Tüm maddeler elektrolitlere ve elektrolit olmayanlara ayrılabilir. Elektrolitler, çözeltileri veya eriyikleri iletken olan maddeleri içerir. elektrik(örneğin, KCl, H3P04, Na2C03'ün sulu çözeltileri veya eriyikleri). Elektrolit olmayan maddeler eritildiğinde veya çözündüğünde elektrik akımını iletmezler (şeker, alkol, aseton vb.).
Elektrolitler güçlü ve zayıf olarak ikiye ayrılır. Güçlü elektrolitlerçözeltilerde veya eriyiklerde tamamen iyonlara ayrışır. Denklemleri yazarken kimyasal reaksiyonlar bu, tek yönde bir okla vurgulanır, örneğin:
HCl→ H + + Cl -
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH -
Güçlü elektrolitler, heteropolar veya iyonik olan maddeleri içerir. kristal yapı(Tablo 1.1).
Tablo 1.1 Güçlü elektrolitler
Zayıf elektrolitler yalnızca kısmen iyonlara ayrışır. İyonların yanı sıra bu maddelerin eriyikleri veya çözeltileri büyük ölçüde ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitlerin çözeltilerinde ayrışma paralel olarak meydana gelir. ters süreç- birleşme, yani iyonların moleküller halinde birleşimi. Reaksiyon denklemini yazarken bu, zıt yönlü iki okla vurgulanır.
CH3COOHDCH3COO - + H +
Zayıf elektrolitler homeopolar tipteki maddeleri içerir kristal kafes(Tablo 1.2).
Tablo 1.2 Zayıf elektrolitler
Zayıf bir elektrolitin denge durumu sulu çözelti niceliksel olarak dereceyle karakterize edilir elektrolitik ayrışma ve elektrolitik ayrışma sabiti.
Elektrolitik ayrışma derecesi α, iyonlara ayrışan molekül sayısının toplam sayısıçözünmüş elektrolit molekülleri:
Ayrışma derecesi, toplam çözünmüş elektrolit miktarının ne kadarının iyonlara ayrıştığını gösterir ve elektrolitin ve çözücünün doğasına ve ayrıca çözeltideki maddenin konsantrasyonuna bağlı olarak boyutsuz bir değere sahiptir, ancak genellikle yüzde olarak ifade edilir. Elektrolit çözeltisinin sonsuz seyreltilmesiyle, ayrışma derecesi birliğe yaklaşır; bu, çözünmüş maddenin moleküllerinin iyonlara tamamen% 100 ayrışmasına karşılık gelir. Zayıf elektrolitlerin çözeltileri için 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.
Genel olarak tersinir bir kimyasal reaksiyon şu şekilde temsil edilebilir:
A A+ B BD D d+ e e
Reaksiyon hızı, reaksiyona giren parçacıkların stokiyometrik katsayılarının güçleri cinsinden konsantrasyonunun çarpımı ile doğrudan orantılıdır. Daha sonra doğrudan reaksiyon için
V1 = k 1 A] A[B] B,
ve ters reaksiyonun hızı
v2 = k 2 [G] D[E] e.
Zamanın bir noktasında ileri ve geri reaksiyonların oranları dengelenecektir;
Bu duruma kimyasal denge denir. Buradan
k 1 A] A[B] B=k 2 [G] D[E] e
Sabitleri bir tarafta, değişkenleri diğer tarafta gruplandırdığımızda şunu elde ederiz:
Bu nedenle, denge durumunda tersinir bir kimyasal reaksiyon için, reaksiyon ürünlerinin denge konsantrasyonlarının, başlangıç maddeleri için aynı ürünle ilgili stokiyometrik katsayılarının güçleri cinsinden ürünü, belirli bir sıcaklık ve basınçta sabit bir değerdir. . Kimyasal denge sabitinin sayısal değeri İLE reaktanların konsantrasyonuna bağlı değildir. Örneğin, nitröz asidin kütle etki kanununa göre ayrışması için denge sabiti şu şekilde yazılabilir:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
Boyut ka bir asidin (bu durumda nitro) ayrışma sabiti denir.
Zayıf bir bazın ayrışma sabiti de benzer şekilde ifade edilir. Örneğin, amonyak ayrışma reaksiyonu için:
NH3 + H20 DNH4 + + OH -
.
Boyut Kb bir bazın, bu durumda amonyağın, ayrışma sabiti olarak adlandırılır. Elektrolitin ayrışma sabiti ne kadar yüksek olursa, elektrolit o kadar güçlü ayrışır ve dengede çözeltideki iyonlarının konsantrasyonu da o kadar yüksek olur. Zayıf bir elektrolitin ayrışma derecesi ile ayrışma sabiti arasında bir ilişki vardır:
Bu, Ostwald'ın seyreltme yasasının matematiksel bir ifadesidir: Zayıf bir elektrolit seyreltildiğinde, zayıf elektrolitler için ayrışma derecesi artar. İLE≤1∙ 10 -4 ve İLE≥0,1 mol/l basitleştirilmiş bir ifade kullanır:
İLE= α 2 ∙İLE veya α
Örnek 1. Aşağıdaki durumlarda, 0,1 M amonyum hidroksit çözeltisindeki iyonların ve [NH4+] ayrışma derecesini ve konsantrasyonunu hesaplayın. İLE NH4OH =1,76∙10 -5
Verilen: NH 4 OH
İLE NH4OH =1,76∙10 -5
Çözüm:
Elektrolit oldukça zayıf olduğundan ( NH4OH'ye =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
veya %1,33
İkili bir elektrolit çözeltisindeki iyonların konsantrasyonu şuna eşittir: C∙α, ikili elektrolit bir katyon ve bir anyon oluşturacak şekilde iyonlaştığından, bu durumda = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l) olur.
Cevap: a=%1,33; = [NH4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.
Güçlü elektrolit teorisi
Çözeltilerdeki ve eriyiklerdeki güçlü elektrolitler tamamen iyonlara ayrışır. Bununla birlikte, güçlü elektrolit çözeltilerinin elektriksel iletkenliği üzerine yapılan deneysel çalışmalar, değerinin %100 ayrışmada olması gereken elektriksel iletkenlik ile karşılaştırıldığında biraz daha az tahmin edildiğini göstermektedir. Bu tutarsızlık Debye ve Hückel tarafından önerilen güçlü elektrolitler teorisi ile açıklanmaktadır. Bu teoriye göre kuvvetli elektrolitlerin çözeltilerinde iyonlar arasında elektrostatik etkileşim vardır. Her iyonun çevresinde, zıt yük işaretli iyonlardan oluşan ve doğru elektrik akımı geçtiğinde çözeltideki iyonların hareketini engelleyen bir "iyonik atmosfer" oluşur. Konsantre çözeltilerde iyonların elektrostatik etkileşimine ek olarak iyonların birleşiminin de hesaba katılması gerekir. Interonik kuvvetlerin etkisi, moleküllerin eksik ayrışmasının etkisini yaratır, yani. belirgin ayrışma derecesi. α'nın deneysel olarak belirlenen değeri her zaman gerçek α'dan biraz daha düşüktür. Örneğin, 0,1 M'lik bir Na2S04 çözeltisinde deneysel değer a = %45'tir. Güçlü elektrolitlerin çözeltilerinde elektrostatik faktörleri hesaba katmak için aktivite kavramı kullanılır. (A). Bir iyonun aktivitesi, iyonun çözelti içinde etki gösterdiği etkin veya görünen konsantrasyondur. Aktivite ve gerçek konsantrasyon şu ifadeyle ilişkilidir:
Nerede F -İyonların elektrostatik etkileşimlerinden dolayı sistemin idealden sapma derecesini karakterize eden aktivite katsayısı.
İyon aktivite katsayıları, çözeltinin iyon gücü adı verilen µ değerine bağlıdır. Bir çözeltinin iyon gücü, çözeltide bulunan tüm iyonların elektrostatik etkileşiminin bir ölçüsüdür ve konsantrasyonların çarpımlarının toplamının yarısına eşittir. (İle)Çözeltide bulunan iyonların her biri, yük sayısının karesi başına (z):
.
Seyreltik çözeltilerde (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 ve aktivite katsayısı 1'dir. Bu, pratikte hiçbir elektrostatik etkileşimin olmadığı anlamına gelir. Çok konsantre çözeltilerde (μ>1M) iyon aktivite katsayıları birden büyük olabilir. Aktivite katsayısı ile çözeltinin iyon gücü arasındaki ilişki aşağıdaki formüllerle ifade edilir:
en µ
<10 -2
10 -2 ≤'da µ
≤ 10 -1
+ 0,1z 2 µ 0.1'de<µ
<1
Aktivite cinsinden ifade edilen denge sabitine termodinamik denir. Örneğin reaksiyon için
A A+ B B D d+ e e
Termodinamik sabit şu şekildedir:
Sıcaklığa, basınca ve çözücünün doğasına bağlıdır.
Parçacığın aktivitesi olduğundan
Nerede İLE C konsantrasyon denge sabitidir.
Anlam İLE C sadece sıcaklığa, çözücünün doğasına ve basınca değil aynı zamanda iyonik güce de bağlıdır. M. Termodinamik sabitler en az sayıda faktöre bağlı olduğundan dengenin en temel özellikleridir. Bu nedenle referans kitaplarında verilenler termodinamik sabitlerdir. Bazı zayıf elektrolitlerin termodinamik sabitleri bu kılavuzun ekinde verilmiştir. =0,024 mol/l.
İyonun yükü arttıkça iyonun aktivite katsayısı ve aktivitesi azalır.
Kendini kontrol etmeye yönelik sorular:
- İdeal sistem nedir? Gerçek bir sistemin ideal olandan sapmasının ana nedenlerini adlandırın.
- Elektrolitlerin ayrışma derecesine ne denir?
- Güçlü ve zayıf elektrolitlere örnekler veriniz.
- Ayrışma sabiti ile zayıf bir elektrolitin ayrışma derecesi arasında nasıl bir ilişki vardır? Matematiksel olarak ifade edin.
- Etkinlik nedir? Bir iyonun aktivitesi ile gerçek konsantrasyonu arasında nasıl bir ilişki vardır?
- Etkinlik katsayısı nedir?
- Bir iyonun yükü aktivite katsayısını nasıl etkiler?
- Bir çözümün iyonik kuvveti nedir, matematiksel ifadesi nedir?
- Çözeltinin iyon gücüne bağlı olarak bireysel iyonların aktivite katsayılarını hesaplamak için formüller yazın.
- Kütle etki yasasını formüle edin ve matematiksel olarak ifade edin.
- Termodinamik denge sabiti nedir? Değerini hangi faktörler etkiler?
- Konsantrasyon denge sabiti nedir? Değerini hangi faktörler etkiler?
- Termodinamik ve konsantrasyon denge sabitleri nasıl ilişkilidir?
- Aktivite katsayısı değerleri hangi sınırlar içerisinde değişebilir?
- Güçlü elektrolit teorisinin temel prensipleri nelerdir?
Zayıf elektrolitler- kısmen iyonlara ayrışan maddeler. Zayıf elektrolitlerin çözeltileri iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide yüksek konsantrasyonda iyon üretemez. Zayıf elektrolitler şunları içerir:
1) hemen hemen tüm organik asitler (CH3COOH, C2H5COOH, vb.);
2) bazı inorganik asitler (H2C03, H2S, vb.);
3) suda az çözünen hemen hemen tüm tuzlar, bazlar ve amonyum hidroksit Ca3 (PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;
Elektriği zayıf iletiyorlar (ya da neredeyse hiç yapmıyorlar).
Zayıf elektrolit çözeltilerindeki iyon konsantrasyonları, derece ve ayrışma sabiti ile niteliksel olarak karakterize edilir.
Ayrışma derecesi, bir birimin kesirleri veya yüzde olarak ifade edilir (a = 0,3, güçlü ve zayıf elektrolitlere bölünme için geleneksel sınırdır).
Ayrışmanın derecesi zayıf elektrolit çözeltisinin konsantrasyonuna bağlıdır. Su ile seyreltildiğinde ayrışma derecesi her zaman artar, çünkü çözünen molekül başına çözücü moleküllerinin (H 2 O) sayısı artar. Le Chatelier ilkesine göre, bu durumda elektrolitik ayrışmanın dengesi, ürünlerin oluşumu yönünde değişmelidir; hidratlı iyonlar.
Elektrolitik ayrışmanın derecesi çözeltinin sıcaklığına bağlıdır. Tipik olarak sıcaklık arttıkça ayrışma derecesi de artar, çünkü Moleküllerdeki bağlar aktive olur, daha hareketli hale gelirler ve iyonize olmaları daha kolaydır. Zayıf bir elektrolit çözeltisindeki iyonların konsantrasyonu, ayrışma derecesi bilinerek hesaplanabilir. A ve maddenin başlangıç konsantrasyonu Cçözüm halinde.
HAn = H++ An - .
Bu reaksiyonun denge sabiti K p, ayrışma sabiti K d'dir:
K d = . / . (10.11)
Denge konsantrasyonlarını zayıf elektrolit C'nin konsantrasyonu ve ayrışma derecesi α cinsinden ifade edersek şunu elde ederiz:
Kd = C. α. S.α/S. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)
Bu ilişkiye denir Ostwald'ın seyreltme yasası. α'daki çok zayıf elektrolitler için<<1 это уравнение упрощается:
Kd = C. α 2. (10.13)
Bu, sonsuz seyreltme ile ayrışma derecesinin (α) birliğe doğru yöneldiği sonucuna varmamızı sağlar.
Sudaki protolitik denge:
,
,
Seyreltik çözeltilerde sabit bir sıcaklıkta, sudaki su konsantrasyonu sabittir ve 55,5'e eşittir, ( 
)
, (10.15)
burada K, suyun iyonik ürünüdür.
O zaman =10 -7. Uygulamada, ölçüm ve kayıt kolaylığı nedeniyle kullanılan değer, bir asit veya bazın kuvvetinin hidrojen indeksidir (kriteri). benzer şekilde 
.
Denklemden (11.15): 
.
pH=7'de – çözelti reaksiyonu pH'da nötrdür<7 – кислая, а при pH>7 – alkalin.
Normal koşullar altında (0°C):
, Daha sonra
Şekil 10.4 - Çeşitli madde ve sistemlerin pH'ı
10.7 Güçlü elektrolit çözeltileri
Güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde neredeyse tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Kural olarak, güçlü elektrolitler iyonik veya yüksek derecede polar bağlara sahip maddeleri içerir: tüm yüksek oranda çözünür tuzlar, güçlü asitler (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ve güçlü bazlar (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).
Güçlü bir elektrolit çözeltisinde çözünen madde öncelikle iyonlar (katyonlar ve anyonlar) formunda bulunur; ayrışmamış moleküller pratikte yoktur.
Güçlü elektrolitlerle zayıf elektrolitler arasındaki temel fark, güçlü elektrolitlerin ayrışma dengesinin tamamen sağa kaymasıdır:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
ve bu nedenle denge (ayrışma) sabitinin belirsiz bir miktar olduğu ortaya çıkar. Güçlü bir elektrolitin konsantrasyonunun artmasıyla elektriksel iletkenliğin azalması, iyonların elektrostatik etkileşiminden kaynaklanmaktadır.
Hollandalı bilim adamı Petrus Josephus Wilhelmus Debye ve Alman bilim adamı Erich Hückel, güçlü elektrolit teorisinin temelini oluşturan bir model önererek şunları öne sürdüler:
1) elektrolit tamamen ayrışır, ancak nispeten seyreltik çözeltiler halinde (CM = 0,01 mol. 1 -1);
2) her iyon, zıt işaretli bir iyon kabuğuyla çevrilidir. Buna karşılık, bu iyonların her biri çözülmüştür. Bu ortama iyonik atmosfer denir. Zıt işaretli iyonların elektrolitik etkileşimi sırasında iyonik atmosferin etkisini hesaba katmak gerekir. Bir katyon elektrostatik alanda hareket ettiğinde iyonik atmosfer deforme olur; önünde kalınlaşır, arkasında incelir. İyonik atmosferdeki bu asimetri, katyonun hareketi üzerinde daha fazla engelleyici etkiye sahiptir; elektrolit konsantrasyonu ne kadar yüksekse ve iyonların yükü de o kadar büyük olur. Bu sistemlerde konsantrasyon kavramı belirsiz hale gelir ve yerini aktivitenin alması gerekir. İkili tek yüklü elektrolit için KatAn = Kat + + An - katyon (a +) ve anyonun (a -) aktiviteleri sırasıyla eşittir
a + = γ + . C+, a- = γ-. C - , (10.16)
burada C+ ve C- sırasıyla katyon ve anyonun analitik konsantrasyonlarıdır;
γ + ve γ - bunların aktivite katsayılarıdır.
|
Her iyonun aktivitesini ayrı ayrı belirlemek mümkün değildir; bu nedenle tek yüklü elektrolitler için aktivitelerin geometrik ortalama değerleri kullanılır.
ve aktivite katsayıları:
Debye-Hückel aktivite katsayısı en azından sıcaklığa, çözücünün dielektrik sabitine (ε) ve iyon gücüne (I) bağlıdır; ikincisi, çözeltideki iyonların yarattığı elektrik alanının yoğunluğunun bir ölçüsü olarak hizmet eder.
Belirli bir elektrolit için iyon gücü Debye-Hückel denklemiyle ifade edilir:
İyonik kuvvet ise şuna eşittir:
burada C analitik konsantrasyondur;
z katyon veya anyonun yüküdür.
Tek yüklü bir elektrolit için iyon kuvveti konsantrasyonla çakışır. Dolayısıyla aynı konsantrasyonlardaki NaCl ve Na2S04 farklı iyonik kuvvetlere sahip olacaktır. Güçlü elektrolit çözeltilerinin özelliklerinin karşılaştırılması ancak iyon güçleri aynı olduğunda yapılabilir; küçük yabancı maddeler bile elektrolitin özelliklerini önemli ölçüde değiştirir.
Şekil 10.5 - Bağımlılık
Talimatlar
Bu teorinin özü, eritildiğinde (suda çözündüğünde), hemen hemen tüm elektrolitlerin hem pozitif hem de negatif yüklü iyonlara ayrışmasıdır (buna elektrolitik ayrışma denir). Elektrik akımının etkisi altında, negatif olanlar ("-") anoda (+) doğru, pozitif yüklü olanlar (katyonlar, "+") katoda (-) doğru hareket eder. Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü bir işlemdir (tersine işlem "molarizasyon" olarak adlandırılır).
(a) Elektrolitik ayrışmanın derecesi elektrolitin kendisine, çözücüye ve bunların konsantrasyonuna bağlıdır. Bu, iyonlara ayrılan molekül sayısının (n), çözeltiye eklenen toplam molekül sayısına (N) oranıdır. Şunu elde edersiniz: a = n / N
Dolayısıyla güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Güçlü elektrolitler genellikle yüksek polariteye veya bağlara sahip maddelerdir: bunlar yüksek oranda çözünür tuzların (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) yanı sıra güçlü bazlardır (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Güçlü bir elektrolitte, içinde çözünen madde çoğunlukla iyon ( ) formundadır; Neredeyse ayrışmamış molekül yoktur.
Zayıf elektrolitler, iyonlara yalnızca kısmen ayrışan maddelerdir. Zayıf elektrolitler, çözeltideki iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide güçlü iyon konsantrasyonu oluşturmazlar.
Zayıf olanlar şunları içerir:
- organik asitler (hemen hemen hepsi) (C2H5COOH, CH3COOH, vb.);
- bazı asitler (H2S, H2CO3, vb.);
- suda, amonyum hidroksitte ve ayrıca tüm bazlarda (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH) az çözünen hemen hemen tüm tuzlar;
- su.
Pratik olarak elektrik akımını iletmiyorlar veya iletmiyorlar, ancak zayıflar.
Not
Saf su elektriği çok zayıf iletmesine rağmen, suyun hafifçe hidroksit ve hidrojen iyonlarına ayrışması nedeniyle ölçülebilir bir elektrik iletkenliğine sahiptir.
Yararlı tavsiye
Elektrolitlerin çoğu agresif maddelerdir, bu nedenle onlarla çalışırken son derece dikkatli olun ve güvenlik düzenlemelerine uyun.
Güçlü bir baz, hidroksil grubu -OH ve bir alkalin (periyodik tablonun grup I elemanları: Li, K, Na, RB, Cs) veya alkalin toprak metali (grup II Ba, Ca elemanları) tarafından oluşturulan inorganik bir kimyasal bileşiktir. ). LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ formülleri şeklinde yazılmıştır.
İhtiyacın olacak
- buharlaşma kabı
- brülör
- göstergeler
- metal çubuk
- N₃PO₄
Talimatlar
Herkesin karakteristik özelliği olan güçlü nedenler ortaya çıkıyor. Solüsyondaki varlığı indikatörün rengindeki değişiklikle belirlenir. Numuneye test çözeltisiyle birlikte fenolftalein ekleyin veya turnusol kağıdını atlayın. Metil portakal sarı renk verir, fenolftalein mor renk verir ve turnusol kağıdı maviye döner. Baz ne kadar güçlü olursa göstergenin rengi o kadar yoğun olur.
Size hangi alkalilerin sunulduğunu bulmanız gerekiyorsa, çözümlerin niteliksel bir analizini yapın. En yaygın güçlü bazlar lityum, potasyum, sodyum, baryum ve kalsiyumdur. Bazlar asitlerle reaksiyona girerek (nötralizasyon reaksiyonları) tuz ve su oluşturur. Bu durumda Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ ve LiOH ayırt edilebilir. Asitle birleştirildiğinde çözünmeyen bileşikler oluşur. Geriye kalan hidroksitler çökelmeye neden olmaz çünkü Tüm K ve Na tuzları çözünür.
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
Bunları süzün ve kurutun. Kurutulmuş çökeltiyi brülörün alevine ekleyin. Alevin rengi değiştirilerek lityum, kalsiyum ve baryum iyonları niteliksel olarak belirlenebilir. Buna göre hangi hidroksitin hangisi olduğunu belirleyeceksiniz. Lityum tuzları brülörün alevini karmin kırmızısına boyar. Baryum tuzları yeşil, kalsiyum tuzları ise koyu kırmızıdır.
Geri kalan alkaliler çözünür ortofosfatlar oluşturur.
3 NaOH + H₃PO₄--→ Na₃PO₄ + 3 H₂O
3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O
Suyu kuru bir kalıntı elde edinceye kadar buharlaştırmak gerekir. Buharlaşan tuzları metal bir çubuk üzerine teker teker brülörün alevine yerleştirin. Orada, sodyum tuzu - alev parlak sarıya ve potasyum - pembe-mora dönecek. Böylece minimum ekipman ve reaktif setine sahip olarak size verilen tüm güçlü nedenleri belirlediniz.
Elektrolit, katı halinde dielektrik olan, yani elektrik akımını iletmeyen, ancak çözündüğünde veya eridiğinde iletken hale gelen bir maddedir. Neden özelliklerde bu kadar keskin bir değişiklik meydana geliyor? Gerçek şu ki, çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki elektrolit molekülleri, pozitif yüklü ve negatif yüklü iyonlara ayrışır, bu nedenle bu tür bir agrega durumundaki bu maddeler elektrik akımı iletebilir. Çoğu tuz, asit ve baz elektrolitik özelliklere sahiptir.
Talimatlar
Hangi maddeler güçlü kabul edilir? Çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki bu tür maddeler, çözeltinin konsantrasyonuna bakılmaksızın moleküllerin neredeyse %100'üne maruz kalır. Liste, çözünür alkalilerin, tuzların ve hidroklorik, bromür, iyodür, nitrik vb. gibi bazı asitlerin mutlak çoğunluğunu içerir.
Zayıf olanlar çözeltilerde veya eriyiklerde nasıl davranır? elektrolitler? Birincisi, çok küçük bir oranda ayrışırlar (toplam molekül sayısının %3'ünden fazla değil) ve ikinci olarak, çözeltinin konsantrasyonu arttıkça ayrışmaları kötüleşir ve yavaşlar. Bu tür elektrolitler arasında örneğin (amonyum hidroksit), çoğu organik ve inorganik asit (hidroflorik asit - HF dahil) ve elbette hepimizin bildiği su bulunur. Moleküllerinin yalnızca ihmal edilebilir bir kısmı hidrojen iyonlarına ve hidroksil iyonlarına ayrıştığı için.
Ayrışma derecesinin ve buna bağlı olarak elektrolitin gücünün faktörlere bağlı olduğunu unutmayın: elektrolitin doğası, çözücü ve sıcaklık. Dolayısıyla bu bölünmenin kendisi de bir dereceye kadar keyfidir. Sonuçta, aynı madde farklı koşullar altında hem güçlü bir elektrolit hem de zayıf bir elektrolit olabilir. Elektrolitin gücünü değerlendirmek için özel bir değer getirildi - kütle etki yasasına göre belirlenen ayrışma sabiti. Ancak yalnızca zayıf elektrolitlere uygulanabilir; güçlü elektrolitler kitlesel eylem yasasına uyma.
Kaynaklar:
- güçlü elektrolitler listesi
Tuzlar- bunlar bir katyon, yani pozitif yüklü bir iyon, bir metal ve negatif yüklü bir anyon - bir asit kalıntısından oluşan kimyasal maddelerdir. Pek çok tuz türü vardır: normal, asidik, bazik, çift, karışık, hidratlı, kompleks. Bu katyon ve anyon bileşimlerine bağlıdır. Nasıl belirleyebilirsin temel tuz?
Elektrolitler, galvanik akımı elektrolitik olarak iletme yeteneğine sahip maddeler, madde alaşımları veya çözeltilerdir. Elektrolitik ayrışma teorisini kullanarak bir maddenin hangi elektrolitlere ait olduğunu belirlemek mümkündür.
Talimatlar
1. Bu teorinin özü, eritildiğinde (suda çözündüğünde), hemen hemen tüm elektrolitlerin hem pozitif hem de negatif yüklü olabilen iyonlara ayrışmasıdır (buna elektrolitik ayrışma denir). Elektrik akımının etkisi altında negatif olanlar (anyonlar, “-”) anoda (+), pozitif yüklü olanlar (katyonlar, “+”) katoda (-) doğru hareket ederler. Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü bir işlemdir (tersine işlem "molarizasyon" olarak adlandırılır).
2. (a) Elektrolitik ayrışmanın derecesi, elektrolitin doğasına, çözücüye ve bunların konsantrasyonuna bağlıdır. Bu, iyonlara ayrılan molekül sayısının (n), çözeltiye eklenen toplam molekül sayısına (N) oranıdır. Şunu elde edersiniz: a = n / N
3. Dolayısıyla güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Güçlü elektrolitler, her zamanki gibi, yüksek derecede polar veya iyonik bağlara sahip maddeleri içerir: bunlar, yüksek oranda çözünür, güçlü asitler (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) ve ayrıca güçlü bazlar (KOH, NaOH, RbOH) olan tuzlardır. , Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Güçlü bir elektrolitte, içinde çözünen madde çoğunlukla iyon (anyon ve katyon) formundadır; Aslında ayrışmamış hiçbir molekül yoktur.
4. Zayıf elektrolitler yalnızca kısmen iyonlara ayrışan maddelerdir. Zayıf elektrolitler, çözeltideki iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide güçlü bir iyon konsantrasyonu sağlamaz. Zayıf olanlar şunları içerir: - organik asitler (yaklaşık olarak tümü) (C2H5COOH, CH3COOH, vb.) - bazı inorganik asitler (H2S, H2CO3 vb.); suda az çözünen tüm tuzlar, amonyum hidroksit ve tüm bazlar (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH - aslında elektrik akımını iletmezler); idare ediyorlar ama kötü.
Güçlü bir baz, hidroksil grubu -OH ve bir alkalin (periyodik tablonun grup I elemanları: Li, K, Na, RB, Cs) veya alkalin toprak metali (grup II Ba, Ca elemanları) tarafından oluşturulan inorganik bir kimyasal bileşiktir. ). LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)?, Ba(OH)? formülleri şeklinde yazılır.
İhtiyacın olacak
- buharlaşma kabı
- brülör
- göstergeler
- metal çubuk
- N?RO?
Talimatlar
1. Güçlü bazlar tüm hidroksitlerin kimyasal özelliklerini gösterir. Bir çözeltide alkalilerin varlığı, indikatörün rengindeki değişiklikle belirlenir. Test çözeltisiyle birlikte örneğe metil portakal, fenolftalein ekleyin veya turnusol kağıdını çıkarın. Metil portakal sarı renk verir, fenolftalein mor renk verir ve turnusol kağıdı maviye döner. Baz ne kadar güçlü olursa göstergenin rengi o kadar doygun olur.
2. Size hangi alkalilerin sunulduğunu bulmanız gerekiyorsa, çözümleri iyi bir şekilde gözden geçirin. Özellikle yaygın olarak kullanılan güçlü bazlar lityum, potasyum, sodyum, baryum ve kalsiyum hidroksitlerdir. Bazlar asitlerle reaksiyona girerek (nötralizasyon reaksiyonları) tuz ve su oluşturur. Bu durumda Ca(OH)?, Ba(OH)? izole etmek mümkündür. ve LiOH. Ortofosforik asit ile etkileşime girdiğinde çözünmeyen çökeltiler oluşur. Geriye kalan hidroksitler çökelmeye neden olmaz çünkü tüm K ve Na tuzları çözünür.3 Ca(OH) ? + 2 N?RO? –? Ca?(PO?)??+ 6 H?O3 Ba(OH) ? +2 N?RO? –? Ba?(PO?)???+ 6 H?O3 LiOH + H?PO? –? Li?PO?? + 3 H?О Süzüp kurutun. Kurutulmuş çökeltiyi brülörün alevine ekleyin. Alevin rengini değiştirerek lityum, kalsiyum ve baryum iyonlarını doğru bir şekilde belirlemek mümkündür. Buna göre hangi hidroksitin hangisi olduğunu belirleyeceksiniz. Lityum tuzları brülör alevini karmin kırmızısı rengine boyar. Baryum tuzları yeşil, kalsiyum tuzları kırmızıdır.
3. Geri kalan alkaliler çözünür ortofosfatlar oluşturur.3 NaOH + H?PO?–? Na?PO? + 3 H?O3 KOH + H?PO?–? KRO? + 3 H?ОSuyun kuru bir kalıntı elde edinceye kadar buharlaştırılması gerekir. Buharlaşan tuzları metal bir çubuk üzerine teker teker brülörün alevine yerleştirin. Sodyum tuzunun bulunduğu yerde alev açık sarıya, potasyum ortofosfat ise pembe-mor renge dönecektir. Böylece, en küçük ekipman ve reaktif setine sahip olarak, size verilen tüm güçlü bazları belirlediniz.
Elektrolit, katı halinde dielektrik olan, yani elektrik akımını iletmeyen, ancak çözündüğünde veya eridiğinde iletken hale gelen bir maddedir. Neden özelliklerde bu kadar keskin bir değişiklik meydana geliyor? Gerçek şu ki, çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki elektrolit molekülleri pozitif yüklü ve negatif yüklü iyonlara ayrışır, bunun sonucunda bu maddeler böyle bir agrega durumunda elektrik akımı iletebilir. Birçok tuz, asit ve baz elektrolitik özelliklere sahiptir.
Talimatlar
1. Hepsi bu elektrolitler Güç bakımından aynı mı, yani mükemmel akım iletkenleri mi? Hayır, çünkü çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki birçok madde yalnızca küçük bir ölçüde ayrışır. Sonuç olarak elektrolitler güçlü, orta kuvvetli ve zayıf olarak ayrılır.
2. Hangi maddeler güçlü elektrolitler olarak kabul edilir? Çözeltilerin konsantrasyonuna bakılmaksızın moleküllerinin hemen hemen %100'ünün ayrışmaya uğradığı çözeltiler veya eriyikler içindeki bu tür maddeler. Güçlü elektrolitlerin listesi, mutlak çeşitlilikte çözünür alkaliler, tuzlar ve hidroklorik, bromür, iyodür, nitrik vb. gibi bazı asitleri içerir.
3. Onlardan nasıl farklılar? elektrolitler orta güçte mi? Gerçek şu ki, çok daha az oranda ayrışıyorlar (moleküllerin% 3 ila% 30'u iyonlara ayrışıyor). Bu tür elektrolitlerin tipik temsilcileri sülfürik ve fosforik asitlerdir.
4. Zayıf bileşikler çözeltilerde veya eriyiklerde nasıl davranır? elektrolitler? Birincisi, çok küçük bir oranda ayrışırlar (toplam molekül sayısının% 3'ünden fazla değil) ve ikincisi, ayrışmaları ne kadar beceriksiz ve yavaş olursa, çözeltinin doygunluğu o kadar yüksek olur. Bu tür elektrolitler arasında amonyak (amonyum hidroksit), birçok organik ve inorganik asit (hidroflorik asit - HF dahil) ve tabii ki hepimizin bildiği su bulunur. Çünkü moleküllerinin yalnızca çok küçük bir kısmı hidrojen iyonlarına ve hidroksil iyonlarına ayrışır.
5. Ayrışma derecesinin ve buna bağlı olarak elektrolitin gücünün birçok faktöre bağlı olduğunu unutmayın: elektrolitin doğası, çözücü ve sıcaklık. Sonuç olarak, bu dağıtımın kendisi de bir dereceye kadar keyfidir. Çayda aynı madde farklı koşullar altında hem güçlü hem de zayıf bir elektrolit olabilir. Elektrolitin gücünü değerlendirmek için özel bir değer getirildi - kütle etki yasasına göre belirlenen ayrışma sabiti. Ancak yalnızca zayıf elektrolitlere uygulanabilir; güçlü elektrolitler kitlesel eylem yasasına uyma.
Tuzlar- bunlar bir katyon, yani pozitif yüklü bir iyon, bir metal ve negatif yüklü bir anyon - bir asit kalıntısından oluşan kimyasal maddelerdir. Pek çok tuz türü vardır: tipik, asidik, bazik, çift, karışık, hidratlı, karmaşık. Bu katyon ve anyon bileşimlerine bağlıdır. belirlemek nasıl mümkün olabilir? temel tuz?
Talimatlar
1. Yanma solüsyonları içeren dört özdeş kabınız olduğunu hayal edelim. Bunların lityum karbonat, sodyum karbonat, potasyum karbonat ve baryum karbonat çözeltileri olduğunu biliyorsunuz. Göreviniz: kabın tamamında hangi tuzun bulunduğunu belirlemek.
2. Bu metallerin bileşiklerinin fiziksel ve kimyasal özelliklerini hatırlayın. Lityum, sodyum, potasyum birinci grubun alkali metalleridir, özellikleri çok benzerdir, lityumdan potasyuma aktivite artar. Baryum, grup 2 alkalin toprak metalidir. Karbonik tuzu sıcak suda mükemmel şekilde çözünür, ancak soğuk suda zayıf şekilde çözünür. Durmak! Bu, hangi kabın baryum karbonat içerdiğini hemen belirlemek için ilk şans.
3. Kapları, örneğin buzlu bir kaba koyarak soğutun. Üç çözelti berrak kalacak, ancak dördüncüsü hızla bulanıklaşacak ve beyaz bir çökelti oluşmaya başlayacak. Baryum tuzunun bulunduğu yer burasıdır. Bu kabı bir kenara koyun.
4. Baryum karbonatı başka bir yöntem kullanarak hızlı bir şekilde belirleyebilirsiniz. Alternatif olarak, çözeltinin bir kısmını, bir miktar sülfat tuzu (örneğin, sodyum sülfat) içeren başka bir kaba dökün. Yalnızca sülfat iyonlarıyla bağlanan baryum iyonları anında yoğun beyaz bir çökelti oluşturur.
5. Baryum karbonatı tanımladığınız ortaya çıktı. Peki 3 alkali metal tuzunu nasıl ayırt edersiniz? Bunu yapmak oldukça kolaydır, porselen buharlaştırma kaplarına ve bir alkol lambasına ihtiyacınız olacak.
6. Çözeltinin tamamının küçük bir miktarını ayrı bir porselen bardağa dökün ve suyu bir ispirto lambasının ateşi üzerinde buharlaştırın. Küçük kristaller oluşur. Bunları çelik cımbız veya porselen kaşıkla desteklenen bir alkol lambasının veya Bunsen ocağının alevine yerleştirin. Göreviniz alevin yanan "dili"nin rengini fark etmektir. Eğer lityum tuzu ise rengi açık kırmızı olacaktır. Sodyum alevi yoğun sarıya, potasyum ise alevi mor-mor renklendirecektir. Bu arada baryum tuzu da aynı şekilde test edilmiş olsaydı alevin renginin yeşil olması gerekirdi.
Yararlı tavsiye
Gençliğinde ünlü bir kimyager, bir pansiyonun açgözlü hostesini de aynı şekilde ifşa etti. Yarısı yenmiş yemeğin kalıntılarına, küçük miktarlarda kesinlikle zararsız olan bir madde olan lityum klorür serpti. Ertesi gün öğle yemeğinde masaya servis edilen yemekten bir dilim et spektroskopun önünde yakıldı ve pansiyon sakinleri açık kırmızı bir şerit gördü. Hostes dünden kalanlardan yemek hazırlıyordu.
Not!
Doğru, saf su elektriği çok zayıf iletir, hala ölçülebilir bir elektrik iletkenliğine sahiptir, bu da suyun hafifçe hidroksit iyonlarına ve hidrojen iyonlarına ayrıştığı gerçeğiyle açıklanmaktadır.
Yararlı tavsiye
Birçok elektrolit zararlı maddelerdir, bu nedenle onlarla çalışırken son derece dikkatli olun ve güvenlik düzenlemelerine uyun.
Elektrolitik ayrışma teorisiİsveçli bilim adamı S. Arrhenius tarafından 1887'de önerildi.
Elektrolitik ayrışma- Bu, çözeltide pozitif yüklü (katyonlar) ve negatif yüklü (anyonlar) iyonların oluşmasıyla elektrolit moleküllerinin parçalanmasıdır.
Örneğin asetik asit sulu bir çözeltide şu şekilde ayrışır:
CH3COOH⇄H + +CH3COO - .
Ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir. Ancak farklı elektrolitler farklı şekilde ayrışır. Derecesi elektrolitin doğasına, konsantrasyonuna, çözücünün doğasına, dış koşullara (sıcaklık, basınç) bağlıdır.
Ayrışma derecesi α -İyonlara parçalanan molekül sayısının toplam molekül sayısına oranı:
α=v'(x)/v(x).
Derece 0'dan 1'e kadar değişebilir (ayrışmanın olmamasından tamamen tamamlanmasına kadar). Yüzde olarak belirtilir. Deneysel olarak belirlendi. Elektrolit ayrıştığında çözeltideki parçacıkların sayısı artar. Ayrışma derecesi elektrolitin gücünü gösterir.
Ayırt etmek güçlü Ve zayıf elektrolitler.
Güçlü elektrolitler- bunlar ayrışma derecesi% 30'u aşan elektrolitlerdir.
Orta kuvvette elektrolitler- bunlar ayrışma derecesi %3 ile %30 arasında değişenlerdir.
Zayıf elektrolitler- 0,1 M sulu çözeltideki ayrışma derecesi %3'ten azdır.
Zayıf ve güçlü elektrolitlere örnekler.
Seyreltik çözeltilerdeki güçlü elektrolitler tamamen iyonlara ayrışır; α = 1. Ancak deneyler, ayrışmanın 1'e eşit olamayacağını, yaklaşık bir değere sahip olduğunu ancak 1'e eşit olmadığını gösteriyor. Bu gerçek bir ayrışma değil, görünen bir ayrışmadır.
Örneğin, biraz bağlantıya izin verin α = 0,7. Onlar. Arrhenius teorisine göre ayrışmamış moleküllerin %30'u çözelti içinde "yüzer". Ve %70'i serbest iyonlar oluşturdu. Ve elektrostatik teori bu kavrama başka bir tanım verir: α = 0,7 ise tüm moleküller iyonlara ayrışır, ancak iyonların yalnızca %70'i serbesttir ve geri kalan %30'u elektrostatik etkileşimlerle bağlıdır.
Görünür ayrışma derecesi.
Ayrışmanın derecesi yalnızca çözücünün ve çözünen maddenin doğasına değil, aynı zamanda çözeltinin konsantrasyonuna ve sıcaklığa da bağlıdır.
Ayrışma denklemi aşağıdaki gibi temsil edilebilir:
AK ⇄ A- + K + .
Ve ayrışma derecesi şu şekilde ifade edilebilir:
Çözelti konsantrasyonu arttıkça elektrolitin ayrışma derecesi azalır. Onlar. Belirli bir elektrolitin derece değeri sabit bir değer değildir.
Ayrışma tersinir bir süreç olduğundan reaksiyon hız denklemleri aşağıdaki gibi yazılabilir:
Ayrışma denge ise, oranlar eşittir ve sonuç olarak şunu elde ederiz: denge sabiti(Ayrışma sabiti):
K, çözücünün doğasına ve sıcaklığa bağlıdır, ancak çözeltilerin konsantrasyonuna bağlı değildir. Denklemden, ne kadar çok ayrışmamış molekül varsa, elektrolit ayrışma sabitinin değerinin o kadar düşük olduğu açıktır.
Polibazik asitler adım adım ayrışır ve her adımın kendi ayrışma sabiti değeri vardır.
Bir polibazik asit ayrışırsa, ilk proton en kolay şekilde çıkarılır, ancak anyonun yükü arttıkça çekim artar ve bu nedenle protonun çıkarılması çok daha zordur. Örneğin,
Ortofosforik asidin her adımda ayrışma sabitleri büyük ölçüde farklılık göstermelidir:
ben - aşama:
II - aşama:
III - aşama:
Ortofosforik asit ilk aşamada orta kuvvette bir asit olup, 2. aşamada zayıf, 3. aşamada ise çok zayıftır.
Bazı elektrolit çözeltileri için denge sabitlerine örnekler.
Bir örneğe bakalım:
Gümüş iyonları içeren bir çözeltiye metalik bakır eklenirse, denge anında bakır iyonlarının konsantrasyonu gümüş konsantrasyonundan daha büyük olmalıdır.
Ancak sabitin değeri düşüktür:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Bu da dengeye ulaşıldığında çok az miktarda gümüş klorürün çözündüğünü gösteriyor.
Metalik bakır ve gümüş konsantrasyonları denge sabitine dahil edilir.
Suyun iyonik ürünü.
Aşağıdaki tablo aşağıdaki verileri içerir:
Bu sabite denir suyun iyonik ürünü, bu sadece sıcaklığa bağlıdır. Ayrışmaya göre 1 H+ iyonu başına bir hidroksit iyonu vardır. Saf suda bu iyonların konsantrasyonu aynıdır: [ H + ] = [AH - ].
Buradan, [ H + ] = [AH- ] = = 10-7 mol/l.
Suya yabancı bir madde, örneğin hidroklorik asit eklerseniz, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artacaktır, ancak suyun iyonik ürünü konsantrasyona bağlı değildir.
Alkali eklerseniz iyon konsantrasyonu artacak ve hidrojen miktarı azalacaktır.
Konsantrasyon ve birbiriyle ilişkilidir: Değerlerden biri ne kadar büyükse diğeri o kadar küçüktür.
Çözeltinin asitliği (pH).
Çözeltilerin asitliği genellikle iyon konsantrasyonuyla ifade edilir. H+. Asidik ortamlarda pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, alkalinde - pH> 10 -7 mol/l.
Bir çözeltinin asitliği, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif logaritması ile ifade edilir. pH.
pH = -lg[ H + ].
Sabit ile ayrışma derecesi arasındaki ilişki.
Asetik asitin ayrışmasına bir örnek düşünün:
Sabiti bulalım:
Molar konsantrasyon C=1/V bunu denklemde yerine koyarsak şunu elde ederiz:
Bu denklemler W. Ostwald'ın üreme yasası buna göre elektrolitin ayrışma sabiti çözeltinin seyreltilmesine bağlı değildir.