Definer styrker og svakheter. Sterke og svake elektrolytter

Som er i dynamisk likevekt med udissosierte molekyler. Svake elektrolytter inkluderer de fleste organiske syrer og mange organiske baser i vandige og ikke-vandige løsninger.

Svake elektrolytter er:

nesten alle organiske syrer og vann;
noen uorganiske syrer: 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 og andre;
noen tungtløselige metallhydroksider: Fe(OH)3, Zn(OH)2 og andre; samt ammoniumhydroksid NH 4 OH.

Litteratur

M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Fysisk og kolloidal kjemi" M: Høyere skole, 1975

Wikimedia Foundation. 2010 .

Se hva "Svake elektrolytter" er i andre ordbøker:

svake elektrolytter- - elektrolytter, lett dissosierende i vandige løsninger til ioner. Prosessen med dissosiasjon av svake elektrolytter er reversibel og adlyder massehandlingsloven. Generell kjemi: lærebok / A. V. Zholnin ... Kjemiske termer

Stoffer med ionisk ledningsevne; de kalles ledere av den andre typen, strømmen av strøm gjennom dem er ledsaget av overføring av materie. Elektrolytter inkluderer smeltede salter, oksider eller hydroksider, så vel som (som forekommer betydelig ... ... Collier Encyclopedia

I vid forstand, flytende eller fast stoff i va og systemer, der ioner er tilstede i en merkbar konsentrasjon, noe som forårsaker passasje av elektrisitet gjennom dem. strøm (ionisk ledningsevne); i snever forstand til va, som forfaller til ioner i pre. Ved oppløsning av E ... ... Fysisk leksikon

elektrolytter- flytende eller faste stoffer der det, som et resultat av elektrolytisk dissosiasjon, dannes ioner i en merkbar konsentrasjon, som forårsaker passasje av en elektrisk likestrøm. Elektrolytter i løsninger ...... Encyclopedic Dictionary of Metallurgy

I wa, i k ryh i en merkbar konsentrasjon er det ioner som forårsaker passasje av elektrisk. strøm (ionisk ledningsevne). E. også kalt. dirigenter av den andre typen. I den snevre betydningen av ordet, E. in va, molekyler til ryh in pre på grunn av elektrolytisk ... ... Kjemisk leksikon

- (fra Electro ... og gresk lytos nedbrytbare, løselige) flytende eller faste stoffer og systemer der ioner er tilstede i en merkbar konsentrasjon, som forårsaker passasje av elektrisk strøm. I snever forstand, E. ... ... Stor sovjetisk leksikon

Dette begrepet har andre betydninger, se Dissosiasjon . Elektrolytisk dissosiasjon er prosessen med å bryte ned en elektrolytt til ioner når den oppløses eller smelter. Innhold 1 Dissosiasjon i løsninger 2 ... Wikipedia

En elektrolytt er et stoff hvis smelte eller løsning leder en elektrisk strøm på grunn av dissosiasjon til ioner, men selve stoffet leder ikke en elektrisk strøm. Eksempler på elektrolytter er løsninger av syrer, salter og baser ... ... Wikipedia

Elektrolytt er et kjemisk begrep som betegner et stoff hvis smelte eller løsning leder en elektrisk strøm på grunn av dissosiasjon til ioner. Eksempler på elektrolytter er syrer, salter og baser. Elektrolytter er ledere av den andre typen, ... ... Wikipedia

Elektrolytter er klassifisert i to grupper avhengig av graden av dissosiasjon - sterke og svake elektrolytter. Sterke elektrolytter har en grad av dissosiasjon større enn én eller mer enn 30 %, svake – mindre enn én eller mindre enn 3 %.

Dissosiasjonsprosess

Elektrolytisk dissosiasjon - prosessen med desintegrering av molekyler til ioner - positivt ladede kationer og negativt ladede anioner. Ladede partikler fører elektrisk strøm. Elektrolytisk dissosiasjon er bare mulig i løsninger og smelter.

Drivkraften til dissosiasjon er desintegrasjonen av kovalente polare bindinger under påvirkning av vannmolekyler. Polare molekyler trekkes vekk av vannmolekyler. I faste stoffer brytes ioniske bindinger under oppvarmingsprosessen. Høye temperaturer forårsaker vibrasjoner av ioner i nodene til krystallgitteret.

Ris. 1. Dissosiasjonsprosessen.

Stoffer som lett brytes ned til ioner i løsninger eller smelter og derfor leder elektrisitet kalles elektrolytter. Ikke-elektrolytter leder ikke strøm, tk. ikke spaltes til kationer og anioner.

Avhengig av graden av dissosiasjon, skilles sterke og svake elektrolytter. Sterke løses opp i vann, dvs. fullstendig, uten mulighet for utvinning, dekomponeres til ioner. Svake elektrolytter spaltes delvis til kationer og anioner. Graden av deres dissosiasjon er mindre enn for sterke elektrolytter.

Dissosiasjonsgraden viser andelen dekomponerte molekyler i den totale konsentrasjonen av stoffer. Det uttrykkes med formelen α = n/N.

Ris. 2. Grad av dissosiasjon.

Svake elektrolytter

Liste over svake elektrolytter:

fortynnede og svake uorganiske syrer - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
noen organiske syrer (de fleste organiske syrer er ikke-elektrolytter) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
uløselige baser - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
ammoniumhydroksid - NH4OH.

Ris. 3. Tabell over løselighet.

Dissosiasjonsreaksjonen er skrevet ved å bruke den ioniske ligningen:

HNO 2 ↔ H + + NO 2-;
H2S ↔ H+ + HS-;
NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Flerbasiske syrer dissosieres i trinn:

H2CO3 ↔ H+ + HCO3-;
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.

Uløselige baser brytes også ned i trinn:

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

Vann er klassifisert som en svak elektrolytt. Vann leder praktisk talt ikke strøm, fordi. brytes svakt ned til hydrogenkationer og hydroksidionanioner. De resulterende ionene settes sammen til vannmolekyler:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Hvis vann lett leder strøm, så inneholder det urenheter. Destillert vann er ikke-ledende.

Dissosiasjonen av svake elektrolytter er reversibel. De dannede ionene settes sammen til molekyler.

Hva har vi lært?

Svake elektrolytter inkluderer stoffer som delvis brytes ned til ioner - positive kationer og negative anioner. Derfor leder slike stoffer dårlig elektrisitet. Disse inkluderer svake og fortynnede syrer, uløselige baser, tungtløselige salter. Den svakeste elektrolytten er vann. Dissosiasjonen av svake elektrolytter er en reversibel reaksjon.

Salter, deres egenskaper, hydrolyse

Elev 8 klasse B skole nummer 182

Petrova Polina

Kjemilærer:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSKVA 2009

I hverdagen er vi vant til å forholde oss til kun ett salt - bordsalt, dvs. natriumklorid NaCl. Men i kjemi kalles en hel klasse forbindelser salter. Salter kan betraktes som produkter av substitusjon av hydrogen i en syre for et metall. Bordsalt kan for eksempel oppnås fra saltsyre ved en substitusjonsreaksjon:

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

surt salt

Hvis du tar aluminium i stedet for natrium, dannes et annet salt - aluminiumklorid:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

salt– Dette er komplekse stoffer som består av metallatomer og syrerester. De er produkter av fullstendig eller delvis erstatning av hydrogen i en syre med et metall eller en hydroksylgruppe i en base med en syrerest. For eksempel, hvis vi i svovelsyre H 2 SO 4 erstatter ett hydrogenatom med kalium, får vi et KHSO 4-salt, og hvis to - K 2 SO 4.

Det finnes flere typer salter.

Salttyper	Definisjon	Eksempler på salt
Medium	Produktet av fullstendig erstatning av surt hydrogen med et metall. De inneholder verken H-atomer eller OH-grupper.	Na 2 SO 4 natriumsulfat CuCl 2 kobber (II) klorid Ca 3 (PO 4) 2 kalsiumfosfat Na 2 CO 3 natriumkarbonat (soda)
Sur	Produktet av ufullstendig erstatning av hydrogenet til en syre med et metall. De inneholder hydrogenatomer. (De dannes bare av polybasiske syrer)	CaHPO 4 kalsiumhydrogenfosfat Ca (H 2 PO 4) 2 kalsiumdihydrogenfosfat NaHCO 3 natriumbikarbonat (natron)
Hoved	Produktet av ufullstendig erstatning av hydroksogruppene til en base med en syrerest. Inkluderer OH-grupper. (kun dannet av polysyrebaser)	Cu (OH) Cl kobber (II) hydroksoklorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalsiumhydrokofosfat (CuOH) 2 CO 3 kobber (II) hydroksokarbonat (malakitt)
blandet	Salter av to syrer	Ca(OCl)Cl - blekemiddel
Dobbelt	Salter av to metaller	K 2 NaPO 4 - natriumdikaliumortofosfat
Krystall hydrerer	Inneholder krystallvann. Når de varmes opp, dehydrerer de - de mister vann og blir til vannfritt salt.	CuSO4. 5H 2 O - kobber (II) sulfat pentahydrat (kobber sulfat) Na 2 CO 3. 10H 2 O - dekahydrat natriumkarbonat (brus)

Metoder for å oppnå salter.

1. Salter kan oppnås ved å virke med syrer på metaller, basiske oksider og baser:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

sinkklorid

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

jern(III)sulfat

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

krom(III)nitrat

2. Salter dannes ved reaksjon av sure oksider med alkalier, samt syreoksider med basiske oksider:

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

kalsiumnitrat

SiO 2 + CaO CaSiO 3

kalsiumsilikat

3. Salter kan oppnås ved å reagere salter med syrer, alkalier, metaller, ikke-flyktige syreoksider og andre salter. Slike reaksjoner foregår under betingelser for utvikling av gass, utfelling, utvikling av et oksid av en svakere syre eller utvikling av et flyktig oksid.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

kalsiumortofosfat kalsiumsulfat

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

jern(III)sulfat natriumsulfat

CuS04 + Fe FeSO4 + Cu

kobber(II)sulfat jern(II)sulfat

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

kalsiumkarbonat kalsiumsilikat

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

sulfatklorid sulfatklorid

aluminium barium barium aluminium

4. Salter av oksygenfrie syrer dannes ved interaksjon av metaller med ikke-metaller:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

jern(III)klorid

fysiske egenskaper.

Salter er faste stoffer i forskjellige farger. Deres løselighet i vann er annerledes. Alle salter av salpetersyre og eddiksyrer, samt natrium- og kaliumsalter, er løselige. Vannløseligheten til andre salter kan finnes i løselighetstabellen.

Kjemiske egenskaper.

1) Salter reagerer med metaller.

Siden disse reaksjonene foregår i vandige løsninger, kan ikke Li, Na, K, Ca, Ba og andre aktive metaller, som reagerer med vann under normale forhold, brukes til eksperimenter, eller reaksjoner kan utføres i en smelte.

CuS04 + Zn ZnSO4 + Cu

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

2) Salter reagerer med syrer. Disse reaksjonene finner sted når en sterkere syre fortrenger en svakere syre, frigjør gass eller utfelles.

Når de utfører disse reaksjonene, tar de vanligvis et tørt salt og virker med konsentrert syre.

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2 HCl 2 NaCl + H 2 SiO 3

3) Salter reagerer med alkalier i vandige løsninger.

Dette er en metode for å oppnå uløselige baser og alkalier.

FeCl3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH)3 + 3NaCl

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

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2 NaOH

4) Salter reagerer med salter.

Reaksjonene foregår i løsninger og brukes til å oppnå praktisk talt uløselige salter.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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

5) Noen salter brytes ned ved oppvarming.

Et typisk eksempel på en slik reaksjon er brenning av kalkstein, hvor hovedkomponenten er kalsiumkarbonat:

CaCO 3 CaO + CO2 kalsiumkarbonat

1. Noen salter er i stand til å krystallisere med dannelse av krystallinske hydrater.

Kobber(II)sulfat CuSO 4 er et hvitt krystallinsk stoff. Når det løses opp i vann, varmes det opp og danner en blå løsning. Frigjøring av varme og fargeendring er tegn på en kjemisk reaksjon. Når løsningen er fordampet, frigjøres det krystallinske CuS04-hydratet. 5H20 (kobbersulfat). Dannelsen av dette stoffet indikerer at kobber (II) sulfat reagerer med vann:

CuS04 + 5H20 CuS04. 5H2O+Q

hvit blå blå

Bruken av salter.

De fleste salter er mye brukt i industrien og i hverdagen. For eksempel er natriumklorid NaCl, eller bordsalt, uunnværlig i matlaging. I industrien brukes natriumklorid til å produsere natriumhydroksid, NaHCO 3-soda, klor og natrium. Salter av salpetersyre og ortofosforsyre er hovedsakelig mineralgjødsel. For eksempel er kaliumnitrat KNO 3 kaliumnitrat. Det finnes også i krutt og andre pyrotekniske blandinger. Salter brukes til å oppnå metaller, syrer, i produksjonen av glass. Mange plantevernmidler mot sykdommer, skadedyr og noen medisinske stoffer tilhører også salteklassen. Kaliumpermanganat KMnO 4 kalles ofte kaliumpermanganat. Kalkstein og gips - CaSO 4 - brukes som byggematerialer. 2H 2 O, som også brukes i medisin.

Løsninger og løselighet.

Som tidligere nevnt, er løselighet en viktig egenskap ved salter. Løselighet - evnen til et stoff til å danne med et annet stoff et homogent, stabilt system med variabel sammensetning, bestående av to eller flere komponenter.

Løsninger er homogene systemer som består av løsemiddelmolekyler og oppløste partikler.

Så, for eksempel, en løsning av bordsalt består av et løsningsmiddel - vann, et oppløst stoff - ioner Na +, Cl -.

ioner(fra gresk ión - going), elektrisk ladede partikler som dannes når elektroner (eller andre ladede partikler) går tapt eller oppnås av atomer eller grupper av atomer. Konseptet og begrepet "ion" ble introdusert i 1834 av M. Faraday, som studerte effekten av elektrisk strøm på vandige løsninger av syrer, alkalier og salter, antydet at den elektriske ledningsevnen til slike løsninger skyldes bevegelsen av ioner . Positivt ladede ioner som beveger seg i løsning mot den negative polen (katoden) Faraday kalte kationer, og negativt ladede ioner som beveger seg mot den positive polen (anode) - anioner.

I henhold til graden av løselighet i vann er stoffer delt inn i tre grupper:

1) Svært løselig;

2) Lite løselig;

3) Praktisk talt uløselig.

Mange salter er svært løselige i vann. Når du bestemmer deg for løseligheten til andre salter i vann, må du bruke løselighetstabellen.

Det er velkjent at noen stoffer i oppløst eller smeltet form leder elektrisk strøm, mens andre ikke leder strøm under samme forhold.

Stoffer som brytes ned til ioner i løsninger eller smelter og derfor leder elektrisitet kalles elektrolytter.

Stoffer som ikke brytes ned til ioner under samme forhold og ikke leder elektrisk strøm kalles ikke-elektrolytter.

Elektrolytter inkluderer syrer, baser og nesten alle salter. Elektrolytter i seg selv leder ikke elektrisitet. I løsninger og smelter brytes de ned til ioner, på grunn av hvilke strømmen flyter.

Nedbrytningen av elektrolytter til ioner når de er oppløst i vann kalles elektrolytisk dissosiasjon. Innholdet koker ned til følgende tre bestemmelser:

1) Elektrolytter, når de er oppløst i vann, dekomponerer (dissosieres) til ioner - positive og negative.

2) Under påvirkning av en elektrisk strøm får ioner en rettet bevegelse: positivt ladede ioner beveger seg mot katoden og kalles kationer, og negativt ladede ioner beveger seg mot anoden og kalles anioner.

3) Dissosiasjon er en reversibel prosess: parallelt med desintegreringen av molekyler til ioner (dissosiasjon), fortsetter prosessen med å koble ioner (assosiasjon).

reversibilitet

Sterke og svake elektrolytter.

For å kvantitativt karakterisere evnen til en elektrolytt til å dekomponere til ioner, begrepet graden av dissosiasjon (α), t . E. Forholdet mellom antall molekyler dekomponert til ioner og det totale antallet molekyler. For eksempel indikerer α = 1 at elektrolytten er fullstendig dekomponert til ioner, og α = 0,2 betyr at bare hver femte av molekylene har dissosiert. Når en konsentrert løsning fortynnes, så vel som ved oppvarming, øker dens elektriske ledningsevne, siden graden av dissosiasjon øker.

Avhengig av verdien av α, er elektrolytter betinget delt inn i sterke (de dissosieres nesten fullstendig, (α 0,95) med middels styrke (0,95)

Sterke elektrolytter er mange mineralsyrer (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3, etc.), alkalier (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etc.), nesten alle salter. Svake løsninger inkluderer løsninger av noen mineralsyrer (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), mange organiske syrer (for eksempel eddiksyre CH 3 COOH), en vandig løsning av ammoniakk (NH 3 . 2 O), vann, noen kvikksølvsalter (HgCl 2). Middels sterke elektrolytter inkluderer ofte flussyre HF, ortofosforsyre H 3 PO 4 og salpetersyre HNO 2.

Salthydrolyse.

Begrepet "hydrolyse" kommer fra de greske ordene hidor (vann) og lysis (dekomponering). Hydrolyse forstås vanligvis som en utvekslingsreaksjon mellom et stoff og vann. Hydrolytiske prosesser er ekstremt vanlige i naturen rundt oss (både levende og livløse), og er også mye brukt av mennesker i moderne produksjons- og husholdningsteknologier.

Salthydrolyse er reaksjonen av interaksjonen mellom ioner som utgjør saltet med vann, noe som fører til dannelsen av en svak elektrolytt og ledsages av en endring i løsningsmediet.

Tre typer salter gjennomgår hydrolyse:

a) salter dannet av en svak base og en sterk syre (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - kationhydrolyse fortsetter)

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

NH4Cl + H2O NH3. H2O + HCl

Reaksjonen til mediet er sur.

b) salter dannet av en sterk base og en svak syre (K 2 CO 3, Na 2 S - anionhydrolyse forekommer)

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

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

Reaksjonen til mediet er alkalisk.

c) salter dannet av en svak base og en svak syre (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hydrolyse fortsetter langs kation og anion.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H 2 O + H 2 CO 3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H 2 O + H 2 CO 3

Ofte er reaksjonen til omgivelsene nøytral.

d) salter dannet av en sterk base og en sterk syre (NaCl, Ba (NO 3) 2) er ikke gjenstand for hydrolyse.

I noen tilfeller fortsetter hydrolyse irreversibelt (som de sier, går til slutten). Så når løsninger av natriumkarbonat og kobbersulfat blandes, utfelles et blått bunnfall av et hydratisert basisk salt, som ved oppvarming mister en del av krystallvannet og blir grønt - blir til vannfritt basisk kobberkarbonat - malakitt:

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

Når du blander løsninger av natriumsulfid og aluminiumklorid, går hydrolysen også til slutten:

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

Derfor kan Al 2 S 3 ikke isoleres fra en vandig løsning. Dette saltet er hentet fra enkle stoffer.

Skille mellom sterke og svake elektrolytter. Sterke elektrolytter i løsninger er nesten fullstendig dissosiert. Denne gruppen av elektrolytter inkluderer de fleste salter, alkalier og sterke syrer. Svake elektrolytter inkluderer svake syrer og svake baser og noen salter: kvikksølv (II) klorid, kvikksølv (II) cyanid, jern (III) tiocyanat og kadmiumjodid. Løsninger av sterke elektrolytter i høye konsentrasjoner har en betydelig elektrisk ledningsevne, og den øker litt med fortynning av løsningene.

Løsninger av svake elektrolytter i høye konsentrasjoner er preget av ubetydelig elektrisk ledningsevne, som øker sterkt med fortynning av løsningene.

Når et stoff løses opp i et hvilket som helst løsningsmiddel, dannes det enkle (ikke-solvatiserte) ioner, nøytrale molekyler av det oppløste stoffet, solvatiserte (hydratiserte i vandige løsninger) ioner (for eksempel osv.), ionepar (eller ionetvillinger), som er elektrostatisk assosierte grupper av motsatt ladede ioner (for eksempel), dannelsen av disse observeres i de aller fleste ikke-vandige elektrolyttløsninger, komplekse ioner (for eksempel), solvatiserte molekyler, etc.

I vandige løsninger av sterke elektrolytter eksisterer bare enkle eller solvatiserte kationer og anioner. Det er ingen oppløste molekyler i løsningene deres. Derfor er det feil å anta tilstedeværelsen av molekyler eller tilstedeværelsen av langsiktige bindinger mellom eller og i en vandig løsning av natriumklorid.

I vandige løsninger av svake elektrolytter kan det oppløste stoffet eksistere i form av enkle og solvatiserte (-hydratiserte) ioner og udissosierte molekyler.

I ikke-vandige løsninger er noen sterke elektrolytter (for eksempel ) ikke fullstendig dissosiert selv ved moderat høye konsentrasjoner. I de fleste organiske løsningsmidler observeres dannelsen av ionepar av motsatt ladede ioner (for flere detaljer, se bok 2).

I noen tilfeller er det umulig å trekke en skarp linje mellom sterke og svake elektrolytter.

Interioniske krefter. Under påvirkning av interioniske krefter rundt hvert fritt bevegelige ion, grupperes andre ioner symmetrisk, ladet med motsatt fortegn, og danner den såkalte ioniske atmosfæren, eller ionisk sky, som bremser bevegelsen til ionet i løsning.

For eksempel, i en løsning, klynger kloridioner seg rundt bevegelige kaliumioner, og en atmosfære av kaliumioner skapes nær bevegelige kloridioner.

Ioner, hvis mobilitet er svekket av kreftene til interionisk forlengelse, viser en redusert kjemisk aktivitet i løsninger. Dette forårsaker avvik i oppførselen til sterke elektrolytter fra den klassiske formen for massehandlingsloven.

Fremmedioner som er tilstede i en løsning av en gitt elektrolytt har også en sterk innflytelse på mobiliteten til ionene. Jo høyere konsentrasjon, desto mer signifikant er den interioniske interaksjonen og jo sterkere påvirker fremmedionene ionemobiliteten.

Svake syrer og baser har en hydrogen- eller hydroksylbinding i molekylene som stort sett er kovalent i stedet for ionisk; Derfor, når svake elektrolytter løses opp i løsemidler som utmerker seg ved en veldig høy dielektrisk konstant, brytes de fleste av deres molekyler ikke ned til ioner.

Løsninger av sterke elektrolytter skiller seg fra løsninger av svake elektrolytter ved at de ikke inneholder udissosierte molekyler. Dette bekreftes av moderne fysiske og fysisk-kjemiske studier. For eksempel bekrefter studiet av krystaller av sterke elektrolytter av typen ved røntgendiffraksjon det faktum at krystallgitteret til salter er bygget av ioner.

Når de er oppløst i et løsningsmiddel med høy dielektrisitetskonstant, dannes solvat (hydrert i vann) skall rundt ionene, og forhindrer deres kombinasjon til molekyler. Siden sterke elektrolytter, selv i krystallinsk tilstand, ikke inneholder molekyler, inneholder de ikke molekyler i løsning enda mer.

Imidlertid er det eksperimentelt funnet at den elektriske ledningsevnen til vandige løsninger av sterke elektrolytter ikke er ekvivalent med den elektriske ledningsevnen som kan forventes under dissosiasjonen av molekyler av oppløste elektrolytter til ioner.

Ved å bruke teorien om elektrolytisk dissosiasjon foreslått av Arrhenius, viste det seg å være umulig å forklare dette og en rekke andre fakta. For å forklare dem ble det fremsatt nye vitenskapelige bestemmelser.

For tiden kan avviket mellom egenskapene til sterke elektrolytter og den klassiske formen for massehandlingsloven forklares ved å bruke teorien om sterke elektrolytter foreslått av Debye og Hückel. Hovedideen til denne teorien er at krefter av gjensidig tiltrekning oppstår mellom ioner av sterke elektrolytter i løsninger. Disse interioniske kreftene får atferden til sterke elektrolytter til å avvike fra lovene til ideelle løsninger. Tilstedeværelsen av disse interaksjonene forårsaker gjensidig retardasjon av kationer og anioner.

Påvirkning av fortynning på interionisk tiltrekning. Interionisk tiltrekning forårsaker avvik i oppførselen til virkelige løsninger på samme måte som intermolekylær tiltrekning i ekte gasser innebærer avvik i deres oppførsel fra lovene til ideelle gasser. Jo større konsentrasjonen av løsningen er, jo tettere er ionatmosfæren og jo lavere mobilitet har ionene, og dermed den elektriske ledningsevnen til elektrolyttene.

Akkurat som egenskapene til en ekte gass ved lavt trykk nærmer seg egenskapene til en ideell gass, så nærmer egenskapene til løsninger av sterke elektrolytter seg egenskapene til ideelle løsninger ved høy fortynning.

Med andre ord, i fortynnede løsninger er avstandene mellom ionene så store at den gjensidige tiltrekningen eller frastøtingen som ionene opplever er ekstremt liten og praktisk talt reduseres til null.

Således er den observerte økningen i den elektriske ledningsevnen til sterke elektrolytter ved fortynning av løsningene deres forklart av svekkelsen av de interioniske kreftene for tiltrekning og frastøting, noe som forårsaker en økning i hastigheten på ionebevegelse.

Jo mindre dissosiert elektrolytten er og jo mer fortynnet løsningen er, jo mindre interionisk elektrisk påvirkning og jo mindre avvik fra massevirkningsloven observeres, og omvendt, jo større konsentrasjonen av løsningen er, jo større blir den indre elektriske påvirkningen og flere avvik fra massehandlingsloven observeres.

Av de ovennevnte grunner kan loven om massevirkning i sin klassiske form ikke brukes på vandige løsninger av sterke elektrolytter, så vel som på konsentrerte vandige løsninger av svake elektrolytter.

Alle stoffer kan deles inn i elektrolytter og ikke-elektrolytter. Elektrolytter inkluderer stoffer hvis løsninger eller smelter leder elektrisk strøm (for eksempel vandige løsninger eller smelter av KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3). Ikke-elektrolyttstoffer leder ikke elektrisk strøm når de smeltes eller oppløses (sukker, alkohol, aceton, etc.).

Elektrolytter deles inn i sterke og svake. Sterke elektrolytter i løsninger eller smelter dissosieres fullstendig til ioner. Når du skriver ligningene for kjemiske reaksjoner, understrekes dette med en pil i én retning, for eksempel:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Sterke elektrolytter inkluderer stoffer med en heteropolar eller ionisk krystallstruktur (tabell 1.1).

Tabell 1.1 Sterke elektrolytter

Svake elektrolytter brytes kun delvis ned til ioner. Sammen med ioner, i smelter eller løsninger av disse stoffene, er de aller fleste ikke-dissosierte molekyler til stede. I løsninger av svake elektrolytter, parallelt med dissosiasjon, fortsetter den omvendte prosessen - assosiasjon, det vil si kombinasjonen av ioner til molekyler. Når du skriver reaksjonsligningen, understrekes dette av to motsatt rettede piler.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Svake elektrolytter inkluderer stoffer med en homeopolar type krystallgitter (tabell 1.2).

Tabell 1.2 Svake elektrolytter

Likevektstilstanden til en svak elektrolytt i en vandig løsning er kvantitativt preget av graden av elektrolytisk dissosiasjon og den elektrolytiske dissosiasjonskonstanten.

Graden av elektrolytisk dissosiasjon α er forholdet mellom antall molekyler dekomponert til ioner og det totale antallet oppløste elektrolyttmolekyler:

Graden av dissosiasjon viser hvilken del av den totale mengden av den oppløste elektrolytten som brytes ned til ioner og avhenger av typen av elektrolytt og løsningsmiddel, samt av konsentrasjonen av stoffet i løsningen, har en dimensjonsløs verdi, selv om den er vanligvis uttrykt i prosent. Med uendelig fortynning av elektrolyttløsningen nærmer dissosiasjonsgraden enhet, som tilsvarer den fullstendige, 100 %, dissosiasjonen av de oppløste molekylene til ioner. For løsninger av svake elektrolytter α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Generelt kan en reversibel kjemisk reaksjon representeres som:

en A+ b B D d D+ e E

Reaksjonshastigheten er direkte proporsjonal med produktet av konsentrasjonen av reagerende partikler i potenser av deres støkiometriske koeffisienter. Så for den direkte reaksjonen

V1 = k 1[A] en[B] b,

og hastigheten på den omvendte reaksjonen

V2 = k 2[D] d[E] e.

På et tidspunkt vil ratene for frem- og bakreaksjonene utjevnes, dvs.

Denne tilstanden kalles kjemisk likevekt. Herfra

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

Ved å gruppere konstantene på den ene siden og variablene på den andre siden får vi:

For en reversibel kjemisk reaksjon i en likevektstilstand er produktet av likevektskonsentrasjonene til reaksjonsproduktene i potenser av deres støkiometriske koeffisienter, relatert til det samme produktet for utgangsstoffene, en konstant verdi ved en gitt temperatur og trykk . Numerisk verdi av den kjemiske likevektskonstanten Til er ikke avhengig av konsentrasjonen av reaktanter. For eksempel kan likevektskonstanten for dissosiasjonen av salpetersyre, i samsvar med loven om massevirkning, skrives som:

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

verdien K a kalt dissosiasjonskonstanten til syren, i dette tilfellet nitrøs.

Dissosiasjonskonstanten til en svak base uttrykkes på samme måte. For eksempel for:

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

verdien K b kalt dissosiasjonskonstanten til basen, i dette tilfellet ammoniakk. Jo høyere dissosiasjonskonstanten til elektrolytten, jo mer dissosierer elektrolytten og jo høyere er konsentrasjonen av dens ioner i løsning ved likevekt. Det er en sammenheng mellom graden av dissosiasjon og dissosiasjonskonstanten til en svak elektrolytt:

Dette er et matematisk uttrykk for Ostwald fortynningsloven: når en svak elektrolytt fortynnes, øker graden av dens dissosiasjon For svake elektrolytter kl. Til≤1∙10 -4 og FRA≥0,1 mol/l bruk det forenklede uttrykket:

Til= α 2 ∙FRA eller α

Eksempel 1. Beregn graden av dissosiasjon og konsentrasjon av ioner og [ NH 4 + ] i 0,1 M ammoniumhydroksidløsning hvis Til NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Gitt: NH4OH

Til NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Beslutning:

Siden elektrolytten er ganske svak ( Til NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

eller 1,33 %

Konsentrasjonen av ioner i en binær elektrolyttløsning er lik C∙α, siden den binære elektrolytten ioniserer med dannelsen av ett kation og ett anion, deretter \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).

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

Teori om sterke elektrolytter

Sterke elektrolytter i løsninger og smelter dissosieres fullstendig til ioner. Eksperimentelle studier av den elektriske ledningsevnen til løsninger av sterke elektrolytter viser imidlertid at verdien er noe undervurdert sammenlignet med den elektriske ledningsevnen som bør være ved 100 % dissosiasjon. Dette avviket er forklart av teorien om sterke elektrolytter foreslått av Debye og Hueckel. I følge denne teorien, i løsninger av sterke elektrolytter, er det en elektrostatisk interaksjon mellom ioner. Rundt hvert ion dannes en "ionisk atmosfære" fra ioner med motsatt ladning, som bremser bevegelsen av ioner i løsning når en elektrisk likestrøm passerer. I tillegg til den elektrostatiske interaksjonen av ioner, i konsentrerte løsninger er det nødvendig å ta hensyn til assosiasjonen av ioner. Påvirkningen av interioniske krefter skaper effekten av ufullstendig dissosiasjon av molekyler, dvs. tilsynelatende grad av dissosiasjon. Verdien av α bestemt eksperimentelt er alltid noe lavere enn den sanne α. For eksempel, i en 0,1 M Na 2 SO 4-løsning, er den eksperimentelle verdien α = 45 %. For å ta hensyn til elektrostatiske faktorer i løsninger av sterke elektrolytter, brukes begrepet aktivitet (en). Aktiviteten til et ion kalles den effektive eller tilsynelatende konsentrasjonen, i henhold til hvilken ionet virker i løsning. Aktivitet og ekte konsentrasjon er knyttet til uttrykket:

hvor f- aktivitetskoeffisient, som karakteriserer graden av avvik av systemet fra det ideelle på grunn av elektrostatiske interaksjoner av ioner.

Aktivitetskoeffisienten til ioner avhenger av verdien av µ, kalt ionestyrken til løsningen. Ionestyrken til en løsning er et mål på den elektrostatiske interaksjonen mellom alle ioner som er tilstede i en løsning og er lik halvparten av summen av produktene av konsentrasjonene (Med) av hvert av ionene som er tilstede i løsningen per kvadrat av ladningstallet (z):

I fortynnede løsninger (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c og aktivitetsfaktoren er 1. Dette betyr at det praktisk talt ikke er noen elektrostatiske interaksjoner. I svært konsentrerte løsninger (µ>1M), kan aktivitetskoeffisienten til ioner være større enn 1. Forholdet mellom aktivitetskoeffisienten og ionestyrken til løsningen uttrykkes ved formlene:

på µ <10 -2

ved 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µ på 0,1<µ <1

Likevektskonstanten uttrykt i form av aktiviteter kalles termodynamisk. For eksempel for reaksjonen

en A+ b B d D+ e E

den termodynamiske konstanten har formen:

Det avhenger av temperatur, trykk og løsningsmidlets natur.

Siden aktiviteten til partikkelen, da

hvor Til C ern.

Betydning Til C avhenger ikke bare av temperatur, løsningsmidlets natur og trykk, men også av ionestyrken m. Siden termodynamiske konstanter avhenger av det minste antall faktorer, er de derfor de mest grunnleggende egenskapene til likevekt. Derfor er det i oppslagsverk termodynamiske konstanter som er gitt. Verdiene av termodynamiske konstanter for noen svake elektrolytter er gitt i vedlegget til denne håndboken. \u003d 0,024 mol/l.

Med en økning i ladningen til ionet avtar aktivitetskoeffisienten og ionets aktivitet.

Spørsmål for selvkontroll:

Hva er et ideelt system? Nevn hovedårsakene til avviket til et reelt system fra et ideelt.
Hva er graden av dissosiasjon av elektrolytter?
Gi eksempler på sterke og svake elektrolytter.
Hva er forholdet mellom dissosiasjonskonstanten og dissosiasjonsgraden til en svak elektrolytt? Uttrykk det matematisk.
Hva er aktivitet? Hvordan er aktiviteten til et ion og dets sanne konsentrasjon relatert?
Hva er en aktivitetsfaktor?
Hvordan påvirker ladningen til et ion verdien av aktivitetskoeffisienten?
Hva er ionestyrken til en løsning, dens matematiske uttrykk?
Skriv ned formlene for å beregne aktivitetskoeffisientene til individuelle ioner avhengig av ionestyrken til løsningen.
Formuler loven om massehandling og uttrykk den matematisk.
Hva er den termodynamiske likevektskonstanten? Hvilke faktorer påvirker verdien?
Hva ern? Hvilke faktorer påvirker verdien?
Hvordan henger termodynamiske og ksammen?
I hvilken grad kan verdien av aktivitetskoeffisienten endres?
Hva er hovedbestemmelsene i teorien om sterke elektrolytter?