Popis jakih i slabih elektrolita. Jaki i slabi elektroliti, njihove karakteristike

Koji su u dinamičkoj ravnoteži s nedisociranim molekulama. Slabi elektroliti uključuju većinu organskih kiselina i mnoge organske baze u vodenim i nevodenim vodene otopine.

Slabi elektroliti su:

• gotovo sve organske kiseline i voda;
• neke anorganske kiseline: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 itd.;
• neki slabo topljivi metalni hidroksidi: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 i dr.; kao i amonijev hidroksid NH 4 OH.

Književnost

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov “Fizička i koloidna kemija” M: Viša škola, 1975.

Zaklada Wikimedia. 2010.

Pogledajte što su "slabi elektroliti" u drugim rječnicima:

slabi elektroliti- – elektroliti koji malo disociraju na ione u vodenim otopinama. Proces disocijacije slabih elektrolita je reverzibilan i slijedi zakon aktivne mase. opća kemija: udžbenik / A. V. Zholnin ... Kemijski pojmovi

Tvari s ionskom vodljivošću; Zovu se vodiči druge vrste; prolaz struje kroz njih prati prijenos tvari. Elektroliti uključuju rastaljene soli, okside ili hidrokside, kao i (što se značajno događa... ... Collierova enciklopedija

U širem smislu, tekući ili čvrsti sustavi u kojima su ioni prisutni u zamjetnoj koncentraciji, što uzrokuje prolaz električne energije kroz njih. struja (ionska vodljivost); u užem smislu, u va, koji se raspadaju u p re na ione. Prilikom otapanja E....... Fizička enciklopedija

elektroliti- tekuće ili krute tvari u kojima, kao rezultat, elektrolitička disocijacija ioni se stvaraju u bilo kojoj zamjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolaz konstante električna struja. Elektroliti u otopinama ... ... enciklopedijski rječnik u metalurgiji

U va, u kojem su ioni prisutni u zamjetnim koncentracijama, uzrokujući prolaz elektriciteta. struja (ionska vodljivost). E. tzv. vodiči druge vrste. U užem smislu riječi, E. u va, molekule koje su u p re zbog elektrolitičke ... ... Kemijska enciklopedija

- (od Electro... i grč. lytos razgrađen, topljiv) tekuće ili čvrste tvari i sustavi u kojima su ioni prisutni u bilo kojoj zamjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolazak električne struje. U užem smislu, E...... Velika sovjetska enciklopedija

Ovaj izraz ima i druga značenja, vidi Disocijacija. Elektrolitička disocijacija je proces razgradnje elektrolita na ione kada se on otopi ili tali. Sadržaj 1 Disocijacija u otopinama 2 ... Wikipedia

Elektrolit je tvar čija talina ili otopina provodi električnu struju zbog disocijacije na ione, ali sama tvar ne provodi električnu struju. Primjeri elektrolita su otopine kiselina, soli i baza.... ... Wikipedia

Elektrolit je kemijski pojam koji označava tvar čija talina ili otopina provodi električnu struju zbog disocijacije na ione. Primjeri elektrolita uključuju kiseline, soli i baze. Elektroliti su vodiči druge vrste, ... ... Wikipedia

Elektroliti su tvari, legure tvari ili otopine koje imaju sposobnost elektrolitičkog provođenja galvanske struje. Pomoću teorije elektrolitičke disocijacije možete odrediti kojim elektrolitima neka tvar pripada.

upute

• Bit ove teorije je da se gotovo svi elektroliti pri taljenju (otapanju u vodi) razgrađuju na ione, koji su i pozitivno i negativno nabijeni (što se naziva elektrolitička disocijacija). Pod utjecajem električne struje negativni (anioni, “-”) kreću se prema anodi (+), a pozitivno nabijeni (kationi, “+”) prema katodi (-). Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces ( obrnuti proces naziva se "molarizacija").
• Stupanj (a) elektrolitičke disocijacije ovisi o prirodi samog elektrolita, otapala i njihovoj koncentraciji. Ovo je omjer broja molekula (n) koje su se raspale na ione prema ukupni broj molekule (N) uvedene u otopinu. Dobivate: a = n / N
• Dakle, jaki elektroliti su tvari koje se potpuno raspadaju na ione kada se otope u vodi. Jaki elektroliti, u pravilu, uključuju tvari s visoko polarnim ili ionskim vezama: to su soli koje su vrlo topljive, jake kiseline (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), kao i jake baze (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). U jakom elektrolitu tvar otopljena u njemu većinom je u obliku iona (aniona i kationa); Praktično ne postoje nedisocirane molekule.
• Slabi elektroliti su tvari koje samo djelomično disociraju na ione. Slabi elektroliti, zajedno s ionima u otopini, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne proizvode jaku koncentraciju iona u otopini. Slabi elektroliti uključuju:
  - organske kiseline (gotovo sve) (C2H5COOH, CH3COOH, itd.);
  - neke od anorganske kiseline(H2S, H2CO3, itd.);
  - gotovo sve soli koje su slabo topljive u vodi, amonijev hidroksid, kao i sve baze (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
  - voda Praktično ne provode električnu struju, ili provode, ali slabo.

RJEŠENJA
TEORIJA ELEKTROLITSKE DISOCIJACIJE

ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

(S. Arrhenius, 1887.)

1. Kada se otope u vodi (ili rastale), elektroliti se razgrađuju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

2. Pod utjecajem električne struje kationi (+) se kreću prema katodi (-), a anioni (-) prema anodi (+).

3. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obratna reakcija naziva se molarizacija).

4. Stupanj elektrolitičke disocijacije ( a ) ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji. Prikazuje omjer broja molekula razbijenih na ione ( n ) na ukupan broj molekula unesenih u otopinu ( N).

a = n / N 0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije ionskih tvari

Pri otapanju spojeva s ionskim vezama ( na primjer NaCl ) proces hidratacije započinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i lica kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode s njima stvaraju vodikove ili donorsko-akceptorske veze. Ovim procesom oslobađa se velika količina energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je veličina usporediva s energijom kristalne rešetke, koristi se za uništavanje kristalne rešetke. U tom slučaju hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u otapalo i, miješajući se s njegovim molekulama, tvore otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih tvari

Slično disociraju i tvari čije su molekule građene prema vrsti polarne kovalentne veze (polarne molekule). Oko svake polarne molekule materije ( na primjer HCl ), vodeni dipoli su usmjereni na određeni način. Kao rezultat interakcije s vodenim dipolima, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, tada se lako stvaraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija tvari, koja se događa stvaranjem slobodnih iona, objašnjava električnu vodljivost otopina.

Proces elektrolitičke disocijacije obično se zapisuje u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja otapala ( H2O ), iako je on glavni sudionik.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Iz električne neutralnosti molekula slijedi da bi ukupni naboj kationa i aniona trebao biti jednak nuli.

Na primjer, za

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Jaki elektroliti

To su tvari koje se, otopljene u vodi, gotovo potpuno raspadaju na ione. U jake elektrolite u pravilu spadaju tvari s ionskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko topive soli, jake kiseline ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) i jake baze ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U jakoj otopini elektrolita otopljena tvar je uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema.

Slabi elektroliti

Tvari koje djelomično disociraju na ione. Otopine slabih elektrolita sadrže nedisocirane molekule zajedno s ionima. Slabi elektroliti ne mogu proizvesti visoku koncentraciju iona u otopini.

Slabi elektroliti uključuju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH3COOH, C2H5COOH, itd.);

2) neke anorganske kiseline ( H2CO3, H2S, itd.);

3) gotovo sve soli, baze i amonijev hidroksid koji su slabo topljivi u vodi(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) voda.

Slabo (ili gotovo nikako) ne provode struju.

SH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (prvi stupanj)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (druga faza)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (prvi stupanj)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (drugi stupanj)

Neelektroliti

Tvari čije vodene otopine i taline ne provode električnu struju. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Plinovi, čvrste tvari (nemetali) i organski spojevi (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stupanj disocijacije. Konstanta disocijacije

Koncentracija iona u otopinama ovisi o tome koliko potpuno određeni elektrolit disocira na ione. U rješenjima jaki elektroliti, čija se disocijacija može smatrati završenom, koncentracija iona može se lako odrediti iz koncentracije (c) i sastav molekule elektrolita (stehiometrijski indeksi), Na primjer :

Koncentracije iona u otopinama slabih elektrolita kvalitativno su karakterizirane stupnjem i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije (a) - omjer broja molekula razgrađenih na ione ( n ) na ukupan broj otopljenih molekula ( N):

a=n/N

i izražava se u dijelovima jedinice ili u % ( a = 0.3 – konvencionalna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Primjer

Odredite molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2SO4 i CH3COOH.

Stupanj disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Riješenje

KBr, Ba(OH)2 i H2SO4 - jaki elektroliti koji potpuno disociraju(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01M

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01M

0,02M

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02M

[SO42-] = 0,01 M

NH 4 OH i CH 3 COOH – slabi elektroliti(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H + ] = [ CH3COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Stupanj disocijacije ovisi o koncentraciji otopine slabog elektrolita. Kada se razrijedi vodom, stupanj disocijacije se uvijek povećava, jer povećava se broj molekula otapala ( H2O ) po molekuli otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom slučaju trebala bi se pomaknuti u smjeru stvaranja produkata, tj. hidratizirani ioni.

Stupanj elektrolitičke disocijacije ovisi o temperaturi otopine. Tipično, kako se temperatura povećava, stupanj disocijacije se povećava, jer aktiviraju se veze u molekulama, one postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija iona u slaboj otopini elektrolita može se izračunati poznavanjem stupnja disocijacijeai početna koncentracija tvaric u otopini.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH , ako je stupanj disocijacije 0,01.

Riješenje

Molekulske koncentracije NH4OH , koji će se u trenutku ravnoteže raspasti na ione, bit će jednakac. Koncentracija iona NH 4 - i OH - - bit će jednaka koncentraciji disociranih molekula i jednakaac(prema jednadžbi elektrolitičke disocijacije)

NH4OH		NH4+		OH-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH4OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer umnoška ravnotežnih koncentracija iona i stepena odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata prema koncentraciji nedisociranih molekula.

To je konstanta ravnoteže procesa elektrolitičke disocijacije; karakterizira sposobnost tvari da se raspadne na ione: što je veća K D , veća je koncentracija iona u otopini.

Disocijacije slabih polibazičnih kiselina ili polikiselih baza odvijaju se u koracima; prema tome, svaki korak ima svoju konstantu disocijacije:

Prva razina:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Druga faza:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Treća faza:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Primjer

Izvedite jednadžbu koja povezuje stupanj elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) s konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu monoprotonsku kiselinu UKLJUČENO .

HA « H + + A +

K D = () /

Ako se označi ukupna koncentracija slabog elektrolitac, zatim ravnotežne koncentracije H + i A - su jednaki aci koncentracija nedisociranih molekula UKLJUČENO - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

U slučaju vrlo slabih elektrolita ( a £ 0,01)

K D = c a 2 ili a = \ é (K D / c )

Primjer

Izračunajte stupanj disocijacije octena kiselina i koncentracija iona H + u 0,1 M otopini, ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Riješenje

Upotrijebimo Ostwaldov zakon razrjeđenja

\é (K D / c ) = \é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 ili a = 1,36%

[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l

Proizvod topljivosti

Definicija

Stavite malo teško topive soli u čašu, na primjer AgCl a talogu dodati destiliranu vodu. U ovom slučaju ioni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih vodenih dipola, postupno se odvajaju od kristala i prelaze u otopinu. Sudarajući se u otopini, ioni Ag+ i Cl- tvore molekule AgCl i taloži se na površini kristala. Dakle, u sustavu se događaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj iona prelazi u otopinu u jedinici vremena Ag+ i Cl- , koliko ih je deponirano. Akumulacija iona Ag+ i Cl- zaustavlja se u otopini, ispada zasićena otopina. Stoga ćemo razmotriti sustav u kojem postoji talog teško topljive soli u kontaktu sa zasićenom otopinom te soli. U tom se slučaju događaju dva međusobno suprotna procesa:

1) Prijelaz iona iz taloga u otopinu. Brzina ovog procesa može se smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V1 = K1;

2) Taloženje iona iz otopine. Brzina ovog procesa V 2 ovisi o koncentraciji iona Ag + i Cl -. Prema zakonu djelovanja mase:

V 2 = k 2

Budući da je ovaj sustav u stanju ravnoteže, dakle

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (pri T = const)

Tako, umnožak koncentracija iona u zasićenoj otopini teško topljivog elektrolita pri konstantnoj temperaturi je konstantan veličina. Ova količina se zoveprodukt topljivosti(ETC).

U navedenom primjeru ITD AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih iona, koncentracija tih iona mora se podići na odgovarajuću snagu prilikom izračuna produkta topljivosti.

Na primjer, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Općenito, izraz za produkt topljivosti elektrolita je A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Vrijednosti produkta topljivosti su različite za različite tvari.

Na primjer, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.

ITD lako izračunati, znajući ra c topljivost spoja u određenom t°.

Primjer 1

Topljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9 10 -3 g/l. Pronađite PR CaCO 3.

Riješenje

Izrazimo topljivost u molovima:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 · 10 -5 mol/l

MCaCO3

Budući da svaka molekula CaCO3 daje jedan ion kada se otopi Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol/l ,
stoga, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Poznavanje vrijednosti PR-a , zauzvrat možete izračunati topljivost tvari u mol/l ili g/l.

Primjer 2

Proizvod topljivosti PR PbSO4 = 2,2 10 -8 g/l.

Što je topljivost? PbSO4?

Riješenje

Označimo topljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ušavši u rješenje, X molova PbSO 4 će dati X Pb 2+ i X iona ioniTAKO 4 2- , tj.:

= = X

ITDPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(ITDPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Da bismo došli do topljivosti izražene u g/l, dobivenu vrijednost pomnožimo s molekulskom težinom, nakon čega dobijemo:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Stvaranje oborina

Ako

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićena otopina

Talog nastaje kada umnožak koncentracija iona slabo topljivog elektrolita premaši vrijednost njegovog umnoška topljivosti na danoj temperaturi. Kada ionski produkt postane jednak vrijednostiITD, padavine prestaju. Poznavajući volumen i koncentraciju miješanih otopina, moguće je izračunati hoće li se istaložiti talog nastale soli.

Primjer 3

Stvara li se talog pri miješanju jednakih volumena 0,2MrješenjaPb(NE 3 ) 2 INaCl.
ITDPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Riješenje

Kada se miješa, volumen otopine se udvostručuje, a koncentracija svake tvari smanjuje se za polovicu, tj. postat će 0,1 M ili 1.0 10 -1 mol/l. Ovi su bit će koncentracijePb 2+ ICl - . Stoga,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Dobivena vrijednost premašujeITDPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Stoga dio soliPbCl 2 taloži se. Iz svega navedenog možemo zaključiti o utjecaju različitih čimbenika na nastanak oborine.

Učinak koncentracije otopine

Teško topljiv elektrolit s dovoljno velikom vrijednošćuITDne može se istaložiti iz razrijeđenih otopina.Na primjer, talogPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih volumena 0,1MrješenjaPb(NE 3 ) 2 INaCl. Kada se miješaju jednaki volumeni, koncentracije svake tvari će postati0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Ionski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Dobivena vrijednost je manjaITDPbCl 2 , dakle, padalina neće biti.

Utjecaj količine taložnika

Za što potpunije taloženje koristi se višak sredstva za taloženje.

Na primjer, taložiti solBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineNa 2 CO 3 ioni ostaju u otopiniBa 2+ , čija je koncentracija određena vrijednošćuITD.

Povećanje koncentracije ionaCO 3 2- uzrokovan dodatkom viška taložnika(Na 2 CO 3 ) , izazvat će odgovarajuće smanjenje koncentracije ionaBa 2+ u otopini, tj. će povećati potpunost taloženja ovog iona.

Utjecaj istog iona

Topivost teško topljivih elektrolita smanjuje se u prisutnosti drugih jakih elektrolita koji imaju istoimene ione. Ako do nezasićene otopineBaSO 4 dodajte otopinu malo po maloNa 2 TAKO 4 , zatim ionski produkt, koji je u početku bio manji ITDBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postupno će dosećiITDi premašit će ga. Počet će se stvarati oborine.

Učinak temperature

ITDje konstantna vrijednost pri konstantnoj temperaturi. S povećanjem temperature ITD povećava, pa je taloženje najbolje provoditi iz ohlađenih otopina.

Otapanje sedimenata

Pravilo umnoška topljivosti važno je za pretvaranje slabo topljivih taloga u otopinu. Pretpostavimo da trebamo otopiti talogBaSO 3 . Otopina u dodiru s tim talogom je relativno zasićenaBaSO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako otopini dodate kiselinu, ioniH + će vezati ione prisutne u otopiniCO 3 2- u molekule krhke ugljične kiseline:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2 ­

Kao rezultat toga, koncentracija iona će se naglo smanjitiCO 3 2- , ionski produkt će postati manji odITDBaCO 3 . Otopina će biti relativno nezasićenaBaSO 3 a dio sedimentaBaSO 3 će ići u rješenje. Dodavanjem dovoljno kiseline cijeli se talog može otopiti. Posljedično, otapanje taloga počinje kada, iz nekog razloga, ionski produkt slabo topljivog elektrolita postane manji odITD. Da bi se talog otopio, u otopinu se unosi elektrolit čiji ioni mogu tvoriti blago disocirani spoj s jednim od iona teško topljivog elektrolita. Time se objašnjava otapanje teško topljivih hidroksida u kiselinama

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

IoniOH - vežu u blago disocirane molekuleH 2 O.

Stol.Umnožak topljivosti (SP) i topljivost na 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

ELEKTROLITI– tvari čije otopine ili taline provode električnu struju.

NEELEKTROLITI– tvari čije otopine ili taline ne provode električnu struju.

Disocijacija– razgradnja spojeva na ione.

Stupanj disocijacije– omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju molekula u otopini.

JAKI ELEKTROLITI kada se otope u vodi, gotovo potpuno disociraju na ione.

Pri pisanju jednadžbi za disocijaciju jakih elektrolita koristi se znak jednakosti.

Jaki elektroliti uključuju:

· Topljive soli ( vidi tablicu topljivosti);

· Mnoge anorganske kiseline: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Izgled kiseline-jaki elektroliti u tablici topljivosti);

· Baze alkalnih (LiOH, NaOH, KOH) i zemnoalkalijskih (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) metala ( pogledajte baze-jake elektrolite u tablici topljivosti).

SLABI ELEKTROLITI u vodenim otopinama samo djelomično (reverzibilno) disociraju na ione.

Kod pisanja jednadžbi disocijacije za slabe elektrolite označen je predznak reverzibilnosti.

Slabi elektroliti uključuju:

· Gotovo sve organske kiseline i voda (H 2 O);

· Neke anorganske kiseline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Izgled kiseline-slabi elektroliti u tablici topljivosti);

· Netopljivi metalni hidroksidi (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( pogledaj teren-cslabi elektroliti u tablici topljivosti).

Na stupanj elektrolitičke disocijacije utječe niz čimbenika:

prirodu otapala i elektrolit: jaki elektroliti su tvari s ionskim i kovalentnim jako polarnim vezama; dobra ionizirajuća sposobnost, tj. sposobnost izazivanja disocijacije tvari imaju otapala s visokom dielektričnom konstantom, čije su molekule polarne (na primjer, voda);

temperatura: budući da je disocijacija endoterman proces, povećanje temperature povećava vrijednost α;

koncentracija: kada se otopina razrijedi, stupanj disocijacije raste, a s porastom koncentracije opada;

faza procesa disocijacije: svaka sljedeća faza manje je učinkovita od prethodne, otprilike 1000–10 000 puta; na primjer, za fosfornu kiselinu α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (prvi stupanj, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (drugi stupanj, α 2),

NPO2−4⇄N++PO3−4 (treća faza, α 3).

Zbog toga je u otopini te kiseline najveća koncentracija vodikovih iona, a najmanja koncentracija fosfatnih iona PO3−4.

1. Topljivost i stupanj disocijacije tvari nisu međusobno povezani. Na primjer, octena kiselina, koja je visoko (neograničeno) topiva u vodi, slab je elektrolit.

2. Otopina slabog elektrolita sadrži manje od drugih onih iona koji nastaju na posljednja faza elektrolitička disocijacija

Također utječe na stupanj elektrolitičke disocijacije dodavanje drugih elektrolita: npr. stupanj disocijacije mravlje kiseline

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

smanjuje ako se otopini doda malo natrijevog formata. Ova sol disocira i stvara formatne ione HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

Uslijed toga raste koncentracija HCOO– iona u otopini, a prema Le Chatelierovom principu porast koncentracije formatnih iona pomiče ravnotežu procesa disocijacije mravlje kiseline ulijevo, tj. smanjuje se stupanj disocijacije.

Ostwaldov zakon razrjeđenja- odnos koji izražava ovisnost ekvivalentne električne vodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:

Ovdje je konstanta disocijacije elektrolita, je koncentracija, i su vrijednosti ekvivalentne električne vodljivosti pri koncentraciji, odnosno pri beskonačnom razrjeđenju. Odnos je posljedica zakona masovnog djelovanja i jednakosti

gdje je stupanj disocijacije.

Ostwaldov zakon razrjeđenja izveo je W. Ostwald 1888. godine i također ga eksperimentalno potvrdio. Eksperimentalno utvrđivanje ispravnosti Ostwaldovog zakona razrjeđenja imalo je veliki značaj potkrijepiti teoriju elektrolitičke disocijacije.

Elektrolitička disocijacija vode. Vodik pH Voda je slabi amfoteran elektrolit: H2O H+ + OH- ili, točnije: 2H2O = H3O+ + OH- Konstanta disocijacije vode pri 25°C jednaka je: Ova vrijednost konstante odgovara disocijaciji jednog van od sto milijuna molekula vode, stoga se koncentracija vode može smatrati konstantnom i jednakom 55,55 mol/l (gustoća vode 1000 g/l, masa 1 l 1000 g, količina vodene tvari 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Tada je ova vrijednost konstantna na danoj temperaturi (25°C), naziva se ionski produkt vode KW: Disocijacija vode je endoterman proces, dakle, s porastom temperature, u skladu s Le Chatelierovim principom, disocijacija se pojačava, ionski produkt raste i doseže vrijednost od 10-13 na 100°C. U čistoj vodi pri 25°C koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona su međusobno jednake: = = 10-7 mol/l Otopine u kojima su koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona međusobno jednake nazivamo neutralnim. Ako se čista voda dodati kiselinu, koncentracija vodikovih iona će porasti i postati veća od 10-7 mol/l, medij će postati kisel, a koncentracija hidroksilnih iona će se trenutno promijeniti tako da ionski produkt vode zadrži svoju vrijednost od 10-14 . Ista stvar će se dogoditi kada dodate lužinu u čistu vodu. Koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona međusobno su povezane preko ionskog produkta, stoga je, znajući koncentraciju jednog od iona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je = 10-3 mol/l, tada je = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ili ako je = 10-2 mol/l, tada je = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Tako koncentracija vodikovih ili hidroksilnih iona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili lužnatosti medija. U praksi se ne koriste koncentracije vodikovih ili hidroksilnih iona, već vodikovi pH ili hidroksilni pH indikatori. Vodikov pH indikator jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije vodikovih iona: pH = - lg Hidroksilni indikator pH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih iona: pH = - log Lako se pokazuje pomoću uzimajući logaritam ionskog umnoška vode da je pH + pH = 14 Ako je pH medija 7 - okolina je neutralna, ako je manja od 7 kisela je, a što je pH niži to je veća koncentracija vodikovih iona . pH veći od 7 znači da je okoliš alkalni; što je pH viši, to je veća koncentracija hidroksilnih iona.

Teme kodifikatora jedinstvenog državnog ispita:Elektrolitička disocijacija elektrolita u uvodnim otopinama. Jaki i slabi elektroliti.

- to su tvari čije otopine i taline provode električnu struju.

Električna struja je uređeno kretanje nabijenih čestica pod utjecajem električnog polja. Dakle, otopine ili taline elektrolita sadrže nabijene čestice. U otopinama elektrolita, u pravilu, električna vodljivost je posljedica prisutnosti iona.

Ioni su nabijene čestice (atomi ili skupine atoma). Odvojite pozitivno nabijene ione ( kationi) i negativno nabijenih iona ( anioni).

Elektrolitička disocijacija - To je proces razgradnje elektrolita na ione kada se on otopi ili tali.

Odvojene tvari - elektroliti I neelektroliti. DO neelektroliti uključuju tvari s jakom kovalentnom nepolarnom vezom (jednostavne tvari), sve okside (koji su kemijski Ne u interakciji s vodom), većina organskih tvari (osim polarnih spojeva - karboksilne kiseline, njihove soli, fenoli) - aldehidi, ketoni, ugljikovodici, ugljikohidrati.

DO elektroliti uključuju neke tvari s kovalentnom polarnom vezom i tvari s ionskom kristalnom rešetkom.

Što je bit procesa elektrolitičke disocijacije?

Stavite nekoliko kristala natrijeva klorida u epruvetu i dodajte vodu. Nakon nekog vremena kristali će se otopiti. Što se dogodilo?
Natrijev klorid je tvar s ionskom kristalnom rešetkom. Kristal NaCl sastoji se od iona Na+ i Cl - . U vodi se taj kristal raspada na strukturne jedinice – ione. U tom slučaju dolazi do prekida ionskih kemijskih veza i nekih vodikovih veza između molekula vode. Ioni Na + i Cl - koji dospiju u vodu stupaju u interakciju s molekulama vode. U slučaju kloridnih iona može se govoriti o elektrostatskom privlačenju dipolnih (polarnih) molekula vode prema anionu klora, a u slučaju natrijevih kationa približava se donorno-akceptorskoj prirodi (kada elektronski par atoma kisika spoji elektrostatski spoj s atomom kisika). nalazi se u praznim orbitalama natrijeva iona). Okruženi molekulama vode, ioni postaju prekrivenihidratacijska školjka. Disocijacija natrijeva klorida opisuje se jednadžbom: NaCl = Na + + Cl - .

Kada se spojevi s kovalentnom polarnom vezom otope u vodi, molekule vode, okružujući polarnu molekulu, najprije rastežu vezu u njoj, povećavajući njenu polarnost, zatim je razbijaju na ione, koji se hidratiziraju i ravnomjerno raspoređuju u otopini. Na primjer, klorovodična kiselina disocira na ione ovako: HCl = H + + Cl - .

Tijekom taljenja, kada se kristal zagrijava, ioni počinju podvrgavati intenzivnim vibracijama u čvorovima kristalne rešetke, uslijed čega se ona uništava i nastaje talina koja se sastoji od iona.

Proces elektrolitičke disocijacije karakterizira stupanj disocijacije molekula tvari:

Stupanj disocijacije je omjer broja disociranih (raspadnutih) molekula prema ukupnom broju molekula elektrolita. Odnosno, koji se dio molekula izvorne tvari raspada u ione u otopini ili talini.

α=N prodiss /N out, gdje je:

N prodiss je broj disociranih molekula,

N out je početni broj molekula.

Prema stupnju disocijacije elektrolite dijelimo na snažna I slab.

Jaki elektroliti (α≈1):

1. Sve topljive soli (uključujući soli organskih kiselina - kalijev acetat CH 3 COOK, natrijev format HCOONa itd.)

2. Jake kiseline: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (u prvom stupnju), HClO 4 itd.;

3. Alkalije: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Jaki elektroliti raspadaju se na ione gotovo potpuno u vodenim otopinama, ali samo u. U otopinama se čak i jaki elektroliti mogu samo djelomično raspasti. Oni. stupanj disocijacije jakih elektrolita α približno je jednak 1 samo za nezasićene otopine tvari. U zasićenim ili koncentriranim otopinama stupanj disocijacije jakih elektrolita može biti manji ili jednak 1: α≤1.

Slabi elektroliti (α<1):

1. Slabe kiseline, uklj. organski;

2. Netopljive baze i amonijev hidroksid NH 4 OH;

3. Netopljive i neke slabo topljive soli (ovisno o topljivosti).

Neelektroliti:

1. Oksidi koji ne stupaju u interakciju s vodom (oksidi koji stupaju u interakciju s vodom, kada se otope u vodi, stupaju u kemijsku reakciju stvarajući hidrokside);

2. Jednostavne tvari;

3. Većina organskih tvari sa slabo polarnim ili nepolarnim vezama (aldehidi, ketoni, ugljikovodici itd.).

Kako tvari disociraju? Prema stupnju disocijacije razlikuju se snažna I slab elektroliti.

Jaki elektroliti potpuno disociraju (u zasićenim otopinama), u jednom koraku, sve se molekule raspadaju na ione, gotovo nepovratno. Imajte na umu da tijekom disocijacije u otopini nastaju samo stabilni ioni. Najčešći ioni mogu se pronaći u tablici topljivosti - vašoj službenoj varalici za svaki ispit. Stupanj disocijacije jakih elektrolita približno je jednak 1. Na primjer, tijekom disocijacije natrijevog fosfata nastaju ioni Na + i PO 4 3–:

Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-

NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–

Disocijacija slabi elektroliti : polikisele kiseline i polikisele baze odvija se postupno i reverzibilno. Oni. Tijekom disocijacije slabih elektrolita samo se vrlo mali dio izvornih čestica raspada u ione. Na primjer, ugljična kiselina:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Magnezijev hidroksid također disocira u 2 koraka:

Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Kisele soli također disociraju stepenasto, prvo se prekidaju ionske veze, a zatim polarne kovalentne veze. Na primjer, kalijev hidrogenkarbonat i magnezijev hidroksiklorid:

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)

HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α< 1)

Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α<< 1)

Stupanj disocijacije slabih elektrolita mnogo je manji od 1: α<<1.

Glavne odredbe teorije elektrolitičke disocijacije su dakle:

1. Kada se otope u vodi, elektroliti disociraju (razbijaju se) na ione.

2. Razlog disocijacije elektrolita u vodi je njezina hidratacija, tj. interakcija s molekulama vode i kidanje kemijskih veza u njoj.

3. Pod utjecajem vanjskog električnog polja pozitivno nabijeni ioni kreću se prema pozitivno nabijenoj elektrodi - katodi; nazivaju se kationi. Negativno nabijeni elektroni kreću se prema negativnoj elektrodi – anodi. Zovu se anioni.

4. Elektrolitička disocijacija događa se reverzibilno za slabe elektrolite, a praktički ireverzibilno za jake elektrolite.

5. Elektroliti mogu disocirati na ione u različitim stupnjevima, ovisno o vanjskim uvjetima, koncentraciji i prirodi elektrolita.

6. Kemijska svojstva iona razlikuju se od svojstava jednostavnih tvari. Kemijska svojstva otopina elektrolita određena su svojstvima iona koji iz nje nastaju tijekom disocijacije.

Primjeri.

1. Uz nepotpunu disocijaciju 1 mola soli, ukupan broj pozitivnih i negativnih iona u otopini bio je 3,4 mola. Formula soli – a) K 2 S b) Ba(ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe(NO 3) 3

Riješenje: Prvo, odredimo jačinu elektrolita. To se lako može učiniti pomoću tablice topljivosti. Sve soli navedene u odgovorima su topljive, tj. jaki elektroliti. Zatim zapisujemo jednadžbe elektrolitičke disocijacije i upotrijebimo jednadžbu za određivanje maksimalnog broja iona u svakoj otopini:

A) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , potpunim raspadom 1 mola soli nastaju 3 mola iona, ne može se dobiti više od 3 mola iona;

b) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 –, opet, tijekom razgradnje 1 mola soli nastaju 3 mola iona, više od 3 mola iona ne nastaje;

V) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 –, tijekom razgradnje 1 mola amonijevog nitrata nastaje najviše 2 mola iona; ne nastaje više od 2 mola iona;

G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 –, potpunom razgradnjom 1 mola željezovog (III) nitrata nastaje 4 mola iona. Posljedično, kod nepotpune razgradnje 1 mola željeznog nitrata moguće je stvaranje manjeg broja iona (nepotpuna razgradnja moguća je u zasićenoj otopini soli). Dakle, opcija 4 nam odgovara.