Primjeri su elektroliti koji su visoko topljivi u vodi. Teorija elektrolitičke disocijacije

Sve tvari se mogu podijeliti na elektrolite i neelektrolite. Elektroliti su supstance čiji rastvori ili taline provode struja(na primjer, vodene otopine ili taline KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3). Neelektrolitne supstance ne provode električnu struju kada su otopljene ili otopljene (šećer, alkohol, aceton, itd.).

Elektroliti se dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti u otopinama ili topljeninama potpuno se disociraju na ione. Prilikom pisanja jednačina hemijske reakcije ovo je podvučeno strelicom u jednom smjeru, na primjer:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Jaki elektroliti uključuju supstance sa heteropolarnim ili ionskim kristalna struktura(tabela 1.1).

Tabela 1.1 Jaki elektroliti

Slabi elektroliti se samo djelomično razlažu na jone. Uz jone, u topinama ili otopinama ovih supstanci prisutna je velika većina nedisociranih molekula. u rješenjima slabi elektroliti Paralelno sa disocijacijom teče i obrnuti proces - asocijacija, odnosno spajanje iona u molekule. Prilikom pisanja jednadžbe reakcije to je naglašeno s dvije suprotno usmjerene strelice.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

U slabi elektroliti spadaju supstance homeopolarnog tipa kristalna rešetka(tabela 1.2).

Tabela 1.2 Slabi elektroliti

Stanje ravnoteže slabog elektrolita u vodeni rastvor kvantifikovati stepen elektrolitička disocijacija i konstanta elektrolitičke disocijacije.

Stepen elektrolitičke disocijacije α je omjer broja molekula razloženih na jone prema ukupan broj otopljene molekule elektrolita:

Stepen disocijacije pokazuje koji dio ukupno otopljeni elektrolit se raspada na ione i zavisi od prirode elektrolita i rastvarača, kao i od koncentracije supstance u rastvoru, ima bezdimenzionalnu vrednost, iako se obično izražava u procentima. Sa beskonačnim razblaženjem rastvora elektrolita, stepen disocijacije se približava jedinici, što odgovara potpunoj, 100%, disocijaciji molekula rastvorene supstance u jone. Za otopine slabih elektrolita 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.

Generalno, reverzibilna hemijska reakcija može se predstaviti kao:

a A+ b B D d D+ e E

Brzina reakcije je direktno proporcionalna proizvodu koncentracije reagujućih čestica u snagama njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Zatim za direktnu reakciju

V 1 = k 1[A] a[B] b,

i brzinu obrnute reakcije

V 2 = k 2[D] d[E] e.

U nekom trenutku, stope reakcije naprijed i nazad će se izjednačiti, tj.

Ovo stanje se naziva hemijska ravnoteža. Odavde

k 1[A] a[B] b=k 2[D] d[E] e

Grupisanjem konstanti na jednoj strani i promenljivih na drugoj strani dobijamo:

Dakle, za reverzibilnu hemijsku reakciju u stanju ravnoteže, proizvod ravnotežnih koncentracija produkta reakcije u stepenima njihovih stehiometrijskih koeficijenata, koji se odnose na isti proizvod za početne supstance, je konstantna vrednost na datoj temperaturi i pritisku . Numerička vrijednost konstante kemijske ravnoteže To ne zavisi od koncentracije reaktanata. Na primjer, konstanta ravnoteže za disocijaciju dušične kiseline, u skladu sa zakonom djelovanja mase, može se zapisati kao:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

vrijednost K a zove se konstanta disocijacije kiseline, u ovom slučaju azotne.

Konstanta disocijacije slabe baze izražava se slično. Na primjer, za reakciju disocijacije amonijaka:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

vrijednost K b zove se konstanta disocijacije baze, u ovom slučaju amonijaka. Što je veća konstanta disocijacije elektrolita, to je elektrolit više disociran i veća je koncentracija njegovih jona u otopini u ravnoteži. Postoji veza između stepena disocijacije i konstante disocijacije slabog elektrolita:

Ovo je matematički izraz Ostwaldovog zakona razrjeđivanja: kada je slab elektrolit razrijeđen, stepen njegove disocijacije se povećava. Za slabe elektrolite na To≤1∙10 -4 i OD≥0,1 mol/l koristite pojednostavljeni izraz:

To= α 2 ∙OD ili α

Primjer1. Izračunajte stepen disocijacije i koncentracije jona i [NH 4 + ] u 0,1 M rastvoru amonijum hidroksida ako je To NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Dato: NH 4 OH

To NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Rješenje:

Pošto je elektrolit prilično slab ( Za NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

ili 1,33%

Koncentracija jona u binarnom rastvoru elektrolita je jednaka C∙α, budući da binarni elektrolit ionizira stvaranjem jednog kationa i jednog anjona, tada \u003d [ NH 4 + ] = 0,1 1,33 10 -2 = 1,33 10 -3 (mol / l).

odgovor:α=1,33%; \u003d [ NH 4 + ] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.

Teorija jakih elektrolita

Jaki elektroliti u otopinama i topljeninama potpuno se disociraju na ione. Međutim, eksperimentalne studije električne provodljivosti otopina jakih elektrolita pokazuju da je njena vrijednost nešto podcijenjena u odnosu na električnu provodljivost koja bi trebala biti pri 100% disocijaciji. Ovo neslaganje se objašnjava teorijom jakih elektrolita koju su predložili Debye i Hueckel. Prema ovoj teoriji, u otopinama jakih elektrolita postoji elektrostatička interakcija između jona. Oko svakog jona formira se “jonska atmosfera” od jona suprotnog naboja, što usporava kretanje jona u rastvoru kada se prođe jednosmerna električna struja. Pored elektrostatičke interakcije jona, u koncentrovanim rastvorima potrebno je voditi računa o asocijaciji jona. Uticaj međujonskih sila stvara efekat nepotpune disocijacije molekula, tj. očigledan stepen disocijacije. Eksperimentalno određena vrijednost α uvijek je nešto niža od prave α. Na primjer, u 0,1 M otopini Na 2 SO 4, eksperimentalna vrijednost α = 45%. Da bi se uzeli u obzir elektrostatički faktori u rastvorima jakih elektrolita, koristi se koncept aktivnosti (a). Aktivnost jona naziva se efektivna ili prividna koncentracija, prema kojoj ion djeluje u otopini. Aktivnost i prava koncentracija povezani su izrazom:

gdje f- koeficijent aktivnosti, koji karakteriše stepen odstupanja sistema od idealnog usled elektrostatičkih interakcija jona.

Koeficijenti aktivnosti jona zavise od vrijednosti µ, koja se naziva jonska snaga otopine. Jonska snaga otopine je mjera elektrostatičke interakcije svih jona prisutnih u otopini i jednaka je polovini zbroja proizvoda koncentracija (sa) svakog od jona prisutnih u otopini po kvadratu njegovog broja naboja (z):

U razrijeđenim otopinama (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 a faktor aktivnosti je 1. To znači da praktično nema elektrostatičkih interakcija. U vrlo koncentriranim otopinama (µ>1M), koeficijenti aktivnosti jona mogu biti veći od jedinice. Odnos koeficijenta aktivnosti sa ionskom snagom rastvora izražava se formulama:

at µ <10 -2

na 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µ na 0.1<µ <1

Konstanta ravnoteže izražena kroz aktivnosti naziva se termodinamička. Na primjer, za reakciju

a A+ b B d D+ e E

termodinamička konstanta ima oblik:

Zavisi od temperature, pritiska i prirode rastvarača.

Budući da je aktivnost čestice , onda

gdje To C je konstanta ravnoteže koncentracije.

Značenje To C zavisi ne samo od temperature, prirode rastvarača i pritiska, već i od jonske snage m. Pošto termodinamičke konstante zavise od najmanjeg broja faktora, one su, dakle, najosnovnije karakteristike ravnoteže. Stoga su u priručniku date termodinamičke konstante. Vrijednosti termodinamičkih konstanti nekih slabih elektrolita date su u dodatku ovog priručnika. \u003d 0,024 mol / l.

Sa povećanjem naboja jona, smanjuje se koeficijent aktivnosti i aktivnost jona.

Pitanja za samokontrolu:

Šta je idealan sistem? Navedite glavne razloge odstupanja realnog sistema od idealnog.
Koliki je stepen disocijacije elektrolita?
Navedite primjere jakih i slabih elektrolita.
Kakav je odnos između konstante disocijacije i stepena disocijacije slabog elektrolita? Izrazite to matematički.
Šta je aktivnost? Kako su povezane aktivnost jona i njegova prava koncentracija?
Šta je faktor aktivnosti?
Kako naelektrisanje jona utiče na vrednost koeficijenta aktivnosti?
Kolika je ionska snaga otopine, njen matematički izraz?
Zapišite formule za izračunavanje koeficijenata aktivnosti pojedinih jona u zavisnosti od jonske snage rastvora.
Formulirajte zakon masovnog djelovanja i izrazite ga matematički.
Kolika je konstanta termodinamičke ravnoteže? Koji faktori utiču na njegovu vrijednost?
Kolika je konstanta ravnoteže koncentracije? Koji faktori utiču na njegovu vrijednost?
Kako su termodinamičke i koncentracijske konstante ravnoteže povezane?
U kojoj mjeri se vrijednost koeficijenta aktivnosti može promijeniti?
Koje su glavne odredbe teorije jakih elektrolita?

SOLUTIONS
TEORIJA ELEKTROLITIČKE DISOCIJACIJE

ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

(S. Arrhenius, 1887)

1. Kada su otopljeni u vodi (ili otopljeni), elektroliti se raspadaju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

2. Pod djelovanjem električne struje kationi (+) se kreću prema katodi (-), a anjoni (-) kreću se prema anodi (+).

3. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuta reakcija se naziva molarizacija).

4. Stepen elektrolitičke disocijacije ( a ) zavisi od prirode elektrolita i rastvarača, temperature i koncentracije. Prikazuje omjer broja molekula razloženih na jone ( n ) na ukupan broj molekula uvedenih u otopinu ( N).

a = n / N0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije jonskih supstanci

Prilikom rastvaranja jedinjenja sa ionskim vezama ( npr. NaCl ) proces hidratacije počinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i površina kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode sa njima formiraju ili vodikove ili donor-akceptorske veze. Ovaj proces oslobađa veliku količinu energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je vrijednost uporediva s energijom kristalne rešetke, ide na uništenje kristalne rešetke. U tom slučaju hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u otapalo i miješajući se s njegovim molekulima formiraju otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih supstanci

Supstance čiji se molekuli formiraju prema tipu polarne kovalentne veze (polarni molekuli) također disociraju slično. Oko svakog polarnog molekula materije ( npr. HCl ), dipoli vode su orijentisani na određeni način. Kao rezultat interakcije s dipolima vode, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, a zatim se lako formiraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija supstanci, koja nastavlja sa stvaranjem slobodnih jona, objašnjava električnu provodljivost rastvora.

Proces elektrolitičke disocijacije obično je zapisan u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja rastvarača ( H2O ), iako on daje veliki doprinos.

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 "H + + NO 3 -

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

Iz električne neutralnosti molekula slijedi da ukupni naboj kationa i anjona mora biti jednak nuli.

Na primjer, za

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Jaki elektroliti

To su tvari koje se, kada se otapaju u vodi, gotovo potpuno razgrađuju na ione. U pravilu, jaki elektroliti uključuju tvari s ionskim ili visoko polarnim vezama: sve visoko topljive soli, jake kiseline ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) i jake baze ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U otopini jakog elektrolita, otopljena supstanca se nalazi uglavnom u obliku jona (katjona i anjona); nedisocirani molekuli su praktički odsutni.

Slabi elektroliti

Supstance koje se djelimično disociraju na jone. Otopine slabih elektrolita, zajedno s ionima, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju jona u otopini.

U slabi elektroliti spadaju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, itd.);

2) neke neorganske kiseline ( H 2 CO 3 , H 2 S, itd.);

3) skoro sve soli, baze i amonijum hidroksid rastvorljive u vodi(Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;

4) voda.

Oni slabo (ili gotovo ne provode) struju.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (prvi korak)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (drugi korak)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (prva faza)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (druga faza)

Neelektroliti

Supstance čiji vodeni rastvori i taline ne provode elektricitet. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Gasovi, čvrste materije (nemetali), organska jedinjenja (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stepen disocijacije. Konstanta disocijacije

Koncentracija jona u otopinama ovisi o tome koliko se potpuno dati elektrolit disocira na ione. U otopinama jakih elektrolita, čija se disocijacija može smatrati potpunom, koncentracija iona se lako može odrediti iz koncentracije (c) i sastav molekula elektrolita (stehiometrijski indeksi), na primjer :

Koncentracije jona u rastvorima slabih elektrolita kvalitativno su okarakterisane stepenom i konstantom disocijacije.

Stepen disocijacije (a) je omjer broja molekula raspadnutih na ione ( n ) na ukupan broj otopljenih molekula ( N):

a = n / N

i izražava se u dijelovima jedinice ili u% ( a \u003d 0,3 - uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Primjer

Odrediti molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 i CH 3 COOH.

Stepen disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Rješenje

KBr, Ba (OH) 2 i H 2 SO 4 - jaki elektroliti koji se potpuno disociraju(a = 1).

KBr « K + + Br -

0.01M

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

0.01M

0.02M

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0.02M

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH i CH 3 COOH - slabi elektroliti(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH 3 COO -] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Stepen disocijacije zavisi od koncentracije slabog rastvora elektrolita. Kada se razblaži vodom, stepen disocijacije se uvek povećava, jer povećava se broj molekula rastvarača ( H2O ) po molekulu otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom slučaju bi se trebala pomjeriti u smjeru stvaranja proizvoda, tj. hidratisani joni.

Stepen elektrolitičke disocijacije zavisi od temperature rastvora. Obično, sa povećanjem temperature, stepen disocijacije raste, jer veze u molekulima se aktiviraju, postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija jona u slabom rastvoru elektrolita može se izračunati znajući stepen disocijacijeai početnu koncentraciju supstancec u rastvoru.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH ako je stepen disocijacije 0,01.

Rješenje

Koncentracije molekula NH4OH , koji će se do trenutka ravnoteže raspasti na jone, biće jednakac. Koncentracija jona NH 4 - i OH - - će biti jednak koncentraciji disociranih molekula i jednakac(prema jednačini elektrolitičke disocijacije)

NH4OH		NH4+		oh-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH 4 OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer proizvoda ravnotežnih koncentracija jona na snagu odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata i koncentracije nedisociranih molekula.

To je konstanta ravnoteže procesa elektrolitičke disocijacije; karakterizira sposobnost tvari da se razgradi na ione: što je veća K D , veća je koncentracija iona u otopini.

Disocijacije slabih polibazičnih kiselina ili polikiselih baza odvijaju se u fazama, respektivno, za svaki stupanj postoji vlastita konstanta disocijacije:

prva faza:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

drugi korak:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Treći korak:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Primjer

Dobijte jednadžbu koja povezuje stepen elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) s konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu jednobazičnu kiselinu NA .

HA «H++A+

K D = () /

Ako je označena ukupna koncentracija slabog elektrolitac, zatim ravnotežne koncentracije H + i A - su jednaki aci koncentracija nedisociranih molekula UKLJUČENO - (c - a c) \u003d c (1 - a)

K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)

U slučaju vrlo slabih elektrolita ( a 0,01 £)

K D = c a 2 ili a = \ é (K D / c )

Primjer

Izračunajte stepen disocijacije octene kiseline i koncentraciju jona H + u 0,1 M rastvoru ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Rješenje

Koristimo Ostwaldov zakon razrjeđivanja

\ é (K D / c ) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 ili a = 1,36%

[ H + ] \u003d a c \u003d 0,0136 0,1 mol / l

Proizvod rastvorljivosti

Definicija

Stavite malo slabo rastvorljive soli u čašu, npr. AgCl i u talog dodati destilovanu vodu. Istovremeno, joni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih dipola vode, postepeno se odvajaju od kristala i prelaze u rastvor. Sudar u rastvoru, joni Ag+ i Cl- formiraju molekule AgCl i nanijeti na površinu kristala. Dakle, u sistemu se dešavaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj jona pređe u rastvor u jedinici vremena Ag+ i Cl- koliko je deponovano. Akumulacija jona Ag+ i Cl- staje u rastvoru, ispostavilo se zasićeni rastvor. Stoga ćemo razmotriti sistem u kojem postoji talog slabo rastvorljive soli u kontaktu sa zasićenim rastvorom ove soli. U ovom slučaju se dešavaju dva međusobno suprotna procesa:

1) Prelazak jona iz taloga u rastvor. Brzina ovog procesa se može smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V 1 = K 1 ;

2) Precipitacija jona iz rastvora. Brzina ovog procesa V 2 zavisi od koncentracije jona Ag + i Cl - . Prema zakonu masovne akcije:

V 2 \u003d k 2

Pošto je sistem u ravnoteži, onda

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (pri T = const)

Na ovaj način, proizvod koncentracije jona u zasićenom rastvoru slabo rastvorljivog elektrolita na konstantnoj temperaturi je konstantan magnitude. Ova vrijednost se zoveproizvod rastvorljivosti(ETC ).

U datom primjeru ETC AgCl = [Ag+][Cl-] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih jona, koncentracija ovih jona mora se povećati na odgovarajuću snagu prilikom izračunavanja proizvoda rastvorljivosti.

Na primjer, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

U opštem slučaju, izraz za proizvod rastvorljivosti za elektrolit je A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Vrijednosti proizvoda topljivosti za različite tvari su različite.

Na primjer, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.

ETC lako izračunati, znajući c kreativnost spoja u datom t°.

Primjer 1

Rastvorljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9 10 -3 g/l. Pronađite PR CaCO 3 .

Rješenje

Rastvorljivost izražavamo u molovima:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l

M CaCO3

Pošto svaki molekul CaCO3 daje po jedan ion kada se rastvori Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[ Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol / l ,
shodno tome, PR CaCO 3 = [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Poznavanje vrijednosti PR-a , možete zauzvrat izračunati rastvorljivost supstance u mol / l ili g / l.

Primjer 2

Proizvod rastvorljivosti PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Šta je rastvorljivost PbSO4?

Rješenje

Označiti rastvorljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ulazak u rješenje X molova PbSO 4 će dati X Pb 2+ jona i X joniSO 4 2- , tj.:

== X

ETCPbSO 4 = = = X X = X 2

X=\ é(ETCPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Da bismo prešli na rastvorljivost, izraženu u g/l, množimo pronađenu vrednost sa molekulskom težinom, nakon čega dobijamo:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Formiranje padavina

Ako a

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićeni rastvor

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićeni rastvor

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićeni rastvor

Precipitat nastaje kada proizvod koncentracije jona slabo rastvorljivog elektrolita premašuje vrednost njegovog proizvoda rastvorljivosti na datoj temperaturi. Kada ionski proizvod postane jednakETC, padavine prestaju. Poznavajući zapreminu i koncentraciju izmiješanih otopina, moguće je izračunati da li će se nastala sol taložiti.

Primjer 3

Da li se stvara talog pri mešanju jednakih zapremina od 0,2MrješenjaPb(NO 3 ) 2 iNaCl.
ETCPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Rješenje

Kada se pomiješa, volumen otopine se udvostručuje i koncentracija svake od tvari će se smanjiti za polovicu, tj. postaće 0,1 M ili 1,0 10 -1 mol/l. Ovo su biće koncentracijePb 2+ iCl - . shodno tome,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Rezultirajuća vrijednost premašujeETCPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Dakle dio soliPbCl 2 taloži se. Iz navedenog se može zaključiti da različiti faktori utiču na formiranje padavina.

Utjecaj koncentracije otopina

Slabo rastvorljiv elektrolit sa dovoljno velikom vrednošćuETCne može se istaložiti iz razblaženih rastvora.Na primjer, talogPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih količina 0,1MrješenjaPb(NO 3 ) 2 iNaCl. Kada se miješaju jednake količine, koncentracije svake od tvari će postati0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Jonski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Rezultirajuća vrijednost je manjaETCPbCl 2 stoga neće doći do padavina.

Utjecaj količine taložnika

Za najpotpunije taloženje koristi se višak taložnika.

Na primjer, taloži solBaCO 3 : BaCl 2 + N / A 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineN / A 2 CO 3 joni ostaju u rastvoruBa 2+ , čija je koncentracija određena količinomETC.

Povećanje koncentracije jonaCO 3 2- uzrokovano dodatkom viška taloga(N / A 2 CO 3 ) , će dovesti do odgovarajućeg smanjenja koncentracije jonaBa 2+ u rastvoru, tj. će povećati kompletnost taloženja ovog jona.

Utjecaj istoimenog jona

Rastvorljivost slabo rastvorljivih elektrolita opada u prisustvu drugih jakih elektrolita koji imaju slične jone. Ako do nezasićenog rastvoraBaSO 4 malo po malo dodavati rastvorN / A 2 SO 4 , zatim jonski proizvod, koji je u početku bio manji od ETCBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postepeno će dostićiETCi premašiti ga. Počeće padavine.

Temperaturni efekat

ETCje konstantna pri konstantnoj temperaturi. Sa porastom temperature ETC povećava, pa se taloženje najbolje vrši iz ohlađenih rastvora.

Otapanje precipitacije

Pravilo proizvoda rastvorljivosti je važno za prenošenje teško rastvorljivih precipitata u rastvor. Pretpostavimo da treba da otopimo talogBaODO 3 . Rastvor u kontaktu sa ovim talogom je zasićen saBaODO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako se otopini doda kiselina, onda ioniH + vežu jone prisutne u rastvoruCO 3 2- u slabe molekule ugljične kiseline:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2

Kao rezultat toga, koncentracija iona će se naglo smanjiti.CO 3 2- , ionski proizvod postaje manji odETCBaCO 3 . Rješenje će biti nezasićeno u odnosu naBaODO 3 i dio sedimentaBaODO 3 prelazi u rešenje. Uz dodatak dovoljne količine kiseline, cijeli talog se može dovesti u otopinu. Shodno tome, otapanje taloga počinje kada iz nekog razloga ionski proizvod slabo rastvorljivog elektrolita postane manji odETC. Da bi se talog otopio, u otopinu se uvodi elektrolit, čiji ioni mogu formirati blago disociran spoj s jednim od jona slabo topljivog elektrolita. Ovo objašnjava otapanje teško rastvorljivih hidroksida u kiselinama.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

joniOh - vežu se u slabo disocirane molekuleH 2 O.

Table.Proizvod rastvorljivosti (SP) i rastvorljivost na 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Teorija elektrolitičke disocijacije koji je predložio švedski naučnik S. Arrhenius 1887. godine.

Elektrolitička disocijacija- to je razgradnja molekula elektrolita sa stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (anjona) iona u otopini.

Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti se različito disociraju. Stepen ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi rastvarača, vanjskim uvjetima (temperatura, tlak).

Stepen disocijacije α - omjer broja molekula razloženih na jone i ukupnog broja molekula:

α=v´(x)/v(x).

Stepen može varirati od 0 do 1 (od odsustva disocijacije do njenog potpunog završetka). Označeno kao postotak. Određuje se eksperimentalno. Tokom disocijacije elektrolita, broj čestica u rastvoru se povećava. Stepen disocijacije pokazuje snagu elektrolita.

Razlikovati jaka i slabi elektroliti.

Jaki elektroliti- to su elektroliti, čiji stepen disocijacije prelazi 30%.

Elektroliti srednje snage- to su oni čiji je stepen disocijacije u rasponu od 3% do 30%.

Slabi elektroliti- stepen disocijacije u vodenom 0,1 M rastvoru je manji od 3%.

Primjeri slabih i jakih elektrolita.

Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama se potpuno razlažu na ione, tj. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.

Na primjer, neka veza α = 0,7. One. prema Arrheniusovoj teoriji, 30% nedisociranih molekula "pluta" u otopini. I 70% je formiralo slobodne jone. A elektrostatička teorija daje drugačiju definiciju ovom konceptu: ako je α = 0,7, tada su svi molekuli disocirani na ione, ali ioni su samo 70% slobodni, a preostalih 30% vezano je elektrostatičkim interakcijama.

Prividni stepen disocijacije.

Stepen disocijacije ne zavisi samo od prirode rastvarača i otopljene supstance, već i od koncentracije rastvora i temperature.

Jednačina disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:

AK ⇄ A- + K + .

A stepen disocijacije se može izraziti na sljedeći način:

S povećanjem koncentracije otopine, stupanj disocijacije elektrolita se smanjuje. One. vrijednost stepena za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.

Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:

Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobijamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):

K zavisi od prirode rastvarača i temperature, ali ne zavisi od koncentracije rastvora. Iz jednačine se može vidjeti da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.

Višebazne kiseline disocijacije u koracima, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.

Ako se polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše odcjepljuje, a kako se naboj anjona povećava, privlačenje se povećava, pa se stoga proton odcjepljuje mnogo teže. Na primjer,

Konstante disocijacije fosforne kiseline u svakoj fazi trebale bi biti vrlo različite:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

U prvoj fazi, fosforna kiselina je kiselina srednje jačine, au 2. fazi je slaba, u 3. fazi je vrlo slaba.

Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.

Razmotrimo primjer:

Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.

Ali konstanta ima nisku vrijednost:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta, vrlo malo srebrnog hlorida otopilo.

Koncentracija metalnog bakra i srebra se uvodi u konstantu ravnoteže.

Jonski proizvod vode.

Tabela ispod sadrži podatke:

Ova konstanta se zove jonski proizvod vode, što zavisi samo od temperature. Prema disocijaciji, za 1 H + jon dolazi jedan hidroksidni jon. U čistoj vodi koncentracija ovih jona je ista: [ H + ] = [Oh - ].

Dakle, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.

Ako se u vodu doda strana tvar, poput klorovodične kiseline, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski proizvod vode ne ovisi o koncentraciji.

A ako dodate alkalije, tada će se koncentracija iona povećati, a količina vodika će se smanjiti.

Koncentracija i međusobno su povezani: što je jedna vrijednost veća, to je druga manja.

Kiselost rastvora (pH).

Kiselost otopina se obično izražava koncentracijom iona H + . U kiseloj sredini pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, u alkalnim - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se negativnim logaritmom koncentracije vodikovih jona, nazivajući je pH.

pH = -lg[ H + ].

Odnos između konstante i stepena disocijacije.

Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:

Nađimo konstantu:

Molarna koncentracija S=1/V, zamjenjujemo u jednačinu i dobijamo:

Ove jednačine su po zakonu o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne zavisi od razblaženja rastvora.

ELEKTROLITI Supstance čiji rastvori ili taline provode elektricitet.

NEELEKTROLITI Supstance čiji rastvori ili taline ne provode električnu energiju.

Disocijacija- razlaganje jedinjenja na jone.

Stepen disocijacije je omjer broja molekula disociranih na jone i ukupnog broja molekula u otopini.

JAKI ELEKTROLITI kada se rastvore u vodi, oni se skoro potpuno raspadaju u jone.

Prilikom pisanja jednadžbi disocijacije jakih elektrolita stavite znak jednakosti.

Jaki elektroliti uključuju:

rastvorljive soli ( vidi tabelu rastvorljivosti);

Mnoge neorganske kiseline: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( pogledajte kiseline-jaki elektroliti u tabeli rastvorljivosti);

Baze alkalnih (LiOH, NaOH, KOH) i zemnoalkalnih (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) metala ( pogledajte jake baze elektrolita u tabeli rastvorljivosti).

SLABI ELEKTROLITI u vodenim rastvorima samo delimično (reverzibilno) disociraju na jone.

Prilikom pisanja jednadžbi disocijacije za slabe elektrolite stavlja se znak reverzibilnosti.

U slabi elektroliti spadaju:

Gotovo sve organske kiseline i voda (H 2 O);

Neke neorganske kiseline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( pogledajte kiseline-slabi elektroliti u tabeli rastvorljivosti);

Nerastvorljivi metalni hidroksidi (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vidi bazecslabih elektrolita u tabeli rastvorljivosti).

Na stepen elektrolitičke disocijacije utiču brojni faktori:

priroda rastvarača i elektrolit: jaki elektroliti su supstance sa ionskim i kovalentnim jako polarnim vezama; dobra jonizujuća sposobnost, tj. sposobnost izazivanja disocijacije tvari, imaju otapala s visokom dielektričnom konstantom, čiji su molekuli polarni (na primjer, voda);

temperaturu: budući da je disocijacija endotermni proces, povećanje temperature povećava vrijednost α;

koncentracija: kada se rastvor razblaži, stepen disocijacije se povećava, a sa povećanjem koncentracije opada;

faza procesa disocijacije: svaka naredna faza je manje efikasna od prethodne, otprilike 1000–10 000 puta; na primjer, za fosfornu kiselinu α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄N++H2PO−4 (prva faza, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (druga faza, α 2),

NPO2−4⇄N++PO3−4 (treći stepen, α 3).

Zbog toga je u rastvoru ove kiseline koncentracija vodikovih jona najveća, a koncentracija PO3−4 fosfatnih jona najmanja.

1. Rastvorljivost i stepen disocijacije supstance nisu međusobno povezani. Na primjer, slab elektrolit je octena kiselina, koja je visoko (neograničeno) rastvorljiva u vodi.

2. Otopina slabog elektrolita sadrži manje od ostalih onih jona koji nastaju u posljednjoj fazi elektrolitičke disocijacije

Na stepen elektrolitičke disocijacije takođe utiče dodatak drugih elektrolita: npr. stepen disocijacije mravlje kiseline

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

smanjuje se ako se otopini doda malo natrijevog formata. Ova sol se disocira i formira formatne jone HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Kao rezultat, koncentracija HCOO– jona u otopini raste, a prema Le Chatelierovom principu, povećanje koncentracije formatnih jona pomiče ravnotežu procesa disocijacije mravlje kiseline ulijevo, tj. stepen disocijacije se smanjuje.

Ostwaldov zakon o razrjeđivanju- omjer koji izražava ovisnost ekvivalentne električne provodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:

Ovdje je konstanta disocijacije elektrolita, koncentracija i vrijednosti ekvivalentne električne provodljivosti pri koncentraciji i pri beskonačnom razrjeđivanju, respektivno. Omjer je posljedica zakona masovne akcije i jednakosti

gdje je stepen disocijacije.

Ostwaldov zakon razrjeđivanja razvio je W. Ostwald 1888. godine i on ga je eksperimentalno potvrdio. Eksperimentalno utvrđivanje ispravnosti Ostwaldovog zakona razblaženja bilo je od velike važnosti za potkrepljenje teorije elektrolitičke disocijacije.

Elektrolitička disocijacija vode. Indikator vodonika pH Voda je slab amfoterni elektrolit: H2O H+ + OH- ili, preciznije: 2H2O = H3O + + OH- Konstanta disocijacije vode na 25 ° C je: može se smatrati konstantnom i jednaka je 55,55 mol / l (gustoća vode 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, količina vodene tvari 1000 g: 18 g / mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol / l). Tada je ova vrijednost konstantna na datoj temperaturi (25°C), naziva se ionski proizvod vode KW: Disocijacija vode je endotermni proces, dakle, s povećanjem temperature, u skladu sa Le Chatelierovim principom, disocijacija se povećava, ionski proizvod se povećava i dostiže vrijednost od 10-13 na 100 ° C. U čistoj vodi na 25°C koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona su međusobno jednake: = = 10-7 mol/l Otopine u kojima su koncentracije vodonika i hidroksil iona jedna drugoj nazivaju se neutralne. Ako se u čistu vodu doda kiselina, koncentracija vodikovih jona će se povećati i postati veća od 10-7 mol/l, medij će postati kisel, dok će se koncentracija hidroksilnih jona trenutno promijeniti tako da ionski produkt vode zadrži svoj vrijednost 10-14. Ista stvar će se dogoditi kada se alkalija doda čistoj vodi. Koncentracije vodikovih i hidroksilnih jona međusobno su povezane kroz ionski produkt, pa je, znajući koncentraciju jednog od iona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je = 10-3 mol/l, onda je = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ili ako je = 10-2 mol/l, tada je = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Dakle, koncentracija vodikovih ili hidroksilnih jona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili alkalnosti medija. U praksi se ne koriste koncentracije vodikovih ili hidroksilnih jona, već indikatori pH vodika ili hidroksil pOH. Vodikov indeks pH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije vodikovih jona: pH = - lg Hidroksilni indeks pOH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih jona: pOH = - lg Lako je prikazati pomoću produžavajući jonski proizvod vode koji je pH + pOH = 14 medij je neutralan, ako je manji od 7 - kiseli, a što je pH niži, to je veća koncentracija vodikovih iona. pH veći od 7 - alkalna sredina, što je viši pH, veća je koncentracija hidroksilnih jona.

Uputstvo

Suština ove teorije je da se, kada se otape (otopi u vodi), gotovo svi elektroliti raspadaju na ione, koji su i pozitivno i negativno nabijeni (što se naziva elektrolitička disocijacija). Pod uticajem električne struje, negativni (“-”) prema anodi (+), i pozitivno nabijeni (kationi, “+”), kreću se prema katodi (-). Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuti proces se naziva "molarizacija").

Stupanj (a) elektrolitičke disocijacije ovisi o samom elektrolitu, otapalu i njihovoj koncentraciji. Ovo je omjer broja molekula (n) koji su se raspali u jone i ukupnog broja molekula uvedenih u otopinu (N). Dobijate: a = n / N

Dakle, jaki elektroliti su tvari koje se potpuno raspadaju na ione kada se otapaju u vodi. Jaki elektroliti su po pravilu supstance sa visoko polarnim ili vezama: to su soli koje su visoko rastvorljive (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), kao i jake baze (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). U jakom elektrolitu, u njemu otopljena tvar uglavnom je u obliku jona ( ); praktično nema molekula koji su nedisocirani.

Slabi elektroliti su tvari koje se samo djelomično disociraju na ione. Slabi elektroliti, zajedno s ionima u otopini, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne daju jaku koncentraciju jona u rastvoru.

Slabi su:
- organske kiseline (skoro sve) (C2H5COOH, CH3COOH, itd.);
- neke od kiselina (H2S, H2CO3, itd.);
- skoro sve soli, slabo rastvorljive u vodi, amonijum hidroksid, kao i sve baze (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- vodu.

Oni praktički ne provode električnu struju, niti provode, ali slabo.

Bilješka

Iako čista voda vrlo slabo provodi električnu energiju, ona ipak ima mjerljivu električnu provodljivost, zbog činjenice da voda blago disocira na hidroksidne ione i vodikove ione.

Korisni savjeti

Većina elektrolita su korozivne tvari, pa pri radu s njima budite izuzetno oprezni i pridržavajte se sigurnosnih propisa.

Jaka baza je neorgansko hemijsko jedinjenje formirano od hidroksilne grupe -OH i alkalija (elementi I grupe periodnog sistema: Li, K, Na, RB, Cs) ili zemnoalkalnog metala (elementi II grupe Ba, Ca). Zapisane su kao formule LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.

Trebaće ti

čaša za isparavanje
gorionik
indikatori
metalna šipka
H₃RO₄

Uputstvo

Jake baze pokazuju, karakteristične za sve. Prisutnost u otopini određuje se promjenom boje indikatora. Dodati fenolftalein u uzorak sa test rastvorom ili izostaviti lakmus papir. Metilnarandžasta je žuta, fenoftalein je ljubičasta, a lakmus papir je plave boje. Što je baza jača, to je intenzivnija boja indikatora.

Ako trebate saznati koje su vam alkalije predstavljene, izvršite kvalitativnu analizu rješenja. Najčešće jake baze su litijum, kalijum, natrijum, barijum i kalcijum. Baze reaguju sa kiselinama (reakcije neutralizacije) i formiraju so i vodu. U ovom slučaju mogu se razlikovati Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ i LiOH. Sa kiselinom nastaju nerastvorljivi. Preostali hidroksidi neće dati taloženje, tk. sve K i Na soli su rastvorljive.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 Va(OH) ₂ +2 H₃RO₄ --→ Va₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 LiOH + N₃RO₄ --→ Li₃RO₄↓ + 3 H₂O
Procijedite ih i osušite. Osušeni sediment ubrizgajte u plamen gorionika. Ioni litijuma, kalcija i barija mogu se kvalitativno odrediti promjenom boje plamena. U skladu s tim, odredit ćete gdje se koji hidroksid nalazi. Litijumove soli boje plamen gorionika karmin crveno. Soli barijuma - u zelenoj, a soli kalcijuma - u malini.

Preostale lužine formiraju rastvorljive ortofosfate.

3 NaOH + N₃RO₄--→ Na₃RO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O

Ispariti vodu do suvog ostatka. Isparene soli na metalnoj šipki naizmjenično unosite u plamen plamenika. Tamo, natrijumova so - plamen će postati jarko žut, a kalijum - ružičasto-ljubičast. Dakle, posjedujući minimalan set opreme i reagensa, utvrdili ste sve jake razloge koji su vam dati.

Elektrolit je tvar koja je u čvrstom stanju dielektrik, odnosno ne provodi električnu struju, ali u otopljenom ili rastopljenom obliku postaje provodnik. Zašto je došlo do tako drastične promjene nekretnina? Činjenica je da se molekule elektrolita u otopinama ili talinama disociraju na pozitivno nabijene i negativno nabijene ione, zbog čega su te tvari u takvom agregacijskom stanju sposobne provoditi električnu struju. Većina soli, kiselina, baza ima elektrolitička svojstva.

Uputstvo

Koje su supstance jake? Takve tvari, u otopinama ili topljenima kojima je izloženo gotovo 100% molekula, i bez obzira na koncentraciju otopine. Lista uključuje ogromnu većinu rastvorljivih alkalija, soli i nekih kiselina, kao što su hlorovodonična, brom, jod, azot itd.

A kako se oni slabi ponašaju u rastvorima ili topljenjima? elektroliti? Prvo, disociraju se u vrlo maloj mjeri (ne više od 3% ukupnog broja molekula), a drugo, idu gore i sporije, što je veća koncentracija otopine. Takvi elektroliti uključuju, na primjer, (amonijum hidroksid), većinu organskih i neorganskih kiselina (uključujući fluorovodoničnu - HF) i, naravno, svima nama poznatu vodu. Budući da se samo zanemarljiv dio njegovih molekula razlaže na vodikove ione i hidroksilne ione.

Zapamtite da stepen disocijacije i, shodno tome, jačina elektrolita zavise od faktora: prirode samog elektrolita, rastvarača i temperature. Stoga je i sama ova podjela u određenoj mjeri uslovna. Uostalom, ista supstanca može, pod različitim uslovima, biti i jak elektrolit i slab. Za procjenu jačine elektrolita uvedena je posebna vrijednost - konstanta disocijacije, određena na osnovu zakona djelovanja mase. Ali primjenjiv je samo na slabe elektrolite; jaka elektroliti oni se ne pokoravaju zakonu aktivnih masa.

Izvori:

lista jakih elektrolita

sol- To su hemikalije koje se sastoje od katjona, odnosno pozitivno nabijenog jona, metala i negativno nabijenog anjona - kiselinskog ostatka. Postoji mnogo vrsta soli: normalne, kisele, bazične, dvostruke, miješane, hidratizirane, kompleksne. Zavisi od sastava kationa i anjona. Kako možete odrediti baza sol?