Schwache Elektrolyte

Schwache Elektrolyte Substanzen, die teilweise in Ionen dissoziieren. Lösungen schwacher Elektrolyte enthalten zusammen mit Ionen undissoziierte Moleküle. Schwache Elektrolyte können keine hohe Konzentration an Ionen in Lösung geben. Zu den schwachen Elektrolyten gehören:

1) fast alle organischen Säuren (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH usw.);

2) einige anorganische Säuren (H 2 CO 3 , H 2 S usw.);

3) fast alle wasserlöslichen Salze, Basen und Ammoniumhydroxid Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH)2; Al(OH) 3 ; NH4OH;

Sie sind schlechte elektrische Leiter (oder fast Nichtleiter).

Ionenkonzentrationen in Lösungen schwacher Elektrolyte werden qualitativ durch den Grad und die Dissoziationskonstante charakterisiert.

Der Dissoziationsgrad wird in Bruchteilen einer Einheit oder in Prozent ausgedrückt (a \u003d 0,3 ist die bedingte Teilungsgrenze in starke und schwache Elektrolyte).

Der Dissoziationsgrad hängt von der Konzentration der schwachen Elektrolytlösung ab. Beim Verdünnen mit Wasser nimmt der Dissoziationsgrad immer zu, weil die Zahl der Lösungsmittelmoleküle (H 2 O) nimmt pro gelöstem Molekül zu. Nach dem Le-Chatelier-Prinzip sollte sich das Gleichgewicht der elektrolytischen Dissoziation in diesem Fall in Richtung der Produktbildung verschieben, d.h. hydratisierte Ionen.

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation hängt von der Temperatur der Lösung ab. Normalerweise nimmt mit steigender Temperatur der Dissoziationsgrad zu, weil Bindungen in Molekülen werden aktiviert, sie werden beweglicher und leichter ionisierbar. Die Konzentration von Ionen in einer schwachen Elektrolytlösung kann mit Kenntnis des Dissoziationsgrades berechnet werden a und die Anfangskonzentration des Stoffes c in Lösung.

HAn = H + + An - .

Die Gleichgewichtskonstante K p dieser Reaktion ist die Dissoziationskonstante K d:

K d = . / . (10.11)

Wenn wir die Gleichgewichtskonzentrationen durch die Konzentration eines schwachen Elektrolyten C und seinen Dissoziationsgrad α ausdrücken, erhalten wir:

Kd \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α²/1-α. (10.12)

Diese Beziehung heißt Ostwalds Verdünnungsgesetz. Für sehr schwache Elektrolyte bei α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Daraus lässt sich schließen, dass bei unendlicher Verdünnung der Dissoziationsgrad α gegen eins strebt.

Protolytisches Gleichgewicht in Wasser:

,

,

Bei einer konstanten Temperatur in verdünnten Lösungen ist die Konzentration von Wasser in Wasser konstant und gleich 55,5, ( )

, (10.15)

wobei K in das Ionenprodukt von Wasser ist.

Dann =10 -7 . In der Praxis wird aufgrund der Bequemlichkeit des Messens und Aufzeichnens ein Wert verwendet - der pH-Wert (Kriterium) der Stärke einer Säure oder Base. Ähnlich .

Aus Gleichung (11.15): . Bei pH = 7 - die Reaktion der Lösung ist neutral, bei pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkalisch.

Unter normalen Bedingungen (0°C):

, dann

Abbildung 10.4 - pH-Wert verschiedener Substanzen und Systeme

10.7 Lösungen starker Elektrolyte

Starke Elektrolyte sind Substanzen, die in Wasser gelöst fast vollständig in Ionen zerfallen. Zu den starken Elektrolyten gehören in der Regel Stoffe mit ionischen oder stark polaren Bindungen: alle gut löslichen Salze, starke Säuren (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) und starke Basen (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).

In einer Lösung eines starken Elektrolyten wird der gelöste Stoff hauptsächlich in Form von Ionen (Kationen und Anionen) gefunden; undissoziierte Moleküle fehlen praktisch.

Der grundlegende Unterschied zwischen starken und schwachen Elektrolyten besteht darin, dass das Dissoziationsgleichgewicht starker Elektrolyte vollständig nach rechts verschoben ist:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

und daher erweist sich die Gleichgewichtskonstante (Dissoziation) als eine unbestimmte Größe. Die Abnahme der elektrischen Leitfähigkeit mit zunehmender Konzentration eines starken Elektrolyten ist auf die elektrostatische Wechselwirkung von Ionen zurückzuführen.

Der niederländische Wissenschaftler Petrus Josephus Wilhelmus Debye und der deutsche Wissenschaftler Erich Hückel postulierten:

1) der Elektrolyt dissoziiert vollständig, jedoch in relativ verdünnten Lösungen (C M = 0,01 Mol. l –1 );

2) Jedes Ion ist von einer Hülle aus Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen umgeben. Jedes dieser Ionen wird wiederum solvatisiert. Diese Umgebung wird als ionische Atmosphäre bezeichnet. Bei der elektrolytischen Wechselwirkung von Ionen mit entgegengesetzten Vorzeichen muss der Einfluss der Ionenatmosphäre berücksichtigt werden. Wenn sich ein Kation in einem elektrostatischen Feld bewegt, wird die ionische Atmosphäre deformiert; es wird vor ihm dicker und hinter ihm dünner. Diese Asymmetrie der Ionenatmosphäre wirkt sich umso hemmender auf die Bewegung des Kations aus, je höher die Konzentration an Elektrolyten und je größer die Ladung der Ionen ist. In diesen Systemen wird der Begriff der Konzentration mehrdeutig und sollte durch Aktivität ersetzt werden. Für einen binären einfach geladenen Elektrolyten sind KatAn = Kat + + An - die Aktivitäten des Kations (a +) bzw. Anions (a -).

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)

wobei C + und C – die analytischen Konzentrationen des Kations bzw. Anions sind;

γ + und γ - - ihre Aktivitätskoeffizienten.

(10.17)

Es ist unmöglich, die Aktivität jedes Ions separat zu bestimmen, daher sind für einfach geladene Elektrolyte die geometrischen Mittelwerte der Aktivitäten i

und Aktivitätskoeffizienten.

Anweisung

Die Essenz dieser Theorie ist, dass fast alle Elektrolyte beim Schmelzen (Auflösen in Wasser) in Ionen zerfallen, die sowohl positiv als auch negativ geladen sind (was als elektrolytische Dissoziation bezeichnet wird). Unter dem Einfluss eines elektrischen Stroms bewegen sich negativ („-“) zur Anode (+) und positiv geladene (Kationen, „+“) zur Kathode (-). Die elektrolytische Dissoziation ist ein reversibler Prozess (der umgekehrte Prozess wird "Molarisierung" genannt).

Der Grad (a) der elektrolytischen Dissoziation ist abhängig vom Elektrolyten selbst, dem Lösungsmittel und deren Konzentration. Dies ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerfallenen Moleküle (n) zur Gesamtzahl der in die Lösung eingebrachten Moleküle (N). Sie erhalten: a = n / N

Starke Elektrolyte sind also Substanzen, die beim Auflösen in Wasser vollständig in Ionen zerfallen. Starke Elektrolyte sind in der Regel Substanzen mit stark polaren oder Bindungen: Dies sind gut lösliche Salze (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) sowie starke Basen (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). In einem starken Elektrolyten liegt der darin gelöste Stoff meist in Form von Ionen vor ( ); es gibt praktisch keine Moleküle, die undissoziiert sind.

Schwache Elektrolyte sind Substanzen, die nur teilweise in Ionen dissoziieren. Schwache Elektrolyte enthalten zusammen mit Ionen in Lösung undissoziierte Moleküle. Schwache Elektrolyte ergeben keine starke Ionenkonzentration in Lösung.

Die Schwachen sind:
- organische Säuren (fast alle) (C2H5COOH, CH3COOH usw.);
- einige der Säuren (H2S, H2CO3 usw.);
- fast alle Salze, leicht löslich in Wasser, Ammoniumhydroxid sowie alle Basen (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- Wasser.

Sie leiten praktisch keinen elektrischen Strom oder leiten, aber schlecht.

beachten Sie

Obwohl reines Wasser Elektrizität sehr schlecht leitet, hat es dennoch eine messbare elektrische Leitfähigkeit, da Wasser leicht in Hydroxidionen und Wasserstoffionen dissoziiert.

Hilfreicher Rat

Die meisten Elektrolyte sind ätzende Substanzen, seien Sie also beim Umgang mit ihnen äußerst vorsichtig und befolgen Sie die Sicherheitsvorschriften.

Eine starke Base ist eine anorganische chemische Verbindung, die aus einer Hydroxylgruppe -OH und einem Alkali (Elemente der Gruppe I des Periodensystems: Li, K, Na, RB, Cs) oder Erdalkalimetall (Elemente der Gruppe II Ba, Ca) gebildet wird. Sie werden als Formeln LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ geschrieben.

Du wirst brauchen

• Verdampferbecher
• Brenner
• Indikatoren
• Metall-Stab
• H₃RO₄

Anweisung

Starke Basen aufweisen, charakteristisch für alle. Das Vorhandensein in der Lösung wird durch die Farbänderung des Indikators bestimmt. Fügen Sie der Probe mit der Testlösung Phenolphthalein hinzu oder lassen Sie Lackmuspapier weg. Methylorange ist gelb, Phenolphthalein ist lila und Lackmuspapier ist blau. Je stärker die Base, desto intensiver die Farbe des Indikators.

Wenn Sie herausfinden müssen, welche Alkalien Ihnen präsentiert werden, führen Sie eine qualitative Analyse der Lösungen durch. Die häufigsten starken Basen sind Lithium, Kalium, Natrium, Barium und Calcium. Basen reagieren mit Säuren (Neutralisationsreaktionen) zu Salz und Wasser. Dabei können Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ und LiOH unterschieden werden. Mit Säure bilden sich unlösliche. Die verbleibenden Hydroxide geben keinen Niederschlag, tk. alle K- und Na-Salze sind löslich.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 Va(OH)₂ + 2 H₃RO₄ --→ Va₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Abseihen und trocknen. Spritzen Sie die getrockneten Sedimente in die Flamme des Brenners. Lithium-, Calcium- und Barium-Ionen können qualitativ durch Veränderung der Flammenfarbe bestimmt werden. Dementsprechend werden Sie feststellen, wo sich welches Hydroxid befindet. Lithiumsalze färben die Brennerflamme karminrot. Bariumsalze - in Grün und Calciumsalze - in Himbeere.

Die restlichen Alkalien bilden lösliche Orthophosphate.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂О

Das Wasser zu einem trockenen Rückstand verdampfen. Verdunstete Salze auf einem Metallstab abwechselnd in die Brennerflamme bringen. Dort wird Natriumsalz - die Flamme wird hellgelb und Kalium - rosa-lila. Mit einem Minimum an Ausrüstung und Reagenzien haben Sie also alle starken Gründe ermittelt, die Ihnen gegeben wurden.

Ein Elektrolyt ist ein Stoff, der im festen Zustand ein Dielektrikum ist, also keinen elektrischen Strom leitet, in gelöster oder geschmolzener Form jedoch ein Leiter wird. Warum gibt es eine so drastische Veränderung der Eigenschaften? Tatsache ist, dass Elektrolytmoleküle in Lösungen oder Schmelzen in positiv geladene und negativ geladene Ionen dissoziieren, wodurch diese Substanzen in einem solchen Aggregatzustand elektrischen Strom leiten können. Die meisten Salze, Säuren und Basen haben elektrolytische Eigenschaften.

Anweisung

Welche Substanzen sind stark? Solche Substanzen sind in Lösungen oder Schmelzen, denen nahezu 100 % der Moleküle ausgesetzt sind, und zwar unabhängig von der Konzentration der Lösung. Die Liste umfasst die überwiegende Mehrheit der löslichen Laugen, Salze und einige Säuren wie Salzsäure, Brom, Jod, Salpetersäure usw.

Und wie verhalten sich die Schwachen in Lösungen oder Schmelzen? Elektrolyte? Erstens dissoziieren sie in sehr geringem Maße (nicht mehr als 3 % der Gesamtzahl der Moleküle), und zweitens gehen sie umso schlechter und langsamer, je höher die Konzentration der Lösung ist. Zu solchen Elektrolyten gehören beispielsweise (Ammoniumhydroxid), die meisten organischen und anorganischen Säuren (einschließlich Flusssäure - HF) und natürlich das uns allen vertraute Wasser. Denn nur ein vernachlässigbarer Bruchteil seiner Moleküle zerfällt in Wasserstoffionen und Hydroxylionen.

Denken Sie daran, dass der Grad der Dissoziation und dementsprechend die Stärke des Elektrolyten von Faktoren abhängig sind: der Art des Elektrolyten selbst, dem Lösungsmittel und der Temperatur. Daher ist diese Teilung selbst gewissermaßen bedingt. Schließlich kann derselbe Stoff unter verschiedenen Bedingungen sowohl ein starker als auch ein schwacher Elektrolyt sein. Um die Stärke des Elektrolyten zu beurteilen, wurde ein spezieller Wert eingeführt - die Dissoziationskonstante, bestimmt auf der Grundlage des Massenwirkungsgesetzes. Aber es ist nur auf schwache Elektrolyte anwendbar; stark Elektrolyte sie gehorchen nicht dem Gesetz der handelnden Massen.

Quellen:

• Liste der starken Elektrolyte

Salz- Dies sind Chemikalien, die aus einem Kation, dh einem positiv geladenen Ion, einem Metall und einem negativ geladenen Anion - einem Säurerest - bestehen. Es gibt viele Arten von Salzen: normal, sauer, basisch, doppelt, gemischt, hydratisiert, komplex. Sie hängt von der Zusammensetzung des Kations und Anions ab. Wie können Sie feststellen Base Salz?

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, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Starke und schwache Elektrolyte

Der Stoff in diesem Abschnitt ist Ihnen zum Teil aus dem vorher besuchten Schulchemieunterricht und aus dem vorherigen Abschnitt bekannt. Lassen Sie uns kurz wiederholen, was Sie wissen, und uns mit dem neuen Material vertraut machen.

Im vorherigen Abschnitt haben wir das Verhalten einiger Salze und organischer Substanzen in wässrigen Lösungen diskutiert, die in wässriger Lösung vollständig in Ionen zerfallen.
Es gibt eine Reihe einfacher, aber unbestreitbarer Beweise dafür, dass sich einige Substanzen in wässrigen Lösungen in Partikel zersetzen. So haben wässrige Lösungen von Schwefelsäure H 2 SO 4 , Salpetersäure HNO 3 , Chlor HClO 4 , Salzsäure (Salzsäure) HCl, Essigsäure CH 3 COOH und anderen Säuren einen sauren Geschmack. In den Formeln der Säuren ist das Wasserstoffatom das gemeinsame Teilchen, und man kann davon ausgehen, dass es (in Form eines Ions) die Ursache für den gleichen Geschmack all dieser so unterschiedlichen Substanzen ist.
Die bei der Dissoziation in wässriger Lösung entstehenden Wasserstoffionen verleihen der Lösung einen säuerlichen Geschmack, weshalb solche Stoffe Säuren genannt werden. In der Natur schmecken nur Wasserstoffionen sauer. Sie erzeugen in einer wässrigen Lösung ein sogenanntes saures (saures) Milieu.

Denken Sie daran, wenn Sie „Chlorwasserstoff“ sagen, meinen Sie den gasförmigen und kristallinen Zustand dieser Substanz, aber für eine wässrige Lösung sollten Sie „Salzsäurelösung“, „Salzsäure“ sagen oder den gebräuchlichen Namen „Salzsäure“ verwenden. obwohl die Zusammensetzung der Substanz in jedem Zustand durch dieselbe Formel ausgedrückt wird - Hcl.

Wässrige Lösungen von Hydroxiden von Lithium (LiOH), Natrium (NaOH), Kalium (KOH), Barium (Ba(OH) 2), Calcium (Ca(OH) 2) und anderen Metallen haben den gleichen unangenehmen bitter-seifigen Geschmack und verursachen auf der Haut der Hände Gleitgefühl. Verantwortlich für diese Eigenschaft sind offenbar OH-Hydroxid-Ionen, die Bestandteil solcher Verbindungen sind.
Salzsäure, Bromwasserstoff HBr und Iodwasserstoffsäure HI reagieren trotz ihrer unterschiedlichen Zusammensetzung mit Zink in gleicher Weise, da nicht die Säure tatsächlich mit Zink reagiert:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,

und Wasserstoffionen:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

und Wasserstoffgas und Zinkionen werden gebildet.
Das Mischen einiger Salzlösungen, beispielsweise Kaliumchlorid KCl und Natriumnitrat NaNO 3, geht nicht mit einem merklichen thermischen Effekt einher, obwohl nach dem Verdampfen der Lösung eine Mischung aus Kristallen aus vier Substanzen gebildet wird: den ursprünglichen - Kalium Chlorid und Natriumnitrat - und neu - Kaliumnitrat KNO 3 und Natriumchlorid NaCl . Es ist anzunehmen, dass sich in der Lösung die beiden Ausgangssalze vollständig in Ionen zersetzen, die beim Verdampfen vier kristalline Substanzen bilden:

S. A. Arrhenius verglich diese Informationen mit der elektrischen Leitfähigkeit wässriger Lösungen von Säuren, Hydroxiden und Salzen und mit einer Reihe anderer Bestimmungen und stellte 1887 die Hypothese der elektrolytischen Dissoziation auf, wonach die Moleküle von Säuren, Hydroxiden und Salzen gelöst werden in Wasser in Ionen dissoziieren.
Die Untersuchung von Elektrolyseprodukten ermöglicht es Ihnen, Ionen positive oder negative Ladungen zuzuordnen. Wenn bei der Elektrolyse einer wässrigen Lösung an der Kathode (negativ geladene Elektrode) eine Säure, z. B. Salpetersäure HNO 3 , angenommen, in zwei Ionen dissoziiert und Wasserstoff freigesetzt wird, liegen offensichtlich positiv geladene Wasserstoffionen vor H + in der Lösung. Dann sollte die Dissoziationsgleichung wie folgt geschrieben werden:

HNO 3 \u003d H + +.

Elektrolytische Dissoziation- vollständige oder teilweise Zersetzung der in Wasser gelösten Verbindung in Ionen durch Wechselwirkung mit einem Wassermolekül (oder einem anderen Lösungsmittel).
Elektrolyte- Säuren, Basen oder Salze, deren wässrige Lösungen durch Dissoziation elektrischen Strom leiten.
Substanzen, die in wässriger Lösung nicht in Ionen zerfallen und deren Lösungen keinen Strom leiten, werden als solche bezeichnet Nicht-Elektrolyte.
Die Dissoziation von Elektrolyten wird quantifiziert Grad der Dissoziation- das Verhältnis der Anzahl der in Ionen zerlegten "Moleküle" (Formeleinheiten) zur Gesamtzahl der "Moleküle" des gelösten Stoffes. Der Dissoziationsgrad wird mit dem griechischen Buchstaben bezeichnet. Wenn beispielsweise von jeweils 100 "Molekülen" eines gelösten Stoffes 80 in Ionen zerfallen, beträgt der Dissoziationsgrad des gelösten Stoffes: \u003d 80/100 \u003d 0,8 oder 80%.
Gemäß der Fähigkeit zur Dissoziation (oder, wie sie sagen, „durch Stärke“) werden Elektrolyte unterteilt stark, Mittel und schwach. Starke Elektrolyte umfassen je nach Dissoziationsgrad solche, deren Lösungen > 30%, schwache -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Bei wässrigen Lösungen starke Elektrolyte(> 30 %) gehören zu den folgenden Verbindungsgruppen.
1 . Viele anorganische Säuren, wie Salzsäure HCl, Salpetersäure HNO 3 , Schwefelsäure H 2 SO 4 in verdünnten Lösungen. Die stärkste anorganische Säure ist Perchlorsäure HClO 4.
Die Stärke von Nicht-Sauerstoffsäuren nimmt in einer Reihe von Verbindungen des gleichen Typs zu, wenn man sich in der Untergruppe der säurebildenden Elemente nach unten bewegt:

HCl-HBr-HI.

Flusssäure (Flusssäure) HF löst Glas auf, dies zeigt jedoch keineswegs seine Stärke an. Diese Säure aus sauerstofffreien halogenhaltigen Säuren gehört aufgrund der hohen Energie der H-F-Bindung, der Fähigkeit von HF-Molekülen zur Vereinigung (Assoziation) aufgrund starker Wasserstoffbrückenbindungen und der Wechselwirkung von F-Ionen mit zu Säuren mittlerer Stärke HF-Moleküle (Wasserstoffbindungen) mit der Bildung von Ionen und anderen komplexeren Teilchen. Dadurch wird die Konzentration an Wasserstoffionen in einer wässrigen Lösung dieser Säure deutlich reduziert, sodass Flusssäure als mittelstark angesehen wird.
Fluorwasserstoff reagiert mit Siliziumdioxid, das Bestandteil des Glases ist, gemäß der Gleichung:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O.

Flusssäure darf nicht in Glasgefäßen gelagert werden. Dazu werden Gefäße aus Blei, einigen Kunststoffen und Glas verwendet, deren Wände von innen mit einer dicken Paraffinschicht überzogen sind. Wird das Glas mit Fluorwasserstoffgas „geätzt“, wird die Glasoberfläche matt, wodurch Beschriftungen und verschiedene Muster auf das Glas aufgebracht werden. Das „Ätzen“ von Glas mit einer wässrigen Flusssäurelösung führt zu einer Korrosion der Glasoberfläche, die transparent bleibt. Im Handel ist meist eine 40%ige Flusssäurelösung.

Die Stärke der gleichen Art von Sauerstoffsäuren ändert sich in die entgegengesetzte Richtung, zum Beispiel ist Jodsäure HIO 4 schwächer als Perchlorsäure HClO 4.
Bildet ein Element mehrere Sauerstoffsäuren, so hat die Säure, in der das säurebildende Element die höchste Wertigkeit hat, die größte Stärke. In der Reihe der Säuren HclO (unterchlorig) - HclO 2 (Chlorsäure) - HclO 3 (Chlorsäure) - HclO 4 (Chlorsäure) ist die letztere die stärkste.

Ein Volumen Wasser löst etwa zwei Volumen Chlor. Chlor (etwa die Hälfte davon) interagiert mit Wasser:

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.

Salzsäure ist stark, in ihrer wässrigen Lösung befinden sich praktisch keine HCl-Moleküle. Die richtige Reaktionsgleichung lautet:

Cl 2 + H 2 O \u003d H + + Cl - + HClO - 25 kJ / mol.

Die resultierende Lösung wird als Chlorwasser bezeichnet.
Hypochlorige Säure ist ein schnell wirkendes Oxidationsmittel und wird daher zum Bleichen von Textilien verwendet.

2 . Hydroxide von Elementen der Hauptuntergruppen der Gruppen I und II des Periodensystems: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2 usw. Wenn Sie die Untergruppe nach unten bewegen, nehmen die metallischen Eigenschaften des Elements zu, die Stärke der Hydroxide nimmt zu. Lösliche Hydroxide der Hauptuntergruppe der Elemente der Gruppe I werden als Alkalien klassifiziert.

In Wasser lösliche Basen werden Alkalien genannt. Dazu gehören auch die Hydroxide der Elemente der Hauptnebengruppe der II. Hauptgruppe (Erdalkalimetalle) und Ammoniumhydroxid (eine wässrige Lösung von Ammoniak). Manchmal sind Alkalien solche Hydroxide, die in einer wässrigen Lösung eine hohe Konzentration an Hydroxidionen erzeugen. In veralteter Literatur findet man unter den Alkalien Kaliumcarbonate K 2 CO 3 (Kali) und Natrium Na 2 CO 3 (Soda), Natriumbicarbonat NaHCO 3 (Backpulver), Borax Na 2 B 4 O 7, Natriumhydrogensulfide NaHS und Kalium KHS usw.

Calciumhydroxid Ca (OH) 2 als starker Elektrolyt dissoziiert in einem Schritt:

Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -.

3 . Fast alle Salze. Salz, wenn es ein starker Elektrolyt ist, dissoziiert in einen Schritt, zum Beispiel Eisenchlorid:

FeCl 3 \u003d Fe 3+ + 3Cl -.

Bei wässrigen Lösungen schwache Elektrolyte ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Wasser H 2 O ist der wichtigste Elektrolyt.

2 . Einige anorganische und fast alle organischen Säuren: H 2 S (Schwefelwasserstoff), H 2 SO 3 (schwefelhaltig), H 2 CO 3 (Kohlensäure), HCN (Blausäure), H 3 PO 4 (Phosphor, Orthophosphor), H 2 SiO 3 (Silizium), H 3 BO 3 (Borsäure, Orthoborsäure), CH 3 COOH (Essigsäure) usw.
Beachten Sie, dass Kohlensäure in der Formel H 2 CO 3 nicht vorkommt. Wenn Kohlendioxid CO 2 in Wasser gelöst wird, wird sein Hydrat CO 2 H 2 O gebildet, das wir zur Vereinfachung der Berechnungen mit der Formel H 2 CO 3 schreiben, und die Gleichung für die Dissoziationsreaktion sieht folgendermaßen aus:

Die Dissoziation der schwachen Kohlensäure verläuft in zwei Schritten. Auch das entstehende Bicarbonat-Ion verhält sich wie ein schwacher Elektrolyt.
Andere mehrbasige Säuren dissoziieren auf die gleiche Weise: H 3 PO 4 (Phosphorsäure), H 2 SiO 3 (Silizium), H 3 BO 3 (Borsäure). In einer wässrigen Lösung durchläuft die Dissoziation praktisch nur die erste Stufe. Wie führt man die Dissoziation im letzten Schritt durch?
3 . Hydroxide vieler Elemente, wie Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 usw.
Alle diese Hydroxide dissoziieren in wässriger Lösung schrittweise, zB Eisenhydroxid
Fe(OH)3:

In einer wässrigen Lösung verläuft die Dissoziation praktisch nur über die erste Stufe. Wie verschiebt man das Gleichgewicht in Richtung der Bildung von Fe 3+ -Ionen?
Die basischen Eigenschaften von Hydroxiden desselben Elements nehmen mit abnehmender Wertigkeit des Elements zu, so dass die basischen Eigenschaften von Eisendihydroxid Fe(OH) 2 stärker ausgeprägt sind als die von Fe(OH) 3 -Trihydroxid. Diese Aussage ist gleichbedeutend mit der Tatsache, dass die sauren Eigenschaften von Fe(OH) 3 stärker sind als die von Fe(OH) 2 .
4 . Ammoniumhydroxid NH 4 OH.
Beim Lösen von gasförmigem Ammoniak NH 3 in Wasser erhält man eine Lösung, die den Strom sehr schlecht leitet und einen bitterseifigen Geschmack hat. Das Lösungsmedium ist basisch oder alkalisch Dieses Verhalten von Ammoniak erklärt sich wie folgt: Beim Lösen von Ammoniak in Wasser entsteht Ammoniakhydrat NH 3 H 2 O, dem wir bedingt die Formel des nicht vorhandenen Ammoniumhydroxids NH 4 zuordnen OH, unter der Annahme, dass diese Verbindung unter Bildung von Ammoniumion und Hydroxidion OH - dissoziiert:

NH 4 OH \u003d + OH -.

5 . Einige Salze: Zinkchlorid ZnCl 2, Eisenthiocyanat Fe (NCS) 3, Quecksilbercyanid Hg (CN) 2 usw. Diese Salze dissoziieren schrittweise.

Für Elektrolyte mittlerer Stärke enthalten einige Phosphorsäure H 3 PO 4. Wir werden Phosphorsäure als schwachen Elektrolyten betrachten und die drei Stufen ihrer Dissoziation aufschreiben. Schwefelsäure verhält sich in konzentrierten Lösungen wie ein mittelstarker Elektrolyt, in stark konzentrierten Lösungen wie ein schwacher Elektrolyt. Wir werden weiterhin Schwefelsäure als starken Elektrolyten betrachten und die Gleichung für ihre Dissoziation in einem Schritt aufstellen.

Starke Elektrolyte dissoziieren, wenn sie in Wasser gelöst werden, fast vollständig in Ionen, unabhängig von ihrer Konzentration in Lösung.

Setzen Sie daher in den Dissoziationsgleichungen starker Elektrolyte ein Gleichheitszeichen (=).

Zu den starken Elektrolyten gehören:

Lösliche Salze;

Viele anorganische Säuren: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Basen aus Alkalimetallen (LiOH, NaOH, KOH usw.) und Erdalkalimetallen (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Schwache Elektrolyte in wässrigen Lösungen dissoziieren nur teilweise (reversibel) in Ionen.

Daher wird das Reversibilitätszeichen (⇄) in die Dissoziationsgleichungen für schwache Elektrolyte eingesetzt.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören:

Fast alle organischen Säuren und Wasser;

Einige anorganische Säuren: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 usw.;

Unlösliche Metallhydroxide: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 usw.

Ionenreaktionsgleichungen

Ionenreaktionsgleichungen
Chemische Reaktionen in Elektrolytlösungen (Säuren, Basen und Salze) laufen unter Beteiligung von Ionen ab. Die endgültige Lösung kann transparent bleiben (die Produkte sind sehr wasserlöslich), aber eines der Produkte erweist sich als schwacher Elektrolyt; in anderen Fällen wird eine Ausfällung oder Gasentwicklung beobachtet.

Für Reaktionen in Lösungen, an denen Ionen beteiligt sind, wird nicht nur die Molekülgleichung erstellt, sondern auch die vollständige Ionengleichung und kurze Ionengleichungen.
In Ionengleichungen wurde auf Anregung des französischen Chemikers K.-L. Berthollet (1801) werden alle starken, gut löslichen Elektrolyte in Form von Ionenformeln und Niederschläge, Gase und schwache Elektrolyte in Form von Summenformeln geschrieben. Die Bildung von Niederschlägen ist mit einem Pfeil nach unten (↓), die Bildung von Gasen mit einem Pfeil nach oben () gekennzeichnet. Ein Beispiel für das Schreiben der Reaktionsgleichung nach der Berthollet-Regel:

a) Molekulargleichung
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) vollständige Ionengleichung
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - Gas, H2O - schwacher Elektrolyt)
c) kurze Ionengleichung
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Normalerweise beschränken sie sich beim Schreiben auf eine kurze Ionengleichung, wobei feste Reagenzien mit dem Index (t) und gasförmige Reagenzien mit dem Index (g) gekennzeichnet sind. Beispiele:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 ist in Wasser praktisch unlöslich
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(vollständige und kurze Ionengleichungen sind gleich)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(die meisten Säuresalze sind in Wasser sehr gut löslich).

Wenn starke Elektrolyte nicht an der Reaktion teilnehmen, gibt es keine ionische Form der Gleichung:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

TICKET #23

Salzhydrolyse

Salzhydrolyse ist die Wechselwirkung von Salzionen mit Wasser, um niedrig dissoziierende Partikel zu bilden.

Hydrolyse ist wörtlich die Zersetzung durch Wasser. Durch diese Definition der Reaktion der Hydrolyse von Salzen betonen wir, dass Salze in Lösung in Form von Ionen vorliegen und dass die treibende Kraft der Reaktion die Bildung leicht dissoziierender Teilchen ist (eine allgemeine Regel für viele Reaktionen in Lösungen). .

Eine Hydrolyse tritt nur dann auf, wenn die durch die elektrolytische Dissoziation des Salzes gebildeten Ionen - ein Kation, ein Anion oder beide zusammen - in der Lage sind, schwach dissoziierende Verbindungen mit Wasserionen zu bilden, und dies wiederum geschieht, wenn das Kation ist stark polarisierend (Kation einer schwachen Base) und das Anion ist leicht polarisierend (Anion einer schwachen Säure). Dadurch ändert sich der pH-Wert des Mediums. Wenn das Kation eine starke Base und das Anion eine starke Säure bildet, unterliegen sie keiner Hydrolyse.

1. Hydrolyse eines Salzes einer schwachen Base und einer starken Säure das Kation passiert, kann dies eine schwache Base oder ein basisches Salz bilden und der pH-Wert der Lösung sinkt

2. Hydrolyse eines Salzes einer schwachen Säure und einer starken Base das Anion passiert, kann dies eine schwache Säure oder ein saures Salz bilden und der pH-Wert der Lösung wird ansteigen

3. Hydrolyse eines Salzes einer schwachen Base und einer schwachen Säure geht normalerweise durch, um eine schwache Säure und eine schwache Base zu bilden; Der pH-Wert der Lösung weicht in diesem Fall geringfügig von 7 ab und wird durch die relative Stärke von Säure und Base bestimmt

4. Die Hydrolyse eines Salzes einer starken Base und einer starken Säure findet nicht statt

Frage 24 Klassifizierung von Oxiden

Oxide Komplexe Substanzen werden genannt, deren Molekülzusammensetzung Sauerstoffatome in der Oxidationsstufe - 2 und ein anderes Element enthält.

Oxide kann durch direkte Wechselwirkung von Sauerstoff mit einem anderen Element oder indirekt (z. B. durch Zersetzung von Salzen, Basen, Säuren) erhalten werden. Unter normalen Bedingungen liegen Oxide in einem festen, flüssigen und gasförmigen Zustand vor, diese Art von Verbindungen ist in der Natur sehr verbreitet. Oxide kommen in der Erdkruste vor. Rost, Sand, Wasser, Kohlendioxid sind Oxide.

Salzbildende Oxide Zum Beispiel,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Salzbildende Oxide- Dies sind Oxide, die durch chemische Reaktionen Salze bilden. Dies sind Oxide von Metallen und Nichtmetallen, die bei Wechselwirkung mit Wasser die entsprechenden Säuren und bei Wechselwirkung mit Basen die entsprechenden sauren und normalen Salze bilden. Zum Beispiel, Kupferoxid (CuO) ist ein salzbildendes Oxid, da beispielsweise bei der Reaktion mit Salzsäure (HCl) ein Salz entsteht:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Durch chemische Reaktionen können andere Salze erhalten werden:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Nicht salzbildende Oxide sogenannte Oxide, die keine Salze bilden. Ein Beispiel ist CO, N 2 O, NO.

ELEKTROLYTE Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen Strom leiten.

NICHT-ELEKTROLYTE Stoffe, deren Lösungen oder Schmelzen keinen Strom leiten.

Dissoziation- Zersetzung von Verbindungen in Ionen.

Grad der Dissoziation ist das Verhältnis der Anzahl der in Ionen dissoziierten Moleküle zur Gesamtzahl der Moleküle in der Lösung.

STARKE ELEKTROLYTE Wenn sie in Wasser gelöst werden, dissoziieren sie fast vollständig in Ionen.

Setzen Sie beim Schreiben der Dissoziationsgleichungen starker Elektrolyte ein Gleichheitszeichen.

Zu den starken Elektrolyten gehören:

Lösliche Salze ( siehe Löslichkeitstabelle);

Viele anorganische Säuren: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( suchen säurestarke Elektrolyte in der Löslichkeitstabelle);

Basen von Alkali- (LiOH, NaOH, KOH) und Erdalkalimetallen (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( siehe starke Elektrolytbasen in der Löslichkeitstabelle).

SCHWACHE ELEKTROLYTE in wässrigen Lösungen nur teilweise (reversibel) in Ionen dissoziieren.

Beim Aufstellen der Dissoziationsgleichungen für schwache Elektrolyte wird das Vorzeichen der Reversibilität gesetzt.

Zu den schwachen Elektrolyten gehören:

Fast alle organischen Säuren und Wasser (H 2 O);

Einige anorganische Säuren: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( suchen säureschwache Elektrolyte in der Löslichkeitstabelle);

Unlösliche Metallhydroxide (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( siehe Grundlagencschwache Elektrolyte in der Löslichkeitstabelle).

Der Grad der elektrolytischen Dissoziation wird durch eine Reihe von Faktoren beeinflusst:

die Art des Lösungsmittels und Elektrolyt: Starke Elektrolyte sind Substanzen mit ionischen und kovalenten stark polaren Bindungen; gute Ionisierungsfähigkeit, d.h. die Fähigkeit, Substanzen zu dissoziieren, Lösungsmittel mit einer hohen Dielektrizitätskonstante zu haben, deren Moleküle polar sind (z. B. Wasser);

Temperatur: Da die Dissoziation ein endothermer Prozess ist, erhöht eine Temperaturerhöhung den Wert von α;

Konzentration: wenn die Lösung verdünnt wird, nimmt der Dissoziationsgrad zu und mit zunehmender Konzentration ab;

Phase des Dissoziationsprozesses: jede nachfolgende Stufe ist weniger effektiv als die vorherige, ungefähr 1000–10.000 Mal; zum Beispiel für Phosphorsäure α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (erste Stufe, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (zweite Stufe, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (dritte Stufe, α 3).

Aus diesem Grund ist in einer Lösung dieser Säure die Konzentration an Wasserstoffionen am höchsten und die Konzentration an PO3-4-Phosphationen am niedrigsten.

1. Löslichkeit und Dissoziationsgrad eines Stoffes stehen in keinem Zusammenhang. Ein schwacher Elektrolyt ist beispielsweise Essigsäure, die sehr gut (unbeschränkt) wasserlöslich ist.

2. Eine Lösung eines schwachen Elektrolyten enthält weniger als andere Ionen, die auf der letzten Stufe der elektrolytischen Dissoziation gebildet werden

Auch der Grad der elektrolytischen Dissoziation wird beeinflusst Zusatz anderer Elektrolyte: z.B. Dissoziationsgrad von Ameisensäure

HCOOH ⇄ HCOOH − + H+

nimmt ab, wenn der Lösung etwas Natriumformiat zugesetzt wird. Dieses Salz dissoziiert zu Formiationen HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Dadurch steigt die Konzentration an HCOO–-Ionen in der Lösung, und gemäß dem Le-Chatelier-Prinzip verschiebt eine Erhöhung der Konzentration an Formiationen das Gleichgewicht des Ameisensäure-Dissoziationsprozesses nach links, d. h. Der Dissoziationsgrad nimmt ab.

Ostwaldsches Verdünnungsgesetz- Verhältnis, das die Abhängigkeit der äquivalenten elektrischen Leitfähigkeit einer verdünnten Lösung eines binären schwachen Elektrolyten von der Konzentration der Lösung ausdrückt:

Hier ist die Dissoziationskonstante des Elektrolyten, die Konzentration und die Werte der äquivalenten elektrischen Leitfähigkeit bei Konzentration bzw. bei unendlicher Verdünnung. Das Verhältnis ist eine Folge des Massenwirkungs- und Gleichheitsgesetzes

wo ist der dissoziationsgrad.

Das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz wurde 1888 von W. Ostwald entwickelt und von ihm experimentell bestätigt. Der experimentelle Nachweis der Richtigkeit des Ostwaldschen Verdünnungsgesetzes war von großer Bedeutung für die Untermauerung der Theorie der elektrolytischen Dissoziation.

Elektrolytische Wasserspaltung. Wasserstoffindikator pH Wasser ist ein schwacher amphoterer Elektrolyt: H2O H+ + OH- oder genauer: 2H2O \u003d H3O + + OH- Die Dissoziationskonstante von Wasser bei 25 ° C beträgt: kann als konstant angesehen werden und beträgt 55,55 mol / l (Wasserdichte 1000 g / l, Masse 1 l 1000 g, Menge Wassersubstanz 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55,55 mol/l). Dann ist dieser Wert bei einer gegebenen Temperatur (25 °C) konstant, man nennt ihn das Ionenprodukt des Wassers KW: Die Dissoziation von Wasser ist ein endothermer Vorgang, daher wird bei einer Temperaturerhöhung gemäß dem Le-Chatelier-Prinzip Dissoziation nimmt zu, das Ionenprodukt nimmt zu und erreicht bei 100 °C einen Wert von 10-13. In reinem Wasser bei 25°C sind die Konzentrationen von Wasserstoff und Hydroxylionen gleich: = = 10-7 mol/l Lösungen, in denen die Konzentrationen von Wasserstoff und Hydroxylionen gleich sind, nennt man neutral. Wenn reinem Wasser Säure zugesetzt wird, steigt die Konzentration der Wasserstoffionen und wird größer als 10-7 mol / l, das Medium wird sauer, während sich die Konzentration der Hydroxylionen sofort ändert, so dass das Ionenprodukt des Wassers seine behält Wert von 10-14. Dasselbe passiert, wenn Alkali zu reinem Wasser hinzugefügt wird. Die Konzentrationen von Wasserstoff- und Hydroxylionen sind durch das Ionenprodukt miteinander verbunden, daher ist es einfach, die Konzentration des anderen zu berechnen, wenn man die Konzentration eines der Ionen kennt. Zum Beispiel, wenn = 10-3 mol/l, dann = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, oder wenn = 10-2 mol/l, dann = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. So kann die Konzentration an Wasserstoff- oder Hydroxylionen als quantitatives Merkmal für die Acidität oder Alkalität des Mediums dienen. In der Praxis werden nicht die Konzentrationen von Wasserstoff- oder Hydroxylionen verwendet, sondern die Wasserstoff-pH- oder Hydroxyl-pOH-Indikatoren. Der Wasserstoffindex pH ist gleich dem negativen Dezimallogarithmus der Konzentration von Wasserstoffionen: pH = - lg Der Hydroxylindex pOH ist gleich dem negativen Dezimallogarithmus der Konzentration von Hydroxylionen: pOH = - lg Es ist leicht zu zeigen Aussprechen des Ionenprodukts von Wasser, dass pH + pOH = 14 das Medium neutral ist, wenn weniger als 7 - sauer ist, und je niedriger der pH-Wert ist, desto höher ist die Konzentration an Wasserstoffionen. pH-Wert größer als 7 - alkalische Umgebung, je höher der pH-Wert, desto höher die Konzentration an Hydroxylionen.