Elektrolytdissociation er kvantitativt karakteriseret ved graden af dissociation. Dissociationsgrad a–dette er forholdet mellem antallet af molekyler dissocieret til ioner N diss.,Til samlet antal molekyler af opløst elektrolyt N :
-en =
-en– fraktionen af elektrolytmolekyler, der er brudt op til ioner.
Graden af elektrolytdissociation afhænger af mange faktorer: elektrolyttens beskaffenhed, opløsningsmidlets beskaffenhed, opløsningens koncentration og temperatur.
Baseret på deres evne til at dissociere, er elektrolytter konventionelt opdelt i stærke og svage. Elektrolytter, der kun findes i opløsning i form af ioner, kaldes normalt stærk . Elektrolytter, som i opløst tilstand dels er i form af molekyler og dels i form af ioner, kaldes svag .
Stærke elektrolytter omfatter næsten alle salte, nogle syrer: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hydroxider af alkali- og jordalkalimetaller (se appendiks, tabel 6).
Dissociationsproces stærke elektrolytter går til slutningen:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
og lighedstegn er placeret i dissociationsligningerne.
I forhold til stærke elektrolytter er begrebet "dissociationsgrad" betinget. " Tilsyneladende grad af dissociation (a hver) under den sande (se bilag, tabel 6). Med stigende koncentration af en stærk elektrolyt i en opløsning øges interaktionen af modsat ladede ioner. Når de er tilstrækkelig tæt på hinanden, danner de partnere. Ionerne i dem er adskilt af lag af polære vandmolekyler, der omgiver hver ion. Dette påvirker faldet i opløsningens elektriske ledningsevne, dvs. effekten af ufuldstændig dissociation skabes.
For at tage højde for denne effekt blev der indført en aktivitetskoefficient g, som falder med stigende opløsningskoncentration, varierende fra 0 til 1. kvantitativ beskrivelse egenskaber af opløsninger af stærke elektrolytter, en mængde kaldet aktivitet (en).
En ions aktivitet forstås som dens effektive koncentration, ifølge hvilken den virker i kemiske reaktioner.
Ion aktivitet ( -en) er lig med dens molære koncentration ( MED), ganget med aktivitetskoefficienten (g):
EN = g MED.
Brug af aktivitet i stedet for koncentration gør det muligt for løsninger at anvende de love, der er fastsat for ideelle løsninger.
Svage elektrolytter omfatter nogle mineraler (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) og de fleste organiske syrer(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, etc.), ammoniumhydroxid NH 4 OH og alle dårligt opløselige baser i vand, organiske aminer.
Dissociationen af svage elektrolytter er reversibel. I opløsninger af svage elektrolytter etableres en ligevægt mellem ioner og udissocierede molekyler. I de tilsvarende dissociationsligninger er reversibilitetstegnet (“”) placeret. For eksempel den svage dissociationsligning eddikesyre er skrevet sådan her:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
I en opløsning af en svag binær elektrolyt ( CA) følgende ligevægt er etableret, karakteriseret ved en ligevægtskonstant kaldet dissociationskonstanten TIL d:
KA « K + + A - ,
.
Hvis 1 liter opløsning er opløst MED mol elektrolyt CA og graden af dissociation er a, hvilket betyder dissocieret aС mol elektrolyt, og hver ion blev dannet aС muldvarpe. I den udissocierede tilstand forbliver ( MED – aС) mol CA.
KA « K + + A - .
C – aС aС aС
Så vil dissociationskonstanten være lig med:
(6.1)
Da dissociationskonstanten ikke afhænger af koncentrationen, udtrykker den afledte relation afhængigheden af dissociationsgraden af en svag binær elektrolyt af dens koncentration. Fra ligning (6.1) er det klart, at et fald i koncentrationen af en svag elektrolyt i en opløsning fører til en stigning i graden af dens dissociation. Ligning (6.1) udtrykker Ostwalds udvandingslov .
Til meget svage elektrolytter (kl -en<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
TIL d en 2 C, eller -en" (6.2)
Dissociationskonstanten for hver elektrolyt er konstant ved en given temperatur, den afhænger ikke af opløsningens koncentration og karakteriserer elektrolyttens evne til at desintegrere til ioner. Jo højere Kd, jo mere dissocierer elektrolytten til ioner. Dissociationskonstanterne for svage elektrolytter er opstillet i tabelform (se bilag, tabel 3).
Stærke elektrolytter, når de opløses i vand, dissocieres næsten fuldstændigt til ioner, uanset deres koncentration i opløsningen.
Derfor bruges et lighedstegn (=) i dissociationsligningerne for stærke elektrolytter.
Stærke elektrolytter omfatter:
Opløselige salte;
Mange uorganiske syrer: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Baser dannet af alkalimetaller (LiOH, NaOH, KOH osv.) og jordalkalimetaller (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Svage elektrolytter i vandige opløsninger dissocierer kun delvist (reversibelt) til ioner.
Derfor bruges reversibilitetstegnet (⇄) i dissociationsligningerne for svage elektrolytter.
Svage elektrolytter omfatter:
Næsten alle organiske syrer og vand;
Nogle uorganiske syrer: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 osv.;
Uopløselige metalhydroxider: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 osv.
Ioniske reaktionsligninger
Ioniske reaktionsligninger
Kemiske reaktioner i opløsninger af elektrolytter (syrer, baser og salte) forekommer med deltagelse af ioner. Den endelige opløsning kan forblive klar (produkterne er meget opløselige i vand), men et af produkterne vil være en svag elektrolyt; i andre tilfælde vil der forekomme nedbør eller gasudvikling.
For reaktioner i opløsninger, der involverer ioner, kompileres ikke kun den molekylære ligning, men også den fulde ioniske ligning og den korte ionligning.
I ioniske ligninger, ifølge forslag fra den franske kemiker K. -L. Ifølge Berthollet (1801) skrives alle stærke, letopløselige elektrolytter i form af ionformler, og sedimenter, gasser og svage elektrolytter skrives i form af molekylære formler. Dannelsen af nedbør er markeret med et "pil ned" (↓)-tegn, og dannelsen af gasser med et "pil op"-tegn (). Et eksempel på at skrive en reaktionsligning ved hjælp af Berthollets regel:
a) molekylær ligning
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) komplet ionligning
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - svag elektrolyt)
c) kort ionisk ligning
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Normalt, når de skrives, er de begrænset til en kort ionisk ligning, med faste reagenser angivet med indekset (t), gasformige reagenser med indekset (g). Eksempler:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 er praktisk talt uopløseligt i vand
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(de fulde og korte ioniske ligninger er de samme)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(de fleste sure salte er meget opløselige i vand).
Hvis stærke elektrolytter ikke er involveret i reaktionen, er den ioniske form af ligningen fraværende:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
BILLET nr. 23
Hydrolyse af salte
Salthydrolyse er vekselvirkningen mellem saltioner og vand for at danne let dissocierende partikler.
Hydrolyse er bogstaveligt talt nedbrydning af vand. Ved at definere reaktionen ved salthydrolyse på denne måde understreger vi, at salte i opløsning er i form af ioner, og at drivkraften for reaktionen er dannelsen af let dissocierende partikler (en generel regel for mange reaktioner i opløsninger).
Hydrolyse sker kun i de tilfælde, hvor ionerne dannet som følge af saltets elektrolytiske dissociation - en kation, en anion eller begge sammen - er i stand til at danne svagt dissocierende forbindelser med vandioner, og dette sker igen, når kationen er stærkt polariserende (kation af en svag base), og anionen er let polariseret (anion af en svag syre). Dette ændrer pH i miljøet. Hvis kationen danner en stærk base, og anionen danner en stærk syre, så gennemgår de ikke hydrolyse.
1. Hydrolyse af et salt af en svag base og en stærk syre passerer gennem kationen, kan der dannes en svag base eller basisk salt, og opløsningens pH vil falde
2. Hydrolyse af et salt af en svag syre og en stærk base passerer gennem anionen, kan der dannes en svag syre eller surt salt, og opløsningens pH vil stige
3. Hydrolyse af et salt af en svag base og en svag syre passerer sædvanligvis fuldstændigt for at danne en svag syre og en svag base; Opløsningens pH afviger lidt fra 7 og bestemmes af syrens og basens relative styrke
4. Hydrolyse af et salt af en stærk base og en stærk syre forekommer ikke
Spørgsmål 24 Klassificering af oxider
Oxider kaldes komplekse stoffer, hvis molekyler omfatter oxygenatomer i oxidationstilstand - 2 og et andet element.
Oxider kan opnås gennem den direkte interaktion af oxygen med et andet grundstof, eller indirekte (for eksempel under nedbrydning af salte, baser, syrer). Under normale forhold kommer oxider i faste, flydende og gasformige tilstande; denne type forbindelse er meget almindelig i naturen. Oxider findes i jordskorpen. Rust, sand, vand, kuldioxid er oxider.
Saltdannende oxider For eksempel,
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Saltdannende oxider- Det er oxider, der danner salte som følge af kemiske reaktioner. Det er oxider af metaller og ikke-metaller, som ved vekselvirkning med vand danner de tilsvarende syrer, og ved vekselvirkning med baser de tilsvarende sure og normale salte. For eksempel, Kobberoxid (CuO) er et saltdannende oxid, fordi der for eksempel, når det reagerer med saltsyre (HCl), dannes et salt:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Som et resultat af kemiske reaktioner kan andre salte opnås:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Ikke-saltdannende oxider Det er oxider, der ikke danner salte. Eksempler omfatter CO, N2O, NO.
Salte, deres egenskaber, hydrolyse
8. klasses elev B af skole nr. 182
Petrova Polina
Kemi lærer:
Kharina Ekaterina Alekseevna
MOSKVA 2009
I hverdagen er vi vant til kun at beskæftige os med ét salt – bordsalt, dvs. natriumchlorid NaCl. Men i kemi kaldes en hel klasse af forbindelser salte. Salte kan betragtes som produkter af udskiftning af brint i en syre med et metal. Bordsalt kan for eksempel opnås fra saltsyre ved en substitutionsreaktion:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
surt salt
Hvis du tager aluminium i stedet for natrium, dannes der et andet salt - aluminiumklorid:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Salte- Det er komplekse stoffer, der består af metalatomer og sure rester. De er produkter af fuldstændig eller delvis erstatning af hydrogen i en syre med et metal eller en hydroxylgruppe i en base med en syrerest. For eksempel, hvis vi i svovlsyre H 2 SO 4 erstatter et hydrogenatom med kalium, får vi saltet KHSO 4, og hvis to - K 2 SO 4.
Der findes flere typer salte.
| Typer af salte | Definition | Eksempler på salte |
| Gennemsnit | Produktet af fuldstændig udskiftning af surt brint med metal. De indeholder hverken H-atomer eller OH-grupper. | Na 2 SO 4 natriumsulfat CuCl 2 kobber (II) chlorid Ca 3 (PO 4) 2 calciumphosphat Na 2 CO 3 natriumcarbonat (soda) |
| Sur | Et produkt af ufuldstændig erstatning af surt brint med metal. Indeholder brintatomer. (De er kun dannet af polybasiske syrer) | CaHPO 4 calciumhydrogenphosphat Ca(H 2 PO 4) 2 calciumdihydrogenphosphat NaHCO 3 natriumbicarbonat (bagepulver) |
| Grundlæggende | Produktet af ufuldstændig erstatning af hydroxylgrupperne i en base med en sur rest. Inkluderer OH-grupper. (Kun dannet af polysyrebaser) | Cu(OH)Cl kobber (II) hydroxychlorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) calcium hydroxyphosphat (CuOH) 2 CO 3 kobber (II) hydroxycarbonat (malakit) |
| Blandet | Salte af to syrer | Ca(OCl)Cl – blegemiddel |
| Dobbelt | Salte af to metaller | K 2 NaPO 4 – dikaliumnatriumorthophosphat |
| Krystallinske hydrater | Indeholder krystallisationsvand. Når de opvarmes, dehydrerer de - de mister vand og bliver til vandfrit salt. | CuSO4. 5H 2 O – pentahydrat kobber(II)sulfat (kobbersulfat) Na 2CO 3. 10H 2 O - natriumcarbonat decahydrat (sodavand) |
Metoder til at opnå salte.
1. Salte kan opnås ved at virke med syrer på metaller, basiske oxider og baser:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
zinkchlorid
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
jern(III)sulfat
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
chrom(III)nitrat
2. Salte dannes ved reaktion af sure oxider med alkalier, såvel som sure oxider med basiske oxider:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O
calciumnitrat
SiO 2 + CaO CaSiO 3
calciumsilikat
3. Salte kan opnås ved at omsætte salte med syrer, alkalier, metaller, ikke-flygtige syreoxider og andre salte. Sådanne reaktioner forekommer under betingelserne for udvikling af gas, udfældning af et bundfald, udvikling af et oxid af en svagere syre eller udvikling af et flygtigt oxid.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
calciumorthophosphat calciumsulfat
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4
jern(III)sulfat natriumsulfat
CuS04 + Fe FeS04 + Cu
kobber(II)sulfat jern(II)sulfat
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
calciumcarbonat calciumsilikat
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
sulfatchlorid sulfatchlorid
aluminium barium barium aluminium
4. Salte af iltfrie syrer dannes ved vekselvirkning mellem metaller og ikke-metaller:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
jern(III)chlorid
Fysiske egenskaber.
Salte er faste stoffer i forskellige farver. Deres opløselighed i vand varierer. Alle salte af salpetersyre og eddikesyre samt natrium- og kaliumsalte er opløselige. Opløseligheden af andre salte i vand kan findes i opløselighedstabellen.
Kemiske egenskaber.
1) Salte reagerer med metaller.
Da disse reaktioner forekommer i vandige opløsninger, kan Li, Na, K, Ca, Ba og andre aktive metaller, der reagerer med vand under normale forhold, ikke bruges til eksperimenter, eller reaktioner kan ikke udføres i en smelte.
CuS04 + Zn ZnS04 + Cu
Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb
2) Salte reagerer med syrer. Disse reaktioner opstår, når en stærkere syre fortrænger en svagere, frigiver gas eller udfælder.
Når de udfører disse reaktioner, tager de normalt tørt salt og virker med koncentreret syre.
BaCl2 + H2SO4 BaS04 + 2HCl
Na2SiO3 + 2HCl 2NaCl + H2SiO3
3) Salte reagerer med alkalier i vandige opløsninger.
Dette er en metode til at opnå uopløselige baser og alkalier.
FeCl3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH)3 + 3NaCl
CuSO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2SO4 + Cu(OH)2
Na2S04 + Ba(OH)2BaSO4 + 2NaOH
4) Salte reagerer med salte.
Reaktionerne foregår i opløsninger og bruges til at opnå praktisk talt uopløselige salte.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl
5) Nogle salte nedbrydes ved opvarmning.
Et typisk eksempel på en sådan reaktion er brænding af kalksten, hvis hovedbestanddel er calciumcarbonat:
CaCO 3 CaO + CO2 calciumcarbonat
1. Nogle salte er i stand til at krystallisere til dannelse af krystallinske hydrater.
Kobber(II)sulfat CuSO 4 er et hvidt krystallinsk stof. Når det er opløst i vand, opvarmes det, og der dannes en blå opløsning. Frigivelse af varme og farveændringer er tegn på en kemisk reaktion. Når opløsningen er fordampet, frigives krystallinsk hydrat CuSO 4. 5H20 (kobbersulfat). Dannelsen af dette stof indikerer, at kobber(II)sulfat reagerer med vand:
CuS04 + 5H20 CuS04. 5H2O + Q
hvid blå-blå
Brug af salte.
De fleste salte er meget udbredt i industrien og i hverdagen. For eksempel er natriumchlorid NaCl eller bordsalt uundværligt i madlavningen. I industrien bruges natriumchlorid til fremstilling af natriumhydroxid, soda NaHCO 3, klor, natrium. Salte af salpetersyre og orthophosphorsyre er hovedsageligt mineralsk gødning. For eksempel er kaliumnitrat KNO 3 kaliumnitrat. Det er også en del af krudt og andre pyrotekniske blandinger. Salte bruges til at opnå metaller, syrer og i glasproduktion. Mange plantebeskyttelsesmidler mod sygdomme, skadedyr og nogle medicinske stoffer hører også til salteklassen. Kaliumpermanganat KMnO 4 kaldes ofte kaliumpermanganat. Kalksten og gips – CaSO 4 – bruges som byggematerialer. 2H 2 O, som også bruges i medicin.
Løsninger og opløselighed.
Som tidligere nævnt er opløselighed en vigtig egenskab ved salte. Opløselighed er et stofs evne til sammen med et andet stof at danne et homogent, stabilt system af variabel sammensætning, bestående af to eller flere komponenter.
Løsninger- Det er homogene systemer, der består af opløsningsmiddelmolekyler og opløste partikler.
Så for eksempel består en opløsning af bordsalt af et opløsningsmiddel - vand, et opløst stof - Na +, Cl - ioner.
Ioner(fra græsk ión - gående), elektrisk ladede partikler dannet ved tab eller forstærkning af elektroner (eller andre ladede partikler) af atomer eller grupper af atomer. Begrebet og udtrykket "ion" blev introduceret i 1834 af M. Faraday, som, mens han studerede virkningen af elektrisk strøm på vandige opløsninger af syrer, alkalier og salte, foreslog, at den elektriske ledningsevne af sådanne opløsninger skyldes bevægelser af ioner . Faraday kaldte positivt ladede ioner, der bevæger sig i opløsning mod den negative pol (katode) kationer, og negativt ladede ioner, der bevæger sig mod den positive pol (anode) - anioner.
Baseret på graden af opløselighed i vand opdeles stoffer i tre grupper:
1) Meget opløselig;
2) Lidt opløselig;
3) Praktisk talt uopløselig.
Mange salte er meget opløselige i vand. Når du skal bestemme opløseligheden af andre salte i vand, skal du bruge opløselighedstabellen.
Det er velkendt, at nogle stoffer, når de er opløst eller smeltet, leder elektrisk strøm, mens andre ikke leder strøm under samme forhold.
Stoffer, der desintegrerer til ioner i opløsninger eller smelter og derfor leder elektrisk strøm, kaldes elektrolytter.
Stoffer, der under samme forhold ikke går i opløsning til ioner og ikke leder elektrisk strøm, kaldes ikke-elektrolytter.
Elektrolytter omfatter syrer, baser og næsten alle salte. Elektrolytter selv leder ikke elektricitet. I opløsninger og smelter bryder de op til ioner, hvorfor der løber strøm.
Nedbrydningen af elektrolytter til ioner, når de er opløst i vand, kaldes elektrolytisk dissociation. Dens indhold koges ned til følgende tre bestemmelser:
1) Elektrolytter, når de er opløst i vand, opdeles (dissocieres) til ioner - positive og negative.
2) Under påvirkning af en elektrisk strøm opnår ioner retningsbestemt bevægelse: positivt ladede ioner bevæger sig mod katoden og kaldes kationer, og negativt ladede ioner bevæger sig mod anoden og kaldes anioner.
3) Dissociation er en reversibel proces: parallelt med desintegration af molekyler til ioner (dissociation), sker processen med at kombinere ioner (association).
reversibilitet
Stærke og svage elektrolytter.
For kvantitativt at karakterisere en elektrolyts evne til at desintegrere til ioner, begrebet dissociationsgraden (α), t . E. Forholdet mellem antallet af molekyler desintegreret til ioner og det samlede antal molekyler. For eksempel angiver α = 1, at elektrolytten er fuldstændig desintegreret til ioner, og α = 0,2 betyder, at kun hver femte af dens molekyler er dissocieret. Når en koncentreret opløsning fortyndes, såvel som ved opvarmning, øges dens elektriske ledningsevne, efterhånden som graden af dissociation stiger.
Afhængigt af værdien af α opdeles elektrolytter konventionelt i stærk (dissocierer næsten fuldstændigt, (α 0,95)) medium styrke (0,95)
Stærke elektrolytter er mange mineralsyrer (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 osv.), alkalier (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 osv.) og næsten alle salte. De svage omfatter opløsninger af nogle mineralsyrer (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), mange organiske syrer (f.eks. eddikesyre CH 3 COOH), en vandig opløsning af ammoniak (NH 3 2 O), vand, nogle kviksølvsalte (HgCl 2). Elektrolytter af middel styrke omfatter ofte flussyre HF, orthophosphorsyre H 3 PO 4 og salpetergas HNO 2 syrer.
Hydrolyse af salte.
Udtrykket "hydrolyse" kommer fra de græske ord hidor (vand) og lysis (nedbrydning). Hydrolyse forstås normalt som en udvekslingsreaktion mellem et stof og vand. Hydrolytiske processer er ekstremt almindelige i naturen omkring os (både levende og ikke-levende), og er også meget brugt af mennesker i moderne produktions- og husholdningsteknologier.
Salthydrolyse er reaktionen af interaktion mellem de ioner, der udgør saltet og vandet, hvilket fører til dannelsen af en svag elektrolyt og er ledsaget af en ændring i opløsningsmiljøet.
Tre typer salte gennemgår hydrolyse:
a) salte dannet af en svag base og en stærk syre (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - hydrolyse af kationen forekommer)
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
NH4Cl + H2O NH3. H2O + HCl
Mediets reaktion er sur.
b) salte dannet af en stærk base og en svag syre (K 2 CO 3, Na 2 S - hydrolyse sker ved anionen)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K2SiO3 +2H2O H2SiO3 +2KOH
Mediets reaktion er alkalisk.
c) salte dannet af en svag base og en svag syre (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hydrolyse sker ved kationen og ved anionen.
2NH4+ + CO32- + 2H2O 2NH3. H2O + H2CO3
(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
Ofte er omgivelsernes reaktion neutral.
d) salte dannet af en stærk base og en stærk syre (NaCl, Ba(NO 3) 2) er ikke udsat for hydrolyse.
I nogle tilfælde forløber hydrolyse irreversibelt (som de siger, det går til enden). Så når man blander opløsninger af natriumcarbonat og kobbersulfat, udfældes et blåt bundfald af hydratiseret basisk salt, som ved opvarmning mister en del af krystallisationsvandet og får en grøn farve - det bliver til vandfrit basisk kobbercarbonat - malakit:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Når opløsninger af natriumsulfid og aluminiumchlorid blandes, fortsætter hydrolysen også til afslutning:
2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl
Derfor kan Al 2 S 3 ikke isoleres fra en vandig opløsning. Dette salt er fremstillet af simple stoffer.
Der er stærke og svage elektrolytter. Stærke elektrolytter i opløsninger er næsten fuldstændigt dissocierede. Denne gruppe af elektrolytter omfatter de fleste salte, alkalier og stærke syrer. Svage elektrolytter omfatter svage syrer og svage baser og nogle salte: kviksølv (II) chlorid, kviksølv (II) cyanid, jern (III) thiocyanat, cadmiumiodid. Opløsninger af stærke elektrolytter i høje koncentrationer har betydelig elektrisk ledningsevne, og den øges en smule ved fortynding af opløsninger.
Opløsninger af svage elektrolytter i høje koncentrationer er kendetegnet ved ubetydelig elektrisk ledningsevne, som øges meget, når opløsningerne fortyndes.
Når et stof er opløst i et hvilket som helst opløsningsmiddel, simple (uopløste) ioner, neutrale molekyler af det opløste stof, solvatiserede (hydratiserede i vandige opløsninger) ioner (f.eks. osv.), ionpar (eller ion-tvillinger), som er elektrostatisk forbundet grupper af modsat ladede ioner (for eksempel ), hvis dannelse observeres i det overvældende flertal af ikke-vandige elektrolytopløsninger, komplekse ioner (for eksempel ), solvatiserede molekyler osv.
I vandige opløsninger af stærke elektrolytter findes der kun simple eller solvatiserede kationer og anioner. Der er ingen opløste molekyler i deres opløsninger. Derfor er det forkert at antage tilstedeværelsen af molekyler eller tilstedeværelsen af langtidsbindinger mellem eller og i en vandig opløsning af natriumchlorid.
I vandige opløsninger af svage elektrolytter kan det opløste stof eksistere i form af simple og solvatiserede (-hydratiserede) ioner og udissocierede molekyler.
I ikke-vandige opløsninger er nogle stærke elektrolytter (f.eks. ) ikke fuldstændigt dissocierede selv ved moderat høje koncentrationer. I de fleste organiske opløsningsmidler observeres dannelsen af ionpar af modsat ladede ioner (for flere detaljer, se bog 2).
I nogle tilfælde er det umuligt at tegne en skarp linje mellem stærke og svage elektrolytter.
Internationale kræfter. Under påvirkning af interioniske kræfter, omkring hver frit bevægende ion, grupperes andre ioner ladet med det modsatte fortegn, arrangeret symmetrisk, og danner den såkaldte ioniske atmosfære eller ionsky, der bremser ionens bevægelse i opløsningen.
For eksempel i en opløsning grupperes klorioner omkring bevægelige kaliumioner, og der skabes en atmosfære af kaliumioner nær de bevægende klorioner.
Ioner, hvis mobilitet er svækket af interioniske forlængelseskræfter, udviser reduceret kemisk aktivitet i opløsninger. Dette forårsager afvigelser i opførselen af stærke elektrolytter fra den klassiske form for massehandlingsloven.
Fremmede ioner til stede i en given elektrolytopløsning har også en stærk effekt på mobiliteten af dens ioner. Jo højere koncentrationen er, jo mere signifikant er den interioniske vekselvirkning, og jo stærkere påvirker de fremmede ioner ionernes mobilitet.
I svage syrer og baser er hydrogen- eller hydroxylbindingen i deres molekyler stort set kovalent snarere end ionisk; Derfor, når svage elektrolytter opløses i opløsningsmidler karakteriseret ved en meget høj dielektrisk konstant, desintegrerer de fleste af deres molekyler ikke til ioner.
Opløsninger af stærke elektrolytter adskiller sig fra opløsninger af svage elektrolytter ved, at de ikke indeholder udissocierede molekyler. Dette bekræftes af moderne fysiske og fysisk-kemiske undersøgelser. For eksempel bekræfter røntgenundersøgelse af krystaller af stærke elektrolytter det faktum, at krystalgitre af salte er bygget af ioner.
Når de opløses i et opløsningsmiddel med en høj dielektrisk konstant, dannes solvatskaller (hydrat i vand) omkring ionerne, hvilket forhindrer dem i at forene sig til molekyler. Da stærke elektrolytter således ikke indeholder molekyler selv i den krystallinske tilstand, indeholder de især ikke molekyler i opløsninger.
Imidlertid blev det eksperimentelt fundet, at den elektriske ledningsevne af vandige opløsninger af stærke elektrolytter ikke svarer til den elektriske ledningsevne, der kunne forventes under dissociationen af opløste elektrolytmolekyler til ioner.
Ved at bruge teorien om elektrolytisk dissociation foreslået af Arrhenius, viste det sig at være umuligt at forklare dette og en række andre fakta. For at forklare dem blev nye videnskabelige principper fremsat.
På nuværende tidspunkt kan uoverensstemmelsen mellem stærke elektrolytters egenskaber og den klassiske form for massehandlingsloven forklares ved hjælp af teorien om stærke elektrolytter foreslået af Debye og Hückel. Hovedideen i denne teori er, at der opstår gensidige tiltrækningskræfter mellem ioner af stærke elektrolytter i opløsninger. Disse interioniske kræfter får stærke elektrolytters opførsel til at afvige fra lovene for ideelle løsninger. Tilstedeværelsen af disse interaktioner forårsager gensidig inhibering af kationer og anioner.
Virkning af fortynding på interionisk tiltrækning. Interionisk tiltrækning forårsager afvigelser i adfærden af virkelige løsninger på samme måde som intermolekylær tiltrækning i virkelige gasser medfører afvigelser i deres adfærd fra lovene for ideelle gasser. Jo højere koncentrationen af opløsningen er, jo tættere er ionatmosfæren og jo lavere mobilitet af ioner og derfor elektrolytters elektriske ledningsevne.
Ligesom egenskaberne af en rigtig gas ved lave tryk nærmer sig egenskaberne af en ideel gas, så nærmer egenskaberne af opløsninger af stærke elektrolytter ved høje fortyndinger egenskaberne af ideelle opløsninger.
Med andre ord, i fortyndede opløsninger er afstandene mellem ionerne så store, at den gensidige tiltrækning eller frastødning, som ionerne oplever, er ekstremt lille og praktisk talt reduceret til nul.
Således er den observerede stigning i den elektriske ledningsevne af stærke elektrolytter, når deres opløsninger fortyndes, forklaret af svækkelsen af interioniske tiltræknings- og frastødningskræfter, hvilket forårsager en stigning i ionernes bevægelseshastighed.
Jo mindre dissocieret elektrolytten og jo mere fortyndet opløsningen er, jo mindre er den interioniske elektriske påvirkning og jo færre afvigelser fra massevirkningsloven, og omvendt, jo højere koncentrationen af opløsningen er, jo større er den indre elektriske påvirkning og jo flere afvigelser fra massehandlingsloven observeres.
Af de ovenfor anførte grunde kan loven om massevirkning i sin klassiske form ikke anvendes på vandige opløsninger af stærke elektrolytter, såvel som på koncentrerede vandige opløsninger af svage elektrolytter.
Elektrolytter som kemiske stoffer har været kendt siden oldtiden. De har dog erobret de fleste områder af deres anvendelse relativt for nylig. Vi vil diskutere industriens højest prioriterede områder for anvendelse af disse stoffer og finde ud af, hvad sidstnævnte er, og hvordan de adskiller sig fra hinanden. Men lad os starte med en udflugt i historien.
Historie
De ældste kendte elektrolytter er salte og syrer, opdaget i den antikke verden. Imidlertid har ideer om elektrolytters struktur og egenskaber udviklet sig over tid. Teorier om disse processer har udviklet sig siden 1880'erne, hvor der blev gjort en række opdagelser relateret til teorier om elektrolytters egenskaber. Adskillige kvalitative spring blev observeret i teorier, der beskriver mekanismerne for interaktion af elektrolytter med vand (trods alt, kun i opløsning erhverver de de egenskaber, som de bruges i industrien).
Nu vil vi i detaljer undersøge flere teorier, der havde størst indflydelse på udviklingen af ideer om elektrolytter og deres egenskaber. Og lad os starte med den mest almindelige og simple teori, som vi hver især gennemgik i skolen.
Arrhenius teori om elektrolytisk dissociation
I 1887 skabte den svenske kemiker og Wilhelm Ostwald teorien om elektrolytisk dissociation. Så enkelt er det dog heller ikke her. Arrhenius var selv tilhænger af den såkaldte fysiske teori om opløsninger, som ikke tog højde for vekselvirkningen af et stofs bestanddele med vand og argumenterede for, at der eksisterer frit ladede partikler (ioner) i opløsningen. Det er i øvrigt fra denne position, at elektrolytisk dissociation betragtes i skolen i dag.
Lad os tale om, hvad denne teori giver, og hvordan den forklarer os mekanismen for interaktion mellem stoffer og vand. Som alle andre har hun flere postulater, som hun bruger:
1. Ved interaktion med vand nedbrydes stoffet til ioner (positiv - kation og negativ - anion). Disse partikler gennemgår hydrering: de tiltrækker vandmolekyler, som i øvrigt er positivt ladet på den ene side og negativt på den anden side (danner en dipol), som et resultat, de formes til vandkomplekser (solvater).
2. Dissociationsprocessen er reversibel - det vil sige, at hvis et stof er brudt op til ioner, så kan det under påvirkning af nogle faktorer igen blive til sin oprindelige form.
3. Hvis du forbinder elektroder til opløsningen og tænder for strømmen, vil kationerne begynde at bevæge sig til den negative elektrode - katoden, og anionerne til den positivt ladede - anoden. Derfor leder stoffer, der er meget opløselige i vand, elektrisk strøm bedre end vandet selv. Af samme grund blev de kaldt elektrolytter.
4. elektrolyt karakteriserer procentdelen af et stof, der har undergået opløsning. Denne indikator afhænger af egenskaberne af opløsningsmidlet og det opløste stof selv, af koncentrationen af sidstnævnte og af den ydre temperatur.
Her er faktisk alle hovedpostulaterne i denne simple teori. Vi vil bruge dem i denne artikel til at beskrive, hvad der sker i en elektrolytopløsning. Vi vil se på eksempler på disse forbindelser lidt senere, men lad os nu se på en anden teori.
Lewis teori om syrer og baser
Ifølge teorien om elektrolytisk dissociation er en syre et stof i opløsningen, hvis hydrogenkation er til stede, og en base er en forbindelse, der desintegrerer i opløsning til en hydroxidanion. Der er en anden teori, opkaldt efter den berømte kemiker Gilbert Lewis. Det giver os mulighed for at udvide begrebet syre og base noget. Ifølge Lewis' teori er syrer molekyler af et stof, der har frie elektronorbitaler og er i stand til at acceptere en elektron fra et andet molekyle. Det er let at gætte, at baserne vil være partikler, der er i stand til at donere en eller flere af deres elektroner til "brugen" af syren. Det, der er meget interessant her, er, at ikke kun en elektrolyt, men også ethvert stof, selv uopløseligt i vand, kan være en syre eller base.
Brendsted-Lowry protolytisk teori
I 1923 foreslog to videnskabsmænd - J. Brønsted og T. Lowry - uafhængigt af hinanden en teori, som nu aktivt bruges af videnskabsmænd til at beskrive kemiske processer. Essensen af denne teori er, at betydningen af dissociation kommer ned til overførslen af en proton fra en syre til en base. Sidstnævnte forstås således her som en protonacceptor. Så er syren deres donor. Teorien forklarer også godt eksistensen af stoffer, der udviser egenskaberne af både syrer og baser. Sådanne forbindelser kaldes amfotere. I Bronsted-Lowry-teorien bruges begrebet amfolytter også om dem, mens syrer eller baser normalt kaldes protolytter.
Vi kommer til næste del af artiklen. Her vil vi fortælle dig, hvor stærke og svage elektrolytter adskiller sig fra hinanden og diskutere indflydelsen af eksterne faktorer på deres egenskaber. Og så vil vi begynde at beskrive deres praktiske anvendelse.
Stærke og svage elektrolytter
Hvert stof interagerer med vand individuelt. Nogle opløses godt i det (for eksempel bordsalt), mens andre slet ikke opløses (for eksempel kridt). Således opdeles alle stoffer i stærke og svage elektrolytter. Sidstnævnte er stoffer, der interagerer dårligt med vand og sætter sig i bunden af opløsningen. Det betyder, at de har en meget lav grad af dissociation og høj bindingsenergi, som ikke tillader molekylet at desintegrere i dets bestanddele under normale forhold. Dissociation af svage elektrolytter sker enten meget langsomt eller med stigende temperatur og koncentration af dette stof i opløsning.
Lad os tale om stærke elektrolytter. Disse omfatter alle opløselige salte, såvel som stærke syrer og baser. De går let i opløsning til ioner og er meget svære at opsamle til nedbør. Strøm i elektrolytter, forresten, udføres præcist takket være ionerne indeholdt i opløsningen. Derfor leder stærke elektrolytter strømmen bedst. Eksempler på sidstnævnte: stærke syrer, baser, opløselige salte.
Faktorer, der påvirker elektrolytternes adfærd
Lad os nu finde ud af, hvordan ændringer i det ydre miljø påvirker Koncentrationen direkte påvirker graden af dissociation af elektrolytten. Desuden kan denne sammenhæng udtrykkes matematisk. Loven, der beskriver dette forhold, kaldes Ostwalds fortyndingslov og er skrevet som følger: a = (K / c) 1/2. Her er a graden af dissociation (taget i fraktioner), K er dissociationskonstanten, forskellig for hvert stof, og c er koncentrationen af elektrolytten i opløsningen. Ved at bruge denne formel kan du lære meget om et stof og dets adfærd i opløsning.
Men vi har afveget fra emnet. Udover koncentration påvirkes graden af dissociation også af elektrolyttens temperatur. For de fleste stoffer øger det opløselighed og kemisk aktivitet. Det er netop det, der kan forklare forekomsten af nogle reaktioner kun ved forhøjede temperaturer. Under normale forhold går de enten meget langsomt eller i begge retninger (denne proces kaldes reversibel).
Vi har analyseret de faktorer, der bestemmer opførselen af et system såsom en elektrolytopløsning. Lad os nu gå videre til den praktiske anvendelse af disse, uden tvivl, meget vigtige kemikalier.
Industriel brug
Selvfølgelig har alle hørt ordet "elektrolyt" i forhold til batterier. Bilen bruger bly-syre-batterier, hvori elektrolytten er 40% svovlsyre. For at forstå, hvorfor dette stof overhovedet er nødvendigt der, er det værd at forstå batteriernes driftsfunktioner.
Så hvad er princippet om drift af ethvert batteri? De gennemgår en reversibel reaktion med at omdanne et stof til et andet, som et resultat af, at elektroner frigives. Ved opladning af et batteri sker der en vekselvirkning af stoffer, som ikke sker under normale forhold. Dette kan opfattes som akkumulering af elektricitet i et stof som følge af en kemisk reaktion. Under udledningen begynder den omvendte transformation, hvilket fører systemet til den oprindelige tilstand. Disse to processer udgør tilsammen én opladnings-afladningscyklus.
Lad os se på ovenstående proces ved hjælp af et specifikt eksempel - et bly-syre-batteri. Som du måske kan gætte, består denne strømkilde af et grundstof, der indeholder bly (samt blydioxid PbO 2) og syre. Ethvert batteri består af elektroder, og mellemrummet mellem dem er fyldt med elektrolyt. Som sidstnævnte, som vi allerede har fundet ud af, bruger vi i vores eksempel svovlsyre med en koncentration på 40 procent. Katoden på et sådant batteri er lavet af blydioxid, og anoden består af rent bly. Alt dette skyldes, at forskellige reversible reaktioner finder sted ved disse to elektroder med deltagelse af ioner, som syren har dissocieret i:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reaktion sker ved den negative elektrode - katode).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reaktionen sker ved den positive elektrode - anode).
Læser vi reaktionerne fra venstre mod højre, får vi processer, der opstår, når batteriet er afladet, og hvis vi fra højre mod venstre, får vi processer, der opstår, når batteriet oplades. I hver af disse reaktioner er disse reaktioner forskellige, men mekanismen for deres forekomst beskrives generelt på samme måde: to processer forekommer, hvoraf den ene elektroner "absorberes", og i den anden, tværtimod, " udelade". Det vigtigste er, at antallet af absorberede elektroner er lig med antallet af frigivne elektroner.
Faktisk er der udover batterier mange anvendelsesmuligheder for disse stoffer. Generelt er elektrolytterne, eksempler på hvilke vi har givet, kun et korn af de mange forskellige stoffer, der er forenet under dette udtryk. De omgiver os overalt, overalt. Her er for eksempel menneskekroppen. Tror du, at disse stoffer ikke er der? Du tager meget fejl. De findes overalt i os, og den største mængde består af blodelektrolytter. Disse omfatter for eksempel jernioner, som er en del af hæmoglobin og hjælper med at transportere ilt til vævene i vores krop. Blodelektrolytter spiller også en nøglerolle i reguleringen af vand-saltbalancen og hjertefunktionen. Denne funktion udføres af kalium- og natriumioner (der er endda en proces, der forekommer i celler kaldet kalium-natrium-pumpen).
Alle stoffer, som du kan opløse selv lidt, er elektrolytter. Og der er ingen industrigren eller vores liv, hvor de ikke bliver brugt. Det er ikke kun bilbatterier og batterier. Disse er enhver kemisk og fødevareproduktion, militærfabrikker, tøjfabrikker og så videre.
Sammensætningen af elektrolytten varierer i øvrigt. Således kan sure og alkaliske elektrolytter skelnes. De er fundamentalt forskellige i deres egenskaber: som vi allerede har sagt, er syrer protondonorer, og alkalier er acceptorer. Men over tid ændres sammensætningen af elektrolytten på grund af tabet af en del af stoffet; koncentrationen enten falder eller stiger (alt afhænger af, hvad der går tabt, vand eller elektrolyt).
Vi støder på dem hver dag, men få mennesker kender nøjagtigt definitionen af et sådant udtryk som elektrolytter. Vi har set på eksempler på specifikke stoffer, så lad os gå videre til lidt mere komplekse begreber.
Elektrolytters fysiske egenskaber
Nu om fysik. Det vigtigste at forstå, når man studerer dette emne, er, hvordan strøm overføres i elektrolytter. Ioner spiller en afgørende rolle i dette. Disse ladede partikler kan overføre ladning fra en del af opløsningen til en anden. Således har anioner altid tendens til den positive elektrode, og kationer - til den negative. Ved at virke på løsningen med elektrisk strøm adskiller vi således ladningerne på forskellige sider af systemet.
En meget interessant fysisk egenskab er tæthed. Mange egenskaber ved de forbindelser, vi diskuterer, afhænger af det. Og spørgsmålet dukker ofte op: "Hvordan øger man elektrolyttens tæthed?" Faktisk er svaret enkelt: det er nødvendigt at reducere vandindholdet i opløsningen. Da tætheden af elektrolytten i høj grad bestemmes, afhænger den i høj grad af koncentrationen af sidstnævnte. Der er to måder at nå din plan på. Den første er ret enkel: kog elektrolytten indeholdt i batteriet. For at gøre dette skal du oplade den, så temperaturen indeni stiger til lige over hundrede grader Celsius. Hvis denne metode ikke hjælper, skal du ikke bekymre dig, der er en anden: udskift blot den gamle elektrolyt med en ny. For at gøre dette skal du dræne den gamle opløsning, rense indersiden fra resterende svovlsyre med destilleret vand og derefter fylde en ny portion. Som regel har højkvalitets elektrolytopløsninger straks den ønskede koncentration. Efter udskiftning kan du i lang tid glemme, hvordan du øger elektrolyttens tæthed.
Sammensætningen af elektrolytten bestemmer i høj grad dens egenskaber. Karakteristika såsom elektrisk ledningsevne og tæthed afhænger for eksempel stærkt af arten af det opløste stof og dets koncentration. Der er et særskilt spørgsmål om, hvor meget elektrolyt et batteri kan indeholde. Faktisk er dens volumen direkte relateret til produktets deklarerede effekt. Jo mere svovlsyre der er inde i batteriet, jo kraftigere er det, dvs. jo mere spænding kan det producere.
Hvor vil dette være nyttigt?
Er du bilentusiast eller bare interesseret i biler, så forstår du selv alt. Du ved helt sikkert, hvordan du bestemmer, hvor meget elektrolyt der er i batteriet nu. Og hvis du er langt fra biler, så vil viden om disse stoffers egenskaber, deres anvendelse og hvordan de interagerer med hinanden ikke være overflødig. Når du ved dette, vil du ikke blive forvirret, hvis du bliver bedt om at fortælle, hvilken elektrolyt der er i batteriet. Selvom du ikke er bilentusiast, men har en bil, så vil viden om batteristrukturen ikke være overflødig og vil hjælpe dig med reparationer. Det vil være meget nemmere og billigere at gøre alt selv end at gå til et autocenter.
Og for bedre at studere dette emne, anbefaler vi at læse en lærebog i kemi til skole og universiteter. Hvis du kender denne videnskab godt og har læst nok lærebøger, ville den bedste mulighed være "Chemical Current Sources" af Varypaev. Hele teorien om drift af batterier, forskellige batterier og brintceller er skitseret der i detaljer.
Konklusion
Vi er nået til slutningen. Lad os opsummere. Ovenfor diskuterede vi alt relateret til et sådant begreb som elektrolytter: eksempler, teori om struktur og egenskaber, funktioner og applikationer. Endnu en gang er det værd at sige, at disse forbindelser er en del af vores liv, uden hvilke vores kroppe og alle industriområder ikke kunne eksistere. Kan du huske om blodelektrolytter? Takket være dem lever vi. Hvad med vores biler? Med denne viden kan vi løse ethvert problem relateret til batteriet, da vi nu forstår, hvordan man øger tætheden af elektrolytten i det.
Det er umuligt at fortælle alt, og vi satte os ikke sådan et mål. Det er trods alt ikke alt, der kan fortælles om disse fantastiske stoffer.