Ne ovat dynaamisessa tasapainossa dissosioitumattomien molekyylien kanssa. Heikkoihin elektrolyytteihin kuuluvat useimmat orgaaniset hapot ja monet orgaaniset emäkset vesipitoisissa ja ei-vesipitoisissa pitoisuuksissa vesiliuokset.

Heikot elektrolyytit ovat:

• lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi;
• jotkin epäorgaaniset hapot: HF, HClO, HC102, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4, H2C03, H2Si03, H2S03 ja muut;
• jotkut niukkaliukoiset metallihydroksidit: Fe(OH)3, Zn(OH)2 ja muut; sekä ammoniumhydroksidi NH 4OH.

Kirjallisuus

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Fysikaalinen ja kolloidinen kemia" M: valmistua koulusta, 1975

Wikimedia Foundation. 2010 .

Katso, mitä "heikko elektrolyytit" tarkoittaa muissa sanakirjoissa:

heikkoja elektrolyyttejä- - elektrolyytit, jotka hajoavat hieman vesiliuoksissa ioneiksi. Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioprosessi on palautuva ja noudattaa massatoiminnan lakia. Yleinen kemia: oppikirja / A. V. Zholnin ... Kemialliset termit

Aineet, joilla on ionijohtavuus; niitä kutsutaan toisen tyyppisiksi johtimiksi, virran kulkemiseen niiden läpi liittyy aineen siirtyminen. Elektrolyyttejä ovat sulat suolat, oksidit tai hydroksidit sekä (mitä esiintyy merkittävästi ... ... Collier Encyclopedia

Laajassa merkityksessä nestemäisiä tai kiinteitä aineita va- ja järjestelmissä, joissa ioneja on läsnä huomattavassa pitoisuudessa aiheuttaen sähkön kulkeutumisen niiden läpi. virta (ioninjohtavuus); sisään suppea merkitys va:ksi, hajoamalla ioneiksi p re:ksi. Kun liuotetaan E. ...... Fyysinen tietosanakirja

elektrolyytit- nestemäiset tai kiinteät aineet, joissa elektrolyyttisen dissosiaation seurauksena muodostuu ioneja missä tahansa havaittavassa pitoisuudessa, mikä aiheuttaa tasavirran kulkeutumisen. Elektrolyytit liuoksissa ...... tietosanakirja metallurgiassa

Wa:ssa k ryhissä on huomattavassa pitoisuudessa ioneja, jotka aiheuttavat sähkön kulkeutumisen. virta (ioninjohtavuus). E. soitti myös. toisen tyyppiset johtimet. Sanan suppeassa merkityksessä E. in va, molekyylit ryh in p re elektrolyyttisten ... ... Chemical Encyclopedia

- (Electro ... ja kreikkalaisista sanoista lytos hajoava, liukeneva) nestemäiset tai kiinteät aineet ja järjestelmät, joissa ioneja on läsnä missä tahansa havaittavassa pitoisuudessa, mikä aiheuttaa sähkövirran kulkeutumisen. Suppeassa merkityksessä E....... Suuri Neuvostoliiton tietosanakirja

Tällä termillä on muita merkityksiä, katso Dissosiaatio. Elektrolyyttinen dissosiaatio on prosessi, jossa elektrolyytti hajoaa ioneiksi, kun se liukenee tai sulaa. Sisältö 1 Dissosiaatio ratkaisuissa 2 ... Wikipedia

Elektrolyytti on aine, jonka sula tai liuos johtaa sähkövirtaa dissosioituessaan ioneiksi, mutta aine itse ei johda sähkövirtaa. Esimerkkejä elektrolyyteistä ovat happojen, suolojen ja emästen liuokset ... ... Wikipedia

Elektrolyytti on kemiallinen termi, joka tarkoittaa ainetta, jonka sula tai liuos johtaa sähkövirtaa dissosioituessaan ioneiksi. Esimerkkejä elektrolyyteistä ovat hapot, suolat ja emäkset. Elektrolyytit ovat toisen tyyppisiä johtimia, ... ... Wikipedia

1. ELEKTROLYYTIT

1.1. elektrolyyttinen dissosiaatio. Dissosiaatioaste. Elektrolyyttien vahvuus

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian mukaan suolat, hapot, hydroksidit, liukenevat veteen, hajoavat kokonaan tai osittain itsenäisiksi hiukkasiksi - ioneiksi.

Aineiden molekyylien hajoamista ioneiksi polaaristen liuotinmolekyylien vaikutuksesta kutsutaan elektrolyyttiseksi dissosiaatioksi. Aineita, jotka hajoavat ioneiksi liuoksessa, kutsutaan elektrolyytit. Tämän seurauksena ratkaisu saa kyvyn johtaa sähkövirtaa, koska. siihen ilmestyy sähkövarauksen liikkuvia kantajia. Tämän teorian mukaan veteen liuenneet elektrolyytit hajoavat (dissosioituvat) positiivisesti ja negatiivisesti varautuneiksi ioneiksi. Positiivisesti varautuneita ioneja kutsutaan kationeja; näitä ovat esimerkiksi vety- ja metalli-ionit. Negatiivisesti varautuneita ioneja kutsutaan anionit; näitä ovat happotähteiden ionit ja hydroksidi-ionit.

Dissosiaatioprosessin kvantitatiivista ominaisuutta varten otetaan käyttöön dissosiaatioasteen käsite. Elektrolyytin dissosiaatioaste (α) on sen ioneiksi hajottujen molekyylien lukumäärän suhde tietyssä liuoksessa ( n ) liuoksessa olevien molekyylien kokonaismäärään ( Ei myöskään

α = .

Elektrolyyttisen dissosiaation aste ilmaistaan ​​yleensä joko yksikön murto-osina tai prosentteina.

Elektrolyyttejä, joiden dissosiaatioaste on suurempi kuin 0,3 (30%), kutsutaan yleensä vahvoiksi, ja dissosiaatioaste on 0,03 (3%) - 0,3 (30%) - keskitaso, alle 0,03 (3%) - heikkoja elektrolyyttejä. Joten 0,1 M liuokselle CH3COOH a = 0,013 (tai 1,3 %). Siksi etikkahappo on heikko elektrolyytti. Dissosiaatioaste osoittaa, mikä osa aineen liuenneista molekyyleistä on hajonnut ioneiksi. Elektrolyytin elektrolyyttisen dissosioitumisen aste vesiliuoksissa riippuu elektrolyytin laadusta, sen pitoisuudesta ja lämpötilasta.

Elektrolyytit voidaan luonteeltaan jakaa kahteen osaan suuria ryhmiä: vahva ja heikko. Vahvat elektrolyytit dissosioitua lähes täydellisesti (α = 1).

Vahvoja elektrolyyttejä ovat mm.

1) hapot (H 2SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) emäkset - pääalaryhmän (alkalit) ensimmäisen ryhmän metallien hydroksidit - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH sekä maa-alkalimetallien hydroksidit - Ba(OH)2, Ca(OH)2, Sr(OH)2;.

3) vesiliukoiset suolat (katso liukoisuustaulukko).

Heikot elektrolyytit dissosioituvat ioneiksi hyvin vähäisessä määrin, liuoksissa ne ovat pääasiassa dissosioitumattomassa tilassa (molekyylimuodossa). Heikoilla elektrolyyteillä saadaan aikaan tasapaino dissosioitumattomien molekyylien ja ionien välille.

Heikot elektrolyytit sisältävät:

1) epäorgaaniset hapot ( H2C03, H2S, HN02, H2S03, HCN, H3PO4, H2Si03, HCNS, HClO jne.);

2) vesi (H20);

3) ammoniumhydroksidi ( NH4OH);

4) useimmat orgaaniset hapot

(esimerkiksi etikkahappo CH3COOH, muurahaishappo HCOOH);

5) tiettyjen metallien liukenemattomat ja niukkaliukoiset suolat ja hydroksidit (katso liukoisuustaulukko).

Prosessi elektrolyyttinen dissosiaatio kuvattu kemiallisilla yhtälöillä. Esimerkiksi suolahapon dissosiaatio (HC l ) on kirjoitettu seuraavasti:

HCl → H+ + Cl-.

Emäkset hajoavat muodostaen metallikationeja ja hydroksidi-ioneja. Esimerkiksi KOH:n dissosiaatio

KOH → K + + OH -.

Moniemäksiset hapot sekä moniarvoisten metallien emäkset hajoavat vaiheittain. Esimerkiksi,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Ensimmäiselle tasapainolle - dissosiaatiolle ensimmäistä vaihetta pitkin - on ominaista vakio

.

Dissosiaatiosta toisessa vaiheessa:

.

Hiilihapon tapauksessa dissosiaatiovakioilla on seuraavat arvot: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10-11. Vaiheittaista dissosiaatiota varten aina K I> K II > K III >... , koska energia, joka täytyy käyttää ionin irrottamiseen, on minimaalinen, kun se irrotetaan neutraalista molekyylistä.

Keskipitkät (normaalit) suolat, veteen liukenevat, hajoavat muodostaen positiivisesti varautuneita metalli-ioneja ja negatiivisesti varautuneita happojäännöksen ioneja

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Happosuolat (hydrosuolat) - elektrolyytit, jotka sisältävät vetyä anionissa, jotka pystyvät hajoamaan vetyionina H +. Happosuoloja pidetään moniemäksisistä hapoista saatavina tuotteina, joissa kaikkia vetyatomeja ei ole korvattu metallilla. Happamien suolojen dissosiaatio tapahtuu vaiheittain, esimerkiksi:

KHCO3 → K + + HCO 3 - (ensimmäinen taso)

Vahvat elektrolyytit, kun ne liukenevat veteen, dissosioituvat lähes täysin ioneiksi riippumatta niiden pitoisuudesta liuoksessa.

Siksi vahvojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöihin laita yhtäläisyysmerkki (=).

Vahvoja elektrolyyttejä ovat mm.

Liukoiset suolat;

Monet epäorgaaniset hapot: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Alkalimetallien (LiOH, NaOH, KOH jne.) ja maa-alkalimetallien (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) muodostamat emäkset.

Vesiliuosten heikot elektrolyytit dissosioituvat vain osittain (reversiibelisti) ioneiksi.

Siksi palautuvuusmerkki (⇄) laitetaan heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöihin.

Heikot elektrolyytit sisältävät:

Lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi;

Jotkut epäorgaaniset hapot: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 jne.;

Liukenemattomat metallihydroksidit: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 jne.

Ionireaktioyhtälöt

Ionireaktioyhtälöt
Kemialliset reaktiot elektrolyyttiliuoksissa (hapot, emäkset ja suolat) etenevät ionien osallistuessa. Lopullinen liuos voi jäädä läpinäkyväksi (tuotteet ovat hyvin vesiliukoisia), mutta yksi tuotteista osoittautuu heikoksi elektrolyytiksi; muissa tapauksissa havaitaan saostumista tai kaasun kehittymistä.

Ioneja sisältävien liuosten reaktioihin ei laadita vain molekyyliyhtälöä, vaan myös täydelliset ioniset ja lyhyet ioniyhtälöt.
Ioniyhtälöissä ranskalaisen kemistin K.-L. Berthollet (1801), kaikki vahvat, hyvin liukenevat elektrolyytit on kirjoitettu ionikaavojen muodossa, ja sakka, kaasut ja heikot elektrolyytit on kirjoitettu molekyylikaavojen muodossa. Sateen muodostuminen on merkitty alanuolimerkillä (↓), kaasujen muodostuminen nuoli ylös -merkillä (). Esimerkki reaktioyhtälön kirjoittamisesta Berthollet-säännön mukaan:

a) molekyyliyhtälö
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) täydellinen ioniyhtälö
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - kaasu, H2O - heikko elektrolyytti)
c) lyhyt ioniyhtälö
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Yleensä kirjoitettaessa ne rajoittuvat lyhyeen ioniseen yhtälöön, jossa kiinteät reagenssit on merkitty indeksillä (t), kaasumaiset reagenssit - indeksillä (g). Esimerkkejä:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H20
Cu(OH)2 on käytännössä liukenematon veteen
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(täysi ja lyhyt ioninen yhtälö ottelu)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(useimmat happamat suolat ovat hyvin vesiliukoisia).

Jos vahvat elektrolyytit eivät osallistu reaktioon, yhtälöllä ei ole ionista muotoa:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

LIPPU #23

Suolan hydrolyysi

Suolahydrolyysi on suola-ionien vuorovaikutusta veden kanssa, jolloin muodostuu vähän dissosioituvia hiukkasia.

Hydrolyysi on kirjaimellisesti hajoamista veden vaikutuksesta. Antamalla tämän määritelmän suolojen hydrolyysireaktiolle korostamme, että liuoksessa olevat suolat ovat ionien muodossa ja että liikkeellepaneva voima reaktio on vähän dissosioituvien hiukkasten muodostumista ( yleissääntö monille liuosreaktioille).

Hydrolyysi tapahtuu vain niissä tapauksissa, joissa suolan elektrolyyttisen dissosioitumisen seurauksena muodostuneet ionit - kationi, anioni tai molemmat yhdessä - pystyvät muodostamaan heikosti dissosioituvia yhdisteitä vesi-ionien kanssa, ja tämä puolestaan ​​tapahtuu, kun kationi on voimakkaasti polarisoiva (heikko emäksinen kationi) ja anioni polarisoituu helposti (heikko happoanioni). Tämä muuttaa väliaineen pH:ta. Jos kationi muodostaa vahvan emäksen ja anioni muodostaa vahvan hapon, ne eivät hydrolysoi.

1. Heikon emäksen ja vahvan hapon suolan hydrolyysi kationin läpi, tämä voi muodostaa heikon emäksen tai emäksisen suolan ja liuoksen pH laskee

2. Heikon hapon ja vahvan emäksen suolan hydrolyysi Läpi anionin, voi muodostua heikko happo tai hapan suola ja liuoksen pH nousee

3. Heikon emäksen ja heikon hapon suolan hydrolyysi tavallisesti kulkee läpi muodostaen heikon hapon ja heikon emäksen; Liuoksen pH tässä tapauksessa poikkeaa hieman arvosta 7 ja sen määrää hapon ja emäksen suhteellinen vahvuus

4. Vahvan emäksen ja vahvan hapon suolan hydrolyysi ei etene

Kysymys 24 Oksidien luokitus

Oksidit nimeltään monimutkaiset aineet, jonka molekyyleissä on happiatomeja hapetustilassa - 2 ja jokin muu alkuaine.

oksideja voidaan saada hapen suoralla vuorovaikutuksella toisen alkuaineen kanssa tai epäsuorasti (esimerkiksi hajottamalla suoloja, emäksiä, happoja). Normaaleissa olosuhteissa oksidit ovat kiinteässä, nestemäisessä ja kaasumaisessa tilassa, tämän tyyppiset yhdisteet ovat hyvin yleisiä luonnossa. oksideja löytyy Maankuori. Ruoste, hiekka, vesi, hiilidioksidi ovat oksideja.

Suolaa muodostavat oksidit Esimerkiksi,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H2O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Suolaa muodostavat oksidit ovat oksideja, jotka sen seurauksena kemialliset reaktiot muodostaa suoloja. Nämä ovat metallien ja ei-metallien oksideja, jotka vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostavat vastaavia happoja ja emästen kanssa vuorovaikutuksessa vastaavia happamia ja normaaleja suoloja. Esimerkiksi, kuparioksidi (CuO) on suolaa muodostava oksidi, koska se on vuorovaikutuksessa esim. suolahappo(HCl) suolaa muodostuu:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H2O.

Kemiallisten reaktioiden seurauksena voidaan saada muita suoloja:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Ei-suolaa muodostavat oksidit kutsutaan oksideiksi, jotka eivät muodosta suoloja. Esimerkki on CO, N2O, NO.

Vahvat ja heikot elektrolyytit

Hapot, emäkset ja suolat vesiliuoksissa dissosioituvat - hajoavat ioneiksi. Tämä prosessi voi olla palautuva tai peruuttamaton.

Peruuttamattomalla dissosiaatiolla liuoksissa koko aine tai melkein kaikki hajoaa ioneiksi. Tämä on tyypillistä vahville elektrolyyteille (kuva 10.1, a, s. 56). Vahvoja elektrolyyttejä ovat jotkin hapot ja kaikki vesiliukoiset suolat ja emäkset (alkali- ja maa-alkalielementtien hydroksidit) (kaavio 5, s. 56).

Riisi. 10.1. Ionien lukumäärän vertailu liuoksissa, joissa on sama alkumäärä elektrolyyttiä: a - kloridihappo (vahva elektrolyytti); b - nitriittihappo

(heikko elektrolyytti)

Kaavio 5. Elektrolyyttien luokitus vahvuuden mukaan

Reversiibelissä dissosiaatiossa tapahtuu kaksi vastakkaista prosessia: samanaikaisesti aineen hajoamisen kanssa ioneiksi (dissosiaatio) tapahtuu käänteinen prosessi, jossa ionit yhdistyvät aineen molekyyleiksi (assosiaatio). Tästä johtuen osa liuoksessa olevasta aineesta on ionien muodossa ja osa - molekyylien muodossa (kuva 10.1, b). elektrolyytit,

jotka veteen liuotettuna hajoavat ioneiksi vain osittain, kutsutaan heikoiksi elektrolyytiksi. Näitä ovat vesi, monet hapot sekä liukenemattomat hydroksidit ja suolat (kaavio 5).

Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöissä tavallisen nuolen sijaan kirjoitetaan kaksisuuntainen nuoli (käänteisyyden merkki):

Elektrolyyttien vahvuus voidaan selittää kemiallisen sidoksen polariteetilla, joka katkeaa dissosioituessa. Mitä polaarisempi sidos on, sitä helpommin se muuttuu ioniseksi vesimolekyylien vaikutuksesta, joten sitä vahvempi on elektrolyytti. Suoloissa ja hydroksideissa sidoksen polariteetti on suurin, koska metalli-ionien, happojäännösten ja hydroksidi-ionien välillä on ionisidos Siksi kaikki liukoiset suolat ja emäkset ovat vahvoja elektrolyyttejä. Happipitoisissa hapoissa dissosioituessa O-H-sidos, jonka polaarisuus riippuu happojäännöksen laadullisesta ja kvantitatiivisesta koostumuksesta. Useimpien happipitoisten happojen vahvuus voidaan määrittää kirjoittamalla tavallinen happokaava muodossa E(OH) m O n . Jos tämä kaava sisältää n< 2 — кислота слабая, если n >2 - vahva.

Happojen vahvuuden riippuvuus happojäännöksen koostumuksesta

Dissosiaatioaste

Elektrolyyttien lujuutta kuvaa kvantitatiivisesti elektrolyyttinen dissosiaatioaste a, joka osoittaa ioneiksi hajoneiden ainemolekyylien osuuden liuoksessa.

Dissosiaatioaste a on yhtä suuri kuin molekyylien lukumäärän N tai ioneiksi hajotetun aineen n suhde molekyylien kokonaismäärään N 0 tai liuenneen aineen määrään n 0:

Dissosiaatioaste voidaan ilmaista paitsi yksikön murto-osina, myös prosentteina:

A:n arvo voi vaihdella 0:sta (ei dissosiaatiota) 1:een tai 100 %:iin (täydellinen dissosiaatio). Mitä paremmin elektrolyytti hajoaa, sitä suurempi on dissosiaatioasteen arvo.

Elektrolyyttisen dissosiaatioasteen arvon mukaan elektrolyytit jaetaan usein ei kahteen, vaan kolmeen ryhmään: vahvat, heikot ja keskivahvat elektrolyytit. Vahvina elektrolyyteinä pidetään niitä, joiden dissosiaatioaste on yli 30%, ja heikkoina - alle 3%. Elektrolyyttejä, joiden keskiarvo on a - 3 - 30%, kutsutaan keskivahvoiksi elektrolyyteiksi. Tämän luokituksen mukaan happoja pidetään sellaisina: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 ja jotkut muut. Kaksi viimeistä happoa ovat keskivahvoja elektrolyyttejä vain dissosiaatiovaiheessa, kun taas toisissa ne ovat heikkoja elektrolyyttejä.

Dissosiaatioaste on muuttuja. Se ei riipu vain elektrolyytin luonteesta, vaan myös sen pitoisuudesta liuoksessa. Tämän riippuvuuden tunnisti ja tutki ensin Wilhelm Ostwald. Nykyään sitä kutsutaan Ostwaldin laimennuslakiksi: kun liuos laimennetaan vedellä, samoin kuin lämpötilan noustessa, dissosiaatioaste kasvaa.

Dissosiaatioasteen laskeminen

Esimerkki. Fluorivetyä liuotettiin litraan vettä, jonka ainemäärä oli 5 mol. Saatu liuos sisältää 0,06 mol vetyioneja. Määritä fluorihapon dissosiaatioaste (prosentteina).

Kirjoitamme yhtälön fluorihapon dissosiaatiolle:

Dissosioituminen yhdestä happomolekyylistä tuottaa yhden vetyionin. Jos liuos sisältää 0,06 mol H+-ioneja, tämä tarkoittaa, että 0,06 mol vetyfluoridimolekyylejä on dissosioitunut. Siksi dissosiaatioaste on:

Erinomainen saksalainen fysikaalinen kemisti, palkittu Nobel palkinto kemiassa vuonna 1909. Syntynyt Riiassa, opiskeli Dorpatin yliopistossa, jossa hän aloitti opettamisen ja tieteellistä toimintaa. 35-vuotiaana hän muutti Leipzigiin, jossa hän johti fysiikan ja kemian instituuttia. Hän tutki kemiallisen tasapainon lakeja, liuosten ominaisuuksia, löysi hänen mukaansa nimetyn laimennuslain, kehitti happo-emäs-katalyysin teorian perusteet ja omisti paljon aikaa kemian historialle. Hän perusti maailman ensimmäisen fysikaalisen kemian osaston ja ensimmäisen fysikaalisen ja kemiallisen lehden. Hänellä oli henkilökohtaisessa elämässään outoja tapoja: Hän inhosi hiustenleikkausta ja kommunikoi sihteerinsä kanssa yksinomaan polkupyörän kellon avulla.

Keskeinen idea

Heikkojen elektrolyyttien dissosioituminen on palautuva prosessi, ja voimakkaiden

peruuttamaton.

testikysymykset

116. Määrittele vahvat ja heikot elektrolyytit.

117. Anna esimerkkejä vahvoista ja heikoista elektrolyyteistä.

118. Mihin arvoa käytetään määrälliset ominaisuudet elektrolyytin vahvuus? Onko se vakio kaikissa ratkaisuissa? Miten elektrolyyttien dissosiaatioastetta voidaan lisätä?

Tehtävät materiaalin hallitsemiseksi

119. Anna yksi esimerkki suoloista, hapoista ja emäksistä, jotka ovat: a) vahva elektrolyytti; b) heikko elektrolyytti.

120. Anna esimerkki aineesta: a) kaksiemäksinen happo, joka ensimmäisessä vaiheessa on keskivahva elektrolyytti ja toisessa - heikko elektrolyytti; b) kaksiemäksinen happo, joka on heikko elektrolyytti molemmissa vaiheissa.

121. Joissakin hapoissa dissosiaatioaste ensimmäisessä vaiheessa on 100 % ja toisessa - 15 %. Millainen happo mahtaa olla?

122. Mitä hiukkasia on enemmän rikkivetyliuoksessa: H 2 S -molekyylejä, H + -ioneja, S 2- ioneja vai HS - ioneja?

123. Kirjoita annetusta aineluettelosta erikseen kaavat: a) vahvat elektrolyytit; b) heikot elektrolyytit.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO3, HNO3, HN02, H2S04, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(NO3)2.

124. Tee strontiumnitraatin, elohopea(11)kloridin, kalsiumkarbonaatin, kalsiumhydroksidin, sulfidihapon dissosiaatioyhtälöt. Milloin dissosiaatio on palautuva?

125. Natriumsulfaatin vesiliuos sisältää 0,3 mol ioneja. Mikä massa tätä suolaa käytettiin tällaisen liuoksen valmistukseen?

126. 1 litran fluorivetyliuos sisältää 2 g tätä happoa ja vetyioniaineen määrä on 0,008 mol. Mikä on fluoridi-ionien määrä tässä liuoksessa?

127. Kolme koeputkea sisältävät samat tilavuudet kloridi-, fluori- ja sulfidihappoliuoksia. Kaikissa koeputkissa happamien aineiden määrät ovat yhtä suuret. Mutta ensimmäisessä koeputkessa vetyioniaineen määrä on 3. 10 -7 mol, toisessa - 8. 10-5 mol ja kolmannessa - 0,001 mol. Mikä putki sisältää kunkin hapon?

128. Ensimmäinen koeputki sisältää elektrolyyttiliuosta, jonka dissosiaatioaste on 89 %, toinen sisältää elektrolyyttiä, jonka dissosiaatioaste on 8 % o, ja kolmas - 0,2 % o. Anna kaksi esimerkkiä elektrolyyteistä. eri luokat yhdisteitä, joita nämä putket voivat sisältää.

129*. Lisälähteistä löydät tietoa elektrolyyttien lujuuden riippuvuudesta aineiden luonteesta. Selvitä aineiden rakenteen ja luonnon välinen suhde kemiallisia alkuaineita, jotka muodostavat niitä, ja elektrolyyttien vahvuus.

Tämä on oppikirjamateriaalia.

USE-koodaajan aiheet:Elektrolyyttinen dissosiaatio vesiliuoksissa. Vahvat ja heikot elektrolyytit.

- Nämä ovat aineita, joiden liuokset ja sulat johtavat sähkövirtaa.

Sähkövirta on varautuneiden hiukkasten järjestetty liike sähkökentän vaikutuksesta. Siten elektrolyyttiliuoksissa tai -sulaissa on varautuneita hiukkasia. Elektrolyyttiliuoksissa sähkönjohtavuus johtuu yleensä ionien läsnäolosta.

ioneja ovat varautuneita hiukkasia (atomeja tai atomiryhmiä). Erottele positiivisesti varautuneet ionit kationeja) ja negatiivisesti varautuneita ioneja ( anionit).

Elektrolyyttinen dissosiaatio - Tämä on prosessi, jossa elektrolyytit hajoavat ioneiksi sen liukenemisen tai sulamisen aikana.

Erilliset aineet - elektrolyytit ja ei-elektrolyyttejä. Vastaanottaja ei-elektrolyyttejä sisältävät aineet, joilla on vahva kovalenttinen ei-polaarinen sidos (yksinkertaiset aineet), kaikki oksidit (jotka ovat kemiallisesti ei vuorovaikutuksessa veden kanssa), useimmat eloperäinen aine(paitsi polaariset yhdisteet - karboksyylihapot, niiden suolat, fenolit) - aldehydit, ketonit, hiilivedyt, hiilihydraatit.

Vastaanottaja elektrolyytit sisältää joitain aineita, joissa on kovalenttinen polaarinen sidos, ja aineita, joissa on ionikidehila.

Mikä on elektrolyyttisen dissosiaatioprosessin ydin?

Aseta muutama natriumkloridikiteet koeputkeen ja lisää vettä. Jonkin ajan kuluttua kiteet liukenevat. Mitä tapahtui?
Natriumkloridi on aine, jolla on ioninen kidehila. NaCl-kide koostuu Na+-ioneista ja Cl- . Vedessä tämä kide hajoaa rakenneyksiköiksi - ioneiksi. Samalla ioninen kemialliset sidokset ja jotkut vetysidokset vesimolekyylien välillä. Veteen tulevat Na + ja Cl - ionit ovat vuorovaikutuksessa vesimolekyylien kanssa. Kloridi-ionien tapauksessa voidaan puhua dipolien (polaaristen) vesimolekyylien sähköstaattisesta vetovoimasta kloorianioniin, ja natriumkationien tapauksessa se lähestyy luonteeltaan luovuttaja-akseptori-ionia (kun elektronipari happiatomista sijoitetaan natriumionin vapaalle kiertoradalle). Vesimolekyylien ympäröimät ionit peittyvätkosteuttava kuori. Natriumkloridin dissosiaatiota kuvaa yhtälö: NaCl = Na + + Cl - .

Kun kovalenttisen polaarisen sidoksen omaavia yhdisteitä liuotetaan veteen, polaarista molekyyliä ympäröivät vesimolekyylit ensin venyttävät siinä olevaa sidosta lisäämällä sen polariteettia, sitten hajottavat sen ioneiksi, jotka hydratoituvat ja jakautuvat tasaisesti liuoksessa. Esimerkiksi kloorivetyhappo hajoaa ioneiksi seuraavasti: HCl \u003d H + + Cl -.

Sulamisen aikana, kun kidettä kuumennetaan, ionit alkavat tehdä voimakkaita värähtelyjä solmuissa kristallihila, jonka seurauksena se romahtaa, muodostuu sula, joka koostuu ioneista.

Elektrolyyttisen dissosiaation prosessille on ominaista aineen molekyylien dissosiaatioaste:

Dissosiaatioaste on dissosioituneiden (hajoaneiden) molekyylien lukumäärän suhde elektrolyyttimolekyylien kokonaismäärään. Eli mikä osuus alkuperäisen aineen molekyyleistä hajoaa ioneiksi liuoksessa tai sulassa.

α=N prodis /N ref, jossa:

N prodis on dissosioituneiden molekyylien lukumäärä,

N ref on molekyylien alkuperäinen lukumäärä.

Dissosiaatioasteen mukaan elektrolyytit jaetaan vahva ja heikko.

Vahvat elektrolyytit (α≈1):

1. Kaikki liukoiset suolat (mukaan lukien orgaanisten happojen suolat - kaliumasetaatti CH 3 COOK, natriumformiaatti HCOONa jne.)

2. Vahvat hapot: HCl, HI, HBr, HNO 3, H 2 SO 4 (ensimmäisessä vaiheessa), HClO 4 ja muut;

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

Vahvat elektrolyytit hajoavat ioneiksi lähes kokonaan vesiliuoksissa, mutta vain Liuoksissa vahvatkin elektrolyytit voivat hajota vain osittain. Nuo. vahvojen elektrolyyttien α dissosiaatioaste on suunnilleen yhtä suuri kuin 1 vain aineiden tyydyttymättömille liuoksille. Kyllästetyissä tai konsentroiduissa liuoksissa vahvojen elektrolyyttien dissosiaatioaste voi olla pienempi tai yhtä suuri kuin 1: α≤1.

Heikot elektrolyytit (α<1):

1. Heikot hapot, mm. Luomu;

2. Liukenemattomat emäkset ja ammoniumhydroksidi NH 4 OH;

3. Liukenemattomat ja jotkut vähän liukenevat suolat (riippuen liukoisuudesta).

Ei-elektrolyytit:

1. Oksidit, jotka eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa (veteen liuenneet oksidit, jotka ovat vuorovaikutuksessa veden kanssa, joutuvat kemialliseen reaktioon muodostaen hydroksideja);

2. Yksinkertaiset aineet;

3. Useimmat orgaaniset aineet, joissa on heikosti polaarisia tai ei-polaarisia sidoksia (aldehydit, ketonit, hiilivedyt jne.).

Miten aineet dissosioituvat? dissosiaatioasteen mukaan vahva ja heikko elektrolyytit.

Vahvat elektrolyytit dissosioitua täysin (kyllästetyissä liuoksissa), yhdessä vaiheessa kaikki molekyylit hajoavat ioneiksi, lähes peruuttamattomasti. Huomaa, että dissosioitumisen aikana liuoksessa muodostuu vain stabiileja ioneja. Yleisimmät ionit löytyvät liukoisuustaulukosta, joka on virallinen huijauslehti missä tahansa kokeessa. Vahvojen elektrolyyttien dissosiaatioaste on suunnilleen yhtä suuri kuin 1. Esimerkiksi natriumfosfaatin dissosioitumisen aikana muodostuu Na + ja PO 4 3– -ioneja:

Na 3 PO 4 → 3Na + + PO 4 3-

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

Dissosiaatio heikkoja elektrolyyttejä : moniemäksiset hapot ja polyhappoemäkset tapahtuu vaiheittain ja palautuvasti. Nuo. heikkojen elektrolyyttien hajoamisen aikana vain hyvin pieni osa alkuhiukkasista hajoaa ioneiksi. Esimerkiksi hiilihappo:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Magnesiumhydroksidi hajoaa myös kahdessa vaiheessa:

Mg (OH) 2 ⇄ Mg (OH) + OH -

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH -

Myös happosuolat dissosioituvat vaiheittain, ensin ionisidokset katkeavat, sitten kovalenttiset polaariset sidokset. Esimerkiksi kaliumvetykarbonaatti ja magnesiumhydroksokloridi:

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)

Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioaste on paljon pienempi kuin 1: α<<1.

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian pääsäännöt ovat siis:

1. Veteen liuotettuna elektrolyytit hajoavat (hajoavat) ioneiksi.

2. Syy elektrolyyttien dissosioitumiseen vedessä on sen hydratoituminen, ts. vuorovaikutus vesimolekyylien kanssa ja kemiallisen sidoksen katkeaminen siinä.

3. Ulkoisen sähkökentän vaikutuksesta positiivisesti varautuneet ionit liikkuvat kohti positiivisesti varattua elektrodia - katodia, niitä kutsutaan kationeiksi. Negatiivisesti varautuneet elektronit liikkuvat kohti negatiivista elektrodia - anodia. Niitä kutsutaan anioneiksi.

4. Elektrolyyttinen dissosiaatio tapahtuu palautuvasti heikoilla elektrolyyteillä ja käytännössä irreversiibelisti vahvoilla elektrolyyteillä.

5. Elektrolyytit voivat dissosioitua ioneiksi eriasteisesti riippuen ulkoisista olosuhteista, pitoisuudesta ja elektrolyytin luonteesta.

6. Ionien kemialliset ominaisuudet eroavat yksinkertaisten aineiden ominaisuuksista. Elektrolyyttiliuosten kemialliset ominaisuudet määräytyvät niiden ionien ominaisuuksista, jotka muodostuvat siitä dissosioitumisen aikana.

Esimerkkejä.

1. Kun 1 mooli suolaa dissosioitui epätäydellisesti, positiivisten ja negatiivisten ionien kokonaismäärä liuoksessa oli 3,4 mol. Suolakaava - a) K 2 S b) Ba (ClO 3) 2 c) NH 4 NO 3 d) Fe (NO 3) 3

Ratkaisu: aluksi määritämme elektrolyyttien vahvuuden. Tämä voidaan tehdä helposti liukoisuustaulukosta. Kaikki vastauksissa annetut suolat ovat liukoisia, ts. vahvoja elektrolyyttejä. Seuraavaksi kirjoitamme elektrolyyttisen dissosiaation yhtälöt ja määritämme yhtälön avulla kunkin liuoksen ionien enimmäismäärä:

a) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , kun 1 mooli suolaa hajoaa täydellisesti, muodostuu 3 moolia ioneja, yli 3 moolia ioneja ei toimi millään tavalla;

b) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 - jälleen kerran, 1 moolin suolan hajoamisen aikana muodostuu 3 moolia ioneja, yli 3 moolia ioneja ei muodostu millään tavalla;

sisään) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 -, 1 moolin ammoniumnitraattia hajoamisen aikana muodostuu 2 moolia ioneja niin paljon kuin mahdollista, yli 2 moolia ioneja ei muodostu millään tavalla;

G) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 -, kun 1 mol rauta(III)nitraattia hajoaa täydellisesti, muodostuu 4 mol ioneja. Siksi, kun 1 mol rautanitraattia hajoaa epätäydellisesti, pienempi määrä ioneja on mahdollista (epätäydellinen hajoaminen on mahdollista kyllästetyssä suolaliuoksessa). Siksi vaihtoehto 4 sopii meille.