ELEKTROLİTLER– çözeltileri veya eriyikleri elektrik akımını ileten maddeler.

ELEKTROLİT OLMAYANLAR– çözeltileri veya eriyikleri elektrik akımını iletmeyen maddeler.

Ayrışma- Bileşiklerin iyonlara ayrışması.

Ayrışma derecesi– iyonlara ayrışan molekül sayısının oranı toplam sayıÇözeltideki moleküller.

GÜÇLÜ ELEKTROLİTLER suda çözüldüklerinde neredeyse tamamen iyonlara ayrışırlar.

Güçlü elektrolitlerin ayrışması için denklemler yazarken eşittir işareti kullanılır.

Güçlü elektrolitler şunları içerir:

· Çözünür tuzlar ( çözünürlük tablosuna bakın);

· Birçok inorganik asit: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Bakmak çözünürlük tablosunda asitler-kuvvetli elektrolitler);

· Alkali (LiOH, NaOH, KOH) ve alkali toprak (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) metallerinin bazları ( çözünürlük tablosunda bazlar açısından güçlü elektrolitlere bakın).

ZAYIF ELEKTROLİTLER sulu çözeltilerde yalnızca kısmen (geri dönüşümlü olarak) iyonlara ayrışır.

Zayıf elektrolitler için ayrışma denklemleri yazarken tersinirlik işareti belirtilir.

Zayıf elektrolitler şunları içerir:

· Hemen hemen her şey organik asitler ve su (H20);

· Bazı inorganik asitler: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Bakmak çözünürlük tablosundaki asitler-zayıf elektrolitler);

· Çözünmeyen metal hidroksitler (Mg(OH)2 , Fe(OH)2 , Zn(OH)2) ( sahaya bakın-Cçözünürlük tablosundaki zayıf elektrolitler).

Bir derece için elektrolitik ayrışma birçok faktörden etkilenir:

çözücünün doğası ve elektrolit: güçlü elektrolitler, iyonik ve kovalent güçlü polar bağlara sahip maddelerdir; iyi iyonlaşma yeteneği, yani. maddelerin, çözücülerin yüksek oranda ayrışmasına neden olma yeteneği dielektrik sabiti

molekülleri polar olan (örneğin su); sıcaklık

: ayrışma endotermik bir süreç olduğundan sıcaklığın arttırılması α'nın değerini artırır; konsantrasyon

: çözelti seyreltildiğinde ayrışma derecesi artar ve konsantrasyon arttıkça azalır; ayrışma sürecinin aşaması

H3PO4⇄H++H2PO−4 (ilk aşama, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (ikinci aşama, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (üçüncü aşama, α 3).

Bu nedenle bu asidin bir çözeltisinde hidrojen iyonlarının konsantrasyonu en yüksek, fosfat iyonları PO3−4 konsantrasyonu ise en düşüktür.

1. Bir maddenin çözünürlüğü ve ayrışma derecesi birbiriyle ilişkili değildir. Örneğin suda yüksek oranda (sınırsız) çözünen asetik asit zayıf bir elektrolittir.

2. Zayıf bir elektrolit çözeltisi, elektrolitik ayrışmanın son aşamasında oluşan iyonları diğerlerinden daha az içerir

Elektrolitik ayrışmanın derecesi de etkilenir diğer elektrolitlerin eklenmesi: örneğin formik asidin ayrışma derecesi

HCOOH ⇄HCOO − + H +

Çözeltiye biraz sodyum format eklenirse azalır. Bu tuz, format iyonları HCOO - oluşturmak üzere ayrışır:

HCOONa → HCOO−+Na+

Sonuç olarak, çözeltideki HCOO- iyonlarının konsantrasyonu artar ve Le Chatelier ilkesine göre format iyonlarının konsantrasyonundaki bir artış, formik asidin ayrışma sürecinin dengesini sola kaydırır, yani. ayrışma derecesi azalır.

Ostwald'ın seyreltme yasası- ikili zayıf bir elektrolitin seyreltik bir çözeltisinin eşdeğer elektrik iletkenliğinin çözeltinin konsantrasyonuna bağımlılığını ifade eden bir ilişki:

Burada elektrolitin ayrışma sabiti, konsantrasyon ve sırasıyla konsantrasyonda ve sonsuz seyreltmede eşdeğer elektriksel iletkenlik değerleridir. Bu ilişki kitle eylemi ve eşitlik yasasının bir sonucudur

ayrışma derecesi nerede.

Ostwald'ın seyreltme kanunu 1888'de W. Ostwald tarafından türetildi ve o da bunu deneysel olarak doğruladı. Ostwald'ın seyreltme yasasının doğruluğunun deneysel olarak belirlenmesi büyük değer elektrolitik ayrışma teorisini doğrulamak için.

Suyun elektrolitik ayrışması. Hidrojen pH Su zayıf bir amfoterik elektrolittir: H2O H+ + OH- veya daha kesin olarak: 2H2O = H3O+ + OH- Suyun 25°C'deki ayrışma sabiti şuna eşittir: Sabitin bu değeri, bir çıkışın ayrışmasına karşılık gelir. yüz milyon su molekülünden oluşur, bu nedenle suyun konsantrasyonu sabit ve 55,55 mol/l'ye eşit kabul edilebilir (suyun yoğunluğu 1000 g/l, kütlesi 1 l 1000 g, su maddesi miktarı 1000 g: 18 g/mol) = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Daha sonra bu değer belirli bir sıcaklıkta (25°C) sabittir, buna suyun iyonik ürünü denir KW: Suyun ayrışması endotermik bir işlemdir, bu nedenle Le Chatelier ilkesine uygun olarak sıcaklığın artmasıyla ayrışma yoğunlaşır, iyonik ürün artar ve 100°C'de 10-13 değerine ulaşır. 25°C'deki saf suda hidrojen ve hidroksil iyonlarının derişimleri birbirine eşittir: = = 10-7 mol/l Hidrojen ve hidroksil iyonlarının derişimlerinin birbirine eşit olduğu çözeltilere nötr denir. eğer için temiz su Asit ekleyin, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu artacak ve 10-7 mol/l'nin üzerine çıkacak, ortam asidik hale gelecek ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonu anında değişecek ve böylece suyun iyonik ürünü 10-14 değerini koruyacaktır. . Temiz suya alkali eklendiğinde de aynı şey olacaktır. Hidrojen ve hidroksil iyonlarının konsantrasyonları iyonik ürün aracılığıyla birbiriyle ilişkilidir, bu nedenle iyonlardan birinin konsantrasyonunu bilerek diğerinin konsantrasyonunu hesaplamak kolaydır. Örneğin, = 10-3 mol/l ise = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l veya = 10-2 mol/l ise = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Bu nedenle, hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonu, ortamın asitliği veya alkaliliğinin niceliksel bir özelliği olarak hizmet edebilir. Uygulamada, hidrojen veya hidroksil iyonlarının konsantrasyonlarını değil, hidrojen pH veya hidroksil pH göstergelerini kullanırlar. Hidrojen pH göstergesi, hidrojen iyonlarının konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pH = - lg Hidroksil göstergesi pH, hidroksil iyonlarının konsantrasyonunun negatif ondalık logaritmasına eşittir: pH = - lg Şu şekilde göstermek kolaydır: suyun iyonik ürününün logaritmasını alarak pH + pH = 14 Ortamın pH'ı 7 ise - ortam nötrdür, 7'den küçükse asidiktir ve pH ne kadar düşükse, hidrojen iyonlarının konsantrasyonu da o kadar yüksek olur . pH'ın 7'den büyük olması ortamın alkali olduğu anlamına gelir; pH ne kadar yüksek olursa hidroksil iyonlarının konsantrasyonu da o kadar yüksek olur.

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 – koşullu sınır güçlülere bölünme ve zayıf elektrolitler).

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 gelir ve iyonlaşması daha kolay olur. Zayıf bir elektrolit çözeltisindeki iyonların konsantrasyonu, ayrışma derecesi bilinerek hesaplanabilir. A Ve başlangıç ​​konsantrasyonu maddeler 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 belirsiz hale gelir 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

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. Güçlü ve zayıf elektrolitler

Bu bölümdeki materyaller size kısmen daha önce okuduğunuz okul kimya derslerinden ve önceki bölümden aşinadır. Bildiklerinizi kısaca gözden geçirelim ve yeni materyallerle tanışalım.

Önceki bölümde, sulu bir çözeltide tamamen iyonlara ayrışan bazı tuzların ve organik maddelerin sulu çözeltilerdeki davranışını tartıştık.
Sulu çözeltilerdeki bazı maddelerin parçacıklara ayrıştığına dair çok sayıda basit ama yadsınamaz kanıt vardır. Bu nedenle, sülfürik H2SO4, nitrik HNO3, klorik HClO4, hidroklorik (hidroklorik) HCl, asetik CH3COOH ve diğer asitlerin sulu çözeltileri ekşi bir tada sahiptir. Asit formüllerinde ortak parçacık hidrojen atomudur ve bu kadar farklı maddelerin hepsinin aynı tadı almasının nedeninin (iyon formunda) olduğu varsayılabilir.
Sulu bir çözeltide ayrışma sırasında oluşan hidrojen iyonları çözeltiye ekşi bir tat verir, bu nedenle bu tür maddelere asit denir. Doğada yalnızca hidrojen iyonları ekşi bir tada sahiptir.

Sulu bir çözeltide asidik (ekşi) bir ortam yaratırlar.

Lityum (LiOH), sodyum (NaOH), potasyum (KOH), baryum (Ba(OH)2), kalsiyum (Ca(OH)2) ve diğer metal hidroksitlerin sulu çözeltileri aynı hoş olmayan acı-sabunlu tada sahiptir ve his uyandırır kaymaktan. Görünüşe göre bu tür bileşiklerin içerdiği OH – hidroksit iyonları bu özellikten sorumludur.
Hidroklorik asit HC1, hidrobromik HBr ve hidroiyodik asit HI, farklı bileşimlerine rağmen çinko ile aynı şekilde reaksiyona girer, çünkü gerçekte çinko ile reaksiyona giren asit değildir:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

ve hidrojen iyonları:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

ve hidrojen gazı ve çinko iyonları oluşur.
Potasyum klorür KCl ve sodyum nitrat NaN03 gibi bazı tuz çözeltilerinin karıştırılmasına gözle görülür bir termal etki eşlik etmez, ancak çözeltinin buharlaştırılmasından sonra dört maddeden oluşan kristallerin bir karışımı oluşur: orijinal olanlar - potasyum klorür ve sodyum nitrat - ve yenileri - potasyum nitrat KNO 3 ve klorür sodyum NaCl. Çözeltide iki başlangıç ​​tuzunun tamamen iyonlara ayrıştığı ve buharlaştırıldığında dört kristalli madde oluşturduğu varsayılabilir:

Bu bilgiyi asitlerin, hidroksitlerin ve tuzların sulu çözeltilerinin elektriksel iletkenliği ve bir dizi diğer hükümlerle karşılaştıran S.A. Arrhenius, 1887'de asit, hidroksit ve tuz moleküllerinin çözündüğünde elektrolitik ayrışma hipotezini öne sürdü. su, iyonlara ayrışır.
Elektroliz ürünlerinin incelenmesi, iyonlara pozitif veya negatif yüklerin atanmasını mümkün kılar. Açıkçası, eğer bir asit, örneğin nitrik HNO3, elektroliz sırasında örneğin iki iyona ayrışırsa sulu çözelti Katotta (negatif yüklü elektrot) hidrojen salınır, bu da çözeltide pozitif yüklü H + hidrojen iyonlarının bulunduğu anlamına gelir.

O halde ayrışma denklemi aşağıdaki gibi yazılmalıdır:

HNO 3 = H + + . Elektrolitik ayrışma
- bir su molekülü (veya başka bir çözücü) ile etkileşimin bir sonucu olarak, bir bileşiğin suda çözündüğünde iyonlara tamamen veya kısmen parçalanması. Elektrolitler
– Sulu çözeltileri ayrışma sonucu elektrik akımı ileten asitler, bazlar veya tuzlar. Sulu bir çözeltide iyonlara ayrışmayan ve çözeltileri elektrik akımını iletmeyen maddelere denir..
elektrolit olmayanlar Elektrolitlerin ayrışması niceliksel olarak karakterize edilir– iyonlara parçalanan “moleküllerin” (formül birimleri) sayısının, çözünmüş maddenin toplam “moleküllerinin” sayısına oranı. Ayrışma derecesi Yunan harfiyle gösterilir. Örneğin, çözünmüş bir maddenin her 100 "molekülünden" 80'i iyonlara ayrışırsa, o zaman çözünmüş maddenin ayrışma derecesi şuna eşittir: = 80/100 = 0,8 veya %80.
Elektrolitler, ayrışma yeteneklerine göre (veya dedikleri gibi "güçlerine göre") ikiye ayrılır: güçlü, ortalama Ve zayıf. Ayrışma derecesine göre çözeltileri >%30 olanlar güçlü elektrolitler olarak kabul edilir;< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Sulu çözeltiler durumunda güçlü elektrolitler(>%30) aşağıdaki bileşik gruplarını içerir.
1 . Seyreltik çözeltilerde hidroklorik HC1, nitrik HNO 3, sülfürik H 2 SO 4 gibi birçok inorganik asit. En güçlü inorganik asit
– klor HClO 4.

Asit oluşturan elementlerin alt grubunda aşağı doğru hareket edildiğinde bir dizi benzer bileşikte oksijen olmayan asitlerin gücü artar:

HCl – HBr – HI. Hidroflorik asit HF camı çözer, ancak bu hiçbir şekilde onun gücünü göstermez. Bu oksijensiz halojen içeren asit, sahip olduğu özellikler nedeniyle orta kuvvette asit olarak sınıflandırılır. yüksek enerji H–F bağları, HF moleküllerinin güçlü hidrojen bağları nedeniyle birleşme (birleşme) yeteneği, F – iyonlarının HF molekülleri (hidrojen bağları) ile iyon oluşumuyla etkileşimi ve daha fazlası karmaşık parçacıklar . Sonuç olarak, bu asidin sulu çözeltisindeki hidrojen iyonlarının konsantrasyonu önemli ölçüde azalır, bu nedenle hidroflorik asit dikkate alınır..
orta güç

Hidrojen florür, camın bir parçası olan silikon dioksit ile aşağıdaki denkleme göre reaksiyona girer:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2H20.

Hidroflorik asit cam kaplarda saklanmamalıdır. Bu amaçla, duvarları iç kısmı kalın bir parafin tabakası ile kaplanmış kurşun, bazı plastik ve camdan yapılmış kaplar kullanılır. Camı "aşındırmak" için hidrojen florür gazı kullanılırsa, camın yüzeyi matlaşır ve bu, cama yazılar ve çeşitli tasarımlar uygulamak için kullanılır. Camın sulu bir hidroflorik asit çözeltisiyle "dağlanması", şeffaf kalan cam yüzeyinin korozyonuna yol açar.%40'lık bir hidroflorik asit çözeltisi genellikle ticari olarak temin edilebilir. Benzer oksijen asitlerinin kuvveti, ters yön
örneğin periyodik asit HIO 4 daha zayıftır perklorik asit asit oluşturucu elementin en fazla olduğu bir asit içerir yüksek değerlik. Bu nedenle, HClO (hipoklorlu) - HClO2 (klorlu) - HClO3 (klorlu) - HClO 4 (klorik) asit serisinde ikincisi en güçlü olanıdır.

Bir hacim su yaklaşık iki hacim kloru çözer. Klor (yaklaşık yarısı) suyla reaksiyona girer:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Hidroklorik asit güçlüdür; sulu çözeltisinde neredeyse hiç HCl molekülü yoktur.

Reaksiyon denklemini şu şekilde yazmak daha doğrudur:

Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.
Ortaya çıkan çözeltiye klorlu su denir.

2 Hipokloröz asit hızlı etkili bir oksitleyici madde olduğundan kumaşları ağartmak için kullanılır. . Grup I ve II'nin ana alt gruplarının elementlerinin hidroksitleri periyodik tablo : LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, vb. Alt grupta aşağıya doğru ilerledikçe elementin metalik özellikleri arttıkça hidroksitlerin gücü de artar.Çözünür hidroksitler

ana alt grup

Grup I elementleri alkaliler olarak sınıflandırılır.

Alkaliler suda çözünebilen bazlardır. Bunlar aynı zamanda grup II'nin ana alt grubunun (toprak alkali metaller) elementlerinin hidroksitlerini ve amonyum hidroksiti (sulu bir amonyak çözeltisi) içerir. Bazen alkaliler, sulu bir çözeltide yüksek konsantrasyonda hidroksit iyonları oluşturan hidroksitlerdir. Eski literatürde alkaliler arasında potasyum karbonatlar K2C03 (potas) ve sodyum karbonatlar Na2C03 (soda), sodyum bikarbonat NaHC03 (kabartma tozu), boraks Na2B4O7, sodyum hidrosülfürler NaHS'yi bulabilirsiniz. ve potasyum KHS ve ark.

3 Güçlü bir elektrolit olan kalsiyum hidroksit Ca(OH)2, tek adımda ayrışır:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH – .

. Hemen hemen tüm tuzlar. Tuz, eğer güçlü bir elektrolit ise, tek adımda ayrışır, örneğin ferrik klorür: FeCl3 = Fe3+ + 3Cl – . ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 Sulu çözeltiler durumunda

2 zayıf elektrolitler
. Su H 2 O en önemli elektrolittir. . Bazı inorganik ve hemen hemen tüm organik asitler: H2S (hidrojen sülfür), H2SO3 (kükürtlü), H2C03 (karbonik), HCN (hidrosiyanik), H3PO4 (fosforik, ortofosforik), H2SiO 3 (silikon), H3BO3 (borik, ortoborik), CH3COOH (asetik), vb. H2CO3 formülünde karbonik asidin bulunmadığını unutmayın. Çözündüğünde

Zayıf karbonik asidin ayrışması iki aşamada gerçekleşir. Ortaya çıkan bikarbonat iyonu aynı zamanda zayıf bir elektrolit gibi davranır.
Diğer polibazik asitler de aynı şekilde ayrışır: H3P04 (fosforik), H2Si03 (silikon), H3B03 (borik). Sulu bir çözeltide ayrışma pratik olarak yalnızca ilk adımda meydana gelir. Son aşamada ayrışma nasıl gerçekleştirilir?
3 . Birçok elementin hidroksitleri, örneğin Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, vb.
Tüm bu hidroksitler sulu bir çözelti içinde adım adım ayrışır, örneğin demir hidroksit
Fe(OH)3:

Sulu bir çözeltide ayrışma neredeyse yalnızca ilk adımda meydana gelir. Denge Fe3+ iyonlarının oluşumuna doğru nasıl kaydırılır?
Aynı elementin hidroksitlerinin temel özellikleri, elementin değerliği azaldıkça artar. Bu nedenle, demir dihidroksit Fe(OH) 2'nin temel özellikleri, trihidroksit Fe(OH) 3'ünkinden daha belirgindir. Bu ifade şuna eşdeğerdir: asit özellikleri Fe(OH)3, Fe(OH)2'ninkinden daha belirgindir.
4 . Amonyum hidroksit NH4OH.
Amonyak gazı NH3 suda çözündüğünde elektriği çok zayıf ileten, acı, sabunsu tadı olan bir çözelti elde edilir. Çözelti ortamı bazik veya alkalindir. Amonyağın bu davranışı şu şekilde açıklanmaktadır: Amonyak suda çözündüğünde, geleneksel olarak var olmayan amonyum hidroksit NH formülünü buna atfeddiğimiz amonyak hidrat NH3H20 oluşur. 4 OH, bu bileşiğin amonyum iyonu ve hidroksit iyonu OH – oluşturmak üzere ayrıştığı göz önüne alındığında:

NH4OH = + OH – .

5 . Bazı tuzlar: çinko klorür ZnCl 2, demir tiyosiyanat Fe(NCS) 3, cıva siyanür Hg(CN) 2, vb. Bu tuzlar adım adım ayrışır.

Bazı insanlar fosforik asit H3PO4'ün orta kuvvette elektrolitler olduğunu düşünmektedir. Fosforik asidi zayıf bir elektrolit olarak kabul edeceğiz ve ayrışmasının üç aşamasını yazacağız. Sülfürik asit, konsantre çözeltilerde orta kuvvette bir elektrolit gibi davranır ve çok konsantre çözeltilerde zayıf bir elektrolit gibi davranır. Daha fazla dikkate alacağız sülfürik asit

Güçlü elektrolit ve ayrışmasının denklemini tek adımda yazın.

Asitlerin ayrışma derecesindeki fark özellikle büyüktür. Örneğin 0,1 N'deki nitrik ve hidroklorik asitler. çözeltiler neredeyse tamamen iyonlara ayrışır; karbonik, hidrosiyanik ve diğer asitler aynı koşullar altında yalnızca küçük bir ölçüde ayrışır.

Suda çözünür bazlardan (alkaliler), amonyum oksit hidrat zayıf bir şekilde ayrışabilir; diğer alkaliler iyi ayrışır. Birkaç istisna dışında tüm tuzlar iyonlara da iyi bir şekilde ayrışır.

Bireysel asitlerin ayrışma derecesindeki fark doğa tarafından belirlenir. değerlik bağı Moleküllerini oluşturan atomlar arasında. Hidrojen ile molekülün geri kalanı arasındaki bağ ne kadar polar olursa, ayrılması o kadar kolay olur ve asit de o kadar fazla ayrışır.

Sulu çözeltilerde yalnızca az sayıda iyon oluşturan zayıf elektrolitlerin aksine, iyonlara iyi ayrışan elektrolitlere güçlü elektrolitler denir. Güçlü elektrolitlerin çözeltileri korunur yüksek elektrik iletkenliğiçok yüksek konsantrasyonlarda bile. Aksine zayıf elektrolit çözeltilerinin elektriksel iletkenliği konsantrasyonun artmasıyla hızla azalır. Güçlü elektrolitler arasında hidroklorik, nitrik, sülfürik ve diğerleri gibi asitler, ardından alkaliler (NH4OH hariç) ve hemen hemen tüm tuzlar bulunur.

Polionik asitler ve poliasit bazları adım adım ayrışır. Örneğin, sülfürik asit molekülleri ilk olarak aşağıdaki denkleme göre ayrışır:

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘

veya daha doğrusu:

H 2 SO 4 + H 2 Ö ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

İkinci hidrojen iyonunun denkleme göre soyutlanması

HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »

veya

HSO 4 ' + H 2 Ö ⇄ H 3 Ö + SO 4 "

zaten çok daha zordur, çünkü elbette hidrojen iyonunu tek yüklü HSO4 iyonundan daha güçlü bir şekilde çeken çift yüklü SO4 iyonunun çekiminin üstesinden gelmek zorundadır. Bu nedenle, ayrışmanın ikinci aşaması veya dedikleri gibi ikincil ayrışma, çok daha küçük bir alanda meydana gelir.birincilden derece ve sıradan sülfürik asit çözeltileri yalnızca az sayıda SO4 iyonu içerir "

Fosforik asit H3PO4 üç adımda ayrışır:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »'

H3PO4 molekülleri güçlü bir şekilde H ve H2PO4' iyonlarına ayrışır. H2PO4' iyonları daha zayıf bir asit gibi davranır ve H ve HPO4'e daha az ayrışır. HPO 4 iyonları çok zayıf bir asit gibi ayrışır ve neredeyse hiç H iyonu üretmez.

ve P.O. 4"'

Birden fazla içeren bazlar hidroksil grubu molekülde de adım adım ayrışır. Örneğin:

Ba(OH)2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Tuzlara gelince, normal tuzlar her zaman metal iyonlarına ve asidik kalıntılara ayrışır. Örneğin:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "

Asit tuzları, polibazik asitler gibi, adım adım ayrışır. Örneğin:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 ‘

HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »

Ancak ikinci aşama çok küçük olduğundan çözüm ekşi tuz az miktarda hidrojen iyonu içerir.

Bazik tuzlar bazik ve asidik iyonlara ayrışır. Örneğin:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl"

Bazik kalıntı iyonlarının metal ve hidroksil iyonlarına ikincil ayrışması neredeyse hiç gerçekleşmez.

Tabloda 11 verildi sayısal değerler Bazı asitlerin, bazların ve tuzların 0'da ayrışma dereceleri , 1 n. çözümler.

Konsantrasyon arttıkça azalır. Bu nedenle, çok konsantre çözeltilerde güçlü asitler bile nispeten zayıf bir şekilde ayrışır. İçin

Tablo 11

0,1 N'deki asitler, bazlar ve tuzlar.18°'de çözümler

Tuzlar, özellikleri, hidrolizi

182 No'lu 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. Bunlar, bir asitteki hidrojenin, bir asit kalıntısı olan bir bazdaki bir metal veya bir hidroksil grubu ile tamamen veya kısmen değiştirilmesinin ürünleridir. 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 asit oksidi oluşumu veya uçucu bir oksit oluşumu koşulları altında meydana gelir.

Ca3 (PO4) 2 + 3H2SO4 3CaSO4 + 2H3PO4

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. Tüm nitrik ve tuz tuzları çözünür asetik asit yanı sıra sodyum ve potasyum tuzları. 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.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

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. Isı salınımı ve renk değişiklikleri kimyasal reaksiyonun işaretleridir. 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 M. Faraday tarafından, etkiyi incelerken ortaya atılmıştır. elektrik akımı Asitlerin, alkalilerin ve tuzların sulu çözeltilerine karşı yapılan çalışmalar, bu tür çözeltilerin elektriksel iletkenliğinin iyonların hareketinden kaynaklandığını öne sürdü. 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. Sulu bir çözeltide iyonlara ayrışmayan ve çözeltileri elektrik akımını iletmeyen maddelere denir..

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 süreç: moleküllerin iyonlara (ayrışma) parçalanmasına paralel olarak, iyonları birleştirme (birleşme) süreci 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)) orta kuvvette (0,95) ayrılır.

Güçlü elektrolitler pek çok mineral asit (HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3, vb.), alkaliler (NaOH, KOH, Ca(OH)2, vb.), 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 (hem canlı hem de 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 kuvvetli 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 sülfür 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.