Hno3 elektrolit. Kako določiti močne in šibke elektrolite

1. ELEKTROLITI

1.1. Elektrolitska disociacija. Stopnja disociacije. Moč elektrolita

Po teoriji elektrolitske disociacije soli, kisline in hidroksidi, ko se raztopijo v vodi, popolnoma ali delno razpadejo na neodvisne delce - ione.

Proces razgradnje molekul snovi na ione pod vplivom molekul polarnega topila imenujemo elektrolitska disociacija. Snovi, ki v raztopinah disociirajo na ione, imenujemo elektroliti. Posledično raztopina pridobi sposobnost prevajanja električnega toka, ker v njej se pojavijo mobilni nosilci električnega naboja. Po tej teoriji elektroliti, ko se raztopijo v vodi, razpadejo (disociirajo) na pozitivno in negativno nabite ione. Pozitivno nabiti ioni se imenujejo kationi; to so na primer vodikovi in ​​kovinski ioni. Negativno nabiti ioni se imenujejo anioni; Sem spadajo ioni kislih ostankov in hidroksidni ioni.

Za kvantitativno karakterizacijo procesa disociacije je bil uveden koncept stopnje disociacije. Stopnja disociacije elektrolita (α) je razmerje med številom njegovih molekul, razpadlih na ione v dani raztopini ( n ), na skupno število njegovih molekul v raztopini ( N), oz

α = .

Stopnja elektrolitske disociacije je običajno izražena v delih enote ali v odstotkih.

Elektrolite s stopnjo disociacije nad 0,3 (30%) običajno imenujemo močni, s stopnjo disociacije od 0,03 (3%) do 0,3 (30%) - srednji, manj kot 0,03 (3%) - šibki elektroliti. Torej, za 0,1 M raztopino CH3COOH α = 0,013 (ali 1,3 %). Zato je ocetna kislina šibek elektrolit. Stopnja disociacije kaže, kolikšen del raztopljenih molekul snovi je razpadel na ione. Stopnja elektrolitske disociacije elektrolita v vodnih raztopinah je odvisna od narave elektrolita, njegove koncentracije in temperature.

Po svoji naravi lahko elektrolite razdelimo v dve veliki skupini: močna in šibka. Močni elektroliti skoraj popolnoma disociirajo (α = 1).

Močni elektroliti vključujejo:

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

2) baze - kovinski hidroksidi prve skupine glavne podskupine (alkalije) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , kot tudi hidroksidi zemeljskoalkalijskih kovin – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) soli, topne v vodi (glej tabelo topnosti).

Šibki elektroliti v zelo majhni meri disociirajo na ione; v raztopinah se nahajajo predvsem v nedisociiranem stanju (v molekularni obliki). Pri šibkih elektrolitih se vzpostavi ravnotežje med nedisociiranimi molekulami in ioni.

Šibki elektroliti vključujejo:

1) anorganske kisline ( 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) amonijev hidroksid ( NH4OH);

4) večina organskih kislin

(na primer ocetna CH 3 COOH, mravljinčna HCOOH);

5) netopne in slabo topne soli in hidroksidi nekaterih kovin (glej tabelo topnosti).

Proces elektrolitska disociacija prikazano s pomočjo kemijskih enačb. Na primer, disociacija klorovodikove kisline (HC l ) je zapisano takole:

HCl → H + + Cl – .

Baze disociirajo in tvorijo kovinske katione in hidroksidne ione. Na primer, disociacija KOH

KOH → K + + OH – .

Polibazične kisline, pa tudi baze polivalentnih kovin, disociirajo postopoma. na primer

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Za prvo ravnotežje - disociacijo glede na prvi korak - je značilna konstanta

.

Za drugo stopnjo disociacije:

.

V primeru ogljikove kisline imajo disociacijske konstante naslednje vrednosti: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. Za postopno disociacijo vedno K jaz > K II > K III >... , ker energija, ki jo je treba porabiti za ločitev iona, je minimalna, ko je ta ločen od nevtralne molekule.

Povprečne (normalne) soli, topne v vodi, disociirajo in tvorijo pozitivno nabite kovinske ione in negativno nabite ione kislinskega ostanka.

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Kisle soli (hidrosoli) so elektroliti, ki vsebujejo vodik v anionu, ki se lahko odcepi v obliki vodikovega iona H+. Kisle soli se obravnavajo kot produkt, pridobljen iz polibazičnih kislin, v katerih niso vsi atomi vodika nadomeščeni s kovino. Disociacija kislinskih soli poteka v stopnjah, na primer:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (prva stopnja)

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

§ 6.3. Močni in šibki elektroliti

Gradivo v tem razdelku vam je delno znano iz predhodno preučenih šolskih tečajev kemije in iz prejšnjega razdelka. Na kratko poglejmo, kaj veste, in se seznanimo z novim gradivom.

V prejšnjem razdelku smo obravnavali obnašanje v vodnih raztopinah nekaterih soli in organskih snovi, ki v vodni raztopini popolnoma razpadejo na ione.
Obstaja vrsta preprostih, a neizpodbitnih dokazov, da nekatere snovi v vodnih raztopinah razpadejo na delce. Tako imajo vodne raztopine žveplove H2SO4, dušikove HNO3, klorove HClO4, klorovodikove (klorovodikove) HCl, ocetne CH3COOH in drugih kislin kisel okus. V formulah kislin je skupni delec atom vodika in domnevamo lahko, da je prav on (v obliki iona) razlog za enak okus vseh teh tako različnih snovi.
Vodikovi ioni, ki nastanejo pri disociaciji v vodni raztopini, dajejo raztopini kiselkast okus, zato takšne snovi imenujemo kisline. V naravi imajo samo vodikovi ioni kisel okus.

V vodni raztopini ustvarijo tako imenovano kislo (kislo) okolje.

Ne pozabite, da ko rečete "klorovodikov", mislite na plinasto in kristalno stanje te snovi, toda za vodno raztopino bi morali reči "raztopina klorovodika", "klorovodikova kislina" ali uporabiti splošno ime "klorovodikova kislina", čeprav sestava snovi v katerem koli stanju, izražena z isto formulo - HCl.
Vodne raztopine litija (LiOH), natrija (NaOH), kalija (KOH), barija (Ba(OH)2), kalcija (Ca(OH)2) in drugih kovinskih hidroksidov imajo enak neprijeten grenko-milni okus in povzročajo občutek drsenja. Očitno so za to lastnost odgovorni OH – hidroksidni ioni, vključeni v takšne spojine.

Klorovodikova kislina HCl, bromovodikova HBr in jodovodikova kislina HI reagirajo s cinkom na enak način, kljub različni sestavi, saj v resnici kislina ne reagira s cinkom:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

in vodikovi ioni:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
in nastanejo vodikov plin in cinkovi ioni.

V primerjavi z električno prevodnostjo vodnih raztopin kislin, hidroksidov in soli ter s številnimi drugimi določbami je S.A. Arrhenius leta 1887 postavil hipotezo o elektrolitski disociaciji, po kateri so molekule kislin, hidroksidov in soli, raztopljene v vode, disociirajo na ione.
Preučevanje produktov elektrolize omogoča pripisovanje pozitivnih ali negativnih nabojev ionom. Očitno je, da če kislina, na primer dušikova HNO 3, disociira, recimo, na dva iona in se med elektrolizo vodne raztopine na katodi (negativno nabita elektroda) sprosti vodik, potem posledično obstajajo pozitivno nabiti vodikovi ioni H + v raztopini.

Nato je treba disociacijsko enačbo zapisati takole:

НNO 3 = Н + + . Elektrolitska disociacija
– popolna ali delna razgradnja spojine pri raztapljanju v vodi na ione kot posledica interakcije z molekulo vode (ali drugega topila). elektroliti
– kisline, baze ali soli, katerih vodne raztopine prevajajo električni tok zaradi disociacije. Snovi, ki v vodni raztopini ne disociirajo na ione in katerih raztopine ne prevajajo električnega toka, imenujemo.
neelektroliti Disociacijo elektrolitov kvantitativno označimo stopnja disociacije
– razmerje med številom "molekul" (enot formule), razpadlih na ione, in skupnim številom "molekul" raztopljene snovi. Stopnja disociacije je označena z grško črko. Na primer, če od vsakih 100 "molekul" raztopljene snovi, 80 disociira na ione, potem je stopnja disociacije raztopljene snovi enaka: = 80/100 = 0,8 ali 80%. Glede na sposobnost disociacije (ali, kot pravijo, "po moči") elektrolite delimo na, močan povprečje inšibka< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
. Glede na stopnjo disociacije veljajo tisti z raztopinami > 30 % za močne elektrolite; V primeru vodnih raztopin močni elektroliti
1 (> 30 %) vključujejo naslednje skupine spojin.
. Številne anorganske kisline, kot so klorovodikova HCl, dušikova HNO 3, žveplova H 2 SO 4 v razredčenih raztopinah.

Najmočnejša anorganska kislina je perklorova HClO4.

Fluorovodikova kislina HF raztopi steklo, vendar to sploh ne kaže na njeno moč. To kislino brez kisika, ki vsebuje halogene, uvrščamo med kisline srednje jakosti zaradi visoke energije vezi H–F, sposobnosti združevanja (asociacije) molekul HF zaradi močnih vodikovih vezi, interakcije F – ionov s HF molekule (vodikove vezi) s tvorbo ionov in drugih kompleksnejših delcev. Zaradi tega se koncentracija vodikovih ionov v vodni raztopini te kisline bistveno zmanjša, zato velja, da je fluorovodikova kislina srednje močna.
Vodikov fluorid reagira s silicijevim dioksidom, ki je del stekla, po enačbi:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

Fluorovodikova kislina se ne sme shranjevati v steklenih posodah. V ta namen se uporabljajo posode iz svinca, nekaterih plastičnih mas in stekla, katerih stene so z notranje strani prevlečene z debelo plastjo parafina.

Če za "jedkanje" stekla uporabimo plin vodikov fluorid, površina stekla postane mat, kar se uporablja za nanašanje napisov in različnih motivov na steklo. »Jedkanje« stekla z vodno raztopino fluorovodikove kisline povzroči korozijo steklene površine, ki ostane prozorna.
40-odstotna raztopina fluorovodikove kisline je običajno na voljo v prodaji.

Jakost kisikovih kislin iste vrste se spreminja v nasprotni smeri, na primer periodična kislina HIO 4 je šibkejša od perklorne kisline HClO 4.

Če element tvori več kisikovih kislin, ima največjo moč tista kislina, v kateri ima kislinotvorni element največjo valenco. Tako je v nizu kislin HClO (hipoklorova) – HClO 2 (klorova) – HClO 3 (klorova) – HClO 4 (klorova) najmočnejša.

En volumen vode raztopi približno dva volumna klora. Klor (približno polovica) reagira z vodo:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.

Klorovodikova kislina je močna, v njeni vodni raztopini praktično ni molekul HCl.
Pravilneje je zapisati reakcijsko enačbo na naslednji način:

2 Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

Alkalije so baze, ki so topne v vodi. Sem spadajo tudi hidroksidi elementov glavne podskupine skupine II (zemeljskoalkalijske kovine) in amonijev hidroksid (vodna raztopina amoniaka). Včasih so alkalije tisti hidroksidi, ki ustvarijo visoko koncentracijo hidroksidnih ionov v vodni raztopini. V zastareli literaturi najdete med alkalijami kalijeve karbonate K 2 CO 3 (pepelika) in natrijeve karbonate Na 2 CO 3 (soda), natrijev bikarbonat NaHCO 3 (pecilna soda), boraks Na 2 B 4 O 7, natrijeve hidrosulfide NaHS in kalij KHS et al.

Kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 kot močan elektrolit disociira v enem koraku:

Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

3 . Skoraj vse soli. Sol, če je močan elektrolit, disociira v enem koraku, na primer železov klorid:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .

V primeru vodnih raztopin šibki elektroliti ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . Voda H 2 O je najpomembnejši elektrolit.

2 . Nekatere anorganske in skoraj vse organske kisline: H 2 S (vodikov sulfid), H 2 SO 3 (žveplova), H 2 CO 3 (ogljikova), HCN (cianovodikova), H 3 PO 4 (fosforna, ortofosforna), H 2 SiO 3 (silicij), H 3 BO 3 (borova, ortoborna), CH 3 COOH (ocetna) itd.
Upoštevajte, da ogljikova kislina ne obstaja v formuli H 2 CO 3. Pri raztapljanju ogljikovega dioksida CO 2 v vodi nastane njegov hidrat CO 2 H 2 O, ki ga za udobje izračunov zapišemo kot H 2 CO 3, enačba disociacijske reakcije pa izgleda takole:

Disociacija šibke ogljikove kisline poteka v dveh stopnjah. Nastali bikarbonatni ion se prav tako obnaša kot šibek elektrolit.
Druge polibazične kisline disociirajo na enak način: H 3 PO 4 (fosforna), H 2 SiO 3 (silicijeva), H 3 BO 3 (borova). V vodni raztopini pride do disociacije praktično le v prvi stopnji. Kako izvesti disociacijo na zadnji stopnji?
3 . Hidroksidi številnih elementov, na primer Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3 itd.
Vsi ti hidroksidi postopoma disociirajo v vodni raztopini, na primer železov hidroksid
Fe(OH) 3:

V vodni raztopini pride do disociacije skoraj izključno v prvi stopnji. Kako premakniti ravnovesje v smeri tvorbe Fe 3+ ionov?
Bazične lastnosti hidroksidov istega elementa naraščajo s padanjem valence elementa. Tako so bazične lastnosti železovega dihidroksida Fe(OH) 2 bolj izrazite kot pri trihidroksidu Fe(OH) 3. Ta izjava je enakovredna dejstvu, da so kislinske lastnosti Fe(OH) 3 močnejše od lastnosti Fe(OH) 2.
4 . Amonijev hidroksid NH4OH.
Ko v vodi raztopimo plin amonijak NH 3, dobimo raztopino, ki zelo slabo prevaja električni tok in ima grenak okus po milu. Sredstvo raztopine je bazično ali alkalno. To obnašanje amoniaka je razloženo na naslednji način: Ko se amoniak raztopi v vodi, nastane amonijev hidrat NH 3 H 2 O, ki mu običajno pripišemo formulo neobstoječega amonijevega hidroksida NH. 4 OH, ob upoštevanju, da ta spojina disociira, da tvori amonijev ion in hidroksidni ion OH –:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Nekatere soli: cinkov klorid ZnCl 2, železov tiocianat Fe(NCS) 3, živosrebrov cianid Hg(CN) 2 itd. Te soli postopoma disociirajo.

Nekateri ljudje menijo, da je fosforna kislina H 3 PO 4 srednje močni elektroliti.

Fosforno kislino bomo imeli za šibek elektrolit in zapisali tri stopnje njene disociacije. Žveplova kislina se v koncentriranih raztopinah obnaša kot srednje močan elektrolit, v zelo koncentriranih raztopinah pa se obnaša kot šibek elektrolit. V nadaljevanju bomo žveplovo kislino obravnavali kot močan elektrolit in zapisali enačbo njene disociacije v enem koraku.

Navodila

Bistvo te teorije je, da se skoraj vsi elektroliti pri taljenju (raztapljanju v vodi) razgradijo na ione, ki so tako pozitivno kot negativno nabiti (kar imenujemo elektrolitska disociacija). Pod vplivom električnega toka se negativni ("-") premikajo proti anodi (+), pozitivno nabiti (kationi, "+") pa proti katodi (-). Elektrolitska disociacija je reverzibilen proces (obratni proces se imenuje "molarizacija").

Stopnja (a) elektrolitske disociacije je odvisna od samega elektrolita, topila in njihove koncentracije. To je razmerje med številom molekul (n), ki so razpadle na ione, in skupnim številom molekul, vnesenih v raztopino (N). Dobite: a = n / N

Šibki elektroliti so snovi, ki le delno disociirajo na ione. Šibki elektroliti skupaj z ioni v raztopini vsebujejo nedisociirane molekule. Šibki elektroliti ne proizvajajo močne koncentracije ionov v raztopini.

Šibki vključujejo:
- organske kisline (skoraj vse) (C2H5COOH, CH3COOH itd.);
- nekatere kisline (H2S, H2CO3 itd.);
- skoraj vse soli, ki so slabo topne v vodi, amonijev hidroksid, pa tudi vse baze (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- voda.

Praktično ne prevajajo električnega toka ali prevajajo, vendar slabo.

Prosimo, upoštevajte

Čeprav čista voda zelo slabo prevaja elektriko, ima merljivo električno prevodnost zaradi dejstva, da voda rahlo disociira na hidroksidne in vodikove ione.

Koristen nasvet

Večina elektrolitov je agresivnih snovi, zato bodite pri delu z njimi izjemno previdni in upoštevajte varnostna pravila.

Močna baza je anorganska kemična spojina, ki jo tvorita hidroksilna skupina -OH in alkalna (elementi I. skupine periodnega sistema: Li, K, Na, RB, Cs) ali zemeljskoalkalijska kovina (elementi II. skupine Ba, Ca ). Zapisano v obliki formul LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.

Potrebovali boste

• izparilna skodelica
• gorilnik
• indikatorji
• kovinska palica
• N₃PO₄

Fosforno kislino bomo imeli za šibek elektrolit in zapisali tri stopnje njene disociacije. Žveplova kislina se v koncentriranih raztopinah obnaša kot srednje močan elektrolit, v zelo koncentriranih raztopinah pa se obnaša kot šibek elektrolit. V nadaljevanju bomo žveplovo kislino obravnavali kot močan elektrolit in zapisali enačbo njene disociacije v enem koraku.

Pojavijo se močni razlogi, značilni za vse. Prisotnost v raztopini je določena s spremembo barve indikatorja. Vzorcu s preskusno raztopino dodamo fenolftalein ali izpustimo lakmusov papir. Metil oranž daje rumeno barvo, fenolftalein proizvaja vijolično barvo, lakmusov papir pa postane moder. Močnejša kot je osnova, bolj intenzivna je barva indikatorja.

Če morate ugotoviti, katere alkalije so vam predstavljene, izvedite kvalitativno analizo raztopin. Najpogostejše močne baze so litij, kalij, natrij, barij in kalcij. Baze reagirajo s kislinami (reakcije nevtralizacije), da tvorijo sol in vodo. V tem primeru lahko ločimo Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ in LiOH. V kombinaciji s kislino nastanejo netopne spojine. Preostali hidroksidi ne bodo tvorile padavin, saj Vse soli K in Na so topne.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H3PO₄ --→ Ca3(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 Ba(OH) ₂ +2 Н₃PO₄ --→ Ba3(PO₄)₂↓+ 6 H₂О

3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li3PO₄↓ + 3 H₂O
Precedite jih in posušite. Dodajte posušeno usedlino v plamen gorilnika. S spreminjanjem barve plamena je mogoče kvalitativno določiti litijeve, kalcijeve in barijeve ione. V skladu s tem boste določili, kateri hidroksid je kateri. Litijeve soli obarvajo plamen gorilnika karmin rdeče. Barijeve soli so zelene, kalcijeve pa škrlatne.

Preostale alkalije tvorijo topne ortofosfate.

3 NaOH + H₃PO₄--→ Na3PO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄--→ K3PO₄ + 3 H₂O

Potrebno je izhlapeti vodo do suhega ostanka. Uparjene soli na kovinski palici eno za drugo dajte v plamen gorilnika. Tam bo natrijeva sol - plamen postala svetlo rumena, kalijeva pa rožnato-vijolična. Tako ste z minimalnim naborom opreme in reagentov prepoznali vse močne razloge, ki so vam bili navedeni.

Elektrolit je snov, ki je v trdnem stanju dielektrik, torej ne prevaja električnega toka, ko pa se raztopi ali stopi, postane prevodnik. Zakaj pride do tako ostre spremembe lastnosti? Dejstvo je, da molekule elektrolitov v raztopinah ali talinah disociirajo na pozitivno nabite in negativno nabite ione, zaradi česar so te snovi v takšnem agregatnem stanju sposobne prevajati električni tok. Večina soli, kislin in baz ima elektrolitske lastnosti.

Fosforno kislino bomo imeli za šibek elektrolit in zapisali tri stopnje njene disociacije. Žveplova kislina se v koncentriranih raztopinah obnaša kot srednje močan elektrolit, v zelo koncentriranih raztopinah pa se obnaša kot šibek elektrolit. V nadaljevanju bomo žveplovo kislino obravnavali kot močan elektrolit in zapisali enačbo njene disociacije v enem koraku.

Katere snovi veljajo za močne? Take snovi, v raztopinah ali talinah katerih je izpostavljenih skoraj 100 % molekul, ne glede na koncentracijo raztopine. Seznam vključuje absolutno večino topnih alkalij, soli in nekaterih kislin, kot so klorovodikova, bromidna, jodidna, dušikova itd.

Kako se šibki obnašajo v raztopinah ali talinah? elektroliti? Prvič, disociirajo v zelo majhni meri (ne več kot 3% celotnega števila molekul), in drugič, njihova disociacija postaja vse hujša in počasnejša, ko je koncentracija raztopine višja. Med takšne elektrolite spadajo na primer (amonijev hidroksid), večina organskih in anorganskih kislin (tudi fluorovodikova kislina - HF) in seveda vsem nam znana voda. Ker le zanemarljiv del njegovih molekul razpade na vodikove ione in hidroksilne ione.

Ne pozabite, da je stopnja disociacije in s tem moč elektrolita odvisna od dejavnikov: narave samega elektrolita, topila in temperature. Zato je tudi sama ta delitev do neke mere poljubna. Navsezadnje je ista snov lahko v različnih pogojih tako močan kot šibek elektrolit. Za oceno moči elektrolita je bila uvedena posebna vrednost - disociacijska konstanta, določena na podlagi zakona o masnem delovanju. Vendar se uporablja samo za šibke elektrolite; močan elektroliti ne upoštevajo zakona množičnega delovanja.

Viri:

• seznam močnih elektrolitov

Soli- to so kemične snovi, sestavljene iz kationa, to je pozitivno nabitega iona, kovine in negativno nabitega aniona - kislinskega ostanka. Obstaja veliko vrst soli: normalne, kisle, bazične, dvojne, mešane, hidrirane, kompleksne. To je odvisno od sestave kationov in anionov. Kako lahko določite osnova sol?

Glede na stopnjo disociacije ločimo elektrolite na močne in šibke. K je disociacijska konstanta, ki je odvisna od temperature in narave elektrolita in topila, ni pa odvisna od koncentracije elektrolita. Reakcije med ioni v raztopinah elektrolitov potekajo skoraj v celoti v smeri nastanka padavin, plinov in šibkih elektrolitov.

Elektrolit je snov, ki prevaja električni tok zaradi disociacije na ione, ki nastane v raztopinah in talinah, ali gibanja ionov v kristalnih mrežah trdnih elektrolitov. Primeri elektrolitov vključujejo vodne raztopine kislin, soli in baz ter nekatere kristale (na primer srebrov jodid, cirkonijev dioksid).

Kako določiti močne in šibke elektrolite

Hkrati se v elektrolitu odvijajo procesi povezovanja ionov v molekule. Za kvantitativno karakterizacijo elektrolitske disociacije je bil uveden koncept stopnje disociacije. Najpogosteje pomenijo vodno raztopino, ki vsebuje določene ione (na primer "absorpcija elektrolitov" v črevesju). Večkomponentna raztopina za elektrodepozicijo kovin, kot tudi jedkanje itd. (strokovni izraz, npr. elektrolit za pozlačevanje).

Glavni predmet raziskav in razvoja galvanizacije so elektroliti za površinsko obdelavo in prevleko. Pri kemičnem jedkanju kovin so imena elektrolitov določena z imenom glavnih kislin ali alkalij, ki spodbujajo raztapljanje kovine. Tako nastane ime skupine elektrolitov. Včasih se razlika (zlasti v polarizabilnosti) med elektroliti različnih skupin izravna z dodatki, ki jih vsebujejo elektroliti.

Elektroliti in elektrolitska disociacija

Zato takšno ime ne more biti klasifikacijsko ime (to je ime skupine), temveč mora služiti kot dodatno ime podskupine elektrolita. Če je gostota elektrolita v vseh baterijskih celicah normalna ali blizu normalne (1,25-1,28 g/cm3) in NRC ni nižji od 12,5 V, je treba preveriti, ali je v bateriji odprt tokokrog. Če je gostota elektrolita v vseh celicah nizka, je treba baterijo polniti, dokler se gostota ne stabilizira.

V tehnologiji [uredi besedilo wiki]

Pri prehodu iz enega stanja v drugo se napetost in gostota elektrolita spreminjata linearno v določenih mejah (slika 4 in tabela 1). Globlje ko se baterija izprazni, manjša je gostota elektrolita. V skladu s tem prostornina elektrolita vsebuje količino žveplove kisline, potrebno za popolno uporabo aktivne snovi plošč v reakciji.

Ionska prevodnost je lastna številnim kemičnim spojinam, ki imajo ionsko strukturo, kot so soli v trdnem ali staljenem stanju, pa tudi številne vodne in nevodne raztopine. Elektrolitska disociacija se nanaša na razpad molekul elektrolitov v raztopini s tvorbo pozitivno in negativno nabitih ionov - kationov in anionov. Stopnja disociacije je pogosto izražena v odstotkih. To je razloženo z dejstvom, da sta koncentraciji kovinskega bakra in srebra vneseni v konstanto ravnotežja.

To je razloženo z dejstvom, da se koncentracija vode med reakcijami v vodnih raztopinah zelo malo spreminja. Zato se predpostavlja, da koncentracija ostane konstantna in se vnese v konstanto ravnovesja. Ker elektroliti tvorijo ione v raztopinah, se pogosto uporabljajo tako imenovane ionske reakcijske enačbe, ki odražajo bistvo reakcij.

Izraz elektrolit se pogosto uporablja v biologiji in medicini. Proces razgradnje molekul v raztopini ali talini elektrolita na ione imenujemo elektrolitska disociacija. Zato je v elektrolitih določen delež molekul snovi disociiran. Med tema dvema skupinama ni jasne meje, ista snov ima lahko lastnosti močnega elektrolita v enem topilu in šibkega elektrolita v drugem.

Merjenje stopnje disociacije različnih elektrolitov je pokazalo, da posamezni elektroliti pri enaki normalni koncentraciji raztopin zelo različno disociirajo na ione.

Še posebej velika je razlika v stopnji disociacije kislin. Na primer, dušikova in klorovodikova kislina v 0,1 N. raztopine skoraj popolnoma razpadejo na ione; ogljikova, cianovodikova in druge kisline disociirajo pri enakih pogojih le v majhni meri.

Od vodotopnih baz (alkalij) je hidrat amonijevega oksida slabo disociabilen; druge alkalije dobro disociirajo. Vse soli z nekaj izjemami tudi dobro disociirajo na ione.

Razlika v stopnji disociacije posameznih kislin je določena z naravo valenčne vezi med atomi, ki tvorijo njihove molekule. Bolj kot je polarna vez med vodikom in preostankom molekule, lažje jo je odcepiti, bolj bo kislina disociirala.

Elektrolite, ki dobro disociirajo na ione, imenujemo močni elektroliti, za razliko od šibkih elektrolitov, ki v vodnih raztopinah tvorijo le majhno število ionov. Raztopine močnih elektrolitov ohranijo visoko električno prevodnost tudi pri zelo visokih koncentracijah. Nasprotno, električna prevodnost raztopin šibkih elektrolitov z naraščajočo koncentracijo hitro pada. Močni elektroliti vključujejo kisline, kot so klorovodikova, dušikova, žveplova in nekatere druge, nato alkalije (razen NH 4 OH) in skoraj vse soli.

Polionske kisline in polikislinske baze postopoma disociirajo. Na primer, molekule žveplove kisline najprej disociirajo v skladu z enačbo

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

ali bolj natančno:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Izločanje drugega vodikovega iona po enačbi

HSO 4 ' ⇄ H + SO 4 »

oz

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

že veliko težje, saj mora premagati privlačnost dvojno nabitega iona SO 4, ki seveda močneje privlači vodikov ion kot enojno nabit ion HSO 4. Zato se druga stopnja disociacije ali, kot pravijo, sekundarna disociacija pojavi v veliko manjšemstopnje kot primarna, navadne raztopine žveplove kisline pa vsebujejo le majhno število ionov SO 4 "

Fosforjeva kislina H 3 PO 4 disociira v treh korakih:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Molekule H 3 PO 4 močno disociirajo na ione H in H 2 PO 4 '. Ioni H 2 PO 4 ' se obnašajo kot šibkejša kislina in v manjši meri disociirajo na H in HPO 4 '. Ioni HPO 4 disociirajo kot zelo šibka kislina in skoraj ne proizvajajo H ionov

in P.O. 4"'

Tudi baze, ki vsebujejo več kot eno hidroksilno skupino v molekuli, postopoma disociirajo. Na primer:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Kar zadeva soli, normalne soli vedno disociirajo na kovinske ione in kisle ostanke. Na primer:

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

Kisle soli, tako kot polibazične kisline, postopoma disociirajo. Na primer:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 ‘

HCO 3 ' ⇄ H + CO 3 »

Vendar je druga stopnja zelo majhna, tako da raztopina kisle soli vsebuje le majhno število vodikovih ionov.

Bazične soli disociirajo na bazične in kisle ione. Na primer:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Cl"

Skoraj ne pride do sekundarne disociacije bazičnih ostankov ionov v kovinske in hidroksilne ione.

V tabeli 11 prikazuje številčne vrednosti stopnje disociacije nekaterih kislin, baz in soli v 0 , 1 n. rešitve.

Z naraščajočo koncentracijo se zmanjšuje. Zato so v zelo koncentriranih raztopinah tudi močne kisline relativno šibko disociirane. Za

Tabela 11

Kisline, baze in soli v 0,1 N.raztopine pri 18°