Instrução
A essência dessa teoria é que, quando derretidos (dissolvidos em água), quase todos os eletrólitos se decompõem em íons, que são carregados positiva e negativamente (o que é chamado de dissociação eletrolítica). Sob a influência de uma corrente elétrica, negativa (“-”) em direção ao ânodo (+), e positivamente carregada (cátions, “+”), move-se em direção ao cátodo (-). A dissociação eletrolítica é um processo reversível (o processo inverso é chamado de "molarização").
O grau (a) de dissociação eletrolítica depende do próprio eletrólito, do solvente e de sua concentração. Esta é a razão entre o número de moléculas (n) que decaíram em íons e o número total de moléculas introduzidas na solução (N). Você obtém: a = n / N
Assim, eletrólitos fortes são substâncias que se decompõem completamente em íons quando dissolvidos em água. Eletrólitos fortes, como regra, são substâncias com ligações ou altamente polares: são sais altamente solúveis (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), bem como bases fortes (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Em um eletrólito forte, a substância dissolvida nele está principalmente na forma de íons ( ); praticamente não há moléculas não dissociadas.
Eletrólitos fracos são substâncias que se dissociam apenas parcialmente em íons. Eletrólitos fracos, juntamente com íons em solução, contêm moléculas não dissociadas. Eletrólitos fracos não dão uma forte concentração de íons em solução.
Os fracos são:
- ácidos orgânicos (quase todos) (C2H5COOH, CH3COOH, etc.);
- alguns dos ácidos (H2S, H2CO3, etc.);
- quase todos os sais, pouco solúveis em água, hidróxido de amônio, assim como todas as bases (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- agua.
Eles praticamente não conduzem corrente elétrica, ou conduzem, mas mal.
Nota
Embora a água pura conduza muito mal a eletricidade, ela ainda tem uma condutividade elétrica mensurável, devido ao fato de que a água se dissocia ligeiramente em íons hidróxido e íons hidrogênio.
Conselho útil
A maioria dos eletrólitos são substâncias corrosivas, portanto, ao trabalhar com eles, seja extremamente cuidadoso e siga as normas de segurança.
Uma base forte é um composto químico inorgânico formado por um grupo hidroxila -OH e um álcali (elementos do grupo I do sistema periódico: Li, K, Na, RB, Cs) ou metal alcalino-terroso (elementos do grupo II Ba, Ca). Eles são escritos como fórmulas LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.
Você vai precisar
- copo de evaporação
- queimador
- indicadores
- haste de metal
- H₃RO₄
Instrução
Exibição de bases fortes, característica de todos. A presença na solução é determinada pela mudança de cor do indicador. Adicione fenolftaleína à amostra com a solução de teste ou omita o papel de tornassol. A laranja de metila é amarela, a fenolftaleína é roxa e o papel tornassol é azul. Quanto mais forte a base, mais intensa a cor do indicador.
Se você precisar descobrir quais álcalis são apresentados a você, faça uma análise qualitativa das soluções. As bases fortes mais comuns são lítio, potássio, sódio, bário e cálcio. As bases reagem com ácidos (reações de neutralização) para formar sal e água. Neste caso, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ e LiOH podem ser distinguidos. Quando com ácido, os insolúveis são formados. Os hidróxidos restantes não darão precipitação, tk. todos os sais de K e Na são solúveis.
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
Coe-os e seque-os. Injete os sedimentos secos na chama do queimador. Os íons de lítio, cálcio e bário podem ser determinados qualitativamente alterando a cor da chama. Assim, você determinará onde está o hidróxido. Os sais de lítio colorem a chama do queimador de vermelho carmim. Sais de bário - em verde e sais de cálcio - em framboesa.
Os álcalis restantes formam ortofosfatos solúveis.
3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О
3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂О
Evaporar a água para um resíduo seco. Sais evaporados em uma haste de metal trazem alternadamente para a chama do queimador. Lá, sal de sódio - a chama ficará amarela brilhante e potássio - rosa-púrpura. Assim, tendo um conjunto mínimo de equipamentos e reagentes, você determinou todas as fortes razões que lhe foram dadas.
Um eletrólito é uma substância que no estado sólido é um dielétrico, ou seja, não conduz corrente elétrica, porém, na forma dissolvida ou fundida torna-se um condutor. Por que há uma mudança tão drástica nas propriedades? O fato é que as moléculas de eletrólitos em soluções ou fundidos se dissociam em íons carregados positivamente e negativamente carregados, devido aos quais essas substâncias em tal estado de agregação são capazes de conduzir corrente elétrica. A maioria dos sais, ácidos e bases têm propriedades eletrolíticas.
Instrução
Quais substâncias são fortes? Tais substâncias, em soluções ou fundidos dos quais quase 100% das moléculas estão expostas, e independentemente da concentração da solução. A lista inclui a maioria absoluta de álcalis solúveis, sais e alguns ácidos, como clorídrico, bromo, iodo, nítrico, etc.
E como os fracos se comportam em soluções ou derretimentos? eletrólitos? Em primeiro lugar, eles se dissociam em uma extensão muito pequena (não mais que 3% do número total de moléculas) e, em segundo lugar, eles vão pior e mais devagar, quanto maior a concentração da solução. Esses eletrólitos incluem, por exemplo, (hidróxido de amônio), a maioria dos ácidos orgânicos e inorgânicos (incluindo o fluorídrico - HF) e, claro, a água familiar para todos nós. Uma vez que apenas uma fração insignificante de suas moléculas se decompõe em íons de hidrogênio e íons de hidroxila.
Lembre-se de que o grau de dissociação e, portanto, a força do eletrólito dependem de fatores: a natureza do próprio eletrólito, o solvente e a temperatura. Portanto, essa divisão em si é até certo ponto condicional. Afinal, a mesma substância pode, sob diferentes condições, ser um eletrólito forte e um eletrólito fraco. Para avaliar a força do eletrólito, um valor especial foi introduzido - a constante de dissociação, determinada com base na lei da ação das massas. Mas é aplicável apenas a eletrólitos fracos; Forte eletrólitos não obedecem à lei das massas atuantes.
Fontes:
- lista de eletrólitos fortes
sal- estes são produtos químicos que consistem em um cátion, ou seja, um íon carregado positivamente, um metal e um ânion carregado negativamente - um resíduo ácido. Existem muitos tipos de sais: normais, ácidos, básicos, duplos, mistos, hidratados, complexos. Depende das composições do cátion e do ânion. Como você pode determinar base sal?
Existem cerca de 1 desses eletrólitos.
Eletrólitos fortes incluem muitos sais inorgânicos, alguns ácidos e bases inorgânicos em soluções aquosas, bem como em solventes com alta capacidade de dissociação (álcoois, amidas, etc.).
Fundação Wikimedia. 2010.
Veja o que são "eletrólitos fortes" em outros dicionários:
eletrólitos fortes- - eletrólitos, que são quase completamente dissociados em soluções aquosas. Química geral: livro / A. V. Zholnin ... Termos químicos
Substâncias com condutividade iônica; eles são chamados de condutores do segundo tipo, a passagem de corrente através deles é acompanhada pela transferência de matéria. Os eletrólitos incluem sais fundidos, óxidos ou hidróxidos, bem como (o que ocorre significativamente ... ... Enciclopédia Collier
eletrólitos- substâncias líquidas ou sólidas nas quais, como resultado da dissociação eletrolítica, são formados íons em qualquer concentração perceptível, causando a passagem de uma corrente elétrica direta. Eletrólitos em soluções ... ... Dicionário Enciclopédico de Metalurgia
Eletrólito é um termo químico que denota uma substância cuja fusão ou solução conduz uma corrente elétrica devido à dissociação em íons. Exemplos de eletrólitos são ácidos, sais e bases. Os eletrólitos são condutores do segundo tipo, ... ... Wikipedia
Em sentido amplo, líquido ou sólido em va e sistemas, nos quais os íons estão presentes em uma concentração perceptível, causando a passagem de eletricidade através deles. corrente (condutividade iônica); no sentido estrito em va, que decaem em íons em pré. Ao dissolver E. ... ... Enciclopédia Física
Em wa, em k ryh em uma concentração notável existem íons que causam a passagem de eletricidade. corrente (condutividade iônica). E. também chamado. condutores do segundo tipo. No sentido estrito da palavra, E. in va, moléculas para ryh em pre devido a eletrolítica ... ... Enciclopédia Química
- (de Electro ... e grego lytos decomposable, solúvel) substâncias líquidas ou sólidas e sistemas em que os íons estão presentes em qualquer concentração perceptível, causando a passagem de corrente elétrica. Em sentido estrito, E. ... ... Grande Enciclopédia Soviética
Este termo tem outros significados, veja Dissociação. A dissociação eletrolítica é o processo de quebrar um eletrólito em íons quando se dissolve ou derrete. Conteúdo 1 Dissociação em soluções 2 ... Wikipedia
Um eletrólito é uma substância cuja fusão ou solução conduz uma corrente elétrica devido à dissociação em íons, mas a própria substância não conduz uma corrente elétrica. Exemplos de eletrólitos são soluções de ácidos, sais e bases. ... ... Wikipedia
DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA- DISSOCIAÇÃO ELETROLÍTICA, a desintegração de eletrólitos em solução em íons eletricamente carregados. Coeficiente van Hoff. Van't Hoff (van t Noy) mostrou que a pressão osmótica de uma solução é igual à pressão que um enxame produziria dissolvido... ... Grande Enciclopédia Médica
Livros
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Sais, suas propriedades, hidrólise
Aluno 8 classe B escola número 182
Petrova Polina
Professor de quimica:
Kharina Ekaterina Alekseevna
MOSCOU 2009
Na vida cotidiana, estamos acostumados a lidar com apenas um sal - sal de mesa, ou seja, cloreto de sódio NaCl. No entanto, em química, toda uma classe de compostos é chamada de sais. Os sais podem ser considerados como produtos de substituição do hidrogênio em um ácido por um metal. O sal de cozinha, por exemplo, pode ser obtido a partir de ácido clorídrico por uma reação de substituição:
2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2.
sal ácido
Se você tomar alumínio em vez de sódio, outro sal é formado - cloreto de alumínio:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
sal- São substâncias complexas constituídas por átomos metálicos e resíduos ácidos. São produtos da substituição total ou parcial do hidrogênio em um ácido por um metal ou um grupo hidroxila em uma base com um resíduo ácido. Por exemplo, se em ácido sulfúrico H 2 SO 4 substituímos um átomo de hidrogênio por potássio, obtemos um sal de KHSO 4 e se dois - K 2 SO 4.
Existem vários tipos de sais.
| Tipos de sal | Definição | Exemplos de sal |
| Médio | O produto da substituição completa do hidrogênio ácido por um metal. Eles não contêm átomos de H nem grupos OH. | Na 2 SO 4 sulfato de sódio CuCl 2 cloreto de cobre (II) Ca 3 (PO 4) 2 fosfato de cálcio Na 2 CO 3 carbonato de sódio (carbonato de sódio) |
| Azedo | O produto da substituição incompleta do hidrogênio de um ácido por um metal. Eles contêm átomos de hidrogênio. (São formados apenas por ácidos polibásicos) | CaHPO 4 hidrogenofosfato de cálcio Ca (H 2 PO 4) 2 dihidrogenofosfato de cálcio NaHCO 3 bicarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) |
| Principal | O produto da substituição incompleta dos grupos hidroxo de uma base por um resíduo ácido. Inclui grupos OH. (formado apenas por bases poliácidas) | Cu (OH) Cl cobre (II) cloridrato Ca 5 (PO 4) 3 (OH) hidroxofosfato de cálcio (CuOH) 2 CO 3 cobre (II) hidroxocarbonato (malaquita) |
| misturado | Sais de dois ácidos | Ca(OCl)Cl - alvejante |
| Dobro | Sais de dois metais | K 2 NaPO 4 - ortofosfato de sódio dipotássico |
| Hidratos de cristal | Contém água de cristalização. Quando aquecidos, desidratam - perdem água, transformando-se em sal anidro. | CuSO4. 5H 2 O - sulfato de cobre (II) penta-hidratado (sulfato de cobre) Na 2 CO 3. 10H 2 O - carbonato de sódio decahidratado (soda) |
Métodos de obtenção de sais.
1. Os sais podem ser obtidos agindo com ácidos sobre metais, óxidos básicos e bases:
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
cloreto de zinco
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
sulfato de ferro (III)
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
nitrato de cromo(III)
2. Os sais são formados pela reação de óxidos ácidos com álcalis, bem como óxidos ácidos com óxidos básicos:
N 2 O 5 + Ca (OH) 2 Ca (NO 3) 2 + H 2 O
nitrato de cálcio
SiO 2 + CaO CaSiO 3
silicato de cálcio
3. Os sais podem ser obtidos pela reação de sais com ácidos, álcalis, metais, óxidos ácidos não voláteis e outros sais. Tais reações ocorrem sob a condição de evolução de gás, precipitação, evolução de um óxido de um ácido mais fraco ou evolução de um óxido volátil.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
sulfato de cálcio ortofosfato de cálcio
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe (OH) 3 + 3Na 2 SO 4
sulfato de ferro (III) sulfato de sódio
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
sulfato de cobre(II) sulfato de ferro(II)
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
carbonato de cálcio silicato de cálcio
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
cloreto de sulfato cloreto de sulfato
alumínio bário bário alumínio
4. Os sais de ácidos isentos de oxigênio são formados pela interação de metais com não metais:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
cloreto de ferro (III)
propriedades físicas.
Os sais são sólidos de várias cores. Sua solubilidade em água é diferente. Todos os sais dos ácidos nítrico e acético, assim como os sais de sódio e potássio, são solúveis. A solubilidade em água de outros sais pode ser encontrada na tabela de solubilidade.
Propriedades quimicas.
1) Os sais reagem com os metais.
Como essas reações ocorrem em soluções aquosas, Li, Na, K, Ca, Ba e outros metais ativos, que reagem com a água em condições normais, não podem ser usados para experimentos, ou as reações podem ser realizadas em uma fusão.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Os sais reagem com ácidos. Essas reações ocorrem quando um ácido mais forte desloca um ácido mais fraco, liberando gás ou precipitados.
Ao realizar essas reações, eles geralmente pegam um sal seco e agem com ácido concentrado.
BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Os sais reagem com álcalis em soluções aquosas.
Este é um método para obter bases insolúveis e álcalis.
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) Os sais reagem com sais.
As reações ocorrem em soluções e são usadas para obter sais praticamente insolúveis.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl
5) Alguns sais se decompõem quando aquecidos.
Um exemplo típico de tal reação é a queima de calcário, cujo principal componente é o carbonato de cálcio:
CaCO 3 CaO + CO2 carbonato de cálcio
1. Alguns sais são capazes de cristalizar com a formação de hidratos cristalinos.
Sulfato de cobre (II) CuSO 4 é uma substância cristalina branca. Quando se dissolve em água, aquece e forma uma solução azul. A liberação de calor e a mudança de cor são sinais de uma reação química. Quando a solução é evaporada, o hidrato cristalino de CuSO4 é liberado. 5H2O (sulfato de cobre). A formação desta substância indica que o sulfato de cobre (II) reage com a água:
CuSO4 + 5H2O CuSO4. 5H2O+Q
azul branco azul
O uso de sais.
A maioria dos sais são amplamente utilizados na indústria e na vida cotidiana. Por exemplo, o cloreto de sódio NaCl, ou sal de mesa, é indispensável na culinária. Na indústria, o cloreto de sódio é usado para produzir hidróxido de sódio, NaHCO 3 soda, cloro e sódio. Os sais dos ácidos nítrico e ortofosfórico são principalmente fertilizantes minerais. Por exemplo, nitrato de potássio KNO 3 é nitrato de potássio. Também é encontrado em pólvora e outras misturas pirotécnicas. Os sais são usados para obter metais, ácidos, na produção de vidro. Muitos produtos fitofarmacêuticos contra doenças, pragas e algumas substâncias medicinais também pertencem à classe dos sais. O permanganato de potássio KMnO 4 é frequentemente chamado de permanganato de potássio. Calcário e gesso - CaSO 4 - são usados como materiais de construção. 2H 2 O, que também é usado na medicina.
Soluções e solubilidade.
Como afirmado anteriormente, a solubilidade é uma propriedade importante dos sais. Solubilidade - a capacidade de uma substância de formar com outra substância um sistema homogêneo e estável de composição variável, consistindo de dois ou mais componentes.
Soluções são sistemas homogêneos que consistem em moléculas de solvente e partículas de soluto.
Assim, por exemplo, uma solução de sal de mesa consiste em um solvente - água, um soluto - íons Na +, Cl -.
íons(do grego ión - indo), partículas eletricamente carregadas formadas quando elétrons (ou outras partículas carregadas) são perdidos ou ganhos por átomos ou grupos de átomos. O conceito e o termo "íon" foram introduzidos em 1834 por M. Faraday, que, estudando o efeito da corrente elétrica em soluções aquosas de ácidos, álcalis e sais, sugeriu que a condutividade elétrica de tais soluções se deve ao movimento de íons . Íons carregados positivamente movendo-se em solução em direção ao pólo negativo (cátodo) Faraday chamados cátions, e íons carregados negativamente movendo-se em direção ao pólo positivo (ânodo) - ânions.
De acordo com o grau de solubilidade em água, as substâncias são divididas em três grupos:
1) Altamente solúvel;
2) Ligeiramente solúvel;
3) Praticamente insolúvel.
Muitos sais são altamente solúveis em água. Ao decidir sobre a solubilidade de outros sais em água, você terá que usar a tabela de solubilidade.
É bem conhecido que algumas substâncias na forma dissolvida ou fundida conduzem corrente elétrica, enquanto outras não conduzem corrente nas mesmas condições.
Substâncias que se decompõem em íons em soluções ou se fundem e, portanto, conduzem eletricidade são chamadas de eletrólitos.
Substâncias que não se decompõem em íons nas mesmas condições e não conduzem corrente elétrica são chamadas de não eletrólitos.
Os eletrólitos incluem ácidos, bases e quase todos os sais. Os eletrólitos em si não conduzem eletricidade. Em soluções e derretimentos, eles se decompõem em íons, devido aos quais a corrente flui.
A quebra de eletrólitos em íons quando eles são dissolvidos em água é chamada de dissociação eletrolítica. O seu conteúdo resume-se às três disposições seguintes:
1) Os eletrólitos, quando dissolvidos em água, se decompõem (dissociam) em íons - positivos e negativos.
2) Sob a ação de uma corrente elétrica, os íons adquirem um movimento direcionado: íons carregados positivamente se movem em direção ao cátodo e são chamados de cátions, e íons carregados negativamente se movem em direção ao ânodo e são chamados de ânions.
3) A dissociação é um processo reversível: paralelamente à desintegração das moléculas em íons (dissociação), prossegue o processo de conexão de íons (associação).
reversibilidade
Eletrólitos fortes e fracos.
Para caracterizar quantitativamente a capacidade de um eletrólito de se decompor em íons, o conceito do grau de dissociação (α), t . E. A razão entre o número de moléculas decompostas em íons e o número total de moléculas. Por exemplo, α = 1 indica que o eletrólito se decompôs completamente em íons e α = 0,2 significa que apenas um quinto de suas moléculas se dissociou. Quando uma solução concentrada é diluída, assim como quando aquecida, sua condutividade elétrica aumenta, pois o grau de dissociação aumenta.
Dependendo do valor de α, os eletrólitos são condicionalmente divididos em fortes (dissociam-se quase completamente, (α 0,95) de força média (0,95
Eletrólitos fortes são muitos ácidos minerais (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3, etc.), álcalis (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, etc.), quase todos os sais. Soluções de alguns ácidos minerais (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3 , HCN, HClO), muitos ácidos orgânicos (por exemplo, acético CH 3 COOH), uma solução aquosa de amônia (NH 3 . 2 O) , pertencem aos fracos, água, alguns sais de mercúrio (HgCl 2). Eletrólitos de força média geralmente incluem HF fluorídrico, H3PO4 ortofosfórico e ácidos nitrosos HNO2.
Hidrólise de sal.
O termo "hidrólise" vem das palavras gregas hidor (água) e lise (decomposição). A hidrólise é geralmente entendida como uma reação de troca entre uma substância e água. Os processos hidrolíticos são extremamente comuns na natureza ao nosso redor (animados e inanimados), e também são amplamente utilizados pelos humanos na produção moderna e nas tecnologias domésticas.
A hidrólise do sal é a reação da interação dos íons que compõem o sal com a água, que leva à formação de um eletrólito fraco e é acompanhada por uma mudança no meio da solução.
Três tipos de sais sofrem hidrólise:
a) sais formados por uma base fraca e um ácido forte (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - ocorre hidrólise de cátions)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl
A reação do meio é ácida.
b) sais formados por uma base forte e um ácido fraco (K 2 CO 3, Na 2 S - ocorre hidrólise do ânion)
SiO 3 2- + 2H 2 OH 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 + 2H 2 OH 2 SiO 3 + 2KOH
A reação do meio é alcalina.
c) sais formados por uma base fraca e um ácido fraco (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - a hidrólise ocorre ao longo do cátion e do ânion.
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
Muitas vezes a reação do ambiente é neutra.
d) sais formados por uma base forte e um ácido forte (NaCl, Ba(NO 3) 2) não sofrem hidrólise.
Em alguns casos, a hidrólise prossegue de forma irreversível (como se costuma dizer, vai até o fim). Assim, quando se misturam soluções de carbonato de sódio e sulfato de cobre, precipita-se um precipitado azul de um sal básico hidratado, que, ao ser aquecido, perde parte da água de cristalização e se torna verde - transforma-se em carbonato de cobre básico anidro - malaquita:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Ao misturar soluções de sulfeto de sódio e cloreto de alumínio, a hidrólise também vai até o fim:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Portanto, Al 2 S 3 não pode ser isolado de uma solução aquosa. Este sal é obtido a partir de substâncias simples.
A teoria da dissociação eletrolítica proposto pelo cientista sueco S. Arrhenius em 1887.
Dissociação eletrolítica- esta é a quebra de moléculas de eletrólitos com a formação de íons carregados positivamente (cátions) e carregados negativamente (ânions) em solução.
Por exemplo, o ácido acético dissocia-se assim em uma solução aquosa:
CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .
A dissociação é um processo reversível. Mas eletrólitos diferentes dissociam-se de forma diferente. O grau depende da natureza do eletrólito, sua concentração, a natureza do solvente, condições externas (temperatura, pressão).
Grau de dissociação α - a razão entre o número de moléculas decompostas em íons e o número total de moléculas:
α=v´(x)/v(x).
O grau pode variar de 0 a 1 (desde a ausência de dissociação até sua completa conclusão). Indicado como uma porcentagem. É determinado experimentalmente. Durante a dissociação do eletrólito, o número de partículas na solução aumenta. O grau de dissociação indica a força do eletrólito.
Distinguir Forte e eletrólitos fracos.
Eletrólitos fortes- estes são eletrólitos, cujo grau de dissociação excede 30%.
Eletrólitos de força média- são aqueles cujo grau de dissociação se divide na faixa de 3% a 30%.
Eletrólitos fracos- o grau de dissociação em uma solução aquosa 0,1 M é inferior a 3%.
Exemplos de eletrólitos fracos e fortes.
Eletrólitos fortes em soluções diluídas se decompõem completamente em íons, ou seja, α = 1. Mas as experiências mostram que a dissociação não pode ser igual a 1, tem um valor aproximado, mas não é igual a 1. Esta não é uma dissociação verdadeira, mas aparente.
Por exemplo, deixe alguma conexão α = 0,7. Aqueles. de acordo com a teoria de Arrhenius, 30% das moléculas não dissociadas “flutuam” na solução. E 70% formou íons livres. E a teoria eletrostática dá uma definição diferente a esse conceito: se α \u003d 0,7, todas as moléculas são dissociadas em íons, mas os íons são apenas 70% livres e os 30% restantes são ligados por interações eletrostáticas.
O grau aparente de dissociação.
O grau de dissociação depende não apenas da natureza do solvente e do soluto, mas também da concentração da solução e da temperatura.
A equação de dissociação pode ser representada da seguinte forma:
AK ⇄ A- + K + .
E o grau de dissociação pode ser expresso da seguinte forma:
Com um aumento na concentração da solução, o grau de dissociação do eletrólito diminui. Aqueles. o valor do grau para um determinado eletrólito não é um valor constante.
Como a dissociação é um processo reversível, as equações da taxa de reação podem ser escritas da seguinte forma:
Se a dissociação é equilíbrio, então as taxas são iguais e como resultado temos constante de equilíbrio(constante de dissociação):
K depende da natureza do solvente e da temperatura, mas não depende da concentração das soluções. Pode-se ver pela equação que quanto mais moléculas não dissociadas, menor o valor da constante de dissociação eletrolítica.
Ácidos polibásicos dissociar em etapas, e cada etapa tem seu próprio valor da constante de dissociação.
Se um ácido polibásico se dissociar, então o primeiro próton é mais facilmente cindido e, à medida que a carga do ânion aumenta, a atração aumenta e, portanto, o próton é dividido muito mais difícil. Por exemplo,
As constantes de dissociação do ácido fosfórico em cada estágio devem ser muito diferentes:
I - estágio:
II - etapa:
III - etapa:
No primeiro estágio, o ácido fosfórico é um ácido de força média, e no 2º estágio é fraco, no 3º estágio é muito fraco.
Exemplos de constantes de equilíbrio para algumas soluções eletrolíticas.
Considere um exemplo:
Se o cobre metálico for adicionado a uma solução contendo íons de prata, então, no momento do equilíbrio, a concentração de íons de cobre deve ser maior que a concentração de prata.
Mas a constante tem um valor baixo:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
O que sugere que, quando o equilíbrio foi alcançado, muito pouco cloreto de prata havia se dissolvido.
A concentração de cobre metálico e prata são introduzidas na constante de equilíbrio.
Produto iônico da água.
A tabela abaixo contém dados:
Essa constante é chamada produto iônico da água, que depende apenas da temperatura. De acordo com a dissociação, há um íon hidróxido para íon 1 H +. Na água pura, a concentração desses íons é a mesma: [ H + ] = [Oh - ].
Por isso, [ H + ] = [Oh- ] = = 10-7 mol/l.
Se uma substância estranha, como ácido clorídrico, for adicionada à água, a concentração de íons de hidrogênio aumentará, mas o produto iônico da água não depende da concentração.
E se você adicionar álcali, a concentração de íons aumentará e a quantidade de hidrogênio diminuirá.
Concentração e estão interligados: quanto mais um valor, menos o outro.
A acidez da solução (pH).
A acidez das soluções é geralmente expressa pela concentração de íons H+. Em ambientes ácidos pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, em alcalino - pH> 10-7 mol/l.
A acidez de uma solução é expressa em termos do logaritmo negativo da concentração de íons de hidrogênio, chamando-a de pH.
pH = -lg[ H + ].
A relação entre a constante e o grau de dissociação.
Considere um exemplo da dissociação do ácido acético:
Vamos encontrar uma constante:
Concentração molar С=1/V, substituimos na equação e obtemos:
Essas equações são pela lei de reprodução de W. Ostwald, segundo a qual a constante de dissociação do eletrólito não depende da diluição da solução.
Eletrólitos fortes e fracos
Ácidos, bases e sais em soluções aquosas se dissociam - se decompõem em íons. Este processo pode ser reversível ou irreversível.
Com dissociação irreversível em soluções, toda a substância ou quase tudo se decompõe em íons. Isso é típico para eletrólitos fortes (Fig. 10.1, a, p. 56). Eletrólitos fortes incluem alguns ácidos e todos os sais e bases solúveis em água (hidróxidos de elementos alcalinos e alcalino-terrosos) (Esquema 5, p. 56).
Arroz. 10.1. Comparação do número de íons em soluções com a mesma quantidade inicial de eletrólito: a - ácido clorídrico (eletrólito forte); b - ácido nitrito
(eletrólito fraco)
Esquema 5. Classificação de eletrólitos por força
Com a dissociação reversível, ocorrem dois processos opostos: simultaneamente com o decaimento de uma substância em íons (dissociação), ocorre o processo inverso de combinar íons em moléculas de uma substância (associação). Devido a isso, parte da substância em solução existe na forma de íons e parte - na forma de moléculas (Fig. 10.1, b). eletrólitos,
que, quando dissolvidos em água, se decompõem em íons apenas parcialmente, são chamados de eletrólitos fracos. Estes incluem água, muitos ácidos, bem como hidróxidos e sais insolúveis (Esquema 5).
Nas equações de dissociação para eletrólitos fracos, em vez da seta usual, uma seta bidirecional é escrita (o sinal de reversibilidade):
A força dos eletrólitos pode ser explicada pela polaridade da ligação química, que é quebrada na dissociação. Quanto mais polar a ligação, mais fácil ela se torna iônica sob a ação das moléculas de água, portanto, mais forte é o eletrólito. Em sais e hidróxidos, a polaridade da ligação é a mais alta, pois existe uma ligação iônica entre íons metálicos, resíduos ácidos e íons hidróxido, de modo que todos os sais e bases solúveis são eletrólitos fortes. Em ácidos contendo oxigênio, a dissociação quebra a ligação O-H, cuja polaridade depende da composição qualitativa e quantitativa do resíduo ácido. A força da maioria dos ácidos oxigenados pode ser determinada escrevendo a fórmula ácida usual como E(OH) m O n . Se esta fórmula contém n< 2 — кислота слабая, если n >2 - forte.
A dependência da força dos ácidos na composição do resíduo ácido
Grau de dissociação
A força dos eletrólitos é quantitativamente caracterizada pelo grau de dissociação eletrolítica a, mostrando a proporção de moléculas da substância que se decompuseram em íons em solução.
O grau de dissociação a é igual à razão entre o número de moléculas N ou a quantidade de substância n decomposta em íons para o número total de moléculas N 0 ou a quantidade de soluto n 0:
O grau de dissociação pode ser expresso não apenas em frações de uma unidade, mas também em porcentagem:
O valor de a pode variar de 0 (sem dissociação) a 1, ou 100% (dissociação completa). Quanto melhor o eletrólito se decompõe, maior o valor do grau de dissociação.
Pelo valor do grau de dissociação eletrolítica, os eletrólitos são frequentemente divididos não em dois, mas em três grupos: fortes, fracos e eletrólitos de força média. Eletrólitos fortes são considerados aqueles com um grau de dissociação superior a 30% e fracos - com um grau inferior a 3%. Eletrólitos com valores intermediários de a - de 3% a 30% - são chamados de eletrólitos de força média. De acordo com esta classificação, os ácidos são considerados como: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 e alguns outros. Os dois últimos ácidos são eletrólitos de força média apenas no primeiro estágio de dissociação, enquanto em outros são eletrólitos fracos.
O grau de dissociação é uma variável. Depende não apenas da natureza do eletrólito, mas também de sua concentração na solução. Essa dependência foi identificada e estudada pela primeira vez por Wilhelm Ostwald. Hoje é chamada de lei de diluição de Ostwald: quando uma solução é diluída com água, assim como quando a temperatura aumenta, o grau de dissociação aumenta.
Cálculo do grau de dissociação
Exemplo. O fluoreto de hidrogênio foi dissolvido em um litro de água com uma quantidade de substância de 5 mol. A solução resultante contém 0,06 mol de íons de hidrogênio. Determine o grau de dissociação do ácido fluorídrico (em porcentagem).
Escrevemos a equação para a dissociação do ácido fluorídrico:
A dissociação de uma molécula de ácido produz um íon de hidrogênio. Se a solução contém 0,06 mol de íons H+, isso significa que 0,06 mol de moléculas de fluoreto de hidrogênio se dissociaram. Portanto, o grau de dissociação é:
Um excelente físico-químico alemão, vencedor do Prêmio Nobel de Química em 1909. Nascido em Riga, estudou na Dorpat University, onde iniciou atividades de ensino e pesquisa. Aos 35 anos mudou-se para Leipzig, onde dirigiu o Instituto de Física e Química. Ele estudou as leis do equilíbrio químico, as propriedades das soluções, descobriu a lei de diluição em sua homenagem, desenvolveu os fundamentos da teoria da catálise ácido-base e dedicou muito tempo à história da química. Ele fundou o primeiro departamento de físico-química do mundo e a primeira revista de física e química. Em sua vida pessoal, tinha hábitos estranhos: sentia nojo de cortar o cabelo e se comunicava com sua secretária exclusivamente com a ajuda de uma campainha de bicicleta.
Ideia chave
A dissociação de eletrólitos fracos é um processo reversível, e de eletrólitos fortes
irreversível.
perguntas do teste
116. Defina eletrólitos fortes e fracos.
117. Dê exemplos de eletrólitos fortes e fracos.
118. Qual valor é usado para quantificar a força do eletrólito? É constante em todas as soluções? Como o grau de dissociação eletrolítica pode ser aumentado?
Tarefas para dominar o material
119. Dê um exemplo de sais, ácidos e bases, que são: a) um eletrólito forte; b) eletrólito fraco.
120. Dê um exemplo de substância: a) ácido dibásico, que no primeiro estágio é um eletrólito de força média e no segundo - um eletrólito fraco; b) um ácido dibásico, que é um eletrólito fraco em ambas as etapas.
121. Em alguns ácidos, o grau de dissociação no primeiro estágio é de 100% e no segundo - 15%. Que tipo de ácido pode ser?
122. Quais são as partículas mais presentes em uma solução de sulfeto de hidrogênio: moléculas H 2 S, íons H +, íons S 2- ou íons HS -?
123. Da lista de substâncias dada, anote separadamente as fórmulas: a) eletrólitos fortes; b) eletrólitos fracos.
NaCl, HCl, NaOH, NaNO3, HNO3, HNO2, H2SO4, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(NO3)2.
124. Faça as equações de dissociação de nitrato de estrôncio, cloreto de mercúrio (11), carbonato de cálcio, hidróxido de cálcio, ácido sulfeto. Quando a dissociação é reversível?
125. Uma solução aquosa de sulfato de sódio contém 0,3 mol de íons. Que massa desse sal foi usada para preparar tal solução?
126. Uma solução de 1 litro de fluoreto de hidrogênio contém 2 g deste ácido, e a quantidade de substância de íons de hidrogênio é 0,008 mol. Qual é a quantidade de íons de flúor nesta solução?
127. Três tubos de ensaio contêm os mesmos volumes de soluções de cloreto, flúor e ácidos sulfetos. Em todos os tubos de ensaio, as quantidades de substâncias ácidas são iguais. Mas no primeiro tubo de ensaio, a quantidade de substância de íon de hidrogênio é 3. 10 -7 mol, no segundo - 8. 10 -5 mol, e no terceiro - 0,001 mol. Qual tubo contém cada ácido?
128. O primeiro tubo de ensaio contém uma solução eletrolítica, cujo grau de dissociação é de 89%, o segundo contém um eletrólito com um grau de dissociação de 8% o, e o terceiro - 0,2% o. Dê dois exemplos de eletrólitos de diferentes classes de compostos que podem estar contidos nesses tubos de ensaio.
129*. Em fontes adicionais, encontre informações sobre a dependência da força dos eletrólitos da natureza das substâncias. Estabelecer a relação entre a estrutura das substâncias, a natureza dos elementos químicos que as formam e a força dos eletrólitos.
Este é um material didático.
