У дома Дървета и храсти Въглеродната киселина е силен или слаб електролит. Силни и слаби електролити, техните характеристики

Дървета и храсти

Въглеродната киселина е силен или слаб електролит. Силни и слаби електролити, техните характеристики

Силните електролити, когато се разтварят във вода, почти напълно се дисоциират на йони, независимо от концентрацията им в разтвора.

Следователно в уравненията на дисоциация на силни електролити се поставя знак за равенство (=).

Силните електролити включват:

Разтворими соли;

Много не го правят органични киселини: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Бази, образувани от алкални метали (LiOH, NaOH, KOH и др.) и алкалоземни метали (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2).

Слаби електролити в водни разтворисамо частично (обратимо) се дисоциират на йони.

Следователно в уравненията на дисоциация слаби електролитипоставете знак за обратимост (⇄).

Слабите електролити включват:

Почти всички органични киселини и вода;

Някои неорганични киселини: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;

Неразтворими метални хидроксиди: Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2 и др.

Уравнения на йонна реакция

Уравнения на йонна реакция
Химичните реакции в разтвори на електролити (киселини, основи и соли) протичат с участието на йони. Крайният разтвор може да остане бистър (продуктите са силно разтворими във вода), но един от продуктите ще бъде слаб електролит; в други случаи ще се наблюдават валежи или отделяне на газ.

За реакции в разтвори с участието на йони се съставя не само молекулярно уравнение, но и пълно йонно и кратко йонно.
В йонните уравнения по предложение на френския химик К.-Л. Berthollet (1801), всички силни добре разтворими електролити се записват под формата на йонни формули, а утайките, газовете и слабите електролити се записват във формата молекулярни формули... Образуването на валежи е отбелязано със стрелка надолу (↓), а образуването на газове е обозначено със стрелка нагоре (). Пример за записване на уравнението на реакцията според правилото на Бертолет:

а) молекулярно уравнение
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) пълно йонно уравнение
2Na + + CO32− + 2H + + SO42− = 2Na + + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - газ, H2O - слаб електролит)
в) кратко йонно уравнение
CO32− + 2H + = CO2 + H2O

Обикновено при писане те се ограничават до кратко йонно уравнение, като твърдите реагенти се означават с индекс (t), газообразните реагенти - с индекс (g). Примери:

1) Cu (OH) 2 (s) + 2HNO3 = Cu (NO3) 2 + 2H2O
Cu (OH) 2 (t) + 2H + = Cu2 + + 2H2O
Cu (OH) 2 е практически неразтворим във вода
2) BaS + H2SO4 = BaSO4 ↓ + H2S
Ba2 + + S2− + 2H + + SO42− = BaSO4 ↓ + H2S
(пълните и късите йонни уравнения са еднакви)
3) CaCO3 (t) + CO2 (g) + H2O = Ca (HCO3) 2
CaCO3 (t) + CO2 (g) + H2O = Ca2 + + 2HCO3−
(повечето киселинни соли са лесно разтворими във вода).

Ако не участва в реакцията силни електролити, йонната форма на уравнението отсъства:

Mg (OH) 2 (t) + 2HF (p) = MgF2 ↓ + 2H2O

БИЛЕТ номер 23

Хидролиза на соли

Хидролизата на солта е взаимодействието на йони на солта с вода с образуването на ниско дисоцииращи частици.

Хидролизата, буквално, е разлагане с вода. Давайки такава дефиниция на реакцията на хидролиза на солта, ние подчертаваме, че солите в разтвора са под формата на йони и че движеща силареакцията е образуването на ниско дисоцииращи частици ( общо правилоза много реакции в разтвор).

Хидролизата възниква само в случаите, когато йоните, образувани в резултат на електролитната дисоциация на солта - катион, анион или и двете заедно - са в състояние да образуват слабо дисоцииращи съединения с водни йони, а това от своя страна се случва, когато катионът е силно поляризиращ (слаб основен катион), а анионът е лесно поляризиран (слабокиселинен анион). Това променя pH на средата. Ако катионът образува силна основа, а анионът - силна киселина, тогава те не се подлагат на хидролиза.

1.Хидролиза на сол на слаба основа и силна киселина преминава през катиона, докато може да се образува слаба основа или основна сол и рН на разтвора ще намалее

2.Хидролиза на сол на слаба киселина и силна основапреминава през аниона, докато слаба киселина или киселинна соли рН на разтвора ще се увеличи

3.Хидролиза на сол на слаба основа и слаба киселинаобикновено преминава напълно с образуването на слаба киселина и слаба основа; В този случай рН на разтвора леко се различава от 7 и се определя от относителната сила на киселината и основата

4. Хидролизата на солта на силна основа и силна киселина не протича

Въпрос 24 Класификация на оксидите

Оксидиса наречени сложни вещества, чиито молекули включват кислородни атоми в степен на окисление - 2 и някой друг елемент.

Оксидиможе да се получи чрез директно взаимодействие на кислород с друг елемент и индиректно (например чрез разлагане на соли, основи, киселини). При нормални условия оксидите са в твърдо, течно и газообразно състояние, този тип съединение е доста често срещано в природата. Оксидите се съдържат в Земна кора... Ръжда, пясък, вода, въглероден двуокисОксиди са.

Солеобразуващи оксиди Например,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Солеобразуващи оксиди- това са оксиди, които в резултат химична реакцияобразуват соли. Това са оксиди на метали и неметали, които при взаимодействие с вода образуват съответните киселини, а при взаимодействие с основи образуват съответните киселинни и нормални соли. Например,медният оксид (CuO) е солобразуващ оксид, тъй като например, когато взаимодейства с солна киселина(HCl) солни форми:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Други соли могат да бъдат получени в резултат на химични реакции:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Оксиди, които не образуват солнаричат се такива оксиди, които не образуват соли. Пример е CO, N2O, NO.

Слаби електролити

Слаби електролити- вещества, които частично се дисоциират 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 (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.);

2) някои неорганични киселини (H 2 CO 3, H 2 S и др.);

3) почти всички соли, основи и амониев хидроксид Ca 3 (PO 4) 2, слабо разтворим във вода; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Те провеждат слабо (или трудно провеждат) електрически ток.

Концентрацията на йони в разтвори на слаби електролити се характеризира качествено със степента и константата на дисоциация.

Степента на дисоциация се изразява във фракции от единица или като процент (a = 0,3 е условната граница на разделяне на силни и слаби електролити).

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 (H 2 O) на молекула на разтвореното вещество се увеличава. 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 дисоциация аи първоначалната концентрация на веществото ° Св разтвор.

HAn = H + + An -.

Равновесната константа K p на тази реакция е константата на дисоциация K d:

K d =. /. (10.11)

Ако изразим равновесните концентрации чрез концентрацията на слаб електролит C и неговата степен на дисоциация α, получаваме:

K d = C. α. С. α / С. (1-α) = C. α 2/1-α. (10.12)

Това отношение се нарича Закон за разреждане на Оствалд... За много слаби електролити при α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

Това ни позволява да заключим, че при безкрайно разреждане степента на дисоциация α клони към единица.

Протолитично равновесие във вода:

При постоянна температура в разредените разтвори концентрацията на вода във водата е постоянна и е равна на 55,5, ( )

, (10.15)

където K in е йонният продукт на водата.

Тогава = 10 -7. На практика, поради удобството на измерване и запис, се използва величина - стойността на pH, (критерий) за силата на киселина или основа. по същия начин .

От уравнение (11.15): . При pH = 7 - реакцията на разтвора е неутрална, при pH<7 – кислая, а при pH>7 - алкална.

При нормални условия (0°C):

, тогава

Фигура 10.4 - pH на различни вещества и системи

10.7 Силни електролитни разтвори

Силните електролити са вещества, които при разтваряне във вода почти напълно се разлагат на йони. По 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 разтвор на силен електролит разтвореното вещество се намира главно под формата на йони (катиони и аниони); недисоциирани молекули практически липсват.

Основната разлика между силните електролити и слабите е, че дисоциационното равновесие на силните електролити е напълно изместено вдясно:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 -,

и затова константата на равновесието (дисоциацията) се оказва неопределена величина. Намаляването на електрическата проводимост с увеличаване на концентрацията на силен електролит се дължи на електростатичното взаимодействие на йони.

Холандският учен Петрус Йозефус Вилхелмус Дебай и немският учен Ерих Хюкел, предлагайки модел, който е в основата на теорията за силните електролити, постулират:

1) електролитът се дисоциира напълно, но в относително разредени разтвори (C M = 0,01 mol. L -1);

2) всеки йон е заобиколен от обвивка от йони с противоположен знак. От своя страна всеки от тези йони е солватиран. Тази среда се нарича йонна атмосфера. При електролитно взаимодействие на йони с противоположни знаци е необходимо да се вземе предвид влиянието на йонната атмосфера. Когато катионът се движи в електростатично поле, йонната атмосфера се деформира; сгъстява се пред него и изтънява зад него. Тази асиметрия на йонната атмосфера има толкова по-инхибиращ ефект върху движението на катиона, колкото по-висока е концентрацията на електролитите и толкова по-голям е зарядът на йоните. В тези системи концепцията за концентрация става двусмислена и трябва да бъде заменена с дейност. За бинарен еднозареден електролит KatAn = Kat + + An - активностите на катиона (a +) и аниона (a -) са съответно

a + = γ +. C +, a - = γ -. C -, (10.16)

където C + и C - са аналитичните концентрации на катиона и аниона, съответно;

γ + и γ - са техните коефициенти на активност.

(10.17)

Невъзможно е да се определи активността на всеки йон поотделно, следователно за еднозаредени електролити те използват средните геометрични стойности на активностите I

и коефициенти на активност.

1) почти всички органични киселини (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.);

2) някои неорганични киселини (H 2 CO 3, H 2 S и др.);

3) почти всички соли, основи и амониев хидроксид Ca 3 (PO 4) 2, слабо разтворим във вода; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Те провеждат слабо (или трудно провеждат) електрически ток.

HAn = H + + An -.

Равновесната константа K p на тази реакция е константата на дисоциация K d:

K d =. /. (10.11)

K d = C. α. С. α / С. (1-α) = C. α 2/1-α. (10.12)

K d = C. α 2. (10.13)

Това ни позволява да заключим, че при безкрайно разреждане степента на дисоциация α клони към единица.

Протолитично равновесие във вода:

, (10.15)

където K in е йонният продукт на водата.

От уравнение (11.15): . При pH = 7 - реакцията на разтвора е неутрална, при pH<7 – кислая, а при pH>7 - алкална.

При нормални условия (0°C):

, тогава

Фигура 10.4 - pH на различни вещества и системи

10.7 Силни електролитни разтвори

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 -,

1) електролитът се дисоциира напълно, но в относително разредени разтвори (C M = 0,01 mol. L -1);

a + = γ +. C +, a - = γ -. C -, (10.16)

където C + и C - са аналитичните концентрации на катиона и аниона, съответно;

γ + и γ - са техните коефициенти на активност.

(10.17)

и коефициенти на активност:

Коефициентът на активност на Debye-Hückel зависи най-малко от температурата, диелектричната константа на разтворителя (ε) и йонната сила (I); последният служи като мярка за интензитета на електрическото поле, генерирано от йони в разтвор.

За даден електролит йонната сила се изразява с уравнението на Дебай-Хюкел:

Йонната сила от своя страна е

където С е аналитичната концентрация;

z е зарядът на катиона или аниона.

За еднозареден електролит йонната сила съвпада с концентрацията. Така NaCl и Na 2 SO 4 при една и съща концентрация ще имат различни йонни сили. Сравнението на свойствата на разтворите на силни електролити може да се извърши само когато йонните сили са еднакви; дори малки примеси драстично променят свойствата на електролита.

Фигура 10.5 - Зависимост

В зависимост от степента на дисоциация електролитите се разграничават между силни и слаби. K е константата на дисоциация, която зависи от температурата и естеството на електролита и разтворителя, но не зависи от концентрацията на електролита. Реакциите между йони в електролитни разтвори вървят почти до края към образуване на утайки, газове и слаби електролити.

Електролитът е вещество, което провежда електрически ток поради дисоциация на йони, която се случва в разтвори и стопи, или движението на йони в кристалните решетки на твърдите електролити. Примерите за електролити включват водни разтвори на киселини, соли и основи и някои кристали (напр. сребърен йодид, циркониев диоксид).

Как да разпознаем силни и слаби електролити

В същото време в електролита протичат процесите на свързване на йони в молекули. За количествено характеризиране на електролитната дисоциация беше въведено понятието степен на дисоциация. Най-често те означават воден разтвор, съдържащ определени йони (например "абсорбция на електролити" в червата). Многокомпонентен разтвор за електроотлагане на метали, ецване и др. (технически термин като позлатящ електролит).

Основният обект на изследвания и разработки в галваничното покритие са електролити за повърхностна обработка и покритие. При химическото ецване на метали името на електролита се определя от името на основните киселини или основи, които помагат за разтварянето на метала. Така се образува груповото име на електролитите. Понякога разликата (особено в стойността на поляризуемостта) между електролити от различни групи се изравнява от добавките, съдържащи се в електролитите.

Електролити и електролитна дисоциация

Следователно такова име не може да бъде класификация (тоест име на група), а трябва да служи като допълнително име на подгрупа на електролит. Ако плътността на електролита във всички клетки на батерията е нормална или близка до нормалната (1,25-1,28 g / cm3), а NRC не е по-ниска от 12,5 V, тогава е необходимо да се провери за отворена верига вътре в батерията. Ако плътността на електролита във всички клетки е ниска, батерията трябва да се зарежда, докато плътността се стабилизира.

В инженерството [редактиране на редактиране на уики текст]

При прехода от едно състояние в друго показателите за напрежение и плътност на електролита се изменят линейно в определени граници (фиг. 4 и табл. 1). Колкото по-дълбок е разрядът на батерията, толкова по-ниска е плътността на електролита. Съответно обемът на електролита съдържа количеството сярна киселина, необходимо за пълното използване на активното вещество на плочите в реакцията.

Йонната проводимост е присъща на много химични съединения с йонна структура, например соли в твърдо или разтопено състояние, както и много водни и неводни разтвори. Под електролитната дисоциация се разбира разпадането на електролитните молекули в разтвор с образуването на положително и отрицателно заредени йони - катиони и аниони. Степента на дисоциация често се изразява като процент. Това се дължи на факта, че концентрациите на метална мед и сребро се въвеждат в равновесната константа.

Това се обяснява с факта, че концентрацията на вода по време на реакциите във водни разтвори се променя много слабо. Следователно се приема, че концентрацията остава постоянна и се въвежда в равновесната константа. Тъй като електролитите в разтворите образуват йони, така наречените уравнения на йонна реакция често се използват за отразяване на същността на реакциите.

Терминът електролит е широко използван в биологията и медицината. Процесът на разлагане на молекули в разтвор или разтопен електролит до йони се нарича електролитна дисоциация. Следователно, определена част от молекулите на веществото се дисоциира в електролити. Няма ясна граница между тези две групи; едно и също вещество може да проявява свойствата на силен електролит в единия разтворител и на слаб в другия.

Теория на електролитната дисоциацияпредложена от шведския учен С. Арениус през 1887г.

Електролитна дисоциация- Това е разпадането на електролитните молекули с образуването на положително заредени (катиони) и отрицателно заредени (аниони) йони в разтвор.

Например, оцетната киселина се дисоциира по този начин във воден разтвор:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO -.

Дисоциацията се отнася до обратими процеси. Но различните електролити се дисоциират по различни начини. Степента зависи от естеството на електролита, неговата концентрация, естеството на разтворителя, външните условия (температура, налягане).

Степен на дисоциация α -съотношението на броя на молекулите, разпаднали се на йони, към общия брой на молекулите:

α = v´ (x) / v (x).

Степента може да варира от 0 до 1 (от липса на дисоциация до пълно завършване). Посочва се като процент. Определя се експериментално. Когато електролитът се дисоциира, броят на частиците в разтвора се увеличава. Степента на дисоциация показва силата на електролита.

Разграничаване силени слаби електролити.

Силни електролити- това са електролити, чиято степен на дисоциация надвишава 30%.

Електролити със средна сила- това са тези, чиято степен на дисоциация се дели в диапазона от 3% до 30%.

Слаби електролити- степента на дисоциация във воден 0,1 М разтвор е по-малка от 3%.

Примери за слаби и силни електролити.

Силните електролити в разредените разтвори се разлагат напълно на йони, т.е. α = 1. Но експериментите показват, че дисоциацията не може да бъде равна на 1, тя има приблизителна стойност, но не е равна на 1. Това не е истинска дисоциация, а привидна.

Например, нека има някаква връзка α = 0,7. Тези. според теорията на Арениус, 30% от недисоциираните молекули "плуват" в разтвор. И 70% образуват свободни йони. И електростатичната теория дава различно определение на тази концепция: ако α = 0,7, тогава всички молекули са дисоциирани на йони, но йоните са само 70% свободни, а останалите 30% са свързани чрез електростатични взаимодействия.

Привидна степен на дисоциация.

Степента на дисоциация зависи не само от естеството на разтворителя и разтвореното вещество, но и от концентрацията на разтвора и температурата.

Уравнението на дисоциация може да бъде представено, както следва:

AK ⇄ A- + K +.

И степента на дисоциация може да се изрази по следния начин:

С увеличаване на концентрацията на разтвора степента на дисоциация на електролита намалява. Тези. стойността на степента за конкретен електролит не е постоянна.

Тъй като дисоциацията е обратим процес, уравненията за скоростта на реакцията могат да бъдат написани, както следва:

Ако дисоциацията е в равновесие, тогава скоростите са равни и в резултат получаваме равновесна константа(константа на дисоциация):

K зависи от естеството на разтворителя и от температурата, но не зависи от концентрацията на разтворите. От уравнението може да се види, че колкото повече недисоциирани молекули, толкова по-ниска е стойността на константата на дисоциация на електролита.

Многоосновни киселинидисоциират поетапно и всяка стъпка има своя собствена стойност на константата на дисоциация.

Ако многоосновна киселина се дисоциира, тогава първият протон се отцепва най-лесно и с увеличаване на заряда на аниона привличането се увеличава и следователно протонът се отцепва много по-трудно. Например,

Константите на дисоциация на фосфорната киселина на всеки етап трябва да бъдат много различни:

I - етап:

II - етап:

III - етап:

На първия етап ортофосфорната киселина е киселина със средна сила, а втората е слаба, на третия етап е много слаба.

Примери за равновесни константи за някои електролитни разтвори.

Нека разгледаме пример:

Ако метална мед се добави към разтвор, съдържащ сребърни йони, тогава в момента на равновесие концентрацията на медните йони трябва да бъде по-голяма от концентрацията на среброто.

Но константата има ниска стойност:

AgCl⇄Ag + + Cl -.

Това предполага, че много малко сребърен хлорид се е разтворил до момента на достигане на равновесието.

Концентрацията на метална мед и сребро се въвеждат в равновесната константа.

Йонно произведение на водата.

Следната таблица съдържа данни:

Тази константа се нарича йонен продукт на водата, което зависи само от температурата. Според дисоциацията има един хидроксиден йон на 1 H + йон. В чиста вода концентрацията на тези йони е същата: [ Х + ] = [ох - ].

Следователно, [ Х + ] = [ох-] = = 10-7 mol / l.

Ако добавите чуждо вещество, например солна киселина, към водата, тогава концентрацията на водородни йони ще се увеличи, но йонният продукт на водата не зависи от концентрацията.

И ако добавите алкали, тогава концентрацията на йони ще се увеличи, а количеството водород ще намалее.

Концентрация и взаимосвързани: колкото повече една стойност, толкова по-малко другата.

Киселинността на разтвора (рН).

Киселинността на разтворите обикновено се изразява чрез концентрацията на йони H +.В кисела среда NS<10 -7 моль/л, в нейтральных - NS= 10 -7 mol / l, в алкална - НС> 10 -7 mol / l.
Киселинността на разтвора се изразява чрез отрицателния логаритъм на концентрацията на водородните йони, наричайки го NS.

pH = -lg[ Х + ].