Як називається величина, що визначає силу електроліту. Сильні та слабкі електроліти, їх характеристика

Вимірювання ступеня дисоціації різних електролітів показало, що окремі електроліти при однаковій нормальній концентрації розчинів дисоціюють на іони дуже по-різному.

Особливо велика різниця у значеннях ступеня дисоціації кислот. Наприклад, азотна та соляна кислоти в 0,1 н. розчини майже повністю розпадаються на іони; вугільна ж, синильна та інші кислоти дисоціюють при тих же умовах лише незначною мірою.

З розчинних у воді основ (лугів) слабо дисоціюючим є гідрат окису амонію, інші луги добре дисоціюють. Усі солі, за невеликим винятком, також добре дисоціюють на іони.

Відмінність у значеннях ступеня дисоціації окремих кислот визначається характером валентного зв'язку між атомами, що утворюють їх молекули. Чим більш полярна зв'язок між воднем та іншою частиною молекули, тим легше відщеплюється, тим сильніше дисоціюватиме кислота.

Електроліти, що добре дисоціюють на іони, отримали назву сильних електролітів, на відміну від слабких електролітів, що утворюють у водних розчинах лише незначне число іонів. Розчини сильних електролітів зберігають високу електропровідність навіть за дуже великих концентраціях. Навпаки, електропровідність розчинів слабких електролітів швидко знижується зі збільшенням концентрації. до сильних електролітів належать такі кислоти, як соляна, азотна, сірчана та деякі інші, потім луги (крім NH 4 OH) та майже всі солі.

Багатооонові кислоти та багатокислотні основи дисоціюють східчасто. Так, наприклад, молекули сірчаної кислоти в першу чергу дисоціюють за рівнянням

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘

або точніше:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

Відщеплення другого іона водню за рівнянням

HSO 4 ⇄ H + SO 4 »

або

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 »

йде вже значно важче, тому що йому доводиться долати тяжіння з боку двозарядного іона SO 4», який, звичайно, притягує до себе іон водню сильніше, ніж однозарядний іон HSO 4 '. Тому другий ступінь дисоціації або, як кажуть, вторинна дисоціація відбувається в набагато меншомуступеня, ніж первинна, і у звичайних розчинах сірчаної кислоти міститься лише невелика кількість іонів SO 4 »

Фосфорна кислота Н 3 РО 4 дисоціює в три ступені:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO 4 »

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Молекули Н 3 РO 4 сильно дисоціюють на іони Н та Н 2 РО 4 '. Іони H 2 PO 4 ' поводяться, як слабкіша кислота, і дисоціюють на H і HPO 4 » меншою мірою. Іони ж НРО 4 » дисоціюють, як дуже слабка кислота, і майже не дають іонів Н

та PO 4 »’

Підстави, що містять більше однієї гідроксильної групи в молекулі, теж дисоціюють східчасто. Наприклад:

(ОН) 2 ⇄ ВОН + ВІН’

ВОН ⇄ + ВІН’

Що стосується солей, нормальні солі завжди дисоціюють на іони металів та кислотних залишків. Наприклад:

СаСl 2 ⇄ Са + 2Сl' Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 »

Кислі солі, подібно до багатоосновних кислот, дисоціюють східчасто. Наприклад:

NaHCO 3 ⇄ Na + НСО 3 ‘

HCO 3 ⇄ H + CO 3 »

Однак по другому ступені дуже мала, так що розчин кислої солі містить лише незначну кількість іонів водню.

Основні солі дисоціюють на іони основних та кислотних залишків. Наприклад:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl»

Вторинної дисоціації іонів основних залишків на іони металу та гідроксилу майже не відбувається.

У табл. 11 наведено числові значення ступеня дисоціації деяких кислот, основ і солей 0 , 1 н. розчинах.

Зі збільшенням концентрації зменшується. Тому в концентрованих розчинах навіть сильні кислоти дисоційовані порівняно слабо. Для

Таблиця 11

Кислот, основ і солей 0,1 н.розчинах при 18°

Гідроліз солей

Гідролізомназивають реакції взаємодії речовини з водою, що призводять до утворення слабких електролітів (кислот, основ, кислих чи основних солей). Результат гідролізу можна розцінювати як порушення рівноваги дисоціації води. Гідролізу піддаються сполуки різних класів, але найважливішим випадком є ​​гідроліз солей. Солі, як правило, - сильні електроліти, які зазнають повної дисоціації на іони та можуть взаємодіяти з іонами води.

Найважливіші випадки гідролізу солей:

1. Сіль утворена сильною основою та сильною кислотою. Наприклад: NaCl – сіль утворена сильною основою NaOH та сильною кислотою HCl;

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – молекулярне рівняння;

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - повне іонне рівняння;

HOH ↔ OH - + H + – скорочене іонне рівняння.

Як видно зі скороченого іонного рівняння сіль утворена сильною основою та сильною кислотою, з водою не взаємодіє, тобто не піддається гідролізу, і середовище при цьому залишається нейтральним.

2. Сіль утворена сильною основою та слабкою кислотою. Наприклад: NaNO 2 - сіль, утворена сильною основою NaOH і слабкою кислотою HNO 2 яка практично не дисоціює на іони.

NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2;

Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;

NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2 .

У цьому випадку сіль піддається гідролізу, причому гідроліз йде аніоном, а катіон в процесі гідролізу практично не бере участі. Оскільки в результаті гідролізу утворюється луг, то розчині перебуває надлишок аніонів OH - . Розчин такої солі набуває лужного середовища, тобто. рН > 7.

I ступінь Na 2 С 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;

CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 -;

II ступінь NaHСO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3 ;

HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3 .

При стандартних умовах та помірному розведенні розчину гідроліз солей протікає тільки по першому ступені. Друга - пригнічується продуктами, що утворюються на першому ступені. Нагромадження іонів OH - тягне у себе зміщення рівноваги вліво.

3. Сіль утворена слабкою основою та сильною кислотою. Наприклад: NH 4 NO 3 – сіль, утворена слабкою основою NH 4 OH та сильною кислотою HNO 3 .

NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;

NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.

У цьому випадку сіль піддається гідролізу, причому гідроліз йде катіоном, а аніон в процесі гідролізу практично не бере участі. Розчин такої солі набуває кислого середовища, тобто. рН< 7.

Як і попередньому випадку, солі багатозарядних іонів гідролізуються по стадіях, хоча друга стадія також пригнічується.

I ступінь Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;

II ступінь MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg(OH) 2 + HNO 3;

MgOH + + HOH ↔ Mg(OH) 2 + H + .

4. Сіль утворена слабкою основою та слабкою кислотою. Наприклад: NH 4 CN – сіль, утворена слабкою основою NH 4 OH та слабкою кислотою HCN.

NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;

NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.

У цьому випадку в гідролізі беруть участь і катіони та аніони. Вони пов'язують і водневі катіони, і гідроксо-аніони води, утворюючи слабкі електроліти (слабкі кислоти та слабкі основи). Реакція розчину таких солей може бути або слабокислою (якщо основа, що утворилася в результаті гідролізу, є більш слабкою, ніж кислота), або слаболужною (якщо основа виявиться сильнішою за кислоту), або буде нейтральною (якщо основа і кислота виявляють однакову силу) .

При гідролізі солі багатозарядних іонів I стадія не пригнічує наступні, гідроліз таких солей протікає повністю навіть при кімнатній температурі.

I ступінь (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;

2NH 4 + + S 2- + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS -;

II ступінь NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;

NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.

Сильні та слабкі електроліти

Кислоти, основи та солі у водних розчинах дисоціюють - розпадаються на іони. Цей процес може бути оборотним або необоротним.

При незворотній дисоціації в розчинах вся речовина або майже все розпадається на іони. Це притаманно сильних електролітів (рис. 10.1, а, з. 56). До сильних електролітів належать деякі кислоти і всі розчинні у воді солі та основи (гідрокси лужних та лужноземельних елементів) (схема 5, с. 56).

Рис. 10.1. Порівняння числа іонів у розчинах з однаковою вихідною кількістю електроліту: а - хлоридна кислота (сильний електроліт); б - нітритна кислота

(слабкий електроліт)

Схема 5. Класифікація електролітів за силою

При оборотній дисоціації протікає два протилежні процеси: одночасно з розпадом речовини на іони (дисоціацією) відбувається зворотний процес об'єднання іонів у молекули речовини (асоціація). Завдяки цьому частина речовини у розчині існує у вигляді іонів, а частина у вигляді молекул (рис. 10.1, б). Електроліти,

які при розчиненні у воді розпадаються на іони лише частково, називають слабкими електролітами. До них належить вода, багато кислот, а також нерозчинні гідроксиди і солі (схема 5).

У рівняннях дисоціації слабких електролітів замість звичайної стрілки записують двонаправлену стрілку (знак оборотності):

Силу електролітів можна пояснити полярністю хімічного зв'язку, що розривається під час дисоціації. Чим більший полярний зв'язок, тим легше під дією молекул води вона перетворюється на іонну, отже, тим сильніший електроліт. У солях та гідроксидах полярність зв'язку найбільша, оскільки між іонами металевих елементів, кислотними залишками та гідроксид-іонами існує іонний зв'язок, тому всі розчинні солі та основи — сильні електроліти. У оксигенсодержащих кислотах при дисоціації розривається зв'язок O-H, полярність якого залежить від якісного та кількісного складу кислотного залишку. Силу більшості кислот, що містять оксиген, можна визначити, якщо звичайну формулу кислоти записати у вигляді E(OH) m O n . Якщо у цій формулі буде n< 2 — кислота слабая, если n >2 - сильна.

Залежність сили кислот від складу кислотного залишку

Ступінь дисоціації

Силу електролітів кількісно характеризує ступінь електролітичної дисоціації, що показує частку молекул речовини, які розпалися в розчині на іони.

Ступінь дисоціації а дорівнює відношенню числа молекул N або кількості речовини n, що розпалася на іони, до загального числа молекул N 0 або кількості розчиненої речовини n 0:

Ступінь дисоціації можна виражати не тільки в частках одиниці, а й у відсотках:

Значення а може змінюватися від 0 (дисоціація відсутня) до 1 або 100% (повна дисоціація). Чим краще розпадається електроліт, тим більше значення ступеня дисоціації.

За значенням ступеня електролітичної дисоціації електроліти часто поділяють не так на дві, але в три групи: сильні, слабкі й електроліти середньої сили. Сильними електролітами вважають ті, ступінь дисоціації яких понад 30%, а слабкими — зі ступенем менше ніж 3%. Електроліти з проміжними значеннями а – від 3 % до 30 % – називають електролітами середньої сили. За цією класифікацією такими вважаються кислоти: HF, HNO 2 H 3 PO 4 H 2 SO 3 і деякі інші. Дві останні кислоти є електролітами середньої сили тільки по першій стадії дисоціації, а по інших це слабкі електроліти.

Ступінь дисоціації – величина змінна. Вона залежить лише від природи електроліту, а й його концентрації у розчині. Цю залежність уперше визначив та дослідив Вільгельм Оствальд. Сьогодні її називають законом розведення Оствальда: при розведенні розчину водою, а також за підвищення температури ступінь дисоціації збільшується.

Обчислення ступеня дисоціації

приклад. В одному літрі води розчинили флуорид гідроген кількістю речовини 5 моль. Отриманий розчин містить 0,06 моль іонів Гідрогену. Визначте ступінь дисоціації флуоридної кислоти (відсотки).

Запишемо рівняння дисоціації флуоридної кислоти:

При дисоціації із однієї молекули кислоти утворюється один іон Гідрогену. Якщо в розчині міститься 0,06 моль іонів H+, це означає, що продіссоціювало 0,06 моль молекул гідроген флуориду. Отже, ступінь дисоціації дорівнює:

Видатний німецький фізико-хімік, лауреат Нобелівської премії з хімії 1909 року. Народився в Ризі, навчався в Дерптському університеті, де розпочав викладацьку та наукову діяльність. У 35 років переїхав до Лейпцигу, де очолив Фізико-хімічний інститут. Вивчав закони хімічної рівноваги, властивості розчинів, відкрив закон розведення, названий його ім'ям, розробив основи теорії кислотно-основного каталізу, багато часу приділяв історії хімії. Заснував першу у світі кафедру фізичної хімії та перший фізико-хімічний журнал. В особистому житті мав дивні звички: відчував огиду до стрижки, а зі своїм секретарем спілкувався виключно за допомогою велосипедного дзвінка.

Ключова ідея

Дисоціація слабких електролітів – оборотний процес, а сильних –

незворотній.

Контрольні питання

116. Дайте визначення сильних та слабких електролітів.

117. Наведіть приклади сильних та слабких електролітів.

118. Яку величину використовують для кількісної характеристики сили електроліту? Чи є вона постійною у будь-яких розчинах? Як можна збільшити рівень дисоціації електроліту?

Завдання для засвоєння матеріалу

119. Наведіть за одним прикладом солі, кислоти та основи, які є: а) сильним електролітом; б) слабким електролітом.

120. Наведіть приклад речовини: а) двоосновна кислота, яка на першій стадії є електролітом середньої сили, а на другій — слабким електролітом; б) двоосновна кислота, яка на обох стадіях є слабким електролітом.

121. У деякій кислоті на першій стадії ступінь дисоціації становить 100 %, а на другій — 15 %. Яка кислота може бути?

122. Яких частинок більше в розчині гідроген сульфіду: молекул H 2 S, іонів H+, іонів S 2 або іонів HS - ?

123. З наведеного переліку речовин окремо випишіть формули: а) сильних електролітів; б) слабких електролітів.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3 , HNO 3 , HNO 2 , H 2 SO 4 , Ba(OH) 2 , H 2 S, K 2 S, Pb(NO 3) 2 .

124. Складіть рівняння дисоціації стронцій нітрату, меркурій(11) хлориду, кальцію карбонату, кальцію гідроксиду, сульфідної кислоти. У яких випадках дисоціація відбувається оборотно?

125. У водному розчині сульфату натрій міститься 0,3 моль іонів. Яку масу цієї солі використовували для виготовлення такого розчину?

126. У розчині гідроген флуориду об'ємом 1 л міститься 2 г цієї кислоти, а кількість речовини Гідрогену іонів становить 0,008 моль. Яка кількість речовини флуорид-іонів у цьому розчині?

127. У трьох пробірках містяться однакові об'єми розчинів хлоридної, флуоридної та сульфідної кислот. У всіх пробірках кількості речовини кислот є рівними. Але у першій пробірці кількість речовини іонів Гідрогену становить 3 . 10 -7 моль, на другий - 8 . 10 -5 моль, а третьої - 0,001 моль. Яка пробірка містить кожну кислоту?

128. У першій пробірці міститься розчин електроліту, ступінь дисоціації якого становить 89 %, у другій — електроліт зі ступенем дисоціації 8 %, а в третій — 0,2 % о. Наведіть два приклади електролітів різних класів з'єднань, які можуть міститися в цих пробірках.

129*. У додаткових джерелах знайдіть інформацію щодо залежності сили електролітів від природи речовин. Встановіть залежність між будовою речовин, природою хімічних елементів, що їх утворюють, та силою електролітів.

Це матеріал підручника

Розрізняють сильні та слабкі електроліти. Сильні електроліти у розчинах практично дисоційовані повністю. До цієї групи електролітів відноситься більшість солей, лугів та сильних кислот. До слабких електролітів належать слабкі кислоти та слабкі основи та деякі солі: хлорид ртуті (II), ціанід ртуті (II), роданід заліза (III), йодид кадмію. Розчини сильних електролітів при великих концентраціях мають значну електропровідність, причому вона з розведенням розчинів зростає незначно.

Розчини слабких електролітів при великих концентраціях відрізняються незначною електропровідністю, яка сильно збільшується при розведенні розчинів.

При розчиненні речовини в будь-якому розчиннику утворюються прості (несольватовані) іони, нейтральні молекули розчиненої речовини, сольватовані (у водних розчинах гідратовані) іони (наприклад, і т. д.), іонні пари (або іонні двійники), що є електростатично асоційованими. групи протилежно заряджених іонів (наприклад, ), утворення яких спостерігається в переважній кількості неводних розчинів електролітів, комплексні іони (наприклад, ), сольватовані молекули та ін.

У водних розчинах сильних електролітів існують лише прості або сольватовані катіони та аніони. У розчинах немає молекул розчиненої речовини. Тому невірно припускати наявність молекул або наявність тривалих зв'язків між або у водному розчині хлориду натрію.

У водних розчинах слабких електролітів розчинена речовина може існувати у вигляді простих та сольватованих (-гідратованих) іонів та недисоційованих молекул.

У неводних розчинах деякі сильні електроліти (наприклад,) дисоційовані не повністю навіть при помірно високих концентраціях. У більшості органічних розчинників спостерігається утворення іонних пар протилежно заряджених іонів (детальніше див. Книга 2).

У ряді випадків неможливо провести різку межу між сильними та слабкими електролітами.

Межійні сили. Під дією міжіонних сил навколо кожного іона, що вільно рухається, групуються, розташовуючись симетрично, інші іони, заряджені зворотним знаком, утворюючи так звану іонну атмосферу, або іонна хмара, що уповільнює рух іона в розчині.

Наприклад, у розчині навколо іонів калію, що рухаються, групуються іони хлору, а поблизу іонів хлору, що рухаються, створюється атмосфера з іонів калію.

Іони, рухливість яких ослаблена силами міжіонного протягу, виявляють у розчинах знижену хімічну активність. Це викликає відхилення у поведінці сильних електролітів від класичної форми закону дії мас.

Сторонні іони, присутні у розчині даного електроліту, також сильно впливають на рухливість його іонів. Чим вища концентрація, тим значніша міжіонна взаємодія і тим сильніші сторонні іони впливають на рухливість іонів.

У слабких кислот і основ зв'язок водню або гідроксилу в їх молекулах є значною мірою не іонним, а ковалентним; тому при розчиненні слабких електролітів в розчинниках, що відрізняються даною великою діелектричною проникністю, більша частина їх молекул не розпадається на іони.

Розчини сильних електролітів відрізняються від розчинів слабких електролітів тим, що не мають недисоційованих молекул. Це підтверджується сучасними фізичними та фізико-хімічними дослідженнями. Наприклад, дослідження кристалів сильних електролітів типу рентгенографічним шляхом підтверджує той факт, що кристалічні ґрати солей побудовані з іонів.

При розчиненні в розчиннику з великою діелектричною проникністю навколо іонів утворюються сольватні (у воді гідратні) оболонки, що перешкоджають їх з'єднанню молекули. Таким чином, оскільки сильні електроліти навіть у кристалічному стані не містять молекул, вони не містять молекул у розчинах.

Однак експериментальним шляхом знайдено, що електропровідність водних розчинів сильних електролітів не еквівалентна тієї електропровідності, яку можна було б очікувати при-ної дисоціації молекул розчинених електролітів на іони.

За допомогою теорії електролітичної дисоціацій, запропонованої Арреніусом, виявилося неможливим пояснити цей та низку інших фактів. Для їх пояснення було висунуто нові наукові положення.

Нині невідповідність властивостей сильних електролітів класичної формі закону дії мас можна пояснити з допомогою теорії сильних електролітів, запропонованої Дебаєм і Хюкке-лем. Основна ідея цієї теорії у тому, що у розчинах між іонами сильних електролітів виникають сили взаємного тяжіння. Ці міжіонні сили спричиняють відхилення поведінки сильних електролітів від законів ідеальних розчинів. Наявність цих взаємодій викликає взаємне гальмування катіонів та аніонів.

Вплив розведення на міжіонне тяжіння. Межионное тяжіння викликає відхилення у поведінці реальних розчинів аналогічно тому, як міжмолекулярне тяжіння у реальних газах тягне у себе відступу їхньої поведінки від законів ідеальних газів. Чим більша концентрація розчину, тим щільніша іонна атмосфера і тим менша рухливість іонів, а отже, і електропровідність електролітів.

Подібно до того, як властивості реального газу при низьких тисках наближаються до властивостей ідеального газу, так і властивості розчинів сильних електролітів при великому розведенні наближаються до властивостей ідеальних розчинів.

Іншими словами, в розведених розчинах відстані між іонами настільки великі, що взаємне тяжіння або відштовхування, що випробовується іонами, надзвичайно мало і практично зводиться до нуля.

Таким чином, збільшення електропровідності сильних електролітів, що спостерігається, при розведенні їх розчинів пояснюється ослабленням міжіонних сил тяжіння і відштовхування, що обумовлює збільшення швидкості руху іонів.

Чим менш дисоційований електроліт і чим більший розбавлений розчин, тим менший міжіонний електричний вплив і тим менше спостерігається відхилень від закону дії мас, і, навпаки, чим більше концентрація розчину, тим більше міжіонний електричний вплив і тим більше спостерігається відхилень від закону дії мас.

За вказаними вище причини до водних розчинів сильних електролітів, а також до концентрованих водних розчинів слабких електролітів не можна застосовувати закон дії мас у його класичній формі.

Інструкція

Суть цієї теорії полягає в тому, що при розплавленні (розчиненні у воді) практично всі електроліти розкладаються на іони, які як позитивно, так і негативно заряджені (що називається електролітичною дисоціацією). Під впливом електричного струму негативні («-») до анода (+), а позитивно заряджені (катіони, «+»), рухаються до катода (-). Електролітична дисоціація – це оборотний процес (зворотний процес зветься «моляризація»).

Ступінь (a) електролітичної дисоціації залежить від самого електроліту, розчинника, та від їх концентрації. Це відношення числа молекул (n), які розпалися на іони до загального числа введених у розчин молекул (N). Отримуєте: a = n/N

Таким чином, сильні електроліти – речовини, що повністю розпадаються на іони при розчиненні у воді. До сильних електролітів, як правило, речовини з сильнополярними або зв'язками: це солі, які добре розчиняються (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), а також сильні основи (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). У сильному електроліті речовина, розчинена у ньому, перебуває здебільшого як іонів ( ); молекул, які недисоційовані – практично немає.

Слабкі електроліти – такі речовини, які дисоціюють на іони лише частково. Слабкі електроліти разом з іонами в розчині містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не дають у розчині сильної концентрації іонів.

До слабких відносяться:
- органічні кислоти (майже всі) (C2H5COOH, CH3COOH та ін.);
- деякі з кислот (H2S, H2CO3 та ін.);
- практично всі солі, малорозчинні у воді, гідроксид амонію, а також всі основи (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- Вода.

Вони практично не проводять електричний струм або проводять, але погано.

Зверніть увагу

Хоча чиста вода проводить електричний струм дуже погано, вона все-таки має вимірну електричну провідність, яка пояснюється тим, що вода трохи дисоціює на гідроксид-іони та водні іони.

Корисна порада

Більшість електролітів – речовини агресивні, тому при роботі з ними будьте гранично обережні та дотримуйтесь правил техніки безпеки.

Сильна основа - неорганічна хімічна сполука, утворена гідроксильною групою -ОН і лужною (елементи І групи періодичної системи: Li, K, Na, RB, Cs) або лужноземельним металом (елементи ІІ групи Ba, Ca). Записуються у вигляді формул LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂.

Вам знадобиться

• випарна чашка
• пальник
• індикатори
• металевий стрижень
• Н₃РО₄

Інструкція

Сильні підстави виявляють, характерні всім. Наявність у розчині визначається зміною забарвлення індикатора. До проби з досліджуваним розчином додайте фенолфталеїн або опустіть лакмусовий папірець. Метилоранж дає жовте забарвлення, фенолфталеїн – пурпурове, а лакмусовий папір забарвлюється у синій колір. Чим сильніша основа, тим інтенсивніше фарбується індикатор.

Якщо необхідно дізнатися, які саме луги вам представлені, то проведіть якісний аналіз розчинів. Найбільш поширені сильні основи – літію, калію, натрію, барію та кальцію. Підстави вступають у реакцію з кислотами (реакції нейтралізації) з утворенням солі та води. При цьому можна виділити Са(ОН) ₂, Ва(ОН) ₂ та LiOH. При з кислотою утворюються нерозчинні. Інші гідроксиди опадів не дадуть, т.к. всі солі До і Na розчинні.
3 Са(ОН) ₂ + 2 Н₃РО₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3(ОН) ₂ +2 Н₃РО₄ --→ Ва₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Процідіть їх та висушіть. Внесіть висушені опади у полум'я пальника. За зміною забарвлення полум'я можна якісно визначити іони літію, кальцію та барію. Відповідно ви визначите де який гідроксид. Солі літію фарбують полум'я пальника карміново-червоний колір. Солі барію – у зелений, а солі кальцію – у малиновий.

луги, Що Залишилися, утворюють розчинні ортофосфати.

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + Н₃РО₄--→ K₃РО₄ + 3 H₂О

Потрібно випарувати воду до сухого залишку. Випарені солі на металевому стрижні по черзі внесіть у полум'я пальника. Там сіль натрію - полум'я забарвиться в яскраво-жовтий колір, а калію - в рожево-фіолетовий. Таким чином, маючи мінімальний набір обладнання та реактивів ви визначили всі дані вам сильні підстави.

Електроліт – речовина, яка у твердому стані є діелектриком, тобто не проводить електричного струму, однак у розчиненому або розплавленому вигляді стає провідником. Чому відбувається така різка зміна властивостей? Справа в тому, що молекули електроліту в розчинах або розплавах дисоціюють на позитивно заряджені та негативно заряджені іони, завдяки чому ці речовини в такому агрегатному стані здатні проводити електричний струм. Електролітичними властивостями має більшість солей, кислот, основ.

Інструкція

Які речовини відносяться до сильних? Такі речовини, у розчинах чи розплавах яких піддаються практично 100% молекул, причому незалежно від концентрації розчину. До переліку входить абсолютна більшість розчинних лугів, солей та деякі кислоти, такі як соляна, бромиста, йодиста, азотна тощо.

А як поводяться у розчинах чи розплавах слабкі електроліти? По-перше, вони дисоціюють дуже мало (не більше 3% від загальної кількості молекул), по-друге, їх йде тим гірше і повільніше, чим вище концентрація розчину. До таких електролітів відносяться, наприклад, (гідроксід амонію), більшість органічних та неорганічних кислот (включаючи плавикову – HF) і, зрозуміло, всім нам знайома вода. Оскільки лише мізерно мала частка її молекул розпадається на водень-іони та гідроксил-іони.

Запам'ятайте, що ступінь дисоціації і, відповідно, сила електроліту залежить від чинників: природи самого електроліту, розчинника, температури. Тому саме цей поділ певною мірою умовний. Адже одна й та сама речовина може за різних умов бути і сильним електролітом, і слабким. Для оцінки сили електроліту було запроваджено спеціальну величину – константа дисоціації, обумовлена ​​з урахуванням закону діючих мас. Але вона застосовна лише до слабких електролітів; сильні електролітизакону чинних мас не підкоряються.

Джерела:

• сильні електроліти список

Солі– це хімічні речовини, що складаються з катіону, тобто позитивно зарядженого іону, металу та негативно зарядженого аніону – кислотного залишку. Типів солей багато: нормальні, кислі, основні, подвійні, змішані, гідратні, комплексні. Це залежить від складів катіону та аніону. Як можна визначити основасолі?