Mahinang electrolytes
Mahinang electrolytes Mga sangkap na bahagyang naghihiwalay sa mga ion. Ang mga solusyon ng mahinang electrolyte, kasama ng mga ion, ay naglalaman ng mga hindi magkakahiwalay na molekula. Ang mga mahihinang electrolyte ay hindi makapagbibigay ng mataas na konsentrasyon ng mga ion sa solusyon. Ang mga mahihinang electrolyte ay kinabibilangan ng:
1) halos lahat ng mga organikong acid (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, atbp.);
2) ilang inorganic acid (H 2 CO 3 , H 2 S, atbp.);
3) halos lahat ng nalulusaw sa tubig na mga asing-gamot, base at ammonium hydroxide Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH4OH;
Sila ay mahihirap na konduktor (o halos hindi konduktor) ng kuryente.
Ang mga konsentrasyon ng ion sa mga solusyon ng mahinang electrolyte ay may husay na nailalarawan sa antas at pare-pareho ng dissociation.
Ang antas ng dissociation ay ipinahayag sa mga fraction ng isang yunit o bilang isang porsyento (a \u003d 0.3 ay ang kondisyonal na hangganan ng paghahati sa malakas at mahina na mga electrolyte).
Ang antas ng dissociation ay depende sa konsentrasyon ng mahinang electrolyte solution. Kapag natunaw ng tubig, palaging tumataas ang antas ng dissociation, dahil ang bilang ng mga solvent molecule (H 2 O) ay tumataas sa bawat solute molecule. Ayon sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang equilibrium ng electrolytic dissociation sa kasong ito ay dapat na lumipat sa direksyon ng pagbuo ng produkto, i.e. hydrated ions.
Ang antas ng electrolytic dissociation ay depende sa temperatura ng solusyon. Karaniwan, sa pagtaas ng temperatura, ang antas ng dissociation ay tumataas, dahil Ang mga bono sa mga molekula ay isinaaktibo, sila ay nagiging mas mobile at mas madaling mag-ionize. Ang konsentrasyon ng mga ion sa isang mahinang solusyon sa electrolyte ay maaaring kalkulahin na alam ang antas ng dissociation a at ang paunang konsentrasyon ng sangkap c sa solusyon.
HAn = H + + An - .
Ang equilibrium constant K p ng reaksyong ito ay ang dissociation constant K d:
K d = . / . (10.11)
Kung ipinahayag natin ang mga konsentrasyon ng balanse sa mga tuntunin ng konsentrasyon ng isang mahinang electrolyte C at ang antas ng dissociation nito α, pagkatapos ay makukuha natin:
K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
Ang tawag sa relasyong ito Batas ng pagbabanto ni Ostwald. Para sa napakahina na mga electrolyte sa α<<1 это уравнение упрощается:
K d \u003d C. α 2. (10.13)
Ito ay nagpapahintulot sa amin na tapusin na, sa walang katapusang pagbabanto, ang antas ng dissociation α ay may gawi sa pagkakaisa.
Protolytic equilibrium sa tubig:
,
,
Sa isang pare-parehong temperatura sa mga dilute na solusyon, ang konsentrasyon ng tubig sa tubig ay pare-pareho at katumbas ng 55.5, ( 
)
, (10.15)
kung saan ang K in ay ang ionic na produkto ng tubig.
Pagkatapos =10 -7 . Sa pagsasagawa, dahil sa kaginhawahan ng pagsukat at pag-record, ginagamit ang isang halaga - ang halaga ng pH, (criterion) ng lakas ng isang acid o base. Ganun din 
.
Mula sa equation (11.15): 
.
Sa pH = 7 - ang reaksyon ng solusyon ay neutral, sa pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkalina.
Sa ilalim ng normal na kondisyon (0°C):
, pagkatapos
Larawan 10.4 - pH ng iba't ibang mga sangkap at sistema
10.7 Mga solusyon ng malalakas na electrolyte
Ang mga malakas na electrolyte ay mga sangkap na, kapag natunaw sa tubig, halos ganap na nabubulok sa mga ion. Bilang isang patakaran, ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng mga sangkap na may ionic o mataas na polar na mga bono: lahat ng lubos na natutunaw na mga asing-gamot, malakas na acids (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) at malakas na mga base (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
Sa isang solusyon ng isang malakas na electrolyte, ang solute ay matatagpuan higit sa lahat sa anyo ng mga ions (cations at anions); ang mga hindi naghihiwalay na molekula ay halos wala.
Ang pangunahing pagkakaiba sa pagitan ng malakas at mahinang electrolyte ay ang dissociation equilibrium ng malakas na electrolytes ay ganap na inilipat sa kanan:
H 2 SO 4 \u003d H ++ HSO 4 -,
at samakatuwid ang pare-pareho ng ekwilibriyo (dissociation) ay lumalabas na isang hindi tiyak na dami. Ang pagbaba sa electrical conductivity na may pagtaas ng konsentrasyon ng isang malakas na electrolyte ay dahil sa electrostatic interaction ng mga ions.
Ang Dutch scientist na si Petrus Josephus Wilhelmus Debye at ang German scientist na si Erich Hückel ay nagpostulate:
1) ang electrolyte ganap na dissociates, ngunit sa medyo dilute solusyon (C M = 0.01 mol. l -1);
2) ang bawat ion ay napapalibutan ng isang shell ng mga ion ng kabaligtaran na tanda. Sa turn, ang bawat isa sa mga ions na ito ay natunaw. Ang kapaligirang ito ay tinatawag na ionic na kapaligiran. Sa pakikipag-ugnayan ng electrolytic ng mga ions ng kabaligtaran na mga palatandaan, kinakailangang isaalang-alang ang impluwensya ng ionic na kapaligiran. Kapag ang isang cation ay gumagalaw sa isang electrostatic field, ang ionic na kapaligiran ay deformed; kumapal ito sa harap niya at pumayat sa likod niya. Ang kawalaan ng simetrya ng ionic na kapaligiran ay may higit na nakakahadlang na epekto sa paggalaw ng kation, mas mataas ang konsentrasyon ng mga electrolyte at mas malaki ang singil ng mga ion. Sa mga sistemang ito, ang konsepto ng konsentrasyon ay nagiging malabo at dapat mapalitan ng aktibidad. Para sa isang binary na singly charged electrolyte KatAn = Kat + + An - ang mga aktibidad ng cation (a +) at anion (a -), ayon sa pagkakabanggit, ay
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
kung saan ang C + at C - ay ang analytical concentrations ng cation at anion, ayon sa pagkakabanggit;
γ + at γ - - ang kanilang mga koepisyent ng aktibidad.
|
Imposibleng matukoy nang hiwalay ang aktibidad ng bawat ion, samakatuwid, para sa singly charged electrolytes, ang geometric mean na mga halaga ng mga aktibidad i
at mga koepisyent ng aktibidad.
Pagtuturo
Ang kakanyahan ng teoryang ito ay kapag natunaw (natunaw sa tubig), halos lahat ng mga electrolyte ay nabubulok sa mga ion, na parehong positibo at negatibong sisingilin (na tinatawag na electrolytic dissociation). Sa ilalim ng impluwensya ng isang electric current, negatibo ("-") patungo sa anode (+), at positibong sisingilin (cations, "+"), lumipat patungo sa cathode (-). Ang electrolytic dissociation ay isang reversible process (ang reverse process ay tinatawag na "molarization").
Ang antas (a) ng electrolytic dissociation ay nakasalalay sa electrolyte mismo, ang solvent, at ang kanilang konsentrasyon. Ito ang ratio ng bilang ng mga molekula (n) na nabulok sa mga ion sa kabuuang bilang ng mga molekula na ipinasok sa solusyon (N). Makakakuha ka ng: a = n / N
Kaya, ang mga malakas na electrolyte ay mga sangkap na ganap na nabubulok sa mga ion kapag natunaw sa tubig. Ang mga malakas na electrolyte, bilang panuntunan, ay mga sangkap na may mataas na polar o mga bono: ito ay mga asing-gamot na lubos na natutunaw (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), pati na rin ang mga matibay na base (KOH, NaOH, RbOH, Ba (). OH) 2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Sa isang malakas na electrolyte, ang sangkap na natunaw dito ay kadalasang nasa anyo ng mga ions ( ); halos walang mga molekula na hindi naghihiwalay.
Ang mga mahihinang electrolyte ay mga sangkap na bahagyang naghihiwalay sa mga ion. Ang mga mahihinang electrolyte, kasama ang mga ion sa solusyon, ay naglalaman ng mga hindi magkakahiwalay na molekula. Ang mga mahinang electrolyte ay hindi nagbibigay ng isang malakas na konsentrasyon ng mga ion sa solusyon.
Ang mga mahina ay:
- mga organikong acid (halos lahat) (C2H5COOH, CH3COOH, atbp.);
- ilan sa mga acid (H2S, H2CO3, atbp.);
- halos lahat ng mga asing-gamot, bahagyang natutunaw sa tubig, ammonium hydroxide, pati na rin ang lahat ng mga base (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- tubig.
Halos hindi sila nagsasagawa ng electric current, o nagsasagawa, ngunit hindi maganda.
tala
Bagama't ang dalisay na tubig ay nagsasagawa ng koryente nang napakahina, mayroon pa rin itong masusukat na electrical conductivity, dahil sa ang katunayan na ang tubig ay bahagyang nag-dissociate sa mga hydroxide ions at hydrogen ions.
Nakatutulong na payo
Karamihan sa mga electrolyte ay mga kinakaing sangkap, kaya kapag nagtatrabaho sa kanila, maging lubhang maingat at sundin ang mga regulasyon sa kaligtasan.
Ang matibay na base ay isang inorganic na kemikal na tambalan na nabuo ng isang hydroxyl group -OH at isang alkali (mga elemento ng pangkat I ng periodic system: Li, K, Na, RB, Cs) o alkaline earth metal (mga elemento ng grupo II Ba, Ca). Ang mga ito ay isinulat bilang mga formula na LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.
Kakailanganin mong
- evaporating tasa
- burner
- mga tagapagpahiwatig
- bakal na baras
- H₃RO₄
Pagtuturo
Ang mga matibay na base ay nagpapakita, katangian ng lahat. Ang presensya sa solusyon ay tinutukoy ng pagbabago sa kulay ng indicator. Magdagdag ng phenolphthalein sa sample na may test solution o tanggalin ang litmus paper. Methyl orange ay dilaw, phenolphthalein ay purple, at litmus paper ay asul. Kung mas malakas ang base, mas matindi ang kulay ng indicator.
Kung kailangan mong malaman kung aling mga alkali ang ipinakita sa iyo, pagkatapos ay magsagawa ng isang pagsusuri ng husay ng mga solusyon. Ang pinakakaraniwang matibay na base ay lithium, potassium, sodium, barium, at calcium. Ang mga base ay tumutugon sa mga acid (mga reaksyon ng neutralisasyon) upang bumuo ng asin at tubig. Sa kasong ito, maaaring makilala ang Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ at LiOH. Kapag may acid, nabubuo ang mga hindi matutunaw. Ang natitirang hydroxides ay hindi magbibigay ng ulan, tk. lahat ng K at Na salt ay natutunaw.
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
Pilitin ang mga ito at tuyo ang mga ito. Itusok ang mga tuyong sediment sa apoy ng burner. Ang mga lithium, calcium at barium ions ay maaaring matukoy sa pamamagitan ng pagpapalit ng kulay ng apoy. Alinsunod dito, matutukoy mo kung nasaan ang hydroxide. Lithium salts ay nagbibigay kulay sa burner flame carmine red. Barium salts - sa berde, at calcium salts - sa raspberry.
Ang natitirang alkalis ay bumubuo ng mga natutunaw na orthophosphate.
3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О
3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O
I-evaporate ang tubig sa isang tuyong nalalabi. Ang mga evaporated salt sa isang metal rod ay salit-salit na dinadala sa apoy ng burner. Doon, sodium salt - ang apoy ay magiging maliwanag na dilaw, at potasa - pink-purple. Kaya, ang pagkakaroon ng isang minimum na hanay ng mga kagamitan at reagents, natukoy mo ang lahat ng matibay na dahilan na ibinigay sa iyo.
Ang isang electrolyte ay isang sangkap na sa solid state ay isang dielectric, iyon ay, hindi nagsasagawa ng electric current, gayunpaman, sa isang dissolved o molten form ito ay nagiging isang conductor. Bakit may napakalaking pagbabago sa mga ari-arian? Ang katotohanan ay ang mga molekula ng electrolyte sa mga solusyon o natutunaw ay naghihiwalay sa mga positibong sisingilin at negatibong sisingilin na mga ion, dahil sa kung saan ang mga sangkap na ito sa ganoong estado ng pagsasama-sama ay maaaring magsagawa ng electric current. Karamihan sa mga salts, acids, bases ay may electrolytic properties.
Pagtuturo
Anong mga sangkap ang malakas? Ang ganitong mga sangkap, sa mga solusyon o natutunaw kung saan halos 100% ng mga molekula ay nakalantad, at anuman ang konsentrasyon ng solusyon. Kasama sa listahan ang ganap na mayorya ng mga natutunaw na alkali, asin at ilang acid, tulad ng hydrochloric, bromine, iodine, nitric, atbp.
At paano kumilos ang mga mahihina sa mga solusyon o natutunaw? mga electrolyte? Una, sila ay naghihiwalay sa napakaliit na lawak (hindi hihigit sa 3% ng kabuuang bilang ng mga molekula), at pangalawa, sila ay lumalala at mas mabagal, mas mataas ang konsentrasyon ng solusyon. Kabilang sa mga naturang electrolyte, halimbawa, (ammonium hydroxide), karamihan sa mga organic at inorganic acid (kabilang ang hydrofluoric - HF) at, siyempre, ang pamilyar na tubig sa ating lahat. Dahil isang maliit na bahagi lamang ng mga molekula nito ang nabubulok sa mga hydrogen ions at hydroxyl ions.
Tandaan na ang antas ng dissociation at, nang naaayon, ang lakas ng electrolyte ay nakasalalay sa mga kadahilanan: ang likas na katangian ng electrolyte mismo, ang solvent, at ang temperatura. Samakatuwid, ang dibisyong ito mismo ay nasa isang tiyak na lawak na may kondisyon. Pagkatapos ng lahat, ang parehong sangkap ay maaaring, sa ilalim ng iba't ibang mga kondisyon, ay parehong isang malakas na electrolyte at isang mahina. Upang masuri ang lakas ng electrolyte, isang espesyal na halaga ang ipinakilala - ang dissociation constant, na tinutukoy batay sa batas ng mass action. Ngunit ito ay naaangkop lamang sa mga mahihinang electrolyte; malakas mga electrolyte hindi nila sinusunod ang batas ng kumikilos na masa.
Mga pinagmumulan:
- listahan ng malakas na electrolytes
asin- ito ay mga kemikal na binubuo ng isang cation, iyon ay, isang positibong sisingilin ion, isang metal at isang negatibong sisingilin anion - isang acid residue. Maraming uri ng mga asin: normal, acidic, basic, double, mixed, hydrated, complex. Depende ito sa mga komposisyon ng cation at anion. Paano mo matukoy base asin?
, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 ,
, 30, , , , , , , , /2003
§ 6.3. Malakas at mahina electrolytes
Ang materyal sa seksyong ito ay bahagyang pamilyar sa iyo mula sa mga naunang pinag-aralan na kurso sa kimika ng paaralan at mula sa nakaraang seksyon. Suriin natin sandali ang iyong nalalaman at kilalanin ang bagong materyal.
Sa nakaraang seksyon, tinalakay namin ang pag-uugali sa mga may tubig na solusyon ng ilang mga asing-gamot at mga organikong sangkap na ganap na nabubulok sa mga ion sa may tubig na solusyon.
Mayroong isang bilang ng mga simple ngunit walang alinlangan na katibayan na ang ilang mga sangkap sa may tubig na mga solusyon ay nabubulok sa mga particle. Kaya, ang mga may tubig na solusyon ng sulfuric H 2 SO 4 , nitric HNO 3 , chlorine HClO 4 , hydrochloric (hydrochloric) HCl, acetic CH 3 COOH at iba pang mga acid ay may maasim na lasa. Sa mga pormula ng mga acid, ang karaniwang particle ay ang hydrogen atom, at maaari itong ipalagay na (sa anyo ng isang ion) ito ang sanhi ng parehong lasa ng lahat ng iba't ibang mga sangkap na ito.
Ang mga hydrogen ions na nabuo sa panahon ng dissociation sa isang may tubig na solusyon ay nagbibigay sa solusyon ng maasim na lasa, kaya naman ang mga naturang sangkap ay tinatawag na mga acid. Sa kalikasan, ang mga hydrogen ions lamang ang lasa ng maasim. Lumilikha sila ng tinatawag na acidic (acidic) na kapaligiran sa isang may tubig na solusyon.
Tandaan, kapag sinabi mong "hydrogen chloride", ang ibig mong sabihin ay ang gas at mala-kristal na estado ng sangkap na ito, ngunit para sa isang may tubig na solusyon, dapat mong sabihin ang "hydrochloric acid solution", "hydrochloric acid" o gamitin ang karaniwang pangalan na "hydrochloric acid", kahit na ang komposisyon ng sangkap sa anumang estado na ipinahayag ng parehong formula - Hcl.
Ang mga may tubig na solusyon ng mga hydroxides ng lithium (LiOH), sodium (NaOH), potassium (KOH), barium (Ba (OH) 2), calcium (Ca (OH) 2) at iba pang mga metal ay may parehong hindi kasiya-siyang lasa at sanhi ng mapait-sabon. sa balat ng mga kamay sliding pakiramdam. Tila, ang mga OH– hydroxide ions, na bahagi ng naturang mga compound, ay may pananagutan sa ari-arian na ito.
Ang hydrochloric HCl, hydrobromic HBr at hydroiodic HI acids ay tumutugon sa zinc sa parehong paraan, sa kabila ng kanilang magkakaibang komposisyon, dahil hindi ang acid ang aktwal na tumutugon sa zinc:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,
at hydrogen ions:
Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
at ang hydrogen gas at zinc ions ay nabuo.
Ang paghahalo ng ilang mga solusyon sa asin, halimbawa, potassium chloride KCl at sodium nitrate NaNO 3, ay hindi sinamahan ng isang kapansin-pansing thermal effect, bagaman pagkatapos ng pagsingaw ng solusyon, nabuo ang isang halo ng mga kristal ng apat na sangkap: ang mga orihinal - potasa chloride at sodium nitrate - at mga bago - potassium nitrate KNO 3 at sodium chloride NaCl . Maaaring ipagpalagay na sa solusyon, ang dalawang paunang asin ay ganap na nabubulok sa mga ion, na, kapag ito ay sumingaw, ay bumubuo ng apat na kristal na sangkap:
Ang paghahambing ng impormasyong ito sa electrical conductivity ng mga may tubig na solusyon ng mga acid, hydroxides at salts at sa isang bilang ng iba pang mga probisyon, S.A. Arrhenius noong 1887 ay naglagay ng hypothesis ng electrolytic dissociation, ayon sa kung saan ang mga molecule ng acids, hydroxides at salts, kapag natunaw. sa tubig, maghiwalay sa mga ions.
Ang pag-aaral ng mga produktong electrolysis ay nagpapahintulot sa iyo na magtalaga ng mga positibo o negatibong singil sa mga ion. Malinaw, kung ang isang acid, halimbawa, nitric HNO 3, ay naghihiwalay, ipagpalagay, sa dalawang ions at ang hydrogen ay inilabas sa panahon ng electrolysis ng isang may tubig na solusyon sa katod (negatively charged electrode), kung gayon, samakatuwid, mayroong mga positibong sisingilin na hydrogen ions. H + sa solusyon. Pagkatapos ang equation ng dissociation ay dapat na isulat tulad ng sumusunod:
HNO 3 \u003d H + +.
Electrolytic dissociation- kumpleto o bahagyang pagkabulok ng compound kapag natunaw ito sa tubig sa mga ions bilang resulta ng pakikipag-ugnayan sa isang molekula ng tubig (o iba pang solvent).
mga electrolyte- mga acid, base o asin, mga may tubig na solusyon na nagsasagawa ng electric current bilang resulta ng dissociation.
Ang mga sangkap na hindi naghihiwalay sa mga ion sa isang may tubig na solusyon at ang mga solusyon ay hindi nagdadala ng kuryente ay tinatawag na non-electrolytes.
Ang dissociation ng electrolytes ay binibilang antas ng paghihiwalay- ang ratio ng bilang ng "mga molekula" (mga yunit ng formula) na nabulok sa mga ion sa kabuuang bilang ng "mga molekula" ng solute. Ang antas ng paghihiwalay ay tinutukoy ng titik ng Griyego. Halimbawa, kung sa bawat 100 "molekula" ng isang solute, 80 ang nabubulok sa mga ion, kung gayon ang antas ng dissociation ng solute ay: \u003d 80/100 \u003d 0.8, o 80%.
Ayon sa kakayahang mag-dissociate (o, gaya ng sinasabi nila, "sa pamamagitan ng lakas"), ang mga electrolyte ay nahahati sa malakas,
daluyan at mahina. Ayon sa antas ng dissociation, ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng mga para sa mga solusyon na> 30%, mga mahina -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита –
величина, зависящая от концентрации вещества,
температуры, природы растворителя и др.
Sa kaso ng mga may tubig na solusyon, malakas na electrolytes(> 30%) ay nabibilang sa mga sumusunod na grupo ng mga compound.
1
. Maraming mga inorganic acid, tulad ng hydrochloric HCl, nitric HNO 3 , sulfuric H 2 SO 4 sa mga dilute na solusyon. Ang pinakamalakas na inorganic acid ay perchloric HClO 4.
Ang lakas ng mga non-oxygen acid ay tumataas sa isang serye ng mga compound ng parehong uri kapag lumilipat pababa sa subgroup ng acid-forming elements:
HCl-HBr-HI.
Ang hydrofluoric (hydrofluoric) acid HF ay natutunaw ang salamin, ngunit hindi ito nagpapahiwatig ng lakas nito. Ang acid na ito mula sa oxygen-free halogen-containing acids ay kabilang sa mga acid na may katamtamang lakas dahil sa mataas na enerhiya ng H–F bond, ang kakayahan ng HF molecules na mag-unite (associate) dahil sa malakas na hydrogen bonds, ang interaksyon ng F ions sa HF molecules (hydrogen bonds) na may pagbuo ng mga ions at iba pang mas kumplikadong particle. Bilang resulta, ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions sa isang may tubig na solusyon ng acid na ito ay makabuluhang nabawasan, kaya ang hydrofluoric acid ay itinuturing na may katamtamang lakas.
Ang hydrogen fluoride ay tumutugon sa silicon dioxide, na bahagi ng salamin, ayon sa equation:SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O.
Ang hydrofluoric acid ay hindi dapat itago sa mga sisidlan ng salamin. Para sa mga ito, ang mga sisidlan na gawa sa tingga, ilang mga plastik at salamin ay ginagamit, ang mga dingding nito ay natatakpan mula sa loob ng isang makapal na layer ng paraffin. Kung ang hydrogen fluoride gas ay ginagamit upang "mag-ukit" sa salamin, ang ibabaw ng salamin ay nagiging matte, na ginagamit upang mag-apply ng mga inskripsiyon at iba't ibang mga pattern sa salamin. Ang "pag-ukit" ng baso na may tubig na solusyon ng hydrofluoric acid ay nakakasira sa ibabaw ng salamin, na nananatiling transparent. Sa pagbebenta ay karaniwang isang 40% na solusyon ng hydrofluoric acid.
Ang lakas ng parehong uri ng mga oxygen acid ay nagbabago sa kabaligtaran ng direksyon, halimbawa, ang iodic acid HIO 4 ay mas mahina kaysa sa perchloric acid HClO 4.
Kung ang isang elemento ay bumubuo ng ilang mga oxygen acid, kung gayon ang acid kung saan ang acid-forming element ay may pinakamataas na valence ang may pinakamalaking lakas. Kaya, sa serye ng mga acid HclO (hypochlorous) - HclO 2 (chloric) - HclO 3 (chloric) - HclO 4 (chloric), ang huli ay ang pinakamalakas.
Ang isang dami ng tubig ay natutunaw ng halos dalawang volume ng chlorine. Ang klorin (halos kalahati nito) ay nakikipag-ugnayan sa tubig:
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.
Malakas ang hydrochloric acid; halos walang mga molekula ng HCl sa may tubig na solusyon nito. Ang tamang equation para sa reaksyon ay:
Cl 2 + H 2 O \u003d H + + Cl - + HClO - 25 kJ / mol.
Ang nagresultang solusyon ay tinatawag na chlorine water.
Ang hypochlorous acid ay isang fast-acting oxidizing agent, kaya ginagamit ito sa pagpapaputi ng mga tela.
2 . Hydroxides ng mga elemento ng pangunahing subgroup ng mga grupo I at II ng periodic system: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2, atbp. Kapag bumababa sa subgroup, habang ang mga metal na katangian ng elemento ay tumataas, ang lakas ng tumataas ang hydroxides. Ang mga natutunaw na hydroxides ng pangunahing subgroup ng mga elemento ng pangkat I ay inuri bilang alkalis.
Ang mga base na natutunaw sa tubig ay tinatawag na alkalis. Kasama rin dito ang mga hydroxides ng mga elemento ng pangunahing subgroup ng pangkat II (alkaline earth metals) at ammonium hydroxide (isang may tubig na solusyon ng ammonia). Minsan ang alkalis ay ang mga hydroxides na lumilikha ng mataas na konsentrasyon ng mga hydroxide ions sa isang may tubig na solusyon. Sa hindi napapanahong literatura, makikita mo sa mga alkalis potassium carbonates K 2 CO 3 (potash) at sodium Na 2 CO 3 (soda), sodium bicarbonate NaHCO 3 (baking soda), borax Na 2 B 4 O 7, sodium hydrosulfides NaHS at potassium KHS atbp.
Ang calcium hydroxide Ca (OH) 2 bilang isang malakas na electrolyte ay naghihiwalay sa isang hakbang:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -.
3 . Halos lahat ng asin. Ang asin, kung ito ay isang malakas na electrolyte, ay naghihiwalay sa isang hakbang, halimbawa ferric chloride:
FeCl 3 \u003d Fe 3+ + 3Cl -.
Sa kaso ng mga may tubig na solusyon, mahina electrolytes ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.
1 . Tubig H 2 O ay ang pinakamahalagang electrolyte.
2
. Ilang inorganic at halos lahat ng organic acids: H 2 S (hydrosulfide), H 2 SO 3 (sulphurous), H 2 CO 3 (carbonic), HCN (hydrocyanic), H 3 PO 4 (phosphoric, orthophosphoric), H 2 SiO 3 (silicon), H 3 BO 3 (boric, orthoboric), CH 3 COOH (acetic), atbp.
Tandaan na ang carbonic acid ay hindi umiiral sa formula H 2 CO 3. Kapag ang carbon dioxide CO 2 ay natunaw sa tubig, ang hydrate CO 2 H 2 O ay nabuo, na isinulat namin para sa kaginhawaan ng mga kalkulasyon ng formula H 2 CO 3, at ang equation para sa dissociation reaction ay ganito:
Ang paghihiwalay ng mahinang carbonic acid ay nagpapatuloy sa dalawang hakbang. Ang nagreresultang bicarbonate ion ay kumikilos din tulad ng isang mahinang electrolyte.
Ang iba pang polybasic acid ay naghihiwalay sa parehong paraan: H 3 PO 4 (phosphoric), H 2 SiO 3 (silicon), H 3 BO 3 (boric). Sa isang may tubig na solusyon, ang dissociation ay halos dumadaan lamang sa unang yugto. Paano isakatuparan ang dissociation kasama ang huling hakbang?
3
. Hydroxides ng maraming elemento, tulad ng Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3, atbp.
Ang lahat ng mga hydroxide na ito ay naghihiwalay sa isang may tubig na solusyon sa mga hakbang, halimbawa, iron hydroxide
Fe(OH)3:
Sa isang may tubig na solusyon, ang dissociation ay nagpapatuloy lamang sa unang yugto. Paano ilipat ang balanse patungo sa pagbuo ng mga Fe 3+ ions?
Ang mga pangunahing katangian ng hydroxides ng parehong elemento ay tumataas nang may pagbaba sa valency ng elemento. Kaya, ang mga pangunahing katangian ng iron dihydroxide Fe (OH) 2 ay mas malinaw kaysa sa Fe (OH) 3 trihydroxide. Ang pahayag na ito ay katumbas ng katotohanan na ang mga acidic na katangian ng Fe(OH) 3 ay mas malakas kaysa sa Fe(OH) 2 .
4
. Ammonium hydroxide NH 4 OH.
Kapag ang gaseous ammonia NH 3 ay natunaw sa tubig, ang isang solusyon ay nakuha na nagsasagawa ng koryente nang napakahina at may mapait-sabon na lasa. Ang medium ng solusyon ay basic o alkaline. Ang pag-uugaling ito ng ammonia ay ipinaliwanag tulad ng sumusunod. Kapag ang ammonia ay natunaw sa tubig, ang ammonia hydrate NH 3 H 2 O ay nabuo, na kung saan ay may kondisyon kaming ipatungkol ang formula ng non-existent na ammonium hydroxide NH 4 OH , ipagpalagay na ang tambalang ito ay naghihiwalay sa pagbuo ng ammonium ion at hydroxide ion OH -:
NH 4 OH \u003d + OH -.
5 . Ilang asin: zinc chloride ZnCl 2, iron thiocyanate Fe (NCS) 3, mercury cyanide Hg (CN) 2, atbp. Ang mga salt na ito ay naghihiwalay sa mga hakbang.
Para sa mga electrolyte na may katamtamang lakas, ang ilan ay kinabibilangan ng phosphoric acid H 3 PO 4. Isasaalang-alang namin ang phosphoric acid bilang isang mahinang electrolyte at isulat ang tatlong hakbang ng paghihiwalay nito. Ang sulfuric acid sa mga concentrated na solusyon ay kumikilos tulad ng isang electrolyte ng katamtamang lakas, at sa napaka-puro na mga solusyon ay kumikilos ito tulad ng isang mahinang electrolyte. Isasaalang-alang pa natin ang sulfuric acid bilang isang malakas na electrolyte at isulat ang equation para sa dissociation nito sa isang hakbang.
Ang mga malalakas na electrolyte, kapag natunaw sa tubig, halos ganap na naghihiwalay sa mga ion, anuman ang kanilang konsentrasyon sa solusyon.
Samakatuwid, sa mga equation ng dissociation ng malakas na electrolytes maglagay ng pantay na tanda (=).
Ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng:
Mga natutunaw na asing-gamot;
Maraming inorganic acid: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Mga base na nabuo ng mga alkali metal (LiOH, NaOH, KOH, atbp.) at alkaline earth metals (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Ang mga mahihinang electrolyte sa mga may tubig na solusyon ay bahagyang (reversibly) na naghihiwalay sa mga ion.
Samakatuwid, ang reversibility sign (⇄) ay inilalagay sa mga equation ng dissociation para sa mahinang electrolytes.
Ang mga mahihinang electrolyte ay kinabibilangan ng:
Halos lahat ng mga organikong acid at tubig;
Ilang inorganic acid: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, atbp.;
Hindi matutunaw na metal hydroxides: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, atbp.
Mga equation ng reaksyon ng ionic
Mga equation ng reaksyon ng ionic
Ang mga reaksiyong kemikal sa mga solusyon sa electrolyte (mga acid, base at asin) ay nagpapatuloy sa paglahok ng mga ion. Ang pangwakas na solusyon ay maaaring manatiling transparent (ang mga produkto ay lubos na natutunaw sa tubig), ngunit ang isa sa mga produkto ay magiging mahinang electrolyte; sa ibang mga kaso, ang pag-ulan o ebolusyon ng gas ay mapapansin.
Para sa mga reaksyon sa mga solusyon na kinasasangkutan ng mga ion, hindi lamang ang molecular equation ang pinagsama-sama, kundi pati na rin ang buong ionic at short ionic equation.
Sa mga ionic equation, sa mungkahi ng French chemist na si K.-L. Berthollet (1801), lahat ng malakas, well-soluble na electrolyte ay nakasulat sa anyo ng mga formula ng ion, at ang precipitation, gas at mahinang electrolyte ay nakasulat sa anyo ng mga molekular na formula. Ang pagbuo ng precipitation ay minarkahan ng isang pababang arrow sign (↓), ang pagbuo ng mga gas na may pataas na arrow sign (). Isang halimbawa ng pagsulat ng reaction equation ayon sa Berthollet rule:
a) equation ng molekular
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) kumpletong ionic equation
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - mahina electrolyte)
c) maikling ionic equation
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Kadalasan, kapag nagsusulat, ang mga ito ay limitado sa isang maikling ionic equation, na may mga solid reagents na tinutukoy ng index (t), mga gaseous reagents - ng index (g). Mga halimbawa:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Ang Cu(OH)2 ay halos hindi matutunaw sa tubig
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(ang buo at maikling ionic equation ay pareho)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(karamihan sa mga acid salt ay lubos na natutunaw sa tubig).
Kung ang mga malakas na electrolyte ay hindi lumahok sa reaksyon, walang ionic na anyo ng equation:
Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O
TICKET #23
Hydrolysis ng asin
Ang hydrolysis ng asin ay ang pakikipag-ugnayan ng mga ion ng asin sa tubig upang bumuo ng mga particle na mababa ang paghihiwalay.
Ang hydrolysis, literal, ay ang agnas sa pamamagitan ng tubig. Sa pamamagitan ng pagbibigay ng kahulugang ito ng reaksyon ng hydrolysis ng mga asing-gamot, binibigyang-diin namin na ang mga asin sa solusyon ay nasa anyo ng mga ion, at ang puwersang nagtutulak ng reaksyon ay ang pagbuo ng bahagyang naghihiwalay na mga particle (isang pangkalahatang tuntunin para sa maraming reaksyon sa mga solusyon) .
Ang hydrolysis ay nangyayari lamang sa mga kasong iyon kapag ang mga ions na nabuo bilang isang resulta ng electrolytic dissociation ng asin - isang cation, isang anion, o pareho nang magkasama - ay maaaring bumuo ng mahinang dissociating compound na may mga water ions, at ito naman, ay nangyayari kapag ang cation ay malakas na polarizing (mahinang base cation), at ang anion ay madaling polarized (mahinang acid anion). Binabago nito ang pH ng medium. Kung ang cation ay bumubuo ng isang malakas na base, at ang anion ay bumubuo ng isang malakas na acid, kung gayon hindi sila sumasailalim sa hydrolysis.
1. Hydrolysis ng isang asin ng isang mahinang base at isang malakas na acid dumadaan sa cation, maaari itong bumuo ng mahinang base o pangunahing asin at bababa ang pH ng solusyon
2. Hydrolysis ng asin ng mahinang acid at malakas na base dumadaan sa anion, maaaring mabuo ang mahinang acid o acidic na asin at tataas ang pH ng solusyon.
3. Hydrolysis ng asin ng mahinang base at mahinang acid kadalasang dumadaan upang bumuo ng mahinang acid at mahinang base; Ang pH ng solusyon sa kasong ito ay bahagyang naiiba mula sa 7 at tinutukoy ng kamag-anak na lakas ng acid at base.
4. Ang hydrolysis ng isang asin ng isang malakas na base at isang malakas na acid ay hindi nagpapatuloy
Tanong 24 Pag-uuri ng mga oxide
Mga oksido ang mga kumplikadong sangkap ay tinatawag, ang komposisyon ng mga molekula na kinabibilangan ng mga atomo ng oxygen sa estado ng oksihenasyon - 2 at ilang iba pang elemento.
mga oksido ay maaaring makuha sa pamamagitan ng direktang pakikipag-ugnayan ng oxygen sa isa pang elemento, o hindi direkta (halimbawa, sa pamamagitan ng agnas ng mga asing-gamot, base, acid). Sa ilalim ng normal na mga kondisyon, ang mga oxide ay nasa isang solid, likido at gas na estado, ang ganitong uri ng mga compound ay karaniwan sa kalikasan. Ang mga oxide ay matatagpuan sa crust ng Earth. Ang kalawang, buhangin, tubig, carbon dioxide ay mga oxide.
Mga oksido na bumubuo ng asin Halimbawa,
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Mga oksido na bumubuo ng asin- Ito ay mga oxide na bumubuo ng mga asin bilang resulta ng mga reaksiyong kemikal. Ang mga ito ay mga oxide ng mga metal at non-metal, na, kapag nakikipag-ugnayan sa tubig, ay bumubuo ng kaukulang mga acid, at kapag nakikipag-ugnayan sa mga base, ang kaukulang acidic at normal na mga asing-gamot. Halimbawa, Ang copper oxide (CuO) ay isang salt-forming oxide, dahil, halimbawa, kapag ito ay tumutugon sa hydrochloric acid (HCl), isang asin ang nabuo:
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
Bilang resulta ng mga reaksiyong kemikal, maaaring makuha ang iba pang mga asin:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Mga oksido na hindi bumubuo ng asin tinatawag na mga oxide na hindi bumubuo ng mga asin. Ang isang halimbawa ay CO, N 2 O, NO.
MGA ELECTROLYTE Ang mga sangkap na ang mga solusyon o natutunaw ay nagdadala ng kuryente.
HINDI ELECTROLYTE Mga sangkap na ang mga solusyon o natutunaw ay hindi nagdadala ng kuryente.
Dissociation- pagkabulok ng mga compound sa mga ions.
Degree ng dissociation ay ang ratio ng bilang ng mga molekula na nahati sa mga ion sa kabuuang bilang ng mga molekula sa solusyon.
MALAKAS NA ELECTROLYTES kapag dissolved sa tubig, sila ay halos ganap na dissociate sa ions.
Kapag isinusulat ang mga equation ng dissociation ng malakas na electrolytes ay naglalagay ng pantay na tanda.
Ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng:
Mga natutunaw na asin ( tingnan ang solubility table);
Maraming inorganic acid: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( tingnan mo acids-strong electrolytes sa solubility table);
Mga base ng alkali (LiOH, NaOH, KOH) at alkaline earth (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) na mga metal ( tingnan ang malalakas na electrolyte base sa solubility table).
MAHINA ANG MGA ELECTROLYTE sa mga may tubig na solusyon ay bahagyang (reversibly) lamang na naghihiwalay sa mga ion.
Kapag isinusulat ang mga equation ng dissociation para sa mahinang electrolytes, inilalagay ang tanda ng reversibility.
Ang mga mahihinang electrolyte ay kinabibilangan ng:
Halos lahat ng mga organikong acid at tubig (H 2 O);
Ilang inorganic acid: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( tingnan mo acids-mahinang electrolytes sa solubility table);
Hindi matutunaw na metal hydroxides (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( tingnan ang mga basecmahina electrolytes sa solubility table).
Ang antas ng electrolytic dissociation ay naiimpluwensyahan ng isang bilang ng mga kadahilanan:
ang likas na katangian ng solvent at electrolyte: Ang mga malakas na electrolyte ay mga sangkap na may ionic at covalent strongly polar bond; mahusay na kakayahang mag-ionize, i.e. ang kakayahang magdulot ng dissociation ng mga sangkap, may mga solvent na may mataas na dielectric na pare-pareho, ang mga molekula na kung saan ay polar (halimbawa, tubig);
temperatura: dahil ang dissociation ay isang endothermic na proseso, ang pagtaas ng temperatura ay nagpapataas ng halaga ng α;
konsentrasyon: kapag ang solusyon ay natunaw, ang antas ng dissociation ay tumataas, at sa pagtaas ng konsentrasyon, ito ay bumababa;
yugto ng proseso ng dissociation: ang bawat kasunod na yugto ay hindi gaanong epektibo kaysa sa nauna, humigit-kumulang 1000–10,000 beses; halimbawa, para sa phosphoric acid α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄Н++H2PO−4 (unang yugto, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (ikalawang yugto, α 2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (ikatlong yugto, α 3).
Para sa kadahilanang ito, sa isang solusyon ng acid na ito, ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions ay ang pinakamataas, at ang konsentrasyon ng PO3−4 phosphate ions ay ang pinakamababa.
1. Ang solubility at ang antas ng dissociation ng isang substance ay hindi nauugnay sa isa't isa. Halimbawa, ang mahinang electrolyte ay acetic acid, na lubos na (hindi pinaghihigpitan) na natutunaw sa tubig.
2. Ang isang solusyon ng mahinang electrolyte ay naglalaman ng mas mababa kaysa sa iba ng mga ion na nabuo sa huling yugto ng electrolytic dissociation
Ang antas ng electrolytic dissociation ay apektado din ng pagdaragdag ng iba pang mga electrolyte: hal. antas ng dissociation ng formic acid
HCOOH ⇄ HCOO − + H+
bumababa kung ang isang maliit na sodium formate ay idinagdag sa solusyon. Ang asin na ito ay naghihiwalay upang bumuo ng mga format na ion HCOO − :
HCOONa → HCOO − + Na +
Bilang isang resulta, ang konsentrasyon ng mga HCOO– ion sa solusyon ay tumataas, at ayon sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang pagtaas sa konsentrasyon ng mga formate ions ay inililipat ang balanse ng proseso ng dissociation ng formic acid sa kaliwa, i.e. bumababa ang antas ng dissociation.
Batas sa pagbabanto ng Ostwald- ratio na nagpapahayag ng pag-asa ng katumbas na electrical conductivity ng isang dilute solution ng isang binary weak electrolyte sa konsentrasyon ng solusyon:
Dito, ay ang dissociation constant ng electrolyte, ay ang konsentrasyon, at ang mga halaga ng katumbas na electrical conductivity sa konsentrasyon at sa walang katapusang pagbabanto, ayon sa pagkakabanggit. Ang ratio ay bunga ng batas ng aksyong masa at pagkakapantay-pantay
nasaan ang antas ng dissociation.
Ang Ostwald dilution law ay binuo ni W. Ostwald noong 1888 at kinumpirma niya sa pamamagitan ng eksperimentong paraan. Ang pang-eksperimentong pagtatatag ng kawastuhan ng batas ng pagbabanto ng Ostwald ay napakahalaga para sa pagpapatibay ng teorya ng electrolytic dissociation.
Electrolytic dissociation ng tubig. Hydrogen indicator pH Ang tubig ay isang mahinang amphoteric electrolyte: H2O H+ + OH- o, mas tiyak: 2H2O \u003d H3O + + OH- Ang dissociation constant ng tubig sa 25 ° C ay: maaaring ituring na pare-pareho at katumbas ng 55.55 mol / l (densidad ng tubig 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, dami ng sangkap ng tubig 1000g: 18g / mol \u003d 55.55 mol, C \u003d 55.55 mol: 1 l \u003d 55 .55 mol/l). Pagkatapos Ang halagang ito ay pare-pareho sa isang naibigay na temperatura (25 ° C), ito ay tinatawag na ion product ng tubig KW: Ang dissociation ng tubig ay isang endothermic na proseso, samakatuwid, na may pagtaas sa temperatura, alinsunod sa prinsipyo ng Le Chatelier, tumataas ang dissociation, tumataas ang produkto ng ion at umabot sa halagang 10-13 sa 100 ° C. Sa purong tubig sa 25°C, ang mga konsentrasyon ng hydrogen at hydroxyl ions ay pantay-pantay sa isa't isa: = = 10-7 mol/l Ang mga solusyon kung saan ang mga konsentrasyon ng hydrogen at hydroxyl ions ay katumbas ng bawat isa ay tinatawag na neutral. Kung ang acid ay idinagdag sa purong tubig, ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions ay tataas at magiging higit sa 10-7 mol / l, ang medium ay magiging acidic, habang ang konsentrasyon ng mga hydroxyl ions ay agad na magbabago upang ang ion product ng tubig ay mapanatili ang nito. halaga ng 10-14. Ang parehong bagay ay mangyayari kapag ang alkali ay idinagdag sa purong tubig. Ang mga konsentrasyon ng hydrogen at hydroxyl ions ay nauugnay sa bawat isa sa pamamagitan ng produkto ng ion, samakatuwid, alam ang konsentrasyon ng isa sa mga ions, madaling kalkulahin ang konsentrasyon ng isa pa. Halimbawa, kung = 10-3 mol/l, kung gayon = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, o kung = 10-2 mol/l, kung gayon = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Kaya, ang konsentrasyon ng hydrogen o hydroxyl ions ay maaaring magsilbi bilang isang quantitative na katangian ng acidity o alkalinity ng medium. Sa pagsasagawa, hindi ang mga konsentrasyon ng hydrogen o hydroxyl ions ang ginagamit, ngunit ang hydrogen pH o hydroxyl pOH indicator. Ang hydrogen index pH ay katumbas ng negatibong decimal logarithm ng konsentrasyon ng hydrogen ions: pH = - lg Ang hydroxyl index pOH ay katumbas ng negatibong decimal logarithm ng konsentrasyon ng hydroxyl ions: pOH = - lg Madaling ipakita ng pagbigkas ng ionic na produkto ng tubig na pH + pOH = 14 ang medium ay neutral, kung mas mababa sa 7 - acidic, at mas mababa ang pH, mas mataas ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions. pH na higit sa 7 - alkaline na kapaligiran, mas mataas ang pH, mas mataas ang konsentrasyon ng mga hydroxyl ions.
