Disocijacija ionskih spojeva. Elektrolitička disocijacija

Tvari čije otopine (ili taline) provode električnu struju nazivamo e l e k t r o l i t a m i Često se i same otopine tih tvari nazivaju elektrolitima. Te otopine (taline) elektrolita su vodiči druge vrste, budući da se u njima prijenos električne energije vrši kretanjem ja o n o v - nabijene čestice. Čestica koja je pozitivno nabijena naziva se kation (Ca +2), čestica s negativnim nabojem - anion (ON -). Ioni mogu biti jednostavni (Ca +2, H +) i složeni (RO 4 ־ 3, HCO 3 ־ 2).

Utemeljitelj teorije elektrolitičke disocijacije je švedski znanstvenik S. Arrhenius. Prema teoriji elektrolitička disocijacija naziva se raspadanje molekula na ione kada se otope u vodi, a to se događa bez utjecaja električne struje. Međutim, ova teorija nije odgovorila na pitanja: što uzrokuje pojavu iona u otopinama i zašto pozitivni ioni, sudarajući se s negativnima, ne tvore neutralne čestice.

Ruski znanstvenici dali su svoj doprinos razvoju ove teorije: D.I. Mendeleev, I. A. Kablukov - pristaše kemijske teorije otopina, koji su obratili pozornost na učinak otapala u procesu disocijacije. Kablukov je tvrdio da otopljena tvar stupa u interakciju s otapalom ( proces solvatacije ) formiranje proizvoda promjenjivog sastava ( s o l v a t y ).

Solvat je ion okružen molekulama otapala (solvatna ljuska), kojih može biti različitih količina (zbog toga se postiže promjenjiv sastav). Ako je otapalo voda, tada se proces međudjelovanja molekula otopljene tvari i otapala naziva g i d r a t a c i j, a produkt interakcije je g i d r a t o m.

Dakle, uzrok elektrolitičke disocijacije je solvatacija (hidratacija). A solvatacija (hidratacija) iona sprječava obrnuto povezivanje u neutralne molekule.

Kvantitativno, proces disocijacije karakterizira vrijednost stupnjevi elektrolitičke disocijacije ( α ), što je omjer količine ionizirane tvari prema ukupnoj količini otopljene tvari. Iz toga slijedi da za jake elektrolite α = 1 ili 100% (u otopini su prisutni ioni otopljene tvari), za slabe elektrolite 0< α < 1 (в растворе присутствуют наряду с ионами растворенного вещества и его недиссоциированные молекулы), для неэлектролитов α = 0 (u otopini nema iona). Osim prirode otopljene tvari i otapala, količina α ovisi o koncentraciji otopine i temperaturi.

Ako je otapalo voda, jaki elektroliti uključuju:

1) sve soli;

2) slijedeće kiseline: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, HClO4;

3) sljedeće baze: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

Proces elektrolitičke disocijacije je reverzibilan, stoga se može karakterizirati vrijednošću konstante ravnoteže, koja se u slučaju slabog elektrolita naziva konstanta disocijacije (K D ) .

Što je ta vrijednost veća, to se elektrolit lakše razgrađuje na ione, to je više njegovih iona u otopini. Na primjer: HF ═ H + + F־

Ta je vrijednost konstantna na danoj temperaturi i ovisi o prirodi elektrolita, otapala.

Polibazične kiseline i polikisele baze disociraju u stupnjevima. Na primjer, molekule sumporne kiseline prvo uklanjaju jedan kation vodika:

H 2 SO 4 ═ H + + HSO 4 ־.

Eliminacija drugog iona prema jednadžbi

HSO 4 ־ ═ H + + SO 4 ־ 2

ide puno teže, budući da mora nadvladati privlačnost dvostruko nabijenog iona SO 4 ־ 2, koji, naravno, privlači vodikov ion k sebi jače nego jednostruko nabijeni ion HSO 4 ־ . Stoga se drugi stupanj disocijacije javlja u znatno manjoj mjeri nego prvi.

Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne skupine u molekuli također disociraju u koracima. Na primjer:

Ba(OH) 2 = BaOH + + OH -;

BaOH + \u003d Ba 2+ + OH -.

Srednje (normalne) soli uvijek disociraju na metalne ione i kiselinske ostatke:

CaCl2 \u003d Ca2+ + 2Cl-;

Na 2 SO 4 \u003d 2Na + + SO 4 2-.

Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, disociraju u koracima. Na primjer:

NaHCO3 \u003d Na + + HCO3-;

HCO3 - \u003d H + + CO3 2-.

Međutim, stupanj disocijacije u drugom stupnju je vrlo malen, tako da kisela otopina soli sadrži samo mali broj vodikovih iona.

Bazične soli disociraju na ione bazičnih i kiselinskih ostataka. Na primjer:

Fe(OH)Cl 2 = FeOH 2+ + 2Cl -.

Sekundarna disocijacija iona glavnih ostataka na metalne i hidroksilne ione gotovo se ne događa.

Predavanje. Teorija elektrolitičke disocijacije.

Elektroliti, neelektroliti. elektrolitička disocijacija.

Razlog za odstupanje od van't Hoffovih i Raoultovih zakona prvi je 1887. ustanovio švedski znanstvenik Svante Arrhenius, koji je predložio teoriju elektrolitičke disocijacije koja se temelji na dva postulata:

Supstance čije su otopine elektroliti (tj. provode električnu struju), kada se otope, razlažu se na čestice (ione), koje nastaju kao rezultat disocijacije otopljene tvari. U tom slučaju povećava se broj čestica. Ioni koji su pozitivno nabijeni nazivaju se kationi , jer pod utjecajem električnog polja kreću se prema katodi Negativno nabijeni ioni – anioni , jer pod utjecajem električnog polja kreću prema anodi. U elektrolite spadaju soli, kiseline i baze.

Al(NO3)3 ® Al ³ + + NO3ֿ

Elektroliti ne disociraju u potpunosti. Sposobnost tvari da disocijacija karakterizira vrijednost stupnja elektrolitičke disocijacije – a. Stupanj elektrolitičke disocijacije je omjer količine elektrolitske tvari razložene na ione i ukupne količine otopljenog elektrolita.

a = ionizirano / N otopljeno

n je broj molekula razloženih na ione

N je ukupni broj molekula u otopini

a- stupanj elektrolitičke disocijacije

Vrijednost a može varirati od 0 do 1, često se a izražava kao postotak (od 0 do 100%). Stupanj disocijacije pokazuje koji se dio otopljene količine elektrolita u danim uvjetima nalazi u otopini u obliku hidratiziranih iona.

Uzroci elektrolitičke disocijacije su:

priroda kemijskih veza u spojevima (elektroliti uključuju tvari s ionskom ili kovalentnom visokopolarnom vezom)

Priroda otapala: molekula vode je polarna, tj. je dipol

Na ovaj način, elektrolitička disocijacija zove se proces raspadanja ili polarnih spojeva u ione pod djelovanjem molekula polarnog otapala.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije.

Teoriju Arrtsiusa značajno su razvili ruski znanstvenici I.A. Kablukov i V.A. Kistyakovsky, dokazali su da kada se elektrolit otopi, dolazi do kemijske interakcije otopljene tvari s vodom, što dovodi do stvaranja hidrata, a zatim se oni disociraju na ione , tj. hidratiziranih iona u otopini.

Najlakši način je disocijacija tvari s ionskom vezom. Redoslijed procesa koji se odvijaju tijekom disocijacije tvari s ionskom vezom (soli, lužine) bit će sljedeći:

orijentacija molekula dipola vode u blizini kristalnih iona

hidratacija (interakcija) molekula vode s ionima površinskog sloja kristala

disocijacija (raspad) kristala elektrolita na hidratizirane ione.

Uzimajući u obzir hidrataciju iona, jednadžba disocijacije izgleda ovako:

NaCl + X H2O ® Na + n H2O + Cl - n H2O

Budući da sastav hidratiranih iona nije uvijek konstantan, jednadžba se piše u skraćenom obliku:

NaCl ® Na + + Cl -

Slično se događa proces disocijacije tvari s polarnom vezom, slijed tekućih procesa je sljedeći:

orijentacija molekula vode oko polova molekule elektrolita

hidratacija (interakcija) molekula vode s molekulama elektrolita

ionizacija molekula elektrolita (transformacija kovalentne polarne veze u ionsku)

disocijacija (raspad) molekula elektrolita u hidratizirane ione.

HCl + H2O ® H3O + + Cl -

HCl ® H + + Cl -

U procesu disocijacije vodikov ion se ne javlja u slobodnom obliku, samo u obliku hidronijevog iona H3O + .

RJEŠENJA
TEORIJA ELEKTROLITSKE DISOCIJACIJE

ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

(S. Arrhenius, 1887.)

1. Kada se otope u vodi (ili rastale), elektroliti se razgrađuju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

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

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

4. Stupanj elektrolitičke disocijacije ( a ) ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji. Prikazuje omjer broja molekula razloženih na ione ( n ) na ukupan broj molekula unesenih u otopinu ( N).

a = n / N0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije ionskih tvari

Pri otapanju spojeva s ionskim vezama ( npr. NaCl ) proces hidratacije počinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i lica kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode s njima stvaraju vodikove ili donorsko-akceptorske veze. Ovim procesom oslobađa se velika količina energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je vrijednost usporediva s energijom kristalne rešetke, ide na razaranje kristalne rešetke. U tom slučaju hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u otapalo i, miješajući se s njegovim molekulama, tvore otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih tvari

Slično disociraju i tvari čije su molekule građene prema tipu polarne kovalentne veze (polarne molekule). Oko svake polarne molekule materije ( npr. HCl ), dipoli vode su usmjereni na određeni način. Kao rezultat interakcije s vodenim dipolima, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, tada se lako stvaraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija tvari, koja se nastavlja stvaranjem slobodnih iona, objašnjava električnu vodljivost otopina.

Proces elektrolitičke disocijacije obično se zapisuje u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja otapala ( H2O ), iako je on glavni suradnik.

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 aniona 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 otopljene u vodi gotovo potpuno razlažu na ione. U jake elektrolite u pravilu spadaju tvari s ionskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko topive 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 se tvar nalazi uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema.

Slabi elektroliti

Tvari koje djelomično disociraju na ione. Otopine slabih elektrolita, uz ione, sadrže i nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju iona u otopini.

Slabi elektroliti uključuju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH3COOH, C2H5COOH, itd.);

2) neke anorganske kiseline ( H2CO3, H2S, itd.);

3) gotovo sve soli topljive u vodi, baze i amonijev hidroksid(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

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

Tvari čije vodene otopine i taline ne provode struju. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Plinovi, čvrste tvari (nemetali), organski spojevi (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stupanj disocijacije. Konstanta disocijacije

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

Koncentracije iona u otopinama slabih elektrolita kvalitativno su karakterizirane stupnjem i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije (a) je omjer broja molekula koje su se raspale u 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

Odredite molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2SO4 i CH3COOH.

Stupanj disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Riješenje

KBr, Ba (OH) 2 i H 2 SO 4 - jaki elektroliti koji 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

[SO42-] = 0,01 M

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

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH3COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M

Stupanj disocijacije ovisi o koncentraciji otopine slabog elektrolita. Kada se razrijedi vodom, stupanj disocijacije se uvijek povećava, jer povećava se broj molekula otapala ( H2O ) po molekuli otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom bi se slučaju trebala pomaknuti u smjeru stvaranja produkta, tj. hidratizirani ioni.

Stupanj elektrolitičke disocijacije ovisi o temperaturi otopine. Obično se s povećanjem temperature povećava stupanj disocijacije, jer aktiviraju se veze u molekulama, one postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija iona u slaboj otopini elektrolita može se izračunati poznavajući stupanj disocijacijeai početna koncentracija tvaric u otopini.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH ako je stupanj disocijacije 0.01.

Riješenje

Koncentracije molekula NH4OH , koji će se do trenutka ravnoteže raspasti na ione, bit će jednakac. Koncentracija iona NH 4 - i OH - - bit će jednaka koncentraciji disociranih molekula i jednakaac(prema jednadžbi elektrolitičke disocijacije)

NH4OH		NH4+		Oh-
c - a c

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

[NH4OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer umnoška ravnotežnih koncentracija iona i potencije odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata prema koncentraciji 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, odnosno za svaku fazu postoji vlastita konstanta disocijacije:

Prva razina:

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 stupanj elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) s konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu monobazičnu kiselinu NA .

HA «H++A+

K D = () /

Ako se označi 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 stupanj disocijacije octene kiseline i koncentraciju iona H + u 0,1 M otopini ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Riješenje

Upotrijebimo Ostwaldov zakon razrjeđenja

\ 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 topljivosti

Definicija

Stavite malo teško topive soli u čašu, npr. AgCl a talogu dodati destiliranu vodu. Istovremeno, ioni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih dipola vode, postupno se odvajaju od kristala i prelaze u otopinu. Sudarajući se u otopini, ioni Ag+ i Cl- tvore molekule AgCl i taložen na površini kristala. Dakle, u sustavu se događaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj iona prelazi u otopinu u jedinici vremena Ag+ i Cl- koliko ih je deponirano. Akumulacija iona Ag+ i Cl- zaustavlja se u otopini, ispada zasićena otopina. Stoga ćemo razmotriti sustav u kojem dolazi do taloga teško topljive soli u dodiru sa zasićenom otopinom te soli. U ovom slučaju odvijaju se dva međusobno suprotna procesa:

1) Prijelaz iona iz taloga u otopinu. Brzina ovog procesa može se smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V1 = K1;

2) Taloženje iona iz otopine. Brzina ovog procesa V 2 ovisi o koncentraciji iona Ag + i Cl -. Prema zakonu djelovanja mase:

V 2 \u003d k 2

Budući da je sustav u ravnoteži, dakle

V1 = V2

k2 = k1

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

Na ovaj način, umnožak koncentracija iona u zasićenoj otopini teško topljivog elektrolita pri konstantnoj temperaturi je konstantan veličina. Ova se vrijednost nazivaprodukt topljivosti(ETC).

U navedenom primjeru ITD AgCl = [Ag+][Cl-] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih iona, koncentracija tih iona mora se podići na odgovarajuću snagu prilikom izračuna produkta topljivosti.

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

U općem slučaju, izraz za produkt topljivosti 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.

ITD lako izračunati, znajući c kreativnost spoja pri datom t°.

Primjer 1

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

Riješenje

Topljivost izražavamo u molovima:

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

M CaCO3

Budući da svaka molekula CaCO3 svaki daje po jedan ion kada se otopi Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Posljedično, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

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

Primjer 2

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

Što je topljivost PbSO4?

Riješenje

Označimo topljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ulazak u rješenje X mola PbSO 4 dat će X iona Pb 2+ i X ioniTAKO 4 2- , tj.:

==X

ITDPbSO 4 = = = X X = X 2

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

Da bismo došli do topljivosti, izražene u g / l, pomnožimo pronađenu vrijednost s molekulskom težinom, nakon čega dobivamo:

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

Stvaranje oborina

Ako a

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićena otopina

Talog nastaje kada umnožak koncentracija iona teško topljivog elektrolita premaši vrijednost njegovog umnoška topljivosti na danoj temperaturi. Kada ionski produkt postane jednakITD, padavine prestaju. Poznavajući volumen i koncentraciju miješanih otopina, moguće je izračunati hoće li se nastala sol istaložiti.

Primjer 3

Stvara li se talog pri miješanju jednakih volumena od 0,2MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl.
ITDPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Riješenje

Kada se miješa, volumen otopine se udvostruči, a koncentracija svake od tvari smanjit će se za polovicu, tj. postat će 0,1 M ili 1.0 10 -1 mol/l. Ovi su bit će koncentracijePb 2+ iCl - . Posljedično,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Dobivena vrijednost premašujeITDPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Dakle, dio soliPbCl 2 istaloži van. Iz navedenog se može zaključiti da različiti čimbenici utječu na stvaranje oborina.

Utjecaj koncentracije otopina

Teško topljivi elektrolit s dovoljno velikom vrijednošćuITDne može se istaložiti iz razrijeđenih otopina.Na primjer, talogPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih volumena 0,1MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl. Kada se miješaju jednaki volumeni, koncentracije svake od tvari postat će0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Ionski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Dobivena vrijednost je manjaITDPbCl 2 stoga neće biti oborina.

Utjecaj količine taložnika

Za što potpunije taloženje koristi se višak sredstva za taloženje.

Na primjer, talog soliBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineNa 2 CO 3 ioni ostaju u otopiniBa 2+ , čija je koncentracija određena količinomITD.

Povećanje koncentracije ionaCO 3 2- uzrokovan dodatkom viška taložnika(Na 2 CO 3 ) , izazvat će odgovarajuće smanjenje koncentracije ionaBa 2+ u otopini, tj. će povećati potpunost taloženja ovog iona.

Utjecaj istoimenog iona

Topljivost teško topljivih elektrolita smanjuje se u prisutnosti drugih jakih elektrolita koji imaju slične ione. Ako do nezasićene otopineBaSO 4 dodajte otopinu malo po maloNa 2 TAKO 4 , zatim ionski produkt, koji je u početku bio manji od ITDBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postupno će dosećiITDi premašiti ga. Počet će oborine.

Učinak temperature

ITDje konstantna pri konstantnoj temperaturi. S povećanjem temperature ITD povećava, pa je taloženje najbolje vršiti iz ohlađenih otopina.

Otapanje oborina

Pravilo umnoška topljivosti važno je za prijenos teško topljivih taloga u otopinu. Pretpostavimo da trebamo otopiti talogBaIZO 3 . Otopina u dodiru s tim talogom je zasićena saBaIZO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako se otopini doda kiselina, onda ioniH + vežu ione prisutne u otopiniCO 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 produkt postaje manji odITDBaCO 3 . Otopina će biti nezasićena u odnosu naBaIZO 3 a dio sedimentaBaIZO 3 prelazi u otopinu. Dodatkom dovoljne količine kiseline cijeli se talog može otopiti. Posljedično, otapanje taloga počinje kada, iz nekog razloga, ionski produkt slabo topljivog elektrolita postane manji odITD. Da bi se talog otopio, u otopinu se unosi elektrolit čiji ioni mogu tvoriti blago disocirani spoj s jednim od iona teško topljivog elektrolita. Time se objašnjava otapanje teško topljivih hidroksida u kiselinama.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ioniOh - vežu u slabo disocirane molekuleH 2 O.

Stol.Umnožak topljivosti (SP) i topljivost 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

Ciljevi: formirati pojmove elektrolita i neelektrolita, ED, otkriti mehanizam disocijacije tvari s ionskom i kovalentnom polarnom vezom, uvesti pojam "stupnja elektrolitičke disocijacije" i pokazati njegovu ovisnost o različitim čimbenicima; formulirati glavne odredbe TED-a; formirati vještine učenika za sastavljanje disocijacijskih jednadžbi;

razvijati sposobnost uspoređivanja, analize i zaključivanja, vještine samokontrole i međusobne kontrole, intelektualne sposobnosti;

obrazovati kompetentnu osobu praktične orijentacije.

Oprema: računalo, multimedijski projektor, platno, uređaj za određivanje električne vodljivosti otopina, stativi s nožicom i prstenom, model aplikacije "ED Mehanizam"

Reagensi: H 2 O dist., NaCl cr., NaOH cr., ledena octena kiselina CH 3 COOH, C 12 H 22 O 11 cr.; otopina H 2 SO 4, za svaki stol: otopine indikatora metiloranža, fenolftaleina, otopine HCl, NaOH, Na 2 SO 4.

Tijekom nastave

I. Organizacijski trenutak

II. Teme poruka, postavljanje ciljeva. Odraz

(Upis u bilježnicu teme lekcije)

Učitelj: Razgovarat ćemo o najčudesnijoj tvari našeg planeta, bez koje nema života - to je voda, njezina uloga u otapanju tvari.

Prije nego započnem novu temu, želim provjeriti vaše raspoloženje. Skicirajte svoje raspoloženje na pojedinačnom popratnom listu, koji je na vašem stolu. (Prilog 1)

III. Učenje novog gradiva

1. faza . Elektroliti, neelektroliti.

Učitelj: Okrenimo se povijesti 1837. U tom su razdoblju u Londonu u laboratoriju Kraljevskog instituta radila dva znanstvenika: Humphrey Davy i Michael Faraday. Započeli su istraživanja na području električne energije i uveli pojmove koje i danas koristimo. Devi i Faraday izveli su pokuse za određivanje električne vodljivosti otopina pomoću posebnog uređaja čiji je model prikazan na vašoj slici. 126 str.193 (O.S. Gabrielyan, Kemija 8). Sastoji se od 2 elektrode, žarulje i grla. Kad se elektrode spuste u ispitivanu tvar, ako ona provodi struju, lampica svijetli, ako ne provodi, ne svijetli.

Idemo malo istražiti (Demonstracija električne vodljivosti raznih tvari posebnim uređajem).

Razgovor u razredu:

- Prisjetimo se najprije na koje se 2 skupine dijele svi kemijski spojevi prema vrsti kemijske veze?

Rezultati pokusa bilježe se u tablici na popratnom listu. (Prilog 1)

Provjera električne vodljivosti vode uređajem

Razgovor:

Što mislite, kako voda provodi struju?
Koju vrstu kemijske veze ima voda? (Kovalentno slabo polarno)
Kojoj klasi kemijskih spojeva pripada?
- Uređajem provjerite električnu vodljivost. (ne provodi struju).

(Bilježimo u tablici.)

Provjera električne vodljivosti kristalne kuhinjske soli NaCl.

Koju vrstu kemijske veze ima ovaj spoj?
- Kojoj klasi pripada?
- Što misliš, dirigira NaClcr. struja?
- Provjerite s uređajem (Ne).
Dodajmo sada vodu u sol i provjerimo električnu vodljivost ove otopine.
- Mislite li da će otopina soli provoditi struju? (Ovaj eksperiment može napraviti učenik)
- Zašto misliš? Na ovo pitanje ćemo odgovoriti malo kasnije. Sada nastavimo naše istraživanje. I tako dalje….
Kakav zaključak možemo izvući na temelju provedenog istraživanja?

(Zaključak: Neke tvari provode struju, dok druge ne)

Učitelj, nastavnik, profesor: Tvari čije otopine provode struju nazivamo elektroliti, i tvari koje ne provode struju - neelektroliti

Koje tvari provode struju? ( Otopine kiselina, lužina, soli.)
Kojom vrstom kemijske veze otopine tvari provode električnu struju? (Ionski, kovalentni visoko polarni)
Koje tvari ne provode struju? (Sve kristalne tvari, oksidi, plinovi)
– Kojom vrstom kemijske veze tvari ne provode električnu struju? (S kovalentnim nepolarnim i blago polarnim)

Faza popravljanja 1: Vježba 1. Blitz anketa:

– Formulirati definicije elektrolita i neelektrolita. (Zapis u bilježnicu)
Koja je vrsta kemijske veze karakteristična za elektrolite i neelektrolite?
Koje su klase tvari elektroliti i neelektroliti?
– Gdje ste se u životu susreli s elektrolitima? ( baterije u automobilima)

Zadatak 2 . Odaberite s popisa tvari elektrolite i neelektrolite, odredite vrstu kemijske veze. Obrazložite odgovor.

Faza 2: Mehanizam elektrolitičke disocijacije.

Nastavak razgovora:

Koje čestice mogu stvoriti električnu struju u otopini? ( vožnja h nabijene čestice)
Zašto i pod kojim uvjetima tvari provode struju?

(Raspadaju se na ione pri otapanju ili taljenju, oni su vodiči druge vrste. Prolaz struje događa se zbog prijenosa iona, a ne elektrona. Metali su vodiči prve vrste (struju stvaraju slobodni elektroni).

- A koje nabijene čestice mogu biti u otopinama, na primjer, u tvarima s ionskom vezom - otopina NaCl? (slobodni ioni)

Pažnja: U kristalima ioni nisu slobodni, već se nalaze u čvorovima kristalne rešetke.

Što se događa s kristalom kada se otopi u vodi?

– Koja je uloga vode u tom procesu?

(Voda stupa u interakciju s elektrolitom i on se pod djelovanjem vode razgrađuje na ione).

Razmotrimo mehanizam ovog procesa.

Prvo razmislite struktura molekule vode

voda (dipol) < 104,5 0

Poruka: Zanimljivo o vodi… (Prilog 3)

Mehanizam elektrolitičke disocijacije s ionskom vezom na primjeru NaCl

Razmotrite dijagram procesa (Sl. 127, str. 195, Kemija, 9, O.S. Gabrielyan).

– Što se događa s vodenim dipolima?

Ovaj proces se zove orijentacija. (Upis u bilježnicu)

hidratacija. (Upis u bilježnicu)

3. Tijekom hidratacije nastaju sile međusobnog privlačenja između dipola i iona, kemijska veza između iona kristala slabi i ioni okruženi “vodenim pokrivačem” se odvajaju i odlaze u otopinu.

Dezintegracija se odvija disocijacija.

Ioni okruženi vodom nazivaju se hidriran.

Proces disocijacije može se pojednostaviti na sljedeći način: NaCl = Na + + Cl -

(kationi, anioni)
Jesu li jednostavni ili složeni? (jednostavan)

- Dakle, koja se 3 procesa događaju kada se tvari s ionskom vezom otope u vodi?

1. Orijentacija
2. hidratacija
3. disocijacija. Demonstracija procesa disocijacije. ( Animacija)

Zadatak za učenike

Pomoću aplikacijskog modela pokazati na magnetskoj ploči mehanizam disocijacije elektrolita s ionskom vezom i komentirati ga.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije tvari s kovalentnom polarnom vezom na primjeru HCl

– A kakav je mehanizam disocijacije elektrolita s kovalentnom polarnom vezom?
- Razmotrite dijagram procesa (slika 128, str. 196, u udžbeniku).
– Što se događa s vodenim dipolima?

1. Dipoli su usmjereni svojim negativnim krajevima oko pozitivnih iona, a svojim pozitivnim krajevima oko negativnih.

Ovaj proces se zove orijentacija. (Upis u bilježnicu)

2. Dolazi do međudjelovanja između iona elektrolita i dipola. Ovaj proces se zove hidratacija. (Upis u bilježnicu)

3. Pod djelovanjem vodenih dipola polarna kovalentna veza se pretvara u ionsku tj. ionizacija molekule elektrolita.

4. Dolazi do raspada - disocijacija.

Proces disocijacije može se pojednostavljeno napisati: NCl = N + + Cl -

Kako se zovu raspadnuti ioni?
Jesu li jednostavni ili složeni?
- Dakle, koji se procesi događaju kada se tvari s polarnom kovalentnom vezom otope u vodi?

1. Orijentacija
2. hidratacija
3. ionizacija
4. disocijacija

Demonstracija procesa disocijacije. ( Animacija)

Zadatak za učenike

Pomoću aplikacijskog modela pokazati na magnetskoj ploči mehanizam disocijacije elektrolita s kovalentnom polarnom vezom i komentirati ga.

Zaključak: kada se otope u vodi, tvari međusobno djeluju s dipolima, razlažu se na slobodne hidratizirane ione i provode električnu struju. Hidratacija iona je glavni uzrok disocijacije elektrolita.

Do tog je zaključka došao švedski znanstvenik Svante Arrhenius 1887. godine.

Vratimo se povijesti.

Učitelj: Budući da se disocijacija događa u elektrolitima, naziva se elektrolitička.

Ispada da elektroliti nisu samo otopine kiselina, soli i lužina, već i njihove taline.

Formulirajmo definiciju ED.

Popeti ćemo se stepenicama do vrha planine, što je tema današnje lekcije.

- Koje smo ključne riječi koristili u istraživanju, zaključcima?

Što se događa s tvari tijekom disocijacije? "propadanje"

Koja se tvar razgrađuje? "elektrolit"
Na koje čestice se raspada elektrolit? "ioni"
– Pod kojim uvjetima se raspada? "kada je otopljen u rodu ili otopljen"
- Napravimo to ponovno!!!

Obrnuti proces od disocijacije naziva se asocijacija.

- Što su ioni? Ispunite dijagram :

I ispuni zadatak.

Razlikuju li se ioni od atoma ili molekula? Ako da, što onda?

Faza 3: Stupanj disocijacije. Jaki i slabi elektroliti.

Učitelj: Vode li svi elektroliti jednaku struju? ( Ne)

- Nastavimo istraživanje s octenom kiselinom.

Demonstracija iskustva:

Učitelj: Provjerimo električnu vodljivost koncentrirane octene kiseline.

Razgovor u razredu:

– Što promatraš? (svjetlo je jako slabo)

Zaključak: ne provode svi elektroliti jednaku struju. Postoje jaki i slabi elektroliti.

Karakteristika jakosti elektrolita je stupanj disocijacije i označava se s α. α se može izračunati iz formule.

Za slabe elektrolite proces disocijacije je reverzibilan. HNO 2 ↔ H + + NO 2 -

Karta s detaljnim informacijama nalazi se na vašim stolovima u popratnom listu.

– Je li moguće “slabe učiniti jakima”, odnosno povećati stupanj disocijacije?

O čemu ovisi α?

Nastavimo istraživanje (Demonstracija iskustva)

Razgovor u razredu:

1. Zagrijte octenu kiselinu.
– Što promatraš? O čemu ovisi α?

2. Kiselinu razrijediti vodom, odnosno smanjiti joj koncentraciju.
– Što promatraš? O čemu još ovisi α?

Zaključak: α ovisi o t, C. Povećanjem temperature raste i α, povećanjem koncentracije opada α.

Faza 4: Kiseline, baze soli u smislu ED.

Učitelj: Razmotrimo vizualno disocijaciju kiselina, baza i soli i sastavimo jednadžbe za njihovu disocijaciju koristeći primjer shema modela za ED kiselina, lužina i soli

Rad i razgovor nastavnika sa razredom:

– Napravite algoritam za pisanje ovih jednadžbi (prema modelu).
– Na koje ione disociraju kiseline?
– Formulirajte definiciju kiselina u smislu ED. -Koji će ion odrediti njihova svojstva?
- Eksperimentalno dokažite da imate kiselinu u epruveti br. 1. ( Učenici nastupaju laboratorijsko iskustvo)
Na koje ione disociraju baze?
– Formulirajte definiciju osnova u smislu ED.
– Koji ion će odrediti njihova svojstva?
- Eksperimentalno dokažite da u epruveti br.2 imate lužinu.

(Učenici rade laboratorijsko iskustvo)

Na koje ione disociraju soli?
– Formulirajte definiciju soli u smislu ED.
– Koji ion će odrediti njihova svojstva? (Razno)

Faza 5: Tjelesni odgoj za oči

Sada se svi odmorimo.
Čvrsto zatvori oči
Trepnite pet puta
I nastavimo našu lekciju
Čvrsto zatvorimo oči
Prisjetimo se svega i ponovimo:
Jedan, da, tri, četiri, pet
Vratimo se opet na disocijaciju.
Istina je uvijek jednostavna:
Alkalije, soli i kiseline
Uvijek propusti struju
Ako je njihova otopina voda.

Zašto je kisik
Alkohol, glukoza i dušik,
otopljen u vodi,
Hoće li igdje propustiti struju?

Budući da tvari
neživa bića,
A njihova svojstva ovise,
Kompleksno i vrlo jednostavno
Iz strukture čestica,
Mikrosvijet bez granica.
I rješenje, gdje struja vrije,
Elektrolit je dobio ime

Jačanje očnih mišića
Promijenite izgled 8 puta
Bliže, pa dalje
Molim vas da pogledate.
Spašava od umora
ti očni ciklus.
Krug 3 rotirajte ulijevo,
A onda obrnuto!

IV. Sidrenje

1. Zadaci u obliku igre, zadaci za traženje problema dijapozitivi.
2. Samostalan rad 10 minuta ( slajd)

V. Opći zaključci

Učitelj: Sva današnja znanja mogu se sažeti u jednu teoriju, koja se zove teorija elektrolitičke disocijacije (TED).

Glavne odredbe formulirane su u popratnom sažetku ( Dodatak 4).

Rad s osnovnim nacrtom

1. Sve tvari se dijele na elektrolite i neelektrolite. TED proučava elektrolite.
2. Kada se otopi u vodi, el-ti disocira na ione.
3. Razlog disocijacije je hidratacija, odnosno međudjelovanje elektrolita s molekulama vode i kidanje kemijske veze u njoj.
4. Pod utjecajem e. struja + ioni (kationi) kreću se na katodu, a negativni (anioni) na anodu.
5. ED je reverzibilna za slabe elektrolite.
6. Ne disociraju svi elektroliti na ione u istoj mjeri. Stoga se dijele na jake i slabe i karakterizira ih stupanj disocijacije, koji ovisi o različitim razlozima.
7. Kemijska svojstva otopina elektrolita određena su svojstvima iona koje stvaraju tijekom disocijacije.
8. Prema prirodi nastalih iona razlikuju se 3 vrste elektrolita.

VI. Sažimanje lekcije. Domaća zadaća

§35,36; pr. br. 4,5 str.203,

Individualni dodatak. na poslu tetra. #18, str.124, #20 str.126

Učitelj: Prije završetka lekcije, želim provjeriti vaše raspoloženje na kraju lekcije. Skicirajte svoje raspoloženje na pojedinačnom popratnom listu, koji je na vašem stolu. (Prilog 1)

Zaključak

Ti si mladost! I vjerujte u to.
Otvorili ste vrata u svijet kemije.
Svi se nadamo da će za pet godina,
Možete postati izvrstan znanstvenik.

Elektroliti i neelektroliti

Uzeti zasebno, voda, soli, lužine i kiseline ne provode struju. Ali vodene otopine kiselina, lužina i soli provode struju. Na koje se skupine sve tvari mogu podijeliti s obzirom na električnu struju?

Tvari koje provode struju elektroliti; tvari koje ne provode struju neelektroliti.

Svojstva elektrolita

Elektroliti su vodiči druge vrste. U otopini ili talini razgrađuju se na ione, zbog čega provode električnu struju.

Da bi objasnio to svojstvo 1887. godine, švedski znanstvenik S. Arenius predložio je teoriju elektrolitičke disocijacije.

Razgradnja elektrolita na ione kada se otopi u vodi ili rastali naziva se elektrolitička disocijacija.

Osnovne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije.

1) Kada se otope u vodi, elektroliti se razlažu (disociraju) na ione - pozitivne i negativne: NaCl ↔ Na + + Cl -

2) Pod djelovanjem električne struje ioni poprimaju usmjereno kretanje: pozitivno nabijeni ioni kreću se prema katodi, negativno nabijeni prema anodi. Stoga se prvi nazivaju kationi, a drugi - anioni. Usmjereno kretanje iona nastaje kao rezultat njihove privlačnosti prema suprotno nabijenim elektrodama.

3) Disocijacija je reverzibilan proces: paralelno s raspadom molekula na ione (disocijacija) odvija se proces spajanja iona. (udruga). Stoga se u jednadžbama elektrolitičke disocijacije umjesto znaka jednakosti stavlja znak reverzibilnosti.

S. Arrhenius nije mogao istaknuti zašto se elektroliti, otopljeni u vodi, razlažu na ione, budući da je disocijaciju elektrolita smatrao fizikalnim procesom. Razlog disocijacije otkrio je ruski znanstvenik I. A. Kablukov, koji je na temelju teorije D. I. Mendeljejeva o kemijskoj prirodi otapanja počeo elektrolitičku disocijaciju smatrati kemijskom interakcijom elektrolita s vodom. Glavni razlog disocijacije je hidratacija iona, koja se odvija uz oslobađanje velike količine energije nego što se troši na ionizaciju otopljene tvari.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije

Disocijacija elektrolita događa se u vodi i ne događa se, na primjer, u kerozinu. Kako to objasniti?

U molekuli vode, veze između atoma vodika i atoma kisika su polarne kovalentne. Elektronski parovi koji povezuju atome. pomaknut s atoma vodika na atom kisika. Stoga je pozitivan naboj koncentriran na atomima vodika, a negativan na atomu kisika.

Za razmatranje mehanizma disocijacije elektrolita potrebno je uzeti u obzir ne samo polaritet veza između atoma vodika i kisika u molekuli vode. Ali i polaritet same molekule vode. Polarna molekula vode - dipol - može se prikazati kao elipsa s oznakom naboja na polovima, oznakom naboja na polovima sa znakovima "+" i "-".

Razmotrimo mehanizam disocijacije tvari s ionskom vrstom veze na primjeru natrijeva klorida. Sastoji se od tri faze:

a) orijentacijapolarne molekule vode (dipoli) oko kristala i labavljenje kristalne rešetke pod utjecajem kaotičnog gibanja molekula vode; (kada se kristal soli uroni u vodu, molekule vode privlače ione koji se nalaze na površini kristala: pozitivne ione svojim negativnim polovima (atomi kisika), a negativne ione svojim pozitivnim polovima (atomi vodika).

b) hidratacija– okruženje iona natrija i klora molekulama vode (stvaranje hidratiziranih iona);

c)razaranje kristalne rešetke – disocijacija natrijevog klorida.

(privučene ionima otopljene soli, molekule vode višestruko oslabe međusobnu privlačnost iona. Veze između pozitivnih i negativnih iona u kristalnoj rešetki se prekidaju. Hidratizirani ioni se odvajaju)

Molekule vode privučene ionima tijekom otapanja kristala ostaju vezane za njih iu otopini.

Mehanizam disocijacije tvari s kovalentnom polarnom vezom uključuje dodatni korak:

orijentacija polarnih molekula vode oko polarne molekule elektrolita;

promjena tipa veze iz kovalentne polarne u ionsku;

disocijacija elektrolita;

hidratacija iona.

4) Ne disociraju svi elektroliti jednako na ione. U otopinama elektrolita, uz ione, mogu biti prisutne i molekule. Stupanj disocijacije a je omjer molekula razloženih na ione prema ukupnom broju molekula u otopinia= n/N,

gdje je n broj disociranih molekula, N je ukupni broj molekula u otopini.

Jaki elektroliti, kada se otope u vodi, gotovo potpuno disociraju na ione. Oni imaju a teži jedinstvu. U jake elektrolite spadaju: sve topljive soli, kiseline H2SO4, HNO3, HCl, sve lužine.

Slabi elektroliti, kada su otopljeni u vodi, gotovo da ne disociraju na ione. Oni imaju a teži nuli. U slabe elektrolite spadaju: slabe kiseline - H 2 S, H 2 CO 3, H 2 SO 3, HNO 2, NH 3 H 2 O, voda.

Disocijacija kiselina, soli i baza.

Disocijacija se odvija u otopinama i talinama.

Topljive kiseline - to su elektroliti koji disociraju u vodenim otopinama i tale se u vodikov kation i anion kiselinskog ostatka.

H 2 SO 4 ↔ 2 H + + SO 4 2-

Temeljisu elektroliti koji disociraju u vodenim otopinama i tale se u metalni kation i hidroksidni anion.

NaOH ↔ Na + + OH -

Topljive baze - to su hidroksidi formirani od iona aktivnih metala: jednovalentni: Li +, Na +, K +, Rb +, Cs +, Fr +; dvovalentni: Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+.

sol - To su elektroliti koji u vodenim otopinama disociraju i tale se u metalni kation i anion kiselinskog ostatka.

Na 2 SO 4 ↔ 2Na + + SO 4 2-

Zadatak za samotestiranje:

Napišite jednadžbe disocijacije za sljedeće elektrolite: cinkov nitrat, natrijev karbonat, kalcijev hidroksid, stroncijev klorid, litijev sulfat, sumporna kiselina, bakrov(II) klorid, željezo(III) sulfat, kalijev fosfat, hidrosulfidna kiselina, kalcijev bromid, kalcijev hidroksiklorid , natrijev nitrat , litijev hidroksid.