Allt starkt och svagt elektrolyterbord. Lösningar. El-litisk dissociationsteori

Starka elektrolyter när de löses i vatten är nästan fullständigt dissocierade på joner, oberoende av deras koncentration i lösningen.

Därför sätter i dissociation ekvationerna av starka elektrolyter ett tecken på jämlikhet (\u003d).

Starka elektrolyter inkluderar:

Lösliga salter;

Många oorganiska syror: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Baserna som bildas av alkaliska metaller (LiOH, NaOH, KOH, etc.) och alkaliska jordartsmetaller (Ca (OH) 2, SR (OH) 2, BA (OH) 2).

Svaga elektrolyter i vattenhaltiga lösningar är endast delvis (reversibla) dissocierade på joner.

Därför sätter i dissociation ekvationerna av svaga elektrolyter ett tecken på reversibilitet (⇄).

Svaga elektrolyter innefattar:

Nästan alla organiska syror och vatten;

Några oorganiska syror: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SIO3, etc;

Olöslig metallhydroxider: Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2, etc.

Joniska ekvationer reaktioner

Joniska ekvationer reaktioner
Kemiska reaktioner i elektrolytlösningar (syror, baser och salter) förekommer med deltagande av joner. Den slutliga lösningen kan förbli transparent (produkterna är väl lösliga i vatten), men en av produkten kommer att vara en svag elektrolyt; I andra fall kommer det att finnas ett nederbörd eller gasval.

För reaktioner i lösningar med ioners deltagande, inte bara den molekylära ekvationen, utan också full jon och korta joniska.
I joniska ekvationer vid förslaget av den franska kemisten K. -l. Bertoll (1801) Alla starka vällösliga elektrolyter registreras i formeln av joner och utfällning, gaser och svaga elektrolyter är i form av molekylformler. Bildandet av nederbörd markerar "pilen ned" -skylten (↓), bildandet av gaser är "pil upp" -tecknet (). Ett exempel på inspelningen av reaktionsekvationen enligt Burtollregel:

a) Molekylär ekvation
Na2CO3 + H2SO4 \u003d Na2SO4 + CO2 + H2O
b) full jonekvation
2NA + + CO32- + 2H + + SO42- \u003d 2NA + + SO42- + CO2 + H2O
(CO2 - Gas, H2O - svag elektrolyt)
c) Kort jonekvation
CO32- + 2H + \u003d CO2 + H2O

Typiskt, när inspelningen är begränsad till en kort jonekvation, är de fasta reagensen betecknade med indexet (t), gasreagenserna - indexet (g). Exempel:

1) Cu (OH) 2 (T) + 2HNO3 \u003d Cu (NO3) 2 + 2H2O
Cu (OH) 2 (T) + 2H + \u003d Cu2 + + 2H2O
Cu (OH) 2 nästan olöslig i vatten
2) BAS + H2SO4 \u003d BASO4 ↓ + H2S
BA2 + + S2- + 2H + + SO42- \u003d BASO4 ↓ + H2S
(Kompletta och korta jonekvationer är desamma)
3) CaCO3 (T) + CO2 (g) + H2O \u003d Ca (HCO3) 2
CACO3 (T) + CO2 (g) + H2O \u003d CA2 + + 2HCO3-
(De flesta syrasalter är väl lösliga i vatten).

Om starka elektrolyter är involverade i reaktionen är jontypen av ekvation frånvarande:

Mg (OH) 2 (t) + 2HF (p) \u003d MGF2 ↓ + 2H2O

Biljettnummer 22.

Hydrolys av salter

Hydrolysen av salter är interaktionen mellan saltjoner med vatten för att bilda lågt svåra partiklar.

Hydrolys, bokstavligen, är vatten sönderdelning. Ge en sådan definition av hydrolys av salter betonar vi att salter i lösningen är i form av joner och att reaktionens drivkraft är bildandet av småpartiklar (allmän regel för många reaktioner i lösningar).

Hydrolys sker endast i fall där jonerna som härrör från den elektrolytiska dissociationen av saltet - katjonen, anjonen eller båda ihop, är kapabla att bilda svagt upplösningsföreningar med vattenjoner, och det uppstår i sin tur när katjonen är starkt polariserande (Katjonen av en svag bas) och anjon - lätt polariserar (anjon av svag syra). Det ändrar medelets pH. Om katjonen bildar en stark bas, och anjonen är stark syra, utsätts de inte för hydrolys.

1. Hydrolys av salterna av svag bas och svår syra Den passerar genom katjonen, medan den svaga basen eller huvudsaltet och lösningens pH kommer att minska

2. Hydrolys av salter av svag syra och stark bas passerar genom anjonen, medan svag syra eller surt salt och pH-lösning ökar

3. Hydrolys av salterna av en svag bas och svag syra brukar löpa riktade mot bildandet av svag syra och en svag bas; Lösningens pH är något annorlunda från 7 och bestäms av syrans relativa kraft och basen

4. Hydrolyssalter av en stark bas och stark syra fortsätter inte

Fråga 24 Klassificering av oxider

Oxiderkomplexa ämnen kallas, vars molekyler innefattar syreatomer i steppoxidationen - 2 och något annat element.

Oxider.det kan erhållas med den direkta växelverkan av syre med ett annat element och indirekt (till exempel med sönderdelning av salter, baser, syror). Under normala förhållanden är oxider i ett fast, flytande och gasformigt tillstånd, denna typ av föreningar är mycket vanliga i naturen. Oxider finns i jordskorpan. Rost, sand, vatten, koldioxid är oxider.

Saltlösningsformande oxider Till exempel,

CuO + 2HCl → CUCL 2 + H2O.

CuO + SO 3 → CUSO 4.

Saltlösningsformande oxider- Det här är sådana oxider, som som ett resultat av kemiska reaktioner bildar salter. Dessa är oxider av metaller och icke-metaller, som, när de interagerar med vatten, bildar lämpliga syror och när de interagerar med baser, motsvarande sura och normala salter. Till exempel, Kopparoxid (CuO) är saltbildande oxid, eftersom exempelvis, när det interagerar med saltsyra (HCl), bildas salt:

CuO + 2HCl → CUCL 2 + H2O.

Som ett resultat av kemiska reaktioner kan andra salter erhållas:

CuO + SO 3 → CUSO 4.

Icke-självbildande oxider De kallas sådana oxider som inte bildar salter. Ett exempel är CO, N20, nr.

Starka och svaga elektrolyter

Syror, baser och salter i vattenhaltiga lösningar dissocieras - sönderdelas i joner. Denna process kan vara reversibel eller irreversibel.

Med irreversibel dissociation i lösningar faller all substans eller nästan allt i joner. Detta är karakteristiskt för starka elektrolyter (fig 10,1, och, sid. 56). Vissa syror och alla lösliga salter och baser (alkaliska och alkaliska jordhydroxider) (schema 5, s. 56) innefattar lösliga elektrolyter.

Fikon. 10,1. Jämförelse av antalet joner i lösningar med samma initial mängd elektrolyt: A-kloridsyra (stark elektrolyt); B-nitritsyra

(svag elektrolyt)

Schema 5. Klassificering av elektrolyter med våld

När dissociationen är reversibel, flyter två motsatta processer: samtidigt med substansens förfall på joner (dissociation) finns en omvänd process för att kombinera joner i substansmolekylerna (association). På grund av detta föreligger en del av substansen i lösningen i form av joner och del - i form av molekyler (fig 10,1, b). Elektrolyter,

vilket när det är upplöst i vatten, sönderdelas endast delvis, kallas svaga elektrolyter. Dessa inkluderar vatten, många syror, såväl som olösliga hydroxider och salter (schema 5).

I dissociation ekvationerna för svaga elektrolyter, i stället för en konventionell pil rekord en dubbelriktad pil (reversibilitetsskylt):

Elektrolyterns kraft kan förklaras av polariteten hos den kemiska bindningen, som bryts vid dissociation. Ju mer polär kommunikation, desto lättare vattenmolekylerna blir det därför den starkare elektrolyten. I salter och hydroxider är polariteten i kommunikationen den största, eftersom det finns en jonanslutning mellan jonelementen och hydroxidjoner, därför är alla lösliga salter och baser starka elektrolyter. I syreinnehållande syror under dissociation är förbindelsen av O-H bruten, vars polaritet beror på den kvalitativa och kvantitativa kompositionen av syraresten. Kraften hos de flesta syreinnehållande syror kan bestämmas om den vanliga syrformeln är skriven som E (OH) m o n. Om denna formel är n< 2 — кислота слабая, если n >2 - Stark.

Beroendet av syror från syrarestets sammansättning

Graden av dissociation

Elektrolyterns kraft kännetecknar kvantitativt graden av elektrolytisk dissociation A, som visar andelen molekyler av substanser som bröt upp i lösningen på joner.

Graden av dissociation A är lika med förhållandet mellan antalet M-molekyler N eller mängden av substansen N, som har förstått på jonerna, till det totala antalet molekyler n 0 eller mängden upplöst substans N 0:

Graden av dissociation kan uttryckas inte bara i fraktionerna av enheten, men också i procent:

Värdet A kan variera från 0 (det finns ingen dissociation) till 1 eller 100% (fullständig dissociation). Ju bättre elektrolytförfall, desto större är värdet av dissociationsgraden.

Enligt värdet av graden av elektrolytisk dissociation separeras elektrolyter ofta av inga två, men i tre grupper: starka, svaga och elektrolyter av mellankraften. De starka elektrolyterna överväger graden av dissociation av vilken mer än 30% och svag med en grad av mindre än 3%. Elektrolyter med mellanliggande värden A - från 3% till 30% - kallad medelstark elektrolyter. För denna klassificering anses syror: HF, HNO 2, H3 PO4, H2SO3 och några andra. De två senaste syrorna är endast medelstark elektrolyter endast vid det första fallet av dissociation, och i andra är det svaga elektrolyter.

Graden av dissociation är det variabla värdet. Det beror inte bara på elektrolytens natur utan också på dess koncentration i lösning. Detta beroende först identifierade och utforskade Wilhelm Ostvald. Idag kallas det lagen om att minska Ostvald: När lösningen späds med vatten, såväl som med ökande temperatur ökar graden av dissociation.

Beräkning av graden av dissociation

Exempel. I en liter vatten upplöst vätefluorid med mängden substans 5 mol. Den resulterande lösningen innehåller 0,06 mol vätejoner. Bestäm graden av dissociation av fluoridsyra (i procent).

Vi skriver fluoridsyra-dissociationsekvationen:

Under dissociation från en syramolekyl bildas en vätejon. Om lösningen innehåller 0,06 mol H + -joner betyder detta att predsissor-valo 0,06 mol av vätefluoridmolekylerna. Följaktligen är graden av dissociation:

En enastående tysk fysikalisk-kemist, Nobelprisvinnaren 1909 kemi. Född i Riga, studerade vid University of Derda, där han började undervisa och vetenskapliga aktiviteter. Vid 35 flyttade han till Leipzig, där han leddes av fysik och kemiska institut. Han studerade lagen i kemisk jämvikt, lösningar av lösningar, upptäckte lagen om avel som heter hans namn, utvecklade grunden för teorin om syrabaskatalys, mycket tid betalade kemiens historia. Han grundade världens första institution för fysisk kemi och den första fysikalisk-kemiska tidningen. I det personliga livet hade konstiga vanor: han kände sig avsky för frisyren, och med sin sekreterare kommunicerade uteslutande med hjälp av ett cykelsamtal.

Nyckelidé

Dissociation av svaga elektrolyter - reversibel process och stark -

irreversibel.

Kontrollfrågor

116. Ge definitionen av starka och svaga elektrolyter.

117. Ge exempel på starka och svaga elektrolyter.

118. Vilken storlek används för den kvantitativa egenskapen hos elektrolytens kraft? Är det konstant i alla lösningar? Hur kan jag öka graden av elektrolytdissociation?

Uppgifter för att mastera materialet

119. Ge ett exempel på salt, syra och baser som är: a) med en stark elektrolyt; b) svag elektrolyt.

120. Ge ett exempel på ett ämne: a) en tvåaxelsyra, vilken i det första steget är en elektrolyt av mittkraften och på den andra svaga elektrolyten; b) tvåaxliga syra, som på båda stegen är en svag elektrolyt.

121. I en syra i första etappen är dissociationsgraden 100% och i den andra - 15%. Vilken syra kan det vara?

122. Vilken typ av partiklar är större i sulfidvätlösningen: molekyler H2S, H + -joner, S2joner eller HS-joner -?

123. Skriv ut formeln: a) starka elektrolyter, från ovanstående lista över ämnen. b) svaga elektrolyter.

NaCl, HCl, NaOH, NANO3, HNO3, HNO2, H2SO4, BA (OH) 2, H2S, K2S, Pb (NO3) 2.

124. Gör ekvationen av dissociering av strontiumnitrat, kvicksilver (11) klorid, kalciumkarbonat, kalciumhydroxid, sulfidsyra. I vilka fall är dissociation reversibel?

125. I en vattenhaltig natriumsulfatlösning innehåller 0,3 moljoner. Vilken massa av detta salt användes för att framställa en sådan lösning?

126. I lösningen av vätefluorid innehåller 1 liter 2 g denna syra och mängden substans av vätejoner är 0,008 mol. Vad är mängden fluoridjonämnen i denna lösning?

127. I tre rör finns samma volymer av klorid, fluorid och sulfidsyra-lösningar. I alla provrör av mängden ämne är syrorna lika. Men i det första provröret är mängden substans av vätejoner 3. 10 -7 mol, i den andra - 8. 10 -5 mol, och i den tredje - 0,001 mol. Vilket rör innehåller varje syra?

128. Det första provröret innehåller en elektrolytlösning, vars dissociationsgrad är 89%, i den andra elektrolyten med en dissociation av 8% O och i den tredje - 0,2% av. Ta med två exempel på elektrolyter av olika klasser av föreningar som kan innehålla i dessa provrör.

129 *. I ytterligare källor hittar du information om beroendet av elektrolyterns kraft från ämnen av ämnen. Ange förhållandet mellan strukturen av ämnen, arten av de kemiska elementen som bildar dem och elektrolyterns kraft.

Detta är materialet i läroboken

Alla ämnen kan delas upp i elektrolyter och icke-elektrolyter. Elektrolyterna innefattar substanser, lösningar eller smälter av vilka elektriska strömmen (till exempel vattenhaltiga lösningar eller smälter KCl, H3P04, Na2CO3). Ämnen av icke-elektro-celler när smältning eller upplösning av elektriska strömmar inte utförs (socker, alkohol, aceton, etc.).

Elektrolyter är uppdelade i starka och svaga. Starka elektrolyter i lösningar eller smälter dissocieras fullständigt på joner. När man skriver ekvationerna av kemiska reaktioner, betonas detta med en pil i en riktning, till exempel:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Tyst elektrolyter innefattar ämnen med en heteropolär eller jonisk kristallstruktur (tabell 1.1).

Tabell 1.1 Starka elektrolyter

Svaga elektrolyter på joner sönderdelas endast delvis. Tillsammans med joner i smält eller lösningar av dessa ämnen är ämnen närvarande i den överväldigande majoriteten inte dissocierade molekyler. I lösningar av svaga elektrolyter är parallellt med dissociationsbevis process föreningen, dvs anslutningen av joner i molekylen. Vid inspelning av reaktionsekvationen betonas detta med två motsatta riktade pilar.

CH3COOH DCH3 COO - + H +

Svaga elektrolyter innefattar ämnen med en homopolär typ av kristallgitter (tabell 1.2).

Tabell 1.2 Svaga elektrolyter

Jämviktstillståndet för svag elektrolyt i vattenhaltig lösning kännetecknas kvantitativt av graden av elektrolytisk dissociation och konstanten av elektrolytisk dissociation.

Graden av elektrolytisk dissociation a är förhållandet mellan antalet molekyler som uppstår till joner till det totala antalet upplösta elektrolytmolekyler:

Graden av dissociation visar vilken del av den totala mängden upplöst elektrolyt som sönderdelas på jonerna och beror på elektrolytens och lösningsmedlets natur, såväl som på koncentrationen av substansen i lösningen, har ett dimensionellt värde, även om det uttrycks vanligtvis i procent. Med oändlig utspädning av elektrolytlösningen närmar sig graden av dissociation en enhet som motsvarar den fulla, 100%, dissociationen av molekylerna av den upplösta substansen till jonerna. För lösningar av svaga elektrolyter a<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

I allmänhet kan den reversibla kemiska reaktionen representeras som:

a.A +. b.B D. d.D +. e.E.

Reaktionshastigheten är direkt proportionell mot produkten av koncentrationen av att reagera partiklar i graderna av deras stökiometriska koefficienter. Sedan för direktreaktion

V 1 \u003d. k. 1 [a] A.[B] b,

och hastigheten av omvänd reaktion

V 2 \u003d. k. 2 [d] D.[E] e.

Vid någon tidpunkt är hastigheten av direkt och omvänd reaktion jämn, d.v.s.

Detta tillstånd kallas kemisk jämvikt. Härifrån

k. 1 [a] A.[B] B.= K. 2 [d] D.[E] E.

Grupperade konstanta värden å ena sidan, och variabler, å andra sidan, vi får:

För en reversibel kemisk reaktion i ett tillstånd av jämvikt är produkten av jämviktskoncentrationer av reaktionsprodukter i graden av deras stökiometriska koefficienter hänvisat till samma produkt för utgångsmaterialen ett permanent värde under denna temperatur och tryck. Numeriskt värde av en kemisk jämviktskonstant TILL Det beror inte på koncentrationen av reaktantämnen. Till exempel kan jämviktskonstanten av dissociationen av kvävesyra i enlighet med massans lag skrivas som:

HNO 2 + H 2 OD H3O + + NO 2 -

Magnitud Till A. De hänvisar till dissociationskonstanten av syran, i detta fall kväve.

Konstanten av dissociationen av en svag bas uttrycks också. Till exempel, för ammoniaksissionsreaktion:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Magnitud Till B. De hänvisar till konstanten av dissociationen av basen, i detta fall ammoniak. Ju högre edesto starkare är elektrolyten dissocierar och ju högre koncentrationen av dess joner i lösningen i jämvikt. Det finns ett förhållande mellan graden av dissociation och konstanten av dissociation av svag elektrolyt:

Detta är ett matematiskt uttryck av en OSTEL-utspädningsrätt: när den svaga elektrolyten utspädes ökar graden av dissociation. För svaga elektrolyter när TILL≤1 ∙ 10 -4 och FRÅN ≥0,1 mol / l Använd förenklat uttryck:

TILL= α 2 ∙FRÅNeller α.

EXEMPEL1. Beräkna graden av dissociation och koncentrationen av joner och [NH4 +] i 0,1 M ammoniumhydroxidlösning om TILL NH4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

DANO: NH4 OH

TILL NH4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Beslut:

Eftersom elektrolyten är ganska svag ( Till NH4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

eller 1,33%

Koncentrationen av joner i den binära elektrolytlösningen är lika med C.Α, eftersom den binära elektrolyten är joniserad med bildningen av en katjon och en anjon, då \u003d [NH4 +] \u003d 0,1 ^ 1,33 ^ 10 -2 \u003d 1,33 × 10 -3 (mol / 1).

Svar: a \u003d 1,33%; \u003d [NH4 +] \u003d 1,33 × 10 -3 mol / l.

Teori om stark elektrolyt

Starka elektrolyter i lösningar och smält är helt dissocierade på joner. Experimentella studier av elektrisk ledningsförmåga hos lösningar av starka elektrolyter visar emellertid att dess värde är något underskattat jämfört med den elektriska ledningsförmågan som bör vara 100% dissociation. En sådan mismatch förklaras av teorin om starka elektrolyter som föreslagits av Debay och Gukkel. Enligt denna teori finns det elektrostatisk interaktion i lösningar av starka elektrolyter mellan joner. En "jonatmosfär" är formad runt varje jon från jonerna av det motsatta tecknet på laddningen, som saktar ner rörelsen av joner i lösningen genom att passera en konstant elektrisk ström. Förutom elektrostatisk interaktion av joner, i koncentrerade lösningar, bör jonerförbundet beaktas. Effekten av de mehyliska krafterna skapar effekten av ofullständig dissociation av molekyler, d.v.s. verkar dissociation grad. Värdet av a definierat på experimentet är alltid något lägre än det sanna a. Till exempel i 0,1 M lösning av Na2S04, är experimentvärdet a \u003d 45%. För att redogöra för elektrostatiska faktorer i lösningar av starka elektrolyter, använd begreppet aktivitet (men). Aktiviteten hos jonen kallas en effektiv eller uppenbar koncentration enligt vilken jonen verkar i lösning. Aktivitet och sann koncentration är relaterade till uttrycket:

var f - Aktivitetskoefficienten som kännetecknar graden av avvikelse för systemet från ideal på grund av elektrostatiska interaktioner av joner.

Aktivitetskoefficienterna för joner beror på värdet av μ, kallad jonkraften i lösningen. Den joniska kraften hos lösningen är ett mått på den elektrostatiska interaktionen av alla joner närvarande i lösningen och är lika med mängden koncentrationer (från) var och en av jonerna närvarande i kvadraten i sitt laddningsnummer (z):

I utspädda lösningar (μ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a \u003d C. Och aktivitetskoefficienten är 1. Det betyder att elektrostatiska interaktioner är praktiskt taget frånvarande. I mycket koncentrerade lösningar (μ\u003e 1m) kan koefficienterna för aktiviteten hos joner vara mer än en. Förhållandet mellan aktivitetskoefficienten med den joniska kraften hos lösningen uttrycks av formler:

för µ <10 -2

Vid 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1Z 2 μ. vid 0,1.<µ <1

Jämviktskonstanten, uttryckt genom aktivitet, kallas termodynamisk. Till exempel för reaktion

a.A +. b.B. d.D +. e.E.

den termodynamiska konstanten har formen:

Det beror på lösningsmedlets temperatur, tryck och natur.

Eftersom partikelns aktivitet, då

var TILL C-konstant jämviktskonstant.

Värde TILL C beror inte bara på temperatur, naturen av lösningsmedlet och trycket, men också från jonkraft m.. Eftersom termodynamiska konstanter beror på det minsta antalet faktorer är därför de mest grundläggande egenskaperna hos jämvikt. Därför tillhandahåller katalogerna exakt termodynamiska konstanter. Magniterna hos de termodynamiska konstanterna av vissa svaga elektrolyter ges i tillämpningen av denna manual. \u003d 0,024 mol / l.

Med den ökande laddningen av jonen minskar aktivitetskoefficienten och aktiviteten hos jonen.

Frågor för självkontroll:

Vad är det perfekta systemet? Namn de främsta orsakerna till avslaget på det verkliga systemet från idealet.
Vad kallar de graden av dissociation av elektrolyter?
Ge exempel på starka och svaga elektrolyter.
Vilken sammankoppling finns mellan dissociationskonstant och graden av dissociation av svag elektrolyt? Uttrycka det matematiskt.
Vad är aktivitet? Hur är ikonens aktivitet och dess sanna koncentration?
Vad är aktivitetskoefficienten?
Hur påverkar Jonans värde värdet av aktivitetskoefficienten?
Vad är jonkraften i lösningen, dess matematiska uttryck?
Spela in formeln för att beräkna koefficienterna för aktiviteten hos enskilda joner beroende på den joniska kraften hos lösningen.
Ordmassorna av massorna och uttrycka den matematiskt.
Vad är den termodynamiska jämviktskonstanten? Vilka faktorer påverkar dess storlek?
Vad är koncentrationen konstant jämvikt? Vilka faktorer påverkar dess storlek?
Hur är den termodynamiska och koncentrationen konstant jämvikt?
Vilka gränser kan ändra värdena för aktivitetskoefficienten?
Vilka är de viktigaste bestämmelserna i teorin om starka elektrolyter?

Salter, deras egenskaper, hydrolys

Elev 8: e klass B skolnummer 182

Petrova Polina.

Kemi lärare:

Harina Ekaterina Alekseevna

Moskva 2009.

I vardagen brukade vi hantera endast ett salt - matlagning, d.v.s. Natriumklorid NaCl. Men i kemi kallas salterna en hel klass av föreningar. Salter kan ses som vätesubstitutionsprodukter i syra för metall. Bordsaltet kan exempelvis erhållas från saltsyra genom reaktionsreaktion:

2NA + 2HCl \u003d 2NaCl + H2.

syra sol

Om istället för natrium ta aluminium bildas ett annat salt - aluminiumklorid:

2al + 6HCl \u003d 2Alcl3 + 3H2

Sololi. - Dessa är komplexa ämnen som består av metaller och syra kvarvarande atomer. De är produkter med fullständig eller partiell substitution av väte i syra för metall eller hydroxylgrupp vid basen till syraresten. Till exempel, om i svavelsyra H2SO4 för att ersätta en väteatom, erhåller vi KHSO4-saltet, och om två - K2S04.

Skilja flera typer av salter.

Typer av salter	Definition	Exempel på salter
Mitten	Produkt av fullständig substitution av vätesyra för metall. Varken atomer n n n-grupp innehåller.	Na 2 så 4 natriumsulfat-CUCL 2 Koppladklorid (II) Ca3 (PO4) 2 kalciumfosfat Na2CO3 natriumkarbonat (sodakalkinerat)
Sur	Produkt av ofullständig ersättning av vätesyra för metall. Innehålla i dess sammansättningatomer av väte. (De är bara utbildade syror)	CAHPO 4 kalcium hydrofosfat Ca (H2P4) 2 kalciumdihydrofosfat NaHCO3 natriumborbonat (dricksoda)
Underhåll	Produkten av ofullständig substitution av hydroxogrupper av basen till syraresten. Inkludera in-group. (Bildas endast av multinsyrabaser)	Cu (OH) Cl COP-hydroxoklorid (II) Ca 5 (PO4) 3 (OH) Kalciumhydroxfosfat (CuOH) 2 CO3 koppar hydroxokarbonat (II) (malakit)
Blandad	Salter av två syror	Ca (OCL) Cl-klorkalk
Dubbel	Salter av två metaller	K 2 NAPO 4 - Ortofosfat Dicalia natrium
Kristallhydrater	Innehåller kristallisationsvatten. Vid uppvärmning är de dehydratiserade - förlorande vatten, vrider sig i vattenfritt salt.	Cuso 4. 5H20 är det femtio kopparsulfatet (II) (kopparsulfat) Na2CO3. 10H 2 O - Tirthdow natriumkarbonat (läsk)

Metoder för att erhålla salter.

1. Salter kan erhållas genom verkan av syror på metaller, huvudoxider och baser:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

zinkklorid

3H2S04 + Fe2O3 Fe2 (SO4) 3 + 3H20

järnsulfat (III)

3HNO 3 + CR (OH) 3 CR (NO3) 3 + 3H20

kromnitrat (III)

2. Salterna är utformade i reaktionen av sura oxider med alkalier, såväl som sura oxider med huvudoxider:

N2O5 + Ca (OH) 2 Ca (NO3) 2 + H2O

kalciumnitrat

SiO 2 + Cao Casio 3

kalciumsilikat

3. Salter kan erhållas genom att reagera salter med syror, alkalier, metaller, icke-flyktiga sura oxider och andra salter. Sådana reaktioner fortsätter under tillståndet av gasisolering, nederbörd som faller, isolerar oxiden av svagare syra eller separation av flyktig oxid.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H2S04 3CASO 4 + 2H3 PO4

kalciumsulfatkalciumortofosfat

Fe 2 (SO4) 3 + 6NaOH 2FE (OH) 3 + 3NA2S04

järnsulfat (III) natriumsulfat

Cuso 4 + Fe Feso 4 + Cu

kopparsulfat (II) Järnsulfat (II)

CACO 3 + SIO 2 CASIO 3 + CO 2

kalciumsilikatkalciumkarbonat

Al 2 (SO4) 3 + 3BACL23 3BASO 4 + 2Alcl3

sulfatkloridsulfatklorid

aluminium barium barium aluminium

4. Salter av syrgasyror bildas när interaktionen av metaller med icke-metaller:

2fe + 3Cl 2 2FeCl 3

järnklorid (III)

Fysikaliska egenskaper.

Salter är fasta ämnen av olika färger. Lösligheten i vattnet är annorlunda. Alla salter av kväve och ättiksyror är lösliga, såväl som natrium- och kaliumsalter. På löslighet i vatten av andra salter kan du lära av löslighetsbordet.

Kemiska egenskaper.

1) Salter reagerar med metaller.

Eftersom dessa reaktioner strömmar i vattenhaltiga lösningar, kan Li, Na, K, Ca, BA och andra aktiva metaller inte användas för experiment, vilka under normala förhållanden reagerar med vatten eller utför reaktioner i smältan.

Cuso 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

PB (NO 3) 2 + ZN ZN (NO3) 2 + PB

2) Salter reagerar med syror. Dessa reaktioner fortsätter när starkare syra förskjuter en svagare, och gasen frigörs eller fällningen faller.

Under dessa reaktioner tas ett torrt salt vanligtvis och verkar med koncentrerad syra.

Bacl2 + H2S04 Baso 4 + 2HCl

Na2 SiO3 + 2HCl 2NaCl + H2SiO3

3) Salter reagerar med alkalier i vattenhaltiga lösningar.

Detta är ett sätt att få olösliga baser och alkalier.

Fecl 3 (p-p) + 3NAOH (p-p) Fe (OH) 3 + 3NaCl

Cuso 4 (p-p) + 2NAOH (p-p) Na2S04 + Cu (OH) 2

Na2S04 + BA (OH) 2 Baso 4 + 2NaOH

4) Salter reagerar med salter.

Reaktioner Fortsätt i lösningar och används för att erhålla praktiskt taget olösliga salter.

AGNO 3 + KBR AGBR + KNO 3

CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl

5) Vissa salter sönderdelas vid uppvärmning.

Ett karakteristiskt exempel på en sådan reaktion är kalkstensfirning, vars huvudkomponent är kalciumkarbonat:

CACO 3 CAO + CO2-kalciumkarbonat

1. Vissa salter är kapabla att kristallisera med bildandet av kristallohydrater.

Kopparsulfat (II) CUSO 4 är en vit kristallin substans. När det löses upp i vatten uppstår uppvärmning och en lösning av blå färg bildas. Val av värme och färgförändring - det här är tecken på en kemisk reaktion. Vid indunstning av lösningen tilldelas Cuso 4 kristallin. 5H20 (kopparsulfat). Bildandet av detta ämne indikerar att kopparsulfat (II) reagerar med vatten:

Cuso 4 + 5H2O CUSO 4. 5H20 + q

vitblå blå färg

Användningen av salter.

De flesta salter används i stor utsträckning inom industrin och i vardagen. Till exempel natriumklorid NaCl eller bordsalt, oumbärligt i tillagning. I industrin används natriumklorid för att erhålla natriumhydroxid, NaHCOs-soda, klor, natrium. Salter av salpetersyra och ortofosforsyror är främst mineralgödselmedel. Till exempel Kali Nitrate Kno 3 - potash selith. Det är också en del av pulver och andra pyrotekniska blandningar. Salter används för att erhålla metaller, syror, i glasproduktion. Många växtskyddsmedel från sjukdomar, skadedjur, vissa läkemedel hör också till saltklassen. Permanganate Potassium Kmno 4 kallas ofta mangan. Kalkstenar och gips - Caso 4 används som byggmaterial. 2H20, som också används i medicin.

Lösningar och löslighet.

Som tidigare nämnts är lösligheten en viktig egenskap hos salter. Löslighet - ett ämnes förmåga att bilda ett homogent ämne med ett enda ämne, ett stabilt system av variabel komposition, bestående av två eller flera komponenter.

Lösningar - Dessa är homogena system bestående av lösningsmedelsmolekyler och lösningspartiklar.

Exempelvis består en lösning av koksaltet av ett lösningsmedel - vatten, en upplöst substans - Na +, Cl-joner.

Joner (från grekiska. In-kommer), elektriskt laddade partiklar bildade av förlust eller tillsats av elektroner (eller andra laddade partiklar) atomer eller grupper av atomer. Konceptet och termen "jon" introducerades 1834 M. Faraday, som studerade effekten av elektrisk ström i vattenhaltiga lösningar av syror, alkalier och salter, föreslog att den elektriska ledningsförmågan hos sådana lösningar beror på rörelsen av joner. Positivt laddade joner som rör sig i lösning på den negativa polen (katod), avlägsna katjoner och negativt laddas till den positiva polen (anod), anjoner.

Enligt graden av löslighet i vatten är ämnena uppdelade i tre grupper:

1) vällöslig;

2) låglöslig;

3) Praktiskt taget olösligt.

Många salter är väl lösliga i vatten. Vid lösning av frågan om löslighet i vatten måste andra salter använda löslighetsbordet.

Det är välkänt att vissa ämnen i en upplöst eller smält form utförs av elektrisk ström, är andra inte utförda under samma betingelser.

Ämnen sönderfaller på joner i lösningar eller smälter och därför ledande elektrisk strömsamtal elektrolyt.

Ämnen som på samma sätt på joner inte sönderdelas och den elektriska strömmen inte utförs, kallas icke-elektroliter.

Elektrolyterna innefattar syror, baser och nästan alla salter. Elektriska strömmar är inte genomförda. I lösningar och smälter sönderfaller de i joner, på grund av vilka strömmen strömmar.

Förkänningen av elektrolyter på joner när de är upplöst i vatten kallas elektrolytisk dissociation. Dess innehåll kommer ner till tre följande bestämmelser:

1) elektrolyter när de löses i vattenförfall (dissocierad) på joner - positiv och negativ.

2) Under verkan av elektriska strömmen förvärvar man riktningsrörelse: positivt laddade joner Flytta till katoden och kallas katjoner, och negativt laddade joner rör sig till anoden och kallas anjoner.

3) Dissociation är en reversibel process: parallellt med sönderfallet av molekyler till joner (dissociation) flödes processen med anslutning av joner (associering).

reversibilitet

Starka och svaga elektrolyter.

För de kvantitativa egenskaperna hos elektrolytförmågan att förfallna på jonerna, begreppet dissociation (a), t . E. Förhållandet mellan antalet molekyler som har brutit i joner, ett smältbart antal molekyler. Exempelvis indikerar a \u003d 1 att elektrolyten helt bröt upp på jonerna, och a \u003d 0,2 innebär att endast varje femtedel av dess molekyler var preissed. Vid utspädning av den koncentrerade lösningen, såväl som vid uppvärmning ökar dess elektriska ledningsförmåga, eftersom graden av dissociation ökar.

Beroende på värdet av a är elektrolyterna villkorligt uppdelade i stark (dissonerad nästan riktad (a 0,95) av mittkraften (0,95

Starka elektrolyter är många mineralsyror (HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, etc.), alkalier (NaOH, KOH, Ca (OH) 2, etc.), nästan alla salter. Lösningarna av vissa mineralsyror hör till svaga (H2S, H2SO3, H2CO3, HCN, HClO), många organiska syror (t ex Acetic CH3COOH), en vattenhaltig lösning av ammoniak (NH3 . 2 o), vatten, några kvicksilversalter (Hgcl 2). De elektrolyter av mittkraften hänvisar ofta till ugnen HF, ortofosforsul H3 PO4 och kvävehaltiga HNO2-syror.

Hydrolys av salter.

Uttrycket "hydrolys" härstammar från de grekiska orden hidor (vatten) och lysis (sönderdelning). Under hydrolys förstår vanligtvis utbytesreaktionen mellan ämnet och vattnet. Hydrolytiska processer är extremt vanliga i naturen runt oss (både levande och livliga) och används också i stor utsträckning av en person i modern tillverkning och hushållsteknik.

Hydrolysen av salt kallas reaktionen av interaktionen av joner, vilka ingår i saltet, med vatten, vilket leder till bildandet av en svag elektrolyt och åtföljs av en förändring i lösningsmediet.

Tre typer av salter är hydrolys: Tre typer av salter utsätts:

a) Salter bildade av svag bas och stark syra (CUCL 2, NH4CI, Fe2 (SO4) 3 - hydrolysen av katjonen)

NH4 + + H2O NH3 + H3O +

NH4Cl + H2O NH3. H2O + HCl

Medium reaktion - surt.

b) Salter bildade av en stark bas och svag syra (K2CO3, Na2S - hydrolys av anjonen)

SiO3 2- + 2H2OH2SiO3 + 2OH -

K 2 SiO3 + 2H2OH2S03 + 2KOH

Medium reaktion - alkalisk.

c) Salter bildade av en svag bas och svag syra (NH4) 2 CO3, Fe2 (CO3) 3 - hydrolys i katjonen och anjonen kan uppstå.

2NH4 + + CO32- + 2H2O2NH3. H2O + H2CO3

(NH4) 2 CO3 + H2O2NH3. H2O + H2CO3

Ofta är medietreaktionen neutral.

d) Salter bildade av en stark bas och stark syra (NaCl, BA (NO3) 2) hydrolys påverkas inte.

I vissa fall fortsätter hydrolysen irreversibelt (som de säger, det går till slutet). Så, när blandning av natriumkarbonatlösningar och kopparsulfat sjunker den blå fällningen av det hydratiserade huvudsaltet, som, när den upphettas, förlorar en del av kristalliseringsvattnet och förvärvar grönt - blir ett vattenfritt huvudkarbonat av koppar - malakit:

2CUSO 4 + 2NA 2 CO3 + H2O (CuOH) 2 CO3 + 2NA 2SO4 + CO 2

Vid blandning av natriumsulfidlösningar och aluminiumkloridhydrolys går också till slutet:

2alcl 3 + 3NA 2 s + 6H2O2al (OH) 3 + 3H2S + 6NACL

Därför kan Al 2 s 3 inte isoleras från en vattenhaltig lösning. Detta salt erhålls från enkla ämnen.

Elektrolyter.- ämnen, lösningar eller smältningar utförs el ut.

Neelektric- ämnen, lösningar eller smältningar som inte utför en elektrisk ström.

Dissociation - Förfall av anslutningar till joner.

Graden av dissociation - Förhållandet mellan antalet molekyler som understås på jonerna till det totala antalet molekyler i lösningen.

Starka elektrolyter När det är upplöst i vatten, nästan helt dissocierade på joner.

Vid skrivning av dissociation ekvationerna för starka elektrolyter sätter ett tecken på jämlikhet.

Starka elektrolyter inkluderar:

· Saltsalter ( se Löslighetsbord);

· Många oorganiska syror: HNO3, H2SO4, HClO3, HClO4, HMNO4, HCl, HBr, HI ( se syra-starka elektrolyter i löslighetsbord);

· Alkalisk, NaOH, KOH baser och alkalisk jord (CA (OH) 2, SR (OH) 2, BA (OH) 2) Metaller ( se de bas-starka elektrolyterna i löslighetsbordet).

Svaga elektrolyter I vattenhaltiga lösningar dissocieras endast delvis (reversibelt) av joner.

När du skriver dissociationsekvationerna för svaga elektrolyter, tecknet på reversibilitet.

Svaga elektrolyter innefattar:

· Nästan alla organiska syror och vatten (H2O);

· Några oorganiska syror: H2S, H3PO4, HClO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 ( se syra-svaga elektrolyter i löslighetsbord);

· Osoluble metaller hydroxider (mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( se grundenc.laboous elektrolyter i löslighetsbord).

Ett antal faktorer påverkar graden av elektrolytisk dissociation:

lösningsmedlets natur I. elektrolyt: Starka elektrolyter är ämnen med jon och kovalenta högpolära bindningar; Bra joniserande förmåga, d.v.s. förmågan att orsaka dissociering av ämnen, lösningsmedel med en stor dielektrisk konstant, vars molekyler är polära (till exempel vatten);

temperatur: Eftersom dissociationen är en endotermisk process ökar temperaturökningen värdet av a;

koncentration: När lösningen utspädes ökar dissociationsgraden och med en ökning av koncentrationen - minskar;

steg av dissociationsprocessen: Varje efterföljande stadium är mindre effektiv än den föregående, cirka 1000-10 000 gånger; Till exempel, för fosforsyra a 1\u003e α2\u003e α3:

H3PO4⇄N ++ H2PO-4 (första steg, a 1),

H2PO-4⇄N ++ HPO2-4 (andra steg, a2),

NPO2-4⇄N ++ PO3-4 (tredje etappen, α 3).

Av denna anledning är i lösningen av en given syra koncentrationen av vätejoner den största och fosfatjoner RO3-4 är den minsta.

1. Lösligheten och graden av dissociation av ämnet bland dem är inte relaterade. Till exempel är en svag elektrolyt god (obegränsad) ättiksyra löslig i vatten.

2. I lösningen av svag elektrolyt innehåller mindre än andra de joner som bildas i det sista steget av elektrolytisk dissociation.

Graden av elektrolytisk dissociation påverkar också lägger till andra elektrolyter: Till exempel, graden av dissociation av myrsyra

HCOOH ⇄ HCOO - + H +

den minskar om ett litet natriumformiat tillsätts till lösningen. Detta salt dissocierar med bildandet av HCOO jonerbildning -:

HCOONA → HCOO - + Na +

Som ett resultat, i lösningen, koncentrationen av joner nso-ökar, och enligt principen för le-chatel, skiftar en ökning av koncentrationen av formatjoner jämvikten hos den myrsyra-dissociationsprocessen till vänster, dvs. Graden av dissociation reduceras.

Lag av ostvald utspädning - Förhållandet, som uttrycker beroendet av den ekvivalenta elektriska ledningsförmågan hos en strukturell lösning av binär svag elektrolyt från koncentrationen av lösningen:

Här är konstanten av elektrolytdissociationen, koncentrationen och värdena för den ekvivalenta elektriska ledningsförmågan i en koncentration och med oändlig utspädning. Förhållandet är en följd av lagen i befintliga massor och jämlikhet

var är graden av dissociation.

Lagen om utspädning av Ostelalda leddes av V. Super 1888 och det bekräftades också av ett erfaret sätt. Experimentell etablering av störningen av OSTEL-utspädningsrätten var av stor betydelse för att underbygga teorin om elektrolytisk dissociation.

Elektrolytisk vattendissociation. Vätskevattenindikatorn är en svag amfotär elektrolyt: H2OH + + eller eller, mer exakt: 2N2O \u003d H3O + + dissociation av vattendissociation vid 25 ° C: Ett sådant konstant värde motsvarar dissociationen av en av hundra miljoner Vattenmolekyler, därför kan vattenkoncentrationen betraktas som konstant och lika med 55,55 mol / l (vattendensitet 1000 g / l, massa 1 L 1000 g, mängd vatten med vatten 1000 g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, c \u003d 55,55 mol : 1 l \u003d 55, 55 mol / l). Därefter är detta värde permanent vid en given temperatur (25 ° C), det kallas den joniska produkten av vatten KW: dissociationen av vatten är den endoterma processen, därför med en ökning av temperaturen i enlighet med värmeprincipen, dissociation Förbättras, den joniska produkten ökar och når vid 100 ° C 10-13. I rent vatten vid en 25 ° C av koncentrationen av vätejoner och hydroxylen är lika med varandra: \u003d \u003d 10-7 mol / l-lösningar, i vilka koncentrationen av vätejoner och hydroxyl är lika med varandra kallas neutral. Om syran sättes till rent vatten, kommer koncentrationen av vätejoner att öka och blir större än 10-7 mol / l, mediet blir surt, medan koncentrationen av hydroxyljoner omedelbart förändras så att den joniska produkten av vatten sparar dess värde 10-14. Detsamma kommer att hända när man lägger till alkali för att rengöra vatten. Koncentrationerna av väte och hydroxyljoner är sammankopplade genom en jonisk produkt, varför det är lätt att beräkna koncentrationen av en av jonerna, det är lätt att beräkna koncentrationen av den andra. Till exempel, om \u003d 10-3 mol / l, då \u003d kW / \u003d 10-14 / 10-3 \u003d 10-11 mol / l, eller, om \u003d 10-2 mol / l, då \u003d kW / \u003d 10- 14 / 10-2 \u003d 10-12 mol / l. Således kan koncentrationen av vätejoner eller hydroxyl tjäna som en kvantitativ egenskap hos syran eller alkaliniteten hos mediet. I praktiken använder de inte koncentrationerna av vätejoner eller hydroxyl, men väte-pH eller hydroxylron med indikatorer. Väteindikatorn pH är lika med en negativ decimal logaritm av vätejoner koncentration: pH \u003d - LG hydroxyl RON-indikator är lika med en negativ decimal logaritm av hydroxyljonkoncentrationen: RON \u003d - LG är lätt att visa, progriformering av jonprodukten av Vatten, som pH + RON \u003d 14 om mediet är 7 - mediet är neutralt, om mindre än 7 är surt och ju mindre pH, desto högre koncentration av vätejoner. PN är större än 7 är alkaliskt medium, det större pH, desto högre koncentration av hydroxyljoner.