Teoria dysocjacji elektrolitycznej. Rozwiązania

Elektrolity jako substancje chemiczne znane są od czasów starożytnych. Jednak stosunkowo niedawno podbiły większość obszarów swojego zastosowania. Omówimy obszary o najwyższym priorytecie w branży w zakresie stosowania tych substancji oraz dowiemy się, czym są te ostatnie i czym się od siebie różnią. Zacznijmy jednak od wycieczki do historii.

Fabuła

Najstarszymi znanymi elektrolitami są sole i kwasy, odkryte w starożytnym świecie. Jednak koncepcje dotyczące struktury i właściwości elektrolitów ewoluowały z biegiem czasu. Teorie tych procesów ewoluowały od lat 80. XIX wieku, kiedy to dokonano szeregu odkryć związanych z teoriami właściwości elektrolitów. Zaobserwowano kilka skoków jakościowych w teoriach opisujących mechanizmy oddziaływania elektrolitów z wodą (wszak dopiero w roztworze nabywają one właściwości, dzięki którym znajdują zastosowanie w przemyśle).

Teraz szczegółowo przeanalizujemy kilka teorii, które miały największy wpływ na rozwój pomysłów na temat elektrolitów i ich właściwości. A zacznijmy od najczęstszej i najprostszej teorii, przez którą każdy z nas przechodził w szkole.

Teoria Arrheniusa dysocjacji elektrolitycznej

W 1887 roku szwedzki chemik i Wilhelm Ostwald stworzyli teorię dysocjacji elektrolitycznej. Jednak i tutaj nie jest to takie proste. Sam Arrhenius był zwolennikiem tzw. fizycznej teorii roztworów, która nie uwzględniała interakcji składników substancji z wodą i twierdziła, że ​​w roztworze znajdują się swobodnie naładowane cząstki (jony). Nawiasem mówiąc, z tego stanowiska w dzisiejszej szkole rozważa się dysocjację elektrolityczną.

Porozmawiajmy o tym, co zapewnia ta teoria i jak wyjaśnia nam mechanizm interakcji substancji z wodą. Jak każda inna ma kilka postulatów, którymi się posługuje:

1. Podczas interakcji z wodą substancja rozpada się na jony (dodatni - kation i ujemny - anion). Cząsteczki te ulegają hydratacji: przyciągają cząsteczki wody, które notabene z jednej strony są naładowane dodatnio, a z drugiej ujemnie (tworząc dipol), w wyniku czego tworzą się kompleksy wodne (solwaty).

2. Proces dysocjacji jest odwracalny - to znaczy, jeśli substancja rozpadła się na jony, to pod wpływem jakichkolwiek czynników może ponownie powrócić do swojej pierwotnej postaci.

3. Jeśli podłączysz elektrody do roztworu i włączysz prąd, kationy zaczną przemieszczać się do elektrody ujemnej - katody, a aniony do dodatnio naładowanej - anody. Dlatego substancje dobrze rozpuszczalne w wodzie przewodzą prąd elektryczny lepiej niż sama woda. Z tego samego powodu nazwano je elektrolitami.

4. elektrolit charakteryzuje procent substancji, która uległa rozpuszczeniu. Wskaźnik ten zależy od właściwości rozpuszczalnika i samej rozpuszczonej substancji, od jej stężenia i temperatury zewnętrznej.

Oto wszystkie główne postulaty tej prostej teorii. Wykorzystamy je w tym artykule, aby opisać, co dzieje się w roztworze elektrolitu. Przyjrzymy się przykładom tych powiązań nieco później, ale teraz spójrzmy na inną teorię.

Teoria Lewisa kwasów i zasad

Zgodnie z teorią dysocjacji elektrolitycznej kwas to substancja, w roztworze którego występuje kation wodorowy, a zasada to związek, który w roztworze rozpada się na anion wodorotlenkowy. Istnieje inna teoria, nazwana na cześć słynnego chemika Gilberta Lewisa. Pozwala nam to nieco rozszerzyć pojęcie kwasu i zasady. Według teorii Lewisa kwasy to cząsteczki substancji, które mają wolne orbitale elektronowe i są w stanie przyjąć elektron z innej cząsteczki. Łatwo się domyślić, że zasadami będą cząstki, które są w stanie oddać jeden lub więcej swoich elektronów do „wykorzystania” kwasu. Co ciekawe, nie tylko elektrolit, ale każda substancja, nawet nierozpuszczalna w wodzie, może być kwasem lub zasadą.

Teoria protolityczna Brendsteda-Lowry'ego

W 1923 roku niezależnie od siebie dwóch naukowców – J. Brønsted i T. Lowry – zaproponowało teorię, która jest obecnie aktywnie wykorzystywana przez naukowców do opisu procesów chemicznych. Istotą tej teorii jest to, że znaczenie dysocjacji sprowadza się do przeniesienia protonu z kwasu do zasady. Zatem ten ostatni jest tu rozumiany jako akceptor protonów. Wtedy kwas jest ich dawcą. Teoria ta dobrze wyjaśnia również istnienie substancji wykazujących właściwości zarówno kwasów, jak i zasad. Takie związki nazywane są amfoterycznymi. W teorii Bronsteda-Lowry'ego używa się do nich również terminu amfolity, natomiast kwasy lub zasady zwykle nazywane są protolitami.

Dochodzimy do dalszej części artykułu. Tutaj opowiemy, czym różnią się od siebie elektrolity mocne i słabe oraz omówimy wpływ czynników zewnętrznych na ich właściwości. A potem zaczniemy opisywać ich praktyczne zastosowanie.

Mocne i słabe elektrolity

Każda substancja oddziałuje z wodą indywidualnie. Niektóre dobrze się w nim rozpuszczają (na przykład sól kuchenna), inne nie rozpuszczają się w ogóle (na przykład kreda). Zatem wszystkie substancje dzielą się na mocne i słabe elektrolity. Te ostatnie to substancje słabo oddziałujące z wodą i osiadające na dnie roztworu. Oznacza to, że mają bardzo niski stopień dysocjacji i wysoką energię wiązania, co nie pozwala w normalnych warunkach na rozpad cząsteczki na jony składowe. Dysocjacja słabych elektrolitów zachodzi albo bardzo powoli, albo wraz ze wzrostem temperatury i stężenia tej substancji w roztworze.

Porozmawiajmy o mocnych elektrolitach. Należą do nich wszystkie rozpuszczalne sole, a także mocne kwasy i zasady. Łatwo rozpadają się na jony i bardzo trudno jest je zebrać do wytrącenia. Nawiasem mówiąc, prąd w elektrolitach odbywa się właśnie dzięki jonom zawartym w roztworze. Dlatego mocne elektrolity najlepiej przewodzą prąd. Przykłady tych ostatnich: mocne kwasy, zasady, rozpuszczalne sole.

Czynniki wpływające na zachowanie elektrolitów

Teraz zastanówmy się, jak zmiany w środowisku zewnętrznym wpływają. Stężenie bezpośrednio wpływa na stopień dysocjacji elektrolitu. Co więcej, tę zależność można wyrazić matematycznie. Prawo opisujące tę zależność nazywa się prawem rozcieńczeń Ostwalda i jest zapisane w następujący sposób: a = (K / c) 1/2. Tutaj a to stopień dysocjacji (wyrażony we frakcjach), K to stała dysocjacji, różna dla każdej substancji, a c to stężenie elektrolitu w roztworze. Korzystając z tego wzoru, możesz dowiedzieć się wiele o substancji i jej zachowaniu w roztworze.

Ale odeszliśmy od tematu. Oprócz stężenia na stopień dysocjacji wpływa również temperatura elektrolitu. W przypadku większości substancji zwiększenie jej zwiększa rozpuszczalność i aktywność chemiczną. To właśnie może wyjaśnić występowanie niektórych reakcji tylko w podwyższonych temperaturach. W normalnych warunkach przebiegają albo bardzo wolno, albo w obu kierunkach (proces ten nazywa się odwracalnym).

Przeanalizowaliśmy czynniki determinujące zachowanie układu, takie jak roztwór elektrolitu. Przejdźmy teraz do praktycznego zastosowania tych bez wątpienia bardzo ważnych chemikaliów.

Użytek przemysłowy

Oczywiście każdy słyszał słowo „elektrolit” w odniesieniu do akumulatorów. W samochodzie zastosowano akumulatory kwasowo-ołowiowe, których elektrolitem jest 40% kwas siarkowy. Aby zrozumieć, dlaczego ta substancja jest tam w ogóle potrzebna, warto poznać cechy eksploatacyjne akumulatorów.

Jaka jest więc zasada działania dowolnej baterii? Podlegają odwracalnej reakcji przemiany jednej substancji w drugą, w wyniku czego uwalniane są elektrony. Podczas ładowania akumulatora dochodzi do interakcji substancji, która nie występuje w normalnych warunkach. Można to traktować jako akumulację energii elektrycznej w substancji w wyniku reakcji chemicznej. Podczas wyładowania rozpoczyna się transformacja odwrotna, prowadząca układ do stanu początkowego. Te dwa procesy razem tworzą jeden cykl ładowania i rozładowania.

Przyjrzyjmy się powyższemu procesowi na konkretnym przykładzie – akumulatorze kwasowo-ołowiowym. Jak można się domyślić, to źródło prądu składa się z pierwiastka zawierającego ołów (a także dwutlenek ołowiu PbO 2) i kwas. Każdy akumulator składa się z elektrod, a przestrzeń między nimi wypełniona jest elektrolitem. Podobnie jak w przypadku tego ostatniego, jak już się przekonaliśmy, w naszym przykładzie używamy kwasu siarkowego o stężeniu 40 procent. Katoda takiego akumulatora wykonana jest z dwutlenku ołowiu, a anoda z czystego ołowiu. Wszystko dlatego, że na tych dwóch elektrodach zachodzą różne odwracalne reakcje z udziałem jonów, na które zdysocjował kwas:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reakcja zachodząca na elektrodzie ujemnej - katodzie).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reakcja zachodząca na elektrodzie dodatniej - anodzie).

Jeśli czytamy reakcje od lewej do prawej, otrzymamy procesy zachodzące, gdy akumulator jest rozładowywany, a jeśli czytamy od prawej do lewej, otrzymamy procesy zachodzące, gdy akumulator jest ładowany. W każdej z tych reakcji reakcje te są inne, ale mechanizm ich występowania ogólnie opisuje się w ten sam sposób: zachodzą dwa procesy, w jednym z nich elektrony są „absorbowane”, a w drugim wręcz przeciwnie „ pomijać". Najważniejsze jest to, aby liczba zaabsorbowanych elektronów była równa liczbie elektronów uwolnionych.

Właściwie poza akumulatorami istnieje wiele zastosowań tych substancji. Ogólnie rzecz biorąc, elektrolity, których przykłady podaliśmy, są jedynie ziarnem różnorodnych substancji, które łączy ten termin. Otaczają nas wszędzie i wszędzie. Tutaj jest na przykład ludzkie ciało. Myślisz, że tych substancji tam nie ma? Bardzo się mylisz. Można je znaleźć wszędzie w nas, a największą ich ilość stanowią elektrolity we krwi. Należą do nich na przykład jony żelaza, które wchodzą w skład hemoglobiny i pomagają transportować tlen do tkanek naszego organizmu. Elektrolity we krwi odgrywają również kluczową rolę w regulacji równowagi wodno-solnej i pracy serca. Tę funkcję pełnią jony potasu i sodu (w komórkach zachodzi nawet proces zwany pompą potasowo-sodową).

Wszelkie substancje, które można rozpuścić nawet w niewielkiej ilości, są elektrolitami. I nie ma gałęzi przemysłu ani naszego życia, w której nie są one stosowane. To nie tylko akumulatory i akumulatory samochodowe. Są to wszelka produkcja chemiczna i spożywcza, fabryki wojskowe, fabryki odzieży i tak dalej.

Nawiasem mówiąc, skład elektrolitu jest różny. W ten sposób można rozróżnić elektrolity kwaśne i zasadowe. Różnią się zasadniczo właściwościami: jak już powiedzieliśmy, kwasy są donorami protonów, a zasady akceptorami. Ale z biegiem czasu skład elektrolitu zmienia się z powodu utraty części substancji, stężenie albo maleje, albo wzrasta (wszystko zależy od tego, co zostaje utracone, woda lub elektrolit).

Spotykamy się z nimi na co dzień, jednak niewiele osób zna dokładnie definicję takiego pojęcia jak elektrolity. Przyjrzeliśmy się przykładom konkretnych substancji, więc przejdźmy do nieco bardziej złożonych koncepcji.

Właściwości fizyczne elektrolitów

Teraz o fizyce. Najważniejszą rzeczą do zrozumienia podczas studiowania tego tematu jest sposób przesyłania prądu w elektrolitach. Jony odgrywają w tym decydującą rolę. Te naładowane cząstki mogą przenosić ładunek z jednej części roztworu do drugiej. Zatem aniony zawsze mają tendencję do elektrody dodatniej, a kationy - do ujemnej. Zatem działając na roztwór prądem elektrycznym, oddzielamy ładunki po różnych stronach układu.

Bardzo interesującą cechą fizyczną jest gęstość. Od tego zależy wiele właściwości omawianych przez nas związków. I często pojawia się pytanie: „Jak zwiększyć gęstość elektrolitu?” Tak naprawdę odpowiedź jest prosta: konieczne jest zmniejszenie zawartości wody w roztworze. Ponieważ gęstość elektrolitu jest w dużej mierze określona, ​​​​w dużej mierze zależy od stężenia tego ostatniego. Istnieją dwa sposoby osiągnięcia planu. Pierwszy jest dość prosty: zagotuj elektrolit zawarty w akumulatorze. Aby to zrobić, należy go naładować tak, aby temperatura w środku wzrosła do nieco ponad stu stopni Celsjusza. Jeśli ta metoda nie pomoże, nie martw się, jest jeszcze jedna: po prostu wymień stary elektrolit na nowy. Aby to zrobić, należy spuścić stary roztwór, oczyścić wnętrze z pozostałości kwasu siarkowego wodą destylowaną, a następnie napełnić nową porcję. Z reguły wysokiej jakości roztwory elektrolitów natychmiast uzyskują pożądane stężenie. Po wymianie można na długo zapomnieć o tym, jak zwiększyć gęstość elektrolitu.

Skład elektrolitu w dużej mierze determinuje jego właściwości. Właściwości takie jak na przykład przewodność elektryczna i gęstość silnie zależą od charakteru substancji rozpuszczonej i jej stężenia. Osobnym pytaniem jest, ile elektrolitu może zawierać akumulator. Tak naprawdę jego objętość jest bezpośrednio powiązana z deklarowaną mocą produktu. Im więcej kwasu siarkowego w akumulatorze, tym jest on mocniejszy, tj. tym większe napięcie może wytworzyć.

Gdzie będzie to przydatne?

Jeśli jesteś entuzjastą samochodów lub po prostu interesujesz się samochodami, sam wszystko rozumiesz. Z pewnością wiesz nawet, jak określić, ile elektrolitu jest teraz w akumulatorze. A jeśli jesteś daleko od samochodów, znajomość właściwości tych substancji, ich zastosowania i wzajemnego oddziaływania nie będzie zbędna. Wiedząc o tym, nie będziesz zdezorientowany, jeśli zostaniesz poproszony o podanie, jaki elektrolit znajduje się w akumulatorze. Chociaż nawet jeśli nie jesteś miłośnikiem motoryzacji, ale masz samochód, to znajomość budowy akumulatora nie będzie zbędna i pomoże Ci w naprawach. O wiele łatwiej i taniej będzie zrobić wszystko samodzielnie niż udać się do centrum samochodowego.

Aby lepiej przestudiować ten temat, zalecamy przeczytanie podręcznika chemii dla szkół i uniwersytetów. Jeśli dobrze znasz tę naukę i przeczytałeś wystarczającą liczbę podręczników, najlepszą opcją byłoby „Chemiczne źródła prądu” Varypaeva. Opisana jest tam szczegółowo cała teoria działania akumulatorów, różnych akumulatorów i ogniw wodorowych.

Wniosek

Dotarliśmy do końca. Podsumujmy. Powyżej omówiliśmy wszystko, co wiąże się z taką koncepcją, jak elektrolity: przykłady, teoria struktury i właściwości, funkcje i zastosowania. Jeszcze raz warto powiedzieć, że związki te stanowią część naszego życia, bez której nasz organizm i wszelkie obszary przemysłu nie mogłyby istnieć. Czy pamiętasz o elektrolitach we krwi? Dzięki nim żyjemy. A co z naszymi samochodami? Dzięki tej wiedzy możemy rozwiązać każdy problem związany z akumulatorem, ponieważ teraz rozumiemy, jak zwiększyć gęstość zawartego w nim elektrolitu.

Nie da się powiedzieć wszystkiego, a my nie postawiliśmy sobie takiego celu. Przecież to nie wszystko, co można powiedzieć o tych niesamowitych substancjach.

Wszystkie substancje można podzielić na elektrolity i nieelektrolity. Elektrolity obejmują substancje, których roztwory lub stopy przewodzą prąd elektryczny (na przykład wodne roztwory lub stopy KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Substancje nieelektrolitowe nie przewodzą prądu elektrycznego po stopieniu lub rozpuszczeniu (cukier, alkohol, aceton itp.).

Elektrolity dzielą się na mocne i słabe. Mocne elektrolity w roztworach lub stopach całkowicie dysocjują na jony. Podczas zapisywania równań reakcji chemicznych podkreśla się to strzałką w jednym kierunku, na przykład:

HCl → H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Do mocnych elektrolitów zalicza się substancje o heteropolarnej lub jonowej strukturze kryształów (tabela 1.1).

Tabela 1.1 Mocne elektrolity

Słabe elektrolity tylko częściowo rozpadają się na jony. Wraz z jonami, stopy lub roztwory tych substancji zawierają w przeważającej mierze niezdysocjowane cząsteczki. W roztworach słabych elektrolitów równolegle z dysocjacją zachodzi proces odwrotny - asocjacja, czyli łączenie jonów w cząsteczki. Podczas zapisywania równania reakcji podkreślają to dwie przeciwnie skierowane strzałki.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Do elektrolitów słabych zalicza się substancje o strukturze homeolarnej (tabela 1.2).

Tabela 1.2 Słabe elektrolity

Stan równowagi słabego elektrolitu w roztworze wodnym charakteryzuje się ilościowo stopniem dysocjacji elektrolitycznej i stałą dysocjacji elektrolitycznej.

Stopień dysocjacji elektrolitycznej α to stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych na jony do całkowitej liczby cząsteczek rozpuszczonego elektrolitu:

Stopień dysocjacji pokazuje, jaka część całkowitej ilości rozpuszczonego elektrolitu rozpada się na jony i zależy od charakteru elektrolitu i rozpuszczalnika, a także od stężenia substancji w roztworze, ma wartość bezwymiarową, choć zwykle jest wyrażona procentowo. Przy nieskończonym rozcieńczeniu roztworu elektrolitu stopień dysocjacji zbliża się do jedności, co odpowiada całkowitej, 100% dysocjacji cząsteczek rozpuszczonej substancji na jony. Do roztworów słabych elektrolitów 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.

Ogólnie odwracalną reakcję chemiczną można przedstawić jako:

A+ B B D D D+ mi mi

Szybkość reakcji jest wprost proporcjonalna do iloczynu stężenia reagujących cząstek wyrażonego w potęgach ich współczynników stechiometrycznych. Następnie bezpośrednia reakcja

V1 = k 1 [A] A[B] B,

i szybkość reakcji odwrotnej

V2 = k 2 [D] D[MI] mi.

W pewnym momencie tempo reakcji w przód i w tył ustabilizuje się, tj.

Stan ten nazywany jest równowagą chemiczną. Stąd

k 1 [A] A[B] B=k 2 [D] D[MI] mi

Grupując stałe po jednej stronie i zmienne po drugiej, otrzymujemy:

Zatem dla odwracalnej reakcji chemicznej w stanie równowagi iloczyn stężeń równowagowych produktów reakcji w potęgach ich współczynników stechiometrycznych, odniesionych do tego samego produktu dla substancji wyjściowych, jest wartością stałą w danej temperaturze i ciśnieniu . Wartość liczbowa stałej równowagi chemicznej DO nie zależy od stężenia reagentów. Na przykład stałą równowagi dysocjacji kwasu azotawego zgodnie z prawem działania mas można zapisać jako:

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

.

Rozmiar Ka nazywa się stałą dysocjacji kwasu, w tym przypadku azotawego.

W podobny sposób wyraża się stałą dysocjacji słabej zasady. Na przykład dla reakcji dysocjacji amoniaku:

NH3 + H2O DNH4 + + OH -

.

Rozmiar K. b nazywa się stałą dysocjacji zasady, w tym przypadku amoniaku. Im wyższa stała dysocjacji elektrolitu, tym silniej elektrolit dysocjuje i tym większe jest stężenie jego jonów w roztworze w stanie równowagi. Istnieje związek między stopniem dysocjacji a stałą dysocjacji słabego elektrolitu:

Jest to matematyczne wyrażenie prawa rozcieńczeń Ostwalda: gdy rozcieńczany jest słaby elektrolit, stopień jego dysocjacji wzrasta. DO≤1∙ 10 -4 i Z≥0,1 mol/l użyj uproszczonego wyrażenia:

DO= α 2 ∙Z lub α

Przykład 1. Oblicz stopień dysocjacji i stężenie jonów oraz [NH 4 + ] w 0,1 M roztworze wodorotlenku amonu, jeśli DO NH4OH =1,76∙10 -5

Dane: NH4OH

DO NH4OH =1,76∙10 -5

Rozwiązanie:

Ponieważ elektrolit jest dość słaby ( Do NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

lub 1,33%

Stężenie jonów w binarnym roztworze elektrolitu jest równe C∙α, ponieważ binarny elektrolit jonizuje, tworząc jeden kation i jeden anion, wówczas = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

Odpowiedź:α=1,33%; = [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.

Mocna teoria elektrolitów

Mocne elektrolity w roztworach i stopach całkowicie dysocjują na jony. Jednakże badania eksperymentalne przewodności elektrycznej roztworów mocnych elektrolitów pokazują, że jej wartość jest nieco zaniżona w porównaniu z przewodnością elektryczną, która powinna wynosić 100% dysocjacji. Rozbieżność tę wyjaśnia teoria mocnych elektrolitów zaproponowana przez Debye'a i Hückela. Zgodnie z tą teorią w roztworach mocnych elektrolitów zachodzi oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy jonami. Wokół każdego jonu tworzy się „atmosfera jonowa” złożona z jonów o przeciwnych znakach ładunku, która hamuje ruch jonów w roztworze podczas przepływu prądu elektrycznego. Oprócz elektrostatycznego oddziaływania jonów, w roztworach stężonych należy wziąć pod uwagę asocjację jonów. Wpływ sił międzyjonowych powoduje efekt niepełnej dysocjacji cząsteczek, tj. pozorny stopień dysocjacji. Wyznaczona eksperymentalnie wartość α jest zawsze nieco niższa od rzeczywistej wartości α. Na przykład w 0,1 M roztworze Na2SO4 wartość eksperymentalna wynosi α = 45%. Aby uwzględnić czynniki elektrostatyczne w roztworach mocnych elektrolitów, stosuje się pojęcie aktywności (A). Aktywność jonu to efektywne lub pozorne stężenie, przy którym jon działa w roztworze. Aktywność i prawdziwa koncentracja są powiązane wyrażeniem:

Gdzie F - współczynnik aktywności, który charakteryzuje stopień odchylenia układu od ideału w wyniku elektrostatycznych oddziaływań jonów.

Współczynniki aktywności jonowej zależą od wartości µ, zwanej siłą jonową roztworu. Siła jonowa roztworu jest miarą oddziaływania elektrostatycznego wszystkich jonów obecnych w roztworze i jest równa połowie sumy iloczynów stężeń (Z) każdy z jonów obecnych w roztworze na kwadrat jego liczby ładunkowej (z):

.

W rozcieńczonych roztworach (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 = do a współczynnik aktywności wynosi 1. Oznacza to, że praktycznie nie występują oddziaływania elektrostatyczne. W bardzo stężonych roztworach (µ>1M) współczynniki aktywności jonów mogą być większe od jedności. Zależność współczynnika aktywności od siły jonowej roztworu wyrażają wzory:

Na µ <10 -2

o 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2µ o 0,1<µ <1

Stała równowagi wyrażona w kategoriach aktywności nazywana jest termodynamiczną. Na przykład dla reakcji

A+ B B D D+ mi mi

Stała termodynamiczna ma postać:

Zależy to od temperatury, ciśnienia i rodzaju rozpuszczalnika.

Ponieważ aktywność cząstki wynosi

Gdzie DO C jest stałą równowagi stężenia.

Oznaczający DO C zależy nie tylko od temperatury, rodzaju rozpuszczalnika i ciśnienia, ale także od siły jonowej M. Ponieważ stałe termodynamiczne zależą od najmniejszej liczby czynników, są zatem najbardziej podstawowymi cechami równowagi. Dlatego w podręcznikach podawane są stałe termodynamiczne. Stałe termodynamiczne niektórych słabych elektrolitów podano w dodatku do tej instrukcji. = 0,024 mol/l.

Wraz ze wzrostem ładunku jonu maleje współczynnik aktywności i aktywność jonu.

Pytania do samokontroli:

1. Jaki jest idealny system? Podaj główne przyczyny odchyleń systemu rzeczywistego od idealnego.
2. Jak nazywa się stopień dysocjacji elektrolitów?
3. Podaj przykłady mocnych i słabych elektrolitów.
4. Jaki związek istnieje pomiędzy stałą dysocjacji a stopniem dysocjacji słabego elektrolitu? Wyraź to matematycznie.
5. Co to jest aktywność? W jaki sposób aktywność jonu jest powiązana z jego rzeczywistym stężeniem?
6. Jaki jest współczynnik aktywności?
7. Jak ładunek jonu wpływa na współczynnik aktywności?
8. Jaka jest siła jonowa roztworu, jej matematyczne wyrażenie?
9. Zapisz wzory na obliczenie współczynników aktywności poszczególnych jonów w zależności od siły jonowej roztworu.
10. Sformułuj prawo działania mas i wyraź je matematycznie.
11. Jaka jest stała równowagi termodynamicznej? Jakie czynniki wpływają na jego wartość?
12. Jaka jest stała równowagi stężenia? Jakie czynniki wpływają na jego wartość?
13. W jaki sposób powiązane są stałe równowagi termodynamicznej i stężenia?
14. W jakich granicach mogą zmieniać się wartości współczynnika aktywności?
15. Jakie są główne zasady teorii mocnych elektrolitów?

Sole, ich właściwości, hydroliza

Uczeń klasy VIII B szkoły nr 182

Petrowa Polina

Nauczyciel chemii:

Kharina Ekaterina Aleksiejewna

MOSKWA 2009

W życiu codziennym jesteśmy przyzwyczajeni do czynienia tylko z jedną solą – solą kuchenną, czyli tzw. chlorek sodu NaCl. Jednak w chemii całą klasę związków nazywa się solami. Sole można uważać za produkty zastąpienia wodoru w kwasie metalem. Na przykład sól kuchenną można otrzymać z kwasu chlorowodorowego w reakcji podstawienia:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

sól kwasowa

Jeśli zamiast sodu weźmiesz aluminium, powstanie inna sól - chlorek glinu:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Sole- Są to złożone substancje składające się z atomów metali i reszt kwasowych. Są to produkty całkowitego lub częściowego zastąpienia wodoru w kwasie metalem lub grupą hydroksylową w zasadzie resztą kwasową. Na przykład, jeśli w kwasie siarkowym H 2 SO 4 zastąpimy jeden atom wodoru potasem, otrzymamy sól KHSO 4, a jeśli dwa - K 2 SO 4.

Istnieje kilka rodzajów soli.

Rodzaje soli	Definicja	Przykłady soli
Przeciętny	Produkt całkowitego zastąpienia kwaśnego wodoru metalem. Nie zawierają atomów H ani grup OH.	Na 2 SO 4 siarczan sodu CuCl 2 chlorek miedzi (II) Ca 3 (PO 4) 2 fosforan wapnia Na 2 CO 3 węglan sodu (soda kalcynowana)
Kwaśny	Produkt niepełnego zastąpienia kwaśnego wodoru metalem. Zawierają atomy wodoru. (Tworzą je wyłącznie kwasy wielozasadowe)	CaHPO 4 wodorofosforan wapnia Ca(H 2 PO 4) 2 diwodorofosforan wapnia NaHCO 3 wodorowęglan sodu (soda oczyszczona)
Podstawowy	Produkt niecałkowitego zastąpienia grup hydroksylowych zasady resztą kwasową. Zawiera grupy OH. (Utworzony wyłącznie przez zasady polikwasowe)	Cu(OH)Cl hydroksychlorek miedzi (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) hydroksyfosforan wapnia (CuOH) 2 CO 3 hydroksywęglan miedzi (II) (malachit)
Mieszany	Sole dwóch kwasów	Ca(OCl)Cl – wybielacz
Podwójnie	Sole dwóch metali	K 2 NaPO 4 – ortofosforan dipotasowo-sodowy
Krystaliczne hydraty	Zawiera wodę krystalizacyjną. Po podgrzaniu odwadniają się - tracą wodę, zamieniając się w bezwodną sól.	CuSO4. 5H 2 O – pięciowodny siarczan miedzi(II) (siarczan miedzi) Na 2 CO 3. 10H 2 O – dekahydrat węglanu sodu (soda)

Metody otrzymywania soli.

1. Sole można otrzymać działając kwasami na metale, zasadowe tlenki i zasady:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

chlorek cynku

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

siarczan żelaza(III).

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

azotan chromu(III).

2. Sole powstają w wyniku reakcji tlenków kwasowych z zasadami, a także tlenków kwasowych z tlenkami zasadowymi:

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

azotan wapnia

SiO 2 + CaO CaSiO 3

krzemian wapnia

3. Sole można otrzymać w reakcji soli z kwasami, zasadami, metalami, nielotnymi tlenkami kwasów i innymi solami. Reakcje takie zachodzą w warunkach wydzielania się gazu, wytrącania się osadu, wydzielania tlenku słabszego kwasu lub wydzielania lotnego tlenku.

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

ortofosforan wapnia siarczan wapnia

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

siarczan żelaza (III) siarczan sodu

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

siarczan miedzi (II) siarczan żelaza (II).

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

węglan wapnia krzemian wapnia

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

chlorek siarczanu chlorek siarczanu

aluminium bar bar aluminium

4. Sole kwasów beztlenowych powstają w wyniku oddziaływania metali z niemetalami:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

chlorek żelaza(III).

Właściwości fizyczne.

Sole to ciała stałe o różnych kolorach. Ich rozpuszczalność w wodzie jest różna. Wszystkie sole kwasu azotowego i octowego, a także sole sodu i potasu są rozpuszczalne. Rozpuszczalność innych soli w wodzie można znaleźć w tabeli rozpuszczalności.

Właściwości chemiczne.

1) Sole reagują z metalami.

Ponieważ reakcje te zachodzą w roztworach wodnych, Li, Na, K, Ca, Ba i inne metale aktywne, które w normalnych warunkach reagują z wodą, nie mogą być wykorzystywane do eksperymentów ani nie można prowadzić reakcji w stopie.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

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

2) Sole reagują z kwasami. Reakcje te zachodzą, gdy silniejszy kwas wypiera słabszy, uwalniając gaz lub wytrącając się.

Podczas przeprowadzania tych reakcji zwykle przyjmują suchą sól i działają ze stężonym kwasem.

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

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

3) Sole reagują z zasadami w roztworach wodnych.

Jest to metoda otrzymywania nierozpuszczalnych zasad i zasad.

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

Na2SO4 + Ba(OH)2BaSO4 + 2NaOH

4) Sole reagują z solami.

Reakcje zachodzą w roztworach i służą do otrzymania praktycznie nierozpuszczalnych soli.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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

5) Niektóre sole rozkładają się pod wpływem ogrzewania.

Typowym przykładem takiej reakcji jest wypalanie wapienia, którego głównym składnikiem jest węglan wapnia:

CaCO 3 CaO + CO2 węglan wapnia

1. Niektóre sole są zdolne do krystalizacji, tworząc krystaliczne hydraty.

Siarczan miedzi (II) CuSO 4 jest białą substancją krystaliczną. Po rozpuszczeniu w wodzie nagrzewa się i tworzy niebieski roztwór. Wyzwolenie ciepła i zmiany koloru są oznakami reakcji chemicznej. Po odparowaniu roztworu uwalnia się krystaliczny hydrat CuSO4. 5H 2 O (siarczan miedzi). Tworzenie się tej substancji wskazuje, że siarczan miedzi (II) reaguje z wodą:

CuSO4 + 5H2O CuSO4. 5H2O + Q

biały niebiesko-niebieski

Stosowanie soli.

Większość soli ma szerokie zastosowanie w przemyśle i życiu codziennym. Na przykład chlorek sodu NaCl, czyli sól kuchenna, jest niezbędny w gotowaniu. W przemyśle chlorek sodu wykorzystuje się do produkcji wodorotlenku sodu, sody NaHCO 3, chloru, sodu. Sole kwasów azotowego i ortofosforowego to głównie nawozy mineralne. Na przykład azotan potasu KNO 3 to azotan potasu. Wchodzi także w skład prochu strzelniczego i innych mieszanek pirotechnicznych. Sole wykorzystuje się do otrzymywania metali, kwasów oraz do produkcji szkła. Do klasy soli należy również wiele środków ochrony roślin przed chorobami, szkodnikami i niektórymi substancjami leczniczymi. Nadmanganian potasu KMnO 4 jest często nazywany nadmanganianem potasu. Jako materiały budowlane wykorzystuje się wapień i gips – CaSO 4. 2H 2 O, który jest również stosowany w medycynie.

Roztwory i rozpuszczalność.

Jak stwierdzono wcześniej, rozpuszczalność jest ważną właściwością soli. Rozpuszczalność to zdolność substancji do tworzenia z inną substancją jednorodnego, stabilnego układu o zmiennym składzie, składającego się z dwóch lub więcej składników.

Rozwiązania- Są to jednorodne układy składające się z cząsteczek rozpuszczalnika i cząstek substancji rozpuszczonej.

Na przykład roztwór soli kuchennej składa się z rozpuszczalnika - wody, rozpuszczonej substancji - jonów Na +, Cl -.

Jony(z greckiego ión - dzieje), cząstki naładowane elektrycznie utworzone w wyniku utraty lub zyskania elektronów (lub innych naładowanych cząstek) przez atomy lub grupy atomów. Pojęcie i termin „jon” wprowadził w 1834 r. M. Faradaya, który badając wpływ prądu elektrycznego na wodne roztwory kwasów, zasad i soli, zasugerował, że przewodnictwo elektryczne takich roztworów wynika z ruchu jonów . Faradaya nazwał jony naładowane dodatnio poruszające się w roztworze w kierunku bieguna ujemnego (katody) kationami, a jony ujemnie naładowane poruszające się w kierunku bieguna dodatniego (anody) – anionami.

Ze względu na stopień rozpuszczalności w wodzie substancje dzieli się na trzy grupy:

1) Dobrze rozpuszczalny;

2) Słabo rozpuszczalny;

3) Praktycznie nierozpuszczalny.

Wiele soli jest dobrze rozpuszczalnych w wodzie. Podejmując decyzję o rozpuszczalności innych soli w wodzie, będziesz musiał skorzystać z tabeli rozpuszczalności.

Powszechnie wiadomo, że niektóre substancje rozpuszczone lub stopione przewodzą prąd elektryczny, podczas gdy inne nie przewodzą prądu w tych samych warunkach.

Substancje, które w roztworach lub stopach rozpadają się na jony i w związku z tym przewodzą prąd elektryczny, nazywane są substancjami elektrolity.

Nazywa się substancje, które w tych samych warunkach nie rozpadają się na jony i nie przewodzą prądu elektrycznego nieelektrolity.

Elektrolity obejmują kwasy, zasady i prawie wszystkie sole. Same elektrolity nie przewodzą prądu. W roztworach i stopach rozpadają się na jony, dlatego płynie prąd.

Nazywa się rozkład elektrolitów na jony po rozpuszczeniu w wodzie dysocjacja elektrolityczna. Jej treść sprowadza się do trzech następujących zapisów:

1) Elektrolity po rozpuszczeniu w wodzie rozpadają się (dysocjują) na jony - dodatnie i ujemne.

2) Pod wpływem prądu elektrycznego jony uzyskują ruch kierunkowy: jony naładowane dodatnio poruszają się w kierunku katody i nazywane są kationami, a jony naładowane ujemnie poruszają się w kierunku anody i nazywane są anionami.

3) Dysocjacja jest procesem odwracalnym: równolegle z rozpadem cząsteczek na jony (dysocjacja) następuje proces łączenia jonów (asocjacja).

odwracalność

Mocne i słabe elektrolity.

Aby ilościowo scharakteryzować zdolność elektrolitu do rozpadu na jony, należy zastosować koncepcję stopnia dysocjacji (α), t . MI. Stosunek liczby cząsteczek rozpadniętych na jony do całkowitej liczby cząsteczek. Na przykład α = 1 oznacza, że ​​elektrolit całkowicie rozpadł się na jony, a α = 0,2 oznacza, że ​​zdysocjowała tylko co piąta jego cząsteczek. Po rozcieńczeniu stężonego roztworu, a także po podgrzaniu, jego przewodność elektryczna wzrasta wraz ze wzrostem stopnia dysocjacji.

W zależności od wartości α elektrolity umownie dzieli się na mocne (dysocjują prawie całkowicie, (α 0,95)) średnio mocne (0,95)

Mocnymi elektrolitami jest wiele kwasów mineralnych (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 itp.), zasady (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 itp.) i prawie wszystkie sole. Słabe obejmują roztwory niektórych kwasów mineralnych (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), wiele kwasów organicznych (na przykład kwas octowy CH 3 COOH), wodny roztwór amoniaku (NH 3 2 O), woda, niektóre sole rtęci (HgCl 2). Elektrolity o średniej mocy często zawierają kwasy fluorowodorowe HF, ortofosforowe H 3 PO 4 i kwasy azotawe HNO 2.

Hydroliza soli.

Termin „hydroliza” pochodzi od greckich słów hidor (woda) i liza (rozkład). Hydrolizę zwykle rozumie się jako reakcję wymiany pomiędzy substancją a wodą. Procesy hydrolityczne są niezwykle powszechne w otaczającej nas przyrodzie (zarówno ożywionej, jak i nieożywionej), a także są szeroko stosowane przez człowieka w nowoczesnych technologiach produkcyjnych i domowych.

Hydroliza soli to reakcja oddziaływania jonów tworzących sól z wodą, która prowadzi do powstania słabego elektrolitu i towarzyszy jej zmiana środowiska roztworu.

Hydrolizie ulegają trzy rodzaje soli:

a) sole utworzone przez słabą zasadę i mocny kwas (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - zachodzi hydroliza kationu)

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

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

Reakcja ośrodka jest kwaśna.

b) sole utworzone przez mocną zasadę i słaby kwas (K 2 CO 3, Na 2 S - hydroliza zachodzi przy anionie)

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

K2SiO3 +2H2OH2SiO3+2KOH

Odczyn ośrodka jest zasadowy.

c) sole utworzone przez słabą zasadę i słaby kwas (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hydroliza zachodzi na kationie i anionie.

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

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

Często reakcja otoczenia jest neutralna.

d) sole utworzone przez mocną zasadę i mocny kwas (NaCl, Ba(NO 3) 2) nie ulegają hydrolizie.

W niektórych przypadkach hydroliza przebiega nieodwracalnie (jak mówią, idzie do końca). Tak więc podczas mieszania roztworów węglanu sodu i siarczanu miedzi wytrąca się niebieski osad uwodnionej soli zasadowej, który po podgrzaniu traci część wody krystalizacyjnej i nabiera zielonego koloru - zamienia się w bezwodny zasadowy węglan miedzi - malachit:

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

Podczas mieszania roztworów siarczku sodu i chlorku glinu hydroliza również przebiega do końca:

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

Dlatego Al2S3 nie można wyizolować z roztworu wodnego. Sól tę otrzymuje się z prostych substancji.

Mocne i słabe elektrolity

W roztworach niektórych elektrolitów dysocjuje tylko część cząsteczek. Aby ilościowo scharakteryzować wytrzymałość elektrolitu, wprowadzono pojęcie stopnia dysocjacji. Stosunek liczby cząsteczek zdysocjowanych na jony do całkowitej liczby cząsteczek substancji rozpuszczonej nazywa się stopniem dysocjacji a.

gdzie C oznacza stężenie zdysocjowanych cząsteczek, mol/l;

C 0 to początkowe stężenie roztworu, mol/l.

W zależności od stopnia dysocjacji wszystkie elektrolity dzielą się na mocne i słabe. Do elektrolitów mocnych zalicza się te, których stopień dysocjacji przekracza 30% (a > 0,3). Obejmują one:

· mocne kwasy (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· rozpuszczalne wodorotlenki, z wyjątkiem NH 4OH;

· sole rozpuszczalne.

Dysocjacja elektrolityczna mocnych elektrolitów jest nieodwracalna

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Słabe elektrolity mają stopień dysocjacji mniejszy niż 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· słabe kwasy nieorganiczne (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3, itp.) i wszystkie organiczne, np. kwas octowy (CH 3 COOH);

· nierozpuszczalne wodorotlenki, a także rozpuszczalny wodorotlenek NH 4OH;

· nierozpuszczalne sole.

Elektrolity o pośrednich wartościach stopnia dysocjacji nazywane są elektrolitami o średniej mocy.

Stopień dysocjacji (a) zależy od następujących czynników:

od natury elektrolitu, to znaczy od rodzaju wiązań chemicznych; dysocjacja najłatwiej zachodzi w miejscu najbardziej polarnych wiązań;

z natury rozpuszczalnika - im bardziej polarny jest ten ostatni, tym łatwiej zachodzi w nim proces dysocjacji;

od temperatury - wzrost temperatury wzmaga dysocjację;

od stężenia roztworu - po rozcieńczeniu roztworu dysocjacja również wzrasta.

Jako przykład zależności stopnia dysocjacji od charakteru wiązań chemicznych rozważ dysocjację wodorosiarczanu sodu (NaHSO 4), którego cząsteczka zawiera następujące typy wiązań: 1-jonowe; 2 - kowalencyjny polarny; 3 - wiązanie pomiędzy atomami siarki i tlenu jest niskopolarne. Rozerwanie następuje najłatwiej w miejscu wiązania jonowego (1):

Na 1 O 3 OS S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. następnie w miejscu wiązania polarnego w mniejszym stopniu: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Reszta kwasowa nie dysocjuje na jony.

Stopień dysocjacji elektrolitu silnie zależy od charakteru rozpuszczalnika. Na przykład HCl dysocjuje silnie w wodzie, słabiej w etanolu C 2 H 5 OH i prawie nie dysocjuje w benzenie, w którym praktycznie nie przewodzi prądu elektrycznego. Rozpuszczalniki o wysokiej stałej dielektrycznej (e) polaryzują cząsteczki substancji rozpuszczonej i tworzą z nimi solwatowane (uwodnione) jony. W 25 0 C e(H 2 O) = 78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.

W roztworach słabych elektrolitów proces dysocjacji zachodzi odwracalnie, dlatego prawa równowagi chemicznej odnoszą się do równowagi w roztworze pomiędzy cząsteczkami i jonami. Tak więc, dla dysocjacji kwasu octowego

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H + .

Stała równowagi Kc zostanie wyznaczona jako

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

Stała równowagi (Kc) procesu dysocjacji nazywana jest stałą dysocjacji (Kd). Jego wartość zależy od rodzaju elektrolitu, rozpuszczalnika i temperatury, ale nie zależy od stężenia elektrolitu w roztworze. Stała dysocjacji jest ważną cechą słabych elektrolitów, ponieważ wskazuje siłę ich cząsteczek w roztworze. Im mniejsza stała dysocjacji, tym słabiej dysocjuje elektrolit i tym stabilniejsze są jego cząsteczki. Biorąc pod uwagę, że stopień dysocjacji, w przeciwieństwie do stałej dysocjacji, zmienia się wraz ze stężeniem roztworu, konieczne jest znalezienie zależności pomiędzy Kd i a. Jeśli przyjąć, że początkowe stężenie roztworu jest równe C, a stopień dysocjacji odpowiadający temu stężeniu wynosi a, wówczas liczba zdysocjowanych cząsteczek kwasu octowego będzie równa a · C. Ponieważ

CCH 3 COO - = C H + = a C,

wtedy stężenie nierozpuszczonych cząsteczek kwasu octowego będzie równe (C - a · C) lub C(1- a · C). Stąd

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

Równanie (1) wyraża prawo rozcieńczeń Ostwalda. W przypadku bardzo słabych elektrolitów a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (K/C). (2)

Jak widać ze wzoru (2), wraz ze spadkiem stężenia roztworu elektrolitu (po rozcieńczeniu) stopień dysocjacji wzrasta.

Słabe elektrolity dysocjują etapowo, na przykład:

1. etap H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

Etap 2 HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .

Takie elektrolity charakteryzują się kilkoma stałymi, zależnymi od liczby etapów rozkładu na jony. Dla kwasu węglowego

K 1 = CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4,45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.

Jak widać, rozkład na jony kwasu węglowego determinowany jest głównie przez pierwszy etap, drugi zaś może nastąpić dopiero przy dużym rozcieńczeniu roztworu.

Całkowita równowaga H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 odpowiada całkowitej stałej dysocjacji

K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

Wielkości K 1 i K 2 są ze sobą powiązane zależnością

K. d = K. 1 · K. 2.

Zasady metali wielowartościowych dysocjują w podobny, stopniowy sposób. Na przykład dwa etapy dysocjacji wodorotlenku miedzi

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

odpowiadają stałym dysocjacji

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

Ponieważ mocne elektrolity ulegają całkowitej dysocjacji w roztworze, samo określenie stałej dysocjacji nie ma dla nich znaczenia.

Dysocjacja różnych klas elektrolitów

Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej kwas jest substancją, której dysocjacja powoduje powstanie jedynie uwodnionego jonu wodorowego H3O (lub po prostu H+) jako kationu.

Podstawy to substancja, która w roztworze wodnym tworzy jony wodorotlenkowe OH - a nie inne aniony - jako anion.

Według teorii Brønsteda kwas jest donorem protonów, a zasada akceptorem protonów.

Siła zasad, podobnie jak siła kwasów, zależy od wartości stałej dysocjacji. Im większa stała dysocjacji, tym silniejszy jest elektrolit.

Istnieją wodorotlenki, które mogą oddziaływać i tworzyć sole nie tylko z kwasami, ale także z zasadami. Takie wodorotlenki nazywane są amfoteryczny. Obejmują one Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Ich właściwości wynikają z faktu, że słabo dysocjują jako kwasy i zasady

H + + RO - « ROH « R + + OH -.

Równowagę tę tłumaczy się faktem, że siła wiązania między metalem i tlenem różni się nieznacznie od siły wiązania między tlenem i wodorem. Dlatego też, gdy wodorotlenek berylu reaguje z kwasem solnym, otrzymuje się chlorek berylu

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

a podczas interakcji z wodorotlenkiem sodu - berylanem sodu

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

Sole można zdefiniować jako elektrolity, które dysocjują w roztworze, tworząc kationy inne niż kationy wodorowe i aniony inne niż jony wodorotlenkowe.

Sole średnie, otrzymany przez całkowite zastąpienie jonów wodorowych odpowiednich kwasów kationami metali (lub NH + 4), całkowicie zdysocjuj Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.

Sole kwasowe rozłączać się krok po kroku

1 etap NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

II etap HSO - 4 «H + + SO 2- 4 .

Stopień dysocjacji w pierwszym etapie jest większy niż w drugim etapie, a im słabszy kwas, tym niższy stopień dysocjacji w drugim etapie.

Podstawowe sole otrzymany przez niecałkowite zastąpienie jonów wodorotlenkowych resztami kwasowymi, również dysocjuje etapami:

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

Etap 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Zasadowe sole słabych zasad dysocjują głównie w pierwszym etapie.

Sole złożone, zawierający złożony jon kompleksowy, który zachowuje swoją stabilność po rozpuszczeniu, dysocjuje na jon kompleksowy i jony sfery zewnętrznej

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

W centrum jonu kompleksowego znajduje się atom kompleksujący. Rolę tę pełnią zazwyczaj jony metali. Polarne cząsteczki lub jony, a czasami oba razem, są zlokalizowane (skoordynowane) w pobliżu czynników kompleksujących; nazywane są one ligandy. Czynnik kompleksujący wraz z ligandami stanowi wewnętrzną sferę kompleksu. Jony położone daleko od czynnika kompleksującego, słabiej z nim związane, znajdują się w środowisku zewnętrznym związku kompleksowego. Wewnętrzna kula jest zwykle ujęta w nawiasy kwadratowe. Nazywa się liczbą wskazującą liczbę ligandów w sferze wewnętrznej koordynacja. Wiązania chemiczne pomiędzy jonami złożonymi i prostymi stosunkowo łatwo ulegają rozerwaniu w procesie dysocjacji elektrolitycznej. Wiązania prowadzące do powstania jonów złożonych nazywane są wiązaniami donor-akceptor.

Jony sfery zewnętrznej można łatwo oddzielić od jonu złożonego. Ta dysocjacja nazywa się pierwotną. Odwracalny rozpad sfery wewnętrznej jest znacznie trudniejszy i nazywany jest dysocjacją wtórną

Cl « + + Cl - - dysocjacja pierwotna,

+ « Ag + +2 NH 3 - dysocjacja wtórna.

dysocjacja wtórna, podobnie jak dysocjacja słabego elektrolitu, charakteryzuje się stałą niestabilności

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

Stałe niestabilności (K inst.) różnych elektrolitów są miarą stabilności kompleksu. Im mniejsze gniazdo K. , tym kompleks jest trwalszy.

Tak więc wśród podobnych związków:

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

Stabilność kompleksu wzrasta po przejściu od - do +.

Wartości stałej niestabilności podano w podręcznikach chemii. Korzystając z tych wartości można przewidzieć przebieg reakcji pomiędzy związkami złożonymi, przy dużej różnicy stałych niestabilności, reakcja będzie zmierzać w kierunku utworzenia kompleksu o niższej stałej niestabilności.

Nazywa się sól złożoną z mało stabilnym jonem kompleksowym podwójna sól. Sole podwójne, w odróżnieniu od soli złożonych, dysocjują na wszystkie jony zawarte w swoim składzie. Na przykład:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,

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

Instrukcje

Istotą tej teorii jest to, że po stopieniu (rozpuszczeniu w wodzie) prawie wszystkie elektrolity rozkładają się na jony, które są naładowane zarówno dodatnio, jak i ujemnie (co nazywa się dysocjacją elektrolityczną). Pod wpływem prądu elektrycznego ujemne („-”) przemieszczają się w stronę anody (+), a dodatnio naładowane (kationy, „+”) przemieszczają się w stronę katody (-). Dysocjacja elektrolityczna jest procesem odwracalnym (proces odwrotny nazywany jest „molaryzacją”).

Stopień (a) dysocjacji elektrolitycznej zależy od samego elektrolitu, rozpuszczalnika i ich stężenia. Jest to stosunek liczby cząsteczek (n), które rozpadły się na jony, do całkowitej liczby cząsteczek wprowadzonych do roztworu (N). Otrzymujesz: a = n / N

Zatem mocne elektrolity to substancje, które po rozpuszczeniu w wodzie całkowicie rozpadają się na jony. Mocne elektrolity to zazwyczaj substancje o silnie polarnych wiązaniach: są to sole dobrze rozpuszczalne (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), a także mocne zasady (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CSOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). W mocnym elektrolicie substancja w nim rozpuszczona występuje głównie w postaci jonów ( ); Praktycznie nie ma cząsteczek niezdysocjowanych.

Słabe elektrolity to substancje, które tylko częściowo dysocjują na jony. Słabe elektrolity wraz z jonami w roztworze zawierają niezdysocjowane cząsteczki. Słabe elektrolity nie powodują silnego stężenia jonów w roztworze.

Do słabych zaliczają się:
- kwasy organiczne (prawie wszystkie) (C2H5COOH, CH3COOH itp.);
- niektóre kwasy (H2S, H2CO3 itp.);
- prawie wszystkie sole słabo rozpuszczalne w wodzie, wodorotlenek amonu, a także wszystkie zasady (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- woda.

Praktycznie nie przewodzą prądu elektrycznego ani nie przewodzą, ale słabo.

notatka

Chociaż czysta woda bardzo słabo przewodzi prąd, ma mierzalną przewodność elektryczną, ponieważ woda nieznacznie dysocjuje na jony wodorotlenkowe i wodorowe.

Pomocna rada

Większość elektrolitów to substancje agresywne, dlatego pracując z nimi należy zachować szczególną ostrożność i przestrzegać przepisów bezpieczeństwa.

Mocna zasada to nieorganiczny związek chemiczny utworzony przez grupę hydroksylową -OH i metal zasadowy (pierwiastki z I grupy układu okresowego: Li, K, Na, RB, Cs) lub metal ziem alkalicznych (pierwiastki z grupy II Ba, Ca ). Zapisywane w postaci wzorów LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.

Będziesz potrzebować

• kubek parujący
• palnik
• wskaźniki
• metalowy pręt
• N₃PO₄

Instrukcje

Pojawiają się mocne powody, charakterystyczne dla wszystkich. O obecności w roztworze decyduje zmiana koloru wskaźnika. Do próbki z roztworem testowym dodać fenoloftaleinę lub pominąć papierek lakmusowy. Oranż metylowy daje kolor żółty, fenoloftaleina daje kolor fioletowy, a papierek lakmusowy zmienia kolor na niebieski. Im mocniejsza baza, tym intensywniejszy kolor wskaźnika.

Jeśli chcesz dowiedzieć się, jakie zasady są Ci prezentowane, przeprowadź analizę jakościową roztworów. Najpopularniejszymi mocnymi zasadami są lit, potas, sód, bar i wapń. Zasady reagują z kwasami (reakcje neutralizacji), tworząc sól i wodę. W tym przypadku można wyróżnić Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ i LiOH. W połączeniu z kwasem powstają nierozpuszczalne związki. Pozostałe wodorotlenki nie spowodują opadów, ponieważ Wszystkie sole K i Na są rozpuszczalne.
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
Odcedź je i wysusz. Do płomienia palnika dodać wysuszony osad. Zmieniając kolor płomienia, można jakościowo oznaczyć jony litu, wapnia i baru. W związku z tym określisz, który wodorotlenek jest który. Sole litu barwią płomień palnika na karminową czerwień. Sole baru są zielone, a sole wapnia są szkarłatne.

Pozostałe zasady tworzą rozpuszczalne ortofosforany.

3 NaOH + H₃PO₄-- → Na₃PO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄-- → K₃PO₄ + 3 H₂O

Konieczne jest odparowanie wody do suchej pozostałości. Odparowane sole umieszczać pojedynczo na metalowym pręcie w płomieniu palnika. Tam sól sodowa - płomień zmieni kolor na jasnożółty, a potas - różowo-fioletowy. Zatem mając minimalny zestaw sprzętu i odczynników, zidentyfikowałeś wszystkie podane Ci mocne powody.

Elektrolit to substancja, która w stanie stałym jest dielektrykiem, to znaczy nie przewodzi prądu elektrycznego, ale po rozpuszczeniu lub stopieniu staje się przewodnikiem. Dlaczego następuje tak gwałtowna zmiana właściwości? Faktem jest, że cząsteczki elektrolitu w roztworach lub stopach dysocjują na jony naładowane dodatnio i ujemnie, dzięki czemu substancje te w takim stanie skupienia są w stanie przewodzić prąd elektryczny. Większość soli, kwasów i zasad ma właściwości elektrolityczne.

Instrukcje

Jakie substancje są uważane za mocne? Takie substancje, w roztworach lub stopach, z których odsłonięte jest prawie 100% cząsteczek, niezależnie od stężenia roztworu. Na liście znajduje się bezwzględna większość rozpuszczalnych zasad, soli i niektórych kwasów, takich jak solny, bromkowy, jodkowy, azotowy itp.

Jak zachowują się słabe w roztworach lub stopach? elektrolity? Po pierwsze, dysocjują w bardzo małym stopniu (nie więcej niż 3% całkowitej liczby cząsteczek), po drugie, ich dysocjacja staje się gorsza i wolniejsza im większe jest stężenie roztworu. Do takich elektrolitów zalicza się na przykład (wodorotlenek amonu), większość kwasów organicznych i nieorganicznych (w tym kwas fluorowodorowy – HF) i oczywiście znana nam wszystkim woda. Ponieważ tylko znikoma część jego cząsteczek rozkłada się na jony wodorowe i jony hydroksylowe.

Pamiętaj, że stopień dysocjacji i odpowiednio siła elektrolitu zależą od czynników: charakteru samego elektrolitu, rozpuszczalnika i temperatury. Zatem sam ten podział jest w pewnym stopniu arbitralny. Przecież ta sama substancja może w różnych warunkach być zarówno mocnym, jak i słabym elektrolitem. Do oceny wytrzymałości elektrolitu wprowadzono specjalną wartość – stałą dysocjacji, wyznaczoną na podstawie prawa działania mas. Ale ma to zastosowanie tylko do słabych elektrolitów; mocny elektrolity nie przestrzegajcie prawa akcji masowych.

Źródła:

• lista mocnych elektrolitów

Sole- są to substancje chemiczne składające się z kationu, czyli dodatnio naładowanego jonu, metalu i ujemnie naładowanego anionu - reszty kwasowej. Istnieje wiele rodzajów soli: normalne, kwaśne, zasadowe, podwójne, mieszane, uwodnione, złożone. Zależy to od składu kationów i anionów. Jak możesz ustalić baza sól?