Slabi elektroliti Supstance koje se djelimično disociraju na jone. Otopine slabih elektrolita, zajedno s ionima, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju jona u otopini. U slabi elektroliti spadaju:

1) skoro sve organske kiseline (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH itd.);

2) neki neorganske kiseline(H 2 CO 3 , H 2 S, itd.);

3) skoro sve soli rastvorljive u vodi, baze i amonijum hidroksid Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH4OH;

Oni su loši provodnici (ili gotovo neprovodnici) električne energije.

Koncentracije jona u rastvorima slabih elektrolita kvalitativno su okarakterisane stepenom i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije izražava se u dijelovima jedinice ili u postocima (\u003d 0,3 je uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Stepen disocijacije zavisi od koncentracije slabog rastvora elektrolita. Kada se razblaži vodom, stepen disocijacije se uvek povećava, jer broj molekula rastvarača (H 2 O) raste po molekulu otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom slučaju treba da se pomeri u pravcu stvaranja proizvoda, tj. hidratisani joni.

Stepen elektrolitičke disocijacije zavisi od temperature rastvora. Obično, sa povećanjem temperature, stepen disocijacije raste, jer veze u molekulima se aktiviraju, postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija jona u slabom rastvoru elektrolita može se izračunati znajući stepen disocijacije a i početnu koncentraciju supstance c u rastvoru.

HAn = H + + An - .

Konstanta ravnoteže K p ove reakcije je konstanta disocijacije K d:

K d = . / . (10.11)

Ako ravnotežne koncentracije izrazimo u smislu koncentracije slabog elektrolita C i njegovog stepena disocijacije α, dobijamo:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Ovaj odnos se zove Ostwaldov zakon razblaženja. Za vrlo slabe elektrolite na α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

Ovo nam omogućava da zaključimo da, pri beskonačnom razblaženju, stepen disocijacije α teži jedinstvu.

Protolitička ravnoteža u vodi:

,

,

Pri konstantnoj temperaturi u razrijeđenim otopinama, koncentracija vode u vodi je konstantna i jednaka je 55,5, ( )

, (10.15)

gdje je K in ionski proizvod vode.

Tada je =10 -7 . U praksi se, zbog pogodnosti mjerenja i snimanja, koristi vrijednost - pH vrijednost, (kriterijum) jačine kiseline ili baze. Slično .

Iz jednačine (11.15): . Pri pH = 7 - reakcija otopine je neutralna, pri pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkalna.

U normalnim uslovima (0°C):

, onda

Slika 10.4 - pH različitih supstanci i sistema

10.7 Otopine jakih elektrolita

Jaki elektroliti su tvari koje se, otopljene u vodi, gotovo potpuno razgrađuju na ione. Po pravilu, jaki elektroliti uključuju supstance sa jonskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko rastvorljive soli, jake kiseline (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) i jake baze (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U otopini jakog elektrolita otopljena supstanca se nalazi uglavnom u obliku jona (katjona i anjona); nedisociranih molekula praktično nema.

Osnovna razlika između jakih i slabih elektrolita je u tome što je ravnoteža disocijacije jakih elektrolita potpuno pomaknuta udesno:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

i stoga se konstanta ravnoteže (disocijacije) pokazuje kao neodređena veličina. Smanjenje električne provodljivosti s povećanjem koncentracije jakog elektrolita je posljedica elektrostatičke interakcije jona.

Holandski naučnik Petrus Josephus Wilhelmus Debye i njemački naučnik Erich Hückel postulirali su:

1) elektrolit potpuno disocira, ali u relativno razblaženim rastvorima (C M = 0,01 mol. l -1);

2) svaki ion je okružen omotačem jona suprotnog predznaka. Zauzvrat, svaki od ovih jona je rastvoren. Ovo okruženje se naziva jonska atmosfera. U elektrolitičkoj interakciji jona suprotnih predznaka potrebno je voditi računa o uticaju jonske atmosfere. Kada se kation kreće u elektrostatičkom polju, jonska atmosfera se deformiše; zgusne se ispred njega i stanji iza njega. Ova asimetrija jonske atmosfere ima veći inhibitorni efekat na kretanje kationa, što je veća koncentracija elektrolita i veći je naboj jona. U ovim sistemima koncept koncentracije postaje dvosmislen i treba ga zamijeniti aktivnošću. Za binarni jednostruko nabijeni elektrolit KatAn = Kat + + An - aktivnosti kationa (a +) i anjona (a -), respektivno, su

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)

gdje su C + i C - analitičke koncentracije kationa i anjona, respektivno;

γ + i γ - - njihovi koeficijenti aktivnosti.

(10.17)

Nemoguće je odrediti aktivnost svakog jona posebno, stoga za jednostruko nabijene elektrolite geometrijske srednje vrijednosti aktivnosti i

i koeficijenti aktivnosti:

Debye-Hückelov koeficijent aktivnosti zavisi barem od temperature, permitivnosti rastvarača (ε) i jonske snage (I); potonji služi kao mjera intenziteta električnog polja koje stvaraju joni u otopini.

Za dati elektrolit, jonska snaga je izražena Debye-Hückelovom jednačinom:

Jonska snaga je zauzvrat jednaka

gdje je C analitička koncentracija;

z je naboj kationa ili anjona.

Za jednostruko nabijeni elektrolit, ionska snaga je ista kao i koncentracija. Tako će NaCl i Na 2 SO 4 u istim koncentracijama imati različite ionske jačine. Poređenje svojstava rastvora jakih elektrolita može se izvršiti samo kada su ionske jačine iste; čak i male nečistoće dramatično mijenjaju svojstva elektrolita.

Slika 10.5 - Zavisnost

Hidroliza soli

hidroliza nazvane reakcije interakcije tvari s vodom, koje dovode do stvaranja slabih elektrolita (kiseline, baze, kisele ili bazične soli). Rezultat hidrolize može se smatrati kršenjem ravnoteže disocijacije vode. Jedinjenja različitih klasa podliježu hidrolizi, ali najvažniji slučaj je hidroliza soli. Soli su, u pravilu, jaki elektroliti koji prolaze potpunu disocijaciju na ione i mogu stupiti u interakciju s ionima vode.

Najvažniji slučajevi hidrolize soli:

1. Sol se formira od jake baze i jake kiseline. Na primjer: NaCl je sol formirana od jake baze NaOH i jake kiseline HCl;

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – molekularna jednačina;

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - je kompletna ionska jednačina;

HOH ↔ OH - + H + - skraćena ionska jednačina.

Kao što se može vidjeti iz skraćene jonske jednadžbe, sol koju formiraju jaka baza i jaka kiselina ne stupa u interakciju s vodom, odnosno ne prolazi kroz hidrolizu, a medij ostaje neutralan.

2. Sol se formira od jake baze i slabe kiseline. Na primjer: NaNO 2 je sol formirana od jake baze NaOH i slabe kiseline HNO 2, koja se praktično ne disocira na ione.

NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2;

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

NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.

U ovom slučaju, sol prolazi kroz hidrolizu, a hidroliza se odvija duž aniona, dok kation praktički ne sudjeluje u procesu hidrolize. Budući da alkalija nastaje kao rezultat hidrolize, u otopini postoji višak OH - anjona. Rastvor takve soli dobija alkalno okruženje, tj. pH > 7.

Stupanj I Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;

CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 -;

Faza II NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;

HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.

U standardnim uslovima i umerenom razblaženju rastvora, hidroliza soli se odvija samo u prvoj fazi. Drugi je potisnut proizvodima koji se formiraju u prvoj fazi. Akumulacija OH - jona povlači pomak ravnoteže ulijevo.

3. Sol nastaje od slabe baze i jake kiseline. Na primjer: NH 4 NO 3 je sol formirana od slabe baze NH 4 OH i jake kiseline HNO 3.

NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;

NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.

U tom slučaju sol prolazi kroz hidrolizu, a hidroliza se odvija duž kationa, dok anion praktički ne sudjeluje u procesu hidrolize. Rastvor takve soli dobija kiselu sredinu, tj. pH< 7.

Kao iu prethodnom slučaju, soli višestruko nabijenih jona se hidroliziraju u fazama, iako je i drugi stupanj potisnut.

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

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;

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

MgOH + + HOH ↔ Mg (OH) 2 + H +.

4. Sol nastaje od slabe baze i slabe kiseline. Na primjer: NH 4 CN je sol formirana od slabe baze NH 4 OH i slabe kiseline HCN.

NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;

NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.

U ovom slučaju i kationi i anioni učestvuju u hidrolizi. Vezuju i vodikove katjone i hidrokso anione vode, formirajući slabe elektrolite (slabe kiseline i slabe baze). Reakcija otopine takvih soli može biti ili blago kisela (ako je baza nastala kao rezultat hidrolize slabija od kiseline), ili blago alkalna (ako je baza jača od kiseline), ili će biti neutralna (ako je baza i kiselina pokazuju istu snagu).

U hidrolizi soli višestruko nabijenih jona prva faza ne potiskuje sljedeće, a hidroliza takvih soli se u potpunosti odvija čak i na sobnoj temperaturi.

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

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

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

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

Koje su u dinamičkoj ravnoteži sa nedisociranim molekulima. Slabi elektroliti uključuju većinu organskih kiselina i mnoge organske baze u vodenim i nevodenim otopinama.

Slabi elektroliti su:

• gotovo sve organske kiseline i voda;
• neke neorganske kiseline: 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 i druge;
• neki teško rastvorljivi metalni hidroksidi: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 i drugi; kao i amonijum hidroksid NH 4 OH.

Književnost

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Fizička i koloidna hemija" M: Viša škola, 1975.

Wikimedia fondacija. 2010 .

Pogledajte šta je "slabi elektroliti" u drugim rječnicima:

slabi elektroliti- - elektroliti, blago disocirajući u vodenim rastvorima u jone. Proces disocijacije slabih elektrolita je reverzibilan i podliježe zakonu djelovanja mase. Opća hemija: udžbenik / A. V. Zholnin ... Hemijski pojmovi

Tvari s ionskom provodljivošću; nazivaju se provodnicima druge vrste, prolazak struje kroz njih je praćen prijenosom materije. Elektroliti uključuju rastaljene soli, okside ili hidrokside, kao i (što se značajno javlja ... ... Collier Encyclopedia

U širem smislu, tekući ili čvrsti u va i sistemima, u kojima su joni prisutni u primjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolaz električne energije kroz njih. struja (jonska provodljivost); u užem smislu u va, koji se raspadaju u jone u pre. Prilikom rastvaranja E...... Physical Encyclopedia

elektroliti- tečne ili čvrste tvari u kojima se, kao rezultat elektrolitičke disocijacije, formiraju ioni u bilo kojoj primjetnoj koncentraciji, uzrokujući prolaz jednosmjerne električne struje. Elektroliti u rastvorima ... ... Enciklopedijski rečnik metalurgije

U wa, u k ryh u primjetnoj koncentraciji postoje ioni koji uzrokuju prolaz električne energije. struja (jonska provodljivost). E. je također pozvan. provodnici druge vrste. U užem smislu riječi, E. in va, molekule do ryh in p re zbog elektrolitičke ... ... Chemical Encyclopedia

- (od Electro ... i grčkog lytos razgradljiv, rastvorljiv) tečne ili čvrste supstance i sistemi u kojima su joni prisutni u bilo kojoj primetnoj koncentraciji, izazivajući prolaz električne struje. U užem smislu, E...... Velika sovjetska enciklopedija

Ovaj izraz ima druga značenja, vidi Disocijacija. Elektrolitička disocijacija je proces razlaganja elektrolita na ione kada se otapa ili topi. Sadržaj 1 Disocijacija u rješenjima 2 ... Wikipedia

Elektrolit je tvar čija talina ili otopina provodi električnu struju zbog disocijacije na ione, ali sama tvar ne provodi električnu struju. Primeri elektrolita su rastvori kiselina, soli i baza... ... Wikipedia

Elektrolit je hemijski izraz koji označava supstancu čija talina ili rastvor provode električnu struju usled disocijacije na jone. Primjeri elektrolita su kiseline, soli i baze. Elektroliti su provodnici druge vrste, ... ... Wikipedia

Disocijacija elektrolita je kvantitativno okarakterisana stepenom disocijacije. Stepen disocijacije a–je omjer broja molekula disociranih na jone N diss.,na ukupan broj otopljenih molekula elektrolita N :

a =

a je udio molekula elektrolita razloženih na ione.

Stepen disocijacije elektrolita zavisi od mnogih faktora: prirode elektrolita, prirode rastvarača, koncentracije rastvora i temperature.

Prema sposobnosti disocijacije, elektroliti se uslovno dijele na jake i slabe. Zovu se elektroliti koji u otopini postoje samo kao joni jaka . Elektroliti, koji su u otopljenom stanju dijelom u obliku molekula, a dijelom u obliku jona, nazivaju se slab .

U jake elektroliti spadaju gotovo sve soli, neke kiseline: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (vidi prilog, tabela 6).

Proces disocijacije jakih elektrolita ide do kraja:

HNO 3 \u003d H + + NO 3 -, NaOH \u003d Na + + OH -,

a znaci jednakosti se stavljaju u jednačine disocijacije.

U odnosu na jake elektrolite, koncept "stepena disocijacije" je uslovan. " Prividni" stepen disocijacije (a svaki) ispod tačnog (vidi dodatak, tabela 6). S povećanjem koncentracije jakog elektrolita u otopini, povećava se interakcija suprotno nabijenih iona. Kada se dovoljno približavaju jedni drugima, oni stvaraju saradnike. Joni u njima su razdvojeni slojevima polarnih molekula vode koji okružuju svaki ion. To utiče na smanjenje električne provodljivosti otopine, tj. stvara se efekat nepotpune disocijacije.

Da bi se ovaj efekat uzeo u obzir, uvodi se koeficijent aktivnosti g, koji opada sa povećanjem koncentracije rastvora, varirajući od 0 do 1. Da bi se kvantitativno opisali svojstva rastvora jakih elektrolita, veličina tzv. aktivnost (a).

Pod djelovanjem jona podrazumijeva se ta njegova efektivna koncentracija, prema kojoj on djeluje u kemijskim reakcijama.

Jonska aktivnost ( a) jednaka je njegovoj molarnoj koncentraciji ( With) pomnoženo faktorom aktivnosti (g):

a = g With.

Upotreba aktivnosti umjesto koncentracije omogućava primjenu na rješenja pravilnosti utvrđenih za idealna rješenja.

Slabi elektroliti uključuju neke mineralne (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) i većinu organskih kiselina (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, itd.), amonijum hidroksid NH 4 OH i sve slabo rastvorljive baze u vodi, organski amini.

Disocijacija slabih elektrolita je reverzibilna. U otopinama slabih elektrolita uspostavlja se ravnoteža između jona i nedisociranih molekula. U odgovarajućim jednačinama disocijacije stavlja se znak reverzibilnosti (""). Na primjer, jednadžba disocijacije za slabu octenu kiselinu je napisana na sljedeći način:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

U otopini slabog binarnog elektrolita ( KA) uspostavlja se sljedeća ravnoteža, koju karakterizira konstanta ravnoteže koja se naziva konstanta disocijacije To d:

KA "K + + A -,

.

Ako se rastvori u 1 litru rastvora With molovi elektrolita KA a stepen disocijacije je jednak a, što znači da je disocijacija aS mola elektrolita i svaki ion je formiran prema aS madeži. ostaje u nedisocijacijskom stanju ( With – aS) mladeži KA.

KA « K + + A - .

C - aC aC aC

Tada će konstanta disocijacije biti jednaka:

(6.1)

Kako konstanta disocijacije ne zavisi od koncentracije, izvedena relacija izražava zavisnost stepena disocijacije slabog binarnog elektrolita od njegove koncentracije. Jednačina (6.1) pokazuje da smanjenje koncentracije slabog elektrolita u otopini dovodi do povećanja stepena njegove disocijacije. Jednačina (6.1) izražava Ostwaldov zakon razblaženja .

Za vrlo slabe elektrolite (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

To d a 2 C, ili a» (6.2)

Konstanta disocijacije za svaki elektrolit je konstantna na datoj temperaturi, ne ovisi o koncentraciji otopine i karakterizira sposobnost elektrolita da se razloži na ione. Što je veći Kd, to se elektrolit više disocira na ione. Konstante disocijacije slabih elektrolita su prikazane u tabeli (vidi Dodatak, Tabela 3).

1. ELEKTROLITI

1.1. elektrolitička disocijacija. Stepen disocijacije. Snaga elektrolita

Prema teoriji elektrolitičke disocijacije, soli, kiseline, hidroksidi, otapajući se u vodi, potpuno ili djelomično se razlažu na nezavisne čestice - ione.

Proces raspadanja molekula tvari na ione pod djelovanjem polarnih molekula rastvarača naziva se elektrolitička disocijacija. Supstance koje se u rastvoru disociraju na jone nazivaju se elektroliti. Kao rezultat, rješenje stječe sposobnost provođenja električne struje, jer. u njemu se pojavljuju mobilni nosači električnog naboja. Prema ovoj teoriji, kada su otopljeni u vodi, elektroliti se razlažu (disociraju) na pozitivno i negativno nabijene ione. Pozitivno nabijeni joni se nazivaju katjoni; to uključuje, na primjer, vodonik i ione metala. Negativno nabijeni joni se nazivaju anjoni; tu spadaju ioni kiselih ostataka i hidroksidni joni.

Za kvantitativnu karakteristiku procesa disocijacije uvodi se koncept stepena disocijacije. Stepen disocijacije elektrolita (α) je omjer broja njegovih molekula razloženih na ione u datoj otopini ( n ), na ukupan broj njegovih molekula u otopini ( N ), ili

α = .

Stepen elektrolitičke disocijacije obično se izražava ili u dijelovima jedinice ili kao postotak.

Elektroliti sa stepenom disocijacije većim od 0,3 (30%) obično se nazivaju jaki elektroliti, sa stepenom disocijacije od 0,03 (3%) do 0,3 (30%) - srednji, manji od 0,03 (3%) - slabi elektroliti. Dakle, za 0,1 M rastvor CH3COOH α = 0,013 (ili 1,3%). Stoga je sirćetna kiselina slab elektrolit. Stepen disocijacije pokazuje koji se dio otopljenih molekula neke supstance razgradio na jone. Stupanj elektrolitičke disocijacije elektrolita u vodenim otopinama ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji i temperaturi.

Po svojoj prirodi, elektroliti se mogu podijeliti u dvije velike grupe: jak i slab. Jaki elektroliti gotovo potpuno disociraju (α = 1).

Jaki elektroliti uključuju:

1) kiseline (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) baze - hidroksidi metala prve grupe glavne podgrupe (alkalije) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , kao i hidroksidi zemnoalkalnih metala - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) soli rastvorljive u vodi (vidi tabelu rastvorljivosti).

Slabi elektroliti disociraju na jone u vrlo maloj mjeri, u otopinama su uglavnom u nedisociranom stanju (u molekularnom obliku). Za slabe elektrolite uspostavlja se ravnoteža između nedisociranih molekula i jona.

U slabi elektroliti spadaju:

1) anorganske kiseline ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HClO, itd.);

2) voda (H 2 O);

3) amonijum hidroksid ( NH4OH);

4) većina organskih kiselina

(na primjer, sirćetni CH 3 COOH, mravlji HCOOH);

5) nerastvorljive i teško rastvorljive soli i hidroksidi određenih metala (videti tabelu rastvorljivosti).

Proces elektrolitička disocijacija prikazano pomoću hemijskih jednačina. Na primjer, disocijacija hlorovodonične kiseline (HC l ) piše na sljedeći način:

HCl → H + + Cl - .

Baze se disociraju i formiraju katjone metala i hidroksidne ione. Na primjer, disocijacija KOH

KOH → K + + OH -.

Višebazne kiseline, kao i baze polivalentnih metala, disociraju u koracima. Na primjer,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Prvu ravnotežu - disocijaciju duž prve faze - karakteriše konstanta

.

Za disocijaciju u drugom koraku:

.

U slučaju ugljične kiseline, konstante disocijacije imaju sljedeće vrijednosti: K I = 4,3× 10 -7 , K II = 5,6 × 10–11 . Za postepenu disocijaciju, uvek K I> K II > K III >... , jer energija koja se mora utrošiti za odvajanje jona je minimalna kada se odvoji od neutralnog molekula.

Srednje (normalne) soli, rastvorljive u vodi, disociraju stvaranjem pozitivno nabijenih iona metala i negativno nabijenih iona kiselinskog ostatka

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Kisele soli (hidrosoli) - elektroliti koji sadrže vodik u anionu, sposobni da se odvoje u obliku vodikovog jona H+. Kisele soli se smatraju proizvodom dobivenim od višebaznih kiselina u kojima nisu svi atomi vodika zamijenjeni metalom. Disocijacija kiselih soli odvija se u fazama, na primjer:

KHCO3 → K + + HCO 3 - (prva faza)