Η τιμή του a εκφράζεται σε κλάσματα μιας μονάδας ή σε % και εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη, τη θερμοκρασία, τη συγκέντρωση και τη σύνθεση του διαλύματος.
Ο διαλύτης παίζει έναν ιδιαίτερο ρόλο: σε ορισμένες περιπτώσεις, όταν μετακινείται από υδατικά διαλύματα σε οργανικούς διαλύτες, ο βαθμός διάστασης των ηλεκτρολυτών μπορεί να αυξηθεί ή να μειωθεί απότομα. Στη συνέχεια, ελλείψει ειδικών οδηγιών, θα υποθέσουμε ότι ο διαλύτης είναι το νερό.
Σύμφωνα με το βαθμό διάστασης, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται συμβατικά σε ισχυρός(α > 30%), μέση τιμή (3% < a < 30%) и αδύναμος(ένα< 3%).
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:
1) μερικά ανόργανα οξέα(HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 και ένας αριθμός άλλων);
2) υδροξείδια μετάλλων αλκαλίων (Li, Na, K, Rb, Cs) και αλκαλικών γαιών (Ca, Sr, Ba).
3) σχεδόν όλα τα διαλυτά άλατα.
Οι ηλεκτρολύτες μέσης ισχύος περιλαμβάνουν Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF και μερικούς άλλους.
Όλοι θεωρούνται αδύναμος ηλεκτρολύτης. καρβοξυλικά οξέα(εκτός από HCOOH) και ένυδρες μορφές αλειφατικών και αρωματικών αμινών. Πολλά ανόργανα οξέα (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, κ.λπ.) και βάσεις (NH 3 ∙H 2 O) είναι επίσης ασθενείς ηλεκτρολύτες.
Παρά κάποιες ομοιότητες, γενικά δεν πρέπει να εξισώνει κανείς τη διαλυτότητα μιας ουσίας με τον βαθμό διάστασής της. Έτσι, το οξικό οξύ και αιθανόληείναι απεριόριστα διαλυτά στο νερό, αλλά ταυτόχρονα η πρώτη ουσία είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης και η δεύτερη είναι ένας μη ηλεκτρολύτης.
Οξέα και βάσεις
Αν και οι όροι «οξύ» και «βάση» χρησιμοποιούνται ευρέως για να περιγράψουν χημικές διεργασίες, δεν υπάρχει ενιαία προσέγγιση για την ταξινόμηση των ουσιών όσον αφορά την ταξινόμηση τους ως οξέα ή βάσεις. Υπάρχουσες θεωρίες ( ιωνικόςθεωρία S. Arrhenius, πρωτολυτικόςθεωρία I. Brønsted και T. LowryΚαι ηλεκτρονικόςθεωρία G. Lewis) έχουν ορισμένους περιορισμούς και επομένως ισχύουν μόνο σε ειδικές περιπτώσεις. Ας ρίξουμε μια πιο προσεκτική ματιά σε καθεμία από αυτές τις θεωρίες.
Θεωρία Arrhenius.
Στην ιοντική θεωρία του Arrhenius, οι έννοιες «όξινο» και «βάση» σχετίζονται στενά με τη διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης:
Ένα οξύ είναι ένας ηλεκτρολύτης που διασπάται σε διαλύματα για να σχηματίσει ιόντα Η+.
Η βάση είναι ένας ηλεκτρολύτης που διασπάται σε διαλύματα για να σχηματίσει ιόντα ΟΗ-.
Ένας αμφολύτης (αμφοτερικός ηλεκτρολύτης) είναι ένας ηλεκτρολύτης που διασπάται σε διαλύματα για να σχηματίσει τόσο ιόντα Η+ όσο και ιόντα ΟΗ-.
Για παράδειγμα:
HA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me(OH) n ⇄ Me n + + nOH -Σύμφωνα με την ιοντική θεωρία, τα οξέα μπορεί να είναι είτε ουδέτερα μόρια είτε ιόντα, για παράδειγμα:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Παρόμοια παραδείγματα μπορούν να δοθούν για λόγους:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Οι αμφολύτες περιλαμβάνουν υδροξείδια ψευδαργύρου, αλουμινίου, χρωμίου και ορισμένων άλλων, καθώς και αμινοξέα, πρωτεΐνες και νουκλεϊκά οξέα.
Γενικά, η αλληλεπίδραση οξέος-βάσης σε ένα διάλυμα καταλήγει σε μια αντίδραση εξουδετέρωσης:
H + + OH - H 2 O
Ωστόσο, μια σειρά από πειραματικά δεδομένα δείχνουν τους περιορισμούς της ιοντικής θεωρίας. Άρα, αμμωνία, οργανικές αμίνες, οξείδια μετάλλων όπως Na 2 O, CaO, ανιόντα ασθενών οξέων κ.λπ. ελλείψει νερού παρουσιάζουν ιδιότητες τυπικούς λόγους, αν και δεν περιέχουν ιόντα υδροξειδίου.
Από την άλλη, πολλά οξείδια (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 κ.λπ.), αλογονίδια, αλογονίδια οξέων, χωρίς να περιέχουν ιόντα υδρογόνου, παρουσιάζουν όξινες ιδιότητες ακόμη και απουσία νερού, δηλ. εξουδετερώνουν τις βάσεις.
Επιπλέον, η συμπεριφορά ενός ηλεκτρολύτη σε ένα υδατικό διάλυμα και σε ένα μη υδατικό μέσο μπορεί να είναι αντίθετη.
Έτσι, το CH 3 COOH στο νερό είναι ένα ασθενές οξύ:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,
και στο υγρό υδροφθόριο εμφανίζει τις ιδιότητες μιας βάσης:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Οι μελέτες αυτών των τύπων αντιδράσεων, και ιδιαίτερα των αντιδράσεων που συμβαίνουν σε μη υδατικούς διαλύτες, έχουν οδηγήσει στην ανάπτυξη περισσότερων γενικές θεωρίεςοξέα και βάσεις.
Η θεωρία των Bronsted και Lowry.
Περαιτέρω ανάπτυξηΗ θεωρία των οξέων και των βάσεων ήταν η πρωτολυτική (πρωτονιακή) θεωρία που προτάθηκε από τους I. Brønsted και T. Lowry. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία:
Οξύ είναι κάθε ουσία της οποίας τα μόρια (ή ιόντα) είναι ικανά να δώσουν ένα πρωτόνιο, δηλ. να είσαι δότης πρωτονίων.
Βάση είναι κάθε ουσία της οποίας τα μόρια (ή ιόντα) είναι ικανά να συνδέουν ένα πρωτόνιο, δηλ. να είναι δέκτης πρωτονίων.
Έτσι, η έννοια της θεμελίωσης διευρύνεται σημαντικά, κάτι που επιβεβαιώνεται από τις ακόλουθες αντιδράσεις:
OH - + H + H 2 O
NH 3 + H + NH 4 +
H2N-NH3 + + H + H3N + -NH3+
Σύμφωνα με τη θεωρία των I. Brønsted και T. Lowry, ένα οξύ και μια βάση σχηματίζουν ένα συζυγές ζεύγος και σχετίζονται με ισορροπία:
ΟΞΥ ⇄ ΠΡΩΤΟΝΙΟ + ΒΑΣΗ
Δεδομένου ότι η αντίδραση μεταφοράς πρωτονίων (πρωτολυτική αντίδραση) είναι αναστρέψιμη και ένα πρωτόνιο μεταφέρεται επίσης στην αντίστροφη διαδικασία, τα προϊόντα της αντίδρασης είναι οξέα και βάσεις σε σχέση μεταξύ τους. Αυτό μπορεί να γραφτεί ως διαδικασία ισορροπίας:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
όπου το ΗΑ είναι ένα οξύ, το Β είναι μια βάση, το ΒΗ + είναι ένα συζυγές οξύ με τη βάση Β, το Α - είναι ένα συζυγές βάσης με το οξύ ΗΑ.
Παραδείγματα.
1) στην αντίδραση:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
Το HCl και το H 2 O είναι οξέα, το Cl - και το OH - είναι οι αντίστοιχες βάσεις που συζευγνύονται με αυτά.
2) στην αντίδραση:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
Τα HSO 4 - και H 3 O + είναι οξέα, SO 4 2 - και H 2 O είναι βάσεις.
3) στην αντίδραση:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
Το NH 4 + είναι ένα οξύ, το NH 2 - είναι μια βάση και το NH 3 δρα τόσο ως οξύ (ένα μόριο) όσο και ως βάση (άλλο μόριο), δηλ. επιδεικνύει σημάδια αμφοτερικότητας - την ικανότητα να επιδεικνύει τις ιδιότητες ενός οξέος και μιας βάσης.
Το νερό έχει επίσης αυτή την ικανότητα:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Εδώ, ένα μόριο H 2 O προσδένει ένα πρωτόνιο (βάση), σχηματίζοντας ένα συζευγμένο οξύ - ιόν υδρονίου H 3 O +, το άλλο δίνει ένα πρωτόνιο (οξύ), σχηματίζοντας μια συζευγμένη βάση ΟΗ -. Αυτή η διαδικασία ονομάζεται αυτοπρωτόλυση.
Από τα παραπάνω παραδείγματα είναι σαφές ότι, σε αντίθεση με τις ιδέες του Arrhenius, στη θεωρία των Brønsted και Lowry, οι αντιδράσεις οξέων με βάσεις δεν οδηγούν σε αμοιβαία εξουδετέρωση, αλλά συνοδεύονται από το σχηματισμό νέων οξέων και βάσεων.
Θα πρέπει επίσης να σημειωθεί ότι η πρωτολυτική θεωρία θεωρεί τις έννοιες «οξύ» και «βάση» όχι ως ιδιότητα, αλλά ως λειτουργία που εκτελεί η εν λόγω ένωση σε μια πρωτολυτική αντίδραση. Η ίδια ένωση μπορεί να αντιδράσει ως οξύ υπό ορισμένες συνθήκες και ως βάση υπό άλλες. Έτσι, σε ένα υδατικό διάλυμα, το CH 3 COOH εμφανίζει τις ιδιότητες ενός οξέος και σε 100% H 2 SO 4 τις ιδιότητες μιας βάσης.
Ωστόσο, παρά τα πλεονεκτήματά της, η πρωτολυτική θεωρία, όπως και η θεωρία Arrhenius, δεν είναι εφαρμόσιμη σε ουσίες που δεν περιέχουν άτομα υδρογόνου, αλλά, ταυτόχρονα, παρουσιάζουν τη λειτουργία ενός οξέος: βόριο, αλουμίνιο, πυρίτιο, αλογονίδια κασσιτέρου.
Η θεωρία του Lewis.
Μια άλλη προσέγγιση για την ταξινόμηση των ουσιών από την άποψη της ταξινόμησης τους ως οξέων και βάσεων ήταν η θεωρία ηλεκτρονίων Lewis. Στο πλαίσιο της ηλεκτρονικής θεωρίας:
ένα οξύ είναι ένα σωματίδιο (μόριο ή ιόν) ικανό να προσκολλήσει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων (δέκτης ηλεκτρονίων).
Μια βάση είναι ένα σωματίδιο (μόριο ή ιόν) ικανό να δώσει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων (δότης ηλεκτρονίων).
Σύμφωνα με τις ιδέες του Lewis, ένα οξύ και μια βάση αλληλεπιδρούν μεταξύ τους για να σχηματίσουν έναν δεσμό δότη-δέκτη. Ως αποτέλεσμα της προσθήκης ενός ζεύγους ηλεκτρονίων, ένα άτομο με έλλειψη ηλεκτρονίων έχει μια πλήρη ηλεκτρονική διαμόρφωση - μια οκτάδα ηλεκτρονίων. Για παράδειγμα:
Η αντίδραση μεταξύ ουδέτερων μορίων μπορεί να φανταστεί με παρόμοιο τρόπο:
Η αντίδραση εξουδετέρωσης σύμφωνα με τη θεωρία Lewis θεωρείται ως η προσθήκη ενός ζεύγους ηλεκτρονίων ενός ιόντος υδροξειδίου σε ένα ιόν υδρογόνου, το οποίο παρέχει ένα ελεύθερο τροχιακό για να φιλοξενήσει αυτό το ζεύγος:
Έτσι, το ίδιο το πρωτόνιο, το οποίο προσκολλά εύκολα ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, από την άποψη της θεωρίας Lewis, εκτελεί τη λειτουργία ενός οξέος. Από αυτή την άποψη, τα οξέα Bronsted μπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα αντίδρασης μεταξύ οξέων και βάσεων Lewis. Έτσι, το HCl είναι το προϊόν εξουδετέρωσης του οξέος H + με τη βάση Cl-, και το ιόν H 3 O + σχηματίζεται ως αποτέλεσμα της εξουδετέρωσης του οξέος H + με τη βάση H 2 O.
Οι αντιδράσεις μεταξύ οξέων Lewis και βάσεων απεικονίζονται επίσης από τα ακόλουθα παραδείγματα:
Οι βάσεις Lewis περιλαμβάνουν επίσης ιόντα αλογονιδίου, αμμωνία, αλειφατικές και αρωματικές αμίνες, που περιέχουν οξυγόνο ΟΡΓΑΝΙΚΕΣ ΕΝΩΣΕΙΣτύπου R 2 CO, (όπου R είναι μια οργανική ρίζα).
Τα οξέα Lewis περιλαμβάνουν αλογονίδια βορίου, αλουμινίου, πυριτίου, κασσίτερου και άλλων στοιχείων.
Είναι προφανές ότι στη θεωρία του Lewis η έννοια του «οξέος» περιλαμβάνει ένα ευρύτερο φάσμα χημικές ενώσεις. Αυτό εξηγείται από το γεγονός ότι, σύμφωνα με τον Lewis, η ταξινόμηση μιας ουσίας ως οξύ καθορίζεται αποκλειστικά από τη δομή του μορίου της, η οποία καθορίζει τις ιδιότητες του δέκτη ηλεκτρονίων και δεν σχετίζεται απαραίτητα με την παρουσία ατόμων υδρογόνου. Τα οξέα Lewis που δεν περιέχουν άτομα υδρογόνου ονομάζονται απρωτικό.
Πρότυπα επίλυσης προβλημάτων
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Al 2 (SO 4) 3 στο νερό.
Το θειικό αλουμίνιο είναι ισχυρός ηλεκτρολύτης και σε υδατικό διάλυμα υφίσταται πλήρη αποσύνθεση σε ιόντα. Εξίσωση διάστασης:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,
ή (χωρίς να λαμβάνεται υπόψη η διαδικασία ενυδάτωσης ιόντων):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .
2. Τι είναι το ιόν HCO 3 από την οπτική γωνία της θεωρίας Brønsted-Lowry;
Ανάλογα με τις συνθήκες, το ιόν HCO 3 μπορεί να δώσει πρωτόνια:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
προσθέστε πρωτόνια ως εξής:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Έτσι, στην πρώτη περίπτωση, το ιόν HCO 3 - είναι ένα οξύ, στη δεύτερη, είναι μια βάση, δηλ. είναι ένας αμφολύτης.
3. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν Ag + στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
Ag + + 2NH 3 +
Στη διαδικασία της εκπαίδευσης χημικοί δεσμοί, το οποίο προχωρά σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη, το ιόν Ag +, που έχει ελεύθερο τροχιακό, είναι δέκτης ζευγών ηλεκτρονίων, και έτσι εμφανίζει τις ιδιότητες ενός οξέος Lewis.
4. Προσδιορίστε την ιοντική ισχύ ενός διαλύματος που περιέχει 0,1 mol KCl και 0,1 mol Na 2 SO 4 σε ένα λίτρο.
Η διάσταση των παρουσιαζόμενων ηλεκτρολυτών προχωρά σύμφωνα με τις εξισώσεις:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Επομένως: C(K +) = C(Cl-) = C(KCl) = 0,1 mol/l;
C(Na +) = 2×C(Na2SO4) = 0,2 mol/l;
C(SO 4 2 -) = C(Na 2 SO 4) = 0,1 mol/l.
Η ιοντική ισχύς του διαλύματος υπολογίζεται με τον τύπο:
5. Προσδιορίστε τη συγκέντρωση του CuSO 4 σε διάλυμα αυτού του ηλεκτρολύτη με Εγώ= 0,6 mol/l.
Η διάσταση του CuSO 4 προχωρά σύμφωνα με την εξίσωση:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Ας πάρουμε το C(CuSO 4) ως Χ mol/l, τότε, σύμφωνα με την εξίσωση αντίδρασης, C(Cu 2+) = C(SO 4 2 -) = Χφίλη αλήτη. ΣΕ σε αυτήν την περίπτωσηη έκφραση για τον υπολογισμό της ιοντικής ισχύος θα είναι:
6. Προσδιορίστε τον συντελεστή δραστικότητας του ιόντος K + σε υδατικό διάλυμα KCl με C(KCl) = 0,001 mol/l.
που σε αυτή την περίπτωση θα έχει τη μορφή:
.
Βρίσκουμε την ιοντική ισχύ του διαλύματος χρησιμοποιώντας τον τύπο:
7. Προσδιορίστε τον συντελεστή δραστηριότητας του ιόντος Fe 2+ σε υδατικό διάλυμα του οποίου η ιοντική ισχύς είναι 1.
Σύμφωνα με το νόμο Debye-Hückel:
ως εκ τούτου:
8. Προσδιορίστε τη σταθερά διάστασης του οξέος ΗΑ εάν σε διάλυμα αυτού του οξέος με συγκέντρωση 0,1 mol/l a = 24%.
Με βάση τον βαθμό διάστασης, μπορεί να προσδιοριστεί ότι αυτό το οξύ είναι ηλεκτρολύτης μέσης ισχύος. Επομένως, για να υπολογίσουμε τη σταθερά διάστασης οξέος, χρησιμοποιούμε τον νόμο αραίωσης Ostwald στην πλήρη του μορφή:
9. Προσδιορίστε τη συγκέντρωση ηλεκτρολύτη εάν a = 10%, κ d = 10 - 4.
Από το νόμο της αραίωσης του Ostwald:
10. Ο βαθμός διάστασης του μονοβασικού οξέος ΗΑ δεν υπερβαίνει το 1%. (HA) = 6,4×10 - 7. Προσδιορίστε το βαθμό διάστασης του ΗΑ στο διάλυμά του με συγκέντρωση 0,01 mol/L.
Με βάση τον βαθμό διάστασης, μπορεί να προσδιοριστεί ότι αυτό το οξύ είναι ένας ασθενής ηλεκτρολύτης. Αυτό μας επιτρέπει να χρησιμοποιήσουμε τον κατά προσέγγιση τύπο του νόμου αραίωσης του Ostwald:
11. Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη στο διάλυμά του με συγκέντρωση 0,001 mol/l είναι 0,009. Προσδιορίστε τη σταθερά διάστασης αυτού του ηλεκτρολύτη.
Από τις συνθήκες του προβλήματος είναι σαφές ότι αυτός ο ηλεκτρολύτης είναι ασθενής (a = 0,9%). Να γιατί:
12. (ΗΝΟ 2) = 3,35. Συγκρίνετε την ισχύ του ΗΝΟ 2 με την ισχύ του μονοβασικού οξέος ΗΑ, ο βαθμός διάστασης του οποίου σε διάλυμα με C(HA) = 0,15 mol/l είναι 15%.
Ας υπολογίσουμε το (HA) χρησιμοποιώντας πλήρη μορφήΕξισώσεις Ostwald:
Από (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Υπάρχουν δύο διαλύματα KCl, τα οποία περιέχουν και άλλα ιόντα. Είναι γνωστό ότι η ιοντική ισχύς του πρώτου διαλύματος ( Εγώ 1) ισούται με 1 και το δεύτερο ( Εγώ 2) είναι 10 - 2 . Συγκρίνετε τα ποσοστά δραστηριότητας φά(K +) σε αυτά τα διαλύματα και συμπεράνετε πώς οι ιδιότητες αυτών των διαλυμάτων διαφέρουν από τις ιδιότητες των άπειρα αραιωμένων διαλυμάτων KCl.
Υπολογίζουμε τους συντελεστές δραστηριότητας των ιόντων K+ χρησιμοποιώντας τον νόμο Debye-Hückel:
Συντελεστής δραστηριότητας φάείναι ένα μέτρο της απόκλισης στη συμπεριφορά ενός διαλύματος ηλεκτρολύτη δεδομένης συγκέντρωσης από τη συμπεριφορά του όταν το διάλυμα είναι άπειρα αραιωμένο.
Επειδή φά 1 = 0,316 αποκλίνει περισσότερο από 1 παρά φά 2 = 0,891, τότε σε διάλυμα με μεγαλύτερη ιοντική ισχύ υπάρχει μεγαλύτερη απόκλιση στη συμπεριφορά του διαλύματος KCl από τη συμπεριφορά του σε άπειρη αραίωση.
Ερωτήσεις για αυτοέλεγχο
1. Τι είναι η ηλεκτρολυτική διάσταση;
2. Ποιες ουσίες ονομάζονται ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες; Δώσε παραδείγματα.
3. Ποιος είναι ο βαθμός διάστασης;
4. Από ποιους παράγοντες εξαρτάται ο βαθμός διάστασης;
5. Ποιοι ηλεκτρολύτες θεωρούνται ισχυροί; Ποια είναι μεσαίας αντοχής; Ποια είναι αδύναμα; Δώσε παραδείγματα.
6. Ποια είναι η σταθερά διάστασης; Από τι εξαρτάται και από τι όχι η σταθερά διάστασης;
7. Πώς συνδέονται μεταξύ τους η σταθερά και ο βαθμός διάστασης σε δυαδικά διαλύματα μέσου και ασθενείς ηλεκτρολύτες?
8. Γιατί λύσεις ισχυρούς ηλεκτρολύτεςΕμφανίζουν αποκλίσεις από την ιδεατότητα στη συμπεριφορά τους;
9. Τι σημαίνει ο όρος «φαινομενικός βαθμός διάστασης»;
10. Ποια είναι η δραστηριότητα ενός ιόντος; Ποιος είναι ο συντελεστής δραστηριότητας;
11. Πώς μεταβάλλεται ο συντελεστής δραστηριότητας με την αραίωση (συγκέντρωση) ενός διαλύματος ισχυρού ηλεκτρολύτη; Ποια είναι η οριακή τιμή του συντελεστή δραστηριότητας για μια αραίωση άπειρου διαλύματος;
12. Ποια είναι η ιοντική ισχύς ενός διαλύματος;
13. Πώς υπολογίζεται ο συντελεστής δραστηριότητας; Διατυπώστε τον νόμο Debye-Hückel.
14. Ποια είναι η ουσία της ιοντικής θεωρίας των οξέων και των βάσεων (θεωρία Arrhenius);
15. Ποια είναι η θεμελιώδης διαφορά μεταξύ της πρωτολυτικής θεωρίας των οξέων και των βάσεων (η θεωρία του Brønsted και του Lowry) από τη θεωρία του Arrhenius;
16. Πώς ερμηνεύει η ηλεκτρονική θεωρία (θεωρία Lewis) τις έννοιες «οξύ» και «βάση»; Δώσε παραδείγματα.
Επιλογές εργασιών για ανεξάρτητη απόφαση
Επιλογή 1
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Fe 2 (SO 4) 3.
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A - .
Επιλογή Νο. 2
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του CuCl 2.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν S 2 - στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Υπολογίστε τη μοριακή συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη στο διάλυμα αν a = 0,75%, a = 10 - 5.
Επιλογή #3
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Na 2 SO 4.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν CN στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .
3. Ιονική ισχύςΤο διάλυμα CaCl 2 είναι 0,3 mol/l. Υπολογίστε το C(CaCl2).
Επιλογή Νο. 4
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Ca(OH) 2.
2. Προσδιορίστε τι είναι το μόριο H 2 O στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Brønsted:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Η ιοντική ισχύς του διαλύματος K 2 SO 4 είναι 1,2 mol/L. Υπολογίστε το C(K 2 SO 4).
Επιλογή #5
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του K 2 SO 3.
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
3. (CH 3 COOH) = 4,74. Συγκρίνετε την ισχύ του CH 3 COOH με την ισχύ του μονοβασικού οξέος ΗΑ, ο βαθμός διάστασης του οποίου σε διάλυμα με C(HA) = 3,6 × 10 - 5 mol/l είναι 10%.
Επιλογή #6
1. Να γράψετε την εξίσωση ηλεκτρολυτικής διάστασης του K 2 S.
2. Προσδιορίστε τι είναι το μόριο AlBr 3 στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Επιλογή Νο. 7
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Fe(NO 3) 2.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν Cl- στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Επιλογή Νο. 8
1. Να γράψετε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του K 2 MnO 4 .
2. Προσδιορίστε τι είναι το ιόν HSO 3 στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Brønsted:
HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Επιλογή Νο. 9
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Al 2 (SO 4) 3.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν Co 3+ στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. 1 λίτρο διαλύματος περιέχει 0,348 g K2SO4 και 0,17 g NaNO3. Προσδιορίστε την ιοντική ισχύ αυτού του διαλύματος.
Επιλογή Νο. 10
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Ca(NO 3) 2.
2. Προσδιορίστε τι είναι το μόριο H 2 O στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Brønsted:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .
3. Υπολογίστε τη συγκέντρωση ηλεκτρολύτη στο διάλυμα αν a = 5%, a = 10 - 5.
Επιλογή Νο. 11
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του KMnO 4.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν Cu 2+ στην αντίδραση από την άποψη της θεωρίας Lewis:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .
3. Να υπολογιστεί ο συντελεστής δραστηριότητας του ιόντος Cu 2+ σε διάλυμα CuSO 4 με C(CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Επιλογή Νο. 12
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Na 2 CO 3.
2. Προσδιορίστε τι είναι το μόριο H 2 O στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Brønsted:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Υπάρχουν δύο διαλύματα NaCl που περιέχουν άλλους ηλεκτρολύτες. Οι ιοντικές ισχύς αυτών των διαλυμάτων είναι αντίστοιχα ίσες: Εγώ 1 = 0,1 mol/l, Εγώ 2 = 0,01 mol/l. Συγκρίνετε τα ποσοστά δραστηριότητας φά(Na +) σε αυτά τα διαλύματα.
Επιλογή Νο. 13
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Al(NO 3) 3.
2. Προσδιορίστε τι είναι το μόριο RNH 2 στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Συγκρίνετε τους συντελεστές δραστικότητας των κατιόντων σε διάλυμα που περιέχει FeSO 4 και KNO 3, με την προϋπόθεση ότι οι συγκεντρώσεις ηλεκτρολυτών είναι 0,3 και 0,1 mol/l, αντίστοιχα.
Επιλογή Νο. 14
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του K 3 PO 4.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν H 3 O + στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Brønsted:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Επιλογή Νο. 15
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του K 2 SO 4.
2. Προσδιορίστε τι είναι το Pb(OH) 2 στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Lewis:
Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .
Επιλογή Νο. 16
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Ni(NO 3) 2.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν υδρονίου (H 3 O +) στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Brønsted:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Η ιοντική ισχύς ενός διαλύματος που περιέχει μόνο Na 3 PO 4 είναι 1,2 mol/l. Προσδιορίστε τη συγκέντρωση του Na 3 PO 4.
Επιλογή Νο. 17
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του (NH 4) 2 SO 4.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το ιόν NH 4 + στην αντίδραση από τη σκοπιά της θεωρίας Brønsted:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Η ιοντική ισχύς ενός διαλύματος που περιέχει τόσο KI όσο και Na 2 SO 4 είναι 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/l. Προσδιορίστε τη συγκέντρωση του Na 2 SO 4.
Επιλογή Νο. 18
1. Γράψτε την εξίσωση για την ηλεκτρολυτική διάσταση του Cr 2 (SO 4) 3.
2. Προσδιορίστε ποιο είναι το μόριο πρωτεΐνης στην αντίδραση από την άποψη της θεωρίας Brønsted:
ΜΠΛΟΚ ΠΛΗΡΟΦΟΡΙΩΝ
κλίμακα pH
Πίνακας 3.Σχέση μεταξύ των συγκεντρώσεων των ιόντων Η + και ΟΗ -.
Πρότυπα επίλυσης προβλημάτων
1. Η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου στο διάλυμα είναι 10 - 3 mol/l. Υπολογίστε τις τιμές pH, pOH και [OH - ] σε αυτό το διάλυμα. Προσδιορίστε το μέσο διάλυμα.
Σημείωση.Για τους υπολογισμούς χρησιμοποιούνται οι ακόλουθες αναλογίες: lg10 ένα = ένα; 10 lg ένα = ΕΝΑ.
Ένα περιβάλλον διαλύματος με pH = 3 είναι όξινο, αφού το pH< 7.
2. Υπολογίστε το pH του διαλύματος υδροχλωρικού οξέοςμε μοριακή συγκέντρωση 0,002 mol/l.
Εφόσον σε αραιό διάλυμα HC1 » 1 και σε διάλυμα μονοβασικού οξέος C(s) = C(s), μπορούμε να γράψουμε:
3. Σε 10 ml διαλύματος οξικό οξύμε C(CH3COOH) = 0,01 mol/l, προστέθηκαν 90 ml νερού. Βρείτε τη διαφορά στις τιμές pH του διαλύματος πριν και μετά την αραίωση, εάν (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) Στο αρχικό διάλυμα ενός ασθενούς μονοβασικού οξέος CH 3 COOH:
Ως εκ τούτου:
2) Η προσθήκη 90 ml νερού σε 10 ml διαλύματος οξέος αντιστοιχεί σε 10πλάσια αραίωση του διαλύματος. Να γιατί.
Άλατα, οι ιδιότητές τους, υδρόλυση
Μαθητής της 8ης τάξης Β του Νο 182 σχολείου
Πέτροβα Πωλίνα
Καθηγητής Χημείας:
Kharina Ekaterina Alekseevna
ΜΟΣΧΑ 2009
Στην καθημερινότητα έχουμε συνηθίσει να ασχολούμαστε μόνο με ένα αλάτι – επιτραπέζιο αλάτι, δηλ. χλωριούχο νάτριο NaCl. Ωστόσο, στη χημεία, μια ολόκληρη κατηγορία ενώσεων ονομάζεται άλατα. Τα άλατα μπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα της αντικατάστασης του υδρογόνου σε ένα οξύ με ένα μέταλλο. Το επιτραπέζιο αλάτι, για παράδειγμα, μπορεί να ληφθεί από το υδροχλωρικό οξύ με μια αντίδραση υποκατάστασης:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.
όξινο αλάτι
Εάν πάρετε αλουμίνιο αντί για νάτριο, σχηματίζεται ένα άλλο άλας - χλωριούχο αλουμίνιο:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Άλατα- Αυτό σύνθετες ουσίες, που αποτελείται από άτομα μετάλλου και όξινα υπολείμματα. Είναι τα προϊόντα της πλήρους ή μερικής αντικατάστασης του υδρογόνου σε ένα οξύ με ένα μέταλλο ή μια ομάδα υδροξυλίου σε μια βάση με ένα υπόλειμμα οξέος. Για παράδειγμα, εάν στο θειικό οξύ H 2 SO 4 αντικαταστήσουμε ένα άτομο υδρογόνου με κάλιο, παίρνουμε το άλας KHSO 4 και αν δύο - K 2 SO 4.
Υπάρχουν διάφορα είδη αλάτων.
| Είδη αλάτων | Ορισμός | Παραδείγματα αλάτων |
| Μέση τιμή | Το προϊόν της πλήρους αντικατάστασης του όξινου υδρογόνου με μέταλλο. Δεν περιέχουν ούτε άτομα Η ούτε ομάδες ΟΗ. | Na 2 SO 4 θειικό νάτριο CuCl 2 χαλκός (II) χλωριούχος Ca 3 (PO 4) 2 φωσφορικό ασβέστιο Na 2 CO 3 ανθρακικό νάτριο (ανθρακικό νάτριο) |
| Θυμώνω | Προϊόν ατελούς αντικατάστασης του όξινου υδρογόνου από μέταλλο. Περιέχει άτομα υδρογόνου. (Σχηματίζονται μόνο από πολυβασικά οξέα) | CaHPO 4 όξινο φωσφορικό ασβέστιο Ca(H 2 PO 4) 2 διόξινο φωσφορικό ασβέστιο NaHCO 3 διττανθρακικό νάτριο (μαγειρική σόδα) |
| Βασικός | Το προϊόν της ατελούς αντικατάστασης των υδροξυλομάδων μιας βάσης με ένα όξινο υπόλειμμα. Περιλαμβάνει ομάδες ΟΗ. (Σχηματίζεται μόνο από πολυόξινες βάσεις) | Cu(OH)Cl χαλκός (II) υδροξυχλωριούχος Ca 5 (PO 4) 3 (OH) υδροξυφωσφορικό ασβέστιο (CuOH) 2 CO 3 χαλκός (II) υδροξυανθρακικός (μαλαχίτης) |
| Μικτός | Άλατα δύο οξέων | Ca(OCl)Cl – λευκαντικό |
| Διπλό | Άλατα δύο μετάλλων | K 2 NaPO 4 – ορθοφωσφορικό νάτριο δικάλιο |
| Κρυσταλλικά ένυδρα | Περιέχει νερό κρυστάλλωσης. Όταν θερμαίνονται, αφυδατώνονται - χάνουν νερό, μετατρέποντας σε άνυδρο αλάτι. | CuSO4. 5H 2 O – πενταένυδρος θειικός χαλκός (II) (θειικός χαλκός) Na 2 CO 3. 10H 2 O – δεκαϋδρικό ανθρακικό νάτριο (σόδα) |
Μέθοδοι λήψης αλάτων.
1. Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με δράση με οξέα σε μέταλλα, βασικά οξείδια και βάσεις:
Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2
χλωριούχος ψευδάργυρος
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
θειικός σίδηρος (III).
3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O
νιτρικό χρώμιο (III).
2. Τα άλατα σχηματίζονται από την αντίδραση όξινων οξειδίων με αλκάλια, καθώς και όξινων οξειδίων με βασικά οξείδια:
N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca (NO 3) 2 + H 2 O
νιτρικό ασβέστιο
SiO 2 + CaO CaSiO 3
πυριτικό ασβέστιο
3. Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με αντίδραση αλάτων με οξέα, αλκάλια, μέταλλα, μη πτητικά οξείδια οξέοςκαι άλλα άλατα. Τέτοιες αντιδράσεις συμβαίνουν υπό τις συνθήκες έκλυσης αερίου, καθίζησης ενός ιζήματος, έκλυσης ενός οξειδίου ενός ασθενέστερου οξέος ή έκλυσης ενός πτητικού οξειδίου.
Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4
ορθοφωσφορικό ασβέστιο θειικό ασβέστιο
Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4
θειικός σίδηρος (III) θειικό νάτριο
CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu
χαλκός (II) θειικός σίδηρος (II) θειικός
CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2
ανθρακικό ασβέστιο πυριτικό ασβέστιο
Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3
θειικό χλωρίδιο θειικό χλωρίδιο
αλουμίνιο βάριο βάριο αλουμίνιο
4. Τα άλατα των οξέων χωρίς οξυγόνο σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση των μετάλλων με τα αμέταλλα:
2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3
χλωριούχος σίδηρος (III).
Φυσικές ιδιότητες.
Άλατα - στερεάδιαφορετικά χρώματα. Η διαλυτότητά τους στο νερό ποικίλλει. Όλα τα άλατα νιτρικού και οξικού οξέος, καθώς και τα άλατα νατρίου και καλίου, είναι διαλυτά. Η διαλυτότητα άλλων αλάτων στο νερό μπορεί να βρεθεί στον πίνακα διαλυτότητας.
Χημικές ιδιότητες.
1) Τα άλατα αντιδρούν με μέταλλα.
Δεδομένου ότι αυτές οι αντιδράσεις συμβαίνουν σε υδατικά διαλύματα, τα Li, Na, K, Ca, Ba και άλλα ενεργά μέταλλα που αντιδρούν με νερό υπό κανονικές συνθήκες δεν μπορούν να χρησιμοποιηθούν για πειράματα ή οι αντιδράσεις δεν μπορούν να πραγματοποιηθούν σε τήγμα.
CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu
Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb
2) Τα άλατα αντιδρούν με οξέα. Αυτές οι αντιδράσεις συμβαίνουν όταν ένα ισχυρότερο οξύ αντικαθιστά ένα ασθενέστερο, απελευθερώνοντας αέριο ή κατακρημνίζοντας.
Κατά τη διεξαγωγή αυτών των αντιδράσεων, συνήθως παίρνουν ξηρό αλάτι και δρουν με πυκνό οξύ.
BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl
Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3
3) Τα άλατα αντιδρούν με αλκάλια σε υδατικά διαλύματα.
Αυτή είναι μια μέθοδος λήψης αδιάλυτων βάσεων και αλκαλίων.
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) Τα άλατα αντιδρούν με τα άλατα.
Οι αντιδράσεις γίνονται σε διαλύματα και χρησιμοποιούνται για τη λήψη πρακτικά αδιάλυτων αλάτων.
AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3
CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl
5) Μερικά άλατα αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται.
Χαρακτηριστικό παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η όπτηση ασβεστόλιθου, ο κύριος αναπόσπαστο μέροςπου είναι το ανθρακικό ασβέστιο:
CaCO 3 CaO + CO2 ανθρακικό ασβέστιο
1. Μερικά άλατα είναι ικανά να κρυσταλλωθούν για να σχηματίσουν κρυσταλλικούς υδρίτες.
Θειικός χαλκός (II) CuSO 4 – κρυσταλλική ουσία άσπρο. Όταν διαλύεται στο νερό, θερμαίνεται και σχηματίζει διάλυμα μπλε χρώμα. Η ζεστασιά και οι χρωματικές αλλαγές είναι σημάδια χημική αντίδραση. Όταν το διάλυμα εξατμιστεί, απελευθερώνεται κρυσταλλικό ένυδρο CuSO 4. 5Η 2 Ο (θειικός χαλκός). Ο σχηματισμός αυτής της ουσίας δείχνει ότι ο θειικός χαλκός (II) αντιδρά με το νερό:
CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H 2 O + Q
λευκό μπλε-μπλε
Χρήση αλάτων.
Τα περισσότερα άλατα χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία και στην καθημερινή ζωή. Για παράδειγμα, το χλωριούχο νάτριο NaCl, ή το επιτραπέζιο αλάτι, είναι απαραίτητο στη μαγειρική. Στη βιομηχανία, το χλωριούχο νάτριο χρησιμοποιείται για την παραγωγή υδροξειδίου του νατρίου, σόδας NaHCO 3, χλωρίου, νατρίου. Τα άλατα των νιτρικών και ορθοφωσφορικών οξέων είναι κυρίως ορυκτά λιπάσματα. Για παράδειγμα, το νιτρικό κάλιο KNO 3 είναι νιτρικό κάλιο. Είναι επίσης μέρος της πυρίτιδας και άλλων πυροτεχνικών μειγμάτων. Τα άλατα χρησιμοποιούνται για τη λήψη μετάλλων, οξέων και στην παραγωγή γυαλιού. Πολλά φυτοπροστατευτικά προϊόντα από ασθένειες, παράσιτα, μερικά φαρμακευτικές ουσίεςανήκουν επίσης στην κατηγορία των αλάτων. Το υπερμαγγανικό κάλιο KMnO 4 ονομάζεται συχνά υπερμαγγανικό κάλιο. Ο ασβεστόλιθος και ο γύψος – CaSO 4 – χρησιμοποιούνται ως δομικά υλικά. 2H 2 O, που χρησιμοποιείται και στην ιατρική.
Διαλύματα και διαλυτότητα.
Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, η διαλυτότητα είναι μια σημαντική ιδιότητα των αλάτων. Διαλυτότητα είναι η ικανότητα μιας ουσίας να σχηματίζει μια ομοιογενή ουσία με μια άλλη ουσία, βιώσιμο σύστημαμεταβλητή σύνθεση, που αποτελείται από δύο ή περισσότεροσυστατικά.
Λύσεις- Πρόκειται για ομοιογενή συστήματα που αποτελούνται από μόρια διαλύτη και σωματίδια διαλυμένης ουσίας.
Έτσι, για παράδειγμα, μια λύση επιτραπέζιο αλάτιαποτελείται από έναν διαλύτη - νερό, μια διαλυμένη ουσία - ιόντα Na +, Cl -.
Ιόντα(από το ελληνικό ión - πηγαίνοντας), ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται από την απώλεια ή κέρδος ηλεκτρονίων (ή άλλων φορτισμένων σωματιδίων) από άτομα ή ομάδες ατόμων. Η έννοια και ο όρος «ιόν» εισήχθη το 1834 από τον M. Faraday, ο οποίος μελετώντας τη δράση ηλεκτρικό ρεύμασε υδατικά διαλύματα οξέων, αλκαλίων και αλάτων, πρότεινε ότι η ηλεκτρική αγωγιμότητα τέτοιων διαλυμάτων οφείλεται στην κίνηση των ιόντων. Ο Faraday ονόμασε θετικά φορτισμένα ιόντα που κινούνται σε διάλυμα προς τον αρνητικό πόλο (κάθοδος) κατιόντα, και αρνητικά φορτισμένα ιόντα που κινούνται προς τον θετικό πόλο (άνοδος) - ανιόντα.
Με βάση τον βαθμό διαλυτότητας στο νερό, οι ουσίες χωρίζονται σε τρεις ομάδες:
1) Εξαιρετικά διαλυτό.
2) Ελαφρώς διαλυτό.
3) Πρακτικά αδιάλυτο.
Πολλά άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Όταν αποφασίζετε τη διαλυτότητα άλλων αλάτων στο νερό, θα πρέπει να χρησιμοποιήσετε τον πίνακα διαλυτότητας.
Είναι γνωστό ότι ορισμένες ουσίες, όταν διαλύονται ή λιώνουν, φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα, ενώ άλλες δεν μεταφέρουν ρεύμα υπό τις ίδιες συνθήκες.
Οι ουσίες που διασπώνται σε ιόντα σε διαλύματα ή τήκονται και επομένως φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται ηλεκτρολύτες.
Ουσίες που υπό τις ίδιες συνθήκες δεν διασπώνται σε ιόντα και δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.
Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξέα, βάσεις και σχεδόν όλα τα άλατα. Οι ίδιοι οι ηλεκτρολύτες δεν μεταφέρουν ηλεκτρισμό. Σε διαλύματα και τήγματα, διασπώνται σε ιόντα, γι' αυτό ρέει ρεύμα.
Η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα όταν διαλυθούν στο νερό ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση . Το περιεχόμενό του συνοψίζεται στις ακόλουθες τρεις διατάξεις:
1) Οι ηλεκτρολύτες, όταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται (διασπώνται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά.
2) Υπό την επίδραση ηλεκτρικού ρεύματος, τα ιόντα αποκτούν κατευθυντική κίνηση: τα θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την κάθοδο και ονομάζονται κατιόντα και τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την άνοδο και ονομάζονται ανιόντα.
3) Η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία: παράλληλα με τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα (διάσπαση), εμφανίζεται η διαδικασία συνδυασμού ιόντων (σύνδεση).
αναστρεπτό
Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες.
Για να χαρακτηριστεί ποσοτικά η ικανότητα ενός ηλεκτρολύτη να αποσυντίθεται σε ιόντα, η έννοια του βαθμού διάστασης (α), t . ΜΙ.Η αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς συνολικός αριθμόςμόρια. Για παράδειγμα, α = 1 υποδηλώνει ότι ο ηλεκτρολύτης έχει αποσυντεθεί πλήρως σε ιόντα και α = 0,2 σημαίνει ότι μόνο κάθε πέμπτο των μορίων του έχει διασπαστεί. Όταν ένα συμπυκνωμένο διάλυμα αραιώνεται, καθώς και όταν θερμαίνεται, η ηλεκτρική του αγωγιμότητα αυξάνεται, καθώς αυξάνεται ο βαθμός διάστασης.
Ανάλογα με την τιμή του α, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται συμβατικά σε ισχυρές (διαχωρίζονται σχεδόν πλήρως, (α 0,95)) μέτριας ισχύος (0,95
Ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι πολλά ορυκτά οξέα (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, κ.λπ.), τα αλκάλια (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, κ.λπ.), και σχεδόν όλα τα άλατα. Τα αδύναμα περιλαμβάνουν διαλύματα ορισμένων ανόργανων οξέων (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), πολλά οργανικά οξέα (για παράδειγμα, οξικό οξύ CH 3 COOH), ένα υδατικό διάλυμα αμμωνίας (NH 3 2 O), νερό, μερικά άλατα υδραργύρου (HgCl 2). Οι ηλεκτρολύτες μέτριας ισχύος περιλαμβάνουν συχνά υδροφθορικό HF, ορθοφωσφορικό H3PO4 και νιτρώδες HNO2 οξέα.
Υδρόλυση αλάτων.
Ο όρος «υδρόλυση» προέρχεται από τις ελληνικές λέξεις hidor (νερό) και λύσις (αποσύνθεση). Η υδρόλυση συνήθως νοείται ως μια αντίδραση ανταλλαγής μεταξύ μιας ουσίας και του νερού. Οι υδρολυτικές διεργασίες είναι εξαιρετικά κοινές στη φύση γύρω μας (τόσο ζωντανές όσο και μη) και χρησιμοποιούνται επίσης ευρέως από τον άνθρωπο στη σύγχρονη παραγωγή και οικιακές τεχνολογίες.
Η υδρόλυση άλατος είναι η αντίδραση αλληλεπίδρασης μεταξύ των ιόντων που συνθέτουν το αλάτι και το νερό, η οποία οδηγεί στο σχηματισμό ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη και συνοδεύεται από αλλαγή στο περιβάλλον του διαλύματος.
Τρεις τύποι αλάτων υφίστανται υδρόλυση:
α) άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - λαμβάνει χώρα υδρόλυση του κατιόντος)
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
NH 4 Cl + H 2 O NH 3 . H2O + HCl
Η αντίδραση του μέσου είναι όξινη.
β) άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ (K 2 CO 3, Na 2 S - η υδρόλυση συμβαίνει στο ανιόν)
SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -
K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH
Η αντίδραση του μέσου είναι αλκαλική.
γ) άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - λαμβάνει χώρα υδρόλυση στο κατιόν και στο ανιόν.
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3
Συχνά η αντίδραση του περιβάλλοντος είναι ουδέτερη.
δ) τα άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ (NaCl, Ba(NO 3) 2) δεν υπόκεινται σε υδρόλυση.
Σε ορισμένες περιπτώσεις, η υδρόλυση προχωρά αμετάκλητα (όπως λένε, πηγαίνει μέχρι το τέλος). Έτσι, κατά την ανάμιξη διαλυμάτων ανθρακικού νατρίου και θειικού χαλκού, κατακρημνίζεται ένα μπλε ίζημα ενυδατωμένου βασικού άλατος, το οποίο, όταν θερμαίνεται, χάνει μέρος του νερού κρυστάλλωσης και αποκτά πράσινο χρώμα– μετατρέπεται σε άνυδρο βασικό ανθρακικό χαλκό – μαλαχίτη:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2
Κατά την ανάμιξη διαλυμάτων θειούχου νατρίου και χλωριούχου αργιλίου, η υδρόλυση προχωρά επίσης στην ολοκλήρωση:
2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl
Επομένως, το Al 2 S 3 δεν μπορεί να απομονωθεί από υδατικό διάλυμα. Αυτό το αλάτι λαμβάνεται από απλές ουσίες.
Η διάσταση ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζεται ποσοτικά από το βαθμό διάστασης. Βαθμός διάσπασης α–αυτή είναι η αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα N diss.,στον συνολικό αριθμό των μορίων του διαλυμένου ηλεκτρολύτη Ν :
ένα =
ένα– το κλάσμα των μορίων του ηλεκτρολύτη που έχουν διασπαστεί σε ιόντα.
Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη εξαρτάται από πολλούς παράγοντες: τη φύση του ηλεκτρολύτη, τη φύση του διαλύτη, τη συγκέντρωση του διαλύματος και τη θερμοκρασία.
Με βάση την ικανότητά τους να διασπώνται, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται συμβατικά σε ισχυρούς και ασθενείς. Συνήθως ονομάζονται ηλεκτρολύτες που υπάρχουν σε διάλυμα μόνο με τη μορφή ιόντων ισχυρός . Οι ηλεκτρολύτες, οι οποίοι σε διαλυμένη κατάσταση έχουν εν μέρει τη μορφή μορίων και εν μέρει με τη μορφή ιόντων, ονομάζονται αδύναμος .
Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν σχεδόν όλα τα άλατα, ορισμένα οξέα: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, υδροξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών (βλ. παράρτημα, πίνακας 6).
Η διαδικασία διάστασης ισχυρών ηλεκτρολυτών συνεχίζει να ολοκληρώνεται:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
και στις εξισώσεις διάστασης τοποθετούνται πρόσημα ίσου.
Σε σχέση με ισχυρούς ηλεκτρολύτες, η έννοια του «βαθμού διάστασης» είναι υπό όρους. " Φαινόμενος βαθμός διάστασης (ατο καθένα) κάτω από το αληθινό (βλ. παράρτημα, πίνακας 6). Με την αύξηση της συγκέντρωσης ενός ισχυρού ηλεκτρολύτη σε ένα διάλυμα, η αλληλεπίδραση των αντίθετα φορτισμένων ιόντων αυξάνεται. Όταν είναι αρκετά κοντά ο ένας στον άλλον, σχηματίζουν συνεργάτες. Τα ιόντα σε αυτά διαχωρίζονται από στρώματα πολικών μορίων νερού που περιβάλλουν κάθε ιόν. Αυτό επηρεάζει τη μείωση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του διαλύματος, δηλ. δημιουργείται η επίδραση της ατελούς διάσπασης.
Για να ληφθεί υπόψη αυτό το αποτέλεσμα, εισήχθη ένας συντελεστής δραστηριότητας g, ο οποίος μειώνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης του διαλύματος, που κυμαίνεται από 0 σε 1. Για να περιγραφούν ποσοτικά οι ιδιότητες των διαλυμάτων ισχυρών ηλεκτρολυτών, μια ποσότητα που ονομάζεται δραστηριότητα (ένα).
Η δραστικότητα ενός ιόντος νοείται ως η αποτελεσματική συγκέντρωσή του, σύμφωνα με την οποία δρα σε χημικές αντιδράσεις.
Δραστηριότητα ιόντων ( ένα) ισούται με τη μοριακή του συγκέντρωση ( ΜΕ), πολλαπλασιαζόμενο με τον συντελεστή δραστηριότητας (g):
ΕΝΑ = σολ ΜΕ.
Η χρήση δραστηριότητας αντί της συγκέντρωσης επιτρέπει σε κάποιον να εφαρμόσει σε λύσεις τους νόμους που έχουν θεσπιστεί για ιδανικές λύσεις.
Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ορισμένα ανόργανα οξέα (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) και τα περισσότερα οργανικά οξέα (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, κ.λπ.) , υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH και όλες οι βάσεις που είναι ελαφρώς διαλυτές στο νερό, οργανικές αμίνες.
Η διάσταση των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι αναστρέψιμη. Σε διαλύματα αδύναμων ηλεκτρολυτών, δημιουργείται μια ισορροπία μεταξύ ιόντων και αδιάσπαστων μορίων. Στις αντίστοιχες εξισώσεις διάστασης τοποθετείται το πρόσημο αντιστρεψιμότητας (“”). Για παράδειγμα, η εξίσωση διάστασης για ασθενές οξικό οξύ γράφεται ως εξής:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Σε διάλυμα ασθενούς δυαδικού ηλεκτρολύτη ( CA) καθιερώνεται η ακόλουθη ισορροπία, που χαρακτηρίζεται από μια σταθερά ισορροπίας που ονομάζεται σταθερά διάστασης ΠΡΟΣ ΤΗΝρε:
KA « K + + A - ,
.
Εάν διαλυθεί 1 λίτρο διαλύματος ΜΕ mole ηλεκτρολύτη CAκαι ο βαθμός διάστασης είναι α, που σημαίνει αποσυναρμολογημένος aС mole ηλεκτρολύτη και κάθε ιόν σχηματίστηκε aСκρεατοελιές. Στην αδιάσπαστη κατάσταση παραμένει ( ΜΕ – aС) κρεατοελιές CA.
ΚΑ « Κ + + Α - .
C – aС aС aС
Τότε η σταθερά διάστασης θα είναι ίση με:
(6.1)
Εφόσον η σταθερά διάστασης δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση, η προκύπτουσα σχέση εκφράζει την εξάρτηση του βαθμού διάστασης ενός ασθενούς δυαδικού ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωσή του. Από την εξίσωση (6.1) είναι σαφές ότι η μείωση της συγκέντρωσης ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη σε ένα διάλυμα οδηγεί σε αύξηση του βαθμού διάστασής του. Η εξίσωση (6.1) εκφράζει Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald .
Για πολύ αδύναμους ηλεκτρολύτες (στο ένα<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
ΠΡΟΣ ΤΗΝρε α 2 C, ή ένα" (6.2)
Η σταθερά διάστασης για κάθε ηλεκτρολύτη είναι σταθερή σε μια δεδομένη θερμοκρασία, δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος και χαρακτηρίζει την ικανότητα του ηλεκτρολύτη να διασπάται σε ιόντα. Όσο υψηλότερο είναι το Kd, τόσο περισσότερο ο ηλεκτρολύτης διασπάται σε ιόντα. Οι σταθερές διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών παρατίθενται σε πίνακα (βλ. παράρτημα, πίνακας 3).
Η μέτρηση του βαθμού διάστασης διαφόρων ηλεκτρολυτών έδειξε ότι μεμονωμένοι ηλεκτρολύτες στην ίδια κανονική συγκέντρωση διαλυμάτων διασπώνται σε ιόντα πολύ διαφορετικά.
Η διαφορά στον βαθμό διάστασης των οξέων είναι ιδιαίτερα μεγάλη. Για παράδειγμα, νιτρικό και υδροχλωρικό οξύ σε 0,1 N. διαλύματα αποσυντίθενται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. ανθρακικό, υδροκυάνιο και άλλα οξέα διασπώνται υπό τις ίδιες συνθήκες μόνο σε μικρό βαθμό.
Από τις υδατοδιαλυτές βάσεις (αλκάλια), το ένυδρο οξείδιο του αμμωνίου είναι ασθενώς διασπώμενο· άλλα αλκάλια διαχωρίζονται καλά. Όλα τα άλατα, με λίγες εξαιρέσεις, επίσης διασπώνται καλά σε ιόντα.
Η διαφορά στον βαθμό διάστασης των μεμονωμένων οξέων καθορίζεται από τη φύση του δεσμού σθένους μεταξύ των ατόμων που σχηματίζουν τα μόριά τους. Όσο πιο πολικός είναι ο δεσμός μεταξύ του υδρογόνου και του υπόλοιπου μορίου, τόσο πιο εύκολο είναι να αποσπαστεί, τόσο περισσότερο θα διασπαστεί το οξύ.
Οι ηλεκτρολύτες που διασπώνται καλά σε ιόντα ονομάζονται ισχυροί ηλεκτρολύτες, σε αντίθεση με τους ασθενείς ηλεκτρολύτες, οι οποίοι σχηματίζουν μόνο μικρό αριθμό ιόντων σε υδατικά διαλύματα. Τα διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών διατηρούν υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα ακόμη και σε πολύ υψηλές συγκεντρώσεις. Αντίθετα, η ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων των ασθενών ηλεκτρολυτών μειώνεται γρήγορα με την αύξηση της συγκέντρωσης. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξέα όπως το υδροχλωρικό, το νιτρικό, το θειικό και μερικά άλλα, μετά τα αλκάλια (εκτός από το NH 4 OH) και σχεδόν όλα τα άλατα.
Τα πολυονικά οξέα και οι βάσεις πολυοξέων διαχωρίζονται σταδιακά. Για παράδειγμα, τα μόρια θειικού οξέος πρώτα διαχωρίζονται σύμφωνα με την εξίσωση
H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '
ή ακριβέστερα:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘
Αφαίρεση του δεύτερου ιόντος υδρογόνου σύμφωνα με την εξίσωση
HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »
ή
HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "
είναι ήδη πολύ πιο δύσκολο, αφού πρέπει να ξεπεράσει την έλξη από το διπλά φορτισμένο ιόν SO 4, το οποίο, φυσικά, έλκει το ιόν υδρογόνου ισχυρότερα από το μεμονωμένα φορτισμένο ιόν HSO 4. Επομένως, το δεύτερο στάδιο διάσπασης ή, όπως λένε, δευτερογενής διάσπαση συμβαίνει σε πολύ μικρότεροβαθμό από το πρωτογενές, και τα συνηθισμένα διαλύματα θειικού οξέος περιέχουν μόνο μικρό αριθμό ιόντων SO 4 "
Το φωσφορικό οξύ H 3 PO 4 διασπάται σε τρία στάδια:
H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘
H2PO4⇄H + HPO 4"
HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’
Τα μόρια H 3 PO 4 διασπώνται έντονα σε ιόντα Η και H 2 PO 4 '. Τα ιόντα H 2 PO 4 ' συμπεριφέρονται σαν ασθενέστερο οξύ και διασπώνται σε Η και HPO 4 ' σε μικρότερο βαθμό. Τα ιόντα HPO 4 διασπώνται σαν ένα πολύ ασθενές οξύ και δεν παράγουν σχεδόν καθόλου ιόντα Η
και Π.Ο. 4"
Οι βάσεις που περιέχουν περισσότερες από μία ομάδες υδροξυλίου στο μόριο διαχωρίζονται επίσης σταδιακά. Για παράδειγμα:
Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH'
VaON ⇄ Ba + OH'
Όσον αφορά τα άλατα, τα κανονικά άλατα πάντα διασπώνται σε μεταλλικά ιόντα και όξινα υπολείμματα. Για παράδειγμα:
CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "
Τα όξινα άλατα, όπως τα πολυβασικά οξέα, διαχωρίζονται σταδιακά. Για παράδειγμα:
NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '
HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »
Ωστόσο, το δεύτερο στάδιο είναι πολύ μικρό, έτσι ώστε το διάλυμα άλατος οξέος να περιέχει μόνο μικρό αριθμό ιόντων υδρογόνου.
Τα βασικά άλατα διασπώνται σε βασικά και όξινα ιόντα. Για παράδειγμα:
Fe(OH)Cl2⇄ FeOH + 2 σl"
Σχεδόν δεν λαμβάνει χώρα δευτερεύουσα διάσπαση των βασικών υπολειμμάτων σε ιόντα μετάλλου και υδροξυλίου.
Στον πίνακα 11 δείχνει τις αριθμητικές τιμές του βαθμού διάστασης ορισμένων οξέων, βάσεων και αλάτων σε 0 , 1 n. λύσεις.
Μειώνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης. Ως εκ τούτου, σε πολύ συμπυκνωμένα διαλύματα, ακόμη και τα ισχυρά οξέα διαχωρίζονται σχετικά ασθενώς. Για
Πίνακας 11
Οξέα, βάσεις και άλατα σε 0,1 N.διαλύματα στους 18°
| Ηλεκτρολύτης | Τύπος | Βαθμός διάστασης σε % |
| Οξέα | ||
| Solyanaya | HCl | 92 |
| Υδροβρωμικό | HBr | 92 |
| Υδροϊωδίδιο | H.J. | . 92 |
| Αζωτο | HNO3 | 92 |
| Θειικός | H 2 SO 4 | 58 |
| Θειούχος | H 2 SO 3 | 34 |
| Φώσφορος | H 3PO 4 | 27 |
| Υδροφθορικός | HF | 8,5 |
| Ξύδι | CH3COOH | 1,3 |
| Ugolnaya | H 2 CO3 | 0,17 |
| Υδρόθειο | H2S | 0,07 |
| Σινίλναγια | HCN | 0,01 |
| Bornaya | H 3 BO 3 | 0,01 |
| Αιτιολογικό | ||
| Υδροξείδιο του βαρίου | Ba(OH)2 | 92 |
| Καυστικό κάλιο | απατώ | 89 |
| Υδροξείδιο του νατρίου | NaON | 84 |
| Υδροξείδιο του αμμωνίου | NH4OH | 1,3 |
| Άλατα | ||
| Χλωριούχο | KCl | 86 |
| Χλωριούχο αμμώνιο | NH4Cl | 85 |
| Χλωριούχο | NaCl | 84 |
| Νιτρικό άλας | KNO 3 | 83 |
| AgNO3 | 81 | |
| Οξικό οξύ | NaCH3COO | 79 |
| Χλωριούχο | ZnCl2 | 73 |
| Θειικό άλας | Na 2 ΛΟΙΠΟΝ 4 | 69 |
| Θειικό άλας | ZnSO4 | 40 |
| Θειικό άλας |
Οι ηλεκτρολύτες είναι ουσίες, κράματα ουσιών ή διαλύματα που έχουν την ικανότητα να μεταφέρουν ηλεκτρολυτικά γαλβανικό ρεύμα. Είναι δυνατό να προσδιοριστεί σε ποιους ηλεκτρολύτες ανήκει μια ουσία χρησιμοποιώντας τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης.
Οδηγίες
1. Η ουσία αυτής της θεωρίας είναι ότι όταν τήκονται (διαλυθούν στο νερό), ουσιαστικά όλοι οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε ιόντα, τα οποία είναι τόσο θετικά όσο και αρνητικά φορτισμένα (η οποία ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση). Υπό την επίδραση του ηλεκτρικού ρεύματος, τα αρνητικά (ανιόντα, "-") κινούνται προς την άνοδο (+) και τα θετικά φορτισμένα (κατιόντα, "+") κινούνται προς την κάθοδο (-). Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία (η αντίστροφη διαδικασία ονομάζεται "μοριακή μοριακή").
2. Ο βαθμός (α) ηλεκτρολυτικής διάστασης εξαρτάται από τη φύση του ίδιου του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη συγκέντρωσή τους. Αυτή είναι η αναλογία του αριθμού των μορίων (n) που διασπάστηκαν σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων που εισάγονται στο διάλυμα (Ν). Παίρνετε: a = n / N
3. Έτσι, ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που διαλύονται πλήρως σε ιόντα όταν διαλύονται στο νερό. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες, ως συνήθως, περιλαμβάνουν ουσίες με πολύ πολικούς ή ιοντικούς δεσμούς: πρόκειται για άλατα που είναι πολύ διαλυτά, ισχυρά οξέα (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), καθώς και ισχυρές βάσεις (KOH, NaOH, RbOH , Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Σε έναν ισχυρό ηλεκτρολύτη, η ουσία που διαλύεται σε αυτόν είναι ως επί το πλείστον με τη μορφή ιόντων (ανιόντα και κατιόντα). Στην πραγματικότητα δεν υπάρχουν μόρια που να είναι αδιάσπαστα.
4. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που διασπώνται μόνο εν μέρει σε ιόντα. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες, μαζί με τα ιόντα στο διάλυμα, περιέχουν αδιάσπαστα μόρια. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες δεν παρέχουν ισχυρή συγκέντρωση ιόντων στο διάλυμα. Οι αδύναμοι περιλαμβάνουν: - οργανικά οξέα (περίπου όλα) (C2H5COOH, CH3COOH, κ.λπ.), - μερικά από τα ανόργανα οξέα (H2S, H2CO3, κ.λπ.) - ουσιαστικά όλα τα άλατα, ελάχιστα διαλυτά στο νερό, το υδροξείδιο του αμμωνίου, καθώς και όλες οι βάσεις (Ca3(PO4)2· Cu(OH)2· Al(OH)3· NH4OH· - νερό. Στην πραγματικότητα δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ή συμπεριφέρονται, αλλά κακώς.
Ισχυρή βάση είναι μια ανόργανη χημική ένωση που σχηματίζεται από την υδροξυλομάδα -ΟΗ και ένα αλκαλικό (στοιχεία της ομάδας Ι του περιοδικού πίνακα: Li, K, Na, RB, Cs) ή μέταλλο αλκαλικής γαίας (στοιχεία της ομάδας II Ba, Ca ). Γραμμένο με τη μορφή των τύπων LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)?, Ba(OH)?.
Θα χρειαστείτε
- κύπελλο εξάτμισης
- καυστήρας
- δείκτες
- μεταλλική ράβδος
- N?RO?
Οδηγίες
1. Οι ισχυρές βάσεις εμφανίζουν χημικές ιδιότητες χαρακτηριστικές όλων των υδροξειδίων. Η παρουσία αλκαλίων σε ένα διάλυμα προσδιορίζεται από μια αλλαγή στο χρώμα του δείκτη. Προσθέστε μεθυλοπορτοκάλι, φαινολοφθαλεΐνη ή παραλείψτε το χαρτί λακκούβας στο δείγμα με το διάλυμα δοκιμής. Το πορτοκαλί μεθυλίου παράγει ένα κίτρινο χρώμα, η φαινολοφθαλεΐνη παράγει ένα μοβ χρώμα και το χαρτί λακκούβας γίνεται μπλε. Όσο πιο ισχυρή είναι η βάση, τόσο πιο κορεσμένο είναι το χρώμα του δείκτη.
2. Εάν πρέπει να μάθετε ποια αλκάλια σας παρουσιάζονται, κάντε μια καλή ανασκόπηση των λύσεων. Ιδιαίτερα κοινές ισχυρές βάσεις είναι τα υδροξείδια λιθίου, καλίου, νατρίου, βαρίου και ασβεστίου. Οι βάσεις αντιδρούν με οξέα (αντιδράσεις εξουδετέρωσης) σχηματίζοντας αλάτι και νερό. Σε αυτή την περίπτωση, είναι δυνατή η απομόνωση Ca(OH)α, Ba(OH)? και LiOH. Κατά την αλληλεπίδραση με το ορθοφωσφορικό οξύ, σχηματίζονται αδιάλυτα ιζήματα. Τα υπόλοιπα υδροξείδια δεν θα παράγουν καθίζηση, γιατί όλα τα άλατα K και Na είναι διαλυτά.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?О Τα σουρώνουμε και τα στεγνώνουμε. Προσθέστε το αποξηραμένο ίζημα στη φλόγα του καυστήρα. Αλλάζοντας το χρώμα της φλόγας, είναι δυνατός ο ακριβής προσδιορισμός των ιόντων λιθίου, ασβεστίου και βαρίου. Αντίστοιχα, θα προσδιορίσετε ποιο υδροξείδιο είναι ποιο. Τα άλατα λιθίου χρωματίζουν τη φλόγα του καυστήρα σε ένα κόκκινο-καρμίνιο χρώμα. Τα άλατα βαρίου είναι πράσινα και τα άλατα ασβεστίου είναι κόκκινα.
3. Τα υπόλοιπα αλκάλια σχηματίζουν διαλυτά ορθοφωσφορικά.3 NaOH + H?PO?–? Na?PO? + 3 H?O3 KOH + H?PO?–? K?RO? + 3 H?О Είναι απαραίτητο να εξατμιστεί το νερό σε ξηρό υπόλειμμα. Τοποθετήστε τα εξατμισμένα άλατα σε μια μεταλλική ράβδο ένα-ένα στη φλόγα του καυστήρα. Όπου βρίσκεται το άλας νατρίου, η φλόγα θα γίνει καθαρό κίτρινο και το ορθοφωσφορικό κάλιο θα γίνει ροζ-ιώδες. Έτσι, έχοντας το μικρότερο σύνολο εξοπλισμού και αντιδραστηρίων, έχετε εντοπίσει όλες τις ισχυρές βάσεις που σας δίνονται.
Ο ηλεκτρολύτης είναι μια ουσία που στη στερεά της κατάσταση είναι διηλεκτρική, δηλαδή δεν άγει ηλεκτρικό ρεύμα, αλλά όταν διαλυθεί ή λιώσει γίνεται αγωγός. Γιατί συμβαίνει μια τόσο απότομη αλλαγή στις ιδιότητες; Το γεγονός είναι ότι τα μόρια ηλεκτρολυτών σε διαλύματα ή τήγματα διασπώνται σε θετικά φορτισμένα και αρνητικά φορτισμένα ιόντα, ως αποτέλεσμα των οποίων αυτές οι ουσίες σε μια τέτοια αθροιστική κατάσταση είναι ικανές να μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Πολλά άλατα, οξέα και βάσεις έχουν ηλεκτρολυτικές ιδιότητες.
Οδηγίες
1. Αυτό είναι όλο ηλεκτρολύτεςπανομοιότυπα σε αντοχή δηλαδή είναι εξαιρετικοί αγωγοί ρεύματος; Όχι, γιατί πολλές ουσίες σε διαλύματα ή τήγματα διασπώνται μόνο σε μικρό βαθμό. συνεπώς ηλεκτρολύτεςχωρίζονται σε ισχυρές, μέτριας ισχύος και αδύναμες.
2. Ποιες ουσίες θεωρούνται ισχυροί ηλεκτρολύτες; Τέτοιες ουσίες σε διαλύματα ή τήγματα των οποίων ουσιαστικά το 100% των μορίων υφίσταται διάσταση, ανεξάρτητα από τη συγκέντρωση του διαλύματος. Ο κατάλογος των ισχυρών ηλεκτρολυτών περιλαμβάνει μια απόλυτη ποικιλία διαλυτών αλκαλίων, αλάτων και ορισμένων οξέων, όπως υδροχλωρικό, βρωμιούχο, ιωδιούχο, νιτρικό κ.λπ.
3. Σε τι διαφέρουν από αυτούς; ηλεκτρολύτεςμέτριας αντοχής; Το γεγονός ότι διασπώνται σε πολύ μικρότερο βαθμό (από 3% έως 30% των μορίων διασπώνται σε ιόντα). Τυπικοί εκπρόσωποι τέτοιων ηλεκτρολυτών είναι τα θειικά και φωσφορικά οξέα.
4. Πώς συμπεριφέρονται οι αδύναμες ενώσεις σε διαλύματα ή τήγματα; ηλεκτρολύτες? Πρώτον, διασπώνται σε πολύ μικρό βαθμό (όχι περισσότερο από το 3% του συνολικού αριθμού μορίων) και δεύτερον, η διάστασή τους είναι όσο πιο αδέξια και χαλαρή, τόσο υψηλότερος είναι ο κορεσμός του διαλύματος. Τέτοιοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν, ας πούμε, την αμμωνία (υδροξείδιο του αμμωνίου), πολλά οργανικά και ανόργανα οξέα (συμπεριλαμβανομένου του υδροφθορικού οξέος - HF) και, φυσικά, το νερό, το οποίο είναι γνωστό σε όλους μας. Επειδή μόνο ένα θλιβερά μικρό κλάσμα των μορίων του διασπάται σε ιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξυλίου.
5. Θυμηθείτε ότι ο βαθμός διάστασης και, κατά συνέπεια, η ισχύς του ηλεκτρολύτη εξαρτώνται από πολλούς παράγοντες: τη φύση του ίδιου του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη θερμοκρασία. Κατά συνέπεια, αυτή η ίδια η κατανομή είναι σε κάποιο βαθμό αυθαίρετη. Στο τσάι, η ίδια ουσία μπορεί, υπό διαφορετικές συνθήκες, να είναι τόσο ισχυρός ηλεκτρολύτης όσο και αδύναμος. Για να εκτιμηθεί η ισχύς του ηλεκτρολύτη, εισήχθη μια ειδική τιμή - η σταθερά διάστασης, που προσδιορίζεται με βάση το νόμο της δράσης μάζας. Αλλά ισχύει μόνο για ασθενείς ηλεκτρολύτες. ισχυρός ηλεκτρολύτεςμην υπακούς στο νόμο της μαζικής δράσης.
Άλατα- αυτές είναι χημικές ουσίες που αποτελούνται από ένα κατιόν, δηλαδή ένα θετικά φορτισμένο ιόν, ένα μέταλλο και ένα αρνητικά φορτισμένο ανιόν - ένα υπόλειμμα οξέος. Υπάρχουν πολλά είδη αλάτων: τυπικά, όξινα, βασικά, διπλά, μικτά, ενυδατωμένα, σύνθετα. Αυτό εξαρτάται από τις συνθέσεις κατιόντων και ανιόντων. Πώς είναι δυνατόν να προσδιοριστεί βάσηάλας?
Οδηγίες
1. Ας φανταστούμε ότι έχετε τέσσερα πανομοιότυπα δοχεία με διαλύματα καύσης. Γνωρίζετε ότι πρόκειται για διαλύματα ανθρακικού λιθίου, ανθρακικού νατρίου, ανθρακικού καλίου και ανθρακικού βαρίου. Το καθήκον σας: προσδιορίστε τι αλάτι περιέχεται σε ολόκληρο το δοχείο.
2. Θυμηθείτε τις φυσικές και χημικές ιδιότητες των ενώσεων αυτών των μετάλλων. Το λίθιο, το νάτριο, το κάλιο είναι αλκαλικά μέταλλα της πρώτης ομάδας, οι ιδιότητές τους είναι πολύ παρόμοιες, η δραστηριότητα αυξάνεται από λίθιο σε κάλιο. Το βάριο είναι ένα μέταλλο αλκαλικής γαίας της ομάδας 2. Το ανθρακικό του άλας διαλύεται τέλεια στο ζεστό νερό, αλλά διαλύεται ελάχιστα στο κρύο νερό. Να σταματήσει! Αυτή είναι η πρώτη ευκαιρία να προσδιορίσετε αμέσως ποιο δοχείο περιέχει ανθρακικό βάριο.
3. Ψύξτε τα δοχεία, ας πούμε τοποθετώντας τα σε ένα δοχείο με πάγο. Τρία διαλύματα θα παραμείνουν διαυγή, αλλά το τέταρτο θα γίνει γρήγορα θολό και ένα λευκό ίζημα θα αρχίσει να σχηματίζεται. Εδώ βρίσκεται το άλας βαρίου. Αφήστε αυτό το δοχείο στην άκρη.
4. Μπορείτε να προσδιορίσετε γρήγορα το ανθρακικό βάριο χρησιμοποιώντας άλλη μέθοδο. Εναλλακτικά, ρίξτε λίγο από το διάλυμα σε ένα άλλο δοχείο με ένα διάλυμα από λίγο θειικό αλάτι (ας πούμε, θειικό νάτριο). Μόνο τα ιόντα βαρίου, που συνδέονται με θειικά ιόντα, σχηματίζουν αμέσως ένα πυκνό λευκό ίζημα.
5. Αποδεικνύεται ότι έχετε εντοπίσει ανθρακικό βάριο. Πώς όμως μπορείτε να διαφοροποιήσετε τα 3 άλατα αλκαλιμετάλλων; Αυτό είναι αρκετά εύκολο να το κάνετε, θα χρειαστείτε πορσελάνινα κύπελλα εξάτμισης και μια λάμπα αλκοόλης.
6. Ρίξτε μια μικρή ποσότητα ολόκληρου του διαλύματος σε ένα ξεχωριστό πορσελάνινο φλιτζάνι και εξατμίστε το νερό πάνω από τη φωτιά μιας λάμπας αλάτων. Σχηματίζονται μικροί κρύσταλλοι. Τοποθετήστε τα στη φλόγα μιας λάμπας οινοπνεύματος ή ενός καυστήρα Bunsen - που υποστηρίζονται από ατσάλινο τσιμπιδάκι ή ένα πορσελάνινο κουτάλι. Το καθήκον σας είναι να παρατηρήσετε το χρώμα της φλεγόμενης «γλώσσας» της φλόγας. Εάν πρόκειται για άλας λιθίου, το χρώμα θα είναι καθαρό κόκκινο. Το νάτριο θα χρωματίσει τη φλόγα έντονα κίτρινο και το κάλιο θα χρωματίσει τη φλόγα μωβ-ιώδες. Παρεμπιπτόντως, αν το αλάτι βαρίου είχε δοκιμαστεί με τον ίδιο τρόπο, το χρώμα της φλόγας θα έπρεπε να ήταν πράσινο.
Χρήσιμες συμβουλές
Ένας διάσημος χημικός στα νιάτα του εξέθεσε την άπληστη οικοδέσποινα μιας πανσιόν με τον ίδιο περίπου τρόπο. Τα υπολείμματα του μισοφαγωμένου πιάτου τα πασπαλίζει με χλωριούχο λίθιο, μια ουσία που είναι σίγουρα ακίνδυνη σε μικρές ποσότητες. Την επόμενη μέρα, στο μεσημεριανό γεύμα, μια φέτα κρέατος από το πιάτο που σερβίρεται στο τραπέζι κάηκε μπροστά από ένα φασματοσκόπιο - και οι κάτοικοι της οικοτροφείου είδαν μια καθαρή κόκκινη λωρίδα. Η οικοδέσποινα ετοίμαζε φαγητό από τα χθεσινά ρέστα.
Σημείωση!
Είναι αλήθεια ότι το καθαρό νερό άγει τον ηλεκτρισμό πολύ άσχημα, εξακολουθεί να έχει μετρήσιμη ηλεκτρική αγωγιμότητα, που εξηγείται από το γεγονός ότι το νερό διασπάται ελαφρά σε ιόντα υδροξειδίου και ιόντα υδρογόνου.
Χρήσιμες συμβουλές
Πολλοί ηλεκτρολύτες είναι εχθρικές ουσίες, επομένως όταν εργάζεστε με αυτούς, να είστε εξαιρετικά προσεκτικοί και να ακολουθείτε τους κανονισμούς ασφαλείας.