Stiprūs elektrolitai, ištirpę vandenyje, beveik visiškai disocijuoja į jonus, nepriklausomai nuo jų koncentracijos tirpale.
Todėl disociacijos lygtyse stiprūs elektrolitaiįdėti lygybės ženklą (=).
Stiprūs elektrolitai apima:
Tirpios druskos;
Daug neorganinių rūgščių: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Suformuoti pamatai šarminių metalų(LiOH, NaOH, KOH ir kt.) ir šarminių žemės metalų (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Silpni elektrolitai vandeniniuose tirpaluose tik iš dalies (grįžtamai) disocijuoja į jonus.
Todėl disociacijos lygtyse silpni elektrolitaiįdėti apverčiamumo ženklą (⇄).
Silpni elektrolitai apima:
Beveik visos organinės rūgštys ir vanduo;
Kai kurios neorganinės rūgštys: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 ir kt.;
Netirpūs hidroksidai metalai: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 ir kt.
Joninių reakcijų lygtys
Joninių reakcijų lygtys
Cheminės reakcijos elektrolitų (rūgščių, bazių ir druskų) tirpaluose vyksta dalyvaujant jonams. Galutinis tirpalas gali likti skaidrus (produktai labai gerai tirpsta vandenyje), bet vienas iš produktų bus silpnas elektrolitas; kitais atvejais įvyks kritulių arba dujų išsiskyrimas.
Reakcijoms tirpaluose, kuriuose dalyvauja jonai, ne tik molekulinė lygtis, bet ir visiškai joninis bei trumpasis joninis.
Joninėse lygtyse pagal pasiūlymą prancūzų chemikas K.-L. Berthollet (1801) visi stiprūs yra geri tirpūs elektrolitai yra parašyti jonų formulėmis, o krituliai, dujos ir silpni elektrolitai – molekulinėmis formulėmis. Kritulių susidarymas žymimas „rodyklės žemyn“ (↓) ženklu, o dujų susidarymas – „rodyklės aukštyn“ ženklu (). Reakcijos lygties rašymo pagal Berthollet taisyklę pavyzdys:
a) molekulinė lygtis
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) pilnoji joninė lygtis
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 – dujos, H2O – silpnas elektrolitas)
c) trumpoji joninė lygtis
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Paprastai rašant jie apsiriboja trumpa jonine lygtimi, kai kietieji reagentai žymimi indeksu (t), dujiniai – indeksu (g). Pavyzdžiai:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 praktiškai netirpsta vandenyje
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(pilnas ir trumpas joninė lygtis rungtynės)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(dauguma rūgščių druskų gerai tirpsta vandenyje).
Jei reakcijoje nėra stiprių elektrolitų, joninės rūšys nėra lygties:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
BILIETAS Nr.23
Druskų hidrolizė
Druskos hidrolizė yra druskos jonų sąveika su vandeniu, kad susidarytų šiek tiek disocijuojančios dalelės.
Hidrolizė, pažodžiui, yra skilimas veikiant vandeniui. Pateikdami šį druskų hidrolizės reakcijos apibrėžimą, pabrėžiame, kad tirpale esančios druskos yra jonų pavidalo ir kad varomoji jėga reakcija yra šiek tiek disocijuojamų dalelių susidarymas ( bendroji taisyklė daugeliui tirpalų reakcijų).
Hidrolizė vyksta tik tais atvejais, kai dėl to susidaro jonai elektrolitinė disociacija druskos – katijonas, anijonas arba abu kartu – gali sudaryti silpnai disocijuojamus junginius su vandens jonais, o tai, savo ruožtu, atsitinka, kai katijonas stipriai poliarizuojasi (katijonas silpnas pagrindas), o anijonas lengvai poliarizuojasi (silpnos rūgšties anijonas). Tai keičia aplinkos pH. Jei katijonas sudaro stiprią bazę, o anijonas sudaro stiprią rūgštį, tada jie nehidrolizuojami.
1. Silpnos bazės druskos hidrolizė ir stipri rūgštis praeina pro katijoną, gali susidaryti silpna bazė arba bazinė druska ir sumažės tirpalo pH
2. Silpnos rūgšties druskos hidrolizė ir stiprus pagrindas praeina per anijoną, o silpna rūgštis arba rūgštinė druska ir tirpalo pH padidės
3. Silpnos bazės ir silpnos rūgšties druskos hidrolizė paprastai visiškai praeina, sudarydamas silpną rūgštį ir silpną bazę; Tirpalo pH šiek tiek skiriasi nuo 7 ir nustatomas pagal santykinį rūgšties ir bazės stiprumą
4. Stiprios bazės ir stiprios rūgšties druskos hidrolizė nevyksta
24 klausimas. Oksidų klasifikacija
Oksidai yra vadinami sudėtingos medžiagos, kurių molekulėse yra deguonies atomų oksidacijos būsenoje - 2 ir kai kuriuos kitus elementus.
Oksidai gali būti gaunamas tiesiogiai sąveikaujant deguoniui su kitu elementu arba netiesiogiai (pavyzdžiui, skaidant druskas, bazes, rūgštis). Normaliomis sąlygomis oksidai atsiranda kietose, skystose ir dujinė būsena, tokio tipo ryšys gamtoje yra labai paplitęs. Jame yra oksidų Žemės pluta. Rūdys, smėlis, vanduo, anglies dvideginio- tai oksidai.
Druską formuojantys oksidai Pavyzdžiui,
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Druską formuojantys oksidai- tai oksidai, dėl kurių cheminės reakcijos formuoti druskas. Tai metalų ir nemetalų oksidai, kurie sąveikaudami su vandeniu susidaro atitinkamos rūgštys, o sąveikaujant su bazėmis – atitinkamos rūgštinės ir normalios druskos. Pavyzdžiui, vario oksidas (CuO) yra druską sudarantis oksidas, nes, pavyzdžiui, sąveikaudamas su druskos rūgštis(HCl) druska susidaro:
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
Dėl cheminių reakcijų galima gauti kitų druskų:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Nesudarantys druskos oksidai Tai oksidai, kurie nesudaro druskų. Pavyzdžiui, CO, N 2 O, NO.
Elektrolitų disociacija kiekybiškai apibūdinama disociacijos laipsniu. Disociacijos laipsnis a–tai molekulių, disocijuotų į jonus N diss, skaičiaus santykis.,Į bendras skaičius ištirpusio elektrolito N molekulės :
a =
a– į jonus suskaidytų elektrolitų molekulių dalis.
Elektrolitų disociacijos laipsnis priklauso nuo daugelio veiksnių: elektrolito pobūdžio, tirpiklio pobūdžio, tirpalo koncentracijos ir temperatūros.
Remiantis jų gebėjimu disociuoti, elektrolitai paprastai skirstomi į stipriuosius ir silpnuosius. Paprastai vadinami elektrolitai, kurie tirpale egzistuoja tik jonų pavidalu stiprus . Elektrolitai, kurie ištirpę iš dalies yra molekulių, o iš dalies jonų pavidalo, vadinami silpnas .
Stipriems elektrolitams priskiriamos beveik visos druskos, kai kurios rūgštys: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, šarminių ir šarminių žemių metalų hidroksidai (žr. priedą, 6 lentelę).
Stiprių elektrolitų disociacijos procesas tęsiasi:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
o lygybės ženklai dedami į disociacijos lygtis.
Kalbant apie stiprius elektrolitus, „disociacijos laipsnio“ sąvoka yra sąlyginė. “ Akivaizdus disociacijos laipsnis (a kiekvienas) žemiau tikrosios (žr. priedą, 6 lentelę). Didėjant stipraus elektrolito koncentracijai tirpale, didėja priešingai įkrautų jonų sąveika. Būdami pakankamai arti vienas kito, jie sudaro bendrininkus. Juose esančius jonus skiria polinių vandens molekulių sluoksniai, juosiantys kiekvieną joną. Tai turi įtakos tirpalo elektrinio laidumo sumažėjimui, t.y. sukuriamas nepilnos disociacijos efektas.
Siekiant atsižvelgti į šį poveikį, buvo įvestas aktyvumo koeficientas g, kuris mažėja didėjant tirpalo koncentracijai, svyruojant nuo 0 iki 1. kiekybinis aprašymas stiprių elektrolitų tirpalų savybės, kiekis vadinamas veikla (a).
Jono aktyvumas suprantamas kaip jo efektyvi koncentracija, pagal kurią jis veikia cheminėse reakcijose.
Jonų aktyvumas ( a) yra lygus jo molinė koncentracija (SU), padaugintas iš aktyvumo koeficiento (g):
A = g SU.
Veiklos naudojimas vietoj susikaupimo leidžia sprendimams taikyti idealiems sprendimams nustatytus dėsnius.
Silpni elektrolitai apima kai kuriuos mineralinius (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) ir daugumą organinės rūgštys(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 ir kt.), amonio hidroksidas NH 4 OH ir visos blogai vandenyje tirpios bazės, organiniai aminai.
Silpnų elektrolitų disociacija yra grįžtama. Silpnų elektrolitų tirpaluose susidaro pusiausvyra tarp jonų ir nedisocijuotų molekulių. Atitinkamose disociacijos lygtyse dedamas grįžtamumo ženklas („“). Pavyzdžiui, silpnosios disociacijos lygtis acto rūgštis parašyta taip:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Silpno dvejetainio elektrolito tirpale ( CA) nustatoma tokia pusiausvyra, kuriai būdinga pusiausvyros konstanta, vadinama disociacijos konstanta KAM d:
KA « K + + A - ,
Jei ištirpsta 1 litras tirpalo SU molių elektrolito CA o disociacijos laipsnis yra a, o tai reiškia – disocijuotas aС molių elektrolito ir susidarė kiekvienas jonas aС apgamai. Nedisocijuotoje būsenoje lieka ( SU – aС) apgamai CA.
KA « K + + A - .
C – aС aС aС
Tada disociacijos konstanta bus lygi:
Kadangi disociacijos konstanta nepriklauso nuo koncentracijos, išvestinis ryšys išreiškia silpno dvejetainio elektrolito disociacijos laipsnio priklausomybę nuo jo koncentracijos. Iš (6.1) lygties aišku, kad sumažėjus silpno elektrolito koncentracijai tirpale, padidėja jo disociacijos laipsnis. (6.1) lygtis išreiškia Ostvaldo praskiedimo dėsnis .
Labai silpniems elektrolitams (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
KAM d 2 C, arba a" (6.2)
Kiekvieno elektrolito disociacijos konstanta yra pastovi tam tikroje temperatūroje, ji nepriklauso nuo tirpalo koncentracijos ir apibūdina elektrolito gebėjimą suirti į jonus. Kuo didesnis Kd, tuo labiau elektrolitas disocijuoja į jonus. Silpnų elektrolitų disociacijos konstantos pateiktos lentelėje (žr. priedą, 3 lentelę).
Elektrolitai kaip cheminės medžiagos buvo žinomi nuo seniausių laikų. Tačiau jie palyginti neseniai užkariavo daugumą jų taikymo sričių. Aptarsime svarbiausias pramonės prioritetines šių medžiagų naudojimo sritis ir išsiaiškinsime, kas yra pastarosios ir kuo jos skiriasi viena nuo kitos. Bet pradėkime nuo ekskursijos į istoriją.
Istorija
Seniausi žinomi elektrolitai yra druskos ir rūgštys, atrastos senovės pasaulyje. Tačiau idėjos apie elektrolitų struktūrą ir savybes laikui bėgant vystėsi. Šių procesų teorijos vystėsi nuo 1880-ųjų, kai buvo padaryta nemažai atradimų, susijusių su elektrolitų savybių teorijomis. Elektrolitų sąveikos su vandeniu mechanizmus aprašančiose teorijose pastebėti keli kokybiniai šuoliai (juk tik tirpale jie įgyja tas savybes, dėl kurių naudojami pramonėje).
Dabar mes išsamiai išnagrinėsime keletą teorijų, kurios turėjo didžiausią įtaką idėjų apie elektrolitus ir jų savybes plėtrai. Ir pradėkime nuo labiausiai paplitusios ir paprasčiausios teorijos, kurią kiekvienas iš mūsų išgyvenome mokykloje.
Arenijaus elektrolitinės disociacijos teorija
1887 m. švedų chemikas ir Wilhelmas Ostwaldas sukūrė elektrolitinės disociacijos teoriją. Tačiau ir čia nėra taip paprasta. Pats Arrhenius buvo vadinamosios fizikinės tirpalų teorijos šalininkas, kuri neatsižvelgė į medžiagos sudedamųjų dalių sąveiką su vandeniu ir teigė, kad tirpale egzistuoja laisvų krūvių dalelės (jonai). Beje, būtent iš šios pozicijos šiandien mokykloje svarstoma elektrolitinė disociacija.
Pakalbėkime apie tai, ką ši teorija suteikia ir kaip ji mums paaiškina medžiagų sąveikos su vandeniu mechanizmą. Kaip ir bet kuri kita, ji turi keletą postulatų, kuriuos naudoja:
1. Sąveikaujant su vandeniu medžiaga skyla į jonus (teigiamas – katijonas ir neigiamas – anijonas). Šios dalelės hidratuojamos: pritraukia vandens molekules, kurios, beje, vienoje pusėje yra teigiamai, o iš kitos – neigiamai (sudaro dipolį), todėl susidaro vandens kompleksai (solvatai).
2. Disociacijos procesas yra grįžtamasis – tai yra, jei medžiaga suskilo į jonus, tai veikiama tam tikrų veiksnių ji vėl gali virsti pradine forma.
3. Jei prijungsite elektrodus prie tirpalo ir įjungsite srovę, katijonai pradės judėti į neigiamą elektrodą - katodą, o anijonai - į teigiamai įkrautą - anodą. Štai kodėl vandenyje gerai tirpios medžiagos geriau praleidžia elektros srovę nei pats vanduo. Dėl tos pačios priežasties jie buvo vadinami elektrolitais.
4. elektrolitas apibūdina ištirpusios medžiagos procentinę dalį. Šis indikatorius priklauso nuo tirpiklio ir pačios ištirpusios medžiagos savybių, nuo pastarosios koncentracijos ir nuo išorinės temperatūros.
Tiesą sakant, čia yra visi pagrindiniai šios paprastos teorijos postulatai. Šiame straipsnyje mes juos naudosime norėdami apibūdinti, kas vyksta elektrolito tirpale. Šiek tiek vėliau apžvelgsime šių ryšių pavyzdžius, bet dabar pažvelkime į kitą teoriją.
Lewiso rūgščių ir bazių teorija
Pagal elektrolitinės disociacijos teoriją rūgštis yra medžiaga, kurios tirpale yra vandenilio katijonas, o bazė – junginys, kuris tirpale suyra į hidroksido anijoną. Yra dar viena teorija, pavadinta garsaus chemiko Gilberto Lewiso vardu. Tai leidžia mums šiek tiek išplėsti rūgšties ir bazės sąvoką. Remiantis Lewiso teorija, rūgštys yra medžiagos molekulės, turinčios laisvų elektronų orbitales ir galinčios priimti elektroną iš kitos molekulės. Nesunku atspėti, kad bazės bus dalelės, galinčios paaukoti vieną ar daugiau savo elektronų rūgšties „naudojimui“. Čia labai įdomu tai, kad ne tik elektrolitas, bet ir bet kuri medžiaga, net netirpi vandenyje, gali būti rūgštis ar bazė.
Brendsted-Lowry protolitinė teorija
1923 m., nepriklausomai vienas nuo kito, du mokslininkai – J. Brønstedas ir T. Lowry – pasiūlė teoriją, kurią dabar mokslininkai aktyviai naudoja aprašydami cheminius procesus. Šios teorijos esmė yra ta, kad disociacijos prasmė yra susijusi su protono perkėlimu iš rūgšties į bazę. Taigi pastarasis čia suprantamas kaip protonų akceptorius. Tada rūgštis yra jų donoras. Teorija taip pat gerai paaiškina medžiagų, turinčių rūgščių ir bazių savybes, egzistavimą. Tokie junginiai vadinami amfoteriniais. Bronstedo-Lowry teorijoje jiems taip pat vartojamas terminas amfolitai, o rūgštys arba bazės dažniausiai vadinamos protolitais.
Mes pereiname prie kitos straipsnio dalies. Čia papasakosime, kuo stiprūs ir silpni elektrolitai skiriasi vienas nuo kito ir aptarsime išorinių veiksnių įtaką jų savybėms. Ir tada mes pradėsime apibūdinti jų praktinį pritaikymą.
Stiprūs ir silpni elektrolitai
Kiekviena medžiaga sąveikauja su vandeniu atskirai. Vieni jame gerai tirpsta (pavyzdžiui, valgomoji druska), o kiti visai netirpsta (pavyzdžiui, kreida). Taigi visos medžiagos skirstomos į stiprius ir silpnus elektrolitus. Pastarosios yra medžiagos, kurios blogai sąveikauja su vandeniu ir nusėda tirpalo apačioje. Tai reiškia, kad jie turi labai mažą disociacijos laipsnį ir didelę jungties energiją, o tai neleidžia molekulei normaliomis sąlygomis suirti į ją sudarančius jonus. Silpnų elektrolitų disociacija vyksta labai lėtai arba didėjant temperatūrai ir šios medžiagos koncentracijai tirpale.
Pakalbėkime apie stiprius elektrolitus. Tai apima visas tirpias druskas, taip pat stiprias rūgštis ir šarmus. Jie lengvai suyra į jonus ir labai sunkiai surenkami į kritulius. Srovė elektrolituose, beje, yra vykdoma būtent dėl tirpale esančių jonų. Todėl stiprūs elektrolitai geriausiai praleidžia srovę. Pastarųjų pavyzdžiai: stiprios rūgštys, šarmai, tirpios druskos.
Elektrolitų elgseną įtakojantys veiksniai
Dabar išsiaiškinkime, kaip išorinės aplinkos pokyčiai veikia Koncentracija tiesiogiai veikia elektrolito disociacijos laipsnį. Be to, šį ryšį galima išreikšti matematiškai. Šį santykį apibūdinantis dėsnis vadinamas Ostvaldo praskiedimo dėsniu ir parašytas taip: a = (K / c) 1/2. Čia a yra disociacijos laipsnis (paimtas dalimis), K yra disociacijos konstanta, kiekvienai medžiagai skirtinga, o c yra elektrolito koncentracija tirpale. Naudodami šią formulę galite daug sužinoti apie medžiagą ir jos elgesį tirpale.
Bet mes nukrypome nuo temos. Be koncentracijos, disociacijos laipsniui įtakos turi ir elektrolito temperatūra. Daugumos medžiagų jo padidinimas padidina tirpumą ir cheminį aktyvumą. Būtent tai gali paaiškinti kai kurių reakcijų atsiradimą tik esant aukštesnei temperatūrai. Įprastomis sąlygomis jie eina arba labai lėtai, arba abiem kryptimis (šis procesas vadinamas grįžtamuoju).
Išanalizavome veiksnius, lemiančius tokios sistemos, kaip elektrolito tirpalas, elgesį. Dabar pereikime prie šių, be jokios abejonės, labai svarbių cheminių medžiagų praktinio taikymo.
Pramoninis naudojimas
Žinoma, visi yra girdėję žodį „elektrolitas“ apie baterijas. Automobilyje naudojami švino rūgšties akumuliatoriai, kurių elektrolitas yra 40% sieros rūgšties. Norint suprasti, kodėl šios medžiagos ten apskritai reikia, verta suprasti baterijų veikimo ypatybes.
Taigi koks yra bet kurios baterijos veikimo principas? Juose vyksta grįžtama vienos medžiagos pavertimo kita reakcija, dėl kurios išsiskiria elektronai. Įkraunant akumuliatorių, įvyksta medžiagų sąveika, kuri normaliomis sąlygomis nevyksta. Tai gali būti laikoma elektros energijos kaupimu medžiagoje dėl cheminės reakcijos. Iškrovimo metu prasideda atvirkštinė transformacija, vedanti į pradinę būseną. Šie du procesai kartu sudaro vieną įkrovimo-iškrovimo ciklą.
Pažvelkime į aukščiau pateiktą procesą naudodami konkretų pavyzdį – švino rūgšties akumuliatorių. Kaip galite atspėti, šį srovės šaltinį sudaro elementas, kuriame yra švino (taip pat švino dioksido PbO 2) ir rūgšties. Bet kuri baterija susideda iš elektrodų, o tarpas tarp jų užpildytas elektrolitu. Kaip ir pastaroji, kaip jau išsiaiškinome, savo pavyzdyje naudojame sieros rūgštį, kurios koncentracija yra 40 proc. Tokios baterijos katodas pagamintas iš švino dioksido, o anodas – iš gryno švino. Visa tai yra todėl, kad šiuose dviejuose elektroduose vyksta skirtingos grįžtamosios reakcijos, dalyvaujant jonams, į kuriuos rūgštis disocijuoja:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reakcija vyksta prie neigiamo elektrodo – katodo).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reakcija vyksta prie teigiamo elektrodo - anodo).
Jei skaitome reakcijas iš kairės į dešinę, gauname procesus, kurie vyksta išsikrovus akumuliatoriui, o jei iš dešinės į kairę, gaunami procesus, kurie vyksta įkraunant akumuliatorių. Kiekvienoje iš šių reakcijų šios reakcijos yra skirtingos, tačiau jų atsiradimo mechanizmas paprastai aprašomas vienodai: vyksta du procesai, kurių viename „sugeriami“ elektronai, o kitame, priešingai, jie „ palikti lauk“. Svarbiausia, kad sugertų elektronų skaičius būtų lygus išleistų elektronų skaičiui.
Tiesą sakant, be baterijų, šios medžiagos yra daug pritaikytos. Apskritai elektrolitai, kurių pavyzdžius pateikėme, yra tik grūdelis iš įvairių medžiagų, kurios yra sujungtos pagal šį terminą. Jie mus supa visur, visur. Štai, pavyzdžiui, žmogaus kūnas. Ar manote, kad šių medžiagų nėra? Tu labai klysti. Jų yra visur pas mus, o didžiausią jų kiekį sudaro kraujo elektrolitai. Tai apima, pavyzdžiui, geležies jonus, kurie yra hemoglobino dalis ir padeda transportuoti deguonį į mūsų kūno audinius. Kraujo elektrolitai taip pat atlieka pagrindinį vaidmenį reguliuojant vandens ir druskos pusiausvyrą bei širdies veiklą. Šią funkciją atlieka kalio ir natrio jonai (yra netgi procesas, kuris vyksta ląstelėse, vadinamas kalio-natrio pompa).
Visos medžiagos, kurias galite nors šiek tiek ištirpinti, yra elektrolitai. Ir nėra pramonės šakos ar mūsų gyvenimo, kur jie nebūtų naudojami. Tai ne tik automobilių akumuliatoriai ir akumuliatoriai. Tai bet kokia chemijos ir maisto gamyba, karinės gamyklos, drabužių gamyklos ir pan.
Beje, elektrolito sudėtis skiriasi. Taigi galima atskirti rūgštinius ir šarminius elektrolitus. Jie iš esmės skiriasi savo savybėmis: kaip jau minėjome, rūgštys yra protonų donorės, o šarmai – akceptoriai. Tačiau laikui bėgant elektrolito sudėtis keičiasi dėl dalies medžiagos praradimo arba sumažėja (viskas priklauso nuo to, kas prarandama, vandens ar elektrolito).
Su jais susiduriame kiekvieną dieną, tačiau mažai žmonių tiksliai žino tokio termino kaip elektrolitai apibrėžimą. Peržiūrėjome konkrečių medžiagų pavyzdžius, todėl pereikime prie šiek tiek sudėtingesnių sąvokų.
Fizikinės elektrolitų savybės
Dabar apie fiziką. Svarbiausias dalykas, kurį reikia suprasti studijuojant šią temą, yra tai, kaip srovė perduodama elektrolituose. Jonai čia vaidina lemiamą vaidmenį. Šios įkrautos dalelės gali perkelti krūvį iš vienos tirpalo dalies į kitą. Taigi anijonai visada linkę į teigiamą elektrodą, o katijonai - į neigiamą. Taigi, veikdami tirpalą elektros srove, atskiriame krūvius skirtingose sistemos pusėse.
Labai įdomi fizinė charakteristika yra tankis. Nuo to priklauso daugelis mūsų aptartų junginių savybių. Ir dažnai kyla klausimas: „Kaip padidinti elektrolito tankį? Tiesą sakant, atsakymas paprastas: būtina sumažinti vandens kiekį tirpale. Kadangi elektrolito tankis iš esmės yra nulemtas, tai labai priklauso nuo pastarojo koncentracijos. Yra du būdai įgyvendinti savo planą. Pirmasis yra gana paprastas: užvirinkite akumuliatoriuje esantį elektrolitą. Norėdami tai padaryti, turite jį įkrauti, kad temperatūra viduje pakiltų iki kiek daugiau nei šimto laipsnių Celsijaus. Jei šis metodas nepadeda, nesijaudinkite, yra dar vienas: tiesiog pakeiskite seną elektrolitą nauju. Norėdami tai padaryti, turite nusausinti seną tirpalą, išvalyti vidų nuo sieros rūgšties likučių distiliuotu vandeniu ir užpildyti naują porciją. Paprastai aukštos kokybės elektrolitų tirpalai iš karto turi norimą koncentraciją. Po pakeitimo ilgą laiką galite pamiršti, kaip padidinti elektrolito tankį.
Elektrolito sudėtis daugiausia lemia jo savybes. Pavyzdžiui, tokios charakteristikos kaip elektrinis laidumas ir tankis labai priklauso nuo tirpios medžiagos pobūdžio ir jos koncentracijos. Yra atskiras klausimas, kiek elektrolito gali būti akumuliatoriuje. Tiesą sakant, jo tūris yra tiesiogiai susijęs su deklaruojama gaminio galia. Kuo daugiau sieros rūgšties akumuliatoriaus viduje, tuo jis galingesnis, t.y., tuo daugiau įtampos jis gali pagaminti.
Kur tai bus naudinga?
Jei esate automobilių entuziastas ar tiesiog domitės automobiliais, tuomet jūs pats viską suprantate. Tikrai net žinote, kaip dabar nustatyti, kiek elektrolito yra akumuliatoriuje. O jei esate toli nuo automobilių, žinios apie šių medžiagų savybes, naudojimą ir sąveiką tarpusavyje nebus nereikalingos. Tai žinodami, nesuklaidysite, jei jūsų paprašys pasakyti, koks elektrolitas yra akumuliatoriuje. Nors net jei nesate automobilių entuziastas, bet turite automobilį, žinios apie akumuliatoriaus struktūrą nebus nereikalingos ir padės remontuoti. Viską padaryti patiems bus daug lengviau ir pigiau nei vykti į autocentrą.
O norint geriau išstudijuoti šią temą, rekomenduojame perskaityti chemijos vadovėlį mokyklai ir universitetams. Jei gerai išmanote šį mokslą ir perskaitėte pakankamai vadovėlių, geriausias variantas būtų Varypajevo „Cheminės srovės šaltiniai“. Ten išsamiai aprašyta visa baterijų, įvairių baterijų ir vandenilio elementų veikimo teorija.
Išvada
Atėjome į pabaigą. Apibendrinkime. Aukščiau aptarėme viską, kas susiję su tokia sąvoka kaip elektrolitai: pavyzdžiai, struktūros ir savybių teorija, funkcijos ir pritaikymai. Dar kartą verta pasakyti, kad šie junginiai yra mūsų gyvenimo dalis, be kurių mūsų kūnas ir visos pramonės sritys negalėtų egzistuoti. Ar prisimeni apie kraujo elektrolitus? Jų dėka mes gyvename. O kaip mūsų automobiliai? Turėdami šias žinias, galime išspręsti bet kokią su akumuliatoriumi susijusią problemą, nes dabar suprantame, kaip padidinti joje esančio elektrolito tankį.
Neįmanoma visko papasakoti, o mes tokio tikslo nekėlėme. Juk tai dar ne viskas, ką galima pasakyti apie šias nuostabias medžiagas.
Elektrolitinės disociacijos teorija pasiūlė švedų mokslininkas S. Arrhenius 1887 m.
Elektrolitinė disociacija- tai elektrolitų molekulių skilimas, tirpale susidarant teigiamo krūvio (katijonų) ir neigiamo krūvio (anijonų) jonams.
Pavyzdžiui, acto rūgštis vandeniniame tirpale disocijuoja taip:
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Disociacija yra grįžtamasis procesas. Tačiau skirtingi elektrolitai disocijuoja skirtingai. Laipsnis priklauso nuo elektrolito pobūdžio, jo koncentracijos, tirpiklio pobūdžio ir išorinių sąlygų (temperatūros, slėgio).
Disociacijos laipsnis α -į jonus suirusių molekulių skaičiaus ir bendro molekulių skaičiaus santykis:
α=v´(x)/v(x).
Laipsnis gali svyruoti nuo 0 iki 1 (nuo nedisociacijos iki visiško baigimo). Nurodoma procentais. Nustatyta eksperimentiškai. Kai elektrolitas disocijuoja, dalelių skaičius tirpale didėja. Disociacijos laipsnis rodo elektrolito stiprumą.
Išskirti stiprus Ir silpni elektrolitai.
Stiprūs elektrolitai- tai tie elektrolitai, kurių disociacijos laipsnis viršija 30%.
Vidutinio stiprumo elektrolitai- tai tie, kurių disociacijos laipsnis svyruoja nuo 3% iki 30%.
Silpni elektrolitai- disociacijos laipsnis vandeniniame 0,1 M tirpale yra mažesnis nei 3%.
Silpnų ir stiprių elektrolitų pavyzdžiai.
Stiprūs elektrolitai praskiestuose tirpaluose visiškai suyra į jonus, t.y. α = 1. Tačiau eksperimentai rodo, kad disociacija negali būti lygi 1, ji turi apytikslę reikšmę, bet nėra lygi 1. Tai ne tikroji disociacija, o tariamasis.
Pavyzdžiui, leiskite tam tikrą ryšį α = 0,7. Tie. pagal Arrheniuso teoriją tirpale „plaukioja“ 30% nedisocijuotų molekulių. Ir 70% susidarė laisvieji jonai. O elektrostatinė teorija suteikia dar vieną šios sąvokos apibrėžimą: jei α = 0,7, tai visos molekulės išsiskirsto į jonus, bet jonai yra tik 70% laisvų, o likusieji 30% yra surišti elektrostatinės sąveikos.
Matomas disociacijos laipsnis.
Disociacijos laipsnis priklauso ne tik nuo tirpiklio ir tirpios medžiagos pobūdžio, bet ir nuo tirpalo koncentracijos bei temperatūros.
Disociacijos lygtis gali būti pavaizduota taip:
AK ⇄ A- + K + .
Ir disociacijos laipsnis gali būti išreikštas taip:
Didėjant tirpalo koncentracijai, elektrolitų disociacijos laipsnis mažėja. Tie. konkretaus elektrolito laipsnio reikšmė nėra pastovi vertė.
Kadangi disociacija yra grįžtamasis procesas, reakcijos greičio lygtis galima parašyti taip:
Jei disociacija yra pusiausvyra, tada rodikliai yra vienodi ir dėl to gauname pusiausvyros konstanta(disociacijos konstanta):
K priklauso nuo tirpiklio pobūdžio ir temperatūros, bet nepriklauso nuo tirpalų koncentracijos. Iš lygties aišku, kad kuo daugiau nedisocijuotų molekulių, tuo mažesnė elektrolitų disociacijos konstantos reikšmė.
Polibazinės rūgštys disociuoti laipsniškai, ir kiekvienas žingsnis turi savo disociacijos pastovią reikšmę.
Jei disocijuoja daugiabazinė rūgštis, tada pirmasis protonas pašalinamas lengviausiai, tačiau didėjant anijono krūviui didėja ir trauka, todėl protoną pašalinti daug sunkiau. Pavyzdžiui,
Ortofosforo rūgšties disociacijos konstantos kiekviename etape turėtų labai skirtis:
Aš - etapas:
II etapas:
III etapas:
Pirmoje stadijoje ortofosforo rūgštis yra vidutinio stiprumo rūgštis, o 2-oje - silpna, 3-ioje - labai silpna.
Kai kurių elektrolitų tirpalų pusiausvyros konstantų pavyzdžiai.
Pažiūrėkime į pavyzdį:
Jei į tirpalą, kuriame yra sidabro jonų, pridedama metalinio vario, tada pusiausvyros momentu vario jonų koncentracija turėtų būti didesnė už sidabro koncentraciją.
Tačiau konstanta turi mažą reikšmę:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Tai rodo, kad tuo metu, kai buvo pasiekta pusiausvyra, ištirpo labai mažai sidabro chlorido.
Metalinio vario ir sidabro koncentracijos yra įtrauktos į pusiausvyros konstantą.
Joninis vandens produktas.
Žemiau esančioje lentelėje yra šie duomenys:
Ši konstanta vadinama joninis vandens produktas, kuris priklauso tik nuo temperatūros. Pagal disociaciją 1 H+ jonui tenka vienas hidroksido jonas. Gryname vandenyje šių jonų koncentracija yra tokia pati: [ H + ] = [Oi - ].
Iš čia [ H + ] = [Oi- ] = = 10-7 mol/l.
Jei į vandenį įpilsite pašalinių medžiagų, pavyzdžiui, druskos rūgšties, vandenilio jonų koncentracija padidės, tačiau joninis vandens produktas nuo koncentracijos nepriklauso.
O jei pridėsite šarmo, padidės jonų koncentracija, sumažės vandenilio kiekis.
Koncentracija ir yra tarpusavyje susijusios: kuo didesnė viena reikšmė, tuo mažesnė kita.
Tirpalo rūgštingumas (pH).
Tirpalų rūgštingumas dažniausiai išreiškiamas jonų koncentracija H+. Rūgščioje aplinkoje pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, šarminėje - pH> 10 -7 mol/l.
Tirpalo rūgštingumas išreiškiamas per neigiamą vandenilio jonų koncentracijos logaritmą, vadinamą jį pH.
pH = -lg[ H + ].
Konstantos ir disociacijos laipsnio ryšys.
Apsvarstykite acto rūgšties disociacijos pavyzdį:
Raskime konstantą:
Molinė koncentracija C=1/V, pakeiskite jį į lygtį ir gaukite:
Šios lygtys yra W. Ostwaldo veisimo įstatymas, pagal kurią elektrolito disociacijos konstanta nepriklauso nuo tirpalo praskiedimo.
Druskų hidrolizė
Hidrolizė vadinamos medžiagos sąveikos su vandeniu reakcijos, dėl kurių susidaro silpni elektrolitai (rūgštys, bazės, rūgštinės arba bazinės druskos). Hidrolizės rezultatas gali būti laikomas vandens disociacijos pusiausvyros pažeidimu. Įvairių klasių junginiai yra hidrolizuojami, tačiau svarbiausias atvejis yra druskų hidrolizė. Druskos, kaip taisyklė, yra stiprūs elektrolitai, kurie visiškai atsiskiria į jonus ir gali sąveikauti su vandens jonais.
Svarbiausi druskų hidrolizės atvejai:
1. Druską sudaro stipri bazė ir stipri rūgštis. Pavyzdžiui: NaCl yra druska, sudaryta iš stiprios bazės NaOH ir stiprios rūgšties HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – molekulinė lygtis;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - – pilnoji joninė lygtis;
HOH ↔ OH - + H + – sutrumpinta joninė lygtis.
Kaip matyti iš sutrumpintos joninės lygties, stiprios bazės ir stiprios rūgšties suformuota druska nesąveikauja su vandeniu, t.y., nehidrolizuoja, o terpė išlieka neutrali.
2. Druską sudaro stipri bazė ir silpna rūgštis. Pavyzdžiui: NaNO 2 yra stiprios bazės NaOH ir silpnos rūgšties HNO 2 sudaryta druska, kuri praktiškai nesiskiria į jonus.
NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
Šiuo atveju druska hidrolizuojama, o hidrolizė vyksta išilgai anijono, o katijonas praktiškai nedalyvauja hidrolizės procese. Kadangi hidrolizės metu susidaro šarmas, tirpale yra OH - anijonų perteklius. Tokios druskos tirpalas įgauna šarminę aplinką, t.y. pH > 7.
I etapas Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3 ;
CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 - ;
II etapas NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
Standartinėmis sąlygomis ir saikingai praskiedus tirpalą, druskų hidrolizė vyksta tik pirmajame etape. Antrąjį slopina produktai, kurie susidaro pirmajame etape. OH - jonų kaupimasis reiškia pusiausvyros poslinkį į kairę.
3. Druską sudaro silpna bazė ir stipri rūgštis. Pavyzdžiui: NH 4 NO 3 yra druska, sudaryta iš silpnos bazės NH 4 OH ir stiprios rūgšties HNO 3.
NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;
NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.
Šiuo atveju druska hidrolizuojama, o hidrolizė vyksta išilgai katijono, o anijonas praktiškai nedalyvauja hidrolizės procese. Tokios druskos tirpalas įgauna rūgščią aplinką, t.y. pH< 7.
Kaip ir ankstesniu atveju, daugkartinio krūvio jonų druskos hidrolizuojamos etapais, nors antrasis etapas taip pat yra slopinamas.
I pakopa Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;
II pakopa MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg(OH) 2 + HNO 3 ;
MgOH + + HOH ↔ Mg(OH) 2 + H + .
4. Druską sudaro silpna bazė ir silpna rūgštis. Pavyzdžiui: NH 4 CN yra druska, sudaryta iš silpnos bazės NH 4 OH ir silpnos rūgšties HCN.
NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;
NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.
Šiuo atveju hidrolizėje dalyvauja ir katijonai, ir anijonai. Jie sujungia ir vandenilio katijonus, ir vandens hidrokso anijonus, sudarydami silpnus elektrolitus (silpnas rūgštis ir silpnas bazes). Tokių druskų tirpalo reakcija gali būti arba silpnai rūgštinė (jei hidrolizės metu susidariusi bazė yra silpnesnė už rūgštį), arba silpnai šarminė (jei bazė stipresnė už rūgštį), arba neutrali (jei bazė ir rūgštis yra vienodai stiprios).
Hidrolizuojant daugkartinio krūvio jonų druską, I etapas neslopina tolesnių, o tokių druskų hidrolizė visiškai vyksta net kambario temperatūroje.
I etapas (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;
2NH 4 + + S 2- + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS -;
II etapas NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
