Elektrolitler ayrışma derecesine bağlı olarak güçlü ve zayıf elektrolitler olmak üzere iki gruba ayrılır. Güçlü elektrolitlerin ayrışma derecesi %1'den fazla veya %30'dan fazla, zayıf elektrolitler ise %1'den az veya %3'ten azdır.

Ayrışma süreci

Elektrolitik ayrışma- moleküllerin iyonlara ayrışma süreci - pozitif yüklü katyonlar ve negatif yüklü anyonlar. Yüklü parçacıklar elektrik akımı taşır. Elektrolitik ayrışma yalnızca çözeltilerde ve eriyiklerde mümkündür.

Ayrışmanın itici gücü, su moleküllerinin etkisi altında polar kovalent bağların parçalanmasıdır. Polar moleküller su molekülleri tarafından çekilir. Katılarda parçalanırlar iyonik bağlar Isıtma işlemi sırasında. Yüksek sıcaklıklar kristal kafesin düğüm noktalarında iyonların titreşimlerine neden olur.

Pirinç. 1. Ayrışma süreci.

Çözeltilerde veya eriyiklerde kolayca iyonlara ayrışan ve bu nedenle elektrik akımını ileten maddelere elektrolit denir. Elektrolit olmayanlar elektriği iletmezler çünkü katyonlara ve anyonlara parçalanmaz.

Ayrışma derecesine bağlı olarak güçlü ve zayıf elektrolitler ayırt edilir. Güçlü olanlar suda çözünür, yani. tamamen, iyileşme olasılığı olmadan iyonlara ayrışır. Zayıf elektrolitler kısmen katyonlara ve anyonlara ayrışır. Ayrışma derecesi diğerlerinden daha azdır. güçlü elektrolitler.

Ayrışma derecesi, maddelerin toplam konsantrasyonunda parçalanmış moleküllerin oranını gösterir. α = n/N formülüyle ifade edilir.

Pirinç. 2. Ayrışma derecesi.

Zayıf elektrolitler

Zayıf elektrolitlerin listesi:

• seyreltilmiş ve zayıf organik asitler- H2S, H2S03, H2C03, H2Si03, H3B03;
• bazı organik asitler (organik asitlerin çoğu elektrolit değildir) - CH3COOH, C2H5COOH;
• çözünmeyen bazlar - Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2;
• Amonyum hidroksit - NH4OH.

Pirinç. 3. Çözünürlük tablosu.

Ayrışma reaksiyonu iyonik denklem kullanılarak yazılır:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 – ;
• H 2 S ↔ H + + HS – ;
• NH4OH ↔ NH4++ + OH – .

Polibazik asitler adım adım ayrışır:

• H2C03 ↔ H++ HCO3 – ;
• HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2- .

Çözünmeyen bazlar da aşamalar halinde ayrışır:

• Fe(OH)3 ↔ Fe(OH)2 + + OH – ;
• Fe(OH)2 + ↔ FeOH 2+ + OH – ;
• FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH – .

Su zayıf bir elektrolit olarak sınıflandırılır. Su pratikte elektrik akımını iletmez çünkü... hidrojen katyonlarına ve hidroksit iyon anyonlarına zayıf bir şekilde ayrışır. Ortaya çıkan iyonlar su molekülleri halinde yeniden birleştirilir:

H 2 O ↔ H + + OH – .

Su elektriği kolaylıkla iletiyorsa, içinde yabancı maddeler var demektir. Damıtılmış su iletken değildir.

Zayıf elektrolitlerin ayrışması tersine çevrilebilir. Ortaya çıkan iyonlar moleküller halinde yeniden birleşir.

Ne öğrendik?

Zayıf elektrolitler, kısmen iyonlara (pozitif katyonlar ve negatif anyonlar) ayrışan maddeleri içerir. Dolayısıyla bu tür maddeler elektriği iyi iletmez. Bunlar zayıf ve seyreltik asitleri, çözünmeyen bazları ve az çözünen tuzları içerir. En zayıf elektrolit sudur. Zayıf elektrolitlerin ayrışması geri dönüşümlü bir reaksiyondur.

Talimatlar

Bu teorinin özü, eritildiğinde (suda çözündüğünde), hemen hemen tüm elektrolitlerin hem pozitif hem de negatif yüklü iyonlara ayrışmasıdır (buna elektrolitik ayrışma denir). Etkisi altında elektrik akımı negatif olanlar ("-") anoda (+) doğru hareket eder ve pozitif yüklü olanlar (katyonlar, "+") katoda (-) doğru hareket eder. Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü süreç(Ters işleme “molarizasyon” denir).

(a) Elektrolitik ayrışmanın derecesi elektrolitin kendisine, çözücüye ve bunların konsantrasyonuna bağlıdır. Bu, iyonlara parçalanan molekül sayısının (n) toplam sayıçözeltiye eklenen moleküller (N). Şunu elde edersiniz: a = n / N

Dolayısıyla güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Güçlü elektrolitler genellikle yüksek polariteye veya bağlara sahip maddelerdir: bunlar yüksek oranda çözünür tuzların (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) yanı sıra güçlü bazlardır (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Güçlü bir elektrolitte, içinde çözünen madde çoğunlukla iyon ( ) formundadır; Neredeyse ayrışmamış molekül yoktur.

Zayıf elektrolitler, iyonlara yalnızca kısmen ayrışan maddelerdir. Zayıf elektrolitler, çözeltideki iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide güçlü iyon konsantrasyonu oluşturmazlar.

Zayıf olanlar şunları içerir:
- organik asitler (hemen hemen hepsi) (C2H5COOH, CH3COOH, vb.);
- bazı asitler (H2S, H2CO3, vb.);
- suda, amonyum hidroksitte ve ayrıca tüm bazlarda (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH) az çözünen hemen hemen tüm tuzlar;
- su.

Pratik olarak elektrik akımını iletmiyorlar veya iletmiyorlar, ancak zayıflar.

lütfen aklınızda bulundurun

Rağmen temiz su elektrik akımını çok zayıf iletmesine rağmen hala ölçülebilir bir iletkenliğe sahiptir. elektriksel iletkenlik, suyun hafifçe hidroksit iyonlarına ve hidrojen iyonlarına ayrıştığı gerçeğiyle açıklanmaktadır.

Faydalı tavsiyeler

Elektrolitlerin çoğu agresif maddelerdir, bu nedenle onlarla çalışırken son derece dikkatli olun ve güvenlik düzenlemelerine uyun.

Güçlü Baz - İnorganik kimyasal bileşik hidroksil grubu -OH ve alkalin (grup I'in elemanları) tarafından oluşturulan periyodik tablo: Li, K, Na, RB, Cs) veya alkali toprak metali(grup II elementleri Ba, Ca). LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ formülleri şeklinde yazılmıştır.

İhtiyacın olacak

• buharlaşma kabı
• brülör
• göstergeler
• metal çubuk
• N₃PO₄

Talimatlar

Herkesin karakteristik özelliği olan güçlü nedenler ortaya çıkıyor. Solüsyondaki varlığı indikatörün rengindeki değişiklikle belirlenir. Numuneye test çözeltisiyle birlikte fenolftalein ekleyin veya turnusol kağıdını atlayın. Metil turuncu sarı renk verir, fenolftalein mor renk verir ve turnusol kağıdı döner mavi. Baz ne kadar güçlü olursa göstergenin rengi o kadar yoğun olur.

Size hangi alkalilerin sunulduğunu bulmanız gerekiyorsa, o zaman nitel analizçözümler. En yaygın güçlü bazlar lityum, potasyum, sodyum, baryum ve kalsiyumdur. Bazlar asitlerle reaksiyona girerek (nötralizasyon reaksiyonları) tuz ve su oluşturur. Bu durumda Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ ve LiOH ayırt edilebilir. Asitle birleştirildiğinde çözünmeyen bileşikler oluşur. Geriye kalan hidroksitler çökelmeye neden olmaz çünkü Tüm K ve Na tuzları çözünür.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃PO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 Ba(OH) ₂ +2 Н₃PO₄ --→ Ba₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li₃PO₄↓ + 3 H₂O
Bunları süzün ve kurutun. Kurutulmuş çökeltiyi brülörün alevine ekleyin. Alevin rengi değiştirilerek lityum, kalsiyum ve baryum iyonları niteliksel olarak belirlenebilir. Buna göre hangi hidroksitin hangisi olduğunu belirleyeceksiniz. Lityum tuzları brülörün alevini karmin kırmızısına boyar. Baryum tuzları yeşil, kalsiyum tuzları ise kırmızıdır.

Geri kalan alkaliler çözünür ortofosfatlar oluşturur.

3 NaOH + H₃PO₄--→ Na₃PO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O

Suyu kuru bir kalıntı elde edinceye kadar buharlaştırmak gerekir. Buharlaşan tuzları metal bir çubuğun üzerine teker teker brülörün alevine yerleştirin. Orada, sodyum tuzu - alev parlak sarıya ve potasyum - pembe-mora dönecek. Böylece sahip olmak minimum set ekipman ve reaktifler, size verilen tüm güçlü gerekçeleri belirlediniz.

Elektrolit, katı halinde dielektrik olan, yani elektrik akımını iletmeyen, ancak çözündüğünde veya eridiğinde iletken hale gelen bir maddedir. Bu neden oluyor? ani değişimözellikler? Gerçek şu ki, çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki elektrolit molekülleri, pozitif yüklü ve negatif yüklü iyonlara ayrışır, bu nedenle bu tür bir agrega durumundaki bu maddeler elektrik akımı iletebilir. Çoğu tuz, asit ve baz elektrolitik özelliklere sahiptir.

Talimatlar

Hangi maddeler güçlü kabul edilir? Çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki bu tür maddeler, çözeltinin konsantrasyonuna bakılmaksızın moleküllerin neredeyse %100'üne maruz kalır. Liste, çözünür alkalilerin, tuzların ve hidroklorik, bromür, iyodür, nitrik vb. gibi bazı asitlerin mutlak çoğunluğunu içerir.

Zayıf olanlar çözeltilerde veya eriyiklerde nasıl davranır? elektrolitler? İlk olarak, çok küçük bir oranda (yüzde 3'ten fazla değil) ayrışırlar. toplam sayı moleküller), ikincisi, ilerlemeleri daha kötü ve yavaştır, çözeltinin konsantrasyonu ne kadar yüksek olursa. Bu tür elektrolitler arasında örneğin (amonyum hidroksit), çoğu organik ve inorganik asit (hidroflorik asit - HF dahil) ve elbette hepimizin bildiği su bulunur. Moleküllerinin yalnızca ihmal edilebilir bir kısmı hidrojen iyonlarına ve hidroksil iyonlarına ayrıştığı için.

Ayrışma derecesinin ve buna bağlı olarak elektrolitin gücünün faktörlere bağlı olduğunu unutmayın: elektrolitin doğası, çözücü ve sıcaklık. Dolayısıyla bu bölünme belli bir dereceye kadarşartlı olarak. Sonuçta aynı madde farklı koşullar hem güçlü hem de zayıf bir elektrolit olabilir. Elektrolitin gücünü değerlendirmek için özel bir değer getirildi - kütle etki yasasına göre belirlenen ayrışma sabiti. Ancak yalnızca zayıf elektrolitlere uygulanabilir; güçlü elektrolitler kitlesel eylem yasasına uyma.

Kaynaklar:

• güçlü elektrolitler listesi

Tuzlar- Bu kimyasallar bir katyondan, yani pozitif yüklü bir iyondan, bir metalden ve negatif yüklü bir anyondan - bir asit kalıntısından oluşur. Pek çok tuz türü vardır: normal, asidik, bazik, çift, karışık, hidratlı, kompleks. Bu katyon ve anyon bileşimlerine bağlıdır. Nasıl belirleyebilirsin temel tuz?

Tuzlar, özellikleri, hidrolizi

182 numaralı okulun 8. sınıf öğrencisi B

Petrova Polina

Kimya öğretmeni:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSKOVA 2009

Günlük yaşamda yalnızca bir tuzla - sofra tuzuyla - uğraşmaya alışkınız. sodyum klorür NaCl. Ancak kimyada tuzlara denir. bütün sınıf bağlantılar. Tuzlar, bir asitteki hidrojenin bir metalle değiştirilmesinin ürünleri olarak düşünülebilir. Örneğin sofra tuzu şuradan elde edilebilir: hidroklorik asit ikame reaksiyonu ile:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

asit tuzu

Sodyum yerine alüminyum alırsanız başka bir tuz oluşur - alüminyum klorür:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Tuzlar- Bu karmaşık maddeler metal atomlarından ve asidik kalıntılardan oluşur. Bir asitteki hidrojenin bir metal veya kısmen ile tamamen veya kısmen değiştirilmesinin ürünleridir. hidroksil grubu bir asit kalıntısına dayanmaktadır. Örneğin, eğer sülfürik asit H2S04'te bir hidrojen atomunu potasyum ile değiştirirsek, KHSO 4 tuzunu ve iki - K2S04 tuzunu elde ederiz.

Birkaç çeşit tuz vardır.

Tuz elde etme yöntemleri.

1. Tuzlar, asitlerin metaller, bazik oksitler ve bazlar üzerindeki etkisi ile elde edilebilir:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

çinko klorür

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

demir(III) sülfat

3HNO3 + Cr(OH)3 Cr(NO3)3 + 3H20

krom(III) nitrat

2. Tuzlar, asidik oksitlerin alkalilerle ve asidik oksitlerin alkalilerle reaksiyonu sonucu oluşur. bazik oksitler:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

kalsiyum nitrat

SiO 2 + CaO CaSiO 3

kalsiyum silikat

3. Tuzlar, tuzların asitlerle, alkalilerle, metallerle, uçucu olmayanlarla reaksiyona sokulmasıyla elde edilebilir. asit oksitler ve diğer tuzlar. Bu tür reaksiyonlar, gaz oluşumu, bir çökeltinin çökelmesi, daha zayıf bir asitin bir oksidinin oluşması veya uçucu bir oksidin oluşması koşulları altında meydana gelir.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

kalsiyum ortofosfat kalsiyum sülfat

Fe2 (S04)3 + 6NaOH 2Fe(OH)3 + 3Na2S04

demir (III) sülfat sodyum sülfat

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

bakır (II) sülfat demir (II) sülfat

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

kalsiyum karbonat kalsiyum silikat

Al 2 (S04) 3 + 3BaCl2 3BaS04 + 2AlCl3

sülfat klorür sülfat klorür

alüminyum baryum baryum alüminyum

4. Oksijensiz asitlerin tuzları, metallerin metal olmayanlarla etkileşimi sonucu oluşur:

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

demir(III) klorür

Fiziksel özellikler.

Tuzlar – katılar farklı renkler. Sudaki çözünürlükleri farklılık gösterir. Nitrik ve asetik asitlerin tüm tuzları ile sodyum ve potasyum tuzları çözünür. Diğer tuzların sudaki çözünürlüğünü çözünürlük tablosunda bulabilirsiniz.

Kimyasal özellikler.

1) Tuzlar metallerle reaksiyona girer.

Bu reaksiyonlar sulu çözeltilerde meydana geldiğinden Li, Na, K, Ca, Ba ve diğerleri deneylerde kullanılamaz. aktif metaller Normal koşullar altında suyla reaksiyona giren veya eriyik içinde reaksiyonlar gerçekleştiren.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Tuzlar asitlerle reaksiyona girer. Bu reaksiyonlar, daha güçlü bir asit daha zayıf bir asitin yerini aldığında, gaz açığa çıkardığında veya çökeldiğinde meydana gelir.

Bu reaksiyonları gerçekleştirirken genellikle kuru tuz alırlar ve konsantre asitle etki ederler.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Tuzlar sulu çözeltilerde alkalilerle reaksiyona girer.

Bu almanın yolu çözünmeyen bazlar ve alkaliler.

FeCl3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuS04 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2S04 + Cu(OH)2

Na 2S04 + Ba(OH) 2 BaS04 + 2NaOH

4) Tuzlar tuzlarla reaksiyona girer.

Reaksiyonlar çözeltiler halinde gerçekleşir ve pratik olarak çözünmeyen tuzlar elde etmek için kullanılır.

AgNO3 + KBr AgBr + KNO3

CaCl2 + Na2C03 CaCO3 + 2NaCl

5) Bazı tuzlar ısıtıldığında ayrışır.

Tipik bir örnek böyle bir reaksiyon kireçtaşının yanmasıdır, ana ayrılmaz parça kalsiyum karbonat olan:

CaCO 3 CaO + CO2 kalsiyum karbonat

1. Bazı tuzlar, kristalize hidratlar oluşturacak şekilde kristalleşebilme özelliğine sahiptir.

Bakır (II) sülfat CuSO 4 – kristal madde beyaz. Suda çözündüğünde ısınarak çözelti oluşturur. mavi renk. Sıcaklık ve renk değişiklikleri işarettir kimyasal reaksiyon. Çözelti buharlaştırıldığında kristal hidrat CuS04 açığa çıkar. 5H20 (bakır sülfat). Bu maddenin oluşumu bakır (II) sülfatın suyla reaksiyona girdiğini gösterir:

CuS04 + 5H20 CuS04 . 5H 2 O + Q

beyaz mavi-mavi renk

Tuzların kullanımı.

Tuzların çoğu endüstride ve günlük yaşamda yaygın olarak kullanılmaktadır. Örneğin, sodyum klorür NaCl veya sofra tuzu yemek pişirmede vazgeçilmezdir. Endüstride sodyum klorür, sodyum hidroksit, soda NaHC03, klor, sodyum üretmek için kullanılır. Nitrik ve ortofosforik asitlerin tuzları esas olarak mineral gübreler. Örneğin potasyum nitrat KNO3 potasyum nitrattır. Aynı zamanda barut ve diğer piroteknik karışımların bir parçasıdır. Tuzlar metallerin, asitlerin elde edilmesinde ve cam üretiminde kullanılır. Hastalıklara, zararlılara, bazılarına karşı birçok bitki koruma ürünü tıbbi maddeler aynı zamanda tuzlar sınıfına da aittir. Potasyum permanganat KMnO 4'e genellikle potasyum permanganat denir. Kireçtaşı ve alçıtaşı – CaSO 4 – yapı malzemesi olarak kullanılır. Tıpta da kullanılan 2H 2 O.

Çözümler ve çözünürlük.

Daha önce de belirtildiği gibi çözünürlük önemli özellik tuzlar Çözünürlük - bir maddenin başka bir maddeyle homojen, kararlı bir sistem oluşturma yeteneği değişken kompozisyon iki veya daha fazla kişiden oluşan Daha bileşenler.

Çözümler- Bu homojen sistemlerçözücü molekülleri ve çözünen parçacıklardan oluşur.

Yani örneğin bir çözüm sofra tuzu bir çözücü - su, çözünmüş bir madde - Na +, Cl - iyonlarından oluşur.

iyonlar(Yunanca iyondan - gidiş), atomların veya atom gruplarının elektron (veya diğer yüklü parçacıklar) kaybetmesi veya kazanmasıyla oluşan elektrik yüklü parçacıklar. "İyon" kavramı ve terimi, 1834 yılında, elektrik akımının asitlerin, alkalilerin ve tuzların sulu çözeltileri üzerindeki etkisini incelerken, bu tür çözeltilerin elektriksel iletkenliğinin iyonların hareketinden kaynaklandığını öne süren M. Faraday tarafından tanıtıldı. . Faraday, çözelti içinde negatif kutup (katot) katyonlarına doğru hareket eden pozitif yüklü iyonları ve pozitif kutba (anot) - anyonlara doğru hareket eden negatif yüklü iyonları çağırdı.

Sudaki çözünürlük derecesine göre maddeler üç gruba ayrılır:

1) Yüksek oranda çözünür;

2) Az çözünür;

3) Pratik olarak çözünmez.

Birçok tuz suda oldukça çözünür. Diğer tuzların sudaki çözünürlüğüne karar verirken çözünürlük tablosunu kullanmanız gerekecektir.

Bazı maddelerin çözündüğünde veya eridiğinde elektrik akımı ilettiği, bazılarının ise aynı koşullar altında akım iletmediği iyi bilinmektedir.

Çözeltilerde iyonlara ayrışan veya eriyen ve bu nedenle elektrik akımını ileten maddelere denir. elektrolitler.

Aynı koşullar altında iyonlara ayrışmayan ve elektrik akımını iletmeyen maddelere denir. elektrolit olmayanlar.

Elektrolitler asitleri, bazları ve hemen hemen tüm tuzları içerir. Elektrolitlerin kendisi elektriği iletmez. Çözeltilerde ve eriyiklerde iyonlara ayrılırlar, bu nedenle akım akar.

Elektrolitlerin suda çözündüğünde iyonlara ayrılmasına denir. elektrolitik ayrışma. İçeriği aşağıdaki üç hükümden ibarettir:

1) Elektrolitler suda çözündüğünde iyonlara (pozitif ve negatif) ayrılır (ayrışır).

2) Bir elektrik akımının etkisi altında iyonlar yönsel bir hareket kazanır: pozitif yüklü iyonlar katoda doğru hareket eder ve bunlara katyonlar denir ve negatif yüklü iyonlar anoda doğru hareket eder ve anyonlar olarak adlandırılır.

3) Ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir: moleküllerin iyonlara ayrışmasına (ayrışma) paralel olarak iyonların birleşme süreci (birleşme) meydana gelir.

tersine çevrilebilirlik

Güçlü ve zayıf elektrolitler.

Bir elektrolitin iyonlara parçalanma yeteneğini niceliksel olarak karakterize etmek için, ayrışma derecesi (α), t kavramı . E.İyonlara ayrışan molekül sayısının toplam molekül sayısına oranı. Örneğin, α = 1, elektrolitin tamamen iyonlara ayrıştığını, α = 0,2 ise moleküllerinin yalnızca beşte birinin ayrıştığını gösterir. Konsantre bir çözelti seyreltildiğinde ve ısıtıldığında, ayrışma derecesi arttıkça elektriksel iletkenliği artar.

α değerine bağlı olarak, elektrolitler geleneksel olarak güçlü (neredeyse tamamen ayrışır, (α 0,95) olarak ikiye ayrılır. orta kuvvet (0,95

Güçlü elektrolitler birçok mineral asit (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 vb.), alkaliler (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 vb.) ve hemen hemen tüm tuzlardır. Zayıf çözümler bazılarının çözümlerini içerir mineral asitler(H2S, H2S03, H2C03, HCN, HClO), birçok organik asit (örneğin asetik asit CH3COOH), sulu amonyak (NH3.2O), su, bazı cıva tuzları ( HgCl 2). Orta kuvvette elektrolitler genellikle hidroflorik HF, ortofosforik H3P04 ve nitröz HNO2 asitleri içerir.

Tuzların hidrolizi.

"Hidroliz" terimi buradan gelir. Yunanca kelimeler Hidor (su) ve lizis (ayrışma). Hidroliz genellikle bir madde ile su arasındaki değişim reaksiyonu olarak anlaşılır. Hidrolitik süreçler çevremizdeki doğada (canlı ve cansız) son derece yaygındır ve aynı zamanda modern üretim ve ev teknolojilerinde insanlar tarafından da yaygın olarak kullanılmaktadır.

Tuz hidrolizi, tuzu ve suyu oluşturan iyonlar arasındaki etkileşimin reaksiyonudur, bu da zayıf bir elektrolit oluşumuna yol açar ve buna çözelti ortamında bir değişiklik eşlik eder.

Üç tür tuz hidrolize uğrar:

a) oluşan tuzlar zayıf temel ve güçlü asit (CuCl2, NH4Cl, Fe2 (S04)3 - katyonun hidrolizi meydana gelir)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH4Cl + H20 NH3 . H2O+HCl

Ortamın reaksiyonu asidiktir.

b) oluşan tuzlar güçlü temel ve zayıf asit (K2C03, Na2S - anyonda hidroliz meydana gelir)

SiO3 2- + 2H20 H2SiO3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

Ortamın reaksiyonu alkalidir.

c) zayıf bir baz ve zayıf bir asit (NH4)2C03, Fe2 (C03)3 - hidroliz tarafından oluşturulan tuzlar katyonda ve anyonda meydana gelir.

2NH4 + + C03 2- + 2H202NH3. H2O + H2CO3

(NH4)2C03 + H202NH3. H2O + H2CO3

Çoğu zaman çevrenin tepkisi nötrdür.

d) güçlü bir baz ve güçlü bir asitten (NaCl, Ba(NO3)2) oluşan tuzlar hidrolize tabi değildir.

Bazı durumlarda hidroliz geri dönüşü olmayan bir şekilde ilerler (dedikleri gibi sonuna kadar gider). Böylece, sodyum karbonat ve bakır sülfat çözeltileri karıştırıldığında, ısıtıldığında kristalizasyon suyunun bir kısmını kaybeden ve elde edilen mavi bir hidratlı bazik tuz çökeltisi çökelir. yeşil– susuz bazik bakır karbonata – malakite dönüşür:

2CuSO4 + 2Na2C03 + H20 (CuOH)2C03 + 2Na2S04 + C02

Sodyum sülfit ve alüminyum klorür çözeltilerini karıştırırken hidroliz de tamamlanmaya başlar:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H202Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Bu nedenle Al2S3 sulu bir çözeltiden izole edilemez. Bu tuz basit maddelerden elde edilir.

Güçlü ve zayıf elektrolitler

Bazı elektrolitlerin çözeltilerinde moleküllerin yalnızca bir kısmı ayrışır. Elektrolitin gücünü niceliksel olarak karakterize etmek için ayrışma derecesi kavramı tanıtıldı. İyonlara ayrışan molekül sayısının çözünen maddenin toplam molekül sayısına oranına ayrışma derecesi a denir.

burada C ayrışan moleküllerin konsantrasyonu, mol/1;

C 0 çözeltinin başlangıç ​​konsantrasyonudur, mol/l.

Ayrışma derecesine göre tüm elektrolitler güçlü ve zayıf olarak ayrılır. Güçlü elektrolitler, ayrışma derecesi %30'dan (a > 0,3) fazla olan elektrolitleri içerir. Bunlar şunları içerir:

· güçlü asitler(H2S04, HNO3, HC1, HBr, HI);

· NH4OH hariç çözünür hidroksitler;

· çözünür tuzlar.

Güçlü elektrolitlerin elektrolitik ayrışması geri döndürülemez

HNO 3® H++ NO-3.

Zayıf elektrolitlerin ayrışma derecesi %2'den azdır (a< 0,02). К ним относятся:

· zayıf inorganik asitler(H2C03, H2S, HNO2, HCN, H2Si03, vb.) ve tümü organik, örneğin asetik asit (CH3COOH);

· çözünmeyen hidroksitler ve ayrıca çözünür hidroksit NH4OH;

· çözünmeyen tuzlar.

Ayrışma derecesinin orta değerlerine sahip elektrolitlere orta kuvvette elektrolitler denir.

Ayrışma derecesi (a) aşağıdaki faktörlere bağlıdır:

elektrolitin doğasına, yani türüne kimyasal bağlar; ayrışma en kolay şekilde en polar bağların olduğu yerde meydana gelir;

çözücünün doğasından - ikincisi ne kadar polar olursa, içinde ayrışma süreci o kadar kolay gerçekleşir;

sıcaklıktan - artan sıcaklık ayrışmayı artırır;

çözeltinin konsantrasyonuna bağlıdır - çözelti seyreltildiğinde ayrışma da artar.

Ayrışma derecesinin kimyasal bağların doğasına bağımlılığının bir örneği olarak, molekülü içeren sodyum hidrojen sülfatın (NaHSO4) ayrışmasını düşünün. aşağıdaki türler bağlar: 1-iyon; 2 - kutupsal kovalent; 3 - kükürt ve oksijen atomları arasındaki bağ düşük kutupludur. Kırılma en kolay iyonik bağın olduğu yerde meydana gelir (1):

3. Asit kalıntısı iyonlara ayrışmaz. Elektrolitin ayrışma derecesi büyük ölçüde çözücünün doğasına bağlıdır. Örneğin, HCl suda güçlü bir şekilde ayrışır, etanol C2H5OH'de daha az güçlü bir şekilde ayrışır ve pratik olarak elektrik akımı iletmediği benzende neredeyse hiç ayrışmaz. Yüksek çözücüler dielektrik sabiti

(e) çözünen molekülleri polarize eder ve onlarla solvatlanmış (hidratlanmış) iyonlar oluşturur. 25 0 C'de e(H2O) = 78,5, e(C2H5OH) = 24,2, e(C6H6) = 2,27. Zayıf elektrolitlerin çözeltilerinde ayrışma süreci tersine çevrilebilir ve bu nedenle yasalar, çözeltideki moleküller ve iyonlar arasındaki dengeye uygulanır. kimyasal denge . Yani ayrışma için

asetik asit

CH3COOH « CH3COO - + H + .

Denge sabiti Kc şu şekilde belirlenecektir:

K c = K d = CCH3COO - · CH + / CCH3COOH. Ayrışma işlemi için denge sabitine (Kc), ayrışma sabiti (Kd) adı verilir. Değeri elektrolitin yapısına, çözücüye ve sıcaklığa bağlıdır, ancak çözeltideki elektrolitin konsantrasyonuna bağlı değildir. Ayrışma sabitiönemli karakteristik zayıf elektrolitler, çünkü çözeltideki moleküllerinin gücünü gösterir. Ayrışma sabiti ne kadar küçük olursa, elektrolit o kadar zayıf ayrışır ve molekülleri o kadar kararlı olur. Ayrışma derecesinin, ayrışma sabitinin aksine, çözeltinin konsantrasyonuna göre değiştiği göz önüne alındığında, Kd ile a arasındaki ilişkiyi bulmak gerekir. Eğer başlangıç ​​konsantrasyonu

çözelti C'ye eşit alınırsa ve bu konsantrasyona karşılık gelen ayrışma derecesi a ise, o zaman ayrışan asetik asit moleküllerinin sayısı a · C'ye eşit olacaktır.

CCH3COO - = CH + = a C,

o zaman çözünmemiş asetik asit moleküllerinin konsantrasyonu (C - a · C) veya C(1- a · C)'ye eşit olacaktır. Buradan

K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)<<1, то приближенно К @ a 2 С и

Denklem (1) Ostwald'ın seyreltme yasasını ifade eder. Çok zayıf elektrolitler için

a = (K/C). (2)

Formül (2)'den görülebileceği gibi, elektrolit çözeltisinin konsantrasyonunun azalmasıyla (seyreltildiğinde) ayrışma derecesi artar.

Zayıf elektrolitler aşamalar halinde ayrışır, örneğin:

1. aşama H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

Bu tür elektrolitler, iyonlara ayrışma aşamalarının sayısına bağlı olarak çeşitli sabitlerle karakterize edilir. Karbonik asit için

K1 = CH + CHCO-2 / CH2C03 = 4,45 × 10-7; K 2 = CH + · CCO 2-3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.

Görülebileceği gibi, karbonik asit iyonlarına ayrışma esas olarak birinci aşama tarafından belirlenir ve ikincisi yalnızca çözelti oldukça seyreltildiğinde ortaya çıkabilir.

H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3'ün toplam dengesi, toplam ayrışma sabitine karşılık gelir

K d = C2n + · CCO2-3 / CH2C03.

K 1 ve K 2 miktarları birbirleriyle ilişkiyle ilişkilidir.

Kd = K 1 · K 2.

Çok değerlikli metallerin bazları da benzer şekilde adım adım ayrışır. Örneğin, bakır hidroksitin iki aşamalı ayrışması

Cu(OH)2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

ayrışma sabitlerine karşılık gelir

K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 ve К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .

Güçlü elektrolitler çözelti içinde tamamen ayrıştığı için, onlar için ayrışma sabiti teriminin hiçbir anlamı yoktur.

Farklı elektrolit sınıflarının ayrışması

Elektrolitik ayrışma teorisi açısından asit ayrışması katyon olarak yalnızca hidratlanmış hidrojen iyonu H3O (veya kısaca H+) üreten bir maddedir.

Temel sulu bir çözeltide anyon olarak hidroksit iyonları OH oluşturan ve başka anyon oluşturmayan bir maddedir.

Brønsted teorisine göre asit proton verici, baz ise proton alıcıdır.

Bazların kuvveti, asitlerin kuvveti gibi, ayrışma sabitinin değerine bağlıdır. Ayrışma sabiti ne kadar büyük olursa elektrolit o kadar güçlü olur.

Sadece asitlerle değil, bazlarla da etkileşime girebilen ve tuz oluşturabilen hidroksitler vardır. Bu tür hidroksitlere denir amfoterik. Bunlar şunları içerir: Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Sn(OH)2 , Pb(OH)2 , Cr(OH)3 , Al(OH)3. Özellikleri, asitler ve bazlar olarak zayıf derecede ayrışmalarından kaynaklanmaktadır.

H + + RO - « ROH « R++OH-.

Bu denge, metal ve oksijen arasındaki bağ kuvvetinin, oksijen ve hidrojen arasındaki bağ kuvvetinden biraz farklı olmasıyla açıklanmaktadır. Bu nedenle berilyum hidroksit hidroklorik asit ile reaksiyona girdiğinde berilyum klorür elde edilir

Be(OH)2 + HCl = BeCl2 + 2H2O,

ve sodyum hidroksit - sodyum berilat ile etkileşime girdiğinde

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2H20.

Tuzlar hidrojen katyonları dışında katyonlar ve hidroksit iyonları dışında anyonlar oluşturmak üzere çözelti içinde ayrışan elektrolitler olarak tanımlanabilir.

Orta tuzlar, karşılık gelen asitlerin hidrojen iyonlarının tamamen metal katyonlarla (veya NH + 4) değiştirilmesiyle elde edilir, Na 2 S0 4 « 2Na + + S0 2- 4'ü tamamen ayrıştırır.

Asit tuzları adım adım ayrıl

1 aşamalı NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2. aşama HSO - 4 « H++ SO2-4.

1. adımdaki ayrışma derecesi 2. adımdakinden daha yüksektir ve asit ne kadar zayıfsa 2. adımdaki ayrışma derecesi de o kadar düşük olur.

Temel tuzlar Hidroksit iyonlarının asit kalıntılarıyla eksik değiştirilmesiyle elde edilir, ayrıca aşamalar halinde ayrışır:

1. aşama (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4,

Aşama 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Zayıf bazların bazik tuzları esas olarak 1. adımda ayrışır.

Kompleks tuzlar,Çözünme sonrasında stabilitesini koruyan, karmaşık bir iyona ve dış küre iyonlarına ayrışan karmaşık bir kompleks iyon içeren

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

Kompleks iyonun merkezinde kompleksleşen bir atom bulunur. Bu rol genellikle metal iyonları tarafından gerçekleştirilir. Polar moleküller veya iyonlar ve bazen her ikisi birlikte, kompleks oluşturan ajanların yakınında bulunur (koordinelidir); ligandlar. Kompleks oluşturucu madde ligandlarla birlikte kompleksin iç küresini oluşturur. Kompleks oluşturucu maddeden uzakta bulunan ve ona daha az sıkı bir şekilde bağlanan iyonlar, kompleks bileşiğin dış ortamında bulunur. İç küre genellikle köşeli parantez içine alınır. İç küredeki ligand sayısını gösteren sayıya ne denir? koordinasyon. Karmaşık ve basit iyonlar arasındaki kimyasal bağlar, elektrolitik ayrışma işlemi sırasında nispeten kolay bir şekilde kırılır. Karmaşık iyonların oluşumuna yol açan bağlara verici-alıcı bağları denir.

Dış küre iyonları kompleks iyondan kolayca ayrılır. Bu ayrışmaya birincil denir. İç kürenin geri dönüşümlü parçalanması çok daha zordur ve buna ikincil ayrışma denir.

Cl « + + Cl - - birincil ayrışma,

+ « Ag + +2 NH3 - ikincil ayrışma.

Zayıf bir elektrolitin ayrışması gibi ikincil ayrışma, bir kararsızlık sabiti ile karakterize edilir.

K yuvası. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .

Çeşitli elektrolitlerin kararsızlık sabitleri (K örneği), kompleksin kararlılığının bir ölçüsüdür. Daha az K yuvası. kompleks ne kadar kararlı olursa.

Yani benzer bileşikler arasında:

Kompleksin stabilitesi -'den +'ya geçişte artar.

Kararsızlık sabitinin değerleri kimya referans kitaplarında verilmektedir. Bu değerleri kullanarak karmaşık bileşikler arasındaki reaksiyonların seyrini tahmin etmek mümkündür; kararsızlık sabitlerinde güçlü bir fark varsa, reaksiyon daha düşük kararsızlık sabitine sahip bir kompleksin oluşumuna doğru ilerleyecektir.

Düşük kararlı kompleks iyona sahip kompleks tuza denir. çift ​​tuz. Çift tuzlar, karmaşık tuzların aksine, bileşimlerinde bulunan tüm iyonlara ayrışır. Örneğin:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,

NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4.

Zayıf elektrolitler- kısmen iyonlara ayrışan maddeler. Zayıf elektrolitlerin çözeltileri iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide yüksek konsantrasyonda iyon üretemez. Zayıf elektrolitler şunları içerir:

1) hemen hemen tüm organik asitler (CH3COOH, C2H5COOH, vb.);

2) bazı inorganik asitler (H2C03, H2S, vb.);

3) suda az çözünen hemen hemen tüm tuzlar, bazlar ve amonyum hidroksit Ca3 (PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Elektriği zayıf iletiyorlar (ya da neredeyse hiç yapmıyorlar).

Zayıf elektrolit çözeltilerindeki iyon konsantrasyonları, derece ve ayrışma sabiti ile niteliksel olarak karakterize edilir.

Ayrışma derecesi, bir birimin kesirleri veya yüzde olarak ifade edilir (a = 0,3, güçlü ve zayıf elektrolitlere bölünme için geleneksel sınırdır).

Ayrışmanın derecesi zayıf elektrolit çözeltisinin konsantrasyonuna bağlıdır. Su ile seyreltildiğinde ayrışma derecesi her zaman artar, çünkü çözünen molekül başına çözücü moleküllerinin (H 2 O) sayısı artar. Le Chatelier ilkesine göre, bu durumda elektrolitik ayrışmanın dengesi, ürünlerin oluşumu yönünde değişmelidir; hidratlı iyonlar.

Elektrolitik ayrışmanın derecesi çözeltinin sıcaklığına bağlıdır. Tipik olarak sıcaklık arttıkça ayrışma derecesi de artar, çünkü Moleküllerdeki bağlar aktive olur, daha hareketli hale gelirler ve iyonize olmaları daha kolaydır. Zayıf bir elektrolit çözeltisindeki iyonların konsantrasyonu, ayrışma derecesi bilinerek hesaplanabilir. A ve maddenin başlangıç ​​konsantrasyonu Cçözüm halinde.

HAn = H++ An - .

Bu reaksiyonun denge sabiti K p, ayrışma sabiti K d'dir:

K d = . / . (10.11)

Denge konsantrasyonlarını zayıf elektrolit C'nin konsantrasyonu ve ayrışma derecesi α cinsinden ifade edersek şunu elde ederiz:

Kd = C. α. S.α/S. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)

Bu ilişkiye denir Ostwald'ın seyreltme yasası. α'daki çok zayıf elektrolitler için<<1 это уравнение упрощается:

Kd = C. α 2. (10.13)

Bu, sonsuz seyreltme ile ayrışma derecesinin (a) birliğe doğru yöneldiği sonucuna varmamızı sağlar.

Sudaki protolitik denge:

,

,

Seyreltik çözeltilerde sabit bir sıcaklıkta, sudaki su konsantrasyonu sabittir ve 55,5'e eşittir, ( )

, (10.15)

burada K, suyun iyonik ürünüdür.

O halde =10 -7. Uygulamada, ölçüm ve kayıt kolaylığı nedeniyle kullanılan değer, bir asit veya bazın kuvvetinin hidrojen indeksidir (kriteri). Benzetme yoluyla .

Denklemden (11.15): . pH=7'de – çözelti reaksiyonu pH'da nötrdür<7 – кислая, а при pH>7 – alkalin.

Normal koşullar altında (0°C):

, Daha sonra

Şekil 10.4 - Çeşitli madde ve sistemlerin pH'ı

10.7 Güçlü elektrolit çözeltileri

Güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde neredeyse tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Kural olarak, güçlü elektrolitler iyonik veya yüksek derecede polar bağlara sahip maddeleri içerir: tüm yüksek oranda çözünür tuzlar, güçlü asitler (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ve güçlü bazlar (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

Güçlü bir elektrolit çözeltisinde çözünen madde öncelikle iyonlar (katyonlar ve anyonlar) formunda bulunur; ayrışmamış moleküller pratikte yoktur.

Güçlü elektrolitlerle zayıf elektrolitler arasındaki temel fark, güçlü elektrolitlerin ayrışma dengesinin tamamen sağa kaymasıdır:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

ve bu nedenle denge (ayrışma) sabitinin belirsiz bir miktar olduğu ortaya çıkar. Güçlü bir elektrolitin konsantrasyonunun artmasıyla elektriksel iletkenliğin azalması, iyonların elektrostatik etkileşiminden kaynaklanmaktadır.

Hollandalı bilim adamı Petrus Josephus Wilhelmus Debye ve Alman bilim adamı Erich Hückel, güçlü elektrolit teorisinin temelini oluşturan bir model önererek şunları öne sürdüler:

1) elektrolit tamamen ayrışır, ancak nispeten seyreltik çözeltiler halinde (CM = 0,01 mol. 1 -1);

2) her iyon, zıt işaretli bir iyon kabuğuyla çevrilidir. Buna karşılık, bu iyonların her biri çözülmüştür. Bu ortama iyonik atmosfer denir. Zıt işaretli iyonların elektrolitik etkileşimi sırasında iyonik atmosferin etkisini hesaba katmak gerekir. Bir katyon elektrostatik alanda hareket ettiğinde iyonik atmosfer deforme olur; önünde kalınlaşır, arkasında incelir. İyonik atmosferdeki bu asimetri, katyonun hareketi üzerinde daha fazla engelleyici etkiye sahiptir; elektrolit konsantrasyonu ne kadar yüksekse ve iyonların yükü de o kadar büyük olur. Bu sistemlerde konsantrasyon kavramı belirsizleşir ve yerini aktivitenin alması gerekir. İkili tek yüklü elektrolit için KatAn = Kat + + An - katyon (a +) ve anyonun (a -) aktiviteleri sırasıyla eşittir

a + = γ + . C+, a- = γ-. C - , (10.16)

burada C+ ve C- sırasıyla katyon ve anyonun analitik konsantrasyonlarıdır;

γ + ve γ - bunların aktivite katsayılarıdır.

ve aktivite katsayıları:

Debye-Hückel aktivite katsayısı en azından sıcaklığa, çözücünün dielektrik sabitine (ε) ve iyon gücüne (I) bağlıdır; ikincisi, çözeltideki iyonların yarattığı elektrik alanının yoğunluğunun bir ölçüsü olarak hizmet eder.

Belirli bir elektrolit için iyon gücü Debye-Hückel denklemiyle ifade edilir:

İyonik kuvvet ise şuna eşittir:

burada C analitik konsantrasyondur;

z katyon veya anyonun yüküdür.

Tek yüklü bir elektrolit için iyon kuvveti konsantrasyonla çakışır. Dolayısıyla aynı konsantrasyonlardaki NaCl ve Na2S04 farklı iyonik kuvvetlere sahip olacaktır. Güçlü elektrolit çözeltilerinin özelliklerinin karşılaştırılması ancak iyon güçleri aynı olduğunda yapılabilir; küçük yabancı maddeler bile elektrolitin özelliklerini önemli ölçüde değiştirir.

Şekil 10.5 - Bağımlılık