Teorija elektrolitičke disocijacije. Rješenja
Elektroliti kao kemijske tvari poznati su od davnina. Međutim, oni su relativno nedavno osvojili većinu područja svoje primjene. Raspravljat ćemo o područjima s najvećim prioritetom u industriji za korištenje ovih tvari i shvatiti što su potonje i po čemu se razlikuju jedna od druge. Ali krenimo s izletom u povijest.
Priča
Najstariji poznati elektroliti su soli i kiseline, otkriveni u starom vijeku. Međutim, ideje o strukturi i svojstvima elektrolita su se vremenom razvijale. Teorije o tim procesima razvijale su se od 1880-ih, kada je došlo do niza otkrića vezanih uz teorije o svojstvima elektrolita. Uočeno je nekoliko kvalitativnih skokova u teorijama koje opisuju mehanizme interakcije elektrolita s vodom (uostalom, tek u otopini poprimaju svojstva zbog kojih se koriste u industriji).
Sada ćemo detaljno ispitati nekoliko teorija koje su imale najveći utjecaj na razvoj ideja o elektrolitima i njihovim svojstvima. I počnimo s najobičnijom i jednostavnom teorijom kroz koju je svatko od nas prošao u školi.
Arrheniusova teorija elektrolitičke disocijacije
Godine 1887. švedski kemičar i Wilhelm Ostwald stvorili su teoriju elektrolitičke disocijacije. Međutim, ni ovdje nije tako jednostavno. Sam Arrhenius bio je zagovornik takozvane fizikalne teorije otopina, koja nije uzimala u obzir međudjelovanje sastojaka tvari s vodom i tvrdila je da u otopini postoje slobodne nabijene čestice (ioni). Inače, s te se pozicije danas u školi razmatra elektrolitička disocijacija.
Razgovarajmo o tome što ova teorija pruža i kako nam objašnjava mehanizam interakcije tvari s vodom. Kao i svaka druga, ona ima nekoliko postulata kojima se služi:
1. U interakciji s vodom tvar se raspada na ione (pozitivne – katione i negativne – anione). Ove čestice prolaze kroz hidrataciju: privlače molekule vode, koje su, usput rečeno, nabijene pozitivno s jedne strane i negativno s druge strane (tvoreći dipol), kao rezultat toga formiraju se u vodene komplekse (solvate).
2. Proces disocijacije je reverzibilan - to jest, ako se tvar raspala na ione, tada se pod utjecajem bilo kojeg čimbenika može ponovno pretvoriti u svoj izvorni oblik.
3. Spojite li elektrode na otopinu i uključite struju, kationi će se početi kretati prema negativnoj elektrodi - katodi, a anioni prema pozitivno nabijenoj - anodi. Zato tvari koje su jako topljive u vodi bolje provode električnu struju od same vode. Iz istog razloga su nazvani elektroliti.
4. elektrolit karakterizira postotak tvari koja je prošla otapanje. Ovaj pokazatelj ovisi o svojstvima otapala i same otopljene tvari, o koncentraciji potonjeg i o vanjskoj temperaturi.
Ovdje su zapravo svi glavni postulati ove jednostavne teorije. Koristit ćemo ih u ovom članku kako bismo opisali što se događa u otopini elektrolita. Pogledajmo primjere ovih veza malo kasnije, ali sada pogledajmo drugu teoriju.
Lewisova teorija kiselina i baza
Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, kiselina je tvar u čijoj se otopini nalazi vodikov kation, a baza je spoj koji se u otopini raspada na hidroksidni anion. Postoji još jedna teorija, nazvana po poznatom kemičaru Gilbertu Lewisu. Omogućuje nam da donekle proširimo koncept kiseline i baze. Prema Lewisovoj teoriji, kiseline su molekule tvari koje imaju slobodne elektronske orbitale i sposobne su prihvatiti elektron od druge molekule. Lako je pogoditi da će baze biti čestice koje su sposobne donirati jedan ili više svojih elektrona za "upotrebu" kiseline. Ono što je ovdje vrlo zanimljivo je da ne samo elektrolit, nego i svaka tvar, čak i netopljiva u vodi, može biti kiselina ili baza.
Brendsted-Lowryjeva protolitička teorija
Godine 1923., neovisno jedan o drugome, dva znanstvenika - J. Brønsted i T. Lowry - predložili su teoriju koju sada znanstvenici aktivno koriste za opisivanje kemijskih procesa. Suština ove teorije je da se smisao disocijacije svodi na prijenos protona iz kiseline u bazu. Stoga se potonji ovdje shvaća kao akceptor protona. Tada je kiselina njihov donator. Teorija također dobro objašnjava postojanje tvari koje pokazuju svojstva i kiselina i baza. Takvi spojevi nazivaju se amfoterni. U Bronsted-Lowry teoriji za njih se također koristi termin amfoliti, dok se kiseline ili baze obično nazivaju protoliti.
Dolazimo do sljedećeg dijela članka. Ovdje ćemo vam reći koliko se jaki i slabi elektroliti razlikuju jedni od drugih i raspravljati o utjecaju vanjskih čimbenika na njihova svojstva. A onda ćemo početi opisivati njihovu praktičnu primjenu.
Jaki i slabi elektroliti
Svaka tvar zasebno stupa u interakciju s vodom. Neki se dobro otapaju u njemu (na primjer, kuhinjska sol), dok se drugi uopće ne otapaju (na primjer, kreda). Dakle, sve tvari se dijele na jake i slabe elektrolite. Potonje su tvari koje slabo komuniciraju s vodom i talože se na dnu otopine. To znači da imaju vrlo nizak stupanj disocijacije i visoku energiju veze, što ne dopušta molekuli da se raspadne na sastavne ione u normalnim uvjetima. Disocijacija slabih elektrolita događa se vrlo sporo ili s povećanjem temperature i koncentracije ove tvari u otopini.
Razgovarajmo o jakim elektrolitima. To uključuje sve topljive soli, kao i jake kiseline i lužine. Lako se raspadaju u ione i vrlo ih je teško skupiti u talog. Struja u elektrolitima, usput, provodi se upravo zahvaljujući ionima sadržanim u otopini. Stoga jaki elektroliti najbolje provode struju. Primjeri potonjeg: jake kiseline, lužine, topljive soli.
Čimbenici koji utječu na ponašanje elektrolita
Sada shvatimo kako promjene u vanjskom okruženju utječu na Koncentracija izravno utječe na stupanj disocijacije elektrolita. Štoviše, ovaj se odnos može izraziti matematički. Zakon koji opisuje ovaj odnos naziva se Ostwaldov zakon razrjeđenja i zapisan je na sljedeći način: a = (K / c) 1/2. Ovdje je a stupanj disocijacije (uzet u razlomcima), K je konstanta disocijacije, različita za svaku tvar, a c je koncentracija elektrolita u otopini. Pomoću ove formule možete naučiti mnogo o tvari i njezinom ponašanju u otopini.
No, skrenuli smo s teme. Osim koncentracije, na stupanj disocijacije utječe i temperatura elektrolita. Za većinu tvari povećanjem se povećava topljivost i kemijska aktivnost. Upravo to može objasniti pojavu nekih reakcija samo na povišenim temperaturama. U normalnim uvjetima, oni idu ili vrlo sporo ili u oba smjera (ovaj se proces naziva reverzibilnim).
Analizirali smo faktore koji određuju ponašanje sustava kao što je otopina elektrolita. Sada prijeđimo na praktičnu primjenu ovih, bez sumnje, vrlo važnih kemikalija.
Industrijska uporaba
Naravno, svi su čuli riječ "elektrolit" u vezi s baterijama. Automobil koristi olovne akumulatore, čiji je elektrolit 40% sumporna kiselina. Da bismo razumjeli zašto je ova tvar uopće potrebna, vrijedi razumjeti radne značajke baterija.
Dakle, koji je princip rada bilo koje baterije? Oni prolaze kroz reverzibilnu reakciju pretvaranja jedne tvari u drugu, pri čemu se oslobađaju elektroni. Prilikom punjenja baterije dolazi do međudjelovanja tvari koje se ne događa u normalnim uvjetima. To se može zamisliti kao nakupljanje elektriciteta u tvari kao rezultat kemijske reakcije. Tijekom pražnjenja počinje reverzna transformacija koja dovodi sustav u početno stanje. Ova dva procesa zajedno čine jedan ciklus punjenja i pražnjenja.
Pogledajmo gore navedeni proces na konkretnom primjeru - olovno-kiselinski akumulator. Kao što možda pretpostavljate, ovaj izvor struje sastoji se od elementa koji sadrži olovo (kao i olovo dioksid PbO 2) i kiselinu. Svaka baterija se sastoji od elektroda i prostora između njih ispunjenog elektrolitom. Kao potonje, kao što smo već saznali, u našem primjeru koristimo sumpornu kiselinu koncentracije 40 posto. Katoda takve baterije je od olovnog dioksida, a anoda od čistog olova. Sve je to zato što se na te dvije elektrode odvijaju različite reverzibilne reakcije uz sudjelovanje iona na koje je kiselina disocirala:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reakcija se odvija na negativnoj elektrodi - katoda).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reakcija se odvija na pozitivnoj elektrodi - anodi).
Čitamo li reakcije s lijeva na desno, dobivamo procese koji se događaju kada se baterija isprazni, a ako s desna na lijevo, dobivamo procese koji se događaju kada je baterija napunjena. U svakoj od ovih reakcija te su reakcije različite, ali se mehanizam njihovog odvijanja općenito opisuje na isti način: događaju se dva procesa od kojih se u jednom elektroni „apsorbiraju“, a u drugom, naprotiv, „ izostaviti". Najvažnije je da broj apsorbiranih elektrona bude jednak broju otpuštenih elektrona.
Zapravo, osim baterija, postoje mnoge primjene ovih tvari. Općenito, elektroliti, čije smo primjere naveli, samo su zrno raznolikosti tvari koje su objedinjene ovim pojmom. Okružuju nas posvuda, posvuda. Evo, na primjer, ljudskog tijela. Mislite li da tih tvari nema? Jako ste u zabludi. Ima ih posvuda u nama, a najveću količinu čine elektroliti krvi. To uključuje, na primjer, ione željeza, koji su dio hemoglobina i pomažu u transportu kisika do tkiva našeg tijela. Elektroliti u krvi također igraju ključnu ulogu u regulaciji ravnoteže vode i soli i rada srca. Tu funkciju obavljaju ioni kalija i natrija (postoji čak i proces koji se događa u stanicama koji se naziva kalij-natrijeva pumpa).
Sve tvari koje možete čak i malo otopiti su elektroliti. I nema grane industrije ili našeg života gdje se ne koriste. Nisu to samo akumulatori i akumulatori za automobile. To su bilo koje kemijske i prehrambene proizvodnje, vojne tvornice, tvornice odjeće i tako dalje.
Sastav elektrolita, usput, varira. Tako se mogu razlikovati kiseli i alkalni elektroliti. Oni su bitno različiti u svojim svojstvima: kao što smo već rekli, kiseline su donori protona, a lužine su akceptori. Ali s vremenom se sastav elektrolita mijenja zbog gubitka dijela tvari, koncentracija se ili smanjuje ili povećava (sve ovisi što se gubi, voda ili elektrolit).
Susrećemo ih svaki dan, ali malo ljudi zna točno definiciju takvog pojma kao što su elektroliti. Pogledali smo primjere specifičnih tvari, pa prijeđimo na nešto složenije pojmove.
Fizikalna svojstva elektrolita
Sada o fizici. Najvažnija stvar koju treba razumjeti kada proučavate ovu temu je kako se struja prenosi u elektrolitima. Ioni u tome igraju odlučujuću ulogu. Te nabijene čestice mogu prenijeti naboj s jednog dijela otopine na drugi. Dakle, anioni uvijek teže pozitivnoj elektrodi, a kationi - negativnoj. Dakle, djelovanjem na otopinu električnom strujom razdvajamo naboje na različitim stranama sustava.
Vrlo zanimljiva fizikalna karakteristika je gustoća. Mnoga svojstva spojeva o kojima raspravljamo ovise o tome. I često se postavlja pitanje: "Kako povećati gustoću elektrolita?" Zapravo, odgovor je jednostavan: potrebno je smanjiti sadržaj vode u otopini. Budući da je gustoća elektrolita uvelike određena, ona uvelike ovisi o koncentraciji potonjeg. Postoje dva načina da ostvarite svoj plan. Prvi je vrlo jednostavan: prokuhajte elektrolit koji se nalazi u bateriji. Da biste to učinili, morate ga napuniti tako da temperatura u njemu poraste na nešto više od sto stupnjeva Celzijusa. Ako ova metoda ne pomogne, ne brinite, postoji još jedna: jednostavno zamijenite stari elektrolit novim. Da biste to učinili, morate ocijediti staru otopinu, očistiti unutrašnjost od ostataka sumporne kiseline destiliranom vodom, a zatim napuniti novi dio. U pravilu, visokokvalitetne otopine elektrolita odmah imaju željenu koncentraciju. Nakon zamjene možete dugo zaboraviti kako povećati gustoću elektrolita.
Sastav elektrolita uvelike određuje njegova svojstva. Karakteristike kao što su električna vodljivost i gustoća, na primjer, snažno ovise o prirodi otopljene tvari i njezinoj koncentraciji. Zasebno je pitanje koliko elektrolita može sadržavati baterija. Zapravo, njegov volumen izravno je povezan s deklariranom snagom proizvoda. Što je više sumporne kiseline u bateriji, to je ona snažnija, tj. može proizvesti veći napon.
Gdje će ovo biti korisno?
Ako ste ljubitelj automobila ili samo zainteresirani za automobile, onda i sami sve razumijete. Sigurno već sada znate i kako odrediti koliko elektrolita ima u bateriji. A ako ste daleko od automobila, onda znanje o svojstvima ovih tvari, njihovoj upotrebi i načinu na koji međusobno djeluju neće biti suvišno. Znajući ovo, nećete biti zbunjeni ako se od vas zatraži da kažete koji je elektrolit u bateriji. Iako, čak i ako niste entuzijast automobila, ali imate automobil, znanje o strukturi baterije neće biti suvišno i pomoći će vam u popravcima. Bit će puno lakše i jeftinije učiniti sve sami nego ići u auto centar.
A kako bismo bolje proučili ovu temu, preporučujemo čitanje udžbenika kemije za školu i sveučilišta. Ako dobro poznajete ovu znanost i pročitali ste dovoljno udžbenika, najbolja opcija bila bi "Kemijski izvori struje" Varypaeva. Tamo je detaljno opisana cjelokupna teorija rada baterija, raznih baterija i vodikovih ćelija.
Zaključak
Došli smo do kraja. Sažmimo. Gore smo razgovarali o svemu što se odnosi na takav koncept kao što su elektroliti: primjeri, teorija strukture i svojstava, funkcije i primjene. Još jednom, vrijedi reći da su ti spojevi dio našeg života, bez kojih naša tijela i sva područja industrije ne bi mogla postojati. Sjećate li se elektrolita u krvi? Zahvaljujući njima živimo. Što je s našim automobilima? S ovim znanjem možemo riješiti svaki problem vezan uz bateriju, budući da sada razumijemo kako povećati gustoću elektrolita u njoj.
Nemoguće je sve ispričati, a nismo si postavili takav cilj. Uostalom, ovo nije sve što se može reći o ovim nevjerojatnim tvarima.
Sve tvari možemo podijeliti na elektrolite i neelektrolite. U elektrolite spadaju tvari čije otopine ili taline provode električnu struju (npr. vodene otopine ili taline KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Tvari koje nisu elektroliti ne provode električnu struju kada su otopljene ili otopljene (šećer, alkohol, aceton itd.).
Elektroliti se dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti u otopinama ili talinama potpuno disociraju na ione. Kod pisanja jednadžbi kemijske reakcije to je naglašeno strelicom u jednom smjeru, na primjer:
HCl → H + + Cl -
Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -
U jake elektrolite spadaju tvari heteropolarne ili ionske kristalne strukture (tablica 1.1).
Tablica 1.1 Jaki elektroliti
Slabi elektroliti samo se djelomično raspadaju na ione. Uz ione, taline ili otopine ovih tvari sadrže pretežno nedisocirane molekule. U otopinama slabih elektrolita, paralelno s disocijacijom, događa se i obrnuti proces - asocijacija, odnosno spajanje iona u molekule. Pri pisanju jednadžbe reakcije to je naglašeno s dvije suprotno usmjerene strelice.
CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +
Slabi elektroliti uključuju tvari s homeopolarnim tipom kristalne rešetke (tablica 1.2).
Tablica 1.2 Slabi elektroliti
Ravnotežno stanje slabog elektrolita u vodenoj otopini kvantitativno je karakterizirano stupnjem elektrolitičke disocijacije i konstantom elektrolitičke disocijacije.
Stupanj elektrolitičke disocijacije α je omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju molekula otopljenog elektrolita:
Stupanj disocijacije pokazuje koji se dio ukupne količine otopljenog elektrolita raspada na ione i ovisi o prirodi elektrolita i otapala, kao i o koncentraciji tvari u otopini, ima bezdimenzionalnu vrijednost, iako je obično izraženo u postotku. Uz beskonačno razrjeđivanje otopine elektrolita, stupanj disocijacije se približava jedinici, što odgovara potpunoj, 100% disocijaciji molekula otopljene tvari u ione. Za otopine slabih elektrolita 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.
Općenito, reverzibilna kemijska reakcija može se predstaviti kao:
a A+ b B D d D+ e E
Brzina reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracije reagirajućih čestica u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Zatim za izravnu reakciju
V 1 = k 1 [A] a[B] b,
i brzinu obrnute reakcije
V 2 = k 2 [D] d[E] e.
U nekom trenutku u vremenu, stope naprijed i povratne reakcije će se izjednačiti, tj.
To se stanje naziva kemijska ravnoteža. Odavde
k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e
Grupirajući konstante s jedne strane i varijable s druge strane, dobivamo:
Dakle, za reverzibilnu kemijsku reakciju u stanju ravnoteže, umnožak ravnotežnih koncentracija reakcijskih produkata u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata, u odnosu na isti produkt za početne tvari, konstantna je vrijednost pri danoj temperaturi i tlaku . Brojčana vrijednost konstante kemijske ravnoteže DO ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Na primjer, konstanta ravnoteže za disocijaciju dušične kiseline u skladu sa zakonom djelovanja mase može se napisati kao:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
Veličina K a naziva se konstanta disocijacije kiseline, u ovom slučaju nitratne.
Slično se izražava konstanta disocijacije slabe baze. Na primjer, za reakciju disocijacije amonijaka:
NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -
.
Veličina K b naziva se konstanta disocijacije baze, u ovom slučaju amonijaka. Što je veća konstanta disocijacije elektrolita, to elektrolit jače disocira i veća je koncentracija njegovih iona u otopini u ravnoteži. Postoji odnos između stupnja disocijacije i konstante disocijacije slabog elektrolita:
Ovo je matematički izraz Ostwaldovog zakona razrjeđivanja: kada se slabi elektrolit razrijedi, povećava se stupanj njegove disocijacije. Za slabe elektrolite na DO≤1∙ 10 -4 i S≥0,1 mol/l koristite pojednostavljeni izraz:
DO= α 2 ∙S ili α
Primjer1. Izračunajte stupanj disocijacije i koncentraciju iona i [NH 4 + ] u 0,1 M otopini amonijevog hidroksida, ako DO NH4OH =1,76∙10 -5
Dato je: NH 4 OH
DO NH4OH =1,76∙10 -5
Riješenje:
Pošto je elektrolit dosta slab ( Na NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
ili 1,33%
Koncentracija iona u binarnoj otopini elektrolita jednaka je C∙α, budući da binarni elektrolit ionizira i formira jedan kation i jedan anion, tada je = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).
Odgovor: a=1,33%; = [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.
Teorija jakih elektrolita
Jaki elektroliti u otopinama i talinama potpuno disociraju na ione. Međutim, eksperimentalna istraživanja električne vodljivosti otopina jakih elektrolita pokazuju da je njezina vrijednost donekle podcijenjena u usporedbi s električnom vodljivošću koja bi trebala biti pri 100%-tnoj disocijaciji. Ova razlika se objašnjava teorijom jakih elektrolita koju su predložili Debye i Hückel. Prema ovoj teoriji, u otopinama jakih elektrolita postoji elektrostatska interakcija između iona. Oko svakog iona formira se "ionska atmosfera" od iona suprotnog predznaka naboja, koja inhibira kretanje iona u otopini pri prolasku istosmjerne električne struje. Osim elektrostatske interakcije iona, u koncentriranim otopinama potrebno je voditi računa o asocijaciji iona. Utjecaj međuionskih sila stvara učinak nepotpune disocijacije molekula, tj. prividni stupanj disocijacije. Eksperimentalno određena vrijednost α uvijek je nešto niža od prave α. Na primjer, u 0,1 M otopini Na 2 SO 4 eksperimentalna vrijednost je α = 45%. Za uzimanje u obzir elektrostatskih čimbenika u otopinama jakih elektrolita koristi se koncept aktivnosti (A). Aktivnost iona je efektivna ili prividna koncentracija pri kojoj ion djeluje u otopini. Aktivnost i prava koncentracija povezani su izrazom:
Gdje f – koeficijent aktivnosti, koji karakterizira stupanj odstupanja sustava od idealnog zbog elektrostatskih interakcija iona.
Koeficijenti aktivnosti iona ovise o vrijednosti µ, koja se naziva ionska jakost otopine. Ionska jakost otopine mjera je elektrostatske interakcije svih iona prisutnih u otopini i jednaka je polovici zbroja umnožaka koncentracija (S) svaki od iona prisutnih u otopini po kvadratu njegovog broja naboja (z):
.
U razrijeđenim otopinama (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 = c a koeficijent aktivnosti je 1. To znači da praktički nema elektrostatskih međudjelovanja. U vrlo koncentriranim otopinama (µ>1M), koeficijenti aktivnosti iona mogu biti veći od jedinice. Odnos između koeficijenta aktivnosti i ionske jakosti otopine izražava se formulama:
na µ
<10 -2
pri 10 -2 ≤ µ
≤ 10 -1
+ 0,1z 2 µ na 0,1<µ
<1
Konstanta ravnoteže izražena kroz aktivnost naziva se termodinamička. Na primjer, za reakciju
a A+ b B d D+ e E
Termodinamička konstanta ima oblik:
Ovisi o temperaturi, tlaku i prirodi otapala.
Budući da je aktivnost čestice
Gdje DO C je konstanta koncentracijske ravnoteže.
Značenje DO C ne ovisi samo o temperaturi, prirodi otapala i tlaku, već i o ionskoj jakosti m. Budući da termodinamičke konstante ovise o najmanjem broju čimbenika, one su stoga najosnovnije karakteristike ravnoteže. Stoga su termodinamičke konstante dane u referentnim knjigama. Termodinamičke konstante nekih slabih elektrolita dane su u dodatku ovog priručnika. =0,024 mol/l.
Kako se naboj iona povećava, koeficijent aktivnosti i aktivnost iona se smanjuju.
Pitanja za samokontrolu:
- Što je idealan sustav? Navedite glavne razloge odstupanja realnog sustava od idealnog.
- Kako se naziva stupanj disocijacije elektrolita?
- Navedite primjere jakih i slabih elektrolita.
- Kakav odnos postoji između konstante disocijacije i stupnja disocijacije slabog elektrolita? Izrazi to matematički.
- Što je aktivnost? Kako su vezane aktivnost iona i njegova prava koncentracija?
- Što je koeficijent aktivnosti?
- Kako naboj iona utječe na koeficijent aktivnosti?
- Što je ionska jakost otopine, njezin matematički izraz?
- Napiši formule za izračun koeficijenata aktivnosti pojedinih iona ovisno o ionskoj jakosti otopine.
- Formulirajte zakon djelovanja mase i izrazite ga matematički.
- Što je konstanta termodinamičke ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
- Što je konstanta koncentracijske ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
- Kako su povezane termodinamičke i koncentracijske konstante ravnoteže?
- U kojim granicama mogu varirati vrijednosti koeficijenta aktivnosti?
- Koja su glavna načela teorije jakih elektrolita?
Soli, njihova svojstva, hidroliza
Učenica 8. razreda B škole br.182
Petrova Polina
Učiteljica kemije:
Kharina Ekaterina Alekseevna
MOSKVA 2009
U svakodnevnom životu navikli smo baratati samo jednom soli – kuhinjskom solju, tj. natrijev klorid NaCl. Međutim, u kemiji se cijela klasa spojeva naziva solima. Soli se mogu smatrati produktima zamjene vodika u kiselini metalom. Kuhinjska sol, na primjer, može se dobiti iz klorovodične kiseline reakcijom supstitucije:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
kisela sol
Ako uzmete aluminij umjesto natrija, nastaje druga sol - aluminijev klorid:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Soli- To su složene tvari koje se sastoje od atoma metala i kiselih ostataka. Oni su proizvodi potpune ili djelomične zamjene vodika u kiselini s metalom ili hidroksilne skupine u bazi s kiselinskim ostatkom. Na primjer, ako u sumpornoj kiselini H2SO4 jedan atom vodika zamijenimo kalijem, dobit ćemo sol KHSO4, a ako dva - K2SO4.
Postoji nekoliko vrsta soli.
| Vrste soli | Definicija | Primjeri soli |
| Prosjek | Proizvod potpune zamjene kiselog vodika metalom. Ne sadrže niti H atome niti OH skupine. | Na 2 SO 4 natrijev sulfat CuCl 2 bakar (II) klorid Ca 3 (PO 4) 2 kalcijev fosfat Na 2 CO 3 natrijev karbonat (soda pepeo) |
| kiselo | Produkt nepotpune zamjene kiselog vodika metalom. Sadrže atome vodika. (Tvore ih samo polibazične kiseline) | CaHPO 4 kalcijev hidrogenfosfat Ca(H 2 PO 4) 2 kalcijev dihidrogenfosfat NaHCO 3 natrijev bikarbonat (soda bikarbona) |
| Osnovni, temeljni | Proizvod nepotpune zamjene hidroksilnih skupina baze s kiselim ostatkom. Uključuje OH skupine. (Tvore ga samo polikisele baze) | Cu(OH)Cl bakar (II) hidroksiklorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalcij hidroksifosfat (CuOH) 2 CO 3 bakar (II) hidroksikarbonat (malahit) |
| Mješoviti | Soli dviju kiselina | Ca(OCl)Cl – izbjeljivač |
| Dvostruko | Soli dvaju metala | K 2 NaPO 4 – dikalijev natrijev ortofosfat |
| Kristalni hidrati | Sadrži kristalnu vodu. Kada se zagrijavaju, dehidriraju - gube vodu, pretvarajući se u bezvodnu sol. | CuSO4. 5H 2 O – pentahidrat bakar(II) sulfat (bakrov sulfat) Na 2 CO 3. 10H 2 O – natrijev karbonat dekahidrat (soda) |
Metode dobivanja soli.
1. Soli se mogu dobiti djelovanjem kiselina na metale, bazične okside i baze:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
cinkov klorid
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3 H 2 O
željezo(III) sulfat
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
krom(III) nitrat
2. Soli nastaju reakcijom kiselih oksida s lužinama, kao i kiselih oksida s bazičnim oksidima:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O
kalcijev nitrat
SiO 2 + CaO CaSiO 3
kalcijev silikat
3. Soli se mogu dobiti reakcijom soli s kiselinama, lužinama, metalima, nehlapljivim kiselinskim oksidima i drugim solima. Takve se reakcije odvijaju u uvjetima razvijanja plina, taloženja taloga, razvijanja oksida slabije kiseline ili razvijanja hlapljivog oksida.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
kalcijev ortofosfat kalcijev sulfat
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4
željezo (III) sulfat natrijev sulfat
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
bakar (II) sulfat željezo (II) sulfat
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
kalcijev karbonat kalcijev silikat
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
sulfat chloride sulfatni klorid
aluminij barij barij aluminij
4. Soli kiselina bez kisika nastaju interakcijom metala s nemetalima:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
željezov(III) klorid
Fizička svojstva.
Soli su krutine raznih boja. Njihova topljivost u vodi varira. Topljive su sve soli dušične i octene kiseline, kao i soli natrija i kalija. Topljivost ostalih soli u vodi možete pronaći u tablici topljivosti.
Kemijska svojstva.
1) Soli reagiraju s metalima.
Budući da se te reakcije odvijaju u vodenim otopinama, Li, Na, K, Ca, Ba i drugi aktivni metali koji reagiraju s vodom u normalnim uvjetima ne mogu se koristiti za pokuse ili se reakcije ne mogu provoditi u talini.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn (NO 3) 2 + Pb
2) Soli reagiraju s kiselinama. Ove reakcije nastaju kada jača kiselina istisne slabiju, pri čemu se oslobađa plin ili taloži.
Pri izvođenju ovih reakcija obično se uzima suha sol i djeluje koncentriranom kiselinom.
BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Soli reagiraju s alkalijama u vodenim otopinama.
Ovo je metoda dobivanja netopljivih baza i lužina.
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) Soli reagiraju sa solima.
Reakcije se odvijaju u otopinama i koriste se za dobivanje praktički netopljivih soli.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl
5) Neke soli se zagrijavanjem raspadaju.
Tipičan primjer takve reakcije je pečenje vapnenca, čija je glavna komponenta kalcijev karbonat:
CaCO 3 CaO + CO2 kalcijev karbonat
1. Neke soli mogu kristalizirati u kristalne hidrate.
Bakar (II) sulfat CuSO 4 je bijela kristalna tvar. Kada se otopi u vodi, zagrijava se i nastaje plava otopina. Oslobađanje topline i promjene boje znakovi su kemijske reakcije. Kada se otopina ispari, oslobađa se kristalni hidrat CuSO 4 . 5H20 (bakrov sulfat). Stvaranje ove tvari ukazuje da bakrov (II) sulfat reagira s vodom:
CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H20 + Q
bijelo plavo-plavo
Upotreba soli.
Većina soli ima široku primjenu u industriji i svakodnevnom životu. Primjerice, natrijev klorid NaCl, odnosno kuhinjska sol, nezaobilazna je u kulinarstvu. U industriji se natrijev klorid koristi za proizvodnju natrijevog hidroksida, sode NaHCO 3, klora, natrija. Soli dušične i ortofosforne kiseline uglavnom su mineralna gnojiva. Na primjer, kalijev nitrat KNO 3 je kalijev nitrat. Također ulazi u sastav baruta i drugih pirotehničkih smjesa. Soli se koriste za dobivanje metala, kiselina i u proizvodnji stakla. U klasu soli spadaju i mnoga sredstva za zaštitu bilja od bolesti, štetnika, te neka ljekovita sredstva. Kalijev permanganat KMnO 4 često se naziva i kalijev permanganat. Vapnenac i gips – CaSO 4 – koriste se kao građevinski materijali. 2H 2 O, koji se također koristi u medicini.
Otopine i topljivost.
Kao što je ranije rečeno, topljivost je važno svojstvo soli. Topljivost je sposobnost tvari da s drugom tvari tvori homogeni, stabilni sustav promjenjivog sastava, koji se sastoji od dvije ili više komponenti.
Rješenja- To su homogeni sustavi koji se sastoje od molekula otapala i čestica otopljene tvari.
Tako se, na primjer, otopina kuhinjske soli sastoji od otapala - vode, otopljene tvari - Na +, Cl - iona.
Ioni(od grčkog ión - ide), električki nabijene čestice nastale gubitkom ili dobivanjem elektrona (ili drugih nabijenih čestica) od strane atoma ili skupina atoma. Pojam i termin "ion" uveo je 1834. M. Faraday, koji je, proučavajući učinak električne struje na vodene otopine kiselina, lužina i soli, sugerirao da je električna vodljivost takvih otopina posljedica kretanja iona. . Faraday je pozitivno nabijene ione koji se kreću u otopini prema negativnom polu (katodi) nazvao kationima, a negativno nabijene ione koji se kreću prema pozitivnom polu (anodi) - anionima.
Prema stupnju topljivosti u vodi tvari se dijele u tri skupine:
1) Vrlo topljiv;
2) Slabo topljiv;
3) Praktički netopljiv.
Mnoge soli su visoko topljive u vodi. Kada odlučujete o topljivosti drugih soli u vodi, morat ćete koristiti tablicu topljivosti.
Poznato je da neke tvari, kada su otopljene ili rastaljene, provode električnu struju, dok druge pod istim uvjetima ne provode struju.
Tvari koje se u otopinama ili talinama raspadaju na ione i stoga provode električnu struju nazivamo elektroliti.
Tvari koje se pod istim uvjetima ne raspadaju na ione i ne provode električnu struju nazivamo neelektroliti.
U elektrolite spadaju kiseline, baze i gotovo sve soli. Sami elektroliti ne provode struju. U otopinama i talinama raspadaju se na ione, zbog čega teče struja.
Razgradnja elektrolita na ione kada se otope u vodi naziva se elektrolitička disocijacija. Njegov sadržaj se svodi na sljedeće tri odredbe:
1) Elektroliti se, kada se otope u vodi, raspadaju (disociraju) na ione - pozitivne i negativne.
2) Pod utjecajem električne struje ioni poprimaju usmjereno kretanje: pozitivno nabijeni ioni kreću se prema katodi i nazivaju se kationi, a negativno nabijeni ioni kreću se prema anodi i nazivaju se anioni.
3) Disocijacija je reverzibilan proces: paralelno s raspadom molekula na ione (disocijacija) odvija se proces spajanja iona (asocijacija).
reverzibilnost
Jaki i slabi elektroliti.
Za kvantitativno karakteriziranje sposobnosti elektrolita da se raspadne u ione, koncept stupnja disocijacije (α), t . E. Omjer broja molekula razgrađenih na ione prema ukupnom broju molekula. Na primjer, α = 1 označava da se elektrolit potpuno raspao na ione, a α = 0,2 znači da je tek svaka peta njegova molekula disocirala. Kada se koncentrirana otopina razrijedi, kao i kada se zagrijava, povećava se njena električna vodljivost, jer se povećava stupanj disocijacije.
Ovisno o vrijednosti α, elektroliti se konvencionalno dijele na jake (gotovo potpuno disociraju, (α 0,95)) srednje jakosti (0,95
Jaki elektroliti su mnoge mineralne kiseline (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 itd.), lužine (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 itd.) i gotovo sve soli. Slabe uključuju otopine nekih mineralnih kiselina (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), mnoge organske kiseline (na primjer, octena kiselina CH 3 COOH), vodenu otopinu amonijaka (NH 3 .2 O), voda, neke soli žive (HgCl 2). Elektroliti srednje jakosti često uključuju fluorovodičnu HF, ortofosfornu H 3 PO 4 i dušikastu HNO 2 kiseline.
Hidroliza soli.
Pojam "hidroliza" dolazi od grčkih riječi hidor (voda) i lysis (razgradnja). Hidroliza se obično shvaća kao reakcija izmjene između tvari i vode. Hidrolitički procesi iznimno su česti u prirodi oko nas (i živoj i neživoj), a naširoko ih koriste i ljudi u suvremenoj proizvodnoj i kućanskoj tehnologiji.
Hidroliza soli je reakcija interakcije između iona koji čine sol i vode, što dovodi do stvaranja slabog elektrolita i popraćeno je promjenom okoliša otopine.
Tri vrste soli podliježu hidrolizi:
a) soli nastale djelovanjem slabe baze i jake kiseline (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - dolazi do hidrolize kationa)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH4Cl + H2ONH3. H2O + HCl
Reakcija medija je kisela.
b) soli koje stvaraju jaka baza i slaba kiselina (K 2 CO 3, Na 2 S - hidroliza se odvija na anionu)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH
Reakcija medija je alkalna.
c) soli koje tvore slaba baza i slaba kiselina (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - dolazi do hidrolize na kationu i na anionu.
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
(NH4)2CO3 + H2O2NH3. H2O + H2CO3
Često je reakcija okoline neutralna.
d) soli nastale djelovanjem jake baze i jake kiseline (NaCl, Ba(NO 3) 2) ne podliježu hidrolizi.
U nekim slučajevima hidroliza se nastavlja nepovratno (kako kažu, ide do kraja). Dakle, pri miješanju otopina natrijevog karbonata i bakrenog sulfata, taloži se plavi talog hidratizirane bazične soli, koja zagrijavanjem gubi dio kristalne vode i dobiva zelenu boju - pretvara se u bezvodni bazični bakar karbonat - malahit:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Kod miješanja otopina natrijevog sulfida i aluminijevog klorida, hidroliza također ide do kraja:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Stoga se Al 2 S 3 ne može izolirati iz vodene otopine. Ova se sol dobiva iz jednostavnih tvari.
Jaki i slabi elektroliti
U otopinama nekih elektrolita samo dio molekula disocira. Da bi se kvantitativno karakterizirala snaga elektrolita, uveden je koncept stupnja disocijacije. Omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju molekula otopljene tvari naziva se stupanj disocijacije a.
gdje je C koncentracija disociranih molekula, mol/l;
C 0 je početna koncentracija otopine, mol/l.
Prema stupnju disocijacije svi elektroliti se dijele na jake i slabe. U jake elektrolite spadaju oni čiji je stupanj disocijacije veći od 30% (a > 0,3). To uključuje:
· jake kiseline (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);
· topljivi hidroksidi, osim NH 4 OH;
· topljive soli.
Elektrolitička disocijacija jakih elektrolita je ireverzibilna
HNO 3 ® H + + NO - 3 .
Slabi elektroliti imaju stupanj disocijacije manji od 2% (a< 0,02). К ним относятся:
· slabe anorganske kiseline (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 itd.) i sve organske, npr. octena kiselina (CH 3 COOH);
· netopljivi hidroksidi, kao i topljivi hidroksid NH 4 OH;
· netopljive soli.
Elektroliti sa srednjim vrijednostima stupnja disocijacije nazivaju se elektroliti srednje jakosti.
Stupanj disocijacije (a) ovisi o sljedećim čimbenicima:
o prirodi elektrolita, odnosno o vrsti kemijskih veza; do disocijacije najlakše dolazi na mjestu najpolarnijih veza;
iz prirode otapala - što je otapalo polarnije, to se u njemu lakše odvija proces disocijacije;
od temperature - povećanje temperature pojačava disocijaciju;
na koncentraciju otopine – kada se otopina razrijedi povećava se i disocijacija.
Kao primjer ovisnosti stupnja disocijacije o prirodi kemijskih veza, razmotrite disocijaciju natrijevog hidrogen sulfata (NaHSO 4), čija molekula sadrži sljedeće vrste veza: 1-ionske; 2 - polarni kovalentni; 3 - veza između atoma sumpora i kisika je niskopolarna. Do kidanja najlakše dolazi na mjestu ionske veze (1):
| Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O | 1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. zatim na mjestu polarne veze manjeg stupnja: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Kiselinski ostatak ne disocira na ione. |
Stupanj disocijacije elektrolita jako ovisi o prirodi otapala. Na primjer, HCl jako disocira u vodi, slabije u etanolu C 2 H 5 OH, a gotovo ne disocira u benzenu, u kojem praktički ne provodi električnu struju. Otapala s visokom dielektričnom konstantom (e) polariziraju molekule otopljene tvari i s njima stvaraju solvatizirane (hidratizirane) ione. Pri 25°C e(H20) = 78,5, e(C2H5OH) = 24,2, e(C6H6) = 2,27.
U otopinama slabih elektrolita proces disocijacije odvija se reverzibilno i stoga zakoni kemijske ravnoteže vrijede za ravnotežu u otopini između molekula i iona. Dakle, za disocijaciju octene kiseline
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Konstanta ravnoteže Kc odredit će se kao
K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.
Konstanta ravnoteže (K c) za proces disocijacije naziva se konstanta disocijacije (K d). Njegova vrijednost ovisi o prirodi elektrolita, otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji elektrolita u otopini. Konstanta disocijacije je važna karakteristika slabih elektrolita, budući da pokazuje snagu njihovih molekula u otopini. Što je manja konstanta disocijacije, to elektrolit slabije disocira i njegove molekule su stabilnije. S obzirom da se stupanj disocijacije, za razliku od konstante disocijacije, mijenja s koncentracijom otopine, potrebno je pronaći odnos između K d i a. Ako se uzme da je početna koncentracija otopine jednaka C, a stupanj disocijacije koji odgovara toj koncentraciji je a, tada će broj disociranih molekula octene kiseline biti jednak a · C. Budući da
CCH 3 COO - = C H + = a C,
tada će koncentracija neotopljenih molekula octene kiseline biti jednaka (C - a · C) ili C(1- a · C). Odavde
K d = aS · a S /(S - a · S) = a 2 S / (1- a). (1)
Jednadžba (1) izražava Ostwaldov zakon razrjeđenja. Za vrlo slabe elektrolite a<<1, то приближенно К @ a 2 С и
a = (K/C). (2)
Kao što se može vidjeti iz formule (2), sa smanjenjem koncentracije otopine elektrolita (kada se razrijedi), povećava se stupanj disocijacije.
Slabi elektroliti disociraju u fazama, na primjer:
1. stupanj H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,
Faza 2 HCO-3 «H++CO2-3.
Takve elektrolite karakterizira nekoliko konstanti, ovisno o broju stupnjeva razgradnje na ione. Za ugljičnu kiselinu
K1 = CH + CHCO-2 / CH2CO3 = 4,45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.
Kao što se može vidjeti, razgradnja u ione ugljične kiseline određena je uglavnom prvom fazom, a druga se može pojaviti samo kada je otopina jako razrijeđena.
Ukupna ravnoteža H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 odgovara ukupnoj konstanti disocijacije
K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.
Veličine K 1 i K 2 međusobno su povezane relacijom
K d = K 1 · K 2.
Baze polivalentnih metala disociraju na sličan postupni način. Na primjer, dva stupnja disocijacije bakrenog hidroksida
Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,
CuOH + « Cu 2+ + OH -
odgovaraju konstantama disocijacije
K 1 = SCuOH + · SON - / SCu(OH) 2 i K 2 = Scu 2+ · SON - / SCuOH + .
Budući da su jaki elektroliti potpuno disocirani u otopini, sam pojam konstanta disocijacije za njih nema nikakvo značenje.
Disocijacija različitih klasa elektrolita
Sa stajališta teorije elektrolitičke disocijacije kiselina je tvar čijom disocijacijom nastaje samo hidratirani vodikov ion H3O (ili jednostavno H+) kao kation.
Osnova je tvar koja u vodenoj otopini tvori hidroksidne ione OH - i nema drugih aniona - kao anion.
Prema Brønstedovoj teoriji, kiselina je donor protona, a baza je akceptor protona.
Jakost baza, kao i jakost kiselina, ovisi o vrijednosti konstante disocijacije. Što je konstanta disocijacije veća, to je elektrolit jači.
Postoje hidroksidi koji mogu djelovati i tvoriti soli ne samo s kiselinama, već i s bazama. Takvi hidroksidi nazivaju se amfoteran. To uključuje Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Njihova svojstva su posljedica činjenice da slabo disociraju kao kiseline i kao baze
H + + RO - « ROH « R + + OH -.
Ta se ravnoteža objašnjava činjenicom da se čvrstoća veze između metala i kisika malo razlikuje od čvrstoće veze između kisika i vodika. Stoga, kada berilijev hidroksid reagira s klorovodičnom kiselinom, dobiva se berilijev klorid
Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,
a pri interakciji s natrijevim hidroksidom - natrijevim berilatom
Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.
Soli mogu se definirati kao elektroliti koji disociraju u otopini da bi stvorili katione koji nisu vodikovi kationi i anione koji nisu hidroksidni ioni.
Srednje soli, dobiveni potpunom zamjenom vodikovih iona odgovarajućih kiselina metalnim kationima (ili NH + 4), potpuno disociraju Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.
Kisele soli razdvojiti se korak po korak
1 stupanj NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,
2. stupanj HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .
Stupanj disocijacije u 1. koraku je veći nego u 2. koraku, a što je kiselina slabija, to je niži stupanj disocijacije u 2. koraku.
Bazične soli dobiveni nepotpunom zamjenom hidroksidnih iona s kiselim ostacima, također disociraju u fazama:
1. stupanj (CuOH) 2 SO 4 « 2 CuOH + + SO 2- 4,
2. stupanj CuOH + « Cu 2+ + OH - .
Bazične soli slabih baza disociraju uglavnom u 1. koraku.
Kompleksne soli, koji sadrži kompleksni kompleksni ion koji zadržava svoju stabilnost nakon otapanja, disocira na kompleksni ion i ione vanjske sfere
K 3 « 3K + + 3 - ,
SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .
U središtu kompleksnog iona nalazi se kompleksirajući atom. Tu ulogu obično obavljaju metalni ioni. Polarne molekule ili ioni, a ponekad i oboje zajedno, nalaze se (koordinirano) u blizini kompleksirajućih agenasa; nazivaju se ligandi. Kompleksno sredstvo zajedno s ligandima čini unutarnju sferu kompleksa. Ioni smješteni daleko od agensa za kompleksiranje, manje čvrsto vezani za njega, nalaze se u vanjskom okruženju kompleksnog spoja. Unutarnja sfera obično je u uglastim zagradama. Naziva se broj koji označava broj liganada u unutarnjoj sferi koordinacija. Kemijske veze između složenih i jednostavnih iona relativno se lako prekidaju tijekom procesa elektrolitičke disocijacije. Veze koje dovode do stvaranja kompleksnih iona nazivaju se donor-akceptorske veze.
Ioni vanjske sfere lako se odvajaju od kompleksnog iona. Ova se disocijacija naziva primarna. Reverzibilna dezintegracija unutarnje sfere je mnogo teža i naziva se sekundarna disocijacija
Cl « + + Cl - - primarna disocijacija,
+ « Ag + +2 NH 3 - sekundarna disocijacija.
sekundarna disocijacija, poput disocijacije slabog elektrolita, karakterizirana je konstantom nestabilnosti
K gnijezdo. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .
Konstante nestabilnosti (K inst.) raznih elektrolita mjera su stabilnosti kompleksa. Što je manje K gnijezda. , to je kompleks stabilniji.
Dakle, među sličnim spojevima:
| - | + | + | + |
| K gnijezdo = 1,3×10 -3 | K gnijezdo =6,8×10 -8 | K gnijezdo =1×10 -13 | K gnijezdo =1×10 -21 |
Stabilnost kompleksa se povećava pri prijelazu s - na +.
Vrijednosti konstante nestabilnosti dane su u kemijskim priručnikima. Pomoću ovih vrijednosti moguće je predvidjeti tijek reakcija između kompleksnih spojeva, pri čemu će uz jaku razliku u konstantama nestabilnosti reakcija ići prema stvaranju kompleksa s manjom konstantom nestabilnosti.
Kompleksna sol s niskostabilnim kompleksnim ionom naziva se dupla sol. Dvostruke soli, za razliku od složenih soli, disociraju na sve ione koji su uključeni u njihov sastav. Na primjer:
KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,
NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.
upute
Bit ove teorije je da se gotovo svi elektroliti prilikom rastapanja (otapanja u vodi) razgrađuju na ione koji su i pozitivno i negativno nabijeni (što se naziva elektrolitička disocijacija). Pod utjecajem električne struje negativni ("-") kreću se prema anodi (+), a pozitivno nabijeni (kationi, "+") prema katodi (-). Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuti proces se naziva "molarizacija").
Stupanj (a) elektrolitičke disocijacije ovisi o samom elektrolitu, otapalu i njihovoj koncentraciji. Ovo je omjer broja molekula (n) koje su se razbile na ione prema ukupnom broju molekula unesenih u otopinu (N). Dobivate: a = n / N
Dakle, jaki elektroliti su tvari koje se potpuno raspadaju na ione kada se otope u vodi. Jaki elektroliti su obično tvari s visokom polarnošću ili vezama: to su soli koje su vrlo topive (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), kao i jake baze (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). U jakom elektrolitu, tvar otopljena u njemu uglavnom je u obliku iona ( ); Praktično ne postoje nedisocirane molekule.
Slabi elektroliti su tvari koje samo djelomično disociraju na ione. Slabi elektroliti, zajedno s ionima u otopini, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne stvaraju jaku koncentraciju iona u otopini.
Slabi uključuju:
- organske kiseline (gotovo sve) (C2H5COOH, CH3COOH, itd.);
- neke od kiselina (H2S, H2CO3 i dr.);
- gotovo sve soli koje su slabo topljive u vodi, amonijev hidroksid, kao i sve baze (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- voda.
Oni praktički ne provode električnu struju, ili provode, ali slabo.
Bilješka
Iako čista voda vrlo slabo provodi elektricitet, ona ima mjerljivu električnu vodljivost zbog činjenice da voda malo disocira na hidroksidne i vodikove ione.
Koristan savjet
Većina elektrolita su agresivne tvari, stoga pri radu s njima budite izuzetno oprezni i pridržavajte se sigurnosnih propisa.
Jaka baza je anorganski kemijski spoj kojeg čine hidroksilna skupina -OH i alkalni (elementi I. skupine periodnog sustava: Li, K, Na, RB, Cs) ili zemnoalkalijski metal (elementi II. skupine Ba, Ca ). Zapisuje se u obliku formula LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.
Trebat će vam
- posuda za isparavanje
- plamenik
- indikatori
- metalna šipka
- N₃PO₄
upute
Očituju se jaki razlozi, svojstveni svima. Prisutnost u otopini određena je promjenom boje indikatora. Uzorku s ispitnom otopinom dodajte fenolftalein ili izostavite lakmus papir. Metil oranž daje žutu boju, fenolftalein daje ljubičastu boju, a lakmus papir postaje plav. Što je baza jača, to je boja indikatora intenzivnija.
Ako trebate saznati koje su vam lužine predstavljene, provedite kvalitativnu analizu otopina. Najčešće jake baze su litij, kalij, natrij, barij i kalcij. Baze reagiraju s kiselinama (reakcije neutralizacije) pri čemu nastaju sol i voda. U ovom slučaju mogu se razlikovati Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ i LiOH. U kombinaciji s kiselinom nastaju netopljivi spojevi. Preostali hidroksidi neće proizvesti talog jer Sve soli K i Na su topljive.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H3PO₄ --→ Ca3(PO₄)₂↓+ 6 H₂O
3 Ba(OH) ₂ +2 N3PO₄ --→ Ba3(PO₄)₂↓+ 6 H₂O
3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li3PO₄↓ + 3 H₂O
Procijedite ih i osušite. Dodajte osušeni sediment u plamen plamenika. Promjenom boje plamena mogu se kvalitativno odrediti ioni litija, kalcija i barija. Prema tome ćete odrediti koji je koji hidroksid. Litijeve soli boje plamen plamenika karmin crveno. Soli barija su zelene, a soli kalcija grimizne.
Preostale lužine tvore topive ortofosfate.
3 NaOH + H₃PO₄--→ Na3PO₄ + 3 H₂O
3 KOH + H₃PO₄--→ K3PO₄ + 3 H₂O
Potrebno je ispariti vodu do suhog ostatka. Stavite evaporirane soli na metalnu šipku jednu po jednu u plamen plamenika. Tamo, natrijeva sol - plamen će postati svijetlo žuta, a kalijeva - ružičasto-ljubičasta. Dakle, s minimalnim skupom opreme i reagensa, identificirali ste sve jake razloge koji su vam dati.
Elektrolit je tvar koja je u krutom stanju dielektrik, odnosno ne provodi električnu struju, ali kada se otopi ili rastali postaje vodič. Zašto dolazi do tako oštre promjene svojstava? Činjenica je da molekule elektrolita u otopinama ili talinama disociraju na pozitivno nabijene i negativno nabijene ione, zbog čega su te tvari u takvom agregatnom stanju sposobne provoditi električnu struju. Većina soli, kiselina i baza ima elektrolitička svojstva.
upute
Koje se tvari smatraju jakima? Takve tvari, u otopinama ili talinama od kojih je gotovo 100% molekula izloženo, bez obzira na koncentraciju otopine. Popis uključuje apsolutnu većinu topljivih lužina, soli i nekih kiselina, kao što su klorovodična, bromidna, jodidna, dušična itd.
Kako se slabi ponašaju u otopinama ili talinama? elektroliti? Prvo, oni disociraju u vrlo maloj mjeri (ne više od 3% od ukupnog broja molekula), a drugo, njihova disocijacija postaje sve gora i sporija što je veća koncentracija otopine. U takve elektrolite spadaju npr. (amonijev hidroksid), većina organskih i anorganskih kiselina (uključujući fluorovodičnu kiselinu - HF) i, naravno, svima nama poznata voda. Budući da se samo zanemariv dio njegovih molekula razgrađuje na vodikove ione i hidroksilne ione.
Imajte na umu da stupanj disocijacije i, prema tome, snaga elektrolita ovisi o čimbenicima: prirodi samog elektrolita, otapalu i temperaturi. Stoga je i sama ova podjela u određenoj mjeri proizvoljna. Uostalom, ista tvar može pod različitim uvjetima biti i jak i slab elektrolit. Za ocjenu čvrstoće elektrolita uvedena je posebna vrijednost - konstanta disocijacije, određena na temelju zakona o djelovanju mase. Ali primjenjiv je samo na slabe elektrolite; snažna elektroliti ne poštuju zakon masovnog djelovanja.
Izvori:
- popis jakih elektrolita
Soli- to su kemijske tvari koje se sastoje od kationa, odnosno pozitivno nabijenog iona, metala i negativno nabijenog aniona - kiselinskog ostatka. Postoji mnogo vrsta soli: normalne, kisele, bazične, dvostruke, miješane, hidratizirane, složene. To ovisi o sastavu kationa i aniona. Kako možete odrediti baza sol?
