Güçlü elektrolitler suda çözündüğünde, çözeltideki konsantrasyonlarına bakılmaksızın neredeyse tamamen iyonlara ayrışır.
Bu nedenle ayrışma denklemlerinde güçlü elektrolitler eşittir işareti (=) koyun.
Güçlü elektrolitler şunları içerir:
Çözünür tuzlar;
Birçok inorganik asit: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Vakıflar kuruldu alkali metaller(LiOH, NaOH, KOH, vb.) ve alkalin toprak metalleri (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Sulu çözeltilerdeki zayıf elektrolitler yalnızca kısmen (geri dönüşümlü olarak) iyonlara ayrışır.
Bu nedenle ayrışma denklemlerinde zayıf elektrolitler bir tersinirlik işareti (⇄) koyun.
Zayıf elektrolitler şunları içerir:
Hemen hemen tüm organik asitler ve su;
Bazı inorganik asitler: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, vb.;
Çözünmeyen hidroksitler metaller: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, vb.
İyonik reaksiyon denklemleri
İyonik reaksiyon denklemleri
Elektrolit çözeltilerinde (asitler, bazlar ve tuzlar) kimyasal reaksiyonlar iyonların katılımıyla meydana gelir. Nihai çözelti berrak kalabilir (ürünler suda oldukça çözünür), ancak ürünlerden biri zayıf bir elektrolit olacaktır; diğer durumlarda yağış veya gaz oluşumu meydana gelecektir.
İyon içeren çözeltilerdeki reaksiyonlar için, sadece moleküler denklem, aynı zamanda tam iyonik ve kısa iyonik.
İyonik denklemlerde öneriye göre Fransız kimyager K.-L. Berthollet (1801) Bütün güçlüler iyidir çözünür elektrolitler iyon formülleri şeklinde, çökelme, gazlar ve zayıf elektrolitler ise moleküler formüller şeklinde yazılır. Yağış oluşumu “aşağı ok” (↓) işaretiyle, gaz oluşumu ise “yukarı ok” işaretiyle () gösterilir. Berthollet kuralını kullanarak reaksiyon denklemi yazmaya bir örnek:
a) moleküler denklem
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) tam iyonik denklem
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gaz, H2O - zayıf elektrolit)
c) kısa iyonik denklem
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Genellikle, yazarken, kısa bir iyonik denklemle sınırlıdırlar; katı reaktifler indeks (t) ile gösterilir, gaz halindeki reaktifler indeks (g) ile gösterilir. Örnekler:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 pratik olarak suda çözünmez
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(tam ve kısa iyonik denklem kibrit)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(ler) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(çoğu asit tuzları suda oldukça çözünür).
Reaksiyon güçlü elektrolitleri içermiyorsa, iyonik türler denklem yok:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
BİLET NO: 23
Tuzların hidrolizi
Tuz hidrolizi, tuz iyonlarının su ile etkileşime girerek hafif ayrışan parçacıklar oluşturmasıdır.
Hidroliz, kelimenin tam anlamıyla su ile ayrışmadır. Tuzların hidroliz reaksiyonunun bu tanımını vererek, çözeltideki tuzların iyon halinde olduğunu vurgulamış oluyoruz. itici güç reaksiyon, hafifçe ayrışan parçacıkların oluşumudur ( genel kuralçözeltilerdeki birçok reaksiyon için).
Hidroliz yalnızca iyonların sonuç olarak oluştuğu durumlarda meydana gelir. elektrolitik ayrışma tuzlar (bir katyon, bir anyon veya her ikisi birlikte) su iyonlarıyla zayıf ayrışan bileşikler oluşturma kapasitesine sahiptir ve bu da katyonun güçlü bir şekilde polarize olması durumunda ortaya çıkar (katyon). zayıf temel) ve anyon kolayca polarize olur (zayıf bir asidin anyonu). Bu da ortamın pH'ını değiştirir. Katyon güçlü bir baz oluşturuyorsa ve anyon güçlü bir asit oluşturuyorsa hidrolize uğramazlar.
1. Zayıf bir bazın tuzunun hidrolizi ve kuvvetli asit katyondan geçerse zayıf bir baz veya bazik tuz oluşabilir ve çözeltinin pH'ı düşer
2. Zayıf bir asit tuzunun hidrolizi ve güçlü temel anyondan geçer ve zayıf bir asit veya asit tuzu ve çözeltinin pH'ı artacaktır
3. Zayıf bir bazın ve zayıf bir asidin tuzunun hidrolizi genellikle tamamen geçerek zayıf bir asit ve zayıf bir baz oluşturur; Çözeltinin pH'ı 7'den biraz farklıdır ve asit ve bazın bağıl kuvveti ile belirlenir.
4. Güçlü bir bazın ve güçlü bir asidin tuzunun hidrolizi gerçekleşmez
Soru 24 Oksitlerin sınıflandırılması
Oksitler denir karmaşık maddeler molekülleri oksidasyon durumundaki oksijen atomlarını - 2 ve başka bir elementi içerir.
Oksitler oksijenin başka bir elementle doğrudan etkileşimi yoluyla veya dolaylı olarak (örneğin tuzların, bazların, asitlerin ayrışması sırasında) elde edilebilir. Normal koşullar altında oksitler katı, sıvı ve gaz hali Bu tür bağlantı doğada çok yaygındır. Oksitler bulunur Yer kabuğu. Pas, kum, su, karbondioksit- bunlar oksitlerdir.
Tuz oluşturan oksitler Örneğin,
CuO + 2HCl → CuCl2 + H20.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Tuz oluşturan oksitler- bunlar sonuç olarak oksitlerdir, kimyasal reaksiyonlar tuzlar oluşturur. Bunlar, su ile etkileşime girdiğinde oluşan metal ve metal olmayan oksitlerdir. karşılık gelen asitler ve bazlarla etkileşime girdiğinde - karşılık gelen asidik ve normal tuzlar. Örneğin, bakır oksit (CuO) tuz oluşturan bir oksittir çünkü örneğin bakır oksitle etkileşime girdiğinde hidroklorik asit(HCl) tuzu oluşur:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H20.
Kimyasal reaksiyonlar sonucunda başka tuzlar elde edilebilir:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Tuz oluşturmayan oksitler Bunlar tuz oluşturmayan oksitlerdir. Örnekler arasında CO, N20, NO yer alır.
Elektrolit ayrışması, niceliksel olarak ayrışma derecesi ile karakterize edilir. Ayrışma derecesi a–bu, N diss iyonlarına ayrışan molekül sayısının oranıdır.,İle toplam sayıçözünmüş elektrolit N molekülleri :
A =
A– iyonlara parçalanan elektrolit moleküllerinin oranı.
Elektrolitin ayrışma derecesi birçok faktöre bağlıdır: elektrolitin doğası, çözücünün doğası, çözeltinin konsantrasyonu ve sıcaklık.
Elektrolitler, ayrışma yeteneklerine bağlı olarak geleneksel olarak güçlü ve zayıf olarak ikiye ayrılır. Çözeltide yalnızca iyon halinde bulunan elektrolitlere genellikle denir. güçlü . Çözünmüş halde kısmen molekül, kısmen de iyon şeklinde olan elektrolitlere denir. zayıf .
Güçlü elektrolitler hemen hemen tüm tuzları, bazı asitleri içerir: H2SO4, HNO3, HCl, HI, HClO4, alkali ve alkalin toprak metallerin hidroksitleri (bkz. ek, tablo 6).
Güçlü elektrolitlerin ayrışma süreci tamamlanmaya devam ediyor:
HNO3 = H++ NO3-, NaOH = Na++ OH-,
ve ayrışma denklemlerine eşit işaretler yerleştirilir.
Güçlü elektrolitlerle ilgili olarak “ayrışma derecesi” kavramı şartlıdır. " Görünür ayrışma derecesi (bir her biri) doğru olanın altında (bkz. ek, tablo 6). Bir çözeltide güçlü bir elektrolitin konsantrasyonu arttıkça, zıt yüklü iyonların etkileşimi artar. Birbirlerine yeterince yakın olduklarında ortaklar oluştururlar. İçlerindeki iyonlar, her iyonu çevreleyen polar su moleküllerinin katmanlarıyla ayrılır. Bu, çözeltinin elektriksel iletkenliğindeki azalmayı etkiler; eksik ayrışmanın etkisi yaratılır.
Bu etkiyi hesaba katmak için, çözelti konsantrasyonunun artmasıyla azalan ve 0'dan 1'e kadar değişen bir g aktivite katsayısı tanıtıldı. niceliksel açıklama Güçlü elektrolitlerin çözeltilerinin özellikleri, adı verilen bir miktar aktivite (A).
Bir iyonun aktivitesi, kimyasal reaksiyonlarda etkili olduğu etkili konsantrasyonu olarak anlaşılır.
İyon aktivitesi ( A) ona eşittir molar konsantrasyon (İLE), aktivite katsayısı (g) ile çarpılır:
A = G İLE.
Konsantrasyon yerine aktiviteyi kullanmak, ideal çözümler için oluşturulan yasaların çözümlere uygulanmasına olanak tanır.
Zayıf elektrolitler bazı mineral olanları (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) ve çoğunu içerir. organik asitler(CH3COOH, H2C204, vb.), amonyum hidroksit NH4OH ve suda az çözünen tüm bazlar, organik aminler.
Zayıf elektrolitlerin ayrışması tersine çevrilebilir. Zayıf elektrolitlerin çözeltilerinde iyonlar ve ayrışmamış moleküller arasında bir denge kurulur. İlgili ayrışma denklemlerinde tersinirlik işareti (“”) yerleştirilir. Örneğin, zayıf ayrışma denklemi asetik asitşu şekilde yazılmıştır:
CH3COOH « CH3COO - + H + .
Zayıf bir ikili elektrolit çözeltisinde ( CA) ayrışma sabiti adı verilen bir denge sabiti ile karakterize edilen aşağıdaki denge kurulur İLE D:
KA « K ++ A - ,
1 litre çözelti çözülürse İLE mol elektrolit CA ve ayrışma derecesi a'dır, bu da ayrışmış anlamına gelir aС mol elektrolit ve her iyon oluşturuldu aС benler. Ayrılmamış durumda kalır ( İLE – aС) benler CA.
KA « K ++ A - .
C – aС aС aС
O zaman ayrışma sabiti şuna eşit olacaktır:
Ayrışma sabiti konsantrasyona bağlı olmadığından, türetilen ilişki zayıf bir ikili elektrolitin ayrışma derecesinin konsantrasyonuna bağımlılığını ifade eder. Denklem (6.1)'den, bir çözeltideki zayıf elektrolitin konsantrasyonundaki bir azalmanın, ayrışma derecesinde bir artışa yol açtığı açıktır. Denklem (6.1) ifade eder Ostwald'ın seyreltme yasası .
Çok zayıf elektrolitler için ( A<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
İLE D 2C, veya A"(6.2)
Her elektrolitin ayrışma sabiti belirli bir sıcaklıkta sabittir, çözeltinin konsantrasyonuna bağlı değildir ve elektrolitin iyonlara parçalanma yeteneğini karakterize eder. Kd ne kadar yüksek olursa, elektrolit o kadar fazla iyonlara ayrışır. Zayıf elektrolitlerin ayrışma sabitleri tablo halinde verilmiştir (bkz. ek, tablo 3).
Kimyasal maddeler olarak elektrolitler eski çağlardan beri bilinmektedir. Ancak nispeten yakın zamanda uygulama alanlarının çoğunu ele geçirdiler. Bu maddelerin kullanımında endüstrinin en yüksek öncelikli alanlarını tartışacağız ve ikincisinin ne olduğunu ve birbirlerinden nasıl farklı olduklarını anlayacağız. Ama tarihe bir gezi ile başlayalım.
Hikaye
Bilinen en eski elektrolitler Antik dünyada keşfedilen tuzlar ve asitlerdir. Ancak elektrolitlerin yapısı ve özelliklerine ilişkin fikirler zamanla gelişmiştir. Bu süreçlerin teorileri, elektrolitlerin özelliklerine ilişkin teorilerle ilgili bir takım keşiflerin yapıldığı 1880'lerden beri gelişmiştir. Elektrolitlerin su ile etkileşim mekanizmalarını açıklayan teorilerde çeşitli niteliksel sıçramalar gözlemlendi (sonuçta, endüstride kullanıldıkları özellikleri yalnızca çözelti halinde kazanırlar).
Şimdi elektrolitler ve özellikleri hakkındaki fikirlerin gelişmesinde en büyük etkiye sahip olan birkaç teoriyi ayrıntılı olarak inceleyeceğiz. Ve her birimizin okulda yaşadığı en yaygın ve basit teoriyle başlayalım.
Elektrolitik ayrışmanın Arrhenius teorisi
1887'de İsveçli kimyager ve Wilhelm Ostwald, elektrolitik ayrışma teorisini yarattı. Ancak burada da durum o kadar basit değil. Arrhenius'un kendisi, bir maddenin bileşenlerinin su ile etkileşimini hesaba katmayan ve çözeltide serbest yüklü parçacıkların (iyonların) bulunduğunu savunan, fiziksel çözüm teorisinin savunucusuydu. Bu arada, elektrolitik ayrışma bugün okulda bu konumdan değerlendiriliyor.
Bu teorinin neler sağladığından ve maddelerin su ile etkileşim mekanizmasını bize nasıl açıkladığından bahsedelim. Diğerleri gibi onun da kullandığı birkaç varsayım var:
1. Su ile etkileşime girdiğinde madde iyonlara (pozitif - katyon ve negatif - anyon) ayrılır. Bu parçacıklar hidrasyona uğrarlar: Bu arada, bir tarafta pozitif, diğer tarafta negatif olarak yüklenen (bir dipol oluşturan) su moleküllerini çekerler, bunun sonucunda su kompleksleri (solvatlar) halinde oluşturulurlar.
2. Ayrışma süreci tersine çevrilebilir - yani, eğer bir madde iyonlara ayrılmışsa, bazı faktörlerin etkisi altında tekrar orijinal formuna dönüşebilir.
3. Çözeltiye elektrotları bağlarsanız ve akımı açarsanız, katyonlar negatif elektroda - katoda ve anyonlar pozitif yüklü olana - anoda doğru hareket etmeye başlayacaktır. Suda yüksek oranda çözünen maddelerin elektrik akımını sudan daha iyi iletmelerinin nedeni budur. Aynı sebepten dolayı bunlara elektrolitler de denildi.
4. elektrolit, çözünmüş bir maddenin yüzdesini karakterize eder. Bu gösterge, çözücünün ve çözünmüş maddenin özelliklerine, ikincisinin konsantrasyonuna ve dış sıcaklığa bağlıdır.
Aslında bu basit teorinin tüm ana varsayımları buradadır. Bu makalede bunları bir elektrolit çözeltisinde neler olduğunu açıklamak için kullanacağız. Bu bağlantıların örneklerine biraz sonra bakacağız ama şimdi başka bir teoriye bakalım.
Lewis asit ve baz teorisi
Elektrolitik ayrışma teorisine göre asit, çözeltisinde bir hidrojen katyonunun mevcut olduğu bir maddedir ve baz, çözelti içinde bir hidroksit anyonuna parçalanan bir bileşiktir. Adını ünlü kimyager Gilbert Lewis'ten alan başka bir teori daha var. Asit ve baz kavramını biraz genişletmemizi sağlar. Lewis'in teorisine göre asitler, serbest elektron yörüngelerine sahip olan ve başka bir molekülden elektron kabul edebilen bir maddenin molekülleridir. Bazların, bir veya daha fazla elektronunu asidin "kullanımına" bağışlayabilen parçacıklar olacağını tahmin etmek kolaydır. Burada çok ilginç olan şey, sadece elektrolitin değil, suda çözünmeyen herhangi bir maddenin de asit veya baz olabilmesidir.
Brendsted-Lowry protolitik teorisi
1923 yılında, birbirlerinden bağımsız olarak iki bilim adamı - J. Brønsted ve T. Lowry - şu anda bilim adamları tarafından kimyasal süreçleri tanımlamak için aktif olarak kullanılan bir teori önerdiler. Bu teorinin özü, ayrışmanın anlamının, bir protonun bir asitten bir baza aktarılmasına indirgenmesidir. Dolayısıyla ikincisi burada bir proton alıcısı olarak anlaşılmaktadır. O zaman asit onların donörüdür. Teori aynı zamanda hem asitlerin hem de bazların özelliklerini sergileyen maddelerin varlığını da iyi bir şekilde açıklıyor. Bu tür bileşiklere amfoterik denir. Bronsted-Lowry teorisinde bunlar için amfolit terimi de kullanılırken, asitler veya bazlar genellikle protolit olarak adlandırılır.
Yazının bir sonraki bölümüne geliyoruz. Burada size güçlü ve zayıf elektrolitlerin birbirinden ne kadar farklı olduğunu anlatacağız ve dış faktörlerin özellikleri üzerindeki etkisini tartışacağız. Daha sonra bunların pratik uygulamalarını açıklamaya başlayacağız.
Güçlü ve zayıf elektrolitler
Her madde su ile ayrı ayrı etkileşime girer. Bazıları içinde iyi çözünür (örneğin sofra tuzu), diğerleri ise hiç çözünmez (örneğin tebeşir). Böylece tüm maddeler güçlü ve zayıf elektrolitlere ayrılır. İkincisi, suyla zayıf şekilde etkileşime giren ve çözeltinin dibine yerleşen maddelerdir. Bu, molekülün normal koşullar altında kendisini oluşturan iyonlara parçalanmasına izin vermeyen çok düşük bir ayrışma derecesine ve yüksek bağ enerjisine sahip oldukları anlamına gelir. Zayıf elektrolitlerin ayrışması ya çok yavaş gerçekleşir ya da artan sıcaklık ve bu maddenin çözelti içindeki konsantrasyonu ile gerçekleşir.
Güçlü elektrolitlerden bahsedelim. Bunlar, tüm çözünür tuzların yanı sıra güçlü asitleri ve alkalileri içerir. Kolayca iyonlara ayrışırlar ve çökelti halinde toplanmaları çok zordur. Bu arada elektrolitlerdeki akım, çözeltinin içerdiği iyonlar sayesinde tam olarak gerçekleştirilir. Bu nedenle güçlü elektrolitler akımı en iyi şekilde iletir. İkincisinin örnekleri: güçlü asitler, alkaliler, çözünür tuzlar.
Elektrolitlerin davranışını etkileyen faktörler
Şimdi dış ortamdaki değişikliklerin Konsantrasyonun elektrolitin ayrışma derecesini doğrudan nasıl etkilediğini anlayalım. Üstelik bu ilişki matematiksel olarak da ifade edilebilmektedir. Bu ilişkiyi açıklayan yasaya Ostwald'ın seyreltme yasası denir ve şu şekilde yazılır: a = (K/c) 1/2. Burada a ayrışma derecesidir (kesirler halinde alınır), K her madde için farklı olan ayrışma sabitidir ve c çözeltideki elektrolitin konsantrasyonudur. Bu formülü kullanarak bir madde ve onun çözelti içindeki davranışı hakkında çok şey öğrenebilirsiniz.
Ama biz konudan saptık. Konsantrasyonun yanı sıra ayrışma derecesi de elektrolitin sıcaklığından etkilenir. Çoğu madde için bunun arttırılması çözünürlüğü ve kimyasal aktiviteyi artırır. Bazı reaksiyonların yalnızca yüksek sıcaklıklarda ortaya çıkmasını tam olarak açıklayabilen şey budur. Normal şartlarda ya çok yavaş ya da her iki yönde giderler (bu işleme geri dönüşümlü denir).
Elektrolit çözeltisi gibi bir sistemin davranışını belirleyen faktörleri analiz ettik. Şimdi şüphesiz çok önemli olan bu kimyasalların pratik uygulamalarına geçelim.
Endüstriyel kullanım
Elbette herkes pillerle ilgili olarak “elektrolit” kelimesini duymuştur. Araç, elektroliti %40 sülfürik asit olan kurşun asitli aküleri kullanıyor. Bu maddeye neden ihtiyaç duyulduğunu anlamak için pillerin çalışma özelliklerini anlamaya değer.
Peki herhangi bir pilin çalışma prensibi nedir? Elektronların salınmasının bir sonucu olarak, bir maddeyi diğerine dönüştürmek için tersinir bir reaksiyona girerler. Bir pili şarj ederken normal koşullar altında oluşmayan bir madde etkileşimi meydana gelir. Bu, kimyasal reaksiyon sonucu bir maddede elektriğin birikmesi olarak düşünülebilir. Deşarj sırasında ters dönüşüm başlar ve sistemi başlangıç durumuna getirir. Bu iki süreç birlikte bir şarj-deşarj döngüsünü oluşturur.
Yukarıdaki işleme belirli bir örnek kullanarak (kurşun asitli akü) bakalım. Tahmin edebileceğiniz gibi, bu akım kaynağı kurşun (aynı zamanda kurşun dioksit PbO 2) ve asit içeren bir elementten oluşur. Herhangi bir pil, elektrotlardan ve aralarında elektrolitle dolu boşluktan oluşur. İkincisi olarak, daha önce de öğrendiğimiz gibi, örneğimizde yüzde 40 konsantrasyonda sülfürik asit kullanıyoruz. Böyle bir pilin katotu kurşun dioksitten, anot ise saf kurşundan oluşur. Bütün bunlar, asidin ayrıştığı iyonların katılımıyla bu iki elektrotta farklı tersinir reaksiyonların meydana gelmesinden kaynaklanmaktadır:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbS04 + 2H 2 O (negatif elektrot - katotta meydana gelen reaksiyon).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbS04 (Pozitif elektrotta - anotta meydana gelen reaksiyon).
Reaksiyonları soldan sağa okursak pil boşaldığında gerçekleşen işlemleri, sağdan sola okursak pil şarj olurken gerçekleşen işlemleri elde ederiz. Bu reaksiyonların her birinde, bu reaksiyonlar farklıdır, ancak bunların oluşum mekanizması genel olarak aynı şekilde tanımlanmaktadır: birinde elektronların "emildiği", diğerinde ise tam tersi iki işlem meydana gelir. dışarıda bırakın”. En önemli şey, emilen elektron sayısının salınan elektron sayısına eşit olmasıdır.
Aslında pillerin yanı sıra bu maddelerin birçok uygulaması var. Genel olarak örneklerini verdiğimiz elektrolitler, bu terim altında birleşen çeşitli maddelerin yalnızca bir tanesidir. Her yerde, her yerde bizi kuşatıyorlar. Mesela burada insan vücudu var. Bu maddelerin orada olmadığını mı düşünüyorsunuz? Çok yanılıyorsun. İçimizin her yerinde bulunurlar ve en büyük miktarı kan elektrolitlerinden oluşur. Bunlar arasında örneğin hemoglobinin bir parçası olan ve oksijenin vücudumuzdaki dokulara taşınmasına yardımcı olan demir iyonları bulunur. Kan elektrolitleri ayrıca su-tuz dengesinin ve kalp fonksiyonunun düzenlenmesinde de önemli bir rol oynar. Bu işlev potasyum ve sodyum iyonları tarafından gerçekleştirilir (hatta hücrelerde potasyum-sodyum pompası adı verilen bir işlem meydana gelir).
Az da olsa çözebildiğiniz her madde elektrolittir. Ve bunların kullanılmadığı hiçbir sanayi dalı ve hayatımız yoktur. Bu sadece araba aküleri ve aküleri değil. Bunlar herhangi bir kimyasal ve gıda üretimi, askeri fabrikalar, giyim fabrikaları vb.
Bu arada elektrolitin bileşimi değişir. Böylece asidik ve alkalin elektrolitler ayırt edilebilir. Özellikleri bakımından temelde farklıdırlar: Daha önce de söylediğimiz gibi, asitler proton vericidir ve alkaliler alıcıdır. Ancak zamanla, maddenin bir kısmının kaybına bağlı olarak elektrolitin bileşimi değişir; konsantrasyon ya azalır ya da artar (hepsi neyin kaybolduğuna, suya veya elektrolite bağlıdır).
Onlarla her gün karşılaşıyoruz, ancak çok az kişi elektrolit gibi bir terimin tanımını tam olarak biliyor. Belirli maddelerin örneklerine baktık, o yüzden biraz daha karmaşık kavramlara geçelim.
Elektrolitlerin fiziksel özellikleri
Şimdi fizik hakkında. Bu konuyu incelerken anlaşılması gereken en önemli şey elektrolitlerde akımın nasıl iletildiğidir. İyonlar bunda belirleyici bir rol oynamaktadır. Bu yüklü parçacıklar, yükü çözeltinin bir kısmından diğerine aktarabilir. Bu nedenle, anyonlar her zaman pozitif elektrota, katyonlar ise negatif elektrota yönelir. Böylece elektrik akımı ile çözüme etki ederek sistemin farklı taraflarındaki yükleri ayırmış oluyoruz.
Çok ilginç bir fiziksel özellik yoğunluktur. Tartıştığımız bileşiklerin birçok özelliği buna bağlıdır. Ve sıklıkla şu soru ortaya çıkıyor: "Elektrolitin yoğunluğu nasıl artırılır?" Aslında cevap basit: Çözeltideki su içeriğini azaltmak gerekiyor. Elektrolitin yoğunluğu büyük ölçüde belirlendiğinden, büyük ölçüde ikincisinin konsantrasyonuna bağlıdır. Planınıza ulaşmanın iki yolu vardır. Birincisi oldukça basit: Aküdeki elektroliti kaynatın. Bunu yapmak için, içerideki sıcaklığın yüz santigrat derecenin biraz üzerine çıkması için şarj etmeniz gerekir. Bu yöntem işe yaramazsa endişelenmeyin, başka bir yöntem daha var: eski elektroliti yenisiyle değiştirin. Bunu yapmak için, eski çözeltiyi boşaltmanız, iç kısımları artık sülfürik asitten damıtılmış suyla temizlemeniz ve ardından yeni bir kısmı doldurmanız gerekir. Kural olarak, yüksek kaliteli elektrolit çözeltileri hemen istenen konsantrasyona ulaşır. Değiştirdikten sonra elektrolitin yoğunluğunun nasıl artırılacağını uzun süre unutabilirsiniz.
Elektrolitin bileşimi büyük ölçüde özelliklerini belirler. Örneğin elektriksel iletkenlik ve yoğunluk gibi özellikler büyük ölçüde çözünen maddenin doğasına ve konsantrasyonuna bağlıdır. Bir pilin ne kadar elektrolit içerebileceği konusunda ayrı bir soru var. Aslında hacmi doğrudan ürünün beyan edilen gücüyle ilgilidir. Pilin içinde ne kadar çok sülfürik asit varsa o kadar güçlüdür, yani o kadar fazla voltaj üretebilir.
Bu nerede faydalı olacak?
Bir araba tutkunuysanız veya sadece arabalarla ilgileniyorsanız, o zaman her şeyi kendiniz anlarsınız. Elbette artık aküde ne kadar elektrolit bulunduğunu nasıl belirleyeceğinizi bile biliyorsunuz. Ve eğer arabalardan uzaksanız, bu maddelerin özellikleri, kullanımları ve birbirleriyle nasıl etkileşime girdikleri hakkında bilgi sahibi olmak gereksiz olmayacaktır. Bunu bilerek, aküde hangi elektrolitin olduğunu söylemeniz istenirse kafanız karışmayacaktır. Her ne kadar bir araba tutkunu olmasanız da bir arabanız olsa bile, akü yapısı bilgisi gereksiz olmayacak ve onarımlarda size yardımcı olacaktır. Her şeyi kendiniz yapmak, bir otomobil merkezine gitmekten çok daha kolay ve daha ucuz olacaktır.
Bu konuyu daha iyi incelemek için okul ve üniversiteler için kimya ders kitabını okumanızı öneririz. Bu bilimi iyi biliyorsanız ve yeterince ders kitabı okuduysanız, en iyi seçenek Varypaev'in "Kimyasal Akım Kaynakları" olacaktır. Pillerin, çeşitli pillerin ve hidrojen hücrelerinin çalışma teorisinin tamamı burada ayrıntılı olarak özetlenmiştir.
Çözüm
Sona geldik. Özetleyelim. Yukarıda elektrolit gibi bir kavramla ilgili her şeyi tartıştık: örnekler, yapı ve özellikler teorisi, işlevler ve uygulamalar. Bir kez daha bu bileşiklerin yaşamımızın bir parçasını oluşturduğunu, onsuz vücudumuzun ve tüm endüstri alanlarının var olamayacağını söylemekte fayda var. Kan elektrolitlerini hatırlıyor musunuz? Onlar sayesinde yaşıyoruz. Peki ya arabalarımız? Bu bilgiyle pille ilgili her türlü sorunu çözebiliriz, çünkü artık içindeki elektrolitin yoğunluğunu nasıl artıracağımızı anlıyoruz.
Her şeyi anlatmak mümkün değil, biz de böyle bir hedef koymadık. Sonuçta bu muhteşem maddeler hakkında söylenebilecek tek şey bu değil.
Elektrolitik ayrışma teorisiİsveçli bilim adamı S. Arrhenius tarafından 1887'de önerildi.
Elektrolitik ayrışma- Bu, çözeltide pozitif yüklü (katyonlar) ve negatif yüklü (anyonlar) iyonların oluşmasıyla elektrolit moleküllerinin parçalanmasıdır.
Örneğin asetik asit sulu bir çözeltide şu şekilde ayrışır:
CH3COOH⇄H + +CH3COO - .
Ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir. Ancak farklı elektrolitler farklı şekilde ayrışır. Derecesi elektrolitin doğasına, konsantrasyonuna, çözücünün doğasına, dış koşullara (sıcaklık, basınç) bağlıdır.
Ayrışma derecesi α -İyonlara parçalanan molekül sayısının toplam molekül sayısına oranı:
α=v'(x)/v(x).
Derece 0'dan 1'e kadar değişebilir (ayrışmanın olmamasından tamamen tamamlanmasına kadar). Yüzde olarak belirtilir. Deneysel olarak belirlendi. Elektrolit ayrıştığında çözeltideki parçacıkların sayısı artar. Ayrışma derecesi elektrolitin gücünü gösterir.
Ayırt etmek güçlü Ve zayıf elektrolitler.
Güçlü elektrolitler- bunlar ayrışma derecesi% 30'u aşan elektrolitlerdir.
Orta kuvvette elektrolitler- bunlar ayrışma derecesi %3 ile %30 arasında değişenlerdir.
Zayıf elektrolitler- 0,1 M sulu çözeltideki ayrışma derecesi %3'ten azdır.
Zayıf ve güçlü elektrolitlere örnekler.
Seyreltik çözeltilerdeki güçlü elektrolitler tamamen iyonlara ayrışır; α = 1. Ancak deneyler ayrışmanın 1'e eşit olamayacağını, yaklaşık bir değere sahip olduğunu ancak 1'e eşit olmadığını gösteriyor. Bu gerçek bir ayrışma değil, görünen bir ayrışmadır.
Örneğin, biraz bağlantıya izin verin α = 0,7. Onlar. Arrhenius teorisine göre ayrışmamış moleküllerin %30'u çözelti içinde "yüzer". Ve %70'i serbest iyonlar oluşturdu. Ve elektrostatik teori bu kavrama başka bir tanım verir: α = 0,7 ise tüm moleküller iyonlara ayrışır, ancak iyonların yalnızca %70'i serbesttir ve geri kalan %30'u elektrostatik etkileşimlerle bağlıdır.
Görünür ayrışma derecesi.
Ayrışmanın derecesi yalnızca çözücünün ve çözünen maddenin doğasına değil, aynı zamanda çözeltinin konsantrasyonuna ve sıcaklığa da bağlıdır.
Ayrışma denklemi aşağıdaki gibi temsil edilebilir:
AK ⇄ A- + K + .
Ve ayrışma derecesi şu şekilde ifade edilebilir:
Çözelti konsantrasyonu arttıkça elektrolitin ayrışma derecesi azalır. Onlar. Belirli bir elektrolitin derece değeri sabit bir değer değildir.
Ayrışma tersinir bir süreç olduğundan reaksiyon hızı denklemleri aşağıdaki gibi yazılabilir:
Ayrışma denge ise, oranlar eşittir ve sonuç olarak şunu elde ederiz: denge sabiti(ayrışma sabiti):
K, çözücünün doğasına ve sıcaklığa bağlıdır, ancak çözeltilerin konsantrasyonuna bağlı değildir. Denklemden, ne kadar çok ayrışmamış molekül varsa, elektrolit ayrışma sabitinin değerinin o kadar düşük olduğu açıktır.
Polibazik asitler adım adım ayrışır ve her adımın kendi ayrışma sabiti değeri vardır.
Bir polibazik asit ayrışırsa, ilk proton en kolay şekilde çıkarılır, ancak anyonun yükü arttıkça çekim artar ve bu nedenle protonun çıkarılması çok daha zordur. Örneğin,
Ortofosforik asidin her adımda ayrışma sabitleri büyük ölçüde farklılık göstermelidir:
ben - aşama:
II - aşama:
III - aşama:
Ortofosforik asit ilk aşamada orta kuvvette bir asit olup, 2. aşamada zayıf, 3. aşamada ise çok zayıftır.
Bazı elektrolit çözeltileri için denge sabitlerine örnekler.
Bir örneğe bakalım:
Gümüş iyonları içeren bir çözeltiye metalik bakır eklenirse, denge anında bakır iyonlarının konsantrasyonu gümüş konsantrasyonundan daha büyük olmalıdır.
Ancak sabitin değeri düşüktür:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Bu da dengeye ulaşıldığında çok az miktarda gümüş klorürün çözündüğünü gösteriyor.
Metalik bakır ve gümüş konsantrasyonları denge sabitine dahil edilir.
Suyun iyonik ürünü.
Aşağıdaki tablo aşağıdaki verileri içerir:
Bu sabite denir suyun iyonik ürünü, bu sadece sıcaklığa bağlıdır. Ayrışmaya göre 1 H+ iyonu başına bir hidroksit iyonu vardır. Saf suda bu iyonların konsantrasyonu aynıdır: [ H + ] = [AH - ].
Buradan, [ H + ] = [AH- ] = = 10-7 mol/l.
Suya yabancı bir madde, örneğin hidroklorik asit eklerseniz, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artacaktır, ancak suyun iyonik ürünü konsantrasyona bağlı değildir.
Alkali eklerseniz iyon konsantrasyonu artacak ve hidrojen miktarı azalacaktır.
Konsantrasyon ve birbiriyle ilişkilidir: Değerlerden biri ne kadar büyükse diğeri o kadar küçüktür.
Çözeltinin asitliği (pH).
Çözeltilerin asitliği genellikle iyon konsantrasyonuyla ifade edilir. H+. Asidik ortamlarda pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, alkalinde - pH> 10 -7 mol/l.
Bir çözeltinin asitliği, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif logaritması ile ifade edilir. pH.
pH = -lg[ H + ].
Sabit ile ayrışma derecesi arasındaki ilişki.
Asetik asitin ayrışmasına bir örnek düşünün:
Sabiti bulalım:
Molar konsantrasyon C=1/V bunu denklemde yerine koyarsak şunu elde ederiz:
Bu denklemler W. Ostwald'ın üreme yasası buna göre elektrolitin ayrışma sabiti çözeltinin seyreltilmesine bağlı değildir.
Tuzların hidrolizi
Hidroliz zayıf elektrolitlerin (asitler, bazlar, asidik veya bazik tuzlar) oluşumuna yol açan, bir maddenin suyla etkileşiminin reaksiyonları olarak adlandırılır. Hidrolizin sonucu suyun ayrışma dengesinin ihlali olarak kabul edilebilir. Çeşitli sınıflardaki bileşikler hidrolize tabidir, ancak en önemli durum tuzların hidrolizidir. Tuzlar, kural olarak, iyonlara tamamen ayrışan ve su iyonlarıyla etkileşime girebilen güçlü elektrolitlerdir.
Tuz hidrolizinin en önemli durumları:
1. Güçlü bir baz ve güçlü bir asitten tuz oluşur. Örneğin: NaCl, güçlü baz NaOH ve güçlü asit HC1'den oluşan bir tuzdur;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – moleküler denklem;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - – tam iyonik denklem;
HOH ↔ OH - + H + – kısaltılmış iyonik denklem.
Kısaltılmış iyonik denklemden görülebileceği gibi, güçlü bir baz ve güçlü bir asitten oluşan tuz, suyla etkileşime girmez, yani hidrolize uğramaz ve ortam nötr kalır.
2. Güçlü bir baz ve zayıf bir asitten tuz oluşur. Örneğin: NaN02, güçlü baz NaOH ve zayıf asit HNO2'den oluşan ve pratikte iyonlara ayrışmayan bir tuzdur.
NaN02 + HOH ↔ NaOH + HNO2;
Na + + N02 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
Bu durumda tuz hidrolize uğrar ve anyon boyunca hidroliz meydana gelir ve katyon pratik olarak hidroliz işlemine katılmaz. Hidroliz sonucu alkali oluştuğundan çözeltide fazla miktarda OH - anyon bulunur. Böyle bir tuzun çözeltisi alkali bir ortam elde eder, yani. PH > 7.
Aşama I Na2C03 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3;
C032- + HOH ↔ OH - + HCO3 -;
Aşama II NaHСO3 + HOH ↔ NaOH + H2C03;
HCO3 - + HOH ↔ OH - + H2C03.
Standart koşullar altında ve çözeltinin orta derecede seyreltilmesi durumunda tuzların hidrolizi yalnızca ilk aşamada gerçekleşir. İkincisi, ilk aşamada oluşan ürünler tarafından bastırılır. OH-iyonlarının birikmesi dengenin sola kaymasını gerektirir.
3. Zayıf bir baz ve kuvvetli bir asitten tuz oluşur. Örneğin: NH4NO3, zayıf bir baz NH4OH ve güçlü bir asit HNO3'ün oluşturduğu bir tuzdur.
NH4NO3 + HOH ↔ NH4OH + HNO3;
NH4 + + HOH ↔ H + + NH4OH.
Bu durumda tuz hidrolize uğrar ve katyon boyunca hidroliz meydana gelir ve anyon pratik olarak hidroliz işlemine katılmaz. Böyle bir tuzun çözeltisi asidik bir ortam elde eder, yani. pH< 7.
Önceki durumda olduğu gibi, çoklu yüklü iyonların tuzları aşamalar halinde hidrolize edilir, ancak ikinci aşama da bastırılır.
Aşama I Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg2+ + HOH ↔ MgOH + + H +;
Aşama II MgOHNO3 + HOH ↔ Mg(OH)2 + HNO3;
MgOH + + HOH ↔ Mg(OH)2 + H + .
4. Zayıf bir baz ve zayıf bir asitten tuz oluşur. Örneğin: NH4CN, zayıf baz NH4OH ve zayıf asit HCN'den oluşan bir tuzdur.
NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN;
NH4 + + CN - + HOH ↔ NH4OH + HCN.
Bu durumda hem katyonlar hem de anyonlar hidrolize katılır. Suyun hem hidrojen katyonlarını hem de hidrokso anyonlarını bağlayarak zayıf elektrolitler (zayıf asitler ve zayıf bazlar) oluştururlar. Bu tür tuzların bir çözeltisinin reaksiyonu, zayıf asidik (hidroliz sonucu oluşan baz asitten daha zayıfsa) veya zayıf alkalin (baz asitten daha güçlüyse) veya nötr (baz ise) olabilir. ve asit eşit derecede güçlüdür).
Çoklu yüklü iyonların bir tuzunu hidrolize ederken, aşama I sonrakileri bastırmaz ve bu tür tuzların hidrolizi oda sıcaklığında bile tamamen ilerler.
Aşama I (NH4)2S + HOH ↔ NH4OH + NH4HS;
2NH4 + + S 2- + HOH ↔ NH4OH + NH4 + + HS -;
Aşama II NH4HS + HOH ↔ NH4OH + H2S;
NH4 + + HS - + HOH ↔ NH4OH + H2S.
