Теория на електролитната дисоциация. Решения
Електролитите като химически вещества са известни от древността. Въпреки това, те са завладели повечето области на тяхното приложение сравнително наскоро. Ще обсъдим областите с най-висок приоритет в индустрията за използване на тези вещества и ще разберем какво представляват последните и как се различават едно от друго. Но нека започнем с екскурзия в историята.
История
Най-старите известни електролити са соли и киселини, открити в древния свят. Въпреки това, идеите за структурата и свойствата на електролитите са се развили с течение на времето. Теориите за тези процеси се развиват от 1880 г., когато са направени редица открития, свързани с теориите за свойствата на електролитите. Бяха наблюдавани няколко качествени скока в теориите, описващи механизмите на взаимодействие на електролитите с водата (в крайна сметка само в разтвор те придобиват свойствата, поради които се използват в промишлеността).
Сега ще разгледаме подробно няколко теории, които са имали най-голямо влияние върху развитието на идеите за електролитите и техните свойства. И нека започнем с най-често срещаната и проста теория, през която всеки от нас е преминал в училище.
Теория на Арениус за електролитната дисоциация
През 1887 г. шведският химик и Вилхелм Оствалд създават теорията за електролитната дисоциация. И тук обаче не е толкова просто. Самият Арениус беше привърженик на така наречената физическа теория на разтворите, която не отчита взаимодействието на съставките на веществото с водата и твърди, че в разтвора съществуват свободни заредени частици (йони). Между другото, от тази позиция днес се разглежда електролитната дисоциация в училище.
Нека да поговорим какво предоставя тази теория и как тя ни обяснява механизма на взаимодействие на веществата с водата. Като всеки друг, тя има няколко постулата, които използва:
1. При взаимодействие с вода веществото се разпада на йони (положителни - катиони и отрицателни - аниони). Тези частици претърпяват хидратация: те привличат водни молекули, които между другото са заредени положително от едната страна и отрицателно от другата (образувайки дипол), в резултат на което се образуват водни комплекси (солвати).
2. Процесът на дисоциация е обратим - тоест, ако дадено вещество се е разпаднало на йони, тогава под въздействието на всякакви фактори то може отново да се превърне в първоначалната си форма.
3. Ако свържете електроди към разтвора и включите тока, катионите ще започнат да се движат към отрицателния електрод - катода, а анионите към положително заредения - анода. Ето защо веществата, които са силно разтворими във вода, провеждат електрически ток по-добре от самата вода. По същата причина те бяха наречени електролити.
4. електролитът характеризира процента на веществото, което е претърпяло разтваряне. Този показател зависи от свойствата на разтворителя и самото разтворено вещество, от концентрацията на последното и от външната температура.
Ето всъщност всички основни постулати на тази проста теория. Ще ги използваме в тази статия, за да опишем какво се случва в електролитен разтвор. Ще разгледаме примери за тези връзки малко по-късно, но сега нека разгледаме друга теория.
Теория на Люис за киселини и основи
Според теорията на електролитната дисоциация, киселината е вещество, в чийто разтвор присъства водороден катион, а основата е съединение, което се разпада в разтвор в хидроксиден анион. Има и друга теория, кръстена на известния химик Гилбърт Луис. Това ни позволява да разширим донякъде концепцията за киселина и основа. Според теорията на Луис киселините са молекули на вещество, които имат свободни електронни орбитали и са способни да приемат електрон от друга молекула. Лесно е да се досетите, че основите ще бъдат частици, които са способни да дарят един или повече от своите електрони за „използването“ на киселината. Много интересно тук е, че не само електролит, но и всяко вещество, дори неразтворимо във вода, може да бъде киселина или основа.
Протолитичната теория на Брендстед-Лоури
През 1923 г., независимо един от друг, двама учени - J. Brønsted и T. Lowry - предложиха теория, която сега се използва активно от учените за описание на химичните процеси. Същността на тази теория е, че смисълът на дисоциацията се свежда до прехвърлянето на протон от киселина към основа. По този начин последният тук се разбира като акцептор на протони. Тогава киселината е техен донор. Теорията също така обяснява добре съществуването на вещества, които проявяват свойствата както на киселини, така и на основи. Такива съединения се наричат амфотерни. В теорията на Bronsted-Lowry за тях се използва и терминът амфолити, докато киселините или основите обикновено се наричат протолити.
Стигаме до следващата част на статията. Тук ще ви кажем как силните и слабите електролити се различават един от друг и ще обсъдим влиянието на външните фактори върху техните свойства. И тогава ще започнем да описваме тяхното практическо приложение.
Силни и слаби електролити
Всяко вещество взаимодейства с водата индивидуално. Някои се разтварят добре в него (например готварска сол), докато други изобщо не се разтварят (например креда). Така всички вещества се разделят на силни и слаби електролити. Последните са вещества, които взаимодействат слабо с водата и се утаяват на дъното на разтвора. Това означава, че те имат много ниска степен на дисоциация и висока енергия на връзката, което не позволява на молекулата да се разпадне на нейните съставни йони при нормални условия. Дисоциацията на слабите електролити става или много бавно, или с повишаване на температурата и концентрацията на това вещество в разтвора.
Нека поговорим за силните електролити. Те включват всички разтворими соли, както и силни киселини и основи. Те лесно се разпадат на йони и много трудно се събират в утаяване. Токът в електролитите, между другото, се осъществява именно благодарение на йоните, съдържащи се в разтвора. Следователно силните електролити провеждат най-добре ток. Примери за последните: силни киселини, основи, разтворими соли.
Фактори, влияещи върху поведението на електролитите
Сега нека разберем как промените във външната среда засягат Концентрацията пряко влияе върху степента на дисоциация на електролита. Освен това тази връзка може да бъде изразена математически. Законът, описващ тази връзка, се нарича закон за разреждане на Оствалд и се записва, както следва: a = (K / c) 1/2. Тук a е степента на дисоциация (взета във фракции), K е константата на дисоциация, различна за всяко вещество, и c е концентрацията на електролита в разтвора. Използвайки тази формула, можете да научите много за дадено вещество и неговото поведение в разтвор.
Но се отклонихме от темата. В допълнение към концентрацията, степента на дисоциация се влияе и от температурата на електролита. За повечето вещества увеличаването му увеличава разтворимостта и химическата активност. Именно това може да обясни протичането на някои реакции само при повишени температури. При нормални условия те вървят или много бавно, или в двете посоки (този процес се нарича обратим).
Ние анализирахме факторите, които определят поведението на система като електролитен разтвор. Сега да преминем към практическото приложение на тези без съмнение много важни химикали.
Промишлена употреба
Разбира се, всеки е чувал думата "електролит" по отношение на батериите. Автомобилът използва оловно-киселинни батерии, електролитът в които е 40% сярна киселина. За да разберете защо това вещество изобщо е необходимо там, струва си да разберете работните характеристики на батериите.
И така, какъв е принципът на работа на всяка батерия? Те претърпяват обратима реакция на превръщане на едно вещество в друго, в резултат на което се освобождават електрони. При зареждане на батерия възниква взаимодействие на вещества, което не се случва при нормални условия. Това може да се разглежда като натрупване на електричество в вещество в резултат на химическа реакция. По време на разреждането започва обратната трансформация, водеща системата до първоначалното състояние. Тези два процеса заедно съставляват един цикъл на зареждане-разреждане.
Нека разгледаме горния процес, използвайки конкретен пример - оловно-киселинна батерия. Както можете да предположите, този източник на ток се състои от елемент, съдържащ олово (както и оловен диоксид PbO 2) и киселина. Всяка батерия се състои от електроди и пространството между тях, запълнено с електролит. Като последното, както вече разбрахме, в нашия пример използваме сярна киселина с концентрация 40 процента. Катодът на такава батерия е направен от оловен диоксид, а анодът се състои от чисто олово. Всичко това е така, защото на тези два електрода протичат различни обратими реакции с участието на йони, на които киселината се е дисоциирала:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (реакция протичаща при отрицателния електрод - катод).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Реакцията протича при положителния електрод - анод).
Ако четем реакциите отляво надясно, получаваме процеси, които се случват, когато батерията е разредена, а ако отдясно наляво, получаваме процеси, които се случват, когато батерията е заредена. Във всяка от тези реакции тези реакции са различни, но механизмът на тяхното възникване обикновено се описва по един и същи начин: протичат два процеса, в единия от които се „абсорбират“ електрони, а в другия, напротив, те „ остави навън”. Най-важното е броят на погълнатите електрони да е равен на броя на освободените електрони.
Всъщност, освен батериите, има много приложения за тези вещества. Като цяло електролитите, чиито примери дадохме, са само зрънце от многообразието от вещества, обединени под това понятие. Те ни заобикалят навсякъде, навсякъде. Ето например човешкото тяло. Мислите ли, че тези вещества ги няма? Много грешите. Те се намират навсякъде в нас, като най-голямо количество се състои от електролити в кръвта. Те включват например железни йони, които са част от хемоглобина и спомагат за транспортирането на кислород до тъканите на нашето тяло. Електролитите в кръвта също играят ключова роля в регулирането на водно-солевия баланс и сърдечната функция. Тази функция се изпълнява от калиеви и натриеви йони (има дори процес, който протича в клетките, наречен калиево-натриева помпа).
Всички вещества, които можете да разтворите дори малко, са електролити. И няма отрасъл на индустрията или нашия живот, където да не се използват. Не става въпрос само за автомобилни акумулатори и акумулатори. Това са всякакви химически и хранителни производства, военни фабрики, фабрики за облекло и т.н.
Съставът на електролита, между другото, варира. По този начин могат да се разграничат киселинни и алкални електролити. Те са коренно различни по своите свойства: както вече казахме, киселините са донори на протони, а основите са акцептори. Но с течение на времето съставът на електролита се променя поради загубата на част от веществото; концентрацията или намалява, или се увеличава (всичко зависи от това какво се губи, вода или електролит).
Срещаме ги всеки ден, но малко хора знаят точното определение на такова понятие като електролити. Разгледахме примери за конкретни вещества, така че нека да преминем към малко по-сложни концепции.
Физични свойства на електролитите
Сега за физиката. Най-важното нещо, което трябва да разберете, когато изучавате тази тема, е как се предава токът в електролитите. Йоните играят решаваща роля в това. Тези заредени частици могат да прехвърлят заряд от една част на разтвора в друга. Така анионите винаги се стремят към положителния електрод, а катионите - към отрицателния. Така, действайки върху разтвора с електрически ток, ние разделяме зарядите от различни страни на системата.
Много интересна физическа характеристика е плътността. Много свойства на съединенията, които обсъждаме, зависят от него. И често възниква въпросът: "Как да увеличим плътността на електролита?" Всъщност отговорът е прост: необходимо е да се намали съдържанието на вода в разтвора. Тъй като плътността на електролита до голяма степен се определя, тя до голяма степен зависи от концентрацията на последния. Има два начина да постигнете плана си. Първият е съвсем прост: кипнете електролита, който се съдържа в батерията. За да направите това, трябва да го заредите така, че температурата вътре да се повиши малко над сто градуса по Целзий. Ако този метод не помогне, не се притеснявайте, има и друг: просто сменете стария електролит с нов. За да направите това, трябва да източите стария разтвор, да почистите вътрешностите от остатъчната сярна киселина с дестилирана вода и след това да налеете нова порция. По правило висококачествените електролитни разтвори веднага имат желаната концентрация. След подмяната можете да забравите за дълго време как да увеличите плътността на електролита.
Съставът на електролита до голяма степен определя неговите свойства. Характеристики като електропроводимост и плътност, например, силно зависят от природата на разтвореното вещество и неговата концентрация. Има отделен въпрос колко електролит може да съдържа една батерия. Всъщност неговият обем е пряко свързан с декларираната мощност на продукта. Колкото повече сярна киселина има в акумулатора, толкова по-мощен е той, т.е. толкова повече напрежение може да произведе.
Къде ще бъде полезно това?
Ако сте автомобилен ентусиаст или просто се интересувате от автомобили, тогава вие сами разбирате всичко. Със сигурност вече знаете как да определите колко електролит има в батерията. И ако сте далеч от автомобилите, тогава познаването на свойствата на тези вещества, тяхната употреба и как те взаимодействат помежду си няма да бъде излишно. Като знаете това, няма да се объркате, ако бъдете помолени да кажете какъв електролит има в батерията. Въпреки че, дори ако не сте автомобилен ентусиаст, но имате кола, тогава познаването на структурата на батерията няма да бъде излишно и ще ви помогне при ремонт. Ще бъде много по-лесно и по-евтино да направите всичко сами, отколкото да отидете в автоцентър.
И за да проучите по-добре тази тема, препоръчваме да прочетете учебник по химия за училище и университети. Ако познавате добре тази наука и сте чели достатъчно учебници, най-добрият вариант би бил „Химически източници на ток“ на Варипаев. Цялата теория на работата на батериите, различни батерии и водородни клетки е описана там подробно.
Заключение
Стигнахме до края. Нека да обобщим. По-горе обсъдихме всичко, свързано с такава концепция като електролити: примери, теория на структурата и свойствата, функции и приложения. Още веднъж си струва да кажем, че тези съединения са част от нашия живот, без които нашите тела и всички сфери на индустрията не биха могли да съществуват. Спомняте ли си за електролитите в кръвта? Благодарение на тях живеем. Ами колите ни? С тези знания можем да коригираме всеки проблем, свързан с батерията, тъй като вече разбираме как да увеличим плътността на електролита в нея.
Невъзможно е да разкажем всичко и не сме си поставяли такава цел. В крайна сметка това не е всичко, което може да се каже за тези невероятни вещества.
Всички вещества могат да бъдат разделени на електролити и неелектролити. Електролитите включват вещества, чиито разтвори или стопилки провеждат електрически ток (например водни разтвори или стопилки на KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Неелектролитните вещества не провеждат електрически ток при стопяване или разтваряне (захар, алкохол, ацетон и др.).
Електролитите се делят на силни и слаби. Силните електролити в разтвори или стопилки напълно се дисоциират на йони. Когато пишете уравнения на химични реакции, това се подчертава със стрелка в една посока, например:
HCl→ H + + Cl -
Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -
Силните електролити включват вещества с хетерополярна или йонна кристална структура (Таблица 1.1).
Таблица 1.1 Силни електролити
Слабите електролити само частично се разпадат на йони. Наред с йони, стопилките или разтворите на тези вещества съдържат преобладаващо недисоциирани молекули. В разтвори на слаби електролити, успоредно с дисоциацията, протича обратният процес - асоциация, т.е. комбиниране на йони в молекули. При писане на уравнението на реакцията това се подчертава с две противоположно насочени стрелки.
CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +
Слабите електролити включват вещества с хомеополярен тип кристална решетка (Таблица 1.2).
Таблица 1.2 Слаби електролити
Равновесното състояние на слаб електролит във воден разтвор се характеризира количествено със степента на електролитна дисоциация и константата на електролитна дисоциация.
Степента на електролитна дисоциация α е съотношението на броя на молекулите, дисоциирани на йони, към общия брой молекули на разтворения електролит:
Степента на дисоциация показва каква част от общото количество разтворен електролит се разпада на йони и зависи от естеството на електролита и разтворителя, както и от концентрацията на веществото в разтвора, има безразмерна стойност, въпреки че обикновено е изразено като процент. При безкрайно разреждане на електролитния разтвор степента на дисоциация се доближава до единица, което съответства на пълна, 100% дисоциация на молекулите на разтвореното вещество в йони. За разтвори на слаби електролити α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.
Най-общо една обратима химическа реакция може да бъде представена като:
а A+ bБ Г д D+ дд
Скоростта на реакцията е право пропорционална на произведението на концентрацията на реагиращите частици по степени на техните стехиометрични коефициенти. След това за директната реакция
V 1 = к 1 [A] а[B] б,
и скоростта на обратната реакция
V 2 = к 2 [D] д[E] д.
В даден момент от време скоростите на правата и обратната реакция ще се изравнят, т.е.
Това състояние се нарича химично равновесие. Оттук
к 1 [A] а[B] b=к 2 [D] д[E] д
Групирайки константите от едната страна и променливите от другата, получаваме:
По този начин, за обратима химична реакция в състояние на равновесие, произведението на равновесните концентрации на реакционните продукти в степени на техните стехиометрични коефициенти, свързани със същия продукт за изходните вещества, е постоянна стойност при дадена температура и налягане . Числена стойност на константата на химичното равновесие ДА СЕне зависи от концентрацията на реагентите. Например, равновесната константа за дисоциацията на азотиста киселина в съответствие със закона за масовото действие може да бъде записана като:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
Размер К асе нарича константа на дисоциация на киселина, в този случай азотиста.
Константата на дисоциация на слаба основа се изразява по подобен начин. Например за реакцията на дисоциация на амоняк:
NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -
.
Размер К бсе нарича константа на дисоциация на база, в този случай амоняк. Колкото по-висока е константата на дисоциация на електролита, толкова по-силно се дисоциира електролитът и толкова по-висока е концентрацията на неговите йони в разтвора при равновесие. Съществува връзка между степента на дисоциация и константата на дисоциация на слаб електролит:
Това е математически израз на закона за разреждане на Оствалд: когато слаб електролит се разрежда, степента на неговата дисоциация се увеличава.За слабите електролити при ДА СЕ≤1∙ 10 -4 и СЪС≥0,1 mol/l използвайте опростен израз:
ДА СЕ= α 2 ∙СЪСили α
Пример1. Изчислете степента на дисоциация и концентрацията на йони и [NH 4 + ] в 0,1 М разтвор на амониев хидроксид, ако ДА СЕ NH4OH =1,76∙10 -5
Дадено е: NH 4 OH
ДА СЕ NH4OH =1,76∙10 -5
Решение:
Тъй като електролитът е доста слаб ( Към NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
или 1,33%
Концентрацията на йони в бинарен електролитен разтвор е равна на ° С∙α, тъй като бинарният електролит се йонизира, за да образува един катион и един анион, тогава = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).
Отговор:а=1,33%; = [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.
Силна електролитна теория
Силните електролити в разтвори и стопилки напълно се дисоциират на йони. Експерименталните изследвания на електрическата проводимост на разтвори на силни електролити обаче показват, че нейната стойност е малко подценена в сравнение с електрическата проводимост, която трябва да бъде при 100% дисоциация. Това несъответствие се обяснява с теорията за силните електролити, предложена от Дебай и Хюкел. Според тази теория в разтворите на силни електролити има електростатично взаимодействие между йони. Около всеки йон се образува "йонна атмосфера" от йони с противоположен знак на заряда, която инхибира движението на йони в разтвора при преминаване на постоянен електрически ток. В допълнение към електростатичното взаимодействие на йони, в концентрираните разтвори е необходимо да се вземе предвид асоциирането на йони. Влиянието на междуйонните сили създава ефекта на непълна дисоциация на молекулите, т.е. видима степен на дисоциация. Експериментално определената стойност на α винаги е малко по-ниска от истинската α. Например, в 0,1 М разтвор на Na 2 SO 4 експерименталната стойност е α = 45%. За да се вземат предвид електростатичните фактори в разтвори на силни електролити, се използва понятието активност (А).Активността на йона е ефективната или привидната концентрация, при която йонът действа в разтвор. Активността и истинската концентрация са свързани с израза:
Където е –коефициент на активност, който характеризира степента на отклонение на системата от идеала поради електростатични взаимодействия на йони.
Коефициентите на йонна активност зависят от стойността µ, наречена йонна сила на разтвора. Йонната сила на разтвор е мярка за електростатичното взаимодействие на всички присъстващи в разтвора йони и е равна на половината от сумата на продуктите на концентрациите (със)всеки от присъстващите йони в разтвора на квадрат от неговото зарядно число (z):
.
В разредени разтвори (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = cа коефициентът на активност е 1. Това означава, че практически няма електростатични взаимодействия. В много концентрирани разтвори (µ>1M) коефициентите на йонна активност могат да бъдат по-големи от единица. Връзката между коефициента на активност и йонната сила на разтвора се изразява с формулите:
при µ
<10 -2
при 10 -2 ≤ µ
≤ 10 -1
+ 0,1z 2 µна 0,1<µ
<1
Равновесната константа, изразена чрез активност, се нарича термодинамична. Например за реакцията
а A+ bб д D+ дд
Термодинамичната константа има формата:
Зависи от температурата, налягането и естеството на разтворителя.
Тъй като активността на частицата е
Където ДА СЕ C е концентрационната равновесна константа.
Смисъл ДА СЕ C зависи не само от температурата, природата на разтворителя и налягането, но и от йонната сила м. Тъй като термодинамичните константи зависят от най-малък брой фактори, следователно те са най-фундаменталните характеристики на равновесието. Следователно термодинамичните константи са дадени в справочниците. Термодинамичните константи на някои слаби електролити са дадени в приложението към това ръководство. =0,024 mol/l.
С увеличаване на заряда на йона, коефициентът на активност и активността на йона намаляват.
Въпроси за самоконтрол:
- Какво е идеална система? Посочете основните причини за отклонението на реалната система от идеалната.
- Как се нарича степента на дисоциация на електролитите?
- Дайте примери за силни и слаби електролити.
- Каква връзка съществува между константата на дисоциация и степента на дисоциация на слаб електролит? Изразете го математически.
- Какво е активност? Как са свързани активността на един йон и неговата истинска концентрация?
- Какъв е коефициентът на активност?
- Как зарядът на йона влияе върху коефициента на активност?
- Каква е йонната сила на разтвора, неговият математически израз?
- Запишете формули за изчисляване на коефициентите на активност на отделните йони в зависимост от йонната сила на разтвора.
- Формулирайте закона за действието на масите и го изразете математически.
- Каква е константата на термодинамичното равновесие? Какви фактори влияят върху стойността му?
- Каква е концентрационната равновесна константа? Какви фактори влияят върху стойността му?
- Как са свързани термодинамичните и концентрационните равновесни константи?
- В какви граници могат да варират стойностите на коефициента на активност?
- Какви са основните принципи на теорията за силните електролити?
Соли, техните свойства, хидролиза
Ученик от 8 Б клас на ОУ №182
Петрова Полина
Учител по химия:
Харина Екатерина Алексеевна
МОСКВА 2009 г
В ежедневието сме свикнали да боравим само с една сол – трапезната, т.е. натриев хлорид NaCl. В химията обаче цял клас съединения се наричат соли. Солите могат да се разглеждат като продукти от заместването на водорода в киселина с метал. Трапезната сол, например, може да се получи от солна киселина чрез реакция на заместване:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
кисела сол
Ако вземете алуминий вместо натрий, се образува друга сол - алуминиев хлорид:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
соли- Това са сложни вещества, състоящи се от метални атоми и киселинни остатъци. Те са продукти на пълно или частично заместване на водород в киселина с метал или хидроксилна група в основа с киселинен остатък. Например, ако в сярна киселина H 2 SO 4 заместим един водороден атом с калий, получаваме солта KHSO 4, а ако два - K 2 SO 4.
Има няколко вида соли.
| Видове соли | Определение | Примери за соли |
| Средно аритметично | Продуктът на пълно заместване на киселия водород с метал. Те не съдържат нито Н атоми, нито ОН групи. | Na 2 SO 4 натриев сулфат CuCl 2 меден (II) хлорид Ca 3 (PO 4) 2 калциев фосфат Na 2 CO 3 натриев карбонат (калцинирана сода) |
| кисело | Продукт на непълно заместване на киселинния водород с метал. Съдържат водородни атоми. (Образуват се само от многоосновни киселини) | CaHPO 4 калциев хидроген фосфат Ca(H 2 PO 4) 2 калциев дихидроген фосфат NaHCO 3 натриев бикарбонат (сода за хляб) |
| Основен | Продуктът на непълно заместване на хидроксилните групи на основа с киселинен остатък. Включва ОН групи. (Образува се само от поликиселинни основи) | Cu(OH)Cl меден (II) хидроксихлорид Ca 5 (PO 4) 3 (OH) калциев хидроксифосфат (CuOH) 2 CO 3 меден (II) хидроксикарбонат (малахит) |
| Смесени | Соли на две киселини | Ca(OCl)Cl – белина |
| Двойна | Соли на два метала | K 2 NaPO 4 – дикалиев натриев ортофосфат |
| Кристални хидрати | Съдържа кристализираща вода. При нагряване те се дехидратират - губят вода, превръщайки се в безводна сол. | CuSO4. 5H 2 O – пентахидрат на меден (II) сулфат (меден сулфат) Na 2 CO 3. 10H 2 O – натриев карбонат декахидрат (сода) |
Методи за получаване на соли.
1. Солите могат да бъдат получени чрез действие с киселини върху метали, основни оксиди и основи:
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2
цинков хлорид
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
железен (III) сулфат
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
хром(III) нитрат
2. Солите се образуват при реакцията на киселинни оксиди с алкали, както и киселинни оксиди с основни оксиди:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O
калциев нитрат
SiO 2 + CaO CaSiO 3
калциев силикат
3. Солите могат да бъдат получени чрез взаимодействие на соли с киселини, основи, метали, нелетливи киселинни оксиди и други соли. Такива реакции протичат при условията на отделяне на газ, утаяване на утайка, отделяне на оксид на по-слаба киселина или отделяне на летлив оксид.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
калциев ортофосфат калциев сулфат
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4
железен (III) сулфат натриев сулфат
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
меден (II) сулфат железен (II) сулфат
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
калциев карбонат калциев силикат
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
сулфатен хлорид сулфатен хлорид
алуминиев барий барий алуминий
4. Солите на безкислородните киселини се образуват при взаимодействието на метали с неметали:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
железен (III) хлорид
Физични свойства.
Солите са твърди вещества с различни цветове. Разтворимостта им във вода варира. Всички соли на азотната и оцетната киселина, както и натриевите и калиеви соли са разтворими. Разтворимостта на други соли във вода може да се намери в таблицата за разтворимост.
Химични свойства.
1) Солите реагират с метали.
Тъй като тези реакции протичат във водни разтвори, Li, Na, K, Ca, Ba и други активни метали, които реагират с вода при нормални условия, не могат да се използват за експерименти или реакциите не могат да се извършват в стопилка.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Солите реагират с киселини. Тези реакции възникват, когато по-силна киселина измести по-слаба, освобождавайки газ или утаявайки се.
При провеждането на тези реакции те обикновено вземат суха сол и действат с концентрирана киселина.
BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Солите реагират с алкали във водни разтвори.
Това е метод за получаване на неразтворими основи и алкали.
FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl
CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH
4) Солите реагират със соли.
Реакциите протичат в разтвори и се използват за получаване на практически неразтворими соли.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl
5) Някои соли се разлагат при нагряване.
Типичен пример за такава реакция е изпичането на варовик, чийто основен компонент е калциевият карбонат:
CaCO 3 CaO + CO2 калциев карбонат
1. Някои соли са способни да кристализират, за да образуват кристални хидрати.
Меден (II) сулфат CuSO 4 е бяло кристално вещество. Когато се разтвори във вода, той се нагрява и се образува син разтвор. Отделянето на топлина и промените в цвета са признаци на химическа реакция. Когато разтворът се изпари, се освобождава кристален хидрат CuSO 4. 5H2O (меден сулфат). Образуването на това вещество показва, че меден (II) сулфат реагира с вода:
CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q
бяло синьо-синьо
Използването на соли.
Повечето соли се използват широко в промишлеността и в бита. Например, натриевият хлорид NaCl или готварската сол е незаменим в готвенето. В промишлеността натриевият хлорид се използва за производство на натриев хидроксид, сода NaHCO 3, хлор, натрий. Солите на азотната и ортофосфорната киселина са главно минерални торове. Например, калиев нитрат KNO 3 е калиев нитрат. Влиза и в състава на барут и други пиротехнически смеси. Солите се използват за получаване на метали, киселини и в производството на стъкло. Много продукти за растителна защита от болести, неприятели и някои лечебни вещества също принадлежат към класа на солите. Калиев перманганат KMnO 4 често се нарича калиев перманганат. Като строителни материали се използват варовик и гипс – CaSO 4 . 2H 2 O, който се използва и в медицината.
Разтвори и разтворимост.
Както беше посочено по-рано, разтворимостта е важно свойство на солите. Разтворимостта е способността на едно вещество да образува с друго вещество хомогенна, стабилна система с променлив състав, състояща се от два или повече компонента.
Решения- Това са хомогенни системи, състоящи се от молекули на разтворителя и частици разтворено вещество.
Така например разтвор на готварска сол се състои от разтворител - вода, разтворено вещество - Na +, Cl - йони.
йони(от гръцки ión - отивам), електрически заредени частици, образувани от загубата или печалбата на електрони (или други заредени частици) от атоми или групи от атоми. Концепцията и терминът "йон" е въведена през 1834 г. от М. Фарадей, който, докато изучава ефекта на електрическия ток върху водни разтвори на киселини, основи и соли, предполага, че електрическата проводимост на такива разтвори се дължи на движението на йони . Фарадей нарича положително заредените йони, движещи се в разтвора към отрицателния полюс (катод) катиони, а отрицателно заредените йони, движещи се към положителния полюс (анод) - аниони.
Въз основа на степента на разтворимост във вода веществата се разделят на три групи:
1) Силно разтворим;
2) Слабо разтворим;
3) Практически неразтворим.
Много соли са силно разтворими във вода. Когато определяте разтворимостта на други соли във вода, ще трябва да използвате таблицата за разтворимост.
Добре известно е, че някои вещества, когато са разтворени или стопени, провеждат електрически ток, докато други не провеждат ток при същите условия.
Наричат се вещества, които се разпадат на йони в разтвори или стопилки и следователно провеждат електрически ток електролити.
Наричат се вещества, които при същите условия не се разпадат на йони и не провеждат електрически ток неелектролити.
Електролитите включват киселини, основи и почти всички соли. Самите електролити не провеждат електричество. В разтвори и стопилки те се разпадат на йони, поради което протича ток.
Разграждането на електролитите в йони при разтваряне във вода се нарича електролитна дисоциация. Съдържанието му се свежда до следните три разпоредби:
1) Електролитите при разтваряне във вода се разпадат (дисоциират) на йони – положителни и отрицателни.
2) Под въздействието на електрически ток йоните придобиват насочено движение: положително заредените йони се движат към катода и се наричат катиони, а отрицателно заредените йони се движат към анода и се наричат аниони.
3) Дисоциацията е обратим процес: успоредно с разпадането на молекулите на йони (дисоциация) протича процесът на комбиниране на йони (асоциация).
обратимост
Силни и слаби електролити.
За да се характеризира количествено способността на електролита да се разпада на йони, концепцията за степента на дисоциация (α), t . д.Съотношението на броя на молекулите, разпаднали се на йони, към общия брой молекули. Например α = 1 показва, че електролитът се е разпаднал напълно на йони, а α = 0,2 означава, че само всяка пета от неговите молекули се е разпаднала. При разреждане на концентриран разтвор, както и при нагряване, неговата електропроводимост се увеличава, тъй като степента на дисоциация се увеличава.
В зависимост от стойността на α електролитите условно се разделят на силни (почти напълно се дисоциират, (α 0,95)) средна сила (0,95
Силни електролити са много минерални киселини (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 и др.), алкали (NaOH, KOH, Ca (OH) 2 и др.) И почти всички соли. Слабите включват разтвори на някои минерални киселини (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), много органични киселини (например оцетна киселина CH 3 COOH), воден разтвор на амоняк (NH 3 .2 O), вода, някои живачни соли (HgCl 2). Електролитите със средна сила често включват флуороводородна HF, ортофосфорна H 3 PO 4 и азотиста HNO 2 киселини.
Хидролиза на соли.
Терминът "хидролиза" идва от гръцките думи hidor (вода) и lysis (разлагане). Хидролизата обикновено се разбира като реакция на обмен между вещество и вода. Хидролитичните процеси са изключително разпространени в заобикалящата ни природа (както жива, така и нежива), а също така се използват широко от хората в съвременните производствени и битови технологии.
Хидролизата на солта е реакция на взаимодействие между йоните, които съставляват солта и водата, което води до образуването на слаб електролит и е придружено от промяна в средата на разтвора.
Три вида соли се подлагат на хидролиза:
а) соли, образувани от слаба основа и силна киселина (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - възниква хидролиза на катиона)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH4Cl + H2ONH3. H2O + HCl
Реакцията на средата е кисела.
б) соли, образувани от силна основа и слаба киселина (K 2 CO 3, Na 2 S - хидролиза настъпва при аниона)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH
Реакцията на средата е алкална.
в) соли, образувани от слаба основа и слаба киселина (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - хидролизата настъпва при катиона и при аниона.
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
Често реакцията на околната среда е неутрална.
г) солите, образувани от силна основа и силна киселина (NaCl, Ba(NO 3) 2), не подлежат на хидролиза.
В някои случаи хидролизата протича необратимо (както се казва, тя отива до края). И така, при смесване на разтвори на натриев карбонат и меден сулфат се утаява синя утайка от хидратирана основна сол, която при нагряване губи част от кристализационната вода и придобива зелен цвят - превръща се в безводен основен меден карбонат - малахит:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
При смесване на разтвори на натриев сулфид и алуминиев хлорид хидролизата също протича до завършване:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Следователно, Al 2 S 3 не може да бъде изолиран от воден разтвор. Тази сол се получава от прости вещества.
Силни и слаби електролити
В разтворите на някои електролити само част от молекулите се дисоциират. За да се характеризира количествено силата на електролита, беше въведена концепцията за степента на дисоциация. Съотношението на броя на молекулите, дисоциирани на йони, към общия брой молекули на разтвореното вещество се нарича степен на дисоциация a.
където С е концентрацията на дисоциираните молекули, mol/l;
C 0 е началната концентрация на разтвора, mol/l.
Според степента на дисоциация всички електролити се делят на силни и слаби. Силните електролити включват тези, чиято степен на дисоциация е повече от 30% (a> 0,3). Те включват:
· силни киселини (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);
· разтворими хидроксиди, с изключение на NH 4 OH;
· разтворими соли.
Електролитната дисоциация на силните електролити е необратима
HNO 3 ® H + + NO - 3 .
Слабите електролити имат степен на дисоциация по-малка от 2% (a< 0,02). К ним относятся:
· слаби неорганични киселини (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 и др.) И всички органични, например оцетна киселина (CH 3 COOH);
· неразтворими хидроксиди, както и разтворим хидроксид NH 4 OH;
· неразтворими соли.
Електролитите с междинни стойности на степента на дисоциация се наричат електролити със средна якост.
Степента на дисоциация (а) зависи от следните фактори:
от естеството на електролита, тоест от вида на химичните връзки; дисоциацията най-лесно възниква на мястото на най-полярните връзки;
от природата на разтворителя - колкото по-полярен е последният, толкова по-лесно протича процесът на дисоциация в него;
от температурата - повишаването на температурата засилва дисоциацията;
върху концентрацията на разтвора - при разреждане на разтвора се увеличава и дисоциацията.
Като пример за зависимостта на степента на дисоциация от естеството на химичните връзки, помислете за дисоциацията на натриев хидроген сулфат (NaHSO 4), чиято молекула съдържа следните видове връзки: 1-йонни; 2 - полярен ковалентен; 3 - връзката между серните и кислородните атоми е нискополярна. Разкъсването става най-лесно на мястото на йонната връзка (1):
| Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O | 1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. след това на мястото на полярна връзка с по-малка степен: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Киселинният остатък не се разпада на йони. |
Степента на електролитна дисоциация силно зависи от природата на разтворителя. Например HCl се дисоциира силно във вода, по-малко силно в етанол C 2 H 5 OH и почти не се дисоциира в бензен, в който практически не провежда електрически ток. Разтворителите с висока диелектрична константа (e) поляризират молекулите на разтвореното вещество и образуват с тях солватирани (хидратирани) йони. При 25°С e(H2O) = 78.5, e(C2H5OH) = 24.2, e(C6H6) = 2.27.
В разтвори на слаби електролити процесът на дисоциация протича обратимо и следователно законите на химичното равновесие се прилагат за равновесието в разтвора между молекули и йони. И така, за дисоциацията на оцетната киселина
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Равновесната константа Kc ще бъде определена като
Kc = Kd = CCH3COO - · CH+ / CCH3COOH.
Равновесната константа (K c) за процеса на дисоциация се нарича константа на дисоциация (K d). Стойността му зависи от естеството на електролита, разтворителя и температурата, но не зависи от концентрацията на електролита в разтвора. Константата на дисоциация е важна характеристика на слабите електролити, тъй като показва силата на техните молекули в разтвор. Колкото по-малка е константата на дисоциация, толкова по-слабо се дисоциира електролитът и толкова по-стабилни са неговите молекули. Като се има предвид, че степента на дисоциация, за разлика от константата на дисоциация, се променя с концентрацията на разтвора, е необходимо да се намери връзката между K d и a. Ако първоначалната концентрация на разтвора се приеме за равна на C и степента на дисоциация, съответстваща на тази концентрация, е a, тогава броят на дисоциираните молекули на оцетната киселина ще бъде равен на a · C. Тъй като
CCH 3 COO - = C H + = a C,
тогава концентрацията на неразтворените молекули на оцетната киселина ще бъде равна на (C - a · C) или C (1- a · C). Оттук
K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)
Уравнение (1) изразява закона за разреждане на Оствалд. За много слаби електролити a<<1, то приближенно К @ a 2 С и
a = (K/C). (2)
Както може да се види от формула (2), с намаляване на концентрацията на електролитния разтвор (когато се разрежда), степента на дисоциация се увеличава.
Слабите електролити се дисоциират на етапи, например:
1-ви етап H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,
Етап 2 HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .
Такива електролити се характеризират с няколко константи, в зависимост от броя на етапите на разлагане на йони. За въглена киселина
K 1 = CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4,45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.
Както може да се види, разлагането на йони на въглеродна киселина се определя главно от първия етап, а вторият може да се появи само когато разтворът е силно разреден.
Общото равновесие на H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 съответства на общата константа на дисоциация
K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.
Величините K 1 и K 2 са свързани помежду си чрез отношението
K d = K 1 · K 2.
Базите на поливалентните метали се дисоциират по подобен стъпаловиден начин. Например два етапа на дисоциация на меден хидроксид
Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,
CuOH + « Cu 2+ + OH -
съответстват на константите на дисоциация
K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 и К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .
Тъй като силните електролити са напълно дисоциирани в разтвор, самият термин константа на дисоциация за тях няма значение.
Дисоциация на различни класове електролити
От гледна точка на теорията на електролитната дисоциация киселина е вещество, чиято дисоциация произвежда само хидратирания водороден йон H3O (или просто H+) като катион.
Основатае вещество, което във воден разтвор образува хидроксидни йони OH - и никакви други аниони - като анион.
Според теорията на Брьонстед киселината е протонен донор, а основата е протонен акцептор.
Силата на основите, подобно на силата на киселините, зависи от стойността на константата на дисоциация. Колкото по-голяма е константата на дисоциация, толкова по-силен е електролитът.
Има хидроксиди, които могат да взаимодействат и да образуват соли не само с киселини, но и с основи. Такива хидроксиди се наричат амфотерни. Те включват Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3. Техните свойства се дължат на факта, че те слабо се дисоциират като киселини и като основи
H + + RO - « ROH « R + + OH -.
Това равновесие се обяснява с факта, че силата на връзката между метала и кислорода се различава леко от силата на връзката между кислорода и водорода. Следователно, когато берилиевият хидроксид реагира със солна киселина, се получава берилиев хлорид
Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,
и при взаимодействие с натриев хидроксид - натриев бериллат
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.
солимогат да бъдат определени като електролити, които се дисоциират в разтвор, за да образуват катиони, различни от водородни катиони, и аниони, различни от хидроксидни йони.
Средни соли, получени чрез пълно заместване на водородните йони на съответните киселини с метални катиони (или NH + 4), дисоциират напълно Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.
Киселинни солиотделят се стъпка по стъпка
1 етап NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,
2-ри етап HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .
Степента на дисоциация в първия етап е по-голяма, отколкото във втория етап, и колкото по-слаба е киселината, толкова по-ниска е степента на дисоциация във втория етап.
Основни солиполучени чрез непълно заместване на хидроксидни йони с киселинни остатъци, също се дисоциират на етапи:
1 етап (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4,
Етап 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .
Основните соли на слабите основи се дисоциират главно в първия етап.
Комплексни соли,съдържащ комплексен комплексен йон, който запазва стабилността си при разтваряне, дисоциира се на комплексен йон и йони от външната сфера
K 3 « 3K + + 3 - ,
SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .
В центъра на комплексния йон е комплексообразуващ атом. Тази роля обикновено се изпълнява от метални йони. Полярните молекули или йони, а понякога и двете заедно, са разположени (координирани) близо до комплексообразователите; те се наричат лиганди.Комплексообразувателят заедно с лигандите съставлява вътрешната сфера на комплекса. Йони, разположени далеч от комплексообразователя, по-слабо свързани с него, се намират във външната среда на комплексното съединение. Вътрешната сфера обикновено е затворена в квадратни скоби. Нарича се числото, което показва броя на лигандите във вътрешната сфера координация. Химичните връзки между сложни и прости йони се разрушават относително лесно по време на процеса на електролитна дисоциация. Връзките, водещи до образуването на комплексни йони, се наричат донорно-акцепторни връзки.
Йоните на външната сфера лесно се отделят от комплексния йон. Тази дисоциация се нарича първична. Обратимото разпадане на вътрешната сфера е много по-трудно и се нарича вторична дисоциация
Cl « + + Cl - - първична дисоциация,
+ « Ag + +2 NH 3 - вторична дисоциация.
вторичната дисоциация, подобно на дисоциацията на слаб електролит, се характеризира с константа на нестабилност
К гнездо. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .
Константите на нестабилност (K inst.) на различни електролити са мярка за стабилността на комплекса. Колкото по-малко K гнездо. , толкова по-стабилен е комплексът.
И така, сред подобни съединения:
| - | + | + | + |
| K гнездо = 1,3×10 -3 | K гнездо =6,8×10 -8 | K гнездо =1×10 -13 | K гнездо =1×10 -21 |
Стабилността на комплекса се увеличава при преминаване от - към +.
Стойностите на константата на нестабилност са дадени в справочниците по химия. Използвайки тези стойности, е възможно да се предскаже хода на реакциите между комплексни съединения, при силна разлика в константите на нестабилност, реакцията ще върви към образуването на комплекс с по-ниска константа на нестабилност.
Комплексна сол с нискостабилен комплексен йон се нарича двойна сол. Двойните соли, за разлика от сложните соли, се дисоциират на всички йони, включени в състава им. Например:
KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,
NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.
Инструкции
Същността на тази теория е, че когато се стопят (разтворят във вода), почти всички електролити се разлагат на йони, които са както положително, така и отрицателно заредени (което се нарича електролитна дисоциация). Под въздействието на електрически ток отрицателните ("-") се движат към анода (+), а положително заредените (катиони, "+") се движат към катода (-). Електролитната дисоциация е обратим процес (обратният процес се нарича "моларизация").
Степента на (а) електролитна дисоциация зависи от самия електролит, разтворителя и тяхната концентрация. Това е съотношението на броя на молекулите (n), които са се разпаднали на йони, към общия брой молекули, въведени в разтвора (N). Получавате: a = n / N
По този начин силните електролити са вещества, които напълно се разпадат на йони, когато се разтварят във вода. Силните електролити обикновено са вещества със силно полярни или връзки: това са соли, които са силно разтворими (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), както и силни основи (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). В силния електролит веществото, разтворено в него, е предимно под формата на йони ( ); На практика няма молекули, които да са недисоциирани.
Слабите електролити са вещества, които се дисоциират на йони само частично. Слабите електролити, заедно с йоните в разтвора, съдържат недисоциирани молекули. Слабите електролити не произвеждат силна концентрация на йони в разтвора.
Слабите включват:
- органични киселини (почти всички) (C2H5COOH, CH3COOH и др.);
- някои от киселините (H2S, H2CO3 и др.);
- почти всички соли, които са слабо разтворими във вода, амониев хидроксид, както и всички основи (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- вода.
Те практически не провеждат електрически ток или провеждат, но лошо.
Забележка
Въпреки че чистата вода провежда много слабо електричество, тя има измерима електрическа проводимост поради факта, че водата леко се дисоциира на хидроксидни и водородни йони.
Полезен съвет
Повечето електролити са агресивни вещества, така че когато работите с тях, бъдете изключително внимателни и спазвайте правилата за безопасност.
Силна основа е неорганично химично съединение, образувано от хидроксилната група -OH и алкален (елементи от група I на периодичната таблица: Li, K, Na, RB, Cs) или алкалоземен метал (елементи от група II Ba, Ca ). Записан под формата на формулите LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.
Ще имаш нужда
- чаша за изпаряване
- горелка
- показатели
- метален прът
- N3PO₄
Инструкции
Проявяват се силни причини, характерни за всички. Наличието в разтвора се определя от промяната в цвета на индикатора. Добавете фенолфталеин към пробата с тестовия разтвор или пропуснете лакмусовата хартия. Метилоранжът произвежда жълт цвят, фенолфталеинът произвежда лилав цвят, а лакмусовата хартия става синя. Колкото по-силна е основата, толкова по-интензивен е цветът на индикатора.
Ако трябва да разберете кои алкали са ви представени, тогава направете качествен анализ на разтворите. Най-често срещаните силни основи са литий, калий, натрий, барий и калций. Основите реагират с киселини (реакции на неутрализация), за да образуват сол и вода. В този случай могат да се разграничат Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ и LiOH. При свързване с киселина се образуват неразтворими съединения. Останалите хидроксиди няма да произведат утаяване, т.к Всички K и Na соли са разтворими.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H3PO₄ --→ Ca3(PO₄)₂↓+ 6 H₂O
3 Ba(OH) ₂ +2 Н3PO₄ --→ Ba3(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li3PO₄↓ + 3 H₂O
Прецедете ги и ги подсушете. Добавете изсушената утайка към пламъка на горелката. Чрез промяна на цвета на пламъка могат да се определят качествено литиевите, калциевите и бариевите йони. Съответно ще определите кой хидроксид кой е. Литиевите соли оцветяват пламъка на горелката в карминово червено. Бариевите соли са зелени, а калциевите са пурпурни.
Останалите алкали образуват разтворими ортофосфати.
3 NaOH + H₃PO₄--→ Na3PO₄ + 3 H₂O
3 KOH + H₃PO₄--→ K3PO₄ + 3 H₂O
Необходимо е водата да се изпари до сух остатък. Поставете изпарените соли върху метален прът една по една в пламъка на горелката. Там, натриева сол - пламъкът ще стане ярко жълт, а калиевата - розово-виолетов. По този начин, разполагайки с минимален набор от оборудване и реактиви, вие сте идентифицирали всички сериозни причини, които са ви дадени.
Електролитът е вещество, което в твърдо състояние е диелектрик, тоест не провежда електрически ток, но когато се разтвори или стопи, става проводник. Защо се получава такава рязка промяна в свойствата? Факт е, че електролитните молекули в разтвори или стопи се дисоциират на положително заредени и отрицателно заредени йони, поради което тези вещества в такова агрегатно състояние са способни да провеждат електрически ток. Повечето соли, киселини и основи имат електролитни свойства.
Инструкции
Какви вещества се считат за силни? Такива вещества, в разтвори или стопилки, от които почти 100% от молекулите са изложени, независимо от концентрацията на разтвора. Списъкът включва абсолютното мнозинство от разтворими основи, соли и някои киселини, като солна, бромидна, йодидна, азотна и др.
Как се държат слабите в разтвори или стопилки? електролити? Първо, те се дисоциират в много малка степен (не повече от 3% от общия брой молекули), и второ, тяхната дисоциация става по-лоша и по-бавна, колкото по-висока е концентрацията на разтвора. Такива електролити включват например (амониев хидроксид), повечето органични и неорганични киселини (включително флуороводородна киселина - HF) и, разбира се, познатата на всички ни вода. Тъй като само незначителна част от неговите молекули се разпада на водородни йони и хидроксилни йони.
Не забравяйте, че степента на дисоциация и съответно силата на електролита зависи от фактори: природата на самия електролит, разтворителя и температурата. Следователно самото това разделение е до известна степен произволно. В края на краищата едно и също вещество може при различни условия да бъде както силен, така и слаб електролит. За да се оцени силата на електролита, беше въведена специална стойност - константата на дисоциация, определена въз основа на закона за масовото действие. Но е приложимо само за слаби електролити; силен електролитине се подчиняват на закона за масовото действие.
източници:
- списък със силни електролити
соли- това са химически вещества, състоящи се от катион, тоест положително зареден йон, метал и отрицателно зареден анион - киселинен остатък. Има много видове соли: нормални, киселинни, основни, двойни, смесени, хидратирани, комплексни. Това зависи от състава на катиони и аниони. Как можете да определите базасол?
