Norādījumi
Šīs teorijas būtība ir tāda, ka, izkausējot (izšķīdinot ūdenī), gandrīz visi elektrolīti sadalās jonos, kas ir gan pozitīvi, gan negatīvi lādēti (ko sauc par elektrolītisko disociāciju). Elektriskās strāvas ietekmē negatīvie ("-") virzās uz anodu (+), bet pozitīvi lādētie (katjoni, "+") virzās uz katodu (-). Elektrolītiskā disociācija– Tas ir atgriezenisks process (apgriezto procesu sauc par “molarizāciju”).
(a) elektrolītiskās disociācijas pakāpe ir atkarīga no paša elektrolīta, šķīdinātāja un to koncentrācijas. Šī ir jonos sadalījušos molekulu skaita (n) attiecība pret kopējais skaitsšķīdumā ievadītās molekulas (N). Jūs saņemat: a = n / N
Tādējādi spēcīgi elektrolīti ir vielas, kas, izšķīdinot ūdenī, pilnībā sadalās jonos. Spēcīgi elektrolīti parasti ir vielas ar ļoti polārām vai saitēm: tie ir sāļi, kas labi šķīst (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), kā arī spēcīgas bāzes (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Spēcīgā elektrolītā tajā izšķīdinātā viela pārsvarā ir jonu veidā ( ); Praktiski nav nedisociētu molekulu.
Vāji elektrolīti ir vielas, kas tikai daļēji sadalās jonos. Vāji elektrolīti kopā ar joniem šķīdumā satur nedisociētas molekulas. Vāji elektrolīti nerada spēcīgu jonu koncentrāciju šķīdumā.
Pie vājajiem pieder:
- organiskās skābes (gandrīz visas) (C2H5COOH, CH3COOH utt.);
- dažas no skābēm (H2S, H2CO3 utt.);
- gandrīz visi ūdenī vāji šķīstošie sāļi, amonija hidroksīds, kā arī visas bāzes (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- ūdens.
Tie praktiski nevada elektrisko strāvu vai vada, bet slikti.
Lūdzu, ņemiet vērā
Lai gan tīru ūdeniļoti slikti vada elektrību, tai joprojām ir izmērāma elektrovadītspēja, kas izskaidrojams ar to, ka ūdens nedaudz disocē hidroksīda jonos un ūdeņraža jonos.
Lielākā daļa elektrolītu ir agresīvas vielas, tāpēc, strādājot ar tiem, esiet īpaši uzmanīgi un ievērojiet drošības noteikumus.
Spēcīga bāze ir neorganisks ķīmisks savienojums, ko veido hidroksilgrupa -OH un sārmains (I grupas elementi periodiskā tabula: Li, K, Na, RB, Cs) vai sārmzemju metāls(II grupas elementi Ba, Ca). Rakstīts formulu LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ formā.
Jums būs nepieciešams
- iztvaikošanas kauss
- deglis
- rādītājiem
- metāla stienis
- N3PO4
Norādījumi
Izpaužas spēcīgi iemesli, kas raksturīgi visiem. Šķīduma klātbūtni nosaka indikatora krāsas izmaiņas. Paraugam ar testa šķīdumu pievieno fenolftaleīnu vai izlaiž lakmusa papīru. Metiloranžs piešķir dzeltenu krāsu, fenolftaleīns piešķir purpursarkanu krāsu, un lakmusa papīrs kļūst zils. Jo spēcīgāka bāze, jo intensīvāka ir indikatora krāsa.
Ja jums ir jānoskaidro, kuri sārmi jums tiek pasniegti, tad veiciet kvalitatīvā analīze risinājumus. Visizplatītākās stiprās bāzes ir litijs, kālijs, nātrijs, bārijs un kalcijs. Bāzes reaģē ar skābēm (neitralizācijas reakcijas), veidojot sāli un ūdeni. Šajā gadījumā var atšķirt Ca(OH)2, Ba(OH)2 un LiOH. Savienojot ar skābi, veidojas nešķīstoši savienojumi. Atlikušie hidroksīdi neradīs nokrišņus, jo Visi K un Na sāļi ir šķīstoši.
3 Ca(OH)₂ + 2 H3PO4 --→ Ca3(PO4)₂↓+ 6 H2O
3 Ba(OH)₂ +2 Н3PO4 --→ Ba3(PO4)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + H3PO4 --→ Li3PO₄↓ + 3 H2O
Izkāš tos un nosusina. Pievienojiet žāvētās nogulsnes degļa liesmai. Mainot liesmas krāsu, var kvalitatīvi noteikt litija, kalcija un bārija jonus. Attiecīgi jūs noteiksiet, kurš hidroksīds ir kurš. Litija sāļi krāso degļa liesmu karmīnsarkanā krāsā. Bārija sāļi ir zaļi, bet kalcija sāļi ir tumši sarkanā krāsā.
Atlikušie sārmi veido šķīstošos ortofosfātus.
3 NaOH + H3PO4--→ Na3PO4 + 3 H2O
3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O
Ir nepieciešams iztvaikot ūdeni līdz sausam atlikumam. Uz metāla stieņa pa vienam ievietojiet iztvaicētos sāļus degļa liesmā. Tur, nātrija sāls - liesma būs krāsaina spilgti dzeltena krāsa, un kālijs - rozā violets. Tādējādi, kam minimālais komplekts iekārtām un reaģentiem, jūs esat identificējis visus jums norādītos nopietnos iemeslus.
Elektrolīts ir viela, kas cietā stāvoklī ir dielektriķis, tas ir, nevada elektrisko strāvu, bet izšķīdinot vai izkausējot kļūst par vadītāju. Kāpēc notiek tik krasas īpašību izmaiņas? Fakts ir tāds, ka elektrolītu molekulas šķīdumos vai kausējumos sadalās pozitīvi lādētos un negatīvi lādētos jonos, kuru dēļ šīs vielas ir tik agregācijas stāvoklis kas spēj vadīt elektrisko strāvu. Lielākajai daļai sāļu, skābju un bāzu ir elektrolītiskas īpašības.
Norādījumi
Kādas vielas tiek uzskatītas par stiprām? Tādas vielas, kuru šķīdumos vai kausējumos ir pakļauti gandrīz 100% molekulu neatkarīgi no šķīduma koncentrācijas. Sarakstā ir iekļauts absolūtais vairākums šķīstošo sārmu, sāļu un dažu skābju, piemēram, sālsskābes, bromīda, jodīda, slāpekļa u.c.
Kā vājie uzvedas šķīdumos vai kausējumos? elektrolīti? Pirmkārt, tie disociējas ļoti nelielā mērā (ne vairāk kā 3% no kopējais skaits molekulas), otrkārt, to norise ir sliktāka un lēnāka, jo augstāka ir šķīduma koncentrācija. Pie šādiem elektrolītiem pieder, piemēram, (amonija hidroksīds), lielākā daļa organisko un neorganisko skābju (tostarp fluorūdeņražskābe - HF) un, protams, mums visiem pazīstamais ūdens. Tā kā tikai niecīga tā molekulu daļa sadalās ūdeņraža jonos un hidroksiljonos.
Atcerieties, ka disociācijas pakāpe un attiecīgi elektrolīta stiprums ir atkarīgs no faktoriem: paša elektrolīta rakstura, šķīdinātāja un temperatūras. Tāpēc šis dalījums zināmā mērā ir patvaļīgs. Galu galā tā pati viela var dažādi apstākļi jābūt gan stipram elektrolītam, gan vājam. Lai novērtētu elektrolīta stiprumu, tika ieviesta īpaša vērtība - disociācijas konstante, kas noteikta, pamatojoties uz masas darbības likumu. Bet tas attiecas tikai uz vājiem elektrolītiem; stiprs elektrolīti nepakļaujas masu rīcības likumam.
Avoti:
- spēcīgu elektrolītu saraksts
Sāļi-Šo ķīmiskās vielas, kas sastāv no katjona, tas ir, pozitīvi lādēta jona, metāla un negatīvi lādēta anjona - skābes atlikuma. Ir daudz veidu sāļu: normālie, skābie, bāziskie, dubultie, jauktie, hidratētie, kompleksie. Tas ir atkarīgs no katjonu un anjonu sastāva. Kā jūs varat noteikt bāze sāls?
A vērtību izsaka vienības daļās vai % un ir atkarīga no elektrolīta, šķīdinātāja, temperatūras, koncentrācijas un šķīduma sastāva veida.
Šķīdinātājam ir īpaša loma: dažos gadījumos, pārejot no ūdens šķīdumiem uz organiskiem šķīdinātājiem, elektrolītu disociācijas pakāpe var strauji palielināties vai samazināties. Turpmāk, ja nav īpašu norādījumu, mēs pieņemsim, ka šķīdinātājs ir ūdens.
Pēc disociācijas pakāpes elektrolītus nosacīti iedala stiprs(a > 30%), vidēji (3% < a < 30%) и vājš(a< 3%).
Spēcīgi elektrolīti ietver:
1) daži neorganiskās skābes(HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 un virkne citu);
2) sārmu (Li, Na, K, Rb, Cs) un sārmzemju (Ca, Sr, Ba) metālu hidroksīdi;
3) gandrīz visi šķīstošie sāļi.
Vidējas stiprības elektrolīti ietver Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF un dažus citus.
Ikviens tiek uzskatīts par vāju elektrolītu. karbonskābes(izņemot HCOOH) un alifātisko un aromātisko amīnu hidratētās formas. Daudzas neorganiskās skābes (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 utt.) un bāzes (NH 3 ∙H 2 O) arī ir vāji elektrolīti.
Neskatoties uz dažām līdzībām, kopumā nevajadzētu pielīdzināt vielas šķīdību tās disociācijas pakāpei. Tātad, etiķskābe un etanols Neierobežoti šķīst ūdenī, bet tajā pašā laikā pirmā viela ir vājš elektrolīts, bet otrā ir neelektrolīts.
Skābes un bāzes
Lai gan termini "skābe" un "bāze" tiek plaši izmantoti, lai aprakstītu ķīmiskie procesi, nav vienotas pieejas vielu klasificēšanai, klasificējot tās kā skābes vai bāzes. Pašlaik pastāvošās teorijas ( jonu teoriju S. Arrēnijs, protolītisks teoriju I. Bronsteds un T. Lorijs Un elektroniski teoriju G. Lūiss) ir noteikti ierobežojumi, un tāpēc tie ir piemērojami tikai īpašos gadījumos. Apskatīsim katru no šīm teorijām tuvāk.
Arrēnija teorija.
Arrhenius jonu teorijā jēdzieni "skābe" un "bāze" ir cieši saistīti ar elektrolītiskās disociācijas procesu:
Skābe ir elektrolīts, kas šķīdumos sadalās, veidojot H+ jonus;
Bāze ir elektrolīts, kas šķīdumos disociējas, veidojot OH - jonus;
Amfolīts (amfoteriskais elektrolīts) ir elektrolīts, kas šķīdumos sadalās, veidojot gan H +, gan OH - jonus.
Piemēram:
HA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me(OH) n ⇄ Me n + + nOH -Saskaņā ar jonu teoriju skābes var būt neitrālas molekulas vai joni, piemēram:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH4 + ⇄ H + + NH3
Pamatojumam var sniegt līdzīgus piemērus:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Pie amfolitiem pieder cinka, alumīnija, hroma un dažu citu hidroksīdi, kā arī aminoskābes, olbaltumvielas un nukleīnskābes.
Parasti skābes un bāzes mijiedarbība šķīdumā izpaužas kā neitralizācijas reakcija:
H + + OH - H 2 O
Tomēr vairāki eksperimentālie dati liecina par jonu teorijas ierobežojumiem. Tātad, amonjaks, organiskie amīni, metālu oksīdi, piemēram, Na 2 O, CaO, vāju skābju anjoni utt. ūdens trūkuma gadījumā tiem piemīt īpašības tipiski iemesli, lai gan tie nesatur hidroksīda jonus.
No otras puses, daudziem oksīdiem (SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 u.c.), halogenīdiem, skābju halogenīdiem, nesaturot ūdeņraža jonus, piemīt skābas īpašības pat tad, ja nav ūdens, t.i. neitralizē bāzes.
Turklāt elektrolīta uzvedība ūdens šķīdumā un neūdens vidē var būt pretēja.
Tātad CH 3 COOH ūdenī ir vāja skābe:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H + ,
un šķidrā fluorūdeņražā tam piemīt bāzes īpašības:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Pētījumi par šāda veida reakcijām, jo īpaši reakcijām, kas notiek neūdens šķīdinātājos, ir radījuši vairāk vispārīgas teorijas skābes un bāzes.
Bronsteda un Lourija teorija.
Tālāka attīstība Skābju un bāzu teorija bija protolītiskā (protonu) teorija, ko ierosināja I. Brønsted un T. Lowry. Saskaņā ar šo teoriju:
Skābe ir jebkura viela, kuras molekulas (vai joni) spēj ziedot protonu, t.i. būt protonu donoram;
Bāze ir jebkura viela, kuras molekulas (vai joni) spēj piesaistīt protonu, t.i. būt protonu akceptoram;
Tādējādi fonda jēdziens ir ievērojami paplašināts, ko apstiprina šādas reakcijas:
OH - + H + H2O
NH 3 + H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Saskaņā ar I. Brønsted un T. Lowry teoriju skābe un bāze veido konjugāta pāri un ir saistīti ar līdzsvaru:
SKĀBE ⇄ PROTONS + BĀZE
Tā kā protonu pārneses reakcija (protolītiskā reakcija) ir atgriezeniska un protons tiek pārnests arī apgrieztā procesā, reakcijas produkti ir skābes un bāzes viena pret otru. To var uzrakstīt kā līdzsvara procesu:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
kur HA ir skābe, B ir bāze, BH + ir skābes konjugāts ar bāzi B, A - ir bāzes konjugāts ar skābi HA.
Piemēri.
1) reakcijā:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl un H 2 O ir skābes, Cl - un OH - ir ar tām konjugētas atbilstošās bāzes;
2) reakcijā:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - un H 3 O + ir skābes, SO 4 2 - un H 2 O ir bāzes;
3) reakcijā:
NH4 + + NH2 - ⇄ 2NH3,
NH 4 + ir skābe, NH 2 - ir bāze, un NH 3 darbojas gan kā skābe (viena molekula), gan kā bāze (cita molekula), t.i. demonstrē amfoteritātes pazīmes – spēju izpaust skābes un bāzes īpašības.
Ūdenim ir arī šāda spēja:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Šeit viena molekula H 2 O piesaista protonu (bāzi), veidojot konjugētu skābi - hidronija jonu H 3 O +, otra atdod protonu (skābi), veidojot konjugētu bāzi OH -. Šo procesu sauc autoprotolīze.
No iepriekš minētajiem piemēriem ir skaidrs, ka, atšķirībā no Arrhenius idejām, Brønsted un Lowry teorijā skābju reakcijas ar bāzēm neizraisa savstarpēju neitralizāciju, bet to pavada jaunu skābju un bāzu veidošanās.
Jāņem vērā arī tas, ka protolītiskā teorija jēdzienus “skābe” un “bāze” uzskata nevis par īpašību, bet gan par funkciju, ko attiecīgais savienojums veic protolītiskā reakcijā. Tas pats savienojums dažos apstākļos var reaģēt kā skābe un citos kā bāze. Tādējādi ūdens šķīdumā CH 3 COOH piemīt skābes īpašības, un 100% H 2 SO 4 tam ir bāzes īpašības.
Tomēr, neskatoties uz priekšrocībām, protolītiskā teorija, tāpat kā Arrēnija teorija, nav piemērojama vielām, kas nesatur ūdeņraža atomus, bet tajā pašā laikā uzrāda skābes funkciju: boru, alumīniju, silīciju, alvas halogenīdus.
Lūisa teorija.
Atšķirīga pieeja vielu klasifikācijai no to klasificēšanas viedokļa kā skābes un bāzes bija Lūisa elektronu teorija. Elektroniskās teorijas ietvaros:
skābe ir daļiņa (molekula vai jons), kas spēj piesaistīt elektronu pāri (elektronu akceptors);
Bāze ir daļiņa (molekula vai jons), kas spēj nodot elektronu pāri (elektronu donors).
Saskaņā ar Lūisa idejām skābe un bāze mijiedarbojas viena ar otru, veidojot donora-akceptora saiti. Elektronu pāra pievienošanas rezultātā atomam ar elektronu deficītu ir pilnīga elektroniskā konfigurācija - elektronu oktets. Piemēram:
Reakciju starp neitrālām molekulām var iedomāties līdzīgi:
Neitralizācijas reakcija Lūisa teorijā tiek uzskatīta par hidroksīda jonu elektronu pāra pievienošanu ūdeņraža jonam, kas nodrošina brīvu orbitāli šī pāra izvietošanai:
Tādējādi pats protons, kas viegli piesaista elektronu pāri, no Lūisa teorijas viedokļa pilda skābes funkciju. Šajā sakarā Bronsteda skābes var uzskatīt par reakcijas produktiem starp Lūisa skābēm un bāzēm. Tādējādi HCl ir skābes H + neitralizācijas produkts ar bāzi Cl -, un H 3 O + jons veidojas skābes H + neitralizācijas rezultātā ar bāzi H 2 O.
Reakcijas starp Lūisa skābēm un bāzēm ilustrē arī šādi piemēri:
Lūisa bāzēs ietilpst arī halogenīdu joni, amonjaks, alifātiskie un aromātiskie amīni, skābekli saturoši organiskie savienojumi tips R 2 CO, (kur R ir organisks radikālis).
Lūisa skābes ietver bora, alumīnija, silīcija, alvas un citu elementu halogenīdus.
Ir acīmredzams, ka Lūisa teorijā jēdziens "skābe" ietver plašāku diapazonu ķīmiskie savienojumi. Tas izskaidrojams ar to, ka, pēc Lūisa domām, vielas klasifikāciju kā skābi nosaka tikai tās molekulas struktūra, kas nosaka elektronu akceptora īpašības, un tā nav obligāti saistīta ar ūdeņraža atomu klātbūtni. Tiek sauktas Lūisa skābes, kas nesatur ūdeņraža atomus aprotisks.
Problēmu risināšanas standarti
1. Uzrakstiet Al 2 (SO 4) 3 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu ūdenī.
Alumīnija sulfāts ir spēcīgs elektrolīts un ūdens šķīdumā pilnībā sadalās jonos. Disociācijas vienādojums:
Al2(SO4)3+(2x+3y)H2O23++32-,
vai (neņemot vērā jonu hidratācijas procesu):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .
2. Kas ir HCO 3 jons no Brønsted-Lowry teorijas viedokļa?
Atkarībā no apstākļiem HCO 3 jons var ziedot protonus:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
pievienojiet protonus šādi:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Tādējādi pirmajā gadījumā HCO 3 - jons ir skābe, otrajā - bāze, t.i., tas ir amfolits.
3. Nosakiet, kāds ir Ag + jons reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
Ag + + 2NH 3 +
Izglītības procesā ķīmiskās saites, kas notiek saskaņā ar donora-akceptora mehānismu, Ag + jons, kam ir brīva orbitāle, ir elektronu pāru akceptors, un tādējādi tam piemīt Lūisa skābes īpašības.
4. Noteikt jonu stiprumu šķīdumam, kas satur 0,1 molu KCl un 0,1 mol Na 2 SO 4 vienā litrā.
Iesniegto elektrolītu disociācija notiek saskaņā ar vienādojumiem:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Tātad: 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.
Šķīduma jonu stiprumu aprēķina pēc formulas:
5. Nosaka CuSO 4 koncentrāciju šī elektrolīta šķīdumā ar es= 0,6 mol/l.
CuSO 4 disociācija notiek saskaņā ar vienādojumu:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Pieņemsim C(CuSO 4) kā x mol/l, tad saskaņā ar reakcijas vienādojumu C(Cu 2+) = C(SO 4 2 -) = x mol/l. IN šajā gadījumā jonu stipruma aprēķina izteiksme būs:
6. Noteikt K + jona aktivitātes koeficientu KCl ūdens šķīdumā ar C(KCl) = 0,001 mol/l.
kas šajā gadījumā būs šādā formā:
.
Mēs atrodam šķīduma jonu stiprumu, izmantojot formulu:
7. Noteikt Fe 2+ jona aktivitātes koeficientu ūdens šķīdumā, kura jonu stiprums ir 1.
Saskaņā ar Debija-Hīkela likumu:
tātad:
8. Noteikt skābes HA disociācijas konstanti, ja šīs skābes šķīdumā ar koncentrāciju 0,1 mol/l a = 24%.
Pamatojoties uz disociācijas pakāpi, var noteikt, ka šī skābe ir vidēja stipruma elektrolīts. Tāpēc, lai aprēķinātu skābes disociācijas konstanti, mēs izmantojam Ostvalda atšķaidīšanas likumu pilnā formā:
9. Nosakiet elektrolīta koncentrāciju, ja a = 10%, K d = 10–4.
No Ostvalda atšķaidīšanas likuma:
10. Vienbāziskās skābes HA disociācijas pakāpe nepārsniedz 1%. (HA) = 6,4 × 10–7. Nosaka HA disociācijas pakāpi tā šķīdumā ar koncentrāciju 0,01 mol/L.
Pamatojoties uz disociācijas pakāpi, var noteikt, ka šī skābe ir vājš elektrolīts. Tas ļauj izmantot Ostvalda atšķaidīšanas likuma aptuveno formulu:
11. Elektrolīta disociācijas pakāpe tā šķīdumā ar koncentrāciju 0,001 mol/l ir 0,009. Nosakiet šī elektrolīta disociācijas konstanti.
No problēmas apstākļiem ir skaidrs, ka šis elektrolīts ir vājš (a = 0,9%). Tāpēc:
12. (HNO 2) = 3,35. Salīdziniet HNO 2 stiprumu ar monobāziskās skābes HA stiprumu, kuras disociācijas pakāpe šķīdumā ar C(HA) = 0,15 mol/l ir 15%.
Aprēķināsim (HA), izmantojot pilna forma Ostvalda vienādojumi:
Kopš (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Ir divi KCl šķīdumi, kas satur arī citus jonus. Ir zināms, ka pirmā šķīduma jonu stiprums ( es 1) ir vienāds ar 1, un otrais ( es 2) ir 10–2. Salīdziniet aktivitātes rādītājus f(K +) šajos šķīdumos un secināt, kā šo šķīdumu īpašības atšķiras no bezgalīgi atšķaidītu KCl šķīdumu īpašībām.
Mēs aprēķinām K + jonu aktivitātes koeficientus, izmantojot Debija-Hiķeļa likumu:
Aktivitātes faktors f ir noteiktas koncentrācijas elektrolīta šķīduma uzvedības novirzes mērs no tā uzvedības, kad šķīdums ir bezgalīgi atšķaidīts.
Jo f 1 = 0,316 vairāk atšķiras no 1 nekā f 2 = 0,891, tad šķīdumā ar lielāku jonu stiprumu KCl šķīduma uzvedībā ir lielāka novirze no tā uzvedības bezgalīgā atšķaidījumā.
Jautājumi paškontrolei
1. Kas ir elektrolītiskā disociācija?
2. Kādas vielas sauc par elektrolītiem un neelektrolītiem? Sniedziet piemērus.
3. Kāda ir disociācijas pakāpe?
4. No kādiem faktoriem ir atkarīga disociācijas pakāpe?
5. Kuri elektrolīti tiek uzskatīti par spēcīgiem? Kuras ir vidējas stiprības? Kuri no tiem ir vāji? Sniedziet piemērus.
6. Kas ir disociācijas konstante? No kā ir atkarīga un no kā nav atkarīga disociācijas konstante?
7. Kā konstante un disociācijas pakāpe ir savstarpēji saistītas vidēja un binārajos risinājumos vāji elektrolīti?
8. Kāpēc spēcīgu elektrolītu šķīdumu uzvedībā ir novirzes no ideālitātes?
9. Ko nozīmē termins “šķietamā disociācijas pakāpe”?
10. Kas ir jonu aktivitāte? Kāds ir aktivitātes koeficients?
11. Kā mainās aktivitātes koeficients, atšķaidot (koncentrējot) stipru elektrolīta šķīdumu? Kā tas ir robežvērtība aktivitātes koeficients bezgalīgai šķīduma atšķaidīšanai?
12. Kāds ir šķīduma jonu stiprums?
13. Kā tiek aprēķināts aktivitātes koeficients? Formulējiet Debija-Hiķeļa likumu.
14. Kāda ir skābju un bāzu jonu teorijas (Arrēnija teorijas) būtība?
15. Kāda ir principiāla atšķirība starp skābju un bāzu protolītisko teoriju (Brønsted un Lowry teoriju) no Arrēnija teorijas?
16. Kā elektroniskā teorija (Lūisa teorija) interpretē jēdzienus “skābe” un “bāze”? Sniedziet piemērus.
Uzdevuma iespējas priekš neatkarīgs lēmums
Variants #1
1. Uzrakstiet Fe 2 (SO 4) 3 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A - .
Variants Nr.2
1. Uzrakstiet CuCl 2 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir S 2 - jons reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Aprēķiniet elektrolīta molāro koncentrāciju šķīdumā, ja a = 0,75%, a = 10 - 5.
Variants #3
1. Uzrakstiet Na 2 SO 4 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir CN - jons reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .
3. Jonu spēks CaCl 2 šķīdums ir 0,3 mol/l. Aprēķināt C(CaCl2).
Variants Nr.4
1. Uzrakstiet Ca(OH) 2 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāda ir H 2 O molekula reakcijā no Brønsted teorijas viedokļa:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. K 2 SO 4 šķīduma jonu stiprums ir 1,2 mol/L. Aprēķināt C(K 2 SO 4).
Variants #5
1. Uzrakstiet K 2 SO 3 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
3. (CH 3 COOH) = 4,74. Salīdziniet CH 3 COOH stiprumu ar monobāziskās skābes HA stiprumu, kuras disociācijas pakāpe šķīdumā ar C(HA) = 3,6 × 10 - 5 mol/l ir 10%.
Variants #6
1. Uzrakstiet K 2 S elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāda ir AlBr 3 molekula reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Variants Nr.7
1. Uzrakstiet Fe(NO 3) 2 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir Cl - jons reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Variants Nr.8
1. Uzrakstiet K 2 MnO 4 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir HSO 3 - jons reakcijā no Brønsted teorijas viedokļa:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Variants Nr.9
1. Uzrakstiet Al 2 (SO 4) 3 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir Co 3+ jons reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. 1 litrs šķīduma satur 0,348 g K2SO4 un 0,17 g NaNO3. Nosakiet šī šķīduma jonu stiprumu.
Variants Nr.10
1. Uzrakstiet Ca(NO 3) 2 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāda ir H 2 O molekula reakcijā no Brønsted teorijas viedokļa:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .
3. Aprēķiniet elektrolīta koncentrāciju šķīdumā, ja a = 5%, a = 10 - 5.
Variants Nr.11
1. Uzrakstiet KMnO 4 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir Cu 2+ jons reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .
3. Aprēķināt Cu 2+ jona aktivitātes koeficientu CuSO 4 šķīdumā ar C(CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Variants Nr.12
1. Uzrakstiet Na 2 CO 3 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāda ir H 2 O molekula reakcijā no Brønsted teorijas viedokļa:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Ir divi NaCl šķīdumi, kas satur citus elektrolītus. Šo šķīdumu jonu stiprums ir attiecīgi vienāds: es 1 = 0,1 mol/l, es 2 = 0,01 mol/l. Salīdziniet aktivitātes rādītājus f(Na +) šajos šķīdumos.
Variants Nr.13
1. Uzrakstiet Al(NO 3) 3 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāda ir RNH 2 molekula reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Salīdziniet katjonu aktivitātes koeficientus šķīdumā, kas satur FeSO 4 un KNO 3, ja elektrolītu koncentrācija ir attiecīgi 0,3 un 0,1 mol/l.
Variants Nr.14
1. Uzrakstiet K 3 PO 4 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir H 3 O + jons reakcijā no Brönsteda teorijas viedokļa:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Variants Nr.15
1. Uzrakstiet K 2 SO 4 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds Pb(OH) 2 ir reakcijā no Lūisa teorijas viedokļa:
Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .
Variants Nr.16
1. Uzrakstiet Ni(NO 3) 2 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir hidronija jons (H 3 O +) reakcijā no Brönsteda teorijas viedokļa:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Šķīduma, kas satur tikai Na 3 PO 4, jonu stiprums ir 1,2 mol/l. Noteikt Na 3 PO 4 koncentrāciju.
Variants Nr.17
1. Uzrakstiet (NH 4) 2 SO 4 elektrolītiskās disociācijas vienādojumu.
2. Nosakiet, kāds ir NH 4 + jons reakcijā no Brønsted teorijas viedokļa:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Šķīduma, kas satur gan KI, gan Na 2 SO 4, jonu stiprums ir 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/l. Noteikt Na 2 SO 4 koncentrāciju.
Variants Nr.18
1. Uzrakstiet Cr 2 (SO 4) elektrolītiskās disociācijas vienādojumu 3.
2. Nosakiet, kāda ir proteīna molekula reakcijā no Brønsted teorijas viedokļa:
INFORMĀCIJAS BLOKS
pH skala
3. tabula. Saistība starp H + un OH - jonu koncentrācijām.
Problēmu risināšanas standarti
1. Ūdeņraža jonu koncentrācija šķīdumā ir 10 - 3 mol/l. Aprēķiniet pH, pOH un [OH - ] vērtības šajā šķīdumā. Nosakiet šķīduma vidi.
Piezīme. Aprēķiniem izmanto šādas attiecības: lg10 a = a; 10 lg a = A.
Šķīduma vide ar pH = 3 ir skāba, jo pH< 7.
2. Aprēķiniet šķīduma pH sālsskābe ar molāro koncentrāciju 0,002 mol/l.
Tā kā atšķaidītā šķīdumā HC1 » 1 un vienbāziskās skābes šķīdumā C(s) = C(s), mēs varam rakstīt:
3. Uz 10 ml šķīduma etiķskābe ar C(CH3COOH) = 0,01 mol/l, pievienoja 90 ml ūdens. Atrodiet šķīduma pH vērtību atšķirību pirms un pēc atšķaidīšanas, ja (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) Vājas monobāziskās skābes CH 3 COOH sākotnējā šķīdumā:
Tātad:
2) 90 ml ūdens pievienošana 10 ml skābes šķīduma atbilst 10-kārtīgam šķīduma atšķaidījumam. Tieši tāpēc.
Elektrolītus iedala divās grupās atkarībā no disociācijas pakāpes – stipros un vājos elektrolītos. Spēcīgiem elektrolītiem disociācijas pakāpe ir lielāka par vienu vai vairāk nekā 30%, vājiem elektrolītiem mazāka par vienu vai mazāka par 3%.
Disociācijas process
Elektrolītiskā disociācija ir process, kurā molekulas sadalās jonos - pozitīvi lādētos katjonos un negatīvi lādētos anjonos. Uzlādētās daļiņas nes elektrisko strāvu. Elektrolītiskā disociācija iespējama tikai šķīdumos un kausējumos.
Disociācijas dzinējspēks ir polāro kovalento saišu sadalīšanās ūdens molekulu ietekmē. Polārās molekulas piesaista ūdens molekulas. Cietās vielās karsēšanas laikā jonu saites tiek pārtrauktas. Augstas temperatūras izraisīt jonu vibrācijas kristāla režģa mezglos.
Rīsi. 1. Disociācijas process.
Vielas, kas viegli sadalās jonos šķīdumos vai kūst un tādējādi vada elektrisko strāvu, sauc par elektrolītiem. Neelektrolīti nevada elektrību, jo nesadalās katjonos un anjonos.
Atkarībā no disociācijas pakāpes izšķir spēcīgus un vājus elektrolītus. Stiprie izšķīst ūdenī, t.i. pilnībā, bez atgūšanas iespējas, sadalās jonos. Vāji elektrolīti daļēji sadalās katjonos un anjonos. To disociācijas pakāpe ir mazāka nekā spēcīgajiem elektrolītiem.
Disociācijas pakāpe parāda sairušo molekulu īpatsvaru kopējā vielu koncentrācijā. To izsaka ar formulu α = n/N.
Rīsi. 2. Disociācijas pakāpe.
Vāji elektrolīti
Vāju elektrolītu saraksts:
- atšķaidītas un vājas neorganiskās skābes - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
- dažas organiskās skābes (vairums organisko skābju ir neelektrolīti) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- nešķīstošās bāzes - Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Zn(OH) 2;
- Amonija hidroksīds - NH 4 OH.
Rīsi. 3. Šķīdības tabula.
Disociācijas reakcija tiek uzrakstīta, izmantojot jonu vienādojumu:
- HNO 2 ↔ H + + NO 2 – ;
- H 2 S ↔ H + + HS – ;
- NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH – .
Polibāziskās skābes pakāpeniski sadalās:
- H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 – ;
- HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2- .
Arī nešķīstošās bāzes sadalās pakāpeniski:
- Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
- Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
- FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .
Ūdens tiek klasificēts kā vājš elektrolīts. Ūdens praktiski nevada elektrisko strāvu, jo... vāji sadalās ūdeņraža katjonos un hidroksīda jonu anjonos. Iegūtie joni tiek atkārtoti apvienoti ūdens molekulās:
H 2 O ↔ H + + OH – .
Ja ūdens viegli vada elektrību, tas nozīmē, ka tajā ir piemaisījumi. Destilēts ūdens ir nevadošs.
Vāju elektrolītu disociācija ir atgriezeniska. Iegūtie joni atkal apvienojas molekulās.
Ko mēs esam iemācījušies?
Pie vājajiem elektrolītiem pieder vielas, kas daļēji sadalās jonos – pozitīvie katjoni un negatīvie anjoni. Tāpēc šādas vielas slikti vada elektrību. Tie ietver vājas un atšķaidītas skābes, nešķīstošas bāzes un nedaudz šķīstošus sāļus. Vājākais elektrolīts ir ūdens. Vāju elektrolītu disociācija ir atgriezeniska reakcija.
Elektrolīti kā ķīmiskās vielas ir zināmi kopš seniem laikiem. Tomēr lielāko daļu to pielietojuma jomu viņi ir iekarojuši salīdzinoši nesen. Mēs apspriedīsim nozares augstākās prioritātes šo vielu lietošanā un noskaidrosim, kas ir pēdējās un kā tās atšķiras viena no otras. Bet sāksim ar ekskursiju vēsturē.
Stāsts
Vecākie zināmie elektrolīti ir sāļi un skābes, kas atklāti gadā Senā pasaule. Tomēr idejas par elektrolītu struktūru un īpašībām laika gaitā ir attīstījušās. Šo procesu teorijas ir attīstījušās kopš 1880. gadiem, kad tika veikti vairāki atklājumi saistībā ar elektrolītu īpašību teorijām. Teorijās, kas apraksta elektrolītu mijiedarbības ar ūdeni mehānismus, tika novēroti vairāki kvalitatīvi lēcieni (galu galā tikai šķīdumā tie iegūst īpašības, kuru dēļ tos izmanto rūpniecībā).
Tagad mēs detalizēti izpētīsim vairākas teorijas, kurām bija vislielākā ietekme uz ideju attīstību par elektrolītiem un to īpašībām. Un sāksim ar visizplatītāko un vienkāršāko teoriju, kurai katrs no mums skolā gāja cauri.
Arrēnija elektrolītiskās disociācijas teorija
1887. gadā zviedru ķīmiķis un Vilhelms Ostvalds izveidoja elektrolītiskās disociācijas teoriju. Tomēr arī šeit tas nav tik vienkārši. Pats Arrēnijs bija tā sauktās risinājumu fizikālās teorijas piekritējs, kas neņēma vērā vielas sastāvdaļu mijiedarbību ar ūdeni un apgalvoja, ka šķīdumā ir brīvi lādētas daļiņas (joni). Starp citu, tieši no šīs pozīcijas mūsdienās skolā tiek aplūkota elektrolītiskā disociācija.
Parunāsim par to, ko šī teorija sniedz un kā tā mums izskaidro vielu mijiedarbības mehānismu ar ūdeni. Tāpat kā jebkura cita, viņai ir vairāki postulāti, ko viņa izmanto:
1. Mijiedarbojoties ar ūdeni, viela sadalās jonos (pozitīvs - katjons un negatīvs - anjons). Šīs daļiņas tiek hidratētas: tās piesaista ūdens molekulas, kuras, starp citu, ir lādētas pozitīvi no vienas puses un negatīvi no otras (veidojot dipolu), kā rezultātā tās veidojas ūdens kompleksos (solvātos).
2. Disociācijas process ir atgriezenisks - tas ir, ja viela ir sadalījusies jonos, tad dažu faktoru ietekmē tā atkal var pārvērsties sākotnējā formā.
3. Ja šķīdumam pievienosiet elektrodus un ieslēdzat strāvu, katjoni sāks virzīties uz negatīvo elektrodu - katodu, bet anjoni uz pozitīvi lādēto - anodu. Tāpēc vielas, kas labi šķīst ūdenī, vada elektrisko strāvu labāk nekā pats ūdens. Tā paša iemesla dēļ tos sauca par elektrolītiem.
4. elektrolīts raksturo izšķīdušās vielas procentuālo daudzumu. Šis indikators ir atkarīgs no šķīdinātāja un pašas izšķīdušās vielas īpašībām, no pēdējās koncentrācijas un no ārējās temperatūras.
Šeit faktiski ir visi šīs vienkāršās teorijas galvenie postulāti. Mēs tos izmantosim šajā rakstā, lai aprakstītu, kas notiek elektrolīta šķīdumā. Šo savienojumu piemērus apskatīsim nedaudz vēlāk, bet tagad aplūkosim citu teoriju.
Lūisa skābju un bāzu teorija
Saskaņā ar elektrolītiskās disociācijas teoriju skābe ir viela, kuras šķīdumā atrodas ūdeņraža katjons, bet bāze ir savienojums, kas šķīdumā sadalās hidroksīda anjonā. Ir vēl viena teorija, kas nosaukta slavenā ķīmiķa Gilberta Lūisa vārdā. Tas ļauj mums nedaudz paplašināt skābes un bāzes jēdzienu. Saskaņā ar Lūisa teoriju skābes ir vielas molekulas, kurām ir brīvas elektronu orbitāles un kuras spēj pieņemt elektronu no citas molekulas. Ir viegli uzminēt, ka bāzes būs daļiņas, kas spēj ziedot vienu vai vairākus savus elektronus skābes “izmantošanai”. Šeit ir ļoti interesanti, ka ne tikai elektrolīts, bet arī jebkura viela, pat ūdenī nešķīstoša, var būt skābe vai bāze.
Brendsted-Lowry protolītiskā teorija
1923. gadā neatkarīgi viens no otra divi zinātnieki - J. Brønsted un T. Lowry - ierosināja teoriju, ko tagad aktīvi izmanto zinātnieki, lai aprakstītu ķīmiskos procesus. Šīs teorijas būtība ir tāda, ka disociācijas nozīme ir saistīta ar protona pārnešanu no skābes uz bāzi. Tādējādi pēdējais šeit tiek saprasts kā protonu akceptors. Tad skābe ir viņu donors. Teorija labi izskaidro arī tādu vielu esamību, kurām piemīt gan skābju, gan bāzu īpašības. Šādus savienojumus sauc par amfotēriskiem. Bronsteda-Lowry teorijā tiem tiek lietots arī termins amfoliti, savukārt skābes vai bāzes parasti sauc par protolītiem.
Mēs nonākam pie nākamās raksta daļas. Šeit mēs jums pastāstīsim, kā spēcīgi un vāji elektrolīti atšķiras viens no otra, un apspriedīsim ietekmi ārējie faktori par to īpašībām. Un tad mēs sāksim aprakstīt to praktisko pielietojumu.
Spēcīgi un vāji elektrolīti
Katra viela mijiedarbojas ar ūdeni atsevišķi. Daži tajā labi izšķīst (piemēram, galda sāls), un daži nešķīst vispār (piemēram, krīts). Tādējādi visas vielas tiek sadalītas stipros un vājos elektrolītos. Pēdējās ir vielas, kas slikti mijiedarbojas ar ūdeni un nosēžas šķīduma apakšā. Tas nozīmē, ka tiem ir ļoti zema disociācijas pakāpe un augsta saites enerģija, kas neļauj normāli apstākļi sadalīt molekulu to veidojošos jonos. Vāju elektrolītu disociācija notiek vai nu ļoti lēni, vai pieaugot temperatūrai un šīs vielas koncentrācijai šķīdumā.
Parunāsim par spēcīgiem elektrolītiem. Tajos ietilpst visi šķīstošie sāļi, kā arī stiprās skābes un sārmi. Tie viegli sadalās jonos, un tos ir ļoti grūti savākt nokrišņos. Strāva elektrolītos, starp citu, tiek veikta tieši pateicoties šķīdumā esošajiem joniem. Tāpēc spēcīgi elektrolīti vislabāk vada strāvu. Pēdējo piemēri: stipras skābes, sārmi, šķīstošie sāļi.
Elektrolītu uzvedību ietekmējošie faktori
Tagad izdomāsim, kā ārējās vides izmaiņas ietekmē Koncentrācija tieši ietekmē elektrolīta disociācijas pakāpi. Turklāt šīs attiecības var izteikt matemātiski. Likumu, kas apraksta šīs attiecības, sauc par Ostvalda atšķaidīšanas likumu un raksta šādi: a = (K / c) 1/2. Šeit a ir disociācijas pakāpe (daļdaļās), K ir disociācijas konstante, kas katrai vielai ir atšķirīga, un c ir elektrolīta koncentrācija šķīdumā. Izmantojot šo formulu, jūs varat daudz uzzināt par vielu un tās uzvedību šķīdumā.
Bet esam novirzījušies no tēmas. Papildus koncentrācijai disociācijas pakāpi ietekmē arī elektrolīta temperatūra. Lielākajai daļai vielu, palielinot to, palielinās šķīdība un ķīmiskā aktivitāte. Tas ir tieši tas, kas var izskaidrot dažu reakciju rašanos tikai tad, kad paaugstināta temperatūra. Normālos apstākļos tie iet vai nu ļoti lēni, vai abos virzienos (šo procesu sauc par atgriezenisku).
Mēs esam analizējuši faktorus, kas nosaka sistēmas, piemēram, elektrolīta šķīduma, uzvedību. Tagad pāriesim pie praktisks pielietojums tās neapšaubāmi ir ļoti svarīgas ķīmiskas vielas.
Rūpnieciskā izmantošana
Protams, visi ir dzirdējuši vārdu “elektrolīts” saistībā ar baterijām. Automašīnās tiek izmantoti svina-skābes akumulatori, kuros elektrolīts ir 40 procenti sērskābe. Lai saprastu, kāpēc šī viela tur vispār ir vajadzīga, ir vērts izprast akumulatoru darbības īpašības.
Tātad, kāds ir jebkura akumulatora darbības princips? Tajos notiek atgriezeniska reakcija, pārvēršot vienu vielu citā, kā rezultātā tiek atbrīvoti elektroni. Uzlādējot akumulatoru, notiek vielu mijiedarbība, kas normālos apstākļos nenotiek. To var attēlot kā elektrības uzkrāšanos vielā rezultātā ķīmiskā reakcija. Izlādes laikā sākas apgrieztā transformācija, novedot sistēmu sākotnējā stāvoklī. Šie divi procesi kopā veido vienu uzlādes-izlādes ciklu.
Apsveriet iepriekš minēto procesu konkrēts piemērs- svina-skābes akumulators. Kā jūs varētu nojaust, šis strāvas avots sastāv no elementa, kas satur svinu (kā arī svina dioksīdu PbO 2) un skābi. Jebkurš akumulators sastāv no elektrodiem, un atstarpe starp tiem ir piepildīta ar elektrolītu. Kā pēdējā, kā mēs jau noskaidrojām, mūsu piemērā mēs izmantojam sērskābi ar koncentrāciju 40 procenti. Šādas akumulatora katods ir izgatavots no svina dioksīda, un anods sastāv no tīra svina. Tas viss ir tāpēc, ka uz šiem diviem elektrodiem notiek dažādas plūsmas. atgriezeniskas reakcijas piedaloties joniem, kuros skābe ir disocējusies:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reakcija notiek pie negatīvā elektroda - katoda).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reakcija notiek pie pozitīvā elektroda - anoda).
Ja mēs lasām reakcijas no kreisās puses uz labo, mēs iegūstam procesus, kas notiek, kad akumulators ir izlādējies, un, ja no labās puses uz kreiso, mēs iegūstam procesus, kas notiek, kad akumulators ir uzlādēts. Katrā no šīm reakcijām šīs reakcijas ir atšķirīgas, taču to rašanās mehānisms parasti tiek aprakstīts vienādi: notiek divi procesi, no kuriem vienā tiek “absorbēti” elektroni, bet otrā, gluži pretēji, tie “ atstāt ārā”. Vissvarīgākais ir tas, ka absorbēto elektronu skaits ir vienāds ar atbrīvoto elektronu skaitu.
Faktiski, papildus baterijām, šīm vielām ir daudz pielietojumu. Kopumā elektrolīti, kuru piemērus mēs esam snieguši, ir tikai graudi no dažādām vielām, kuras ir apvienotas ar šo terminu. Viņi mūs ieskauj visur, visur. Šeit, piemēram, ir cilvēka ķermenis. Vai jūs domājat, ka šīs vielas tur nav? Jūs ļoti maldāties. Tie ir visur mūsos, un lielākā daļa liels skaits veido asins elektrolītus. Tajos ietilpst, piemēram, dzelzs joni, kas ir daļa no hemoglobīna un palīdz transportēt skābekli uz mūsu ķermeņa audiem. Asins elektrolītiem arī ir galvenā loma regulēšanā ūdens-sāls līdzsvars un sirds darbs. Šo funkciju veic kālija un nātrija joni (ir pat process, kas notiek šūnās, ko sauc par kālija-nātrija sūkni).
Jebkuras vielas, kuras jūs varat izšķīdināt kaut nedaudz, ir elektrolīti. Un nav nevienas rūpniecības vai mūsu dzīves nozares, kur tos neizmantotu. Tas nav tikai automašīnu akumulatori un akumulatori. Šī ir jebkura ķīmiska un pārtikas ražošana, militārās rūpnīcas, apģērbu rūpnīcas un tā tālāk.
Starp citu, elektrolīta sastāvs ir atšķirīgs. Tādējādi var atšķirt skābos un sārmainos elektrolītus. Tie būtiski atšķiras pēc īpašībām: kā jau teicām, skābes ir protonu donori, bet sārmi ir akceptori. Bet laika gaitā mainās elektrolīta sastāvs, jo tā koncentrācija vai nu samazinās, vai palielinās (viss atkarīgs no tā, kas tiek zaudēts, ūdens vai elektrolīts).
Mēs ar tiem sastopamies katru dienu, taču tikai daži cilvēki precīzi zina tāda termina kā elektrolīti definīciju. Mēs esam apskatījuši konkrētu vielu piemērus, tāpēc pāriesim pie nedaudz sarežģītākiem jēdzieniem.
Elektrolītu fizikālās īpašības
Tagad par fiziku. Vissvarīgākais, kas jāsaprot, pētot šo tēmu, ir tas, kā strāva tiek pārnesta elektrolītos. Joniem šajā ziņā ir izšķiroša loma. Šīs uzlādētās daļiņas var pārnest lādiņu no vienas šķīduma daļas uz otru. Tādējādi anjoni vienmēr tiecas uz pozitīvo elektrodu, bet katjoni - uz negatīvo. Tādējādi, iedarbojoties uz šķīdumu ar elektrisko strāvu, mēs atdalām lādiņus atbilstoši dažādām pusēm sistēmas.
Ļoti interesanta fiziskā īpašība ir blīvums. Daudzas mūsu apspriesto savienojumu īpašības ir atkarīgas no tā. Un bieži rodas jautājums: "Kā palielināt elektrolīta blīvumu?" Patiesībā atbilde ir vienkārša: ir nepieciešams samazināt ūdens saturu šķīdumā. Kopš elektrolīta blīvuma pārsvarā nosaka, tas lielā mērā ir atkarīgs no pēdējās koncentrācijas. Ir divi veidi, kā īstenot savu plānu. Pirmais ir pavisam vienkāršs: uzvāra akumulatorā esošo elektrolītu. Lai to izdarītu, tas jāuzlādē tā, lai temperatūra iekšpusē paceltos nedaudz virs simts grādiem pēc Celsija. Ja šī metode nepalīdz, neuztraucieties, ir vēl viena: vienkārši nomainiet veco elektrolītu ar jaunu. Lai to izdarītu, vecais šķīdums ir jāiztukšo, iekšpuses jāiztīra no sērskābes atlikuma ar destilētu ūdeni un pēc tam jāiepilda jauna porcija. Parasti augstas kvalitātes elektrolītu šķīdumiem uzreiz ir vēlamā koncentrācija. Pēc nomaiņas jūs varat ilgu laiku aizmirst par to, kā palielināt elektrolīta blīvumu.
Elektrolīta sastāvs lielā mērā nosaka tā īpašības. Tādas īpašības kā elektriskā vadītspēja un blīvums, piemēram, ir ļoti atkarīgas no izšķīdušās vielas rakstura un tās koncentrācijas. Ir atsevišķs jautājums par to, cik daudz elektrolīta var saturēt akumulators. Faktiski tā apjoms ir tieši saistīts ar produkta deklarēto jaudu. Jo vairāk sērskābes akumulatorā, jo jaudīgāks tas ir, t.i., jo lielāku spriegumu tas spēj radīt.
Kur tas noderēs?
Ja esi auto entuziasts vai vienkārši interesē auto, tad tu pats visu saproti. Protams, jūs pat zināt, kā tagad noteikt, cik daudz elektrolīta ir akumulatorā. Un, ja esat tālu no automašīnām, zināšanas par šo vielu īpašībām, to lietošanu un to, kā tās mijiedarbojas savā starpā, nebūs liekas. Zinot to, jūs neapmulsīsit, ja jums lūgs pateikt, kāds elektrolīts ir akumulatorā. Lai gan, pat ja jūs neesat auto entuziasts, bet jums ir automašīna, tad zināšanas par akumulatora uzbūvi nebūs liekas un palīdzēs jums veikt remontu. Daudz vienkāršāk un lētāk būs visu izdarīt pašam, nekā doties uz autocentru.
Un, lai labāk apgūtu šo tēmu, iesakām izlasīt ķīmijas mācību grāmatu skolai un augstskolām. Ja jūs labi zināt šo zinātni un esat lasījis pietiekami daudz mācību grāmatu, labākais variants Būs Varipajeva "Ķīmiskās strāvas avoti". Tur ir sīki izklāstīta visa akumulatoru, dažādu bateriju un ūdeņraža elementu darbības teorija.
Secinājums
Mēs esam nonākuši pie beigām. Apkoposim. Iepriekš mēs apspriedām visu, kas saistīts ar tādu jēdzienu kā elektrolīti: piemēri, struktūras un īpašību teorija, funkcijas un pielietojumi. Vēlreiz ir vērts teikt, ka šie savienojumi ir daļa no mūsu dzīves, bez kuriem mūsu ķermenis un visas rūpniecības nozares nevarētu pastāvēt. Vai atceries par asins elektrolītiem? Pateicoties viņiem, mēs dzīvojam. Kā ar mūsu automašīnām? Ar šīm zināšanām mēs varam novērst jebkuru ar akumulatoru saistītu problēmu, jo tagad mēs saprotam, kā palielināt tajā esošā elektrolīta blīvumu.
Nav iespējams visu izstāstīt, un mēs tādu mērķi neizvirzījām. Galu galā tas nav viss, ko var pastāstīt par šīm pārsteidzošajām vielām.
Ir gandrīz 1 šāds elektrolīts.
Spēcīgos elektrolītos ietilpst daudzi neorganiskie sāļi, dažas neorganiskās skābes un bāzes ūdens šķīdumi, kā arī šķīdinātājos ar augstu disociācijas spēju (spirti, amīdi utt.).
Wikimedia fonds.
2010. gads.
Skatiet, kas ir “Spēcīgi elektrolīti” citās vārdnīcās: spēcīgi elektrolīti – – elektrolīti, kas ūdens šķīdumos gandrīz pilnībā atdalās. Vispārējā ķīmija : mācību grāmata / A. V. Žolnins ...
Ķīmiskie termini Vielas ar jonu vadītspēju; Tos sauc par otrā veida vadītājiem, strāvas pāreju caur tiem pavada matērijas pārnešana. Elektrolītos ietilpst izkausēti sāļi, oksīdi vai hidroksīdi, kā arī (kas notiek ievērojami... ...
Koljēra enciklopēdija Elektrolīti - šķidras vai cietas vielas, kurās elektrolītiskās disociācijas rezultātā jebkurā manāmā koncentrācijā veidojas joni, izraisot līdzstrāvas pāreju. Elektrolīti šķīdumos...... Enciklopēdiskā vārdnīca
metalurģijā
Elektrolīts ir ķīmisks termins, kas apzīmē vielu, kuras kausējums vai šķīdums vada elektrisko strāvu disociācijas dēļ jonos. Elektrolītu piemēri ir skābes, sāļi un bāzes. Elektrolīti ir otrā veida vadītāji, ... ... Wikipedia Plašā nozīmē šķidras vai cietas sistēmas, kurās joni atrodas ievērojamā koncentrācijā, izraisot elektrības pāreju caur tām. strāva (jonu vadītspēja); šaurā nozīmē, va, kas p re sadalās jonos. Izšķīdinot E......
In va, kurā joni atrodas manāmā koncentrācijā, izraisot elektrības pāreju. strāva (jonu vadītspēja). Zvanīja arī E.. otrā veida diriģenti. Šā vārda šaurā nozīmē E. in va, molekulas, kas atrodas p re elektrolītisko ... ... Ķīmiskā enciklopēdija
- (no Electro... un grieķu lytos sadalās, šķīst) šķidrums vai cietvielas un sistēmas, kurās joni atrodas jebkurā ievērojamā koncentrācijā, izraisot elektriskās strāvas pāreju. Šaurā nozīmē E...... Lielā padomju enciklopēdija
Šim terminam ir citas nozīmes, skatiet Disociāciju. Elektrolītiskā disociācija ir process, kurā elektrolīts sadalās jonos, kad tas izšķīst vai kūst. Saturs 1 Disociācija risinājumos 2 ... Wikipedia
Elektrolīts ir viela, kuras kausējums vai šķīdums vada elektrisko strāvu disociācijas dēļ jonos, bet pati viela nevada elektrisko strāvu. Elektrolītu piemēri ir skābju, sāļu un bāzu šķīdumi.... ... Wikipedia
ELEKTROLĪTISKĀ DISOCIĀCIJA- ELEKTROLĪTISKĀ DISOCIĀCIJA, elektrolītu sadalīšanās šķīdumā elektriski lādētos jonos. Koef. nav Goffa. Vant Hofs (van t Noy) parādīja, ka šķīduma osmotiskais spiediens ir vienāds ar spiedienu, ko radītu izšķīdis... ... Lielā medicīnas enciklopēdija
Grāmatas
- Fermi-Pasta-Ulam atgriešanās fenomens un daži tās pielietojumi. Pētījums par Fermi-Pasta-Ulam atdevi dažādos nelineāros medijos un FPU spektra ģeneratoru izstrāde medicīnai, Andrejs Berezins. Šī grāmata tiks izgatavota saskaņā ar jūsu pasūtījumu, izmantojot tehnoloģiju Drukāt pēc pieprasījuma.