Takové elektrolyty jsou blízko 1.
Mnoho anorganických solí zahrnuje silné elektrolyty, některé anorganické kyseliny a báze ve vodných roztokech, stejně jako rozpouštědla s vysokou schopností disociátorů (alkoholy, amidy atd.).
Nadace Wikimedia. 2010.
Sledujte, co je "silné elektrolyty" v jiných slovnících:
silné elektrolyty - elektrolyty, které jsou téměř zcela disociovány ve vodných roztokech. Obecná chemie: učebnice / A. V. Zhulkhan ... Chemické termíny
Látky s iontovou vodivostí; Nazývá se vodič druhého druhu proudového průchodu skrze ně je doprovázen přenosem látky. Elektrolyty zahrnují tavení solí, oxidů nebo hydroxidů a také (což je výrazně nalezeno ... ... Z encyklopedie barva
Elektrolyty. - kapalina nebo pevné látky, ve kterých jsou v důsledku elektrolytické disociace vytvořeny v jakékoliv znatelné koncentraci iontů, které určují průchod přímého elektrického proudu. Elektrolyty v roztokech ... ... Encyklopedický slovník pro metalurgii
Elektrolyt je chemický termín označující látku, taveninu nebo roztok, který provádí elektrický proud v důsledku disociace vůči iontům. Příklady elektrolytů mohou být kyseliny, soli a báze. Elektrolyté vodiče druhého druhu, ... ... Wikipedia
V širokém smyslu, kapalina nebo pevná látka ve VA a systémech jsou přítomny v soutěže koncentrace iontů, které určují průchod elektrickým. proudová (iontová vodivost); V úzkém smyslu v WA, dezintegrace do iontů na ionty. Při rozpuštění E. ... ... ... Fyzická encyklopedie
V VA, v soutěže koncentrace, existují ionty, které určují průchod elektrického. Proud (iontová vodivost). E. Také volal. Sekundární průvodce. V úzkém smyslu slova E. v WA, molekuly do RYY v p na elektrolytické ... ... Chemická encyklopedie
- (z elektrického ... a řečtiny. Lytos dekoltění, rozpustné) kapaliny nebo pevné látky a systémy, ve kterých jsou přítomny v jakékoliv znatelné koncentraci iontů, které určují průchod elektrického proudu. V úzkém smyslu E. ... ... ... Velká sovětská encyklopedie
Tento termín má jiné hodnoty, viz Disociace. Elektrolytická disociace Proces rozpadu elektrolytu na ionty během rozpouštění nebo tání. Obsah 1 Disociace v řešeních 2 ... Wikipedia
Subrstva elektrolytu, taveniny nebo roztok, který provádí elektrický proud v důsledku disociace na iontů, ale elektrický proud sám nejexovat. Příklady elektrolytů mohou sloužit jako roztoky kyselin, solí a bází. ... ... Wikipedia
Electrolytická disociace - Odpojení elektrolytického, rozkladu elektrolytických roztoků pro elektricky nabité ionty. Kaine Goff. Vant Muff (Van T NOI) ukázal, že osmotický tlak roztoku se rovná tlaku, to by produkovalo rozpuštěné ... ... ... ... Velká lékařská encyklopedie
Knihy
- Fermi těstoviny Return Fenomén a některé aplikace. Vyšetřování návratu fermi těstoviny-Ulam v různých nelineárních médiích a vývoji generátorů spektra FPU pro medicínu, Berezin Andrei. Tato kniha bude provedena v souladu s vaší objednávkou pomocí technologie tisku na vyžádání. Hlavní výsledky práce jsou následující. Jako součást systému přidružených Koregoregoregových rovnic ...
Elektrolyty jako chemikálie jsou známy od starověku. Většina oblastí jejich aplikace však vyhráli relativně nedávno. Diskutujeme o nejvíce priorit pro průmysl používání těchto látek a rozptýlení, co tyto druhé jsou vykresleny a co se liší od sebe. Ale začněte s prohlídkou příběhu.
Dějiny
Nejstarší slavné elektrolyty jsou soli a kyseliny otevřené ve starověkém světě. Nicméně, myšlenky o struktuře a vlastnostech elektrolytů se vyvinuty s časem. Teorie těchto procesů se vyvinuly, od roku 1880, kdy bylo provedeno řada objevů spojených s teoriemi vlastností elektrolytu. Tam bylo několik vysoce kvalitních skoků v teoriích popisujících mechanismy interakce elektrolytů s vodou (koneckonců, pouze v roztoku, které získají tyto vlastnosti v důsledku toho, které se používají v průmyslu).
Nyní budeme podrobně analyzovat několik teorií, které měly největší dopad na rozvoj myšlenek o elektrolytech a jejich vlastnostech. Začněme s nejčastější a jednoduchou teorií, kterou každý z nás prošel ve škole.
Teorie Disociační disociační disociace Arrhenius
v roce 1887 vytvořili Švédský chemik a Wilhelm Ostvald teorii elektrolytické disociace. Zde však také není tak jednoduché. Samotný Arrhenius byl zastáncem tzv. Fyzické teorie řešení, která nebrala v úvahu interakci složek látky vodou a argumentovala, že v roztoku jsou volné nabité částice (ionty). Mimochodem, to je dnes z těchto pozic zvážit electrolytickou disociaci ve škole.
Dovolte nám ještě o tom, co tato teorie dává a jak nám vysvětluje mechanismus interakce látek s vodou. Stejně jako u jiných, má několik postulátů, že používá:
1. Při interakci s vodou se látka rozpadá na ionty (kladná - kationtová a negativní - anion). Tyto částice jsou hydratovány: lákují molekuly vody, které jsou mimochodem na jedné straně kladně na jedné straně, a na druhé straně (forma dipól), v důsledku toho, vytvořené do aquacomplexů (solvátů).
2. Disociační proces je reverzibilní - to znamená, že je-li látka rozdělena na ionty, pak pod akcím jakýchkoli faktorů se může opět proměnit v originál.
3. Pokud se elektrody připojit k roztoku a vložíte proud, kationty se začnou pohybovat do záporné elektrody - katody a anionty na pozitivně nabitou anodu. Proto se látky dobře rozpustné ve vodě provádějí elektrický proud lepší než samotná voda. Ze stejného důvodu se nazývají elektrolyty.
4. Elektrolyt charakterizuje procento látky vystavené rozpouštěm. Tento ukazatel závisí na vlastnostech rozpouštědla a nejvíce rozpuštěné látky, na koncentraci druhé a z vnější teploty.
Zde, v podstatě všechny hlavní postuláty této jednoduché teorie. Budeme používat v tomto článku, abychom popsali, co se děje v řešení elektrolytu. Příklady těchto spojení se budou dívat o něco později a nyní zvažují další teorii.
Teorie kyselin a základen Lewis
Podle elektrolytické disociační teorie je kyselina látka v roztoku vodíku a báze je sloučenina, která se rozpadá do roztoku na hydroxid anionu. Existuje další teorie nazvaná jméno slavného chemistu Gilbert Lewis. To vám umožní mírně rozšiřovat koncept kyseliny a báze. Podle teorie Lewis, kyselin - nebo molekul látek, které mají volné elektronické orbitály a jsou schopni převzít elektron z jiné molekuly. Je snadné hádat, že budou takové částice, které jsou schopny poskytnout jeden nebo několik jejich elektronů na "použití" kyseliny ". Je zde velmi zajímavé, že kyselina nebo báze může být nejen elektrolyt, ale také jakákoliv látka, dokonce nerozpustná ve vodě.
Lololatian teorie Brandsteda Lowry
V roce 1923, nezávisle na sobě dva vědci - J. Brenstead a T. Loury byli teorii, která je nyní aktivně uplatňována vědci k popisu chemických procesů. Podstata této teorie je, že význam disociace je snížen na přenos protonu od kyselosti k základně. Takto se takto rozumí jako akceptor protonů. Pak kyselina je jejich dárce. Teorie také dobře vysvětluje existenci látek, které projevují vlastnosti a kyseliny a báze. Takové sloučeniny se nazývají amfoterní. V teorii brenstead-lowi se termín amfolita používá také pro ně, zatímco kyselina nebo báze je obvyklá s protolyty.
Přistoupili jsme k další části článku. Zde řekneme, jak jsou silné a slabé elektrolyty od sebe odlišné a diskutují o dopadu vnější faktory na jejich vlastnostech. A pak začneme popsat jejich praktickou aplikaci.
Silné a slabé elektrolyty
Každá látka interaguje s vodou individuálně. Některé se v něm rozpustí dobře (například sůl vaření) a některé se nerozpouští vůbec (například křídou). Všechny látky jsou tedy rozděleny na silné a slabé elektrolyty. Ty jsou látky, které jsou špatně interakci s vodou a usazují se ve spodní části roztoku. To znamená, že mají velmi nízký stupeň disociace a vysokou dluhopisovou energii, která neumožňuje za normálních podmínek prolomit molekulu na složky jeho iontů. Disociace slabých elektrolytů se vyskytuje buď velmi pomalu nebo při teplotě a koncentraci této látky v roztoku.
Mluvte o silných elektrolytech. Patří mezi ně veškeré rozpustné soli, stejně jako silné kyseliny a hrudky. Snadno se rozpadají do iontů a je velmi obtížné je sbírat do srážek. Proud v elektrolytech, mimochodem, se provádí přesně díky iontům obsaženým v roztoku. Proto současné silné elektrolyty tráví nejlepší. Příklady posledně uvedené: Silné kyseliny, hrudky, rozpustné soli.
Faktory ovlivňující chování elektrolytů
Nyní pochopíme, jak změna vnějšího prostředí ovlivňuje koncentraci přímo ovlivňuje stupeň disociace elektrolyty. Tento poměr může být navíc vyjádřen matematicky. Zákon popisující tento vztah se nazývá zákon ředění Ostelalda a je napsán následovně: A \u003d (K / C) 1/2. Zde je stupeň disociace (odebrané ve frakcích), do disociační konstanty, odlišné pro každou látku a C je koncentrace elektrolytů v roztoku. Pro tento vzorec se můžete naučit hodně o látce a jeho chování v řešení.
Ale toto téma jsme odmítli. Kromě koncentrace také stupeň disociace ovlivňuje teplotu elektrolytu. Pro většinu látek se jeho zvýšení zvyšuje rozpustnost a chemickou aktivitu. To může vysvětlit tok některých reakcí pouze tehdy zvýšená teplota. Za normálních podmínek jdou buď velmi pomalu nebo v obou směrech (takový proces se nazývá reverzibilní).
Demontovány faktory, které určují chování takového systému jako roztok elektrolytu. Teď pojďme do K. praktická aplikace Ty, bezpochyby, velmi důležité chemikálie.
Průmyslové použití
Samozřejmě všichni slyšeli slovo "elektrolyt" ve vztahu k bateriím. V autě se používají olověné baterie, role elektrolytu, ve které provádí 40% kyseliny sírové. Chcete-li pochopit, proč je vůbec látka, stojí za pochopení vlastností baterií.
Jaký je princip fungování jakékoli baterie? V nichže v nich se vyskytují reakci konverze jedné látky do druhé, v důsledku které jsou elektrony uvolněny. Při nabíjení baterie se interakce látek, které nejsou získány za normálních podmínek. To může být reprezentováno jako akumulace elektřiny v látce v důsledku chemické reakce. Při výboji začíná inverzní transformace, která vede systém do počátečního stavu. Tyto dva procesy tvoří jeden cyklus vypouštěcího výboje.
Zvažte předcházející proces na konkrétním příkladu - olověná baterie. Jak je snadné hádat, tento proudový zdroj se skládá z prvku obsahujícího olovo (stejně jako oxid perspektivy pbo2) a kyseliny. Jakákoliv baterie se skládá z elektrod a prostor mezi nimi vyplněný elektrolytu. Jako druhý, jak jsme již zjistili, kyselina sírová se používá v koncentraci 40%. Katoda takové baterie je vyrobena z olova oxidu a anoda se skládá z čistého olova. To vše znamená, že různé reverzibilní reakce zahrnující tok iontů na těchto dvou elektrodách, na které byla reprezentována kyselina:
- PO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2E - \u003d PBSO 4 + 2H20 (reakce, která se vyskytuje na záporné elektrodě - katoda).
- PB + SO 4 2- - 2E - \u003d PBSO 4 (reakce vyskytující se na kladné elektrodě - anodě).
Pokud čtete reakci zleva doprava - získáme procesy, které se vyskytují při vypouštění baterie, a pokud vpravo doleva - při nabíjení. V každém z těchto reakcí se liší, ale mechanismus jejich průtoku je obecně popsán stejným způsobem: Dva procesy vyskytují, v tom, z nichž jsou elektrony "absorbovány" a v druhé straně, naopak "ven". Nejdůležitější je, že počet absorbovaných elektronů se rovná počtu publikovaných.
Vlastně, kromě baterií, existuje mnoho aplikací těchto látek. Obecně platí, že elektrolyty, jejichž příklady, které jsme vedli, jsou pouze zrnko této rozmanitosti látek, které jsou kombinovány v tomto termínu. Obklopují nás všude, všude. Zde například tělo osoby. Myslím, že tam nejsou žádné tyto látky? Velmi chybu. Jsou všude v nás, a největší množství krevních elektrolytů. Mezi ně patří například ionty železa, které jsou součástí hemoglobinu a pomáhají přepravě kyslíku na tkáně našeho těla. Krevní elektrolyty hrají také klíčovou roli v regulaci zůstatku soli vody a dílo srdce. Tato funkce se provádí draslíkovými a sodíkovými ionty (tam je i proces vyskytující se v buňkách, který se nazývá draslík-sodík čerpadlo).
Všechny látky, které můžete rozpustit alespoň trochu, elektrolyty. A neexistuje žádný takový průmysl a náš život s vámi, ať už platí. To nejsou jen baterie v autech a bateriích. To je jakákoliv chemická a potravinová výroba, vojenské továrny, šicí továrny a tak dále.
Složení elektrolytu, mimochodem, je odlišná. Takže můžete vybrat kyselinu a alkalický elektrolyt. Jsou zásadně odlišné ve svých vlastnostech: Jak jsme již mluvili, kyseliny jsou dárci protony a pickens jsou akceptory. Ale s časem elektrolytové kompozice, v důsledku ztráty části látky, koncentrace je buď snížena nebo zvyšuje (vše závisí na tom, co je ztraceno, voda nebo elektrolytu).
Každý den je čelíme, ale málo lidí znají přesně definici takového termínu jako elektrolyty. Příklady specifických látek, které jsme rozebrali, takže se obrátíme na mírně složitější pojmy.
Fyzikální vlastnosti elektrolytů
Nyní o fyzice. Nejdůležitější je, že potřebujete chápat při studiu tohoto tématu - jak je proud v elektrolytích přenášen. Rozhodující roli hraje ionty. Tyto nabité částice mohou nést náboj z jedné části roztoku do druhého. Ani anionty se vždy snaží o pozitivní elektrodu a kationty - na negativní. Tak, působící na řešení elektrického šoku, dělíme poplatky na různých stranách systému.
Velmi zajímavé je taková fyzická charakteristika jako hustota. Na tom závisí mnoho vlastností sloučenin diskutovaných. A často se otázka objeví: "Jak zvýšit hustotu elektrolytu?" Ve skutečnosti je odpověď jednoduchá: je nutné snížit obsah vody v roztoku. Vzhledem k tomu, že hustota elektrolytu je většinou určena, většinou závisí na poslední koncentraci. Existují dva způsoby, jak udělat pojat. První je poměrně jednoduchý: vaření elektrolytu obsaženého v baterii. K tomu je nutné jej nabývat tak, aby teplota uvnitř vzrostla mírně nad sto stupňů Celsia. Pokud tato metoda nepomůže, nebojte se, existuje další: jednoduše nahradit starý elektrolyt nový. K tomu potřebujete vypustit staré řešení, čistěte vnitřky ze zbytků kyseliny sírové destilovanou vodou, a pak nalijte novou část. Jako pravidlo, vysoce kvalitní roztoky elektrolytu okamžitě mají požadovanou velikost koncentrace. Po výměně můžete dlouho zapomenout na to, jak zvýšit hustotu elektrolytu.
Složení elektrolytu do značné míry určuje jeho vlastnosti. Takové vlastnosti, jako je například elektrická vodivost a hustota, jsou například závislé na povaze rozpuštěné látky a její koncentraci. Existuje samostatná otázka o tom, kolik elektrolytu v baterii může být. Ve skutečnosti je jeho objem přímo souvisí s uvedenou výkonem výrobku. Více kyseliny sírové uvnitř baterie, tím silnější, to znamená, tím větší je napětí schopno vydávat.
Kde se to myslí?
Pokud jste nadšenec auta, nebo jen rád auta, pak si všechno pochopíte. Určitě víme, jak určit, kolik elektrolytu v baterii je nyní. A pokud jste daleko od aut, znalost vlastností těchto látek, jejich využití a jak se vzájemně interagují, nebudou zcela nadbytečné. Vědět, že nejste zmateni, pokud budete požádáni, abyste řekli, který elektrolyte v baterii. I když ještě nejste nadšenec auta, ale máte auto, znalost bateriového zařízení nebudou zcela nadbytečné a pomůže vám opravit. Bude mnohem snazší a levnější dělat všechno sami, než jít do autokentru.
A lépe prozkoumat toto téma, doporučujeme číst učebnici chemie pro školu a univerzity. Pokud znáte tuto vědu dobře a přečtěte si dostatek učebnic, nejlepší volba Tam budou "chemické zdroje současného" VaryPayev. Podrobně jsou uvedeny celá teorie baterií, různých baterií a vodíkových prvků.
Závěr
Přistoupili jsme ke konci. Shrňte se. Nahoře jsme rozebrali vše, co se týká takového pojetí jako elektrolyty: příklady, teorie struktury a vlastností, funkce a použití. Ještě jednou stojí za to říkat, že tyto sloučeniny tvoří součást našeho života, aniž by naše těla a všechny sféry průmyslu mohly existovat. Vzpomínáte si na krevní elektrolyty? Díky nim žijeme. A co naše auta? S pomocí těchto znalostí můžeme opravit jakýkoliv problém spojený s baterií, protože nyní chápeme, jak zvednout hustotu elektrolytů v něm.
Je nemožné říct všechno, a takový cíl jsme nedali. Koneckonců, to není vše, co lze říci o těchto úžasných látkách.
Elektrolyty jsou látky, slitiny látek nebo roztoků, které mají schopnost elektrolicky provádět galvanický proud. Je možné určit, které elektrolyty látka zahrnuje použití teorie elektrolytické disociace.
Návod
- Podstatou této teorie je, že při tavení (rozpuštěném ve vodě), téměř všechny elektrolyty jsou poklesly na ionty, které jsou kladné i negativně nabité (které se nazývají elektrolytickou disociaci). Pod vlivem elektrického proudu, záporné (anionty "-") přesunout do anody (+) a pozitivně nabitých (kationtů, "+"), přesuňte se do katody (-). Elektrolytická disociace je reverzibilní proces (reverzní proces se nazývá "molarizace").
- Stupeň (a) elektrolytické disociace je v závislosti na povaze samotného elektrolytu, rozpouštědla a jejich koncentrace. Toto je poměr počtu molekul (n), které se rozpadly do iontů celkový počet Molekuly (n) zavedeny do roztoku. Získejte: A \u003d n / n
- Silné elektrolyty jsou tedy látky, které zcela rozpadají ionty při rozpuštěném ve vodě. Pro silné elektrolyty jsou zpravidla látky se silnými polárními nebo iontovými spoji látky: Jedná se o soli, které jsou dobře rozpustné, silné kyseliny (HC1, HI, HBR, HCLO4, HNO3, H2SO4), stejně jako silné báze (KOH) , NaOH, ROH, BA (OH) 2, CSOH, SR (OH) 2, LiOH, CA (OH) 2). Ve silném elektrolytu se látka rozpustí v něm, většinou ve formě iontů (aniontů a kationtů); Molekuly, které nejsou zapojeny - prakticky č.
- Slabé elektrolyty jsou takové látky, které se oddělují pouze částečně disociaci iontů. Slabé elektrolyty spolu s ionty v roztoku obsahují molekuly nejsou disociovány. Slabé elektrolyty nejsou povoleny v roztoku silné koncentrace iontů. A Slabé jsou slabé:
- organické kyseliny (téměř všechny) (C2H5COOH, CH3COOH atd.);
- některé z anorganických kyselin (H2S, H2C03 atd.);
- téměř všechny soli, nízko rozpustné ve vodě, hydroxid amonný, stejně jako všechny báze (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; AL (OH) 3; NH4OH);
- Voda. Mají prakticky žádný elektrický proud, nebo utratí, ale špatné.
Silné a slabé elektrolyty
Pouze část molekul se disociační v roztokech některých elektrolytů. Pro kvantitativní charakteristiku elektrolytické síly byl zaveden koncept disociačního stupně. Poměr počtu molekul disociovaných ionty, na celkový počet molekul solutu se nazývá stupeň disociace A.
kde C je koncentrace predisních molekul, mol / l;
C 0 - počáteční koncentrace roztoku, mol / l.
Velkou částou disociace jsou všechny elektrolyty rozděleny na silné a slabé. Silné elektrolyty patří do stupně disociace, z nichž více než 30% (a\u003e 0,3). Tyto zahrnují:
· Silné kyseliny (H2S04, HBNO 3, HC1, HBr, HI);
· Rozpustné hydroxidy, s výjimkou NH4H;
· Stehy rozpustné.
Elektrolytická disociace silných elektrolytů probíhá nevratné
HNO 3 ® H + + NO - 3.
Slabé elektrolyty mají disociační stupeň menší než 2% (a< 0,02). К ним относятся:
· Slabé anorganické kyseliny (H2C03, H2S, HNO 2, HCN, H 2 Si03 atd.) A všechny organické, například kyselina octová (CH3 COOH);
· Nerozpustné hydroxidy, stejně jako rozpustný NH4H hydroxid;
· Nerozpustné soli.
Elektrolyty s mezilehlými hodnotami disociace se nazývají střední elektrické elektrolyty.
Stupeň disociace (A) závisí na následujících faktorech:
z povahy elektrolytu, tj. na typu chemických dluhopisů; Disociace se nejvíce vyskytují v místě většiny polárních dluhopisů;
ze povahy rozpouštědla - tím větší je to snadnější, je v něm disociační proces;
z teploty - zvýšení teploty zvyšuje disociaci;
z koncentrace roztoku - při zředění se roztok disociace také zvyšuje.
Jako příklad závislosti stupně disociace na povaze chemických vazeb, zvažujeme disociaci hydrosulfátu sodného (NaHS04), v molekule, z nichž jsou k dispozici následující typy vazeb: 1-ion; 2 - polární kovalentní; 3 - Vztah mezi síry a atomy kyslíku je nízko polární. Nejsnadnější přestávky v místě iontového spojení (1):
| Na 1 O 3O S 3 H 2O O | 1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. Pak, v místě polární komunikace, menší rozsah: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. zbytky kyseliny Na iontech neodpovídá. |
Stupnění disociace elektrolytu silně závisí na povaze rozpouštědla. Například HC1 silně disociuje ve vodě, slabší v ethanolu C2H50H, téměř ne disociuje v benzenu, ve kterém prakticky neprovádí elektrický proud. Rozpouštědla s vysokou dielektrickou konstantou (E) polarizují molekuly rozpuštěné látky a tvoří solvované (hydratované) ionty s nimi. Při 25 ° C E (H20) \u003d 78,5, E (C 2H5OH) \u003d 24,2, E (C6H6) \u003d 2,27.
V roztokech slabých elektrolytů je proces disociace reverzibilní, a proto se zákony chemické rovnováhy působí na rovnováhu v roztoku mezi molekulami a ionty. Pro disociaci kyseliny octové
CH3 COOH "CH3 COO - + H +.
Rovnováha konstanta pro C bude stanovena jako
K \u003d k d \u003d сх 3 coo - · s h + / sch 3 coo.
Rovnovážná konstanta (K C) pro disociační proces se nazývá disociační konstanta (K d). Jeho hodnota závisí na povaze elektrolytu, rozpouštědla a na teplotě, ale nezávisí na koncentraci elektrolytu v roztoku. Disociační konstanta je důležitou charakteristikou slabých elektrolytů, protože indikuje pevnost jejich molekul v roztoku. Čím menší je disociační konstanta, slabšího disociátoru elektrolytu a stabilnější molekulu. Vzhledem k tomu, že stupeň disociace na rozdíl od disociačních konstantních změn s koncentrací roztoku je nutné najít spojení mezi K D a A. Pokud se počáteční koncentrace roztoku provádí rovnou C, a stupeň disociace odpovídající této koncentraci A, počet predisních molekul kyseliny octové se rovná A · C.
Сх 3 COO - \u003d s h + \u003d A · S,
potom se koncentrace neúspěšných molekul kyseliny octové bude rovnat (C - A · C) nebo C (1- a · C). Odtud
K d \u003d as · c / (c - a · c) \u003d a 2 c / (1- a). (jeden)
Rovnice (1) vyjadřuje zákon ředění Ostelald. Pro velmi slabé elektrolyty a<<1, то приближенно К @ a 2 С и
a \u003d (k / s). (2)
Jak je vidět ze vzorce (2), s poklesem koncentrace roztoku elektrolytu (při zředěném) se zvyšuje stupeň disociace.
Slabé elektrolyty jsou disociovány pomocí kroků, například:
1 krok H 2 CO 3 "H + + NSO - 3,
2 stupeň NSO - 3 "H + + CO 2 - 3.
Takové elektrolyty se vyznačují několika konstantami - v závislosti na počtu kroků rozpadu na ionty. Pro kyselinu saunou
K 1 \u003d CH + · SNO - 2 / CH2C3 \u003d 4,45 × 10 -7; K 2 \u003d CH + · CSO 2-3 / SNSO - 3 \u003d 4,7 × 10 -11.
Jak je vidět, rozpad na ionty kyseliny saučně se stanoví především prvním stupněm a druhý se může projevit pouze s velkým sólovým ředěním.
Celkový rovnovážný H2C03 "2H + + CO 2 - 3 odpovídá celkové konstantě disociace
K d \u003d c 2 h + · CSO 2-3 / CH2 CO 3.
Hodnoty na 1 a k 2 jsou spojeny s každým poměrem
K d \u003d k 1 · k 2.
Podobně jsou základy multivalentních kovů disociovány. Například dva stupně disociace hydroxidu měďnatého
Cu (Oh) 2 "CUOH + + OH -,
CUOH + "CU 2+ + OH -
odpovězte na konstanty disociace
K 1 \u003d CUOH + · Spánek - / CCU (OH) 2 a K 2 \u003d CCU 2+ · Spánek - / CUOH +.
Vzhledem k tomu, že silné elektrolyty disociované v roztoku, termín disociační konstanty sám je zbaven obsahu.
Disociace různých tříd elektrolytů
Z hlediska teorie elektrolytické disociace kyselina látka se nazývá, s disociací, z nichž je jako kation vytvořen pouze hydratovaný vodík ion H3O (nebo jednoduše H +).
Základnato se nazývá látka, která ve vodném roztoku jako aniont tvoří hydroxidové ionty - a žádné jiné anionty.
Podle teorie brencentu je kyselina protonová dárce a základna je akceptor protony.
Základní síla jako výkon kyselých závisí na velikosti disociační konstanty. Čím větší je disociační konstanta, tím silnější elektrolytu.
Existují hydroxidy schopné vstoupit do spolupráce a formy solí nejen s kyselinami, ale také s pozemky. Takové hydroxidy se nazývají amfoterní. Tyto zahrnují Buďte (OH) 2, Zn (OH) 2, SN (OH) 2, PB (OH) 2, CR (OH) 3, AL (OH) 3. Vlastnosti jsou způsobeny skutečností, že jsou disociovány podle typu kyselin ve slabém stupni a typem základny
H + + ro - « RoH. « R + + On -.
Tato rovnováha je vysvětlena tím, že pevnost spojení mezi kovem a kyslíkem se mírně liší od pevnosti spojení mezi kyslíkem a vodíkem. Proto v interakci hydroxidu beryllia s kyselinou chlorovodíkovou se tak otáčí z beryllium chloridu
Být (OH) 2 + HC1 \u003d BECL 2 + 2H 2 O,
a při interakci s hydroxidem sodným - berylkým sodíkem
Být (OH) 2 + 2AOH \u003d Na 2 beo 2 + 2H 2 O.
Sololi. To může být stanoveno jako elektrolyty, které se rozptýlí v roztoku, aby se vytvořily jiné kationty než vodíkové kationty a anionty jiné než hydroxidové ionty.
Střední soli, Výsledná výměna vodíkových iontů vhodných kyselin na kovové kationty (eithernh + 4) je disociována zcela Na2S04 "2NA + + S02-4.
Kyselé soli disociovat podél kroků
1 krok NaHSO 4 "Na + + HSO - 4 ,
2 Krok HSO. - 4 "H + + SO 2-4.
Stupnění disociace v 1. stupni je větší než ve 2. etapě a méně kyselin, tím menší míra disociace ve 2. stupni.
Základní soli, Získané neúplnou výměnou hydroxidových iontů na kyselé zbytky, disociaci také v krocích:
1 krok (CUOH) 2 SO 4 "2 CUOH + + SO 2-4,
2 krok CUOH + "CU 2+ + OH -.
Hlavní soli slabých důvodů jsou disociovány hlavně v 1. stupni.
Komplexní soli, Obsahující komplexní komplexní ion, který zachovává jeho stabilitu při rozpuštění, disociaci na komplexním iontu a iontech vnější sféry
K 3 "3K + + 3 -,
SO 4 "2+ + SO 2 - 4.
Ve středu komplexního iontu je atom - komplex spotřebitele. Tato role se obvykle provádí kovovými ionty. V blízkosti komplexovacích agentů jsou umístěny (koordinované) polární molekuly nebo ionty, a někdy i ty a další dohromady, jsou voláni ligandy.Komplexní činidlo společně s ligandy představuje vnitřní sféru komplexu. Daleko od komplexního činidla jsou méně pevně spojené s ním, jsou ve vnějším prostředí komplexní sloučeniny. Vnitřní sféra obvykle uzavírá čtvereční závorky. Číslo označující počet ligandů ve vnitřní sféře se nazývá koordinace. Chemické vazby mezi komplexními a jednoduchými ionty v procesu elektrolytické disociace jsou relativně snadno zlomené. Komunikace vedoucí k tvorbě komplexních iontů obdržely názvu dárcovských akceptorových vazeb.
Ionty vnější koule jsou snadno štěpeny od komplexního iontu. Tato disociace se nazývá primární. Reverzibilní rozpad vnitřní sféry se vyskytuje mnohem obtížnější a nazývá se sekundární disociace.
CL "+ + CL - primární disociace,
+ "AG + +2 NH 3 - sekundární disociace.
sekundární disociace, jako disociace slabého elektrolytu, se vyznačuje konstantou nedostatečnosti
Hnízdo. \u003d × 2 / [+] \u003d 6,8 × 10 -8.
Konstanty unstoppacy (na nesmysl) různých elektrolytů je měřítkem udržitelnosti komplexu. Menší než narození. , stabilnějším komplexem.
Takže mezi stejným typem spojení:
| - | + | + | + |
| K nast \u003d 1,3 × 10 -3 | K Nast \u003d 6,8 × 10 -8 | K nast \u003d 1 × 10 -13 | K Nast \u003d 1 × 10 -21 |
stabilita komplexu se zvyšuje při pohybu z - do +.
Hodnoty konstantního olova nestability v referenčních knihách v chemii. S pomocí těchto hodnot je možné předpovědět reakce mezi komplexními sloučeninami se silným rozdílem mezi konstantami nepříjemností, bude reakce pokračovat směrem k tvorbě komplexu s menší konstantou neslučitelnosti.
Komplexní sůl s malým odolným komplexním iontem dvojité Sali.. Dvojité soli, na rozdíl od komplexu, disociace na všech iontech obsažených v jejich složení. Například:
KAL (SO 4) 2 "K + + AL 3+ + 2SO 2-4,
NH4 Fe (SO 4) 2 "NH4 + + + FE 3+ + 2SO 2-4.
Silné a slabé elektrolyty
Kyseliny, báze a soli ve vodných roztokech jsou disociovány - rozpadni se do iontů. Tento proces může být reverzibilní nebo nevratný.
S nevratnou disociací v roztokech, veškerá látka nebo téměř všechno spadá do iontů. To je charakteristické pro silné elektrolyty (obr. 10.1, a, str. 56). Některé kyseliny a všechny rozpustné soli a báze (hydroxidy alkalických a alkalických zemin) (schéma 5, s. 56) zahrnují rozpustné elektrolyty.
Obr. 10.1. Porovnání počtu iontů v roztokech se stejným počátečním množstvím elektrolytu: A-chloridová kyselina (silný elektrolyt); B - kyselina dusitanová
(slabý elektrolyt)
Schéma 5. Klasifikace elektrolytů silou
Když je disociační disociace reverzibilní, dva protilehlé procesní toky: současně s rozpadem látky na ionty (disociace) je opačný proces kombinování iontů v molekulách látky (asociace). Vzhledem k tomu existuje část látky v roztoku ve formě iontů a částí - ve formě molekul (obr. 10.1, B). Elektrolyty,
které při rozpuštění ve vodě se rozpadá pouze částečně, se nazývá Slabé elektrolyty. Mezi ně patří voda, mnoho kyselin, stejně jako nerozpustné hydroxidy a soli (schéma 5).
V disociačních rovnicích slabých elektrolytů namísto konvenční šipky zaznamenává obousměrnou šipku (znaménko reverzibility):
Síla elektrolytů lze vysvětlit polaritou chemické vazby, která je rozbitá po disociaci. Více polární komunikace, snadnější molekuly vody, promění se v iontové, tedy silnější elektrolyt. Ve soli a hydroxidech je polarita komunikace největší, protože existuje iontové spojení mezi iontovými prvky a hydroxidovými ionty, proto všechny rozpustné soli a báze jsou silné elektrolyty. V kyselinách obsahujících kyslík během disociace je spojení O - H rozbité, jehož polarita závisí na kvalitativní a kvantitativní kompozici kyselého zbytku. Síla většiny kyselin obsahujících kyslík může být stanovena, pokud je obvyklá kyselina vzorec napsána jako e (OH) M o n. Pokud je tento vzorec n< 2 — кислота слабая, если n >2 - Silný.
Závislost kyselin z kompozice kyselého zbytku
Stupeň disociace
Výkon elektrolytů kvantitivně charakterizuje stupeň elektrolytické disociace A, což ukazuje podíl molekul látek, které se rozpadly v roztoku na iontech.
Stupeň disociace A se rovná poměru počtu m molekul M molekul n nebo množství látky N, který byl zírán na ionty, na celkový počet molekul n 0 nebo množství rozpuštěné látky n 0:
Stupeň disociace může být vyjádřena nejen v frakcích jednotky, ale také v procentech:
Hodnota A se může lišit od 0 (neexistuje žádná disociace) až 1 nebo 100% (úplná disociace). Čím lepší se elektrolytová rozpadá, tím větší je hodnota stupně disociace.
Podle hodnoty stupně elektrolytické disociace jsou elektrolyty často odděleny ne dva, ale do tří skupin: silné, slabé a elektrolyty střední síly. Tyto silné elektrolyty zvažují stupeň disociace, z nichž více než 30% a slabý s mírou menší než 3%. Elektrolyty s mezilehlými hodnotami A - od 3% do 30% - nazývané střední elektrické elektrolyty. Pro tuto klasifikaci se považují kyseliny: HF, HNO 2, H 3 PO4, H 2 SO 3 a někteří jiní. Dvě nedávné kyseliny jsou střední výkonové elektrolyty pouze v první fázi disociace, a v jiných je to slabé elektrolyty.
Stupeň disociace je variabilní hodnota. Záleží nejen na povaze elektrolytu, ale také na jeho koncentraci v roztoku. Tato závislost poprvé identifikovala a prozkoumala Wilhelm Ostvald. Dnes se nazývá zákon snižování Ostvald: Když se roztok zředí vodou, stejně jako se zvyšující se teplota, stupeň disociace se zvyšuje.
Výpočet stupně disociace
Příklad. V jedné litru rozpuštěného vodíku fluoridu vodíku s množstvím látky 5 mol. Výsledný roztok obsahuje 0,06 mol vodíkových iontů. Určete stupeň disociace kyseliny fluoridové (jako procento).
Píšeme disociační rovnici fluoridové kyseliny:
Během disociace z jedné molekuly kyseliny se vytvoří jeden vodík iontem. Pokud roztok obsahuje 0,06 mol H + ionty, znamená to, že predsissorát-valo 0,06 mol molekul fluoridu vodíku. V důsledku toho je stupeň disociace:
Vynikající německý fyziko-chemik, vítěz Nobelovy ceny v roce 1909 chemie. Narodil se v Rize, studoval na University of Dertta, kde začal vyučovat a vědecké činnosti. Při 35 let se přestěhoval do Lipska, kde vedl fyzikální a chemický institut. Studoval zákony chemické rovnováhy, vlastnosti roztoků, objevil zákon chovu volal jeho jméno, vyvinul základy teorie kyselé katalýzy katalýzy, spousta času zaplacilo historii chemie. Založil první ministerstvo fyzikální chemie na světě a první fyzikálně-chemický časopis. V osobním životě měl podivné zvyky: cítil znechucení pro účes, a s jeho tajemníkem sdělil výhradně s pomocí jízdního kola.
Klíčová myšlenka
Disociace slabých elektrolytů - reverzibilní proces a silný -
nevratné.
Otázky řízení
116. Dejte definici silných a slabých elektrolytů.
117. uveďte příklady silných a slabých elektrolytů.
118. Jakou velikost se používá pro kvantitativní charakteristiku výkonu elektrolytu? Je to konstantní v jakýchkoliv řešeních? Jak mohu zvýšit stupeň disociace elektrolytu?
Úkoly pro zvládnutí materiálu
119. Dejte jeden příklad soli, kyseliny a bázi, které jsou: a) se silným elektrolytu; b) slabý elektrolyt.
120. Uveďte příklad látky: a) dvouosovou kyselinu, která v prvním stupni je elektrolyt střední síly, a na druhém slabém elektrolytu; b) Dvouosová kyselina, která na obou fázích je slabý elektrolyt.
121. V jedné kyselině v první fázi je disociační stupeň 100% a ve druhé - 15%. Co může být kyselina?
122. Jaký druh částic je větší v roztoku sulfidového vodíku: molekuly H2S, H + ionty, S 2 ionty nebo ionty HS -?
123. Z výše uvedeného seznamu látek odděleně vypněte vzorec: a) silné elektrolyty; b) Slabé elektrolyty.
NaCl, HC1, NaOH, nano 3, HNO 3, HNO 2, H2S04, BA (OH) 2, H2S, K 2 S, Pb (č. 3) 2.
124. Proveďte rovnici disociace nitrátu stroncia, rtuť (11) chloridu, uhličitanu vápenatého, hydroxidu vápenatého, sulfidové kyseliny. V jakých případech je disociace reverzibilní?
125. Ve vodném roztoku síranu sodného obsahuje 0,3 mol iontů. Jaká hmotnost této soli byla použita pro přípravu takového řešení?
126. V roztoku fluoridu vodíku obsahuje 1 litr 2 g této kyseliny a množství látky iontů vodíku je 0,008 mol. Jaké je množství fluoridových iontových látek v tomto řešení?
127. Ve třech trubkách jsou obsaženy stejné objemy chloridu, fluoridu a sulfidových roztoků. Ve všech zkumavkách množství látky jsou kyseliny stejné. V první zkumavce je však množství látky iontů vodíku 3. 10 -7 mol, ve druhé - 8. 10 -5 mol, a ve třetím - 0,001 mol. Která trubka obsahuje každou kyselinu?
128. První zkumavka obsahuje roztok elektrolytu, jehož stupeň disociace, která je 89%, ve druhém elektrolytu s disociací 8% O a ve třetině - 0,2%. Přineste dva příklady elektrolytů různých tříd sloučenin, které mohou být obsaženy v těchto zkumavkách.
129 *. V dalších zdrojích naleznete informace o závislosti síly elektrolytů z povahy látek. Nastavte vztah mezi strukturou látek, povahou chemických prvků, které je tvoří a sílu elektrolytů.
To je materiál učebnice