Värdet på a uttrycks i bråkdelar av en enhet eller i % och beror på typen av elektrolyt, lösningsmedel, temperatur, koncentration och sammansättning av lösningen.
Lösningsmedlet spelar en speciell roll: i vissa fall, när man går från vattenlösningar till organiska lösningsmedel, kan graden av dissociation av elektrolyter kraftigt öka eller minska. I det följande, i avsaknad av särskilda instruktioner, kommer vi att anta att lösningsmedlet är vatten.
Beroende på graden av dissociation delas elektrolyter konventionellt in i stark(a> 30%), genomsnitt (3% < a < 30%) и svag(a< 3%).
Starka elektrolyter inkluderar:
1) vissa gör det inte organiska syror(HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HCI04 och ett antal andra);
2) hydroxider av alkalimetaller (Li, Na, K, Rb, Cs) och jordalkalimetaller (Ca, Sr, Ba);
3) nästan alla lösliga salter.
Medelstarka elektrolyter inkluderar Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF och några andra.
Alla överväger svaga elektrolyter karboxylsyror(förutom HCOOH) och hydratiserade former av alifatiska och aromatiska aminer. Många oorganiska syror (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, etc.) och baser (NH 3 ∙ H 2 O) är också svaga elektrolyter.
Trots vissa tillfälligheter bör man generellt sett inte sätta likhetstecken mellan ett ämnes löslighet med dess dissociationsgrad. Så, ättiksyra och etanolär oändligt lösliga i vatten, men samtidigt är det första ämnet en svag elektrolyt och det andra är en icke-elektrolyt.
Syror och baser
Även om termerna "syra" och "bas" används ofta för att beskriva kemiska processer, finns det inget enhetligt tillvägagångssätt för klassificering av ämnen när det gäller klassificering av dem som syror eller baser. För närvarande existerande teorier ( jonisk teori S. Arrhenius, protolitisk teori I. Bronsted och T. Lowry och elektronisk teori G. Lewis) har vissa begränsningar och är därför endast tillämpliga i särskilda fall. Låt oss uppehålla oss vid var och en av dessa teorier mer i detalj.
Arrhenius teori.
I Arrhenius jonteorin är begreppen "syra" och "bas" nära besläktade med processen för elektrolytisk dissociation:
En syra är en elektrolyt som dissocierar i lösningar för att bilda H+-joner;
Basen är en elektrolyt som dissocierar i lösningar med bildning av OH - joner;
En amfolyt (amfoterisk elektrolyt) är en elektrolyt som dissocierar i lösningar för att bilda både H + och OH - joner.
Till exempel:
HA ⇄ Н + + А - nH + + MeO n n - ⇄ Ме (ОН) n ⇄ Ме n + + nОН -I enlighet med jonteorin kan syror vara både neutrala molekyler och joner, till exempel:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH4 + ⇄H + + NH3
Liknande exempel kan ges av skäl:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al (OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Amfolyter inkluderar hydroxider av zink, aluminium, krom och några andra, såväl som aminosyror, proteiner, nukleinsyror.
I allmänhet reduceras syra-bas-interaktionen i lösning till en neutraliseringsreaktion:
H++OH - H2O
Ett antal experimentella data visar dock begränsningarna för jonteorin. Så ammoniak, organiska aminer, metalloxider som Na 2 O, CaO, anjoner av svaga syror, etc. i frånvaro av vatten uppvisar de egenskaperna hos typiska baser, även om de inte innehåller hydroxidjoner.
Å andra sidan uppvisar många oxider (SO 2, SO 3, P 2 O 5, etc.), halogenider, syrahalider, utan vätejoner i sin sammansättning, även i frånvaro av vatten, sura egenskaper, dvs. neutralisera baserna.
Dessutom uppträder elektrolyten i vattenlösning och i en icke-vattenhaltig miljö kan vara motsatsen.
Så CH 3 COOH i vatten är en svag syra:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
och i flytande vätefluorid uppvisar det basegenskaper:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Forskning liknande typer reaktioner, och särskilt reaktioner som fortskrider i icke-vattenhaltiga lösningsmedel, ledde till skapandet av fler allmänna teorier syror och baser.
Bronsted och Lowrys teori.
Ytterligare utveckling teorin om syror och baser var den protolytiska (proton) teori som föreslogs av I. Bronsted och T. Lowry. Enligt denna teori:
En syra är vilket ämne som helst vars molekyler (eller joner) kan donera en proton, d.v.s. vara en protondonator;
En bas är vilket ämne som helst vars molekyler (eller joner) kan fästa en proton, d.v.s. vara en protonacceptor;
Således utökas stiftelsens koncept avsevärt, vilket bekräftas av följande reaktioner:
OH - + H + H2O
NH3 + H + NH4+
H2N-NH3++ H+H3N+ -NH3+
Enligt teorin om I. Bronsted och T. Lowry bildar syra och bas ett konjugerat par och är sammanlänkade genom jämvikt:
SYRA ⇄ PROTON + BAS
Eftersom protonöverföringsreaktionen (protolytisk reaktion) är reversibel, och en proton också överförs i den omvända processen, är reaktionsprodukterna syra och bas i förhållande till varandra. Detta kan skrivas som en jämviktsprocess:
HA + B ⇄ VN + + A -,
där HA är en syra, B är en bas, BH+ är en syra konjugerad med en bas B, A - är en bas konjugerad med en syra-HA.
Exempel.
1) i reaktionen:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl och H 2 O är syror, Cl - och OH - är motsvarande baser konjugerade till dem;
2) i reaktionen:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO4- och H3O+-syror, SO42- och H2O-baser;
3) i reaktionen:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + är en syra, NH 2 är en bas, och NH 3 fungerar som både en syra (en molekyl) och en bas (en annan molekyl), dvs. visar tecken på amfotericitet - förmågan att uppvisa egenskaperna hos en syra och en bas.
Vatten har också denna förmåga:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Här fäster en Н 2 О-molekyl en proton (bas) och bildar en konjugerad syra - hydroxoniumjonen Н 3 О +, den andra ger upp en proton (syra) och bildar en konjugerad bas ОН -. Denna process kallas autoprotolys.
Det framgår av de givna exemplen att, i motsats till Arrhenius idéer, i Bronsteds och Lowrys teori, leder syrors reaktioner med baser inte till ömsesidig neutralisering, utan åtföljs av bildandet av nya syror och baser .
Det bör också noteras att protolytisk teori betraktar begreppen "syra" och "bas" inte som en egenskap, utan som en funktion som den övervägda föreningen utför i en protolytisk reaktion. En och samma förening kan reagera som en syra under vissa förhållanden och som en bas under andra. Så i en vattenlösning uppvisar CH 3 COOH egenskaperna hos en syra, och i 100 % H 2 SO 4 - en bas.
Men trots sina fördelar är den protolytiska teorin, liksom Arrhenius-teorin, inte tillämplig på ämnen som inte innehåller väteatomer, men som samtidigt uppvisar funktionen av en syra: bor, aluminium, kisel, tennhalogenider.
Lewis teori.
Ett annat tillvägagångssätt för klassificeringen av ämnen när det gäller att tillskriva dem syror och baser var Lewis elektroniska teori. Inom ramen för elektronisk teori:
en syra är en partikel (molekyl eller jon) som kan fästa ett elektronpar (elektronacceptor);
en bas är en partikel (molekyl eller jon) som kan donera ett elektronpar (elektrondonator).
Enligt Lewis interagerar syra och bas med varandra för att bilda en donator-acceptorbindning. Som ett resultat av fästningen av ett elektronpar har en elektron med ett elektronunderskott en fullständig elektronisk konfiguration - en oktett av elektroner. Till exempel:
Reaktionen mellan neutrala molekyler kan representeras på ett liknande sätt:
Neutraliseringsreaktionen i termer av Lewis-teorin anses vara tillägget av ett elektronpar av en hydroxidjon till en vätejon, vilket ger en fri orbital för att rymma detta par:
Således utför protonen själv, som lätt fäster ett elektronpar, ur Lewis-teorins synvinkel, funktionen av en syra. I detta avseende kan Brönsted-syror betraktas som produkter av reaktionen mellan Lewis-syror och baser. Så HCl är en produkt av neutraliseringen av syran H + med basen Cl -, och H 3 O + -jonen bildas som ett resultat av neutraliseringen av syran H + med basen H 2 O.
Reaktionerna mellan syror och Lewis-baser illustreras också av följande exempel:
Lewis-baser inkluderar även halogenidjoner, ammoniak, alifatiska och aromatiska aminer, syrehaltiga organiska föreningar typ R2CO, (där R är en organisk radikal).
Lewis-syror inkluderar halogenider av bor, aluminium, kisel, tenn och andra grundämnen.
Uppenbarligen, i Lewis teori, innefattar begreppet "syra" ett bredare spektrum av kemiska föreningar. Detta beror på det faktum att, enligt Lewis, tilldelningen av ett ämne till klassen av syror enbart beror på strukturen av dess molekyl, som bestämmer elektronacceptoregenskaperna, och inte nödvändigtvis är associerad med närvaron av väte atomer. Lewis-syror som inte innehåller väteatomer kallas aprotisk.
Standarder för problemlösning
1. Skriv ekvationen för den elektrolytiska dissociationen av Al 2 (SO 4) 3 i vatten.
Aluminiumsulfat är en stark elektrolyt och genomgår i en vattenlösning fullständig nedbrytning till joner. Dissociationsekvation:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y) H 2 O 2 3+ + 3 2 -,
eller (exklusive processen för jonhydratisering):
Al2(SO4)32Al3+ + 3SO42-.
2. Vad är HCO 3 -jonen - ur Bronsted-Lowry-teorins synvinkel?
Beroende på förhållandena kan HCO 3-jonen ge upp protoner på båda sätt:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
och lägg till protoner:
HCO3- + H3O + H2CO3 + H2O (2).
Sålunda, i det första fallet är HCO 3-jonen en syra, i det andra - en bas, det vill säga en amfolyt.
3. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är Ag +-jonen i reaktionen:
Ag++ 2NH3+
I utbildningsprocessen kemiska bindningar, som fortskrider enligt donator-acceptor-mekanismen, Ag+-jonen, som har en fri orbital, är en acceptor av elektronpar och uppvisar således egenskaperna hos en Lewis-syra.
4. Bestäm jonstyrkan för en lösning i en liter av vilken det finns 0,1 mol KCl och 0,1 mol Na 2 SO 4.
Dissociationen av de presenterade elektrolyterna fortskrider i enlighet med ekvationerna:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Följaktligen: C (K+) = C (Cl-) = C (KCl) = 0,1 mol/1;
C (Na+) = 2 x C (Na2S04) = 0,2 mol/l;
C (SO42-) = C (Na2SO4) = 0,1 mol/l.
Lösningens jonstyrka beräknas med formeln:
5. Bestäm koncentrationen av CuSO 4 i en lösning av en given elektrolyt med jag= 0,6 mol/l.
Dissociation av CuSO 4 fortskrider enligt ekvationen:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Låt oss ta C (CuSO 4) för x mol/l, sedan, i enlighet med reaktionsekvationen, C (Cu 2+) = C (SO 4 2 -) = x mol/l. V I detta fall uttrycket för att beräkna jonstyrkan kommer att vara:
6. Bestäm aktivitetskoefficienten för K+-jonen i en vattenlösning av KCl med C (KCl) = 0,001 mol/l.
som i det här fallet kommer att ha formen:
.
Vi finner lösningens jonstyrka genom formeln:
7. Bestäm aktivitetskoefficienten för Fe 2+-jonen i en vattenlösning, vars jonstyrka är 1.
Enligt Debye-Hückel lagen:
därav:
8. Bestäm dissociationskonstanten för syran HA, om den är i en lösning av denna syra med en koncentration av 0,1 mol / l a = 24%.
Genom storleken på dissociationsgraden kan det fastställas att denna syra är en elektrolyt med medelstyrka. För att beräkna syradissociationskonstanten använder vi därför Ostwald-utspädningslagen i dess fulla form:
9. Bestäm koncentrationen av elektrolyt, om a = 10 %, K d = 10 - 4.
Från Ostwalds avelslag:
10. Dissociationsgraden för den monobasiska syran HA överstiger inte 1 %. (HA) = 6,4 × 10 - 7. Bestäm graden av dissociation av HA i sin lösning med en koncentration av 0,01 mol / L.
Genom storleken på dissociationsgraden kan det fastställas att denna syra är en svag elektrolyt. Detta låter dig använda den ungefärliga formeln för Ostwald-utspädningslagen:
11. Dissociationsgraden av elektrolyten i sin lösning med en koncentration av 0,001 mol / l är 0,009. Bestäm dissociationskonstanten för denna elektrolyt.
Av problemformuleringen kan man se att denna elektrolyt är svag (a = 0,9%). Det är därför:
12. (HNO2) = 3,35. Jämför styrkan hos HNO 2 med styrkan hos den monobasiska syran HA, vars dissociationsgrad i lösning med C (HA) = 0,15 mol/l är 15 %.
Beräkna (HA) med hjälp av fulla formen Ostwalds ekvationer:
Sedan (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более stark syra jämfört med HNO 2.
13. Det finns två KCl-lösningar som också innehåller andra joner. Det är känt att jonstyrkan för den första lösningen ( jag 1) är lika med 1, och den andra ( jag 2) är 10 - 2. Jämför aktivitetsnivåer f(K +) i dessa lösningar och dra slutsatsen hur egenskaperna hos dessa lösningar skiljer sig från egenskaperna hos oändligt utspädda KCl-lösningar.
Vi beräknar aktivitetskoefficienterna för joner K + med hjälp av Debye-Hückel-lagen:
Aktivitetskoefficient fär ett mått på avvikelsen i beteendet hos en elektrolytlösning med en given koncentration från dess beteende med en oändlig utspädning av lösningen.
Eftersom f 1 = 0,316 avviker mer från 1 än f 2 = 0,891, då i en lösning med högre jonstyrka observeras en större avvikelse i beteendet hos KCl-lösningen från dess beteende vid oändlig utspädning.
Frågor för självkontroll
1. Vad är elektrolytisk dissociation?
2. Vilka ämnen kallas elektrolyter och icke-elektrolyter? Ge exempel.
3. Vilken är graden av dissociation?
4. Vilka faktorer avgör graden av dissociation?
5. Vilka elektrolyter anses vara starka? Vad är medelstyrkan? Vilka är de svaga? Ge exempel.
6. Vad är dissociationskonstanten? Vad beror dissociationskonstanten på och vad beror den inte på?
7. Vad är sambandet mellan konstanten och dissociationsgraden i binära lösningar av medelstora och svaga elektrolyter?
8. Varför visar lösningar av starka elektrolyter avvikelser från idealitet i sitt beteende?
9. Vad är kärnan i termen "skenbar grad av dissociation"?
10. Vad är jonaktivitet? Vad är aktivitetsgraden?
11. Hur förändras värdet på aktivitetskoefficienten med utspädning (koncentration) av en stark elektrolytlösning? Vilket är gränsvärdet för aktivitetskoefficienten vid oändlig utspädning av lösningen?
12. Vad är jonstyrkan för en lösning?
13. Hur beräknas aktivitetsgraden? Formulera Debye-Hückel-lagen.
14. Vad är kärnan i jonteorin om syror och baser (Arrhenius-teorin)?
15. Vad är grundläggande skillnad protolytisk teori om syror och baser (teorin om Brönsted och Lowry) från teorin om Arrhenius?
16. Hur tolkar den elektroniska teorin (Lewis teori) begreppen "syra" och "bas"? Ge exempel.
Uppgiftsalternativ för oberoende beslut
Alternativ nummer 1
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Fe 2 (SO 4) 3.
HA + H2O ⇄ H3O + + A-.
Alternativ nummer 2
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av CuCl 2.
2. Bestäm vad S 2-jonen är utifrån Lewis-teorin - i reaktionen:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Beräkna den molära koncentrationen av elektrolyten i lösningen, om a = 0,75 %, a = 10 - 5.
Alternativ nummer 3
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Na 2 SO 4.
2. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är CN-jonen - i reaktionen:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. Jonstyrkan hos CaCl 2-lösningen är 0,3 mol/l. Beräkna C (CaCl 2).
Alternativ nummer 4
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Ca (OH) 2.
2. Bestäm vad, från Bronsted-teorins synvinkel, är H2O-molekylen i reaktionen:
H3O + ⇄ H + + H2O.
3. Jonstyrkan hos K 2 SO 4-lösningen är 1,2 mol/l. Beräkna C (K 2 SO 4).
Alternativ nummer 5
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation K 2 SO 3.
NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+.
3. (CH3COOH) = 4,74. Jämför styrkan av CH 3 COOH med styrkan hos den monobasiska syran HA, vars dissociationsgrad i lösning med C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l är lika med 10%.
Alternativ nummer 6
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation K 2 S.
2. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är AlBr 3-molekylen i reaktionen:
Br - + AlBr3 ⇄ -.
Alternativ nummer 7
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Fe (NO 3) 2.
2. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är Cl - jonen i reaktionen:
Cl - + AlCl3 ⇄ -.
Alternativ nummer 8
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av K 2 MnO 4.
2. Bestäm vad HSO 3-jonen är utifrån Bronsted-teorin - i reaktionen:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Alternativ nummer 9
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Al 2 (SO 4) 3.
2. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är Co 3+-jonen i reaktionen:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. 1 liter lösning innehåller 0,348 g K 2 SO 4 och 0,17 g NaNO 3. Bestäm jonstyrkan för denna lösning.
Alternativ nummer 10
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Ca (NO 3) 2.
2. Bestäm vad, från Bronsted-teorins synvinkel, är H2O-molekylen i reaktionen:
B + H2O ⇄ OH - + BH+.
3. Beräkna koncentrationen av elektrolyten i lösningen, om a = 5 %, a = 10 - 5.
Alternativ nummer 11
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av KMnO 4.
2. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är Cu 2+-jonen i reaktionen:
Cu 2+ + 4NH3 ⇄ 2+.
3. Beräkna aktivitetskoefficienten för Cu 2+-jonen i en CuSO 4-lösning med C (CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Alternativ nummer 12
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Na 2 CO 3.
2. Bestäm vad, från Bronsted-teorins synvinkel, är H2O-molekylen i reaktionen:
K + + xH2O ⇄+.
3. Det finns två NaCl-lösningar som innehåller andra elektrolyter. Värdena på jonstyrkan för dessa lösningar är respektive lika: jag 1 = 0,1 mol/l, jag 2 = 0,01 mol/l. Jämför aktivitetsnivåer f(Na +) i dessa lösningar.
Alternativ nummer 13
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Al (NO 3) 3.
2. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är RNH 2-molekylen i reaktionen:
RNH2 + H3O + ⇄ RNH3 + + H2O.
3. Jämför aktivitetskoefficienterna för katjoner i en lösning som innehåller FeSO 4 och KNO 3, förutsatt att elektrolytkoncentrationerna är 0,3 respektive 0,1 mol/l.
Alternativ nummer 14
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation K 3 PO 4.
2. Bestäm vad, från Bronsted-teorins synvinkel, är H 3 O +-jonen i reaktionen:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Alternativ nummer 15
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation K 2 SO 4.
2. Bestäm vad, från Lewis-teorins synvinkel, är Pb (OH) 2 i reaktionen:
Pb (OH)2 + 2OH - ⇄ 2 -.
Alternativ nummer 16
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Ni (NO 3) 2.
2. Bestäm vad, utifrån Bronsted-teorin, är hydroniumjonen (H 3 O +) i reaktionen:
2H3O + + S2 - ⇄ H2S + 2H2O.
3. Jonstyrkan för en lösning som endast innehåller Na 3 PO 4 är 1,2 mol/l. Bestäm koncentrationen av Na 3 PO 4.
Alternativ nummer 17
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation (NH 4) 2 SO 4.
2. Bestäm vad, från Bronsted-teorins synvinkel, är NH 4 +-jonen i reaktionen:
NH4 + + OH - ⇄ NH3 + H2O.
3. Jonstyrkan för en lösning som innehåller både KI och Na 2 SO 4 är lika med 0,4 mol/l. C (KI) = 0,1 mol/L. Bestäm koncentrationen av Na 2 SO 4.
Alternativ nummer 18
1. Skriv ekvationen för elektrolytisk dissociation av Cr 2 (SO 4) 3.
2. Bestäm vad, från Bronsted-teorins synvinkel, är en proteinmolekyl i reaktionen:
INFORMATIONSBLOCK
PH skala
Tabell 3. Sambandet mellan koncentrationerna av joner H + och OH -.
Standarder för problemlösning
1. Koncentrationen av vätejoner i lösningen är 10 - 3 mol / l. Beräkna värdena för pH, pOH och [OH -] i denna lösning. Bestäm lösningens miljö.
Notera. För beräkningar används följande förhållanden: lg10 a = a; 10 lg a = a.
Lösningsmediet med pH = 3 är surt, eftersom pH< 7.
2. Beräkna lösningens pH av saltsyra med en molär koncentration av 0,002 mol / l.
Eftersom i en utspädd lösning av HC1 "1, och i en lösning av en monobasisk syra C (till-dig) = C (till-dig), kan vi skriva:
3. Till 10 ml ättiksyralösning med C (CH3COOH) = 0,01 mol/L sattes 90 ml vatten. Hitta skillnaden mellan pH-värdena för lösningen före och efter utspädning, om (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) I den initiala lösningen av en svag monobasisk syra CH 3 COOH:
Därav:
2) Tillsats av 90 ml vatten till 10 ml sur lösning motsvarar 10-faldig utspädning av lösningen. Det är därför.
LÖSNINGAR
TEORI OM ELEKTROLYTISK DISSOCIATION
ELEKTROLYTISK DISSOCIATION
ELEKTROLYTER OCH INGEN ELEKTROLYTER
Elektrolytisk dissociationsteori
(S. Arrhenius, 1887)
1. När de löses i vatten (eller smälter), sönderdelas elektrolyter till positivt och negativt laddade joner (genomgår elektrolytisk dissociation).
2. Under inverkan av en elektrisk ström rör sig katjoner (+) till katoden (-) och anjoner (-) till anoden (+).
3. Elektrolytisk dissociation är en reversibel process (den omvända reaktionen kallas molarisering).
4. Graden av elektrolytisk dissociation ( a ) beror på typen av elektrolyten och lösningsmedlet, temperatur och koncentration. Den visar förhållandet mellan antalet molekyler som sönderfallit till joner ( n ) Till det totala molekyler som introduceras i lösningen ( N).
a = n/N 0< a <1
Mekanism för elektrolytisk dissociation av joniska ämnen
När man löser föreningar med jonbindningar ( t ex NaCl ) hydratiseringsprocessen börjar med orienteringen av vattendipolerna runt saltkristallernas alla utsprång och ytor.
Orienterande runt jonerna i kristallgittret bildar vattenmolekyler antingen väte eller donator-acceptorbindningar med dem. Under denna process frigörs en stor mängd energi, vilket kallas hydreringsenergi.
Hydratiseringsenergin, vars värde är jämförbar med energin i kristallgittret, används för att förstöra kristallgittret. I det här fallet passerar de hydratiserade jonerna lager för lager in i lösningsmedlet och, blandat med dess molekyler, bildar en lösning.
Mekanismen för elektrolytisk dissociation av polära ämnen
Ämnen, vars molekyler bildas enligt typen av polär kovalent bindning (polära molekyler), dissocierar på liknande sätt. Runt varje polär materiamolekyl ( t ex HCl ), är vattendipolerna orienterade på ett visst sätt. Som ett resultat av växelverkan med vattendipoler blir den polära molekylen ännu mer polariserad och övergår till joniska, då bildas lätt fria hydratiserade joner.
Elektrolyter och icke-elektrolyter
Den elektrolytiska dissociationen av ämnen, som sker med bildandet av fria joner, förklarar elektrisk konduktivitet lösningar.
Det är vanligt att skriva processen för elektrolytisk dissociation i form av ett diagram, utan att avslöja dess mekanism och utelämna lösningsmedlet ( H2O ), även om han är den främsta bidragsgivaren.
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 -
Av molekylernas elektroneutralitet följer att den totala laddningen av katjoner och anjoner bör vara noll.
Till exempel för
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
Starka elektrolyter
Dessa är ämnen som, när de löses i vatten, nästan helt sönderfaller till joner. Som regel inkluderar starka elektrolyter ämnen med joniska eller starkt polära bindningar: alla lättlösliga salter, starka syror ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) och starka baser ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
I en stark elektrolytlösning finns det lösta ämnet huvudsakligen i form av joner (katjoner och anjoner); odissocierade molekyler är praktiskt taget frånvarande.
Svaga elektrolyter
Ämnen som delvis dissocierar till joner. Lösningar av svaga elektrolyter, tillsammans med joner, innehåller odissocierade molekyler. Svaga elektrolyter kan inte ge en hög koncentration av joner i lösning.
Svaga elektrolyter inkluderar:
1) nästan alla organiska syror ( CH3COOH, C2H5COOH, etc.);
2) vissa oorganiska syror ( H2CO3, H2S, etc.);
3) nästan alla lätt vattenlösliga salter, baser och ammoniumhydroxid(Ca3(PO4)2; Cu (OH)2; Al (OH)3; NH4OH);
4) vatten.
De är dåliga (eller nästan aldrig) elektricitet.
CH3COOH "CH3COO - + H+
Cu (OH) 2" [CuOH] + + OH - (första steget)
[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (andra steget)
H 2 CO 3 «H + + HCO - (första steget)
HCO 3 - "H + + CO 3 2- (andra steget)
Icke-elektrolyter
Ämnen, vattenlösningar och smältor som inte leder elektrisk ström. De innehåller kovalenta icke-polära eller lågpolära bindningar som inte sönderfaller till joner.
Gaser, fasta ämnen (icke-metaller), organiska föreningar (sackaros, bensin, alkohol) leder inte elektrisk ström.
Dissociationsexamen. Dissociationskonstant
Koncentrationen av joner i lösningar beror på hur fullständigt en given elektrolyt dissocierar till joner. I lösningar av starka elektrolyter, vars dissociation kan anses vara fullständig, kan koncentrationen av joner lätt bestämmas från koncentrationen (c) och sammansättningen av elektrolytmolekylen (stökiometriska index), till exempel :
Koncentrationen av joner i lösningar av svaga elektrolyter kännetecknas kvalitativt av graden och konstanten av dissociation.
Dissociationsgrad (a) är förhållandet mellan antalet molekyler som sönderfaller till joner ( n ) till det totala antalet lösta molekyler ( N):
a = n/N
och uttrycks i bråkdelar av en eller i % ( a = 0,3 - den villkorliga gränsen för uppdelning i starka och svaga elektrolyter).
Exempel
Bestäm den molära koncentrationen av katjoner och anjoner i 0,01 M lösningar KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2SO4 och CH3COOH.
Dissociation av svaga elektrolyter a = 0,3.
Lösning
KBr, Ba (OH)2 och H2SO4 - starka elektrolyter dissocierar helt(a = 1).
KBr “K + + Br -
0,01 M
Ba (OH) 2 «Ba 2+ + 2OH -
0,01 M
0,02 M
H2SO4 «2H + + SO 4
0,02 M
[SO42-] = 0,01 M
NH 4 OH och CH 3 COOH - svaga elektrolyter(a = 0,3)
NH4OH + 4 + OH -
0,3 0,01 = 0,003 M
CH3COOH "CH3COO - + H+
[H+] = [CH3COO -] = 0,3 0,01 = 0,003 M
Graden av dissociation beror på koncentrationen av den svaga elektrolytlösningen. Vid utspädning med vatten ökar alltid dissociationsgraden, eftersom antalet lösningsmedelsmolekyler ökar ( H2O per molekyl löst ämne. Enligt Le Chateliers princip bör jämvikten för elektrolytisk dissociation i detta fall förskjutas i produktbildningens riktning, d.v.s. hydratiserade joner.
Graden av elektrolytisk dissociation beror på lösningens temperatur. Vanligtvis, med ökande temperatur, ökar graden av dissociation, eftersom bindningar i molekyler aktiveras, de blir mer rörliga och lättare att jonisera. Koncentrationen av joner i en svag elektrolytlösning kan beräknas genom att känna till graden av dissociationaoch den initiala koncentrationen av ämnetc i lösning.
Exempel
Bestäm koncentrationen av odissocierade molekyler och joner i en 0,1 M lösning NH4OH om dissociationsgraden är 0,01.
Lösning
Molekylär koncentration NH4OH , som vid ögonblicket av jämviktssönderfall till joner, kommer att vara lika medac... Jonkoncentration NH 4 - och OH - - kommer att vara lika med koncentrationen av dissocierade molekyler och likaac(enligt ekvationen för elektrolytisk dissociation)
|
NH4OH |
NH4+ |
ÅH - |
||
|
c - a c |
A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/L
[NH4OH] = c - a c = 0,1 - 0,001 = 0,099 mol/l
Dissociationskonstant ( K D ) är förhållandet mellan produkten av jämviktjonkoncentrationer i styrkan av motsvarande stökiometriska koefficienter och koncentrationen av odissocierade molekyler.
Det är jämviktskonstanten för den elektrolytiska dissociationsprocessen; kännetecknar ett ämnes förmåga att sönderfalla till joner: ju högre K D , desto högre koncentration av joner i lösningen.
Dissociation av svaga flerbasiska syror eller polysyrabaser sker i steg, respektive, för varje steg finns det sin egen dissociationskonstant:
Första stadiet:
H 3 PO 4 «H + + H 2 PO 4 -
K D1 = () / = 7,1 10-3
Andra fasen:
H 2 PO 4 - "H + + HPO 4 2-
K D2 = () / = 6,2 10-8
Tredje steget:
HPO 4 2-"H + + PO 4 3-
K D3 = () / = 5,0 10-13
K D 1> K D 2> K D 3
Exempel
Få en ekvation som relaterar graden av elektrolytisk dissociation av en svag elektrolyt ( a ) med dissociationskonstanten (Ostwalds utspädningslag) för en svag monobasisk syra PÅ .
HA «H++A+
K D = () /
Om den totala koncentrationen av en svag elektrolyt angesc, sedan jämviktskoncentrationerna H + och A - är lika acoch koncentrationen av odissocierade molekyler HA - (c - a c) = c (1 - a)
K D = (a c a c) / c (1 - a) = a 2 c / (1 - a)
I fallet med mycket svaga elektrolyter ( en £ 0,01)
K D = c a 2 eller a = \ é (K D / c)
Exempel
Beräkna graden av dissociation av ättiksyra och koncentrationen av joner H+ i 0,1 M lösning, om KD (CH3COOH) = 1,85 10 -5
Lösning
Vi använder Ostwald utspädningslagen
\ é (K D / c) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1)) = 0,0136 eller a = 1,36 %
[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l
Löslighetsprodukt
Definition
Häll lite olösligt salt i en bägare, t ex AgCl och tillsätt destillerat vatten till sedimentet. I det här fallet jonerna Ag + och Cl - , upplever attraktion från sidan av de omgivande vattendipolerna, lossnar gradvis från kristallerna och går över i lösning. Kolliderar i lösning, joner Ag + och Cl - bilda molekyler AgCl och avsätts på ytan av kristallerna. Det uppstår alltså två inbördes motsatta processer i systemet, vilket leder till dynamisk jämvikt, när samma antal joner passerar in i lösningen per tidsenhet Ag + och Cl - hur många som faller ut. Ansamling av joner Ag + och Cl - stannar i lösning, visar det sig mättad lösning... Därför kommer vi att överväga ett system där det finns en fällning av ett svårlösligt salt i kontakt med en mättad lösning av detta salt. I det här fallet inträffar två ömsesidigt motsatta processer:
1) Överföring av joner från sediment till lösning. Hastigheten för denna process kan anses vara konstant vid en konstant temperatur: Vi = Ki;
2) Utfällning av joner från lösning. Hastigheten i denna process V 2 beror på jonkoncentrationen Ag+ och Cl-. Enligt lagen om massornas handling:
V2 = k2
Eftersom detta systemär i ett tillstånd av jämvikt alltså
V 1 = V 2
k 2 = k 1
K 2 / k 1 = konst (vid T = konst)
Således, produkten av jonkoncentrationer i en mättad lösning av en svårlöslig elektrolyt vid konstant temperatur är konstant storlek... Denna mängd kallaslöslighetsprodukt(NS ).
I det angivna exemplet NS AgCl = [Ag +] [Cl -] ... I de fall där elektrolyten innehåller två eller flera identiska joner måste koncentrationen av dessa joner, vid beräkning av löslighetsprodukten, höjas till lämplig styrka.
Till exempel, PR Ag2S = 2; PR PbI 2 = 2
V allmänt fall löslighetsproduktuttryck för elektrolyt A m B n
OL A m B n = [A] m [B] n.
Värdena på löslighetsprodukten är olika för olika ämnen.
Till exempel, PR CaCO3 = 4,8 10-9; PR AgCl = 1,5610-10.
NS lätt att beräkna veta ra c lösligheten av föreningen för en given t °.
Exempel 1
Lösligheten för CaCO3 är 0,0069 eller 6,9 10 -3 g/l. Hitta PR CaCO 3.
Lösning
Låt oss uttrycka lösligheten i mol:
S CaCO3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10-5 mol/l
M CaCO 3
Eftersom varje molekyl CaCO 3 ger vid upplösning en jon i taget Ca 2+ och CO 3 2-, sedan
[Ca 2+] = [CO 3 2-] = 6,9 10 -5 mol/l ,
därav, PR CaCO3 = [Ca2+] [CO32-] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9
Att känna till värdet av PR , kan du i sin tur beräkna ämnets löslighet i mol/l eller g/l.
Exempel 2
Löslighetsprodukt PR PbS04 = 2,2 10-8 g/l.
Vad är löslighet PbSO4?
Lösning
Låt oss beteckna löslighet PbSO4 via X mol/l. Går i lösning X mol PbSO 4 ger X Pb 2+ joner och X jonerSÅ 4 2- , dvs.:
= = X
NSPbSO 4 = = = X X = X 2
X =\ é(NSPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.
För att gå över till lösligheten, uttryckt i g/l, multiplicerar vi det funna värdet med molekylvikt, varefter vi får:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.
Nederbördsbildning
Om
[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- omättad lösning
[ Ag + ] [ Cl - ] = OLAgCl- mättad lösning
[ Ag + ] [ Cl - ]> OLAgCl- övermättad lösning
En fällning bildas när produkten av koncentrationen av joner i en svårlöslig elektrolyt överstiger värdet av dess löslighetsprodukt vid en given temperatur. När jonprodukten blir lika medNS, upphör nederbörden. Genom att känna till volymen och koncentrationen av de blandade lösningarna är det möjligt att beräkna om det resulterande saltet kommer att fällas ut.
Exempel 3
Faller fällningen ut vid blandning av lika volymer 0,2MlösningarPb(NEJ 3
)
2
ochNaCl.
NSPbCl 2
= 2,4 10
-4
.
Lösning
Vid blandning fördubblas lösningens volym och koncentrationen av vart och ett av ämnena halveras, d.v.s. blir 0,1 M eller 1,0 10 -1 mol/l. Sådana är det blir koncentrationerPb 2+ ochCl - ... Därav,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 ... Det resulterande värdet överstigerNSPbCl 2 (2,4 10 -4 ) ... Därför en del av saltetPbCl 2 utfällningar. Av allt som har sagts ovan kan man dra slutsatsen att olika faktorer påverkar bildandet av nederbörd.
Inverkan av koncentrationen av lösningar
En svårlöslig elektrolyt med ett tillräckligt stort värdeNSkan inte fällas ut från utspädda lösningar.Till exempel, sedimentPbCl 2 kommer inte att falla ut vid blandning av lika volymer 0,1MlösningarPb(NEJ 3 ) 2 ochNaCl... När man blandar lika volymer blir koncentrationen av vart och ett av ämnena0,1 / 2 = 0,05 Meller 5 10 -2 mol / L... Jonisk produkt[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Det resulterande värdet är mindreNSPbCl 2 därför kommer ingen nederbörd att inträffa.
Påverkan av mängden utfällningsmedel
För den mest fullständiga fällningen används ett överskott av fällningsmedlet.
Till exempelutfällning av saltBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Efter att ha tillsatt en motsvarande mängdNa 2 CO 3 joner kvar i lösningenBa 2+ , vars koncentration beror på värdetNS.
Ökad jonkoncentrationCO 3 2- orsakas av tillsats av ett överskott av fällningsmedel(Na 2 CO 3 ) , kommer att medföra en motsvarande minskning av koncentrationen av jonerBa 2+ i lösning, dvs. kommer att öka fullständigheten av avsättningen av denna jon.
Påverkan av jonen med samma namn
Lösligheten hos dåligt lösliga elektrolyter minskar i närvaro av andra starka elektrolyter med joner med samma namn. Om till en omättad lösningBaSO 4 tillsätt lite lösningNa 2 SÅ 4 , sedan den joniska produkten, som från början var mindre NSBaSO 4 (1,1 10 -10 ) kommer gradvis att nåNSoch kommer att överträffa det. Nederbörden kommer att börja.
Temperaturens inverkan
NSär konstant vid konstant temperatur. Med stigande temperatur NSökar, därför utförs utfällning bäst från kylda lösningar.
Upplösning av nederbörd
Löslighetsproduktregeln är viktig för att omvandla svårlösliga fällningar till lösning. Anta att du vill lösa upp fällningenBaMEDO 3
... Lösningen i kontakt med denna fällning är relativt mättadBaMEDO 3
.
Det betyder att[
Ba 2+
] [
CO 3
2-
] = OLBaCO 3
.
Om du tillsätter syra till lösningen, då jonernaH + kommer att binda jonerna som finns i lösningenCO 3 2- till ömtåliga kolsyramolekyler:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2
Som ett resultat kommer koncentrationen av jonen att minska kraftigtCO 3 2- , kommer den joniska produkten att bli mindre änNSBaCO 3 ... Lösningen kommer att vara omättad relativBaMEDO 3 och en del av sedimentetBaMEDO 3 kommer att gå i lösning. Genom att tillsätta en tillräcklig mängd syra kan hela fällningen bringas i lösning. Följaktligen börjar upplösningen av fällningen när jonprodukten av den svårlösliga elektrolyten av någon anledning blir mindre än värdetNS... För att lösa upp fällningen införs en sådan elektrolyt i lösningen, vars joner kan bilda en dåligt dissocierad förening med en av jonerna i den svårlösliga elektrolyten. Detta förklarar upplösningen av svårlösliga hydroxider i syror
Fe (OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O
JonasÅH - binder till dåligt dissocierade molekylerH 2 O.
Tabell.Produkten av löslighet (PR) och löslighet vid 25AgCl
1,25 10 -5
1,56 10 -10
AgI
1,23 10 -8
1,5 10 -16
Ag 2 CrO4
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
Elektrolyter klassificeras i två grupper beroende på graden av dissociation - starka och svaga elektrolyter. Starka elektrolyter har en dissociationsgrad på mer än en eller mer än 30%, svaga elektrolyter - mindre än en eller mindre än 3%.
Dissociationsprocess
Elektrolytisk dissociation är processen för nedbrytning av molekyler till joner - positivt laddade katjoner och negativt laddade anjoner. Laddade partiklar bär en elektrisk ström. Elektrolytisk dissociation är endast möjlig i lösningar och smältor.
Drivkraften bakom dissociation är sönderfallet av kovalenta polära bindningar under inverkan av vattenmolekyler. Polära molekyler dras tillbaka av vattenmolekyler. I fasta ämnen förstörs jonbindningar under uppvärmning. Höga temperaturer orsaka vibrationer av joner i noderna i kristallgittret.
Ris. 1. Dissociationsprocessen.
Ämnen som lätt bryts ner till joner i lösningar eller smälter och därför leder en elektrisk ström kallas elektrolyter. Icke-elektrolyter leder inte elektricitet. sönderdelas inte till katjoner och anjoner.
Beroende på graden av dissociation särskiljs starka och svaga elektrolyter. Starka löser sig i vatten, d.v.s. fullständigt, utan möjlighet till reduktion, sönderfalla till joner. Svaga elektrolyter sönderdelas delvis till katjoner och anjoner. Graden av deras dissociation är mindre än för starka elektrolyter.
Dissociationsgraden visar andelen desintegrerade molekyler i den totala koncentrationen av ämnen. Det uttrycks med formeln α = n / N.
Ris. 2. Graden av dissociation.
Svaga elektrolyter
Lista över svaga elektrolyter:
- utspädda och svaga oorganiska syror - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
- vissa organiska syror (de flesta organiska syror är icke-elektrolyter) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- olösliga baser- Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
- ammoniumhydroxid - NH4OH.
Ris. 3. Löslighetstabell.
Dissociationsreaktionen skrivs med hjälp av joniska ekvationen:
- HNO2 ↔ H+ + NO2-;
- H2S ↔ H+ + HS-;
- NH4OH ↔ NH4+ + OH-.
Flerbasiska syror dissocierar i steg:
- H2CO3 ↔ H+ + HCO3-;
- HCO3 - ↔ H + + CO3 2-.
Olösliga baser sönderdelas också i steg:
- Fe (OH) 3 ↔ Fe (OH) 2 + + OH-;
- Fe (OH)2 + ↔ FeOH 2+ + OH-;
- FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.
Vatten klassas som en svag elektrolyt. Vatten leder praktiskt taget inte elektrisk ström, eftersom sönderdelas svagt till vätekatjoner och gyroxidjonanjoner. De resulterande jonerna samlas tillbaka till vattenmolekyler:
H2O ↔ H+ + OH-.
Om vatten leder elektricitet lätt, betyder det att det finns föroreningar i det. Destillerat vatten är icke-ledande.
Dissociation av svaga elektrolyter är reversibel. De resulterande jonerna sätts samman till molekyler.
Vad har vi lärt oss?
Svaga elektrolyter inkluderar ämnen som delvis bryts ner till joner - positiva katjoner och negativa anjoner. Därför leder sådana ämnen inte elektrisk ström väl. Dessa inkluderar svaga och utspädda syror, olösliga baser, dåligt lösliga salter. Den svagaste elektrolyten är vatten. Dissociation av svaga elektrolyter är en reversibel reaktion.
Hydrolys av salter
Genom hydrolys kallas reaktioner av interaktion av ett ämne med vatten, vilket leder till bildning av svaga elektrolyter (syror, baser, sura eller basiska salter). Resultatet av hydrolys kan betraktas som ett brott mot jämvikten för vattendissociation. Föreningar av olika klasser är mottagliga för hydrolys, men det viktigaste fallet är hydrolysen av salter. Salter är vanligtvis - starka elektrolyter, som genomgår fullständig dissociation till joner och kan interagera med vattenjoner.
De viktigaste fallen av salthydrolys:
1. Salt bildas av en stark bas och en stark syra. Till exempel: NaCl är ett salt som bildas av en stark bas NaOH och en stark syra HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl - molekylära ekvationen;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - - fullständig jonisk ekvation;
HOH ↔ OH - + H + är en förkortad jonisk ekvation.
Som kan ses från den förkortade joniska ekvationen interagerar saltet som bildas av en stark bas och en stark syra inte med vatten, det vill säga det genomgår inte hydrolys och mediet förblir neutralt.
2. Salt bildas av en stark bas och en svag syra. Till exempel: NaNO 2 är ett salt som bildas av en stark bas NaOH och en svag syra HNO 2, som praktiskt taget inte dissocierar till joner.
NaNO2 + HOH NaOH + HNO2;
Na + + NO2- + HOH ↔ Na + + OH - + HNO2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
I detta fall genomgår saltet hydrolys och hydrolys fortskrider längs anjonen, och katjonen deltar praktiskt taget inte i hydrolysprocessen. Eftersom ett alkali bildas som ett resultat av hydrolys, finns det ett överskott av OH - anjoner i lösningen. En lösning av ett sådant salt får ett alkaliskt medium, dvs. pH > 7.
Steg I Na2CO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3;
CO32- + HOH ↔ OH- + HCO3-;
II steg NaHCO3 + HOH ↔ NaOH + H2CO3;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
På standardvillkor och med måttlig utspädning av lösningen fortskrider hydrolysen av salterna endast genom det första steget. Den andra undertrycks av produkterna som bildas i det första steget. Ansamlingen av OH-joner - medför en förskjutning av jämvikten åt vänster.
3. Salt bildas av en svag bas och en stark syra. Till exempel: NH 4 NO 3 är ett salt som bildas av en svag bas NH 4 OH och en stark syra HNO 3.
NH4NO3 + HOH ↔ NH4OH + HNO3;
NH4+ + HOH ↔ H+ + NH4OH.
I detta fall genomgår saltet hydrolys och hydrolys fortsätter längs katjonen, och anjonen deltar praktiskt taget inte i hydrolysprocessen. En lösning av ett sådant salt blir sur, d.v.s. NS< 7.
Som i det föregående fallet hydrolyseras salter av flerfaldigt laddade joner i steg, även om det andra steget också undertrycks.
I steg Mg (NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg 2+ + HOH MgOH + + H+;
II steg MgOHNO3 + HOH ↔ Mg (OH)2 + HNO3;
MgOH + + HOH ↔ Mg (OH) 2 + H+.
4. Saltet bildas av en svag bas och en svag syra. Till exempel: NH 4 CN är saltet som bildas av den svaga basen NH 4 OH och den svaga syran HCN.
NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN;
NH4 + + CN - + HOH ↔ NH4OH + HCN.
I detta fall är både katjoner och anjoner involverade i hydrolys. De binder både vätekatjoner och hydroxoanjoner av vatten och bildar svaga elektrolyter (svaga syror och svaga baser). Reaktionen av en lösning av sådana salter kan vara antingen svagt sur (om basen som bildas som ett resultat av hydrolys är svagare än syran), eller lätt alkalisk (om basen visar sig vara starkare än syran), eller så kan den vara neutral (om basen och syran har samma styrka) ...
Vid hydrolysen av ett salt av flerladdade joner undertrycker steg I inte de efterföljande, och hydrolysen av sådana salter fortskrider fullständigt även vid rumstemperatur.
Steg I (NH4)2S + HOH ↔ NH4OH + NH4HS;
2NH4+ + S2- + HOH ↔ NH4OH + NH4+ + HS-;
II steg NH4HS + HOH ↔ NH4OH + H2S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
Instruktioner
Kärnan i denna teori är att när de smälts (upplösts i vatten), sönderdelas nästan alla elektrolyter till joner, som är både positivt och negativt laddade (vilket kallas elektrolytisk dissociation). Under påverkan av elektrisk ström, negativ ("-") till anoden (+), och positivt laddad (katjoner, "+"), flytta till katoden (-). Elektrolytisk dissociation är reversibel process(den omvända processen kallas "molarisering").
Graden (a) av elektrolytisk dissociation beror på själva elektrolyten, lösningsmedlet och på deras koncentration. Detta är förhållandet mellan antalet molekyler (n) som sönderfallit till joner och det totala antalet molekyler som införts i lösningen (N). Du får: a = n / N
Sålunda är starka elektrolyter ämnen som helt sönderfaller till joner när de löses upp i vatten. Starka elektrolyter är som regel ämnen med starkt polära eller bindningar: dessa är salter som är mycket lösliga (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), såväl som starka baser (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2, CsOH, Sr (OH) 2, LiOH, Ca (OH) 2). I en stark elektrolyt är ämnet löst i den mestadels i form av joner (); det finns praktiskt taget inga molekyler som inte är dissocierade.
Svaga elektrolyter är ämnen som endast delvis dissocierar till joner. Svaga elektrolyter, tillsammans med joner i lösning, innehåller odissocierade molekyler. Svaga elektrolyter ger inte en stark koncentration av joner i lösning.
De svaga inkluderar:
- organiska syror (nästan alla) (C2H5COOH, CH3COOH, etc.);
- några av syrorna (H2S, H2CO3, etc.);
- nästan alla salter, lätt lösliga i vatten, ammoniumhydroxid, såväl som alla baser (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- vatten.
De leder praktiskt taget inte elektrisk ström, eller leder, men dåligt.
notera
Fastän rent vatten leder elektrisk ström mycket dåligt, den har fortfarande mätbar elektrisk ledningsförmåga, beroende på att vatten dissocierar något till hydroxidjoner och vätejoner.
De flesta elektrolyter är frätande ämnen, så när du arbetar med dem, var extremt försiktig och följ säkerhetsreglerna.
Stark bas - oorganisk kemisk förening bildas av hydroxylgruppen -OH och alkaliska (grundämnen i grupp I periodiska systemet: Li, K, Na, RB, Cs) eller jordalkalimetall (grundämnen från grupp II Ba, Ca). De skrivs i form av formlerna LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂.
Du kommer behöva
- avdunstningskopp
- brännare
- indikatorer
- metallstång
- Н₃РО₄
Instruktioner
Starka grunder visar gemensamt för alla. Närvaron i lösningen bestäms av indikatorns färgförändring. Tillsätt fenolftalein till provet med testlösningen eller utelämna lackmustestet. Metylorange ger en gul färg, fenolftalein ger en lila färg och lackmuspapper ger en blå färg... Ju starkare basen är, desto mer intensivt färgas indikatorn.
Om du behöver ta reda på vilka alkalier som presenteras för dig, gör sedan en kvalitativ analys av lösningarna. De vanligaste starka baserna är litium, kalium, natrium, barium och kalcium. Baser reagerar med syror (neutraliseringsreaktioner) för att bilda salt och vatten. I detta fall kan Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 och LiOH särskiljas. När med syra bildas olösliga. Resten av hydroxiderna kommer inte att ge utfällning, eftersom alla K- och Na-salter är lösliga.
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
Sila och torka. Tillsätt torkat sediment till brännarens låga. Genom att ändra flammans färg är det möjligt att kvalitativt bestämma jonerna av litium, kalcium och barium. Följaktligen kommer du att bestämma var är vilken hydroxid. Litiumsalter ger brännaren en karminröd färg. Bariumsalter - till grönt och kalciumsalter - till hallon.
De återstående alkalierna bildar lösliga ortofosfater.
3 NaOH + H3PO4-- → Na3PO4 + 3 H2O
3 KOH + Н₃РО₄-- → K₃РО₄ + 3 H₂О
Det är nödvändigt att indunsta vattnet till en torr återstod. För in de förångade salterna på en metallstav i brännarlågan en efter en. Där, natriumsalt - lågan blir ljusgul och kalium - rosa-lila. Med ett minimum av utrustning och reagens har du alltså bestämt alla starka baser som du fått.
En elektrolyt är ett ämne som är ett dielektrikum i fast tillstånd, det vill säga att det inte leder någon elektrisk ström, men i löst eller smält tillstånd blir det en ledare. Varför sker en så kraftig förändring av fastigheterna? Faktum är att elektrolytmolekyler i lösningar eller smältor dissocierar till positivt laddade och negativt laddade joner, på grund av vilka dessa ämnen i detta aggregationstillstånd kan leda elektrisk ström. De flesta salter, syror och baser har elektrolytiska egenskaper.
Instruktioner
Vilka ämnen är starka? Sådana ämnen, i lösningar eller smältor av vilka nästan 100% av molekylerna är exponerade, och oavsett koncentrationen av lösningen. Listan inkluderar den absoluta majoriteten av lösliga alkalier, salter och vissa syror, såsom saltsyra, bromsyra, jodsyra, salpetersyra, etc.
Och hur gör svaga elektrolyter? För det första dissocierar de i mycket liten utsträckning (inte mer än 3% av det totala antalet molekyler), och för det andra, ju högre koncentrationen av lösningen är, desto sämre och långsammare är de. Dessa elektrolyter inkluderar till exempel (ammoniumhydroxid), de flesta organiska och oorganiska syror (inklusive fluorvätesyra - HF) och, naturligtvis, det välbekanta vattnet. Eftersom endast en försumbar bråkdel av dess molekyler sönderdelas till vätejoner och hydroxyljoner.
Kom ihåg att graden av dissociation och följaktligen elektrolytens styrka beror på faktorer: själva elektrolytens natur, lösningsmedlet och temperaturen. Därför är denna uppdelning i sig till viss del godtycklig. Samma ämne kan ju kl olika förutsättningar vara både en stark och en svag elektrolyt. För att bedöma elektrolytens styrka infördes ett speciellt värde - dissociationskonstanten, bestämd på grundval av lagen om massverkan. Men det gäller bara svaga elektrolyter; stark elektrolyter de lyder inte massornas lag.
Källor:
- lista över starka elektrolyter
Salt- detta är kemiska substanser bestående av en katjon, det vill säga en positivt laddad jon, en metall och en negativt laddad anjon - en syrarest. Det finns många typer av salter: normala, sura, basiska, dubbla, blandade, hydratiserade, komplexa. Det beror på sammansättningen av katjonen och anjonen. Hur kan du avgöra bas salt?
