Heikot elektrolyytit

Heikot elektrolyytit Aineet, jotka hajoavat osittain ioneiksi. Heikkojen elektrolyyttien liuokset yhdessä ionien kanssa sisältävät dissosioitumattomia molekyylejä. Heikot elektrolyytit eivät voi tuottaa suurta ionipitoisuutta liuoksessa. Heikot elektrolyytit sisältävät:

1) lähes kaikki orgaaniset hapot (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH jne.);

2) jotkut epäorgaaniset hapot (H2CO3, H2S jne.);

3) lähes kaikki vesiliukoiset suolat, emäkset ja ammoniumhydroksidi Ca 3 (PO 4) 2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Ne ovat huonoja (tai lähes ei-johtavia) sähköä.

Ionipitoisuudet heikkojen elektrolyyttien liuoksissa on laadullisesti karakterisoitu asteella ja dissosiaatiovakiolla.

Dissosiaatioaste ilmaistaan ​​yksikön murto-osina tai prosentteina (a \u003d 0,3 on ehdollinen jakoraja vahvoihin ja heikkoihin elektrolyytteihin).

Dissosiaatioaste riippuu heikon elektrolyyttiliuoksen pitoisuudesta. Kun laimennetaan vedellä, dissosiaatioaste kasvaa aina, koska liuotinmolekyylien (H 2 O) määrä kasvaa liuennutta molekyyliä kohden. Le Chatelier -periaatteen mukaan elektrolyyttisen dissosiaation tasapainon tulisi tässä tapauksessa siirtyä tuotteen muodostumisen suuntaan, ts. hydratoituneita ioneja.

Elektrolyyttisen dissosiaation aste riippuu liuoksen lämpötilasta. Yleensä lämpötilan noustessa dissosiaatioaste kasvaa, koska molekyylien sidokset aktivoituvat, niistä tulee liikkuvampia ja helpommin ionisoituvia. Ionien pitoisuus heikossa elektrolyyttiliuoksessa voidaan laskea dissosiaatioasteella a ja aineen alkupitoisuus c ratkaisussa.

HAn = H + + An -.

Tämän reaktion tasapainovakio K p on dissosiaatiovakio K d:

K d = . / . (10.11)

Jos ilmaistamme tasapainopitoisuudet heikon elektrolyytin C pitoisuudella ja sen dissosiaatioasteella α, saadaan:

K d = C. α. C. α/C. (1-a) = C. a2/1-a. (10.12)

Tätä suhdetta kutsutaan Ostwaldin laimennuslaki. Erittäin heikoille elektrolyyteille arvolla α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Tämän perusteella voimme päätellä, että äärettömässä laimennuksessa dissosiaatioaste α pyrkii ykseyteen.

Protolyyttinen tasapaino vedessä:

,

,

Vakiolämpötilassa laimeissa liuoksissa veden pitoisuus vedessä on vakio ja yhtä suuri kuin 55,5, ( )

, (10.15)

jossa K in on veden ioninen tuote.

Sitten =10 -7. Käytännössä mittauksen ja tallennuksen mukavuuden vuoksi käytetään arvoa - pH-arvoa, (kriteeri) hapon tai emäksen vahvuudesta. samoin .

Yhtälöstä (11.15): . Kun pH = 7 - liuoksen reaktio on neutraali pH:ssa<7 – кислая, а при pH>7 - emäksinen.

Normaaleissa olosuhteissa (0°C):

, sitten

Kuva 10.4 - Eri aineiden ja järjestelmien pH

10.7 Vahvojen elektrolyyttien liuokset

Vahvat elektrolyytit ovat aineita, jotka veteen liuotettuina hajoavat lähes kokonaan ioneiksi. Vahvoja elektrolyyttejä ovat pääsääntöisesti aineet, joissa on ionisia tai erittäin polaarisia sidoksia: kaikki hyvin liukenevat suolat, vahvat hapot (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ja vahvat emäkset (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Vahvan elektrolyytin liuoksessa liuennut aine löytyy pääasiassa ionien (kationien ja anionien) muodossa; dissosioitumattomat molekyylit ovat käytännössä poissa.

Perusero vahvojen ja heikkojen elektrolyyttien välillä on, että vahvojen elektrolyyttien dissosiaatiotasapaino on siirtynyt kokonaan oikealle:

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

ja siksi tasapainovakio (dissosiaatio) osoittautuu määrittelemättömäksi suureksi. Sähkönjohtavuuden väheneminen vahvan elektrolyytin pitoisuuden kasvaessa johtuu ionien sähköstaattisesta vuorovaikutuksesta.

Hollantilainen tiedemies Petrus Josephus Wilhelmus Debye ja saksalainen Erich Hückel olettivat:

1) elektrolyytti dissosioituu täysin, mutta suhteellisen laimeissa liuoksissa (C M = 0,01 mol. l -1);

2) jokaista ionia ympäröi vastakkaisen merkin ionien kuori. Jokainen näistä ioneista vuorostaan ​​solvatoituu. Tätä ympäristöä kutsutaan ioniseksi ilmakehoksi. Vastakkaisten merkkien ionien elektrolyyttisessä vuorovaikutuksessa on otettava huomioon ionisen ilmakehän vaikutus. Kun kationi liikkuu sähköstaattisessa kentässä, ioninen ilmakehä muuttuu; se paksunee hänen edessään ja ohenee hänen takanaan. Tällä ionisen ilmakehän epäsymmetrialla on kationin liikettä estävä vaikutus, mitä suurempi on elektrolyyttien pitoisuus ja sitä suurempi ionien varaus. Näissä järjestelmissä keskittymisen käsitteestä tulee epäselvä ja se tulisi korvata toiminnalla. Binääriselle kertavaraukselliselle elektrolyytille KatAn = Kat + + An - kationin (a +) ja anionin (a -) aktiivisuus on vastaavasti

a + = γ +. C+, a- = γ-. C - , (10.16)

jossa C+ ja C- ovat vastaavasti kationin ja anionin analyyttiset pitoisuudet;

γ + ja γ - - niiden aktiivisuuskertoimet.

(10.17)

Jokaisen ionin aktiivisuutta on mahdotonta määrittää erikseen, joten kertavarautuneille elektrolyyteille aktiivisuuksien geometriset keskiarvot i

ja aktiivisuuskertoimet.

Ohje

Tämän teorian ydin on, että sulaessaan (veteen liuenneena) lähes kaikki elektrolyytit hajoavat ioneiksi, jotka ovat sekä positiivisesti että negatiivisesti varautuneita (jota kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi). Sähkövirran vaikutuksesta negatiivinen ("-") kohti anodia (+) ja positiivisesti varautunut (kationit, "+") siirtyy kohti katodia (-). Elektrolyyttinen dissosiaatio on palautuva prosessi (käänteistä prosessia kutsutaan "molarisaatioksi").

Elektrolyyttisen dissosiaation aste (a) riippuu itse elektrolyytistä, liuottimesta ja niiden pitoisuudesta. Tämä on ioneiksi hajoneiden molekyylien lukumäärän (n) suhde liuokseen lisättyjen molekyylien kokonaismäärään (N). Saat: a = n / N

Näin ollen vahvat elektrolyytit ovat aineita, jotka hajoavat täysin ioneiksi veteen liuotettuina. Vahvat elektrolyytit ovat pääsääntöisesti aineita, joilla on erittäin polaarinen tai sidoksia: nämä ovat erittäin liukoisia suoloja (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) sekä vahvoja emäksiä (KOH, NaOH, RbOH, Ba () OH) 2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Vahvassa elektrolyytissä siihen liuennut aine on enimmäkseen ionien muodossa ( ); käytännössä ei ole hajoamattomia molekyylejä.

Heikot elektrolyytit ovat aineita, jotka dissosioituvat vain osittain ioneiksi. Heikot elektrolyytit sekä liuoksessa olevat ionit sisältävät dissosioitumattomia molekyylejä. Heikot elektrolyytit eivät tuota voimakasta ionipitoisuutta liuoksessa.

Heikot ovat:
- orgaaniset hapot (melkein kaikki) (C2H5COOH, CH3COOH jne.);
- jotkin hapot (H2S, H2CO3 jne.);
- melkein kaikki suolat, heikosti liukenevat veteen, ammoniumhydroksidi, sekä kaikki emäkset (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- vettä.

Ne eivät käytännössä johda sähkövirtaa tai johda, mutta huonosti.

merkintä

Vaikka puhdas vesi johtaa sähköä erittäin huonosti, sillä on silti mitattavissa oleva sähkönjohtavuus, koska vesi hajoaa hieman hydroksidi- ja vetyioneiksi.

Hyödyllisiä neuvoja

Useimmat elektrolyytit ovat syövyttäviä aineita, joten ole erittäin varovainen niiden kanssa työskennellessäsi ja noudata turvallisuusmääräyksiä.

Vahva emäs on epäorgaaninen kemiallinen yhdiste, jonka muodostavat hydroksyyliryhmä -OH ja alkali (jaksollisen järjestelmän ryhmän I alkuaineet: Li, K, Na, RB, Cs) tai maa-alkalimetalli (II-ryhmän alkuaineet Ba, Ca). Ne kirjoitetaan kaavoina LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) ₂.

Tarvitset

• haihdutuskuppi
• poltin
• indikaattoreita
• metallitanko
• H₃RO4

Ohje

Vahvat pohjat, jotka ovat ominaisia ​​kaikille. Läsnäolo liuoksessa määräytyy indikaattorin värinmuutoksen perusteella. Lisää fenolftaleiinia näytteeseen testiliuoksen kanssa tai jätä pois lakmuspaperi. Metyylioranssi on keltaista, fenolftaleiini on violettia ja lakmuspaperi on sinistä. Mitä vahvempi pohja, sitä voimakkaampi indikaattorin väri on.

Jos sinun on selvitettävä, mitkä alkalit sinulle esitetään, suorita liuosten laadullinen analyysi. Yleisimmät vahvat emäkset ovat litium, kalium, natrium, barium ja kalsium. Emäkset reagoivat happojen kanssa (neutralointireaktiot) muodostaen suolaa ja vettä. Tässä tapauksessa voidaan erottaa Ca(OH)₂, Ba(OH)2 ja LiOH. Hapon kanssa muodostuu liukenemattomia. Jäljellä olevat hydroksidit eivät tuota saostumista, tk. kaikki K- ja Na-suolat ovat liukoisia.
3 Ca(OH)₂ + 2 H3RO4 --→ Ca3(PO4)₂↓+ 6 H2O

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

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Siivilöi ne ja kuivaa ne. Ruiskuta kuivatut sedimentit polttimen liekkiin. Litium-, kalsium- ja bariumionit voidaan määrittää laadullisesti muuttamalla liekin väriä. Sen mukaisesti voit määrittää, missä hydroksidi on. Litiumsuolat värittävät polttimen liekin karmiininpunaiseksi. Bariumsuolat - vihreänä ja kalsiumsuolat - vadelmassa.

Loput emäkset muodostavat liukoisia ortofosfaatteja.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H₂О

Haihduta vesi kuivaksi jäännökseksi. Metallisessa sauvassa haihtuneet suolat tuodaan vuorotellen polttimen liekkiin. Siellä natriumsuola - liekki muuttuu kirkkaan keltaiseksi ja kalium - vaaleanpunainen-violetti. Näin ollen, kun sinulla on vähimmäismäärä laitteita ja reagensseja, olet määrittänyt kaikki sinulle annetut vahvat syyt.

Elektrolyytti on aine, joka kiinteässä tilassa on dielektrinen eli ei johda sähkövirtaa, mutta liuenneessa tai sulassa muodossa siitä tulee johtime. Miksi kiinteistöissä tapahtuu niin raju muutos? Tosiasia on, että liuoksissa tai sulaissa olevat elektrolyyttimolekyylit hajoavat positiivisesti varautuneiksi ja negatiivisesti varautuneiksi ioneiksi, minkä vuoksi nämä aineet sellaisessa aggregaatiotilassa pystyvät johtamaan sähkövirtaa. Useimmilla suoloilla, hapoilla ja emäksillä on elektrolyyttisiä ominaisuuksia.

Ohje

Mitkä aineet ovat vahvoja? Sellaiset aineet, joiden liuoksissa tai sulatteissa lähes 100 % molekyyleistä on alttiina, riippumatta liuoksen pitoisuudesta. Luettelossa on valtaosa liukoisista emäksistä, suoloista ja joistakin hapoista, kuten kloorivety, bromi, jodi, typpi jne.

Ja miten heikot käyttäytyvät liuoksissa tai sulaissa? elektrolyytit? Ensinnäkin ne dissosioituvat hyvin pienessä määrin (enintään 3% molekyylien kokonaismäärästä), ja toiseksi ne menevät huonommin ja hitaammin, mitä korkeampi liuoksen pitoisuus. Tällaisia ​​elektrolyyttejä ovat esimerkiksi (ammoniumhydroksidi), useimmat orgaaniset ja epäorgaaniset hapot (mukaan lukien fluorivety - HF) ja tietysti meille kaikille tuttu vesi. Koska vain pieni osa sen molekyyleistä hajoaa vety- ja hydroksyyli-ioneiksi.

Muista, että dissosiaatioaste ja vastaavasti elektrolyytin vahvuus riippuvat tekijöistä: itse elektrolyytin luonteesta, liuottimesta ja lämpötilasta. Siksi tämä jako itsessään on jossain määrin ehdollinen. Loppujen lopuksi sama aine voi eri olosuhteissa olla sekä vahva elektrolyytti että heikko elektrolyytti. Elektrolyytin lujuuden arvioimiseksi otettiin käyttöön erityinen arvo - dissosiaatiovakio, joka määritetään massatoiminnan lain perusteella. Mutta se soveltuu vain heikkoihin elektrolyytteihin; vahva elektrolyytit he eivät noudata toimivien massojen lakia.

Lähteet:

• vahvojen elektrolyyttien luettelo

suola- Nämä ovat kemikaaleja, jotka koostuvat kationista, eli positiivisesti varautuneesta ionista, metallista ja negatiivisesti varautuneesta anionista - happojäännöksestä. Suoloja on monenlaisia: normaaleja, happamia, emäksisiä, kaksois-, sekoitettuja, hydratoituja, monimutkaisia. Se riippuu kationin ja anionin koostumuksista. Miten voit määrittää pohja suola?

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Vahvat ja heikot elektrolyytit

Tämän osion aineisto on sinulle osittain tuttua aiemmin opiskeltuilta koulukemian kursseilta ja edellisestä osiosta. Käydään lyhyesti läpi mitä tiedät ja tutustutaan uuteen materiaaliin.

Edellisessä osiossa käsittelimme joidenkin suolojen ja orgaanisten aineiden käyttäytymistä vesiliuoksissa, jotka hajoavat täysin ioneiksi vesiliuoksessa.
On olemassa useita yksinkertaisia ​​mutta kiistattomia todisteita siitä, että jotkut vesiliuoksissa olevat aineet hajoavat hiukkasiksi. Siten rikki-H2S04-, typpi-HNO3-, kloori-HClO4-, kloorivety- (kloorivety-)HCl-, etikka-CH3COOH- ja muiden happojen vesiliuoksilla on hapan maku. Happojen kaavoissa yhteinen hiukkanen on vetyatomi, ja voidaan olettaa, että se (ionin muodossa) on syynä kaikkien näiden niin erilaisten aineiden samaan makuun.
Vesiliuoksessa hajoamisen aikana muodostuneet vetyionit antavat liuokselle hapan maun, minkä vuoksi tällaisia ​​aineita kutsutaan hapoiksi. Luonnossa vain vetyionit maistuvat happamalta. Ne luovat niin sanotun happaman (happaman) ympäristön vesiliuokseen.

Muista, että kun sanot "kloorivety", tarkoitat tämän aineen kaasumaista ja kiteistä tilaa, mutta vesiliuoksesta tulee sanoa "kloorivetyhappoliuos", "kloorivetyhappo" tai käyttää yleisnimeä "kloorivetyhappo", vaikkakin aineen koostumus missä tahansa tilassa ilmaistuna samalla kaavalla - Hcl.

Litiumin (LiOH), natriumin (NaOH), kaliumin (KOH), bariumin (Ba (OH) 2), kalsiumin (Ca (OH) 2) ja muiden metallien hydroksidien vesiliuoksilla on sama epämiellyttävä katkera-saippuamainen maku ja syy käsien iholla liukuva tunne. Ilmeisesti OH-hydroksidi-ionit, jotka ovat osa tällaisia ​​yhdisteitä, ovat vastuussa tästä ominaisuudesta.
KloorivetyHCl, bromivety-HBr ja jodivetyhapot reagoivat sinkin kanssa samalla tavalla, huolimatta niiden erilaisesta koostumuksesta, koska happo ei itse asiassa reagoi sinkin kanssa:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,

ja vetyionit:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H2,

ja muodostuu vetykaasua ja sinkki-ioneja.
Joidenkin suolaliuosten, esimerkiksi kaliumkloridi KCl ja natriumnitraatti NaNO 3, sekoittumiseen ei liity havaittavaa lämpövaikutusta, vaikka liuoksen haihdutuksen jälkeen muodostuu neljän aineen kiteiden seos: alkuperäiset - kalium. kloridi ja natriumnitraatti - ja uudet - kaliumnitraatti KNO 3 ja natriumkloridi NaCl. Voidaan olettaa, että liuoksessa kaksi alkuperäistä suolaa hajoavat täysin ioneiksi, jotka haihduttaessa muodostavat neljä kiteistä ainetta:

Vertaamalla näitä tietoja happojen, hydroksidien ja suolojen vesiliuosten sähkönjohtavuuteen ja useisiin muihin säännöksiin S.A. Arrhenius esitti vuonna 1887 hypoteesin elektrolyyttisesta dissosiaatiosta, jonka mukaan happojen, hydroksidien ja suolojen molekyylit ovat liuenneet. vedessä hajoaa ioneiksi.
Elektrolyysituotteiden tutkimuksen avulla voit määrittää ioneille positiivisia tai negatiivisia varauksia. Ilmeisesti jos happo, esimerkiksi typpi-HNO 3, dissosioituu, oletetaan, kahdeksi ioniksi ja katodilla olevan vesiliuoksen elektrolyysin aikana (negatiivisesti varautunut elektrodi) vapautuu vetyä, on siis positiivisesti varautuneita vetyioneja. H + liuoksessa. Sitten dissosiaatioyhtälö tulee kirjoittaa seuraavasti:

HNO3 \u003d H++.

Elektrolyyttinen dissosiaatio- yhdisteen täydellinen tai osittainen hajoaminen, kun se liukenee veteen ioneiksi vuorovaikutuksen seurauksena vesimolekyylin (tai muun liuottimen) kanssa.
elektrolyytit- hapot, emäkset tai suolat, joiden vesiliuokset johtavat sähkövirtaa dissosioitumisen seurauksena.
Kutsutaan aineita, jotka eivät hajoa ioneiksi vesiliuoksessa ja joiden liuokset eivät johda sähköä ei-elektrolyyttejä.
Elektrolyyttien hajoaminen kvantifioidaan dissosiaatioaste- ioneiksi hajoaneiden "molekyylien" (kaavayksiköiden) lukumäärän suhde liuenneen aineen "molekyylien" kokonaismäärään. Dissosiaatioaste on merkitty kreikkalaisella kirjaimella. Esimerkiksi, jos jokaisesta 100 liuenneen aineen "molekyylistä" 80 hajoaa ioneiksi, niin liuenneen aineen dissosiaatioaste on: = 80/100 = 0,8 tai 80%.
Elektrolyytit jaetaan hajoamiskyvyn (tai, kuten sanotaan "vahvuuden mukaan") mukaan vahva, keskikokoinen ja heikko. Dissosiaatioasteen mukaan vahvoja elektrolyyttejä ovat ne, joiden liuoksissa > 30 %, heikkoja -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Vesiliuosten tapauksessa vahvoja elektrolyyttejä(> 30 %) kuuluvat seuraaviin yhdisteryhmiin.
1 . Monet epäorgaaniset hapot, kuten kloorivetyHCl, typpi HNO 3, rikkihappo H 2 SO 4 laimeissa liuoksissa. Vahvin epäorgaaninen happo on perklooriHClO 4.
Ei-happihappojen vahvuus kasvaa samantyyppisten yhdisteiden sarjassa, kun happoa muodostavien alkuaineiden alaryhmää siirretään alaspäin:

HCl-HBr-HI.

Fluorivetyhappo (fluorivety) HF liuottaa lasia, mutta tämä ei kerro lainkaan sen vahvuutta. Tämä hapettomista halogeenipitoisista hapoista saatu happo kuuluu keskivahvaisiin happoihin johtuen H-F-sidoksen korkeasta energiasta, HF-molekyylien kyvystä yhdistyä (assosioitua) vahvojen vetysidosten ansiosta, F-ionien vuorovaikutuksesta HF-molekyylit (vetysidokset), joissa muodostuu ioneja ja muita monimutkaisempia hiukkasia. Tämän seurauksena vetyionien pitoisuus tämän hapon vesiliuoksessa pienenee merkittävästi, joten fluorivetyhapon katsotaan olevan keskivahva.
Fluorivety reagoi lasiin kuuluvan piidioksidin kanssa seuraavan yhtälön mukaisesti:

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

Fluorivetyhappoa ei saa säilyttää lasiastioissa. Tätä varten käytetään lyijystä, joistakin muoveista ja lasista valmistettuja astioita, joiden seinät on peitetty sisältä paksulla parafiinikerroksella. Jos lasin "etsaukseen" käytetään fluorivetykaasua, lasipinnasta tulee mattapintainen, jonka avulla lasiin laitetaan kirjoituksia ja erilaisia ​​kuvioita. Lasin "etsaus" fluorivetyhapon vesiliuoksella syövyttää lasin pintaa, joka pysyy läpinäkyvänä. Myynnissä on yleensä 40-prosenttinen fluorivetyhapon liuos.

Samantyyppisten happihappojen vahvuus muuttuu päinvastaiseen suuntaan, esimerkiksi jodihappo HIO 4 on heikompi kuin perkloorihappo HClO 4.
Jos alkuaine muodostaa useita happihappoja, niin hapolla, jossa happoa muodostavalla alkuaineella on suurin valenssi, on suurin lujuus. Joten sarjassa happoja HclO (hypokloori) - HclO 2 (kloori) - HclO 3 (kloori) - HclO 4 (kloori), jälkimmäinen on vahvin.

Yksi tilavuus vettä liuottaa noin kaksi tilavuutta klooria. Kloori (noin puolet siitä) on vuorovaikutuksessa veden kanssa:

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

Kloorivetyhappo on vahvaa, sen vesiliuoksessa ei käytännössä ole HCl-molekyylejä. Oikea yhtälö reaktiolle on:

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

Saatua liuosta kutsutaan kloorivedeksi.
Hypokloorihappo on nopeasti vaikuttava hapetin, joten sitä käytetään kankaiden valkaisuun.

2 . Jaksollisen järjestelmän ryhmien I ja II pääalaryhmien alkuaineiden hydroksidit: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2 jne. Alaryhmässä alaspäin siirryttäessä alkuaineen metallisten ominaisuuksien kasvaessa alkuaineen lujuus kasvaa. hydroksidit lisääntyvät. Ryhmän I alkuaineiden pääalaryhmän liukoiset hydroksidit luokitellaan emäksiksi.

Veteen liukenevia emäksiä kutsutaan alkaleiksi. Näitä ovat myös ryhmän II pääalaryhmän alkuaineiden hydroksidit (maa-alkalimetallit) ja ammoniumhydroksidi (ammoniakin vesiliuos). Joskus alkalit ovat niitä hydroksideja, jotka muodostavat korkean pitoisuuden hydroksidi-ioneja vesiliuoksessa. Vanhentuneesta kirjallisuudesta löytyy alkaleista kaliumkarbonaatit K 2 CO 3 (kalium) ja natrium Na 2 CO 3 (sooda), natriumbikarbonaatti NaHCO 3 (ruokasooda), booraksi Na 2 B 4 O 7, natriumhydrosulfidit NaHS ja kalium KHS jne.

Kalsiumhydroksidi Ca (OH) 2 vahvana elektrolyyttinä dissosioituu yhdeksi vaiheeksi:

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

3 . Melkein kaikki suolat. Suola, jos se on vahva elektrolyytti, dissosioituu yhdeksi vaiheeksi, esimerkiksi rautakloridi:

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

Vesiliuosten tapauksessa heikkoja elektrolyyttejä ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Vesi H 2 O on tärkein elektrolyytti.

2 . Jotkut epäorgaaniset ja melkein kaikki orgaaniset hapot: H 2 S (vetysulfidi), H 2 SO 3 (rikki), H 2 CO 3 (hiili), HCN (syaanivety), H 3 PO 4 (fosfori, ortofosfori), H 2 SiO 3 (pii), H 3 BO 3 (boori, ortoboori), CH 3 COOH (etikka) jne.
Huomaa, että kaavassa H2CO3 ei ole hiilihappoa. Kun hiilidioksidi CO 2 liukenee veteen, muodostuu sen hydraatti CO 2 H 2 O, jonka kirjoitamme laskelmien helpottamiseksi kaavalla H 2 CO 3, ja dissosiaatioreaktioyhtälö näyttää tältä:

Heikon hiilihapon dissosiaatio tapahtuu kahdessa vaiheessa. Tuloksena oleva bikarbonaatti-ioni käyttäytyy myös heikon elektrolyytin tavoin.
Muut moniemäksiset hapot dissosioituvat samalla tavalla: H 3 PO 4 (fosfori), H 2 SiO 3 (pii), H 3 BO 3 (boori). Vesiliuoksessa dissosiaatio kulkee käytännössä vain ensimmäisen vaiheen läpi. Kuinka tehdä dissosiaatio viimeisessä vaiheessa?
3 . Monien alkuaineiden hydroksidit, kuten Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 jne.
Kaikki nämä hydroksidit dissosioituvat vesiliuoksessa vaiheittain, esimerkiksi rautahydroksidi
Fe(OH)3:

Vesiliuoksessa dissosiaatio etenee käytännössä vain ensimmäisen vaiheen läpi. Miten tasapainoa siirretään kohti Fe 3+ -ionien muodostumista?
Saman alkuaineen hydroksidien perusominaisuudet lisääntyvät alkuaineen valenssin pienentyessä, joten rautadihydroksidin Fe (OH) 2 perusominaisuudet ovat selvempiä kuin Fe (OH) 3 -trihydroksidin perusominaisuudet. Tämä väite vastaa sitä tosiasiaa, että Fe(OH) 3:n happamat ominaisuudet ovat vahvempia kuin Fe(OH) 2:n.
4 . Ammoniumhydroksidi NH 4 OH.
Kun kaasumainen ammoniakki NH 3 liuotetaan veteen, saadaan liuos, joka johtaa erittäin huonosti sähköä ja jolla on katkera-saippuamainen maku. Liuosväliaine on emäksinen tai emäksinen. Tämä ammoniakin käyttäytyminen selitetään seuraavasti: Kun ammoniakki liukenee veteen, muodostuu ammoniakkihydraattia NH 3 H 2 O, jolle annamme ehdollisesti olemattoman ammoniumhydroksidin NH 4 kaavan OH, olettaen, että tämä yhdiste dissosioituu muodostaen ammoniumioni- ja hydroksidi-ioni OH -:

NH 4OH \u003d + OH -.

5 . Jotkut suolat: sinkkikloridi ZnCl 2, rautatiosyanaatti Fe (NCS) 3, elohopeasyanidi Hg (CN) 2 jne. Nämä suolat dissosioituvat vaiheittain.

Keskivahvat elektrolyytit sisältävät fosforihappoa H 3 PO 4. Käsittelemme fosforihappoa heikkona elektrolyyttinä ja kirjoitamme muistiin sen dissosioitumisen kolme vaihetta. Rikkihappo väkevöidyissä liuoksissa käyttäytyy kuin keskivahva elektrolyytti, ja erittäin väkevöityissä liuoksissa se käyttäytyy kuin heikko elektrolyytti. Käsittelemme edelleen rikkihappoa vahvana elektrolyyttinä ja kirjoitamme sen dissosioitumisen yhtälön yhdessä vaiheessa.

Vahvat elektrolyytit, kun ne liukenevat veteen, dissosioituvat lähes kokonaan ioneiksi riippumatta niiden pitoisuudesta liuoksessa.

Siksi vahvojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöihin laita yhtäläisyysmerkki (=).

Vahvoja elektrolyyttejä ovat:

Liukoiset suolat;

Monet epäorgaaniset hapot: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Alkalimetallien (LiOH, NaOH, KOH jne.) ja maa-alkalimetallien (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) muodostamat emäkset.

Vesiliuosten heikot elektrolyytit dissosioituvat vain osittain (reversiibelisti) ioneiksi.

Siksi palautuvuusmerkki (⇄) laitetaan heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöihin.

Heikot elektrolyytit sisältävät:

Lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi;

Jotkut epäorgaaniset hapot: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 jne.;

Liukenemattomat metallihydroksidit: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 jne.

Ionireaktioyhtälöt

Ionireaktioyhtälöt
Kemialliset reaktiot elektrolyyttiliuoksissa (hapot, emäkset ja suolat) etenevät ionien osallistuessa. Lopullinen liuos voi jäädä läpinäkyväksi (tuotteet ovat hyvin vesiliukoisia), mutta yksi tuotteista osoittautuu heikoksi elektrolyytiksi; muissa tapauksissa havaitaan saostumista tai kaasun kehittymistä.

Ioneja sisältävien liuosten reaktioihin ei laadita vain molekyyliyhtälöä, vaan myös täydelliset ioniset ja lyhyet ioniyhtälöt.
Ioniyhtälöissä ranskalaisen kemistin K.-L. Berthollet (1801), kaikki vahvat, hyvin liukenevat elektrolyytit on kirjoitettu ionikaavojen muodossa, ja sakka, kaasut ja heikot elektrolyytit on kirjoitettu molekyylikaavojen muodossa. Sademäärä on merkitty alanuolimerkillä (↓), kaasun muodostuminen on merkitty nuoli ylös -merkillä (). Esimerkki reaktioyhtälön kirjoittamisesta Berthollet-säännön mukaan:

a) molekyyliyhtälö
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) täydellinen ioniyhtälö
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - kaasu, H2O - heikko elektrolyytti)
c) lyhyt ioniyhtälö
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Yleensä kirjoitettaessa ne rajoittuvat lyhyeen ioniseen yhtälöön, jossa kiinteät reagenssit on merkitty indeksillä (t), kaasumaiset reagenssit - indeksillä (g). Esimerkkejä:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H20
Cu(OH)2 on käytännössä liukenematon veteen
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(täydet ja lyhyet ioniyhtälöt ovat samat)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(useimmat happamat suolat ovat hyvin vesiliukoisia).

Jos vahvat elektrolyytit eivät osallistu reaktioon, yhtälöllä ei ole ionista muotoa:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

LIPPU #23

Suolan hydrolyysi

Suolahydrolyysi on suola-ionien vuorovaikutusta veden kanssa, jolloin muodostuu vähän dissosioituvia hiukkasia.

Hydrolyysi on kirjaimellisesti hajoamista veden vaikutuksesta. Antamalla tämän määritelmän suolojen hydrolyysireaktiolle korostamme, että liuoksessa olevat suolat ovat ionien muodossa ja että reaktion liikkeellepaneva voima on hieman dissosioituvien hiukkasten muodostuminen (yleinen sääntö monille liuoksissa tapahtuville reaktioille) .

Hydrolyysi tapahtuu vain niissä tapauksissa, joissa suolan elektrolyyttisen dissosioitumisen seurauksena muodostuneet ionit - kationi, anioni tai molemmat yhdessä - pystyvät muodostamaan heikosti dissosioituvia yhdisteitä vesi-ionien kanssa, ja tämä puolestaan ​​tapahtuu, kun kationi on voimakkaasti polarisoiva (heikon emäksen kationi) ja anioni polarisoituu helposti (heikon hapon anioni). Tämä muuttaa väliaineen pH:ta. Jos kationi muodostaa vahvan emäksen ja anioni muodostaa vahvan hapon, ne eivät hydrolysoi.

1. Heikon emäksen ja vahvan hapon suolan hydrolyysi kulkeutuu kationin läpi, tämä voi muodostaa heikon emäksen tai emäksisen suolan ja liuoksen pH laskee

2. Heikon hapon ja vahvan emäksen suolan hydrolyysi Läpi anionin, voi muodostua heikko happo tai hapan suola ja liuoksen pH nousee

3. Heikon emäksen ja heikon hapon suolan hydrolyysi tavallisesti kulkee läpi muodostaen heikon hapon ja heikon emäksen; Liuoksen pH tässä tapauksessa poikkeaa hieman arvosta 7 ja sen määrää hapon ja emäksen suhteellinen vahvuus

4. Vahvan emäksen ja vahvan hapon suolan hydrolyysi ei etene

Kysymys 24 Oksidien luokitus

Oksidit kutsutaan monimutkaisia ​​aineita, joiden molekyylien koostumus sisältää happiatomeja hapetustilassa - 2 ja jotain muuta alkuainetta.

oksideja voidaan saada hapen suoralla vuorovaikutuksella toisen alkuaineen kanssa tai epäsuorasti (esimerkiksi hajottamalla suoloja, emäksiä, happoja). Normaaleissa olosuhteissa oksidit ovat kiinteässä, nestemäisessä ja kaasumaisessa tilassa, tämän tyyppiset yhdisteet ovat hyvin yleisiä luonnossa. Oksideja löytyy maankuoresta. Ruoste, hiekka, vesi, hiilidioksidi ovat oksideja.

Suolaa muodostavat oksidit Esimerkiksi,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Suolaa muodostavat oksidit- Nämä ovat oksideja, jotka muodostavat suoloja kemiallisten reaktioiden seurauksena. Nämä ovat metallien ja ei-metallien oksideja, jotka vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostavat vastaavia happoja ja emästen kanssa vuorovaikutuksessa vastaavia happamia ja normaaleja suoloja. Esimerkiksi, kuparioksidi (CuO) on suolaa muodostava oksidi, koska sen reagoidessaan esimerkiksi suolahapon (HCl) kanssa muodostuu suolaa:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kemiallisten reaktioiden seurauksena voidaan saada muita suoloja:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Ei-suolaa muodostavat oksidit kutsutaan oksideiksi, jotka eivät muodosta suoloja. Esimerkki on CO, N2O, NO.

ELEKTROLYYTIT Aineet, joiden liuokset tai sulat johtavat sähköä.

EI-ELEKTROLYYTIT Aineet, joiden liuokset tai sulat eivät johda sähköä.

Dissosiaatio- yhdisteiden hajoaminen ioneiksi.

Dissosiaatioaste on ioneiksi dissosioituneiden molekyylien lukumäärän suhde liuoksessa olevien molekyylien kokonaismäärään.

VAHVAT ELEKTROLYYTIT veteen liuotettuna ne hajoavat lähes kokonaan ioneiksi.

Kun kirjoitat vahvojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöitä, laita yhtäläisyysmerkki.

Vahvoja elektrolyyttejä ovat:

Liukoiset suolat ( katso liukoisuustaulukko);

Monet epäorgaaniset hapot: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Katso hapot-vahvat elektrolyytit liukoisuustaulukossa);

Alkalien (LiOH, NaOH, KOH) ja maa-alkaliemäkset (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) metallit ( katso vahvat elektrolyyttiemäkset liukoisuustaulukosta).

HEIKOT ELEKTROLYYTIT vesiliuoksissa dissosioituvat vain osittain (reversiibelisti) ioneiksi.

Kirjoitettaessa dissosiaatioyhtälöitä heikkoille elektrolyyteille laitetaan palautuvuuden merkki.

Heikot elektrolyytit sisältävät:

Lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi (H 2 O);

Jotkut epäorgaaniset hapot: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Katso hapot-heikot elektrolyytit liukoisuustaulukossa);

Liukenemattomat metallihydroksidit (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( katso perusteetcheikkoja elektrolyyttejä liukoisuustaulukossa).

Elektrolyyttisen dissosiaation asteeseen vaikuttavat useat tekijät:

liuottimen luonne ja elektrolyyttiä: vahvat elektrolyytit ovat aineita, joissa on ionisia ja kovalenttisia voimakkaasti polaarisia sidoksia; hyvä ionisointikyky, ts. kyky aiheuttaa aineiden dissosiaatiota, niillä on liuottimia, joilla on korkea dielektrisyysvakio, joiden molekyylit ovat polaarisia (esimerkiksi vesi);

lämpötila: koska dissosiaatio on endoterminen prosessi, lämpötilan nousu lisää α:n arvoa;

keskittyminen: kun liuos laimennetaan, dissosiaatioaste kasvaa ja pitoisuuden kasvaessa se pienenee;

dissosiaatioprosessin vaihe: jokainen seuraava vaihe on vähemmän tehokas kuin edellinen, noin 1000–10 000 kertaa; esimerkiksi fosforihapolle α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (ensimmäinen vaihe, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (toinen vaihe, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (kolmas vaihe, α 3).

Tästä syystä tämän hapon liuoksessa vetyionien pitoisuus on suurin ja PO3−4-fosfaatti-ionien pitoisuus pienin.

1. Aineen liukoisuus ja dissosiaatioaste eivät liity toisiinsa. Esimerkiksi heikko elektrolyytti on etikkahappo, joka liukenee hyvin (rajoitettomasti) veteen.

2. Heikon elektrolyytin liuos sisältää muita vähemmän ioneja, jotka muodostuvat elektrolyyttisen dissosiaation viimeisessä vaiheessa

Elektrolyyttisen dissosiaation asteeseen vaikuttaa myös muiden elektrolyyttien lisääminen: esim. muurahaishapon dissosiaatioaste

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

vähenee, jos liuokseen lisätään vähän natriumformiaattia. Tämä suola dissosioituu muodostaen formiaatti-ioneja HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Tämän seurauksena HCOO–-ionien pitoisuus liuoksessa kasvaa ja Le Chatelier -periaatteen mukaan formiaatti-ionien pitoisuuden kasvu siirtää muurahaishapon dissosiaatioprosessin tasapainoa vasemmalle, ts. dissosiaatioaste laskee.

Ostwaldin laimennuslaki- suhde, joka ilmaisee binaarisen heikon elektrolyytin laimean liuoksen ekvivalentin sähkönjohtavuuden riippuvuuden liuoksen pitoisuudesta:

Tässä on elektrolyytin dissosiaatiovakio, pitoisuus ja vastaavasti vastaavan sähkönjohtavuuden arvot pitoisuudessa ja äärettömässä laimennuksessa. Suhde on seurausta massatoiminnan ja tasa-arvon laista

missä on dissosiaatioaste.

Ostwaldin laimennuslain kehitti W. Ostwald vuonna 1888, ja hän vahvisti sen kokeellisesti. Ostwaldin laimennuslain oikeellisuuden kokeellisella selvityksellä oli suuri merkitys elektrolyyttisen dissosiaation teorian perustelemiseksi.

Veden elektrolyyttinen dissosiaatio. Vedyn indikaattori pH Vesi on heikko amfoteerinen elektrolyytti: H2O H+ + OH- tai tarkemmin: 2H2O \u003d H3O + + OH- Veden dissosiaatiovakio 25 °C:ssa on: voidaan pitää vakiona ja yhtä suuri kuin 55,55 mol / l (veden tiheys 1000 g / l, massa 1 l 1000 g, vesiaineen määrä 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 ,55 mol/l). Sitten Tämä arvo on vakio tietyssä lämpötilassa (25 ° C), sitä kutsutaan veden ionituotteeksi KW: Veden dissosiaatio on endoterminen prosessi, joten lämpötilan noustessa Le Chatelier -periaatteen mukaisesti, dissosiaatio lisääntyy, ionituote kasvaa ja saavuttaa arvon 10-13 100 °C:ssa. Puhtaassa vedessä, jonka lämpötila on 25°C, vety- ja hydroksyyli-ionien pitoisuudet ovat keskenään yhtä suuret: = = 10-7 mol/l Liuoksia, joissa vety- ja hydroksyyli-ionien pitoisuudet ovat keskenään yhtä suuret, kutsutaan neutraaleiksi. Jos happoa lisätään puhtaaseen veteen, vetyionien pitoisuus kasvaa ja tulee yli 10-7 mol / l, väliaine muuttuu happamaksi, kun taas hydroksyyli-ionien pitoisuus muuttuu välittömästi niin, että veden ionituote säilyttää arvo 10-14. Sama tapahtuu, kun emästä lisätään puhtaaseen veteen. Vety- ja hydroksyyli-ionien pitoisuudet liittyvät toisiinsa ionituotteen kautta, joten toisen ionin konsentraation tiedossa on helppo laskea toisen pitoisuus. Esimerkiksi jos = 10-3 mol/l, niin = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, tai jos = 10-2 mol/l, niin = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Siten vety- tai hydroksyyli-ionien pitoisuus voi toimia väliaineen happamuuden tai alkaliteetin kvantitatiivisena ominaisuutena. Käytännössä ei käytetä vety- tai hydroksyyli-ionien pitoisuuksia, vaan vedyn pH- tai hydroksyyli-pOH-indikaattoreita. Vetyindeksi pH on yhtä suuri kuin vetyionien pitoisuuden negatiivinen desimaalilogaritmi: pH = - lg Hydroksyyliindeksi pOH on yhtä suuri kuin hydroksyyli-ionien pitoisuuden negatiivinen desimaalilogaritmi: pOH = - lg Se on helppo osoittaa lausutaan veden ioninen tuote, että pH + pOH = 14, väliaine on neutraali, jos alle 7 - hapan, ja mitä alhaisempi pH, sitä korkeampi vetyionien pitoisuus. pH yli 7 - emäksinen ympäristö, mitä korkeampi pH, sitä korkeampi hydroksyyli-ionien pitoisuus.