Sellised elektrolüütid on lähedal 1.
Paljud anorgaanilised soolad sisaldavad tugevaid elektrolüüte, mõningaid anorgaanilisi happeid ja aluseid vesilahustes, samuti kõrge dissotsierimisvõimega lahustid (alkoholid, amiidid jne).
Wikimedia Foundation. 2010.
Vaata, mis on teistes sõnaraamatutes "Tugevad elektrolüütid":
tugevad elektrolüüdid - - elektrolüütid, mis on peaaegu täielikult dissotsieerunud vesilahustes. Üldine keemia: õpik / A. V. Zhulkhan ... Keemiliselt
Ioonide juhtivuse ained; Neid nimetatakse dirigent teise praeguse läbipääsu kaudu nende kaudu on kaasas sisu üleandmine. Elektrolüütide hulka kuuluvad soolade, oksiidide või hüdroksiidide sulab ja (mis leidub oluliselt ... ... Encyclopedia värv
Elektrolüüdid. - vedelad või tahked ained, milles elektrolüütilise dissotsiatsiooni tulemusena moodustatakse mis tahes märgatavates ioonide kontsentratsioonis, mis määravad otsese elektrivoolu läbipääsu. Elektrolüüdid lahendustes ... ... Encyclopedia sõnastik metallurgia jaoks
Elektrolüüt on keemiline tähtaeg, mis tähistab ainet, sulavat või lahuse, mille lahuse teostab elektrivoolu, mis on tingitud dissotsiatsioonist ioonidele. Elektrolüütide näited võivad olla happed, soolad ja alused. Elektrolüüdid Teise liiki juhtmed, ... ... Wikipedia
Üldises mõttes on VA ja süsteemides vedelik või tahke aine olemas loobumine ioonide üleandmise kontsentratsioonis, mis määravad nende liikumise elektriliselt. praegune (ioonjuhtivus); Kitsas mõttes WA, lagunevad ioonide ioonide suhtes. E. ... ... ... Füüsiline entsüklopeedia
VA-s üleandmise kontsentratsioonis on ioonid, mis määravad elektrilise läbipääsu. Praegune (ionic juhtivus). E. kutsus ka. Sekundaarsed juhendid. Sõna E. kitsas tähenduses WA-s, molekulid Ryy P-i elektrolüütilise ... ... ... Keemiline entsüklopeedia
- (Alates elektrilistest ... ja kreeka keeltest. Lyys salastatavad, lahustuvad) vedelad või tahked ained ja süsteemid, milles esinevad mis tahes märgatavates ioonide kontsentratsioonis, mis määravad elektrivoolu läbipääsu. E. kitsas mõttes ... ... Suur Nõukogude entsüklopeedia
See terminil on muid väärtusi, vt dissotsiatsiooni. Elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüütide lagunemine ioonide lagunemise protsesside lahustamise või sulamise ajal. Sisu 1 dissotsiatsioon lahendustes 2 ... Wikipedia
Elektrolüüdi aine, sulab või lahuse, mille lahus kannab elektrivoolu, mis on tingitud ioonide dissotsiatsioonist, kuid elektrivool ise ei teosta. Elektrolüütide näited võivad olla hapete, soolade ja aluste lahused. ... ... Wikipedia
Elektrolüütiline dissotsiatsioon - Elektrolüütide eraldamise elektrolüütide lagunemine elektriliselt laetud ioonidega. Kaine VANT GOFF. Vant muff (van t noi) näitas, et lahuse osmootne rõhk on võrdne rõhuga, see toota lahustunud ... ... ... ... Suur meditsiiniline entsüklopeedia
Raamatud
- Fermi pasta tagasi nähtus ja mõned rakendused. Fermi pasta-Ulami tagastamise uurimine erinevates mittelineaarmetes ja FPU spektri generaatorite arendamisele meditsiinile, berezin andrei. See raamat tehakse vastavalt teie tellimusele, kasutades print-on-nõudluse tehnoloogiat. Töö peamised tulemused on järgmised. Koregoregi võrrandite süsteemi osana ...
Elektrolüütidena kemikaalide tuntakse alates iidsetest aegadest. Enamik nende taotluste valdkonnad võitsid suhteliselt hiljuti. Me arutame nende ainete kasutamise ja hajutamise tööstuse kõige prioriteete, mida viimased muudavad ja mida nad üksteisest erinevad. Aga alustage lugu ekskursioonist.
Ajalugu
Vanemate tuntud elektrolüütide on soolad ja happed avatud iidse maailma. Siiski on aja jooksul välja töötatud elektrolüütide struktuuri ja omaduste ideed. Nende protsesside teooriad arenenud alates 1880. aastast, kui elektrolüüdi omaduste teooriatega seotud mitmeid avastusi tehti. Seal oli mitmeid kõrge kvaliteediga hüppeid teooriate kirjeldab mehhanisme interaktsiooni elektrolüütide koostoime veega (ju veega (ju alles lahuses nad omandavad need omadused, mille tõttu neid kasutatakse tööstuses).
Nüüd analüüsime üksikasjalikult mitmeid teooriaid, millel on olnud suurim mõju elektrolüütide ja nende omaduste ideede arendamisele. Ja alustame kõige levinuma ja lihtsa teooriaga, mida igaüks meist koolis läbis.
ARRHENIUS Elektrolüütiline dissotsiatsiooniteooria
1887. aastal loodi Rootsi keemik ja Wilhelm Ostvald elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria. Kuid siin ei ole ka nii lihtne. Arrahenius ise oli toetaja Niinimetatud lahenduste füüsilise teooria, mis ei võtnud arvesse aine komponentide koostoimet veega ja väitis, et lahuses on tasuta laetud osakesi (ioonid). Muide, see on sellistest positsioonidest täna kaaluma elektrolüütilise dissotsiatsiooni koolis.
Olgem siiski rääkida sellest, mida see teooria annab ja kuidas ta selgitab meile ainete koostoime mehhanismi veega. Nagu mõne muu puhul, on tal mitu postulaate, mida ta kasutab:
1. Kui suheldes veega, aine laguneb ioonide (positiivne - katioon ja negatiivne - anioon). Need osakesed hüdreeritakse: nad meelitavad veemolekule, mis muide, mis on teel ühel küljel positiivselt ja teisest küljest (vorm dipooli), moodustunud aquacomplexes (solvaadid).
2. Dissotsiatsiooniprotsess on pöörduv - see tähendab, et kui aine on ioonide katki purunenud, siis võib see mis tahes tegurite toimimise all uuesti sisse lülitada.
3. Kui ühendate elektroodid lahusele ja pannakse voolu, hakkavad katioonid liikuma negatiivse elektroodi - katoodi ja anioone positiivselt laetud - anoodile. See on põhjus, miks ained vees lahustuvad vees viiakse läbi elektri voolu parem kui vesi ise. Samal põhjusel nimetati neid elektrolüütideks.
4. Elektrolüüt iseloomustab lahustumise allutatud aine protsenti. See näitaja sõltub lahusti omadustest ja kõige lahustunud aine omadustest, viimaste kontsentratsioonist ja välise temperatuuri kontsentratsioonist.
Siin sisuliselt kõik peamised postulaadid selle lihtsa teooria. Me kasutame käesolevas artiklis, et kirjeldada, mis toimub elektrolüüdi lahuses. Nende ühenduste näited näevad veidi hiljem ja kaaluge nüüd teist teooriat.
Hapete teooria ja Lewise alused
Elektrolüütilise dissotsiatsiooniteooria kohaselt on hape vesiniku lahuses aine ja alus on ühend, mis laguneb hüdroksiidi anioonil lahuses. On veel üks teooria nimega kuulsa keemik Gilbert Lewise nime. See võimaldab teil veidi laiendada happe ja aluse kontseptsiooni. Lewise teooria järgi, happed - või ainete molekulide teooriast, millel on vaba elektroonilised orbitaalid ja on võimelised teisest molekulist elektroni võtma. On lihtne ära arvata, et selliseid osakesi, mis suudavad anda ühele või mitmele nende elektrile "happe kasutamisele. Siin on väga huvitav, et hape või alus võib olla mitte ainult elektrolüüt, vaid ka mis tahes aine, isegi vees lahustumatu aine.
Brandsteda lowry prolaatia teooria
1923. aastal korraldati teooriast sõltumatult kaks teadlast - J. Brenstead ja T. Loury, mida teadlased rakendavad aktiivselt keemiliste protsesside kirjeldamiseks. Selle teooria olemus on see, et dissotsiatsiooni tähendus vähendatakse prootoni edastamiseks happest alusele. Seega mõistab viimast siin prootonite aktseptorina. Siis happe on nende doonor. Teooria selgitab hästi ka ainete olemasolu, mis ilmnevad omadused ja happed ja alused. Selliseid ühendeid nimetatakse amfoteeriks. Brenstead-Lowi teoorias kasutatakse neid ka amfooliiti ka nende jaoks, samas kui hape või alus on protolüütide puhul tavaline.
Me pöördusime artikli järgmisele osale. Siin me ütleme, kuidas on tugevad ja nõrgad elektrolüüdid üksteisest erinevad ja arutavad mõju välised tegurid nende omaduste kohta. Ja siis hakkame oma praktilise rakenduse kirjeldamiseks.
Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid
Iga aine suhtleb veega eraldi. Mõned lahustuvad selles hästi (näiteks toiduvalmistamise sool) ja mõned ei lahustu üldse (näiteks kriit). Seega kõik ained jagunevad tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks. Viimased on ained, mis on veega halvasti suheldes ja lahendama lahuse allosas. See tähendab, et neil on väga madal dissotsiatsiooni- ja kõrge sidemega energia, mis ei võimalda normaalsetes tingimustes molekuli murda selle ioonide komponentideks. Nõrk elektrolüütide dissotsiatsioon esineb kas väga aeglaselt või selle aine temperatuuri ja kontsentratsiooni lahusesse.
Rääkige tugevatest elektrolüütidest. Nende hulka kuuluvad kõik lahustuvad soolad, samuti tugevad happed ja tükid. Nad on kergesti lagunevad ioonidesse ja neid on väga raske neid sademete koguda. Elektrolüütides olev vool viiakse läbi täpselt tänu lahuses sisalduvatele ioonidele. Seetõttu veedavad praegused tugevad elektrolüüdid parimaid. Viimaste näideteks: tugevad happed, tükid, lahustuvad soolad.
Elektrolüütide käitumist mõjutavad tegurid
Nüüd me mõistame, kuidas välise keskkonna muutus mõjutab kontsentratsiooni otseselt mõjutab elektrolüüdi dissotsiatsiooni astet. Lisaks sellele võib seda suhet väljendada matemaatiliselt. Seda suhet kirjeldavat seadust nimetatakse ostelald lahjenduse seaduseks ja on kirjutatud järgmiselt: a \u003d (k / c) 1/2. Siin A on dissotsiatsiooni aste (võetud fraktsioonides), dissotsiatsioonikonstantse, iga aine puhul erinev ja C on elektrolüütide kontsentratsioon lahuses. Selle valemi puhul saate õppida palju aine ja selle käitumise kohta lahenduses.
Aga me lükkasime teemat tagasi. Lisaks kontsentratsioonile mõjutab dissotsiatsiooni aste elektrolüüdi temperatuur. Enamikute ainete puhul suurendab selle suurenemine lahustuvust ja keemilist aktiivsust. See võib selgitada mõne reaktsioonide voolu ainult siis, kui suurenenud temperatuur. Normaalsetes tingimustes lähevad nad kas väga aeglaselt või mõlemas suunas (selline protsess nimetatakse pöörduvaks).
Me lammutada tegurid, mis määravad sellise süsteemi käitumise elektrolüütide lahusena. Nüüd läheme K. praktilise rakendamise Need, kahtlemata, väga olulised kemikaalid.
Tööstuslik kasutamine
Muidugi kuulsid kõik patareide suhtes sõna "elektrolüüt". Autos kasutatakse pliihappe patareid, elektrolüüdi rolli, milles 40% väävelhape teostab. Et mõista, miks on aine üldse olemas, tasub patareide omadusi mõista.
Mis on mis tahes aku toimimise põhimõte? Need esinevad nende üheainete muundamise reaktsioon teisele, mille tulemusena vabastatakse elektronid. Aku laadimisel, ainete interaktsiooni, mida ei saavutata normaalsetes tingimustes. Seda saab esindada elektrienergia kogunemisena ainena keemilise reaktsiooni tulemusena. Kui heakskiidu, algab pöördvõrdeline ümberkujundamine, mis viib süsteemi esialgse riigi. Need kaks protsessi koos moodustavad ühe tasu tühjendamise tsükli.
Mõelge ülaltoodud protsessi konkreetsele näitele - pliiakule. Kuna see on lihtne ära arvata, koosneb see praegune allikas elemendist, mis sisaldab plii sisaldavat elementi (samuti PBO2-pliidioksiidi dioksiidi) ja hapet. Iga aku koosneb elektroodidest ja ruumis nende vahel, mis on täidetud elektrolüüdiga. Nagu viimane, nagu me juba leidsime, kasutatakse väävelhapet 40% kontsentratsioonis. Katood sellise aku on valmistatud pliidioksiidist ja anood koosneb puhtast plii. Kõik see on seetõttu, et nende kahe elektroodi ioonide voolamise erinevad pöörduvad reaktsioonid, millele on ennustatud, millele on hapetatud:
- PBO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2E - \u003d PBSO 4 + 2H20 (reaktsioon negatiivse elektroodi puhul).
- PB + SO 4 2- - 2E - \u003d PBSO4 (reaktsioon, mis esineb positiivses elektroodi - anood).
Kui loete reaktsiooni vasakult paremale - saame aku tühjenemise protsesse ja kui paremal vasakul - laadimisel. Igas nimetatud reaktsioonis on erinevad, kuid nende voolu mehhanismi kirjeldatakse üldiselt samal viisil: kaks protsessi esineb, millest üks on elektronid "imenduvad" ja teises vastupidi, "välja". Kõige tähtsam on see, et imenduvate elektronide arv on võrdne avaldatud arvuga.
Tegelikult, välja arvatud patareid, on nende ainete jaoks palju rakendusi. Üldiselt elektrolüüdid, näited, mille me juhtisime, on ainult teravilja sellest mitmesuguste ainete hulgast. Nad ümbritsevad meid kõikjal kõikjal. Siin, näiteks inimese keha. Mõtle, ei ole neid aineid seal? Väga viga. Nad on kõikjal USAs ja suurim vere elektrolüütide kogus. Nende hulka kuuluvad näiteks rauast ioonid, mis on osa hemoglobiinist ja aitavad hapnikku meie keha kudedesse. Verelektrolüüdid mängivad ka võtmerolli veesoola tasakaalu reguleerimisel ja südame töö reguleerimisel. See funktsioon viiakse läbi kaaliumi ja naatriumioonidega (rakkudes esinev protsess, mida nimetatakse kaalium-naatriumpumbaks).
Kõik ained, mida saate vähemalt natuke, - elektrolüütide lahustuda. Ja seal ei ole sellist tööstust ja meie elu teiega, kus iganes nad kehtivad. Need ei ole mitte ainult autod ja patareid. See on mis tahes keemia- ja toiduainete tootmine, sõjalised tehased, õmblusfaktorid jne.
Elektrolüüdi koostis on muide erinev. Niisiis saate valida happe ja leeliselise elektrolüüdi. Nad on oma omadustes põhimõtteliselt erinevad: nagu me oleme juba rääkinud, on happed prootonid doonorid ja picense on aktseptorid. Kuid elektrolüüdi koostise ajaga, kuna aine osa kaotuse tõttu on kontsentratsioon vähenenud või suureneb (see kõik sõltub sellest, mis on kadunud, vesi või elektrolüüt).
Iga päev näeme neid, kuid vähesed inimesed teavad täpselt sellise tähtaja määratlust elektrolüütidena. Näited spetsiifilistest ainetest, mida me demonteerisime, pöördume pöörduda veidi keerukamate kontseptsioonide poole.
Elektrolüütide füüsikalised omadused
Nüüd füüsika kohta. Kõige tähtsam on see, et peate selle teema uurimisel aru saama - kuidas elektrolüütide voolu edastatakse. Otsustav roll mängivad ioonid. Need laetud osakesed võivad vedada laengu ühest lahusest osast teise. Niisiis püüavad anioonid alati positiivsele elektroodile ja katioonidele - negatiivsetele. Seega me jagame elektrilöögi lahendust, jagame me tasu süsteemi erinevatel külgedel.
Väga huvitav on selline füüsiline omadus tihedusena. Paljud meie poolt arutatud ühendite omadused sõltuvad sellest. Ja sageli küsimuse avaneb: "Kuidas tõsta elektrolüüdi tihedust?" Tegelikult vastus on lihtne: on vaja vähendada veesisaldus lahuses. Kuna elektrolüüdi tihedus on enamasti määratud, sõltub enamasti viimasest kontsentratsioonist. On kaks võimalust teha loodud. Esimene on üsna lihtne: aku sisalduva elektrolüütide keetmine. Selleks on vaja seda nõuda nii, et temperatuur tõusis veidi üle saja kraadi Celsiuse kohal. Kui see meetod ei aita, ärge muretsege, on veel üks: lihtsalt asendage vana elektrolüütide uus. Selleks peate vana lahenduse tühjendama, puhastage siseküljed väävelhappe jääkidest destilleeritud veega ja valage see uus osa. Reeglina avaldavad kõrgekvaliteedilised elektrolüüdilahused kontsentratsiooni soovitud ulatus. Pärast asendamist saab unustada pikka aega selle kohta, kuidas elektrolüüdi tihedust tõsta.
Elektrolüüdi koostis määrab suures osas selle omadused. Sellised omadused, näiteks elektrijuhtivus ja tihedus, sõltuvad suuresti lahustunud aine olemusest ja kontsentratsioonist. On eraldi küsimus selle kohta, kui palju elektrolüüt akus võib olla. Tegelikult on selle maht otseselt seotud toote märgitud võimsusega. Väävelhape aku sees, mida võimsam, seda suurem on pinge on võimeline välja andma.
Kus see on mugav?
Kui te olete auto entusiast või lihtsalt armastab autosid, siis sa ise aru saavad. Kindlasti sa tead, kuidas otsustada, kui palju elektrolüüt akus on nüüd. Ja kui sa oled kaugel autodest, ei ole nende ainete omaduste tundmine nende kasutusalade omaduste ja üksteisega suhtlemise vastu täiesti üleliigne. Teades seda, te ei ole segaduses, kui teil palutakse öelda, milline elektrolüüt akus. Kuigi isegi kui te ei ole auto entusiast, kuid teil on auto, ei ole akuteadmised täiesti üleliigsed ja aitavad teil parandada. See on palju lihtsam ja odavam teha kõike ise kui minna autocentre.
Ja selle teema paremaks uurimiseks soovitame lugeda kooli ja ülikoolide keemia õpikuid. Kui tead seda teadust hästi ja lugesite piisavalt õpikuid, parim valik Praeguse "varieerumise allikad on" keemilised allikad. Kogu patareide teooria, erinevate patareide ja vesinikuelementide teooriat kirjeldatakse üksikasjalikult.
Järeldus
Me lähenes lõpuni. Kokkuvõttes. Ülal, me demonteerisime kõike, mis puudutab sellist kontseptsiooni kui elektrolüütidena: näited, struktuuri teooria ja omadused, funktsioonid ja kasutamine. Taas tasub öelda, et need ühendid moodustavad osa meie elust, ilma milleta võiksid meie kehad ja kõik tööstuse valdkonnad eksisteerida. Kas mäletate vere elektrolüüte? Tänu neile elame. Aga meie autodega? Nende teadmiste abil saame lahendada akuga seotud probleemi, sest me mõistame nüüd, kuidas elektrolüütide tihedust tõsta.
On võimatu öelda kõike ja me ei pane sellist eesmärki. Lõppude lõpuks ei ole see kõik, mida saab nende hämmastavate ainete kohta rääkida.
Elektrolüüte on ained, ainete sulamid või lahendused, millel on võime elektrolüsieeruda galvaanilise voolu teostamiseks. On võimalik kindlaks teha, millised elektrolüütide aine sisaldab elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat.
Juhendamine
- Selle teooria olemus on see, et sulamistemperatuuril (lahustatud vees), peaaegu kõik elektrolüütide väheneb ioonidele, mis on nii positiivsed kui negatiivselt laetud (mida nimetatakse elektrolüütilise dissotsiatsiooniks). Elektrilise voolu, negatiivsete (anioonide ") mõju all liiguvad anoodi (+) ja positiivselt laetud (katioonid," + "), liigutage katoodi (-). Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördprotsess nimetatakse "molaratsiooni").
- Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste a (a) sõltub elektrolüüdi ise, lahusti ja nende kontsentratsioonist. See on molekulide (N) arvu suhe, mis murdis ioonidesse koguarv lahusesse sisestatud molekulid (n). Get: a \u003d n / n
- Seega on tugevad elektrolüütid ained, mis vees lahustatakse täielikult eraldavad ioonid. Tugevatele elektrolüütidele reeglina ained, millel on tugevad polaarsed või ioonsed ühendused ained: need on soolad, mis on hästi lahustuvad, tugevad happed (HCI, hi, HBR, HCLO4, HNO3, H2SO4), samuti tugevad alused (KOH , NaOH, RBOH, BA (OH) 2, CSH, SR (OH) 2, LiOH, CA (OH) 2). Tugevas elektrolüütis on selles lahustunud aine enamasti ioonide (anioonide ja katioonide) kujul; Molekulid, mis ei ole kaasatud - praktiliselt ei.
- Nõrk elektrolüüte on sellised ained, mis eraldavad ainult osaliselt ioonid. Nõrk elektrolüütide koos ioonidega lahuses sisaldavad molekule ei tohi dissotsieerunud. Nõrk elektrolüüte ei ole lubatud ioonide tugeva kontsentratsiooni lahuses. Ja nõrk on nõrk:
- orgaanilised happed (peaaegu kõik) (C2H5COOH, CH3COOH jne);
- mõned anorgaanilised happed (H2S, H2CO3 jne);
- peaaegu kõik soolad, vees madala lahustuvad vees, ammooniumhüdroksiidis, samuti kõik alused (CA3 (PO4) 2; CU (OH) 2; al (OH )3; NH4OH);
- vesi. Nad on praktiliselt elektrivoolu või kulutada, vaid halb.
Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid
Ainult osa molekulidest eraldab mõnede elektrolüütide lahustes. Elektrolüüdijõu kvantitatiivse iseloomuliku iseloomuga dešierimisrahastamise kontseptsioon võeti kasutusele. Ioonide poolt lahustatud molekulide arvu ja lahustunud molekulide koguarv nimetatakse dissotsiatsiooniastiks a.
kus C on predissaalse molekulide kontsentratsioon, mol / l;
C 0 - lahuse esialgne kontsentratsioon, mol / l.
Dissotsiatsiooni suurusjärku jagatakse kõik elektrolüütide tugevaks ja nõrgaks. Tugevad elektrolüüdid kuuluvad dissotsiatsiooni astmele, millest rohkem kui 30% (A\u003e 0,3). Need sisaldavad:
· Tugevad happed (H2S04, HNO3, HCI, HBr, HI);
· Lahustuvad hüdroksiidid, välja arvatud NH4OH;
· Sallikues lahustuvad.
Tugevate elektrolüütide elektrolüütiline dissotsiatsioon jätkub pöördumatu
HNO 3 ® H + + NO - 3.
Nõrk elektrolüütidel on dissotsiatsioonikraad alla 2% (a< 0,02). К ним относятся:
· Nõrgad anorgaanilised happed (H2C03, H2S, HNO 2, HCN, H2 SiO3 jne) ja kõik orgaanilised, näiteks äädikhape (CH3 COOH);
· Lahustumata hüdroksiidid, samuti lahustuv NH4OH hüdroksiid;
· Lahustuvad soolad.
Elektrolüüte dissotsiatsiooniväärtuste vahepealsete väärtustega nimetatakse keskmise toiteallika elektrolüütideks.
Dissotsiatsiooni aste (a) sõltub järgmistest teguritest:
elektrolüüdi olemusest, st keemiliste sidemete liigist; Dissotsiatsioon on kõige polarivõlakirjade kohas kõige kergemini esinenud;
lahusti olemusest - mida suurem on viimane, seda lihtsam see läheb dissotsiatsiooniprotsessi;
temperatuuri temperatuurist suurendamine suurendab dissotsiatsiooni;
lahuse kontsentratsioonist - lahuse lahjendamisel suureneb dissotsiatsioon ka.
Nagu näide sõltuvusest sõltuvusest dissotsiatsiooniastmelise iseloomuga keemiliste võlakirjade laadi, kaalume naatriumhüdrosulfaadi dissotsiatsiooni (NaHSO4) dissotsiatsiooni, mille molekulis on saadaval järgmised tüübid: 1-ioon; 2 - polaarne kovalentne; 3 - Suhe väävli ja hapniku aatomite vahel on madal-polar. Ioonühenduse kohapeal kõige kergemini puruneb (1):
| Na1O3O S3H2O O | 1. Nahso 4 ® Na + + HSO-4, 2. Seejärel polaarse side ajal vähemal määral: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. happejääk See ei kahjusta ioone. |
Elektrolüütide dissotsiatsiooni aste sõltub tugevalt lahusti iseloomust. Näiteks HCl eraldab tugevalt vees, nõrgem etanoolis C2H 5 OH, peaaegu mitte benseeni dissotsiatsiooni, kus see praktiliselt ei juhi elektrivoolu. Lahustid kõrge dielektrilise konstant (E) polarize molekulide lahustunud aine ja vormi solvaadid (hüdreeritud) ioonid nendega. 25 0 С E (H20) \u003d 78,5, E (C2H5HOH) \u003d 24,2, E (C6H6) \u003d 2,27.
Nõrkade elektrolüütide lahendamistes on dissotsiatsiooniprotsess pöörduv ja seetõttu rakendatakse keemilise tasakaalu seadused molekulide ja ioonide vahelise tasakaalu suhtes. Niisiis, äädikhappe dissotsiatsiooniks
CH3 COOH "CH3 COO-+ H +.
Equilibrium Constant C-ga määratakse kindlaks
K \u003d K D \u003d Сх 3 COO - · H + / SCH 3 COOH-ga.
Dissotsiatsiooniprotsessi tasakaalustava konstant (K C) nimetatakse dissotsiatsioonikonstantiks (k d). Selle väärtus sõltub elektrolüüdi, lahusti ja temperatuuri olemusest, kuid see ei sõltu elektrolüüdi kontsentratsioonist lahuses. Dissotsiatsiooni konstant on nõrkade elektrolüütide oluline omadus, kuna see näitab nende molekulide tugevust lahuses. Mida väiksem on dissotsiatsioonikonstant, nõrgem elektrolüüdi dissotsiatsioonide ja stabiilsemat selle molekuli. Arvestades, et dissotsiatsiooni aste erinevalt dissotsiatsioonikonstantide muutustega lahuse kontsentratsiooniga, on vaja leida ühendus k d ja a vahel. Kui lahuse esialgne kontsentratsioon võetakse võrdne C-ga ja selle kontsentratsioonile vastava dissotsiatsiooni aste aste a, äädikhappe eelsissalmolekulide arv on võrdne A · C-ga
Сх 3 coo - \u003d H + \u003d a · s,
seejärel on ebaõnnestunud äädikhappe molekulide kontsentratsioon võrdne (C - A · C) või C (1- A · C). Siit
K D \u003d AS · A C / (C - A · C) \u003d a 2 c / (1- a). (üks)
Võrrand (1) väljendab OsteLadi lahjendamise seadust. Väga nõrga elektrolüütide jaoks a<<1, то приближенно К @ a 2 С и
a \u003d (k / s). (2)
Nagu võib vaadelda valemiga (2), vähenedes elektrolüüdi lahuse kontsentratsiooni (lahjendatud) kontsentratsiooni vähenemisega, suureneb dissotsiatsiooniaste.
Nõrk elektrolüütide dissotsieritakse samme, näiteks:
1 etapp H2CO 3 "H + + NSO - 3,
2 etapp NSO - 3 "H + + CO 2 - 3.
Selliseid elektrolüüte iseloomustab mitmed konstandid - sõltuvalt ioonide lagunemisjärgsete sammude arvust. Sööghappe puhul
K1 \u003d CH + · SNO-2 / CH2C3 \u003d 4,45 × 10-7; K 2 \u003d CH + · CSO 2-3 / SNO-3 \u003d 4,7 × 10 -11.
Nagu näha, on söehappe ioonide lagunemine peamiselt esimeses etapis ja teine \u200b\u200bvõib ilmneda ainult suure soolo lahjendusega.
Tasakaalu kogus H2C03 "2H + + CO 2 - 3 vastab dissotsiatsiooni kogukonstandile
K D \u003d C2H + · CSO2-3 / CH2C03.
Väärtused 1 ja K2 on seotud üksteisega
K d \u003d k 1 · k 2.
Samamoodi on mitmevalentsete metallide alused dissotsieerunud. Näiteks kaks vaskhüdroksiidi dissotsiatsiooni dissotsiatsiooni etappi
Cu (OH) 2 "CuOH + + OH -,
Cuoh + "Cu 2+ + Oh -
vastus Dissotsiatsiooni konstantidele
K1 \u003d CuOH + · Sleep - / CCU (OH) 2 ja K2 \u003d CCU2+ · Sleep - / CuOH +.
Kuna tugevad elektrolüüdid lahuses dissotsieerunud dissotsiatsioonikonstantide tähtaeg on ilma sisu ära võtnud.
Erinevate elektrolüütide klasside dissotsiatsioon
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria seisukohast happeline aine nimetatakse, mille dissotsiatsiooniga alles hüdreeritud vesiniku ioon H3O (või lihtsalt H +) moodustub katiooniks.
Alusseda nimetatakse aineks, mis vesilahuses anioonina moodustub hüdroksiidi ioonide ja teiste anioonidena.
Brected'i teooria kohaselt on hape prooton doonor ja alus on prootonite aktseptor.
Põhijõud hapete võimsusena sõltub dissotsiatsioonikonstandi suurusest. Mida suurem on dissotsiatsioonikonstant, seda tugevam elektrolüüt.
On hüdroksiidid, mis on võimelised tegema koostööd ja moodustavad soolad mitte ainult hapetega, vaid ka põhjustega. Selliseid hüdroksiidide nimetatakse amfoteric. Need sisaldavad BE (OH) 2, Zn (OH) 2, SN (OH) 2, PB (OH) 2, CR (OH) 3, al (OH) 3. Omadused on tingitud asjaolust, et nad dissosed hapete tüübiga nõrgal määral ja aluse tüübi järgi
H + + RO - « Roh. « R + + ON -.
Seda tasakaalu selgitatakse asjaoluga, et metalli ja hapniku vahelise ühenduse tugevus on veidi erinev hapniku ja vesiniku vahelise ühenduse tugevusest. Seetõttu selgub hüdroksiidi berülliumi koostoimes vesinikkloriidhappega berülliumkloriidi
BE (OH) 2 + HCl \u003d BECI2 + 2H20,
ja naatriumhüdroksiidi suheldes - beryllate naatrium
Olge (OH) 2 + 2NAOH \u003d Na2 BEO 2 + 2H2 O.
Sololi. Seda saab määrata elektrolüütidena, mis lahuses lahutamisel eraldavad muud kui vesiniku katioonid ja muud anioonid kui hüdroksiidi ioonid.
Keskmised soolad, Saadud hüdrogeenide asendamine hüdrogeenide sobivate hapete metallist katioonide (Eithernh + 4) on lahutatud täielikult Na2S04 "2NA + + nii 2-4.
Hapu soolad Dissotseerige sammud
1 etapp Nahso 4 "Na + + HSO - 4 ,
2 sammu HSO. - 4 "H + + SO 2-4.
Dissotsiatsiooni aste 1. etapis on suurem kui 2. etapis ja vähem hape, seda vähem dissotsiatsiooni aste 2. etapis.
Põhilised soolad, saadud hüdroksiidi ioonide mittetäieliku asendamise teel happejääke, dissotsieerutavad ka etappides:
1 etapp (cuOH) 2 SO 4 "2 CuOH + + nii 2-4,
2 etapp CuOH + "CU 2+ + OH -.
Põhiliste põhjuste peamised soolad dissotsieeritakse peamiselt 1. etapis.
Keerulised soolad, Mis sisaldavad keerulist kompleksset iooni, mis säilitab selle stabiilsuse lahustumise ajal, eraldab välise sfääri kompleksil ja ioonides
K 3 "3k + + 3 -
SO 4 "2+ + SO 2 - 4.
Keerulise ioon keskel on aatom - tarbija keeruline. Seda rolli teostab tavaliselt metallist ioone. Läheduses komplekseerivad ained asuvad (koordineeritud) polaarse molekulide või ioonide ja mõnikord need ja teised koos, nimetatakse neid ligandid.Koordine aine koos ligandidega moodustab kompleksi sisemise valdkonda. Kujud kaugel kompleksi agent on vähem kindlalt sellega seotud, on välises keskkonnas kompleksse ühendi. Sisemine sfäär lõpetab tavaliselt ruuduklambrite. Number näitab ligandide arvu sisemise sfääri nimetatakse kooskõlastamine. Keemilised sidemed kompleksse ja lihtsate ioonide vahel elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessis on suhteliselt kergesti purunenud. Kommunikatsiooni, mis viib keerukate ioonide moodustamiseni, sai doonori aktseptori sidemete nime.
Väliskese ioonid on keerulisest ioonist kergesti lõhustatud. Seda dissotsiatsiooni nimetatakse esmaseks. Sisemise sfääri pöörduv lagunemine toimub palju raskem ja seda nimetatakse sekundaarseks dissotsiatsiooniks.
Cl "+ + cl - - esmane dissotsiatsioon,
+ "AG + + +2 NH 3 - sekundaarne dissotsiatsioon.
sekundaarne dissotsiatsioon, nagu nõrk elektrolüüdi dissotsiatsioon, iseloomustab ebapiisavuse konstant
Pesale. \u003d × 2 / [+] \u003d 6,8 × 10-8.
Erinevate elektrolüütide ummikseisundi (ja mõttetu) konstandid on kompleksi jätkusuutlikkuse mõõt. Mida väiksem on võrreldes. , stabiilsem kompleks.
Niisiis, sama tüüpi ühenduste hulgas:
| - | + | + | + |
| 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 |
stability keeruka suureneb liikumisel - kuni +.
Väärtused ebastabiilsuse konstantse plii viiteraamatud keemia. Nende väärtuste abil on võimalik ennustada keeruliste ühendite vahelist reaktsioone, millel on ebamugavuste konstantide vaheline tugev erinevus, reaktsioon jätkub kompleksi moodustumise suunas, millel on väiksema raskusi.
Keeruline sool väikese resistentse kompleksi iooniga double Sali.. Kahekordsed soolad, erinevalt kompleksist, eraldatud kõigis nende koostises sisalduvatel ioonides. Näiteks:
KAL (SO 4) 2 "K + + AL 3+ + 2SO 2-4,
NH 4 FE (SO 4) 2 "NH4 + + + FE 3+ + 2SO 2-4.
Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid
Happeid, alused ja soolad vesilahustes on dissotsieerunud - lagunevad ioonidesse. See protsess võib olla pöörduv või pöördumatu.
Pöördumatu dissotsiatsiooniga lahendustes koguneb kogu aine või peaaegu kõik ioonid. See on iseloomulik tugevatele elektrolüütidele (joonis 10.1 ja lk 56). Mõned happed ja kõik lahustuvad soolad ja alused (leeliselised ja leeliselised hüdroksiidid) (skeem 5, lk 56) hõlmavad lahustuvaid elektrolüüte.
Joonis fig. 10.1. Võrdlemine ioonide arvu lahendustes sama esialgse elektrolüüdiga: a - kloriidhape (tugev elektrolüüt); B - Nitriti hape
(Nõrk elektrolüüt)
Skeem 5. Elektrolüütide klassifikatsioon jõuga
Kui dissotsiatsioon on pöörduv, kaks vastupidist protsessi voolab: samaaegselt aine lagunemise ioonide (dissotsiatsiooniga) on vastupidine protsess ühendades ioonide aine molekulide (Association). Selle tõttu eksisteerib osa lahuses ainest ioonide kujul ja osa - molekulide kujul (joonis 10.1, b). Elektrolüüdid,
mis lahustati vees, lagunesid ainult osaliselt ainult nõrkade elektrolüütidena. Nende hulka kuuluvad vesi, palju happeid, samuti lahustumatute hüdroksiidide ja soolade (skeem 5).
Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandites registreeritakse tavapärase nool kahesuunalise noolega (pöörduvusmärk):
Elektrolüütide võimsust võib seletada keemilise side polaarsusega, mis on jaotatud dissotsiatsiooniga katki. Mida rohkem polaarset suhtlemist, seda lihtsam veemolekulide, see muutub ioonseks, seega tugevam elektrolüüt. Soolades ja hüdroksiidides on kommunikatsiooni polaarsus suurim, kuna ioonsete elementide ja hüdroksiidi ioonide vahel on ioonne ühendus, seetõttu on kõik lahustuvad soolad ja alused tugevad elektrolüütid. Hapniku sisaldavates hapetes dissotsiatsiooni ajal on O-H ühendus katki, mille polaarsus sõltub happejäägi kvalitatiivsest ja kvantitatiivsest koostisest. Enamiku hapniku sisaldavate hapete jõud võib määrata, kui tavaline happe valem on kirjutatud nagu E (OH) M O N. Kui see valem on n< 2 — кислота слабая, если n >2 - Tugev.
Hapete sõltuvus happejäägi koostisest
Dissotsiatsiooni aste
Elektrolüütide võimsus iseloomustab kvantitatiivselt elektrolüütilise dissotsiatsiooni a aste, näidates ioonide lahuses tekkinud ainete molekulide osakaalu.
Dissotsiatsiooni A aste on võrdne M-molekulide N või aine N koguse ja ioonide koguse suhtega, mis on ioonide koguarvust n 0 või lahustunud aine N 0 kogus:
Dissotsiatsiooni astet võib väljendada mitte ainult seadme fraktsioonides, vaid ka protsentides:
Väärtus A võib varieeruda 0-st (dissotsiatsiooniga ei ole) 1 või 100% (täielik dissotsiatsioon). Mida parem elektrolüütide laguneb, seda suurem on dissotsiatsiooni aste väärtus.
Elektrolüütilise dissotsiatsiooni taseme väärtuse kohaselt eraldatakse elektrolüütideta elektrolüütideta kaks korda, vaid kolme rühma: tugevad, nõrgad ja elektrolüüdid keskmes. Need tugevad elektrolüütid kaaluvad dissotsiatsiooni astet, millest rohkem kui 30% ja nõrk määral on väiksem kui 3%. Elektrolüüdid vahepealsete väärtustega A - 3% -lt 30% -ni - nimetatakse keskmise toiteallika elektrolüütidest. Selle klassifikatsiooni puhul kaalutakse happeid: HF, HNO 2, H3 PO4, H2 SO 3 ja mõned teised. Kaks viimast hapet on keskmise võimsusega elektrolüüdid ainult dissotsiatsiooni esimeses etapis ja teistes on nõrk elektrolüütide.
Dissotsiatsiooni aste on muutuv väärtus. See sõltub mitte ainult elektrolüüdi olemusest, vaid ka selle kontsentratsioonist lahuses. See sõltuvus kõigepealt tuvastas ja uuris Wilhelmi Ostvald. Täna nimetatakse seda Seaduseks OSTVALD vähendamisel: kui lahus lahjendatakse veega, samuti suureneva temperatuuri suurenemise korral suureneb dissotsiatsiooniaste.
Dissotsiatsiooni astme arvutamine
Näide. Ühe liitri vees lahustatud vesinikfluoriidi koguse aine 5 mol. Saadud lahus sisaldab 0,06 mol vesiniku ioone. Määrata fluorihappe dissotsiatsiooni aste (protsendina).
Kirjutame fluoriidihappe dissotsiatsioonivõrrandi:
Ühe happelise molekuli dissotsiatsiooni ajal moodustub üks vesiniku ioon. Kui lahus sisaldab 0,06 mol H + ioone, tähendab see, et predssia-valo 0,06 mooli vesinikfluoriidimolekulide. Järelikult on dissotsiatsiooni aste:
Tasumata Saksa füüsikalis-keemik, Nobeli preemia võitja 1909. aastal keemias. Sündinud Riias, õppis Derpta ülikoolis, kus ta hakkas õpetama ja teaduslikke tegevusi. Kell 35 kolis ta Leipzigisse, kus teda juhtis füüsika ja keemiainstituut. Ta uuris keemilise tasakaalu seadusi, lahenduste omadusi, avastas aretamise seaduse, mida nimetatakse tema nime järgi, töötas välja happepõhise katalüüsi teooria aluse, maksis palju aega keemia ajaloos. Ta asutas maailma esimese füüsilise keemia osakonna ja esimese füüsikalis-keemilise ajakirja. Isiklikus elus valdas kummalisi harjumusi: ta tundis harva juukselõikude eest ja tema sekretärile teatas ainult jalgratta kõne abiga.
Peamine idee
Nõrk elektrolüütide dissotsiatsioon - pöörduv protsess ja tugev
pöördumatu.
Kontrolli küsimused
116. Esitage tugevate ja nõrkade elektrolüütide määratlus.
117. Anna näiteid tugevatest ja nõrkadest elektrolüütidest.
118. Mis suurust kasutatakse elektrolüütide võimsuse kvantitatiivse iseloomu jaoks? Kas see on mis tahes lahendustes konstantne? Kuidas ma saan suurendada elektrolüütide dissotsiatsiooni astet?
Materjali omandamise ülesanded
119. Anna üks näide soola, happe ja aluste kohta, mis on: a) tugeva elektrolüüdiga; b) nõrk elektrolüüt.
120. Esitage aine näide: a) kahe telje hape, mis esimeses etapis on keskmise jõu elektrolüüt ja teine \u200b\u200bnõrk elektrolüüt; b) Kahe telje hape, mis mõlemal etapil on nõrk elektrolüüt.
121. Mõningates happes esimeses etapis on dissotsiatsiooniabi 100% ja teine \u200b\u200b- 15%. Mis hapet see võib olla?
122. Millised osakesed on sulfiidi vesiniku lahuses suuremad: molekulid H2S, H + ioonid, S 2 ioonid või HS ioonid -?
123. Kirjutage ülaltoodud ainete loendist eraldi valemiga: a) tugevad elektrolüütid; b) nõrgad elektrolüüdid.
NaCl, HCl, NaOH, Nano 3, HNO3, HNO 2, H2S04, BA (OH) 2, H2S, K2S, PB (NO 3) 2.
124. Tee strontsiumnitraadi dissotsiatsiooni, elavhõbeda (11) kloriidi, kaltsiumkarbonaadi, kaltsiumhüdroksiidi, sulfiidhappe dissotsiatsiooni võrrandi võrrandi. Millistel juhtudel on dissotsiatsiooniga pöörduv?
125. Naatriumsulfaadi vesilahus sisaldab lahust 0,3 mooli ioone. Millist massi selle soola kasutati sellise lahuse valmistamiseks?
126. vesiniku fluoriidi lahuses 1 liitr sisaldab 2 g hapet ja vesiniku ioonide aine kogus on 0,008 mol. Milline on fluoriidioonide kogus selles lahuses?
127. Kolmes torudes on samad kloriidi-, fluoriid- ja sulfiidhappe lahused mahud. Aine koguse katseklaasides on happed võrdsed. Kuid esimeses katseklaasis on vesiniku ioonide aine hulk 3. 10 -7 mol, teises - 8. 10 -5 mooli ja kolmandas - 0,001 mol. Milline toru sisaldab iga hapet?
128. Esimene katsetoru sisaldab elektrolüüdilahust, mille dissotsiatsiooni aste on 89%, teises elektrolüüdiga 8% o dissotsiatsiooniga ja kolmandas osas - 0,2%. Tooge neis katseklaasides sisalduvate ühendite erinevate klasside elektrolüütide näidet.
129 *. Täiendavates allikates leida teavet elektrolüütide võimsuse sõltuvuse kohta ainete olemusest. Seadistage ainete struktuuri vaheline suhe, nende vormide olemus ja elektrolüütide võimsus.
See on õpiku materjal