Koje su u dinamičkoj ravnoteži sa nedisociranim molekulima. Slabi elektroliti uključuju većinu organskih kiselina i mnoge organske baze u vodenim i nevodenim otopinama.
Slabi elektroliti su:
- gotovo sve organske kiseline i voda;
- neke neorganske 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 i druge;
- neki teško rastvorljivi metalni hidroksidi: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 i drugi; kao i amonijum hidroksid NH 4 OH.
Književnost
- M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Fizička i koloidna hemija" M: Viša škola, 1975.
Wikimedia fondacija. 2010 .
Pogledajte šta je "slabi elektroliti" u drugim rječnicima:
slabi elektroliti- - elektroliti, blago disocirajući u vodenim rastvorima u jone. Proces disocijacije slabih elektrolita je reverzibilan i podliježe zakonu djelovanja mase. Opća hemija: udžbenik / A. V. Zholnin ... Hemijski pojmovi
Tvari s ionskom provodljivošću; nazivaju se provodnicima druge vrste, prolazak struje kroz njih je praćen prijenosom materije. Elektroliti uključuju rastaljene soli, okside ili hidrokside, kao i (što se značajno javlja ... ... Collier Encyclopedia
U širem smislu, tekući ili čvrsti u va i sistemima, u kojima su joni prisutni u primjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolaz električne energije kroz njih. struja (jonska provodljivost); u užem smislu u va, koji se raspadaju u jone u pre. Prilikom rastvaranja E...... Physical Encyclopedia
elektroliti- tečne ili čvrste tvari u kojima se, kao rezultat elektrolitičke disocijacije, formiraju ioni u bilo kojoj primjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolaz jednosmjerne električne struje. Elektroliti u rastvorima ... ... Enciklopedijski rečnik metalurgije
U wa, u k ryh u primjetnoj koncentraciji postoje ioni koji uzrokuju prolaz električne energije. struja (jonska provodljivost). E. je također pozvan. provodnici druge vrste. U užem smislu riječi, E. in va, molekule do ryh in p re zbog elektrolitičke ... ... Chemical Encyclopedia
- (od Electro ... i grčkog lytos razgradljiv, rastvorljiv) tečne ili čvrste supstance i sistemi u kojima su joni prisutni u bilo kojoj primetnoj koncentraciji, izazivajući prolaz električne struje. U užem smislu, E...... Velika sovjetska enciklopedija
Ovaj izraz ima druga značenja, vidi Disocijacija. Elektrolitička disocijacija je proces razlaganja elektrolita na ione kada se otapa ili topi. Sadržaj 1 Disocijacija u rješenjima 2 ... Wikipedia
Elektrolit je tvar čija talina ili otopina provodi električnu struju zbog disocijacije na ione, ali sama tvar ne provodi električnu struju. Primeri elektrolita su rastvori kiselina, soli i baza... ... Wikipedia
Elektrolit je hemijski izraz koji označava supstancu čija talina ili rastvor provode električnu struju usled disocijacije na jone. Primjeri elektrolita su kiseline, soli i baze. Elektroliti su provodnici druge vrste, ... ... Wikipedia
Vrijednost a izražava se u udjelima jedinice ili u % i ovisi o prirodi elektrolita, rastvaraču, temperaturi, koncentraciji i sastavu otopine.
Otapalo igra posebnu ulogu: u brojnim slučajevima, pri prelasku iz vodenih otopina u organska otapala, stupanj disocijacije elektrolita može se naglo povećati ili smanjiti. U budućnosti, u nedostatku posebnih uputstava, pretpostavit ćemo da je otapalo voda.
Prema stepenu disocijacije, elektroliti se uslovno dijele na jaka(a > 30%), srednje (3% < a < 30%) и slab(a< 3%).
Jaki elektroliti uključuju:
1) neke neorganske kiseline (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 i niz drugih);
2) hidroksidi alkalnih (Li, Na, K, Rb, Cs) i zemnoalkalnih (Ca, Sr, Ba) metala;
3) skoro sve rastvorljive soli.
Elektroliti srednje snage uključuju Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF i neke druge.
Sve karboksilne kiseline (osim HCOOH) i hidratizirani oblici alifatskih i aromatskih amina smatraju se slabim elektrolitima. Slabi elektroliti su i mnoge neorganske kiseline (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 itd.) i baze (NH 3 ∙ H 2 O).
Uprkos nekim sličnostima, generalno, ne treba poistovećivati rastvorljivost supstance sa njenim stepenom disocijacije. Dakle, octena kiselina i etil alkohol su beskonačno topljivi u vodi, ali u isto vrijeme, prva tvar je slab elektrolit, a druga je neelektrolit.
Kiseline i baze
Unatoč činjenici da se koncepti "kiselina" i "baza" široko koriste za opisivanje kemijskih procesa, ne postoji jedinstven pristup klasifikaciji supstanci u smislu njihove klasifikacije kao kiselina ili baza. Trenutne teorije ( jonski teorija S. Arrhenius, protolitički teorija I. Bronsted i T. Lowry I elektronski teorija G. Lewis) imaju određena ograničenja i stoga su primjenjivi samo u posebnim slučajevima. Pogledajmo pobliže svaku od ovih teorija.
Arrheniusova teorija.
U Arrheniusovoj ionskoj teoriji, koncepti "kiseline" i "baze" su usko povezani s procesom elektrolitičke disocijacije:
Kiselina je elektrolit koji se disocira u rastvorima i formira H+ ione;
Baza je elektrolit koji se disocira u rastvorima i formira OH - jone;
Amfolit (amfoterni elektrolit) je elektrolit koji se disocira u otopinama sa stvaranjem i H + iona i OH - jona.
Na primjer:
ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me (OH) n ⇄ Me n + + nOH -U skladu s ionskom teorijom, i neutralne molekule i ioni mogu biti kiseline, na primjer:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Slični primjeri mogu se dati za osnove:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Amfoliti uključuju hidrokside cinka, aluminijuma, hroma i neke druge, kao i aminokiseline, proteine, nukleinske kiseline.
Općenito, kiselo-bazna interakcija u otopini se svodi na reakciju neutralizacije:
H + + OH - H 2 O
Međutim, brojni eksperimentalni podaci pokazuju ograničenja jonske teorije. Dakle, amonijak, organski amini, metalni oksidi kao što su Na 2 O, CaO, anjoni slabih kiselina itd. u nedostatku vode pokazuju svojstva tipičnih baza, iako ne sadrže hidroksidne jone.
S druge strane, mnogi oksidi (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , itd.), halogenidi, kiseli halogenidi, bez iona vodonika u svom sastavu, čak i u odsustvu vode, pokazuju kisela svojstva, tj. baze su neutralizovane.
Osim toga, ponašanje elektrolita u vodenoj otopini i u nevodenom mediju može biti suprotno.
Dakle, CH 3 COOH u vodi je slaba kiselina:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
a u tekućem fluorovodiku pokazuje svojstva baze:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Proučavanja ovih tipova reakcija, a posebno reakcija koje se dešavaju u nevodenim otapalima, dovela su do opštijih teorija kiselina i baza.
Teorija Bronsteda i Lowryja.
Daljnji razvoj teorije kiselina i baza bila je protolitička (protonska) teorija koju su predložili I. Bronsted i T. Lowry. Prema ovoj teoriji:
Kiselina je svaka supstanca čiji su molekuli (ili joni) sposobni da doniraju proton, tj. biti donor protona;
Baza je svaka supstanca čiji su molekuli (ili joni) sposobni da vežu proton, tj. biti akceptor protona;
Dakle, koncept osnove je značajno proširen, što potvrđuju sljedeće reakcije:
OH - + H + H 2 O
NH 3 + H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Prema teoriji I. Bronsteda i T. Lowryja, kiselina i baza formiraju konjugirani par i povezane su ravnotežom:
KISELINA ⇄ PROTON + BAZA
Budući da je reakcija prijenosa protona (protolitička reakcija) reverzibilna, a proton se također prenosi obrnutim procesom, produkti reakcije su kiseli i bazni u međusobnom odnosu. Ovo se može zapisati kao ravnotežni proces:
ON + B ⇄ VN + + A -,
gdje je HA kiselina, B je baza, BH + je kiselina konjugirana sa bazom B, A - je baza konjugirana sa kiselinom HA.
Primjeri.
1) u reakciji:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl i H 2 O su kiseline, Cl - i OH - su odgovarajuće konjugirane baze;
2) u reakciji:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - i H 3 O + - kiseline, SO 4 2 - i H 2 O - baze;
3) u reakciji:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + je kiselina, NH 2 - je baza, a NH 3 djeluje i kao kiselina (jedan molekul) i kao baza (drugi molekul), tj. pokazuje znakove amfoternosti - sposobnost ispoljavanja svojstava kiseline i baze.
Voda takođe ima ovu sposobnost:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Ovdje jedan H 2 O molekul veže proton (bazu), formirajući konjugiranu kiselinu - hidronijev ion H 3 O +, drugi daje proton (kiselinu), formirajući konjugiranu bazu OH -. Ovaj proces se zove autoprotoliza.
Iz navedenih primjera može se vidjeti da, za razliku od ideja Arrheniusa, u teoriji Brönsteda i Lowryja, reakcije kiselina s bazama ne dovode do međusobne neutralizacije, već su praćene stvaranjem novih kiselina i baza. .
Također treba napomenuti da protolitička teorija pojmove "kiseline" i "baze" ne razmatra kao svojstvo, već kao funkciju koju dotično jedinjenje obavlja u protolitičkoj reakciji. Isti spoj može reagirati kao kiselina pod određenim uvjetima i kao baza pod drugim. Dakle, u vodenom rastvoru CH 3 COOH ispoljava svojstva kiseline, au 100% H 2 SO 4 - baze.
Međutim, uprkos svojim zaslugama, protolitička teorija, kao i Arrheniusova teorija, nije primjenjiva na tvari koje ne sadrže atome vodika, ali istovremeno pokazuju funkciju kiseline: bor, aluminij, silicijum i kalajne halogenide. .
Lewisova teorija.
Drugačiji pristup klasifikaciji supstanci u smislu klasifikacije kao kiselina i baza bila je elektronska teorija Lewisa. U okviru elektronske teorije:
kiselina je čestica (molekula ili jon) sposobna da veže elektronski par (akceptor elektrona);
Baza je čestica (molekula ili jon) sposobna da donira elektronski par (donor elektrona).
Prema Lewisu, kiselina i baza međusobno djeluju kako bi formirale vezu donor-akceptor. Kao rezultat dodavanja para elektrona, atom s nedostatkom elektrona ima potpunu elektronsku konfiguraciju - oktet elektrona. Na primjer:
Reakcija između neutralnih molekula može se predstaviti na sličan način:
Reakcija neutralizacije u smislu Lewisove teorije smatra se dodavanjem elektronskog para hidroksidnog jona vodikovom ionu, koji obezbjeđuje slobodnu orbitalu za smještaj ovog para:
Dakle, sam proton, koji lako vezuje elektronski par, sa stanovišta Lewisove teorije, obavlja funkciju kiseline. U tom smislu, Bronstedove kiseline se mogu smatrati produktima reakcije između Lewisovih kiselina i baza. Dakle, HCl je proizvod neutralizacije kiseline H + sa bazom Cl -, a ion H 3 O + nastaje kao rezultat neutralizacije kiseline H + sa bazom H 2 O.
Reakcije između Lewisovih kiselina i baza su također ilustrirane sljedećim primjerima:
Lewisove baze takođe uključuju halogenidne jone, amonijak, alifatske i aromatične amine, organska jedinjenja koja sadrže kiseonik tipa R 2 CO (gde je R organski radikal).
Lewisove kiseline uključuju halogenide bora, aluminijuma, silicijuma, kalaja i drugih elemenata.
Očigledno, u Lewisovoj teoriji, koncept "kiseline" uključuje širi spektar hemijskih jedinjenja. To se objašnjava činjenicom da je, prema Lewisu, pripisivanje tvari u klasu kiselina posljedica isključivo strukture njene molekule, koja određuje svojstva akceptora elektrona, a nije nužno povezana s prisustvom vodika. atomi. Lewisove kiseline koje ne sadrže atome vodika nazivaju se aprotic.
Standardi rješavanja problema
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Al 2 (SO 4) 3 u vodi.
Aluminij sulfat je jak elektrolit i podvrgava se potpunoj razgradnji na ione u vodenoj otopini. Jednačina disocijacije:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 -,
ili (bez uzimanja u obzir procesa hidratacije jona):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.
2. Šta je HCO 3 jon - sa stanovišta Bronsted-Lowryjeve teorije?
U zavisnosti od uslova, ion HCO 3 može donirati protone:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
i dodati protone:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Dakle, u prvom slučaju, ion HCO 3 - je kiselina, u drugom - baza, odnosno amfolit.
3. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, ion Ag + u reakciji:
Ag + + 2NH 3 +
U procesu formiranja hemijskih veza, koji se odvija po mehanizmu donor-akceptor, ion Ag +, koji ima slobodnu orbitalu, je akceptor elektronskog para, te tako ispoljava svojstva Luisove kiseline.
4. Odrediti ionsku snagu rastvora u jednom litru kojeg ima 0,1 mol KCl i 0,1 mol Na 2 SO 4.
Disocijacija prikazanih elektrolita se odvija u skladu sa jednadžbama:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Dakle: C (K +) = C (Cl -) = C (KCl) = 0,1 mol / l;
C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) = 0,2 mol / l;
C (SO 4 2 -) = C (Na 2 SO 4) = 0,1 mol / l.
Jonska snaga otopine izračunava se po formuli:
5. Odrediti koncentraciju CuSO 4 u rastvoru ovog elektrolita sa I= 0,6 mol/l.
Disocijacija CuSO 4 se odvija prema jednačini:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Uzmimo C (CuSO 4) za x mol / l, zatim, u skladu s jednadžbom reakcije, C (Cu 2+) = C (SO 4 2 -) = x mol/l. U ovom slučaju, izraz za izračunavanje jonske snage će izgledati ovako:
6. Odrediti koeficijent aktivnosti K+ jona u vodenom rastvoru KCl sa C (KCl) = 0,001 mol/l.
koji će u ovom slučaju imati oblik:
.
Jonska snaga otopine se nalazi po formuli:
7. Odrediti koeficijent aktivnosti jona Fe 2+ u vodenom rastvoru čija je jonska snaga jednaka 1.
Prema Debye-Hückelovom zakonu:
posljedično:
8. Odrediti konstantu disocijacije kiseline HA, ako je u rastvoru ove kiseline koncentracije 0,1 mol/l a = 24%.
Po veličini stepena disocijacije može se utvrditi da je ova kiselina elektrolit srednje jačine. Stoga, da bismo izračunali konstantu disocijacije kiseline, koristimo Ostwaldov zakon razrjeđenja u njegovom punom obliku:
9. Odredite koncentraciju elektrolita, ako je a = 10%, K d \u003d 10 - 4.
Iz Ostwaldovog zakona razvodnjenja:
10. Stepen disocijacije monobazne kiseline HA ne prelazi 1%. (HA) = 6,4×10 - 7 . Odrediti stepen disocijacije HA u njegovom rastvoru sa koncentracijom od 0,01 mol/l.
Po veličini stepena disocijacije može se utvrditi da je ova kiselina slab elektrolit. Ovo nam omogućava da koristimo približnu formulu Ostwaldovog zakona razrjeđenja:
11. Stepen disocijacije elektrolita u njegovom rastvoru sa koncentracijom od 0,001 mol/l je 0,009. Odrediti konstantu disocijacije ovog elektrolita.
Iz uslova zadatka se vidi da je ovaj elektrolit slab (a = 0,9%). Zbog toga:
12. (HNO 2) = 3,35. Uporedite jačinu HNO 2 sa jačinom jednobazne kiseline HA, čiji je stepen disocijacije u rastvoru sa C(HA) = 0,15 mol/l 15%.
Izračunajte (HA) koristeći puni oblik Ostwaldove jednadžbe:
od (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Postoje dva rastvora KCl koji sadrže druge jone. Poznato je da je jonska snaga prvog rastvora ( I 1) je jednako 1, a drugi ( I 2) je 10 - 2 . Uporedite faktore aktivnosti f(K +) u ovim rastvorima i zaključiti kako se svojstva ovih rastvora razlikuju od svojstava beskonačno razblaženih rastvora KCl.
Koeficijenti aktivnosti K+ jona izračunavaju se korištenjem Debye-Hückela zakona:
Faktor aktivnosti f je mjera odstupanja u ponašanju otopine elektrolita date koncentracije od njegovog ponašanja pri beskonačnom razrjeđenju otopine.
Jer f 1 = 0,316 više odstupa od 1 nego f 2 \u003d 0,891, tada se u otopini s većom ionskom snagom uočava veće odstupanje u ponašanju otopine KCl od njegovog ponašanja pri beskonačnom razrjeđivanju.
Pitanja za samokontrolu
1. Šta je elektrolitička disocijacija?
2. Koje tvari se nazivaju elektroliti, a ne elektroliti? Navedite primjere.
3. Koliki je stepen disocijacije?
4. Koji faktori određuju stepen disocijacije?
5. Koji se elektroliti smatraju jakim? Šta su srednje snage? Šta su slabi? Navedite primjere.
6. Šta je konstanta disocijacije? Od čega zavisi konstanta disocijacije, a od čega ne?
7. Kako su povezani konstanta i stepen disocijacije u binarnim rastvorima srednjih i slabih elektrolita?
8. Zašto otopine jakih elektrolita pokazuju odstupanja od idealnosti u svom ponašanju?
9. Šta je suština pojma "prividni stepen disocijacije"?
10. Koja je aktivnost jona? Šta je koeficijent aktivnosti?
11. Kako se mijenja vrijednost koeficijenta aktivnosti s razrjeđivanjem (koncentracijom) jakog rastvora elektrolita? Koja je granična vrijednost koeficijenta aktivnosti pri beskonačnom razrjeđivanju otopine?
12. Kolika je jonska snaga otopine?
13. Kako se izračunava koeficijent aktivnosti? Formulirajte Debye-Hückelov zakon.
14. Šta je suština jonske teorije kiselina i baza (Arrheniusova teorija)?
15. Koja je fundamentalna razlika između protolitičke teorije kiselina i baza (teorija Bronsteda i Lowryja) i teorije Arrheniusa?
16. Kako elektronska teorija (Lewisova teorija) tumači pojmove "kiselina" i "baza"? Navedite primjere.
Varijante zadataka za samostalno rješavanje
Opcija broj 1
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju Fe 2 (SO 4) 3 .
UKLJUČENO + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.
Opcija broj 2
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju CuCl 2 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, ion S 2 - u reakciji:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Izračunajte molarnu koncentraciju elektrolita u otopini ako je a = 0,75%, a = 10 - 5.
Opcija broj 3
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Na 2 SO 4 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, CN ion - u reakciji:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. Jonska snaga rastvora CaCl 2 je 0,3 mol/l. Izračunajte C (CaCl 2).
Opcija broj 4
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju Ca(OH) 2 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, molekula H 2 O u reakciji:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Jonska snaga rastvora K 2 SO 4 je 1,2 mol/l. Izračunajte C(K 2 SO 4).
Opcija broj 5
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 2 SO 3 .
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
3. (CH 3 COOH) = 4,74. Uporedite jačinu CH 3 COOH sa jačinom jednobazne kiseline HA, čiji je stepen disocijacije u rastvoru sa C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol/l 10%.
Opcija broj 6
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 2 S.
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, molekul AlBr 3 u reakciji:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opcija broj 7
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju Fe(NO 3) 2 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, ion Cl - u reakciji:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Opcija broj 8
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju K 2 MnO 4 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, ion HSO 3 - u reakciji:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opcija broj 9
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Al 2 (SO 4) 3 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, ion Co 3+ u reakciji:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. 1 litar rastvora sadrži 0,348 g K 2 SO 4 i 0,17 g NaNO 3. Odredite ionsku snagu ovog rastvora.
Opcija broj 10
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju Ca(NO 3) 2 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, molekula H 2 O u reakciji:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.
3. Izračunajte koncentraciju elektrolita u otopini ako je a = 5%, a = 10 - 5.
Opcija broj 11
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju KMnO 4 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, Cu 2+ jon u reakciji:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.
3. Izračunajte koeficijent aktivnosti Cu 2+ jona u rastvoru CuSO 4 sa C (CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Opcija broj 12
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Na 2 CO 3 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, molekula H 2 O u reakciji:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Postoje dva rastvora NaCl koji sadrže druge elektrolite. Vrijednosti ionske snage ovih otopina su respektivno jednake: I 1 \u003d 0,1 mol / l, I 2 = 0,01 mol/l. Uporedite faktore aktivnosti f(Na +) u ovim rastvorima.
Opcija broj 13
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Al(NO 3) 3 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, molekul RNH 2 u reakciji:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Uporedite koeficijente aktivnosti kationa u rastvoru koji sadrži FeSO 4 i KNO 3, pod uslovom da su koncentracije elektrolita 0,3 i 0,1 mol/l, respektivno.
Opcija broj 14
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 3 PO 4 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, ion H 3 O + u reakciji:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Opcija broj 15
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju K 2 SO 4 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Lewisove teorije, Pb (OH) 2 u reakciji:
Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.
Opcija broj 16
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju Ni(NO 3) 2 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, hidronijev ion (H 3 O +) u reakciji:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Jonska snaga rastvora koji sadrži samo Na 3 PO 4 je 1,2 mol/l. Odredite koncentraciju Na 3 PO 4.
Opcija broj 17
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju (NH 4) 2 SO 4 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, NH 4 + ion u reakciji:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Jonska snaga rastvora koji sadrži i KI i Na 2 SO 4 je 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/L. Odredite koncentraciju Na 2 SO 4.
Opcija broj 18
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Cr 2 (SO 4) 3 .
2. Odredite šta je, sa stanovišta Bronstedove teorije, proteinski molekul u reakciji:
BLOK INFORMACIJA
pH skala
Tabela 3 Odnos između koncentracija H + i OH - jona.
Standardi rješavanja problema
1. Koncentracija vodikovih jona u otopini je 10 - 3 mol/l. Izračunajte pH, pOH i [OH - ] vrijednosti u ovoj otopini. Odredite medijum rastvora.
Bilješka. Za proračune se koriste sljedeći omjeri: lg10 a = a; 10 lg a = ali.
Medij rastvora sa pH = 3 je kisel, pošto je pH< 7.
2. Izračunajte pH otopine klorovodične kiseline molarne koncentracije od 0,002 mol/l.
Budući da u razrijeđenoj otopini HC1 » 1 iu otopini jednobazne kiseline C (k-you) = C (k-you), možemo napisati:
3. U 10 ml rastvora sirćetne kiseline sa C(CH 3 COOH) = 0,01 mol/l dodano je 90 ml vode. Pronađite razliku između pH vrijednosti otopine prije i nakon razrjeđivanja, ako je (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) U početnoj otopini slabe jednobazne kiseline CH 3 COOH:
posljedično:
2) Dodavanje 90 ml vode u 10 ml rastvora kiseline odgovara 10-strukom razblaženju rastvora. Zbog toga.
Elektroliti su tvari, legure tvari ili otopine koje imaju sposobnost da elektrolitički provode galvansku struju. Da biste odredili kojim elektrolitima pripada supstanca, možete koristiti teoriju elektrolitičke disocijacije.
Uputstvo
- Suština ove teorije je da se pri topljenju (otopljenju u vodi) gotovo svi elektroliti razlažu na ione, koji su i pozitivno i negativno nabijeni (što se naziva elektrolitička disocijacija). Pod uticajem električne struje negativni (anioni "-") kreću se prema anodi (+), a pozitivno nabijeni (kationi, "+") kreću se prema katodi (-). Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuti proces se naziva "molarizacija").
- Stepen (a) elektrolitičke disocijacije zavisi od prirode samog elektrolita, rastvarača i njihove koncentracije. Ovo je omjer broja molekula (n) koji su se raspali u jone i ukupnog broja molekula uvedenih u otopinu (N). Dobijate: a = n / N
- Dakle, jaki elektroliti su tvari koje se potpuno raspadaju na ione kada se otapaju u vodi. U jake elektroliti, po pravilu, spadaju supstance sa jako polarnim ili jonskim vezama: to su soli koje su visoko rastvorljive, 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, u njemu otopljena supstanca je uglavnom u obliku jona (anjona i kationa); praktički nema molekula koji su nedisocirani.
- Slabi elektroliti su tvari koje se samo djelimično disociraju na ione. Slabi elektroliti, zajedno s ionima u otopini, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne daju jaku koncentraciju jona u rastvoru, a slabi su:
- organske kiseline (skoro sve) (C2H5COOH, CH3COOH, itd.);
- neke od neorganskih kiselina (H2S, H2CO3, itd.);
- skoro sve soli, slabo rastvorljive u vodi, amonijum hidroksid, kao i sve baze (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- voda. Oni praktično ne provode električnu struju, niti provode, ali slabo.
Soli, njihova svojstva, hidroliza
Učenik 8 razreda B škole broj 182
Petrova Polina
Nastavnik hemije:
Kharina Ekaterina Alekseevna
MOSKVA 2009
U svakodnevnom životu navikli smo da imamo posla sa samo jednom solju - kuhinjskom solju, tj. natrijum hlorid NaCl. Međutim, u hemiji se čitava klasa spojeva naziva soli. Soli se mogu smatrati produktima zamjene vodika u kiselini za metal. Kuhinjska sol, na primjer, može se dobiti iz hlorovodonične kiseline reakcijom supstitucije:
2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2.
kisela sol
Ako uzmete aluminij umjesto natrijuma, formira se druga sol - aluminij hlorid:
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2
sol- To su složene supstance koje se sastoje od atoma metala i kiselih ostataka. Oni su produkti potpune ili djelomične zamjene vodika u kiselini metalom ili hidroksilne grupe u bazi kiselinskim ostatkom. Na primjer, ako u sumpornoj kiselini H 2 SO 4 zamijenimo jedan atom vodika s kalijem, dobivamo KHSO 4 sol, a ako dva - K 2 SO 4.
Postoji nekoliko vrsta soli.
| Vrste soli | Definicija | Primjeri soli |
| Srednje | Proizvod potpune zamjene kiselog vodika metalom. Ne sadrže ni H atome ni OH grupe. | Na 2 SO 4 natrijum sulfat CuCl 2 bakar (II) hlorid Ca 3 (PO 4) 2 kalcijum fosfat Na 2 CO 3 natrijum karbonat (natrijum karbonat) |
| Kiselo | Produkt nepotpune zamjene vodonika kiseline metalom. Sadrže atome vodika. (Nastaju samo od polibaznih kiselina) | CaHPO 4 kalcijum hidrogen fosfat Ca (H 2 PO 4) 2 kalcijum dihidrogen fosfat NaHCO 3 natrijum bikarbonat (soda bikarbona) |
| Main | Proizvod nepotpune zamjene hidrokso grupa baze kiselinskim ostatkom. Uključuje OH grupe. (formiran samo od polikiselinskih baza) | Cu (OH) Cl bakar (II) hidroksohlorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalcijum hidroksofosfat (CuOH) 2 CO 3 bakar (II) hidroksokarbonat (malahit) |
| mješovito | Soli dvije kiseline | Ca(OCl)Cl - izbjeljivač |
| Dvostruko | Soli dva metala | K 2 NaPO 4 - natrijum dikalijum ortofosfat |
| Kristalno hidratizira | Sadrži vodu za kristalizaciju. Kada se zagriju, dehidriraju - gube vodu, pretvarajući se u bezvodnu sol. | CuSO4. 5H 2 O - bakar (II) sulfat pentahidrat (bakar sulfat) Na 2 CO 3. 10H 2 O - dekahidrat natrijum karbonat (soda) |
Metode dobijanja soli.
1. Soli se mogu dobiti djelovanjem kiselina na metale, bazične okside i baze:
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2
cink hlorid
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
gvožđe(III) sulfat
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
hrom(III) nitrat
2. Soli nastaju reakcijom kiselih oksida sa alkalijama, kao i kiselih oksida sa bazičnim oksidima:
N 2 O 5 + Ca (OH) 2 Ca (NO 3) 2 + H 2 O
kalcijum nitrat
SiO 2 + CaO CaSiO 3
kalcijum silikat
3. Soli se mogu dobiti reakcijom soli sa kiselinama, alkalijama, metalima, nehlapljivim kiselinskim oksidima i drugim solima. Takve reakcije se odvijaju pod uvjetom evolucije plina, taloženja, evolucije oksida slabije kiseline ili evolucije hlapljivog oksida.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
kalcijum ortofosfat kalcijum sulfat
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe (OH) 3 + 3Na 2 SO 4
gvožđe(III) sulfat natrijum sulfat
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
bakar(II) sulfat gvožđe(II) sulfat
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
kalcijum karbonat kalcijum silikat
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
sulfat hlorid sulfat hlorid
aluminijum barijum barijum aluminijum
4. Soli kiselina bez kiseonika nastaju interakcijom metala sa nemetalima:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
gvožđe(III) hlorid
fizička svojstva.
Soli su čvrste tvari različitih boja. Njihova rastvorljivost u vodi je različita. Sve soli azotne i sirćetne kiseline, kao i soli natrijuma i kalija su rastvorljive. Rastvorljivost u vodi drugih soli može se naći u tabeli rastvorljivosti.
Hemijska svojstva.
1) Soli reaguju sa metalima.
Pošto se ove reakcije odvijaju u vodenim rastvorima, Li, Na, K, Ca, Ba i drugi aktivni metali, koji reaguju sa vodom u normalnim uslovima, ne mogu se koristiti za eksperimente, ili se reakcije mogu izvoditi u topljenju.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Soli reaguju sa kiselinama. Ove reakcije se dešavaju kada jača kiselina istisne slabiju kiselinu, oslobađajući gas ili taloženje.
Prilikom izvođenja ovih reakcija obično uzimaju suhu sol i djeluju s koncentriranom kiselinom.
BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Soli reaguju sa alkalijama u vodenim rastvorima.
Ovo je metoda za dobijanje nerastvorljivih baza i alkalija.
FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl
CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH
4) Soli reaguju sa solima.
Reakcije se odvijaju u rastvorima i koriste se za dobijanje praktično netopivih soli.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl
5) Neke soli se razlažu kada se zagreju.
Tipičan primjer takve reakcije je sagorijevanje vapnenca čija je glavna komponenta kalcijev karbonat:
CaCO 3 CaO + CO2 kalcijum karbonat
1. Neke soli mogu kristalizirati sa stvaranjem kristalnih hidrata.
Bakar (II) sulfat CuSO 4 je bijela kristalna supstanca. Kada se otopi u vodi, zagrijava se i formira plavi rastvor. Oslobađanje topline i promjena boje su znakovi kemijske reakcije. Kada se otopina ispari, oslobađa se kristalni hidrat CuSO 4. 5H 2 O (bakar sulfat). Formiranje ove supstance ukazuje da bakar (II) sulfat reaguje sa vodom:
CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H2O+Q
bijela plava plava
Upotreba soli.
Većina soli ima široku primjenu u industriji i svakodnevnom životu. Na primjer, natrijum hlorid NaCl, ili kuhinjska so, neophodna je u kuvanju. U industriji se natrijum hlorid koristi za proizvodnju natrijum hidroksida, NaHCO 3 sode, hlora i natrijuma. Soli azotne i ortofosforne kiseline su uglavnom mineralna đubriva. Na primjer, kalijev nitrat KNO 3 je kalijev nitrat. Također se nalazi u barutu i drugim pirotehničkim smjesama. Soli se koriste za dobijanje metala, kiselina, u proizvodnji stakla. U klasu soli spadaju i mnoga sredstva za zaštitu bilja od bolesti, štetočina, te neke ljekovite tvari. Kalijum permanganat KMnO 4 se često naziva kalijum permanganat. Kao građevinski materijal koriste se krečnjak i gips - CaSO 4. 2H 2 O, koji se takođe koristi u medicini.
Rješenja i rastvorljivost.
Kao što je ranije rečeno, rastvorljivost je važno svojstvo soli. Rastvorljivost - sposobnost supstance da sa drugom supstancom formira homogen, stabilan sistem promenljivog sastava, koji se sastoji od dve ili više komponenti.
Rješenja su homogeni sistemi koji se sastoje od molekula rastvarača i čestica otopljene tvari.
Tako, na primjer, otopina kuhinjske soli sastoji se od otapala - vode, otopljene tvari - iona Na +, Cl -.
joni(od grčkog ión - odlazak), električno nabijene čestice nastale kada se elektroni (ili druge nabijene čestice) izgube ili dobiju od strane atoma ili grupa atoma. Pojam i termin "jon" uveo je 1834. M. Faraday, koji je, proučavajući utjecaj električne struje na vodene otopine kiselina, alkalija i soli, sugerirao da je električna provodljivost takvih otopina posljedica kretanja jona. . Pozitivno nabijeni ioni koji se kreću u otopini prema negativnom polu (katodi) Faraday je nazvao kationima, a negativno nabijeni ioni koji se kreću prema pozitivnom polu (anodi) - anionima.
Prema stepenu rastvorljivosti u vodi, supstance se dele u tri grupe:
1) Visoko rastvorljiv;
2) Slabo rastvorljiv;
3) Praktično nerastvorljiv.
Mnoge soli su visoko rastvorljive u vodi. Kada odlučujete o rastvorljivosti drugih soli u vodi, moraćete da koristite tabelu rastvorljivosti.
Poznato je da neke tvari u otopljenom ili rastopljenom obliku provode električnu struju, dok druge ne provode struju pod istim uvjetima.
Supstance koje se u rastvorima ili topljenim raspadaju na ione i zbog toga provode električnu energiju nazivaju se elektroliti.
Supstance koje se pod istim uslovima ne raspadaju na jone i ne provode električnu struju nazivaju se neelektroliti.
Elektroliti uključuju kiseline, baze i gotovo sve soli. Elektroliti sami po sebi ne provode električnu struju. U otopinama i topljenjima se razlažu na ione, zbog čega teče struja.
Razlaganje elektrolita na ione kada su otopljeni u vodi naziva se elektrolitička disocijacija. Njegov sadržaj se svodi na sljedeće tri odredbe:
1) Elektroliti, kada se rastvore u vodi, raspadaju (disocijacije) na jone - pozitivne i negativne.
2) Pod dejstvom električne struje joni dobijaju usmereno kretanje: pozitivno naelektrisani ioni kreću se prema katodi i nazivaju se kationi, a negativno naelektrisani ioni kreću se prema anodi i nazivaju se anjoni.
3) Disocijacija je reverzibilan proces: paralelno sa dezintegracijom molekula na jone (disocijacija), teče proces povezivanja jona (asocijacija).
reverzibilnost
Jaki i slabi elektroliti.
Da bi se kvantitativno okarakterisala sposobnost elektrolita da se razgradi na ione, koncept stepena disocijacije (α), t . E. Odnos broja molekula razloženih na jone i ukupnog broja molekula. Na primjer, α = 1 označava da se elektrolit potpuno razgradio na ione, a α = 0,2 znači da se samo svaki peti njegovih molekula disocirao. Kada se koncentrirani rastvor razblaži, kao i kada se zagreje, povećava se njegova električna provodljivost, jer se stepen disocijacije povećava.
U zavisnosti od vrijednosti α, elektroliti se uslovno dijele na jake (gotovo potpuno se disociraju, (α 0,95) srednje jačine (0,95).
Jaki elektroliti su mnoge mineralne kiseline (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 itd.), alkalije (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 itd.), gotovo sve soli. Rastvori nekih mineralnih kiselina (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3 , HCN, HClO), mnogih organskih kiselina (npr. sirćetne CH 3 COOH), vodenog rastvora amonijaka (NH 3 . 2 O) , spadaju u slabe, voda, neke soli žive (HgCl 2). Elektroliti srednje snage često uključuju fluorovodičnu HF, ortofosfornu H 3 PO 4 i azotnu HNO 2 kiseline.
Hidroliza soli.
Termin "hidroliza" dolazi od grčkih riječi hidor (voda) i lysis (razgradnja). Hidroliza se obično shvata kao reakcija razmene između supstance i vode. Hidrolitički procesi su izuzetno česti u prirodi koja nas okružuje (i živoj i neživoj), a i ljudi ih široko koriste u modernoj proizvodnji i tehnologijama u domaćinstvu.
Hidroliza soli je reakcija interakcije iona koji čine sol s vodom, što dovodi do stvaranja slabog elektrolita i praćena je promjenom medija otopine.
Tri vrste soli prolaze kroz hidrolizu:
a) soli koje formiraju slaba baza i jaka kiselina (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - teče hidroliza katjona)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl
Reakcija medija je kisela.
b) soli koje formiraju jaka baza i slaba kiselina (K 2 CO 3, Na 2 S - dolazi do hidrolize aniona)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2KOH
Reakcija medija je alkalna.
c) soli koje formiraju slaba baza i slaba kiselina (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hidroliza se odvija duž kationa i anjona.
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H 2 O + H 2 CO 3
(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H 2 O + H 2 CO 3
Često je reakcija okoline neutralna.
d) soli koje formiraju jaka baza i jaka kiselina (NaCl, Ba (NO 3) 2) ne podliježu hidrolizi.
U nekim slučajevima, hidroliza se odvija nepovratno (kako kažu, ide do kraja). Dakle, kada se pomiješaju otopine natrijevog karbonata i bakrovog sulfata, taloži se plavi talog hidratizirane bazične soli, koji pri zagrijavanju gubi dio kristalizacijske vode i postaje zelen - pretvara se u bezvodni bazični bakrov karbonat - malahit:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Prilikom miješanja otopina natrijevog sulfida i aluminij hlorida, hidroliza također ide do kraja:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Zbog toga se Al 2 S 3 ne može izolovati iz vodenog rastvora. Ova so se dobijaju iz jednostavnih supstanci.
Slabi elektroliti Supstance koje se djelimično disociraju na jone. Otopine slabih elektrolita, zajedno s ionima, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju jona u otopini. U slabi elektroliti spadaju:
1) skoro sve organske kiseline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH itd.);
2) neke neorganske kiseline (H 2 CO 3 , H 2 S i dr.);
3) skoro sve soli rastvorljive u vodi, baze i amonijum hidroksid Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH4OH;
Oni su loši provodnici (ili gotovo neprovodnici) električne energije.
Koncentracije jona u rastvorima slabih elektrolita kvalitativno su okarakterisane stepenom i konstantom disocijacije.
Stupanj disocijacije izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima (\u003d 0,3 je uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).
Stepen disocijacije zavisi od koncentracije slabog rastvora elektrolita. Kada se razblaži vodom, stepen disocijacije se uvek povećava, jer broj molekula rastvarača (H 2 O) raste po molekulu otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom slučaju treba da se pomeri u pravcu stvaranja proizvoda, tj. hidratisani joni.
Stepen elektrolitičke disocijacije zavisi od temperature rastvora. Obično, sa povećanjem temperature, stepen disocijacije raste, jer veze u molekulima se aktiviraju, postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija jona u slabom rastvoru elektrolita može se izračunati znajući stepen disocijacije a i početnu koncentraciju supstance c u rastvoru.
HAn = H + + An - .
Konstanta ravnoteže K p ove reakcije je konstanta disocijacije K d:
K d = . / . (10.11)
Ako ravnotežne koncentracije izrazimo u smislu koncentracije slabog elektrolita C i njegovog stepena disocijacije α, dobijamo:
K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
Ovaj odnos se zove Ostwaldov zakon razblaženja. Za vrlo slabe elektrolite na α<<1 это уравнение упрощается:
K d \u003d C. α 2. (10.13)
Ovo nam omogućava da zaključimo da, pri beskonačnom razblaženju, stepen disocijacije α teži jedinstvu.
Protolitička ravnoteža u vodi:
,
,
Pri konstantnoj temperaturi u razrijeđenim otopinama, koncentracija vode u vodi je konstantna i jednaka je 55,5, ( 
)
, (10.15)
gdje je K in ionski proizvod vode.
Tada je =10 -7 . U praksi se, zbog pogodnosti mjerenja i snimanja, koristi vrijednost - pH vrijednost, (kriterijum) jačine kiseline ili baze. Slično 
.
Iz jednačine (11.15): 
.
Pri pH = 7 - reakcija otopine je neutralna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkalna.
U normalnim uslovima (0°C):
, onda
Slika 10.4 - pH različitih supstanci i sistema
10.7 Otopine jakih elektrolita
Jaki elektroliti su tvari koje se, otopljene u vodi, gotovo potpuno razgrađuju na ione. Po pravilu, jaki elektroliti uključuju supstance sa jonskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko rastvorljive soli, jake kiseline (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) i jake baze (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
U otopini jakog elektrolita otopljena supstanca se nalazi uglavnom u obliku jona (katjona i anjona); nedisociranih molekula praktično nema.
Osnovna razlika između jakih i slabih elektrolita je u tome što je ravnoteža disocijacije jakih elektrolita potpuno pomaknuta udesno:
H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,
i stoga se konstanta ravnoteže (disocijacije) pokazuje kao neodređena veličina. Smanjenje električne provodljivosti s povećanjem koncentracije jakog elektrolita posljedica je elektrostatičke interakcije jona.
Holandski naučnik Petrus Josephus Wilhelmus Debye i njemački naučnik Erich Hückel postulirali su:
1) elektrolit potpuno disocira, ali u relativno razblaženim rastvorima (C M = 0,01 mol. l -1);
2) svaki ion je okružen omotačem jona suprotnog predznaka. Zauzvrat, svaki od ovih jona je rastvoren. Ovo okruženje se naziva jonska atmosfera. U elektrolitičkoj interakciji jona suprotnih predznaka potrebno je voditi računa o uticaju jonske atmosfere. Kada se kation kreće u elektrostatičkom polju, jonska atmosfera se deformiše; zgusne se ispred njega i stanji iza njega. Ova asimetrija jonske atmosfere ima veći inhibitorni efekat na kretanje kationa, što je veća koncentracija elektrolita i veći je naboj jona. U ovim sistemima koncept koncentracije postaje dvosmislen i treba ga zamijeniti aktivnošću. Za binarni jednostruko nabijeni elektrolit KatAn = Kat + + An - aktivnosti kationa (a +) i anjona (a -), respektivno, su
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
gdje su C + i C - analitičke koncentracije kationa i anjona, respektivno;
γ + i γ - - njihovi koeficijenti aktivnosti.
|
Nemoguće je odrediti aktivnost svakog jona posebno, stoga za jednostruko nabijene elektrolite geometrijske srednje vrijednosti aktivnosti i
i koeficijenti aktivnosti:
Debye-Hückelov koeficijent aktivnosti zavisi barem od temperature, permitivnosti rastvarača (ε) i jonske snage (I); potonji služi kao mjera intenziteta električnog polja koje stvaraju joni u otopini.
Za dati elektrolit, jonska snaga je izražena Debye-Hückelovom jednačinom:
Jonska snaga je zauzvrat jednaka
gdje je C analitička koncentracija;
z je naboj kationa ili anjona.
Za jednostruko nabijeni elektrolit, ionska snaga je ista kao i koncentracija. Tako će NaCl i Na 2 SO 4 u istim koncentracijama imati različite ionske jačine. Poređenje svojstava rastvora jakih elektrolita može se izvršiti samo kada su ionske jačine iste; čak i male nečistoće dramatično mijenjaju svojstva elektrolita.
Slika 10.5 - Zavisnost