Alle stoffer kan opdeles i elektrolytter og ikke-elektrolytter. Elektrolytter omfatter stoffer, hvis opløsninger eller smelter leder elektrisk strøm (f.eks. vandige opløsninger eller smelter af KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Ikke-elektrolytstoffer leder ikke elektrisk strøm, når de smeltes eller opløses (sukker, alkohol, acetone osv.).
Elektrolytter opdeles i stærke og svage. Stærke elektrolytter i opløsninger eller smelter dissocieres fuldstændigt til ioner. Når man skriver kemiske reaktionsligninger, understreges dette af en pil i én retning, for eksempel:
HCl→ H+ + Cl -
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH -
Stærke elektrolytter omfatter stoffer med en heteropolær eller ionisk krystalstruktur (tabel 1.1).
Tabel 1.1 Stærke elektrolytter
Svage elektrolytter desintegrerer kun delvist til ioner. Sammen med ioner indeholder smelter eller opløsninger af disse stoffer overvældende udissocierede molekyler. I opløsninger af svage elektrolytter, parallelt med dissociation, sker den omvendte proces - association, det vil sige kombinationen af ioner til molekyler. Når man skriver reaktionsligningen, understreges dette af to modsat rettede pile.
CH3COOH D CH3COO - + H+
Svage elektrolytter omfatter stoffer med en homøopolær type krystalgitter (tabel 1.2).
Tabel 1.2 Svage elektrolytter
Ligevægtstilstanden for en svag elektrolyt i en vandig opløsning er kvantitativt karakteriseret ved graden af elektrolytisk dissociation og den elektrolytiske dissociationskonstanten.
Graden af elektrolytisk dissociation α er forholdet mellem antallet af molekyler dissocieret til ioner og det samlede antal molekyler af den opløste elektrolyt:
Dissociationsgraden viser, hvilken del af den samlede mængde af opløst elektrolyt, der desintegrerer til ioner og afhænger af elektrolyttens og opløsningsmidlets beskaffenhed, samt af koncentrationen af stoffet i opløsningen, der har en dimensionsløs værdi, selvom den normalt er udtrykt i procent. Ved uendelig fortynding af elektrolytopløsningen nærmer dissociationsgraden sig enhed, hvilket svarer til fuldstændig, 100 %, dissociation af det opløste stofs molekyler til ioner. Til opløsninger af svage elektrolytter α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.
Generelt kan en reversibel kemisk reaktion repræsenteres som:
-en A+ b B D d D+ e E
Reaktionshastigheden er direkte proportional med produktet af koncentrationen af reagerende partikler i potenser af deres støkiometriske koefficienter. Så til den direkte reaktion
V1 = k 1 [A] -en[B] b,
og hastigheden af den omvendte reaktion
V2 = k 2 [D] d[E] e.
På et tidspunkt vil raterne af frem- og tilbagereaktionerne udjævnes, dvs.
Denne tilstand kaldes kemisk ligevægt. Herfra
k 1 [A] -en[B] b=k 2 [D] d[E] e
Ved at gruppere konstanter på den ene side og variable på den anden side får vi:
For en reversibel kemisk reaktion i en ligevægtstilstand er produktet af ligevægtskoncentrationerne af reaktionsprodukterne i potens af deres støkiometriske koefficienter, relateret til det samme produkt for udgangsstofferne, en konstant værdi ved en given temperatur og tryk . Numerisk værdi af den kemiske ligevægtskonstant TIL afhænger ikke af koncentrationen af reaktanter. For eksempel kan ligevægtskonstanten for dissociation af salpetersyrling i overensstemmelse med loven om massevirkning skrives som:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
Størrelse K a kaldes dissociationskonstanten for en syre, i dette tilfælde nitrøs.
Dissociationskonstanten for en svag base udtrykkes på samme måde. For eksempel for ammoniakdissociationsreaktionen:
NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -
.
Størrelse K b kaldes dissociationskonstanten for en base, i dette tilfælde ammoniak. Jo højere dissociationskonstanten for elektrolytten, jo stærkere dissocierer elektrolytten, og jo højere er koncentrationen af dens ioner i opløsning ved ligevægt. Der er en sammenhæng mellem graden af dissociation og dissociationskonstanten for en svag elektrolyt:
Dette er et matematisk udtryk for Ostwalds fortyndingslov: når en svag elektrolyt fortyndes, stiger graden af dens dissociation For svage elektrolytter ved kl. TIL≤1∙ 10 -4 og MED≥0,1 mol/l brug et forenklet udtryk:
TIL= α 2 ∙MED eller α
Eksempel 1. Beregn graden af dissociation og koncentration af ioner og [NH 4 + ] i en 0,1 M ammoniumhydroxidopløsning, hvis TIL NH4OH = 1,76∙10-5
Givet: NH4OH
TIL NH4OH = 1,76∙10-5
Løsning:
Da elektrolytten er ret svag ( Til NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
eller 1,33 %
Koncentrationen af ioner i en binær elektrolytopløsning er lig med C∙α, da den binære elektrolyt ioniserer og danner en kation og en anion, så = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).
Svar: a=1,33%; = [NH4+]=1,33∙10-3 mol/l.
Stærk elektrolytteori
Stærke elektrolytter i opløsninger og smelter dissocieres fuldstændigt til ioner. Eksperimentelle undersøgelser af den elektriske ledningsevne af opløsninger af stærke elektrolytter viser dog, at dens værdi er noget undervurderet i forhold til den elektriske ledningsevne, der burde være ved 100 % dissociation. Denne uoverensstemmelse forklares af teorien om stærke elektrolytter foreslået af Debye og Hückel. Ifølge denne teori er der i opløsninger af stærke elektrolytter elektrostatisk interaktion mellem ioner. Omkring hver ion dannes en "ionisk atmosfære" af ioner med modsat ladningstegn, som hæmmer bevægelsen af ioner i opløsningen, når en elektrisk jævnstrøm ledes. Ud over den elektrostatiske vekselvirkning af ioner er det i koncentrerede opløsninger nødvendigt at tage hensyn til sammenslutningen af ioner. Indflydelsen af interioniske kræfter skaber effekten af ufuldstændig dissociation af molekyler, dvs. tilsyneladende grad af dissociation. Den eksperimentelt bestemte værdi af α er altid lidt lavere end den sande α. For eksempel, i en 0,1 M opløsning af Na2SO4 er den eksperimentelle værdi α = 45%. For at tage højde for elektrostatiske faktorer i opløsninger af stærke elektrolytter, bruges begrebet aktivitet (EN). Aktiviteten af en ion er den effektive eller tilsyneladende koncentration, ved hvilken ionen virker i opløsning. Aktivitet og ægte koncentration er forbundet med udtrykket:
Hvor f – aktivitetskoefficient, som karakteriserer graden af systemets afvigelse fra det ideelle på grund af elektrostatiske interaktioner af ioner.
Ionaktivitetskoefficienter afhænger af værdien µ, kaldet opløsningens ionstyrke. Ionstyrken af en opløsning er et mål for den elektrostatiske vekselvirkning mellem alle ioner, der er til stede i opløsningen og er lig med halvdelen af summen af produkterne af koncentrationer (Med) hver af ionerne til stede i opløsningen pr. kvadrat af dets ladningstal (z):
.
I fortyndede opløsninger (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c og aktivitetskoefficienten er 1. Det betyder, at der praktisk talt ikke er nogen elektrostatiske interaktioner. I meget koncentrerede opløsninger (µ>1M) kan ionaktivitetskoefficienter være større end 1. Forholdet mellem aktivitetskoefficienten og opløsningens ionstyrke er udtrykt ved formlerne:
på µ
<10 -2
ved 10 -2 ≤ µ
≤ 10 -1
+ 0,1z 2 µ på 0,1<µ
<1
Ligevægtskonstanten udtrykt i form af aktivitet kaldes termodynamisk. For eksempel for reaktionen
-en A+ b B d D+ e E
Den termodynamiske konstant har formen:
Det afhænger af temperatur, tryk og opløsningsmidlets beskaffenhed.
Da aktiviteten af partiklen er
Hvor TIL C er koncentrationsligevægtskonstanten.
Betyder TIL C afhænger ikke kun af temperatur, opløsningsmidlets beskaffenhed og tryk, men også af ionstyrke m. Da termodynamiske konstanter afhænger af det mindste antal faktorer, er de derfor de mest fundamentale egenskaber ved ligevægt. Derfor er det termodynamiske konstanter, der er angivet i opslagsbøger. De termodynamiske konstanter for nogle svage elektrolytter er angivet i appendiks til denne manual. = 0,024 mol/l.
Når ladningen af ionen stiger, falder aktivitetskoefficienten og aktiviteten af ionen.
Spørgsmål til selvkontrol:
- Hvad er et ideelt system? Nævn hovedårsagerne til afvigelsen af et reelt system fra et ideelt.
- Hvad kaldes graden af dissociation af elektrolytter?
- Giv eksempler på stærke og svage elektrolytter.
- Hvilken sammenhæng er der mellem dissociationskonstanten og graden af dissociation af en svag elektrolyt? Udtryk det matematisk.
- Hvad er aktivitet? Hvordan hænger aktiviteten af en ion og dens sande koncentration sammen?
- Hvad er aktivitetskoefficienten?
- Hvordan påvirker ladningen af en ion aktivitetskoefficienten?
- Hvad er ionstyrken af en opløsning, dens matematiske udtryk?
- Skriv formler ned til beregning af aktivitetskoefficienterne for individuelle ioner afhængigt af opløsningens ionstyrke.
- Formuler loven om massehandling og udtryk den matematisk.
- Hvad er den termodynamiske ligevægtskonstant? Hvilke faktorer påvirker dens værdi?
- Hvad er koncentrationsligevægtskonstanten? Hvilke faktorer påvirker dens værdi?
- Hvordan hænger termodynamiske og koncentrationsligevægtskonstanter sammen?
- Inden for hvilke grænser kan aktivitetskoefficientværdierne variere?
- Hvad er hovedprincipperne i teorien om stærke elektrolytter?
Svage elektrolytter- stoffer, der delvist dissocierer til ioner. Opløsninger af svage elektrolytter indeholder udissocierede molekyler sammen med ioner. Svage elektrolytter kan ikke producere en høj koncentration af ioner i opløsning. Svage elektrolytter omfatter:
1) næsten alle organiske syrer (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etc.);
2) nogle uorganiske syrer (H2CO3, H2S, etc.);
3) næsten alle salte, baser og ammoniumhydroxid Ca 3 (PO 4) 2, der er svagt opløselige i vand; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;
De leder elektricitet dårligt (eller næsten slet ikke).
Koncentrationerne af ioner i opløsninger af svage elektrolytter er kvalitativt karakteriseret ved graden og dissociationskonstanten.
Graden af dissociation er udtrykt i brøkdele af en enhed eller som en procentdel (a = 0,3 er den konventionelle grænse for opdeling i stærke og svage elektrolytter).
Graden af dissociation afhænger af koncentrationen af den svage elektrolytopløsning. Ved fortynding med vand stiger dissociationsgraden altid, pga antallet af opløsningsmiddelmolekyler (H 2 O) pr. opløst stof stiger. Ifølge Le Chateliers princip bør ligevægten af elektrolytisk dissociation i dette tilfælde skifte i retning af dannelsen af produkter, dvs. hydrerede ioner.
Graden af elektrolytisk dissociation afhænger af opløsningens temperatur. Typisk, når temperaturen stiger, stiger graden af dissociation, pga bindinger i molekyler aktiveres, de bliver mere mobile og er nemmere at ionisere. Koncentrationen af ioner i en svag elektrolytopløsning kan beregnes ved at kende graden af dissociation -en og initialkoncentration af stoffet c i opløsning.
HAN = H + + An - .
Ligevægtskonstanten K p for denne reaktion er dissociationskonstanten K d:
Kd =. / . (10.11)
Hvis vi udtrykker ligevægtskoncentrationerne i form af koncentrationen af den svage elektrolyt C og dens grad af dissociation α, får vi:
Kd = C. a. S. a/S. (1-a) = C. a2/1-a. (10.12)
Dette forhold kaldes Ostwalds udvandingslov. For meget svage elektrolytter ved α<<1 это уравнение упрощается:
Kd = C. α 2. (10.13)
Dette giver os mulighed for at konkludere, at med uendelig fortynding tenderer graden af dissociation α til enhed.
Protolytisk ligevægt i vand:
,
,
Ved en konstant temperatur i fortyndede opløsninger er koncentrationen af vand i vand konstant og lig med 55,5, ( 
)
, (10.15)
hvor K in er det ioniske produkt af vand.
Så =10 -7. I praksis, på grund af bekvemmeligheden ved måling og registrering, er den anvendte værdi hydrogenindekset (kriteriet) for styrken af en syre eller base. Tilsvarende 
.
Fra ligning (11.15): 
.
Ved pH=7 - opløsningsreaktionen er neutral, ved pH<7 – кислая, а при pH>7 – basisk.
Under normale forhold (0°C):
, Derefter
Figur 10.4 - pH af forskellige stoffer og systemer
10.7 Stærke elektrolytopløsninger
Stærke elektrolytter er stoffer, der, når de opløses i vand, næsten helt opløses til ioner. Som regel omfatter stærke elektrolytter stoffer med ioniske eller stærkt polære bindinger: alle letopløselige salte, stærke syrer (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) og stærke baser (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).
I en stærk elektrolytopløsning findes det opløste stof primært i form af ioner (kationer og anioner); udissocierede molekyler er praktisk talt fraværende.
Den grundlæggende forskel mellem stærke elektrolytter og svage er, at dissociationsligevægten for stærke elektrolytter er fuldstændigt forskudt til højre:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
og derfor viser ligevægts (dissociations) konstanten sig at være en usikker størrelse. Faldet i elektrisk ledningsevne med stigende koncentration af en stærk elektrolyt skyldes den elektrostatiske interaktion af ioner.
Den hollandske videnskabsmand Petrus Josephus Wilhelmus Debye og den tyske videnskabsmand Erich Hückel, efter at have foreslået en model, der dannede grundlaget for teorien om stærke elektrolytter, postulerede:
1) elektrolytten dissocierer fuldstændigt, men i relativt fortyndede opløsninger (C M = 0,01 mol. l -1);
2) hver ion er omgivet af en skal af ioner med det modsatte fortegn. Til gengæld er hver af disse ioner opløst. Dette miljø kaldes en ionisk atmosfære. Under den elektrolytiske interaktion af ioner af modsatte tegn er det nødvendigt at tage hensyn til indflydelsen af den ioniske atmosfære. Når en kation bevæger sig i et elektrostatisk felt, deformeres den ioniske atmosfære; det tykner foran ham og tynder ud bag ham. Denne asymmetri af den ioniske atmosfære har en mere hæmmende effekt på kationens bevægelse, jo højere koncentrationen af elektrolytter og jo større ladning af ionerne. I disse systemer bliver begrebet koncentration tvetydigt og må erstattes af aktivitet. For en binær enkeltladet elektrolyt KatAn = Kat + + An - er aktiviteterne af kationen (a +) og anionen (a -) henholdsvis lige store
a + = γ + . C+, a- = y-. C - , (10,16)
hvor C+ og C- er de analytiske koncentrationer af henholdsvis kationen og anionen;
γ + og γ - er deres aktivitetskoefficienter.
|
Det er umuligt at bestemme aktiviteten af hver ion separat; derfor bruges geometriske middelværdier af aktiviteterne for enkeltladte elektrolytter.
og aktivitetskoefficienter:
Debye-Hückel-aktivitetskoefficienten afhænger i det mindste af temperatur, dielektrisk konstant for opløsningsmidlet (ε) og ionstyrke (I); sidstnævnte tjener som et mål for intensiteten af det elektriske felt, der skabes af ionerne i opløsningen.
For en given elektrolyt er ionstyrken udtrykt ved Debye-Hückel-ligningen:
Ionstyrken er til gengæld lig med
hvor C er den analytiske koncentration;
z er ladningen af kationen eller anionen.
For en enkeltladet elektrolyt falder ionstyrken sammen med koncentrationen. Således vil NaCl og Na 2 SO 4 ved samme koncentrationer have forskellige ionstyrker. Sammenligning af egenskaberne af opløsninger af stærke elektrolytter kan kun udføres, når ionstyrkerne er de samme; selv små urenheder ændrer elektrolyttens egenskaber dramatisk.
Figur 10.5 - Afhængighed
Instruktioner
Essensen af denne teori er, at når de smeltes (opløses i vand), nedbrydes næsten alle elektrolytter til ioner, der er både positivt og negativt ladede (hvilket kaldes elektrolytisk dissociation). Under påvirkning af elektrisk strøm bevæger negative ("-") sig mod anoden (+), og positivt ladede (kationer, "+") bevæger sig mod katoden (-). Elektrolytisk dissociation er en reversibel proces (den omvendte proces kaldes "molarisering").
Graden af (a) elektrolytisk dissociation afhænger af selve elektrolytten, opløsningsmidlet og deres koncentration. Dette er forholdet mellem antallet af molekyler (n), der blev brudt op i ioner, og det samlede antal molekyler introduceret i opløsningen (N). Du får: a = n / N
Stærke elektrolytter er således stoffer, der fuldstændig opløses til ioner, når de opløses i vand. Stærke elektrolytter er normalt stoffer med meget polære eller bindinger: disse er salte, der er meget opløselige (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), såvel som stærke baser (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). I en stærk elektrolyt er stoffet opløst i den for det meste i form af ioner ( ); Der er praktisk talt ingen molekyler, der er udissocierede.
Svage elektrolytter er stoffer, der kun delvist dissocieres til ioner. Svage elektrolytter, sammen med ioner i opløsning, indeholder udissocierede molekyler. Svage elektrolytter producerer ikke en stærk koncentration af ioner i opløsning.
De svage inkluderer:
- organiske syrer (næsten alle) (C2H5COOH, CH3COOH osv.);
- nogle af syrerne (H2S, H2CO3 osv.);
- næsten alle salte, der er svagt opløselige i vand, ammoniumhydroxid, samt alle baser (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- vand.
De leder praktisk talt ikke elektrisk strøm, eller leder, men dårligt.
Bemærk
Selvom rent vand leder elektricitet meget dårligt, har det målbar elektrisk ledningsevne på grund af det faktum, at vand dissocierer lidt til hydroxid- og brintioner.
Nyttige råd
De fleste elektrolytter er aggressive stoffer, så når du arbejder med dem, skal du være yderst forsigtig og følge sikkerhedsbestemmelserne.
En stærk base er en uorganisk kemisk forbindelse dannet af hydroxylgruppen -OH og en alkalisk (grundstoffer fra gruppe I i det periodiske system: Li, K, Na, RB, Cs) eller jordalkalimetal (grundstoffer i gruppe II Ba, Ca ). Skrevet i form af formlerne LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.
Du får brug for
- fordampningsbæger
- brænder
- indikatorer
- metal stang
- N3PO4
Instruktioner
Stærke grunde manifesteres, karakteristiske for alle. Tilstedeværelsen i opløsningen bestemmes af farveændringen på indikatoren. Tilsæt phenolphtalein til prøven med testopløsningen, eller udelad lakmuspapiret. Methylorange giver en gul farve, phenolphtalein giver en lilla farve, og lakmuspapir bliver blåt. Jo stærkere basen er, jo mere intens farven på indikatoren.
Hvis du har brug for at finde ud af, hvilke alkalier, der præsenteres for dig, skal du udføre en kvalitativ analyse af opløsningerne. De mest almindelige stærke baser er lithium, kalium, natrium, barium og calcium. Baser reagerer med syrer (neutraliseringsreaktioner) og danner salt og vand. I dette tilfælde kan Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 og LiOH skelnes. Når de kombineres med syre, dannes uopløselige forbindelser. De resterende hydroxider vil ikke producere nedbør, pga Alle K- og Na-salte er opløselige.
3 Ca(OH)₂ + 2 H3PO4 --→ Ca3(PO4)₂↓+ 6 H2O
3 Ba(OH)₂ +2 Н₃PO4 --→ Ba₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + H₃PO4 --→ Li3PO4↓ + 3 H₂O
Si dem og tør dem. Tilsæt det tørrede sediment til brænderens flamme. Ved at ændre flammens farve kan lithium-, calcium- og bariumioner bestemmes kvalitativt. Følgelig vil du bestemme, hvilket hydroxid der er hvilket. Lithiumsalte farver brænderens flamme karminrød. Bariumsalte er grønne, og calciumsalte er røde.
De resterende alkalier danner opløselige orthophosphater.
3 NaOH + H3PO4--→ Na3PO4 + 3 H2O
3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O
Det er nødvendigt at fordampe vandet til en tør rest. Placer de fordampede salte på en metalstang en efter en ind i brænderens flamme. Der, natriumsalt - flammen bliver lys gul, og kalium - pink-violet. Med et minimalt sæt udstyr og reagenser har du således identificeret alle de stærke grunde, du har fået.
En elektrolyt er et stof, der i sin faste tilstand er et dielektrikum, det vil sige, at det ikke leder elektrisk strøm, men når det opløses eller smeltes, bliver det en leder. Hvorfor sker der så skarp en ændring i egenskaber? Faktum er, at elektrolytmolekyler i opløsninger eller smelter dissocierer til positivt ladede og negativt ladede ioner, på grund af hvilke disse stoffer i en sådan aggregeret tilstand er i stand til at lede elektrisk strøm. De fleste salte, syrer og baser har elektrolytiske egenskaber.
Instruktioner
Hvilke stoffer anses for stærke? Sådanne stoffer, i opløsninger eller smelter, hvoraf næsten 100% af molekylerne er eksponeret, uanset koncentrationen af opløsningen. Listen omfatter det absolutte flertal af opløselige alkalier, salte og nogle syrer, såsom saltsyre, bromid, iodid, salpeter, osv.
Hvordan opfører svage sig i opløsninger eller smelter? elektrolytter? For det første dissocierer de i meget lille grad (ikke mere end 3% af det samlede antal molekyler), og for det andet bliver deres dissociation værre og langsommere, jo højere koncentrationen af opløsningen er. Sådanne elektrolytter omfatter for eksempel (ammoniumhydroxid), de fleste organiske og uorganiske syrer (inklusive flussyre - HF) og selvfølgelig velkendt vand for os alle. Da kun en ubetydelig del af dets molekyler nedbrydes til hydrogenioner og hydroxylioner.
Husk, at graden af dissociation og følgelig elektrolyttens styrke afhænger af faktorer: arten af selve elektrolytten, opløsningsmidlet og temperaturen. Derfor er denne opdeling i sig selv til en vis grad vilkårlig. Det samme stof kan jo under forskellige forhold være både en stærk elektrolyt og en svag. For at vurdere elektrolyttens styrke blev der indført en særlig værdi - dissociationskonstanten, bestemt på grundlag af massehandlingsloven. Men det gælder kun for svage elektrolytter; stærk elektrolytter ikke adlyde loven om masseaktion.
Kilder:
- stærk elektrolytliste
Salte- det er kemiske stoffer, der består af en kation, det vil sige en positivt ladet ion, et metal og en negativt ladet anion - en syrerest. Der er mange typer salte: normale, sure, basiske, dobbelte, blandede, hydrerede, komplekse. Dette afhænger af kation- og anionsammensætningen. Hvordan kan du bestemme grundlag salt?
Elektrolytter er stoffer, legeringer af stoffer eller opløsninger, der har evnen til elektrolytisk at lede galvanisk strøm. Det er muligt at bestemme, hvilke elektrolytter et stof tilhører ved hjælp af teorien om elektrolytisk dissociation.
Instruktioner
1. Essensen af denne teori er, at når de smeltes (opløses i vand), nedbrydes stort set alle elektrolytter til ioner, som både er positivt og negativt ladede (hvilket kaldes elektrolytisk dissociation). Under påvirkning af elektrisk strøm bevæger negative (anioner, "-") sig mod anoden (+), og positivt ladede (kationer, "+") bevæger sig mod katoden (-). Elektrolytisk dissociation er en reversibel proces (den omvendte proces kaldes "molarisering").
2. Graden af (a) elektrolytisk dissociation afhænger af beskaffenheden af selve elektrolytten, opløsningsmidlet og deres koncentration. Dette er forholdet mellem antallet af molekyler (n), der blev brudt op i ioner, og det samlede antal molekyler introduceret i opløsningen (N). Du får: a = n / N
3. Kraftige elektrolytter er således stoffer, der fuldstændig opløses til ioner, når de opløses i vand. Stærke elektrolytter omfatter som sædvanlig stoffer med meget polære eller ioniske bindinger: disse er salte, der er meget opløselige, stærke syrer (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) såvel som kraftige baser (KOH, NaOH, RbOH). Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). I en stærk elektrolyt er stoffet opløst i den for det meste i form af ioner (anioner og kationer); Der er faktisk ingen molekyler, der er udissocierede.
4. Svage elektrolytter er stoffer, der kun delvist dissocierer til ioner. Svage elektrolytter, sammen med ioner i opløsning, indeholder udissocierede molekyler. Svage elektrolytter giver ikke en stærk koncentration af ioner i opløsning. De svage omfatter: - organiske syrer (ca. alle) (C2H5COOH, CH3COOH osv.); - nogle af de uorganiske syrer (H2S, H2CO3 osv.); - praktisk talt alle salte, tungtopløselige i vand, ammoniumhydroxid, samt alle baser (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); - vand. De leder faktisk ikke elektrisk strøm, eller de opfører, men dårligt.
En stærk base er en uorganisk kemisk forbindelse dannet af hydroxylgruppen -OH og en alkalisk (grundstoffer fra gruppe I i det periodiske system: Li, K, Na, RB, Cs) eller jordalkalimetal (grundstoffer i gruppe II Ba, Ca ). Skrevet i form af formlerne LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)?, Ba(OH)?.
Du får brug for
- fordampningsbæger
- brænder
- indikatorer
- metal stang
- NRO?
Instruktioner
1. Kraftige baser udviser kemiske egenskaber, der er karakteristiske for alle hydroxider. Tilstedeværelsen af alkalier i en opløsning bestemmes af en ændring i farven på indikatoren. Tilsæt methylorange, phenolphtalein eller udelad lakmuspapiret til prøven med testopløsningen. Methylorange giver en gul farve, phenolphtalein giver en lilla farve, og lakmuspapir bliver blåt. Jo stærkere basen er, jo mere mættet er farven på indikatoren.
2. Hvis du har brug for at finde ud af, hvilke alkalier der præsenteres for dig, så lav en god gennemgang af løsningerne. Særligt almindelige kraftige baser er lithium-, kalium-, natrium-, barium- og calciumhydroxider. Baser reagerer med syrer (neutraliseringsreaktioner) og danner salt og vand. I dette tilfælde er det muligt at isolere Ca(OH)?, Ba(OH)? og LiOH. Ved interaktion med orthophosphorsyre dannes uopløselige bundfald. De resterende hydroxider vil ikke producere nedbør, pga alle K- og Na-salte er opløselige.3 Ca(OH) ? + 2 NRO? –? Ca2(PO2)3+ 6 H203 Ba(OH) ? +2 N?RO? –? Baa(PO2)3+ 6 H203 LiOH + H2PO2 –? Li?PO?? + 3 H?О Si dem og tør dem. Tilsæt det tørrede sediment til brænderens flamme. Ved at ændre flammens farve er det muligt nøjagtigt at bestemme ionerne af lithium, calcium og barium. Følgelig vil du bestemme, hvilket hydroxid der er hvilket. Lithiumsalte farver brænderens flamme en karmin-skarlagen farve. Bariumsalte er grønne, og calciumsalte er røde.
3. De resterende alkalier danner opløselige orthophosphater.3 NaOH + H?PO?–? Na?PO? + 3 H203 KOH + H2P02-? K?RO? + 3 H?ОDet er nødvendigt at fordampe vandet til en tør rest. Placer de fordampede salte på en metalstang en efter en ind i brænderens flamme. Hvor natriumsalt er placeret, vil flammen blive klar gul, og kaliumorthophosphat bliver lyserød-violet. Med det mindste sæt udstyr og reagenser har du således identificeret alle de kraftfulde baser, du har fået.
En elektrolyt er et stof, der i sin faste tilstand er et dielektrikum, det vil sige, at det ikke leder elektrisk strøm, men når det opløses eller smeltes, bliver det en leder. Hvorfor sker der så skarp en ændring i egenskaber? Faktum er, at elektrolytmolekyler i opløsninger eller smelter dissocierer til positivt ladede og negativt ladede ioner, som et resultat af hvilke disse stoffer i en sådan aggregeret tilstand er i stand til at lede elektrisk strøm. Mange salte, syrer og baser har elektrolytiske egenskaber.
Instruktioner
1. Er det alt elektrolytter identiske i styrke, det vil sige, at de er fremragende ledere af strøm? Nej, fordi mange stoffer i opløsninger eller smelter dissocierer kun i ringe grad. følgelig elektrolytter er opdelt i stærk, medium styrke og svag.
2. Hvilke stoffer betragtes som kraftige elektrolytter? Sådanne stoffer i opløsninger eller smelter, hvoraf praktisk talt 100 % af molekylerne dissocieres, uanset opløsningens koncentration. Listen over stærke elektrolytter omfatter en absolut række af opløselige alkalier, salte og nogle syrer, såsom saltsyre, bromid, iodid, salpeter, osv.
3. Hvordan er de forskellige fra dem? elektrolytter medium styrke? Det faktum, at de dissocierer i meget mindre grad (fra 3% til 30% af molekylerne desintegrerer til ioner). Typiske repræsentanter for sådanne elektrolytter er svovlsyre og phosphorsyre.
4. Hvordan opfører svage forbindelser sig i opløsninger eller smelter? elektrolytter? For det første dissocierer de i meget lille grad (ikke mere end 3% af det samlede antal molekyler), og for det andet er deres dissociation jo mere klodset og afslappet, jo højere mætning af opløsningen. Sådanne elektrolytter omfatter f.eks. ammoniak (ammoniumhydroxid), mange organiske og uorganiske syrer (inklusive flussyre - HF) og selvfølgelig vand, som vi alle kender. Fordi kun en ynkeligt lille brøkdel af dens molekyler nedbrydes til hydrogenioner og hydroxylioner.
5. Husk, at graden af dissociation og følgelig elektrolyttens styrke afhænger af mange faktorer: arten af selve elektrolytten, opløsningsmidlet og temperaturen. Følgelig er denne fordeling i sig selv til en vis grad vilkårlig. I te kan det samme stof under forskellige forhold være både en kraftig elektrolyt og en svag. For at vurdere elektrolyttens styrke blev der indført en særlig værdi - dissociationskonstanten, bestemt på grundlag af massehandlingsloven. Men det gælder kun for svage elektrolytter; magtfulde elektrolytter ikke adlyde loven om masseaktion.
Salte- det er kemiske stoffer, der består af en kation, det vil sige en positivt ladet ion, et metal og en negativt ladet anion - en syrerest. Der er mange typer af salte: typiske, sure, basiske, dobbelte, blandede, hydrerede, komplekse. Dette afhænger af kation- og anionsammensætningen. Hvordan er det muligt at bestemme grundlag salt?
Instruktioner
1. Lad os forestille os, at du har fire identiske beholdere med brændende løsninger. Du ved, at det er opløsninger af lithiumcarbonat, natriumcarbonat, kaliumcarbonat og bariumcarbonat. Din opgave: Bestem, hvilket salt der er indeholdt i hele beholderen.
2. Husk de fysiske og kemiske egenskaber af forbindelser af disse metaller. Lithium, natrium, kalium er alkalimetaller af den første gruppe, deres egenskaber er meget ens, aktiviteten stiger fra lithium til kalium. Barium er et gruppe 2 jordalkalimetal. Dens kulsalt opløses perfekt i varmt vand, men opløses dårligt i koldt vand. Hold op! Dette er den første chance for straks at bestemme, hvilken beholder der indeholder bariumcarbonat.
3. Afkøl beholderne, f.eks. ved at placere dem i en beholder med is. Tre opløsninger forbliver klare, men den fjerde vil hurtigt blive uklar, og et hvidt bundfald vil begynde at dannes. Det er her bariumsaltet findes. Stil denne beholder til side.
4. Du kan hurtigt bestemme bariumcarbonat ved hjælp af en anden metode. Hæld alternativt lidt af opløsningen i en anden beholder med en opløsning af noget sulfatsalt (f.eks. natriumsulfat). Kun bariumioner, der binder med sulfationer, danner øjeblikkeligt et tæt hvidt bundfald.
5. Det viser sig, at du har identificeret bariumcarbonat. Men hvordan skelner man mellem de 3 alkalimetalsalte? Dette er ret nemt at gøre, du skal bruge porcelænsfordampningskopper og en alkohollampe.
6. Hæld en lille mængde af hele opløsningen i en separat porcelænskop og fordamp vandet over ilden i en spritlampe. Små krystaller dannes. Stil dem i flammen fra en spritlampe eller en bunsenbrænder - understøttet af stålpincet eller en porcelænsske. Din opgave er at bemærke farven på den flammende "tunge" af flamme. Hvis det er et lithiumsalt, vil farven være klar rød. Natrium vil farve flammen intens gul, og kalium vil farve flammen lilla-violet. Hvis bariumsalt var blevet testet på samme måde, skulle farven på flammen i øvrigt have været grøn.
Nyttige råd
En berømt kemiker i sin ungdom afslørede den grådige værtinde på et pensionat på nogenlunde samme måde. Han dryssede resterne af den halvspiste ret med lithiumchlorid, et stof, der bestemt er uskadeligt i små mængder. Næste dag, til frokost, blev en skive kød fra fadet, der blev serveret til bordet, brændt foran et spektroskop - og pensionatets beboere så en tydelig rød stribe. Værtinden var ved at lave mad fra gårsdagens rester.
Bemærk!
Det er sandt, at rent vand leder elektricitet meget dårligt, det har stadig målbar elektrisk ledningsevne, forklaret med det faktum, at vand dissocierer lidt i hydroxidioner og hydrogenioner.
Nyttige råd
Mange elektrolytter er fjendtlige stoffer, så når du arbejder med dem, skal du være yderst forsigtig og følge sikkerhedsbestemmelserne.
Teorien om elektrolytisk dissociation foreslået af den svenske videnskabsmand S. Arrhenius i 1887.
Elektrolytisk dissociation- dette er nedbrydningen af elektrolytmolekyler med dannelse af positivt ladede (kationer) og negativt ladede (anioner) ioner i opløsningen.
For eksempel dissocierer eddikesyre på denne måde i en vandig opløsning:
CH3COOH⇄H + +CH3COO-.
Dissociation er en reversibel proces. Men forskellige elektrolytter dissocierer forskelligt. Graden afhænger af elektrolyttens beskaffenhed, dens koncentration, opløsningsmidlets beskaffenhed, eksterne forhold (temperatur, tryk).
Dissociationsgrad α - forholdet mellem antallet af molekyler desintegreret til ioner og det samlede antal molekyler:
a=v'(x)/v(x).
Graden kan variere fra 0 til 1 (fra ingen dissociation til dens fuldstændige afslutning). Angivet i procent. Bestemt eksperimentelt. Når elektrolytten dissocierer, stiger antallet af partikler i opløsningen. Graden af dissociation angiver elektrolyttens styrke.
Skelne stærk Og svage elektrolytter.
Stærke elektrolytter- det er de elektrolytter, hvis dissociationsgrad overstiger 30 %.
Mellemstyrke elektrolytter- disse er dem, hvis grad af dissociation spænder fra 3 % til 30 %.
Svage elektrolytter- graden af dissociation i en vandig 0,1 M opløsning er mindre end 3%.
Eksempler på svage og stærke elektrolytter.
Stærke elektrolytter i fortyndede opløsninger desintegrerer fuldstændigt til ioner, dvs. α = 1. Men eksperimenter viser, at dissociation ikke kan være lig med 1, den har en omtrentlig værdi, men er ikke lig med 1. Dette er ikke en sand dissociation, men en tilsyneladende.
For eksempel, lad nogle forbindelse α = 0,7. De der. ifølge Arrhenius-teorien "svæver" 30 % af udissocierede molekyler i opløsningen. Og 70% dannede frie ioner. Og den elektrostatiske teori giver en anden definition til dette begreb: hvis α = 0,7, så er alle molekyler dissocieret til ioner, men ionerne er kun 70 % frie, og de resterende 30 % er bundet af elektrostatiske interaktioner.
Tilsyneladende grad af dissociation.
Graden af dissociation afhænger ikke kun af opløsningsmidlets og det opløste stofs beskaffenhed, men også af opløsningens koncentration og temperatur.
Dissociationsligningen kan repræsenteres som følger:
AK ⇄ A- + K + .
Og graden af dissociation kan udtrykkes som følger:
Når opløsningskoncentrationen stiger, falder graden af elektrolytdissociation. De der. gradværdien for en bestemt elektrolyt er ikke en konstant værdi.
Da dissociation er en reversibel proces, kan reaktionshastighedsligningerne skrives som følger:
Hvis dissociationen er ligevægt, så er satserne ens, og som et resultat får vi ligevægtskonstant(dissociationskonstant):
K afhænger af opløsningsmidlets beskaffenhed og temperaturen, men afhænger ikke af opløsningernes koncentration. Det fremgår tydeligt af ligningen, at jo flere udissocierede molekyler der er, jo lavere er værdien af elektrolytdissociationskonstanten.
Polybasiske syrer dissociere trinvist, og hvert trin har sin egen dissociationskonstantværdi.
Hvis en polybasisk syre dissocierer, så fjernes den første proton lettest, men efterhånden som anionens ladning øges, øges tiltrækningen, og derfor er protonen meget sværere at fjerne. For eksempel,
Dissociationskonstanterne for orthophosphorsyre på hvert trin bør variere meget:
I - stadie:
II - fase:
III - fase:
På det første trin er orthophosphorsyre en syre med middel styrke, og på 2. trin er den svag, på 3. trin er den meget svag.
Eksempler på ligevægtskonstanter for nogle elektrolytopløsninger.
Lad os se på et eksempel:
Hvis metallisk kobber tilsættes til en opløsning, der indeholder sølvioner, bør koncentrationen af kobberioner i ligevægtsøjeblikket være større end koncentrationen af sølv.
Men konstanten har en lav værdi:
AgCl⇄Ag + +Cl-.
Hvilket tyder på, at da ligevægten var nået, var meget lidt sølvchlorid opløst.
Koncentrationerne af metallisk kobber og sølv er inkluderet i ligevægtskonstanten.
Ionisk produkt af vand.
Tabellen nedenfor indeholder følgende data:
Denne konstant kaldes ionisk produkt af vand, som kun afhænger af temperaturen. Ifølge dissociation er der én hydroxidion pr. 1 H+ ion. I rent vand er koncentrationen af disse ioner den samme: [ H + ] = [Åh - ].
Herfra, [ H + ] = [Åh-] = = 10-7 mol/l.
Tilføjer man et fremmed stof, for eksempel saltsyre, til vand, vil koncentrationen af brintioner stige, men det ioniske produkt af vand afhænger ikke af koncentrationen.
Og hvis du tilføjer alkali, vil koncentrationen af ioner stige, og mængden af brint vil falde.
Koncentration og er indbyrdes forbundne: jo større en værdi, jo mindre er den anden.
Opløsningens surhed (pH).
Surhedsgraden af opløsninger udtrykkes normalt ved koncentrationen af ioner H+. I sure miljøer pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, i alkalisk - pH> 10 -7 mol/l.
Surhedsgraden af en opløsning udtrykkes gennem den negative logaritme af koncentrationen af hydrogenioner, kalder det pH.
pH = -lg[ H + ].
Forholdet mellem konstanten og graden af dissociation.
Overvej et eksempel på dissociation af eddikesyre:
Lad os finde konstanten:
Molær koncentration C=1/V, indsæt det i ligningen og få:
Disse ligninger er W. Ostwalds avlslov, ifølge hvilken dissociationskonstanten for elektrolytten ikke afhænger af opløsningens fortynding.