Kõik nõrgad elektrolüüdid. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Juhend

Selle teooria olemus seisneb selles, et sulamisel (vees lahustamisel) lagunevad peaaegu kõik elektrolüüdid ioonideks, mis on nii positiivselt kui ka negatiivselt laetud (mida nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks). Elektrivoolu mõjul liigub negatiivne (“-”) anoodi (+) ja positiivselt laetud (katioonid, “+”) suunas katoodi (-) suunas. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördprotsessi nimetatakse "molarisatsiooniks").

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste (a) sõltub elektrolüüdist endast, lahustist ja nende kontsentratsioonist. See on ioonideks lagunenud molekulide arvu (n) ja lahusesse sisestatud molekulide koguarvu (N) suhe. Saad: a = n / N

Seega on tugevad elektrolüüdid ained, mis vees lahustumisel lagunevad täielikult ioonideks. Tugevad elektrolüüdid on reeglina väga polaarsete või sidemetega ained: need on hästi lahustuvad soolad (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), aga ka tugevad alused (KOH, NaOH, RbOH, Ba () OH) 2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Tugevas elektrolüüdis on selles lahustunud aine enamasti ioonide kujul ( ); dissotsieerumata molekule praktiliselt pole.

Nõrgad elektrolüüdid on ained, mis dissotsieeruvad ioonideks ainult osaliselt. Nõrgad elektrolüüdid koos lahuses olevate ioonidega sisaldavad dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei anna lahuses tugevat ioonide kontsentratsiooni.

Nõrgad on järgmised:
- orgaanilised happed (peaaegu kõik) (C2H5COOH, CH3COOH jne);
- mõned happed (H2S, H2CO3 jne);
- peaaegu kõik vees vähelahustuvad soolad, ammooniumhüdroksiid, samuti kõik alused (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- vesi.

Nad praktiliselt ei juhi elektrivoolu ega juhi, kuid halvasti.

Märge

Kuigi puhas vesi juhib elektrit väga halvasti, on sellel siiski mõõdetav elektrijuhtivus, kuna vesi dissotsieerub kergelt hüdroksiidioonideks ja vesinikioonideks.

Kasulikud nõuanded

Enamik elektrolüüte on söövitavad ained, seega olge nendega töötades äärmiselt ettevaatlik ja järgige ohutusnõudeid.

Tugev alus on anorgaaniline keemiline ühend, mille moodustavad hüdroksüülrühm -OH ja leelis (perioodisüsteemi I rühma elemendid: Li, K, Na, RB, Cs) või leelismuldmetall (II rühma elemendid Ba, Ca). Need on kirjutatud valemitena LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.

Sa vajad

• aurustustops
• põleti
• näitajad
• metallist varras
• H₃RO4

Juhend

Tugevad alused, mis on iseloomulikud kõigile. Selle olemasolu lahuses määrab indikaatori värvuse muutus. Lisage fenoolftaleiin proovile koos uuritava lahusega või jätke lakmuspaber välja. Metüüloranž on kollane, fenoolftaleiin on lilla ja lakmuspaber on sinine. Mida tugevam on alus, seda intensiivsem on indikaatori värv.

Kui peate välja selgitama, milliseid leeliseid teile esitatakse, siis kulutage kvalitatiivne analüüs lahendusi. Levinumad tugevad alused on liitium, kaalium, naatrium, baarium ja kaltsium. Alused reageerivad hapetega (neutraliseerimisreaktsioonid), moodustades soola ja vett. Sel juhul saab eristada Ca(OH)2, Ba(OH)2 ja LiOH. Happega kokkupuutel tekivad lahustumatud. Ülejäänud hüdroksiidid ei anna sadet, tk. kõik K ja Na soolad on lahustuvad.
3 Ca(OH)₂ + 2 H3RO4 --→ Ca3(PO4)₂↓+ 6 H2O

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

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Kurna need ja kuivata. Süstige kuivanud setted põleti leeki. Liitiumi, kaltsiumi ja baariumi ioone saab kvalitatiivselt määrata leegi värvi muutmisega. Vastavalt sellele määrate, kus milline hüdroksiid on. Liitiumisoolad värvivad põleti leegi karmiinpunaseks. Baariumisoolad - rohelises ja kaltsiumisoolad - vaarikas.

Ülejäänud leelised moodustavad lahustuvaid ortofosfaate.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O

Aurustage vesi kuivaks jäägiks. Aurustunud soolad metallvardal toovad vaheldumisi põleti leeki. Seal muutub naatriumsool - leek erekollaseks ja kaalium - roosakaslillaks. Seega, kui teil on minimaalne seadmete ja reaktiivide komplekt, olete kindlaks teinud kõik teile esitatud kaalukad põhjused.

Elektrolüüt on aine, mis tahkes olekus on dielektrik, st ei juhi elektrivoolu, kuid lahustunud või sula kujul muutub see juhiks. Miks toimub omadustes nii drastiline muutus? Fakt on see, et elektrolüüdi molekulid lahustes või sulamites dissotsieeruvad positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks, mille tõttu on need ained sellises agregatsiooniseisundis võimelised juhtima elektrivoolu. Enamikul sooladel, hapetel, alustel on elektrolüütilised omadused.

Juhend

Millised ained on tugevad? Sellised ained, mille lahustes või sulamites on eksponeeritud peaaegu 100% molekulidest ja sõltumata lahuse kontsentratsioonist. Nimekirjas on valdav enamus lahustuvaid leeliseid, sooli ja mõningaid happeid, nagu vesinikkloriid, broom, jood, lämmastik jne.

Ja kuidas käituvad nõrgemad lahustes või sulades? elektrolüüdid? Esiteks dissotsieeruvad nad väga vähesel määral (mitte rohkem kui 3% molekulide koguarvust) ja teiseks lähevad nad mida hullemini ja aeglasemalt, seda suurem on lahuse kontsentratsioon. Selliste elektrolüütide hulka kuuluvad näiteks (ammooniumhüdroksiid), enamik orgaanilisi ja anorgaanilisi happeid (sh vesinikfluoriidhape - HF) ja loomulikult meile kõigile tuttav vesi. Kuna ainult tühine osa selle molekulidest laguneb vesinikioonideks ja hüdroksüülioonideks.

Pidage meeles, et elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste ja vastavalt tugevus sõltuvad teguritest: elektrolüüdi enda olemusest, lahustist ja temperatuurist. Seetõttu on see jaotus ise teatud määral tinglik. Üks ja sama aine võib ju erinevates tingimustes olla nii tugev kui ka nõrk elektrolüüt. Elektrolüüdi tugevuse hindamiseks võeti kasutusele spetsiaalne väärtus - dissotsiatsioonikonstant, mis määratakse massi toime seaduse alusel. Kuid see kehtib ainult nõrkade elektrolüütide puhul; tugev elektrolüüdid nad ei allu tegutseva massi seadusele.

Allikad:

• tugevate elektrolüütide loend

soola- see on keemilised ained, mis koosneb katioonist ehk positiivselt laetud ioonist, metallist ja negatiivselt laetud anioonist – happejäägist. Sooli on mitut tüüpi: tavalised, happelised, aluselised, topelt-, sega-, hüdraat-, komplekssoolad. See sõltub katiooni ja aniooni koostisest. Kuidas saate kindlaks teha alus soola?

Elektrolüüdid kui kemikaalid on tuntud juba iidsetest aegadest. Suurema osa oma kasutusaladest on nad aga vallutanud suhteliselt hiljuti. Arutame tööstuse jaoks nende ainete kasutamise prioriteetsemaid valdkondi ja selgitame välja, millised need on ja mille poolest need üksteisest erinevad. Aga alustame ekskursiga ajalukku.

Lugu

Vanimad teadaolevad elektrolüüdid on soolad ja happed, mis avastati juba aastal iidne maailm. Ideed elektrolüütide struktuuri ja omaduste kohta on aga aja jooksul arenenud. Nende protsesside teooriad on arenenud alates 1880. aastatest, mil tehti mitmeid elektrolüütide omaduste teooriatega seotud avastusi. Elektrolüütide ja veega interaktsiooni mehhanisme kirjeldavates teooriates on tehtud mitmeid kvalitatiivseid hüppeid (ainult lahuses omandavad need omadused, mille tõttu neid tööstuses kasutatakse).

Nüüd analüüsime üksikasjalikult mitmeid teooriaid, millel on olnud suurim mõju elektrolüütide ja nende omaduste ideede kujunemisele. Ja alustame kõige tavalisemast ja lihtsamast teooriast, mille igaüks meist koolis läbis.

Arrheniuse elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria

1887. aastal lõid Rootsi keemik ja Wilhelm Ostwald elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria. Kuid ka siin pole kõik nii lihtne. Arrhenius ise oli nn füüsikalise lahusteteooria pooldaja, mis ei võtnud arvesse koostisainete koostoimet veega ja väitis, et lahuses on vaba laenguga osakesi (ioone). Muide, just sellistest positsioonidest lähtutakse tänapäeval koolis elektrolüütilisest dissotsiatsioonist.

Räägime sellest, mida see teooria annab ja kuidas see meile ainete ja veega interaktsiooni mehhanismi selgitab. Nagu igal teisel, on tal mitmeid postulaate, mida ta kasutab:

1. Veega suheldes laguneb aine ioonideks (positiivne - katioon ja negatiivne - anioon). Need osakesed läbivad hüdratatsiooni: nad tõmbavad ligi veemolekule, mis muide on ühelt poolt positiivselt ja teiselt poolt negatiivselt laetud (moodustavad dipooli), mille tulemusena moodustuvad neist veekompleksid (solvaadid).

2. Dissotsiatsiooniprotsess on pöörduv - see tähendab, et kui aine on lagunenud ioonideks, siis mis tahes tegurite mõjul võib see uuesti muutuda algseks.

3. Kui ühendate elektroodid lahusega ja lülitate voolu sisse, hakkavad katioonid liikuma negatiivse elektroodi - katoodi - ja anioonid positiivselt laetud - anoodi suunas. Seetõttu juhivad vees hästi lahustuvad ained elektrit paremini kui vesi ise. Samal põhjusel nimetatakse neid elektrolüütideks.

4. elektrolüüt iseloomustab lahustunud aine protsenti. See indikaator sõltub lahusti ja lahustunud aine enda omadustest, viimase kontsentratsioonist ja välistemperatuurist.

Siin on tegelikult kõik selle lihtsa teooria peamised postulaadid. Selles artiklis kasutame neid elektrolüüdilahuses toimuva kirjeldamiseks. Analüüsime nende ühendite näiteid veidi hiljem, kuid nüüd käsitleme teist teooriat.

Lewise happe ja aluse teooria

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria järgi on hape aine, mille lahuses on vesiniku katioon, alus aga ühend, mis lahuses laguneb hüdroksiidi aniooniks. On veel üks teooria, mis on nime saanud kuulsa keemiku Gilbert Lewise järgi. See võimaldab teil happe ja aluse mõistet mõnevõrra laiendada. Lewise teooria kohaselt on happed aine molekulid, millel on vabad elektronorbitaalid ja mis on võimelised vastu võtma elektroni teisest molekulist. On lihtne arvata, et alusteks on sellised osakesed, mis on võimelised loovutama ühe või mitu oma elektroni happe "kasutamiseks". Siin on väga huvitav, et mitte ainult elektrolüüt, vaid ka iga aine, isegi vees lahustumatu, võib olla hape või alus.

Protoliitiline Brendsted-Lowry teooria

1923. aastal pakkusid kaks teadlast – J. Bronsted ja T. Lowry – üksteisest sõltumatult välja teooria, mida teadlased praegu aktiivselt keemiliste protsesside kirjeldamiseks kasutavad. Selle teooria olemus seisneb selles, et dissotsiatsiooni tähendus taandub prootoni ülekandmisele happest alusele. Seega mõistetakse viimast siin kui prootoni aktseptorit. Siis on hape nende doonor. Teooria selgitab hästi ka ainete olemasolu, millel on nii hapete kui ka aluste omadused. Selliseid ühendeid nimetatakse amfoteerseteks. Bronsted-Lowry teoorias kasutatakse nende kohta ka terminit amfolüüdid, happeid või aluseid nimetatakse tavaliselt protoliitideks.

Oleme jõudnud artikli järgmise osa juurde. Siin räägime teile, kuidas tugevad ja nõrgad elektrolüüdid erinevad üksteisest, ja arutame mõju välised tegurid nende omaduste kohta. Ja siis jätkame nende praktilise rakendamise kirjeldusega.

Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Iga aine interakteerub veega individuaalselt. Mõni lahustub selles hästi (näiteks lauasool), mõni aga ei lahustu üldse (näiteks kriit). Seega jagunevad kõik ained tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks. Viimased on ained, mis suhtlevad halvasti veega ja settivad lahuse põhja. See tähendab, et neil on väga madal dissotsiatsiooniaste ja suur sideme energia, mis tavatingimustes ei lase molekulil laguneda selle koostisse kuuluvateks ioonideks. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon toimub kas väga aeglaselt või selle aine temperatuuri ja kontsentratsiooni tõusuga lahuses.

Räägime tugevatest elektrolüütidest. Nende hulka kuuluvad kõik lahustuvad soolad, samuti tugevad happed ja leelised. Need lagunevad kergesti ioonideks ja neid on väga raske sademetesse koguda. Muide, elektrolüütide vool toimub just tänu lahuses sisalduvatele ioonidele. Seetõttu juhivad tugevad elektrolüüdid voolu kõige paremini. Viimaste näited: tugevad happed, leelised, lahustuvad soolad.

Elektrolüütide käitumist mõjutavad tegurid

Nüüd selgitame välja, kuidas väliskeskkonna muutus mõjutab kontsentratsiooni, mõjutab otseselt elektrolüütide dissotsiatsiooni astet. Pealegi saab seda suhet väljendada matemaatiliselt. Seda seost kirjeldavat seadust nimetatakse Ostwaldi lahjendusseaduseks ja see on kirjutatud järgmiselt: a = (K / c) 1/2. Siin on a dissotsiatsiooniaste (võetuna murdosades), K on dissotsiatsioonikonstant, mis on iga aine puhul erinev, ja c on elektrolüüdi kontsentratsioon lahuses. Selle valemi abil saate palju õppida aine ja selle käitumise kohta lahuses.

Kuid kaldume teemast kõrvale. Lisaks kontsentratsioonile mõjutab dissotsiatsiooni astet ka elektrolüüdi temperatuur. Enamiku ainete puhul suurendab selle suurendamine lahustuvust ja reaktsioonivõimet. See võib seletada mõne reaktsiooni esinemist ainult siis, kui kõrgendatud temperatuur. Tavatingimustes kulgevad need kas väga aeglaselt või mõlemas suunas (sellist protsessi nimetatakse pöörduvaks).

Oleme analüüsinud tegureid, mis määravad sellise süsteemi, nagu elektrolüüdilahuse, käitumise. Liigume nüüd edasi praktilise rakendamise need on kahtlemata väga olulised kemikaalid.

Tööstuslik kasutamine

Muidugi on kõik kuulnud akude kohta sõna "elektrolüüt". Autos kasutatakse pliiakusid, mille elektrolüüdiks on 40% väävelhapet. Et mõista, miks seda ainet seal üldse vaja on, tasub mõista akude töö iseärasusi.

Mis on siis mis tahes aku tööpõhimõte? Neis toimub ühe aine teisenemise pöörduv reaktsioon teiseks, mille tulemusena vabanevad elektronid. Aku laadimisel toimub ainete interaktsioon, mida tavatingimustes ei saavutata. Seda võib kujutada elektri kogunemisena aines keemilise reaktsiooni tulemusena. Kui tühjenemine algab, algab pöördtransformatsioon, mis viib süsteemi algolekusse. Need kaks protsessi koos moodustavad ühe laadimis-tühjenemise tsükli.

Mõelge ülaltoodud protsessile konkreetse näite puhul - pliiaku puhul. Nagu võite arvata, koosneb see vooluallikas elemendist, mis sisaldab pliid (nagu ka pliidoksiidi PbO 2) ja hapet. Iga aku koosneb elektroodidest ja nendevahelisest ruumist, mis on täidetud ainult elektrolüüdiga. Viimasena, nagu oleme juba teada saanud, kasutatakse meie näites väävelhapet kontsentratsioonis 40 protsenti. Sellise aku katood on valmistatud pliidoksiidist ja anood on valmistatud puhtast pliist. Kõik see on tingitud sellest, et neil kahel elektroodil toimuvad erinevad pöörduvad reaktsioonid ioonide osalusel, milleks hape on dissotsieerunud:

1. PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO 4 + 2H 2 O (reaktsioon toimub negatiivsel elektroodil - katoodil).
2. Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Reaktsioon toimub positiivsel elektroodil - anoodil).

Kui loeme reaktsioone vasakult paremale - saame protsessid, mis toimuvad aku tühjenemisel ja kui paremalt vasakule - laadimisel. Kõik need reaktsioonid on erinevad, kuid nende toimumise mehhanismi kirjeldatakse üldiselt ühtemoodi: toimub kaks protsessi, millest ühes elektronid "neelduvad" ja teises, vastupidi, "lahkuvad". Kõige tähtsam on see, et neeldunud elektronide arv oleks võrdne emiteeritud elektronide arvuga.

Tegelikult on lisaks akudele ka nende ainete kasutusalasid palju. Üldiselt on elektrolüüdid, mille näiteid oleme toonud, vaid osa mitmesugustest ainetest, mida selle mõiste alla kombineeritakse. Nad ümbritsevad meid kõikjal ja kõikjal. Võtame näiteks inimkeha. Kas arvate, et neid aineid seal pole? Sa eksid väga. Neid on meis kõikjal ja kõige rohkem suur hulk moodustavad vere elektrolüüdid. Nende hulka kuuluvad näiteks raua ioonid, mis on osa hemoglobiinist ja aitavad transportida hapnikku meie keha kudedesse. Vere elektrolüüdid mängivad võtmerolli ka vee-soola tasakaalu ja südametegevuse reguleerimisel. Seda funktsiooni täidavad kaaliumi- ja naatriumioonid (rakkudes toimub isegi protsess, mida nimetatakse kaalium-naatriumpumbaks).

Kõik ained, mida saate vähemalt veidi lahustada, on elektrolüüdid. Ja sellist tööstust ja meie elu teiega pole, kus iganes neid rakendatakse. See ei puuduta ainult autode ja akude akusid. See on igasugune keemia- ja toidutootmine, militaartehased, rõivatehased ja nii edasi.

Muide, elektrolüüdi koostis on erinev. Seega on võimalik eristada happelist ja aluselist elektrolüüti. Need erinevad oma omaduste poolest põhimõtteliselt: nagu me juba ütlesime, on happed prootonidoonorid ja leelised aktseptorid. Kuid aja jooksul muutub elektrolüüdi koostis aine osa kadumise tõttu, kontsentratsioon kas väheneb või suureneb (kõik sõltub sellest, mis kaob, kas veest või elektrolüüdist).

Me kohtame neid iga päev, kuid vähesed inimesed teavad täpselt sellise mõiste nagu elektrolüüdid määratlust. Oleme analüüsinud konkreetsete ainete näiteid, seega liigume edasi veidi keerulisemate mõistete juurde.

Elektrolüütide füüsikalised omadused

Nüüd füüsikast. Selle teema uurimisel on kõige olulisem mõista, kuidas vool elektrolüütides edasi kandub. Ioonid mängivad selles otsustavat rolli. Need laetud osakesed võivad kanda laengu ühest lahuse osast teise. Niisiis kalduvad anioonid alati positiivsele elektroodile ja katioonid negatiivsele. Seega lahusele elektrivooluga toimides eraldame laengud süsteemi eri külgedel.

Selline väga huvitav füüsiline omadus nagu tihedus. Sellest sõltuvad paljud meie poolt käsitletavate ühendite omadused. Ja sageli tekib küsimus: "Kuidas tõsta elektrolüüdi tihedust?" Tegelikult on vastus lihtne: peate lahuse veesisaldust vähendama. Kuna elektrolüüdi tihedus on enamasti määratud, sõltub see enamasti viimase kontsentratsioonist. Plaani elluviimiseks on kaks võimalust. Esimene on üsna lihtne: keetke akus sisalduv elektrolüüt. Selleks tuleb seda laadida nii, et temperatuur sees tõuseks veidi üle saja kraadi Celsiuse järgi. Kui see meetod ei aita, ärge muretsege, on veel üks: lihtsalt asendage vana elektrolüüt uuega. Selleks tühjendage vana lahus, puhastage väävelhappe jääkidest seestpoolt destilleeritud veega ja valage seejärel uus portsjon. Reeglina on kvaliteetsetel elektrolüütide lahustel kohe soovitud kontsentratsioon. Pärast asendamist võite pikka aega unustada, kuidas elektrolüüdi tihedust tõsta.

Elektrolüüdi koostis määrab suuresti selle omadused. Näiteks sellised omadused nagu elektrijuhtivus ja tihedus sõltuvad suuresti lahustunud aine olemusest ja selle kontsentratsioonist. Olemas eraldi küsimus kui palju elektrolüüti on akus. Tegelikult on selle maht otseselt seotud toote deklareeritud võimsusega. Mida rohkem väävelhapet aku sees on, seda võimsam see on, st seda rohkem pinget suudab see anda.

Kus see kasulik on?

Kui olete autohuviline või lihtsalt autohuviline, saate ise kõigest aru. Kindlasti teate isegi, kuidas praegu määrata, kui palju elektrolüüti akus on. Ja kui olete autodest kaugel, pole nende ainete omaduste, nende rakenduste ja üksteisega suhtlemise tundmine üldse üleliigne. Seda teades ei jää te kahjumisse, kui teilt palutakse öelda, milline elektrolüüt akus on. Kuigi isegi kui te pole autohuviline, kuid teil on auto, ei lähe akuseadme tundmine sugugi üleliigseks ja aitab teid remondis. Palju lihtsam ja odavam on kõike ise teha kui autokeskusesse minna.

Ja selle teema paremaks uurimiseks soovitame lugeda koolidele ja ülikoolidele mõeldud keemiaõpikut. Kui tunnete seda teadust hästi ja olete lugenud piisavalt õpikuid, parim variant saab olema Varõpajevi "Keemilised vooluallikad". Selles on üksikasjalikult välja toodud kogu akude, erinevate akude ja vesinikuelementide tööteooria.

Järeldus

Oleme jõudnud lõppu. Teeme kokkuvõtte. Eespool oleme analüüsinud kõike, mis on seotud sellise kontseptsiooniga nagu elektrolüüdid: näiteid, struktuuri ja omaduste teooriat, funktsioone ja rakendusi. Veel kord tasub öelda, et need ühendid on osa meie elust, ilma milleta ei saaks meie kehad ega kõik tööstusharud eksisteerida. Kas mäletate vere elektrolüüte? Tänu neile me elame. Aga meie autod? Nende teadmistega suudame lahendada kõik akuga seotud probleemid, kuna nüüd mõistame, kuidas selles elektrolüüdi tihedust suurendada.

Kõike on võimatu ära rääkida ja sellist eesmärki me ei seadnud. Lõppude lõpuks pole see veel kõik, mida saab nende hämmastavate ainete kohta öelda.

Eristage tugevaid ja nõrku elektrolüüte. Tugevad elektrolüüdid lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud. Sellesse elektrolüütide rühma kuuluvad enamik sooli, leeliseid ja tugevaid happeid. Nõrgad elektrolüüdid on nõrgad happed ja nõrgad alused ning mõned soolad: elavhõbe (II) kloriid, elavhõbe (II) tsüaniid, raud (III) tiotsüanaat ja kaadmiumjodiid. Tugevate elektrolüütide lahustel kõrgetes kontsentratsioonides on märkimisväärne elektrijuhtivus ja see suureneb veidi lahuste lahjendamisel.

Kõrge kontsentratsiooniga nõrkade elektrolüütide lahuseid iseloomustab ebaoluline elektrijuhtivus, mis suureneb oluliselt lahuste lahjendamisel.

Aine lahustamisel mistahes lahustis tekivad lihtsad (solvatamata) ioonid, lahustunud aine neutraalsed molekulid, solvateerunud (vesilahustes hüdraatunud) ioonid (näiteks jne), ioonipaarid (või ioonikaksikud), mis on elektrostaatiliselt seotud vastandlaenguga ioonide rühmad (näiteks), mille moodustumist täheldatakse valdavas enamuses mittevesilahustes elektrolüütide lahustes, kompleksioonides (näiteks), solvateerunud molekulides jne.

Tugevate elektrolüütide vesilahustes eksisteerivad ainult lihtsad või solvateerunud katioonid ja anioonid. Nende lahustes pole lahustunud aine molekule. Seetõttu on vale eeldada molekulide olemasolu või pikaajaliste sidemete olemasolu naatriumkloriidi vesilahuse või ja selle vahel.

Nõrkade elektrolüütide vesilahustes võib lahustunud aine esineda lihtsate ja solvateeritud (hüdraatunud) ioonide ja dissotsieerumata molekulide kujul.

Mittevesilahustes ei dissotsieeru mõned tugevad elektrolüüdid (näiteks ) täielikult isegi mõõdukalt kõrgete kontsentratsioonide korral. Enamikus orgaanilistes lahustites täheldatakse vastupidiselt laetud ioonide ioonipaaride moodustumist (vt täpsemalt 2. raamatust).

Mõnel juhul on võimatu tõmmata teravat piiri tugevate ja nõrkade elektrolüütide vahele.

Interionaalsed jõud. Iga vabalt liikuva iooni ümber ioonidevaheliste jõudude toimel rühmituvad teised ioonid sümmeetriliselt, vastandmärgiga laetuna, moodustades nn ioonse atmosfääri ehk ioonpilve, mis aeglustab iooni liikumist lahuses.

Näiteks lahuses koonduvad kloriidiioonid liikuvate kaaliumiioonide ümber ja liikuvate kloriidiioonide lähedale tekib kaaliumiioonide atmosfäär.

Ioonidel, mille liikuvust nõrgestavad ioonidevahelised laienemisjõud, on lahustes vähenenud keemiline aktiivsus. See põhjustab tugevate elektrolüütide käitumises kõrvalekaldeid massimõju seaduse klassikalisest vormist.

Ka antud elektrolüüdi lahuses esinevad võõrioonid mõjutavad tugevalt selle ioonide liikuvust. Mida suurem on kontsentratsioon, seda olulisem on interioonne interaktsioon ja seda tugevamalt mõjutavad võõrioonid ioonide liikuvust.

Nõrkade hapete ja aluste molekulides on vesinik- või hüdroksüülside, mis on suures osas pigem kovalentne kui ioonne; seetõttu, kui nõrgad elektrolüüdid lahustatakse lahustites, mis eristuvad väga kõrge dielektrilise konstandiga, ei lagune enamik nende molekule ioonideks.

Tugevate elektrolüütide lahused erinevad nõrkade elektrolüütide lahustest selle poolest, et need ei sisalda dissotsieerumata molekule. Seda kinnitavad kaasaegsed füüsikalised ja füüsikalis-keemilised uuringud. Näiteks seda tüüpi tugevate elektrolüütide kristallide uurimine röntgendifraktsiooniga kinnitab tõsiasja, et soolade kristallvõred on ehitatud ioonidest.

Kui lahustatakse kõrge dielektrilise konstandiga lahustis, moodustuvad ioonide ümber solvaadid (vees hüdreeritud) kestad, mis takistavad nende ühinemist molekulideks. Seega, kuna tugevad elektrolüüdid, isegi kristalses olekus, ei sisalda molekule, ei sisalda nad ka lahuses molekule veelgi enam.

Siiski on katseliselt leitud, et tugevate elektrolüütide vesilahuste elektrijuhtivus ei ole samaväärne elektrijuhtivusega, mida võiks oodata lahustunud elektrolüütide molekulide ioonideks dissotsiatsioonil.

Kasutades Arrheniuse pakutud elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat, osutus seda ja mitmeid muid fakte võimatuks selgitada. Nende selgitamiseks esitati uued teaduslikud sätted.

Praegu saab tugevate elektrolüütide omaduste ja massimõju seaduse klassikalise vormi vahelist lahknevust seletada Debye ja Hückeli pakutud tugevate elektrolüütide teooria abil. Selle teooria põhiidee seisneb selles, et lahustes tekivad tugevate elektrolüütide ioonide vahel vastastikused tõmbejõud. Need interioonsed jõud põhjustavad tugevate elektrolüütide käitumise kõrvalekaldumist ideaallahenduste seadustest. Nende interaktsioonide olemasolu põhjustab katioonide ja anioonide vastastikust aeglustumist.

Lahjenduse mõju ioonidevahelisele külgetõmbele. Interioonne külgetõmme põhjustab hälbeid reaalsete lahenduste käitumises samamoodi nagu molekulidevaheline külgetõmme reaalsetes gaasides toob kaasa kõrvalekaldeid nende käitumises ideaalgaaside seadustest. Mida suurem on lahuse kontsentratsioon, seda tihedam on ioonne atmosfäär ja seda väiksem on ioonide liikuvus ja seega ka elektrolüütide elektrijuhtivus.

Täpselt nagu tõelise gaasi omadused madalad rõhud lähenevad ideaalse gaasi omadustele, seega lähenevad tugevate elektrolüütide lahuste omadused suure lahjenduse korral ideaalsete lahuste omadustele.

Teisisõnu, lahjendatud lahustes on ioonide vahemaad nii suured, et ioonide poolt kogetav vastastikune tõmbe- või tõukejõud on üliväike ja taandub praktiliselt nullini.

Seega on tugevate elektrolüütide elektrijuhtivuse täheldatud suurenemine nende lahuste lahjendamisel seletatav ioonidevaheliste tõmbe- ja tõukejõudude nõrgenemisega, mis põhjustab ioonide liikumise kiiruse suurenemist.

Mida vähem dissotsieerunud elektrolüüt ja lahjendatud lahus, seda vähem täheldatakse ioonidevahelist elektrilist mõju ja vähem kõrvalekaldeid massi mõju seadusest ning vastupidi, mida suurem on lahuse kontsentratsioon, seda suurem on ioonidevaheline elektriline mõju ja täheldatakse rohkem kõrvalekaldeid massitegevuse seadusest.

Ülaltoodud põhjustel ei saa massimõju seadust selle klassikalisel kujul rakendada tugevate elektrolüütide vesilahustele, samuti nõrkade elektrolüütide kontsentreeritud vesilahustele.

Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Vesilahustes olevad happed, alused ja soolad dissotsieeruvad – lagunevad ioonideks. See protsess võib olla pöörduv või pöördumatu.

Lahustes pöördumatu dissotsiatsiooni korral laguneb kogu aine või peaaegu kõik ioonideks. See on tüüpiline tugevatele elektrolüütidele (joonis 10.1, a, lk 56). Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad mõned happed ja kõik vees lahustuvad soolad ja alused (leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid) (skeem 5, lk 56).

Riis. 10.1. Ioonide arvu võrdlus sama algkogusega elektrolüüdiga lahustes: a - kloriidhape (tugev elektrolüüt); b - nitrithape

(nõrk elektrolüüt)

Skeem 5. Elektrolüütide klassifikatsioon tugevuse järgi

Pöörduva dissotsiatsiooni korral toimub kaks vastandlikku protsessi: samaaegselt aine lagunemisega ioonideks (dissotsiatsioon) toimub pöördprotsess ioonide ühendamisel aine molekulideks (assotsiatsioon). Tänu sellele on osa lahuses olevast ainest ioonide ja osa molekulide kujul (joonis 10.1, b). elektrolüüdid,

mis vees lahustumisel lagunevad ioonideks vaid osaliselt, nimetatakse nõrkadeks elektrolüütideks. Nende hulka kuuluvad vesi, paljud happed, aga ka lahustumatud hüdroksiidid ja soolad (skeem 5).

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandites kirjutatakse tavalise noole asemel kahesuunaline nool (pöörduvuse märk):

Elektrolüütide tugevust saab seletada keemilise sideme polaarsusega, mis dissotsiatsioonil katkeb. Mida polaarsem on side, seda kergemini muutub see veemolekulide toimel iooniliseks, seega seda tugevam on elektrolüüt. Soolades ja hüdroksiidides on sideme polaarsus kõrgeim, kuna metalliioonide, happejääkide ja hüdroksiidioonide vahel on ioonside, seega on kõik lahustuvad soolad ja alused tugevad elektrolüüdid. Hapnikku sisaldavates hapetes dissotsiatsioonil O-H side, mille polaarsus sõltub happejäägi kvalitatiivsest ja kvantitatiivsest koostisest. Enamiku hapnikuga küllastunud hapete tugevust saab määrata, kirjutades tavalise happevalemi E(OH) m O n . Kui see valem sisaldab n< 2 — кислота слабая, если n >2 - tugev.

Hapete tugevuse sõltuvus happejäägi koostisest

Dissotsiatsiooni aste

Elektrolüütide tugevust iseloomustab kvantitatiivselt elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste a, mis näitab lahuses ioonideks lagunenud ainemolekulide osakaalu.

Dissotsiatsiooniaste a võrdub molekulide arvu N või ioonideks lagunenud aine n koguse ja molekulide koguarvu N 0 või lahustunud aine koguse n 0 suhtega:

Dissotsiatsiooni astet saab väljendada mitte ainult ühiku murdosades, vaid ka protsentides:

A väärtus võib varieeruda vahemikus 0 (dissotsiatsioon puudub) kuni 1 või 100% (täielik dissotsiatsioon). Mida paremini elektrolüüt laguneb, seda suurem on dissotsiatsiooniastme väärtus.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme väärtuse järgi jagatakse elektrolüüdid sageli mitte kaheks, vaid kolmeks rühmaks: tugevad, nõrgad ja keskmise tugevusega elektrolüüdid. Tugevateks elektrolüütideks loetakse neid, mille dissotsiatsiooniaste on üle 30%, ja nõrkadeks - alla 3%. Elektrolüüte, mille keskmine väärtus on a - 3% kuni 30%, nimetatakse keskmise tugevusega elektrolüütideks. Selle klassifikatsiooni järgi loetakse happeid sellisteks: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 ja mõned teised. Kaks viimast hapet on keskmise tugevusega elektrolüüdid ainult dissotsiatsiooni esimeses etapis, teistes aga nõrgad elektrolüüdid.

Dissotsiatsiooni aste on muutuja. See ei sõltu mitte ainult elektrolüüdi olemusest, vaid ka selle kontsentratsioonist lahuses. Selle sõltuvuse tuvastas ja uuris esmakordselt Wilhelm Ostwald. Tänapäeval nimetatakse seda Ostwaldi lahjendusseaduseks: kui lahust lahjendatakse veega, samuti temperatuuri tõustes suureneb dissotsiatsiooniaste.

Dissotsiatsiooniastme arvutamine

Näide. Vesinikfluoriid lahustati ühes liitris vees ainekogusega 5 mol. Saadud lahus sisaldab 0,06 mol vesinikioone. Määrake fluorhappe dissotsiatsiooniaste (protsentides).

Kirjutame fluorihappe dissotsiatsiooni võrrandi:

Dissotsieerumine ühest happemolekulist tekitab ühe vesinikuiooni. Kui lahus sisaldab 0,06 mol H+ ioone, tähendab see, et 0,06 mol vesinikfluoriidi molekule on dissotsieerunud. Seetõttu on dissotsiatsiooni aste:

Väljapaistev saksa füüsikaline keemik, laureaat Nobeli preemia keemias 1909. aastal. Sündis Riias, õppis Dorpati ülikoolis, kus alustas õppe- ja teadustegevust. 35-aastaselt kolis ta Leipzigi, kus juhtis füüsika ja keemia instituuti. Ta uuris keemilise tasakaalu seadusi, lahuste omadusi, avastas temanimelise lahjendusseaduse, töötas välja happe-aluse katalüüsi teooria alused ja pühendas palju aega keemia ajaloole. Ta asutas maailma esimese füüsikalise keemia osakonna ning esimese füüsika- ja keemiaajakirja. Isiklikus elus olid tal kummalised harjumused: ta tundis soengust vastikust ja suhtles oma sekretäriga eranditult jalgrattakella abil.

Põhiidee

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv protsess ja tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon

pöördumatu.

testi küsimused

116. Määratle tugevad ja nõrgad elektrolüüdid.

117. Too näiteid tugevate ja nõrkade elektrolüütide kohta.

118. Millist väärtust kasutatakse elektrolüüdi tugevuse kvantifitseerimiseks? Kas see on kõigis lahendustes konstantne? Kuidas saab elektrolüütide dissotsiatsiooni astet suurendada?

Ülesanded materjali valdamiseks

119. Tooge üks näide sooladest, hapetest ja alustest, mis on: a) tugev elektrolüüt; b) nõrk elektrolüüt.

120. Tooge aine näide: a) kahealuseline hape, mis esimeses etapis on keskmise tugevusega elektrolüüt ja teises - nõrk elektrolüüt; b) kahealuseline hape, mis on mõlemas etapis nõrk elektrolüüt.

121. Mõnes happes on dissotsiatsiooni aste esimesel etapil 100% ja teises - 15%. Mis hape see olla võiks?

122. Milliseid osakesi on vesiniksulfiidi lahuses rohkem: H 2 S molekule, H + ioone, S 2- ioone või HS - ioone?

123. Antud ainete loetelust kirjuta eraldi üles valemid: a) tugevad elektrolüüdid; b) nõrgad elektrolüüdid.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3, HNO 3, HNO 2, H 2 SO 4, Ba(OH) 2, H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2.

124. Koostage strontsiumnitraadi, elavhõbe(11)kloriidi, kaltsiumkarbonaadi, kaltsiumhüdroksiidi, sulfiidhappe dissotsiatsioonivõrrandid. Millal on dissotsiatsioon pöörduv?

125. Naatriumsulfaadi vesilahus sisaldab 0,3 mol ioone. Millise massiga seda soola sellise lahuse valmistamiseks kasutati?

126. 1 liitrises vesinikfluoriidi lahuses on seda hapet 2 g ja vesinikioonaine kogus on 0,008 mol. Kui palju fluoriioone selles lahuses on?

127. Kolm katseklaasi sisaldavad ühesuguses mahus kloriid-, fluori- ja sulfiidhapete lahuseid. Kõigis katseklaasides on happeliste ainete kogused võrdsed. Kuid esimeses katseklaasis on vesinikioonide kogus 3. 10-7 mol, teises - 8. 10-5 mol ja kolmandas - 0,001 mol. Milline toru sisaldab iga hapet?

128. Esimene katseklaas sisaldab elektrolüüdilahust, mille dissotsiatsiooniaste on 89%, teises on elektrolüüt dissotsiatsiooniastmega 8% o ja kolmas - 0,2% o. Tooge kaks näidet erinevatesse ühendiklassidesse kuuluvate elektrolüütide kohta, mida need katseklaasid võivad sisaldada.

129*. Täiendavatest allikatest leiate teavet elektrolüütide tugevuse sõltuvuse kohta ainete olemusest. Luua seos ainete struktuuri, looduse vahel keemilised elemendid, mis neid moodustavad, ja elektrolüütide tugevust.

See on õpiku materjal.

ELEKTROLÜIDID Ained, mille lahused või sulad juhivad elektrit.

MITTEELEKTROLÜIDID Ained, mille lahused või sulamid ei juhi elektrit.

Dissotsiatsioon- ühendite lagunemine ioonideks.

Dissotsiatsiooni aste on ioonideks dissotsieerunud molekulide arvu ja lahuses olevate molekulide koguarvu suhe.

TUGEVAD ELEKTROLÜIDID vees lahustatuna dissotsieeruvad peaaegu täielikult ioonideks.

Tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandi kirjutamisel pange võrdusmärk.

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

Lahustuvad soolad ( vaata lahustuvuse tabelit);

Paljud anorgaanilised happed: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( vaata happed-tugevad elektrolüüdid lahustuvuse tabelis);

Leeliste (LiOH, NaOH, KOH) ja leelismuldmetallide (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) alused metallid ( vaata lahustuvuse tabelist tugevaid elektrolüütide aluseid).

Nõrgad elektrolüüdid vesilahustes dissotsieeruvad ainult osaliselt (pöörduvalt) ioonideks.

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandi kirjutamisel pannakse pöörduvuse märk.

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

Peaaegu kõik orgaanilised happed ja vesi (H 2 O);

Mõned anorgaanilised happed: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( vaata happed-nõrgad elektrolüüdid lahustuvuse tabelis);

Lahustumatud metallihüdroksiidid (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vaata aluseidcnõrgad elektrolüüdid lahustuvuse tabelis).

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni astet mõjutavad mitmed tegurid:

lahusti olemus ja elektrolüüt: tugevad elektrolüüdid on ioonsete ja kovalentsete tugevalt polaarsete sidemetega ained; hea ioniseerimisvõime, s.t. võime põhjustada ainete dissotsiatsiooni, omada kõrge dielektrilise konstandiga lahusteid, mille molekulid on polaarsed (näiteks vesi);

temperatuuri: kuna dissotsiatsioon on endotermiline protsess, siis temperatuuri tõus suurendab α väärtust;

kontsentratsioon: lahuse lahjendamisel dissotsiatsiooni aste suureneb ja kontsentratsiooni suurenemisega väheneb;

dissotsiatsiooniprotsessi etapp: iga järgmine etapp on eelmisest vähem efektiivne, ligikaudu 1000–10 000 korda; näiteks fosforhappe puhul α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (esimene etapp, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (teine ​​etapp, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (kolmas aste, α 3).

Sel põhjusel on selle happe lahuses vesinikioonide kontsentratsioon kõrgeim ja PO3−4 fosfaadiioonide kontsentratsioon madalaim.

1. Aine lahustuvus ja dissotsiatsiooniaste ei ole omavahel seotud. Näiteks nõrk elektrolüüt on äädikhape, mis lahustub vees hästi (piiramatult).

2. Nõrga elektrolüüdi lahus sisaldab vähem kui teised ioone, mis tekivad elektrolüütilise dissotsiatsiooni viimases etapis

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni astet mõjutab ka muude elektrolüütide lisamine: nt sipelghappe dissotsiatsiooniaste

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

väheneb, kui lahusele lisada veidi naatriumformiaadi. See sool dissotsieerub, moodustades formiaatioonid HCOO –:

HCOONa → HCOO − + Na +

Selle tulemusena suureneb HCOO– ioonide kontsentratsioon lahuses ning Le Chatelier’ põhimõtte kohaselt nihutab formiaadiioonide kontsentratsiooni tõus sipelghappe dissotsiatsiooniprotsessi tasakaalu vasakule, s.o. dissotsiatsiooni aste väheneb.

Ostwaldi lahjendamise seadus- suhe, mis väljendab binaarse nõrga elektrolüüdi lahjendatud lahuse ekvivalentse elektrijuhtivuse sõltuvust lahuse kontsentratsioonist:

Siin on elektrolüüdi dissotsiatsioonikonstant, kontsentratsioon ja samaväärse elektrijuhtivuse väärtused vastavalt kontsentratsiooni ja lõpmatu lahjenduse korral. Suhe on massilise tegevuse ja võrdsuse seaduse tagajärg

kus on dissotsiatsiooni aste.

Ostwaldi lahjendusseaduse töötas välja W. Ostwald 1888. aastal ja ta kinnitas katseliselt. Ostwaldi lahjendusseaduse õigsuse eksperimentaalne kindlakstegemine oli suur tähtsus elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria põhjendamiseks.

Vee elektrolüütiline dissotsiatsioon. Vesinikuindikaator pH Vesi on nõrk amfoteerne elektrolüüt: H2O H+ + OH- või täpsemalt: 2H2O \u003d H3O + + OH- Vee dissotsiatsioonikonstant 25 ° C juures on: võib pidada konstantseks ja võrdne 55,55 mol / l (vee tihedus 1000 g / l, mass 1 l 1000 g, veekogus 1000 g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 ,55 mol/l). Siis See väärtus on antud temperatuuril (25 ° C) konstantne, seda nimetatakse vee ioonproduktiks KW: vee dissotsiatsioon on endotermiline protsess, seetõttu vastavalt Le Chatelier' põhimõttele temperatuuri tõusuga, dissotsiatsioon suureneb, iooniprodukt suureneb ja jõuab 100 ° C juures väärtuseni 10-13. Puhtas vees temperatuuril 25°C on vesiniku ja hüdroksüülioonide kontsentratsioonid üksteisega võrdsed: = = 10-7 mol/l Lahuseid, milles vesiniku ja hüdroksüülioonide kontsentratsioonid on omavahel võrdsed, nimetatakse neutraalseks. Kui selleks puhas vesi lisage hapet, vesinikioonide kontsentratsioon suureneb ja muutub üle 10-7 mol / l, keskkond muutub happeliseks, samal ajal kui hüdroksüülioonide kontsentratsioon muutub koheselt nii, et vee ioonsaadus säilitab oma väärtuse 10-14 . Sama juhtub ka siis, kui puhtale veele lisatakse leelist. Vesiniku ja hüdroksüülioonide kontsentratsioonid on omavahel seotud ioonprodukti kaudu, seetõttu on ühe iooni kontsentratsiooni teades lihtne arvutada teise kontsentratsiooni. Näiteks kui = 10-3 mol/l, siis = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l või kui = 10-2 mol/l, siis = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Seega võib vesiniku või hüdroksüülioonide kontsentratsioon olla keskkonna happesuse või aluselisuse kvantitatiivne näitaja. Praktikas ei kasutata mitte vesiniku või hüdroksüülioonide kontsentratsioone, vaid vesiniku pH või hüdroksüüli pOH indikaatoreid. Vesiniku indeks pH on võrdne vesinikioonide kontsentratsiooni negatiivse kümnendlogaritmiga: pH = - lg Hüdroksüülindeks pOH on võrdne hüdroksüülioonide kontsentratsiooni negatiivse kümnendlogaritmiga: pOH = - lg Seda on lihtne näidata pikendades vee ioonsaadust, et pH + pOH = 14, on keskkond neutraalne, kui alla 7 - happeline ja mida madalam on pH, seda suurem on vesinikioonide kontsentratsioon. pH suurem kui 7 – leeliseline keskkond, mida kõrgem on pH, seda suurem on hüdroksüülioonide kontsentratsioon.