, е по-слаба от киселината), или леко алкална (ако основата се окаже по-силна от киселината), или може бъде неутрален (ако основата и киселината са с еднаква сила) ...
При хидролизата на сол от много заредени йони етап I не потиска следващите и хидролизата на такива соли протича напълно дори при стайна температура.
Етап I (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;
2NH 4 + + S 2 - + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS -;
II етап NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
Инструкции
Същността на тази теория е, че когато се стопят (разтварят се във вода), почти всички електролити се разлагат на йони, които са както положително, така и отрицателно заредени (което се нарича електролитна дисоциация). Под въздействието на електрически ток, отрицателни ("-") към анода (+) и положително заредени (катиони, "+"), се преместват към катода (-). Електролитната дисоциация е обратим процес(обратният процес се нарича "моларизация").
Степента (а) на електролитна дисоциация зависи от самия електролит, разтворителя и от тяхната концентрация. Това е съотношението на броя на молекулите (n), които са се разпаднали на йони, към общия брой молекули, въведени в разтвора (N). Получавате: a = n / N
По този начин силните електролити са вещества, които напълно се разлагат на йони при разтваряне във вода. Силните електролити, като правило, са вещества със силно полярни или връзки: това са соли, които са силно разтворими (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), както и силни основи (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2, CsOH, Sr (OH) 2, LiOH, Ca (OH) 2). В силен електролит разтвореното в него вещество е предимно под формата на йони (); практически няма молекули, които да не са дисоциирани.
Слабите електролити са вещества, които само частично се дисоциират на йони. Слабите електролити, заедно с йони в разтвор, съдържат недисоциирани молекули. Слабите електролити не дават силна концентрация на йони в разтвора.
Слабите включват:
- органични киселини (почти всички) (C2H5COOH, CH3COOH и др.);
- някои от киселините (H2S, H2CO3 и др.);
- почти всички соли, слабо разтворими във вода, амониев хидроксид, както и всички основи (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- вода.
Те практически не провеждат електрически ток или провеждат, но лошо.
Забележка
все пак чиста водапровежда електрически ток много лошо, той все още има измерима електрическа проводимост, поради факта, че водата се дисоциира леко на хидроксидни йони и водородни йони.
Повечето електролити са корозивни вещества, така че когато работите с тях, бъдете изключително внимателни и спазвайте правилата за безопасност.
Силна основа - неорганична химично съединениеобразуван от хидроксилната група -OH и алкалната (елементи от група I периодична система: Li, K, Na, RB, Cs) или алкалоземен метал (елементи от група II Ba, Ca). Те се записват под формата на формулите LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂.
Ще имаш нужда
- изпарителна чаша
- горелка
- индикатори
- метална пръчка
- Н₃РО₄
Инструкции
Силните основи показват общи за всички. Наличието в разтвора се определя от промяната на цвета на индикатора. Добавете фенолфталеин към пробата с тестовия разтвор или пропуснете лакмусовата проба. Метил оранжевото дава жълт цвят, фенолфталеинът дава лилав цвят, а лакмусовата хартия дава син цвят... Колкото по-силна е основата, толкова по-интензивно е оцветен индикаторът.
Ако трябва да разберете кои алкали са ви представени, тогава направете качествен анализ на разтворите. Най-често срещаните силни основи са литий, калий, натрий, барий и калций. Базите реагират с киселини (реакции на неутрализиране), за да образуват сол и вода. В този случай могат да се разграничат Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂ и LiOH. Когато е с киселина, се образуват неразтворими. Останалите хидроксиди няма да дадат утаяване, т.к всички K и Na соли са разтворими.
3 Ca (OH) ₂ + 2 H₃PO₄ - → Ca₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂O
3 Ва (ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ - → Ва₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О
3 LiOH + Н₃РО₄ - → Li₃PO₄ ↓ + 3 H₂О
Прецедете и подсушете. Добавете изсъхнала утайка към пламъка на горелката. Чрез промяна на цвета на пламъка е възможно качествено да се определят йоните на литий, калций и барий. Съответно ще определите къде е какъв хидроксид. Литиевите соли придават на горелката карминово червен цвят. Бариеви соли - в зелени, а калциеви соли - в малинови.
Останалите алкали образуват разтворими ортофосфати.
3 NaOH + H₃PO₄-- → Na₃PO₄ + 3 H₂O
3 KOH + Н₃РО₄-- → K₃RO₄ + 3 H₂О
Необходимо е водата да се изпари до сух остатък. Въведете изпарените соли върху метален прът в пламъка на горелката една по една. Там натриева сол - пламъкът ще стане ярко жълт, а калиевата - розово-лилаво. По този начин, разполагайки с минимален набор от оборудване и реактиви, вие сте определили всички силни бази, които са ви дадени.
Електролитът е вещество, което е диелектрик в твърдо състояние, тоест не провежда електрически ток, но в разтворено или разтопено състояние става проводник. Защо има такава рязка промяна в имотите? Факт е, че електролитните молекули в разтвори или стопилки се дисоциират в положително заредени и отрицателно заредени йони, поради което тези вещества в това агрегатно състояние са в състояние да провеждат електрически ток. Повечето соли, киселини и основи имат електролитни свойства.
Инструкции
Кои вещества са силни? Такива вещества, в чиито разтвори или стопилки са изложени почти 100% от молекулите и независимо от концентрацията на разтвора. Списъкът включва абсолютното мнозинство от разтворими алкали, соли и някои киселини, като солна, бромна, йодна, азотна и др.
И как да слаби електролити? Първо, те се дисоциират в много малка степен (не повече от 3% от общия брой молекули), и второ, колкото по-висока е концентрацията на разтвора, толкова по-лоши и по-бавни са те. Тези електролити включват например (амониев хидроксид), повечето органични и неорганични киселини (включително флуороводородна киселина - HF) и, разбира се, познатата вода. Тъй като само незначителна част от неговите молекули се разлагат на водородни йони и хидроксилни йони.
Не забравяйте, че степента на дисоциация и съответно силата на електролита зависи от фактори: естеството на самия електролит, разтворителя и температурата. Следователно самото това разделение е до известна степен произволно. В края на краищата, едно и също вещество може при различни условиябъде едновременно силен и слаб електролит. За оценка на силата на електролита е въведена специална стойност - константата на дисоциация, определена въз основа на закона за масовото действие. Но това се отнася само за слаби електролити; силен електролитите не се подчиняват на закона на масите.
Източници:
- списък на силните електролити
Сол- това е химични веществасъстоящ се от катион, тоест положително зареден йон, метал и отрицателно зареден анион - киселинен остатък. Има много видове соли: нормални, кисели, основни, двойни, смесени, хидратирани, комплексни. Зависи от състава на катиона и аниона. Как можете да определите базасол?
