Лише сильні електроліти. Сильні та слабкі електроліти

Які перебувають у динамічній рівновазі з недисоційованими молекулами. До слабких електролітів відноситься більшість органічних кислот і багато органічних основ у водних і неводних розчинах.

Слабкими електролітами є:

• майже всі органічні кислоти та вода;
• деякі неорганічні кислоти: HF, HClO, HClO 2 , HNO 2 , HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4 ,H 2 CO 3 , H 2 SiO 3 , H 2 SO 3 та ін;
• деякі малорозчинні гідроксиди металів: Fe(OH) 3 Zn(OH) 2 та ін; а також гідроксид амонію NH 4 OH.

Література

• М. І. Равіч-Шербо. В. В. Новіков «Фізична та колоїдна Хімія» М: Вища школа, 1975

Wikimedia Foundation. 2010 .

Дивитись що таке "Слабкі електроліти" в інших словниках:

слабкі електроліти- – електроліти, які незначно дисоціюють у водних розчинах на іони. Процес дисоціації слабких електролітів звернений і підпорядковується закону мас. Загальна хімія: підручник / А. В. Жолнін … Хімічні терміни

Речовини, що мають іонну провідність; їх називають провідниками другого роду проходження струму через них супроводжується перенесенням речовини. До електролітів належать розплави солей, оксидів або гідроксидів, а також (що зустрічається значно… Енциклопедія Кольєра

У широкому сенсі рідкі або тверді ва і системи, в яких присутні в помітній концентрації іони, що зумовлюють проходження по них електрич. струму (іонну провідність); у вузькому розумінні ва, що розпадаються в р ре на іони. При розчиненні Е. … … Фізична енциклопедія

Електроліти- Рідкі або тверді речовини, в яких в результаті електролітичної дисоціації утворюються в скільки-небудь помітної концентрації іони, що зумовлюють проходження постійного електричного струму. Електроліти в розчинах. Енциклопедичний словник з металургії

У ва, в яких в помітній концентрації присутні іони, що зумовлюють проходження електрич. струму (іонну провідність). е.. також зв. провідниками другого роду. У вузькому значенні слова Е. в ва, молекули яких рих в р ре внаслідок електролітичної ... Хімічна енциклопедія

- (від Електро ... і грец. lytos розкладається, розчинний) рідкі або тверді речовини і системи, в яких присутні в скільки помітної концентрації іони, що зумовлюють проходження електричного струму. У вузькому значенні Е.… … Велика Радянська Енциклопедія

Цей термін має й інші значення, див. Дисоціація. Електролітична дисоціація - процес розпаду електроліту на іони при його розчиненні або плавленні. Зміст 1 Дисоціація в розчинах 2 … Вікіпедія

Електроліт - речовина, розплав або розчин якої проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони, проте сама речовина електричний струм не проводить. Прикладами електролітів можуть бути розчини кислот, солей і основ.

Електроліт хімічний термін, що означає речовину, розплав або розчин якої проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони. Прикладами електролітів можуть служити кислоти, солі та основи. Електроліти провідники другого роду, ... Вікіпедія

Залежно від ступеня дисоціації розрізняють електроліти сильні та слабкі. К - константа дисоціації, яка залежить від температури та природи електроліту та розчинника, але не залежить від концентрації електроліту. Реакції між іонами в розчинах електролітів йдуть практично до кінця у бік утворення опадів, газів та слабких електролітів.

Електроліт - речовина, яка проводить електричний струм внаслідок дисоціації на іони, що відбувається в розчинах і розплавах, або рух іонів у кристалічних решітках твердих електролітів. Прикладами електролітів можуть бути водні розчини кислот, солей і основ і деякі кристали (наприклад, йодид срібла, діоксид цирконію).

Як визначити сильні та слабкі електроліти

Одночасно в електроліті протікають процеси асоціації іонів у молекули. Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації було запроваджено поняття ступеня дисоціації. Найчастіше мають на увазі водний розчин, що містить ті чи інші іони (напр., «всмоктування електролітів» у кишечнику). Багатокомпонентний розчин для електроосадження металів, а також травлення та ін (технічний термін, наприклад електроліт золочення).

Основним об'єктом дослідження та розробки в гальванотехніці є електроліти для обробки поверхні та нанесення на неї покриттів. При хімічному травленні металів назви електролітів визначається назвою основних кислот або лугів, що сприяють розчиненню металу. Так формується групова назва електролітів. Іноді різниця (особливо у величині поляризуемості) між електролітами різних груп нівелюється добавками, що містяться в електролітах.

Електроліти та електролітична дисоціація

Тому така назва не може бути класифікаційною (тобто груповою), а має бути додатковим підгруповим найменуванням електроліту. Якщо щільність електроліту в усіх осередках акумулятора нормальна або близька до норми (1,25-1,28 г/см3), а НРЦ не нижче 12,5, необхідно перевірити на обрив ланцюга всередині акумулятора. При низькій щільності електроліту у всіх осередках батарею слід зарядити до стабілізації щільності.

У техніці[ред.

При переході від одного стану в інший, показники напруги та щільності електроліту лінійно змінюються у певних межах (рис.4 та табл.1). Чим глибше відбувається розряд акумулятора, тим нижче щільність електроліту. Відповідно, обсяг електроліту містить кількість сірчаної кислоти, необхідне для повного використання в реакції активної речовини пластин.

Іонна провідність властива багатьом хімічним сполукам, що мають іонну будову, наприклад солей у твердому або розплавленому станах, а також багатьом водним і неводним розчинам. Під електролітичною дисоціацією розуміється розпад молекул електроліту в розчині з утворенням позитивно та негативно заряджених іонів – катіонів та аніонів. Ступінь дисоціації часто виражають у відсотках. Це тим, що концентрації металевих міді і срібла введені в константу рівноваги.

Пояснюється це тим, що концентрація води під час реакцій у водяних розчинах змінюється дуже незначно. Тому приймається, що концентрація залишається постійною і вводиться до константи рівноваги. Оскільки електроліти у розчинах утворюють іони, то відображення сутності реакцій часто використовують звані іонні рівняння реакцій.

Термін електроліт широко використовується в біології та медицині. Процес розпаду молекул у розчині чи розплаві електроліту на іони називається електролітичною дисоціацією. Тому в електролітах дисоційована певна частка молекул речовини. Між цими двома групами точної межі немає, одна й та сама речовина може в одному розчиннику виявляти властивості сильного електроліту, а в іншому - слабкого.

РОЗЧИНИ
ТЕОРІЯ ЕЛЕКТРОЛІТИЧНОЇ ДИССОЦІАЦІЇ

ЕЛЕКТРОЛІТИЧНА ДИСОЦІАЦІЯ
ЕЛЕКТРОЛІТИ І НЕЕЛЕКТРОЛІТИ

Теорія електролітичної дисоціації

(С. Арреніус, 1887р.)

1. При розчиненні у воді (або розплавленні) електроліти розпадаються на позитивно та негативно заряджені іони (зазнають електролітичної дисоціації).

2. Під дією електричного струму катіони (+) рухаються до катода (-), а аніони (-) – до анода (+).

3. Електролітична дисоціація – процес оборотний (зворотна реакція називається моляризацією).

4. Ступінь електролітичної дисоціації ( a ) залежить від природи електроліту та розчинника, температури та концентрації. Вона показує відношення числа молекул, що розпалися на іони ( n ) до загального числа молекул, введених у розчин ( N).

a = n/N 0< a <1

Механізм електролітичної дисоціації іонних речовин

При розчиненні сполук з іонними зв'язками (наприклад, NaCl ) процес гідратації починається з орієнтації диполів води навколо всіх виступів та граней кристалів солі.

Орієнтуючись навколо іонів кристалічних ґрат, молекули води утворюють із нею або водневі, чи донорно-акцепторные зв'язку. У цьому процесі виділяється велика кількість енергії, що називається енергією гідратації.

Енергія гідратації, величина якої порівнянна з енергією кристалічних ґрат, йде на руйнування кристалічних ґрат. При цьому гідратовані іони шар за шаром переходять у розчинник і, перемішуючись з молекулами, утворюють розчин.

Механізм електролітичної дисоціації полярних речовин

Аналогічно дисоціюють і речовини, молекули яких утворені на кшталт полярного ковалентного зв'язку (полярні молекули). Навколо кожної полярної молекули речовини (наприклад, HCl ), певним чином орієнтуються диполі води. Внаслідок взаємодії з диполями води полярна молекула ще більше поляризується і перетворюється на іонну, далі вже легко утворюються вільні гідратовані іони.

Електроліти та неелектроліти

Електролітична дисоціація речовин, що йде з утворенням вільних іонів, пояснює електричну провідність розчинів.

Процес електролітичної дисоціації прийнято записувати як схеми, не розкриваючи його механізму і опускаючи розчинник ( H 2 O ), хоча він є основним учасником.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

З електронейтральності молекул випливає, що сумарний заряд катіонів і аніонів повинен дорівнювати нулю.

Наприклад, для

Al 2 (SO 4) 3 -–2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Сильні електроліти

Це речовини, що при розчиненні у воді практично повністю розпадаються на іони. Як правило, до сильних електролітів належать речовини з іонними або сильно полярними зв'язками: всі добре розчинні солі, сильні кислоти ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) та сильні підстави ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

У розчині сильного електроліту розчинена речовина знаходиться в основному у вигляді іонів (катіонів та аніонів); недисоційовані молекули практично відсутні.

Слабкі електроліти

Речовини, що частково дисоціюють на іони. Розчини слабких електролітів поруч із іонами містять недисоційовані молекули. Слабкі електроліти не можуть дати великої концентрації іонів у розчині.

До слабких електролітів належать:

1) майже всі органічні кислоти ( CH 3 COOH , C 2 H 5 COOH та ін);

2) деякі неорганічні кислоти ( H 2 CO 3 , H 2 S та ін);

3) майже всі малорозчинні у воді солі, основи та гідроксид амонію(Ca 3 (PO 4 ) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) вода.

Вони погано (чи майже проводять) електричний струм.

СH 3 COOH «CH 3 COO - + H +

Cu (OH ) 2 « [ CuOH ] + + OH - (перший ступінь)

[ CuOH ] + « Cu 2+ + OH - (другий ступінь)

H 2 CO 3 H + + HCO - (перший ступінь)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (другий ступінь)

Неелектроліти

Речовини, водні розчини та розплави яких не проводять електричний струм. Вони містять ковалентні неполярні чи малополярні зв'язки, які розпадаються на іони.

Електричний струм не проводять гази, тверді речовини (неметали), органічні сполуки (цукроза, бензин, спирт).

Ступінь дисоціації. Константа дисоціації

Концентрація іонів у розчинах залежить від того, наскільки повно цей електроліт дисоціює на іони. У розчинах сильних електролітів, дисоціацію яких можна вважати повною, концентрацію іонів легко визначити за концентрацією (c) та складу молекули електроліту (стехіометричним індексам),наприклад:

Концентрації іонів у розчинах слабких електролітів якісно характеризують ступенем та константою дисоціації.

Ступінь дисоціації (a) - Відношення числа молекул, що розпалися на іони ( n ) до загального числа розчинених молекул ( N):

a = n/N

і виявляється у частках одиниці чи % ( a = 0,3 - умовна межа поділу на сильні та слабкі електроліти).

приклад

Визначте мольну концентрацію катіонів та аніонів у 0,01 М розчинах KBr, NH 4 OH, Ba(OH) 2 , H 2 SO 4 та CH 3 COOH.

Ступінь дисоціації слабких електролітів a = 0,3.

Рішення

KBr , Ba (OH ) 2 та H 2 SO 4 - сильні електроліти, що дисоціюють повністю(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 M

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 M

0,02 M

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 M

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH та CH 3 COOH – слабкі електроліти(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 М

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[ H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Ступінь дисоціації залежить від концентрації розчину слабкого електроліту. При розведенні водою ступінь дисоціації завжди зростає, т.к. збільшується кількість молекул розчинника ( H 2 O ) одну молекулу розчиненої речовини. За принципом Ле Шательє рівновага електролітичної дисоціації у разі має зміститися у бік освіти продуктів, тобто. гідратованих іонів.

Ступінь електролітичної дисоціації залежить від температури розчину. Зазвичай зі збільшенням температури ступінь дисоціації зростає, т.к. активуються зв'язки в молекулах, вони стають рухливішими і легше іонізуються. Концентрацію іонів у розчині слабкого електроліту можна розрахувати, знаючи ступінь дисоціаціїaта вихідну концентрацію речовиниcу розчині.

приклад

Визначте концентрацію недисоційованих молекул та іонів у 0,1 М розчину NH 4 OH якщо ступінь дисоціації дорівнює 0,01.

Рішення

Концентрації молекул NH 4 OH , які до моменту рівноваги розпадуться на іони, дорівнюватимеac. Концентрація іонів NH 4 - і OH - - дорівнюватиме концентрації продісоційованих молекул і дорівнюєac(відповідно до рівняння електролітичної дисоціації)

A c = 0,01 0,1 = 0,001 моль/л

[ NH 4 OH ] = c - a c = 0,1 - 0,001 = 0,099 моль / л

Константа дисоціації ( K D ) - відношення добутку рівноважних концентрацій іонів у ступеня відповідних стехіометричних коефіцієнтів до концентрації недисоційованих молекул.

Вона є константою рівноваги процесу електролітичної дисоціації; характеризує здатність речовини розпадатися на іони: що вище K D тим більше концентрація іонів у розчині.

Дисоціації слабких багатоосновних кислот або багатокислотних основ протікають сходами, відповідно для кожного ступеня існує своя константа дисоціації:

Перший ступінь:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Другий ступінь:

H 2 PO 4 - «H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Третій ступінь:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

приклад

Отримайте рівняння, яке зв'язує ступінь електролітичної дисоціації слабкого електроліту ( a ) з константою дисоціації (закон розведення Оствальда) для слабкої одноосновної кислотиНА.

HA « H + + A +

K D = () /

Якщо загальну концентрацію слабкого електроліту позначитиc, то рівноважні концентраціїН + та A - рівні ac, а концентрація недисоційованих молекулНА - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c (1 - a) = a 2 c / (1 - a)

У разі дуже слабких електролітів ( a £ 0,01)

K D = c a 2 або a = \ é (K D / c )

приклад

Обчисліть ступінь дисоціації оцтової кислоти та концентрацію іонів H + у 0,1 M розчині, якщо K D (CH 3 COOH ) = 1,85 10 -5

Рішення

Скористаємося законом розведення Оствальда

\ é (K D / c ) = \ é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 або a = 1,36%

[H + ] = a c = 0,0136 0,1 моль/л

Твір розчинності

Визначення

Помістимо в хімічну склянку якусь важкорозчинну сіль,наприклад, AgCl і додамо до осаду дистильованої води. При цьому іони Ag + та Cl - , Випробовуючи тяжіння з боку навколишніх диполів води, поступово відриваються від кристалів і переходять в розчин. Зіткнувшись у розчині, іони Ag + та Cl - утворюють молекули AgCl і осідають на поверхні кристалів. Таким чином, в системі відбуваються два взаємно протилежні процеси, що призводить до динамічної рівноваги, коли в одиницю часу в розчин переходить стільки ж іонів Ag + та Cl - , скільки їх осідає. Нагромадження іонів Ag + та Cl - у розчині припиняється, виходить насичений розчин. Отже, ми розглядатимемо систему, в якій є осад важкорозчинної солі в дотику з насиченим розчином цієї солі. При цьому відбуваються два взаємно протилежні процеси:

1) Перехід іонів з осаду розчин. Швидкість цього процесу можна вважати постійною за незмінної температури: V 1 = K 1;

2) Осадження іонів із розчину. Швидкість цього процесу V 2 залежить від концентрації іонів Ag + та Cl - . За законом дії мас:

V 2 = k 2

Так як дана система перебуває в стані рівноваги, то

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (при T = const)

Таким чином, добуток концентрацій іонів у насиченому розчині важкорозчинного електроліту при постійній температурі є постійною величиною. Ця величина називаєтьсятвором розчинності(ПР).

У наведеному прикладі ПР AgCl = [ Ag + ] [ Cl - ] . У тих випадках, коли електроліт містить два або кілька однакових іонів, концентрація цих іонів при обчисленні добутку розчинності повинна бути зведена у відповідний ступінь.

Наприклад, ПР Ag 2 S = 2; ПР PbI 2 = 2

У загальному випадку вираз твору розчинності для електроліту A m B n

ПР A m B n = [A] m [B] n.

Значення добутку розчинності для різних речовин різні.

Наприклад, ПР CaCO 3 = 4,8 10 -9; ПР AgCl = 1,56 10 -10.

ПР легко вирахувати, знаючи ра c чинність з'єднання при даній t°.

Приклад 1

Розчинність CaCO 3 дорівнює 0,0069 або 6,9 10 -3 г/л. Знайти ПР CaCO 3 .

Рішення

Виразимо розчинність у молях:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 моль/л

M CaCO 3

Оскільки кожна молекула CaCO 3 дає при розчиненні по одному іону Ca 2+ і CO 3 2- то
[ Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 моль/л ,
отже,ПР CaCO 3 = [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Знаючи величину ПР , можна у свою чергу обчислити розчинність речовини моль/л або г/л.

Приклад 2

Твір розчинностіПР PbSO 4 = 2,2 10 -8 г/л.

Чому дорівнює розчинність PbSO 4?

Рішення

Позначимо розчинність PbSO 4 через X моль/л. Перейшовши в розчин, X молів PbSO 4 дадуть X іонів Pb 2+ та X іонівSO 4 2- , тобто:

= = X

ПРPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(ПРPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 моль/л.

Щоб перейти до розчинності, вираженої в г/л, знайдену величину помножимо на молекулярну масу, після чого отримаємо:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 г/л.

Утворення опадів

Якщо

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- ненасичений розчин

[ Ag + ] [ Cl - ] = ПРAgCl- насичений розчин

[ Ag + ] [ Cl - ] > ПРAgCl- перенасичений розчин

Осад утворюється в тому випадку, коли добуток концентрацій іонів малорозчинного електроліту перевищить величину його добутку розчинності при цій температурі. Коли іонний твір стане рівним величиніПР, випадання осаду припиняється. Знаючи об'єм і концентрацію розчинів, що змішуються, можна розрахувати, чи випадатиме осад утворюється солі.

Приклад 3

Чи випадає осад при змішуванні рівних обсягів 0,2MрозчинівPb(NO 3 ) 2 іNaCl.
ПРPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Рішення

При змішуванні об'єм розчину зростає вдвічі, і концетрація кожної речовини зменшиться вдвічі, тобто. стане 0,1 M або 1,0 10 -1 моль/л. Такі ж будуть концентраціїPb 2+ іCl - . Отже,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Отримана величина перевищуєПРPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Тому частина соліPbCl 2 випадає в осад. З усього сказаного вище можна дійти невтішного висновку про вплив різних чинників освіту опадів.

Вплив концентрації розчинів

Важкорозчинний електроліт із досить великою величиноюПРне можна осадити із розведених розчинів.Наприклад, осадPbCl 2 не випадатиме при змішуванні рівних обсягів 0,1MрозчинівPb(NO 3 ) 2 іNaCl. При змішуванні рівних обсягів концентрації кожної речовини стануть0,1 / 2 = 0,05 Mабо 5 10 -2 моль/л. Іонний твір[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Отримана величина меншаПРPbCl 2 , Отже випадання осаду не відбудеться.

Вплив кількості осадника

Для більш повного осадження використовують надлишок осадителя.

Наприклад, облягаємо сільBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Після збільшення еквівалентної кількостіNa 2 CO 3 у розчині залишаються іониBa 2+ концентрація яких обумовлена ​​величиноюПР.

Підвищення концентрації іонівCO 3 2- , викликане додаванням надлишку осадника(Na 2 CO 3 ) , спричинить відповідне зменшення концентрації іонівBa 2+ у розчині, тобто. збільшить повноту осадження цього іона.

Вплив однойменного іона

Розчинність труднорастворимых електролітів знижується у присутності інших потужних електролітів, мають однойменні іони. Якщо до ненасиченого розчинуBaSO 4 потроху додавати розчинNa 2 SO 4 , той іонний твір, який був спочатку меншим ПРBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , поступово досягнеПРі перевищить його. Почнеться випадання осаду.

Вплив температури

ПРє постійною величиною за постійної температури. Зі збільшенням температури ПРзростає, тому осадження краще проводити з охолоджених розчинів.

Розчинення опадів

Правило добутку розчинності важливе для переведення важкорозчинних опадів у розчин. Припустимо, що треба розчинити осадBaЗO 3 . Розчин, що торкається цього осаду, насичений відносноBaЗO 3 .
Це означає, що[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = ПРBaCO 3 .

Якщо додати розчин кислоту, то іониH + зв'яжуть наявні в розчині іониCO 3 2- молекули неміцної вугільної кислоти:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O + CO 2 ­

Внаслідок цього різко знизиться концентрація іонаCO 3 2- , іонний твір стане меншим за величинуПРBaCO 3 . Розчин виявиться ненасиченим щодоBaЗO 3 та частина осадуBaЗO 3 перейде у розчин. При додаванні достатньої кількості кислоти можна перевести весь осад в розчин. Отже, розчинення осаду починається тоді, коли з будь-якої причини іонний добуток малорозчинного електроліту стає менше величиниПР. Для того, щоб розчинити осад, розчин вводять такий електроліт, іони якого можуть утворювати малодисоційоване з'єднання з одним з іонів важкорозчинного електроліту. Цим пояснюється розчинення важкорозчинних гідроксидів у кислотах

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ІониOH - зв'язуються в малодисоційовані молекулиH 2 O.

Таблиця.Твір розчинності (ПР) та розчинність при 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO 4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO 4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO 3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

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 –

незворотний.

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

Електроліти – це речовини, сплави речовин або розчини, які мають здатність електролітично проводити гальванічний струм. Визначити, яких електролітів належить речовина, можна застосовуючи теорію електролітичної дисоціації.

Інструкція

• Суть цієї теорії полягає в тому, що при розплавленні (розчиненні у воді) практично всі електроліти розкладаються на іони, які бувають як позитивно, так і негативно заряджені (що називається електролітичною дисоціацією). Під впливом електричного струму негативні (аніони «-») рухаються до анода (+), а позитивно заряджені (катіони, «+»), рухаються до катода (-). Електролітична дисоціація – це оборотний процес (зворотний процес зветься «моляризація»).
• Ступінь (a) електролітичної дисоціації залежить від природи 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, відносяться речовини з сильнополярними або іонними зв'язками: це солі, які добре розчиняються, сильні кислоти (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 (аніонів і катіонів); 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.
  - органічні кислоти (майже всі) (C2H5COOH, CH3COOH та ін.);
  - деякі з неорганічних 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.