Määratle tugevused ja nõrkused. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Mis on dünaamilises tasakaalus dissotsieerumata molekulidega. Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad enamikku orgaanilisi happeid ja paljusid orgaanilisi aluseid vesi- ja mittevesilahustes.

Nõrgad elektrolüüdid on:

peaaegu kõik orgaanilised happed ja vesi;
mõned anorgaanilised happed: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 jt;
mõned halvasti lahustuvad metallihüdroksiidid: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 jt; samuti ammooniumhüdroksiid NH 4 OH.

Kirjandus

M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Füüsikaline ja kolloidne keemia" M: Kõrgkool, 1975

Wikimedia sihtasutus. 2010 .

Vaadake, mis on "nõrgad elektrolüüdid" teistes sõnaraamatutes:

nõrgad elektrolüüdid- - elektrolüüdid, mis lahustuvad vesilahustes kergelt ioonideks. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooniprotsess on pöörduv ja järgib massimõju seadust. Üldine keemia: õpik / A. V. Zholnin ... Keemilised terminid

Ioonjuhtivusega ained; neid nimetatakse teist tüüpi juhtideks, voolu läbiminekuga neist kaasneb aine ülekanne. Elektrolüütide hulka kuuluvad sulasoolad, oksiidid või hüdroksiidid, samuti (mis esineb oluliselt ... ... Collier Encyclopedia

Laiemas mõttes vedel või tahke va ja süsteemides, milles ioonid esinevad märgatavas kontsentratsioonis, põhjustades nende kaudu elektrivoolu. vool (ioonjuhtivus); kitsas tähenduses va-ks, mis lagunevad ioonideks pre. E. lahustamisel ... ... Füüsiline entsüklopeedia

elektrolüüdid- vedelad või tahked ained, milles elektrolüütilise dissotsiatsiooni tulemusena tekivad ioonid mis tahes märgatavas kontsentratsioonis, põhjustades alalisvoolu läbimist. Elektrolüüdid lahustes ...... Metallurgia entsüklopeediline sõnaraamat

Was, k ryh's on märgatavas kontsentratsioonis ioone, mis põhjustavad elektrilise läbipääsu. vool (ioonjuhtivus). E. helistas ka. teist tüüpi dirigendid. Selle sõna kitsas tähenduses E. in va, molekulid, mis ryh in p re tingitud elektrolüütilisest ... ... Keemia entsüklopeedia

- (Electro ... ja kreeka keelest lytos lagunev, lahustuv) vedelad või tahked ained ja süsteemid, milles ioonid esinevad mis tahes märgatavas kontsentratsioonis, põhjustades elektrivoolu läbimist. Kitsas mõttes E. ...... Suur Nõukogude entsüklopeedia

Sellel terminil on ka teisi tähendusi, vt Dissotsiatsioon. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on protsess, mille käigus elektrolüüt laguneb ioonideks, kui see lahustub või sulab. Sisu 1 Dissotsiatsioon lahustes 2 ... Wikipedia

Elektrolüüt on aine, mille sulam või lahus juhib ioonideks dissotsieerumise tõttu elektrivoolu, kuid aine ise elektrivoolu ei juhi. Elektrolüütide näideteks on hapete, soolade ja aluste lahused... ... Wikipedia

Elektrolüüt on keemiline termin, mis tähistab ainet, mille sulam või lahus juhib ioonideks dissotsieerumise tõttu elektrivoolu. Elektrolüütide näideteks on happed, soolad ja alused. Elektrolüüdid on teist tüüpi juhid, ... ... Wikipedia

Elektrolüüdid liigitatakse sõltuvalt dissotsiatsiooniastmest kahte rühma - tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on suurem kui üks või üle 30%, nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on alla ühe või alla 3%.

Dissotsiatsiooniprotsess

Elektrolüütiline dissotsiatsioon - molekulide lagunemise protsess ioonideks - positiivselt laetud katioonideks ja negatiivselt laetud anioonideks. Laetud osakesed kannavad elektrivoolu. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on võimalik ainult lahustes ja sulamites.

Dissotsiatsiooni liikumapanev jõud on kovalentsete polaarsete sidemete lagunemine veemolekulide toimel. Polaarsed molekulid tõmbavad veemolekulid eemale. Tahketes ainetes katkevad ioonsidemed kuumutamise käigus. Kõrge temperatuur põhjustab kristallvõre sõlmedes ioonide vibratsiooni.

Riis. 1. Dissotsiatsiooniprotsess.

Aineid, mis lahustes või sulades lagunevad kergesti ioonideks ja juhivad seetõttu elektrit, nimetatakse elektrolüütideks. Mitteelektrolüüdid ei juhi elektrit, tk. ei lagune katioonideks ja anioonideks.

Sõltuvalt dissotsiatsiooniastmest eristatakse tugevaid ja nõrku elektrolüüte. Tugevad lahustuvad vees, s.t. täielikult, ilma taastumisvõimaluseta, lagunevad ioonideks. Nõrgad elektrolüüdid lagunevad osaliselt katioonideks ja anioonideks. Nende dissotsiatsiooniaste on väiksem kui tugevate elektrolüütide puhul.

Dissotsiatsiooniaste näitab lagunenud molekulide osakaalu ainete kogukontsentratsioonis. Seda väljendatakse valemiga α = n/N.

Riis. 2. Dissotsiatsiooni aste.

Nõrgad elektrolüüdid

Nõrkade elektrolüütide loetelu:

lahjendatud ja nõrgad anorgaanilised happed - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
mõned orgaanilised happed (enamik orgaanilisi happeid on mitteelektrolüüdid) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
lahustumatud alused - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
ammooniumhüdroksiid - NH 4 OH.

Riis. 3. Lahustuvuse tabel.

Dissotsiatsioonireaktsioon kirjutatakse ioonvõrrandi abil:

HNO 2 ↔ H + + NO 2 - ;
H 2 S ↔ H + + HS -;
NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Polüaluselised happed dissotsieeruvad etappidena:

H 2CO 3 ↔ H + + HCO 3 -;
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.

Lahustumatud alused lagunevad ka järk-järgult:

Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH - ;
FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.

Vesi on klassifitseeritud nõrgaks elektrolüüdiks. Vesi elektrit praktiliselt ei juhi, sest. laguneb nõrgalt vesinikkatioonideks ja hüdroksiidioonide anioonideks. Saadud ioonid koondatakse uuesti veemolekulideks:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Kui vesi juhib kergesti elektrit, siis sisaldab see lisandeid. Destilleeritud vesi ei ole elektrit juhtiv.

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv. Moodustunud ioonid koondatakse uuesti molekulideks.

Mida me õppisime?

Nõrkade elektrolüütide hulka kuuluvad ained, mis lagunevad osaliselt ioonideks – positiivseteks katioonideks ja negatiivseteks anioonideks. Seetõttu ei juhi sellised ained hästi elektrit. Nende hulka kuuluvad nõrgad ja lahjendatud happed, lahustumatud alused, halvasti lahustuvad soolad. Kõige nõrgem elektrolüüt on vesi. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv reaktsioon.

Soolad, nende omadused, hüdrolüüs

Õpilane 8. klassi B kooli number 182

Petrova Polina

Keemia õpetaja:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSKVA 2009

Igapäevaelus oleme harjunud tegelema vaid ühe soolaga – lauasoolaga, s.t. naatriumkloriid NaCl. Keemias nimetatakse aga tervet klassi ühendeid sooladeks. Sooli võib pidada vesiniku asendamise saadusteks happes metalliga. Lauasoola võib saada näiteks vesinikkloriidhappest asendusreaktsiooniga:

2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H2.

happe sool

Kui võtate naatriumi asemel alumiiniumi, moodustub teine sool - alumiiniumkloriid:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

soola- Need on metalliaatomitest ja happejääkidest koosnevad kompleksained. Need on happes sisalduva vesiniku täieliku või osalise asendamise saadused metalliga või hüdroksüülrühma happejäägiga aluses. Näiteks kui väävelhappes H 2 SO 4 asendame ühe vesinikuaatomi kaaliumiga, saame KHSO 4 soola ja kui kaks - K 2 SO 4.

Sooli on mitut tüüpi.

Soola liigid	Definitsioon	Soola näited
Keskmine	Happelise vesiniku täieliku asendamise saadus metalliga. Need ei sisalda ei H-aatomeid ega OH-rühmi.	Na 2 SO 4 naatriumsulfaat CuCl 2 vask (II) kloriid Ca 3 (PO 4) 2 kaltsiumfosfaat Na 2 CO 3 naatriumkarbonaat (sooda)
Hapu	Happe vesiniku mittetäieliku asendamise saadus metalliga. Need sisaldavad vesinikuaatomeid. (Neid moodustavad ainult mitmealuselised happed)	CaHPO 4 kaltsiumvesinikfosfaat Ca (H 2 PO 4) 2 kaltsiumdivesinikfosfaat NaHCO 3 naatriumvesinikkarbonaat (söögisoodat)
Peamine	Aluse hüdroksorühmade mittetäieliku asendamise produkt happejäägiga. Sisaldab OH-rühmi. (moodustunud ainult polühappealustest)	Cu (OH) Cl vask (II) hüdroksokloriid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kaltsiumhüdroksofosfaat (CuOH) 2 CO 3 vask (II) hüdroksokarbonaat (malahhiit)
segatud	Kahe happe soolad	Ca(OCl)Cl – valgendi
Kahekordne	Kahe metalli soolad	K 2 NaPO 4 - naatriumdikaaliumortofosfaat
Kristallhüdraadid	Sisaldab kristallisatsioonivett. Kuumutamisel nad dehüdreeruvad – kaotavad vett, muutudes veevabaks soolaks.	CuSO4. 5H 2 O - vask(II)sulfaatpentahüdraat (vasksulfaat) Na 2CO 3. 10H 2 O - dekahüdraat naatriumkarbonaat (sooda)

Meetodid soolade saamiseks.

1. Sooli saab saada hapetega metallidel, aluselistel oksiididel ja alustel toimides:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H2

tsinkkloriid

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 ( SO 4 ) 3 + 3 H 2 O

raud(III)sulfaat

3HNO3 + Cr(OH)3Cr(NO3)3 + 3H2O

kroom(III)nitraat

2. Soolad tekivad happeoksiidide reaktsioonil leelistega, samuti happeoksiidid aluseliste oksiididega:

N 2 O 5 + Ca (OH) 2 Ca (NO 3) 2 + H 2 O

kaltsiumnitraat

SiO 2 + CaO CaSiO 3

kaltsiumsilikaat

3. Sooli võib saada soolade reageerimisel hapete, leeliste, metallide, mittelenduvate happeoksiidide ja muude sooladega. Sellised reaktsioonid toimuvad gaasi eraldumise, sadestumise, nõrgema happe oksiidi või lenduva oksiidi eraldumise tingimustes.

Ca3 (PO4)2 + 3H2SO43CaSO4 + 2H3PO4

kaltsiumortofosfaat kaltsiumsulfaat

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe (OH) 3 + 3Na 2 SO 4

raud(III)sulfaat naatriumsulfaat

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

vask(II)sulfaat raud(II)sulfaat

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

kaltsiumkarbonaat kaltsiumsilikaat

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

sulfaatkloriid sulfaatkloriid

alumiinium baarium baarium alumiinium

4. Hapnikuvabade hapete soolad tekivad metallide interaktsioonil mittemetallidega:

2Fe + 3Cl2 2FeCl 3

raud(III)kloriid

füüsikalised omadused.

Soolad on erinevat värvi tahked ained. Nende lahustuvus vees on erinev. Kõik lämmastik- ja äädikhappe soolad, samuti naatriumi- ja kaaliumisoolad on lahustuvad. Teiste soolade vees lahustuvuse leiate lahustuvuse tabelist.

Keemilised omadused.

1) Soolad reageerivad metallidega.

Kuna need reaktsioonid kulgevad vesilahustes, ei saa Li, Na, K, Ca, Ba ja teisi aktiivseid metalle, mis normaalsetes tingimustes veega reageerivad, katseteks kasutada või reaktsioone saab läbi viia sulatis.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Soolad reageerivad hapetega. Need reaktsioonid toimuvad siis, kui tugevam hape tõrjub välja nõrgema happe, vabastades gaasi või sadenedes.

Nende reaktsioonide läbiviimisel võtavad nad tavaliselt kuiva soola ja toimivad kontsentreeritud happega.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2 HCl

Na2SiO3 + 2HCl 2NaCl + H2SiO3

3) Soolad reageerivad vesilahustes leelistega.

See on meetod lahustumatute aluste ja leeliste saamiseks.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH (p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na2SO4 + Ba(OH)2BaSO4 + 2NaOH

4) Soolad reageerivad sooladega.

Reaktsioonid kulgevad lahustes ja neid kasutatakse praktiliselt lahustumatute soolade saamiseks.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Mõned soolad lagunevad kuumutamisel.

Sellise reaktsiooni tüüpiline näide on lubjakivi põletamine, mille põhikomponendiks on kaltsiumkarbonaat:

CaCO 3 CaO + CO2 kaltsiumkarbonaat

1. Mõned soolad on võimelised kristalliseeruma kristalsete hüdraatide moodustumisega.

Vask(II)sulfaat CuSO4 on valge kristalne aine. Kui see lahustub vees, siis see soojeneb ja moodustab sinise lahuse. Soojuse vabanemine ja värvimuutus on keemilise reaktsiooni tunnused. Lahuse aurustamisel vabaneb CuSO4 kristalne hüdraat. 5H 2O (vasksulfaat). Selle aine moodustumine näitab, et vask(II)sulfaat reageerib veega:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4. 5H2O+Q

valge sinine sinine

Soolade kasutamine.

Enamikku sooli kasutatakse laialdaselt tööstuses ja igapäevaelus. Näiteks naatriumkloriid NaCl ehk lauasool on toiduvalmistamisel asendamatu. Tööstuses kasutatakse naatriumkloriidi naatriumhüdroksiidi, NaHCO 3 sooda, kloori ja naatriumi tootmiseks. Lämmastik- ja ortofosforhappe soolad on peamiselt mineraalväetised. Näiteks kaaliumnitraat KNO 3 on kaaliumnitraat. Seda leidub ka püssirohus ja muudes pürotehnilistes segudes. Sooli kasutatakse metallide, hapete saamiseks klaasi tootmisel. Soolade klassi kuuluvad ka paljud taimekaitsevahendid haiguste, kahjurite ja mõnede ravimainete vastu. Kaaliumpermanganaadi KMnO 4 nimetatakse sageli kaaliumpermanganaadiks. Ehitusmaterjalina kasutatakse lubjakivi ja kipsi - CaSO 4. 2H 2 O, mida kasutatakse ka meditsiinis.

Lahendused ja lahustuvus.

Nagu eelnevalt öeldud, on lahustuvus soolade oluline omadus. Lahustuvus - aine võime moodustada koos teise ainega homogeenne stabiilne muutuva koostisega süsteem, mis koosneb kahest või enamast komponendist.

Lahendused on homogeensed süsteemid, mis koosnevad lahusti molekulidest ja lahustunud aineosakestest.

Nii näiteks koosneb lauasoola lahus lahustist - veest, lahustunud ainest - ioonidest Na +, Cl -.

ioonid(kreekakeelsest sõnast ión – minemine), elektriliselt laetud osakesed, mis tekivad elektronide (või muude laetud osakeste) kadumisel või aatomite või aatomirühmade poolt juurde hankimisel. Mõiste ja mõiste "ioon" võttis 1834. aastal kasutusele M. Faraday, kes, uurides elektrivoolu mõju hapete, leeliste ja soolade vesilahustele, väitis, et selliste lahuste elektrijuhtivus on tingitud ioonide liikumisest. . Positiivselt laetud ioone, mis liiguvad lahuses negatiivse pooluse (katoodi) suunas, nimetas Faraday katioonideks ja negatiivselt laetud ioone, mis liiguvad positiivse pooluse (anoodi) suunas – anioonideks.

Vees lahustuvuse astme järgi jagunevad ained kolme rühma:

1) hästi lahustuv;

2) vähelahustuv;

3) Praktiliselt lahustumatu.

Paljud soolad lahustuvad vees hästi. Kui otsustate teiste soolade vees lahustuvuse üle, peate kasutama lahustuvuse tabelit.

On hästi teada, et mõned lahustunud või sulanud ained juhivad elektrivoolu, teised aga ei juhi voolu samadel tingimustel.

Nimetatakse aineid, mis lagunevad lahustes või sulavad ioonideks ja juhivad seetõttu elektrit elektrolüüdid.

Nimetatakse aineid, mis samadel tingimustel ei lagune ioonideks ega juhi elektrivoolu mitteelektrolüüdid.

Elektrolüütide hulka kuuluvad happed, alused ja peaaegu kõik soolad. Elektrolüüdid ise elektrit ei juhi. Lahustes ja sulades lagunevad need ioonideks, mille tõttu vool voolab.

Elektrolüütide lagunemist ioonideks, kui need on vees lahustunud, nimetatakse elektrolüütiline dissotsiatsioon. Selle sisu taandub kolmele järgmisele sättele:

1) Elektrolüüdid vees lahustumisel lagunevad (dissotsieeruvad) ioonideks – positiivseteks ja negatiivseteks.

2) Elektrivoolu toimel omandavad ioonid suunatud liikumise: positiivselt laetud ioonid liiguvad katoodi poole ja neid nimetatakse katioonideks ning negatiivselt laetud ioonid liiguvad anoodi poole ja neid nimetatakse anioonideks.

3) Dissotsiatsioon on pöörduv protsess: paralleelselt molekulide ioonideks lagunemisega (dissotsiatsioon) toimub ioonide ühendamise protsess (assotsiatsioon).

pöörduvus

Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid.

Elektrolüüdi ioonideks lagunemise võime kvantitatiivseks iseloomustamiseks dissotsiatsiooniastme (α) mõiste, t . E. Ioonideks lagunenud molekulide arvu ja molekulide koguarvu suhe. Näiteks α = 1 näitab, et elektrolüüt on täielikult lagunenud ioonideks ja α = 0,2 tähendab, et ainult iga viies selle molekul on dissotsieerunud. Kontsentreeritud lahuse lahjendamisel ja kuumutamisel suureneb selle elektrijuhtivus, kuna dissotsiatsiooniaste suureneb.

Sõltuvalt α väärtusest jagatakse elektrolüüdid tinglikult tugevateks (dissotsieeruvad peaaegu täielikult, (α 0,95) keskmise tugevusega (0,95)

Tugevad elektrolüüdid on paljud mineraalhapped (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 jt), leelised (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 jne), peaaegu kõik soolad. Nõrgad lahused hõlmavad mõnede mineraalhapete (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), paljude orgaaniliste hapete (näiteks äädikhappe CH 3 COOH) lahuseid, ammoniaagi vesilahust (NH 3 . 2 O), vesi, mõned elavhõbedasoolad (HgCl 2). Keskmise tugevusega elektrolüüdid hõlmavad sageli vesinikfluoriidset HF-i, ortofosfor-H 3 PO 4 ja lämmastik-HNO 2 happeid.

Soola hüdrolüüs.

Mõiste "hüdrolüüs" pärineb kreeka sõnadest hidor (vesi) ja lüüs (lagundamine). Hüdrolüüsi all mõistetakse tavaliselt aine ja vee vahelist vahetusreaktsiooni. Hüdrolüütilised protsessid on meid ümbritsevas looduses (nii elus kui eluta) ülimalt levinud ning neid kasutatakse laialdaselt ka inimeste poolt tänapäevastes tootmis- ja majapidamistehnoloogiates.

Soola hüdrolüüs on soola moodustavate ioonide interaktsiooni reaktsioon veega, mis viib nõrga elektrolüüdi moodustumiseni ja millega kaasneb lahuse keskkonna muutumine.

Kolme tüüpi soolad läbivad hüdrolüüsi:

a) nõrga aluse ja tugeva happe soolad (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - toimub katioonide hüdrolüüs)

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

NH4Cl + H2ONH3. H2O + HCl

Söötme reaktsioon on happeline.

b) tugeva aluse ja nõrga happe soolad (K 2 CO 3, Na 2 S - anioonide hüdrolüüs)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2KOH

Söötme reaktsioon on aluseline.

c) nõrga aluse ja nõrga happe (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 moodustatud soolad - hüdrolüüs toimub mööda katiooni ja aniooni.

2NH4+ + CO32- + 2H2O2NH3. H2O + H2CO3

(NH4)2CO3 + H2O2NH3. H2O + H2CO3

Sageli on keskkonna reaktsioon neutraalne.

d) tugeva aluse ja tugeva happe (NaCl, Ba (NO 3) 2) moodustatud soolad ei allu hüdrolüüsile.

Mõnel juhul kulgeb hüdrolüüs pöördumatult (nagu öeldakse, läheb lõpuni). Niisiis, naatriumkarbonaadi ja vasksulfaadi lahuste segamisel sadeneb hüdraatunud aluselise soola sinine sade, mis kuumutamisel kaotab osa kristallisatsiooniveest ja muutub roheliseks - muutub veevabaks aluseliseks vaskkarbonaadiks - malahhiidiks:

2CuSO 4 + 2Na 2CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Naatriumsulfiidi ja alumiiniumkloriidi lahuste segamisel lõpeb ka hüdrolüüs:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Seetõttu ei saa Al2S3 vesilahusest eraldada. Seda soola saadakse lihtsatest ainetest.

Eristage tugevaid ja nõrku elektrolüüte. Tugevad elektrolüüdid lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud. Sellesse elektrolüütide rühma kuuluvad enamik sooli, leeliseid ja tugevaid happeid. Nõrgad elektrolüüdid on nõrgad happed ja nõrgad alused ning mõned soolad: elavhõbe (II) kloriid, elavhõbe (II) tsüaniid, raud (III) tiotsüanaat ja kaadmiumjodiid. Tugevate elektrolüütide lahustel kõrgetes kontsentratsioonides on märkimisväärne elektrijuhtivus ja see suureneb veidi lahuste lahjendamisel.

Kõrge kontsentratsiooniga nõrkade elektrolüütide lahuseid iseloomustab ebaoluline elektrijuhtivus, mis suureneb oluliselt lahuste lahjendamisel.

Aine lahustamisel mistahes lahustis tekivad lihtsad (solvatamata) ioonid, lahustunud aine neutraalsed molekulid, solvateerunud (vesilahustes hüdraatunud) ioonid (näiteks jne), ioonipaarid (või ioonikaksikud), mis on elektrostaatiliselt seotud vastandlaenguga ioonide rühmad (näiteks), mille moodustumist täheldatakse valdavas enamuses mittevesilahustes elektrolüütide lahustes, kompleksioonides (näiteks), solvateerunud molekulides jne.

Tugevate elektrolüütide vesilahustes eksisteerivad ainult lihtsad või solvateerunud katioonid ja anioonid. Nende lahustes pole lahustunud aine molekule. Seetõttu on vale eeldada molekulide olemasolu või pikaajaliste sidemete olemasolu naatriumkloriidi vesilahuse või ja selle vahel.

Nõrkade elektrolüütide vesilahustes võib lahustunud aine esineda lihtsate ja solvateeritud (hüdraatunud) ioonide ja dissotsieerumata molekulide kujul.

Mittevesilahustes ei dissotsieeru mõned tugevad elektrolüüdid (näiteks ) täielikult isegi mõõdukalt kõrgete kontsentratsioonide korral. Enamikus orgaanilistes lahustites täheldatakse vastupidiselt laetud ioonide ioonipaaride moodustumist (vt täpsemalt 2. raamatust).

Mõnel juhul on võimatu tõmmata teravat piiri tugevate ja nõrkade elektrolüütide vahele.

Interionaalsed jõud. Iga vabalt liikuva iooni ümber ioonidevaheliste jõudude toimel rühmituvad teised ioonid sümmeetriliselt, vastandmärgiga laetuna, moodustades nn ioonse atmosfääri ehk ioonpilve, mis aeglustab iooni liikumist lahuses.

Näiteks lahuses koonduvad kloriidiioonid liikuvate kaaliumiioonide ümber ja liikuvate kloriidiioonide lähedale tekib kaaliumiioonide atmosfäär.

Ioonidel, mille liikuvust nõrgestavad ioonidevahelised laienemisjõud, on lahustes vähenenud keemiline aktiivsus. See põhjustab tugevate elektrolüütide käitumises kõrvalekaldeid massimõju seaduse klassikalisest vormist.

Ka antud elektrolüüdi lahuses esinevad võõrioonid mõjutavad tugevalt selle ioonide liikuvust. Mida suurem on kontsentratsioon, seda olulisem on interioonne interaktsioon ja seda tugevamalt mõjutavad võõrioonid ioonide liikuvust.

Nõrkade hapete ja aluste molekulides on vesinik- või hüdroksüülside, mis on suures osas pigem kovalentne kui ioonne; seetõttu, kui nõrgad elektrolüüdid lahustatakse lahustites, mis eristuvad väga kõrge dielektrilise konstandiga, ei lagune enamik nende molekule ioonideks.

Tugevate elektrolüütide lahused erinevad nõrkade elektrolüütide lahustest selle poolest, et need ei sisalda dissotsieerumata molekule. Seda kinnitavad kaasaegsed füüsikalised ja füüsikalis-keemilised uuringud. Näiteks seda tüüpi tugevate elektrolüütide kristallide uurimine röntgendifraktsiooniga kinnitab tõsiasja, et soolade kristallvõred on ehitatud ioonidest.

Kui lahustatakse kõrge dielektrilise konstandiga lahustis, moodustuvad ioonide ümber solvaadid (vees hüdreeritud) kestad, mis takistavad nende ühinemist molekulideks. Seega, kuna tugevad elektrolüüdid, isegi kristalses olekus, ei sisalda molekule, ei sisalda nad ka lahuses molekule veelgi enam.

Siiski on katseliselt leitud, et tugevate elektrolüütide vesilahuste elektrijuhtivus ei ole samaväärne elektrijuhtivusega, mida võiks oodata lahustunud elektrolüütide molekulide ioonideks dissotsiatsioonil.

Kasutades Arrheniuse pakutud elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat, osutus seda ja mitmeid muid fakte võimatuks selgitada. Nende selgitamiseks esitati uued teaduslikud sätted.

Praegu saab tugevate elektrolüütide omaduste ja massimõju seaduse klassikalise vormi vahelist lahknevust seletada Debye ja Hückeli pakutud tugevate elektrolüütide teooria abil. Selle teooria põhiidee seisneb selles, et lahustes tekivad tugevate elektrolüütide ioonide vahel vastastikused tõmbejõud. Need interioonsed jõud põhjustavad tugevate elektrolüütide käitumise kõrvalekaldumist ideaallahenduste seadustest. Nende interaktsioonide olemasolu põhjustab katioonide ja anioonide vastastikust aeglustumist.

Lahjenduse mõju ioonidevahelisele külgetõmbele. Interioonne külgetõmme põhjustab hälbeid reaalsete lahenduste käitumises samamoodi nagu molekulidevaheline külgetõmme reaalsetes gaasides toob kaasa kõrvalekaldeid nende käitumises ideaalgaaside seadustest. Mida suurem on lahuse kontsentratsioon, seda tihedam on ioonne atmosfäär ja seda väiksem on ioonide liikuvus ja seega ka elektrolüütide elektrijuhtivus.

Nii nagu tõelise gaasi omadused madalal rõhul lähenevad ideaalse gaasi omadustele, nii lähenevad tugevate elektrolüütide lahuste omadused suure lahjenduse korral ideaalsete lahuste omadustele.

Teisisõnu, lahjendatud lahustes on ioonide vahemaad nii suured, et ioonide poolt kogetav vastastikune tõmbe- või tõukejõud on üliväike ja taandub praktiliselt nullini.

Seega on tugevate elektrolüütide elektrijuhtivuse täheldatud suurenemine nende lahuste lahjendamisel seletatav ioonidevaheliste tõmbe- ja tõukejõudude nõrgenemisega, mis põhjustab ioonide liikumise kiiruse suurenemist.

Mida vähem dissotsieerunud elektrolüüt ja lahjendatud lahus, seda vähem täheldatakse ioonidevahelist elektrilist mõju ja vähem kõrvalekaldeid massi mõju seadusest ning vastupidi, mida suurem on lahuse kontsentratsioon, seda suurem on ioonidevaheline elektriline mõju ja täheldatakse rohkem kõrvalekaldeid massitegevuse seadusest.

Ülaltoodud põhjustel ei saa massimõju seadust selle klassikalisel kujul rakendada tugevate elektrolüütide vesilahustele, samuti nõrkade elektrolüütide kontsentreeritud vesilahustele.

Kõik ained võib jagada elektrolüütideks ja mitteelektrolüütideks. Elektrolüütide hulka kuuluvad ained, mille lahused või sulad juhivad elektrivoolu (näiteks KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3 vesilahused või sulamid). Mitteelektrolüüdid ained ei juhi sulamisel ega lahustamisel elektrivoolu (suhkur, alkohol, atsetoon jne).

Elektrolüüdid jagunevad tugevateks ja nõrkadeks. Tugevad elektrolüüdid lahustes või sulades dissotsieeruvad täielikult ioonideks. Keemiliste reaktsioonide võrrandite kirjutamisel rõhutatakse seda noolega ühes suunas, näiteks:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad heteropolaarse või ioonse kristallstruktuuriga ained (tabel 1.1).

Tabel 1.1 Tugevad elektrolüüdid

Nõrgad elektrolüüdid lagunevad ioonideks ainult osaliselt. Koos ioonidega esineb nende ainete sulamites või lahustes valdav enamus dissotsieerumata molekule. Nõrkade elektrolüütide lahustes toimub paralleelselt dissotsiatsiooniga pöördprotsess - assotsiatsioon, see tähendab ioonide ühendamine molekulideks. Reaktsioonivõrrandi kirjutamisel rõhutatakse seda kahe vastassuunalise noolega.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad homöopolaarset tüüpi kristallvõrega aineid (tabel 1.2).

Tabel 1.2 Nõrgad elektrolüüdid

Nõrga elektrolüüdi tasakaaluolekut vesilahuses iseloomustab kvantitatiivselt elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste ja elektrolüütilise dissotsiatsiooni konstant.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste α on ioonideks lagunenud molekulide arvu ja lahustunud elektrolüüdi molekulide koguarvu suhe:

Dissotsiatsiooniaste näitab, milline osa lahustunud elektrolüüdi koguhulgast laguneb ioonideks ja sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest, samuti aine kontsentratsioonist lahuses, millel on dimensioonitu väärtus, kuigi see on tavaliselt väljendatakse protsentides. Elektrolüüdi lahuse lõpmatu lahjendamise korral läheneb dissotsiatsiooniaste ühtsusele, mis vastab lahustunud aine molekulide täielikule, 100% dissotsiatsioonile ioonideks. Nõrkade elektrolüütide lahuste jaoks 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.

Üldiselt võib pöörduvat keemilist reaktsiooni kujutada järgmiselt:

a A+ b B D d D+ e E

Reaktsioonikiirus on otseselt võrdeline reageerivate osakeste kontsentratsiooni korrutisega nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmetes. Siis otseseks reaktsiooniks

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

ja pöördreaktsiooni kiirust

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

Mingil ajahetkel võrdsustuvad edasi- ja tagasireaktsiooni kiirused, s.t.

Seda seisundit nimetatakse keemiliseks tasakaaluks. Siit

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

Grupeerides konstandid ühel ja muutujad teisele poole, saame:

Seega on tasakaaluseisundis toimuva pöörduva keemilise reaktsiooni korral reaktsioonisaaduste tasakaalukontsentratsioonide korrutis nende stöhhiomeetriliste koefitsientide astmetes, mis on seotud lähteainete sama produktiga, konstantne väärtus antud temperatuuril ja rõhul. . Keemilise tasakaalukonstandi arvväärtus To ei sõltu reagentide kontsentratsioonist. Näiteks võib lämmastikhappe dissotsiatsiooni tasakaalukonstandi vastavalt massimõju seadusele kirjutada järgmiselt:

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

väärtust K a nimetatakse happe, antud juhul lämmastikhappe dissotsiatsioonikonstandiks.

Nõrga aluse dissotsiatsioonikonstanti väljendatakse sarnaselt. Näiteks ammoniaagi dissotsiatsioonireaktsiooni jaoks:

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

väärtust K b nimetatakse aluse, antud juhul ammoniaagi dissotsiatsioonikonstandiks. Mida kõrgem on elektrolüüdi dissotsiatsioonikonstant, seda rohkem elektrolüüt dissotsieerub ja seda suurem on selle ioonide kontsentratsioon lahuses tasakaaluolekus. Dissotsiatsiooniastme ja nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonikonstandi vahel on seos:

See on Ostwaldi lahjendusseaduse matemaatiline väljend: nõrga elektrolüüdi lahjendamisel suureneb selle dissotsiatsiooniaste Nõrkade elektrolüütide puhul kl. To≤1∙10 -4 ja FROM≥0,1 mol/l kasutage lihtsustatud väljendit:

To= α 2 ∙FROM või α

Näide1. Arvutage ioonide ja [ NH 4 + ] dissotsiatsiooniaste ja kontsentratsioon 0,1 M ammooniumhüdroksiidi lahuses, kui To NH4OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Antud: NH 4 OH

To NH4OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Lahendus:

Kuna elektrolüüt on üsna nõrk ( NH4OH-le =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

ehk 1,33%

Ioonide kontsentratsioon binaarses elektrolüüdi lahuses on võrdne C∙α, kuna binaarne elektrolüüt ioniseerub ühe katiooni ja ühe aniooni moodustumisega, siis \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).

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

Tugevate elektrolüütide teooria

Tugevad elektrolüüdid lahustes ja sulades dissotsieeruvad täielikult ioonideks. Tugevate elektrolüütide lahuste elektrijuhtivuse eksperimentaalsed uuringud näitavad aga, et selle väärtus on mõnevõrra alahinnatud võrreldes elektrijuhtivusega, mis peaks olema 100% dissotsiatsiooni juures. Seda lahknevust seletatakse Debye ja Hueckeli välja pakutud tugevate elektrolüütide teooriaga. Selle teooria kohaselt on tugevate elektrolüütide lahustes ioonide vahel elektrostaatiline interaktsioon. Iga iooni ümber moodustub vastaslaenguga ioonidest "ioonne atmosfäär", mis alalisvoolu läbimisel aeglustab ioonide liikumist lahuses. Lisaks ioonide elektrostaatilisele vastasmõjule tuleb kontsentreeritud lahustes arvestada ioonide assotsiatsiooniga. Ioonidevaheliste jõudude mõju tekitab molekulide mittetäieliku dissotsiatsiooni efekti, s.t. ilmne dissotsiatsiooniaste. Eksperimentaalselt määratud α väärtus on alati mõnevõrra madalam tegelikust α-st. Näiteks 0,1 M Na 2 SO 4 lahuses on katseväärtus α = 45%. Elektrostaatiliste tegurite arvessevõtmiseks tugevate elektrolüütide lahustes kasutatakse aktiivsuse mõistet (a). Iooni aktiivsust nimetatakse efektiivseks ehk näiliseks kontsentratsiooniks, mille järgi ioon lahuses toimib. Aktiivsus ja tegelik keskendumine on seotud väljendiga:

kus f- aktiivsuskoefitsient, mis iseloomustab süsteemi ideaalist kõrvalekaldumise astet ioonide elektrostaatilisest vastasmõjust.

Ioonide aktiivsuskoefitsiendid sõltuvad µ väärtusest, mida nimetatakse lahuse ioontugevuseks. Lahuse ioontugevus on kõigi lahuses olevate ioonide elektrostaatilise interaktsiooni mõõt ja on võrdne poolega kontsentratsioonide korrutistest (koos) iga lahuses sisalduva iooni laenguarvu ruudu kohta (z):

Lahjendatud lahustes (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 ja aktiivsustegur on 1. See tähendab, et elektrostaatilisi vastastikmõjusid praktiliselt ei esine. Väga kontsentreeritud lahustes (µ>1M) võivad ioonide aktiivsuskoefitsiendid olla suuremad kui ühtsus. Aktiivsusteguri suhet lahuse ioontugevusega väljendatakse valemitega:

juures µ <10 -2

kell 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µ 0,1 juures<µ <1

Tegevustes väljendatud tasakaalukonstanti nimetatakse termodünaamiliseks. Näiteks reaktsiooni jaoks

a A+ b B d D+ e E

termodünaamilise konstandi kuju on järgmine:

See sõltub temperatuurist, rõhust ja lahusti olemusest.

Kuna osakese aktiivsus , siis

kus To C on kontsentratsiooni tasakaalukonstant.

Tähendus To C ei sõltu ainult temperatuurist, lahusti olemusest ja rõhust, vaid ka ioontugevusest m. Kuna termodünaamilised konstandid sõltuvad väikseimast arvust teguritest, on need seega tasakaalu kõige olulisemad omadused. Seetõttu on teatmeteostes antud termodünaamilised konstandid. Mõnede nõrkade elektrolüütide termodünaamiliste konstantide väärtused on toodud selle juhendi lisas. \u003d 0,024 mol / l.

Iooni laengu suurenemisega aktiivsuskoefitsient ja iooni aktiivsus vähenevad.

Küsimused enesekontrolliks:

Mis on ideaalne süsteem? Nimeta peamised põhjused, miks reaalne süsteem ideaalist kõrvale kaldub.
Mis on elektrolüütide dissotsiatsiooniaste?
Tooge näiteid tugevate ja nõrkade elektrolüütide kohta.
Milline on seos dissotsiatsioonikonstandi ja nõrga elektrolüüdi dissotsiatsiooniastme vahel? Väljendage seda matemaatiliselt.
Mis on aktiivsus? Kuidas on seotud iooni aktiivsus ja selle tegelik kontsentratsioon?
Mis on aktiivsustegur?
Kuidas mõjutab iooni laeng aktiivsuskoefitsiendi väärtust?
Mis on lahuse ioontugevus, selle matemaatiline avaldis?
Kirjutage üles üksikute ioonide aktiivsuskoefitsientide arvutamise valemid sõltuvalt lahuse ioontugevusest.
Sõnastage massitegevuse seadus ja väljendage seda matemaatiliselt.
Mis on termodünaamilise tasakaalu konstant? Millised tegurid mõjutavad selle väärtust?
Mis on kontsentratsiooni tasakaalukonstant? Millised tegurid mõjutavad selle väärtust?
Kuidas on omavahel seotud termodünaamilised ja kontsentratsiooni tasakaalukonstandid?
Mil määral võib aktiivsuskoefitsiendi väärtus muutuda?
Millised on tugevate elektrolüütide teooria peamised sätted?