Gli elettroliti deboli includono h2s. Elettroliti forti e deboli, loro caratteristiche

Gli elettroliti forti, quando disciolti in acqua, si dissociano quasi completamente in ioni, indipendentemente dalla loro concentrazione nella soluzione.

Pertanto, nelle equazioni di dissociazione degli elettroliti forti, viene utilizzato il segno uguale (=).

Gli elettroliti forti includono:

Sali solubili;

Molti acidi inorganici: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Basi formate da metalli alcalini (LiOH, NaOH, KOH, ecc.) e metalli alcalino terrosi (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Gli elettroliti deboli nelle soluzioni acquose si dissociano solo parzialmente (reversibilmente) in ioni.

Pertanto, nelle equazioni di dissociazione degli elettroliti deboli, viene utilizzato il segno di reversibilità (⇄).

Gli elettroliti deboli includono:

Quasi tutti gli acidi organici e l'acqua;

Alcuni acidi inorganici: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, ecc.;

Idrossidi metallici insolubili: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, ecc.

Equazioni delle reazioni ioniche

Equazioni delle reazioni ioniche
Le reazioni chimiche nelle soluzioni di elettroliti (acidi, basi e sali) avvengono con la partecipazione di ioni. La soluzione finale può rimanere limpida (i prodotti sono altamente solubili in acqua), ma uno dei prodotti sarà un elettrolita debole; in altri casi si verificheranno precipitazioni o sviluppo di gas.

Per le reazioni in soluzioni che coinvolgono ioni, non viene redatta solo un'equazione molecolare, ma anche un'equazione ionica completa e una breve equazione ionica.
Nelle equazioni ioniche, secondo la proposta del chimico francese K. -L. Secondo Berthollet (1801), tutti gli elettroliti forti e facilmente solubili sono scritti sotto forma di formule ioniche, mentre i sedimenti, i gas e gli elettroliti deboli sono scritti sotto forma di formule molecolari. La formazione delle precipitazioni è contrassegnata con una freccia rivolta verso il basso (↓), mentre la formazione di gas con una freccia rivolta verso l'alto (). Un esempio di scrittura di un'equazione di reazione utilizzando la regola di Berthollet:

a) equazione molecolare
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) equazione ionica completa
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - elettrolita debole)
c) breve equazione ionica
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Di solito, quando si scrivono, si limitano a una breve equazione ionica, con i reagenti solidi indicati con l'indice (t), i reagenti gassosi con l'indice (g). Esempi:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 è praticamente insolubile in acqua
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(le equazioni ioniche complete e brevi sono le stesse)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(la maggior parte dei sali acidi sono altamente solubili in acqua).

Se nella reazione non sono coinvolti elettroliti forti, la forma ionica dell'equazione è assente:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

BIGLIETTO N. 23

Idrolisi dei sali

L'idrolisi del sale è l'interazione degli ioni di sale con l'acqua per formare particelle leggermente dissociate.

L'idrolisi, letteralmente, è la decomposizione tramite acqua. Definendo la reazione di idrolisi del sale in questo modo, sottolineiamo che i sali in soluzione sono sotto forma di ioni e che la forza trainante della reazione è la formazione di particelle leggermente dissocianti (una regola generale per molte reazioni in soluzione).

L'idrolisi avviene solo nei casi in cui gli ioni formati a seguito della dissociazione elettrolitica del sale - un catione, un anione o entrambi insieme - sono in grado di formare composti debolmente dissociati con gli ioni acqua, e questo, a sua volta, si verifica quando il catione è fortemente polarizzante (catione di una base debole) e l'anione è facilmente polarizzante (anione di un acido debole). Ciò modifica il pH dell'ambiente. Se il catione forma una base forte e l'anione forma un acido forte, non subiscono idrolisi.

1. Idrolisi di un sale di una base debole e di un acido forte passa attraverso il catione, si può formare una base debole o un sale basico e il pH della soluzione diminuisce

2. Idrolisi di un sale di un acido debole e di una base forte passa attraverso l'anione, si può formare un acido debole o un sale acido e il pH della soluzione aumenterà

3. Idrolisi di un sale di una base debole e di un acido debole solitamente passa completamente per formare un acido debole e una base debole; Il pH della soluzione differisce leggermente da 7 ed è determinato dalla forza relativa dell'acido e della base

4. Non si verifica l'idrolisi di un sale di una base forte e di un acido forte

Domanda 24 Classificazione degli ossidi

Ossidi sono chiamate sostanze complesse le cui molecole includono atomi di ossigeno nello stato di ossidazione - 2 e qualche altro elemento.

Ossidi può essere ottenuto attraverso l'interazione diretta dell'ossigeno con un altro elemento, o indirettamente (ad esempio durante la decomposizione di sali, basi, acidi). In condizioni normali gli ossidi si presentano allo stato solido, liquido e gassoso, questo tipo di composti è molto comune in natura; Gli ossidi si trovano nella crosta terrestre. Ruggine, sabbia, acqua, anidride carbonica sono ossidi.

Ossidi salini Per esempio,

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Ossidi salini- Questi sono ossidi che formano sali a seguito di reazioni chimiche. Si tratta di ossidi di metalli e non metalli che, quando interagiscono con l'acqua, formano gli acidi corrispondenti e, quando interagiscono con le basi, i corrispondenti sali acidi e normali. Per esempio, L'ossido di rame (CuO) è un ossido che forma sale, perché, ad esempio, quando reagisce con l'acido cloridrico (HCl), si forma un sale:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Come risultato di reazioni chimiche, si possono ottenere altri sali:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Ossidi non salini Questi sono ossidi che non formano sali. Gli esempi includono CO, N 2 O, NO.

Sali, loro proprietà, idrolisi

Studente di grado 8 B della scuola n. 182

Petrova Polina

Insegnante di chimica:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSCA 2009

Nella vita di tutti i giorni siamo abituati a trattare con un solo sale: il sale da cucina, ad es. cloruro di sodio NaCl. Tuttavia, in chimica, un'intera classe di composti è chiamata sali. I sali possono essere considerati come prodotti della sostituzione dell'idrogeno in un acido con un metallo. Il sale da cucina, ad esempio, può essere ottenuto dall'acido cloridrico mediante una reazione di sostituzione:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

sale acido

Se prendi alluminio invece di sodio, si forma un altro sale: cloruro di alluminio:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Sali- Si tratta di sostanze complesse costituite da atomi di metallo e residui acidi. Sono i prodotti della sostituzione completa o parziale dell'idrogeno in un acido con un metallo o di un gruppo ossidrile in una base con un residuo acido. Ad esempio, se nell'acido solforico H 2 SO 4 sostituiamo un atomo di idrogeno con potassio, otteniamo il sale KHSO 4 e se due - K 2 SO 4.

Esistono diversi tipi di sali.

Tipi di sali	Definizione	Esempi di sali
Media	Il prodotto della sostituzione completa dell'idrogeno acido con il metallo. Non contengono né atomi H né gruppi OH.	Na 2 SO 4 solfato di sodio CuCl 2 cloruro di rame (II) Ca 3 (PO 4) 2 fosfato di calcio Na 2 CO 3 carbonato di sodio (carbonato di sodio)
Acido	Un prodotto di sostituzione incompleta dell'idrogeno acido con il metallo. Contengono atomi di idrogeno. (Sono formati solo da acidi polibasici)	CaHPO 4 calcio idrogeno fosfato Ca(H 2 PO 4) 2 calcio diidrogeno fosfato NaHCO 3 bicarbonato di sodio (bicarbonato di sodio)
Di base	Prodotto della sostituzione incompleta dei gruppi idrossilici di una base con un residuo acido. Include gruppi OH. (Formato solo da basi poliacide)	Cu(OH)Cl idrossicloruro di rame (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) idrossifosfato di calcio (CuOH) 2 CO 3 idrossicarbonato di rame (II) (malachite)
Misto	Sali di due acidi	Ca(OCl)Cl – candeggina
Raddoppiare	Sali di due metalli	K 2 NaPO 4 – ortofosfato di sodio dipotassico
Idrati cristallini	Contiene acqua di cristallizzazione. Quando riscaldati, si disidratano: perdono acqua, trasformandosi in sale anidro.	CuSO4. 5H 2 O – solfato di rame(II) pentaidrato (solfato di rame) Na 2 CO 3. 10H 2 O – carbonato di sodio decaidrato (soda)

Metodi per ottenere i sali.

1. I sali possono essere ottenuti agendo con acidi su metalli, ossidi basici e basi:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

cloruro di zinco

3H2SO4 + Fe2O3 Fe2 (SO4) 3 + 3H2O

solfato di ferro (III).

3HNO3 + Cr(OH)3 Cr(NO3)3 + 3H2O

nitrato di cromo (III).

2. I sali sono formati dalla reazione di ossidi acidi con alcali, nonché di ossidi acidi con ossidi basici:

N2O5 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O

nitrato di calcio

SiO2 + CaO CaSiO3

silicato di calcio

3. I sali possono essere ottenuti facendo reagire i sali con acidi, alcali, metalli, ossidi di acidi non volatili e altri sali. Tali reazioni avvengono nelle condizioni di sviluppo di gas, precipitazione di un precipitato, evoluzione di un ossido di un acido più debole o evoluzione di un ossido volatile.

Ca3(PO4)2 + 3H2 SO4 3CaSO4 + 2H3 PO4

ortofosfato di calcio solfato di calcio

Fe2(SO4)3 + 6NaOH2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

solfato di ferro (III) solfato di sodio

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

solfato di rame (II) solfato di ferro (II).

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

carbonato di calcio silicato di calcio

Al2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + 2AlCl3

solfato cloruro solfato cloruro

alluminio bario bario alluminio

4. I sali di acidi privi di ossigeno sono formati dall'interazione di metalli con non metalli:

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

cloruro di ferro (III).

Proprietà fisiche.

I sali sono solidi di vari colori. La loro solubilità in acqua varia. Tutti i sali dell'acido nitrico e acetico, nonché i sali di sodio e di potassio, sono solubili. La solubilità degli altri sali in acqua si trova nella tabella di solubilità.

Proprietà chimiche.

1) I sali reagiscono con i metalli.

Poiché queste reazioni avvengono in soluzioni acquose, Li, Na, K, Ca, Ba e altri metalli attivi che reagiscono con l'acqua in condizioni normali non possono essere utilizzati per esperimenti o le reazioni non possono essere eseguite in una massa fusa.

CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu

Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb

2) I sali reagiscono con gli acidi. Queste reazioni si verificano quando un acido più forte ne sposta uno più debole, liberando gas o precipitando.

Quando eseguono queste reazioni, di solito prendono sale secco e agiscono con acido concentrato.

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

Na2SiO3 + 2HCl2NaCl + H2SiO3

3) I sali reagiscono con gli alcali in soluzioni acquose.

Questo è un metodo per ottenere basi e alcali insolubili.

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

CuSO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2SO4 + Cu(OH)2

Na2SO4 + Ba(OH)2BaSO4 + 2NaOH

4) I sali reagiscono con i sali.

Le reazioni avvengono in soluzioni e servono per ottenere sali praticamente insolubili.

AgNO3 + KBr AgBr + KNO3

CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl

5) Alcuni sali si decompongono se riscaldati.

Un tipico esempio di tale reazione è la cottura del calcare, il cui componente principale è il carbonato di calcio:

CaCO 3 CaO + CO2 carbonato di calcio

1. Alcuni sali sono in grado di cristallizzare per formare idrati cristallini.

Il solfato di rame (II) CuSO 4 è una sostanza cristallina bianca. Quando si scioglie in acqua, si riscalda e si forma una soluzione blu. Il rilascio di calore e i cambiamenti di colore sono segni di una reazione chimica. Quando la soluzione viene evaporata, viene rilasciato l'idrato cristallino CuSO 4. 5H 2 O (solfato di rame). La formazione di questa sostanza indica che il solfato di rame (II) reagisce con l'acqua:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H2O+Q

bianco blu-blu

Utilizzo dei sali.

La maggior parte dei sali è ampiamente utilizzata nell'industria e nella vita di tutti i giorni. Ad esempio, il cloruro di sodio NaCl, o sale da cucina, è indispensabile in cucina. Nell'industria, il cloruro di sodio viene utilizzato per produrre idrossido di sodio, soda NaHCO 3, cloro, sodio. I sali degli acidi nitrico e ortofosforico sono principalmente fertilizzanti minerali. Ad esempio, il nitrato di potassio KNO 3 è nitrato di potassio. Fa parte anche della polvere da sparo e di altre miscele pirotecniche. I sali vengono utilizzati per ottenere metalli, acidi e nella produzione del vetro. Alla classe dei sali appartengono anche molti prodotti fitosanitari contro malattie, parassiti e alcune sostanze medicinali. Il permanganato di potassio KMnO 4 è spesso chiamato permanganato di potassio. Il calcare e il gesso – CaSO 4 – sono utilizzati come materiali da costruzione. 2H 2 O, utilizzato anche in medicina.

Soluzioni e solubilità.

Come affermato in precedenza, la solubilità è una proprietà importante dei sali. La solubilità è la capacità di una sostanza di formare con un'altra sostanza un sistema omogeneo e stabile di composizione variabile, costituito da due o più componenti.

Soluzioni- Si tratta di sistemi omogenei costituiti da molecole di solvente e particelle di soluto.

Quindi, ad esempio, una soluzione di sale da cucina è costituita da un solvente - acqua, una sostanza disciolta - ioni Na +, Cl -.

Ioni(dal greco ión - andare), particelle elettricamente cariche formate dalla perdita o dall'acquisto di elettroni (o altre particelle cariche) da parte di atomi o gruppi di atomi. Il concetto e il termine "ione" furono introdotti nel 1834 da M. Faraday, il quale, studiando l'effetto della corrente elettrica su soluzioni acquose di acidi, alcali e sali, suggerì che la conduttività elettrica di tali soluzioni è dovuta al movimento degli ioni . Faraday chiamò cationi gli ioni caricati positivamente che si muovono in soluzione verso il polo negativo (catodo) e gli ioni caricati negativamente che si muovono verso il polo positivo (anodo) - anioni.

In base al grado di solubilità in acqua, le sostanze si dividono in tre gruppi:

1) Altamente solubile;

2) Leggermente solubile;

3) Praticamente insolubile.

Molti sali sono altamente solubili in acqua. Per decidere la solubilità degli altri sali in acqua, dovrai utilizzare la tabella di solubilità.

È noto che alcune sostanze, quando disciolte o fuse, conducono corrente elettrica, mentre altre non conducono corrente nelle stesse condizioni.

Vengono chiamate sostanze che si disintegrano in ioni in soluzioni o si fondono e quindi conducono corrente elettrica elettroliti.

Vengono chiamate sostanze che, nelle stesse condizioni, non si disintegrano in ioni e non conducono corrente elettrica non elettroliti.

Gli elettroliti comprendono acidi, basi e quasi tutti i sali. Gli elettroliti stessi non conducono elettricità. Nelle soluzioni e nelle fusioni si dividono in ioni, motivo per cui scorre la corrente.

Viene chiamata la scomposizione degli elettroliti in ioni quando disciolti in acqua dissociazione elettrolitica. Il suo contenuto si riduce alle seguenti tre disposizioni:

1) Gli elettroliti, quando disciolti in acqua, si dividono (si dissociano) in ioni: positivi e negativi.

2) Sotto l'influenza di una corrente elettrica, gli ioni acquisiscono movimento direzionale: gli ioni caricati positivamente si muovono verso il catodo e sono chiamati cationi, e gli ioni caricati negativamente si muovono verso l'anodo e sono chiamati anioni.

3) La dissociazione è un processo reversibile: parallelamente alla disintegrazione delle molecole in ioni (dissociazione), avviene il processo di combinazione degli ioni (associazione).

reversibilità

Elettroliti forti e deboli.

Per caratterizzare quantitativamente la capacità di un elettrolita di disintegrarsi in ioni, si utilizza il concetto di grado di dissociazione (α), t . E. Il rapporto tra il numero di molecole disintegrate in ioni e il numero totale di molecole. Ad esempio, α = 1 indica che l'elettrolita si è completamente disintegrato in ioni, mentre α = 0,2 significa che solo un quinto delle sue molecole si è dissociato. Quando una soluzione concentrata viene diluita, così come quando viene riscaldata, la sua conduttività elettrica aumenta, all'aumentare del grado di dissociazione.

A seconda del valore di α, gli elettroliti sono convenzionalmente divisi in forti (si dissociano quasi completamente, (α 0,95)) medi (0,95)

Gli elettroliti forti sono molti acidi minerali (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, ecc.), alcali (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, ecc.) e quasi tutti i sali. Quelli deboli includono soluzioni di alcuni acidi minerali (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), molti acidi organici (ad esempio acido acetico CH 3 COOH), una soluzione acquosa di ammoniaca (NH 3 .2 O), acqua, alcuni sali di mercurio (HgCl 2). Gli elettroliti di media resistenza spesso includono HF fluoridrico, H 3 PO 4 ortofosforico e acidi nitrosi HNO 2.

Idrolisi dei sali.

Il termine "idrolisi" deriva dalle parole greche hidor (acqua) e lisi (decomposizione). L'idrolisi è solitamente intesa come una reazione di scambio tra una sostanza e l'acqua. I processi idrolitici sono estremamente comuni nella natura che ci circonda (sia vivente che non vivente) e sono ampiamente utilizzati anche dagli esseri umani nelle moderne tecnologie produttive e domestiche.

L'idrolisi del sale è la reazione di interazione tra gli ioni che compongono il sale e l'acqua, che porta alla formazione di un elettrolita debole ed è accompagnata da un cambiamento nell'ambiente della soluzione.

Tre tipi di sali subiscono l'idrolisi:

a) sali formati da una base debole e un acido forte (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - avviene l'idrolisi del catione)

NH4++H2ONH3+H3O+

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

La reazione del mezzo è acida.

b) sali formati da una base forte e un acido debole (K 2 CO 3, Na 2 S - l'idrolisi avviene nell'anione)

SiO32- + 2H2OH2 SiO3 + 2OH -

K2SiO3+2H2OH2SiO3+2KOH

La reazione del mezzo è alcalina.

c) sali formati da una base debole e un acido debole (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - l'idrolisi avviene nel catione e nell'anione.

2NH4 + + CO3 2- + 2H2O2NH3. H2O+H2CO3

(NH4)2CO3 + H2O2NH3. H2O+H2CO3

Spesso la reazione dell'ambiente è neutra.

d) i sali formati da una base forte e un acido forte (NaCl, Ba(NO 3) 2) non sono soggetti a idrolisi.

In alcuni casi, l'idrolisi procede in modo irreversibile (come si suol dire, arriva fino alla fine). Quindi, quando si mescolano soluzioni di carbonato di sodio e solfato di rame, precipita un precipitato blu di sale basico idrato che, una volta riscaldato, perde parte dell'acqua di cristallizzazione e acquisisce un colore verde - si trasforma in carbonato di rame basico anidro - malachite:

2CuSO4 + 2Na2 CO3 + H2O (CuOH)2 CO3 + 2Na2SO4 + CO2

Quando si mescolano soluzioni di solfuro di sodio e cloruro di alluminio, anche l'idrolisi procede fino al completamento:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Pertanto Al 2 S 3 non può essere isolato da una soluzione acquosa. Questo sale è ottenuto da sostanze semplici.

ELETTROLITI– sostanze le cui soluzioni o fusioni conducono corrente elettrica.

NON ELETTROLITI– sostanze le cui soluzioni o fusioni non conducono corrente elettrica.

Dissociazione– decomposizione dei composti in ioni.

Grado di dissociazione– il rapporto tra il numero di molecole dissociate in ioni e il numero totale di molecole presenti nella soluzione.

ELETTROLITI FORTI quando disciolti in acqua si dissociano quasi completamente in ioni.

Quando si scrivono equazioni per la dissociazione degli elettroliti forti, viene utilizzato il segno uguale.

Gli elettroliti forti includono:

· Sali solubili ( vedere la tabella di solubilità);

· Molti acidi inorganici: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Aspetto elettroliti acidi-forti nella tabella di solubilità);

· Basi di metalli alcalini (LiOH, NaOH, KOH) e alcalino terrosi (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) ( vedere elettroliti basi-forti nella tabella di solubilità).

ELETTROLITI DEBOLI nelle soluzioni acquose solo parzialmente (reversibilmente) si dissociano in ioni.

Quando si scrivono equazioni di dissociazione per elettroliti deboli, viene indicato il segno di reversibilità.

Gli elettroliti deboli includono:

· Quasi tutti gli acidi organici e l'acqua (H 2 O);

· Alcuni acidi inorganici: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Aspetto elettroliti acidi-deboli nella tabella di solubilità);

· Idrossidi metallici insolubili (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( guarda i giardini-Celettroliti deboli nella tabella di solubilità).

Il grado di dissociazione elettrolitica è influenzato da una serie di fattori:

natura del solvente e elettrolita: gli elettroliti forti sono sostanze con legami ionici e covalenti fortemente polari; buona capacità ionizzante, ad es.

la capacità di provocare la dissociazione delle sostanze è posseduta da solventi con un'elevata costante dielettrica, le cui molecole sono polari (ad esempio l'acqua); temperatura

: poiché la dissociazione è un processo endotermico, aumentando la temperatura aumenta il valore di α; concentrazione

: quando la soluzione viene diluita il grado di dissociazione aumenta, mentre all'aumentare della concentrazione diminuisce; fase del processo di dissociazione

: ogni fase successiva è meno efficace della precedente, circa 1000–10.000 volte; ad esempio, per l'acido fosforico α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (primo stadio, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (secondo stadio, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (terzo stadio, α 3).

Per questo motivo, in una soluzione di questo acido la concentrazione di ioni idrogeno è la più alta e la concentrazione di ioni fosfato PO3−4 è la più bassa.

1. La solubilità e il grado di dissociazione di una sostanza non sono correlati tra loro. Ad esempio, l'acido acetico, che è altamente (illimitatamente) solubile in acqua, è un elettrolita debole.

2. Una soluzione di un elettrolita debole contiene meno di altri quegli ioni che si formano nell'ultimo stadio della dissociazione elettrolitica Anche il grado di dissociazione elettrolitica viene influenzato aggiungendo altri elettroliti

: es. grado di dissociazione dell'acido formico

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

diminuisce se alla soluzione viene aggiunto un po' di formiato di sodio. Questo sale si dissocia per formare ioni formiato HCOO −:

HCOONa → HCOO−+Na+

Di conseguenza, la concentrazione di ioni HCOO– nella soluzione aumenta e, secondo il principio di Le Chatelier, un aumento della concentrazione di ioni formiato sposta l'equilibrio del processo di dissociazione dell'acido formico a sinistra, cioè il grado di dissociazione diminuisce.- una relazione che esprime la dipendenza della conduttività elettrica equivalente di una soluzione diluita di un elettrolita debole binario dalla concentrazione della soluzione:

Ecco la costante di dissociazione dell'elettrolita, la concentrazione e i valori di conduttività elettrica equivalente rispettivamente a concentrazione e a diluizione infinita. Il rapporto è una conseguenza della legge dell’azione di massa e dell’uguaglianza

dove è il grado di dissociazione.

La legge di diluizione di Ostwald fu derivata da W. Ostwald nel 1888 e la confermò anche sperimentalmente. La verifica sperimentale della correttezza della legge di diluizione di Ostwald è stata di grande importanza per convalidare la teoria della dissociazione elettrolitica.

Dissociazione elettrolitica dell'acqua. Idrogeno pH L'acqua è un elettrolita anfotero debole: H2O H+ + OH- o più precisamente: 2H2O = H3O+ + OH- La costante di dissociazione dell'acqua a 25°C è pari a: Questo valore della costante corrisponde alla dissociazione di uno di cento milioni di molecole d'acqua, pertanto la concentrazione dell'acqua può considerarsi costante e pari a 55,55 mol/l (densità dell'acqua 1000 g/l, massa di 1 l 1000 g, quantità di sostanza acquosa 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Quindi questo valore è costante ad una data temperatura (25°C), si chiama prodotto ionico dell'acqua KW: La dissociazione dell'acqua è un processo endotermico, quindi all'aumentare della temperatura, secondo il principio di Le Chatelier, la dissociazione si intensifica, la il prodotto ionico aumenta e raggiunge il valore di 10-13 a 100°C. Nell'acqua pura a 25°C le concentrazioni di idrogeno e di ioni ossidrile sono uguali tra loro: = = 10-7 mol/l Le soluzioni in cui le concentrazioni di idrogeno e di ioni ossidrile sono uguali tra loro sono dette neutre. Se si aggiunge un acido all'acqua pura, la concentrazione di ioni idrogeno aumenterà e diventerà maggiore di 10-7 mol/l, il mezzo diventerà acido e la concentrazione di ioni idrossile cambierà istantaneamente in modo che il prodotto ionico dell'acqua venga mantenuto il suo valore è 10-14. La stessa cosa accadrà quando si aggiungeranno alcali all'acqua pulita. Le concentrazioni di idrogeno e ioni ossidrile sono legate tra loro attraverso il prodotto ionico, pertanto, conoscendo la concentrazione di uno degli ioni, è facile calcolare la concentrazione dell'altro. Ad esempio, se = 10-3 mol/l, allora = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, oppure se = 10-2 mol/l, allora = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Pertanto, la concentrazione di idrogeno o ioni ossidrile può servire come caratteristica quantitativa dell'acidità o dell'alcalinità del mezzo. In pratica non utilizzano le concentrazioni di idrogeno o di ioni idrossile, ma gli indicatori di pH dell'idrogeno o pH dell'ossidrile. L'indicatore del pH dell'idrogeno è uguale al logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni idrogeno: pH = - lg L'indicatore del pH dell'idrossile è uguale al logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni idrossile: pH = - lg È facile dimostrarlo con prendendo il logaritmo del prodotto ionico dell'acqua che pH + pH = 14 Se il pH del mezzo è 7 - l'ambiente è neutro, se inferiore a 7 è acido, e più basso è il pH, maggiore è la concentrazione di ioni idrogeno . Un pH maggiore di 7 significa che l'ambiente è alcalino; maggiore è il pH, maggiore è la concentrazione di ioni ossidrile.

Come distinguere gli elettroliti forti da quelli deboli? e ho ottenuto la risposta migliore

Risposta da Pavel Beskrovny[maestro]
Gli ELETTROLITI FORTI, quando sciolti in acqua, si dissociano quasi completamente in ioni. Per tali elettroliti il ​​VALORE DEL GRADO DI DISSOCIAZIONE tende all'UNITÀ in soluzioni diluite.
Gli elettroliti forti includono:
1) quasi tutti i sali;
2) acidi forti, ad esempio: H2SO4 (acido solforico), HCl (acido cloridrico), HNO3 (acido nitrico);
3) tutti gli alcali, ad esempio: NaOH (idrossido di sodio), KOH (idrossido di potassio).
Gli ELETTROLITI DEBOLI, quando disciolti in acqua, quasi non si dissociano in ioni. Per tali elettroliti il ​​VALORE DEL GRADO DI DISSOCIAZIONE tende a ZERO.
Gli elettroliti deboli includono:
1) acidi deboli - H2S (idrogeno solforato), H2CO3 (acido carbonico), HNO2;
2) soluzione acquosa di ammoniaca NH3 * H2O
IL GRADO DI DISSOCIAZIONE è il rapporto tra il numero di particelle disintegrate in ioni (Nd) e il numero totale di particelle disciolte (Np) (indicato con la lettera greca alfa):
a= Nd / Nr. La dissociazione elettrolitica è un processo reversibile per gli elettroliti deboli. Spero che tu sappia cosa sono gli elettroliti, visto che me lo stai chiedendo. Questo è più semplice, se è più complicato, vedi sopra (per un numero di EO).
La dissociazione elettrolitica è un processo reversibile per gli elettroliti deboli.
Se hai domande, vai al sapone.

1. ELETTROLITI

1.1. Dissociazione elettrolitica. Grado di dissociazione. Potenza dell'elettrolita

Secondo la teoria della dissociazione elettrolitica, sali, acidi e idrossidi, quando disciolti in acqua, si disintegrano completamente o parzialmente in particelle indipendenti: ioni.

Il processo di decomposizione delle molecole della sostanza in ioni sotto l'influenza di molecole di solvente polare è chiamato dissociazione elettrolitica. Vengono chiamate sostanze che si dissociano in ioni in soluzioni elettroliti. Di conseguenza, la soluzione acquisisce la capacità di condurre corrente elettrica, perché in esso compaiono portatori di carica elettrica mobile. Secondo questa teoria, quando disciolti in acqua, gli elettroliti si dividono (si dissociano) in ioni con carica positiva e negativa. Vengono chiamati ioni caricati positivamente cationi; questi includono, ad esempio, idrogeno e ioni metallici. Vengono chiamati ioni con carica negativa anioni; Questi includono ioni di residui acidi e ioni idrossido.

Per caratterizzare quantitativamente il processo di dissociazione è stato introdotto il concetto di grado di dissociazione. Il grado di dissociazione di un elettrolita (α) è il rapporto tra il numero delle sue molecole disintegrate in ioni in una data soluzione ( N ), al numero totale delle sue molecole in soluzione ( Né

α = .

Il grado di dissociazione elettrolitica è solitamente espresso in frazioni di unità o in percentuale.

Gli elettroliti con un grado di dissociazione maggiore di 0,3 (30%) sono solitamente chiamati forti, con un grado di dissociazione da 0,03 (3%) a 0,3 (30%) - medio, inferiore a 0,03 (3%) - elettroliti deboli. Quindi, per una soluzione da 0,1 M CH3COOH α = 0,013 (o 1,3%). Pertanto, l'acido acetico è un elettrolita debole. Il grado di dissociazione mostra quale parte delle molecole disciolte di una sostanza si è scissa in ioni. Il grado di dissociazione elettrolitica di un elettrolita in soluzioni acquose dipende dalla natura dell'elettrolita, dalla sua concentrazione e temperatura.

Per la loro natura, gli elettroliti possono essere suddivisi in due grandi gruppi: forte e debole. Elettroliti forti si dissociano quasi completamente (α = 1).

Gli elettroliti forti includono:

1) acidi (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) basi – idrossidi metallici del primo gruppo del sottogruppo principale (alcali) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , così come gli idrossidi di metalli alcalino terrosi – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) sali solubili in acqua (vedi tabella solubilità).

Elettroliti deboli si dissociano in ioni in misura molto piccola; nelle soluzioni si trovano principalmente allo stato indissociato (in forma molecolare). Per gli elettroliti deboli, viene stabilito un equilibrio tra molecole e ioni non dissociati.

Gli elettroliti deboli includono:

1) acidi inorganici ( H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, ecc.);

2) acqua (H2O);

3) idrossido di ammonio ( NH4OH);

4) la maggior parte degli acidi organici

(ad esempio CH 3 COOH acetico, HCOOH formico);

5) sali e idrossidi insolubili e poco solubili di alcuni metalli (vedi tabella di solubilità).

Processo dissociazione elettrolitica rappresentato utilizzando equazioni chimiche. Ad esempio, la dissociazione dell'acido cloridrico (HC l ) è scritto così:

HCl → H + + Cl – .

Le basi si dissociano per formare cationi metallici e ioni idrossido. Ad esempio, la dissociazione di KOH

KOH → K + + OH – .

Gli acidi polibasici, così come le basi di metalli polivalenti, si dissociano gradualmente. Per esempio,

H2CO3 H + + HCO3 – ,

HCO3 – H + + CO3 2– .

Il primo equilibrio - la dissociazione secondo il primo passo - è caratterizzato dalla costante

.

Per la dissociazione del secondo stadio:

.

Nel caso dell'acido carbonico le costanti di dissociazione hanno i seguenti valori: K io = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10-11. Per una dissociazione graduale sempre K Io> K II > K III >... , Perché l'energia che deve essere spesa per separare uno ione è minima quando è separato da una molecola neutra.

I sali medi (normali), solubili in acqua, si dissociano per formare ioni metallici caricati positivamente e ioni metallici caricati negativamente del residuo acido

Ca(NO3)2 → Ca2+ + 2NO3 –

Al2(SO4)3 → 2Al3+ +3SO4 2–.

I sali acidi (idrosali) sono elettroliti contenenti idrogeno nell'anione, che può essere scisso sotto forma di ione idrogeno H +. I sali acidi sono considerati un prodotto ottenuto da acidi polibasici in cui non tutti gli atomi di idrogeno sono sostituiti da un metallo. La dissociazione dei sali acidi avviene in più fasi, ad esempio:

KHCO3 → K + + H CO 3 – (prima fase)