Теорія електролітичної дисоціації. Розчини

Електроліти як хімічні речовини відомі з давніх часів. Проте більшість областей свого застосування вони завоювали нещодавно. Ми обговоримо найпріоритетніші для промисловості галузі використання цих речовин і розберемося, що ж останні являють собою і чим відрізняються один від одного. Але почнемо з екскурсу до історії.

Історія

Найстаріші відомі електроліти - це солі та кислоти, відкриті ще у Стародавньому світі. Однак уявлення про будову та властивості електролітів розвивалися згодом. Теорії цих процесів еволюціонували, починаючи з 1880 років, коли було зроблено низку відкриттів, пов'язані з теоріями властивостей електролітів. Спостерігалися кілька якісних стрибків у теоріях, що описують механізми взаємодії електролітів з водою (адже тільки в розчині вони набувають тих властивостей, завдяки яким їх використовують у промисловості).

Зараз ми докладно розберемо кілька теорій, які найбільше вплинули на розвиток уявлень про електроліти та їх властивості. І почнемо з найпоширенішої і найпростішої теорії, яку кожен із нас проходив у школі.

Теорія електролітичної дисоціації Арреніуса

1887 року шведський хімік і Вільгельм Оствальд створили теорію електролітичної дисоціації. Однак тут також не все так просто. Сам Арреніус був прихильником так званої фізичної теорії розчинів, яка не враховувала взаємодію компонентів речовини з водою і стверджувала, що в розчині існують вільні заряджені частинки (іони). До речі, саме з таких позицій сьогодні розглядають електролітичну дисоціацію у школі.

Поговоримо про те, що дає ця теорія і як вона пояснює нам механізм взаємодії речовин з водою. Як і в будь-якої іншої, вона має кілька постулатів, які вона використовує:

1. При взаємодії з водою речовина розпадається на іони (позитивний – катіон та негативний – аніон). Ці частки піддаються гідратації: вони притягують молекули води, які, до речі, заряджені з одного боку позитивно, з другого - негативно (утворюють диполь), у результаті формуються в аквакомплекси (сольвати).

2. Процес дисоціації звернемо - тобто якщо речовина розпалася на іони, то під дією будь-яких факторів вона знову може перетворитися на вихідну.

3. Якщо підключити до розчину електроди і пустити струм, то катіони почнуть рух до негативного електрода - катода, а аніони до позитивно зарядженого - анода. Саме тому речовини, що добре розчиняються у воді, проводять електричний струм краще, ніж сама вода. З цієї причини їх назвали електролітами.

4. електроліту характеризує відсоток речовини, що зазнав розчинення. Цей показник залежить від властивостей розчинника і розчиненої речовини, від концентрації останнього і від зовнішньої температури.

Ось, насправді, і всі основні постулати цієї нескладної теорії. Ними ми будемо користуватися в цій статті для опису того, що відбувається в розчині електроліту. Приклади цих сполук розберемо трохи згодом, тепер розглянемо іншу теорію.

Теорія кислот та основ Льюїса

За теорією електролітичної дисоціації, кислота - це речовина, в розчині якої присутній катіон водню, а основа - сполука, що розпадається в розчині на гідроксид-аніон. Існує інша теорія, названа ім'ям відомого хіміка Гілберта Льюїса. Вона дозволяє дещо розширити поняття кислоти та основи. За теорією Льюїса, кислоти - або молекули речовини, які мають вільні електронні орбіталі і здатні прийняти електрон від іншої молекули. Нескладно здогадатися, що основами будуть такі частинки, які здатні віддати один або кілька своїх електронів у "користування" кислотою. Дуже цікаво тут те, що кислотою чи основою може бути не тільки електроліт, а й будь-яка речовина, навіть нерозчинна у воді.

Протолітична теорія Брендстеда-Лоурі

У 1923 році, незалежно один від одного, двоє вчених – Й. Бренстед і Т. Лоурі – запропонували теорію, яка зараз активно застосовується вченими для опису хімічних процесів. Суть цієї теорії полягає в тому, що сенс дисоціації зводиться до передачі протона від кислоти основи. Отже, останнє розуміється тут як акцептор протонів. Тоді кислота є їхнім донором. Теорія також добре пояснює існування речовин, що виявляють властивості та кислоти та основи. Такі сполуки називаються амфотерними. Теоретично Бренстеда-Лоурі їм також застосовується термін амфоліти, тоді як кислота чи підстави прийнято називати протолітами.

Ми підійшли до наступної частини статті. Тут ми розповімо, чим відрізняються один від одного сильні та слабкі електроліти та обговоримо вплив зовнішніх факторів на їх властивості. А потім вже приступимо до опису їхнього практичного застосування.

Сильні та слабкі електроліти

Кожна речовина взаємодіє із водою індивідуально. Якісь розчиняються в ній добре (наприклад, кухонна сіль), а якісь зовсім не розчиняються (наприклад, крейда). Таким чином, всі речовини поділяються на сильні та слабкі електроліти. Останні являють собою речовини, що погано взаємодіють з водою і осідають на дні розчину. Це означає, що вони мають дуже низький ступінь дисоціації та високу енергію зв'язків, яка не дозволяє за нормальних умов розпадатися молекулі на її іони. Дисоціація слабких електролітів відбувається або дуже повільно, або за підвищення температури і концентрації цієї речовини в розчині.

Поговоримо про сильні електроліти. До них можна віднести всі розчинні солі, а також сильні кислоти та луги. Вони легко розпадаються на іони і дуже важко зібрати їх у опади. Струм в електролітах, до речі, проводиться саме завдяки іонам, які містяться в розчині. Тому найкраще проводять струм сильні електроліти. Приклади останніх: сильні кислоти, луги, розчинні солі.

Чинники, що впливають на поведінку електролітів

Тепер розберемося, як зміна зовнішньої обстановки впливає на Концентрація безпосередньо впливає ступінь дисоціації електроліту. Більше того, це співвідношення можна висловити математично. Закон, який описує цей зв'язок, називається законом розведення Оствальда і записується так: a = (K / c) 1/2 . Тут a – це ступінь дисоціації (береться у частках), К – константа дисоціації, різна для кожної речовини, а з – концентрація електроліту в розчині. За цією формулою можна дізнатися багато нового про речовину та її поведінку в розчині.

Але ми відхилилися від теми. Крім концентрації, на рівень дисоціації також впливає температура електроліту. Для більшості речовин її збільшення підвищує розчинність та хімічну активність. Саме цим можна пояснити перебіг деяких реакцій лише за підвищеної температури. За нормальних умов вони йдуть дуже повільно, або в обидві сторони (такий процес називається оборотним).

Ми розібрали фактори, що визначають поведінку такої системи як розчин електроліту. Зараз перейдемо до практичного застосування цих, безперечно, дуже важливих хімічних речовин.

Промислове використання

Звичайно, всі чули слово "електроліт" стосовно акумуляторів. В автомобілі використовують свинцево-кислотні акумулятори, роль електроліту в якому виконує 40% сірчана кислота. Щоб зрозуміти, навіщо там взагалі потрібна ця речовина, варто розібратися в особливостях роботи акумуляторів.

То в чому принцип роботи будь-якого акумулятора? Вони відбувається оборотна реакція перетворення однієї речовини на іншу, у результаті якої вивільняються електрони. При заряді акумулятора відбувається взаємодія речовин, якого не виходить за нормальних умов. Це можна як накопичення електроенергії в речовині внаслідок хімічної реакції. При розряді починається зворотне перетворення, що призводить систему до початкового стану. Ці два процеси разом становлять один цикл заряду-розряду.

Розглянемо вищевикладений процес на конкретному прикладі – свинцево-кислотному акумуляторі. Як неважко здогадатися, це джерело струму складається з елемента, що містить свинець (а також діоксид свинцю PbO 2) та кислоти. Будь-який акумулятор складається з електродів і простору між ними, заповненого саме електролітом. Як останній, як ми вже з'ясували, у нашому прикладі використовується сірчана кислота концентрацією 40 відсотків. Катод такого акумулятора роблять із діоксиду свинцю, а анод складається із чистого свинцю. Все це тому, що на цих двох електродах протікають різні оборотні реакції за участю іонів, на які продісоціювала кислота:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (реакція, що відбувається на негативному електроді - катоді).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Реакція, що протікає на позитивному електроді - аноді).

Якщо читати реакції зліва направо – отримуємо процеси, що відбуваються при розряді акумулятора, а якщо справа наліво – при заряді. У кожному ці реакції різні, але механізм їхнього перебігу загалом описується однаково: відбуваються два процеси, у одному з яких електрони " поглинаються " , а іншому, навпаки, " виходять " . Найголовніше те, що число поглинених електронів дорівнює числу тих, що вийшли.

Власне, крім акумуляторів існує маса застосувань цих речовин. Взагалі, електроліти, приклади яких ми навели, - це лише крупинка того різноманіття речовин, які об'єднані під цим терміном. Вони оточують нас усюди. Ось, наприклад, тіло людини. Думаєте, там нема цих речовин? Дуже помиляєтесь. Вони знаходяться скрізь у нас, а найбільше складають електроліти крові. До них відносяться, наприклад, іони заліза, які входять до складу гемоглобіну та допомагають транспортувати кисень до тканин нашого організму. Електроліти крові також відіграють ключову роль у регуляції водно-сольового балансу та роботі серця. Цю функцію виконують іони калію та натрію (існує навіть процес, що відбувається в клітинах, який називається калій-натрієвим насосом).

Будь-які речовини, які ви можете розчинити хоч трохи, - електроліти. І немає такої галузі промисловості та нашого з вами життя, де б вони не застосовувалися. Це не тільки акумулятори в автомобілях та батарейки. Це будь-яке хімічне та харчове виробництво, військові заводи, швейні фабрики тощо.

Склад електроліту, до речі, буває різним. Так, можна виділити кислотний та лужний електроліт. Вони принципово відрізняються своїми властивостями: як ми казали, кислоти є донорами протонів, а луги - акцепторами. Але з часом склад електроліту змінюється внаслідок втрати частини речовини концентрація або зменшується, або збільшується (все залежить від того, що втрачається вода або електроліт).

Ми щодня стикаємося з ними, проте мало хто знає визначення такого терміну, як електроліти. Приклади конкретних речовин ми розібрали, тому перейдемо до більш складних понять.

Фізичні властивості електролітів

Тепер про фізику. Найважливіше, що треба розуміти щодо цієї теми - як передається струм в електролітах. Визначальну роль цьому грають іони. Ці заряджені частинки можуть переносити заряд із однієї частини розчину до іншої. Так, аніони прагнуть завжди до позитивного електрода, а катіони - до негативного. Таким чином, діючи на розчин електричним струмом, ми поділяємо заряди з різних боків системи.

Дуже цікавою є така фізична характеристика, як щільність. Від неї залежить багато властивостей обговорюваних нами сполук. І часто виникає питання: "Як підняти щільність електроліту?" Насправді відповідь проста: необхідно знизити вміст води у розчині. Так як щільність електроліту здебільшого визначається, то вона здебільшого залежить від концентрації останньої. Існує два способи здійснити задумане. Перший досить простий: прокип'ятити електроліт, що міститься в акумуляторі. Для цього потрібно зарядити його так, щоб температура всередині піднялася трохи вище за сто градусів за цельсієм. Якщо цей спосіб не допомагає, не переживайте, існує ще один: просто замінити старий електроліт новим. Для цього потрібно злити старий розчин, прочистити начинки від залишків сірчаної кислоти дистильованою водою, а потім залити нову порцію. Як правило, якісні розчини електроліту мають потрібну величину концентрації. Після заміни можете надовго забути, як підняти щільність електроліту.

Склад електроліту багато в чому визначає його властивості. Такі характеристики, як електропровідність та щільність, наприклад, сильно залежать від природи розчиненої речовини та її концентрації. Існує окреме питання про те, скільки електроліту в акумуляторі можливо. Насправді його обсяг безпосередньо пов'язаний із заявленою потужністю виробу. Чим більше сірчаної кислоти всередині акумулятора, тим він потужніший, тобто більше напруга здатний видавати.

Де це знадобиться?

Якщо ви автолюбитель або просто захоплюєтеся автомобілями, то ви самі все розумієте. Напевно, ви навіть знаєте, як визначити, скільки електроліту в акумуляторі знаходиться зараз. А якщо ви далекі від автомобілів, то знання властивостей цих речовин, їх застосування і того, як вони взаємодіють один з одним, буде зовсім не зайвим. Знаючи це, ви не розгубитеся, якщо вас попросять сказати, який електроліт в акумуляторі. Хоча навіть якщо ви не автолюбитель, але у вас є машина, знання пристрою акумулятора буде зовсім не зайвим і допоможе вам у ремонті. Буде набагато легше і дешевше зробити все самому, ніж їхати до автоцентру.

А щоб краще вивчити цю тему, ми рекомендуємо почитати підручник хімії для школи та вишів. Якщо ви добре знаєте цю науку та прочитали достатньо підручників, найкращим варіантом будуть "Хімічні джерела струму" Варипаєва. Там викладено докладно всю теорію роботи акумуляторів, різних батарей і водневих елементів.

Висновок

Ми добігли кінця. Підведемо підсумки. Вище ми розібрали все, що стосується такого поняття, як електроліти: приклади, теорія будови та властивостей, функції та застосування. Ще раз варто сказати, що ці сполуки становлять частину нашого життя, без якого не могли б існувати наші тіла та всі сфери промисловості. Ви пам'ятаєте про електроліти крові? Завдяки їм ми живемо. А що щодо наших машин? За допомогою цих знань ми зможемо виправити будь-яку проблему, пов'язану з акумулятором, оскільки тепер розуміємо, як підняти щільність електроліту в ньому.

Все розповісти неможливо, та ми й не ставили таку мету. Адже це далеко не все, що можна розповісти про ці дивовижні речовини.

Усі речовини можна розділити на електроліти та неелектроліти. До електролітів відносяться речовини, розчини або розплави яких проводять електричний струм (наприклад, водні розчини або розплави KCl, H 3 PO 4 Na 2 CO 3 ). Речовини неелектроліти при розплавленні чи розчиненні електричний струм не проводять (цукор, спирт, ацетон та ін.).

Електроліти поділяються на сильні та слабкі. Сильні електроліти у розчинах або розплавах повністю дисоціюють на іони. При написанні рівнянь хімічних реакцій підкреслюється стрілкою в одному напрямку, наприклад:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

До сильних електролітів належать речовини з гетерополярною чи іонною кристалічною структурою (таблиця 1.1).

Таблиця 1.1 Сильні електроліти

Слабкі електроліти на іони розпадаються лише частково. Поряд з іонами в розплавах або розчинах цих речовин присутні у переважній більшості недисоційовані молекули. У розчинах слабких електролітів паралельно з дисоціацією протікає зворотний процес - асоціація, тобто з'єднання іонів у молекули. При записі рівняння реакції підкреслюється двома протилежно спрямованими стрілками.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

До слабких електролітів належать речовини з гомеополярним типом кристалічних ґрат (таблиця 1.2).

Таблиця 1.2 Слабкі електроліти

Рівноважний стан слабкого електроліту у водному розчині кількісно характеризують ступенем електролітичної дисоціації та константою електролітичної дисоціації.

Ступінь електролітичної дисоціації α є відношенням числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул розчиненого електроліту:

Ступінь дисоціації показує, яка частина від загальної кількості розчиненого електроліту розпадається на іони і залежить від природи електроліту та розчинника, а також від концентрації речовини в розчині, має безрозмірну величину, хоча зазвичай її виражають у відсотках. При нескінченному розведенні розчину електроліту ступінь дисоціації наближається до одиниці, що відповідає повній, 100%-ній дисоціації молекул розчиненої речовини на іони. Для розчинів слабких електролітів 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.

У загальному вигляді оборотну хімічну реакцію можна як:

a A + b B D d D+ e E

Швидкість реакції прямо пропорційна добутку концентрації частинок реагуючих в ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів. Тоді для прямої реакції

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

а швидкість зворотної реакції

V 2 = k 2 [D] d[Е] е.

У певний час швидкості прямий і зворотної реакції вирівняються, тобто.

Такий стан називають хімічною рівновагою. Звідси

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[Е] е

Згрупувавши постійні величини з одного боку, а змінні-з іншого боку, отримаємо:

Таким чином, для оборотної хімічної реакції в стані рівноваги добуток рівноважних концентрацій продуктів реакції в ступенях їх стехіометричних коефіцієнтів, віднесене до такого ж твору для вихідних речовин є постійна величина при даних температурі і тиску. Чисельне значення константи хімічної рівноваги Доне залежить від концентрації речовин, що реагують. Наприклад, константу рівноваги дисоціації азотистої кислоти відповідно до закону дії мас можна записати у вигляді:

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

.

Величину Каназивають константою дисоціації кислоти, у разі азотистої.

Аналогічно виражається і константа дисоціації слабкої основи. Наприклад, для реакції дисоціації аміаку:

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

.

Величину До bназивають константою дисоціації підстави, у разі аміаку. Чим вище константа дисоціації електроліту, тим сильніше електроліт дисоціює і тим вище концентрації його іонів у розчині при рівновазі. Між ступенем дисоціації та константою дисоціації слабкого електроліту існує взаємозв'язок:

Це математичний вираз закону розведення Оствальда: при розведенні слабкого електроліту ступінь його дисоціації збільшується. До≤1∙ 10 -4 та З≥0,1 моль/л використовують спрощений вираз:

До= α 2 ∙Забо α

Приклад1. Обчисліть ступінь дисоціації та концентрацію іонів і [ NH 4 + ] в 0,1 М розчині гідроксиду амонію, якщо До NH 4 OH =1,76∙10 -5

Дано: NH 4 OH

До NH 4 OH =1,76∙10 -5

Рішення:

Оскільки електроліт є досить слабким ( До NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

або 1,33%

Концентрація іонів у розчині бінарного електроліту дорівнює C∙α, оскільки бінарний електроліт іонізує з утворенням одного катіону та одного аніону, то = [NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).

Відповідь:α=1,33%; = [ NH 4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.

Теорія сильних електролітів

Сильні електроліти в розчинах та розплавах повністю дисоціюють на іони. Однак експериментальні дослідження електропровідності розчинів сильних електролітів показують, що її величина дещо занижена в порівнянні з електропровідністю, яка повинна бути при 100% дисоціації. Така невідповідність пояснюється теорією сильних електролітів, запропонованою Дебаєм та Гюккелем. Відповідно до цієї теорії, у розчинах сильних електролітів між іонами існує електростатична взаємодія. Навколо кожного іона утворюється “іонна атмосфера” з іонів протилежного знаку заряду, що гальмує рух іонів у розчині під час пропускання постійного електричного струму. Крім електростатичної взаємодії іонів, у концентрованих розчинах слід враховувати асоціацію іонів. Вплив межионных сил створює ефект неповної дисоціації молекул, тобто. здається ступеня дисоціації. Визначена на досвіді величина завжди трохи нижче істинної α. Наприклад, у 0,1 М розчині Na 2 SO 4 експериментальна величина =45 %. Для обліку електростатичних факторів у розчинах сильних електролітів користуються поняттям активності (а).Активністю іона називають ефективну або уявну концентрацію, згідно з якою іон діє в розчині. Активність та справжня концентрація пов'язані між собою виразом:

де f –коефіцієнт активності, що характеризує ступінь відхилення системи від ідеальної через електростатичні взаємодії іонів.

Коефіцієнти активності іонів залежать від величини µ, що називається іонною силою розчину. Іонна сила розчину є мірою електростатичної взаємодії всіх іонів, присутніх у розчині та дорівнює половині суми творів концентрацій (с)кожного з присутніх у розчині іонів на квадрат його зарядового числа (z):

.

У розведених розчинах (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 = cкоефіцієнт активності дорівнює 1. Це означає, що електростатичні взаємодії практично відсутні. У дуже концентрованих розчинах (µ>1М) коефіцієнти активності іонів можуть бути більшими за одиницю. Зв'язок коефіцієнта активності з іонною силою розчину виражається формулами:

при µ <10 -2

при 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µпри 0,1<µ <1

Константа рівноваги, виражена через активність, називається термодинамічної. Наприклад, для реакції

a A + b B d D+ e E

термодинамічна константа має вигляд:

Вона залежить від температури, тиску та природи розчинника.

Оскільки активність частки, то

де ДоС – концентраційна константа рівноваги.

Значення ДоЗ залежить не тільки від температури, природи розчинника та тиску, а й від іонної сили m. Оскільки термодинамічні константи залежить від найменшого числа чинників то, отже, є найбільш фундаментальними характеристиками рівноваги. Тому у довідниках наводяться саме термодинамічні константи. Величини термодинамічних констант деяких слабких електролітів наведено у додатку цього посібника. = 0,024 моль/л.

Зі зростанням заряду іона коефіцієнт активності та активність іона зменшується.

Запитання для самоконтролю:

1. Що таке бездоганна система? Назвіть основні причини відхилення реальної системи від ідеальної.
2. Що називають ступенем дисоціації електролітів?
3. Наведіть приклади сильних та слабких електролітів.
4. Який взаємозв'язок існує між константою дисоціації та ступенем дисоціації слабкого електроліту? Виразіть її математично.
5. Що таке активність? Як пов'язані активність іона та його справжня концентрація?
6. Що таке коефіцієнт активності?
7. Як впливає заряд іона величину коефіцієнта активності?
8. Що таке іонна сила розчину, її математичний вираз?
9. Запишіть формули розрахунку коефіцієнтів активності індивідуальних іонів залежно від іонної сили розчину.
10. Сформулюйте закон дії мас і висловіть його математично.
11. Що таке термодинамічна константа рівноваги? Які чинники впливають її величину?
12. Що таке концентраційна константа рівноваги? Які чинники впливають її величину?
13. Як пов'язані термодинамічна та концентраційна константи рівноваги?
14. У яких межах можуть змінюватись величини коефіцієнта активності?
15. У чому полягають основні тези теорії сильних електролітів?

Солі, їх властивості, гідроліз

Учениця 8 клас Б школи №182

Петрова Поліна

Вчитель хімії:

Харина Катерина Олексіївна

МОСКВА 2009

У побуті ми звикли мати справу з однією сіллю – кухонної, тобто. хлоридом натрію NaCl. Однак у хімії солями називають цілий клас сполук. Солі можна як продукти заміщення водню в кислоті на метал. Поварену сіль, наприклад, можна отримати із соляної кислоти за реакцією заміщення:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 .

кислота сіль

Якщо замість натрію взяти алюміній, утворюється інша сіль – хлорид алюмінію:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

Солі– це складні речовини, які з атомів металів і кислотних залишків. Вони є продуктами повного або часткового заміщення водню в кислоті на метал або гідроксильної групи в основі кислотного залишку. Наприклад, якщо в сірчаній кислоті H 2 SO 4 замістити на калій один атом водню, отримаємо сіль KHSO 4 якщо два - K 2 SO 4 .

Розрізняють кілька типів солей.

Типи солей	Визначення	Приклади солей
Середні	Продукт повного заміщення водню кислоти на метал. Ні атомів Н, ні ОН-груп не містять.	Na 2 SO 4 сульфат натрію CuCl 2 хлорид міді (II) Ca 3 (PO 4) 2 фосфат кальцію Na 2 CO 3 карбонат натрію (кальцинована сода)
Кислі	Продукт неповного заміщення водню кислоти на метал. Містять у своєму складі атоми водню. (Вони утворені лише багатоосновними кислотами)	CaHPO 4 гідрофосфат кальцію Ca(H 2 PO 4) 2 дигідрофосфат кальцію NaHCO 3 гідрокарбонат натрію (питна сода)
Основні	Продукт неповного заміщення гідроксогруп основи на кислотний залишок. Включають ОН-групи. (Утворені лише багатокислотними основами)	Cu(OH)Cl гідроксохлорид міді (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) гідроксофосфат кальцію (CuOH) 2 CO 3 гідроксокарбонат міді (II) (малахіт)
Змішані	Солі двох кислот	Ca(OCl)Cl – хлорне вапно
Подвійні	Солі двох металів	K 2 NaPO 4 – ортофосфат дикалію-натрію
Кристаллогідрати	Містять кристалізаційну воду. При нагріванні вони зневоднюються – втрачають воду, перетворюючись на безводну сіль.	CuSO 4 . 5H 2 O – п'ятиводний сульфат міді(II) (мідний купорос) Na 2 CO 3 . 10H 2 O – десятиводний карбонат натрію (сода)

Способи одержання солей.

1. Солі можна отримати, діючи кислотами на метали, основні оксиди та основи:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

хлорид цинку

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

сульфат заліза (III)

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

нітрат хрому (III)

2. Солі утворюються при реакції кислотних оксидів із лугами, а також кислотних оксидів із основними оксидами:

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

нітрат кальцію

SiO 2 + CaO CaSiO 3

силікат кальцію

3. Солі можна отримати при взаємодії солей із кислотами, лугами, металами, нелетючими кислотними оксидами та іншими солями. Такі реакції протікають за умови виділення газу, випадання осаду, виділення оксиду слабкішої кислоти або виділення летючого оксиду.

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

ортофосфат кальцію сульфат кальцію

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

сульфат заліза (III) сульфат натрію

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

сульфат міді (II) сульфат заліза (II)

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

карбонат кальцію силікат кальцію

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

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюмінію барію барію алюмінію

4. Солі безкисневих кислот утворюються при взаємодії металів з неметалами:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

хлорид заліза (III)

Фізичні властивості.

Солі – тверді речовини різного кольору. Розчинність у воді їх різна. Розчинні всі солі азотної та оцтової кислот, а також солі натрію та калію. Про розчинність у воді інших солей можна дізнатися з таблиці розчинності.

Хімічні властивості.

1) Солі реагують із металами.

Так як ці реакції протікають у водних розчинах, то для дослідів не можна застосовувати Li, Na, K, Ca, Ba та інші активні метали, які за звичайних умов реагують з водою або проводити реакції в розплаві.

CuSO 4+Zn ZnSO 4+Cu

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

2) Солі реагують із кислотами. Ці реакції протікають, коли сильніша кислота витісняє слабшу, у своїй виділяється газ чи випадає осад.

При проведенні цих реакцій зазвичай беруть суху сіль та діють концентрованою кислотою.

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

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

3) Солі реагують із лугами у водних розчинах.

Це спосіб отримання нерозчинних основ та лугів.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Солі реагують із солями.

Реакції протікають у розчинах і використовуються для одержання практично нерозчинних солей.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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

5) Деякі солі при нагріванні розкладаються.

Характерним прикладом такої реакції є випалювання вапняку, основною складовою якого є карбонат кальцію:

CaCO 3 CaO + CO2 карбонат кальцію

1. Деякі солі здатні кристалізуватися з утворенням кристалогідратів.

Сульфат міді (II) CuSO 4 – кристалічна речовина білого кольору. При його розчиненні у воді відбувається розігрівання та утворюється розчин блакитного кольору. Виділення теплоти та зміна кольору – це ознаки хімічної реакції. При випарюванні розчину виділяється кристалогідрат CuSO 4 . 5H 2 O (мідний купорос) . Утворення цієї речовини свідчить про те, що сульфат міді (II) реагує з водою:

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

білого кольору синьо-блакитного кольору

Застосування солей.

Більшість солей широко використовується у промисловості та у побуті. Наприклад, хлорид натрію NaCl, або кухонна сіль, незамінний у приготуванні їжі. У промисловості хлорид натрію використовується отримання гідроксиду натрію, соди NaHCO 3 , хлору, натрію. Солі азотної та ортофосфорної кислот в основному є мінеральними добривами. Наприклад, нітрат калію KNO 3 – калійна селітра. Вона також входить до складу пороху та інших піротехнічних сумішей. Солі застосовуються для одержання металів, кислот, у виробництві скла. Багато засобів захисту рослин від хвороб, шкідників, деякі лікарські речовини також відносяться до класу солей. Перманганат калію KMnO4 часто називають марганцівкою. Як будівельний матеріал використовуються вапняки та гіпс - CaSO 4 . 2H 2 O, який також застосовується у медицині.

Розчини та розчинність.

Як зазначалося раніше, розчинність є важливою властивістю солей. Розчинність - здатність речовини утворювати з іншою речовиною однорідну, стійку систему змінного складу, що складається з двох або більшої кількості компонентів.

Розчини– це однорідні системи, що складаються з молекул розчинника та частинок розчиненої речовини.

Приміром, розчин кухонної солі складається з розчинника – води, розчиненої речовини – іонів Na + ,Cl - .

Іони(від грец. Іон - що йде), електрично заряджені частинки, що утворюються при втраті або приєднанні електронів (або інших заряджених частинок) атомами або групами атомів. Поняття та термін «іон» запровадив у 1834 р. М. Фарадей, який, вивчаючи дію електричного струму на водні розчини кислот, лугів та солей, припустив, що електропровідність таких розчинів обумовлена ​​рухом іонів. Позитивно заряджені іони, що рухаються в розчині до негативного полюса (катоду), Фарадей назвав катіонами, а негативно заряджені, що рухаються до позитивного полюса (аноду) - аніонами.

За ступенем розчинності у воді речовини поділяються на три групи:

1) Добре розчинні;

2) Малорозчинні;

3) Практично нерозчинні.

Багато солі добре розчиняються у воді. При вирішенні питання про розчинність у воді інших солей доведеться скористатися таблицею розчинності.

Добре відомо, що одні речовини в розчиненому або розплавленому вигляді проводять електричний струм, інші в тих умовах струм не проводять.

Речовини, що розпадаються на іони в розчинах або розплавах і тому проводять електричний струм, називають електролітами.

Речовини, які в тих же умовах на іони не розпадаються та електричний струм не проводять, називаються неелектролітами.

До електролітів відносяться кислоти, основи та майже всі солі. Самі електроліти електричного струму не проводять. У розчинах і розплавах вони розпадаються на іони, завдяки чому протікає струм.

Розпад електролітів на іони при розчиненні їх у воді називається електролітичною дисоціацією. Її зміст зводиться до трьох таких положень:

1) Електроліти при розчиненні у воді розпадаються (дисоціюють) на іони – позитивні та негативні.

2) Під дією електричного струму іони набувають направленого руху: позитивно заряджені іони рухаються до катода і називаються – катіони, а негативно заряджені іони рухаються до анода і називаються – аніонами.

3) Дисоціація – оборотний процес: паралельно із розпадом молекул на іони (дисоціацією) протікає процес з'єднання іонів (асоціація).

оборотність

Сильні та слабкі електроліти.

Для кількісної характеристики здатності електроліту розпадатися на іони введено поняття ступеня дисоціації (α), т . е.Відносини числа молекул, що розпалися на іони, до загального числа молекул. Наприклад, α = 1 говорить про те, що електроліт повністю розпався на іони, а α = 0,2 означає, що продісоціювала лише кожна п'ята з молекул. При розведенні концентрованого розчину, і навіть під час нагрівання його електропровідність підвищується, оскільки зростає ступінь дисоціації.

Залежно від величини α електроліти умовно поділяються на сильні (дисоціюють практично націло, (α 0,95) середньої сили (0,95)

Сильними електролітами є багато мінеральні кислоти (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 та ін), луги (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 та ін), майже всі солі. До слабких належать розчини деяких мінеральних кислот (H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , HCN, HClO), багато органічних кислот (наприклад, оцтова CH 3 COOH), водний розчин аміаку (NH 3 . 2 O), вода, деякі солі ртуті (HgCl2). До електролітів середньої сили часто відносять плавикову HF, ортофосфорну H 3 PO 4 і азотисту HNO 2 кислоти.

Гідроліз солей.

Термін «гідроліз» походить від грецьких слів hidor (вода) та lysis (розкладання). Під гідролізом зазвичай розуміють обмінну реакцію між речовиною та водою. Гідролітичні процеси надзвичайно поширені в навколишній природі (як живої, так і неживої), а також широко використовуються людиною в сучасних виробничих та побутових технологіях.

Гідролізом солі називається реакція взаємодії іонів, що входять до складу солі, з водою, що призводить до утворення слабкого електроліту та супроводжується зміною середовища розчину.

Гідролізу піддаються три типи солей:

а) солі, утворені слабкою основою та сильною кислотою (CuCl 2 , NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - протікає гідроліз по катіону)

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

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

Реакція середовища – кисла.

б) солі, утворені сильною основою та слабкою кислотою (К 2 CO 3 , Na 2 S - протікає гідроліз по аніону)

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

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

Реакція середовища – лужна.

в) солі, утворені слабкою основою та слабкою кислотою (NH 4) 2 CO 3 , Fe 2 (CO 3) 3 – протікає гідроліз по катіону та аніону.

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

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

Часто реакція середовища – нейтральна.

г) солі утворені сильною основою і сильною кислотою (NaCl, Ba(NO 3) 2) гідролізу не схильні.

У ряді випадків гідроліз протікає безповоротно (як кажуть, йде до кінця). Так при змішуванні розчинів карбонату натрію та сульфату міді випадає блакитний осад гідратованої основної солі, яка при нагріванні втрачає частину кристалізаційної води і набуває зеленого кольору – перетворюється на безводний основний карбонат міді – малахіт:

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

При змішуванні розчинів сульфіду натрію та хлориду алюмінію гідроліз також йде до кінця:

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

Тому Al2S3 не можна виділити з водного розчину. Цю сіль одержують із простих речовин.

Сильні та слабкі електроліти

У розчинах деяких електролітів дисоціюють лише частину молекул. Для кількісної характеристики сили електроліту було запроваджено поняття ступеня дисоціації. Відношення числа молекул, що дисоціюються на іони, до загального числа молекул розчиненої речовини називається ступенем дисоціації a.

де С - концентрація продісоційованих молекул, моль/л;

0 - вихідна концентрація розчину, моль/л.

За величиною ступеня дисоціації всі електроліти поділяються на сильні та слабкі. До сильних електролітів належать ті, ступінь дисоціації яких більший за 30% (a > 0,3). До них відносяться:

· Сильні кислоти (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI);

· Розчинні гідроксиди, крім NH 4 OH;

· Розчинні солі.

Електролітична дисоціація сильних електролітів протікає безповоротно

HNO 3 ® H++ NO-3.

Слабкі електроліти мають ступінь дисоціації менше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· слабкі неорганічні кислоти (Н 2 3 , Н 2 S, НNO 2 , HCN, H 2 SiO 3 та ін) і всі органічні, наприклад, оцтова кислота (CH 3 COOH);

· нерозчинні гідроксиди, а також розчинний гідроксид NH 4 OH;

· Нерозчинні солі.

Електроліти із проміжними значеннями ступеня дисоціації називають електролітами середньої сили.

Ступінь дисоціації (a) залежить від наступних факторів:

від природи електроліту, тобто типу хімічних зв'язків; дисоціація найлегше відбувається за місцем найбільш полярних зв'язків;

від природи розчинника - що полярніше останній, то легше йде у ньому процес дисоціації;

від температури – підвищення температури посилює дисоціацію;

від концентрації розчину - при розведенні розчину дисоціація також зростає.

Як приклад залежності ступеня дисоціації від характеру хімічних зв'язків розглянемо дисоціацію гідросульфату натрію (NaHSO 4), молекулі якого є такі типи зв'язків: 1-іонна; 2 – полярна ковалентна; 3 - зв'язок між атомами сірки та кисню малополярний. Найбільш легко відбувається розрив за місцем іонного зв'язку (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4 , 2. потім за місцем полярного зв'язку меншою мірою: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4 . 3. кислотний залишок на іони не дисоціює.

Ступінь дисоціації електроліту залежить від природи розчинника. Наприклад, HCl сильно дисоціює у воді, слабше в етанолі C 2 H 5 OH, майже не дисоціює у бензолі, в якому практично не проводить електричного струму. Розчинники з високою діелектричною проникністю (e) поляризують молекули розчиненої речовини та утворюють з ними сольватовані (гідратовані) іони. При 25 0 e(H 2 O) =78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.

У розчинах слабких електролітів процес дисоціації протікає оборотно і, отже, до рівноваги у розчині між молекулами та іонами застосовні закони хімічної рівноваги. Так, для дисоціації оцтової кислоти

CH 3 COOH CH 3 COO - + H + .

Константа рівноваги К з визначатиметься як

До с = К д = СCH 3 COO - · С H + / СCH 3 COOH.

Константу рівноваги (К с) для процесу дисоціації називають константою дисоціації (К д). Її значення залежить від природи електроліту, розчинника та від температури, але від концентрації електроліту в розчині вона не залежить. Константа дисоціації є важливою характеристикою слабких електролітів, оскільки вона вказує на міцність їх молекул у розчині. Чим менше константа дисоціації, тим слабше дисоціює електроліт і тим стійкіше його молекули. Враховуючи, що ступінь дисоціації на відміну константи дисоціації змінюються з концентрацією розчину, необхідно знайти зв'язок між К д і a. Якщо вихідну концентрацію розчину прийняти рівною С, а ступінь дисоціації, що відповідає цій концентрації a, то число продісоційованих молекул оцтової кислоти дорівнюватиме a · С.

СCH 3 COO - = С H + = a · С,

тоді концентрація молекул, що не розпалися, оцтової кислоти дорівнюватиме (С - a · С) або С(1- a · С). Звідси

К д = aС · a С / (З - a · С) = a 2 С / (1-a). (1)

Рівняння (1) виражає закон розведення Оствальда. Для дуже слабких електролітів a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (К/С). (2)

Як видно з формули (2), із зменшенням концентрації розчину електроліту (при розведенні) ступінь дисоціації збільшується.

Слабкі електроліти дисоціюють сходами, наприклад:

1 ступінь H 2 С 3 « H + + НСO - 3 ,

2 ступінь НСO-3 «H++ СO2-3.

Такі електроліти характеризуються декількома константами – залежно від числа ступенів розпаду на іони. Для вугільної кислоти

До 1 = Сн + · СНСО - 2 / СН 2 3 = 4,45×10 -7 ; До 2 = Сн + · ССО 2-3 / СНСО - 3 = 4,7 × 10 -11 .

Як видно, розпад на іони вугільної кислоти визначається головним чином першою стадією, а друга може проявлятися тільки при великому розведенні розчину.

Сумарній рівновазі H 2 С 3 « 2H + + С 2 - 3 відповідає сумарна константа дисоціації

Кд = С 2 н + · ССО 2-3 / СН 2 СО 3 .

Величини До 1 і К 2 пов'язані один з одним співвідношенням

К д = К 1 · К 2.

Аналогічно східчасто дисоціюють основи багатовалентних металів. Наприклад, двом ступеням дисоціації гідроксиду міді.

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

відповідають константи дисоціації

До 1 = СCuOH + СОН - / СCu (OH) 2 і К 2 = Сcu 2 + СОН - / СCuOH + .

Оскільки сильні електроліти дисоційовані в розчині націло, сам термін константи дисоціації їм позбавлений змісту.

Дисоціація різних класів електролітів

З погляду теорії електролітичної дисоціації кислотою називається речовина, при дисоціації якого як катіон утворюється тільки гідратований іон водню Н 3 О (або просто Н +).

Підставоюназивається речовина, яка у водному розчині як аніон утворює гідроксид-іони ВІН - і ніяких інших аніонів.

Відповідно до теорії Бренстеда, кислота – це донор протонів, а основа – акцептор протонів.

Сила основ як сила кислот залежить від величини константи дисоціації. Чим більше константа дисоціації, тим сильніший електроліт.

Існують гідроксиди, здатні вступати у взаємодію та утворювати солі не тільки з кислотами, але й з основами. Такі гідроксиди називаються амфотерними. До них відносяться Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3. Властивості їх обумовлені тим, що вони слабко дисоціюють за типом кислот і за типом основ

H++ RO - « ROH « R++ OН -.

Ця рівновага пояснюється тим, що міцність зв'язку між металом та киснем незначно відрізняється від міцності зв'язку між киснем та воднем. Тому при взаємодії гідроксиду берилію з соляною кислотою виходить хлорид берилію.

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

а при взаємодії з гідроксидом натрію - берилату натрію

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

Соліможна визначити як електроліти, які в розчині дисоціюють з утворенням катіонів, відмінних від катіонів водню, та аніонів, відмінних від гідроксид-іонів.

Середні солі, одержувані при повному заміщенні іонів водню відповідних кислот на катіони металу (або NH + 4), повністю дисоціюють Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4 .

Кислі солідисоціюють по сходах

1 ступінь NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2 ступінь HSO - 4 « H + + SO 2-4 .

Ступенем дисоціації по 1-му ступені більше, ніж по 2-му ступені, причому, чим слабша кислота, тим менше ступінь дисоціації по 2-му ступені.

Основні солі,одержувані при неповному заміщенні гідроксид-іонів на кислотні залишки, дисоціюють також по сходах:

1 ступінь (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4 ,

2 ступінь CuОH + «Cu 2+ + OH - .

Основні солі слабких основ дисоціюють в основному по 1-му ступені.

Комплексні солі,містять комплексний комплексний іон, що зберігає свою стабільність при розчиненні, дисоціюють на комплексний іон та іони зовнішньої сфери.

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 2+ + SO 2 - 4 .

У центрі комплексного іона знаходиться атом – комплексоутворювач. Цю роль зазвичай виконують іони металу. Поблизу комплексоутворювачів розташовані (координовані) полярні молекули чи іони, котрий іноді ті й інші разом, їх називають лігандами.Комплексоутворювач разом із лігандами становить внутрішню сферу комплексу. Іони, далеко розташовані від комплексоутворювача, менш міцно пов'язані з ним, знаходяться у зовнішньому середовищі комплексної сполуки. Внутрішню сферу зазвичай укладають у квадратні дужки. Число, що показує кількість лігандів у внутрішній сфері, називається координаційним. Хімічні зв'язки між комплексними та простими іонами у процесі електролітичної дисоціації порівняно легко розриваються. Зв'язки, що призводять до утворення комплексних іонів, одержали назву донорно-акцепторних зв'язків.

Іони зовнішньої сфери легко відщеплюються від комплексного іона. Ця дисоціація називається первинною. Оборотний розпад внутрішньої сфери відбувається значно важче і носить назву вторинної дисоціації

Cl « + + Cl - - первинна дисоціація,

+ « Ag + +2 NH 3 – вторинна дисоціація.

вторинна дисоціація, як дисоціація слабкого електроліту, характеризується константою нестійкості

До нест. = × 2 / [+] = 6,8 × 10-8.

Константи нестійкості (К нест.) різних електролітів є мірою стійкості комплексу. Чим менше До нест. тим стійкіший комплекс.

Так, серед однотипних сполук:

-	+	+	+
До нест = 1,3×10 -3	До нест =6,8×10 -8	До нест =1×10 -13	До нест =1×10 -21

стійкість комплексу зростає при переході від - до +.

Значення константи нестійкості наводять у довідниках з хімії. За допомогою цих величин можна передбачити перебіг реакцій між комплексними сполуками при сильній відмінності констант нестійкості. Реакція піде у бік утворення комплексу з меншою константою нестійкості.

Комплексна сіль із малостійким комплексним іоном називається подвійний сіллю. Подвійні солі, на відміну від комплексних, дисоціюють на всі іони, що входять до їхнього складу. Наприклад:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4 ,

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

Інструкція

Суть цієї теорії полягає в тому, що при розплавленні (розчиненні у воді) практично всі електроліти розкладаються на іони, які як позитивно, так і негативно заряджені (що називається електролітичною дисоціацією). Під впливом електричного струму негативні («-») до анода (+), а позитивно заряджені (катіони, «+»), рухаються до катода (-). Електролітична дисоціація – це оборотний процес (зворотний процес зветься «моляризація»).

Ступінь (a) електролітичної дисоціації залежить від самого електроліту, розчинника, та від їх концентрації. Це відношення числа молекул (n), які розпалися на іони до загального числа введених у розчин молекул (N). Отримуєте: a = n/N

Таким чином, сильні електроліти - речовини, що повністю розпадаються на іони при розчиненні у воді. До сильних електролітів, як правило, речовини з сильнополярними або зв'язками: це солі, які добре розчиняються (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а також сильні основи (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). У сильному електроліті речовина, розчинена у ньому, перебуває здебільшого як іонів ( ); молекул, які недисоційовані – практично немає.

Слабкі електроліти – такі речовини, які дисоціюють на іони лише частково. Слабкі електроліти разом з іонами в розчині містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не дають у розчині сильної концентрації іонів.

До слабких відносяться:
- органічні кислоти (майже всі) (C2H5COOH, CH3COOH та ін.);
- деякі з кислот (H2S, H2CO3 та ін.);
- практично всі солі, малорозчинні у воді, гідроксид амонію, а також всі основи (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- Вода.

Вони практично не проводять електричний струм або проводять, але погано.

Зверніть увагу

Хоча чиста вода проводить електричний струм дуже погано, вона все-таки має вимірну електричну провідність, яка пояснюється тим, що вода трохи дисоціює на гідроксид-іони та водні іони.

Корисна порада

Більшість електролітів – речовини агресивні, тому при роботі з ними будьте гранично обережні та дотримуйтесь правил техніки безпеки.

Сильна основа - неорганічна хімічна сполука, утворена гідроксильною групою -ОН і лужною (елементи І групи періодичної системи: Li, K, Na, RB, Cs) або лужноземельним металом (елементи ІІ групи Ba, Ca). Записуються у вигляді формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.

Вам знадобиться

• випарна чашка
• пальник
• індикатори
• металевий стрижень
• Н₃РО₄

Інструкція

Сильні підстави виявляють, характерні всім. Наявність у розчині визначається зміною забарвлення індикатора. До проби з досліджуваним розчином додайте фенолфталеїн або опустіть лакмусовий папірець. Метилоранж дає жовте забарвлення, фенолфталеїн – пурпурове, а лакмусовий папір забарвлюється у синій колір. Чим сильніша основа, тим інтенсивніше фарбується індикатор.

Якщо необхідно дізнатися, які саме луги вам представлені, то проведіть якісний аналіз розчинів. Найбільш поширені сильні основи – літію, калію, натрію, барію та кальцію. Підстави вступають у реакцію з кислотами (реакції нейтралізації) з утворенням солі та води. При цьому можна виділити Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ та LiOH. При з кислотою утворюються нерозчинні. Інші гідроксиди опадів не дадуть, т.к. всі солі До і Na розчинні.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ --→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процідіть їх та висушіть. Внесіть висушені опади у полум'я пальника. За зміною забарвлення полум'я можна якісно визначити іони літію, кальцію та барію. Відповідно ви визначите де який гідроксид. Солі літію фарбують полум'я пальника карміново-червоний колір. Солі барію – у зелений, а солі кальцію – у малиновий.

луги, Що Залишилися, утворюють розчинні ортофосфати.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + Н₃РО₄--→ K₃РО₄ + 3 H₂О

Потрібно випарувати воду до сухого залишку. Випарені солі на металевому стрижні по черзі внесіть у полум'я пальника. Там сіль натрію - полум'я забарвиться в яскраво-жовтий колір, а калію - в рожево-фіолетовий. Таким чином, маючи мінімальний набір обладнання та реактивів ви визначили всі дані вам сильні підстави.

Електроліт – речовина, яка у твердому стані є діелектриком, тобто не проводить електричного струму, однак у розчиненому або розплавленому вигляді стає провідником. Чому відбувається така різка зміна властивостей? Справа в тому, що молекули електроліту в розчинах або розплавах дисоціюють на позитивно заряджені та негативно заряджені іони, завдяки чому ці речовини в такому агрегатному стані здатні проводити електричний струм. Електролітичними властивостями має більшість солей, кислот, основ.

Інструкція

Які речовини відносяться до сильних? Такі речовини, у розчинах чи розплавах яких піддаються практично 100% молекул, причому незалежно від концентрації розчину. До переліку входить абсолютна більшість розчинних лугів, солей та деякі кислоти, такі як соляна, бромиста, йодиста, азотна тощо.

А як поводяться у розчинах чи розплавах слабкі електроліти? По-перше, вони дисоціюють дуже мало (не більше 3% від загальної кількості молекул), по-друге, їх йде тим гірше і повільніше, чим вище концентрація розчину. До таких електролітів відносяться, наприклад, (гідроксід амонію), більшість органічних та неорганічних кислот (включаючи плавикову – HF) і, зрозуміло, всім нам знайома вода. Оскільки лише мізерно мала частка її молекул розпадається на водень-іони та гідроксил-іони.

Запам'ятайте, що ступінь дисоціації і, відповідно, сила електроліту залежить від чинників: природи самого електроліту, розчинника, температури. Тому саме цей поділ певною мірою умовний. Адже одна й та сама речовина може за різних умов бути і сильним електролітом, і слабким. Для оцінки сили електроліту було запроваджено спеціальну величину – константа дисоціації, обумовлена ​​з урахуванням закону діючих мас. Але вона застосовна лише до слабких електролітів; сильні електролітизакону чинних мас не підкоряються.

Джерела:

• сильні електроліти список

Солі– це хімічні речовини, що складаються з катіону, тобто позитивно зарядженого іону, металу та негативно зарядженого аніону – кислотного залишку. Типів солей багато: нормальні, кислі, основні, подвійні, змішані, гідратні, комплексні. Це залежить від складів катіону та аніону. Як можна визначити заснуваннясолі?