Šibek elektrolit kj h2s koh hcl. Poučna knjiga o kemiji. Soli, njihove lastnosti, hidroliza

Stopnja elektrolitske disociacije

Ker je elektrolitska disociacija reverzibilen proces, so v raztopinah elektrolitov poleg njihovih ionov tudi molekule. Z drugimi besedami, različni elektroliti po teoriji S. Arrheniusa v različnih stopnjah disociirajo na ione. Za popolnost razgradnje (moč elektrolita) je značilna kvantitativna vrednost - stopnja disociacije.

Stopnja disociacije (α – grška črka alfa ) je razmerje med številom molekul, razpadlih na ione ( n ), na skupno število raztopljenih molekul ( N):

Stopnja disociacije elektrolitov se določi eksperimentalno in je izražena v delih enote ali v odstotkih. Če je α = 0, potem ni disociacije, če pa je α = 1 ali 100%, potem elektrolit popolnoma razpade na ione. Če je α = 20 %, to pomeni, da je od 100 molekul danega elektrolita 20 razpadlo na ione.

Stopnja disociacije je odvisna od narave elektrolita in topila, koncentracije elektrolita in temperature.

1. Odvisnost stopnje disociacije od narave: Bolj kot je kemijska vez v molekuli elektrolita in topila polarna, bolj je proces disociacije elektrolita na ione izrazit in večja je stopnja disociacije.

2. Odvisnost stopnje disociacije od koncentracije elektrolita: z zmanjšanjem koncentracije elektrolitov, tj. Pri redčenju z vodo se stopnja disociacije vedno poveča.

3. Odvisnost stopnje disociacije od temperature: stopnja disociacije narašča z naraščajočo temperaturo (povečanje temperature vodi do povečanja kinetične energije raztopljenih delcev, kar prispeva k razpadu molekul na ione).

Močni in šibki elektroliti

Glede na stopnjo disociacije ločimo elektrolite na močne in šibke. Elektrolite s stopnjo disociacije nad 30% običajno imenujemo močni, s stopnjo disociacije od 3 do 30% - srednji, manj kot 3% - šibki elektroliti.

Razvrstitev elektrolitov glede na stopnjo elektrolitske disociacije (opomba)

Razvrstitev elektrolitov	Močni elektroliti	Povprečni elektroliti	Šibki elektroliti
Vrednost stopnje disociacije (α)	α >30 %	3%≤α≤30%	α <3%
Primeri	1. topne soli; 2. Močne kisline (HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 (razt.)); 3. Močne baze - alkalije.	H3PO4 H2SO3	1. Skoraj vse organske kisline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH itd.); 2. Nekatere anorganske kisline (H 2 CO 3, H 2 S itd.); 3. Skoraj vse soli, baze in amonijev hidroksid, ki so slabo topni v vodi (Ca 3 (PO 4) 2; Cu(OH) 2; Al(OH) 3; NH 4 OH); 4. Voda.

Vse snovi lahko razdelimo na elektrolite in neelektrolite. Med elektrolite spadajo snovi, katerih raztopine ali taline prevajajo električni tok (na primer vodne raztopine ali taline KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Neelektrolitske snovi v taljenju ali raztapljanju ne prevajajo električnega toka (sladkor, alkohol, aceton itd.).

Elektrolite delimo na močne in šibke. Močni elektroliti v raztopinah ali talinah popolnoma disociirajo na ione. Pri pisanju enačb kemijskih reakcij je to poudarjeno s puščico v eno smer, na primer:

HCl → H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Močni elektroliti vključujejo snovi s heteropolarno ali ionsko kristalno strukturo (tabela 1.1).

Tabela 1.1 Močni elektroliti

Šibki elektroliti le delno razpadejo na ione. Poleg ionov vsebujejo taline ali raztopine teh snovi večinoma nedisociirane molekule. V raztopinah šibkih elektrolitov vzporedno z disociacijo poteka obratni proces - asociacija, to je združevanje ionov v molekule. Pri pisanju reakcijske enačbe je to poudarjeno z dvema nasprotno usmerjenima puščicama.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Šibki elektroliti vključujejo snovi s homeopolarno vrsto kristalne mreže (tabela 1.2).

Tabela 1.2 Šibki elektroliti

Ravnotežno stanje šibkega elektrolita v vodni raztopini je kvantitativno označeno s stopnjo elektrolitske disociacije in konstanto elektrolitske disociacije.

Stopnja elektrolitske disociacije α je razmerje med številom molekul, disociiranih v ione, in skupnim številom molekul raztopljenega elektrolita:

Stopnja disociacije kaže, kolikšen del celotne količine raztopljenega elektrolita razpade na ione in je odvisna od narave elektrolita in topila, pa tudi od koncentracije snovi v raztopini, ima brezdimenzijsko vrednost, čeprav je običajno izraženo v odstotkih. Z neskončnim redčenjem raztopine elektrolita se stopnja disociacije približa enotnosti, kar ustreza popolni, 100% disociaciji molekul raztopljene snovi v ione. Za raztopine šibkih elektrolitov α<<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.

Na splošno lahko reverzibilno kemično reakcijo predstavimo kot:

a A+ b B D d D+ e E

Hitrost reakcije je neposredno sorazmerna zmnožku koncentracije reagirajočih delcev v potencah njihovih stehiometričnih koeficientov. Potem za neposredno reakcijo

V 1 = k 1 [A] a[B] b,

in hitrost povratne reakcije

V 2 = k 2 [D] d[E] e.

Na neki točki v času se bodo hitrosti reakcije naprej in nazaj izravnale, tj.

To stanje imenujemo kemijsko ravnovesje. Od tukaj

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e

Če združimo konstante na eni strani in spremenljivke na drugi strani, dobimo:

Tako je za reverzibilno kemijsko reakcijo v stanju ravnotežja zmnožek ravnotežnih koncentracij reakcijskih produktov v potencah njihovih stehiometričnih koeficientov, povezanih z istim produktom za izhodne snovi, konstantna vrednost pri dani temperaturi in tlaku . Številčna vrednost konstante kemijskega ravnovesja TO ni odvisna od koncentracije reaktantov. Na primer, konstanto ravnotežja za disociacijo dušikove kisline v skladu z zakonom o masnem delovanju lahko zapišemo kot:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

Velikost K a se imenuje disociacijska konstanta kisline, v tem primeru dušikove kisline.

Podobno je izražena disociacijska konstanta šibke baze. Na primer za reakcijo disociacije amoniaka:

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

Velikost K b se imenuje disociacijska konstanta baze, v tem primeru amoniaka. Višja kot je disociacijska konstanta elektrolita, močneje elektrolit disociira in večja je koncentracija njegovih ionov v raztopini v ravnotežju. Obstaja povezava med stopnjo disociacije in disociacijsko konstanto šibkega elektrolita:

To je matematični izraz Ostwaldovega zakona redčenja: ko je šibek elektrolit razredčen, se stopnja njegove disociacije poveča pri TO≤1∙ 10 -4 in Z≥0,1 mol/l uporabite poenostavljen izraz:

TO= α 2 ∙Z ali α

Primer1. Izračunajte stopnjo disociacije in koncentracijo ionov in [NH 4 + ] v 0,1 M raztopini amonijevega hidroksida, če TO NH 4 OH =1,76∙10 -5

Podano: NH 4 OH

TO NH 4 OH =1,76∙10 -5

rešitev:

Ker je elektrolit precej šibek ( Na NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

ali 1,33 %

Koncentracija ionov v binarni raztopini elektrolita je enaka C∙α, ker binarni elektrolit ionizira, da tvori en kation in en anion, potem = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

odgovor:α=1,33 %;

= [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.

Močni elektroliti v raztopinah in talinah popolnoma disociirajo na ione. Eksperimentalne študije električne prevodnosti raztopin močnih elektrolitov pa kažejo, da je njena vrednost nekoliko podcenjena v primerjavi z električno prevodnostjo, ki bi morala biti pri 100% disociaciji. To neskladje je razloženo s teorijo močnih elektrolitov, ki sta jo predlagala Debye in Hückel. Po tej teoriji obstaja v raztopinah močnih elektrolitov elektrostatična interakcija med ioni. Okrog vsakega iona se tvori "ionska atmosfera" ionov nasprotnega predznaka naboja, ki zavira gibanje ionov v raztopini ob prehodu enosmernega električnega toka. Poleg elektrostatične interakcije ionov je treba v koncentriranih raztopinah upoštevati tudi asociacijo ionov. Vpliv interionskih sil ustvarja učinek nepopolne disociacije molekul, tj. navidezna stopnja disociacije. Eksperimentalno določena vrednost α je vedno nekoliko nižja od prave α. Na primer, v 0,1 M raztopini Na 2 SO 4 je eksperimentalna vrednost α = 45 %. Za upoštevanje elektrostatičnih dejavnikov v raztopinah močnih elektrolitov se uporablja koncept aktivnosti (A). Aktivnost iona je efektivna ali navidezna koncentracija, pri kateri ion deluje v raztopini. Aktivnost in prava koncentracija sta povezani z izrazom:

kje f – koeficient aktivnosti, ki označuje stopnjo odstopanja sistema od idealnega zaradi elektrostatičnih interakcij ionov.

Koeficienti ionske aktivnosti so odvisni od vrednosti µ, imenovane ionska moč raztopine. Ionska moč raztopine je merilo elektrostatične interakcije vseh ionov, prisotnih v raztopini, in je enaka polovici vsote produktov koncentracij (z) vsak od ionov, prisotnih v raztopini, na kvadrat njegovega nabojnega števila (z):

V razredčenih raztopinah (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 = c in koeficient aktivnosti je 1. To pomeni, da elektrostatičnih interakcij praktično ni. V zelo koncentriranih raztopinah (µ>1M) so lahko koeficienti aktivnosti ionov večji od enote. Razmerje med koeficientom aktivnosti in ionsko močjo raztopine je izraženo s formulami:

pri µ <10 -2

Pri 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

0,1z 2 µ pri 0,1<µ <1

Konstanta ravnotežja, izražena z aktivnostjo, se imenuje termodinamična. Na primer za reakcijo

a A+ b B d D+ e E

Termodinamična konstanta ima obliko:

Odvisno je od temperature, tlaka in narave topila.

Ker je aktivnost delca

kje TO C je koncentracijska ravnotežna konstanta.

Pomen TO C ni odvisna samo od temperature, narave topila in tlaka, ampak tudi od ionske moči m. Ker so termodinamične konstante odvisne od najmanjšega števila dejavnikov, so torej najbolj temeljne značilnosti ravnotežja. Zato so v referenčnih knjigah navedene termodinamične konstante. Termodinamične konstante nekaterih šibkih elektrolitov so podane v dodatku tega priročnika. =0,024 mol/l.

Ko se naboj iona poveča, se koeficient aktivnosti in aktivnost iona zmanjšata.

Vprašanja za samokontrolo:

1. Kaj je idealen sistem? Navedite glavne razloge za odstopanje realnega sistema od idealnega.
2. Kako se imenuje stopnja disociacije elektrolitov?
3. Navedite primere močnih in šibkih elektrolitov.
4. Kakšno razmerje obstaja med disociacijsko konstanto in stopnjo disociacije šibkega elektrolita? Izrazi matematično.
5. Kaj je dejavnost? Kako sta povezana aktivnost iona in njegova prava koncentracija?
6. Kakšen je koeficient aktivnosti?
7. Kako naboj iona vpliva na koeficient aktivnosti?
8. Kakšna je ionska moč raztopine in njen matematični izraz?
9. Zapišite formule za izračun koeficientov aktivnosti posameznih ionov v odvisnosti od ionske moči raztopine.
10. Formulirajte zakon delovanja množic in ga izrazite matematično.
11. Kaj je konstanta termodinamičnega ravnovesja? Kateri dejavniki vplivajo na njegovo vrednost?
12. Kaj je koncentracijska ravnotežna konstanta? Kateri dejavniki vplivajo na njegovo vrednost?
13. Kako so termodinamične in koncentracijske ravnotežne konstante povezane?
14. V katerih mejah se lahko spremenijo vrednosti koeficienta aktivnosti?
15. Katera so glavna načela teorije močnih elektrolitov?

Konstanta hidrolize je enaka razmerju produkta koncentracij
produktov hidrolize do koncentracije nehidrolizirane soli.

Primer 1. Izračunajte stopnjo hidrolize NH 4 Cl.

rešitev: Iz tabele najdemo Kd(NH 4 OH) = 1,8∙10 -3, od tukaj

Kγ=Kv/Kd k = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .

Primer 2. Izračunajte stopnjo hidrolize ZnCl 2 korak za korakom v 0,5 M raztopini.

rešitev: Ionska enačba za hidrolizo Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kd ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Kv/[Kd osnova ∙Cm]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36 %).

Primer 3. Sestavite ionsko-molekularne in molekularne enačbe za hidrolizo soli: a) KCN; b) Na2C03; c) ZnSO 4. Določite reakcijo raztopine teh soli.

rešitev: a) Kalijev cianid KCN je sol šibke enobazične kisline (glej tabelo I v dodatku) HCN in močne baze KOH. Ko se raztopijo v vodi, molekule KCN popolnoma disociirajo na katione K + in anione CN -. K + kationi ne morejo vezati OH - ionov vode, saj je KOH močan elektrolit. CN - anioni vežejo H + ione vode in tvorijo molekule šibkega elektrolita HCN. Sol se hidrolizira pri anionu. Enačba ionsko-molekularne hidrolize

CN - + H 2 O HCN + OH -

ali v molekularni obliki

KCN + H 2 O HCN + KOH

Zaradi hidrolize se v raztopini pojavi določen presežek OH - ionov, zato ima raztopina KCN alkalno reakcijo (pH > 7).

b) Natrijev karbonat Na 2 CO 3 je sol šibke polibazične kisline in močne baze. V tem primeru anioni soli CO 3 2, ki vežejo vodikove ione vode, tvorijo anione kislinske soli HCO - 3 in ne molekule H 2 CO 3, saj ioni HCO - 3 disociirajo veliko težje kot Molekule H 2 CO 3. V normalnih pogojih hidroliza poteka v prvi fazi. Sol se hidrolizira pri anionu. Enačba ionsko-molekularne hidrolize

CO 2-3 +H 2 O HCO - 3 +OH -

ali v molekularni obliki

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

V raztopini se pojavi presežek OH - ionov, zato ima raztopina Na 2 CO 3 alkalno reakcijo (pH > 7).

c) Cinkov sulfat ZnSO 4 je sol šibke polikislinske baze Zn(OH) 2 in močne kisline H 2 SO 4. V tem primeru kationi Zn + vežejo hidroksilne ione vode in tvorijo katione glavne soli ZnOH +. Ne pride do tvorbe molekul Zn(OH) 2, saj ioni ZnOH + disociirajo veliko težje kot molekule Zn(OH) 2. V normalnih pogojih hidroliza poteka v prvi fazi. Sol hidrolizira v kation. Enačba ionsko-molekularne hidrolize

Zn 2+ + H 2 O ZnON + + H +

ali v molekularni obliki

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

V raztopini se pojavi presežek vodikovih ionov, zato ima raztopina ZnSO 4 kislo reakcijo (pH< 7).

Primer 4. Kateri produkti nastanejo pri mešanju raztopin A1(NO 3) 3 in K 2 CO 3? Napišite ionsko-molekularno in molekularno enačbo reakcije.

rešitev. Sol A1(NO 3) 3 hidrolizira kation, K 2 CO 3 pa anion:

A1 3+ + H 2 O A1OH 2+ + H +

CO 2-3 + H 2 O NSO - s + OH -

Če so raztopine teh soli v isti posodi, se hidroliza vsake od njih medsebojno poveča, ker ioni H + in OH - tvorijo molekulo šibkega elektrolita H 2 O. V tem primeru se hidrolitično ravnovesje premakne na desno in hidroliza vsake od vzetih soli se zaključi s tvorbo A1(OH) 3 in CO 2 (H 2 CO 3). Ionsko-molekularna enačba:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN 2 O = 2A1(OH) 3 + ZSO 2

molekulska enačba: 3SO 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ZK 2 CO 3 + ZN 2 O = 2A1(OH) 3

Kako ločiti močne elektrolite od šibkih? in dobil najboljši odgovor

Odgovor Pavla Beskrovnega [mojster]
MOČNI ELEKTROLITI, ko se raztopijo v vodi, skoraj popolnoma disociirajo na ione. Pri takšnih elektrolitih teži VREDNOST STOPNJE DISOCIACIJE v razredčenih raztopinah k ENOTNOSTI.
Močni elektroliti vključujejo:
1) skoraj vse soli;
2) močne kisline, na primer: H2SO4 (žveplova kislina), HCl (klorovodikova kislina), HNO3 (dušikova kislina);
3) vse alkalije, na primer: NaOH (natrijev hidroksid), KOH (kalijev hidroksid).
ŠIBKI ELEKTROLITI, ko se raztopijo v vodi, skoraj ne disociirajo na ione. Pri takih elektrolitih stremi VREDNOST STOPNJE DISOCIACIJE K NIČ.
Šibki elektroliti vključujejo:
1) šibke kisline - H2S (vodikov sulfid), H2CO3 (ogljikova kislina), HNO2;
2) vodna raztopina amoniaka NH3 * H2O
STOPNJA DISOCIACIJE je razmerje med številom delcev, razpadlih na ione (Nd) in skupnim številom raztopljenih delcev (Np) (označeno z grško črko alfa):
a= Nd / Št. Elektrolitska disociacija je reverzibilen proces za šibke elektrolite. Upam, da veste, kaj so elektroliti, saj že sprašujete. To je preprostejše, če je bolj zapleteno, potem glejte zgoraj (za številne EO).
Elektrolitska disociacija je reverzibilen proces za šibke elektrolite.
Če imate vprašanja, pojdite na milo.