Az elektrolitikus disszociáció elmélete. Megoldások

Az elektrolitokat mint kémiai anyagokat ősidők óta ismerték. Alkalmazásuk legtöbb területét azonban viszonylag nemrég hódították meg. Megvitatjuk az iparág legfontosabb területeit ezen anyagok felhasználásával kapcsolatban, és kitaláljuk, mik az utóbbiak, és miben különböznek egymástól. De kezdjük egy kirándulással a történelembe.

Sztori

A legrégebbi ismert elektrolitok a sók és savak, amelyeket az ókori világban fedeztek fel. Az elektrolitok szerkezetére és tulajdonságaira vonatkozó elképzelések azonban idővel fejlődtek. Ezeknek a folyamatoknak az elméletei az 1880-as évek óta fejlődtek ki, amikor is számos felfedezést tettek az elektrolitok tulajdonságaira vonatkozó elméletekkel kapcsolatban. Az elektrolitok vízzel való kölcsönhatásának mechanizmusait leíró elméletekben számos minőségi ugrást figyeltek meg (végül is csak oldatban nyerik el azokat a tulajdonságokat, amelyek miatt az iparban használják).

Most részletesen megvizsgálunk több olyan elméletet, amelyek a legnagyobb hatással voltak az elektrolitokkal és tulajdonságaikkal kapcsolatos elképzelések kialakulására. És kezdjük a leggyakoribb és legegyszerűbb elmélettel, amelyen mindannyian keresztülmentünk az iskolában.

Arrhenius elektrolitikus disszociáció elmélete

1887-ben a svéd kémikus és Wilhelm Ostwald megalkotta az elektrolitikus disszociáció elméletét. Azonban ez itt sem ilyen egyszerű. Arrhenius maga is az úgynevezett fizikai megoldások elméletének híve volt, amely nem vette figyelembe az anyag összetevőinek és vízzel való kölcsönhatását, és azzal érvelt, hogy szabad töltésű részecskék (ionok) léteznek az oldatban. Egyébként ebből a pozícióból gondolják ma az elektrolitikus disszociációt az iskolában.

Beszéljünk arról, mit nyújt ez az elmélet, és hogyan magyarázza meg nekünk az anyagok és a vízzel való kölcsönhatás mechanizmusát. Mint minden másnak, neki is van több posztulátuma, amit használ:

1. Vízzel való kölcsönhatás során az anyag ionokra bomlik (pozitív - kation és negatív - anion). Ezek a részecskék hidratáción mennek keresztül: vonzzák magukhoz a vízmolekulákat, amelyek egyébként az egyik oldalon pozitívan, a másikon negatívan töltődnek (dipólust képezve), ennek eredményeként vízkomplexekké (szolvátok) képződnek.

2. A disszociációs folyamat reverzibilis - vagyis ha egy anyag ionokká bomlott, akkor bármilyen tényező hatására ismét visszaválthat eredeti formájába.

3. Ha elektródákat csatlakoztat az oldathoz, és bekapcsolja az áramot, a kationok a negatív elektródhoz - a katódhoz, az anionok pedig a pozitív töltésűhez - az anódhoz kezdenek mozogni. Ezért a vízben jól oldódó anyagok jobban vezetik az elektromos áramot, mint maga a víz. Ugyanezen okból elektrolitoknak nevezték őket.

4. az elektrolit az oldódáson átesett anyag százalékos arányát jellemzi. Ez a mutató az oldószer és magának az oldott anyagnak a tulajdonságaitól, az utóbbi koncentrációjától és a külső hőmérséklettől függ.

Valójában itt van ennek az egyszerű elméletnek az összes fő posztulátuma. Ebben a cikkben ezeket használjuk annak leírására, hogy mi történik az elektrolitoldatban. Ezekre az összefüggésekre egy kicsit később példákat tekintünk meg, de most lássunk egy másik elméletet.

Lewis savak és bázisok elmélete

Az elektrolitikus disszociáció elmélete szerint a sav olyan anyag, amelynek oldatában hidrogénkation van jelen, a bázis pedig olyan vegyület, amely oldatban hidroxid-anionná bomlik. Van egy másik elmélet is, amelyet Gilbert Lewis híres vegyészről neveztek el. Lehetővé teszi számunkra, hogy valamelyest kibővítsük a sav és a bázis fogalmát. Lewis elmélete szerint a savak egy anyag molekulái, amelyek szabad elektronpályával rendelkeznek, és képesek egy másik molekulától elektront fogadni. Könnyű kitalálni, hogy a bázisok olyan részecskék lesznek, amelyek képesek egy vagy több elektronjukat átadni a sav „felhasználására”. Ami itt nagyon érdekes, az az, hogy nemcsak elektrolit, hanem bármilyen, még vízben oldhatatlan anyag is lehet sav vagy bázis.

Brendsted-Lowry protolitikus elmélet

1923-ban egymástól függetlenül két tudós – J. Brønsted és T. Lowry – olyan elméletet javasolt, amelyet a tudósok ma már aktívan használnak a kémiai folyamatok leírására. Ennek az elméletnek az a lényege, hogy a disszociáció jelentése egy proton savból bázisba való átvitele. Ez utóbbin tehát itt proton akceptorként értünk. Ekkor a sav a donorjuk. Az elmélet jól megmagyarázza olyan anyagok létezését is, amelyek mind a savak, mind a bázisok tulajdonságait mutatják. Az ilyen vegyületeket amfoternek nevezik. A Bronsted-Lowry elméletben az amfolitok kifejezést is használják rájuk, míg a savakat vagy bázisokat általában protolitoknak nevezik.

A cikk következő részéhez érkezünk. Itt elmondjuk, hogy az erős és gyenge elektrolitok miben különböznek egymástól, és megvitatjuk a külső tényezők hatását tulajdonságaikra. És akkor elkezdjük leírni gyakorlati alkalmazásukat.

Erős és gyenge elektrolitok

Minden anyag külön-külön lép kölcsönhatásba a vízzel. Egyesek jól oldódnak benne (például konyhasó), míg mások egyáltalán nem (például kréta). Így minden anyag erős és gyenge elektrolitokra oszlik. Ez utóbbiak olyan anyagok, amelyek rosszul kölcsönhatásba lépnek a vízzel, és az oldat alján ülepednek. Ez azt jelenti, hogy nagyon alacsony a disszociációs fokuk és nagy a kötési energiájuk, ami nem teszi lehetővé, hogy a molekula normál körülmények között szétessen az alkotó ionokra. A gyenge elektrolitok disszociációja vagy nagyon lassan megy végbe, vagy az anyag hőmérsékletének és koncentrációjának emelkedésével az oldatban.

Beszéljünk az erős elektrolitokról. Ide tartoznak az összes oldható só, valamint az erős savak és lúgok. Könnyen szétesnek ionokká, és nagyon nehéz csapadékká összegyűjteni. Az elektrolitokban lévő áram egyébként pontosan az oldatban lévő ionoknak köszönhetően történik. Ezért az erős elektrolitok vezetik a legjobban az áramot. Példák az utóbbiakra: erős savak, lúgok, oldható sók.

Az elektrolitok viselkedését befolyásoló tényezők

Most nézzük meg, hogyan befolyásolják a külső környezet változásai A koncentráció közvetlenül befolyásolja az elektrolit disszociációjának mértékét. Ráadásul ez az összefüggés matematikailag is kifejezhető. Az ezt az összefüggést leíró törvényt Ostwald-féle hígítási törvénynek nevezzük, és a következőképpen írjuk le: a = (K / c) 1/2. Itt a a disszociáció mértéke (törtszámban véve), K a disszociációs állandó, anyagonként eltérő, c pedig az elektrolit koncentrációja az oldatban. Ennek a képletnek a használatával sokat megtudhat egy anyagról és annak oldatban való viselkedéséről.

De eltértünk a témától. A disszociáció mértékét a koncentráció mellett az elektrolit hőmérséklete is befolyásolja. A legtöbb anyag esetében ennek növelése növeli az oldhatóságot és a kémiai aktivitást. Pontosan ez az, ami megmagyarázhatja egyes reakciók csak megemelt hőmérsékleten történő előfordulását. Normál körülmények között vagy nagyon lassan haladnak, vagy mindkét irányban (ezt a folyamatot reverzibilisnek nevezik).

Elemeztük azokat a tényezőket, amelyek meghatározzák egy rendszer, például az elektrolitoldat viselkedését. Most térjünk át ezeknek a kétségtelenül nagyon fontos vegyszereknek a gyakorlati alkalmazására.

Ipari felhasználás

Természetesen mindenki hallotta már az „elektrolit” szót az akkumulátorokkal kapcsolatban. Az autó ólom-savas akkumulátorokat használ, amelyek elektrolitja 40%-os kénsav. Ahhoz, hogy megértsük, miért van szükség erre az anyagra, érdemes megérteni az akkumulátorok működési jellemzőit.

Tehát mi a működési elve bármely akkumulátornak? Reverzibilis reakción mennek keresztül, amikor az egyik anyagot egy másikká alakítják, aminek eredményeként elektronok szabadulnak fel. Az akkumulátor töltése során olyan anyagok kölcsönhatása lép fel, amelyek normál körülmények között nem fordulnak elő. Ez felfogható az elektromosság felhalmozódásának egy anyagban kémiai reakció eredményeként. A kisütés során megindul a fordított átalakítás, amely a rendszert a kezdeti állapotba viszi. Ez a két folyamat együtt egy töltés-kisütés ciklust alkot.

Nézzük meg a fenti folyamatot egy konkrét példa – egy ólom-savas akkumulátor – segítségével. Ahogy sejtheti, ez az áramforrás egy ólmot (valamint ólom-dioxidot, PbO 2-t) és savat tartalmazó elemből áll. Bármely akkumulátor elektródákból áll, és a köztük lévő teret elektrolittal töltik fel. Utóbbiként, mint azt már megtudtuk, példánkban 40 százalékos koncentrációjú kénsavat használunk. Az ilyen akkumulátor katódja ólom-dioxidból, az anód pedig tiszta ólomból áll. Mindez azért van, mert ezen a két elektródán különböző reverzibilis reakciók mennek végbe olyan ionok részvételével, amelyekbe a sav disszociált:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (a reakció a negatív elektródon - katódon megy végbe).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reakció a pozitív elektródon - anódon megy végbe).

Ha balról jobbra olvassuk a reakciókat, akkor olyan folyamatokat kapunk, amelyek az akkumulátor lemerülésekor, ha pedig jobbról balra, akkor az akkumulátor töltésekor fellépő folyamatokat kapjuk. Mindegyik reakcióban ezek a reakciók különbözőek, de előfordulásuk mechanizmusát általában azonos módon írják le: két folyamat megy végbe, amelyek közül az egyikben elektronok „elnyelődnek”, a másikban pedig éppen ellenkezőleg, „ hagyja ki". A legfontosabb, hogy az elnyelt elektronok száma egyenlő legyen a felszabaduló elektronok számával.

Valójában az akkumulátorokon kívül ezeknek az anyagoknak számos alkalmazása létezik. Általánosságban elmondható, hogy az elektrolitok, amelyekre példákat adtunk, csak egy része azon anyagok sokféleségének, amelyeket ez a kifejezés egyesít. Mindenhol körülvesznek minket, mindenhol. Itt van például az emberi test. Ön szerint ezek az anyagok nincsenek ott? Nagyon tévedsz. Mindenhol megtalálhatóak bennünk, és a legnagyobb mennyiséget a vér elektrolitjai teszik ki. Ilyenek például a vasionok, amelyek a hemoglobin részét képezik, és segítik az oxigén szállítását szervezetünk szöveteibe. A vér elektrolitjai kulcsszerepet játszanak a víz-só egyensúly és a szívműködés szabályozásában is. Ezt a funkciót a kálium- és nátriumionok látják el (sőt van egy folyamat, amely a sejtekben játszódik le, az úgynevezett kálium-nátrium pumpa).

Minden olyan anyag, amelyet csak egy kicsit is fel tud oldani, elektrolit. És nincs az iparnak vagy az életünknek olyan ága, ahol ne használnák őket. Nem csak autóakkumulátorokról és akkumulátorokról van szó. Ezek bármilyen vegyi- és élelmiszergyártás, katonai gyárak, ruhagyárak stb.

Az elektrolit összetétele egyébként változó. Így megkülönböztethetők a savas és lúgos elektrolitok. Tulajdonságaikban alapvetően különböznek egymástól: mint már említettük, a savak protondonorok, a lúgok pedig akceptorok. Idővel azonban az elektrolit összetétele megváltozik az anyag egy részének elvesztése miatt; a koncentráció vagy csökken, vagy nő (minden attól függ, hogy mi veszít el, víz vagy elektrolit).

Nap mint nap találkozunk velük, de kevesen ismerik pontosan az elektrolit fogalmát. Megnéztünk példákat konkrét anyagokra, ezért térjünk át egy kicsit összetettebb fogalmakra.

Az elektrolitok fizikai tulajdonságai

Most a fizikáról. A téma tanulmányozásakor a legfontosabb megérteni, hogy az elektrolitokban hogyan továbbítják az áramot. Ebben az ionok döntő szerepet játszanak. Ezek a töltött részecskék töltést tudnak átvinni az oldat egyik részéből a másikba. Így az anionok mindig a pozitív elektródhoz, a kationok pedig a negatívhoz hajlanak. Így az oldatra elektromos árammal hatva szétválasztjuk a rendszer különböző oldalain lévő töltéseket.

Nagyon érdekes fizikai jellemző a sűrűség. Az általunk tárgyalt vegyületek számos tulajdonsága attól függ. És gyakran felmerül a kérdés: "Hogyan lehet növelni az elektrolit sűrűségét?" Valójában a válasz egyszerű: csökkenteni kell az oldat víztartalmát. Mivel az elektrolit sűrűsége nagymértékben meghatározott, ez nagyban függ az utóbbi koncentrációjától. A terv megvalósításának két módja van. Az első nagyon egyszerű: forraljuk fel az akkumulátorban lévő elektrolitot. Ehhez fel kell tölteni úgy, hogy a belső hőmérséklet valamivel száz Celsius fok fölé emelkedjen. Ha ez a módszer nem segít, ne aggódjon, van egy másik: egyszerűen cserélje ki a régi elektrolitot egy újra. Ehhez le kell engedni a régi oldatot, meg kell tisztítani a belsejét a maradék kénsavtól desztillált vízzel, majd új adagot kell tölteni. A jó minőségű elektrolit oldatok általában azonnal elérik a kívánt koncentrációt. Csere után sokáig elfelejtheti, hogyan lehet növelni az elektrolit sűrűségét.

Az elektrolit összetétele nagymértékben meghatározza tulajdonságait. Az olyan jellemzők, mint az elektromos vezetőképesség és a sűrűség például erősen függnek az oldott anyag természetétől és koncentrációjától. Külön kérdés, hogy egy akkumulátor mennyi elektrolitot tartalmazhat. Valójában a térfogata közvetlenül kapcsolódik a termék deklarált teljesítményéhez. Minél több kénsav van az akkumulátorban, annál erősebb, azaz annál nagyobb feszültséget tud előállítani.

Hol lesz ez hasznos?

Ha autórajongó vagy, vagy csak érdeklődsz az autók iránt, akkor mindent értesz. Biztosan még azt is tudja, hogyan állapíthatja meg, hogy mennyi elektrolit van most az akkumulátorban. És ha távol van az autóktól, akkor ezeknek az anyagoknak a tulajdonságainak ismerete, felhasználása és egymás közötti kölcsönhatása nem lesz felesleges. Ennek tudatában nem fog megzavarodni, ha megkérik, hogy mondja meg, milyen elektrolit van az akkumulátorban. Bár még ha nem is autórajongó, de van autója, akkor az akkumulátor szerkezetének ismerete nem lesz felesleges, és segít a javításban. Sokkal könnyebb és olcsóbb lesz mindent saját kezűleg megtenni, mint egy autóközpontba menni.

A téma jobb tanulmányozása érdekében javasoljuk, hogy olvassa el az iskolai és egyetemi kémia tankönyvet. Ha jól ismeri ezt a tudományt, és elég tankönyvet olvasott, a legjobb megoldás Varypaev „Kémiai áramforrásai” lenne. Az akkumulátorok, a különféle akkumulátorok és a hidrogéncellák teljes működési elmélete részletesen körvonalazódik.

Következtetés

A végére értünk. Foglaljuk össze. Fentebb mindent megvitattunk, ami egy olyan fogalommal kapcsolatos, mint az elektrolitok: példák, szerkezet- és tulajdonságelmélet, funkciók és alkalmazások. Még egyszer érdemes elmondani, hogy ezek a vegyületek életünk részét képezik, amelyek nélkül szervezetünk és az ipar minden területe nem létezhetne. Emlékszel a vér elektrolitokra? Nekik köszönhetjük, hogy élünk. Mi lesz az autóinkkal? Ezzel a tudással minden, az akkumulátorral kapcsolatos problémát megoldhatunk, hiszen most már értjük, hogyan lehet növelni az elektrolit sűrűségét benne.

Lehetetlen mindent elmondani, és nem is tűztünk ki ilyen célt. Végül is ez nem minden, amit el lehet mondani ezekről a csodálatos anyagokról.

Minden anyag elektrolitra és nem elektrolitra osztható. Az elektrolitok közé tartoznak azok az anyagok, amelyek oldatai vagy olvadékai elektromos áramot vezetnek (például KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3 vizes oldatai vagy olvadékai). A nem elektrolit anyagok olvadáskor vagy feloldódásukkor nem vezetnek elektromos áramot (cukor, alkohol, aceton stb.).

Az elektrolitokat erősre és gyengére osztják. Az erős elektrolitok oldatokban vagy olvadékokban teljesen disszociálnak ionokká. Kémiai reakcióegyenletek írásakor ezt egy nyíllal hangsúlyozzuk egy irányba, például:

HCl → H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Az erős elektrolitok közé tartoznak a heteropoláris vagy ionos kristályszerkezetű anyagok (1.1. táblázat).

1.1. táblázat Erős elektrolitok

A gyenge elektrolitok csak részben bomlanak ionokká. Ezen anyagok olvadékai vagy oldatai az ionokkal együtt túlnyomórészt nem disszociált molekulákat tartalmaznak. A gyenge elektrolitok oldataiban a disszociációval párhuzamosan fordított folyamat megy végbe - asszociáció, vagyis az ionok molekulákká való kombinációja. A reakcióegyenlet felírásakor ezt két, egymással ellentétes irányú nyíllal hangsúlyozzuk.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

A gyenge elektrolitok közé tartoznak a homeopoláris kristályrácsos anyagok (1.2. táblázat).

1.2. táblázat Gyenge elektrolitok

A vizes oldatban lévő gyenge elektrolit egyensúlyi állapotát kvantitatívan az elektrolitikus disszociáció mértéke és az elektrolit disszociációs állandója jellemzi.

Az elektrolitikus disszociáció mértéke α az ionokká disszociált molekulák számának és az oldott elektrolit molekulák teljes számának aránya:

A disszociáció mértéke azt mutatja meg, hogy az oldott elektrolit teljes mennyiségének mekkora része bomlik ionokká, és az elektrolit és az oldószer természetétől, valamint az oldatban lévő anyag koncentrációjától függ, dimenzió nélküli értéke, bár általában százalékban kifejezve. Az elektrolitoldat végtelen hígításával a disszociáció mértéke megközelíti az egységet, ami az oldott anyag molekuláinak ionokká történő teljes, 100%-os disszociációjának felel meg. Gyenge elektrolitok oldataihoz 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.

Általában a reverzibilis kémiai reakciót a következőképpen ábrázolhatjuk:

a A+ b B D d D+ e E

A reakciósebesség egyenesen arányos a reagáló részecskék koncentrációjának szorzatával a sztöchiometrikus együtthatóik hatványaiban. Aztán a közvetlen reakcióra

V 1 = k 1 [A] a[B] b,

és a fordított reakció sebessége

V 2 = k 2 [D] d[E] e.

Egy bizonyos időpontban az előre és a fordított reakciók sebessége kiegyenlítődik, pl.

Ezt az állapotot kémiai egyensúlynak nevezzük. Innen

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e

Az egyik oldalon az állandókat, a másikon a változókat csoportosítva kapjuk:

Így egy egyensúlyi állapotú reverzibilis kémiai reakciónál a reakciótermékek egyensúlyi koncentrációinak sztöchiometrikus együtthatóinak hatványaiban kifejezett szorzata a kiindulási anyagok ugyanarra a termékére vonatkoztatva egy adott hőmérsékleten és nyomáson állandó érték. . A kémiai egyensúlyi állandó számértéke NAK NEK nem függ a reagensek koncentrációjától. Például a salétromsav disszociációjának egyensúlyi állandója a tömeghatás törvényének megfelelően a következőképpen írható fel:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

.

Méret K a egy sav, jelen esetben salétromos disszociációs állandójának nevezzük.

A gyenge bázis disszociációs állandója hasonlóan fejeződik ki. Például az ammónia disszociációs reakciójához:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

.

Méret K b egy bázis, jelen esetben az ammónia disszociációs állandójának nevezzük. Minél nagyobb az elektrolit disszociációs állandója, az elektrolit annál erősebben disszociál, és annál nagyobb az ionjainak koncentrációja az oldatban egyensúlyi állapotban. Összefüggés van a disszociáció mértéke és a gyenge elektrolit disszociációs állandója között:

Ez az Ostwald-féle hígítási törvény matematikai kifejeződése: ha egy gyenge elektrolitot hígítanak, annak disszociációja növekszik. NAK NEK≤1∙ 10 -4 és VAL VEL≥0,1 mol/l egyszerűsített kifejezést használ:

NAK NEK= α 2 ∙VAL VEL vagy α

Példa1. Számítsa ki az ionok és [NH 4 + ] disszociációs fokát és koncentrációját 0,1 M ammónium-hidroxid oldatban, ha NAK NEK NH4OH = 1,76∙10-5

Adott: NH 4 OH

NAK NEK NH4OH = 1,76∙10-5

Megoldás:

Mivel az elektrolit elég gyenge ( NH 4 OH-ra =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

vagy 1,33%

Az ionok koncentrációja egy bináris elektrolit oldatban egyenlő C∙α, mivel a bináris elektrolit ionizálva egy kationt és egy aniont képez, akkor = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

Válasz: a=1,33%; = [NH4+] = 1,33∙10-3 mol/l.

Erős elektrolit elmélet

Az erős elektrolitok oldatokban és olvadékokban teljesen ionokká disszociálnak. Az erős elektrolitok oldatainak elektromos vezetőképességére vonatkozó kísérleti vizsgálatok azonban azt mutatják, hogy az értéke némileg alábecsült ahhoz az elektromos vezetőképességhez képest, amelynek 100%-os disszociációnál kellene lennie. Ezt az eltérést az erős elektrolitok Debye és Hückel által javasolt elmélete magyarázza. Ezen elmélet szerint az erős elektrolitok oldataiban elektrosztatikus kölcsönhatás lép fel az ionok között. Minden ion körül ellentétes töltésjelű ionokból „ionos atmoszféra” alakul ki, amely egyenáram átvezetése esetén gátolja az ionok mozgását az oldatban. A koncentrált oldatokban az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása mellett az ionok asszociációjával is számolni kell. Az interionos erők hatása a molekulák tökéletlen disszociációjának hatását hozza létre, pl. látszólagos disszociáció mértéke. A kísérletileg meghatározott α értéke mindig valamivel alacsonyabb, mint a valódi α. Például 0,1 M Na 2 SO 4 oldatban a kísérleti érték α = 45%. Az erős elektrolitok oldataiban az elektrosztatikus tényezők figyelembevételéhez az aktivitás fogalmát használják (A). Az ion aktivitása az a hatásos vagy látszólagos koncentráció, amelynél az ion oldatban hat. Az aktivitás és a valódi koncentráció a következő kifejezéssel függ össze:

Ahol f – aktivitási együttható, amely az ionok elektrosztatikus kölcsönhatásai miatt a rendszer ideálistól való eltérésének mértékét jellemzi.

Az ionaktivitási együtthatók az oldat ionerősségének nevezett µ értéktől függenek. Az oldat ionerőssége az oldatban lévő összes ion elektrosztatikus kölcsönhatásának mértéke, és egyenlő a koncentrációk szorzatainak felével. (Val vel) az oldatban jelenlévő ionok mindegyike töltésszámának négyzetére vetítve (z):

.

Híg oldatokban (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 az aktivitási együttható pedig 1. Ez azt jelenti, hogy gyakorlatilag nincs elektrosztatikus kölcsönhatás. Nagyon koncentrált oldatokban (µ>1M) az ionaktivitási együtthatók nagyobbak lehetnek, mint egység. Az aktivitási együttható és az oldat ionerőssége közötti kapcsolatot a következő képletekkel fejezzük ki:

nál nél µ <10 -2

10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ 0,1-nél<µ <1

Az aktivitással kifejezett egyensúlyi állandót termodinamikainak nevezzük. Például a reakcióhoz

a A+ b B d D+ e E

A termodinamikai állandó alakja:

Függ a hőmérséklettől, a nyomástól és az oldószer jellegétől.

Mivel a részecske aktivitása az

Ahol NAK NEK C a koncentráció-egyensúlyi állandó.

Jelentése NAK NEK A C nem csak a hőmérséklettől, az oldószer jellegétől és a nyomástól függ, hanem az ionerősségtől is m. Mivel a termodinamikai állandók a legkisebb számú tényezőtől függenek, ezért az egyensúly legalapvetőbb jellemzői. Ezért a referenciakönyvekben a termodinamikai állandók szerepelnek. Egyes gyenge elektrolitok termodinamikai állandói a jelen kézikönyv függelékében találhatók. = 0,024 mol/l.

Az ion töltésének növekedésével az ion aktivitási együtthatója és aktivitása csökken.

Kérdések az önkontrollhoz:

1. Milyen az ideális rendszer? Nevezze meg a valós rendszer ideálistól való eltérésének fő okait!
2. Hogyan nevezzük az elektrolitok disszociációs fokát?
3. Mondjon példákat erős és gyenge elektrolitokra!
4. Milyen kapcsolat van a disszociációs állandó és a gyenge elektrolit disszociációs foka között? Fejezd ki matematikailag.
5. Mi az aktivitás? Hogyan függ össze egy ion aktivitása és valódi koncentrációja?
6. Mi az aktivitási együttható?
7. Hogyan befolyásolja egy ion töltése az aktivitási együtthatót?
8. Mekkora egy megoldás ionereje, matematikai kifejezése?
9. Írjon képleteket az egyes ionok aktivitási együtthatóinak kiszámításához az oldat ionerősségétől függően!
10. Fogalmazd meg a tömeghatás törvényét és fejezd ki matematikailag!
11. Mi a termodinamikai egyensúlyi állandó? Milyen tényezők befolyásolják az értékét?
12. Mi a koncentráció-egyensúlyi állandó? Milyen tényezők befolyásolják az értékét?
13. Hogyan függenek össze a termodinamikai és a koncentráció-egyensúlyi állandók?
14. Milyen határok között változhatnak az aktivitási együttható értékei?
15. Melyek az erős elektrolitok elméletének fő elvei?

Sók, tulajdonságaik, hidrolízis

182. számú iskola B. osztályos 8. osztályos tanulója

Petrova Polina

Kémia tanár:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSZKVA 2009

A mindennapi életben megszoktuk, hogy csak egy sóval – a konyhasóval – kell bánni, i.e. nátrium-klorid NaCl. A kémiában azonban a vegyületek egy egész osztályát sóknak nevezik. A sókat a savban lévő hidrogén fémmel történő helyettesítésének termékeinek tekinthetjük. Az asztali só például előállítható sósavból szubsztitúciós reakcióval:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

savas só

Ha nátrium helyett alumíniumot vesz, egy másik só képződik - alumínium-klorid:

2Al + 6HCl = 2AICl3 + 3H2

Sók- Ezek fématomokból és savas maradékokból álló összetett anyagok. Ezek a hidrogén teljes vagy részleges helyettesítésének termékei savban fémmel vagy hidroxilcsoport bázisban savmaradékkal. Például, ha H 2 SO 4 kénsavban egy hidrogénatomot káliummal helyettesítünk, akkor KHSO 4 sót kapunk, és ha kettőt - K 2 SO 4.

Többféle só létezik.

A sók fajtái	Meghatározás	Példák a sókra
Átlagos	A savas hidrogén fémmel való teljes helyettesítésének terméke. Nem tartalmaznak sem H-atomot, sem OH-csoportot.	Na 2 SO 4 nátrium-szulfát CuCl 2 réz(II)-klorid Ca 3 (PO 4) 2 kalcium-foszfát Na 2 CO 3 nátrium-karbonát (szóda)
Savanyú	A savas hidrogén fémmel való nem teljes helyettesítésének terméke. Hidrogénatomokat tartalmaz. (Csak többbázisú savak alkotják)	CaHPO 4 kalcium-hidrogén-foszfát Ca(H 2 PO 4) 2 kalcium-dihidrogén-foszfát NaHCO 3 nátrium-hidrogén-karbonát (szódabikarbóna)
Alapvető	Egy bázis hidroxilcsoportjainak savas maradékkal való nem teljes helyettesítésének terméke. Tartalmazza az OH csoportokat. (Csak polisav bázisok alkotják)	Cu(OH)Cl réz(II)-hidroxi-klorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalcium-hidroxi-foszfát (CuOH) 2 CO 3 réz(II)-hidroxi-karbonát (malachit)
Vegyes	Két sav sói	Ca(OCl)Cl – fehérítő
Kettős	Két fém sói	K 2 NaPO 4 – dikálium-nátrium-ortofoszfát
Kristályos hidrátok	Kristályvizet tartalmaz. Melegítéskor kiszáradnak - vizet veszítenek, vízmentes sókká alakulnak.	CuSO4. 5H 2 O – pentahidrát réz(II)-szulfát (réz-szulfát) Na 2 CO 3. 10H 2 O – nátrium-karbonát-dekahidrát (szóda)

Módszerek sók előállítására.

1. A sók úgy állíthatók elő, hogy savakkal fémeken, bázikus oxidokon és bázisokon hatnak:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

cink-klorid

3H 2SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

vas(III)-szulfát

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

króm(III)-nitrát

2. Sók savas oxidok lúgokkal, valamint savas oxidok bázikus oxidokkal történő reakciójával keletkeznek:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

kalcium-nitrát

SiO 2 + CaO CaSiO 3

kalcium-szilikát

3. Sókat úgy állíthatunk elő, hogy sókat savakkal, lúgokkal, fémekkel, nem illékony sav-oxidokkal és más sókkal reagáltatunk. Az ilyen reakciók gázfejlődés, csapadék kiválása, gyengébb sav oxidjainak vagy illékony oxidok fejlődésének körülményei között mennek végbe.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

kalcium-ortofoszfát kalcium-szulfát

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

vas(III)-szulfát nátrium-szulfát

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

réz(II)-szulfát vas(II)-szulfát

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

kalcium-karbonát kalcium-szilikát

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

szulfát-klorid szulfát-klorid

alumínium bárium bárium alumínium

4. Az oxigénmentes savak sói fémek és nemfémek kölcsönhatása során keletkeznek:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

vas(III)-klorid

Fizikai tulajdonságok.

A sók különböző színű szilárd anyagok. Vízben való oldhatóságuk változó. A salétromsav és az ecetsav összes sója, valamint a nátrium- és káliumsó oldható. Más sók vízben való oldhatósága az oldhatósági táblázatban található.

Kémiai tulajdonságok.

1) A sók reakcióba lépnek fémekkel.

Mivel ezek a reakciók vizes oldatokban mennek végbe, a vízzel normál körülmények között reakcióba lépő Li, Na, K, Ca, Ba és más aktív fémek nem használhatók kísérletekhez, illetve a reakciók nem hajthatók végre olvadékban.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) A sók reakcióba lépnek savakkal. Ezek a reakciók akkor fordulnak elő, amikor egy erősebb sav kiszorítja a gyengébbet, gáz szabadul fel vagy kicsapódik.

Amikor ezeket a reakciókat végrehajtják, általában száraz sót vesznek fel, és tömény savval hatnak.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) A sók lúgokkal reagálnak vizes oldatokban.

Ez a módszer oldhatatlan bázisok és lúgok előállítására.

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) A sók reakcióba lépnek a sókkal.

A reakciók oldatokban mennek végbe, és gyakorlatilag oldhatatlan sók előállítására szolgálnak.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Egyes sók hevítés hatására lebomlanak.

Az ilyen reakció tipikus példája a mészkő égetése, amelynek fő összetevője a kalcium-karbonát:

CaCO 3 CaO + CO2 kalcium-karbonát

1. Egyes sók kristályosodva kristályos hidrátokat képeznek.

A réz(II)-szulfát CuSO 4 fehér kristályos anyag. Vízben oldva felmelegszik és kék oldat képződik. A hő felszabadulása és a színváltozások kémiai reakció jelei. Amikor az oldatot elpárologtatjuk, CuSO 4 kristályos hidrát szabadul fel. 5H 2 O (réz-szulfát). Ennek az anyagnak a képződése azt jelzi, hogy a réz(II)-szulfát reakcióba lép vízzel:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4. 5H 2 O + Q

fehér kék-kék

Sók használata.

A legtöbb sót széles körben használják az iparban és a mindennapi életben. Például a nátrium-klorid NaCl vagy konyhasó nélkülözhetetlen a főzés során. Az iparban a nátrium-kloridot nátrium-hidroxid, szóda NaHCO 3, klór, nátrium előállítására használják. A salétromsav és az ortofoszforsav sói főleg ásványi műtrágyák. Például a kálium-nitrát KNO 3 kálium-nitrát. A lőpor és más pirotechnikai keverékek része is. A sókat fémek, savak előállítására és az üveggyártásban használják. A sók osztályába tartozik számos betegség, kártevő elleni növényvédő szer és egyes gyógyászati ​​anyagok is. A KMnO 4 kálium-permanganátot gyakran kálium-permanganátnak nevezik. Építőanyagként mészkövet és gipszet – CaSO 4 – használnak. 2H 2 O, amelyet a gyógyászatban is használnak.

Megoldások és oldhatóság.

Mint korábban említettük, az oldhatóság a sók fontos tulajdonsága. Az oldhatóság egy anyag azon képessége, hogy egy másik anyaggal homogén, stabil, változó összetételű rendszert hozzon létre, amely két vagy több komponensből áll.

Megoldások- Ezek oldószermolekulákból és oldott anyagrészecskékből álló homogén rendszerek.

Tehát például az asztali só oldata oldószerből - vízből, oldott anyagból - Na +, Cl - ionokból áll.

Ionok(görögül ión - megy), elektromosan töltött részecskék, amelyek az elektronok (vagy más töltött részecskék) atomok vagy atomcsoportok általi elvesztésével vagy erősödésével jönnek létre. Az „ion” fogalmát és kifejezést 1834-ben vezette be M. Faraday, aki az elektromos áramnak a savak, lúgok és sók vizes oldataira gyakorolt ​​hatását tanulmányozva felvetette, hogy az ilyen oldatok elektromos vezetőképessége az ionok mozgásának köszönhető. . Faraday az oldatban a negatív pólus felé mozgó pozitív töltésű ionokat (katód) kationoknak, a negatív töltésű ionokat a pozitív pólus (anód) felé mozgó ionokat anionoknak nevezte.

A vízben való oldhatóság mértéke alapján az anyagokat három csoportra osztják:

1) Jól oldódik;

2) Gyengén oldódik;

3) Gyakorlatilag oldhatatlan.

Sok só jól oldódik vízben. Más sók vízben való oldhatóságának meghatározásakor az oldhatósági táblázatot kell használnia.

Köztudott, hogy egyes anyagok oldottan vagy megolvadva elektromos áramot vezetnek, míg mások nem vezetnek áramot azonos körülmények között.

Azokat az anyagokat, amelyek oldatban vagy olvadékban ionokra bomlanak, és ezért elektromos áramot vezetnek, nevezzük elektrolitok.

Azokat az anyagokat, amelyek azonos körülmények között nem bomlanak ionokká és nem vezetnek elektromos áramot, nevezzük nem elektrolitok.

Az elektrolitok közé tartoznak a savak, bázisok és szinte minden só. Az elektrolitok maguk nem vezetnek elektromosságot. Az oldatokban és olvadékokban ionokká bomlanak, ezért folyik az áram.

Az elektrolitok vízben oldott ionokra bomlását nevezzük elektrolitikus disszociáció. Tartalma a következő három rendelkezésben áll össze:

1) Az elektrolitok vízben oldva ionokra bomlanak (disszociálódnak) - pozitív és negatív.

2) Elektromos áram hatására az ionok irányított mozgást kapnak: a pozitív töltésű ionok a katód felé haladnak és kationoknak, a negatív töltésű ionok pedig az anód felé haladnak, és anionoknak nevezik őket.

3) A disszociáció reverzibilis folyamat: a molekulák ionokká bomlásával (disszociáció) párhuzamosan az ionok egyesülési folyamata (asszociáció) megy végbe.

megfordíthatóság

Erős és gyenge elektrolitok.

Az elektrolit ionokra bomlási képességének kvantitatív jellemzésére a disszociációs fok (α) fogalma, t . E. Az ionokká szétesett molekulák számának aránya az összes molekulaszámhoz viszonyítva. Például az α = 1 azt jelzi, hogy az elektrolit teljesen ionokra bomlott, az α = 0,2 pedig azt jelenti, hogy csak minden ötödik molekulája disszociált. A koncentrált oldat hígításakor, valamint melegítéskor elektromos vezetőképessége nő, ahogy a disszociáció mértéke nő.

Az α értékétől függően az elektrolitokat hagyományosan erős (majdnem teljesen disszociál, (α 0,95)) közepes erősségű (0,95) elektrolitokra osztják.

Erős elektrolitok számos ásványi sav (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 stb.), lúgok (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 stb.), és szinte minden só. A gyengébbek közé tartoznak néhány ásványi sav (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), sok szerves sav (például ecetsav CH 3 COOH), vizes ammóniaoldat (NH 3) oldatai. 2 O), víz, néhány higanysó (HgCl 2). A közepes erősségű elektrolitok gyakran tartalmaznak hidrogén-fluoridot, ortofoszforos H 3 PO 4-et és salétromos HNO 2 savakat.

Sók hidrolízise.

A "hidrolízis" kifejezés a görög hidor (víz) és lysis (bomlás) szavakból származik. A hidrolízis alatt általában egy anyag és víz közötti cserereakciót értik. A hidrolitikus folyamatok rendkívül gyakoriak a minket körülvevő természetben (élő és élettelen egyaránt), és az ember is széles körben alkalmazza őket a modern termelési és háztartási technológiákban.

A sóhidrolízis a sót alkotó ionok és a víz közötti kölcsönhatás reakciója, amely gyenge elektrolit képződéséhez vezet, és az oldat környezetének megváltozásával jár.

Háromféle só hidrolízisen megy keresztül:

a) gyenge bázis és erős sav által képzett sók (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - a kation hidrolízise megy végbe)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

A közeg reakciója savas.

b) erős bázis és gyenge sav alkotta sók (K 2 CO 3, Na 2 S - az anionnál hidrolízis megy végbe)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

A közeg reakciója lúgos.

c) gyenge bázis és gyenge sav alkotta sók (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - a kationnál és az anionnál hidrolízis megy végbe.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

A környezet reakciója gyakran semleges.

d) erős bázissal és erős savval (NaCl, Ba(NO 3) 2) képzett sók nem hidrolízisnek vannak kitéve.

Egyes esetekben a hidrolízis visszafordíthatatlanul megy végbe (ahogyan mondják, a végére megy). Tehát a nátrium-karbonát és a réz-szulfát oldatának összekeverésekor hidratált bázikus só kék csapadéka válik ki, amely hevítéskor elveszíti a kristályosodási víz egy részét és zöld színt kap - vízmentes bázikus rézkarbonáttá - malachittá alakul:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

A nátrium-szulfid és az alumínium-klorid oldatainak összekeverésekor a hidrolízis is befejeződik:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6 NaCl

Ezért az Al 2 S 3 nem izolálható vizes oldatból. Ezt a sót egyszerű anyagokból nyerik.

Erős és gyenge elektrolitok

Egyes elektrolitok oldatában a molekuláknak csak egy része disszociál. Az elektrolit szilárdságának kvantitatív jellemzésére bevezettük a disszociációs fok fogalmát. Az ionokká disszociált molekulák számának az oldott anyag összes molekulájához viszonyított arányát disszociációs foknak nevezzük a.

ahol C a disszociált molekulák koncentrációja, mol/l;

C 0 az oldat kezdeti koncentrációja, mol/l.

A disszociáció mértéke szerint minden elektrolit erős és gyenge. Az erős elektrolitok közé tartoznak azok, amelyek disszociációs foka több mint 30% (a > 0,3). Ezek tartalmazzák:

· erős savak (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· oldható hidroxidok, kivéve az NH 4 OH-t;

· oldható sók.

Az erős elektrolitok elektrolitikus disszociációja visszafordíthatatlan

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

A gyenge elektrolitok disszociációs foka kevesebb, mint 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· gyenge szervetlen savak (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 stb.) és minden szerves savak, például ecetsav (CH 3 COOH);

· oldhatatlan hidroxidok, valamint oldható hidroxid NH 4 OH;

· oldhatatlan sók.

A közepes disszociációs értékű elektrolitokat közepes erősségű elektrolitoknak nevezzük.

A disszociáció mértéke (a) a következő tényezőktől függ:

az elektrolit természetéről, azaz a kémiai kötések típusáról; a disszociáció legkönnyebben a legpolárisabb kötések helyén megy végbe;

az oldószer természetéből adódóan - minél polárisabb az utóbbi, annál könnyebben megy végbe benne a disszociációs folyamat;

a hőmérséklettől - a hőmérséklet növelése fokozza a disszociációt;

az oldat koncentrációján - az oldat hígítása esetén a disszociáció is növekszik.

A disszociáció mértékének a kémiai kötések természetétől való függésének példájaként vegyük a nátrium-hidrogén-szulfát (NaHSO 4) disszociációját, amelynek molekulája a következő típusú kötéseket tartalmazza: 1-ionos; 2 - poláris kovalens; 3 - a kén- és oxigénatomok közötti kötés alacsony poláris. A szakadás legkönnyebben az ionos kötés helyén fordul elő (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. majd egy kisebb fokú poláris kötés helyén: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. A savmaradék nem disszociál ionokká.

Az elektrolit disszociáció mértéke erősen függ az oldószer természetétől. Például a HCl erősen disszociál vízben, kevésbé erősen etanolban C 2 H 5 OH, és szinte nem disszociál a benzolban, amelyben gyakorlatilag nem vezet elektromos áramot. A nagy dielektromos állandójú oldószerek (e) polarizálják az oldott anyag molekuláit és szolvatált (hidratált) ionokat képeznek velük. 25 °C-on e(H20)=78,5, e(C2H5OH)=24,2, e(C6H6)=2,27.

Gyenge elektrolitok oldataiban a disszociációs folyamat reverzibilisen megy végbe, ezért a kémiai egyensúly törvényei érvényesek a molekulák és ionok közötti oldatban lévő egyensúlyra. Tehát az ecetsav disszociációjához

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

A Kc egyensúlyi állandót a következőképpen határozzuk meg

K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.

A disszociációs folyamat egyensúlyi állandóját (K c) disszociációs állandónak (K d) nevezzük. Értéke függ az elektrolit jellegétől, az oldószertől és a hőmérséklettől, de nem függ az elektrolit koncentrációjától az oldatban. A disszociációs állandó a gyenge elektrolitok fontos jellemzője, mivel az oldatban lévő molekuláik erősségét jelzi. Minél kisebb a disszociációs állandó, annál gyengébb az elektrolit disszociációja, és annál stabilabbak a molekulái. Tekintettel arra, hogy a disszociáció mértéke a disszociációs állandóval ellentétben az oldat koncentrációjával változik, meg kell találni a kapcsolatot K d és a között. Ha az oldat kezdeti koncentrációját C-vel egyenlőnek vesszük, és ennek a koncentrációnak megfelelő disszociációs foka a, akkor az ecetsav disszociált molekuláinak száma a · C lesz.

CCH 3 COO - = CH + = a C,

akkor az ecetsav fel nem oldott molekuláinak koncentrációja egyenlő lesz (C - a · C) vagy C(1- a · C). Innen

K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)

Az (1) egyenlet az Ostwald-féle hígítási törvényt fejezi ki. Nagyon gyenge elektrolitokhoz a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (K/C). (2)

A (2) képletből látható, hogy az elektrolitoldat koncentrációjának csökkenésével (hígítva) a disszociáció mértéke nő.

A gyenge elektrolitok szakaszosan disszociálnak, például:

1. szakasz H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

2. szakasz HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .

Az ilyen elektrolitokat több állandó jellemzi, az ionokká bomlás szakaszainak számától függően. A szénsavhoz

K1=CH+CHCO-2/CH2CO3=4,45 × 10-7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.

Mint látható, a szénsavionokká való bomlást elsősorban az első szakasz határozza meg, a második pedig csak erősen hígított oldat esetén jelenhet meg.

A H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 teljes egyensúlya megfelel a teljes disszociációs állandónak

K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

A K 1 és K 2 mennyiségek az összefüggés alapján összefüggenek egymással

K d = K 1 · K 2.

A többértékű fémek bázisai hasonló lépésenként disszociálnak. Például a réz-hidroxid disszociációjának két szakasza

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

megfelelnek a disszociációs állandóknak

K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 és К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .

Mivel az erős elektrolitok oldatban teljesen disszociálnak, a disszociációs állandó kifejezésnek nincs értelme.

Különböző elektrolitosztályok disszociációja

Az elektrolitikus disszociáció elmélete szempontjából sav olyan anyag, amelynek disszociációja során csak a H3O hidratált hidrogénion (vagy egyszerűen H+) keletkezik kationként.

Az alap olyan anyag, amely vizes oldatban OH hidroxidionokat képez - és más anionokat nem - anionként.

A Brønsted elmélet szerint a sav protondonor, a bázis pedig proton akceptor.

A bázisok erőssége, akárcsak a savaké, a disszociációs állandó értékétől függ. Minél nagyobb a disszociációs állandó, annál erősebb az elektrolit.

Vannak olyan hidroxidok, amelyek nem csak savakkal, hanem bázisokkal is kölcsönhatásba léphetnek és sókat képezhetnek. Az ilyen hidroxidok ún amfoter. Ezek tartalmazzák Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3. Tulajdonságaik abból adódnak, hogy savként és bázisként gyengén disszociálnak

H + + RO - « ROH « R + + OH -.

Ez az egyensúly azzal magyarázható, hogy a fém és az oxigén közötti kötéserősség kissé eltér az oxigén és a hidrogén közötti kötéserősségtől. Ezért amikor a berillium-hidroxid sósavval reagál, berillium-klorid keletkezik

Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,

és amikor kölcsönhatásba lép nátrium-hidroxiddal - nátrium-berilláttal

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

Sók Olyan elektrolitokként definiálható, amelyek oldatban disszociálva a hidrogénkationoktól eltérő kationokat és a hidroxidionoktól eltérő anionokat képeznek.

Közepes sók, a megfelelő savak hidrogénionjait fémkationokra (vagy NH + 4-re) teljesen helyettesítve kapjuk, teljesen disszociál Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.

Savas sók lépésről lépésre disszociál

1 fokozat NaHSO 4 «Na + + HSO - 4 ,

2. szakasz HSO - 4 «H + + SO 2-4 .

A disszociáció mértéke az 1. lépésben nagyobb, mint a 2. lépésben, és minél gyengébb a sav, annál kisebb a disszociáció mértéke a 2. lépésben.

Bázikus sók hidroxidionok savmaradékokkal való tökéletlen helyettesítésével nyerik, szintén szakaszosan disszociálnak:

1. szakasz (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2-4,

2. szakasz CuОH + « Cu 2+ + OH - .

A gyenge bázisok bázikus sói főleg az 1. lépésben disszociálnak.

Komplex sók, komplex komplex iont tartalmaz, amely feloldódáskor megőrzi stabilitását, komplex ionná disszociál és külső szféra ionokra

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

A komplex ion középpontjában egy komplexképző atom található. Ezt a szerepet általában fémionok látják el. Poláris molekulák vagy ionok, és néha mindkettő együtt, a komplexképző szerek közelében helyezkednek el (koordináltak); ligandumok. A komplexképző szer a ligandumokkal együtt alkotja a komplex belső szféráját. A komplexképző szertől távol elhelyezkedő, hozzá kevésbé szorosan kötődő ionok a komplex vegyület külső környezetében helyezkednek el. A belső gömb általában szögletes zárójelben van. A belső szférában lévő ligandumok számát jelző számot nevezzük koordináció. Az összetett és egyszerű ionok közötti kémiai kötések viszonylag könnyen felszakadnak az elektrolitikus disszociáció során. A komplex ionok kialakulásához vezető kötéseket donor-akceptor kötéseknek nevezzük.

A külső szféra ionjai könnyen leválanak a komplex ionról. Ezt a disszociációt elsődlegesnek nevezzük. A belső szféra visszafordítható szétesése sokkal nehezebb, és ezt másodlagos disszociációnak nevezik

Cl « + + Cl - - elsődleges disszociáció,

+ «Ag + +2 NH 3 - másodlagos disszociáció.

a másodlagos disszociációt, hasonlóan a gyenge elektrolit disszociációjához, instabilitási állandó jellemzi

K fészek. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .

A különböző elektrolitok instabilitási állandói (K inst.) a komplex stabilitásának mértéke. Minél kevesebb K fészket. , annál stabilabb a komplexum.

Tehát a hasonló vegyületek között:

-	+	+	+
K fészek = 1,3×10 -3	K fészek =6,8×10 -8	K fészek =1×10 -13	K fészek =1×10 -21

A komplex stabilitása növekszik a -ról +-ra való átmenetkor.

Az instabilitási állandó értékeit a kémia referenciakönyvei adják meg. Ezen értékek felhasználásával megjósolható a komplex vegyületek közötti reakciók lefolyása, erős instabilitási állandó különbséggel a reakció egy kisebb instabilitási állandójú komplex képződése felé halad.

Az alacsony stabilitású komplex ionnal rendelkező komplex sót ún dupla só. A kettős sók a komplex sóktól eltérően az összetételükben lévő összes ionra disszociálnak. Például:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2-4,

NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2-4.

Utasítás

Ennek az elméletnek az a lényege, hogy olvadáskor (vízben oldva) szinte minden elektrolit ionokra bomlik, amelyek pozitív és negatív töltésűek is (ezt nevezzük elektrolitikus disszociációnak). Az elektromos áram hatására a negatívak ("-") az anód (+), a pozitív töltésűek (kationok, "+") pedig a katód (-) felé mozognak. Az elektrolitikus disszociáció reverzibilis folyamat (a fordított folyamatot „molarizációnak” nevezik).

Az (a) elektrolitikus disszociáció mértéke magától az elektrolittól, az oldószertől és azok koncentrációjától függ. Ez az ionokra bomlott molekulák számának (n) és az oldatba juttatott molekulák teljes számának (N) aránya. A következőt kapja: a = n / N

Így az erős elektrolitok olyan anyagok, amelyek vízben oldva teljesen ionokká bomlanak. Az erős elektrolitok általában erősen poláris vagy kötésekkel rendelkező anyagok: ezek a sók, amelyek jól oldódnak (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), valamint erős bázisok (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Egy erős elektrolitban a benne oldott anyag többnyire ionok formájában van ( ); Gyakorlatilag nincs olyan molekula, amely nem disszociált volna.

A gyenge elektrolitok olyan anyagok, amelyek csak részben disszociálnak ionokká. A gyenge elektrolitok az oldatban lévő ionokkal együtt disszociálatlan molekulákat tartalmaznak. A gyenge elektrolitok nem hoznak létre erős ionkoncentrációt az oldatban.

A gyengék közé tartozik:
- szerves savak (majdnem mindegyik) (C2H5COOH, CH3COOH stb.);
- a savak egy része (H2S, H2CO3 stb.);
- szinte minden vízben gyengén oldódó só, ammónium-hidroxid, valamint minden bázis (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- víz.

Gyakorlatilag nem vezetnek elektromos áramot, vagy vezetnek, de rosszul.

jegyzet

Bár a tiszta víz nagyon rosszul vezeti az elektromosságot, mérhető elektromos vezetőképessége van, mivel a víz enyhén hidroxid- és hidrogénionokká disszociál.

Hasznos tanács

A legtöbb elektrolit agresszív anyag, ezért a velük való munkavégzés során legyen rendkívül óvatos és tartsa be a biztonsági előírásokat.

Erős bázis egy szervetlen kémiai vegyület, amelyet az -OH hidroxilcsoport és egy alkáli (a periódusos rendszer I. csoportjának elemei: Li, K, Na, RB, Cs) vagy alkáliföldfém (II csoportba tartozó elemek Ba, Ca) alkot. ). LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) ₂ képletek formájában írva.

Szükséged lesz

• párologtató csésze
• égő
• mutatók
• fém cső
• N3PO4

Utasítás

Erős okok jelennek meg, amelyek mindenkire jellemzőek. Az oldatban való jelenlétet az indikátor színének változása határozza meg. Adjunk fenolftaleint a mintához a vizsgálati oldattal, vagy hagyjuk el a lakmuszpapírt. A metilnarancs sárga színt, a fenolftalein lilát, a lakmuszpapír pedig kékre színez. Minél erősebb az alap, annál intenzívebb az indikátor színe.

Ha meg kell találnia, hogy mely lúgokat mutatják be Önnek, végezze el az oldatok minőségi elemzését. A leggyakoribb erős bázisok a lítium, kálium, nátrium, bárium és kalcium. A bázisok reakcióba lépnek savakkal (semlegesítési reakciók) sót és vizet képezve. Ebben az esetben Ca(OH)2, Ba(OH)2 és LiOH különböztethető meg. Savval kombinálva oldhatatlan vegyületek keletkeznek. A megmaradt hidroxidok nem termelnek csapadékot, mert Minden K- és Na-só oldható.
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
Szűrjük le és szárítsuk meg őket. Adja hozzá a szárított üledéket az égő lángjához. A láng színének változtatásával a lítium-, kalcium- és báriumionok minőségileg meghatározhatók. Ennek megfelelően meg fogja határozni, melyik hidroxid melyik. A lítium sók kárminvörösre színezik az égő lángját. A báriumsók zöldek, a kalciumsók bíbor színűek.

A fennmaradó lúgok oldható ortofoszfátokat képeznek.

3 NaOH + H3PO4--→ Na3PO4 + 3 H2O

3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O

A vizet száraz maradékig el kell párologtatni. Az elpárolgott sókat egy fémrúdra helyezzük egyenként az égő lángjába. Ott a nátriumsó - a láng élénksárgává válik, a kálium pedig rózsaszín-lila. Így, mivel minimális felszereléssel és reagenssel rendelkezik, azonosította az összes fontos indokot.

Az elektrolit olyan anyag, amely szilárd halmazállapotában dielektrikum, azaz nem vezet elektromos áramot, de oldva vagy megolvadva vezetővé válik. Miért történik ilyen éles változás a tulajdonságokban? Az a tény, hogy az oldatokban vagy olvadékokban lévő elektrolit molekulák pozitív és negatív töltésű ionokká disszociálnak, aminek köszönhetően ezek az anyagok ilyen aggregált állapotban képesek elektromos áramot vezetni. A legtöbb só, sav és bázis elektrolitikus tulajdonságokkal rendelkezik.

Utasítás

Milyen anyagok tekinthetők erősnek? Olyan anyagok, amelyek oldataiban vagy olvadékaiban a molekulák csaknem 100%-a ki van téve, függetlenül az oldat koncentrációjától. A lista az oldható lúgok, sók és egyes savak abszolút többségét tartalmazza, mint például a sósav, bromid, jodid, salétrom stb.

Hogyan viselkednek a gyengék az oldatokban vagy az olvadékokban? elektrolitok? Egyrészt nagyon kis mértékben disszociálnak (a molekulák teljes számának legfeljebb 3%-a), másrészt disszociációjuk annál rosszabb és lassabb, minél nagyobb az oldat koncentrációja. Ilyen elektrolitok például (ammónium-hidroxid), a legtöbb szerves és szervetlen savak (beleértve a hidrogén-fluoridot - HF) és természetesen mindannyiunk számára ismerős víz. Mivel molekuláinak csak elenyésző része bomlik hidrogénionokra és hidroxil-ionokra.

Ne feledje, hogy a disszociáció mértéke és ennek megfelelően az elektrolit erőssége tényezőktől függ: magának az elektrolitnak a természetétől, az oldószertől és a hőmérséklettől. Ezért maga ez a felosztás bizonyos mértékig önkényes. Végül is ugyanaz az anyag különböző körülmények között erős és gyenge elektrolit is lehet. Az elektrolit szilárdságának felmérésére egy speciális értéket vezettek be - a disszociációs állandót, amelyet a tömeghatás törvénye alapján határoztak meg. De csak gyenge elektrolitokra alkalmazható; erős elektrolitok ne engedelmeskedjen a tömegcselekvés törvényének.

Források:

• erős elektrolitok listája

Sók- ezek egy kationból, azaz egy pozitív töltésű ionból, egy fémből és egy negatív töltésű anionból álló kémiai anyagok - egy savmaradék. Sokféle só létezik: normál, savas, bázikus, kettős, vegyes, hidratált, összetett. Ez a kation- és anion-összetételtől függ. Hogyan határozhatja meg bázis só?