Elektrolitler, galvanik akımı elektrolitik olarak iletme yeteneğine sahip maddeler, madde alaşımları veya çözeltilerdir. Elektrolitik ayrışma teorisini kullanarak bir maddenin hangi elektrolitlere ait olduğunu belirlemek mümkündür.
Talimatlar
1. Bu teorinin özü, eritildiğinde (suda çözündüğünde), hemen hemen tüm elektrolitlerin hem pozitif hem de negatif yüklü iyonlara ayrışmasıdır (buna elektrolitik ayrışma denir). Elektrik akımının etkisi altında negatif olanlar (anyonlar, “-”) anoda (+), pozitif yüklü olanlar (katyonlar, “+”) katoda (-) doğru hareket ederler. Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü bir işlemdir (tersine işlem "molarizasyon" olarak adlandırılır).
2. (a) Elektrolitik ayrışmanın derecesi, elektrolitin doğasına, çözücüye ve bunların konsantrasyonuna bağlıdır. Bu, iyonlara ayrılan molekül sayısının (n), çözeltiye eklenen toplam molekül sayısına (N) oranıdır. Şunu elde edersiniz: a = n / N
3. Dolayısıyla güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Güçlü elektrolitler, her zamanki gibi, yüksek derecede polar veya iyonik bağlara sahip maddeleri içerir: bunlar, yüksek oranda çözünür, güçlü asitler (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) ve ayrıca güçlü bazlar (KOH, NaOH, RbOH) olan tuzlardır. , Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Güçlü bir elektrolitte, içinde çözünen madde çoğunlukla iyon (anyon ve katyon) formundadır; Aslında ayrışmamış hiçbir molekül yoktur.
4. Zayıf elektrolitler, iyonlara yalnızca kısmen ayrışan maddelerdir. Zayıf elektrolitler, çözeltideki iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide güçlü bir iyon konsantrasyonu sağlamaz. Zayıf olanlar şunları içerir: - organik asitler (yaklaşık olarak tümü) (C2H5COOH, CH3COOH, vb.) - bazı inorganik asitler (H2S, H2CO3 vb.); suda az çözünen tüm tuzlar, amonyum hidroksit ve tüm bazlar (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH - aslında elektrik akımını iletmezler); idare ediyorlar ama kötü.
Güçlü bir baz, hidroksil grubu -OH ve bir alkalin (periyodik tablonun grup I elemanları: Li, K, Na, RB, Cs) veya alkalin toprak metali (grup II Ba, Ca elemanları) tarafından oluşturulan inorganik bir kimyasal bileşiktir. ). LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)?, Ba(OH)? formülleri şeklinde yazılır.
İhtiyacın olacak
- buharlaşma kabı
- brülör
- göstergeler
- metal çubuk
- N?RO?
Talimatlar
1. Güçlü bazlar tüm hidroksitlerin kimyasal özelliklerini gösterir. Bir çözeltide alkalilerin varlığı, indikatörün rengindeki değişiklikle belirlenir. Test çözeltisiyle birlikte örneğe metil portakal, fenolftalein ekleyin veya turnusol kağıdını çıkarın. Metil portakal sarı renk verir, fenolftalein mor renk verir ve turnusol kağıdı maviye döner. Baz ne kadar güçlü olursa göstergenin rengi o kadar doygun olur.
2. Size hangi alkalilerin sunulduğunu bulmanız gerekiyorsa, çözümleri iyi bir şekilde gözden geçirin. Özellikle yaygın olarak kullanılan güçlü bazlar lityum, potasyum, sodyum, baryum ve kalsiyum hidroksitlerdir. Bazlar asitlerle reaksiyona girerek (nötralizasyon reaksiyonları) tuz ve su oluşturur. Bu durumda Ca(OH)?, Ba(OH)? izole etmek mümkündür. ve LiOH. Ortofosforik asit ile etkileşime girdiğinde çözünmeyen çökeltiler oluşur. Geriye kalan hidroksitler çökelmeye neden olmaz çünkü tüm K ve Na tuzları çözünür.3 Ca(OH) ? + 2 N?RO? –? Ca?(PO?)???+ 6 H?O3 Ba(OH) ? +2 N?RO? –? Ba?(PO?)???+ 6 H?O3 LiOH + H?PO? –? Li?PO?? + 3 H?О Süzüp kurutun. Kurutulmuş çökeltiyi brülörün alevine ekleyin. Alevin rengini değiştirerek lityum, kalsiyum ve baryum iyonlarını doğru bir şekilde belirlemek mümkündür. Buna göre hangi hidroksitin hangisi olduğunu belirleyeceksiniz. Lityum tuzları brülör alevini karmin kırmızısı rengine boyar. Baryum tuzları yeşil, kalsiyum tuzları kırmızıdır.
3. Geri kalan alkaliler çözünür ortofosfatlar oluşturur.3 NaOH + H?PO?–? Na?PO? + 3 H?O3 KOH + H?PO?–? KRO? + 3 H?ОSuyun kuru bir kalıntı elde edinceye kadar buharlaştırılması gerekir. Buharlaşan tuzları metal bir çubuk üzerine teker teker brülörün alevine yerleştirin. Sodyum tuzunun bulunduğu yerde alev açık sarıya, potasyum ortofosfat ise pembe-mor renge dönecektir. Böylece, en küçük ekipman ve reaktif setine sahip olarak, size verilen tüm güçlü bazları belirlediniz.
Elektrolit, katı halinde dielektrik olan, yani elektrik akımını iletmeyen, ancak çözündüğünde veya eridiğinde iletken hale gelen bir maddedir. Neden özelliklerde bu kadar keskin bir değişiklik meydana geliyor? Gerçek şu ki, çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki elektrolit molekülleri pozitif yüklü ve negatif yüklü iyonlara ayrışır, bunun sonucunda bu toplanma durumundaki bu maddeler elektrik akımı iletebilir. Birçok tuz, asit ve baz elektrolitik özelliklere sahiptir.
Talimatlar
1. Her şey mi elektrolitler Güç bakımından aynı mı, yani mükemmel akım iletkenleri mi? Hayır, çünkü çözeltilerdeki veya eriyiklerdeki birçok madde yalnızca küçük bir ölçüde ayrışır. Sonuç olarak elektrolitler güçlü, orta kuvvetli ve zayıf olmak üzere ikiye ayrılır.
2. Hangi maddeler güçlü elektrolitler olarak kabul edilir? Çözelti veya eriyik halindeki, çözeltinin konsantrasyonuna bakılmaksızın moleküllerinin hemen hemen %100'ünün ayrışmaya uğradığı bu tür maddeler. Güçlü elektrolitlerin listesi, mutlak çeşitlilikte çözünür alkaliler, tuzlar ve hidroklorik, bromür, iyodür, nitrik vb. gibi bazı asitleri içerir.
3. Onlardan nasıl farklılar? elektrolitler orta güçte mi? Gerçek şu ki, çok daha az oranda ayrışıyorlar (moleküllerin% 3 ila% 30'u iyonlara ayrışıyor). Bu tür elektrolitlerin tipik temsilcileri sülfürik ve fosforik asitlerdir.
4. Zayıf bileşikler çözeltilerde veya eriyiklerde nasıl davranır? elektrolitler? Birincisi, çok küçük bir oranda ayrışırlar (toplam molekül sayısının% 3'ünden fazla değil) ve ikincisi, ayrışmaları ne kadar beceriksiz ve yavaş olursa, çözeltinin doygunluğu o kadar yüksek olur. Bu tür elektrolitler arasında amonyak (amonyum hidroksit), birçok organik ve inorganik asit (hidroflorik asit - HF dahil) ve elbette hepimizin bildiği su bulunur. Çünkü moleküllerinin yalnızca çok küçük bir kısmı hidrojen iyonlarına ve hidroksil iyonlarına ayrışır.
5. Ayrışma derecesinin ve buna bağlı olarak elektrolitin gücünün birçok faktöre bağlı olduğunu unutmayın: elektrolitin doğası, çözücü ve sıcaklık. Sonuç olarak, bu dağıtımın kendisi de bir dereceye kadar keyfidir. Çayda aynı madde farklı koşullar altında 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.
Tuzlar- bunlar bir katyon, yani pozitif yüklü bir iyon, bir metal ve negatif yüklü bir anyon - bir asit kalıntısından oluşan kimyasal maddelerdir. Pek çok tuz türü vardır: tipik, asidik, bazik, çift, karışık, hidratlı, karmaşık. Bu katyon ve anyon bileşimlerine bağlıdır. belirlemek nasıl mümkün olabilir? temel tuz?
Talimatlar
1. Yanma solüsyonları içeren dört özdeş kabınız olduğunu hayal edelim. Bunların lityum karbonat, sodyum karbonat, potasyum karbonat ve baryum karbonat çözeltileri olduğunu biliyorsunuz. Göreviniz: kabın tamamında hangi tuzun bulunduğunu belirleyin.
2. Bu metallerin bileşiklerinin fiziksel ve kimyasal özelliklerini hatırlayın. Lityum, sodyum, potasyum birinci grubun alkali metalleridir, özellikleri çok benzerdir, lityumdan potasyuma aktivite artar. Baryum, grup 2 alkalin toprak metalidir. Karbonik tuzu sıcak suda mükemmel şekilde çözünür, ancak soğuk suda zayıf şekilde çözünür. Durmak! Bu, hangi kabın baryum karbonat içerdiğini hemen belirlemek için ilk şans.
3. Kapları, örneğin buzlu bir kaba koyarak soğutun. Üç çözelti berrak kalacak, ancak dördüncüsü hızla bulanıklaşacak ve beyaz bir çökelti oluşmaya başlayacak. Baryum tuzunun bulunduğu yer burasıdır. Bu kabı bir kenara koyun.
4. Baryum karbonatı başka bir yöntem kullanarak hızlı bir şekilde belirleyebilirsiniz. Alternatif olarak, çözeltinin bir kısmını, bir miktar sülfat tuzu (örneğin, sodyum sülfat) içeren başka bir kaba dökün. Yalnızca sülfat iyonlarıyla bağlanan baryum iyonları anında yoğun beyaz bir çökelti oluşturur.
5. Baryum karbonatı tanımladığınız ortaya çıktı. Peki 3 alkali metal tuzunu nasıl ayırt edersiniz? Bunu yapmak oldukça kolaydır, porselen buharlaştırma kaplarına ve bir alkol lambasına ihtiyacınız olacak.
6. Çözeltinin tamamının küçük bir miktarını ayrı bir porselen bardağa dökün ve suyu bir ispirto lambasının ateşi üzerinde buharlaştırın. Küçük kristaller oluşur. Bunları çelik cımbız veya porselen kaşıkla desteklenen bir alkol lambasının veya Bunsen ocağının alevine yerleştirin. Göreviniz alevin yanan "dili"nin rengini fark etmektir. Eğer lityum tuzu ise rengi açık kırmızı olacaktır. Sodyum alevi yoğun sarıya, potasyum ise alevi mor-mor renklendirecektir. Bu arada baryum tuzu da aynı şekilde test edilmiş olsaydı alevin renginin yeşil olması gerekirdi.
Yararlı tavsiye
Gençliğinde ünlü bir kimyager, bir pansiyonun açgözlü hostesini de aynı şekilde ifşa etti. Yarısı yenmiş yemeğin kalıntılarına, küçük miktarlarda kesinlikle zararsız olan bir madde olan lityum klorür serpti. Ertesi gün öğle yemeğinde masaya servis edilen yemekten bir dilim et spektroskopun önünde yakıldı ve pansiyon sakinleri açık kırmızı bir şerit gördü. Hostes dünden kalanlardan yemek hazırlıyordu.
Dikkat etmek!
Doğru, saf su elektriği çok zayıf iletir, hala ölçülebilir bir elektrik iletkenliğine sahiptir, bu da suyun hafifçe hidroksit iyonlarına ve hidrojen iyonlarına ayrıştığı gerçeğiyle açıklanmaktadır.
Yararlı tavsiye
Elektrolitlerin çoğu zararlı maddelerdir, bu nedenle onlarla çalışırken son derece dikkatli olun ve güvenlik düzenlemelerine uyun.
Elektrolitler, galvanik akımı elektrolitik olarak iletme yeteneğine sahip maddeler, madde alaşımları veya çözeltilerdir. Elektrolitik ayrışma teorisini kullanarak bir maddenin hangi elektrolitlere ait olduğunu belirleyebilirsiniz.
Talimatlar
- Bu teorinin özü, eritildiğinde (suda çözündüğünde), hemen hemen tüm elektrolitlerin hem pozitif hem de negatif yüklü iyonlara ayrışmasıdır (buna elektrolitik ayrışma denir). Elektrik akımının etkisi altında negatif olanlar (anyonlar, “-”) anoda (+), pozitif yüklü olanlar (katyonlar, “+”) katoda (-) doğru hareket ederler. Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü bir işlemdir (tersine işlem "molarizasyon" olarak adlandırılır).
- (a) Elektrolitik ayrışmanın derecesi, elektrolitin doğasına, çözücüye ve bunların konsantrasyonuna bağlıdır. Bu, iyonlara ayrılan molekül sayısının (n), çözeltiye eklenen toplam molekül sayısına (N) oranıdır. Şunu elde edersiniz: a = n / N
- Dolayısıyla güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Güçlü elektrolitler, kural olarak, yüksek derecede polar veya iyonik bağlara sahip maddeleri içerir: bunlar, yüksek oranda çözünür, güçlü asitler (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) ve ayrıca güçlü bazlar (KOH, NaOH,) olan tuzlardır. RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Güçlü bir elektrolitte, içinde çözünen madde çoğunlukla iyon (anyon ve katyon) 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 elektrolitler şunları içerir:
- organik asitler (hemen hemen hepsi) (C2H5COOH, CH3COOH, vb.);
- bazı inorganik 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.
Ayrışma derecesine bağlı olarak elektrolitler güçlü ve zayıf olarak ayrılır. K, elektrolitin ve çözücünün sıcaklığına ve doğasına bağlı olan ancak elektrolitin konsantrasyonuna bağlı olmayan ayrışma sabitidir. Elektrolit çözeltilerindeki iyonlar arasındaki reaksiyonlar neredeyse tamamen çökelme, gaz ve zayıf elektrolit oluşumuna doğru ilerler.
Elektrolit, çözeltilerde ve eriyiklerde meydana gelen iyonlara ayrışma veya katı elektrolitlerin kristal kafeslerindeki iyonların hareketi nedeniyle elektrik akımını ileten bir maddedir. Elektrolit örnekleri arasında asitlerin, tuzların ve bazların sulu çözeltileri ve bazı kristaller (örneğin gümüş iyodür, zirkonyum dioksit) yer alır.
Güçlü ve zayıf elektrolitler nasıl belirlenir
Aynı zamanda elektrolitte iyonların moleküller halinde birleşme süreçleri meydana gelir. Elektrolitik ayrışmayı niceliksel olarak karakterize etmek için ayrışma derecesi kavramı tanıtıldı. Çoğu zaman belirli iyonları içeren sulu bir çözelti anlamına gelir (örneğin, bağırsaklarda "elektrolitlerin emilmesi"). Metallerin elektro çökeltilmesi ve dağlama vb. için çok bileşenli çözüm (teknik terim, örneğin yaldız elektroliti).
Elektrokaplamada araştırma ve geliştirmenin ana amacı yüzey işleme ve kaplama için elektrolitlerdir. Metalleri kimyasal olarak aşındırırken, elektrolitlerin adları, metalin çözünmesini destekleyen ana asitlerin veya alkalilerin adlarına göre belirlenir. Elektrolitlerin grup adı bu şekilde oluşur. Bazen farklı grupların elektrolitleri arasındaki fark (özellikle polarizasyon açısından), elektrolitlerin içerdiği katkı maddeleri ile dengelenir.
Elektrolitler ve elektrolitik ayrışma
Bu nedenle, böyle bir ad bir sınıflandırma adı (yani bir grup adı) olamaz, ancak elektrolitin ek bir alt grup adı olarak hizmet etmelidir. Tüm akü hücrelerindeki elektrolit yoğunluğu normal veya normale yakınsa (1,25-1,28 g/cm3) ve NRC 12,5 V'tan düşük değilse akü içinde açık devre olup olmadığını kontrol etmek gerekir. Tüm hücrelerde elektrolit yoğunluğunun düşük olması durumunda akü, yoğunluk stabil hale gelinceye kadar şarj edilmelidir.
Teknolojide[wiki metnini düzenle]
Bir durumdan diğerine geçerken elektrolitin voltajı ve yoğunluğu belirli sınırlar dahilinde doğrusal olarak değişir (Şekil 4 ve Tablo 1). Akü ne kadar derin deşarj olursa, elektrolitin yoğunluğu o kadar düşük olur. Buna göre elektrolitin hacmi, plakaların aktif maddesinin reaksiyonda tam olarak kullanılması için gerekli olan sülfürik asit miktarını içerir.
İyonik iletkenlik, katı veya erimiş haldeki tuzlar gibi iyonik bir yapıya sahip birçok kimyasal bileşiğin yanı sıra birçok sulu ve susuz çözeltinin doğasında vardır. Elektrolitik ayrışma, pozitif ve negatif yüklü iyonların - katyonların ve anyonların oluşumuyla çözelti içindeki elektrolit moleküllerinin parçalanmasını ifade eder. Ayrışma derecesi genellikle yüzde olarak ifade edilir. Bu, metalik bakır ve gümüş konsantrasyonlarının denge sabitine dahil edilmesiyle açıklanmaktadır.
Bu, sulu çözeltilerdeki reaksiyonlar sırasında su konsantrasyonunun çok az değişmesiyle açıklanmaktadır. Bu nedenle konsantrasyonun sabit kaldığı ve denge sabitine dahil edildiği varsayılır. Elektrolitler çözeltilerde iyon oluşturduğundan, reaksiyonların özünü yansıtmak için genellikle iyonik reaksiyon denklemleri kullanılır.
Elektrolit terimi biyoloji ve tıpta yaygın olarak kullanılmaktadır. Bir elektrolitin çözeltisi veya eriyiği içindeki moleküllerin iyonlara ayrışması sürecine elektrolitik ayrışma denir. Bu nedenle elektrolitlerde madde moleküllerinin belirli bir kısmı ayrışır. Bu iki grup arasında net bir sınır yoktur; aynı madde bir çözücüde güçlü bir elektrolitin, diğerinde ise zayıf bir elektrolitin özelliklerini sergileyebilir.
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 (pozitif yüklü katyonlar ve negatif yüklü anyonlar) ayrışması sürecidir. 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 ısıtma sırasında iyonik bağlar kırılır. Yüksek sıcaklıklar kristal kafesin düğüm noktalarında iyonların titreşimine neden olur.
Pirinç. 1. Ayrışma süreci.
Çözeltilerde veya eriyiklerde kolayca iyonlara ayrışan ve bu nedenle elektrik akımını ileten maddelere elektrolit denir. Elektrolit olmayan maddeler elektriği iletmez 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 güçlü elektrolitlerden daha azdır.
Ayrışma derecesi, maddelerin toplam konsantrasyonunda parçalanmış moleküllerin oranını gösterir. α = n/N formülüyle ifade edilir.
Pirinç. 2. Ayrışma derecesi.
Zayıf elektrolitler
Zayıf elektrolitlerin listesi:
- seyreltik ve zayıf inorganik 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... zayıf bir şekilde hidrojen katyonlarına ve hidroksit iyon anyonlarına 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.
a'nın değeri bir birimin kesirleri veya % olarak ifade edilir ve elektrolitin doğasına, çözücüye, sıcaklığa, konsantrasyona ve çözeltinin bileşimine bağlıdır.
Çözücü özel bir rol oynar: bazı durumlarda sulu çözeltilerden organik çözücülere geçerken elektrolitlerin ayrışma derecesi keskin bir şekilde artabilir veya azalabilir. Aşağıda özel talimatların bulunmaması durumunda solventin su olduğunu varsayacağız.
Ayrışma derecesine göre, elektrolitler geleneksel olarak ikiye ayrılır: güçlü(a>%30), ortalama (3% < a < 30%) и zayıf(A< 3%).
Güçlü elektrolitler şunları içerir:
1) bazı inorganik asitler (HCl, HBr, HI, HNO3, H2S04, HClO4 ve diğerleri);
2) alkali (Li, Na, K, Rb, Cs) ve alkali toprak (Ca, Sr, Ba) metallerinin hidroksitleri;
3) hemen hemen tüm çözünür tuzlar.
Orta kuvvette elektrolitler arasında Mg(OH)2, H3PO4, HCOOH, H2S03, HF ve diğerleri bulunur.
Tüm karboksilik asitler (HCOOH hariç) ve alifatik ve aromatik aminlerin hidratlı formları zayıf elektrolitler olarak kabul edilir. Birçok inorganik asit (HCN, H2S, H2C03, vb.) ve bazlar (NH3 ∙H2O) da zayıf elektrolitlerdir.
Bazı benzerliklere rağmen genel olarak bir maddenin çözünürlüğünü ayrışma derecesi ile eşitlememek gerekir. Dolayısıyla asetik asit ve etil alkol suda sınırsız olarak çözünür, ancak aynı zamanda birinci madde zayıf bir elektrolittir, ikincisi ise elektrolit değildir.
Asitler ve bazlar
Kimyasal prosesleri tanımlamak için “asit” ve “baz” kavramları yaygın olarak kullanılmasına rağmen, maddelerin asit veya baz olarak sınıflandırılması açısından sınıflandırılmasına yönelik tek bir yaklaşım bulunmamaktadır. Şu anda mevcut teoriler ( iyonik teori S. Arrhenius, protolitik teori I. Brønsted ve T. Lowry Ve elektronik teori G.Lewis) belirli sınırlamalara sahiptir ve bu nedenle yalnızca özel durumlarda geçerlidir. Bu teorilerin her birine daha yakından bakalım.
Arrhenius teorisi.
Arrhenius'un iyon teorisinde "asit" ve "baz" kavramları elektrolitik ayrışma süreciyle yakından ilişkilidir:
Asit, çözeltilerde H+ iyonları oluşturmak üzere ayrışan bir elektrolittir;
Baz, OH - iyonlarını oluşturmak üzere çözeltilerde ayrışan bir elektrolittir;
Bir amfolit (amfoterik elektrolit), hem H + iyonlarını hem de OH - iyonlarını oluşturmak üzere çözeltilerde ayrışan bir elektrolittir.
Örneğin:
HA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me(OH) n ⇄ Me n + + nOH -İyonik teoriye göre asitler nötr moleküller veya iyonlar olabilir, örneğin:
HF ⇄ H + + F -
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH4 + ⇄ H + + NH3
Gerekçe olarak da benzer örnekler verilebilir:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH)3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Amfolitler arasında çinko, alüminyum, krom ve diğer bazı hidroksitlerin yanı sıra amino asitler, proteinler ve nükleik asitler bulunur.
Genel olarak bir çözeltideki asit-baz etkileşimi, nötrleşme reaksiyonuna indirgenir:
H + + OH - H 2 O
Ancak bir takım deneysel veriler iyonik teorinin sınırlamalarını göstermektedir. Yani amonyak, organik aminler, Na20, CaO gibi metal oksitler, zayıf asitlerin anyonları vb. suyun yokluğunda hidroksit iyonları içermemelerine rağmen tipik bazların özelliklerini gösterirler.
Öte yandan, hidrojen iyonu içermeyen birçok oksit (SO2, SO3, P2O5, vb.), halojenürler, asit halojenürler, suyun yokluğunda bile asidik özellikler sergiler; bazları nötralize edin.
Ek olarak, bir elektrolitin sulu bir çözelti içindeki ve sulu olmayan bir ortamdaki davranışı zıt olabilir.
Yani sudaki CH3COOH zayıf bir asittir:
CH3COOH ⇄ CH3COO - + H + ,
ve sıvı hidrojen florürde bir bazın özelliklerini sergiler:
HF + CH3COOH ⇄ CH3COOH 2 + + F -
Bu tür reaksiyonların ve özellikle sulu olmayan çözücülerde meydana gelen reaksiyonların incelenmesi, daha genel asit ve baz teorilerinin geliştirilmesine yol açmıştır.
Bronsted ve Lowry'nin teorisi.
Asitler ve bazlar teorisinin daha da geliştirilmesi, I. Brønsted ve T. Lowry tarafından önerilen protolitik (proton) teorisiydi. Bu teoriye göre:
Asit, molekülleri (veya iyonları) proton verme kapasitesine sahip herhangi bir maddedir; proton bağışçısı olun;
Baz, molekülleri (veya iyonları) bir protonu bağlayabilen herhangi bir maddedir; proton alıcısı olun;
Böylece vakıf kavramı önemli ölçüde genişletildi ve bu, aşağıdaki tepkilerle doğrulandı:
OH - + H + H2O
NH3 + H + NH4 +
H 2 N-NH3 + + H + H 3 N + -NH3 +
I. Brønsted ve T. Lowry'nin teorisine göre, bir asit ve bir baz bir eşlenik çifti oluşturur ve aralarında denge vardır:
ASİT ⇄ PROTON + BAZ
Proton transfer reaksiyonu (protolitik reaksiyon) tersinir olduğundan ve ters işlemde bir proton da transfer edildiğinden, reaksiyon ürünleri birbirlerine göre asitler ve bazlardır. Bu bir denge süreci olarak yazılabilir:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
burada HA bir asittir, B bir bazdır, BH+ B bazının asit konjugesidir, A - HA asidinin bir baz konjugesidir.
Örnekler.
1) reaksiyonda:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H20,
HCl ve H20 asitlerdir, Cl - ve OH - bunlara karşılık gelen bazlardır;
2) reaksiyonda:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO4- ve H3O+ asitlerdir, S042- ve H20 bazlardır;
3) reaksiyonda:
NH4 + + NH2 - ⇄2NH3,
NH4+ bir asittir, NH2- bir bazdır ve NH3 hem asit (bir molekül) hem de baz (başka bir molekül) görevi görür; amfoterisite belirtileri gösterir - bir asit ve bazın özelliklerini sergileme yeteneği.
Suyun da şu yeteneği vardır:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Burada, bir H20 molekülü bir proton (baz) bağlayarak bir konjuge asit - hidronyum iyonu H3O + oluşturur, diğeri bir proton (asit) vererek bir konjuge baz OH - oluşturur. Bu süreç denir otoprotoliz.
Yukarıdaki örneklerden, Arrhenius'un fikirlerinin aksine, Brønsted ve Lowry'nin teorisinde, asitlerin bazlarla reaksiyonlarının karşılıklı nötrleşmeye yol açmadığı, ancak buna yeni asit ve bazların oluşumunun eşlik ettiği açıktır.
Protolitik teorinin "asit" ve "baz" kavramlarını bir özellik olarak değil, söz konusu bileşiğin protolitik bir reaksiyonda gerçekleştirdiği bir işlev olarak kabul ettiğini de belirtmek gerekir. Aynı bileşik bazı koşullar altında asit olarak, diğer koşullar altında ise baz olarak reaksiyona girebilir. Böylece, sulu bir çözeltide CH3COOH bir asitin özelliklerini sergiler ve %100 H2S04'te bir bazın özelliklerini sergiler.
Bununla birlikte, avantajlarına rağmen, Arrhenius teorisi gibi protolitik teori, hidrojen atomu içermeyen, aynı zamanda bir asit işlevi sergileyen maddelere uygulanamaz: bor, alüminyum, silikon, kalay halojenürler.
Lewis'in teorisi.
Maddelerin asit ve baz olarak sınıflandırılması açısından sınıflandırılmasına yönelik bir başka yaklaşım Lewis elektron teorisiydi. Elektronik teorisi çerçevesinde:
asit, bir elektron çiftini (elektron alıcısı) bağlayabilen bir parçacıktır (molekül veya iyon);
Baz, bir elektron çifti (elektron donörü) bağışlayabilen bir parçacıktır (molekül veya iyon).
Lewis'in fikirlerine göre, bir asit ve bir baz birbirleriyle etkileşime girerek bir verici-alıcı bağı oluşturur. Bir çift elektronun eklenmesinin bir sonucu olarak, elektron eksikliği olan bir atom, tam bir elektronik konfigürasyona (bir elektron okteti) sahip olur. Örneğin:
Nötr moleküller arasındaki reaksiyon benzer şekilde hayal edilebilir:
Lewis teorisi açısından nötrleştirme reaksiyonu, bir hidroksit iyonunun bir elektron çiftinin bir hidrojen iyonuna eklenmesi olarak kabul edilir ve bu, bu çifti barındıracak serbest bir yörünge sağlar:
Böylece Lewis teorisi açısından bir elektron çiftini kolayca bağlayan protonun kendisi bir asit işlevini yerine getirir. Bu bakımdan Bronsted asitleri Lewis asitleri ve bazları arasındaki reaksiyon ürünleri olarak düşünülebilir. Dolayısıyla HCl, H + asidinin Cl - bazı ile nötrleştirilmesinin ürünüdür ve H + asidinin H 2 O bazı ile nötrleştirilmesi sonucu H 3 O + iyonu oluşur.
Lewis asitleri ve bazları arasındaki reaksiyonlar da aşağıdaki örneklerle gösterilmektedir:
Lewis bazları ayrıca halojenür iyonlarını, amonyağı, alifatik ve aromatik aminleri, R2CO (burada R bir organik radikaldir) gibi oksijen içeren organik bileşikleri içerir.
Lewis asitleri bor, alüminyum, silikon, kalay ve diğer elementlerin halojenürlerini içerir.
Açıkçası, Lewis'in teorisinde "asit" kavramı daha geniş bir yelpazedeki kimyasal bileşikleri içermektedir. Bu, Lewis'e göre bir maddenin asit olarak sınıflandırılmasının yalnızca elektron alıcı özelliklerini belirleyen molekülünün yapısı tarafından belirlendiği ve mutlaka hidrojen atomlarının varlığıyla ilgili olmadığı gerçeğiyle açıklanmaktadır. Hidrojen atomu içermeyen Lewis asitlerine denir aprotik.
Sorun çözme standartları
1. Al 2 (SO 4) 3'ün sudaki elektrolitik ayrışmasına ilişkin denklemi yazın.
Alüminyum sülfat güçlü bir elektrolittir ve sulu çözeltide iyonlara tamamen ayrışır. Ayrışma denklemi:
Al 2 (S04) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,
veya (iyon hidrasyon sürecini dikkate almadan):
Al 2 (S04) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .
2. Brønsted-Lowry teorisi açısından HCO 3 iyonu nedir?
Koşullara bağlı olarak HCO3 iyonu proton bağışlayabilir:
HCO3 - + OH - C03 2 - + H20 (1),
protonları şu şekilde ekleyin:
HCO3 - + H30 + H2C03 + H20 (2).
Dolayısıyla, ilk durumda HCO3 - iyonu bir asittir, ikincisinde ise bir bazdır, yani bir amfolittir.
3. Lewis teorisi açısından reaksiyondaki Ag + iyonunun ne olduğunu belirleyin:
Ag + + 2NH3 +
Verici-alıcı mekanizmasına göre ilerleyen kimyasal bağların oluşumu sırasında, serbest yörüngeye sahip olan Ag+ iyonu, elektron çiftlerinin alıcısıdır ve bu nedenle Lewis asidinin özelliklerini gösterir.
4. Bir litrede 0,1 mol KCl ve 0,1 mol Na2S04 içeren bir çözeltinin iyonik gücünü belirleyin.
Sunulan elektrolitlerin ayrışması denklemlere uygun olarak ilerler:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Dolayısıyla: C(K +) = C(Cl -) = C(KCl) = 0,1 mol/l;
C(Na +) = 2×C(Na2S04) = 0,2 mol/l;
C(S042-) = C(Na2S04) = 0,1 mol/l.
Çözeltinin iyon gücü aşağıdaki formül kullanılarak hesaplanır:
5. Bu elektrolitin bir çözeltisindeki CuSO 4 konsantrasyonunu aşağıdaki formülle belirleyin: BEN= 0,6 mol/l.
CuSO4'ün ayrışması aşağıdaki denkleme göre ilerler:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
C(CuSO 4)'ü şu şekilde alalım: X mol/l ise reaksiyon denklemine göre C(Cu 2+) = C(S04 2 -) = X mol/l. Bu durumda iyonik gücü hesaplamak için kullanılan ifade şöyle görünecektir:
6. C(KCl) = 0,001 mol/l olan sulu bir KCl çözeltisindeki K + iyonunun aktivite katsayısını belirleyin.
bu durumda şu şekli alacaktır:
.
Çözeltinin iyonik gücünü aşağıdaki formülü kullanarak buluruz:
7. İyonik gücü 1 olan sulu bir çözeltide Fe2+ iyonunun aktivite katsayısını belirleyin.
Debye-Hückel yasasına göre:
buradan:
8. HA asidinin çözünme sabitini, bu asidin 0,1 mol/l a = %24 konsantrasyonuna sahip bir çözeltisi içindeyse belirleyin.
Ayrışma derecesine bağlı olarak bu asidin orta kuvvette bir elektrolit olduğu belirlenebilir. Bu nedenle asit ayrışma sabitini hesaplamak için Ostwald seyreltme yasasını tam haliyle kullanırız:
9. a = %10 ise elektrolit konsantrasyonunu belirleyin, k d = 10 - 4.
Ostwald'ın seyreltme yasasından:
10. Monobazik asit HA'nın ayrışma derecesi% 1'i geçmez. (HA) = 6,4×10-7. HA'nın 0,01 mol/L konsantrasyonuyla çözeltisindeki ayrışma derecesini belirleyin.
Ayrışma derecesine bağlı olarak bu asidin zayıf bir elektrolit olduğu belirlenebilir. Bu, Ostwald'ın seyreltme yasasının yaklaşık formülünü kullanmamıza olanak tanır:
11. Elektrolitin 0,001 mol/l konsantrasyondaki çözeltisindeki ayrışma derecesi 0,009'dur. Bu elektrolitin ayrışma sabitini belirleyin.
Sorunun koşullarından bu elektrolitin zayıf olduğu açıktır (a = %0,9). Bu yüzden:
12. (HNO2) = 3,35. HNO2'nin gücünü, C(HA) = 0,15 mol/l'lik bir çözeltide ayrışma derecesi %15 olan monobazik asit HA'nın gücüyle karşılaştırın.
Ostwald denkleminin tam formunu kullanarak (HA)'yı hesaplayalım:
(HA)'dan beri< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. KCl'nin başka iyonları da içeren iki çözeltisi vardır. İlk çözeltinin iyonik kuvvetinin ( BEN 1) 1'e eşittir ve ikincisi ( BEN 2) 10 - 2'dir. Etkinlik oranlarını karşılaştırın F Bu çözeltilerdeki (K +) ve bu çözeltilerin özelliklerinin sonsuz seyreltik KCl çözeltilerinin özelliklerinden ne kadar farklı olduğu sonucuna varın.
K+ iyonlarının aktivite katsayılarını Debye-Hückel yasasını kullanarak hesaplıyoruz:
Etkinlik faktörü F belirli bir konsantrasyondaki bir elektrolit çözeltisinin davranışının, çözelti sonsuz seyreltildiğinde davranışından sapmanın bir ölçüsüdür.
Çünkü F 1 = 0,316 1'den daha fazla sapar F 2 = 0,891 ise, daha yüksek iyon gücüne sahip bir çözeltide, KCl çözeltisinin davranışında sonsuz seyreltme davranışından daha büyük bir sapma vardır.
Kendini kontrol etmeye yönelik sorular
1. Elektrolitik ayrışma nedir?
2. Hangi maddelere elektrolit ve elektrolit olmayan denir? Örnekler verin.
3. Ayrışmanın derecesi nedir?
4. Ayrışmanın derecesi hangi faktörlere bağlıdır?
5. Hangi elektrolitler güçlü kabul edilir? Hangileri orta kuvvettedir? Hangileri zayıf? Örnekler verin.
6. Ayrışma sabiti nedir? Ayrışma sabiti neye bağlıdır ve neye bağlı değildir?
7. Orta ve zayıf elektrolitlerin ikili çözeltilerinde sabit ve ayrışma derecesi birbiriyle nasıl ilişkilidir?
8. Güçlü elektrolitlerin çözeltileri davranışlarında neden ideallikten sapmalar gösterir?
9. "Görünen ayrışma derecesi" teriminin anlamı nedir?
10. İyon aktivitesi nedir? Aktivite katsayısı nedir?
11. Güçlü bir elektrolit çözeltisinin seyreltilmesi (konsantrasyonu) ile aktivite katsayısı nasıl değişir? Sonsuz bir çözelti seyreltmesi için aktivite katsayısının sınır değeri nedir?
12. Bir çözeltinin iyonik kuvveti nedir?
13. Aktivite katsayısı nasıl hesaplanır? Debye-Hückel yasasını formüle edin.
14. Asit ve bazların iyonik teorisinin (Arrhenius teorisi) özü nedir?
15. Protolitik asit ve baz teorisi (Brønsted ve Lowry teorisi) ile Arrhenius teorisi arasındaki temel fark nedir?
16. Elektronik teorisi (Lewis teorisi) “asit” ve “baz” kavramlarını nasıl yorumluyor? Örnekler verin.
Bağımsız çözüm için görev çeşitleri
Seçenek #1
1. Fe 2 (SO 4) 3'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
HA + H20 ⇄ H3O + + A - .
Seçenek No.2
1. CuCl2'nin elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Lewis teorisi açısından reaksiyonda S2 - iyonunun ne olduğunu belirleyin:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. a = %0,75, a = 10 - 5 ise çözeltideki elektrolitin molar konsantrasyonunu hesaplayın.
Seçenek #3
1. Na 2 SO 4'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Lewis teorisi açısından reaksiyonda CN - iyonunun ne olduğunu belirleyin:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .
3. CaCl2 çözeltisinin iyonik gücü 0,3 mol/l'dir. C(CaCl2)'yi hesaplayın.
Seçenek No.4
1. Ca(OH)2'nin elektrolitik ayrışmasına ilişkin denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi açısından reaksiyonda H 2 O molekülünün ne olduğunu belirleyin:
H3O + ⇄ H + + H2O.
3. K 2 SO 4 çözeltisinin iyon gücü 1,2 mol/L'dir. C(K 2 SO 4)'ü hesaplayın.
Seçenek #5
1. K 2 SO 3'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
NH4 + + H20 ⇄ NH3 + H3O + .
3. (CH3COOH) = 4,74. CH3COOH'nin gücünü monobazik asit HA'nın gücüyle karşılaştırın; C(HA) = 3,6 × 10 - 5 mol/l ile çözeltide ayrışma derecesi %10'dur.
Seçenek #6
1. K 2 S'nin elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Lewis teorisi açısından reaksiyonda AlBr3 molekülünün ne olduğunu belirleyin:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Seçenek No.7
1. Fe(NO 3) 2'nin elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Lewis teorisi açısından reaksiyonda Cl iyonunun ne olduğunu belirleyin:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Seçenek No.8
1. K 2 MnO 4'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi açısından reaksiyonda HSO 3 - iyonunun ne olduğunu belirleyin:
HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Seçenek No.9
1. Al 2 (SO 4) 3'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Lewis teorisi açısından reaksiyonda Co 3+ iyonunun ne olduğunu belirleyin:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. 1 litre çözelti 0,348 g K2SO4 ve 0,17 g NaNO3 içerir. Bu çözeltinin iyonik gücünü belirleyin.
Seçenek No.10
1. Ca(NO 3) 2'nin elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi açısından reaksiyonda H 2 O molekülünün ne olduğunu belirleyin:
B + H20 ⇄ OH - + BH + .
3. a = %5, a = 10 - 5 ise çözeltideki elektrolit konsantrasyonunu hesaplayın.
Seçenek No. 11
1. KMnO 4'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Lewis teorisi perspektifinden reaksiyonda Cu 2+ iyonunun ne olduğunu belirleyin:
Cu 2+ + 4NH3 ⇄ 2 + .
3. C(CuSO4) = 0,016 mol/l olan bir CuSO4 çözeltisindeki Cu2+ iyonunun aktivite katsayısını hesaplayın.
Seçenek No. 12
1. Na 2 CO 3'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi açısından reaksiyonda H 2 O molekülünün ne olduğunu belirleyin:
K + + xH 2 Ö ⇄ + .
3. Diğer elektrolitleri içeren iki NaCl çözeltisi vardır. Bu çözeltilerin iyonik güçleri sırasıyla eşittir: BEN 1 = 0,1 mol/l, BEN 2 = 0,01 mol/l. Etkinlik oranlarını karşılaştırın F(Na +) bu çözeltilerde.
Seçenek No. 13
1. Al(NO 3) 3'ün elektrolitik ayrışması denklemini yazın.
2. Lewis teorisi açısından reaksiyonda RNH 2 molekülünün ne olduğunu belirleyin:
RNH2 + H3O + ⇄ RNH3 + + H2O.
3. FeSO 4 ve KNO 3 içeren bir çözeltideki katyonların aktivite katsayılarını, elektrolit konsantrasyonlarının sırasıyla 0,3 ve 0,1 mol/l olması koşuluyla karşılaştırın.
Seçenek No. 14
1. K 3 PO 4'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi açısından reaksiyondaki H 3 O + iyonunun ne olduğunu belirleyin:
HSO3 - + H3O + ⇄ H2SO3 + H2O.
Seçenek No. 15
1. K 2 SO 4'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Lewis teorisi açısından reaksiyonda Pb(OH)2'nin ne olduğunu belirleyin:
Pb(OH)2 + 2OH - ⇄ 2 - .
Seçenek No. 16
1. Ni(NO 3) 2'nin elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi açısından reaksiyonda hidronyum iyonunun (H 3 O +) ne olduğunu belirleyin:
2H 3 Ö + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 Ö.
3. Yalnızca Na3P04 içeren bir çözeltinin iyon gücü 1,2 mol/1'dir. Na 3 PO 4 konsantrasyonunu belirleyin.
Seçenek No. 17
1. (NH 4) 2 SO 4'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi açısından reaksiyondaki NH4 + iyonunun ne olduğunu belirleyin:
NH4 + + OH - ⇄ NH3 + H20.
3. Hem KI hem de Na2S04 içeren bir çözeltinin iyon gücü 0,4 mol/l'dir. C(KI) = 0,1 mol/l. Na 2 SO 4 konsantrasyonunu belirleyin.
Seçenek No. 18
1. Cr2 (SO 4) 3'ün elektrolitik ayrışması için denklemi yazın.
2. Brønsted teorisi perspektifinden reaksiyondaki protein molekülünün ne olduğunu belirleyin:
BİLGİ BLOK
pH ölçeği
Tablo 3. H + ve OH - iyonlarının konsantrasyonları arasındaki ilişki.
Sorun çözme standartları
1. Çözeltideki hidrojen iyonlarının konsantrasyonu 10 - 3 mol/l'dir. Bu çözeltideki pH, pOH ve [OH - ] değerlerini hesaplayın. Çözüm ortamını belirleyin.
Not. Hesaplamalarda aşağıdaki oranlar kullanılır: lg10 A = A; 10 kilogram A = A.
PH = 3 olan bir çözelti ortamı asidiktir, çünkü pH< 7.
2. Molar konsantrasyonu 0,002 mol/l olan bir hidroklorik asit çözeltisinin pH'ını hesaplayın.
Seyreltik bir HC1 » 1 çözeltisinde ve bir monobazik asit C(s) = C(s) çözeltisinde olduğundan şunu yazabiliriz:
3. C(CH3COOH) = 0,01 mol/1 olacak şekilde 10 ml asetik asit çözeltisine 90 ml su ilave edildi. (CH3COOH) = 1,85 × 10 - 5 ise, seyreltmeden önce ve sonra çözeltinin pH değerleri arasındaki farkı bulun.
1) Zayıf bir monobazik asit CH3COOH'nin başlangıç çözeltisinde:
Buradan:
2) 10 ml asit çözeltisine 90 ml su eklenmesi, çözeltinin 10 kat seyreltilmesine karşılık gelir. Bu yüzden.
