Electroliți slabi

Electroliți slabi Substanțe care se disociază parțial în ioni. Soluțiile de electroliți slabi, împreună cu ioni, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu pot da o concentrație mare de ioni în soluție. Electroliții slabi includ:

1) aproape toți acizii organici (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH etc.);

2) unii acizi anorganici (H2CO3, H2S etc.);

3) aproape toate sărurile solubile în apă, bazele și hidroxidul de amoniu Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Sunt slabi conductori (sau aproape neconductori) de electricitate.

Concentrațiile ionilor în soluțiile de electroliți slabi sunt caracterizate calitativ prin gradul și constanta de disociere.

Gradul de disociere este exprimat în fracții de unitate sau ca procent (un \u003d 0,3 este limita de divizare condiționată în electroliți puternici și slabi).

Gradul de disociere depinde de concentrația soluției de electrolit slab. Când este diluat cu apă, gradul de disociere crește întotdeauna, deoarece numărul de molecule de solvent (H 2 O) crește pe moleculă de dizolvat. Conform principiului Le Chatelier, echilibrul disocierii electrolitice în acest caz ar trebui să se schimbe în direcția formării produsului, adică. ioni hidratați.

Gradul de disociere electrolitică depinde de temperatura soluției. De obicei, odată cu creșterea temperaturii, gradul de disociere crește, deoarece legăturile din molecule sunt activate, devin mai mobile și mai ușor de ionizat. Concentrația ionilor într-o soluție de electrolit slab poate fi calculată cunoscând gradul de disociere Ași concentrația inițială a substanței c in solutie.

HAN = H + + An - .

Constanta de echilibru K p a acestei reacții este constanta de disociere K d:

K d = . / . (10.11)

Dacă exprimăm concentrațiile de echilibru în termeni de concentrație a unui electrolit slab C și gradul său de disociere α, atunci obținem:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)

Această relație se numește Legea diluției lui Ostwald. Pentru electroliți foarte slabi la α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Acest lucru ne permite să concluzionam că, la diluție infinită, gradul de disociere α tinde spre unitate.

Echilibrul protolitic în apă:

,

,

La o temperatură constantă în soluții diluate, concentrația de apă în apă este constantă și egală cu 55,5, ( )

, (10.15)

unde K in este produsul ionic al apei.

Atunci =10 -7 . În practică, datorită confortului măsurării și înregistrării, se utilizează o valoare - valoarea pH-ului (criteriul) tăriei unui acid sau a unei baze. În mod similar .

Din ecuația (11.15): . La pH = 7 - reacția soluției este neutră, la pH<7 – кислая, а при pH>7 - alcalin.

În condiții normale (0°C):

, apoi

Figura 10.4 - pH-ul diferitelor substanțe și sisteme

10.7 Soluții de electroliți puternici

Electroliții puternici sunt substanțe care, atunci când sunt dizolvate în apă, se descompun aproape complet în ioni. De regulă, electroliții puternici includ substanțe cu legături ionice sau foarte polare: toate sărurile foarte solubile, acizii tari (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) și bazele tari (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Într-o soluție de electrolit puternic, solutul se găsește în principal sub formă de ioni (cationi și anioni); moleculele nedisociate sunt practic absente.

Diferența fundamentală dintre electroliții puternici și cei slabi este că echilibrul de disociere al electroliților puternici este complet deplasat spre dreapta:

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

și prin urmare constanta de echilibru (disocierea) se dovedește a fi o mărime nedeterminată. Scăderea conductibilității electrice odată cu creșterea concentrației unui electrolit puternic se datorează interacțiunii electrostatice a ionilor.

Omul de știință olandez Petrus Josephus Wilhelmus Debye și omul de știință german Erich Hückel au postulat:

1) electrolitul se disociază complet, dar în soluții relativ diluate (C M = 0,01 mol. l -1);

2) fiecare ion este înconjurat de un înveliș de ioni de semn opus. La rândul său, fiecare dintre acești ioni este solvatat. Acest mediu se numește atmosfera ionică. În interacțiunea electrolitică a ionilor cu semne opuse, este necesar să se țină cont de influența atmosferei ionice. Când un cation se mișcă într-un câmp electrostatic, atmosfera ionică este deformată; se îngroașă înaintea lui și se subțiază în spatele lui. Această asimetrie a atmosferei ionice are cu atât mai mult efect inhibitor asupra mișcării cationului, cu cât concentrația de electroliți este mai mare și cu atât sarcina ionilor este mai mare. În aceste sisteme, conceptul de concentrare devine ambiguu și ar trebui înlocuit cu activitate. Pentru un electrolit binar încărcat unic KatAn = Kat + + An - activitățile cationului (a +) și respectiv anionului (a -), sunt

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10,16)

unde C + și C - sunt concentrațiile analitice ale cationului și respectiv anionului;

γ + și γ - - coeficienții lor de activitate.

(10.17)

Este imposibil să se determine activitatea fiecărui ion separat, prin urmare, pentru electroliții încărcați individual, valorile medii geometrice ale activităților i

și coeficienții de activitate.

Instruire

Esența acestei teorii este că atunci când se topesc (dizolvați în apă), aproape toți electroliții se descompun în ioni, care sunt încărcați atât pozitiv, cât și negativ (ceea ce se numește disociere electrolitică). Sub influența unui curent electric, negativ (“-”) către anod (+) și încărcat pozitiv (cationi, „+”), se deplasează spre catod (-). Disocierea electrolitică este un proces reversibil (procesul invers se numește „molarizare”).

Gradul (a) de disociere electrolitică depinde de electrolitul însuși, de solvent și de concentrația lor. Acesta este raportul dintre numărul de molecule (n) care s-au degradat în ioni și numărul total de molecule introduse în soluție (N). Obțineți: a = n / N

Astfel, electroliții puternici sunt substanțe care se descompun complet în ioni atunci când sunt dizolvați în apă. Electroliții puternici, de regulă, sunt substanțe cu legături extrem de polare: acestea sunt săruri foarte solubile (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), precum și baze puternice (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Într-un electrolit puternic, substanța dizolvată în el este mai ales sub formă de ioni ( ); practic nu există molecule nedisociate.

Electroliții slabi sunt substanțe care se disociază doar parțial în ioni. Electroliții slabi, împreună cu ionii în soluție, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu dau o concentrație puternică de ioni în soluție.

Cei slabi sunt:
- acizi organici (aproape toti) (C2H5COOH, CH3COOH etc.);
- unii dintre acizi (H2S, H2CO3 etc.);
- aproape toate sărurile, ușor solubile în apă, hidroxid de amoniu, precum și toate bazele (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- apa.

Ele practic nu conduc curentul electric sau conduc, dar prost.

Notă

Deși apa pură conduce electricitatea foarte slab, ea are totuși o conductivitate electrică măsurabilă, datorită faptului că apa se disociază ușor în ioni de hidroxid și ioni de hidrogen.

Sfaturi utile

Majoritatea electroliților sunt substanțe corozive, așa că atunci când lucrați cu aceștia, fiți extrem de atenți și respectați regulile de siguranță.

O bază tare este un compus chimic anorganic format dintr-o grupă hidroxil -OH și un metal alcalin (elementele din grupa I ale sistemului periodic: Li, K, Na, RB, Cs) sau un metal alcalino-pământos (elementele din grupa II Ba, Ca). Ele sunt scrise ca formule LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Vei avea nevoie

• cană de evaporare
• arzător
• indicatori
• tija metalica
• H₃RO₄

Instruire

Exista baze puternice, caracteristice tuturor. Prezența în soluție este determinată de schimbarea culorii indicatorului. Adăugați fenolftaleină la probă cu soluția de testat sau omiteți hârtia de turnesol. Portocaliul de metil este galben, fenolftaleina este violet, iar hârtia de turnesol este albastră. Cu cât baza este mai puternică, cu atât culoarea indicatorului este mai intensă.

Dacă trebuie să aflați ce alcali vi se prezintă, atunci efectuați o analiză calitativă a soluțiilor. Cele mai comune baze puternice sunt litiu, potasiu, sodiu, bariu și calciu. Bazele reacţionează cu acizii (reacţii de neutralizare) formând sare şi apă. În acest caz, se pot distinge Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ și LiOH. Când cu acid, se formează cele insolubile. Hidroxizii rămași nu vor da precipitații, tk. toate sărurile de K și Na sunt solubile.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

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

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Se strecoară și se usucă. Injectați sedimentele uscate în flacăra arzătorului. Ionii de litiu, calciu și bariu pot fi determinați calitativ prin schimbarea culorii flăcării. În consecință, veți determina unde este hidroxidul. Sărurile de litiu colorează arzătorul în roșu carmin. Săruri de bariu - în verde și săruri de calciu - în zmeură.

Alcaliile rămase formează ortofosfați solubili.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂О

Evaporați apa până la un reziduu uscat. Sărurile evaporate pe o tijă de metal aduc alternativ în flacăra arzătorului. Acolo, sare de sodiu - flacăra va deveni galben strălucitor, iar potasiul - roz-violet. Astfel, avand un set minim de echipamente si reactivi, ai determinat toate motivele puternice care ti se ofera.

Un electrolit este o substanță care în stare solidă este un dielectric, adică nu conduce curentul electric, cu toate acestea, sub formă dizolvată sau topită, devine conductor. De ce există o schimbare atât de drastică a proprietăților? Faptul este că moleculele de electroliți din soluții sau topituri se disociază în ioni încărcați pozitiv și negativ, datorită cărora aceste substanțe într-o astfel de stare de agregare sunt capabile să conducă curentul electric. Majoritatea sărurilor, acizilor, bazelor au proprietăți electrolitice.

Instruire

Ce substante sunt puternice? Astfel de substanțe, în soluții sau topituri din care sunt expuse aproape 100% din molecule, și indiferent de concentrația soluției. Lista include marea majoritate a alcalinelor solubile, a sărurilor și a unor acizi, cum ar fi clorhidric, brom, iod, nitric etc.

Și cum se comportă cei slabi în soluții sau topituri? electroliti? În primul rând, se disociază într-o măsură foarte mică (nu mai mult de 3% din numărul total de molecule), iar în al doilea rând, merg cu atât mai rău și mai încet, cu cât concentrația soluției este mai mare. Astfel de electroliți includ, de exemplu, (hidroxid de amoniu), majoritatea acizilor organici și anorganici (inclusiv fluorhidric - HF) și, desigur, apa cunoscută tuturor. Deoarece doar o fracțiune neglijabilă din moleculele sale se descompune în ioni de hidrogen și ioni de hidroxil.

Amintiți-vă că gradul de disociere și, în consecință, puterea electrolitului depind de factori: natura electrolitului în sine, solventul și temperatura. Prin urmare, această împărțire în sine este într-o anumită măsură condiționată. La urma urmei, aceeași substanță poate fi, în condiții diferite, atât un electrolit puternic, cât și unul slab. Pentru a evalua puterea electrolitului, a fost introdusă o valoare specială - constanta de disociere, determinată pe baza legii acțiunii masei. Dar este aplicabil numai electroliților slabi; puternic electroliti nu se supun legii maselor actorice.

Surse:

• lista cu electroliți puternici

sare- Acestea sunt substanțe chimice formate dintr-un cation, adică un ion încărcat pozitiv, un metal și un anion încărcat negativ - un reziduu acid. Există multe tipuri de săruri: normale, acide, bazice, duble, mixte, hidratate, complexe. Depinde de compoziția cationului și anionului. Cum poți determina baza sare?

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

§ 6.3. Electroliți puternici și slabi

Materialul din această secțiune vă este parțial familiar din cursurile de chimie școlare studiate anterior și din secțiunea anterioară. Să trecem în revistă pe scurt ceea ce știți și să facem cunoștință cu noul material.

În secțiunea anterioară, am discutat comportamentul în soluții apoase a unor săruri și substanțe organice care se descompun complet în ioni în soluție apoasă.
Există o serie de dovezi simple, dar fără îndoială, că unele substanțe din soluții apoase se descompun în particule. Astfel, soluțiile apoase de H 2 SO 4 sulfuric, HNO 3 azotic, HClO 4 clor, HCl clorhidric (clorhidric), CH 3 COOH acetic și alți acizi au un gust acru. În formulele acizilor, particula comună este atomul de hidrogen și se poate presupune că acesta (sub formă de ion) este cauza aceluiași gust a tuturor acestor substanțe atât de diferite.
Ionii de hidrogen formați în timpul disocierii într-o soluție apoasă conferă soluției un gust acru, motiv pentru care astfel de substanțe se numesc acizi. În natură, doar ionii de hidrogen au gust acru. Ele creează un mediu așa-numit acid (acid) într-o soluție apoasă.

Amintiți-vă, când spuneți „acid clorhidric”, vă referiți la starea gazoasă și cristalină a acestei substanțe, dar pentru o soluție apoasă, ar trebui să spuneți „soluție de acid clorhidric”, „acid clorhidric” sau să utilizați denumirea comună „acid clorhidric”. deși compoziția substanței în orice stare exprimată prin aceeași formulă - Hcl.

Soluțiile apoase de hidroxizi de litiu (LiOH), sodiu (NaOH), potasiu (KOH), bariu (Ba (OH) 2), calciu (Ca (OH) 2) și alte metale au același gust neplăcut de săpun amar și cauzează pe pielea mâinilor senzație de alunecare. Aparent, ionii de hidroxid OH, care fac parte din astfel de compuși, sunt responsabili pentru această proprietate.
HCI clorhidric, HBr bromhidric și acizii HI iodhidric reacționează cu zincul în același mod, în ciuda compoziției lor diferite, deoarece nu acidul reacționează de fapt cu zincul:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,

și ioni de hidrogen:

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

și se formează hidrogen gazos și ioni de zinc.
Amestecarea unor soluții de sare, de exemplu, clorură de potasiu KCl și azotat de sodiu NaNO 3, nu este însoțită de un efect termic vizibil, deși după evaporarea soluției se formează un amestec de cristale din patru substanțe: cele originale - potasiu. clorura si azotat de sodiu - si altele noi - azotat de potasiu KNO 3 si clorura de sodiu NaCl . Se poate presupune că într-o soluție, cele două săruri inițiale se descompun complet în ioni, care, atunci când se evaporă, formează patru substanțe cristaline:

Comparând aceste informații cu conductivitatea electrică a soluțiilor apoase de acizi, hidroxizi și săruri și cu o serie de alte prevederi, S.A. Arrhenius a prezentat în 1887 ipoteza disocierii electrolitice, conform căreia moleculele de acizi, hidroxizi și săruri, atunci când sunt dizolvate în apă, se disociază în ioni.
Studiul produselor de electroliză vă permite să atribuiți ionilor sarcini pozitive sau negative. Evident, dacă un acid, de exemplu, HNO3 nitric, se disociază, să presupunem, în doi ioni și hidrogenul este eliberat în timpul electrolizei unei soluții apoase la catod (electrodul încărcat negativ), atunci, prin urmare, există ioni de hidrogen încărcați pozitiv. H + în soluție. Apoi, ecuația de disociere trebuie scrisă după cum urmează:

HNO 3 \u003d H ++.

Disocierea electrolitică- descompunerea completă sau parțială a compusului atunci când este dizolvat în apă în ioni ca urmare a interacțiunii cu o moleculă de apă (sau alt solvent).
electroliti- acizi, baze sau săruri, a căror soluții apoase conduc un curent electric ca urmare a disocierii.
Substanțele care nu se disociază în ioni într-o soluție apoasă și ale căror soluții nu conduc electricitatea se numesc neelectroliţi.
Se cuantifică disocierea electroliților gradul de disociere- raportul dintre numărul de „molecule” (unități de formulă) descompuse în ioni și numărul total de „molecule” ale solutului. Gradul de disociere este notat cu litera greacă . De exemplu, dacă din fiecare 100 de „molecule” ale unei substanțe dizolvate, 80 se descompun în ioni, atunci gradul de disociere a substanței dizolvate este: = 80/100 = 0,8, sau 80%.
În funcție de capacitatea de a se disocia (sau, după cum se spune, „prin putere”), electroliții sunt împărțiți în puternic, mediuși slab. În funcție de gradul de disociere, electroliții puternici îi includ pe cei pentru ale căror soluții > 30%, cei slabi -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
În cazul soluțiilor apoase, electroliți puternici(> 30%) aparțin următoarelor grupe de compuși.
1 . Mulți acizi anorganici, cum ar fi HCI clorhidric, HNO3 nitric, H2SO4 sulfuric în soluții diluate. Cel mai puternic acid anorganic este HClO4 percloric.
Forța acizilor non-oxigenați crește într-o serie de compuși de același tip atunci când se deplasează în jos subgrupul de elemente care formează acizi:

HCI-HBr-HI.

Acidul fluorhidric (fluorhidric) HF dizolvă sticla, dar acest lucru nu indică deloc rezistența acesteia. Acest acid din acizii care conțin halogen fără oxigen aparține acizilor de rezistență medie datorită energiei mari a legăturii H–F, capacității moleculelor de HF de a se uni (asocia) datorită legăturilor puternice de hidrogen, interacțiunii ionilor F cu Molecule HF (legături de hidrogen) cu formarea de ioni și alte particule mai complexe. Ca rezultat, concentrația ionilor de hidrogen într-o soluție apoasă a acestui acid este redusă semnificativ, astfel încât acidul fluorhidric este considerat a fi de rezistență medie.
Acidul fluorhidric reacționează cu dioxidul de siliciu, care face parte din sticlă, conform ecuației:

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

Acidul fluorhidric nu trebuie depozitat în vase de sticlă. Pentru aceasta se folosesc vase din plumb, niște materiale plastice și sticlă, ai căror pereți sunt acoperiți din interior cu un strat gros de parafină. Dacă se folosește fluorură de hidrogen pentru a „grava” sticla, suprafața sticlei devine mată, care este folosită pentru a aplica inscripții și diferite modele pe sticlă. „Gradarea” sticlei cu o soluție apoasă de acid fluorhidric erodează suprafața sticlei, care rămâne transparentă. La vânzare este de obicei o soluție de 40% de acid fluorhidric.

Puterea aceluiași tip de acizi oxigenați se schimbă în direcția opusă, de exemplu, acidul iod HIO4 este mai slab decât acidul percloric HClO4.
Dacă un element formează mai mulți acizi oxigenați, atunci acidul în care elementul care formează acid are cea mai mare valență are cea mai mare rezistență. Deci, în seria acizilor HclO (hipocloros) - HclO 2 (cloric) - HclO 3 (cloric) - HclO 4 (cloric), acesta din urmă este cel mai puternic.

Un volum de apă dizolvă aproximativ două volume de clor. Clorul (aproximativ jumătate din el) interacționează cu apa:

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

Acidul clorhidric este puternic; practic nu există molecule de HCI în soluția sa apoasă. Ecuația corectă pentru reacție este:

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

Soluția rezultată se numește apă cu clor.
Acidul hipocloros este un agent oxidant cu acțiune rapidă, deci este folosit pentru albirea țesăturilor.

2 . Hidroxizii elementelor principalelor subgrupe ale grupelor I și II ale sistemului periodic: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2 etc. La deplasarea în jos în subgrup, pe măsură ce proprietățile metalice ale elementului cresc, rezistența hidroxidii cresc. Hidroxizii solubili din subgrupa principală de elemente din grupa I sunt clasificați ca alcaline.

Bazele solubile în apă se numesc alcaline. Acestea includ, de asemenea, hidroxizii elementelor subgrupului principal din grupa II (metale alcalino-pământoase) și hidroxidul de amoniu (o soluție apoasă de amoniac). Uneori, alcaliile sunt acei hidroxizi care creează o concentrație mare de ioni de hidroxid într-o soluție apoasă. În literatura învechită, puteți găsi printre alcali carbonați de potasiu K 2 CO 3 (potasiu) și Na 2 CO 3 de sodiu (sodă), bicarbonat de sodiu NaHCO 3 (bicarbonat de sodiu), borax Na 2 B 4 O 7, hidrosulfuri de sodiu NaHS și potasiu KHS etc.

Hidroxidul de calciu Ca (OH) 2 ca electrolit puternic se disociază într-o singură etapă:

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

3 . Aproape toate sărurile. Sarea, dacă este un electrolit puternic, se disociază într-o singură etapă, de exemplu clorura ferică:

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

În cazul soluțiilor apoase, electroliți slabi ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Apa H 2 O este cel mai important electrolit.

2 . Unii acizi anorganici și aproape toți acizi organici: H 2 S (hidrosulfură), H 2 SO 3 (sulfuros), H 2 CO 3 (carbonic), HCN (acid cianhidric), H 3 PO 4 (fosforic, ortofosforic), H 2 SiO 3 (siliciu), H 3 BO 3 (boric, ortoboric), CH 3 COOH (acetic), etc.
Rețineți că acidul carbonic nu există în formula H2CO3. Când dioxidul de carbon CO 2 este dizolvat în apă, se formează hidratul său CO 2 H 2 O, pe care îl scriem pentru comoditatea calculelor cu formula H 2 CO 3, iar ecuația pentru reacția de disociere arată astfel:

Disocierea acidului carbonic slab are loc în două etape. Ionul de bicarbonat rezultat se comportă, de asemenea, ca un electrolit slab.
Alți acizi polibazici se disociază în același mod: H 3 PO 4 (fosforic), H 2 SiO 3 (siliciu), H 3 BO 3 (boric). Într-o soluție apoasă, disocierea trece practic doar prin prima etapă. Cum se efectuează disocierea de-a lungul ultimului pas?
3 . Hidroxizii multor elemente, cum ar fi Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 etc.
Toți acești hidroxizi se disociază într-o soluție apoasă în etape, de exemplu, hidroxid de fier
Fe(OH)3:

Într-o soluție apoasă, disocierea are loc practic doar prin prima etapă. Cum se schimbă echilibrul către formarea ionilor de Fe 3+?
Proprietățile de bază ale hidroxizilor aceluiași element cresc odată cu scăderea valenței elementului.Astfel, proprietățile de bază ale dihidroxidului de fier Fe (OH) 2 sunt mai pronunțate decât cele ale trihidroxidului de Fe (OH) 3 . Această afirmație este echivalentă cu faptul că proprietățile acide ale Fe(OH) 3 sunt mai puternice decât cele ale Fe(OH) 2 .
4 . Hidroxid de amoniu NH4OH.
Când amoniacul gazos NH 3 este dizolvat în apă, se obține o soluție care conduce foarte prost electricitatea și are un gust amar-săpun. Mediul de soluție este bazic sau alcalin.Acest comportament al amoniacului se explică după cum urmează.La dizolvarea amoniacului în apă se formează hidrat de amoniac NH 3 H 2 O, căruia îi atribuim condiționat formula hidroxidului de amoniu inexistent NH 4 OH, presupunând că acest compus se disociază cu formarea ion amoniu și ion hidroxid OH -:

NH 4 OH \u003d + OH -.

5 . Unele săruri: clorură de zinc ZnCl 2, tiocianat de fier Fe (NCS) 3, cianura de mercur Hg (CN) 2 etc. Aceste săruri se disociază în trepte.

Pentru electroliții de rezistență medie, unii includ acid fosforic H 3 PO 4. Vom considera acidul fosforic ca un electrolit slab și vom nota cele trei etape ale disocierii sale. Acidul sulfuric în soluții concentrate se comportă ca un electrolit de rezistență medie, iar în soluții foarte concentrate se comportă ca un electrolit slab. Vom considera în continuare acidul sulfuric ca un electrolit puternic și vom scrie ecuația pentru disocierea lui într-un singur pas.

Electroliții puternici, atunci când sunt dizolvați în apă, se disociază aproape complet în ioni, indiferent de concentrația lor în soluție.

Prin urmare, în ecuațiile de disociere a electroliților puternici puneți un semn egal (=).

Electroliții puternici includ:

Săruri solubile;

Mulți acizi anorganici: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Baze formate din metale alcaline (LiOH, NaOH, KOH etc.) și metale alcalino-pământoase (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Electroliții slabi din soluții apoase se disociază doar parțial (reversibil) în ioni.

Prin urmare, semnul de reversibilitate (⇄) este pus în ecuațiile de disociere pentru electroliții slabi.

Electroliții slabi includ:

Aproape toți acizii organici și apă;

Unii acizi anorganici: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 etc.;

Hidroxizi metalici insolubili: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 etc.

Ecuații ale reacțiilor ionice

Ecuații ale reacțiilor ionice
Reacțiile chimice în soluțiile de electroliți (acizi, baze și săruri) au loc cu participarea ionilor. Soluția finală poate rămâne transparentă (produsele sunt foarte solubile în apă), dar unul dintre produse se va dovedi a fi un electrolit slab; in alte cazuri se vor observa precipitatii sau degajare de gaze.

Pentru reacțiile în soluții care implică ioni, nu este compilată doar ecuația moleculară, ci și ecuațiile ionice complete și cele ionice scurte.
În ecuațiile ionice, la sugestia chimistului francez K.-L. Berthollet (1801), toți electroliții puternici, bine solubili, sunt scrieți sub formă de formule ionice, iar precipitarea, gazele și electroliții slabi sunt scrise sub formă de formule moleculare. Formarea precipitațiilor este marcată cu o săgeată în jos (↓), formarea gazelor cu o săgeată în sus (). Un exemplu de scriere a ecuației de reacție conform regulii Berthollet:

a) ecuația moleculară
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) ecuația ionică completă
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gaz, H2O - electrolit slab)
c) ecuație ionică scurtă
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

De obicei, la scriere, ele sunt limitate la o scurtă ecuație ionică, cu reactivi solizi notați cu indicele (t), reactivii gazoși - cu indicele (g). Exemple:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 este practic insolubil în apă
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(ecuațiile ionice complete și scurte sunt aceleași)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(majoritatea sărurilor acide sunt foarte solubile în apă).

Dacă electroliții puternici nu participă la reacție, nu există o formă ionică a ecuației:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

BILETUL #23

Hidroliza sării

Hidroliza sării este interacțiunea ionilor de sare cu apa pentru a forma particule cu disociere scăzută.

Hidroliza, la propriu, este descompunerea prin apă. Dând această definiție a reacției de hidroliză a sărurilor, subliniem că sărurile în soluție sunt sub formă de ioni și că forța motrice a reacției este formarea de particule ușor disociante (o regulă generală pentru multe reacții în soluții) .

Hidroliza are loc numai în acele cazuri în care ionii formați ca urmare a disocierii electrolitice a sării - un cation, un anion sau ambele împreună - sunt capabili să formeze compuși slab disociați cu ionii de apă, iar acest lucru, la rândul său, are loc atunci când cationul este puternic polarizant (cationul unei baze slabe), iar anionul este ușor polarizat (anionul unui acid slab). Aceasta modifică pH-ul mediului. Dacă cationul formează o bază puternică, iar anionul formează un acid puternic, atunci ei nu suferă hidroliză.

1. Hidroliza unei sări a unei baze slabe și a unui acid tare trece prin cation, acesta poate forma o bază slabă sau sare bazică și pH-ul soluției va scădea

2. Hidroliza unei sări a unui acid slab și a unei baze tare trece prin anion, acesta poate forma un acid slab sau sare acidă și pH-ul soluției va crește

3. Hidroliza unei sări a unei baze slabe și a unui acid slab trece, de obicei, pentru a forma un acid slab și o bază slabă; pH-ul soluției în acest caz diferă ușor de 7 și este determinat de puterea relativă a acidului și a bazei

4. Hidroliza unei sări a unei baze tare și a unui acid tare nu are loc

Întrebarea 24 Clasificarea oxizilor

Oxizi se numesc substanțe complexe, a căror compoziție a moleculelor include atomi de oxigen în stare de oxidare - 2 și un alt element.

oxizi poate fi obținut prin interacțiunea directă a oxigenului cu un alt element, sau indirect (de exemplu, prin descompunerea sărurilor, bazelor, acizilor). În condiții normale, oxizii sunt în stare solidă, lichidă și gazoasă, acest tip de compuși fiind foarte comun în natură. Oxizii se găsesc în scoarța terestră. Rugina, nisipul, apa, dioxidul de carbon sunt oxizi.

Oxizi formatori de sare De exemplu,

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oxizi formatori de sare- Aceștia sunt oxizi care formează săruri ca urmare a reacțiilor chimice. Aceștia sunt oxizi de metale și nemetale, care, atunci când interacționează cu apa, formează acizii corespunzători, iar când interacționează cu bazele, sărurile acide și normale corespunzătoare. De exemplu, oxidul de cupru (CuO) este un oxid care formează sare, deoarece, de exemplu, atunci când reacţionează cu acidul clorhidric (HCl), se formează o sare:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

Ca rezultat al reacțiilor chimice, se pot obține și alte săruri:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oxizi care nu formează sare numiti oxizi care nu formeaza saruri. Un exemplu este CO, N2O, NO.

ELECTROLIȚI Substanțe ale căror soluții sau topituri conduc electricitatea.

NEELECTROLIȚI Substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc electricitatea.

Disociere- descompunerea compuşilor în ioni.

Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule din soluție.

ELECTROLIȚI PUTERNICI când sunt dizolvate în apă, se disociază aproape complet în ioni.

Când scrieți ecuațiile de disociere a electroliților puternici puneți un semn egal.

Electroliții puternici includ:

Săruri solubile ( vezi tabelul de solubilitate);

Mulți acizi anorganici: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( uite acizi-electroliți puternici în tabelul de solubilitate);

Baze ale metalelor alcaline (LiOH, NaOH, KOH) și alcalino-pământoase (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( vezi bazele electrolitice puternice în tabelul de solubilitate).

ELECTROLIȚI SLABIîn soluţii apoase se disociază doar parţial (reversibil) în ioni.

La scrierea ecuațiilor de disociere pentru electroliții slabi se pune semnul reversibilității.

Electroliții slabi includ:

Aproape toți acizii organici și apă (H 2 O);

Unii acizi anorganici: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( uite acizi-electroliți slabi în tabelul de solubilitate);

Hidroxizi metalici insolubili (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vezi bazelecelectroliți slabi în tabelul de solubilitate).

Gradul de disociere electrolitică este influențat de o serie de factori:

natura solventului şi electrolit: electroliții puternici sunt substanțe cu legături ionice și covalente puternic polare; capacitate de ionizare bună, adică capacitatea de a provoca disocierea substanțelor, au solvenți cu o constantă dielectrică ridicată, ale căror molecule sunt polare (de exemplu, apă);

temperatura: întrucât disocierea este un proces endotermic, o creștere a temperaturii crește valoarea lui α;

concentraţie: când soluția este diluată, gradul de disociere crește, iar odată cu creșterea concentrației, acesta scade;

stadiul procesului de disociere: fiecare etapă ulterioară este mai puțin eficientă decât cea anterioară, de aproximativ 1000–10.000 de ori; de exemplu, pentru acid fosforic α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (prima etapă, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (a doua etapă, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (a treia etapă, α 3).

Din acest motiv, într-o soluție a acestui acid, concentrația de ioni de hidrogen este cea mai mare, iar concentrația de ioni de fosfat PO3−4 este cea mai scăzută.

1. Solubilitatea și gradul de disociere al unei substanțe nu sunt legate între ele. De exemplu, un electrolit slab este acidul acetic, care este foarte solubil (nerestricționat) în apă.

2. O soluție de electrolit slab conține mai puțin decât alții acei ioni care se formează în ultima etapă a disocierii electrolitice

Gradul de disociere electrolitică este de asemenea afectat de adăugarea altor electroliți: de exemplu, gradul de disociere a acidului formic

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

scade daca se adauga putin formiat de sodiu in solutie. Această sare se disociază pentru a forma ioni de formiat HCOO −:

HCOONa → HCOO − + Na +

Ca urmare, concentrația ionilor HCOO– în soluție crește, iar conform principiului Le Chatelier, o creștere a concentrației ionilor de formiat deplasează echilibrul procesului de disociere a acidului formic spre stânga, adică. gradul de disociere scade.

Legea diluției Ostwald- raport care exprimă dependența conductivității electrice echivalente a unei soluții diluate a unui electrolit binar slab de concentrația soluției:

Aici, este constanta de disociere a electrolitului, este concentrația și sunt valorile conductivității electrice echivalente la concentrație și, respectiv, la diluție infinită. Raportul este o consecință a legii acțiunii în masă și a egalității

unde este gradul de disociere.

Legea diluției Ostwald a fost dezvoltată de W. Ostwald în 1888 și confirmată de el experimental. Stabilirea experimentală a corectitudinii legii diluției Ostwald a fost de mare importanță pentru fundamentarea teoriei disocierii electrolitice.

Disocierea electrolitică a apei. Indicator de hidrogen pH Apa este un electrolit amfoter slab: H2O H+ + OH- sau, mai precis: 2H2O \u003d H3O + + OH- Constanta de disociere a apei la 25 ° C este: poate fi considerată constantă și egală cu 55,55 mol / l (densitatea apei 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, cantitatea de substanță apoasă 1000g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 .55 mol/l). Apoi, această valoare este constantă la o anumită temperatură (25 ° C), se numește produsul ionic al apei KW: disocierea apei este un proces endotermic, prin urmare, cu o creștere a temperaturii, în conformitate cu principiul Le Chatelier, disocierea crește, produsul ionic crește și atinge o valoare de 10-13 la 100 ° C. În apa pură la 25°C, concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxil sunt egale între ele: = = 10-7 mol/l Soluțiile în care concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxil sunt egale între ele se numesc neutre. Dacă se adaugă acid în apa pură, concentrația de ioni de hidrogen va crește și va deveni mai mare de 10-7 mol/l, mediul va deveni acid, în timp ce concentrația de ioni de hidroxil se va schimba instantaneu, astfel încât produsul ionic al apei să-și păstreze. valoare 10-14. Același lucru se va întâmpla atunci când alcalii se adaugă în apă pură. Concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxil sunt legate între ele prin produsul ionic, prin urmare, cunoscând concentrația unuia dintre ioni, este ușor de calculat concentrația celuilalt. De exemplu, dacă = 10-3 mol/l, atunci = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, sau dacă = 10-2 mol/l, atunci = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Astfel, concentrația de ioni de hidrogen sau hidroxil poate servi ca o caracteristică cantitativă a acidității sau alcalinității mediului. În practică, nu se folosesc concentrațiile de hidrogen sau ioni de hidroxil, ci indicatorii de pH hidrogen sau hidroxil pOH. Indicele de hidrogen pH este egal cu logaritmul zecimal negativ al concentrației de ioni de hidrogen: pH = - lg Indicele hidroxil pOH este egal cu logaritmul zecimal negativ al concentrației de ioni de hidroxil: pOH = - lg Este ușor de arătat prin pronunţând produsul ionic al apei că pH + pOH = 14 mediul este neutru, dacă mai mic de 7 - acid, iar cu cât pH-ul este mai scăzut, cu atât concentraţia ionilor de hidrogen este mai mare. pH mai mare de 7 - mediu alcalin, cu cât pH-ul este mai mare, cu atât concentrația de ioni de hidroxil este mai mare.