Teória elektrolytickej disociácie. Riešenia
Elektrolyty ako chemikálie sú známe už od staroveku. Väčšinu oblastí ich použitia si však podmanili relatívne nedávno. Budeme diskutovať o najprioritnejších oblastiach priemyslu na používanie týchto látok a zistíme, čo sú a ako sa navzájom líšia. Začnime však exkurziou do histórie.
Príbeh
Najstaršie známe elektrolyty sú soli a kyseliny objavené v staroveku. Predstavy o štruktúre a vlastnostiach elektrolytov sa však časom vyvíjali. Teórie týchto procesov sa vyvíjali od 80. rokov 19. storočia, kedy bolo urobených množstvo objavov súvisiacich s teóriami vlastností elektrolytov. Došlo k niekoľkým kvalitatívnym skokom v teóriách popisujúcich mechanizmy interakcie elektrolytov s vodou (veď až v roztoku získavajú vlastnosti, vďaka ktorým sa využívajú v priemysle).
Teraz podrobne rozoberieme niekoľko teórií, ktoré mali najväčší vplyv na vývoj predstáv o elektrolytoch a ich vlastnostiach. A začnime najbežnejšou a najjednoduchšou teóriou, ktorú každý z nás absolvoval v škole.
Arrheniova teória elektrolytickej disociácie
v roku 1887 švédsky chemik a Wilhelm Ostwald vytvorili teóriu elektrolytickej disociácie. Ani tu však nie je všetko také jednoduché. Sám Arrhenius bol zástancom takzvanej fyzikálnej teórie roztokov, ktorá nebrala do úvahy interakciu jednotlivých látok s vodou a tvrdila, že v roztoku sú voľné nabité častice (ióny). Mimochodom, práve z takýchto pozícií sa dnes v škole uvažuje o elektrolytickej disociácii.
Poďme si povedať, čo táto teória dáva a ako nám vysvetľuje mechanizmus interakcie látok s vodou. Ako každá iná, má niekoľko postulátov, ktoré používa:
1. Pri interakcii s vodou sa látka rozkladá na ióny (pozitívny - katión a negatívny - anión). Tieto častice podliehajú hydratácii: priťahujú molekuly vody, ktoré sú, mimochodom, na jednej strane kladne nabité a na druhej strane záporne (tvoria dipól), v dôsledku čoho sa formujú do akvakomplexov (solváty).
2. Proces disociácie je reverzibilný - to znamená, že ak sa látka rozpadla na ióny, potom sa pod vplyvom akýchkoľvek faktorov môže opäť zmeniť na pôvodnú.
3. Ak pripojíte elektródy k roztoku a zapnete prúd, potom sa katióny začnú pohybovať smerom k zápornej elektróde - katóde a anióny smerom ku kladne nabitej - anóde. Preto látky, ktoré sú vysoko rozpustné vo vode, vedú elektrinu lepšie ako samotná voda. Z rovnakého dôvodu sa nazývajú elektrolyty.
4. elektrolyt charakterizuje percento látky, ktorá prešla rozpustením. Tento indikátor závisí od vlastností rozpúšťadla a samotnej rozpustenej látky, od ich koncentrácie a od vonkajšej teploty.
Tu sú v skutočnosti všetky hlavné postuláty tejto jednoduchej teórie. V tomto článku ich použijeme na opis toho, čo sa deje v roztoku elektrolytu. Príklady týchto zlúčenín budeme analyzovať o niečo neskôr, ale teraz zvážime inú teóriu.
Lewisova teória kyselín a zásad
Podľa teórie elektrolytickej disociácie je kyselina látka, v ktorej roztoku je prítomný vodíkový katión a zásada je zlúčenina, ktorá sa v roztoku rozkladá na hydroxidový anión. Existuje ďalšia teória pomenovaná po slávnom chemikovi Gilbertovi Lewisovi. Umožňuje vám trochu rozšíriť pojem kyseliny a zásady. Podľa Lewisovej teórie sú kyseliny molekuly látky, ktoré majú voľné elektrónové orbitály a sú schopné prijať elektrón z inej molekuly. Je ľahké uhádnuť, že bázami budú také častice, ktoré sú schopné darovať jeden alebo viac svojich elektrónov na „využitie“ kyseliny. Tu je veľmi zaujímavé, že nielen elektrolyt, ale aj akákoľvek látka, dokonca aj nerozpustná vo vode, môže byť kyselina alebo zásada.
Protolitická Brendsted-Lowryho teória
V roku 1923, nezávisle od seba, dvaja vedci – J. Bronsted a T. Lowry – navrhli teóriu, ktorú dnes vedci aktívne využívajú na opis chemických procesov. Podstatou tejto teórie je, že význam disociácie je redukovaný na prenos protónu z kyseliny na zásadu. Posledný menovaný sa tu teda chápe ako akceptor protónov. Potom je kyselina ich darcom. Teória tiež dobre vysvetľuje existenciu látok, ktoré vykazujú vlastnosti kyselín aj zásad. Takéto zlúčeniny sa nazývajú amfotérne. V Bronsted-Lowryho teórii sa pre ne používa aj termín amfolyty, zatiaľ čo kyseliny alebo zásady sa zvyčajne nazývajú protolity.
Dostali sme sa k ďalšej časti článku. Tu vám povieme, ako sa od seba líšia silné a slabé elektrolyty a rozoberieme vplyv vonkajších faktorov na ich vlastnosti. A potom pristúpime k popisu ich praktickej aplikácie.
Silné a slabé elektrolyty
Každá látka interaguje s vodou individuálne. Niektoré sa v ňom dobre rozpúšťajú (napríklad kuchynská soľ), niektoré sa nerozpustia vôbec (napríklad krieda). Všetky látky sú teda rozdelené na silné a slabé elektrolyty. Posledne menované sú látky, ktoré zle interagujú s vodou a usadzujú sa na dne roztoku. To znamená, že majú veľmi nízky stupeň disociácie a vysokú energiu väzby, ktorá za normálnych podmienok nedovoľuje molekule rozložiť sa na jej základné ióny. K disociácii slabých elektrolytov dochádza buď veľmi pomaly, alebo so zvýšením teploty a koncentrácie tejto látky v roztoku.
Hovorme o silných elektrolytoch. Patria sem všetky rozpustné soli, ako aj silné kyseliny a zásady. Ľahko sa rozpadajú na ióny a je veľmi ťažké ich zbierať v zrážkach. Prúd v elektrolytoch sa mimochodom vykonáva presne vďaka iónom obsiahnutým v roztoku. Preto silné elektrolyty vedú prúd najlepšie zo všetkých. Príklady posledne menovaných: silné kyseliny, zásady, rozpustné soli.
Faktory ovplyvňujúce správanie elektrolytov
Teraz poďme zistiť, ako zmena vonkajšieho prostredia ovplyvňuje koncentráciu priamo ovplyvňuje stupeň disociácie elektrolytu. Tento pomer je navyše možné vyjadriť matematicky. Zákon popisujúci toto spojenie sa nazýva Ostwaldov zákon riedenia a je napísaný takto: a = (K / c) 1/2. Tu a je stupeň disociácie (v zlomkoch), K je disociačná konštanta, ktorá je pre každú látku iná, a c je koncentrácia elektrolytu v roztoku. Pomocou tohto vzorca sa môžete dozvedieť veľa o látke a jej správaní v roztoku.
Ale to odbočujeme od témy. Okrem koncentrácie je stupeň disociácie ovplyvnený aj teplotou elektrolytu. Pre väčšinu látok jeho zvýšenie zvyšuje rozpustnosť a reaktivitu. To môže vysvetliť výskyt niektorých reakcií iba pri zvýšených teplotách. Za normálnych podmienok idú buď veľmi pomaly, alebo v oboch smeroch (takýto proces sa nazýva reverzibilný).
Analyzovali sme faktory, ktoré určujú správanie systému, akým je napríklad roztok elektrolytu. Teraz prejdime k praktickej aplikácii týchto nepochybne veľmi dôležitých chemikálií.
Priemyselné využitie
Samozrejme, každý už počul slovo „elektrolyt“ v súvislosti s batériami. Auto používa olovené akumulátory, ktorých elektrolytom je 40% kyselina sírová. Aby sme pochopili, prečo je táto látka vôbec potrebná, stojí za to pochopiť vlastnosti prevádzky batérií.
Aký je teda princíp fungovania akejkoľvek batérie? V nich dochádza k reverzibilnej reakcii premeny jednej látky na druhú, v dôsledku čoho sa uvoľňujú elektróny. Pri nabíjaní batérie dochádza k interakcii látok, ktorá sa za normálnych podmienok nedosiahne. Dá sa to vyjadriť ako akumulácia elektriny v látke v dôsledku chemickej reakcie. Keď začne vybíjanie, začne sa spätná transformácia, ktorá vedie systém do počiatočného stavu. Tieto dva procesy spolu tvoria jeden cyklus nabíjania a vybíjania.
Zvážte vyššie uvedený proces na konkrétnom príklade - olovenej batérii. Ako asi tušíte, tento zdroj prúdu pozostáva z prvku obsahujúceho olovo (ako aj oxidu olovnatého PbO 2) a kyseliny. Akákoľvek batéria pozostáva z elektród a priestoru medzi nimi naplneného len elektrolytom. Ako posledná, ako sme už zistili, je v našom príklade použitá kyselina sírová v koncentrácii 40 percent. Katóda takejto batérie je vyrobená z oxidu olovnatého a anóda je vyrobená z čistého olova. To všetko preto, že na týchto dvoch elektródach dochádza k rôznym reverzibilným reakciám za účasti iónov, na ktoré sa kyselina disociovala:
- PbO2 + S04 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO4 + 2H20 (reakcia prebiehajúca na zápornej elektróde - katóde).
- Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Reakcia na kladnej elektróde - anóde).
Ak čítame reakcie zľava doprava - dostaneme procesy, ktoré sa vyskytujú pri vybití batérie, a ak sprava doľava - pri nabíjaní. Každá z týchto reakcií je iná, ale mechanizmus ich vzniku je vo všeobecnosti opísaný rovnako: prebiehajú dva procesy, pri jednom sa elektróny „pohlcujú“ a pri druhom naopak „odchádzajú“. Najdôležitejšie je, aby sa počet absorbovaných elektrónov rovnal počtu emitovaných.
V skutočnosti okrem batérií existuje veľa aplikácií týchto látok. Elektrolyty, ktorých príklady sme uviedli, sú vo všeobecnosti len zrnkom rôznych látok, ktoré sa spájajú pod týmto pojmom. Obklopujú nás všade, všade. Vezmime si napríklad ľudské telo. Myslíte si, že tieto látky tam nie sú? veľmi sa mýliš. Sú v nás všade a najväčšie množstvo tvoria krvné elektrolyty. Patria sem napríklad ióny železa, ktoré sú súčasťou hemoglobínu a pomáhajú transportovať kyslík do tkanív nášho tela. Krvné elektrolyty tiež zohrávajú kľúčovú úlohu pri regulácii rovnováhy voda-soľ a funkcie srdca. Túto funkciu vykonávajú ióny draslíka a sodíka (dokonca v bunkách prebieha proces, ktorý sa nazýva pumpa draslíka a sodíka).
Akékoľvek látky, ktoré môžete aspoň trochu rozpustiť, sú elektrolyty. A taký priemysel a náš život s vami neexistuje, kdekoľvek sa uplatňujú. Nejde len o batérie v autách a batérie. Ide o akúkoľvek chemickú a potravinársku výrobu, vojenské závody, odevné továrne a pod.
Mimochodom, zloženie elektrolytu je iné. Je teda možné rozlíšiť kyslý a alkalický elektrolyt. Zásadne sa líšia svojimi vlastnosťami: ako sme už povedali, kyseliny sú donory protónov a zásady akceptory. Ale v priebehu času sa zloženie elektrolytu mení v dôsledku straty časti látky, koncentrácia sa buď znižuje alebo zvyšuje (všetko závisí od toho, čo sa stratí, voda alebo elektrolyt).
Stretávame sa s nimi každý deň, no málokto presne pozná definíciu takého pojmu ako elektrolyty. Rozoberali sme príklady konkrétnych látok, prejdime teda k trochu zložitejším pojmom.
Fyzikálne vlastnosti elektrolytov
Teraz o fyzike. Najdôležitejšou vecou, ktorú je potrebné pochopiť pri štúdiu tejto témy, je, ako sa prúd prenáša v elektrolytoch. Rozhodujúcu úlohu v tom zohrávajú ióny. Tieto nabité častice môžu prenášať náboj z jednej časti roztoku do druhej. Anióny majú teda vždy sklon k kladnej elektróde a katióny k zápornej elektróde. Pôsobením na roztok elektrickým prúdom teda oddeľujeme náboje na rôznych stranách systému.
Takáto fyzikálna charakteristika ako hustota je veľmi zaujímavá. Mnoho vlastností zlúčenín, o ktorých diskutujeme, závisí od toho. A často sa objavuje otázka: "Ako zvýšiť hustotu elektrolytu?" V skutočnosti je odpoveď jednoduchá: musíte znížiť obsah vody v roztoku. Pretože hustota elektrolytu je väčšinou určená, väčšinou závisí od koncentrácie elektrolytu. Existujú dva spôsoby realizácie plánu. Prvý je celkom jednoduchý: prevarte elektrolyt obsiahnutý v batérii. K tomu ho treba nabiť tak, aby teplota vo vnútri vystúpila mierne nad sto stupňov Celzia. Ak táto metóda nepomôže, nebojte sa, existuje ďalšia: jednoducho vymeňte starý elektrolyt za nový. Za týmto účelom vypustite starý roztok, vyčistite vnútro od zvyškov kyseliny sírovej destilovanou vodou a potom nalejte novú porciu. Spravidla majú vysokokvalitné roztoky elektrolytov okamžite požadovanú koncentráciu. Po výmene môžete na dlhú dobu zabudnúť, ako zvýšiť hustotu elektrolytu.
Zloženie elektrolytu do značnej miery určuje jeho vlastnosti. Charakteristiky, ako napríklad elektrická vodivosť a hustota, sú veľmi závislé od povahy rozpustenej látky a jej koncentrácie. Existuje samostatná otázka o tom, koľko elektrolytu môže byť v batérii. V skutočnosti jeho objem priamo súvisí s deklarovanou silou produktu. Čím viac kyseliny sírovej je vo vnútri batérie, tým je výkonnejšia, to znamená, že dokáže dodať väčšie napätie.
Kde je to užitočné?
Ak ste automobilový nadšenec alebo len milujete autá, potom sami rozumiete všetkému. Určite dokonca viete, ako zistiť, koľko elektrolytu je teraz v batérii. A ak ste ďaleko od áut, potom poznať vlastnosti týchto látok, ich aplikácie a ich vzájomné pôsobenie nebude vôbec zbytočné. Keď to viete, nebudete v rozpakoch, ak vás požiadajú, aby ste povedali, ktorý elektrolyt je v batérii. Hoci aj keď nie ste nadšencom automobilov, ale máte auto, znalosť batériového zariadenia nebude vôbec zbytočná a pomôže vám s opravami. Bude oveľa jednoduchšie a lacnejšie robiť všetko sami, ako ísť do autocentra.
A aby ste si túto tému lepšie naštudovali, odporúčame prečítať si učebnicu chémie pre školy a univerzity. Ak túto vedu dobre poznáte a máte prečítaných dostatok učebníc, Varypajevove „Chemické zdroje prúdu“ by boli najlepšou voľbou. Podrobne načrtáva celú teóriu fungovania batérií, rôznych batérií a vodíkových článkov.
Záver
Došli sme na koniec. Poďme si to zhrnúť. Vyššie sme analyzovali všetko, čo súvisí s takým konceptom, ako sú elektrolyty: príklady, teória štruktúry a vlastností, funkcie a aplikácie. Opäť stojí za to povedať, že tieto zlúčeniny sú súčasťou nášho života, bez ktorých by naše telá a všetky oblasti priemyslu nemohli existovať. Pamätáte si krvné elektrolyty? Vďaka nim žijeme. A čo naše autá? S týmito znalosťami budeme schopní vyriešiť akýkoľvek problém súvisiaci s batériou, pretože teraz chápeme, ako zvýšiť hustotu elektrolytu v nej.
Nedá sa povedať všetko a takýto cieľ sme si nedali. To napokon nie je všetko, čo sa o týchto úžasných látkach dá povedať.
Všetky látky možno rozdeliť na elektrolyty a neelektrolyty. Medzi elektrolyty patria látky, ktorých roztoky alebo taveniny vedú elektrický prúd (napríklad vodné roztoky alebo taveniny KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Neelektrolytové látky nevedú pri roztavení alebo rozpustení elektrický prúd (cukor, alkohol, acetón a pod.).
Elektrolyty sa delia na silné a slabé. Silné elektrolyty v roztokoch alebo taveninách sa úplne disociujú na ióny. Pri písaní rovníc chemických reakcií je to zdôraznené šípkou v jednom smere, napríklad:
HCl → H + + Cl -
Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -
Medzi silné elektrolyty patria látky s heteropolárnou alebo iónovou kryštálovou štruktúrou (tabuľka 1.1).
Tabuľka 1.1 Silné elektrolyty
Slabé elektrolyty sa rozkladajú na ióny len čiastočne. Spolu s iónmi je v taveninách alebo roztokoch týchto látok prítomná veľká väčšina nedisociovaných molekúl. V roztokoch slabých elektrolytov paralelne s disociáciou prebieha opačný proces - asociácia, to znamená spojenie iónov do molekúl. Pri písaní reakčnej rovnice je to zdôraznené dvoma protiľahlými šípkami.
CH3COOH D CH3COO - + H +
Medzi slabé elektrolyty patria látky s homeopolárnym typom kryštálovej mriežky (tabuľka 1.2).
Tabuľka 1.2 Slabé elektrolyty
Rovnovážny stav slabého elektrolytu vo vodnom roztoku je kvantitatívne charakterizovaný stupňom elektrolytickej disociácie a elektrolytickou disociačnou konštantou.
Stupeň elektrolytickej disociácie α je pomer počtu molekúl rozložených na ióny k celkovému počtu rozpustených molekúl elektrolytu:
Stupeň disociácie ukazuje, aká časť z celkového množstva rozpusteného elektrolytu sa rozloží na ióny a závisí od povahy elektrolytu a rozpúšťadla, ako aj od koncentrácie látky v roztoku, má bezrozmernú hodnotu, hoci je zvyčajne vyjadrené v percentách. Pri nekonečnom riedení roztoku elektrolytu sa stupeň disociácie blíži k jednote, čo zodpovedá úplnej, 100%, disociácii molekúl rozpustenej látky na ióny. Pre roztoky slabých elektrolytov 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.
Vo všeobecnosti možno reverzibilnú chemickú reakciu znázorniť ako:
a A+ b B D d D+ e E
Reakčná rýchlosť je priamo úmerná súčinu koncentrácie reagujúcich častíc v mocninách ich stechiometrických koeficientov. Potom na priamu reakciu
V1 = k 1[A] a[B] b,
a rýchlosť reverznej reakcie
V2 = k 2[D] d[E] e.
V určitom časovom bode sa rýchlosť doprednej a spätnej reakcie vyrovná, t.j.
Tento stav sa nazýva chemická rovnováha. Odtiaľ
k 1[A] a[B] b=k 2[D] d[E] e
Zoskupením konštánt na jednej strane a premenných na druhej strane dostaneme:
Pre reverzibilnú chemickú reakciu v rovnovážnom stave je teda súčin rovnovážnych koncentrácií produktov reakcie v mocninách ich stechiometrických koeficientov, vztiahnuté na rovnaký produkt pre východiskové látky, konštantná hodnota pri danej teplote a tlaku. . Číselná hodnota chemickej rovnovážnej konštanty TO nezávisí od koncentrácie reaktantov. Napríklad rovnovážna konštanta pre disociáciu kyseliny dusitej v súlade so zákonom o pôsobení hmoty môže byť zapísaná ako:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
hodnota K a nazývaná disociačná konštanta kyseliny, v tomto prípade dusnej.
Podobne je vyjadrená aj disociačná konštanta slabej bázy. Napríklad pre reakciu disociácie amoniaku:
NH3 + H20 DNH4 + + OH -
.
hodnota K b nazývaná disociačná konštanta zásady, v tomto prípade amoniaku. Čím vyššia je disociačná konštanta elektrolytu, tým viac elektrolyt disociuje a tým vyššia je koncentrácia jeho iónov v roztoku v rovnovážnom stave. Existuje vzťah medzi stupňom disociácie a disociačnou konštantou slabého elektrolytu:
Toto je matematické vyjadrenie Ostwaldovho zákona riedenia: keď sa slabý elektrolyt zriedi, stupeň jeho disociácie sa zvyšuje. Pre slabé elektrolyty pri TO≤1∙10-4 a S≥0,1 mol/l použite zjednodušený výraz:
TO= α 2 ∙S alebo α
Príklad 1. Vypočítajte stupeň disociácie a koncentráciu iónov a [NH 4 + ] v 0,1 M roztoku hydroxidu amónneho, ak TO NH4OH \u003d 1,76 ∙ 10-5
Dané: NH4OH
TO NH4OH \u003d 1,76 ∙ 10-5
Riešenie:
Pretože elektrolyt je dosť slabý ( K NH40H =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
alebo 1,33 %
Koncentrácia iónov v binárnom roztoku elektrolytu sa rovná C∙α, pretože binárny elektrolyt ionizuje vytvorením jedného katiónu a jedného aniónu, potom \u003d [ NH4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).
odpoveď: a = 1,33 %; \u003d [NH4+] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.
Teória silných elektrolytov
Silné elektrolyty v roztokoch a taveninách sa úplne disociujú na ióny. Experimentálne štúdie elektrickej vodivosti roztokov silných elektrolytov však ukazujú, že jej hodnota je trochu podhodnotená v porovnaní s elektrickou vodivosťou, ktorá by mala byť pri 100% disociácii. Tento rozpor sa vysvetľuje teóriou silných elektrolytov, ktorú navrhli Debye a Hueckel. Podľa tejto teórie v roztokoch silných elektrolytov dochádza k elektrostatickej interakcii medzi iónmi. Okolo každého iónu sa z iónov opačného náboja vytvorí „iónová atmosféra“, ktorá pri prechode jednosmerného elektrického prúdu spomaľuje pohyb iónov v roztoku. Okrem elektrostatickej interakcie iónov je v koncentrovaných roztokoch potrebné brať do úvahy aj asociáciu iónov. Vplyvom interiónových síl vzniká efekt neúplnej disociácie molekúl, t.j. zjavný stupeň disociácie. Experimentálne stanovená hodnota α je vždy o niečo nižšia ako skutočná hodnota α. Napríklad v 0,1 M roztoku Na2S04 je experimentálna hodnota α = 45 %. Na zohľadnenie elektrostatických faktorov v roztokoch silných elektrolytov sa používa pojem aktivita (A). Aktivita iónu sa nazýva efektívna alebo zdanlivá koncentrácia, podľa ktorej ión pôsobí v roztoku. Aktivita a skutočná koncentrácia sú spojené výrazom:
Kde f- koeficient aktivity, ktorý charakterizuje mieru odchýlky systému od ideálu v dôsledku elektrostatických interakcií iónov.
Koeficienty aktivity iónov závisia od hodnoty µ, ktorá sa nazýva iónová sila roztoku. Iónová sila roztoku je mierou elektrostatickej interakcie všetkých iónov prítomných v roztoku a rovná sa polovici súčtu súčinov koncentrácií (s) každého z iónov prítomných v roztoku na štvorec jeho nábojového čísla (z):
.
V zriedených roztokoch (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c a faktor aktivity je 1. To znamená, že prakticky neexistujú žiadne elektrostatické interakcie. Vo veľmi koncentrovaných roztokoch (µ>1M) môžu byť koeficienty aktivity iónov väčšie ako jedna. Vzťah medzi aktivitným koeficientom a iónovou silou roztoku je vyjadrený vzorcami:
pri µ
<10 -2
pri 10-2 ≤ µ
≤ 10 -1
+ 0,1z2u pri 0,1<µ
<1
Rovnovážna konštanta vyjadrená aktivitami sa nazýva termodynamická. Napríklad na reakciu
a A+ b B d D+ e E
termodynamická konštanta má tvar:
Závisí od teploty, tlaku a povahy rozpúšťadla.
Od aktivity častice , teda
Kde TO C je koncentračná rovnovážna konštanta.
Význam TO C závisí nielen od teploty, povahy rozpúšťadla a tlaku, ale aj od iónovej sily m. Keďže termodynamické konštanty závisia od najmenšieho počtu faktorov, sú teda najzákladnejšími charakteristikami rovnováhy. Preto sú v referenčných knihách uvedené termodynamické konštanty. Hodnoty termodynamických konštánt niektorých slabých elektrolytov sú uvedené v prílohe tohto návodu. \u003d 0,024 mol/l.
So zvyšujúcim sa nábojom iónu klesá koeficient aktivity a aktivita iónu.
Otázky na sebaovládanie:
- Čo je ideálny systém? Vymenujte hlavné príčiny odchýlky reálneho systému od ideálneho.
- Aký je stupeň disociácie elektrolytov?
- Uveďte príklady silných a slabých elektrolytov.
- Aký je vzťah medzi disociačnou konštantou a stupňom disociácie slabého elektrolytu? Vyjadrite to matematicky.
- čo je aktivita? Ako súvisí aktivita iónu a jeho skutočná koncentrácia?
- Čo je to faktor aktivity?
- Ako náboj iónu ovplyvňuje hodnotu koeficientu aktivity?
- Aká je iónová sila roztoku, jeho matematické vyjadrenie?
- Napíšte vzorce na výpočet koeficientov aktivity jednotlivých iónov v závislosti od iónovej sily roztoku.
- Formulujte zákon hromadnej akcie a vyjadrite ho matematicky.
- Čo je termodynamická rovnovážna konštanta? Aké faktory ovplyvňujú jeho hodnotu?
- Aká je koncentračná rovnovážna konštanta? Aké faktory ovplyvňujú jeho hodnotu?
- Ako súvisia termodynamické a koncentračné rovnovážne konštanty?
- Do akej miery sa môže meniť hodnota koeficientu aktivity?
- Aké sú hlavné ustanovenia teórie silných elektrolytov?
Soli, ich vlastnosti, hydrolýza
Žiak 8 triedy B škola číslo 182
Petrova Polina
učiteľ chémie:
Kharina Ekaterina Alekseevna
MOSKVA 2009
V bežnom živote sme zvyknutí narábať len s jednou soľou – kuchynskou soľou, t.j. chlorid sodný NaCl. V chémii sa však celá trieda zlúčenín nazýva soli. Soli možno považovať za produkty substitúcie vodíka v kyseline za kov. Kuchynská soľ sa napríklad môže získať z kyseliny chlorovodíkovej substitučnou reakciou:
2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2.
kyslá soľ
Ak užijete hliník namiesto sodíka, vytvorí sa ďalšia soľ - chlorid hlinitý:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H 2
soľ- Ide o zložité látky pozostávajúce z atómov kovov a zvyškov kyselín. Sú to produkty úplného alebo čiastočného nahradenia vodíka v kyseline kovom alebo hydroxylovej skupiny v zásade zvyškom kyseliny. Napríklad, ak v kyseline sírovej H2SO4 nahradíme jeden atóm vodíka draslíkom, dostaneme soľ KHS04, a ak dva - K2SO4.
Existuje niekoľko druhov solí.
| Druhy soli | Definícia | Príklady soli |
| Stredná | Produkt úplného nahradenia kyslého vodíka kovom. Neobsahujú atómy H ani OH skupiny. | Na 2 SO 4 síran sodný CuCl 2 chlorid meďnatý Ca 3 (PO 4) 2 fosforečnan vápenatý Na 2 CO 3 uhličitan sodný (sóda) |
| Kyslé | Produkt neúplného nahradenia vodíka kyseliny kovom. Obsahujú atómy vodíka. (Tvoria ich iba viacsýtne kyseliny) | CaHPO 4 hydrogenfosforečnan vápenatý Ca (H 2 PO 4) 2 dihydrogenfosforečnan vápenatý NaHCO 3 hydrogenuhličitan sodný (sóda bikarbóna) |
| Hlavná | Produkt neúplného nahradenia hydroxoskupín zásady zvyškom kyseliny. Zahŕňa OH skupiny. (tvorený iba polykyselinovými zásadami) | Cu (OH) Cl hydroxochlorid meďnatý Ca 5 (PO 4) 3 (OH) hydroxofosforečnan vápenatý (CuOH) 2 CO 3 hydroxokarbonát meďnatý (malachit) |
| zmiešané | Soli dvoch kyselín | Ca(OCl)Cl - bielidlo |
| Dvojité | Soli dvoch kovov | K 2 NaPO 4 - ortofosforečnan sodný dvojdraselný |
| Kryštál hydratuje | Obsahuje kryštalickú vodu. Pri zahrievaní sa dehydratujú - strácajú vodu a menia sa na bezvodú soľ. | CuS04. 5H 2 O - pentahydrát síranu meďnatého (síran meďnatý) Na 2 CO 3. 10H 2 O - dekahydrát uhličitanu sodného (sóda) |
Spôsoby získavania solí.
1. Soli možno získať pôsobením kyselín na kovy, zásadité oxidy a zásady:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
chlorid zinočnatý
3H2S04 + Fe203Fe2(S04)3 + 3H20
síran železitý
3HN03 + Cr(OH)3Cr(NO3)3 + 3H20
dusičnan chrómový (III).
2. Soli vznikajú reakciou kyslých oxidov s alkáliami, ako aj kyslých oxidov so zásaditými oxidmi:
N205 + Ca (OH) 2 Ca (N03) 2 + H20
dusičnanu vápenatého
Si02 + CaO CaSiO3
kremičitan vápenatý
3. Soli možno získať reakciou solí s kyselinami, zásadami, kovmi, neprchavými oxidmi kyselín a inými soľami. Takéto reakcie prebiehajú za podmienok vývoja plynu, zrážania, vývoja oxidu slabšej kyseliny alebo vývoja prchavého oxidu.
Ca3(PO4)2 + 3H2S04 3CaS04 + 2H3P04
ortofosforečnan vápenatý síran vápenatý
Fe2(S04)3 + 6NaOH 2Fe (OH)3 + 3Na2S04
síran železitý síran sodný
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
síran meďnatý síran železnatý
CaC03 + Si02 CaSi03 + CO2
uhličitan vápenatý kremičitan vápenatý
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
sulfát chlorid sulfát chlorid
hliník bárium bárium hliník
4. Soli bezkyslíkatých kyselín vznikajú interakciou kovov s nekovmi:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
chlorid železitý
fyzikálne vlastnosti.
Soli sú pevné látky rôznych farieb. Ich rozpustnosť vo vode je rôzna. Všetky soli kyseliny dusičnej a octovej, ako aj sodné a draselné soli, sú rozpustné. Rozpustnosť iných solí vo vode možno nájsť v tabuľke rozpustnosti.
Chemické vlastnosti.
1) Soli reagujú s kovmi.
Keďže tieto reakcie prebiehajú vo vodných roztokoch, Li, Na, K, Ca, Ba a ďalšie aktívne kovy, ktoré za normálnych podmienok reagujú s vodou, nie je možné použiť na experimenty, alebo je možné reakcie uskutočniť v tavenine.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Soli reagujú s kyselinami. Tieto reakcie prebiehajú, keď silnejšia kyselina vytláča slabšiu kyselinu, pričom sa uvoľňuje plyn alebo sa vyzráža.
Pri uskutočňovaní týchto reakcií zvyčajne berú suchú soľ a pôsobia s koncentrovanou kyselinou.
BaCl2 + H2S04 BaS04 + 2HCl
Na2Si03 + 2HCl 2NaCl + H2Si03
3) Soli reagujú s alkáliami vo vodných roztokoch.
Toto je metóda na získanie nerozpustných zásad a zásad.
FeCl3 (p-p) + 3NaOH (p-p) Fe(OH)3 + 3NaCl
CuS04 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2S04 + Cu(OH)2
Na2S04 + Ba(OH)2BaS04 + 2NaOH
4) Soli reagujú so soľami.
Reakcie prebiehajú v roztokoch a používajú sa na získanie prakticky nerozpustných solí.
AgNO3 + KBr AgBr + KNO3
CaCl2 + Na2C03 CaC03 + 2NaCl
5) Niektoré soli sa pri zahrievaní rozkladajú.
Typickým príkladom takejto reakcie je spaľovanie vápenca, ktorého hlavnou zložkou je uhličitan vápenatý:
CaCO 3 CaO + CO2 uhličitan vápenatý
1. Niektoré soli sú schopné kryštalizovať za vzniku kryštalických hydrátov.
Síran meďnatý CuSO 4 je biela kryštalická látka. Keď sa rozpustí vo vode, zahreje sa a vytvorí modrý roztok. Uvoľňovanie tepla a zmena farby sú znakmi chemickej reakcie. Keď sa roztok odparí, uvoľní sa kryštalický hydrát CuS04. 5H20 (síran meďnatý). Tvorba tejto látky naznačuje, že síran meďnatý (II) reaguje s vodou:
CuS04 + 5H20 CuS04. 5H20+Q
biela modrá modrá
Použitie solí.
Väčšina solí sa široko používa v priemysle av každodennom živote. Napríklad chlorid sodný NaCl alebo kuchynská soľ je pri varení nevyhnutná. V priemysle sa chlorid sodný používa na výrobu hydroxidu sodného, sódy NaHC03, chlóru a sodíka. Soli kyseliny dusičnej a kyseliny ortofosforečnej sú hlavne minerálne hnojivá. Napríklad dusičnan draselný KNO 3 je dusičnan draselný. Nachádza sa aj v pušnom prachu a iných pyrotechnických zmesiach. Soli sa používajú na získavanie kovov, kyselín, pri výrobe skla. Do triedy solí patria aj mnohé prípravky na ochranu rastlín proti chorobám, škodcom a niektoré liečivé látky. Manganistan draselný KMnO 4 sa často nazýva manganistan draselný. Ako stavebný materiál sa používa vápenec a sadra - CaSO 4. 2H 2 O, ktorý sa používa aj v medicíne.
Roztoky a rozpustnosť.
Ako už bolo uvedené, rozpustnosť je dôležitou vlastnosťou solí. Rozpustnosť - schopnosť látky vytvárať s inou látkou homogénny, stabilný systém premenlivého zloženia, pozostávajúci z dvoch alebo viacerých zložiek.
Riešenia sú homogénne systémy pozostávajúce z molekúl rozpúšťadla a častíc rozpustenej látky.
Takže napríklad roztok stolovej soli pozostáva z rozpúšťadla - vody, rozpustenej látky - iónov Na +, Cl -.
ióny(z gréckeho ión - idúce), elektricky nabité častice vznikajúce pri strate alebo získaní elektrónov (alebo iných nabitých častíc) atómami alebo skupinami atómov. Pojem a termín „ión“ zaviedol v roku 1834 M. Faraday, ktorý pri štúdiu vplyvu elektrického prúdu na vodné roztoky kyselín, zásad a solí navrhol, že elektrická vodivosť takýchto roztokov je spôsobená pohybom iónov. . Kladne nabité ióny pohybujúce sa v roztoku smerom k zápornému pólu (katóda) Faraday nazývané katióny a záporne nabité ióny pohybujúce sa smerom k kladnému pólu (anóda) - anióny.
Podľa stupňa rozpustnosti vo vode sa látky delia do troch skupín:
1) Vysoko rozpustný;
2) Mierne rozpustný;
3) Prakticky nerozpustný.
Mnohé soli sú vysoko rozpustné vo vode. Pri rozhodovaní o rozpustnosti iných solí vo vode budete musieť použiť tabuľku rozpustnosti.
Je dobre známe, že niektoré látky v rozpustenej alebo roztavenej forme vedú elektrický prúd, zatiaľ čo iné nevedú prúd za rovnakých podmienok.
Látky, ktoré sa v roztokoch alebo taveninách rozkladajú na ióny, a preto vedú elektrický prúd, sa nazývajú elektrolytov.
Látky, ktoré sa za rovnakých podmienok nerozložia na ióny a nevedú elektrický prúd, sa nazývajú neelektrolytov.
Elektrolyty zahŕňajú kyseliny, zásady a takmer všetky soli. Elektrolyty samotné nevedú elektrický prúd. V roztokoch a taveninách sa rozkladajú na ióny, vďaka ktorým tečie prúd.
Rozklad elektrolytov na ióny pri rozpustení vo vode sa nazýva elektrolytická disociácia. Jeho obsah sa scvrkáva na tieto tri ustanovenia:
1) Elektrolyty sa po rozpustení vo vode rozkladajú (disociujú) na ióny – pozitívne a negatívne.
2) Pôsobením elektrického prúdu získavajú ióny riadený pohyb: kladne nabité ióny sa pohybujú smerom ku katóde a nazývajú sa katióny a záporne nabité ióny sa pohybujú smerom k anóde a nazývajú sa anióny.
3) Disociácia je reverzibilný proces: paralelne s rozpadom molekúl na ióny (disociácia) prebieha proces spájania iónov (asociácia).
reverzibilita
Silné a slabé elektrolyty.
Na kvantitatívnu charakterizáciu schopnosti elektrolytu rozkladať sa na ióny sa používa pojem stupeň disociácie (α), t. . E. Pomer počtu molekúl rozložených na ióny k celkovému počtu molekúl. Napríklad α = 1 znamená, že elektrolyt sa úplne rozložil na ióny a α = 0,2 znamená, že iba každá pätina jeho molekúl sa disociovala. Keď sa koncentrovaný roztok zriedi, ako aj pri zahrievaní, jeho elektrická vodivosť sa zvyšuje, pretože sa zvyšuje stupeň disociácie.
V závislosti od hodnoty α sú elektrolyty podmienene rozdelené na silné (temer úplne disociujú, (α 0,95) so strednou silou (0,95
Silné elektrolyty sú mnohé minerálne kyseliny (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 atď.), alkálie (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 atď.), takmer všetky soli. Medzi slabé roztoky patria roztoky niektorých minerálnych kyselín (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), mnohých organických kyselín (napríklad octová CH 3 COOH), vodný roztok amoniaku (NH 3. 2 O), voda, niektoré soli ortuti (HgCl 2). Stredne silné elektrolyty často zahŕňajú kyselinu fluorovodíkovú, kyselinu ortofosforečnú H3PO4 a dusitú HNO2.
Hydrolýza soli.
Termín "hydrolýza" pochádza z gréckych slov hidor (voda) a lysis (rozklad). Hydrolýza sa zvyčajne chápe ako výmenná reakcia medzi látkou a vodou. Hydrolytické procesy sú v prírode okolo nás (živej aj neživej) mimoriadne bežné a ľudia ich vo veľkej miere využívajú aj v moderných výrobných a domácich technológiách.
Hydrolýza soli je reakcia interakcie iónov, ktoré tvoria soľ, s vodou, čo vedie k vytvoreniu slabého elektrolytu a je sprevádzané zmenou média roztoku.
Tri typy solí podliehajú hydrolýze:
a) soli tvorené slabou zásadou a silnou kyselinou (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - prebieha katiónová hydrolýza)
NH4+ + H20 NH3 + H30+
NH4CI + H20 NH3. H2O + HCl
Reakcia média je kyslá.
b) soli tvorené silnou zásadou a slabou kyselinou (K 2 CO 3, Na 2 S - dochádza k hydrolýze aniónu)
Si03 2- + 2H20 H2Si03 + 2OH -
K2Si03 + 2H20 H2Si03 + 2KOH
Reakcia média je alkalická.
c) soli tvorené slabou zásadou a slabou kyselinou (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hydrolýza prebieha pozdĺž katiónu a aniónu.
2NH4+ + CO32- + 2H202NH3. H20 + H2C03
(NH4)2C03 + H202NH3. H20 + H2C03
Často je reakcia okolia neutrálna.
d) soli tvorené silnou zásadou a silnou kyselinou (NaCl, Ba (NO 3) 2) nepodliehajú hydrolýze.
V niektorých prípadoch hydrolýza prebieha nezvratne (ako sa hovorí, ide do konca). Takže keď sa zmiešajú roztoky uhličitanu sodného a síranu meďnatého, vyzráža sa modrá zrazenina hydratovanej zásaditej soli, ktorá pri zahriatí stráca časť kryštalizačnej vody a stáva sa zelenou - mení sa na bezvodý zásaditý uhličitan meďnatý - malachit:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H20 (CuOH)2CO3 + 2Na2S04 + CO2
Pri zmiešaní roztokov sulfidu sodného a chloridu hlinitého sa hydrolýza tiež končí:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H20 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl
Preto Al 2 S 3 nemožno izolovať z vodného roztoku. Táto soľ sa získava z jednoduchých látok.
Silné a slabé elektrolyty
V roztokoch niektorých elektrolytov disociuje len časť molekúl. Pre kvantitatívnu charakteristiku sily elektrolytu bol zavedený pojem stupňa disociácie. Pomer počtu molekúl disociovaných na ióny k celkovému počtu molekúl rozpustenej látky sa nazýva stupeň disociácie a.
kde C je koncentrácia disociovaných molekúl, mol/l;
C 0 - počiatočná koncentrácia roztoku, mol / l.
Podľa stupňa disociácie sú všetky elektrolyty rozdelené na silné a slabé. Medzi silné elektrolyty patria tie, ktorých stupeň disociácie je väčší ako 30 % (a > 0,3). Tie obsahujú:
silné kyseliny (H2S04, HN03, HCl, HBr, HI);
· rozpustné hydroxidy, okrem NH 4 OH;
rozpustné soli.
Elektrolytická disociácia silných elektrolytov prebieha nevratne
HN03® H++ N0-3.
Slabé elektrolyty majú stupeň disociácie menší ako 2 % (a< 0,02). К ним относятся:
Slabé anorganické kyseliny (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3 atď.) a všetky organické, napríklad kyselina octová (CH 3 COOH);
· nerozpustné hydroxidy, ako aj rozpustný hydroxid NH 4 OH;
nerozpustné soli.
Elektrolyty so strednými hodnotami stupňa disociácie sa nazývajú elektrolyty strednej sily.
Stupeň disociácie (a) závisí od nasledujúcich faktorov:
na povahe elektrolytu, to znamená na type chemických väzieb; k disociácii najľahšie dochádza v mieste najpolárnejších väzieb;
z povahy rozpúšťadla - čím je polárnejšie, tým ľahšie v ňom prebieha proces disociácie;
pri teplote - zvýšenie teploty zvyšuje disociáciu;
na koncentrácii roztoku - pri zriedení roztoku sa zvyšuje aj disociácia.
Ako príklad závislosti stupňa disociácie od charakteru chemických väzieb uvažujme disociáciu hydrosíranu sodného (NaHSO 4), v molekule ktorého sú tieto typy väzieb: 1-ión; 2 - polárny kovalentný; 3 - väzba medzi atómami síry a kyslíka má nízku polaritu. K prasknutiu dochádza najľahšie v mieste iónovej väzby (1):
| Na1030S3H200 | 1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. potom v mieste polárnej väzby menšieho stupňa: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. zvyšok kyseliny nedisociuje na ióny. |
Stupeň disociácie elektrolytu silne závisí od povahy rozpúšťadla. Napríklad HCl silne disociuje vo vode, slabšie v etanole C 2 H 5 OH, takmer nedisociuje v benzéne, v ktorom prakticky nevedie elektrický prúd. Rozpúšťadlá s vysokou permitivitou (e) polarizujú molekuly rozpustenej látky a tvoria s nimi solvatované (hydratované) ióny. Pri 25 °C e (H20) \u003d 78,5, e (C2H5OH) \u003d 24,2, e (C6H6) \u003d 2,27.
V roztokoch slabých elektrolytov proces disociácie prebieha reverzibilne, a preto zákony chemickej rovnováhy platia pre rovnováhu v roztoku medzi molekulami a iónmi. Takže na disociáciu kyseliny octovej
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Rovnovážna konštanta K sa určí ako
Kc \u003d Kd \u003d CCH3COO - · CH+/CCH3COOH.
Rovnovážna konštanta (K c) pre proces disociácie sa nazýva disociačná konštanta (K d). Jeho hodnota závisí od charakteru elektrolytu, rozpúšťadla a teploty, ale nezávisí od koncentrácie elektrolytu v roztoku. Disociačná konštanta je dôležitou charakteristikou slabých elektrolytov, pretože indikuje silu ich molekúl v roztoku. Čím menšia je disociačná konštanta, tým slabšie elektrolyt disociuje a jeho molekuly sú stabilnejšie. Vzhľadom na to, že stupeň disociácie sa na rozdiel od disociačnej konštanty mení s koncentráciou roztoku, je potrebné nájsť vzťah medzi K d a a. Ak sa počiatočná koncentrácia roztoku rovná C a stupeň disociácie zodpovedajúci tejto koncentrácii a, potom sa počet disociovaných molekúl kyseliny octovej bude rovnať C. Keďže
CCH 3 COO - \u003d CH + \u003d a C,
potom sa koncentrácia nerozpadnutých molekúl kyseliny octovej bude rovnať (C - a C) alebo C (1- a C). Odtiaľ
K d \u003d aC a C / (C - a C) \u003d a 2 C / (1- a). (1)
Rovnica (1) vyjadruje Ostwaldov zákon riedenia. Pre veľmi slabé elektrolyty a<<1, то приближенно К @ a 2 С и
a = (K/C). (2)
Ako je možné vidieť zo vzorca (2), s poklesom koncentrácie roztoku elektrolytu (pri zriedení) sa stupeň disociácie zvyšuje.
Slabé elektrolyty disociujú postupne, napríklad:
1 stupeň H2CO3"H++ HCO-3,
2-stupňová HCO-3"H++ CO2-3.
Takéto elektrolyty sa vyznačujú niekoľkými konštantami - v závislosti od počtu stupňov rozkladu na ióny. Pre kyselinu uhličitú
K1 \u003d CH + CHCO-2 / CH2CO3 \u003d 4,45 × 10-7; K2 \u003d CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 \u003d 4,7 × 10 -11.
Ako vidno, rozklad na ióny kyseliny uhličitej je determinovaný najmä prvým stupňom, pričom druhý sa môže prejaviť až pri vysokom zriedení roztoku.
Celková rovnováha H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 zodpovedá celkovej disociačnej konštante
Kd \u003d C2n+ · CCO2-3/CH2C03.
Hodnoty K1 a K2 sú vo vzájomnom vzťahu
K d \u003d K 1 K 2.
Bázy viacmocných kovov disociujú podobným spôsobom. Napríklad dva kroky disociácie hydroxidu meďnatého
Cu (OH) 2 "CuOH + + OH -,
CuOH + "Cu2+ + OH -
zodpovedajú disociačným konštantám
K1 \u003d CCuOH + SON - / CCu (OH) 2 a K2 \u003d Ccu 2+ SON - / CCuOH +.
Keďže silné elektrolyty sú v roztoku úplne disociované, samotný termín disociačná konštanta pre ne nemá význam.
Disociácia rôznych tried elektrolytov
Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie kyselina sa nazýva látka, pri ktorej disociácii vzniká ako katión len hydratovaný vodíkový ión H 3 O (alebo jednoducho H +).
nadácie Látka sa nazýva látka, ktorá vo vodnom roztoku tvorí OH hydroxidové ióny ako anión a žiadne iné anióny.
Podľa Bronstedovej teórie je kyselina donorom protónov a zásada je akceptor protónov.
Sila zásad, podobne ako sila kyselín, závisí od hodnoty disociačnej konštanty. Čím väčšia je disociačná konštanta, tým silnejší je elektrolyt.
Existujú hydroxidy, ktoré môžu interagovať a vytvárať soli nielen s kyselinami, ale aj so zásadami. Takéto hydroxidy sa nazývajú amfotérny. Tie obsahujú Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cr(OH)3, Al(OH)3. Ich vlastnosti sú spôsobené tým, že disociujú v slabej miere podľa typu kyselín a typu zásad.
H++RO- « ROH « R + + OH -.
Táto rovnováha sa vysvetľuje skutočnosťou, že sila väzby medzi kovom a kyslíkom sa mierne líši od sily väzby medzi kyslíkom a vodíkom. Preto, keď hydroxid berýliový reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, získa sa chlorid berýlia
Be (OH)2 + HCl \u003d BeCl2 + 2H20,
a pri interakcii s hydroxidom sodným - beryllátom sodným
Be (OH)2 + 2NaOH \u003d Na2Be02 + 2H20.
soľ môžu byť definované ako elektrolyty, ktoré disociujú v roztoku za vzniku katiónov iných ako vodíkové katióny a aniónov iných ako hydroxidových iónov.
Stredné soli, získané úplným nahradením vodíkových iónov zodpovedajúcich kyselín katiónmi kovov (alebo NH + 4), úplne disociovať Na2S04"2Na + + SO 2-4.
Kyslé soli disociovať v krokoch
1 stupeň NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,
2-stupňová HSO - 4"H++S02-4.
Stupeň disociácie v 1. štádiu je väčší ako v 2. štádiu a čím slabšia kyselina, tým nižší je stupeň disociácie v 2. štádiu.
zásadité soli, získané neúplným nahradením hydroxidových iónov kyslými zvyškami, tiež disociovať v krokoch:
1 krok (CuOH) 2 SO 4 "2 CuOH + + SO 2-4,
2-stupňový CuOH + "Cu2+ + OH-.
Zásadité soli slabých zásad disociujú hlavne v 1. kroku.
komplexné soli, obsahujúci komplexný komplexný ión, ktorý si po rozpustení zachováva svoju stabilitu, disociuje na komplexný ión a ióny vonkajšej gule
K 3 « 3 K + + 3 - ,
SO4"2+ + S02-4.
V strede komplexného iónu je atóm - komplexotvorné činidlo. Túto úlohu zvyčajne vykonávajú kovové ióny. V blízkosti komplexotvorných činidiel sa nachádzajú (koordinované) polárne molekuly alebo ióny a niekedy oboje spolu, tzv. ligandy. Komplexotvorné činidlo spolu s ligandmi tvorí vnútornú sféru komplexu. Ióny nachádzajúce sa ďaleko od komplexotvorného činidla, s ním menej silne spojené, sú vo vonkajšom prostredí komplexnej zlúčeniny. Vnútorná guľa je zvyčajne uzavretá v hranatých zátvorkách. Číslo označujúce počet ligandov vo vnútornej sfére sa nazýva koordinácia. Chemické väzby medzi zložitými a jednoduchými iónmi sa v procese elektrolytickej disociácie relatívne ľahko prerušia. Väzby vedúce k tvorbe komplexných iónov sa nazývajú donor-akceptorové väzby.
Ióny vonkajšej gule sa ľahko oddelia od komplexného iónu. Táto disociácia sa nazýva primárna. Reverzibilný rozpad vnútornej sféry je oveľa ťažší a nazýva sa sekundárna disociácia.
Cl " + + Cl - - primárna disociácia,
+ « Ag + +2 NH 3 - sekundárna disociácia.
sekundárna disociácia, podobne ako disociácia slabého elektrolytu, je charakterizovaná konštantou nestability
Do hniezda. \u003d × 2 / [ + ] \u003d 6,8 × 10 -8.
Konštanty nestability (K inst.) rôznych elektrolytov sú mierou stability komplexu. Čím menej K hniezdo. , čím je komplex stabilnejší.
Takže medzi rovnakým typom zlúčenín:
| - | + | + | + |
| K hniezdo \u003d 1,3 × 10 -3 | K hniezdo \u003d 6,8 × 10 -8 | K hniezdo \u003d 1 × 10 -13 | K hniezdo \u003d 1 × 10 -21 |
stabilita komplexu sa zvyšuje s prechodom z - do + .
Hodnoty konštanty nestability sú uvedené v referenčných knihách o chémii. Pomocou týchto hodnôt je možné predpovedať priebeh reakcií medzi komplexnými zlúčeninami so silným rozdielom v konštantách nestability, pričom reakcia bude smerovať k vytvoreniu komplexu s nižšou konštantou nestability.
Komplexná soľ s nestabilným komplexným iónom sa nazýva dvojitá soľ. Dvojité soli, na rozdiel od komplexných, disociujú na všetky ióny, ktoré tvoria ich zloženie. Napríklad:
KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 2-4,
NH4Fe (S04)2"NH4+ + Fe3+ + 2SO2-4.
Inštrukcia
Podstatou tejto teórie je, že pri roztavení (rozpustení vo vode) sa takmer všetky elektrolyty rozložia na ióny, ktoré sú pozitívne aj negatívne nabité (čo sa nazýva elektrolytická disociácia). Pod vplyvom elektrického prúdu, záporný („-“) smerom k anóde (+) a kladne nabitý (katióny, „+“), sa pohybuje smerom ku katóde (-). Elektrolytická disociácia je reverzibilný proces (reverzný proces sa nazýva "molarizácia").
Stupeň (a) elektrolytickej disociácie závisí od samotného elektrolytu, rozpúšťadla a ich koncentrácie. Toto je pomer počtu molekúl (n), ktoré sa rozpadli na ióny, k celkovému počtu molekúl zavedených do roztoku (N). Získate: a = n / N
Silné elektrolyty sú teda látky, ktoré sa po rozpustení vo vode úplne rozložia na ióny. Silné elektrolyty sú spravidla látky s vysoko polárnymi alebo väzbami: ide o soli, ktoré sú vysoko rozpustné (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), ako aj silné zásady (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). V silnom elektrolyte je látka v ňom rozpustená väčšinou vo forme iónov ( ); prakticky neexistujú molekuly, ktoré by boli nedisociované.
Slabé elektrolyty sú látky, ktoré sa len čiastočne disociujú na ióny. Slabé elektrolyty spolu s iónmi v roztoku obsahujú nedisociované molekuly. Slabé elektrolyty nedávajú silnú koncentráciu iónov v roztoku.
Tie slabé sú:
- organické kyseliny (takmer všetky) (C2H5COOH, CH3COOH atď.);
- niektoré z kyselín (H2S, H2CO3 atď.);
- takmer všetky soli, málo rozpustné vo vode, hydroxid amónny, ako aj všetky zásady (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- voda.
Prakticky nevedú elektrický prúd, ani nevedú, ale zle.
Poznámka
Hoci čistá voda vedie elektrinu veľmi zle, stále má merateľnú elektrickú vodivosť, pretože voda mierne disociuje na hydroxidové ióny a vodíkové ióny.
Užitočné rady
Väčšina elektrolytov sú žieravé látky, preto pri práci s nimi buďte maximálne opatrní a dodržiavajte bezpečnostné predpisy.
Silná zásada je anorganická chemická zlúčenina tvorená hydroxylovou skupinou -OH a alkáliou (prvky I. skupiny periodického systému: Li, K, Na, RB, Cs) alebo kovom alkalických zemín (prvky II. skupiny Ba, Ca). Zapisujú sa ako vzorce LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.
Budete potrebovať
- odparovací pohár
- horák
- ukazovatele
- kovová tyč
- H₃RO₄
Inštrukcia
Expozícia silných základov, charakteristická pre všetkých. Prítomnosť v roztoku je určená zmenou farby indikátora. Do vzorky s testovacím roztokom pridajte fenolftaleín alebo vynechajte lakmusový papierik. Metyloranž je žltá, fenolftaleín je fialový a lakmusový papierik je modrý. Čím silnejšia je báza, tým intenzívnejšia je farba indikátora.
Ak potrebujete zistiť, ktoré alkálie sú vám predložené, vykonajte kvalitatívnu analýzu riešení. Najbežnejšie silné zásady sú lítium, draslík, sodík, bárium a vápnik. Zásady reagujú s kyselinami (neutralizačné reakcie) za vzniku soli a vody. V tomto prípade je možné rozlíšiť Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ a LiOH. Pri kyseline vznikajú nerozpustné. Zvyšné hydroxidy neposkytnú zrážanie, tk. všetky K a Na soli sú rozpustné.
3 Ca(OH)₂ + 2 H3RO4 --→ Ca3(PO4)₂↓+ 6 H2O
3 Va(OH)₂ +2 H3RO4 --→ Va3(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Scedíme ich a osušíme. Vysušené usadeniny vstreknite do plameňa horáka. Ióny lítia, vápnika a bária možno kvalitatívne určiť zmenou farby plameňa. Podľa toho určíte, kde sa ktorý hydroxid nachádza. Lítiové soli farbia plameň horáka na karmínovočerveno. Báriové soli - zelené a vápenaté soli - maliny.
Zvyšné alkálie tvoria rozpustné ortofosforečnany.
3 NaOH + Н₃РО₄-→ Na₃РО₄ + 3 H₂О
3 KOH + H3PO4 --→ K3PO4 + 3 H2O
Vodu odparte do sucha. Odparené soli na kovovej tyči striedavo privádzame do plameňa horáka. Tam, sodná soľ - plameň sa zmení na jasne žltý a draslík - ružovo-fialový. Tým, že máte minimálny súbor zariadení a činidiel, ste určili všetky pádne dôvody, ktoré vám boli dané.
Elektrolyt je látka, ktorá je v pevnom stave dielektrikom, to znamená, že nevedie elektrický prúd, ale v rozpustenej alebo roztavenej forme sa stáva vodičom. Prečo došlo k takej drastickej zmene vlastností? Faktom je, že molekuly elektrolytov v roztokoch alebo taveninách disociujú na kladne nabité a záporne nabité ióny, vďaka čomu sú tieto látky v takomto stave agregácie schopné viesť elektrický prúd. Väčšina solí, kyselín, zásad má elektrolytické vlastnosti.
Inštrukcia
Aké látky sú silné? Takéto látky, v roztokoch alebo taveninách, z ktorých je exponovaných takmer 100 % molekúl a bez ohľadu na koncentráciu roztoku. Zoznam obsahuje prevažnú väčšinu rozpustných zásad, solí a niektorých kyselín, ako je chlorovodíková, brómová, jódová, dusičná atď.
A ako sa správajú slabí v roztokoch či taveninách? elektrolytov? Po prvé, disociujú vo veľmi malej miere (nie viac ako 3% z celkového počtu molekúl), a po druhé, čím horšie a pomalšie, čím vyššia je koncentrácia roztoku. Medzi takéto elektrolyty patrí napríklad (hydroxid amónny), väčšina organických a anorganických kyselín (vrátane fluorovodíkovej - HF) a, samozrejme, nám všetkým známa voda. Pretože len zanedbateľná časť jeho molekúl sa rozkladá na vodíkové ióny a hydroxylové ióny.
Pamätajte, že stupeň disociácie a teda sila elektrolytu závisí od faktorov: od povahy samotného elektrolytu, rozpúšťadla a teploty. Preto je toto samotné rozdelenie do určitej miery podmienené. Koniec koncov, tá istá látka môže byť za rôznych podmienok silným elektrolytom aj slabým elektrolytom. Na posúdenie sily elektrolytu bola zavedená špeciálna hodnota - disociačná konštanta, určená na základe zákona o hromadnom pôsobení. Ale je použiteľný len pre slabé elektrolyty; silný elektrolytov nedodržiavajú zákon konajúcich más.
Zdroje:
- zoznam silných elektrolytov
soľ- Sú to chemikálie pozostávajúce z katiónu, teda kladne nabitého iónu, kovu a záporne nabitého aniónu – zvyšku kyseliny. Existuje mnoho druhov solí: normálne, kyslé, zásadité, dvojité, zmiešané, hydratované, komplexné. Závisí to od zloženia katiónu a aniónu. Ako môžete určiť základňu soľ?
