H3po4 elektrolitas. Stiprūs ir silpni elektrolitai, jų charakteristikos

A vertė išreiškiama vieneto dalimis arba% ir priklauso nuo elektrolito pobūdžio, tirpiklio, temperatūros, koncentracijos ir tirpalo sudėties.

Tirpiklis atlieka ypatingą vaidmenį: kai kuriais atvejais, pereinant nuo vandeninių tirpalų prie organinių tirpiklių, elektrolitų disociacijos laipsnis gali smarkiai padidėti arba sumažėti. Toliau, nesant specialių nurodymų, manysime, kad tirpiklis yra vanduo.

Pagal disociacijos laipsnį elektrolitai paprastai skirstomi į stiprus(a> 30%), vidutinis (3% < a < 30%) и silpnas(a< 3%).

Stiprūs elektrolitai apima:

1) kai kurie ne organinės rūgštys(HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 ir daugybė kitų);

2) šarminių (Li, Na, K, Rb, Cs) ir šarminių žemių (Ca, Sr, Ba) metalų hidroksidai;

3) beveik visos tirpios druskos.

Vidutinio stiprumo elektrolitai yra Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF ir kai kurie kiti.

Visi mano, kad silpni elektrolitai karboksirūgštys(išskyrus HCOOH) ir hidratuotas alifatinių ir aromatinių aminų formas. Daugelis neorganinių rūgščių (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 ir kt.) Ir bazės (NH 3 ∙ H 2 O) taip pat yra silpni elektrolitai.

Nepaisant tam tikrų sutapimų, apskritai nereikėtų lyginti medžiagos tirpumo su jos disociacijos laipsniu. Taigi, acto rūgštis ir etanolis yra be galo tirpios vandenyje, tačiau tuo pat metu pirmoji medžiaga yra silpnas elektrolitas, o antroji-neelektrolitas.

Rūgštys ir bazės

Nors apibūdinimui plačiai vartojami terminai „rūgštis“ ir „bazė“ cheminiai procesai, nėra vieningo požiūrio į medžiagų klasifikavimą pagal jų klasifikaciją kaip rūgštis ar bazę. Šiuo metu egzistuojančios teorijos ( joninis teorija S. Arrhenius, protolitas teorija I. Bronstedas ir T. Lowry ir elektroninis teorija G. Lewisas) turi tam tikrų apribojimų, todėl jie taikomi tik ypatingais atvejais. Pažvelkime į kiekvieną iš šių teorijų išsamiau.

Arrhenius teorija.

Arrhenius jonų teorijoje „rūgšties“ ir „bazės“ sąvokos yra glaudžiai susijusios su elektrolitinės disociacijos procesu:

Rūgštis yra elektrolitas, kuris tirpale disocizuoja ir sudaro H + jonus;

Pagrindas yra elektrolitas, kuris tirpaluose disociuoja, susidaręs OH - jonų;

Ampolitas (amfoterinis elektrolitas) yra elektrolitas, kuris tirpale disocijuoja ir sudaro H + ir OH - jonus.

Pavyzdžiui:

HA ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄ Ме (ОН) n ⇄ Ме n + + nОН -

Remiantis jonų teorija, rūgštys gali būti ir neutralios molekulės, ir jonai, pavyzdžiui:

HF ⇄ H + + F -

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄ H + + NH 3

Panašių pavyzdžių galima pateikti dėl priežasčių:

KOH K + + OH -

- ⇄ Al (OH) 3 + OH -

+ ⇄ Fe 2+ + OH -

Ampolitai apima cinko, aliuminio, chromo ir kai kurių kitų hidroksidus, taip pat aminorūgštis, baltymus, nukleorūgštis.

Paprastai rūgščių ir šarmų sąveika tirpale sumažėja iki neutralizavimo reakcijos:

H + + OH - H 2 O

Tačiau nemažai eksperimentinių duomenų rodo jonų teorijos apribojimus. Taigi, amoniakas, organiniai aminai, metalų oksidai, tokie kaip Na 2 O, CaO, silpnų rūgščių anijonai ir kt. nesant vandens, jie pasižymi tipiškų bazių savybėmis, nors juose nėra hidroksido jonų.

Kita vertus, daugelis oksidų (SO 2, SO 3, P 2 O 5 ir kt.), Halogenidai, rūgščių halogenidai, kurių sudėtyje nėra vandenilio jonų, net jei nėra vandens rūgščių savybių, t.y. neutralizuoti pagrindus.

Be to, elektrolito elgesys vandeninis tirpalas o ne vandeninėje aplinkoje gali būti priešingai.

Taigi, CH 3 COOH vandenyje yra silpna rūgštis:

CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,

ir skystame vandenilio fluoride jis pasižymi pagrindinėmis savybėmis:

HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -

Tyrimai panašių tipų reakcijos, o ypač reakcijos, vykstančios ne vandeniniuose tirpikliuose, sukėlė daugiau bendros teorijos rūgštys ir bazės.

Bronstedo ir Lowry teorija.

Tolimesnis vystymas rūgščių ir bazių teorija buvo I. Bronstedo ir T. Lowry pasiūlyta protokolinė (protonų) teorija. Pagal šią teoriją:

Rūgštis - tai bet kuri medžiaga, kurios molekulės (arba jonai) gali paaukoti protoną, t.y. būti protonų donoru;

Bazė yra bet kuri medžiaga, kurios molekulės (arba jonai) gali prijungti protoną, t.y. būti protonų akceptoriumi;

Taigi fondo koncepcija yra žymiai išplėsta, tai patvirtina šios reakcijos:

OH - + H + H 2 O

NH 3 + H + NH 4 +

H2N -NH3 + + H + H3N + -NH3 +

Remiantis I. Bronstedo ir T. Lowry teorija, rūgštis ir bazė sudaro konjuguotą porą ir yra susieti pusiausvyra:

RŪGŠTIS OT PROTONAS + PAGRINDAS

Kadangi protonų perdavimo reakcija (protokolinė reakcija) yra grįžtama, o protonas taip pat perduodamas atvirkštinio proceso metu, reakcijos produktai yra rūgštiniai ir baziniai vienas kito atžvilgiu. Tai gali būti parašyta kaip pusiausvyros procesas:

HA + B ⇄ VN + + A -,

kur HA yra rūgštis, B yra bazė, BH + yra rūgštis, konjuguota su baze B, A - bazė, konjuguota su HA rūgštimi.

Pavyzdžiai.

1) reakcijoje:

HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2O,

HCl ir H 2 O yra rūgštys, Cl - ir OH - yra atitinkamos bazės, sujungtos su jomis;

2) reakcijoje:

HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,

HSO 4 - ir H 3 O + - rūgštys, SO 4 2 - ir H 2 O - bazės;

3) reakcijoje:

NH4 + + NH2 - ⇄ 2NH 3,

NH 4 + yra rūgštis, NH 2 yra bazė, o NH 3 veikia ir kaip rūgštis (viena molekulė), ir kaip bazė (kita molekulė), t.y. rodo amfoteriškumo požymius - sugebėjimą parodyti rūgšties ir bazės savybes.

Vanduo taip pat turi šias savybes:

2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -

Čia viena Н 2 О molekulė prijungia protoną (bazę), sudarydama konjugato rūgštį - hidroksonio joną Н 3 О +, kita - protoną (rūgštį), sudarydama konjuguotą bazę ОН -. Šis procesas vadinamas autoprotolizė.

Iš pateiktų pavyzdžių matyti, kad, priešingai nei Arrhenius idėjos, Bronstedo ir Lowry teorijoje rūgščių reakcijos su bazėmis neveda prie abipusio neutralizavimo, o kartu yra naujų rūgščių ir bazių susidarymas. .

Taip pat reikėtų pažymėti, kad protokolinė teorija „rūgšties“ ir „bazės“ sąvokas laiko ne savybe, o funkcija, kurią nagrinėjamas junginys atlieka protolitinėje reakcijoje. Tas pats junginys tam tikromis sąlygomis gali reaguoti kaip rūgštis, o kitomis - kaip bazė. Taigi, vandeniniame tirpale CH 3 COOH pasižymi rūgšties savybėmis, o 100% H 2 SO 4 - baze.

Tačiau, nepaisant nuopelnų, protokolinė teorija, kaip ir Arrhenius teorija, netaikoma medžiagoms, kuriose nėra vandenilio atomų, tačiau tuo pat metu veikia rūgštis: boro, aliuminio, silicio, alavo halogenidų.

Lewiso teorija.

Kitas požiūris į medžiagų klasifikavimą, priskiriant jas rūgštims ir bazėms, buvo elektroninė Lewiso teorija. Remiantis elektronine teorija:

rūgštis yra dalelė (molekulė arba jonas), galinti prijungti elektronų porą (elektronų akceptorius);

bazė yra dalelė (molekulė ar jonas), galinti paaukoti elektronų porą (elektronų donoras).

Pasak Lewiso, rūgštis ir bazė sąveikauja tarpusavyje ir sudaro donoro-akceptoriaus ryšį. Prijungus porą elektronų, elektronas, turintis elektronų deficitą, turi visą elektroninę konfigūraciją - elektronų oktetą. Pavyzdžiui:

Reakcija tarp neutralių molekulių gali būti pavaizduota panašiai:

Neutralizavimo reakcija pagal Lewiso teoriją yra laikoma hidroksido jonų elektronų poros pridėjimu prie vandenilio jono, kuris suteikia laisvą orbitą šiai porai pritaikyti:

Taigi pats protonas, kuris lengvai pritvirtina elektronų porą, Lewiso teorijos požiūriu, atlieka rūgšties funkciją. Šiuo atžvilgiu Bronstedo rūgštys gali būti laikomos Lewiso rūgščių ir bazių reakcijos produktais. Taigi, HCl yra rūgšties H + neutralizavimo su baze Cl -produktas, o jonas H 3 O + susidaro neutralizavus rūgštį H + su baze H 2 O.

Reakcijos tarp rūgščių ir Lewiso bazių taip pat iliustruojamos šiais pavyzdžiais:

Lewiso bazėse taip pat yra halogenidų jonų, amoniako, alifatinių ir aromatinių aminų, kuriuose yra deguonies organiniai junginiai tipas R 2 CO, (kur R yra organinis radikalas).

Lewiso rūgštys apima boro, aliuminio, silicio, alavo ir kitų elementų halogenidus.

Akivaizdu, kad Lewiso teorijoje „rūgšties“ sąvoka apima platesnį cheminių junginių spektrą. Taip yra dėl to, kad, pasak Lewiso, medžiaga priskiriama rūgščių klasei tik dėl jos molekulės struktūros, kuri lemia elektronų akceptoriaus savybes, ir nebūtinai yra susijusi su vandenilio buvimu atomai. Lewiso rūgštys, kuriose nėra vandenilio atomų, vadinamos aprotiškas.

Problemų sprendimo standartai

1. Parašykite Al 2 (SO 4) 3 elektrolitinės disociacijos lygtį vandenyje.

Aliuminio sulfatas yra stiprus elektrolitas ir vandeniniame tirpale visiškai suyra į jonus. Disociacijos lygtis:

Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y) H 2 O 2 3+ + 3 2 -,

arba (išskyrus jonų hidratacijos procesą):

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.

2. Kas yra HCO 3 jonas - Bronstedo -Lowry teorijos požiūriu?

Priklausomai nuo sąlygų, HCO 3 jonas gali atsisakyti protonų abiem būdais:

HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),

ir pridėkite protonų:

HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).

Taigi, pirmuoju atveju HCO 3 - jonas yra rūgštis, antruoju - bazė, tai yra, jis yra amfolitas.

3. Nustatykite, koks, Lewiso teorijos požiūriu, yra Ag + jonas reakcijoje:

Ag + + 2NH 3 +

Ugdymo procese cheminiai ryšiai, kuris vyksta pagal donoro-akceptoriaus mechanizmą, Ag + jonas, turintis laisvą orbitą, yra elektronų porų akceptorius ir taip pasižymi Lewiso rūgšties savybėmis.

4. Nustatykite vieno litro tirpalo, kuriame yra 0,1 mol KCl ir 0,1 mol Na 2 SO 4, jonų stiprumą.

Pateiktų elektrolitų disociacija vyksta pagal lygtis:

Na 2 SO 4 2 Na + + SO 4 2 -

Vadinasi: 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 (Na 2 SO 4) = 0,1 mol / l.

Tirpalo jonų stiprumas apskaičiuojamas pagal formulę:

5. Nustatykite CuSO 4 koncentraciją tam tikro elektrolito tirpale su Aš= 0,6 mol / l.

CuSO 4 išsiskyrimas vyksta pagal lygtį:

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -

Paimkime C (CuSO 4) x mol / l, tada pagal reakcijos lygtį C (Cu 2+) = C (SO 4 2 -) = x mol / l. V Ši byla jonų stiprumo apskaičiavimo išraiška bus:

6. Nustatykite K + jono aktyvumo koeficientą vandeniniame KCl tirpale, kurio C (KCl) = 0,001 mol / l.

kuri šiuo atveju bus tokia:

.

Mes nustatome tirpalo jonų stiprumą pagal formulę:

7. Nustatykite Fe 2+ jono aktyvumo koeficientą vandeniniame tirpale, kurio jonų stipris yra 1.

Pagal Debye-Hückel įstatymą:

taigi:

8. Nustatykite rūgšties HA disociacijos konstantą, jei šios rūgšties tirpale, kurio koncentracija 0,1 mol / l a = 24%.

Pagal disociacijos laipsnio dydį galima nustatyti, kad ši rūgštis yra vidutinio stiprumo elektrolitas. Todėl, norėdami apskaičiuoti rūgšties disociacijos konstantą, mes naudojame visą Ostvaldo praskiedimo įstatymą:

9. Nustatykite elektrolito koncentraciją, jei a = 10%, K d = 10–4.

Iš Ostvaldo veisimo įstatymo:

10. Vienbazio rūgšties HA disociacijos laipsnis neviršija 1%. (HA) = 6,4 × 10–7. Nustatykite HA disociacijos laipsnį jo tirpale, kurio koncentracija yra 0,01 mol / l.

Pagal disociacijos laipsnio dydį galima nustatyti, kad ši rūgštis yra silpnas elektrolitas. Tai leidžia naudoti apytikslę Ostvaldo skiedimo įstatymo formulę:

11. Elektrolito disociacijos laipsnis jo tirpale, kurio koncentracija yra 0,001 mol / l, yra 0,009. Nustatykite šio elektrolito disociacijos konstantą.

Iš problemos teiginio matyti, kad šis elektrolitas yra silpnas (a = 0,9%). Štai kodėl:

12. (HNO 2) = 3,35. Palyginkite HNO 2 stiprumą su vienbazės rūgšties HA stiprumu, kurios disociacijos laipsnis tirpale su C (HA) = 0,15 mol / l yra 15%.

Apskaičiuokite (HA) naudodami pilna forma Ostvaldo lygtys:

Nuo (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более stipri rūgštis palyginti su HNO 2.

13. Yra du KCl tirpalai, kuriuose yra ir kitų jonų. Yra žinoma, kad pirmojo tirpalo jonų stiprumas ( Aš 1) yra lygus 1, o antrasis ( Aš 2) yra 10–2. Palyginkite veiklos rodiklius f(K +) šiuose tirpaluose ir padarykite išvadą, kuo šių tirpalų savybės skiriasi nuo be galo atskiestų KCl tirpalų savybių.

Mes apskaičiuojame jonų K + aktyvumo koeficientus pagal Debye-Hückel dėsnį:

Veiklos koeficientas f yra tam tikros koncentracijos elektrolito tirpalo elgesio nukrypimo nuo jo elgesio matas be galo skiedžiant tirpalą.

Kadangi f 1 = 0,316 labiau nukrypsta nuo 1 nei f 2 = 0,891, tada didesnio jonų stiprumo tirpale yra didesnis KCl tirpalo elgesio nukrypimas nuo jo elgesio be galo skiedžiant.

Klausimai savikontrolei

1. Kas yra elektrolitinė disociacija?

2. Kokios medžiagos vadinamos elektrolitais ir neelektrolitais? Pateikite pavyzdžių.

3. Koks yra disociacijos laipsnis?

4. Kokie veiksniai lemia disociacijos laipsnį?

5. Kurie elektrolitai laikomi stipriais? Kokia vidutinė jėga? Kokie silpni? Pateikite pavyzdžių.

6. Kokia yra disociacijos konstanta? Nuo ko priklauso disociacijos konstanta ir nuo ko ji nepriklauso?

7. Koks ryšys tarp pastovumo ir disociacijos laipsnio dvejetainiuose vidutinių ir silpnų elektrolitų tirpaluose?

8. Kodėl stiprių elektrolitų tirpalai savo elgesyje rodo nukrypimus nuo idealumo?

9. Kokia yra termino „akivaizdus disociacijos laipsnis“ esmė?

10. Kas yra jonų aktyvumas? Kas yra aktyvumo rodiklis?

11. Kaip kinta aktyvumo koeficiento vertė, praskiedus (koncentravus) stiprų elektrolito tirpalą? Kokia ribinė aktyvumo koeficiento reikšmė skiedžiant tirpalą be galo?

12. Koks yra tirpalo joninis stipris?

13. Kaip apskaičiuojamas veiklos rodiklis? Suformuluokite Debye-Hückel įstatymą.

14. Kokia yra rūgščių ir bazių jonų teorijos (Arrhenius teorija) esmė?

15. Kas yra esminis skirtumas protolitinė rūgščių ir bazių teorija (Bronstedo ir Lowry teorija) iš Arrhenius teorijos?

16. Kaip elektroninė teorija (Lewiso teorija) aiškina „rūgšties“ ir „bazės“ sąvokas? Pateikite pavyzdžių.

Užduočių parinktys nepriklausomas sprendimas

1 variantas

1. Parašykite Fe 2 (SO 4) 3 elektrolitinės disociacijos lygtį.

HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.

2 variantas

1. Parašykite CuCl 2 elektrolitinio disociacijos lygtį.

2. Lewiso teorijos požiūriu nustatykite, kas yra S 2 jonas - reakcijoje:

2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.

3. Apskaičiuokite elektrolito molinę koncentraciją tirpale, jei a = 0,75%, a = 10 - 5.

3 variantas

1. Parašykite Na 2 SO 4 elektrolitinio disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, koks Lewiso teorijos požiūriu yra CN jonas - reakcijoje:

Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.

3. CaCl 2 tirpalo jonų stipris yra 0,3 mol / l. Apskaičiuokite C (CaCl 2).

4 variantas

1. Parašykite Ca (OH) 2 elektrolitinės disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, kokia Bronstedo teorijos požiūriu yra H2O molekulė reakcijoje:

H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.

3. K 2 SO 4 tirpalo jonų stipris yra 1,2 mol / l. Apskaičiuokite C (K 2 SO 4).

5 variantas

1. Parašykite elektrolitinės disociacijos lygtį K 2 SO 3.

NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.

3. (CH 3 COOH) = 4,74. Palyginkite CH 3 COOH stiprumą su vienbazės rūgšties HA stiprumu, kurios disociacijos laipsnis tirpale su C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l yra lygus 10%.

6 variantas

1. Parašykite elektrolitinės disociacijos lygtį K 2 S.

2. Nustatykite, kokia Lewiso teorijos požiūriu yra AlBr 3 molekulė reakcijoje:

Br - + AlBr 3 ⇄ -.

7 variantas

1. Parašykite Fe (NO 3) 2 elektrolitinės disociacijos lygtį 2.

2. Nustatykite, koks Lewiso teorijos požiūriu yra Cl - jonas reakcijoje:

Cl - + AlCl 3 ⇄ -.

8 variantas

1. Parašykite K 2 MnO 4 elektrolitinės disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, kas yra HSO 3 jonas Bronstedo teorijos požiūriu - reakcijoje:

HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

9 variantas

1. Parašykite Al 2 (SO 4) 3 elektrolitinės disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, koks Lewiso teorijos požiūriu yra Co 3+ jonas reakcijoje:

Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.

3. 1 litre tirpalo yra 0,348 g K 2 SO 4 ir 0,17 g NaNO 3. Nustatykite šio tirpalo jonų stiprumą.

10 variantas

1. Parašykite Ca (NO 3) 2 elektrolitinės disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, kokia Bronstedo teorijos požiūriu yra H2O molekulė reakcijoje:

B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.

3. Apskaičiuokite elektrolito koncentraciją tirpale, jei a = 5%, a = 10 - 5.

11 variantas

1. Parašykite KMnO 4 elektrolitinio disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, koks, Lewiso teorijos požiūriu, yra Cu 2+ jonas reakcijoje:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.

3. Apskaičiuokite Cu 2+ jono aktyvumo koeficientą CuSO 4 tirpale, C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.

12 variantas

1. Parašykite Na 2 CO 3 elektrolitinio disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, kokia Bronstedo teorijos požiūriu yra H2O molekulė reakcijoje:

K + + xH 2 O ⇄ +.

3. Yra du NaCl tirpalai, kuriuose yra kitų elektrolitų. Šių tirpalų jonų stiprumo vertės yra atitinkamai lygios: Aš 1 = 0,1 mol / l, Aš 2 = 0,01 mol / l. Palyginkite veiklos rodiklius f(Na +) šiuose tirpaluose.

13 variantas

1. Parašykite Al (NO 3) elektrolitinės disociacijos lygtį 3.

2. Nustatykite, kokia Lewiso teorijos požiūriu yra RNH 2 molekulė reakcijoje:

RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.

3. Palyginkite katijonų aktyvumo koeficientus tirpale, kuriame yra FeSO 4 ir KNO 3, jei elektrolito koncentracija yra atitinkamai 0,3 ir 0,1 mol / l.

Pasirinkimo numeris 14

1. Parašykite elektrolitinės disociacijos lygtį K 3 PO 4.

2. Nustatykite, kas Bronstedo teorijos požiūriu yra H 3 O + jonas reakcijoje:

HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.

Pasirinkimo numeris 15

1. Parašykite elektrolitinės disociacijos lygtį K 2 SO 4.

2. Nustatykite, kas Lewiso teorijos požiūriu yra Pb (OH) 2 reakcijoje:

Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.

16 variantas

1. Parašykite Ni (NO 3) 2 elektrolitinio disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, kas Bronstedo teorijos požiūriu yra hidronio jonas (H 3 O +) reakcijoje:

2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.

3. Tik Na 3 PO 4 turinčio tirpalo jonų stipris yra 1,2 mol / l. Nustatykite Na 3 PO 4 koncentraciją.

17 variantas

1. Parašykite elektrolitinės disociacijos (NH 4) 2 SO 4 lygtį.

2. Nustatykite, kas Bronstedo teorijos požiūriu yra NH 4 + jonas reakcijoje:

NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.

3. Tirpalo, kuriame yra ir KI, ir Na 2 SO 4, jonų stipris yra 0,4 mol / l. C (KI) = 0,1 mol / L. Nustatykite Na 2 SO 4 koncentraciją.

18 variantas

1. Parašykite Cr 2 (SO 4) 3 elektrolitinės disociacijos lygtį.

2. Nustatykite, kas Bronstedo teorijos požiūriu yra baltymų molekulė reakcijoje:

INFORMACIJOS BLOKAS

PH skalė

3 lentelė. Ryšys tarp jonų H + ir OH -koncentracijų.

Problemų sprendimo standartai

1. Vandenilio jonų koncentracija tirpale yra 10 - 3 mol / l. Apskaičiuokite šio tirpalo pH, pOH ir [OH -] vertes. Nustatykite tirpalo aplinką.

Pastaba. Skaičiavimams naudojami šie santykiai: lg10 a = a; 10 lg a = a.

Tirpalo terpė, kurios pH = 3, yra rūgštinė, nes pH< 7.

2. Apskaičiuokite tirpalo pH druskos rūgšties kurių molinė koncentracija yra 0,002 mol / l.

Kadangi praskiestame HC1 "1 tirpale ir vienbazio rūgšties tirpale C (jums) = C (jums) galime parašyti:

3. Į 10 ml acto rūgšties tirpalo su C (CH 3 COOH) = 0,01 mol / L įpilta 90 ml vandens. Raskite skirtumą tarp tirpalo pH verčių prieš praskiedimą ir po jo, jei (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.

1) Pradiniame silpnos vienbazės rūgšties CH 3 COOH tirpale:

Taigi:

2) Į 10 ml rūgšties tirpalo įpilant 90 ml vandens, tirpalas praskiedžiamas 10 kartų. Štai kodėl.

SPRENDIMAI
ELEKTROLITINIO DISOCIACIJOS TEORIJA

ELEKTROLIETINIS DISOCIACIJA
ELEKTROLITAI IR NONELEKTROLITAI

Elektrolitinės disociacijos teorija

(S. Arrhenius, 1887)

1. Ištirpę vandenyje (arba ištirpę), elektrolitai suskaido į teigiamai ir neigiamai įkrautus jonus (patiria elektrolitinį disociaciją).

2. Veikiant elektros srovei, katijonai (+) pereina prie katodo (-), o anijonai (-)-į anodą (+).

3. Elektrolitinė disociacija yra grįžtamasis procesas (atvirkštinė reakcija vadinama molarizacija).

4. Elektrolitinės disociacijos laipsnis ( a ) priklauso nuo elektrolito ir tirpiklio pobūdžio, temperatūros ir koncentracijos. Tai rodo į jonus suskaidytų molekulių skaičiaus santykį ( n ) Į iš visoį tirpalą įterptos molekulės ( N).

a = n / N 0< a <1

Joninių medžiagų elektrolitinio disociacijos mechanizmas

Tirpinant junginius su joninėmis jungtimis ( pvz., NaCl ) hidratacijos procesas prasideda nuo vandens dipolių orientacijos aplink visas druskos kristalų iškyšas ir paviršius.

Orientuodamiesi aplink kristalinės gardelės jonus, vandens molekulės su jais sudaro vandenilio arba donoro-akceptoriaus ryšius. Šiame procese išsiskiria didelis energijos kiekis, kuris vadinamas hidratacijos energija.

Hidratacijos energija, kurios vertė yra panaši į kristalinės gardelės energiją, išleidžiama kristalinės gardelės sunaikinimui. Šiuo atveju hidratuoti jonai sluoksniu po sluoksnio patenka į tirpiklį ir, sumaišę su jo molekulėmis, sudaro tirpalą.

Polinių medžiagų elektrolitinio disociacijos mechanizmas

Medžiagos, kurių molekulės susidaro pagal polinių kovalentinių ryšių tipą (polinės molekulės), išsiskiria panašiai. Aplink kiekvieną polinę medžiagos molekulę ( pvz., HCl ), vandens dipoliai yra orientuoti tam tikru būdu. Dėl sąveikos su vandens dipoliais polinė molekulė dar labiau poliarizuojasi ir virsta jonine, tada lengvai susidaro laisvi hidratuoti jonai.

Elektrolitai ir neelektrolitai

Aiškinama medžiagų elektrolitinė disociacija, atsirandanti susidarius laisviems jonams elektrinis laidumas sprendimai.

Elektrolitinės disociacijos procesas paprastai rašomas diagramos pavidalu, neatskleidžiant jo mechanizmo ir nepraleidžiant tirpiklio ( H 2 O ), nors jis yra pagrindinis indėlis.

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 -

Iš molekulių elektroneutralumo išplaukia, kad bendras katijonų ir anijonų krūvis turi būti lygus nuliui.

Pavyzdžiui, už

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

Stiprūs elektrolitai

Tai medžiagos, kurios, ištirpintos vandenyje, beveik visiškai suyra į jonus. Paprastai stiprūs elektrolitai apima medžiagas su joninėmis arba stipriai polinėmis jungtimis: visos lengvai tirpios druskos, stiprios rūgštys ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) ir stiprios bazės ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Stipriame elektrolito tirpale tirpios medžiagos daugiausia randamos jonų (katijonų ir anijonų) pavidalu; nesiskiriančių molekulių praktiškai nėra.

Silpni elektrolitai

Medžiagos iš dalies disocijuoja į jonus. Silpnų elektrolitų tirpaluose kartu su jonais yra nesiskiriančių molekulių. Silpni elektrolitai negali duoti didelės jonų koncentracijos tirpale.

Silpni elektrolitai apima:

1) beveik visos organinės rūgštys ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH ir kt.);

2) kai kurios neorganinės rūgštys ( H 2 CO 3, H 2 S ir kt.);

3) beveik visos mažai vandenyje tirpios druskos, bazės ir amonio hidroksidas(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) vanduo.

Jie yra blogi (arba beveik neveikia) elektros.

CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 «[CuOH] + + OH - (pirmasis etapas)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (antrasis etapas)

H 2 CO 3 «H + + HCO - (pirmasis etapas)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (antrasis etapas)

Neelektrolitai

Medžiagos, kurių vandeniniai tirpalai ir lydiniai nelaiko elektros srovės. Juose yra kovalentinių nepolinių ar mažo poliškumo jungčių, kurios nesuyra į jonus.

Dujos, kietos medžiagos (nemetalai), organiniai junginiai (sacharozė, benzinas, alkoholis) nelaiko elektros srovės.

Disociacijos laipsnis. Disociacijos konstanta

Jonų koncentracija tirpaluose priklauso nuo to, kaip visiškai tam tikras elektrolitas disocijuoja į jonus. Stiprių elektrolitų tirpaluose, kurių disociaciją galima laikyti baigta, jonų koncentraciją galima lengvai nustatyti pagal koncentraciją (c) ir elektrolito molekulės sudėtį (stechiometrinius indeksus), pavyzdžiui :

Jonų koncentracija silpnų elektrolitų tirpaluose kokybiškai apibūdinama disociacijos laipsniu ir pastovumu.

Disociacijos laipsnis (a) yra į jonus suskaidytų molekulių skaičiaus santykis ( n ) iki bendro ištirpusių molekulių skaičiaus ( N):

a = n / N

ir išreiškiamas vienos arba% dalimis ( a = 0,3 - sąlyginė dalijimosi į stiprius ir silpnus elektrolitus riba).

Pavyzdys

Nustatykite katijonų ir anijonų molinę koncentraciją 0,01 M tirpaluose KBr, NH 4OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 ir CH 3 COOH.

Silpnų elektrolitų disociacija a = 0,3.

Sprendimas

KBr, Ba (OH) 2 ir H 2 SO 4 - stiprūs elektrolitai, visiškai išsiskiriantys(a = 1).

KBr „K + + Br -

0,01 mln

Ba (OH) 2 «Ba 2+ + 2OH -

0,01 mln

0,02 mln

H 2 SO 4 «2H + + SO 4

0,02 mln

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH ir CH 3 COOH - silpni elektrolitai(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 mln

CH 3 COOH "CH 3 COO - + H +

[H +] = [CH3COO -] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Disociacijos laipsnis priklauso nuo silpno elektrolito tirpalo koncentracijos. Praskiedus vandeniu, disociacijos laipsnis visada didėja, nes didėja tirpiklio molekulių skaičius ( H 2 O ) vienai tirpios medžiagos molekulei. Pagal Le Chatelier principą, elektrolitinės disociacijos pusiausvyra šiuo atveju turėtų pasislinkti produkto susidarymo kryptimi, t.y. hidratuotų jonų.

Elektrolitinio disociacijos laipsnis priklauso nuo tirpalo temperatūros. Paprastai, didėjant temperatūrai, disociacijos laipsnis didėja, nes jungiasi molekulėse, jos tampa mobilesnės ir lengviau jonizuojamos. Jonų koncentraciją silpname elektrolito tirpale galima apskaičiuoti žinant disociacijos laipsnįair pradinė medžiagos koncentracijac tirpale.

Pavyzdys

Nustatykite nesiskiriančių molekulių ir jonų koncentraciją 0,1 M tirpale NH 4 OH jei disociacijos laipsnis yra 0,01.

Sprendimas

Molekulinė koncentracija NH 4 OH , kuris iki pusiausvyros skilimo į jonus bus lygusac... Jonų koncentracija NH 4 - ir OH - - bus lygus disocijuotų molekulių koncentracijai ir lygusac(pagal elektrolitinės disociacijos lygtį)

NH 4 OH		NH 4 +		OI -
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol / l

[NH 4 OH] = c - a c = 0,1 - 0,001 = 0,099 mol / l

Disociacijos konstanta ( K D ) yra pusiausvyros jonų koncentracijos sandaugos santykis atitinkamų stechiometrinių koeficientų galioje ir nesiskiriančių molekulių koncentracija.

Tai elektrolitinio disociacijos proceso pusiausvyros konstanta; apibūdina medžiagos gebėjimą suskaidyti į jonus: tuo didesnis K D , tuo didesnė jonų koncentracija tirpale.

Silpnų daugiabazių rūgščių arba poliarūgščių bazių disociacija vyksta atitinkamai, kiekvienam žingsniui yra sava disociacijos konstanta:

Pirmas lygmuo:

H 3 PO 4 "H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Antrasis etapas:

H 2 PO 4 - „H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Trečias žingsnis:

HPO 4 2- "H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1> K D 2> K D 3

Pavyzdys

Gaukite lygtį, susijusią su silpno elektrolito elektrolitinio disociacijos laipsniu ( a ) su silpnos monobazinės rūgšties disociacijos konstanta (Ostvaldo praskiedimo dėsnis)ĮJUNGTA.

HA «H + + A +

K D = () /

Jei nurodyta bendra silpno elektrolito koncentracijac, tada pusiausvyros koncentracijos H + ir A - yra lygūs ac, ir nesiskiriančių molekulių koncentracija HA - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c (1 - a) = a 2 c / (1 - a)

Esant labai silpniems elektrolitams ( 0,01 svaro sterlingų)

K D = c a 2 arba a = \ é (K D / c)

Pavyzdys

Apskaičiuokite acto rūgšties disociacijos laipsnį ir jonų koncentraciją H + 0,1 M tirpale, jei K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Sprendimas

Mes naudojame Ostvaldo skiedimo įstatymą

\ é (K D / c) = \ é ((1,85 10-5) / 0,1)) = 0,0136 arba a = 1,36%

[H +] = a c = 0,0136 0,1 mol / l

Tirpumo produktas

Apibrėžimas

Įdėkite šiek tiek netirpios druskos į stiklinę, pvz., AgCl ir į nuosėdas įpilkite distiliuoto vandens. Šiuo atveju jonai Ag + ir Cl - , patirdami trauką iš aplinkinių vandens dipolių, palaipsniui atsiskiria nuo kristalų ir pereina į tirpalą. Susidūrę tirpale, jonai Ag + ir Cl - formuoti molekules AgCl ir nusėda ant kristalų paviršiaus. Taigi sistemoje įvyksta du vienas kitam priešingi procesai, o tai lemia dinaminę pusiausvyrą, kai į tirpalą per laiko vienetą patenka tas pats jonų skaičius. Ag + ir Cl - kiek iškrito. Jonų kaupimasis Ag + ir Cl - sustoja tirpale, pasirodo prisotintas tirpalas... Todėl mes apsvarstysime sistemą, kurioje mažai tirpios druskos nuosėdos liečiasi su prisotintu šios druskos tirpalu. Šiuo atveju vyksta du priešingi procesai:

1) Jonų perkėlimas iš nuosėdų į tirpalą. Šio proceso greitį galima laikyti pastoviu esant pastoviai temperatūrai: V 1 = K 1;

2) Jonų nusėdimas iš tirpalo. Šio proceso greitis V 2 priklauso nuo jonų koncentracijos Ag + ir Cl -. Pagal masių veikimo įstatymą:

V 2 = k 2

Kadangi šią sistemą tada yra pusiausvyros būsenoje

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (esant T = const)

Taigi, jonų koncentracijos sandaugai, esant silpnai tirpiam elektrolitui, esant pastoviai temperatūrai, prisotintame tirpale yra pastovus dydžio... Šis kiekis vadinamastirpumo produktas(NS).

Pateiktame pavyzdyje NS AgCl = [Ag +] [Cl -] ... Tais atvejais, kai elektrolite yra du ar daugiau identiškų jonų, šių jonų koncentracija, apskaičiuojant tirpumo produktą, turi būti padidinta iki atitinkamos galios.

Pavyzdžiui, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

V bendras atvejis elektrolito tirpumo produkto išraiška A m B n

OL A m B n = [A] m [B] n.

Skirtingų medžiagų tirpumo produkto vertės yra skirtingos.

Pavyzdžiui, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.

NS lengva apskaičiuoti žinant ra c junginio tirpumas tam tikru atveju t °.

1 pavyzdys

CaCO 3 tirpumas yra 0,0069 arba 6,9 10 -3 g / l. Raskite PR CaCO 3.

Sprendimas

Išreikšime tirpumą moliais:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol / l

M CaCO 3

Kadangi kiekviena molekulė CaCO 3 ištirpus duoda vieną joną vienu metu Ca 2+ ir CO 3 2-, tada
[Ca 2+] = [CO 3 2-] = 6,9 10 -5 mol / l ,
vadinasi, PR CaCO 3 = [Ca 2+] [CO 3 2-] = 6,9 10-5 6,9 10-5 = 4,8 10-9

Žinant PR vertę , savo ruožtu galite apskaičiuoti medžiagos tirpumą mol / l arba g / l.

2 pavyzdys

Tirpumo produktas PR PbSO 4 = 2,2 10 -8 g / l.

Kas yra tirpumas PbSO 4?

Sprendimas

Pažymėkime tirpumą PbSO 4 per X mol / l. Pereinama prie sprendimo X PbSO 4 moliai duos X Pb 2+ jonus ir X jonusTAIP 4 2- , t.y .:

= = X

NSPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(NSPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol / l.

Norėdami pereiti prie tirpumo, išreikšto g / l, gautą vertę padauginame iš molekulinė masė, po to gauname:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g / l.

Kritulių susidarymas

Jei

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nesotusis tirpalas

[ Ag + ] [ Cl - ] = OLAgCl- prisotintas tirpalas

[ Ag + ] [ Cl - ]> OLAgCl- persotintas tirpalas

Nuosėdos susidaro, kai blogai tirpaus elektrolito jonų koncentracijos produktas viršija jo tirpumo produkto vertę esant tam tikrai temperatūrai. Kai joninis produktas tampa lygusNS, krituliai sustoja. Žinant sumaišytų tirpalų tūrį ir koncentraciją, galima apskaičiuoti, ar susidariusi druska nusodins.

3 pavyzdys

Ar nuosėdos iškrenta maišant vienodus kiekius 0.2MsprendimaiPb(NE 3 ) 2 irNaCl.
NSPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Sprendimas

Maišant, tirpalo tūris padvigubėja, o kiekvienos medžiagos koncentracija sumažėja perpus, t.y. tampa 0,1 M arba 1,010 -1 mol / l. Šitie yra bus koncentracijaPb 2+ irCl - ... Vadinasi,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 ... Gauta vertė viršijaNSPbCl 2 (2,4 10 -4 ) ... Todėl dalis druskosPbCl 2 nusėda. Iš viso to, kas buvo pasakyta aukščiau, galime daryti išvadą apie įvairių veiksnių įtaką kritulių susidarymui.

Tirpalų koncentracijos įtaka

Mažai tirpus elektrolitas, turintis pakankamai didelę vertęNSnegalima nusodinti iš praskiestų tirpalų.Pavyzdžiui, nuosėdosPbCl 2 neišnyks maišant vienodus kiekius 0,1MsprendimaiPb(NE 3 ) 2 irNaCl... Maišant vienodus kiekius, padidės kiekvienos medžiagos koncentracija0,1 / 2 = 0,05 Marba 5 10 -2 mol / l... Joninis darbas[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Gauta vertė yra mažesnėNSPbCl 2 todėl kritulių nebus.

Kritulių kiekio įtaka

Norint gauti kuo išsamesnį kritulių kiekį, naudojamas nuosėdų perteklius.

Pavyzdžiui, nusodinanti druskąBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Pridėjus lygiavertę sumąNa 2 CO 3 jonai lieka tirpaleBa 2+ , kurio koncentracija atsiranda dėl vertėsNS.

Padidėjusi jonų koncentracijaCO 3 2- sukelia pridėjus perteklinį nusodintuvą(Na 2 CO 3 ) , atitinkamai sumažės jonų koncentracijaBa 2+ tirpale, t.y. padidins šio jono nusėdimo išsamumą.

To paties pavadinimo jonų įtaka

Blogai tirpių elektrolitų tirpumas mažėja, kai yra kitų stiprių elektrolitų su to paties pavadinimo jonais. Jei į nesočiųjų tirpaląBaSO 4 įpilkite šiek tiek tirpaloNa 2 TAIP 4 , tada joninis produktas, kurio iš pradžių buvo mažiau NSBaSO 4 (1,1 10 -10 ) palaipsniui pasieksNSir ją viršys. Prasidės krituliai.

Temperatūros įtaka

NSyra pastovus esant pastoviai temperatūrai. Didėjant temperatūrai NS padidėja, todėl krituliai geriausiai patenka iš atvėsusių tirpalų.

Kritulių tirpimas

Tirpumo produkto taisyklė yra svarbi keičiant mažai tirpias nuosėdas į tirpalą. Tarkime, kad norite ištirpinti nuosėdasBaSUO 3 ... Tirpalas, liečiantis su šiomis nuosėdomis, yra santykinai prisotintasBaSUO 3 .
Tai reiškia kad[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = OLBaCO 3 .

Jei į tirpalą pridedate rūgšties, tada jonaiH + suriša tirpale esančius jonusCO 3 2- į trapias anglies rūgšties molekules:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 ­

Dėl to jonų koncentracija smarkiai sumažėsCO 3 2- , joninis produktas tampa mažesnis neiNSBaCO 3 ... Sprendimas bus santykinisBaSUO 3 ir dalis nuosėdųBaSUO 3 eis į sprendimą. Pridedant pakankamą kiekį rūgšties, visas nuosėdas galima įpilti į tirpalą. Todėl nuosėdos pradeda tirpti, kai dėl tam tikrų priežasčių blogai tirpaus elektrolito joninis produktas tampa mažesnis už vertęNS... Siekiant ištirpinti nuosėdas, į tirpalą įpilamas toks elektrolitas, kurio jonai su vienu iš mažai tirpaus elektrolito jonų gali sudaryti blogai disocijuotą junginį. Tai paaiškina mažai tirpių hidroksidų tirpimą rūgštyse

Fe (OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

JonaOI - prisijungti prie blogai atsiskyrusių molekuliųH 2 O.

Lentelė.Tirpumo (PR) ir tirpumo esant 25 ° C sandaugaiAgCl

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

Elektrolitai skirstomi į dvi grupes, priklausomai nuo disociacijos laipsnio - stiprūs ir silpni elektrolitai. Stiprių elektrolitų disociacijos laipsnis yra didesnis nei vienas ar daugiau kaip 30%, silpnų elektrolitų - mažiau nei vienas arba mažiau nei 3%.

Disociacijos procesas

Elektrolitinė disociacija yra molekulių skaidymo į jonus procesas - teigiamai įkrauti katijonai ir neigiamai įkrauti anijonai. Įkrautos dalelės perduoda elektros srovę. Elektrolitinė disociacija įmanoma tik tirpaluose ir lydymuose.

Disociacijos varomoji jėga yra kovalentinių polinių ryšių suirimas veikiant vandens molekulėms. Polines molekules traukia vandens molekulės. Kietose medžiagose kaitinant joninės jungtys sunaikinamos. Aukšta temperatūra sukelti jonų virpesius kristalinės gardelės mazguose.

Ryžiai. 1. Atsiribojimo procesas.

Medžiagos, kurios lengvai suskaido į jonus tirpaluose ar lydosi ir todėl praleidžia elektros srovę, vadinamos elektrolitais. Neelektrolitai nelaiko elektros. neskyla į katijonus ir anijonus.

Priklausomai nuo disociacijos laipsnio, išskiriami stiprūs ir silpni elektrolitai. Stiprūs ištirpsta vandenyje, t.y. visiškai, be redukcijos galimybės, suyra į jonus. Silpni elektrolitai iš dalies suskaidomi į katijonus ir anijonus. Jų disociacijos laipsnis yra mažesnis nei stiprių elektrolitų.

Disociacijos laipsnis parodo suskaidytų molekulių dalį bendroje medžiagų koncentracijoje. Jis išreiškiamas formule α = n / N.

Ryžiai. 2. Disociacijos laipsnis.

Silpni elektrolitai

Silpnų elektrolitų sąrašas:

• praskiestos ir silpnos neorganinės rūgštys - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
• kai kurios organinės rūgštys (dauguma organinių rūgščių yra neelektrolitai) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• netirpios bazės- Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
• amonio hidroksidas - NH 4 OH.

Ryžiai. 3. Tirpumo lentelė.

Disociacijos reakcija rašoma naudojant joninę lygtį:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 -;
• H 2 S ↔ H + + HS -;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Daugiasluoksnės rūgštys išsiskiria keliais etapais:

• H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -;
• HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.

Netirpios bazės taip pat skyla etapais:

• Fe (OH) 3 ↔ Fe (OH) 2 + + OH-;
• Fe (OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH-;
• FeOH 2+, Fe 3++ OH -.

Vanduo klasifikuojamas kaip silpnas elektrolitas. Vanduo praktiškai nelaiko elektros srovės, nes silpnai skyla į vandenilio katijonus ir giroksido jonų anijonus. Gauti jonai surenkami atgal į vandens molekules:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Jei vanduo lengvai praleidžia elektrą, tai reiškia, kad jame yra priemaišų. Distiliuotas vanduo nėra laidus.

Silpnų elektrolitų disociacija yra grįžtama. Gauti jonai vėl surenkami į molekules.

Ko mes išmokome?

Silpni elektrolitai apima medžiagas, kurios iš dalies skyla į jonus - teigiamus katijonus ir neigiamus anijonus. Todėl tokios medžiagos blogai praleidžia elektros srovę. Tai silpnos ir praskiestos rūgštys, netirpios bazės, blogai tirpios druskos. Silpniausias elektrolitas yra vanduo. Silpnų elektrolitų disociacija yra grįžtama reakcija.

Druskų hidrolizė

Hidrolizės būdu vadinamos medžiagos sąveikos su vandeniu reakcijomis, dėl kurių susidaro silpni elektrolitai (rūgštys, bazės, rūgštinės arba bazinės druskos). Hidrolizės rezultatas gali būti laikomas vandens disociacijos pusiausvyros pažeidimu. Įvairių klasių junginiai yra jautrūs hidrolizei, tačiau svarbiausias atvejis yra druskų hidrolizė. Druskos paprastai yra - stiprūs elektrolitai, kurie visiškai išsiskiria į jonus ir gali sąveikauti su vandens jonais.

Svarbiausi druskos hidrolizės atvejai:

1. Druską sudaro stipri bazė ir stipri rūgštis. Pavyzdžiui: NaCl yra druska, sudaryta iš stiprios bazės NaOH ir stiprios rūgšties HCl;

NaCl + HOH, NaOH + HCl - molekulinė lygtis;

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - - visa jonų lygtis;

HOH ↔ OH - + H + yra sutrumpinta joninė lygtis.

Kaip matyti iš sutrumpintos jonų lygties, stiprios bazės ir stiprios rūgšties suformuota druska nesąveikauja su vandeniu, tai yra, ji nevyksta hidrolizė, o terpė išlieka neutrali.

2. Druską sudaro stipri bazė ir silpna rūgštis. Pavyzdžiui: NaNO 2 yra druska, sudaryta iš stiprios bazės NaOH ir silpnos rūgšties HNO 2, kuri praktiškai nesiskiria į jonus.

NaNO 2 + HOH NaOH + HNO 2;

Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;

NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.

Šiuo atveju druska hidrolizuojama, o hidrolizė vyksta išilgai anijono, o katijonas praktiškai nedalyvauja hidrolizės procese. Kadangi hidrolizės metu susidaro šarmas, tirpale yra OH -anijonų perteklius. Tokios druskos tirpalas įgyja šarminę terpę, t.y. pH> 7.

I etapas Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;

CO 3 2 - + HOH ↔ OH - + HCO 3 -;

II pakopos NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;

HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.

At standartinėmis sąlygomis ir vidutiniškai praskiedus tirpalą, druskų hidrolizė vyksta tik per pirmąjį etapą. Antrąjį slopina produktai, kurie susidaro pirmame etape. OH jonų kaupimasis - pusiausvyros poslinkis į kairę.

3. Druską sudaro silpna bazė ir stipri rūgštis. Pavyzdžiui: NH 4 NO 3 yra druska, sudaryta iš silpnos bazės NH 4 OH ir stiprios rūgšties HNO 3.

NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;

NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.

Šiuo atveju druska hidrolizuojama, o hidrolizė vyksta išilgai katijono, o anijonas praktiškai nedalyvauja hidrolizės procese. Tokios druskos tirpalas tampa rūgštus, t.y. NS< 7.

Kaip ir ankstesniu atveju, daugkartinio krūvio jonų druskos yra hidrolizuojamos etapais, nors antrasis etapas taip pat slopinamas.

I stadija Mg (NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H +;

II pakopos MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg (OH) 2 + HNO 3;

MgOH + + HOH ↔ Mg (OH) 2 + H +.

4. Druską sudaro silpna bazė ir silpna rūgštis. Pavyzdžiui: NH 4 CN yra druska, sudaryta iš silpnos bazės NH 4 OH ir silpnos rūgšties HCN.

NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;

NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.

Šiuo atveju tiek katijonai, tiek anijonai dalyvauja hidrolizėje. Jie suriša ir vandenilio katijonus, ir vandens hidroksianionus, sudarydami silpnus elektrolitus (silpnas rūgštis ir silpnas bazes). Tokių druskų tirpalo reakcija gali būti silpnai rūgšti (jei dėl hidrolizės susidariusi bazė yra silpnesnė už rūgštį) arba silpnai šarminė (jei bazė yra stipresnė už rūgštį), arba gali būti neutralus (jei bazė ir rūgštis yra vienodo stiprumo) ...

Hidrolizuojant daugkartinio krūvio jonų druską, I stadija neslopina tolesnių, o tokių druskų hidrolizė vyksta visiškai net kambario temperatūroje.

I etapas (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;

2NH 4 + + S 2 - + HOH ↔ NH 4OH + NH 4 + + HS -;

II stadijos NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;

NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.

Instrukcijos

Šios teorijos esmė ta, kad lydant (ištirpinus vandenyje) beveik visi elektrolitai suskaido į jonus, kurie yra ir teigiamai, ir neigiamai įkrauti (tai vadinama elektrolitine disociacija). Esant elektros srovei, neigiamas ("-") anodui (+) ir teigiamai įkrautas (katijonai, "+"), pereikite prie katodo (-). Elektrolitinė disociacija yra grįžtamasis procesas(atvirkštinis procesas vadinamas „molarizacija“).

Elektrolitinio disociacijos laipsnis (a) priklauso nuo paties elektrolito, tirpiklio ir jų koncentracijos. Tai yra jonų suskaidytų molekulių (n) ir bendro į tirpalą įleistų molekulių skaičiaus (N) santykis. Jūs gaunate: a = n / N

Taigi stiprūs elektrolitai yra medžiagos, kurios ištirpus vandenyje visiškai suyra į jonus. Stiprūs elektrolitai, kaip taisyklė, yra medžiagos, turinčios stipriai polinius ar ryšius: tai druskos, kurios yra labai tirpios (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), taip pat stiprios bazės (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2, CsOH, Sr (OH) 2, LiOH, Ca (OH) 2). Stipriame elektrolite jame ištirpusi medžiaga dažniausiai yra jonų pavidalo (); praktiškai nėra molekulių, kurios nebūtų atsiskyrusios.

Silpni elektrolitai yra medžiagos, kurios tik iš dalies išsiskiria į jonus. Silpni elektrolitai kartu su jonais tirpale turi nesiskiriančių molekulių. Silpni elektrolitai nesukelia stiprios jonų koncentracijos tirpale.

Silpnieji apima:
- organinės rūgštys (beveik visos) (C2H5COOH, CH3COOH ir kt.);
- kai kurios rūgštys (H2S, H2CO3 ir kt.);
- beveik visos druskos, mažai tirpios vandenyje, amonio hidroksidas, taip pat visos bazės (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- vanduo.

Jie praktiškai neveda elektros srovę arba praleidžia, bet prastai.

pastabą

Nors Tyras vanduo labai prastai praleidžia elektros srovę, ji vis dar turi išmatuojamą elektros laidumą, nes vanduo šiek tiek disocijuoja į hidroksido jonus ir vandenilio jonus.

Naudingas patarimas

Dauguma elektrolitų yra ėsdinančios medžiagos, todėl dirbdami su jais būkite itin atsargūs ir laikykitės saugos taisyklių.

Stipri bazė - neorganinė cheminis junginys susidaro iš hidroksilo grupės -OH ir šarminės (I grupės elementai periodinė sistema: Li, K, Na, RB, Cs) arba šarminių žemės metalų (II grupės Ba, Ca elementai). Jie parašyti formulių LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂ pavidalu.

Jums reikės

• garinantis puodelis
• degiklis
• rodikliai
• metalinis strypas
• Н₃РО₄

Instrukcijos

Stiprūs pamatai pasireiškia, būdingi visiems. Buvimą tirpale lemia indikatoriaus spalvos pasikeitimas. Į mėginį su tiriamuoju tirpalu įpilkite fenolftaleino arba praleiskite lakmuso testą. Metilo oranžinė spalva suteikia geltoną spalvą, fenolftaleinas - purpurinę, lakmuso popierius - spalvotas mėlyna spalva... Kuo stipresnis pagrindas, tuo intensyvesnė indikatoriaus spalva.

Jei jums reikia išsiaiškinti, kurie šarmai jums pateikiami, atlikite kokybinę tirpalų analizę. Dažniausios stiprios bazės yra ličio, kalio, natrio, bario ir kalcio. Bazės reaguoja su rūgštimis (neutralizavimo reakcijos), sudarydamos druską ir vandenį. Šiuo atveju galima atskirti Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂ ir LiOH. Kai su rūgštimi susidaro netirpūs. Likę hidroksidai neduos kritulių, nes visos K ir Na druskos yra tirpios.
3 Ca (OH) ₂ + 2 Н₃РО₄ - → Ca₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О

3 Ва (ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ - → Ва₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О

3 LiOH + H₃PO₄ - → Li₃PO₄ ↓ + 3 H₂O
Nukoškite ir išdžiovinkite. Į degiklio liepsną įpilkite džiovintų nuosėdų. Pakeitus liepsnos spalvą, galima kokybiškai nustatyti ličio, kalcio ir bario jonus. Atitinkamai, jūs nustatysite, kur yra koks hidroksidas. Ličio druskos degikliui suteikia karmino raudoną spalvą. Bario druskos - žalios, o kalcio druskos - aviečių.

Likę šarmai sudaro tirpius ortofosfatus.

3 NaOH + H₃PO₄-- → Na₃PO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄-- → K₃PO₄ + 3 H₂O

Būtina išgarinti vandenį iki sausų likučių. Išgarintas druskas ant metalinio strypo įveskite po vieną į degiklio liepsną. Ten natrio druska - liepsna taps ryškiai geltona, o kalis - rausvai violetinė. Taigi, turėdami minimalų įrangos ir reagentų rinkinį, nustatėte visas jums suteiktas stiprias bazes.

Elektrolitas yra medžiaga, kuri kietoje būsenoje yra dielektrikas, tai yra, ji neveda elektros srovės, tačiau ištirpusioje arba išlydytoje būsenoje ji tampa laidininku. Kodėl taip smarkiai pasikeitė savybės? Faktas yra tas, kad elektrolitų molekulės tirpaluose ar lydymuose išsiskiria į teigiamai įkrautus ir neigiamai įkrautus jonus, dėl kurių šios medžiagos šioje agregacijos būsenoje gali praleisti elektros srovę. Dauguma druskų, rūgščių ir bazių turi elektrolitinių savybių.

Instrukcijos

Kokios medžiagos yra stiprios? Tokios medžiagos, kurių tirpaluose ar lydymuose veikia beveik 100% molekulių ir nepriklausomai nuo tirpalo koncentracijos. Į sąrašą įtraukta absoliuti dauguma tirpių šarmų, druskų ir kai kurių rūgščių, tokių kaip druskos, bromo, jodo, azoto ir kt.

Ir kaip silpni elektrolitų? Pirma, jie labai mažai išsiskiria (ne daugiau kaip 3% viso molekulių skaičiaus), antra, kuo didesnė tirpalo koncentracija, tuo jie blogesni ir lėtesni. Šie elektrolitai apima, pavyzdžiui, (amonio hidroksidą), daugumą organinių ir neorganinių rūgščių (įskaitant vandenilio fluorido rūgštį - HF) ir, žinoma, pažįstamą vandenį. Kadangi tik nedidelė jo molekulių dalis suskyla į vandenilio jonus ir hidroksilo jonus.

Atminkite, kad disociacijos laipsnis ir atitinkamai elektrolito stiprumas priklauso nuo veiksnių: paties elektrolito pobūdžio, tirpiklio, temperatūros. Todėl šis skirstymas tam tikru mastu yra savavališkas. Juk ta pati medžiaga gali skirtingos sąlygos būti stiprus ir silpnas elektrolitas. Norint įvertinti elektrolito stiprumą, buvo įvesta ypatinga vertė - disociacijos konstanta, nustatyta remiantis masinio veikimo dėsniu. Bet tai taikoma tik silpniems elektrolitams; stiprus elektrolitų masių dėsnis nepaklūsta.

Šaltiniai:

• stiprių elektrolitų sąrašas

Druska- tai yra cheminės medžiagos susideda iš katijono, tai yra teigiamai įkrauto jono, metalo ir neigiamai įkrauto anijono - rūgšties liekanos. Yra daug rūšių druskų: normalios, rūgštinės, bazinės, dvigubos, mišrios, hidratuotos, kompleksinės. Tai priklauso nuo katijono ir anijono sudėties. Kaip galite nustatyti bazė druskos?