Mit jelent a gyenge elektrolit? a termodinamikai állandónak van alakja

1. ELEKTROLITOK

1.1. Elektrolitikus disszociáció. A disszociáció mértéke. Elektrolit teljesítmény

Az elektrolitikus disszociáció elmélete szerint a sók, savak, hidroxidok vízben oldva teljesen vagy részben független részecskékre - ionokra - szétesnek.

Az anyagmolekulák ionokra bomlásának folyamatát poláris oldószermolekulák hatására elektrolitikus disszociációnak nevezzük. Az oldatokban ionokra disszociáló anyagokat ún elektrolitok. Ennek eredményeként a megoldás megszerzi az elektromos áram vezetésének képességét, mert mobil elektromos töltéshordozók jelennek meg benne. Ezen elmélet szerint az elektrolitok vízben oldva pozitív és negatív töltésű ionokra bomlanak (disszociálnak). A pozitív töltésű ionokat ún kationok; ezek közé tartoznak például a hidrogén- és fémionok. A negatív töltésű ionokat nevezzük anionok; Ide tartoznak a savas maradékok ionjai és a hidroxidionok.

A disszociációs folyamat kvantitatív jellemzésére bevezettük a disszociációs fok fogalmát. Egy elektrolit disszociációs foka (α) az adott oldatban ionokra bomlott molekuláinak aránya. n ), az oldatban lévő molekuláinak teljes számához ( N), vagy

α = .

Az elektrolitikus disszociáció mértékét általában egy egység töredékében vagy százalékban fejezik ki.

A 0,3-nál (30%) nagyobb disszociációs fokú elektrolitokat általában erősnek nevezik, 0,03 (3%) és 0,3 (30%) közötti disszociációs fokú - közepes, 0,03-nál (3%) - gyenge elektrolitoknak. Tehát 0,1 M oldathoz CH3COOH α = 0,013 (vagy 1,3%). Ezért az ecetsav gyenge elektrolit. A disszociáció mértéke megmutatja, hogy az anyag oldott molekuláinak melyik része bomlott fel ionokra. Az elektrolit elektrolit disszociációjának mértéke vizes oldatokban az elektrolit természetétől, koncentrációjától és hőmérsékletétől függ.

Az elektrolitok természetüknél fogva két nagy csoportra oszthatók: erős és gyenge. Erős elektrolitok majdnem teljesen disszociálnak (α = 1).

Az erős elektrolitok közé tartoznak:

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

2) bázisok – a fő alcsoport első csoportjába tartozó fém-hidroxidok (lúgok) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , valamint az alkáliföldfémek hidroxidjai – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) vízben oldódó sók (lásd az oldhatósági táblázatot).

Gyenge elektrolitok nagyon kis mértékben disszociálnak ionokká, oldatokban főleg nem disszociált állapotban (molekuláris formában) fordulnak elő. Gyenge elektrolitok esetén egyensúly jön létre a nem disszociált molekulák és az ionok között.

A gyenge elektrolitok közé tartoznak:

1) szervetlen savak ( H 2CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO stb.);

2) víz (H20);

3) ammónium-hidroxid ( NH4OH);

4) a legtöbb szerves sav

(például ecetsav CH3COOH, hangyas HCOOH);

5) egyes fémek oldhatatlan és gyengén oldódó sói és hidroxidjai (lásd az oldhatósági táblázatot).

Folyamat elektrolitikus disszociáció kémiai egyenletek segítségével ábrázolják. Például a sósav disszociációja (HC l ) a következőképpen van írva:

HCl → H + + Cl – .

A bázisok disszociálva fémkationokat és hidroxid-ionokat képeznek. Például a KOH disszociációja

KOH → K + + OH – .

A többbázisú savak, valamint a többértékű fémek bázisai fokozatosan disszociálnak. Például,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Az első egyensúlyt - az első lépés szerinti disszociációt - a konstans jellemzi

A disszociáció második szakaszához:

Szénsav esetén a disszociációs állandók értéke a következő: K I = 4,3× 10 –7, K II = 5,6 × 10–11. A fokozatos disszociációhoz mindig K I> K II > K III >... , mert az energia, amelyet egy ion elválasztására kell fordítani, minimális, ha elválasztják egy semleges molekulától.

Átlagos (normál) sók, vízben oldódnak, disszociálva pozitív töltésű fémionokat és negatív töltésű ionokat képeznek a savmaradékból

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

A savas sók (hidrosók) olyan elektrolitok, amelyek anionjában hidrogént tartalmaznak, amely a H + hidrogénion formájában hasítható le. A savas sókat többbázisú savakból nyert terméknek tekintik, amelyben nem minden hidrogénatomot helyettesítenek fémmel. A savas sók disszociációja szakaszosan megy végbe, például:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (első fázis)

Az elektrolitok olyan anyagok, anyagok vagy oldatok ötvözetei, amelyek képesek elektrolitikusan galvanikus áramot vezetni. Az elektrolitikus disszociáció elméletével meghatározhatja, hogy egy anyag mely elektrolitokhoz tartozik.

Utasítás

Ennek az elméletnek az a lényege, hogy olvadáskor (vízben oldva) szinte minden elektrolit ionokra bomlik, amelyek pozitív és negatív töltésűek is (ezt nevezzük elektrolitikus disszociációnak). Az elektromos áram hatására a negatívak (anionok, „-”) az anód (+), a pozitív töltésűek (kationok, „+”) pedig a katód (-) felé mozognak. Az elektrolitikus disszociáció reverzibilis folyamat (a fordított folyamatot „molarizációnak” nevezik).
Az (a) elektrolitikus disszociáció mértéke magának az elektrolitnak a természetétől, az oldószertől és azok koncentrációjától függ. Ez az ionokra bomlott molekulák számának (n) és az oldatba juttatott molekulák teljes számának (N) aránya. A következőt kapja: a = n / N
Így az erős elektrolitok olyan anyagok, amelyek vízben oldva teljesen ionokká bomlanak. Az erős elektrolitok általában erősen poláris vagy ionos kötéssel rendelkező anyagokat tartalmaznak: ezek a sók, amelyek jól oldódnak, erős savak (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), valamint erős bázisok (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Egy erős elektrolitban a benne oldott anyag többnyire ionok (anionok és kationok) formájában van jelen; Gyakorlatilag nincs olyan molekula, amely nem disszociált volna.
A gyenge elektrolitok olyan anyagok, amelyek csak részben disszociálnak ionokká. A gyenge elektrolitok az oldatban lévő ionokkal együtt nem disszociált molekulákat tartalmaznak. A gyenge elektrolitok nem termelnek erős ionkoncentrációt az oldatban.
- szerves savak (majdnem mindegyik) (C2H5COOH, CH3COOH stb.);
- a szervetlen savak egy része (H2S, H2CO3 stb.);
- szinte minden vízben gyengén oldódó só, ammónium-hidroxid, valamint minden bázis (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- víz gyakorlatilag nem vezetik az elektromos áramot, de rosszul.

Minden anyag elektrolitra és nem elektrolitra osztható. Az elektrolitok közé tartoznak azok az anyagok, amelyek oldatai vagy olvadékai elektromos áramot vezetnek (például KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3 vizes oldatai vagy olvadékai). A nem elektrolit anyagok olvadáskor vagy feloldódásukkor nem vezetnek elektromos áramot (cukor, alkohol, aceton stb.).

Az elektrolitokat erősre és gyengére osztják. Az erős elektrolitok oldatokban vagy olvadékokban teljesen ionokká disszociálnak. Kémiai reakcióegyenletek írásakor ezt egy nyíllal hangsúlyozzuk egy irányba, például:

HCl → H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Az erős elektrolitok közé tartoznak a heteropoláris vagy ionos kristályszerkezetű anyagok (1.1. táblázat).

1.1. táblázat Erős elektrolitok

A gyenge elektrolitok csak részben bomlanak ionokká. Ezen anyagok olvadékai vagy oldatai az ionokkal együtt túlnyomórészt nem disszociált molekulákat tartalmaznak. A gyenge elektrolitok oldataiban a disszociációval párhuzamosan fordított folyamat megy végbe - asszociáció, vagyis az ionok molekulákká való kombinációja. A reakcióegyenlet felírásakor ezt két, egymással ellentétes irányú nyíllal hangsúlyozzuk.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

A gyenge elektrolitok közé tartoznak a homeopoláris típusú kristályrácsú anyagok (1.2. táblázat).

1.2. táblázat Gyenge elektrolitok

A vizes oldatban lévő gyenge elektrolit egyensúlyi állapotát kvantitatívan az elektrolitikus disszociáció mértéke és az elektrolit disszociációs állandója jellemzi.

Az elektrolitikus disszociáció mértéke α az ionokká disszociált molekulák számának és az oldott elektrolit molekulák teljes számának aránya:

A disszociáció mértéke azt mutatja meg, hogy az oldott elektrolit teljes mennyiségének mekkora része bomlik ionokká, és az elektrolit és az oldószer természetétől, valamint az oldatban lévő anyag koncentrációjától függ, dimenzió nélküli értéke, bár általában százalékban kifejezve. Az elektrolitoldat végtelen hígításával a disszociáció mértéke megközelíti az egységet, ami az oldott anyag molekuláinak ionokká történő teljes, 100%-os disszociációjának felel meg. Gyenge elektrolitok oldataihoz α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Általában a reverzibilis kémiai reakciót a következőképpen ábrázolhatjuk:

a A+ b B D d D+ e E

A reakciósebesség egyenesen arányos a reagáló részecskék koncentrációjának szorzatával a sztöchiometrikus együtthatóik hatványaiban. Aztán a közvetlen reakcióra

V 1 = k 1 [A] a[B] b,

és a fordított reakció sebessége

V 2 = k 2 [D] d[E] e.

Egy bizonyos időpontban az előre és a visszirányú reakciók sebessége kiegyenlítődik, pl.

Ezt az állapotot kémiai egyensúlynak nevezzük. Innen

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e

Az egyik oldalon az állandókat, a másikon a változókat csoportosítva kapjuk:

Így egy egyensúlyi állapotú reverzibilis kémiai reakciónál a reakciótermékek egyensúlyi koncentrációinak sztöchiometrikus együtthatóinak hatványaiban kifejezett szorzata, a kiindulási anyagok ugyanazon termékére vonatkoztatva, egy adott hőmérsékleten és nyomáson állandó érték. . A kémiai egyensúlyi állandó számértéke NAK NEK nem függ a reagensek koncentrációjától. Például a salétromsav disszociációjának egyensúlyi állandója a tömeghatás törvényének megfelelően a következőképpen írható fel:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

Méret K a egy sav, jelen esetben salétromos disszociációs állandójának nevezzük.

A gyenge bázis disszociációs állandója hasonlóan fejeződik ki. Például az ammónia disszociációs reakciójához:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Méret K b egy bázis, jelen esetben az ammónia disszociációs állandójának nevezzük. Minél nagyobb az elektrolit disszociációs állandója, az elektrolit annál erősebben disszociál, és annál nagyobb az ionjainak koncentrációja az oldatban egyensúlyi állapotban. Összefüggés van a disszociáció mértéke és a gyenge elektrolit disszociációs állandója között:

Ez az Ostwald-féle hígítási törvény matematikai kifejezése: ha egy gyenge elektrolitot hígítanak, akkor a disszociáció mértéke növekszik NAK NEK≤1∙ 10 -4 és VAL VEL≥0,1 mol/l egyszerűsített kifejezést használ:

NAK NEK= α 2 ∙VAL VEL vagy α

Példa1. Számítsa ki az ionok és [NH 4 + ] disszociációs fokát és koncentrációját 0,1 M ammónium-hidroxid oldatban, ha NAK NEK NH4OH = 1,76∙10-5

Adott: NH 4 OH

NAK NEK NH4OH = 1,76∙10-5

Megoldás:

Mivel az elektrolit elég gyenge ( NH 4 OH-ra =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

vagy 1,33%

Az ionok koncentrációja egy bináris elektrolit oldatban egyenlő C∙α, mivel a bináris elektrolit ionizálva egy kationt és egy aniont képez, akkor = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

Válasz: a=1,33%;

= [NH4+] = 1,33∙10-3 mol/l.

Az erős elektrolitok oldatokban és olvadékokban teljesen ionokká disszociálnak. Az erős elektrolitok oldatainak elektromos vezetőképességére vonatkozó kísérleti vizsgálatok azonban azt mutatják, hogy az értéke némileg alábecsült ahhoz az elektromos vezetőképességhez képest, amelynek 100%-os disszociációnál kellene lennie. Ezt az eltérést az erős elektrolitok Debye és Hückel által javasolt elmélete magyarázza. Ezen elmélet szerint erős elektrolitok oldataiban elektrosztatikus kölcsönhatás lép fel az ionok között. Minden ion körül ellentétes töltésjelű ionokból „ionos atmoszféra” alakul ki, amely egyenáram átvezetése esetén gátolja az ionok mozgását az oldatban. A koncentrált oldatokban az ionok elektrosztatikus kölcsönhatása mellett az ionok asszociációjával is számolni kell. Az interionos erők hatása a molekulák tökéletlen disszociációjának hatását hozza létre, pl. látszólagos disszociáció mértéke. A kísérletileg meghatározott α értéke mindig valamivel alacsonyabb, mint a valódi α. Például 0,1 M Na 2 SO 4 oldatban a kísérleti érték α = 45%. Az erős elektrolitok oldataiban az elektrosztatikus tényezők figyelembevételéhez az aktivitás fogalmát használják (A). Az ion aktivitása az a hatásos vagy látszólagos koncentráció, amelyen az ion oldatban hat. Az aktivitás és a valódi koncentráció a következő kifejezéssel függ össze:

Ahol f – aktivitási együttható, amely az ionok elektrosztatikus kölcsönhatásai miatt a rendszer ideálistól való eltérésének mértékét jellemzi.

Az ionaktivitási együtthatók az oldat ionerősségének nevezett µ értéktől függenek. Az oldat ionerőssége az oldatban lévő összes ion elektrosztatikus kölcsönhatásának mértéke, és egyenlő a koncentrációk szorzatainak felével. (Val vel) az oldatban jelenlévő ionok mindegyike töltésszámának négyzetére vetítve (z):

Híg oldatokban (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c az aktivitási együttható pedig 1. Ez azt jelenti, hogy gyakorlatilag nincs elektrosztatikus kölcsönhatás. Nagyon koncentrált oldatokban (µ>1M) az ionaktivitási együtthatók nagyobbak lehetnek, mint egység. Az aktivitási együttható és az oldat ionerőssége közötti kapcsolatot a következő képletekkel fejezzük ki:

nál nél µ <10 -2

10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ 0,1-nél<µ <1

Az aktivitással kifejezett egyensúlyi állandót termodinamikainak nevezzük. Például a reakcióhoz

a A+ b B d D+ e E

A termodinamikai állandó alakja:

Ez függ a hőmérséklettől, a nyomástól és az oldószer jellegétől.

Mivel a részecske aktivitása az

Ahol NAK NEK C a koncentráció-egyensúlyi állandó.

Jelentése NAK NEK A C nem csak a hőmérséklettől, az oldószer jellegétől és a nyomástól függ, hanem az ionerősségtől is m. Mivel a termodinamikai állandók a legkisebb számú tényezőtől függenek, ezért az egyensúly legalapvetőbb jellemzői. Ezért a referenciakönyvekben a termodinamikai állandók szerepelnek. Egyes gyenge elektrolitok termodinamikai állandóinak értékeit a jelen kézikönyv függeléke tartalmazza. = 0,024 mol/l.

Az ion töltésének növekedésével az ion aktivitási együtthatója és aktivitása csökken.

Kérdések az önkontrollhoz:

Milyen az ideális rendszer? Nevezze meg a valós rendszer ideálistól való eltérésének fő okait!
Hogyan nevezzük az elektrolitok disszociációs fokát?
Mondjon példákat erős és gyenge elektrolitokra!
Milyen kapcsolat van a disszociációs állandó és a gyenge elektrolit disszociációs foka között? Fejezd ki matematikailag.
Mi az aktivitás? Hogyan függ össze egy ion aktivitása és valódi koncentrációja?
Mi az aktivitási együttható?
Hogyan befolyásolja egy ion töltése az aktivitási együtthatót?
Mekkora egy megoldás ionereje, matematikai kifejezése?
Írjon képleteket az egyes ionok aktivitási együtthatóinak kiszámításához az oldat ionerősségétől függően!
Fogalmazd meg a tömeghatás törvényét és fejezd ki matematikailag!
Mi a termodinamikai egyensúlyi állandó? Milyen tényezők befolyásolják az értékét?
Mi a koncentráció-egyensúlyi állandó? Milyen tényezők befolyásolják az értékét?
Hogyan függenek össze a termodinamikai és a koncentráció-egyensúlyi állandók?
Milyen határok között változhatnak az aktivitási együttható értékei?
Melyek az erős elektrolitok elméletének fő elvei?

Sók, tulajdonságaik, hidrolízis

182. számú iskola B. osztályos 8. osztályos tanulója

Petrova Polina

Kémia tanár:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSZKVA 2009

A mindennapi életben hozzászoktunk, hogy csak egy sóval – a konyhasóval – bánjunk, i.e. nátrium-klorid NaCl. A kémiában azonban a vegyületek egy egész osztályát sóknak nevezik. A sókat a savban lévő hidrogén fémmel történő helyettesítésének termékeinek tekinthetjük. Az asztali só például előállítható sósavból szubsztitúciós reakcióval:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

savas só

Ha nátrium helyett alumíniumot vesz, egy másik só képződik - alumínium-klorid:

2Al + 6HCl = 2AICl3 + 3H2

Sók- Ezek fématomokból és savas maradékokból álló összetett anyagok. Ezek a hidrogén teljes vagy részleges helyettesítésének termékei savban fémmel vagy hidroxilcsoport bázisban savmaradékkal. Például, ha H 2 SO 4 kénsavban egy hidrogénatomot káliummal helyettesítünk, akkor KHSO 4 sót kapunk, és ha kettőt - K 2 SO 4.

Többféle só létezik.

A sók fajtái	Meghatározás	Példák a sókra
Átlagos	A savas hidrogén fémmel való teljes helyettesítésének terméke. Nem tartalmaznak sem H-atomot, sem OH-csoportot.	Na 2 SO 4 nátrium-szulfát CuCl 2 réz(II)-klorid Ca 3 (PO 4) 2 kalcium-foszfát Na 2 CO 3 nátrium-karbonát (szóda)
Savanyú	A savas hidrogén fémmel való nem teljes helyettesítésének terméke. Hidrogénatomokat tartalmaz. (Csak többbázisú savak alkotják)	CaHPO 4 kalcium-hidrogén-foszfát Ca(H 2 PO 4) 2 kalcium-dihidrogén-foszfát NaHCO 3 nátrium-hidrogén-karbonát (szódabikarbóna)
Alapvető	Egy bázis hidroxilcsoportjainak savas maradékkal való nem teljes helyettesítésének terméke. Tartalmazza az OH csoportokat. (Csak polisav bázisok alkotják)	Cu(OH)Cl réz(II)-hidroxi-klorid Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalcium-hidroxi-foszfát (CuOH) 2 CO 3 réz(II)-hidroxi-karbonát (malachit)
Vegyes	Két sav sói	Ca(OCl)Cl – fehérítő
Kettős	Két fém sói	K 2 NaPO 4 – dikálium-nátrium-ortofoszfát
Kristályos hidrátok	Kristályvizet tartalmaz. Melegítéskor kiszáradnak - vizet veszítenek, vízmentes sókká alakulnak.	CuSO4. 5H 2 O – pentahidrát réz(II)-szulfát (réz-szulfát) Na 2 CO 3. 10H 2 O – nátrium-karbonát-dekahidrát (szóda)

Módszerek sók előállítására.

1. A sók úgy állíthatók elő, hogy savakkal fémeken, bázikus oxidokon és bázisokon hatnak:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

cink-klorid

3H 2SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

vas(III)-szulfát

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

króm(III)-nitrát

2. Sók savas oxidok lúgokkal, valamint savas oxidok bázikus oxidokkal történő reakciójával keletkeznek:

N 2 O 5 + Ca(OH) 2 Ca(NO 3) 2 + H 2 O

kalcium-nitrát

SiO 2 + CaO CaSiO 3

kalcium-szilikát

3. Sókat úgy állíthatunk elő, hogy sókat savakkal, lúgokkal, fémekkel, nem illékony sav-oxidokkal és más sókkal reagáltatunk. Az ilyen reakciók gázfejlődés, csapadék kiválása, gyengébb sav oxidjainak vagy illékony oxidok fejlődésének körülményei között mennek végbe.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

kalcium-ortofoszfát kalcium-szulfát

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe(OH) 3 + 3Na 2 SO 4

vas(III)-szulfát nátrium-szulfát

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

réz(II)-szulfát vas(II)-szulfát

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

kalcium-karbonát kalcium-szilikát

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

szulfát-klorid szulfát-klorid

alumínium bárium bárium alumínium

4. Az oxigénmentes savak sói fémek és nemfémek kölcsönhatása során keletkeznek:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

vas(III)-klorid

Fizikai tulajdonságok.

A sók különböző színű szilárd anyagok. Vízben való oldhatóságuk változó. A salétromsav és az ecetsav összes sója, valamint a nátrium- és káliumsó oldható. Más sók vízben való oldhatósága az oldhatósági táblázatban található.

Kémiai tulajdonságok.

1) A sók reakcióba lépnek fémekkel.

Mivel ezek a reakciók vizes oldatokban mennek végbe, a vízzel normál körülmények között reakcióba lépő Li, Na, K, Ca, Ba és más aktív fémek nem használhatók kísérletekhez, illetve nem végezhetők reakciók olvadékban.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) A sók reakcióba lépnek savakkal. Ezek a reakciók akkor fordulnak elő, amikor egy erősebb sav kiszorítja a gyengébbet, gáz szabadul fel vagy kicsapódik.

Amikor ezeket a reakciókat végrehajtják, általában száraz sót vesznek fel, és tömény savval hatnak.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) A sók lúgokkal reagálnak vizes oldatokban.

Ez a módszer oldhatatlan bázisok és lúgok előállítására.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) A sók reakcióba lépnek a sókkal.

A reakciók oldatokban mennek végbe, és gyakorlatilag oldhatatlan sók előállítására szolgálnak.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Egyes sók hevítés hatására lebomlanak.

Az ilyen reakció tipikus példája a mészkő égetése, amelynek fő összetevője a kalcium-karbonát:

CaCO 3 CaO + CO2 kalcium-karbonát

1. Egyes sók kristályosodva kristályos hidrátokat képeznek.

A réz(II)-szulfát CuSO 4 fehér kristályos anyag. Vízben oldva felmelegszik és kék oldat képződik. A hő felszabadulása és a színváltozások kémiai reakció jelei. Amikor az oldatot elpárologtatjuk, CuSO 4 kristályos hidrát szabadul fel. 5H 2 O (réz-szulfát). Ennek az anyagnak a képződése azt jelzi, hogy a réz(II)-szulfát reakcióba lép vízzel:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4. 5H 2 O + Q

fehér kék-kék

Sók használata.

A legtöbb sót széles körben használják az iparban és a mindennapi életben. Például a nátrium-klorid NaCl vagy konyhasó nélkülözhetetlen a főzés során. Az iparban a nátrium-kloridot nátrium-hidroxid, szóda NaHCO 3, klór, nátrium előállítására használják. A salétromsav és az ortofoszforsav sói főleg ásványi műtrágyák. Például a kálium-nitrát KNO 3 kálium-nitrát. A lőpor és más pirotechnikai keverékek része is. A sókat fémek, savak előállítására és az üveggyártásban használják. A sók osztályába tartozik számos betegség, kártevő elleni növényvédő szer és egyes gyógyászati anyagok is. A KMnO 4 kálium-permanganátot gyakran kálium-permanganátnak nevezik. Építőanyagként mészkövet és gipszet – CaSO 4 – használnak. 2H 2 O, amelyet a gyógyászatban is használnak.

Megoldások és oldhatóság.

Mint korábban említettük, az oldhatóság a sók fontos tulajdonsága. Az oldhatóság egy anyag azon képessége, hogy egy másik anyaggal homogén, stabil, változó összetételű rendszert hozzon létre, amely két vagy több komponensből áll.

Megoldások- Ezek oldószermolekulákból és oldott anyagrészecskékből álló homogén rendszerek.

Tehát például az asztali só oldata oldószerből - vízből, oldott anyagból - Na +, Cl - ionokból áll.

Ionok(görögül ión - megy), elektromosan töltött részecskék, amelyek az elektronok (vagy más töltött részecskék) atomok vagy atomcsoportok általi elvesztésével vagy erősödésével jönnek létre. Az „ion” fogalmát és kifejezést 1834-ben vezette be M. Faraday, aki az elektromos áramnak a savak, lúgok és sók vizes oldataira gyakorolt hatását tanulmányozva felvetette, hogy az ilyen oldatok elektromos vezetőképessége az ionok mozgásának köszönhető. . Faraday az oldatban a negatív pólus felé mozgó pozitív töltésű ionokat (katód) kationoknak, a negatív töltésű ionokat a pozitív pólus (anód) felé mozgó ionokat anionoknak nevezte.

A vízben való oldhatóság mértéke alapján az anyagokat három csoportra osztják:

1) Jól oldódik;

2) Gyengén oldódik;

3) Gyakorlatilag oldhatatlan.

Sok só jól oldódik vízben. Más sók vízben való oldhatóságának meghatározásakor az oldhatósági táblázatot kell használnia.

Köztudott, hogy egyes anyagok oldottan vagy megolvadva elektromos áramot vezetnek, míg mások nem vezetnek áramot azonos körülmények között.

Azokat az anyagokat, amelyek oldatban vagy olvadékban ionokra bomlanak, és ezért elektromos áramot vezetnek, nevezzük elektrolitok.

Azokat az anyagokat, amelyek azonos körülmények között nem bomlanak ionokká és nem vezetnek elektromos áramot, nevezzük nem elektrolitok.

Az elektrolitok közé tartoznak a savak, bázisok és szinte minden só. Az elektrolitok maguk nem vezetnek elektromosságot. Az oldatokban és olvadékokban ionokká bomlanak, ezért folyik az áram.

Az elektrolitok vízben oldott ionokra bomlását nevezzük elektrolitikus disszociáció. Tartalma a következő három rendelkezésben áll össze:

1) Az elektrolitok vízben oldva ionokra bomlanak (disszociálnak) - pozitív és negatív.

2) Elektromos áram hatására az ionok irányított mozgást kapnak: a pozitív töltésű ionok a katód felé haladnak és kationoknak, a negatív töltésű ionok pedig az anód felé haladnak, és anionoknak nevezik őket.

3) A disszociáció reverzibilis folyamat: a molekulák ionokká bomlásával (disszociáció) párhuzamosan az ionok egyesülési folyamata (asszociáció) megy végbe.

megfordíthatóság

Erős és gyenge elektrolitok.

Az elektrolit ionokra bomlási képességének kvantitatív jellemzésére a disszociációs fok (α) fogalma, t . E. Az ionokká szétesett molekulák számának aránya az összes molekulaszámhoz viszonyítva. Például az α = 1 azt jelzi, hogy az elektrolit teljesen ionokra bomlott, az α = 0,2 pedig azt, hogy csak minden ötödik molekulája disszociált. A koncentrált oldat hígításakor, valamint melegítéskor elektromos vezetőképessége nő, ahogy a disszociáció mértéke nő.

Az α értékétől függően az elektrolitokat hagyományosan erős (majdnem teljesen disszociál, (α 0,95)) közepes erősségű (0,95) elektrolitokra osztják.

Erős elektrolitok számos ásványi sav (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3 stb.), lúgok (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 stb.), és szinte minden só. A gyengébbek közé tartoznak néhány ásványi sav (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), sok szerves sav (például ecetsav CH 3 COOH), vizes ammóniaoldat (NH 3) oldatai. 2 O), víz, néhány higanysó (HgCl 2). A közepes erősségű elektrolitok gyakran tartalmaznak hidrogén-fluoridot, ortofoszforos H 3 PO 4-et és salétromos HNO 2 savakat.

Sók hidrolízise.

A "hidrolízis" kifejezés a görög hidor (víz) és lysis (bomlás) szavakból származik. A hidrolízis alatt általában egy anyag és víz közötti cserereakciót értik. A hidrolitikus folyamatok rendkívül gyakoriak a minket körülvevő természetben (élő és élettelen egyaránt), és az ember is széles körben alkalmazza őket a modern termelési és háztartási technológiákban.

A sóhidrolízis a sót alkotó ionok és a víz közötti kölcsönhatás reakciója, amely gyenge elektrolit képződéséhez vezet, és az oldat környezetének megváltozásával jár.

Háromféle só hidrolízisen megy keresztül:

a) gyenge bázis és erős sav által képzett sók (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - a kation hidrolízise megy végbe)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

A közeg reakciója savas.

b) erős bázis és gyenge sav alkotta sók (K 2 CO 3, Na 2 S - az anionnál hidrolízis megy végbe)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 +2H 2 O H 2 SiO 3 +2KOH

A közeg reakciója lúgos.

c) gyenge bázis és gyenge sav alkotta sók (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - a kationnál és az anionnál hidrolízis megy végbe.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H2O + H2CO3

A környezet reakciója gyakran semleges.

d) erős bázissal és erős savval (NaCl, Ba(NO 3) 2) képzett sók nem hidrolízisnek vannak kitéve.

Egyes esetekben a hidrolízis visszafordíthatatlanul megy végbe (ahogyan mondják, a végére megy). Tehát a nátrium-karbonát és a réz-szulfát oldatának összekeverésekor hidratált bázikus só kék csapadéka válik ki, amely hevítéskor elveszíti a kristályosodási víz egy részét és zöld színt kap - vízmentes bázikus rézkarbonáttá - malachittá alakul:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

A nátrium-szulfid és az alumínium-klorid oldatainak összekeverésekor a hidrolízis is befejeződik:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6 NaCl

Ezért az Al 2 S 3 nem izolálható vizes oldatból. Ezt a sót egyszerű anyagokból nyerik.

Az elektrolit disszociációt mennyiségileg a disszociáció mértéke jellemzi. Disszociációs fok a–ez az N diss ionokra disszociált molekulák számának aránya.,az oldott N elektrolit molekuláinak teljes számához :

a =

a– az elektrolitmolekulák ionokra bomlott része.

Az elektrolit disszociáció mértéke sok tényezőtől függ: az elektrolit természetétől, az oldószer jellegétől, az oldat koncentrációjától és a hőmérséklettől.

Disszociációs képességük alapján az elektrolitokat hagyományosan erősre és gyengére osztják. Az oldatban csak ionok formájában létező elektrolitokat szokták nevezni erős . Azok az elektrolitok, amelyek oldott állapotban részben molekula, részben ionok formájában vannak, ún. gyenge .

Az erős elektrolitok közé tartozik szinte minden só, néhány sav: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, alkáli- és alkáliföldfémek hidroxidjai (lásd a melléklet 6. táblázatát).

Az erős elektrolitok disszociációs folyamata folytatódik:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

és egyenlőségjelek kerülnek a disszociációs egyenletekbe.

Az erős elektrolitokkal kapcsolatban a „disszociációs fok” fogalma feltételes. " A disszociáció látszólagos foka (a mindegyik) az igazi alatt van (lásd a melléklet 6. táblázatát). Az erős elektrolit koncentrációjának növekedésével az oldatban az ellentétes töltésű ionok kölcsönhatása nő. Ha kellően közel vannak egymáshoz, társakat alkotnak. A bennük lévő ionokat az egyes ionokat körülvevő poláris vízmolekulák rétegei választják el egymástól. Ez befolyásolja az oldat elektromos vezetőképességének csökkenését, i.e. a nem teljes disszociáció hatása jön létre.

Ennek a hatásnak a figyelembevételére egy g aktivitási együtthatót vezettek be, amely az oldat koncentrációjának növekedésével csökken, 0-tól 1-ig változó. Az erős elektrolitok oldatainak tulajdonságainak kvantitatív leírására ún. tevékenység (a).

Egy ion aktivitása alatt az effektív koncentrációt értjük, amely szerint a kémiai reakciókban hat.

Ionaktivitás ( a) egyenlő a moláris koncentrációjával ( VAL VEL), szorozva az aktivitási együtthatóval (g):

A = g VAL VEL.

A koncentráció helyett az aktivitás alkalmazása lehetővé teszi, hogy a megoldásokra az ideális megoldásokra megállapított törvényszerűségeket alkalmazzuk.

A gyenge elektrolitok közé tartozik néhány ásványi sav (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) és a legtöbb szerves sav (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 stb.) , ammónium-hidroxid NH 4 OH és minden vízben gyengén oldódó bázis, szerves aminok.

A gyenge elektrolitok disszociációja reverzibilis. A gyenge elektrolitok oldataiban egyensúly jön létre az ionok és a nem disszociált molekulák között. A megfelelő disszociációs egyenletekben a reverzibilitás jele („”) kerül elhelyezésre. Például a gyenge ecetsav disszociációs egyenlete a következőképpen van felírva:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Gyenge bináris elektrolit oldatában ( CA) a következő egyensúly jön létre, amelyet egy disszociációs állandónak nevezett egyensúlyi állandó jellemez NAK NEK d:

KA « K + + A - ,

Ha 1 liter oldatot feloldunk VAL VEL mol elektrolit CA a disszociáció mértéke pedig a, ami disszociált aС mól elektrolit és mindegyik ion keletkezett aС anyajegyek. Disszociálatlan állapotban marad ( VAL VEL – aС) anyajegyek CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Ekkor a disszociációs állandó egyenlő lesz:

Mivel a disszociációs állandó nem függ a koncentrációtól, a származtatott összefüggés egy gyenge bináris elektrolit disszociációs fokának a koncentrációjától való függőségét fejezi ki. A (6.1) egyenletből világosan látszik, hogy a gyenge elektrolit koncentrációjának csökkenése oldatban a disszociáció mértékének növekedéséhez vezet. A (6.1) egyenlet kifejezi Ostwald hígítási törvénye .

Nagyon gyenge elektrolitokhoz (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

NAK NEK d a 2 C, vagy a"(6.2)

Az egyes elektrolitok disszociációs állandója adott hőmérsékleten állandó, nem függ az oldat koncentrációjától, és az elektrolit ionokra való szétesési képességét jellemzi. Minél nagyobb a Kd, annál jobban disszociál az elektrolit ionokká. A gyenge elektrolitok disszociációs állandói táblázatban vannak feltüntetve (lásd a melléklet 3. táblázatát).

Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete