Toți electroliții slabi. Electroliți puternici și slabi

Instruire

Esența acestei teorii este că atunci când se topesc (dizolvați în apă), aproape toți electroliții se descompun în ioni, care sunt încărcați atât pozitiv, cât și negativ (ceea ce se numește disociere electrolitică). Sub influența unui curent electric, negativ (“-”) către anod (+) și încărcat pozitiv (cationi, „+”), se deplasează spre catod (-). Disocierea electrolitică este un proces reversibil (procesul invers se numește „molarizare”).

Gradul (a) de disociere electrolitică depinde de electrolitul însuși, de solvent și de concentrația lor. Acesta este raportul dintre numărul de molecule (n) care s-au degradat în ioni și numărul total de molecule introduse în soluție (N). Obțineți: a = n / N

Astfel, electroliții puternici sunt substanțe care se descompun complet în ioni atunci când sunt dizolvați în apă. Electroliții puternici, de regulă, sunt substanțe cu legături extrem de polare: acestea sunt săruri foarte solubile (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), precum și baze puternice (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Într-un electrolit puternic, substanța dizolvată în el este mai ales sub formă de ioni ( ); practic nu există molecule nedisociate.

Electroliții slabi sunt substanțe care se disociază doar parțial în ioni. Electroliții slabi, împreună cu ionii în soluție, conțin molecule nedisociate. Electroliții slabi nu dau o concentrație puternică de ioni în soluție.

Cei slabi sunt:
- acizi organici (aproape toti) (C2H5COOH, CH3COOH etc.);
- unii dintre acizi (H2S, H2CO3 etc.);
- aproape toate sărurile, ușor solubile în apă, hidroxid de amoniu, precum și toate bazele (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- apa.

Ele practic nu conduc curentul electric sau conduc, dar prost.

Notă

Deși apa pură conduce electricitatea foarte slab, ea are totuși o conductivitate electrică măsurabilă, datorită faptului că apa se disociază ușor în ioni de hidroxid și ioni de hidrogen.

Sfat util

Majoritatea electroliților sunt substanțe corozive, așa că atunci când lucrați cu aceștia, fiți extrem de atenți și respectați regulile de siguranță.

O bază tare este un compus chimic anorganic format dintr-o grupare hidroxil -OH și un metal alcalin (elementele din grupa I ale sistemului periodic: Li, K, Na, RB, Cs) sau un metal alcalino-pământos (elementele din grupa II Ba, Ca). Ele sunt scrise ca formule LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Vei avea nevoie

cană de evaporare
arzător
indicatori
tija metalica
H₃RO₄

Instruire

Exista baze puternice, caracteristice tuturor. Prezența în soluție este determinată de schimbarea culorii indicatorului. Adăugați fenolftaleină la probă cu soluția de testat sau omiteți hârtia de turnesol. Portocaliul de metil este galben, fenolftaleina este violet, iar hârtia de turnesol este albastră. Cu cât baza este mai puternică, cu atât culoarea indicatorului este mai intensă.

Dacă trebuie să aflați ce alcalii vă sunt prezentate, atunci cheltuiți analiza calitativa solutii. Cele mai comune baze puternice sunt litiu, potasiu, sodiu, bariu și calciu. Bazele reacţionează cu acizii (reacţii de neutralizare) formând sare şi apă. În acest caz, se pot distinge Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ și LiOH. Când cu acid, se formează cele insolubile. Hidroxizii rămași nu vor da precipitații, tk. toate sărurile de K și Na sunt solubile.
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
Se strecoară și se usucă. Injectați sedimentele uscate în flacăra arzătorului. Ionii de litiu, calciu și bariu pot fi determinați calitativ prin schimbarea culorii flăcării. În consecință, veți determina unde este hidroxidul. Sărurile de litiu colorează arzătorul în roșu carmin. Săruri de bariu - în verde și săruri de calciu - în zmeură.

Alcaliile rămase formează ortofosfați solubili.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O

Evaporați apa până la un reziduu uscat. Sărurile evaporate pe o tijă de metal aduc alternativ în flacăra arzătorului. Acolo, sare de sodiu - flacăra va deveni galben strălucitor, iar potasiul - roz-violet. Astfel, avand un set minim de echipamente si reactivi, ai determinat toate motivele puternice care ti se ofera.

Un electrolit este o substanță care în stare solidă este un dielectric, adică nu conduce curentul electric, cu toate acestea, sub formă dizolvată sau topită, devine conductor. De ce există o schimbare atât de drastică a proprietăților? Faptul este că moleculele de electroliți din soluții sau topituri se disociază în ioni încărcați pozitiv și negativ, datorită cărora aceste substanțe într-o astfel de stare de agregare sunt capabile să conducă curentul electric. Majoritatea sărurilor, acizilor, bazelor au proprietăți electrolitice.

Instruire

Ce substante sunt puternice? Astfel de substanțe, în soluții sau topituri din care sunt expuse aproape 100% din molecule, și indiferent de concentrația soluției. Lista include marea majoritate a alcalinelor solubile, a sărurilor și a unor acizi, cum ar fi clorhidric, brom, iod, nitric etc.

Și cum se comportă cei slabi în soluții sau topituri? electroliti? În primul rând, se disociază într-o măsură foarte mică (nu mai mult de 3% din numărul total de molecule), iar în al doilea rând, merg cu atât mai rău și mai lent, cu cât concentrația soluției este mai mare. Astfel de electroliți includ, de exemplu, (hidroxid de amoniu), majoritatea acizilor organici și anorganici (inclusiv fluorhidric - HF) și, desigur, apa cunoscută tuturor. Deoarece doar o fracțiune neglijabilă din moleculele sale se descompune în ioni de hidrogen și ioni de hidroxil.

Amintiți-vă că gradul de disociere și, în consecință, puterea electrolitului depind de factori: natura electrolitului în sine, solventul și temperatura. Prin urmare, această împărțire în sine este într-o anumită măsură condiționată. La urma urmei, aceeași substanță poate fi, în condiții diferite, atât un electrolit puternic, cât și unul slab. Pentru a evalua puterea electrolitului, a fost introdusă o valoare specială - constanta de disociere, determinată pe baza legii acțiunii masei. Dar este aplicabil numai electroliților slabi; puternic electroliti nu se supun legii maselor actorice.

Surse:

lista cu electroliți puternici

sare- aceasta este substanțe chimice, constând dintr-un cation, adică un ion încărcat pozitiv, un metal și un anion încărcat negativ - un reziduu acid. Există multe tipuri de săruri: normale, acide, bazice, duble, mixte, hidratate, complexe. Depinde de compoziția cationului și anionului. Cum poți determina baza sare?

Electroliții ca substanțe chimice sunt cunoscuți din cele mai vechi timpuri. Cu toate acestea, ei și-au cucerit majoritatea domeniilor lor de aplicare relativ recent. Vom discuta despre cele mai prioritare domenii pentru ca industria să utilizeze aceste substanțe și să ne dăm seama care sunt acestea din urmă și cum diferă unele de altele. Dar să începem cu o excursie în istorie.

Poveste

Cei mai vechi electroliți cunoscuți sunt sărurile și acizii, descoperiți în trecut lumea antica. Cu toate acestea, ideile despre structura și proprietățile electroliților au evoluat de-a lungul timpului. Teoriile acestor procese au evoluat încă din anii 1880, când s-au făcut o serie de descoperiri legate de teoriile proprietăților electroliților. Au existat mai multe salturi calitative în teoriile care descriu mecanismele de interacțiune a electroliților cu apa (la urma urmei, doar în soluție dobândesc proprietățile datorită cărora sunt utilizați în industrie).

Acum vom analiza în detaliu câteva teorii care au avut cea mai mare influență asupra dezvoltării ideilor despre electroliți și proprietățile acestora. Și să începem cu cea mai comună și simplă teorie pe care fiecare dintre noi a promovat-o la școală.

Teoria Arrhenius a disocierii electrolitice

în 1887, chimistul suedez și Wilhelm Ostwald au creat teoria disocierii electrolitice. Totuși, nici aici totul nu este atât de simplu. Arrhenius însuși a fost un susținător al așa-numitei teorii fizice a soluțiilor, care nu a ținut cont de interacțiunea substanțelor constitutive cu apa și a susținut că în soluție există particule (ioni) încărcate liber. Apropo, din astfel de poziții este considerată astăzi disocierea electrolitică la școală.

Să vorbim despre ce oferă această teorie și cum ne explică mecanismul de interacțiune a substanțelor cu apa. Ca oricare alta, ea are mai multe postulate pe care le folosește:

1. Când interacționează cu apa, substanța se descompune în ioni (pozitiv - cation și negativ - anion). Aceste particule sunt supuse hidratării: atrag molecule de apă, care, apropo, sunt încărcate pozitiv pe o parte și încărcate negativ pe cealaltă (formează un dipol), ca urmare, se formează în complexe acvatice (solvați).

2. Procesul de disociere este reversibil - adică dacă substanța s-a rupt în ioni, atunci sub influența oricăror factori se poate transforma din nou în cea originală.

3. Dacă conectați electrozii la soluție și porniți curentul, atunci cationii vor începe să se miște spre electrodul negativ - catod, iar anionii către cel încărcat pozitiv - anodul. De aceea, substanțele care sunt foarte solubile în apă conduc electricitatea mai bine decât apa însăși. Din același motiv, se numesc electroliți.

4. electrolitul caracterizează procentul dintr-o substanță care a suferit dizolvare. Acest indicator depinde de proprietățile solventului și ale solutului în sine, de concentrația acestuia din urmă și de temperatura exterioară.

Iată, de fapt, toate postulatele principale ale acestei teorii simple. Le vom folosi în acest articol pentru a descrie ce se întâmplă într-o soluție de electroliți. Vom analiza exemple ale acestor compuși puțin mai târziu, dar acum vom lua în considerare o altă teorie.

Teoria acizilor și bazelor Lewis

Conform teoriei disocierii electrolitice, un acid este o substanță în a cărei soluție este prezent un cation de hidrogen, iar o bază este un compus care se descompune într-un anion hidroxid în soluție. Există o altă teorie numită după celebrul chimist Gilbert Lewis. Vă permite să extindeți oarecum conceptul de acid și bază. Conform teoriei lui Lewis, acizii sunt molecule ale unei substanțe care au orbiti de electroni liberi și sunt capabili să accepte un electron dintr-o altă moleculă. Este ușor de ghicit că bazele vor fi astfel de particule care sunt capabile să doneze unul sau mai mulți electroni pentru „utilizarea” acidului. Este foarte interesant aici că nu numai un electrolit, ci și orice substanță, chiar și insolubilă în apă, poate fi un acid sau o bază.

Teoria protolitică Brendsted-Lowry

În 1923, independent unul de celălalt, doi oameni de știință - J. Bronsted și T. Lowry - au propus o teorie care este acum utilizată în mod activ de oamenii de știință pentru a descrie procesele chimice. Esența acestei teorii este că sensul disocierii se reduce la transferul unui proton de la un acid la o bază. Astfel, acesta din urmă este înțeles aici ca un acceptor de protoni. Atunci acidul este donatorul lor. Teoria explică bine și existența unor substanțe care prezintă proprietățile atât ale acizilor, cât și ale bazelor. Astfel de compuși sunt numiți amfoteri. În teoria Bronsted-Lowry, termenul de amfoliți este folosit și pentru aceștia, în timp ce acizii sau bazele sunt de obicei numiți protoliți.

Am ajuns la următoarea parte a articolului. Aici vă vom spune cât de puternici și cei slabi diferă electroliții unul de celălalt și vom discuta despre influență factori externi asupra proprietăților lor. Și apoi vom trece la descrierea aplicării lor practice.

Electroliți puternici și slabi

Fiecare substanță interacționează cu apa în mod individual. Unele se dizolvă bine în ea (de exemplu, sarea de masă), în timp ce altele nu se dizolvă deloc (de exemplu, creta). Astfel, toate substanțele sunt împărțite în electroliți puternici și slabi. Acestea din urmă sunt substanțe care interacționează slab cu apa și se depun la fundul soluției. Aceasta înseamnă că au un grad foarte scăzut de disociere și o energie de legătură mare, care în condiții normale nu permite moleculei să se descompună în ionii ei constitutivi. Disocierea electroliților slabi are loc fie foarte lent, fie cu creșterea temperaturii și concentrației acestei substanțe în soluție.

Să vorbim despre electroliții puternici. Acestea includ toate sărurile solubile, precum și acizii și alcalinele puternice. Se descompun ușor în ioni și este foarte dificil să le colectezi în precipitații. Curentul din electroliți, de altfel, se realizează tocmai datorită ionilor conținuti în soluție. Prin urmare, electroliții puternici conduc curentul cel mai bine. Exemple ale acestora din urmă: acizi tari, alcalii, săruri solubile.

Factori care afectează comportamentul electroliților

Acum să ne dăm seama cum o modificare a mediului extern afectează concentrația afectează direct gradul de disociere a electroliților. Mai mult, acest raport poate fi exprimat matematic. Legea care descrie această legătură se numește legea diluției Ostwald și este scrisă astfel: a = (K / c) 1/2. Aici a este gradul de disociere (luat în fracții), K este constanta de disociere, care este diferită pentru fiecare substanță, iar c este concentrația electrolitului din soluție. Prin această formulă, puteți afla multe despre substanță și despre comportamentul acesteia în soluție.

Dar ne abatem de la subiect. Pe lângă concentrare, gradul de disociere este afectat și de temperatura electrolitului. Pentru majoritatea substanțelor, creșterea acesteia crește solubilitatea și reactivitatea. Acest lucru poate explica apariția unor reacții doar când temperatură ridicată. În condiții normale, ele merg fie foarte încet, fie în ambele direcții (un astfel de proces se numește reversibil).

Am analizat factorii care determină comportamentul unui sistem, cum ar fi o soluție de electrolit. Acum să trecem la aplicație practică acestea, fără îndoială, substanțe chimice foarte importante.

Utilizare industrială

Desigur, toată lumea a auzit cuvântul „electrolit” în legătură cu bateriile. Mașina folosește baterii plumb-acid, electrolitul în care este 40% acid sulfuric. Pentru a înțelege de ce această substanță este necesară acolo, merită să înțelegeți caracteristicile funcționării bateriilor.

Deci, care este principiul de funcționare al oricărei baterii? În ele, are loc o reacție reversibilă de transformare a unei substanțe în alta, în urma căreia sunt eliberați electroni. Când bateria este încărcată, are loc o interacțiune a substanțelor, care nu se obține în condiții normale. Aceasta poate fi reprezentată ca acumularea de electricitate într-o substanță ca rezultat al unei reacții chimice. Când începe descărcarea, începe transformarea inversă, conducând sistemul la starea inițială. Aceste două procese alcătuiesc împreună un ciclu de încărcare-descărcare.

Luați în considerare procesul de mai sus pe un exemplu specific - o baterie plumb-acid. După cum ați putea ghici, această sursă de curent constă dintr-un element care conține plumb (precum și dioxid de plumb PbO 2 ) și acid. Orice baterie constă din electrozi și spațiul dintre ei, umplut doar cu electrolit. Ca ultimul, așa cum am aflat deja, în exemplul nostru, acidul sulfuric este utilizat la o concentrație de 40 la sută. Catodul unei astfel de baterii este realizat din dioxid de plumb, iar anodul din plumb pur. Toate acestea se datorează faptului că pe acești doi electrozi au loc diferite reacții reversibile cu participarea ionilor în care acidul s-a disociat:

PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - \u003d PbSO 4 + 2H 2 O (reacție care are loc la electrodul negativ - catod).
Pb + SO 4 2- - 2e - \u003d PbSO 4 (Reacția care are loc la electrodul pozitiv - anod).

Dacă citim reacțiile de la stânga la dreapta - obținem procesele care apar atunci când bateria este descărcată, iar dacă de la dreapta la stânga - la încărcare. Fiecare dintre aceste reacții este diferită, dar mecanismul apariției lor este descris în general în același mod: au loc două procese, în unul dintre care electronii sunt „absorbiți”, iar în celălalt, dimpotrivă, „pleacă”. Cel mai important lucru este că numărul de electroni absorbiți este egal cu numărul celor emiși.

De fapt, pe lângă baterii, există multe aplicații ale acestor substanțe. În general, electroliții, dintre care exemple le-am dat, sunt doar o grămadă a varietății de substanțe care sunt combinate sub acest termen. Ne înconjoară peste tot, peste tot. Luați, de exemplu, corpul uman. Crezi că aceste substanțe nu există? Te înșeli foarte tare. Ei sunt peste tot în noi și cei mai mulți un numar mare de alcătuiesc electroliții din sânge. Acestea includ, de exemplu, ionii de fier, care fac parte din hemoglobină și ajută la transportul oxigenului către țesuturile corpului nostru. Electroliții din sânge joacă, de asemenea, un rol cheie în reglarea echilibrului apă-sare și a funcției inimii. Această funcție este îndeplinită de ionii de potasiu și sodiu (există chiar și un proces care are loc în celule, care se numește pompă de potasiu-sodiu).

Orice substanță pe care le puteți dizolva măcar puțin sunt electroliți. Și nu există o astfel de industrie și viața noastră cu tine, oriunde sunt aplicate. Acest lucru nu este doar bateriile din mașini și bateriile. Aceasta este orice producție chimică și alimentară, fabrici militare, fabrici de îmbrăcăminte și așa mai departe.

Apropo, compoziția electrolitului este diferită. Deci, este posibil să distingem electrolitul acid și alcalin. Ele diferă fundamental în proprietățile lor: așa cum am spus deja, acizii sunt donatori de protoni, iar alcaliile sunt acceptori. Dar în timp, compoziția electrolitului se modifică din cauza pierderii unei părți din substanță, concentrația fie scade, fie crește (totul depinde de ceea ce se pierde, apă sau electrolit).

Le întâlnim în fiecare zi, dar puțini oameni știu exact definiția unui astfel de termen precum electroliții. Am analizat exemple de substanțe specifice, așa că să trecem la concepte puțin mai complexe.

Proprietățile fizice ale electroliților

Acum despre fizică. Cel mai important lucru de înțeles atunci când studiezi acest subiect este modul în care curentul este transmis în electroliți. Ionii joacă un rol decisiv în acest sens. Aceste particule încărcate pot transfera sarcina dintr-o parte a soluției în alta. Deci, anionii tind întotdeauna spre electrodul pozitiv, iar cationii - spre negativ. Astfel, acționând asupra soluției cu un curent electric, separăm sarcinile pe diferite părți ale sistemului.

Un astfel de foarte interesant caracteristici fizice ca densitatea. Multe proprietăți ale compușilor despre care discutăm depind de aceasta. Și apare adesea întrebarea: "Cum să creșteți densitatea electrolitului?" De fapt, răspunsul este simplu: trebuie să reduceți conținutul de apă al soluției. Deoarece densitatea electrolitului este determinată în mare parte, aceasta depinde în mare măsură de concentrația acestuia din urmă. Există două moduri de a realiza planul. Primul este destul de simplu: fierbe electrolitul conținut în baterie. Pentru a face acest lucru, trebuie să-l încărcați astfel încât temperatura din interior să crească puțin peste o sută de grade Celsius. Dacă această metodă nu ajută, nu vă faceți griji, există o alta: pur și simplu înlocuiți electrolitul vechi cu unul nou. Pentru a face acest lucru, scurgeți vechea soluție, curățați interiorul reziduurilor de acid sulfuric cu apă distilată și apoi turnați o nouă porție. De regulă, soluțiile de electroliți de înaltă calitate au imediat concentrația dorită. După înlocuire, puteți uita mult timp cum să creșteți densitatea electrolitului.

Compoziția electrolitului determină în mare măsură proprietățile acestuia. Caracteristici precum conductivitatea electrică și densitatea, de exemplu, depind în mare măsură de natura substanței dizolvate și de concentrația acestuia. Există întrebare separată cât electrolit este în baterie. De fapt, volumul acestuia este direct legat de puterea declarată a produsului. Cu cât mai mult acid sulfuric în interiorul bateriei, cu atât este mai puternică, adică cu atât mai multă tensiune poate furniza.

Unde este util?

Dacă sunteți un pasionat de mașini sau doar pasionați de mașini, atunci înțelegeți totul. Cu siguranță știi chiar cum să stabilești cât de mult electrolit este acum în baterie. Și dacă sunteți departe de mașini, atunci cunoașterea proprietăților acestor substanțe, aplicațiile lor și modul în care interacționează între ele nu va fi deloc de prisos. Știind acest lucru, nu veți fi în pierdere dacă vi se cere să spuneți ce electrolit se află în baterie. Deși chiar dacă nu ești un pasionat de mașini, dar ai o mașină, atunci cunoașterea dispozitivului cu baterie nu va fi deloc de prisos și te va ajuta la reparații. Va fi mult mai ușor și mai ieftin să faci totul singur decât să mergi la centrul auto.

Și pentru a studia mai bine acest subiect, vă recomandăm să citiți un manual de chimie pentru școli și universități. Dacă cunoașteți bine această știință și ați citit suficiente manuale, cea mai bună opțiune va fi „Surse de curent chimic” de Varypaev. Acesta conturează în detaliu întreaga teorie a funcționării bateriilor, a diferitelor baterii și a celulelor cu hidrogen.

Concluzie

Am ajuns la final. Să rezumam. Mai sus, am analizat tot ce are legătură cu un astfel de concept precum electroliții: exemple, teoria structurii și proprietăților, funcții și aplicații. Încă o dată, merită să spunem că acești compuși fac parte din viața noastră, fără de care corpul nostru și toate domeniile industriei nu ar putea exista. Îți amintești electroliții din sânge? Datorită lor trăim. Dar mașinile noastre? Cu aceste cunoștințe, vom putea remedia orice problemă legată de baterie, deoarece acum înțelegem cum să creștem densitatea electrolitului din ea.

Este imposibil să spunem totul și nu ne-am stabilit un astfel de obiectiv. La urma urmei, acest lucru nu este tot ce se poate spune despre aceste substanțe uimitoare.

Distingeți electroliții puternici și cei slabi. Electroliții puternici din soluții sunt aproape complet disociați. Acest grup de electroliți include majoritatea sărurilor, alcalinelor și acizilor puternici. Electroliții slabi includ acizi și baze slabe și unele săruri: clorură de mercur (II), cianura de mercur (II), tiocianat de fier (III) și iodură de cadmiu. Soluțiile de electroliți puternici la concentrații mari au o conductivitate electrică semnificativă și crește ușor odată cu diluarea soluțiilor.

Soluțiile de electroliți slabi la concentrații mari se caracterizează printr-o conductivitate electrică nesemnificativă, care crește foarte mult odată cu diluarea soluțiilor.

Când o substanță este dizolvată în orice solvent, se formează ioni simpli (nesolvați), molecule neutre ale solutului, ioni solvați (hidratați în soluții apoase) (de exemplu, etc.), perechi de ioni (sau gemeni de ioni), care sunt grupuri asociate electrostatic de ioni cu încărcare opusă (de exemplu,), a căror formare se observă în marea majoritate a soluțiilor electrolitice neapoase, ioni complecși (de exemplu,), molecule solvatate etc.

În soluțiile apoase de electroliți puternici, există doar cationi și anioni simpli sau solvați. Nu există molecule de dizolvat în soluțiile lor. Prin urmare, este incorect să presupunem prezența moleculelor sau prezența legăturilor pe termen lung între sau și într-o soluție apoasă de clorură de sodiu.

În soluțiile apoase de electroliți slabi, solutul poate exista sub formă de ioni simpli și solvați (-hidratați) și molecule nedisociate.

În soluțiile neapoase, unii electroliți puternici (de exemplu, ) nu sunt complet disociați chiar și la concentrații moderat mari. În majoritatea solvenților organici, se observă formarea de perechi de ioni de ioni încărcați opus (pentru mai multe detalii, vezi Cartea 2).

În unele cazuri, este imposibil să se tragă o linie ascuțită între electroliții puternici și cei slabi.

Forțele interionice. Sub acțiunea forțelor interionice în jurul fiecărui ion care se mișcă liber, alți ioni sunt grupați simetric, încărcați cu semnul opus, formând așa-numita atmosferă ionică, sau nor ionic, care încetinește mișcarea ionului în soluție.

De exemplu, într-o soluție, ionii de clorură se adună în jurul ionilor de potasiu în mișcare și se creează o atmosferă de ioni de potasiu lângă ionii de clorură în mișcare.

Ionii, a căror mobilitate este slăbită de forțele de extensie interionică, prezintă o activitate chimică redusă în soluții. Acest lucru provoacă abateri în comportamentul electroliților puternici de la forma clasică a legii acțiunii masei.

Ionii străini prezenți într-o soluție a unui anumit electrolit au, de asemenea, o influență puternică asupra mobilității ionilor săi. Cu cât concentrația este mai mare, cu atât interacțiunea interionică este mai semnificativă și ionii străini afectează mai puternic mobilitatea ionilor.

Acizii și bazele slabe au o legătură de hidrogen sau hidroxil în moleculele lor care este în mare măsură covalentă mai degrabă decât ionică; prin urmare, atunci când electroliții slabi sunt dizolvați în solvenți care se disting printr-o constantă dielectrică foarte mare, majoritatea moleculelor lor nu se descompun în ioni.

Soluțiile de electroliți puternici diferă de soluțiile de electroliți slabi prin faptul că nu conțin molecule nedisociate. Acest lucru este confirmat de studiile fizice și fizico-chimice moderne. De exemplu, studiul cristalelor de electroliți puternici de tipul prin difracție de raze X confirmă faptul că rețelele cristaline ale sărurilor sunt construite din ioni.

Când se dizolvă într-un solvent cu o constantă dielectrică ridicată, în jurul ionilor se formează învelișuri de solvat (hidratat în apă), împiedicând combinarea lor în molecule. Astfel, deoarece electroliții puternici, chiar și în stare cristalină, nu conțin molecule, cu atât mai mult nu conțin molecule în soluție.

Cu toate acestea, s-a descoperit experimental că conductivitatea electrică a soluțiilor apoase de electroliți puternici nu este echivalentă cu conductivitatea electrică care ar putea fi așteptată în timpul disocierii moleculelor de electroliți dizolvați în ioni.

Folosind teoria disocierii electrolitice propusă de Arrhenius, s-a dovedit a fi imposibil de explicat acest lucru și o serie de alte fapte. Pentru a le explica, au fost propuse noi prevederi științifice.

În prezent, discrepanța dintre proprietățile electroliților puternici și forma clasică a legii acțiunii masei poate fi explicată folosind teoria electroliților puternici propusă de Debye și Hückel. Ideea principală a acestei teorii este că forțele de atracție reciprocă apar între ionii electroliților puternici din soluții. Aceste forțe interionice fac ca comportamentul electroliților puternici să se abată de la legile soluțiilor ideale. Prezența acestor interacțiuni determină decelerare reciprocă a cationilor și anionilor.

Influența diluției asupra atracției interionice. Atractia interionică provoacă abateri în comportamentul soluțiilor reale în același mod în care atracția intermoleculară în gazele reale implică abateri în comportamentul lor de la legile gazelor ideale. Cu cât concentrația soluției este mai mare, cu atât atmosfera ionică este mai densă și mobilitatea ionilor este mai mică și, prin urmare, conductivitatea electrică a electroliților.

La fel ca proprietățile unui gaz real la presiuni joase se apropie de proprietățile unui gaz ideal, astfel încât proprietățile soluțiilor de electroliți puternici la diluție mare se apropie de proprietățile soluțiilor ideale.

Cu alte cuvinte, în soluțiile diluate, distanțele dintre ioni sunt atât de mari încât atracția sau repulsia reciprocă experimentată de ioni este extrem de mică și practic se reduce la zero.

Astfel, creșterea observată a conductivității electrice a electroliților puternici la diluarea soluțiilor acestora se explică prin slăbirea forțelor interionice de atracție și repulsie, ceea ce determină o creștere a vitezei de mișcare a ionilor.

Cu cât electrolitul este mai puțin disociat și cu cât soluția este mai diluată, cu atât se observă mai puțină influență electrică interionică și cu atât mai puține abateri de la legea acțiunii masei și, invers, cu cât concentrația soluției este mai mare, cu atât este mai mare influența electrică interionică și se observă mai multe abateri de la legea acţiunii în masă.

Din motivele de mai sus, legea acțiunii masei în forma sa clasică nu poate fi aplicată soluțiilor apoase de electroliți puternici, precum și soluțiilor apoase concentrate de electroliți slabi.

Electroliți puternici și slabi

Acizii, bazele și sărurile din soluțiile apoase se disociază - se descompun în ioni. Acest proces poate fi reversibil sau ireversibil.

Cu disociere ireversibilă în soluții, întreaga substanță sau aproape totul se descompune în ioni. Acest lucru este tipic pentru electroliții puternici (Fig. 10.1, a, p. 56). Electroliții puternici includ unii acizi și toate sărurile și bazele solubile în apă (hidroxizii elementelor alcaline și alcalino-pământoase) (Schema 5, p. 56).

Orez. 10.1. Comparația numărului de ioni din soluții cu aceeași cantitate inițială de electrolit: a - acid clor (electrolit puternic); b - acid nitrit

(electrolit slab)

Schema 5. Clasificarea electroliților după putere

Cu disocierea reversibilă au loc două procese opuse: simultan cu descompunerea unei substanțe în ioni (disocierea), are loc procesul invers de combinare a ionilor în molecule ale unei substanțe (asocierea). Din acest motiv, o parte din substanța în soluție există sub formă de ioni, iar o parte - sub formă de molecule (Fig. 10.1, b). electroliți,

care, atunci când sunt dizolvate în apă, se descompun în ioni doar parțial, se numesc electroliți slabi. Acestea includ apă, mulți acizi, precum și hidroxizi și săruri insolubile (Schema 5).

În ecuațiile de disociere pentru electroliții slabi, în loc de săgeata obișnuită, este scrisă o săgeată bidirecțională (semnul reversibilității):

Puterea electroliților poate fi explicată prin polaritatea legăturii chimice, care este ruptă la disociere. Cu cât legătura este mai polară, cu atât devine mai ușor ionică sub acțiunea moleculelor de apă, prin urmare, cu atât electrolitul este mai puternic. În săruri și hidroxizi, polaritatea legăturii este cea mai mare, deoarece există o legătură ionică între ionii metalici, reziduurile de acizi și ionii de hidroxid, astfel încât toate sărurile și bazele solubile sunt electroliți puternici. În acizii care conțin oxigen, la disociere, Legătura O-H, a cărui polaritate depinde de compoziția calitativă și cantitativă a reziduului acid. Forța majorității acizilor oxigenați poate fi determinată prin scrierea formulei uzuale a acidului ca E(OH) m O n . Dacă această formulă conține n< 2 — кислота слабая, если n >2 - puternic.

Dependența puterii acizilor de compoziția reziduului acid

Gradul de disociere

Forța electroliților este caracterizată cantitativ prin gradul de disociere electrolitică a, arătând proporția moleculelor de substanță care s-au descompus în ioni în soluție.

Gradul de disociere a este egal cu raportul dintre numărul de molecule N sau cantitatea de substanță n descompusă în ioni și numărul total de molecule N 0 sau cantitatea de solut n 0:

Gradul de disociere poate fi exprimat nu numai în fracții de unitate, ci și ca procent:

Valoarea lui a poate varia de la 0 (fără disociere) la 1 sau 100% (disociere completă). Cu cât electrolitul se descompune mai bine, cu atât valoarea gradului de disociere este mai mare.

După valoarea gradului de disociere electrolitică, electroliții sunt adesea împărțiți nu în două, ci în trei grupuri: puternici, slabi și electroliți de putere medie. Electroliții puternici sunt considerați cei cu un grad de disociere mai mare de 30% și slabi - cu un grad mai mic de 3%. Electroliții cu valori intermediare - de la 3% la 30% - se numesc electroliți de rezistență medie. Conform acestei clasificări, acizii sunt considerați astfel: HF, HNO2, H3PO4, H2SO3 și alții. Ultimii doi acizi sunt electroliți de putere medie doar în prima etapă de disociere, în timp ce în alții sunt electroliți slabi.

Gradul de disociere este o variabilă. Depinde nu numai de natura electrolitului, ci și de concentrația acestuia în soluție. Această dependență a fost identificată și studiată pentru prima dată de Wilhelm Ostwald. Astăzi se numește legea diluției Ostwald: atunci când o soluție este diluată cu apă, precum și atunci când temperatura crește, gradul de disociere crește.

Calculul gradului de disociere

Exemplu. Fluorura de hidrogen a fost dizolvată într-un litru de apă cu o cantitate de substanță de 5 moli. Soluția rezultată conține 0,06 moli de ioni de hidrogen. Determinați gradul de disociere a acidului fluoric (în procente).

Scriem ecuația de disociere a acidului fluoric:

Disocierea de la o moleculă de acid produce un ion de hidrogen. Dacă soluția conține 0,06 moli de ioni de H+, aceasta înseamnă că 0,06 moli de molecule de fluorură de hidrogen s-au disociat. Prin urmare, gradul de disociere este:

Remarcabil chimist fizician german, laureat Premiul Nobel la chimie în 1909. Născut la Riga, a studiat la Universitatea Dorpat, unde a început activități didactice și de cercetare. La 35 de ani s-a mutat la Leipzig, unde a condus Institutul de Fizică și Chimie. El a studiat legile echilibrului chimic, proprietățile soluțiilor, a descoperit legea diluției numită după el, a dezvoltat bazele teoriei catalizei acido-bazice și a dedicat mult timp istoriei chimiei. El a fondat primul departament de chimie fizică din lume și primul jurnal de fizică și chimie. În viața personală, avea obiceiuri ciudate: se simțea dezgustat de o tunsoare și comunica cu secretara sa exclusiv cu ajutorul unui sonerie de bicicletă.

Idee cheie

Disocierea electroliților slabi este un proces reversibil, și a celor puternici

ireversibil.

întrebări de testare

116. Definiți electroliții puternici și slabi.

117. Dați exemple de electroliți puternici și slabi.

118. Ce valoare este folosită pentru a cuantifica rezistența electrolitului? Este constantă în toate soluțiile? Cum poate fi crescut gradul de disociere a electroliților?

Sarcini pentru stăpânirea materialului

119. Dați câte un exemplu de săruri, acizi și baze, care sunt: a) un electrolit puternic; b) electrolit slab.

120. Dați un exemplu de substanță: a) acid dibazic, care în prima etapă este un electrolit de rezistență medie, iar în a doua - un electrolit slab; b) un acid dibazic, care este un electrolit slab în ambele etape.

121. În unele acizi, gradul de disociere în prima etapă este de 100%, iar în a doua - 15%. Ce fel de acid ar putea fi?

122. Ce particule sunt mai multe într-o soluție de hidrogen sulfurat: molecule H 2 S, ioni H +, ioni S 2- sau ioni HS -?

123. Din lista de substanţe dată, notează separat formulele: a) electroliţi puternici; b) electroliți slabi.

NaCI, HCI, NaOH, NaN03, HN03, HN02, H2S04, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(N03)2.

124. Faceți ecuațiile de disociere ale azotatului de stronțiu, clorurii de mercur (11), carbonatului de calciu, hidroxidului de calciu, acidului sulfurat. Când este reversibilă disocierea?

125. O soluție apoasă de sulfat de sodiu conține 0,3 moli de ioni. Ce masă din această sare a fost folosită pentru a prepara o astfel de soluție?

126. O soluție de fluorură de hidrogen de 1 litru conține 2 g din acest acid, iar cantitatea de substanță ionică de hidrogen este de 0,008 mol. Care este cantitatea de ioni de fluor din această soluție?

127. Trei eprubete conțin aceleași volume de soluții de acizi clorură, fluorură și sulfură. În toate eprubetele, cantitățile de substanțe acide sunt egale. Dar în prima eprubetă, cantitatea de substanță cu ioni de hidrogen este de 3. 10 -7 mol, în al doilea - 8. 10 -5 mol, iar în al treilea - 0,001 mol. Ce tub conține fiecare acid?

128. Prima eprubetă conține o soluție de electrolit, al cărei grad de disociere este de 89%, a doua conține un electrolit cu un grad de disociere de 8% o, iar a treia - 0,2% o. Dați câte două exemple de electroliți din diferite clase de compuși care pot fi conținute în aceste eprubete.

129*. În surse suplimentare, găsiți informații despre dependența rezistenței electroliților de natura substanțelor. Stabiliți relația dintre structura substanțelor, natură elemente chimice, care le formează, și puterea electroliților.

Acesta este material de manual.

ELECTROLIȚI Substanțe ale căror soluții sau topituri conduc electricitatea.

NEELECTROLIȚI Substanțe ale căror soluții sau topituri nu conduc electricitatea.

Disociere- descompunerea compuşilor în ioni.

Gradul de disociere este raportul dintre numărul de molecule disociate în ioni și numărul total de molecule din soluție.

ELECTROLIȚI PUTERNICI când sunt dizolvate în apă, se disociază aproape complet în ioni.

Când scrieți ecuațiile de disociere a electroliților puternici puneți un semn egal.

Electroliții puternici includ:

Săruri solubile ( vezi tabelul de solubilitate);

Mulți acizi anorganici: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( uite acizi-electroliți puternici în tabelul de solubilitate);

Baze ale metalelor alcaline (LiOH, NaOH, KOH) și alcalino-pământoase (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( vezi bazele electrolitice puternice în tabelul de solubilitate).

ELECTROLIȚI SLABIîn soluții apoase se disociază doar parțial (reversibil) în ioni.

La scrierea ecuațiilor de disociere pentru electroliții slabi se pune semnul reversibilității.

Electroliții slabi includ:

Aproape toți acizii organici și apă (H 2 O);

Unii acizi anorganici: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( uite acizi-electroliți slabi în tabelul de solubilitate);

Hidroxizi metalici insolubili (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vezi bazelecelectroliți slabi în tabelul de solubilitate).

Gradul de disociere electrolitică este influențat de o serie de factori:

natura solventului și electrolit: electroliții puternici sunt substanțe cu legături ionice și covalente puternic polare; capacitate de ionizare bună, adică capacitatea de a provoca disocierea substanțelor, au solvenți cu o constantă dielectrică ridicată, ale căror molecule sunt polare (de exemplu, apă);

temperatura: întrucât disocierea este un proces endotermic, o creștere a temperaturii crește valoarea lui α;

concentraţie: când soluția este diluată, gradul de disociere crește, iar odată cu creșterea concentrației, acesta scade;

stadiul procesului de disociere: fiecare etapă ulterioară este mai puțin eficientă decât cea anterioară, de aproximativ 1000–10.000 de ori; de exemplu, pentru acid fosforic α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (prima etapă, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (a doua etapă, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (a treia etapă, α 3).

Din acest motiv, într-o soluție a acestui acid, concentrația de ioni de hidrogen este cea mai mare, iar concentrația de ioni de fosfat PO3−4 este cea mai scăzută.

1. Solubilitatea și gradul de disociere al unei substanțe nu sunt legate între ele. De exemplu, un electrolit slab este acidul acetic, care este foarte solubil (nerestricționat) în apă.

2. O soluție de electrolit slab conține mai puțin decât alții acei ioni care se formează în ultima etapă a disocierii electrolitice

Gradul de disociere electrolitică este de asemenea afectat de adăugarea altor electroliți: de exemplu gradul de disociere a acidului formic

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

scade daca se adauga putin formiat de sodiu in solutie. Această sare se disociază pentru a forma ioni de formiat HCOO −:

HCOONa → HCOO − + Na +

Ca urmare, concentrația ionilor HCOO– în soluție crește, iar conform principiului Le Chatelier, o creștere a concentrației ionilor de formiat deplasează echilibrul procesului de disociere a acidului formic spre stânga, adică. gradul de disociere scade.

Legea diluției Ostwald- raportul care exprimă dependența conductivității electrice echivalente a unei soluții diluate a unui electrolit binar slab de concentrația soluției:

Aici, este constanta de disociere a electrolitului, este concentrația și sunt valorile conductivității electrice echivalente la concentrație și, respectiv, la diluție infinită. Raportul este o consecință a legii acțiunii în masă și a egalității

unde este gradul de disociere.

Legea diluției Ostwald a fost dezvoltată de W. Ostwald în 1888 și confirmată de el experimental. Stabilirea experimentală a corectitudinii legii diluției Ostwald a avut mare importanță pentru a fundamenta teoria disocierii electrolitice.

Disocierea electrolitică a apei. Indicator de hidrogen pH Apa este un electrolit amfoter slab: H2O H+ + OH- sau, mai precis: 2H2O \u003d H3O + + OH- Constanta de disociere a apei la 25 ° C este: poate fi considerată constantă și egală cu 55,55 mol / l (densitatea apei 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, cantitatea de substanță apoasă 1000g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 .55 mol/l). Apoi, această valoare este constantă la o temperatură dată (25 ° C), se numește produsul ionic al apei KW: disocierea apei este un proces endotermic, prin urmare, cu o creștere a temperaturii, în conformitate cu principiul Le Chatelier, disocierea crește, produsul ionic crește și atinge o valoare de 10-13 la 100 ° C. În apa pură la 25°C, concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxil sunt egale între ele: = = 10-7 mol/l Soluțiile în care concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxil sunt egale între ele se numesc neutre. Dacă să apă curată adăugați acid, concentrația de ioni de hidrogen va crește și va deveni mai mare de 10-7 mol / l, mediul va deveni acid, în timp ce concentrația de ioni de hidroxil se va schimba instantaneu, astfel încât produsul ionic al apei să își păstreze valoarea de 10-14 . Același lucru se va întâmpla atunci când alcalii se adaugă în apă pură. Concentrațiile ionilor de hidrogen și hidroxil sunt legate între ele prin produsul ionic, prin urmare, cunoscând concentrația unuia dintre ioni, este ușor de calculat concentrația celuilalt. De exemplu, dacă = 10-3 mol/l, atunci = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, sau dacă = 10-2 mol/l, atunci = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Astfel, concentrația de ioni de hidrogen sau hidroxil poate servi ca o caracteristică cantitativă a acidității sau alcalinității mediului. În practică, nu se folosesc concentrațiile de hidrogen sau ioni de hidroxil, ci indicatorii de pH hidrogen sau hidroxil pOH. Indicele de hidrogen pH este egal cu logaritmul zecimal negativ al concentrației de ioni de hidrogen: pH = - lg Indicele hidroxil pOH este egal cu logaritmul zecimal negativ al concentrației de ioni de hidroxil: pOH = - lg Este ușor de arătat prin prelungind produsul ionic al apei care pH + pOH = 14 mediul este neutru, daca mai mic de 7 - acid, iar cu cat pH-ul este mai mic, cu atat concentratia ionilor de hidrogen este mai mare. pH mai mare de 7 - mediu alcalin, cu cât pH-ul este mai mare, cu atât concentrația ionilor de hidroxil este mai mare.