Starka elektrolyter, när de löses i vatten, dissocierar nästan fullständigt till joner, oavsett deras koncentration i lösningen.
Därför används ett likhetstecken (=) i dissociationsekvationerna för starka elektrolyter.
Starka elektrolyter inkluderar:
Lösliga salter;
Många oorganiska syror: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Baser bildade av alkalimetaller (LiOH, NaOH, KOH, etc.) och jordalkalimetaller (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Svaga elektrolyter i vattenlösningar dissocierar endast delvis (reversibelt) till joner.
Därför används reversibilitetstecknet (⇄) i dissociationsekvationerna för svaga elektrolyter.
Svaga elektrolyter inkluderar:
Nästan alla organiska syror och vatten;
Vissa oorganiska syror: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, etc.;
Olösliga metallhydroxider: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, etc.
Joniska reaktionsekvationer
Joniska reaktionsekvationer
Kemiska reaktioner i lösningar av elektrolyter (syror, baser och salter) sker med deltagande av joner. Den slutliga lösningen kan förbli klar (produkterna är mycket lösliga i vatten), men en av produkterna kommer att vara en svag elektrolyt; i andra fall kommer nederbörd eller gasutveckling att ske.
För reaktioner i lösningar som involverar joner sammanställs inte bara molekylekvationen, utan även den fullständiga joniska ekvationen och den korta joniska ekvationen.
I joniska ekvationer, enligt förslaget från den franske kemisten K. -L. Enligt Berthollet (1801) skrivs alla starka, lättlösliga elektrolyter i form av jonformler, och sediment, gaser och svaga elektrolyter skrivs i form av molekylformler. Bildandet av nederbörd är markerat med en "nedåtpil" (↓)-tecken, och bildandet av gaser med en "uppåtpil"-tecken (). Ett exempel på att skriva en reaktionsekvation med Berthollets regel:
a) molekylekvation
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) fullständig jonisk ekvation
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - svag elektrolyt)
c) kort jonisk ekvation
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Vanligtvis, när man skriver, är de begränsade till en kort jonisk ekvation, med fasta reagenser betecknade med index (t), gasformiga reagenser med index (g). Exempel:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 är praktiskt taget olösligt i vatten
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(de fullständiga och korta joniska ekvationerna är samma)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(de flesta sura salter är mycket lösliga i vatten).
Om starka elektrolyter inte är inblandade i reaktionen saknas den joniska formen av ekvationen:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
BILJETT nr 23
Hydrolys av salter
Salthydrolys är växelverkan mellan saltjoner och vatten för att bilda lätt dissocierande partiklar.
Hydrolys, bokstavligen, är nedbrytning av vatten. Genom att definiera reaktionen av salthydrolys på detta sätt betonar vi att salter i lösning är i form av joner, och att drivkraften för reaktionen är bildandet av lätt dissocierande partiklar (en allmän regel för många reaktioner i lösningar).
Hydrolys sker endast i de fall då jonerna som bildas som ett resultat av saltets elektrolytiska dissociation - en katjon, en anjon eller båda tillsammans - kan bilda svagt dissocierande föreningar med vattenjoner, och detta i sin tur inträffar när katjonen är starkt polariserande (katjon av en svag bas), och anjonen är lätt polariserad (anjon av en svag syra). Detta förändrar miljöns pH. Om katjonen bildar en stark bas, och anjonen bildar en stark syra, genomgår de inte hydrolys.
1. Hydrolys av ett salt av en svag bas och en stark syra passerar genom katjonen kan en svag bas eller basiskt salt bildas och lösningens pH kommer att minska
2. Hydrolys av ett salt av en svag syra och en stark bas passerar genom anjonen kan en svag syra eller surt salt bildas och lösningens pH kommer att öka
3. Hydrolys av ett salt av en svag bas och en svag syra passerar vanligtvis helt för att bilda en svag syra och en svag bas; Lösningens pH skiljer sig något från 7 och bestäms av syrans och basens relativa styrka
4. Hydrolys av ett salt av en stark bas och en stark syra sker inte
Fråga 24 Klassificering av oxider
Oxider kallas komplexa ämnen vars molekyler inkluderar syreatomer i oxidationstillstånd - 2 och något annat element.
Oxider kan erhållas genom direkt interaktion av syre med ett annat element, eller indirekt (till exempel under nedbrytning av salter, baser, syror). Under normala förhållanden kommer oxider i fasta, flytande och gasformiga tillstånd; denna typ av förening är mycket vanlig i naturen. Oxider finns i jordskorpan. Rost, sand, vatten, koldioxid är oxider.
Saltbildande oxider Till exempel,
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Saltbildande oxider– Det är oxider som bildar salter till följd av kemiska reaktioner. Dessa är oxider av metaller och icke-metaller, som när de interagerar med vatten bildar motsvarande syror, och när de interagerar med baser, motsvarande sura och normala salter. Till exempel, Kopparoxid (CuO) är en saltbildande oxid, eftersom till exempel, när den reagerar med saltsyra (HCl), bildas ett salt:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Som ett resultat av kemiska reaktioner kan andra salter erhållas:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Icke-saltbildande oxider Dessa är oxider som inte bildar salter. Exempel inkluderar CO, N2O, NO.
Salter, deras egenskaper, hydrolys
8:e klass elev B i skola nr 182
Petrova Polina
Kemilärare:
Kharina Ekaterina Alekseevna
MOSKVA 2009
I vardagen är vi vana vid att bara hantera ett salt - bordssalt, d.v.s. natriumklorid NaCl. Men inom kemi kallas en hel klass av föreningar salter. Salter kan betraktas som produkter av ersättning av väte i en syra med en metall. Bordssalt kan till exempel erhållas från saltsyra genom en substitutionsreaktion:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
surt salt
Om du tar aluminium istället för natrium bildas ett annat salt - aluminiumklorid:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Salter– Det är komplexa ämnen som består av metallatomer och sura rester. De är produkter av fullständig eller partiell ersättning av väte i en syra med en metall eller en hydroxylgrupp i en bas med en syrarest. Till exempel, om vi i svavelsyra H 2 SO 4 ersätter en väteatom med kalium, får vi saltet KHSO 4, och om två - K 2 SO 4.
Det finns flera typer av salter.
| Typer av salter | Definition | Exempel på salter |
| Genomsnitt | Produkten av fullständig ersättning av surt väte med metall. De innehåller varken H-atomer eller OH-grupper. | Na 2 SO 4 natriumsulfat CuCl 2 koppar (II) klorid Ca 3 (PO 4) 2 kalciumfosfat Na 2 CO 3 natriumkarbonat (soda) |
| Sur | En produkt av ofullständig ersättning av surt väte med metall. Innehåller väteatomer. (De bildas endast av flerbasiska syror) | CaHPO 4 kalciumvätefosfat Ca(H 2 PO 4) 2 kalciumdivätefosfat NaHCO 3 natriumbikarbonat (bakpulver) |
| Grundläggande | Produkten av ofullständig ersättning av hydroxylgrupperna i en bas med en sur rest. Inkluderar OH-grupper. (Formas endast av polysyrabaser) | Cu(OH)Cl koppar (II) hydroxiklorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalciumhydroxifosfat (CuOH) 2 CO 3 koppar (II) hydroxikarbonat (malakit) |
| Blandad | Salter av två syror | Ca(OCl)Cl – blekmedel |
| Dubbel | Salter av två metaller | K 2 NaPO 4 – dikaliumnatriumortofosfat |
| Kristallina återfuktar | Innehåller kristallvatten. När de värms upp torkar de - de förlorar vatten och förvandlas till vattenfritt salt. | CuSO4. 5H 2 O – pentahydrat koppar(II)sulfat (kopparsulfat) Na 2CO 3. 10H 2 O – natriumkarbonatdekahydrat (läsk) |
Metoder för att erhålla salter.
1. Salter kan erhållas genom att verka med syror på metaller, basiska oxider och baser:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
zinkklorid
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
järn(III)sulfat
3HNO3 + Cr(OH)3 Cr(NO3)3 + 3H2O
krom(III)nitrat
2. Salter bildas genom reaktion av sura oxider med alkalier, såväl som sura oxider med basiska oxider:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O
kalciumnitrat
SiO 2 + CaO CaSiO 3
kalciumsilikat
3. Salter kan erhållas genom att reagera salter med syror, alkalier, metaller, icke-flyktiga syraoxider och andra salter. Sådana reaktioner sker under betingelserna för utveckling av gas, utfällning av en fällning, utveckling av en oxid av en svagare syra eller utveckling av en flyktig oxid.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
kalciumortofosfat kalciumsulfat
Fe 2 (SO 4) 3 + 6 NaOH 2 Fe (OH) 3 + 3 Na 2 SO 4
järn(III)sulfat natriumsulfat
CuS04 + Fe FeS04 + Cu
koppar(II)sulfat järn(II)sulfat
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
kalciumkarbonat kalciumsilikat
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2 AlCl 3
sulfatklorid sulfatklorid
aluminium barium barium aluminium
4. Salter av syrefria syror bildas genom växelverkan mellan metaller och icke-metaller:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
järn(III)klorid
Fysikaliska egenskaper.
Salter är fasta ämnen i olika färger. Deras löslighet i vatten varierar. Alla salter av salpetersyra och ättiksyror, såväl som natrium- och kaliumsalter, är lösliga. Lösligheten av andra salter i vatten kan hittas i löslighetstabellen.
Kemiska egenskaper.
1) Salter reagerar med metaller.
Eftersom dessa reaktioner sker i vattenlösningar kan Li, Na, K, Ca, Ba och andra aktiva metaller som reagerar med vatten under normala förhållanden inte användas för experiment, eller så kan reaktioner inte utföras i en smälta.
CuS04 + Zn ZnS04 + Cu
Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb
2) Salter reagerar med syror. Dessa reaktioner uppstår när en starkare syra tränger undan en svagare, frigör gas eller fälls ut.
När de utför dessa reaktioner tar de vanligtvis torrt salt och verkar med koncentrerad syra.
BaCl2 + H2SO4 BaS04 + 2HCl
Na2SiO3 + 2HCl 2NaCl + H2SiO3
3) Salter reagerar med alkalier i vattenlösningar.
Detta är en metod för att erhålla olösliga baser och alkalier.
FeCl3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH)3 + 3NaCl
CuSO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2SO4 + Cu(OH)2
Na2S04 + Ba(OH)2BaS04 + 2NaOH
4) Salter reagerar med salter.
Reaktionerna sker i lösningar och används för att erhålla praktiskt taget olösliga salter.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl
5) Vissa salter sönderdelas vid upphettning.
Ett typiskt exempel på en sådan reaktion är bränningen av kalksten, vars huvudkomponent är kalciumkarbonat:
CaCO 3 CaO + CO2 kalciumkarbonat
1. Vissa salter kan kristallisera för att bilda kristallina hydrater.
Koppar(II)sulfat CuSO 4 är ett vitt kristallint ämne. När det löses i vatten värms det upp och en blå lösning bildas. Utsläpp av värme och färgförändringar är tecken på en kemisk reaktion. När lösningen avdunstas frigörs kristallint hydrat CuS04. 5H2O (kopparsulfat). Bildandet av detta ämne indikerar att koppar(II)sulfat reagerar med vatten:
CuS04 + 5H2O CuS04. 5H2O + Q
vit blå-blå
Användning av salter.
De flesta salter används i stor utsträckning inom industrin och i vardagen. Till exempel är natriumklorid NaCl, eller bordssalt, oumbärligt vid matlagning. Inom industrin används natriumklorid för att producera natriumhydroxid, soda NaHCO 3, klor, natrium. Salter av salpeter- och ortofosforsyror är huvudsakligen mineralgödselmedel. Till exempel är kaliumnitrat KNO 3 kaliumnitrat. Det ingår också i krut och andra pyrotekniska blandningar. Salter används för att erhålla metaller, syror och vid glasproduktion. Många växtskyddsmedel från sjukdomar, skadedjur och vissa medicinska ämnen tillhör också klassen salter. Kaliumpermanganat KMnO 4 kallas ofta för kaliumpermanganat. Kalksten och gips – CaSO 4 – används som byggmaterial. 2H 2 O, som också används inom medicin.
Lösningar och löslighet.
Som nämnts tidigare är löslighet en viktig egenskap hos salter. Löslighet är förmågan hos ett ämne att tillsammans med ett annat ämne bilda ett homogent, stabilt system med varierande sammansättning, bestående av två eller flera komponenter.
Lösningar– Det här är homogena system som består av lösningsmedelsmolekyler och lösta partiklar.
Så, till exempel, en lösning av bordsalt består av ett lösningsmedel - vatten, ett löst ämne - Na +, Cl - joner.
Joner(från grekiska ión - gående), elektriskt laddade partiklar som bildas genom förlust eller förstärkning av elektroner (eller andra laddade partiklar) av atomer eller grupper av atomer. Begreppet och termen "jon" introducerades 1834 av M. Faraday, som, samtidigt som han studerade effekten av elektrisk ström på vattenhaltiga lösningar av syror, alkalier och salter, föreslog att den elektriska ledningsförmågan hos sådana lösningar beror på jonernas rörelse. . Faraday kallade positivt laddade joner som rör sig i lösning mot katjonerna med negativ pol (katod), och negativt laddade joner som rör sig mot den positiva polen (anod) - anjoner.
Baserat på graden av löslighet i vatten delas ämnen in i tre grupper:
1) Mycket löslig;
2) Något löslig;
3) Praktiskt taget olöslig.
Många salter är mycket lösliga i vatten. När du bestämmer lösligheten av andra salter i vatten måste du använda löslighetstabellen.
Det är välkänt att vissa ämnen, när de är upplösta eller smälta, leder elektrisk ström, medan andra inte leder ström under samma förhållanden.
Ämnen som sönderfaller till joner i lösningar eller smälter och därför leder elektrisk ström kallas elektrolyter.
Ämnen som under samma förhållanden inte sönderdelas till joner och inte leder elektrisk ström kallas icke-elektrolyter.
Elektrolyter inkluderar syror, baser och nästan alla salter. Elektrolyter själva leder inte elektricitet. I lösningar och smältor bryts de upp till joner, varför ström flyter.
Nedbrytningen av elektrolyter till joner när de löses i vatten kallas elektrolytisk dissociation. Dess innehåll kokar ner till följande tre bestämmelser:
1) Elektrolyter, när de löses i vatten, bryts upp (dissocieras) till joner - positiva och negativa.
2) Under påverkan av en elektrisk ström får joner riktningsrörelse: positivt laddade joner rör sig mot katoden och kallas katjoner, och negativt laddade joner rör sig mot anoden och kallas anjoner.
3) Dissociation är en reversibel process: parallellt med sönderdelningen av molekyler till joner (dissociation) sker processen att kombinera joner (association).
reversibilitet
Starka och svaga elektrolyter.
För att kvantitativt karakterisera förmågan hos en elektrolyt att sönderfalla till joner, begreppet dissociationsgraden (α), t . E. Förhållandet mellan antalet molekyler som sönderdelas till joner och det totala antalet molekyler. Till exempel indikerar α = 1 att elektrolyten har sönderfallit fullständigt till joner, och α = 0,2 betyder att endast var femte av dess molekyler har dissocierats. När en koncentrerad lösning späds, såväl som vid upphettning, ökar dess elektriska ledningsförmåga, när graden av dissociation ökar.
Beroende på värdet på α delas elektrolyter konventionellt in i stark (dissociera nästan helt, (α 0,95)) medelhög styrka (0,95)
Starka elektrolyter är många mineralsyror (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, etc.), alkalier (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etc.), och nästan alla salter. De svaga inkluderar lösningar av vissa mineralsyror (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), många organiska syror (till exempel ättiksyra CH 3 COOH), en vattenlösning av ammoniak (NH 3 2 O), vatten, några kvicksilversalter (HgCl 2). Elektrolyter med medelstyrka inkluderar ofta fluorvätesyra HF, ortofosforsyra H 3 PO 4 och salpetersyra HNO 2 syror.
Hydrolys av salter.
Termen "hydrolys" kommer från de grekiska orden hidor (vatten) och lysis (sönderdelning). Hydrolys förstås vanligtvis som en utbytesreaktion mellan ett ämne och vatten. Hydrolytiska processer är extremt vanliga i naturen omkring oss (både levande och icke-levande), och används också flitigt av människor i modern produktions- och hushållsteknik.
Salthydrolys är reaktionen av interaktion mellan jonerna som utgör saltet och vattnet, vilket leder till bildandet av en svag elektrolyt och åtföljs av en förändring i lösningsmiljön.
Tre typer av salter genomgår hydrolys:
a) salter bildade av en svag bas och en stark syra (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - hydrolys av katjonen inträffar)
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
NH4CI + H2O NH3. H2O + HCl
Mediets reaktion är sur.
b) salter bildade av en stark bas och en svag syra (K 2 CO 3, Na 2 S - hydrolys sker vid anjonen)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K2SiO3 +2H2O H2SiO3 +2KOH
Mediets reaktion är alkalisk.
c) salter bildade av en svag bas och en svag syra (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hydrolys sker vid katjonen och vid anjonen.
2NH4+ + CO32- + 2H2O 2NH3. H2O + H2CO3
(NH4)2CO3 + H2O2NH3. H2O + H2CO3
Ofta är omgivningens reaktion neutral.
d) salter som bildas av en stark bas och en stark syra (NaCl, Ba(NO 3) 2) är inte föremål för hydrolys.
I vissa fall fortskrider hydrolysen irreversibelt (som de säger, det går till slutet). Så när man blandar lösningar av natriumkarbonat och kopparsulfat fälls en blå fällning av hydratiserat basiskt salt ut, som vid upphettning förlorar en del av kristallisationsvattnet och får en grön färg - det blir till vattenfritt basiskt kopparkarbonat - malakit:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
När man blandar lösningar av natriumsulfid och aluminiumklorid fortsätter hydrolysen också till fullbordan:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl
Därför kan Al2S3 inte isoleras från en vattenlösning. Detta salt erhålls från enkla ämnen.
ELEKTROLYTER– ämnen vars lösningar eller smälta leder elektrisk ström.
ICKE-ELEKTROLYTER– ämnen vars lösningar eller smälta inte leder elektrisk ström.
Dissociation– nedbrytning av föreningar till joner.
Grad av dissociation– förhållandet mellan antalet molekyler som dissocieras till joner och det totala antalet molekyler i lösningen.
STARKA ELEKTROLYTER när de löses i vatten dissocierar de nästan helt till joner.
När man skriver ekvationer för dissociationen av starka elektrolyter används ett likhetstecken.
Starka elektrolyter inkluderar:
· Lösliga salter ( se löslighetstabell);
· Många oorganiska syror: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Se syrastarka elektrolyter i löslighetstabell);
· Baser av alkali (LiOH, NaOH, KOH) och jordalkalimetaller (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) ( se basstarka elektrolyter i löslighetstabellen).
SVAGA ELEKTROLYTER i vattenlösningar dissocieras endast delvis (reversibelt) till joner.
När man skriver dissociationsekvationer för svaga elektrolyter indikeras tecknet på reversibilitet.
Svaga elektrolyter inkluderar:
· Nästan alla organiska syror och vatten (H 2 O);
· Vissa oorganiska syror: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Se syror-svaga elektrolyter i löslighetstabellen);
· Olösliga metallhydroxider (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( titta på tomten-csvaga elektrolyter i löslighetstabellen).
Graden av elektrolytisk dissociation påverkas av ett antal faktorer:
lösningsmedlets beskaffenhet och elektrolyt: starka elektrolyter är ämnen med joniska och kovalenta starkt polära bindningar; god joniserande förmåga, d.v.s. förmågan att orsaka dissociation av ämnen innehas av lösningsmedel med en hög dielektrisk konstant, vars molekyler är polära (till exempel vatten);
temperatur: eftersom dissociation är en endoterm process, ökar temperaturen värdet på α;
koncentration: när lösningen späds, ökar dissociationsgraden, och med ökande koncentration minskar den;
skede av dissociationsprocessen: varje efterföljande steg är mindre effektivt än det föregående, cirka 1 000–10 000 gånger; till exempel, för fosforsyra α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄H++H2PO−4 (första steget, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (andra steget, α 2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (tredje steget, α 3).
Av denna anledning är koncentrationen av vätejoner högst i en lösning av denna syra, och koncentrationen av fosfatjoner PO3−4 är den lägsta.
1. Löslighet och graden av dissociation av ett ämne är inte relaterade till varandra. Till exempel är ättiksyra, som är mycket (obegränsat) löslig i vatten, en svag elektrolyt.
2. En lösning av en svag elektrolyt innehåller mindre än andra de joner som bildas i det sista stadiet av elektrolytisk dissociation
Graden av elektrolytisk dissociation påverkas också lägga till andra elektrolyter: t ex grad av dissociation av myrsyra
HCOOH ⇄ HCOO − + H+
minskar om lite natriumformiat tillsätts lösningen. Detta salt dissocierar och bildar formiatjoner HCOO − :
HCOONa → HCOO−+Na+
Som ett resultat ökar koncentrationen av HCOO–-joner i lösningen, och enligt Le Chateliers princip förskjuter en ökning av koncentrationen av formiatjoner jämvikten i dissociationsprocessen för myrsyra till vänster, dvs. graden av dissociation minskar.
Ostwalds utspädningslag- ett förhållande som uttrycker beroendet av den ekvivalenta elektriska ledningsförmågan hos en utspädd lösning av en binär svag elektrolyt på lösningens koncentration:
Här ärn, är koncentrationen och är värdena för ekvivalent elektrisk ledningsförmåga vid koncentration respektive vid oändlig utspädning. Förhållandet är en konsekvens av lagen om massaktion och jämlikhet
var är graden av dissociation.
Ostwalds utspädningslag härleddes av W. Ostwald 1888 och han bekräftade den också experimentellt. Det experimentella fastställandet av riktigheten av Ostwalds utspädningslag var av stor betydelse för att underbygga teorin om elektrolytisk dissociation.
Elektrolytisk dissociation av vatten. Väte pH Vatten är en svag amfotär elektrolyt: H2O H+ + OH- eller mer exakt: 2H2O = H3O+ + OH- Dissociationskonstanten för vatten vid 25°C är lika med: Detta värde på konstanten motsvarar dissociationen av en ut av hundra miljoner vattenmolekyler, därför kan koncentrationen av vatten anses vara konstant och lika med 55,55 mol/l (vattendensitet 1000 g/l, massa 1 l 1000 g, mängd vattenämne 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 1 = 55,55 mol/l). Då Detta värde är konstant vid en given temperatur (25°C), det kallas den joniska produkten av vatten KW: Dissociation av vatten är en endoterm process, därför, med ökande temperatur, i enlighet med Le Chateliers princip, intensifieras dissociationen, jonisk produkt ökar och når ett värde av 10-13 vid 100°C. I rent vatten vid 25°C är koncentrationerna av väte och hydroxyljoner lika med varandra: = = 10-7 mol/l Lösningar där koncentrationerna av väte och hydroxyljoner är lika med varandra kallas neutrala. Om en syra tillsätts rent vatten kommer koncentrationen av vätejoner att öka och bli större än 10-7 mol/l, mediet blir surt och koncentrationen av hydroxyljoner kommer omedelbart att ändras så att den joniska produkten av vatten behåller dess värde på 10-14. Samma sak kommer att hända när man tillsätter alkali till rent vatten. Koncentrationerna av väte- och hydroxyljoner är relaterade till varandra genom jonprodukten, därför är det lätt att beräkna koncentrationen av den andra när man känner till koncentrationen av en av jonerna. Till exempel, om = 10-3 mol/l, då = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, eller om = 10-2 mol/l, då = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Sålunda kan koncentrationen av väte eller hydroxyljoner tjäna som en kvantitativ egenskap för surheten eller alkaliniteten hos mediet. I praktiken använder de inte koncentrationerna av väte eller hydroxyljoner, utan väte-pH eller hydroxyl-pH-indikatorer. Väte-pH-indikatorn är lika med den negativa decimallogaritmen för koncentrationen av vätejoner: pH = - lg Hydroxylindikatorns pH är lika med den negativa decimallogaritmen för koncentrationen av hydroxyljoner: pH = - lg Det är lätt att visa med tar logaritmen för den joniska produkten av vatten att pH + pH = 14 Om mediets pH är 7 - miljön är neutral, om den är mindre än 7 är den sur, och ju lägre pH, desto högre koncentration av vätejoner . pH högre än 7 betyder att miljön är alkalisk; ju högre pH, desto högre koncentration av hydroxyljoner.
Hur skiljer man starka elektrolyter från svaga? och fick det bästa svaret
Svar från Pavel Beskrovny[master]
STARKA ELEKTROLYTER, när de löses i vatten, dissocierar nästan fullständigt till joner. För sådana elektrolyter tenderar VÄRDET AV DISSOCIATIONSGRADEN att ENHET i utspädda lösningar.
Starka elektrolyter inkluderar:
1) nästan alla salter;
2) starka syror, till exempel: H2SO4 (svavelsyra), HCl (saltsyra), HNO3 (salpetersyra);
3) alla alkalier, till exempel: NaOH (natriumhydroxid), KOH (kaliumhydroxid).
SVAGA ELEKTROLYTER, när de löses i vatten, dissocierar nästan inte till joner. För sådana elektrolyter tenderar VÄRDET AV DISSOCIATIONSGRADEN till NOLL.
Svaga elektrolyter inkluderar:
1) svaga syror - H2S (vätesulfid), H2CO3 (kolsyra), HNO2;
2) vattenlösning av ammoniak NH3 * H2O
DISSOCIATIONSGRAD är förhållandet mellan antalet partiklar som sönderdelas till joner (Nd) och det totala antalet lösta partiklar (Np) (betecknas med den grekiska bokstaven alfa):
a= Nd / Nr. Elektrolytisk dissociation är en reversibel process för svaga elektrolyter. Jag hoppas att du vet vad elektrolyter är, eftersom du frågar. Det här är enklare, om det är mer komplicerat, se ovan (för ett antal EO).
Elektrolytisk dissociation är en reversibel process för svaga elektrolyter.
Om du har frågor, gå till tvål.
1. ELEKTROLYTER
1.1. Elektrolytisk dissociation. Grad av dissociation. Elektrolytkraft
Enligt teorin om elektrolytisk dissociation sönderfaller salter, syror och hydroxider, när de löses i vatten, helt eller delvis till oberoende partiklar - joner.
Processen för nedbrytning av ämnesmolekyler till joner under påverkan av polära lösningsmedelsmolekyler kallas elektrolytisk dissociation. Ämnen som dissocierar till joner i lösningar kallas elektrolyter. Som ett resultat förvärvar lösningen förmågan att leda elektrisk ström, eftersom mobila elektriska laddningsbärare visas i den. Enligt denna teori, när de löses i vatten, bryts elektrolyter upp (dissocieras) till positivt och negativt laddade joner. Positivt laddade joner kallas katjoner; dessa inkluderar till exempel väte och metalljoner. Negativt laddade joner kallas anjoner; Dessa inkluderar joner av sura rester och hydroxidjoner.
För att kvantitativt karakterisera dissociationsprocessen introducerades begreppet dissociationsgrad. Graden av dissociation av en elektrolyt (α) är förhållandet mellan antalet av dess molekyler som sönderdelas till joner i en given lösning ( n ), till det totala antalet av dess molekyler i lösning ( Inte heller
α = .
Graden av elektrolytisk dissociation uttrycks vanligtvis antingen i bråkdelar av en enhet eller i procent.
Elektrolyter med en dissociationsgrad större än 0,3 (30%) brukar kallas starka, med en dissociationsgrad från 0,03 (3%) till 0,3 (30%) - medium, mindre än 0,03 (3%) - svaga elektrolyter. Så, för en 0,1 M lösning CH3COOH a = 0,013 (eller 1,3%). Därför är ättiksyra en svag elektrolyt. Graden av dissociation visar vilken del av de upplösta molekylerna i ett ämne som har brutit upp till joner. Graden av elektrolytisk dissociation av en elektrolyt i vattenlösningar beror på elektrolytens natur, dess koncentration och temperatur.
Till sin natur kan elektrolyter delas in i två stora grupper: stark och svag. Starka elektrolyter dissociera nästan helt (α = 1).
Starka elektrolyter inkluderar:
1) syror (H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HI, HClO4, HMnO4);
2) baser – metallhydroxider från den första gruppen i huvudundergruppen (alkali) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , samt hydroxider av alkaliska jordartsmetaller – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) salter lösliga i vatten (se löslighetstabell).
Svaga elektrolyter dissocierar till joner i mycket liten utsträckning, i lösningar finns de huvudsakligen i ett odissocierat tillstånd (i molekylär form). För svaga elektrolyter upprättas en jämvikt mellan odissocierade molekyler och joner.
Svaga elektrolyter inkluderar:
1) oorganiska syror ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3P04, H2SiO3, HCNS, HClO, etc.);
2) vatten (H2O);
3) ammoniumhydroxid ( NH4OH);
4) de flesta organiska syror
(till exempel ättiksyra CH3COOH, myrsyra HCOOH);
5) olösliga och svagt lösliga salter och hydroxider av vissa metaller (se löslighetstabell).
Bearbeta elektrolytisk dissociation avbildas med kemiska ekvationer. Till exempel dissociation av saltsyra (HC l ) skrivs så här:
HCl → H+ + Cl-.
Baser dissocierar och bildar metallkatjoner och hydroxidjoner. Till exempel dissociationen av KOH
KOH → K + + OH – .
Flerbasiska syror, såväl som baser av flervärda metaller, dissocierar stegvis. Till exempel,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,
HCO 3 – H + + CO 3 2– .
Den första jämvikten - dissociation enligt det första steget - kännetecknas av konstanten
.
För andra stegs dissociation:
.
När det gäller kolsyra har dissociationskonstanterna följande värden: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 x 10–11. För stegvis dissociation alltid K jag > K II > K III >... , därför att energin som måste förbrukas för att separera en jon är minimal när den separeras från en neutral molekyl.
Genomsnittliga (normala) salter, lösliga i vatten, dissocierar för att bilda positivt laddade metalljoner och negativt laddade joner av syraresten
Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –
Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.
Syrasalter (hydrosalter) är elektrolyter som innehåller väte i anjonen, som kan spjälkas av i form av vätejonen H+. Syrasalter betraktas som en produkt erhållen från flerbasiska syror där inte alla väteatomer är ersatta av en metall. Dissociation av sura salter sker i steg, till exempel:
KHCO 3 → K + + HCO 3 – (första stadiet)
- I kontakt med 0
- Google+ 0
- OK 0
- Facebook 0
