Инструкция

Суть данной теории заключается в том, что при расплавлении (растворении в воде) практически все электролиты раскладываются на ионы, которые как положительно, так и отрицательно заряженные (что и называется электролитической диссоциацией). Под воздействием электрического тока отрицательные ( «-») к аноду (+), а положительно заряженные (катионы, «+»), движутся к катоду (-). Электролитическая диссоциация – это обратимый процесс (обратный процесс носит название «моляризация»).

Степень (a) электролитической диссоциации находится в зависимости от самого электролита, растворителя, и от их концентрации. Это отношение числа молекул (n) , которые распались на ионы к общему числу введенных в раствор молекул (N). Получаете: a = n / N

Таким образом, сильные электролиты - вещества, полностью распадающиеся на ионы при растворении в воде. К сильным электролитам, как правило, вещества с сильнополярными или связями: это соли, которые хорошо растворимы, (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а также сильные основания (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). В сильном электролите вещество, растворенное в нем, находится по большей части в виде ионов ( ); молекул, которые недиссоциированные - практически нет.

Слабые электролиты - такие вещества, которые диссоциируют на ионы лишь частично. Слабые электролиты вместе с ионами в растворе содержат молекулы недиссоциированные. Слабые электролиты не дают в растворе сильной концентрации ионов.

К слабым относятся:
- органические кислоты (почти все) (C2H5COOH, CH3COOH и пр.);
- некоторые из кислот (H2S, H2CO3 и пр.);
- практически все соли, малорастворимые в воде, гидроксид аммония, а также все основания (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- вода.

Они практически не проводят электрический ток, или проводят, но плохо.

Обратите внимание

Хотя чистая вода проводит электрический ток очень плохо, она все-таки имеет измеримую электрическую проводимость, объясняемую тем, что вода немного диссоциирует на гидроксид-ионы и ионы водорода.

Полезный совет

Большинство электролитов – вещества агрессивные, поэтому при работе с ними будьте предельно осторожны и соблюдайте правила техники безопасности.

Сильное основание - неорганическое химическое соединение, образованное гидроксильной группой -ОН и щелочным (элементы I группы периодической системы: Li, K, Na, RB, Cs) или щелочноземельным металлом (элементы II группы Ba, Ca). Записываются в виде формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.

Вам понадобится

• выпарительная чашка
• горелка
• индикаторы
• металлический стержень
• Н₃РО₄

Инструкция

Сильные основания проявляют , характерные для всех . Наличие в растворе определяется по изменению окраски индикатора. К пробе с исследуемым раствором добавьте , фенолфталеин или опустите лакмусовую бумажку. Метилоранж дает желтую окраску, фенолфталеин – пурпурную, а лакмусовая бумага окрашивается в синий цвет. Чем сильнее основание, тем интенсивнее окрашивается индикатор.

Если необходимо узнать какие именно щелочи вам представлены, то проведите качественный анализ растворов. Наиболее распространенные сильные основания – лития, калия, натрия, бария и кальция. Основания вступают в реакцию с кислотами (реакции нейтрализации) с образованием соли и воды. При этом можно выделить Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ и LiOH. При с кислотой образуются нерастворимые . Остальные гидроксиды осадков не дадут, т.к. все соли К и Na растворимы.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 Ва(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ --→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процедите их и высушите. Внесите высушенные осадки в пламя горелки. По изменению окраски пламени можно качественно определить ионы лития, кальция и бария. Соответственно вы определите где какой гидроксид. Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет. Соли бария – в зеленый, а соли кальция – в малиновый.

Оставшиеся щелочи образуют растворимые ортофосфаты.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + Н₃РО₄--→ K₃РО₄ + 3 H₂О

Необходимо выпарить воду до сухого остатка. Выпаренные соли на металлическом стержне поочередно внесите в пламя горелки. Там, соль натрия – пламя окрасится в ярко-желтый цвет, а калия – в розово-фиолетовый. Таким образом имея минимальный набор оборудования и реактивов вы определили все данные вам сильные основания.

Электролит – вещество, которое в твердом состоянии является диэлектриком, то есть не проводит электрического тока, однако, в растворенном или расплавленном виде становится проводником. Почему происходит такая резкая смена свойств? Дело в том, что молекулы электролита в растворах или расплавах диссоциируют на положительно заряженные и отрицательно заряженные ионы, благодаря чему эти вещества в таком агрегатном состоянии способны проводить электрический ток. Электролитическими свойствами обладает большинство солей, кислот, оснований.

Инструкция

Какие вещества относятся к сильным ? Такие вещества, в растворах или расплавах которых подвергаются практически 100% молекул, причем вне зависимости от концентрации раствора. В перечень входит абсолютное большинство растворимых щелочей, солей и некоторые кислоты, такие как соляная, бромистая, йодистая, азотная и т.д.

А как ведут себя в растворах или расплавах слабые электролиты ? Во-первых, они диссоциируют в очень малой степени (не больше 3% от общего количества молекул), во-вторых, их идет тем хуже и медленнее, чем выше концентрация раствора. К таким электролитам относятся, например, (гидроксид аммония), большинство органических и неорганических кислот (включая плавиковую – HF) и, разумеется, всем нам знакомая вода. Поскольку лишь ничтожно малая доля ее молекул распадается на водород-ионы и гидроксил-ионы.

Запомните, что степень диссоциации и, соответственно, сила электролита находятся в зависимости факторов: природы самого электролита, растворителя, температуры. Поэтому само это разделение в известной степени условно. Ведь одно и то же вещество может при различных условиях быть и сильным электролитом, и слабым. Для оценки силы электролита была введена специальная величина – константа диссоциации, определяемая на основе закона действующих масс. Но она применима лишь по отношению к слабым электролитам; сильные электролиты закону действующих масс не подчиняются.

Источники:

• сильные электролиты список

Соли – это химические вещества, состоящие из катиона, то есть положительно заряженного иона, металла и отрицательно заряженного аниона – кислотного остатка. Типов солей много: нормальные, кислые, основные, двойные, смешанные, гидратные, комплексные. Это зависит от составов катиона и аниона. Как можно определить основание соли?

Таких электролитов близка к 1.

К сильным электролитам относятся многие неорганические соли , некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты , амиды и др.).

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Сильные электролиты" в других словарях:

сильные электролиты - – электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциированы. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера

Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии

Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия

В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия

В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия

- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия

У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия

Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия

ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ - ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ, распад находящихся в растворе электролитов на электрически заряженные ионы. Коеф. вант Гоффа. Вант Гофф (van t Ной) показал,что осмотическое давление раствора равно давлению, к рое производило бы растворенное… … Большая медицинская энциклопедия

Книги

• Явление возврата Ферми-Паста-Улама и его некоторые приложения. Исследование возврата Ферми-Паста-Улама в различных нелинейных средах и разработка генераторов спектра ФПУ для медицины , Березин Андрей. Эта книга будет изготовлена в соответствии с Вашим заказом по технологии Print-on-Demand. Основные результаты работы заключаются в следующем. В рамках системы связанных уравнений Кортевега…

Соли, их свойства, гидролиз

Ученица 8 класс Б школы № 182

Петрова Полина

Учитель химии:

Харина Екатерина Алексеевна

МОСКВА 2009

В быту мы привыкли иметь дело лишь с одной солью – поваренной, т.е. хлоридом натрия NaCl. Однако в химии солями называют целый класс соединений. Соли можно рассматривать как продукты замещения водорода в кислоте на металл. Поваренную соль, например, можно получить из соляной кислоты по реакции замещения:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H 2 .

кислота соль

Если вместо натрия взять алюминий, образуется другая соль – хлорид алюминия:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

Соли – это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Они являются продуктами полного или частичного замещения водорода в кислоте на металл или гидроксильной группы в основании на кислотный остаток. Например, если в серной кислоте H 2 SO 4 заместить на калий один атом водорода, получим соль KHSO 4 , а если два – K 2 SO 4 .

Различают несколько типов солей.

Типы солей	Определение	Примеры солей
Средние	Продукт полного замещения водорода кислоты на металл. Ни атомов Н, ни ОН-групп не содержат.	Na 2 SO 4 сульфат натрия CuCl 2 хлорид меди (II) Ca 3 (PO 4) 2 фосфат кальция Na 2 CO 3 карбонат натрия (кальцинированная сода)
Кислые	Продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Содержат в своем составе атомы водорода. (Они образованны только многоосновными кислотами)	CaHPO 4 гидрофосфат кальция Ca(H 2 PO 4) 2 дигидрофосфат кальция NaHCO 3 гидрокарбонат натрия (питьевая сода)
Основные	Продукт неполного замещения гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Включают ОН-группы. (Образованны только многокислотными основаниями)	Cu(OH)Cl гидроксохлорид меди (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) гидроксофосфат кальция (CuOH) 2 CO 3 гидроксокарбонат меди (II) (малахит)
Смешанные	Соли двух кислот	Ca(OCl)Cl – хлорная известь
Двойные	Соли двух металлов	K 2 NaPO 4 – ортофосфат дикалия-натрия
Кристаллогидраты	Содержат кристаллизационную воду. При нагревании они обезвоживаются – теряют воду, превращаясь в безводную соль.	CuSO 4 . 5H 2 O – пятиводный сульфат меди(II) (медный купорос) Na 2 CO 3 . 10H 2 O – десятиводный карбонат натрия (сода)

Способы получения солей.

1. Соли можно получить, действуя кислотами на металлы, основные оксиды и основания:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

хлорид цинка

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

сульфат железа (III)

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

нитрат хрома (III)

2. Соли образуются при реакции кислотных оксидов со щелочами, а также кислотных оксидов с основными оксидами:

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

нитрат кальция

SiO 2 + CaO CaSiO 3

силикат кальция

3. Соли можно получить при взаимодействии солей с кислотами, щелочами, металлами, нелетучими кислотными оксидами и другими солями. Такие реакции протекают при условии выделения газа, выпадения осадка, выделения оксида более слабой кислоты или выделения летучего оксида.

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

ортофосфат кальция сульфат кальция

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

сульфат железа (III) сульфат натрия

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

сульфат меди (II) сульфат железа (II)

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

карбонат кальция силикат кальция

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

сульфат хлорид сульфат хлорид

алюминия бария бария алюминия

4. Соли бескислородных кислот образуются при взаимодействии металлов с неметаллами:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

хлорид железа (III)

Физические свойства.

Соли – твердые вещества различного цвета. Растворимость в воде их различна. Растворимы все соли азотной и уксусной кислот, а также соли натрия и калия. О растворимости в воде других солей можно узнать из таблицы растворимости.

Химические свойства.

1) Соли реагируют с металлами.

Так как эти реакции протекают в водных растворах, то для опытов нельзя применять Li, Na, K, Ca, Ba и другие активные металлы, которые при обычных условиях реагируют с водой, либо проводить реакции в расплаве.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

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

2) Соли реагируют с кислотами. Эти реакции протекают, когда более сильная кислота вытесняет более слабую, при этом выделяется газ или выпадает осадок.

При проведении этих реакций обычно берут сухую соль и действуют концентрированной кислотой.

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

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

3) Соли реагируют со щелочами в водных растворах.

Это способ получения нерастворимых оснований и щелочей.

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

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

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

4) Соли реагируют с солями.

Реакции протекают в растворах и используются для получения практически нерастворимых солей.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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

5) Некоторые соли при нагревании разлагаются.

Характерным примером такой реакции является обжиг известняка, основной составной частью которого является карбонат кальция:

CaCO 3 CaO + CO2 карбонат кальция

1. Некоторые соли способны кристаллизироваться с образованием кристаллогидратов.

Сульфат меди (II) CuSO 4 – кристаллическое вещество белого цвета. При его растворении в воде происходит разогревание и образуется раствор голубого цвета. Выделение теплоты и изменение цвета – это признаки химической реакции. При выпаривании раствора выделяется кристаллогидрат CuSO 4 . 5H 2 O (медный купорос) . Образование этого вещества свидетельствует о том, что сульфат меди (II) реагирует с водой:

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

белого цвета сине-голубого цвета

Применение солей.

Большинство солей широко используется в промышленности и в быту. Например, хлорид натрия NaCl, или поваренная соль, незаменим в приготовлении пищи. В промышленности хлорид натрия используется для получения гидроксида натрия, соды NaHCO 3 , хлора, натрия. Соли азотной и ортофосфорной кислот в основном являются минеральными удобрениями. Например, нитрат калия KNO 3 – калийная селитра. Она также входит в состав пороха и других пиротехнических смесей. Соли применяются для получения металлов, кислот, в производстве стекла. Многие средства защиты растений от болезней, вредителей, некоторые лекарственные вещества также относятся к классу солей. Перманганат калия KMnO 4 часто называют марганцовкой. В качестве строительного материала используются известняки и гипс – CaSO 4 . 2H 2 O, который также применяется в медицине.

Растворы и растворимость.

Как уже указывалось ранее, растворимость является важным свойством солей. Растворимость - способность вещества образовывать с другим веществом однородную, устойчивую систему переменного состава, состоящую из двух или большего числа компонентов.

Растворы – это однородные системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.

Так, например, раствор поваренной соли состоит из растворителя – воды, растворенного вещества – ионов Na + ,Cl - .

Ионы (от греч. ión - идущий), электрически заряженные частицы, образующиеся при потере или присоединении электронов (или других заряженных частиц) атомами или группами атомов. Понятие и термин «ион» ввёл в 1834 М. Фарадей, который, изучая действие электрического тока на водные растворы кислот, щелочей и солей, предположил, что электропроводность таких растворов обусловлена движением ионов. Положительно заряженные ионы, движущиеся в растворе к отрицательному полюсу (катоду), Фарадей назвал катионами, а отрицательно заряженные, движущиеся к положительному полюсу (аноду), - анионами.

По степени растворимости в воде вещества делятся на три группы:

1) Хорошо растворимые;

2) Малорастворимые;

3) Практически нерастворимые.

Многие соли хорошо растворимы в воде. При решении вопроса о растворимости в воде других солей придется пользоваться таблицей растворимости.

Хорошо известно, что одни вещества в растворенном или расплавленном виде проводят электрический ток, другие в тех же условиях ток не проводят.

Вещества, распадающиеся на ионы в растворах или расплавах и поэтому проводящие электрический ток, называют электролитами .

Вещества, которые в тех же условиях на ионы не распадаются и электрический ток не проводят, называются неэлектролитами .

К электролитам относятся кислоты, основания и почти все соли. Сами электролиты электрический ток не проводят. В растворах и расплавах они распадаются на ионы, благодаря чему и протекает ток.

Распад электролитов на ионы при растворении их в воде называется электролитической диссоциацией . Ее содержание сводится к трем следующим положениям:

1) Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы – положительные и отрицательные.

2) Под действием электрического тока ионы приобретают направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду и называются – катионы, а отрицательно заряженные ионы движутся к аноду и называются – анионами.

3) Диссоциация – обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциацией) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

обратимость

Сильные и слабые электролиты.

Для количественной характеристики способности электролита распадаться на ионы введено понятие степени диссоциации (α), т. Е. Отношения числа молекул, распавшихся на ионы, кобщему числу молекул. Например, α = 1 говорит о том, что электролит полностью распался на ионы, а α = 0,2 означает, что продиссоциировала лишь каждая пятая из его молекул. При разбавлении концентрированного раствора, а также при нагревании его электропроводность повышается, так как возрастает степень диссоциации.

В зависимости от величины α электролиты условно делятся на сильные (диссоциируют практически нацело, (α 0,95) средней силы (0,95

Сильными электролитами являются многие минеральные кислоты (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 и др.), щелочи (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 и др.), почти все соли. К слабым принадлежат растворы некоторых минеральных кислот (H 2 S, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , HCN, HClO), многие органические кислоты (например, уксусная CH 3 COOH), водный раствор аммиака (NH 3 . 2 O), вода, некоторые соли ртути (HgCl 2). К электролитам средней силы часто относят плавиковую HF, ортофосфорную H 3 PO 4 и азотистую HNO 2 кислоты.

Гидролиз солей.

Термин « гидролиз » произошел от греческих слов hidor (вода) и lysis (разложение). Под гидролизом обычно понимают обменную реакцию между веществом и водой. Гидролитические процессы чрезвычайно распространены в окружающей нас природе (как живой, так и неживой), а также широко используются человеком в современных производственных и бытовых технологиях.

Гидролизом соли называется реакция взаимодействия ионов, входящих в состав соли, с водой, которая приводит к образованию слабого электролита и сопровождается изменением среды раствора.

Гидролизу подвергаются три типа солей:

а) соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (CuCl 2 , NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - протекает гидролиз по катиону)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H 2 O + HCl

Реакция среды – кислая.

б) соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (К 2 CO 3 , Na 2 S - протекает гидролиз по аниону)

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

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

Реакция среды – щелочная.

в) соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой (NH 4) 2 CO 3 , Fe 2 (CO 3) 3 – протекает гидролиз по катиону и по аниону.

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

Часто реакция среды – нейтральная.

г) соли образованные сильным основанием и сильной кислотой (NaCl, Ba(NO 3) 2) гидролизу не подвержены.

В ряде случаев гидролиз протекает необратимо (как говорят, идет до конца). Так при смешении растворов карбоната натрия и сульфата меди выпадает голубой осадок гидратированной основной соли, которая при нагревании теряет часть кристаллизационной воды и приобретает зеленый цвет – превращается в безводный основный карбонат меди – малахит:

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

При смешении растворов сульфида натрия и хлорида алюминия гидролиз также идет до конца:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Поэтому Al 2 S 3 нельзя выделить из водного раствора. Эту соль получают из простых веществ.

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.

Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:

Найдем константу:

Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:

Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.

Сильные и слабые электролиты

Кислоты, основания и соли в водных растворах диссоциируют — распадаются на ионы. Этот процесс может быть обратимым или необратимым.

При необратимой диссоциации в растворах все вещество или почти все распадается на ионы. Это характерно для сильных электролитов (рис. 10.1, а, с. 56). К сильным электролитам относятся некоторые кислоты и все растворимые в воде соли и основания (гидроксиды щелочных и щелочноземельных элементов) (схема 5, с. 56).

Рис. 10.1. Сравнение числа ионов в растворах с одинаковым исходным количеством электролита: а — хлоридная кислота (сильный электролит); б — нитритная кислота

(слабый электролит)

Схема 5. Классификация электролитов по силе

При обратимой диссоциации протекает два противоположных процесса: одновременно с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит обратный процесс объединения ионов в молекулы вещества (ассоциация). Благодаря этому часть вещества в растворе существует в виде ионов, а часть — в виде молекул (рис. 10.1, б). Электролиты,

которые при растворении в воде распадаются на ионы только частично, называют слабыми электролитами. К их числу относится вода, многие кислоты, а также нерастворимые гидроксиды и соли (схема 5).

В уравнениях диссоциации слабых электролитов вместо обычной стрелки записывают двунаправленную стрелку (знак обратимости):

Силу электролитов можно объяснить полярностью химической связи, которая разрывается при диссоциации. Чем более полярна связь, тем легче под действием молекул воды она превращается в ионную, следовательно, тем сильнее электролит. В солях и гидроксидах полярность связи наибольшая, поскольку между ионами металлических элементов, кислотными остатками и гидроксид-ионами существует ионная связь, поэтому все растворимые соли и основания — сильные электролиты. В оксигенсодержащих кислотах при диссоциации разрывается связь O-H, полярность которой зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка. Силу большинства оксигенсодержащих кислот можно определить, если обычную формулу кислоты записать в виде E(OH) m O n . Если в этой формуле будет n < 2 — кислота слабая, если n >2 — сильная.

Зависимость силы кислот от состава кислотного остатка

Степень диссоциации

Силу электролитов количественно характеризует степень электролитической диссоциации а, показывающая долю молекул вещества, которые распались в растворе на ионы.

Степень диссоциации а равна отношению числа молекул N или количества вещества n, распавшегося на ионы, к общему числу молекул N 0 или количеству растворенного вещества n 0:

Степень диссоциации можно выражать не только в долях единицы, но и в процентах:

Значение а может изменяться от 0 (диссоциация отсутствует) до 1, или 100 % (полная диссоциация). Чем лучше распадается электролит, тем больше значение степени диссоциации.

По значению степени электролитической диссоциации электролиты часто разделяют не на две, а на три группы: сильные, слабые и электролиты средней силы. Сильными электролитами считают те, степень диссоциации которых более 30 %, а слабыми — со степенью менее 3 %. Электролиты с промежуточными значениями а — от 3 % до 30 % — называют электролитами средней силы. По этой классификации таковыми считаются кислоты: HF, HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 SO 3 и некоторые другие. Две последние кислоты являются электролитами средней силы только по первой стадии диссоциации, а по другим — это слабые электролиты.

Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от природы электролита, но и от его концентрации в растворе. Эту зависимость впервые определил и исследовал Вильгельм Оствальд. Сегодня ее называют законом разведения Оствальда: при разбавлении раствора водой, а также при повышении температуры степень диссоциации увеличивается.

Вычисление степени диссоциации

Пример. В одном литре воды растворили гидроген флуорид количеством вещества 5 моль. Полученный раствор содержит 0,06 моль ионов Гидрогена. Определите степень диссоциации флуоридной кислоты (в процентах).

Запишем уравнение диссоциации флуоридной кислоты:

При диссоциации из одной молекулы кислоты образуется один ион Гидрогена. Если в растворе содержится 0,06 моль ионов H+, это означает, что продиссоцииро-вало 0,06 моль молекул гидроген флуорида. Следовательно, степень диссоциации равна:

Выдающийся немецкий физико-химик, лауреат Нобелевской премии по химии 1909 года. Родился в Риге, учился в Дерптском университете, где начал преподавательскую и научную деятельность. В 35 лет переехал в Лейпциг, где возглавил Физико-химический институт. Изучал законы химического равновесия, свойства растворов, открыл закон разведения, названный его именем, разработал основы теории кислотно-основного катализа, много времени уделял истории химии. Основал первую в мире кафедру физической химии и первый физико-химический журнал. В личной жизни обладал странными привычками: чувствовал отвращение к стрижке, а со своим секретарем общался исключительно при помощи велосипедного звонка.

Ключевая идея

Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс, а сильных —

необратимый.

Контрольные вопросы

116. Дайте определение сильных и слабых электролитов.

117. Приведите примеры сильных и слабых электролитов.

118. Какую величину используют для количественной характеристики силы электролита? Является ли она постоянной в любых растворах? Как можно увеличить степень диссоциации электролита?

Задания для усвоения материала

119. Приведите по одному примеру соли, кислоты и основания, которые являются: а) сильным электролитом; б) слабым электролитом.

120. Приведите пример вещества: а) двухосновная кислота, которая по первой стадии является электролитом средней силы, а по второй — слабым электролитом; б) двухосновная кислота, которая по обеим стадиями является слабым электролитом.

121. В некоторой кислоте по первой стадии степень диссоциации составляет 100 %, а по второй — 15 %. Какая кислота это может быть?

122. Каких частиц больше в растворе гидроген сульфида: молекул H 2 S, ионов H+, ионов S 2- или ионов HS - ?

123. Из приведенного перечня веществ отдельно выпишите формулы: а) сильных электролитов; б) слабых электролитов.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3 , HNO 3 , HNO 2 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2 .

124. Составьте уравнения диссоциации стронций нитрата, меркурий(11) хлорида, кальций карбоната, кальций гидроксида, сульфидной кислоты. В каких случаях диссоциация происходит обратимо?

125. В водном растворе натрий сульфата содержится 0,3 моль ионов. Какую массу этой соли использовали для приготовления такого раствора?

126. В растворе гидроген флуорида объемом 1 л содержится 2 г этой кислоты, а количество вещества ионов Гидрогена составляет 0,008 моль. Какое количество вещества флуорид-ионов в этом растворе?

127. В трех пробирках содержатся одинаковые объемы растворов хлорид-ной, флуоридной и сульфидной кислот. Во всех пробирках количества вещества кислот равны. Но в первой пробирке количество вещества ионов Гидрогена составляет 3 . 10 -7 моль, во второй — 8 . 10 -5 моль, а в третьей — 0,001 моль. В какой пробирке содержится каждая кислота?

128. В первой пробирке содержится раствор электролита, степень диссоциации которого составляет 89 %, во второй — электролит со степенью диссоциации 8 %о, а в третьей — 0,2 %о. Приведите по два примера электролитов разных классов соединений, которые могут содержаться в этих пробирках.

129*. В дополнительных источниках найдите информацию о зависимости силы электролитов от природы веществ. Установите зависимость между строением веществ, природой химических элементов, которые их образуют, и силой электролитов.

Это материал учебника