Vrijednost a je izražena u udjelima jedinice ili u % i ovisi o prirodi elektrolita, rastvaraču, temperaturi, koncentraciji i sastavu otopine.
Otapalo igra posebnu ulogu: u nekim slučajevima, kada se prelazi s vodenih otopina na organska otapala, stupanj disocijacije elektrolita može se naglo povećati ili smanjiti. U nastavku, u nedostatku posebnih uputa, pretpostavit ćemo da je rastvarač voda.
Prema stepenu disocijacije, elektroliti se konvencionalno dijele na jaka(a > 30%), prosjek (3% < a < 30%) и slab(a< 3%).
Jaki elektroliti uključuju:
1) neki neorganske kiseline(HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 i niz drugih);
2) hidroksidi alkalnih (Li, Na, K, Rb, Cs) i zemnoalkalnih (Ca, Sr, Ba) metala;
3) skoro sve rastvorljive soli.
Elektroliti srednje jačine uključuju Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF i neke druge.
Svi se smatraju slabim elektrolitom. karboksilne kiseline(osim HCOOH) i hidratizirani oblici alifatskih i aromatskih amina. Mnoge neorganske kiseline (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 itd.) i baze (NH 3 ∙H 2 O) su takođe slabi elektroliti.
Uprkos nekim sličnostima, općenito ne treba poistovjećivati rastvorljivost supstance sa stepenom njene disocijacije. Dakle, sirćetna kiselina i etanol neograničeno su topljivi u vodi, ali u isto vrijeme prva supstanca je slab elektrolit, a druga je neelektrolit.
Kiseline i baze
Iako se termini "kiselina" i "baza" naširoko koriste za opisivanje hemijski procesi, ne postoji jedinstven pristup klasifikaciji supstanci u smislu njihove klasifikacije kao kiselina ili baza. Trenutno postojeće teorije ( jonski teorija S. Arrhenius, protolitički teorija I. Brønsted i T. Lowry I elektronski teorija G. Lewis) imaju određena ograničenja i stoga su primjenjivi samo u posebnim slučajevima. Pogledajmo pobliže svaku od ovih teorija.
Arrheniusova teorija.
U Arrheniusovoj ionskoj teoriji, koncepti "kiseline" i "baze" su usko povezani s procesom elektrolitičke disocijacije:
Kiselina je elektrolit koji se disocira u rastvorima i formira H+ ione;
Baza je elektrolit koji se disocira u rastvorima i formira OH - jone;
Amfolit (amfoterni elektrolit) je elektrolit koji se disocira u otopinama i formira H+ ione i OH - ione.
Na primjer:
HA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me(OH) n ⇄ Me n + + nOH -Prema ionskoj teoriji, kiseline mogu biti ili neutralne molekule ili ioni, na primjer:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Slični primjeri mogu se navesti za razloge:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Amfoliti uključuju hidrokside cinka, aluminijuma, hroma i neke druge, kao i aminokiseline, proteine i nukleinske kiseline.
Općenito, kiselo-bazna interakcija u otopini se svodi na reakciju neutralizacije:
H + + OH - H 2 O
Međutim, brojni eksperimentalni podaci pokazuju ograničenja jonske teorije. Dakle, amonijak, organski amini, oksidi metala kao što su Na 2 O, CaO, anjoni slabih kiselina itd. u nedostatku vode pokazuju svojstva tipične osnove, iako ne sadrže hidroksidne jone.
S druge strane, mnogi oksidi (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , itd.), halogenidi, kiseli halogenidi, ne sadrže vodonikove ione, pokazuju kisela svojstva i u odsustvu vode, tj. neutralisati baze.
Osim toga, ponašanje elektrolita u vodenoj otopini iu nevodenom mediju može biti suprotno.
Dakle, CH 3 COOH u vodi je slaba kiselina:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,
a u tekućem fluorovodiku pokazuje svojstva baze:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Studije ovih vrsta reakcija, a posebno reakcija koje se dešavaju u nevodenim otapalima, dovele su do razvoja više opšte teorije kiselinama i bazama.
Teorija Bronsteda i Lowryja.
Dalji razvoj Teorija kiselina i baza bila je protolitička (protonska) teorija koju su predložili I. Brønsted i T. Lowry. Prema ovoj teoriji:
Kiselina je svaka supstanca čiji su molekuli (ili joni) sposobni da doniraju proton, tj. biti donor protona;
Baza je svaka supstanca čiji su molekuli (ili joni) sposobni da vežu proton, tj. biti akceptor protona;
Time je koncept temelja značajno proširen, što potvrđuju sljedeće reakcije:
OH - + H + H 2 O
NH 3 + H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Prema teoriji I. Brønsteda i T. Lowryja, kiselina i baza čine konjugirani par i povezani su ravnotežom:
KISELINA ⇄ PROTON + BAZA
Budući da je reakcija prijenosa protona (protolitička reakcija) reverzibilna, a proton se također prenosi u obrnutom procesu, produkti reakcije su kiseline i baze u međusobnom odnosu. Ovo se može zapisati kao ravnotežni proces:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
gdje je HA kiselina, B je baza, BH + je konjugat kiseline sa bazom B, A - je konjugat baze sa kiselinom HA.
Primjeri.
1) u reakciji:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl i H 2 O su kiseline, Cl - i OH - su njima konjugirane odgovarajuće baze;
2) u reakciji:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - i H 3 O + su kiseline, SO 4 2 - i H 2 O su baze;
3) u reakciji:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + je kiselina, NH 2 - je baza, a NH 3 djeluje i kao kiselina (jedan molekul) i kao baza (drugi molekul), tj. pokazuje znakove amfoternosti - sposobnost ispoljavanja svojstava kiseline i baze.
Voda takođe ima ovu sposobnost:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Ovdje jedan molekul H 2 O dodaje proton (bazu), formirajući konjugiranu kiselinu - hidronijev ion H 3 O +, drugi daje proton (kiselinu), formirajući konjugiranu bazu OH -. Ovaj proces se zove autoprotoliza.
Iz navedenih primjera jasno je da, za razliku od Arrheniusovih ideja, u teoriji Brønsteda i Lowryja, reakcije kiselina sa bazama ne dovode do međusobne neutralizacije, već su praćene stvaranjem novih kiselina i baza.
Također treba napomenuti da protolitička teorija pojmove “kiseline” i “baze” ne razmatra kao svojstvo, već kao funkciju koju dotično jedinjenje obavlja u protolitičkoj reakciji. Isti spoj može reagirati kao kiselina pod nekim uvjetima i kao baza pod drugim. Tako u vodenom rastvoru CH 3 COOH ispoljava svojstva kiseline, a u 100% H 2 SO 4 svojstva baze.
Međutim, unatoč svojim prednostima, protolitička teorija, kao i Arrheniusova teorija, nije primjenjiva na tvari koje ne sadrže atome vodika, ali istovremeno pokazuju funkciju kiseline: bor, aluminij, silicijum, kalajne halogenide.
Lewisova teorija.
Drugi pristup klasifikaciji supstanci sa stanovišta klasifikacije kao kiselina i baza bila je Lewisova elektronska teorija. U okviru elektronske teorije:
kiselina je čestica (molekula ili jon) sposobna da veže elektronski par (akceptor elektrona);
Baza je čestica (molekula ili jon) sposobna da donira elektronski par (donor elektrona).
Prema Lewisovim idejama, kiselina i baza međusobno djeluju kako bi formirale vezu donor-akceptor. Kao rezultat dodavanja para elektrona, atom s nedostatkom elektrona ima potpunu elektronsku konfiguraciju - oktet elektrona. Na primjer:
Reakcija između neutralnih molekula može se zamisliti na sličan način:
Reakcija neutralizacije u smislu Lewisove teorije smatra se dodavanjem elektronskog para hidroksidnog jona vodikovom ionu, što daje slobodnu orbitalu za smještaj ovog para:
Dakle, sam proton, koji lako vezuje elektronski par, sa stanovišta Lewisove teorije, obavlja funkciju kiseline. U tom smislu, Bronstedove kiseline se mogu smatrati produktima reakcije između Lewisovih kiselina i baza. Dakle, HCl je proizvod neutralizacije kiseline H + sa bazom Cl -, a ion H 3 O + nastaje kao rezultat neutralizacije kiseline H + sa bazom H 2 O.
Reakcije između Lewisovih kiselina i baza su također ilustrirane sljedećim primjerima:
Lewisove baze takođe uključuju halogenidne jone, amonijak, alifatske i aromatične amine, kiseonik koji sadrži organska jedinjenja tip R2CO, (gdje je R organski radikal).
Lewisove kiseline uključuju halogenide bora, aluminija, silicija, kalaja i drugih elemenata.
Očigledno je da u Lewisovoj teoriji koncept "kiseline" uključuje širi raspon hemijska jedinjenja. To se objašnjava činjenicom da je, prema Lewisu, klasifikacija supstance kao kiseline određena isključivo strukturom njene molekule, koja određuje elektron-akceptorska svojstva, a nije nužno povezana s prisustvom atoma vodika. Lewisove kiseline koje ne sadrže atome vodika nazivaju se aprotic.
Standardi rješavanja problema
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Al 2 (SO 4) 3 u vodi.
Aluminijum sulfat je jak elektrolit i u vodenom rastvoru se potpuno razlaže na jone. Jednačina disocijacije:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,
ili (bez uzimanja u obzir procesa hidratacije jona):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .
2. Šta je HCO 3 jon iz perspektive Brønsted-Lowryjeve teorije?
U zavisnosti od uslova, ion HCO 3 može donirati protone:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
dodajte protone ovako:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Dakle, u prvom slučaju, ion HCO 3 - je kiselina, u drugom je baza, odnosno amfolit.
3. Odredite koji je ion Ag + u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
Ag + + 2NH 3 +
U procesu edukacije hemijske veze, koji se odvija po mehanizmu donor-akceptor, ion Ag +, koji ima slobodnu orbitalu, je akceptor elektronskih parova, te tako pokazuje svojstva Lewisove kiseline.
4. Odredite ionsku snagu rastvora koji sadrži 0,1 mol KCl i 0,1 mol Na 2 SO 4 u jednom litru.
Disocijacija prikazanih elektrolita se odvija u skladu sa jednadžbama:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Dakle: C(K +) = C(Cl -) = C(KCl) = 0,1 mol/l;
C(Na +) = 2×C(Na 2 SO 4) = 0,2 mol/l;
C(SO 4 2 -) = C(Na 2 SO 4) = 0,1 mol/l.
Jonska snaga otopine izračunava se pomoću formule:
5. Odrediti koncentraciju CuSO 4 u rastvoru ovog elektrolita sa I= 0,6 mol/l.
Disocijacija CuSO 4 se odvija prema jednačini:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Uzmimo C(CuSO 4) kao x mol/l, tada je u skladu sa jednačinom reakcije C(Cu 2+) = C(SO 4 2 -) = x mol/l. IN u ovom slučaju izraz za izračunavanje jonske snage će biti:
6. Odrediti koeficijent aktivnosti K+ jona u vodenom rastvoru KCl sa C(KCl) = 0,001 mol/l.
koji će u ovom slučaju imati oblik:
.
Jonsku snagu otopine nalazimo pomoću formule:
7. Odrediti koeficijent aktivnosti jona Fe 2+ u vodenom rastvoru čija je jonska snaga 1.
Prema Debye-Hückelovom zakonu:
dakle:
8. Odrediti konstantu disocijacije kiseline HA ako je u rastvoru ove kiseline koncentracije 0,1 mol/l a = 24%.
Na osnovu stepena disocijacije može se utvrditi da je ova kiselina elektrolit srednje jačine. Stoga, da bismo izračunali konstantu disocijacije kiseline, koristimo Ostwaldov zakon razrjeđenja u njegovom punom obliku:
9. Odredite koncentraciju elektrolita ako je a = 10%, K d = 10 - 4.
Iz Ostwaldovog zakona razblaženja:
10. Stepen disocijacije monobazne kiseline HA ne prelazi 1%. (HA) = 6,4×10 - 7. Odrediti stepen disocijacije HA u njegovom rastvoru sa koncentracijom od 0,01 mol/L.
Na osnovu stepena disocijacije može se utvrditi da je ova kiselina slab elektrolit. Ovo nam omogućava da koristimo približnu formulu Ostwaldovog zakona razrjeđenja:
11. Stepen disocijacije elektrolita u njegovom rastvoru sa koncentracijom od 0,001 mol/l je 0,009. Odrediti konstantu disocijacije ovog elektrolita.
Iz uslova zadatka jasno je da je ovaj elektrolit slab (a = 0,9%). Zbog toga:
12. (HNO 2) = 3,35. Uporedite jačinu HNO 2 sa jačinom jednobazne kiseline HA, čiji je stepen disocijacije u rastvoru sa C(HA) = 0,15 mol/l 15%.
Izračunajmo (HA) koristeći puna forma Ostwaldove jednadžbe:
od (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Postoje dva rastvora KCl, koji sadrže i druge jone. Poznato je da je jonska snaga prvog rastvora ( I 1) je jednako 1, a drugi ( I 2) je 10 - 2 . Uporedite stope aktivnosti f(K +) u ovim rastvorima i zaključiti kako se svojstva ovih rastvora razlikuju od svojstava beskonačno razblaženih rastvora KCl.
Izračunavamo koeficijente aktivnosti K+ jona koristeći Debye-Hückelov zakon:
Faktor aktivnosti f je mjera odstupanja u ponašanju otopine elektrolita određene koncentracije od njegovog ponašanja kada je otopina beskonačno razrijeđena.
Jer f 1 = 0,316 više odstupa od 1 nego f 2 = 0,891, tada u rastvoru veće jonske snage dolazi do većeg odstupanja u ponašanju rastvora KCl od njegovog ponašanja pri beskonačnom razblaženju.
Pitanja za samokontrolu
1. Šta je elektrolitička disocijacija?
2. Koje tvari se nazivaju elektroliti, a ne elektroliti? Navedite primjere.
3. Koji je stepen disocijacije?
4. Od kojih faktora zavisi stepen disocijacije?
5. Koji elektroliti se smatraju jakim? Koje su srednje snage? Koji su slabi? Navedite primjere.
6. Šta je konstanta disocijacije? Od čega zavisi konstanta disocijacije, a od čega ne?
7. Kako su konstanta i stepen disocijacije međusobno povezani u binarnim rastvorima sredine i slabi elektroliti?
8. Zašto rješenja jaki elektroliti Pokazuju li odstupanja od idealnosti u svom ponašanju?
9. Šta znači izraz „očigledan stepen disocijacije“?
10. Koja je aktivnost jona? Koliki je koeficijent aktivnosti?
11. Kako se mijenja koeficijent aktivnosti s razrjeđivanjem (koncentracijom) jakog rastvora elektrolita? Koja je granična vrijednost koeficijenta aktivnosti za beskonačno razrjeđivanje otopine?
12. Kolika je jonska snaga otopine?
13. Kako se izračunava koeficijent aktivnosti? Formulirajte Debye-Hückelov zakon.
14. Šta je suština jonske teorije kiselina i baza (Arrheniusova teorija)?
15. Koja je fundamentalna razlika između protolitičke teorije kiselina i baza (teorija Brønsteda i Lowryja) od Arrheniusove teorije?
16. Kako elektronska teorija (Lewisova teorija) tumači koncepte “kiseline” i “baze”? Navedite primjere.
Opcije zadatka za nezavisna odluka
Opcija #1
1. Napišite jednadžbu za elektrolitičku disocijaciju Fe 2 (SO 4) 3.
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A - .
Opcija br. 2
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju CuCl 2.
2. Odredite šta je S 2 - ion u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Izračunajte molarnu koncentraciju elektrolita u otopini ako je a = 0,75%, a = 10 - 5.
Opcija #3
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Na 2 SO 4.
2. Odredite šta je CN - jon u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .
3. Jonska snaga Rastvor CaCl 2 je 0,3 mol/l. Izračunajte C(CaCl2).
Opcija br. 4
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Ca(OH) 2.
2. Odredite koja je molekula H 2 O u reakciji sa stanovišta Brønstedove teorije:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Jonska snaga rastvora K 2 SO 4 je 1,2 mol/L. Izračunajte C(K 2 SO 4).
Opcija #5
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 2 SO 3.
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
3. (CH 3 COOH) = 4,74. Uporedite jačinu CH 3 COOH sa jačinom jednobazne kiseline HA, čiji je stepen disocijacije u rastvoru sa C(HA) = 3,6 × 10 - 5 mol/l 10%.
Opcija #6
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 2 S.
2. Odredite šta je molekul AlBr 3 u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opcija br. 7
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Fe(NO 3) 2.
2. Odredite šta je Cl - ion u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Opcija br. 8
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 2 MnO 4 .
2. Odredite koji je ion HSO 3 - u reakciji sa stanovišta Brønstedove teorije:
HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opcija br. 9
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Al 2 (SO 4) 3.
2. Odredite šta je ion Co 3+ u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. 1 litar rastvora sadrži 0,348 g K2SO4 i 0,17 g NaNO3. Odredite ionsku snagu ovog rastvora.
Opcija br. 10
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Ca(NO 3) 2.
2. Odredite koja je molekula H 2 O u reakciji sa stanovišta Brønstedove teorije:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .
3. Izračunajte koncentraciju elektrolita u otopini ako je a = 5%, a = 10 - 5.
Opcija br. 11
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju KMnO 4.
2. Odredite koji je ion Cu 2+ u reakciji iz perspektive Lewisove teorije:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .
3. Izračunajte koeficijent aktivnosti Cu 2+ jona u rastvoru CuSO 4 sa C(CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Opcija br. 12
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Na 2 CO 3.
2. Odredite koja je molekula H 2 O u reakciji sa stanovišta Brønstedove teorije:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Postoje dva NaCl rastvora koji sadrže druge elektrolite. Jonske snage ovih rastvora su respektivno jednake: I 1 = 0,1 mol/l, I 2 = 0,01 mol/l. Uporedite stope aktivnosti f(Na +) u ovim rastvorima.
Opcija br. 13
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Al(NO 3) 3.
2. Odredite koja je molekula RNH 2 u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Uporedite koeficijente aktivnosti kationa u rastvoru koji sadrži FeSO 4 i KNO 3, pod uslovom da su koncentracije elektrolita 0,3 i 0,1 mol/l, respektivno.
Opcija br. 14
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 3 PO 4.
2. Odredite koji je ion H 3 O + u reakciji sa stanovišta Brønstedove teorije:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Opcija br. 15
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju K 2 SO 4.
2. Odredite šta je Pb(OH) 2 u reakciji sa stanovišta Lewisove teorije:
Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .
Opcija br. 16
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Ni(NO 3) 2.
2. Odredite koliki je hidronijev ion (H 3 O +) u reakciji sa stanovišta Brønstedove teorije:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Jonska snaga rastvora koji sadrži samo Na 3 PO 4 je 1,2 mol/l. Odredite koncentraciju Na 3 PO 4.
Opcija br. 17
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju (NH 4) 2 SO 4.
2. Odredite šta je NH 4 + ion u reakciji sa stanovišta Brønstedove teorije:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Jonska snaga rastvora koji sadrži i KI i Na 2 SO 4 je 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/l. Odredite koncentraciju Na 2 SO 4.
Opcija br. 18
1. Napišite jednačinu za elektrolitičku disocijaciju Cr 2 (SO 4) 3.
2. Odredite koji je proteinski molekul u reakciji iz perspektive Brønstedove teorije:
INFORMACIONI BLOK
pH skala
Tabela 3. Odnos između koncentracija H + i OH - jona.
Standardi rješavanja problema
1. Koncentracija vodonikovih jona u rastvoru je 10 - 3 mol/l. Izračunajte pH, pOH i [OH - ] vrijednosti u ovoj otopini. Odredite medijum rastvora.
Bilješka. Za proračune se koriste sljedeći omjeri: lg10 a = a; 10 lg a = A.
Okruženje rastvora sa pH = 3 je kiselo, budući da je pH< 7.
2. Izračunajte pH otopine hlorovodonične kiseline sa molarnom koncentracijom od 0,002 mol/l.
Budući da je u razrijeđenom rastvoru HC1 » 1 iu rastvoru jednobazne kiseline C(s) = C(s), možemo napisati:
3. Na 10 ml rastvora sirćetna kiselina sa C(CH 3 COOH) = 0,01 mol/l, dodano je 90 ml vode. Pronađite razliku u pH vrijednosti otopine prije i nakon razrjeđivanja, ako je (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) U početnoj otopini slabe jednobazne kiseline CH 3 COOH:
dakle:
2) Dodavanje 90 ml vode u 10 ml rastvora kiseline odgovara 10-strukom razblaženju rastvora. Zbog toga.
Soli, njihova svojstva, hidroliza
Učenik 8. razreda B škole br.182
Petrova Polina
Nastavnik hemije:
Kharina Ekaterina Alekseevna
MOSKVA 2009
U svakodnevnom životu navikli smo da imamo posla sa samo jednom solju - kuhinjskom solju, tj. natrijum hlorid NaCl. Međutim, u hemiji se čitava klasa spojeva naziva soli. Soli se mogu smatrati produktima zamjene vodika u kiselini metalom. Kuhinjska sol, na primjer, može se dobiti iz hlorovodonične kiseline reakcijom supstitucije:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
kisela sol
Ako uzmete aluminij umjesto natrijuma, formira se druga sol - aluminij hlorid:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
soli- Ovo složene supstance, koji se sastoji od atoma metala i kiselih ostataka. Oni su produkti potpune ili djelomične zamjene vodika u kiselini metalom ili hidroksilne grupe u bazi kiselinskim ostatkom. Na primjer, ako u sumpornoj kiselini H 2 SO 4 jedan atom vodika zamijenimo kalijem, dobijamo sol KHSO 4, a ako dva - K 2 SO 4.
Postoji nekoliko vrsta soli.
| Vrste soli | Definicija | Primjeri soli |
| Prosjek | Proizvod potpune zamjene kiselog vodika metalom. Ne sadrže ni H atome ni OH grupe. | Na 2 SO 4 natrijum sulfat CuCl 2 bakar (II) hlorid Ca 3 (PO 4) 2 kalcijum fosfat Na 2 CO 3 natrijum karbonat (natrijum karbonat) |
| Kiselo | Proizvod nepotpune zamjene kiselog vodika metalom. Sadrže atome vodika. (Nastaju samo od polibaznih kiselina) | CaHPO 4 kalcijum hidrogen fosfat Ca(H 2 PO 4) 2 kalcijum dihidrogen fosfat NaHCO 3 natrijum bikarbonat (soda bikarbona) |
| Basic | Proizvod nepotpune zamjene hidroksilnih grupa baze kiselim ostatkom. Uključuje OH grupe. (Formira se samo od polikiselinskih baza) | Cu(OH)Cl bakar (II) hidroksihlorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalcijum hidroksifosfat (CuOH) 2 CO 3 bakar (II) hidroksikarbonat (malahit) |
| Miješano | Soli dvije kiseline | Ca(OCl)Cl – izbjeljivač |
| Dvostruko | Soli dva metala | K 2 NaPO 4 – dikalijum natrijum ortofosfat |
| Kristalni hidrati | Sadrži vodu za kristalizaciju. Kada se zagriju, dehidriraju - gube vodu, pretvarajući se u bezvodnu sol. | CuSO4. 5H 2 O – pentahidrat bakar(II) sulfat (bakar sulfat) Na 2 CO 3. 10H 2 O – natrijum karbonat dekahidrat (soda) |
Metode za dobijanje soli.
1. Soli se mogu dobiti djelovanjem kiselina na metale, bazične okside i baze:
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2
cink hlorid
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
gvožđe(III) sulfat
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
hrom(III) nitrat
2. Soli nastaju reakcijom kiselih oksida sa alkalijama, kao i kiselih oksida sa bazičnim oksidima:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O
kalcijum nitrat
SiO 2 + CaO CaSiO 3
kalcijum silikat
3. Soli se mogu dobiti reakcijom soli sa kiselinama, alkalijama, metalima, neisparljivim kiseli oksidi i druge soli. Takve reakcije se dešavaju u uslovima evolucije gasa, taloženja taloga, evolucije oksida slabije kiseline ili evolucije hlapljivog oksida.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
kalcijum ortofosfat kalcijum sulfat
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4
gvožđe (III) sulfat natrijum sulfat
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
bakar (II) sulfat gvožđe (II) sulfat
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
kalcijum karbonat kalcijum silikat
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
sulfat hlorid sulfat hlorid
aluminijum barijum barijum aluminijum
4. Soli kiselina bez kiseonika nastaju interakcijom metala sa nemetalima:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
gvožđe(III) hlorid
Fizička svojstva.
soli – čvrste materije različite boje. Njihova rastvorljivost u vodi varira. Sve soli azotne i sirćetne kiseline, kao i soli natrijuma i kalija su rastvorljive. Rastvorljivost drugih soli u vodi može se naći u tabeli rastvorljivosti.
Hemijska svojstva.
1) Soli reaguju sa metalima.
Budući da se ove reakcije odvijaju u vodenim otopinama, Li, Na, K, Ca, Ba i drugi aktivni metali koji reagiraju s vodom u normalnim uvjetima ne mogu se koristiti za eksperimente, ili se reakcije ne mogu izvoditi u topljenju.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Soli reaguju sa kiselinama. Ove reakcije nastaju kada jača kiselina istisne slabiju, oslobađajući gas ili taloženjem.
Prilikom izvođenja ovih reakcija obično uzimaju suhu sol i djeluju s koncentriranom kiselinom.
BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Soli reaguju sa alkalijama u vodenim rastvorima.
Ovo je metoda dobivanja nerastvorljivih baza i lužina.
FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl
CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2
Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH
4) Soli reaguju sa solima.
Reakcije se odvijaju u rastvorima i koriste se za dobijanje praktično netopivih soli.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl
5) Neke soli se razlažu kada se zagreju.
Tipičan primjer takve reakcije je pečenje vapnenca, glavnog sastavni diošto je kalcijum karbonat:
CaCO 3 CaO + CO2 kalcijum karbonat
1. Neke soli su sposobne kristalizirati i formirati kristalne hidrate.
Bakar (II) sulfat CuSO 4 – kristalna supstanca bijela. Kada se rastvori u vodi, zagreva se i formira rastvor plava boja. Toplina i promjene boje su znakovi hemijska reakcija. Kada se otopina ispari, oslobađa se kristalni hidrat CuSO 4. 5H 2 O (bakar sulfat). Formiranje ove supstance ukazuje da bakar (II) sulfat reaguje sa vodom:
CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q
bijela plavo-plava
Upotreba soli.
Većina soli se široko koristi u industriji i svakodnevnom životu. Na primjer, natrijum hlorid NaCl, ili kuhinjska so, neophodna je u kuvanju. U industriji se natrijum hlorid koristi za proizvodnju natrijum hidroksida, sode NaHCO 3, hlora, natrijuma. Uglavnom su soli dušične i ortofosforne kiseline mineralna đubriva. Na primjer, kalijum nitrat KNO 3 je kalijev nitrat. Također je dio baruta i drugih pirotehničkih smjesa. Soli se koriste za dobijanje metala, kiselina i u proizvodnji stakla. Mnoga sredstva za zaštitu bilja od bolesti, štetočina itd lekovite supstance takođe spadaju u klasu soli. Kalijum permanganat KMnO 4 se često naziva kalijum permanganat. Krečnjak i gips – CaSO 4 – koriste se kao građevinski materijali. 2H 2 O, koji se takođe koristi u medicini.
Rješenja i rastvorljivost.
Kao što je ranije rečeno, rastvorljivost je važno svojstvo soli. Topljivost je sposobnost supstance da formira homogenu supstancu sa drugom supstancom, održivi sistem varijabilnog sastava, koji se sastoji od dva ili više komponente.
Rješenja- To su homogeni sistemi koji se sastoje od molekula rastvarača i čestica rastvora.
Dakle, na primjer, rješenje kuhinjska so sastoji se od rastvarača - vode, otopljene supstance - Na +, Cl - jona.
Joni(od grčkog ión - odlazak), električno nabijene čestice nastale gubitkom ili dobitkom elektrona (ili drugih nabijenih čestica) od strane atoma ili grupa atoma. Pojam i termin “ion” uveo je 1834. M. Faraday, koji je proučavajući radnju električna struja na vodene otopine kiselina, lužina i soli, sugerira da je električna provodljivost takvih otopina posljedica kretanja jona. Faraday je pozitivno nabijene ione koji se kreću u otopini prema negativnom polu (katodi) nazvao kationima, a negativno nabijene ione koji se kreću prema pozitivnom polu (anodi) - anionima.
Na osnovu stepena rastvorljivosti u vodi, supstance se dele u tri grupe:
1) Visoko rastvorljiv;
2) Slabo rastvorljiv;
3) Praktično nerastvorljiv.
Mnoge soli su visoko rastvorljive u vodi. Kada odlučujete o rastvorljivosti drugih soli u vodi, moraćete da koristite tabelu rastvorljivosti.
Poznato je da neke supstance, kada su rastvorene ili rastaljene, provode električnu struju, dok druge ne provode struju pod istim uslovima.
Supstance koje se u rastvorima ili rastapaju na ione i zbog toga provode električnu struju nazivaju se elektroliti.
Supstance koje se pod istim uslovima ne raspadaju na jone i ne provode električnu struju nazivaju se neelektroliti.
Elektroliti uključuju kiseline, baze i gotovo sve soli. Elektroliti sami po sebi ne provode električnu energiju. U otopinama i topljenjima se raspadaju na ione, zbog čega teče struja.
Razlaganje elektrolita na ione kada se rastvori u vodi naziva se elektrolitička disocijacija . Njegov sadržaj se svodi na sljedeće tri odredbe:
1) Elektroliti, kada se rastvore u vodi, raspadaju (disociraju) na jone - pozitivne i negativne.
2) Pod uticajem električne struje joni dobijaju usmereno kretanje: pozitivno naelektrisani ioni kreću se prema katodi i nazivaju se kationi, a negativno naelektrisani ioni kreću se prema anodi i nazivaju se anjoni.
3) Disocijacija je reverzibilan proces: paralelno sa dezintegracijom molekula na jone (disocijacija), odvija se i proces spajanja jona (asocijacija).
reverzibilnost
Jaki i slabi elektroliti.
Da bi se kvantitativno okarakterisala sposobnost elektrolita da se raspadne na ione, koncept stepena disocijacije (α), t . E. Odnos broja molekula dezintegrisanih na jone prema ukupan broj molekule. Na primjer, α = 1 označava da se elektrolit potpuno raspao na ione, a α = 0,2 znači da se samo svaki peti njegovih molekula disocirao. Kada se koncentrirani rastvor razblaži, kao i kada se zagreje, povećava se njegova električna provodljivost, kako se povećava stepen disocijacije.
Ovisno o vrijednosti α, elektroliti se konvencionalno dijele na jake (gotovo potpuno disociraju, (α 0,95)) srednje jakosti (0,95
Jaki elektroliti su mnoge mineralne kiseline (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 itd.), alkalije (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 itd.) i gotovo sve soli. U slabe spadaju rastvori nekih mineralnih kiselina (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), mnogih organskih kiselina (na primer, octena kiselina CH 3 COOH), vodeni rastvor amonijaka (NH 3 2 O), voda, neke soli žive (HgCl 2). Elektroliti srednje jačine često uključuju fluorovodonične HF, ortofosforne H 3 PO 4 i azotne HNO 2 kiseline.
Hidroliza soli.
Termin "hidroliza" dolazi od grčkih riječi hidor (voda) i lysis (razgradnja). Hidroliza se obično shvata kao reakcija razmene između supstance i vode. Hidrolitički procesi su izuzetno česti u prirodi koja nas okružuje (i živoj i neživoj), a i ljudi ih široko koriste u modernoj proizvodnji i tehnologijama u domaćinstvu.
Hidroliza soli je reakcija interakcije između iona koji čine sol i vode, koja dovodi do stvaranja slabog elektrolita i praćena je promjenom okruženja otopine.
Tri vrste soli prolaze kroz hidrolizu:
a) soli koje formiraju slaba baza i jaka kiselina (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - dolazi do hidrolize kationa)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Reakcija medija je kisela.
b) soli koje formiraju jaka baza i slaba kiselina (K 2 CO 3, Na 2 S - na anjonu dolazi do hidrolize)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH
Reakcija medija je alkalna.
c) soli koje formiraju slaba baza i slaba kiselina (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - hidroliza se dešava na katjonu i na anjonu.
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
Često je reakcija okoline neutralna.
d) soli koje formiraju jaka baza i jaka kiselina (NaCl, Ba(NO 3) 2) ne podliježu hidrolizi.
U nekim slučajevima hidroliza se odvija nepovratno (kako kažu, ide do kraja). Tako se pri miješanju otopina natrijevog karbonata i bakar sulfata taloži plavi talog hidratizirane bazične soli, koji pri zagrijavanju gubi dio kristalizacijske vode i dobiva zelene boje– pretvara se u bezvodni bazični bakrov karbonat – malahit:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Prilikom miješanja otopina natrijevog sulfida i aluminij klorida, hidroliza se također završava do kraja:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Zbog toga se Al 2 S 3 ne može izolovati vodeni rastvor. Ova so se dobijaju iz jednostavnih supstanci.
Disocijacija elektrolita je kvantitativno okarakterisana stepenom disocijacije. Stepen disocijacije a–ovo je omjer broja molekula disociranih na jone N diss.,na ukupan broj molekula otopljenog elektrolita N :
a =
a– frakcija molekula elektrolita koji su se razbili na jone.
Stepen disocijacije elektrolita zavisi od mnogih faktora: prirode elektrolita, prirode rastvarača, koncentracije rastvora i temperature.
Na osnovu njihove sposobnosti disocijacije, elektroliti se konvencionalno dijele na jake i slabe. Obično se nazivaju elektroliti koji postoje u otopini samo u obliku jona jaka . Elektroliti, koji su u otopljenom stanju dijelom u obliku molekula, a dijelom u obliku jona, nazivaju se slab .
U jake elektroliti spadaju gotovo sve soli, neke kiseline: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (vidi prilog, tabela 6).
Proces disocijacije jakih elektrolita nastavlja da se završava:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
a znaci jednakosti se stavljaju u jednačine disocijacije.
U odnosu na jake elektrolite, koncept „stepena disocijacije“ je uslovan. " Prividni stepen disocijacije (a svaki) ispod pravog (vidi dodatak, tabela 6). Sa povećanjem koncentracije jakog elektrolita u otopini, interakcija suprotno nabijenih jona se povećava. Kada su dovoljno blizu jedan drugom, formiraju saradnike. Joni u njima su razdvojeni slojevima polarnih molekula vode koji okružuju svaki ion. To utiče na smanjenje električne provodljivosti otopine, tj. stvara se efekat nepotpune disocijacije.
Da bi se ovaj efekat uzeo u obzir, uveden je koeficijent aktivnosti g, koji opada sa povećanjem koncentracije rastvora, varirajući od 0 do 1. Da bi se kvantitativno opisali svojstva rastvora jakih elektrolita, veličina tzv. aktivnost (a).
Pod djelovanjem jona podrazumijeva se njegova efektivna koncentracija, prema kojoj djeluje u kemijskim reakcijama.
Jonska aktivnost ( a) jednaka je njegovoj molarnoj koncentraciji ( WITH), pomnoženo sa koeficijentom aktivnosti (g):
A = g WITH.
Korištenje aktivnosti umjesto koncentracije omogućava da se na rješenja primjenjuju zakoni uspostavljeni za idealna rješenja.
U slabi elektroliti spadaju neke mineralne kiseline (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) i većina organskih kiselina (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, itd.) , amonijum hidroksid NH 4 OH i sve baze koje su slabo rastvorljive u vodi, organski amini.
Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilna. U otopinama slabih elektrolita uspostavlja se ravnoteža između jona i nedisociranih molekula. U odgovarajućim jednačinama disocijacije stavlja se znak reverzibilnosti (“”). Na primjer, jednadžba disocijacije za slabu octenu kiselinu je napisana na sljedeći način:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
U otopini slabog binarnog elektrolita ( CA) uspostavlja se sljedeća ravnoteža, koju karakterizira konstanta ravnoteže koja se naziva konstanta disocijacije TO d:
KA « K + + A - ,
.
Ako se otopi 1 litar otopine WITH molovi elektrolita CA a stepen disocijacije je a, što znači disociran aS mola elektrolita i svaki ion je formiran aS madeži. U nedisocijacijskom stanju ostaje ( WITH – aS) mladeži CA.
KA « K + + A - .
C – aS aS
Tada će konstanta disocijacije biti jednaka:
(6.1)
Kako konstanta disocijacije ne zavisi od koncentracije, izvedena relacija izražava zavisnost stepena disocijacije slabog binarnog elektrolita od njegove koncentracije. Iz jednačine (6.1) jasno je da smanjenje koncentracije slabog elektrolita u otopini dovodi do povećanja stepena njegove disocijacije. Jednačina (6.1) izražava Ostwaldov zakon razblaženja .
Za vrlo slabe elektrolite (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
TO d a 2 C, ili a" (6.2)
Konstanta disocijacije za svaki elektrolit je konstantna na datoj temperaturi, ne ovisi o koncentraciji otopine i karakterizira sposobnost elektrolita da se raspadne na ione. Što je veći Kd, to se elektrolit više disocira na ione. Konstante disocijacije slabih elektrolita su prikazane u tabeli (vidi dodatak, tabela 3).
Mjerenje stepena disocijacije različitih elektrolita pokazalo je da se pojedini elektroliti pri istoj normalnoj koncentraciji otopina vrlo različito disociraju na jone.
Posebno je velika razlika u stepenu disocijacije kiselina. Na primjer, dušična i hlorovodonična kiselina u 0,1 N. otopine se gotovo potpuno raspadaju na ione; ugljične, cijanovodonične i druge kiseline pod istim uvjetima samo u maloj mjeri disociraju.
Od baza (alkalija) rastvorljivih u vodi, amonijum oksid hidrat je slabo disocijabilan; ostale alkalije dobro disociraju. Sve soli, uz nekoliko izuzetaka, takođe dobro disociraju na jone.
Razlika u stepenu disocijacije pojedinih kiselina određena je prirodom valentne veze između atoma koji formiraju njihove molekule. Što je veza između vodika i ostatka molekula polarnija, to je lakše odvojiti, kiselina će se više disocirati.
Elektroliti koji se dobro disociraju na ione nazivaju se jaki elektroliti, za razliku od slabih elektrolita, koji formiraju samo mali broj jona u vodenim otopinama. Otopine jakih elektrolita zadržavaju visoku električnu provodljivost čak i pri vrlo visokim koncentracijama. Naprotiv, električna provodljivost otopina slabih elektrolita brzo opada s povećanjem koncentracije. U jake elektroliti spadaju kiseline kao što su hlorovodonična, azotna, sumporna i neke druge, zatim alkalije (osim NH 4 OH) i gotovo sve soli.
Polionske kiseline i polikiseline baze diociraju postepeno. Na primjer, molekule sumporne kiseline prvo se disociraju prema jednadžbi
H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘
ili tačnije:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘
Apstrakcija drugog vodonikovog jona prema jednačini
HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »
ili
HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "
je već mnogo teže, budući da mora savladati privlačenje od dvostruko nabijenog SO 4 jona, koji, naravno, privlači ion vodonika jače od jednostruko nabijenog HSO 4 jona. Stoga se druga faza disocijacije ili, kako se kaže, sekundarna disocijacija javlja u mnogo manjemstepen od primarnih, a obični rastvori sumporne kiseline sadrže samo mali broj SO 4 jona"
Fosforna kiselina H 3 PO 4 disocira se u tri koraka:
H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘
H2PO4⇄H + HPO 4"
HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’
Molekuli H 3 PO 4 snažno se disociraju na H i H 2 PO 4 ' jone. Joni H 2 PO 4 ' ponašaju se kao slabija kiselina i u manjoj mjeri disociraju na H i HPO 4 '. HPO 4 joni disociraju kao vrlo slaba kiselina i ne proizvode skoro nikakve H ione
i P.O. 4 "'
Baze koje sadrže više od jedne hidroksilne grupe u molekulu također se diociraju postepeno. Na primjer:
Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’
VaON ⇄ Ba + OH'
Što se tiče soli, normalne soli se uvijek disociraju na metalne ione i kisele ostatke. Na primjer:
CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "
Kisele soli, poput polibazičnih kiselina, diociraju postepeno. Na primjer:
NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '
HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »
Međutim, druga faza je vrlo mala, tako da rastvor kisele soli sadrži samo mali broj vodikovih jona.
Bazične soli disociraju na bazične i kisele ione. Na primjer:
Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Sl"
Gotovo da ne dolazi do sekundarne disocijacije bazičnih ostataka jona na metalne i hidroksilne jone.
U tabeli 11 prikazuje numeričke vrijednosti stepena disocijacije nekih kiselina, baza i soli u 0 , 1 n. rješenja.
Smanjuje se s povećanjem koncentracije. Stoga su u vrlo koncentriranim otopinama čak i jake kiseline relativno slabo disocirane. Za
Tabela 11
Kiseline, baze i soli u 0,1 N.rastvori na 18°
| Elektrolit | Formula | Stepen disocijacije u % |
| Kiseline | ||
| Solyanaya | HCl | 92 |
| Bromovodična | HBr | 92 |
| Hidrojodid | H.J. | . 92 |
| Nitrogen | HNO3 | 92 |
| Sumporna | H 2 SO 4 | 58 |
| Sumporna | H 2 SO 3 | 34 |
| Fosfor | H 3PO 4 | 27 |
| Fluoronik | HF | 8,5 |
| Sirće | CH3COOH | 1,3 |
| Ugolnaya | H 2 CO3 | 0,17 |
| Hidrogen sulfid | H2S | 0,07 |
| Sinilnaya | HCN | 0,01 |
| Bornaya | H 3 BO 3 | 0,01 |
| Grounds | ||
| Barijum hidroksid | Ba(OH)2 | 92 |
| Kaustični kalijum | con | 89 |
| Natrijev hidroksid | NaON | 84 |
| Amonijum hidroksid | NH4OH | 1,3 |
| soli | ||
| Hlorid | KCl | 86 |
| Amonijum hlorid | NH4Cl | 85 |
| Hlorid | NaCl | 84 |
| Nitrat | KNO 3 | 83 |
| AgNO3 | 81 | |
| Sirćetna kiselina | NaCH3COO | 79 |
| Hlorid | ZnCl2 | 73 |
| Sulfat | Na 2 SO 4 | 69 |
| Sulfat | ZnSO4 | 40 |
| Sulfat |
Elektroliti su tvari, legure tvari ili otopine koje imaju sposobnost da elektrolitički provode galvansku struju. Pomoću teorije elektrolitičke disocijacije moguće je odrediti kojim elektrolitima pripada supstanca.
Instrukcije
1. Suština ove teorije je da kada se otape (otopi u vodi), gotovo svi elektroliti se razlažu na ione, koji su i pozitivno i negativno nabijeni (što se naziva elektrolitička disocijacija). Pod uticajem električne struje negativni (anioni, „-”) kreću se prema anodi (+), a pozitivno nabijeni (kationi, „+”) prema katodi (-). Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuti proces se naziva "molarizacija").
2. Stepen (a) elektrolitičke disocijacije zavisi od prirode samog elektrolita, rastvarača i njihove koncentracije. Ovo je omjer broja molekula (n) koji su se razbili na jone i ukupnog broja molekula uvedenih u otopinu (N). Dobijate: a = n / N
3. Dakle, snažni elektroliti su supstance koje se potpuno raspadaju na ione kada se rastvore u vodi. Jaki elektroliti, kao i obično, uključuju supstance sa visoko polarnim ili jonskim vezama: to su soli koje su visoko rastvorljive, jake kiseline (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), kao i moćne baze (KOH, NaOH, RbOH , Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). U jakom elektrolitu, u njemu otopljena supstanca je uglavnom u obliku jona (anjona i kationa); Zapravo ne postoje molekuli koji su nerazdvojeni.
4. Slabi elektroliti su tvari koje se samo djelomično disociraju na ione. Slabi elektroliti, zajedno sa ionima u rastvoru, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne obezbeđuju jaku koncentraciju jona u rastvoru. U slabe spadaju: - organske kiseline (otprilike sve) (C2H5COOH, CH3COOH itd.); - neke od neorganskih kiselina (H2S, H2CO3 itd.); - praktično sve soli, slabo rastvorljive u vodi, amonijum hidroksid, kao i sve baze (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH); - voda. One zapravo ne provode električnu struju, ili provode, ali loše.
Jaka baza je neorgansko hemijsko jedinjenje formirano od hidroksilne grupe -OH i alkalnog (elementi I grupe periodnog sistema: Li, K, Na, RB, Cs) ili zemnoalkalnog metala (elementi II grupe Ba, Ca ). Napisano u obliku formula LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)?, Ba(OH)?.
Trebaće ti
- čaša za isparavanje
- gorionik
- indikatori
- metalna šipka
- N?RO?
Instrukcije
1. Moćne baze pokazuju hemijska svojstva karakteristična za sve hidrokside. Prisustvo alkalija u otopini određuje se promjenom boje indikatora. Dodati metil narandžastu, fenolftalein ili izostaviti lakmus papir u uzorak sa test rastvorom. Metilnarandžasta daje žutu boju, fenolftalein ljubičastu boju, a lakmus papir postaje plavi. Što je baza jača, to je boja indikatora zasićenija.
2. Ako trebate saznati koje su vam alkalije predstavljene, onda dobro pregledajte rješenja. Posebno česte moćne baze su litijum, kalijum, natrijum, barijum i kalcijum hidroksidi. Baze reaguju sa kiselinama (reakcije neutralizacije) i formiraju so i vodu. U ovom slučaju je moguće izolovati Ca(OH)?, Ba(OH)? i LiOH. U interakciji s ortofosfornom kiselinom nastaju nerastvorljivi precipitati. Preostali hidroksidi neće proizvoditi padavine, jer sve K i Na soli su rastvorljive.3 Ca(OH) ? + 2 N?RO? –? Ca?(PO?)??+ 6 H?O3 Ba(OH) ? +2 N?RO? –? Ba?(PO?)??+ 6 H?O3 LiOH + H?PO? –? Li?PO?? + 3 H?O Procijedite ih i osušite. Osušeni talog dodajte na plamen gorionika. Promjenom boje plamena moguće je precizno odrediti jone litijuma, kalcija i barija. U skladu s tim, odredit ćete koji je hidroksid koji. Litijumove soli boje plamen gorionika u karmin-grimiznu boju. Barijumove soli su zelene, a soli kalcijuma crvene.
3. Preostale alkalije formiraju rastvorljive ortofosfate.3 NaOH + H?PO?–? Na?PO? + 3 H?O3 KOH + H?PO?–? K?RO? + 3 H?O Potrebno je ispariti vodu do suvog ostatka. Stavite isparene soli na metalnu šipku jednu po jednu u plamen plamenika. Tamo gdje se nalazi natrijumova sol, plamen će postati bistro žut, a kalijum ortofosfat će postati ružičasto-ljubičasti. Dakle, posjedujući najmanji set opreme i reagensa, identificirali ste sve moćne baze koje su vam date.
Elektrolit je tvar koja je u svom čvrstom stanju dielektrik, odnosno ne provodi električnu struju, ali kada se otopi ili rastali postaje provodnik. Zašto dolazi do tako oštre promjene svojstava? Činjenica je da se molekule elektrolita u otopinama ili talinama disociraju na pozitivno nabijene i negativno nabijene ione, zbog čega su te tvari u takvom agregatnom stanju sposobne provoditi električnu struju. Mnoge soli, kiseline i baze imaju elektrolitička svojstva.
Instrukcije
1. Da li je to sve elektroliti identične jačine, odnosno odlični su provodnici struje? Ne, jer se mnoge tvari u otopinama ili topljenima disociraju samo u maloj mjeri. Shodno tome elektroliti dijele se na jake, srednje jake i slabe.
2. Koje supstance se smatraju snažnim elektrolitima? Takve tvari u otopinama ili topljenima čiji je gotovo 100% molekula podvrgnut disocijaciji, bez obzira na koncentraciju otopine. Lista jakih elektrolita uključuje apsolutnu raznolikost rastvorljivih alkalija, soli i nekih kiselina, kao što su hlorovodonična, bromidna, jodidna, azotna itd.
3. Po čemu se razlikuju od njih? elektroliti srednja snaga? Činjenica da se disociraju u znatno manjoj mjeri (od 3% do 30% molekula se raspada na jone). Tipični predstavnici takvih elektrolita su sumporna i fosforna kiselina.
4. Kako se slaba jedinjenja ponašaju u rastvorima ili topljenjima? elektroliti? Prvo, oni se disociraju u vrlo maloj mjeri (ne više od 3% ukupnog broja molekula), a drugo, njihova je disocijacija utoliko nespretnija i ležernija, što je veća zasićenost otopine. Takvi elektroliti uključuju, recimo, amonijak (amonijum hidroksid), mnoge organske i neorganske kiseline (uključujući fluorovodoničnu kiselinu - HF) i, naravno, svima nama poznata voda. Zato što se samo jadno mali dio njegovih molekula raspada na vodikove ione i hidroksilne jone.
5. Zapamtite da stupanj disocijacije i, shodno tome, snaga elektrolita ovise o mnogim faktorima: prirodi samog elektrolita, otapalu i temperaturi. Shodno tome, sama ova raspodjela je u određenoj mjeri proizvoljna. U čaju, ista supstanca može, pod različitim uslovima, biti i moćan i slab elektrolit. Za procjenu jačine elektrolita uvedena je posebna vrijednost - konstanta disocijacije, određena na osnovu zakona djelovanja mase. Ali primjenjiv je samo na slabe elektrolite; moćan elektroliti ne poštuju zakon masovne akcije.
soli- to su kemijske tvari koje se sastoje od kationa, odnosno pozitivno nabijenog jona, metala i negativno nabijenog anjona - kiselinskog ostatka. Postoji mnogo vrsta soli: tipične, kisele, bazične, dvostruke, miješane, hidratizirane, kompleksne. Ovo zavisi od sastava kationa i anjona. Kako je moguće utvrditi baza sol?
Instrukcije
1. Zamislimo da imate četiri identične posude sa rastvorima za gorenje. Znate da su to rastvori litijum karbonata, natrijum karbonata, kalijum karbonata i barijum karbonata. Vaš zadatak: odredite koja se sol nalazi u cijeloj posudi.
2. Prisjetite se fizičkih i kemijskih svojstava spojeva ovih metala. Litijum, natrijum, kalijum su alkalni metali prve grupe, svojstva su im vrlo slična, aktivnost raste od litijuma do kalijuma. Barijum je zemnoalkalni metal grupe 2. Njegova ugljična sol se savršeno otapa u vrućoj vodi, ali se slabo rastvara u hladnoj vodi. Stani! Ovo je prva prilika da se odmah odredi koja posuda sadrži barij karbonat.
3. Ohladite posude, recimo tako što ćete ih staviti u posudu sa ledom. Tri rastvora će ostati bistra, ali će četvrta brzo postati mutna i počeće da se formira beli talog. Ovde se nalazi barijumova so. Ostavite ovu posudu sa strane.
4. Možete brzo odrediti barij karbonat pomoću druge metode. Naizmjence, sipajte malo otopine u drugu posudu s otopinom neke sulfatne soli (recimo, natrijum sulfata). Samo joni barijuma, vežući se sa sulfatnim jonima, trenutno formiraju gust beli talog.
5. Ispostavilo se da ste identifikovali barijum karbonat. Ali kako razlikovati 3 soli alkalnih metala? To je prilično lako učiniti, trebat će vam porculanske čaše za isparavanje i alkoholna lampa.
6. Sipajte malu količinu cjelokupnog rastvora u posebnu porculansku čašu i isparite vodu na vatri špiritne lampe. Nastaju mali kristali. Stavite ih u plamen alkoholne lampe ili Bunsenovog plamenika - uz pomoć čelične pincete ili porculanske kašike. Vaš zadatak je da uočite boju plamenog "jezika" plamena. Ako je u pitanju litijumova so, boja će biti jasno crvena. Natrijum će obojiti plamen intenzivno žutom bojom, a kalijum će obojiti plamen ljubičasto ljubičasto. Inače, da je barijumova so testirana na isti način, boja plamena bi trebala biti zelena.
Koristan savjet
Jedan poznati hemičar u mladosti je na sličan način razotkrio pohlepnu domaćicu pansiona. Ostatke napola pojedenog jela posuo je litijum hloridom, supstancom koja je u malim količinama svakako bezopasna. Sljedećeg dana, za ručkom, parče mesa iz posude servirane na stol spaljeno je pred spektroskopom - a stanovnici pansiona vidjeli su jasnu crvenu prugu. Domaćica je pripremala hranu od jučerašnjih ostataka.
Bilješka!
Istina, čista voda jako slabo provodi struju, još uvijek ima mjerljivu električnu provodljivost, što se objašnjava činjenicom da voda blago disocira na hidroksidne ione i vodikove ione.
Koristan savjet
Mnogi elektroliti su neprijateljske tvari, pa pri radu s njima budite izuzetno oprezni i pridržavajte se sigurnosnih propisa.