Eristage tugevaid ja nõrku elektrolüüte. Tugevad elektrolüüdid lahustes on peaaegu täielikult dissotsieerunud. Sellesse elektrolüütide rühma kuuluvad enamik sooli, leeliseid ja tugevaid happeid. Nõrgad elektrolüüdid on nõrgad happed ja nõrgad alused ning mõned soolad: elavhõbe (II) kloriid, elavhõbe (II) tsüaniid, raud (III) tiotsüanaat ja kaadmiumjodiid. Tugevate elektrolüütide lahustel kõrgetes kontsentratsioonides on märkimisväärne elektrijuhtivus ja see suureneb veidi lahuste lahjendamisel.

Kõrge kontsentratsiooniga nõrkade elektrolüütide lahuseid iseloomustab ebaoluline elektrijuhtivus, mis suureneb oluliselt lahuste lahjendamisel.

Aine lahustamisel mistahes lahustis tekivad lihtsad (solvatamata) ioonid, lahustunud aine neutraalsed molekulid, solvateerunud (vesilahustes hüdraatunud) ioonid (näiteks jne), ioonipaarid (või ioonikaksikud), mis on elektrostaatiliselt seotud vastandlaenguga ioonide rühmad (näiteks), mille moodustumist täheldatakse valdavas enamuses mittevesilahustes elektrolüütide lahustes, kompleksioonides (näiteks), solvateerunud molekulides jne.

Tugevate elektrolüütide vesilahustes eksisteerivad ainult lihtsad või solvateerunud katioonid ja anioonid. Nende lahustes pole lahustunud aine molekule. Seetõttu on vale eeldada molekulide olemasolu või pikaajaliste sidemete olemasolu naatriumkloriidi vesilahuse või ja selle vahel.

Nõrkade elektrolüütide vesilahustes võib lahustunud aine esineda lihtsate ja solvateeritud (hüdraatunud) ioonide ja dissotsieerumata molekulide kujul.

Mittevesilahustes ei dissotsieeru mõned tugevad elektrolüüdid (näiteks ) täielikult isegi mõõdukalt kõrgete kontsentratsioonide korral. Enamikus orgaanilistes lahustites täheldatakse vastupidiselt laetud ioonide ioonipaaride moodustumist (vt täpsemalt 2. raamatust).

Mõnel juhul on võimatu tõmmata teravat piiri tugevate ja nõrkade elektrolüütide vahele.

Interionaalsed jõud. Iga vabalt liikuva iooni ümber ioonidevaheliste jõudude toimel rühmituvad teised ioonid sümmeetriliselt, vastandmärgiga laetuna, moodustades nn ioonse atmosfääri ehk ioonpilve, mis aeglustab iooni liikumist lahuses.

Näiteks lahuses koonduvad kloriidiioonid liikuvate kaaliumiioonide ümber ja liikuvate kloriidiioonide lähedale tekib kaaliumiioonide atmosfäär.

Ioonidel, mille liikuvust nõrgestavad ioonidevahelised laienemisjõud, on lahustes vähenenud keemiline aktiivsus. See põhjustab tugevate elektrolüütide käitumises kõrvalekaldeid massimõju seaduse klassikalisest vormist.

Ka antud elektrolüüdi lahuses esinevad võõrioonid mõjutavad tugevalt selle ioonide liikuvust. Mida suurem on kontsentratsioon, seda olulisem on interioonne interaktsioon ja seda tugevamalt mõjutavad võõrioonid ioonide liikuvust.

Nõrkade hapete ja aluste molekulides on vesinik- või hüdroksüülside, mis on suures osas pigem kovalentne kui ioonne; seetõttu, kui nõrgad elektrolüüdid lahustatakse lahustites, mis eristuvad väga kõrge dielektrilise konstandiga, ei lagune enamik nende molekule ioonideks.

Tugevate elektrolüütide lahused erinevad nõrkade elektrolüütide lahustest selle poolest, et need ei sisalda dissotsieerumata molekule. Seda kinnitavad kaasaegsed füüsikalised ja füüsikalis-keemilised uuringud. Näiteks seda tüüpi tugevate elektrolüütide kristallide uurimine röntgendifraktsiooniga kinnitab tõsiasja, et soolade kristallvõred on ehitatud ioonidest.

Kui lahustatakse kõrge dielektrilise konstandiga lahustis, moodustuvad ioonide ümber solvaadid (vees hüdreeritud) kestad, mis takistavad nende ühinemist molekulideks. Seega, kuna tugevad elektrolüüdid, isegi kristalses olekus, ei sisalda molekule, ei sisalda nad ka lahuses molekule veelgi enam.

Siiski on katseliselt leitud, et tugevate elektrolüütide vesilahuste elektrijuhtivus ei ole samaväärne elektrijuhtivusega, mida võiks oodata lahustunud elektrolüütide molekulide ioonideks dissotsiatsioonil.

Kasutades Arrheniuse pakutud elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat, osutus seda ja mitmeid muid fakte võimatuks selgitada. Nende selgitamiseks esitati uued teaduslikud sätted.

Praegu saab tugevate elektrolüütide omaduste ja massimõju seaduse klassikalise vormi vahelist lahknevust seletada Debye ja Hückeli pakutud tugevate elektrolüütide teooria abil. Selle teooria põhiidee seisneb selles, et lahustes tekivad tugevate elektrolüütide ioonide vahel vastastikused tõmbejõud. Need interioonsed jõud põhjustavad tugevate elektrolüütide käitumise kõrvalekaldumist ideaallahenduste seadustest. Nende interaktsioonide olemasolu põhjustab katioonide ja anioonide vastastikust aeglustumist.

Lahjenduse mõju ioonidevahelisele külgetõmbele. Interioonne külgetõmme põhjustab hälbeid reaalsete lahenduste käitumises samamoodi nagu molekulidevaheline külgetõmme reaalsetes gaasides toob kaasa kõrvalekaldeid nende käitumises ideaalgaaside seadustest. Mida suurem on lahuse kontsentratsioon, seda tihedam on ioonne atmosfäär ja seda väiksem on ioonide liikuvus ja seega ka elektrolüütide elektrijuhtivus.

Nii nagu tõelise gaasi omadused madalal rõhul lähenevad ideaalse gaasi omadustele, nii lähenevad tugevate elektrolüütide lahuste omadused suure lahjenduse korral ideaalsete lahuste omadustele.

Teisisõnu, lahjendatud lahustes on ioonide vahekaugused nii suured, et ioonide poolt kogetav vastastikune tõmbe- või tõukejõud on äärmiselt väike ja väheneb praktiliselt nullini.

Seega on tugevate elektrolüütide elektrijuhtivuse täheldatud suurenemine nende lahuste lahjendamisel seletatav ioonidevaheliste tõmbe- ja tõukejõudude nõrgenemisega, mis põhjustab ioonide liikumise kiiruse suurenemist.

Mida vähem dissotsieerunud elektrolüüt ja lahjendatud lahus, seda vähem täheldatakse ioonidevahelist elektrilist mõju ja vähem kõrvalekaldeid massi toime seadusest, ja vastupidi, mida suurem on lahuse kontsentratsioon, seda suurem on ioonidevaheline elektriline mõju seda rohkem täheldatakse kõrvalekaldeid massitegevuse seadusest.

Ülaltoodud põhjustel ei saa massimõju seadust selle klassikalisel kujul rakendada tugevate elektrolüütide vesilahustele, samuti nõrkade elektrolüütide kontsentreeritud vesilahustele.

Tugevad elektrolüüdid lahustuvad vees lahustumisel peaaegu täielikult ioonideks, sõltumata nende kontsentratsioonist lahuses.

Seetõttu pange tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonivõrranditesse võrdusmärk (=).

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

Lahustuvad soolad;

Paljud anorgaanilised happed: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Leelismetallidest (LiOH, NaOH, KOH jt) ja leelismuldmetallidest (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) moodustunud alused.

Nõrgad elektrolüüdid vesilahustes dissotsieeruvad ainult osaliselt (pöörduvalt) ioonideks.

Seetõttu pannakse nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonivõrranditesse pöörduvuse märk (⇄).

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

Peaaegu kõik orgaanilised happed ja vesi;

Mõned anorgaanilised happed: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 jne;

Lahustumatud metallihüdroksiidid: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 jne.

Ioonreaktsiooni võrrandid

Ioonreaktsiooni võrrandid
Elektrolüütide lahustes (happed, alused ja soolad) toimuvad keemilised reaktsioonid ioonide osalusel. Lõpplahus võib jääda läbipaistvaks (tooted on vees hästi lahustuvad), kuid üks toodetest osutub nõrgaks elektrolüüdiks; muudel juhtudel täheldatakse sademeid või gaasi eraldumist.

Ioone sisaldavates lahustes toimuvate reaktsioonide jaoks koostatakse mitte ainult molekulaarvõrrand, vaid ka täisioonvõrrandid ja lühikesed ioonvõrrandid.
Ioonilistes võrrandites prantsuse keemiku K.-L. Berthollet (1801), kõik tugevad, hästi lahustuvad elektrolüüdid on kirjutatud ioonivalemite kujul ning sademed, gaasid ja nõrgad elektrolüüdid on kirjutatud molekulaarvalemite kujul. Sademete teket tähistatakse noolega alla (↓), gaaside teket üles noolemärgiga (). Näide reaktsioonivõrrandi kirjutamisest vastavalt Berthollet' reeglile:

a) molekulaarvõrrand
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) täielik ioonvõrrand
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 – gaas, H2O – nõrk elektrolüüt)
c) lühike ioonvõrrand
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Tavaliselt piirduvad need kirjutamisel lühikese ioonvõrrandiga, tahked reaktiivid on tähistatud indeksiga (t), gaasilised reaktiivid - indeksiga (g). Näited:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 on vees praktiliselt lahustumatu
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(täis- ja lühiioonvõrrandid on samad)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(enamik happesooli on vees hästi lahustuvad).

Kui reaktsioonis ei osale tugevad elektrolüüdid, pole võrrandil ioonset vormi:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

PILET nr 23

Soola hüdrolüüs

Soola hüdrolüüs on soolaioonide interaktsioon veega, moodustades vähe dissotsieeruvaid osakesi.

Hüdrolüüs on sõna otseses mõttes lagunemine vee toimel. Andes selle soolade hüdrolüüsi reaktsiooni määratluse, rõhutame, et lahuses olevad soolad on ioonide kujul ja et reaktsiooni liikumapanevaks jõuks on kergelt dissotsieeruvate osakeste moodustumine (üldine reegel paljude lahustes toimuvate reaktsioonide jaoks). .

Hüdrolüüs toimub ainult neil juhtudel, kui soola elektrolüütilise dissotsiatsiooni tulemusena tekkinud ioonid - katioon, anioon või mõlemad koos - on võimelised moodustama veeioonidega nõrgalt dissotsieeruvaid ühendeid ja see omakorda siis, kui katioon on tugevalt polariseeriv (nõrk aluse katioon) ja anioon kergesti polariseerub (nõrk happeanioon). See muudab söötme pH-d. Kui katioon moodustab tugeva aluse ja anioon tugeva happe, siis need ei hüdrolüüsi.

1. Nõrga aluse ja tugeva happe soola hüdrolüüs läbib katiooni, võib see moodustada nõrga aluse või aluselise soola ja lahuse pH langeb

2. Nõrga happe ja tugeva aluse soola hüdrolüüs läbib aniooni, võib tekkida nõrk hape või happeline sool ja lahuse pH tõuseb

3. Nõrga aluse ja nõrga happe soola hüdrolüüs läbib tavaliselt nõrga happe ja nõrga aluse; Lahuse pH erineb sel juhul veidi 7-st ja selle määrab happe ja aluse suhteline tugevus

4. Tugeva aluse ja tugeva happe soola hüdrolüüs ei toimu

Küsimus 24 Oksiidide klassifikatsioon

Oksiidid nimetatakse keerulisi aineid, mille molekulide koostis sisaldab oksüdatsiooniastmes hapnikuaatomeid - 2 ja mõnda muud elementi.

oksiidid võib saada hapniku otsesel interaktsioonil teise elemendiga või kaudselt (näiteks soolade, aluste, hapete lagundamisel). Tavatingimustes on oksiidid tahkes, vedelas ja gaasilises olekus, seda tüüpi ühendid on looduses väga levinud. Maakoores leidub oksiide. Rooste, liiv, vesi, süsinikdioksiid on oksiidid.

Soola moodustavad oksiidid Näiteks,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Soola moodustavad oksiidid- Need on oksiidid, mis moodustavad keemiliste reaktsioonide tulemusena soolasid. Need on metallide ja mittemetallide oksiidid, mis veega interakteerudes moodustavad vastavad happed, alustega aga vastavad happelised ja normaalsoolad. Näiteks, vaskoksiid (CuO) on soola moodustav oksiid, sest näiteks vesinikkloriidhappega (HCl) reageerides tekib sool:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Keemiliste reaktsioonide tulemusena võib saada muid sooli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Soola mittemoodustavad oksiidid nimetatakse oksiidideks, mis ei moodusta sooli. Näiteks CO, N 2 O, NO.

Elektrolüüdid on ained, ainete sulamid või lahused, millel on võime juhtida elektrolüütiliselt galvaanilist voolu. Et määrata, millistesse elektrolüütidesse aine kuulub, võite kasutada elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat.

Juhend

• Selle teooria olemus seisneb selles, et sulamisel (vees lahustamisel) lagunevad peaaegu kõik elektrolüüdid ioonideks, mis on nii positiivselt kui negatiivselt laetud (mida nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks). Elektrivoolu mõjul liiguvad negatiivsed (anioonid "-") anoodi (+) poole ja positiivselt laetud (katioonid, "+") katoodi (-) suunas. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördprotsessi nimetatakse "molarisatsiooniks").
• Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste (a) sõltub elektrolüüdi enda olemusest, lahustist ja nende kontsentratsioonist. See on ioonideks lagunenud molekulide arvu (n) ja lahusesse sisestatud molekulide koguarvu (N) suhe. Saad: a = n / N
• Seega on tugevad elektrolüüdid ained, mis vees lahustumisel lagunevad täielikult ioonideks. Tugevad elektrolüüdid hõlmavad reeglina väga polaarsete või ioonsete sidemetega aineid: need on hästi lahustuvad soolad, tugevad happed (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), aga ka tugevad alused (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Tugevas elektrolüüdis on selles lahustunud aine enamasti ioonide (anioonide ja katioonide) kujul; dissotsieerumata molekule praktiliselt pole.
• Nõrgad elektrolüüdid on ained, mis dissotsieeruvad ioonideks ainult osaliselt. Nõrgad elektrolüüdid koos lahuses olevate ioonidega sisaldavad dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei anna lahuses tugevat ioonide kontsentratsiooni. Nõrkade hulka kuuluvad:
  - orgaanilised happed (peaaegu kõik) (C2H5COOH, CH3COOH jne);
  - mõned anorgaanilised happed (H2S, H2CO3 jne);
  - peaaegu kõik vees vähelahustuvad soolad, ammooniumhüdroksiid, samuti kõik alused (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
  - vesi.Praktiliselt ei juhi elektrivoolu või juhivad halvasti.

Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid

Vesilahustes olevad happed, alused ja soolad dissotsieeruvad – lagunevad ioonideks. See protsess võib olla pöörduv või pöördumatu.

Lahustes pöördumatu dissotsiatsiooni korral laguneb kogu aine või peaaegu kõik ioonideks. See on tüüpiline tugevatele elektrolüütidele (joonis 10.1, a, lk 56). Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad mõned happed ja kõik vees lahustuvad soolad ja alused (leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid) (skeem 5, lk 56).

Riis. 10.1. Ioonide arvu võrdlus sama algkogusega elektrolüüdiga lahustes: a - kloriidhape (tugev elektrolüüt); b - nitrithape

(nõrk elektrolüüt)

Skeem 5. Elektrolüütide klassifikatsioon tugevuse järgi

Pöörduva dissotsiatsiooni korral toimub kaks vastandlikku protsessi: samaaegselt aine lagunemisega ioonideks (dissotsiatsioon) toimub pöördprotsess ioonide ühendamisel aine molekulideks (assotsiatsioon). Tänu sellele on osa lahuses olevast ainest ioonide ja osa molekulide kujul (joonis 10.1, b). elektrolüüdid,

mis vees lahustumisel lagunevad ioonideks vaid osaliselt, nimetatakse nõrkadeks elektrolüütideks. Nende hulka kuuluvad vesi, paljud happed, aga ka lahustumatud hüdroksiidid ja soolad (skeem 5).

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioonivõrrandites kirjutatakse tavalise noole asemel kahesuunaline nool (pöörduvuse märk):

Elektrolüütide tugevust saab seletada keemilise sideme polaarsusega, mis dissotsiatsioonil katkeb. Mida polaarsem on side, seda kergemini muutub see veemolekulide toimel iooniliseks, seega seda tugevam on elektrolüüt. Soolades ja hüdroksiidides on sideme polaarsus kõrgeim, kuna metalliioonide, happejääkide ja hüdroksiidioonide vahel on ioonside, seega on kõik lahustuvad soolad ja alused tugevad elektrolüüdid. Hapnikku sisaldavates hapetes lõhub dissotsiatsioon O-H sideme, mille polaarsus sõltub happejäägi kvalitatiivsest ja kvantitatiivsest koostisest. Enamiku hapnikuga küllastunud hapete tugevust saab määrata, kirjutades tavalise happevalemi E(OH) m O n . Kui see valem sisaldab n< 2 — кислота слабая, если n >2 - tugev.

Hapete tugevuse sõltuvus happejäägi koostisest

Dissotsiatsiooni aste

Elektrolüütide tugevust iseloomustab kvantitatiivselt elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste a, mis näitab lahuses ioonideks lagunenud ainemolekulide osakaalu.

Dissotsiatsiooniaste a võrdub molekulide arvu N või ioonideks lagunenud aine n koguse ja molekulide koguarvu N 0 või lahustunud aine koguse n 0 suhtega:

Dissotsiatsiooni astet saab väljendada mitte ainult ühiku murdosades, vaid ka protsentides:

A väärtus võib varieeruda vahemikus 0 (dissotsiatsioon puudub) kuni 1 või 100% (täielik dissotsiatsioon). Mida paremini elektrolüüt laguneb, seda suurem on dissotsiatsiooniastme väärtus.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme väärtuse järgi jagatakse elektrolüüdid sageli mitte kaheks, vaid kolmeks rühmaks: tugevad, nõrgad ja keskmise tugevusega elektrolüüdid. Tugevateks elektrolüütideks loetakse neid, mille dissotsiatsiooniaste on üle 30%, ja nõrkadeks - alla 3%. Elektrolüüte, mille keskmine väärtus on a - 3% kuni 30%, nimetatakse keskmise tugevusega elektrolüütideks. Selle klassifikatsiooni järgi loetakse happeid sellisteks: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 ja mõned teised. Kaks viimast hapet on keskmise tugevusega elektrolüüdid ainult dissotsiatsiooni esimeses etapis, teistes aga nõrgad elektrolüüdid.

Dissotsiatsiooni aste on muutuja. See ei sõltu mitte ainult elektrolüüdi olemusest, vaid ka selle kontsentratsioonist lahuses. Selle sõltuvuse tuvastas ja uuris esmakordselt Wilhelm Ostwald. Tänapäeval nimetatakse seda Ostwaldi lahjendusseaduseks: kui lahust lahjendatakse veega, samuti temperatuuri tõustes suureneb dissotsiatsiooniaste.

Dissotsiatsiooniastme arvutamine

Näide. Vesinikfluoriid lahustati ühes liitris vees ainekogusega 5 mol. Saadud lahus sisaldab 0,06 mol vesinikioone. Määrake fluorhappe dissotsiatsiooniaste (protsentides).

Kirjutame fluorihappe dissotsiatsiooni võrrandi:

Dissotsieerumine ühest happemolekulist tekitab ühe vesinikuiooni. Kui lahus sisaldab 0,06 mol H+ ioone, tähendab see, et 0,06 mol vesinikfluoriidi molekule on dissotsieerunud. Seetõttu on dissotsiatsiooni aste:

Väljapaistev saksa füüsikaline keemik, Nobeli keemiapreemia laureaat 1909. aastal. Sündis Riias, õppis Dorpati ülikoolis, kus alustas õppe- ja teadustegevust. 35-aastaselt kolis ta Leipzigi, kus juhtis füüsika ja keemia instituuti. Ta uuris keemilise tasakaalu seadusi, lahuste omadusi, avastas temanimelise lahjendusseaduse, töötas välja happe-aluse katalüüsi teooria alused ja pühendas palju aega keemia ajaloole. Ta asutas maailma esimese füüsikalise keemia osakonna ning esimese füüsika- ja keemiaajakirja. Isiklikus elus olid tal kummalised harjumused: ta tundis soengust vastikust ja suhtles oma sekretäriga eranditult jalgrattakella abil.

Põhiidee

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv protsess ja tugevate elektrolüütide dissotsiatsioon

pöördumatu.

testi küsimused

116. Määratle tugevad ja nõrgad elektrolüüdid.

117. Too näiteid tugevate ja nõrkade elektrolüütide kohta.

118. Millist väärtust kasutatakse elektrolüüdi tugevuse kvantifitseerimiseks? Kas see on kõigis lahendustes konstantne? Kuidas saab elektrolüütide dissotsiatsiooni astet suurendada?

Ülesanded materjali valdamiseks

119. Tooge üks näide sooladest, hapetest ja alustest, mis on: a) tugev elektrolüüt; b) nõrk elektrolüüt.

120. Tooge aine näide: a) kahealuseline hape, mis esimeses etapis on keskmise tugevusega elektrolüüt ja teises - nõrk elektrolüüt; b) kahealuseline hape, mis on mõlemas etapis nõrk elektrolüüt.

121. Mõnes happes on dissotsiatsiooni aste esimesel etapil 100% ja teises - 15%. Mis hape see olla võiks?

122. Milliseid osakesi on vesiniksulfiidi lahuses rohkem: H 2 S molekule, H + ioone, S 2- ioone või HS - ioone?

123. Antud ainete loetelust kirjuta eraldi üles valemid: a) tugevad elektrolüüdid; b) nõrgad elektrolüüdid.

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. Koostage strontsiumnitraadi, elavhõbe(11)kloriidi, kaltsiumkarbonaadi, kaltsiumhüdroksiidi, sulfiidhappe dissotsiatsioonivõrrandid. Millal on dissotsiatsioon pöörduv?

125. Naatriumsulfaadi vesilahus sisaldab 0,3 mol ioone. Millise massiga seda soola sellise lahuse valmistamiseks kasutati?

126. 1 liitrises vesinikfluoriidi lahuses on seda hapet 2 g ja vesinikioonaine kogus on 0,008 mol. Kui palju fluoriioone selles lahuses on?

127. Kolm katseklaasi sisaldavad ühesuguses mahus kloriid-, fluori- ja sulfiidhapete lahuseid. Kõigis katseklaasides on happeliste ainete kogused võrdsed. Kuid esimeses katseklaasis on vesinikioonide kogus 3. 10-7 mol, teises - 8. 10-5 mol ja kolmandas - 0,001 mol. Milline toru sisaldab iga hapet?

128. Esimene katseklaas sisaldab elektrolüüdilahust, mille dissotsiatsiooniaste on 89%, teises on elektrolüüt dissotsiatsiooniastmega 8% o ja kolmas - 0,2% o. Tooge kaks näidet erinevatesse ühendiklassidesse kuuluvate elektrolüütide kohta, mida need katseklaasid võivad sisaldada.

129*. Täiendavatest allikatest leiate teavet elektrolüütide tugevuse sõltuvuse kohta ainete olemusest. Tee kindlaks seos ainete struktuuri, neid moodustavate keemiliste elementide olemuse ja elektrolüütide tugevuse vahel.

See on õpiku materjal.

Mis on dünaamilises tasakaalus dissotsieerumata molekulidega. Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad enamikku orgaanilisi happeid ja paljusid orgaanilisi aluseid vesi- ja mittevesilahustes.

Nõrgad elektrolüüdid on:

• peaaegu kõik orgaanilised happed ja vesi;
• mõned anorgaanilised happed: 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 jt;
• mõned halvasti lahustuvad metallihüdroksiidid: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 jt; samuti ammooniumhüdroksiid NH 4 OH.

Kirjandus

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Füüsikaline ja kolloidne keemia" M: Kõrgkool, 1975

Wikimedia sihtasutus. 2010 .

Vaadake, mis on "nõrgad elektrolüüdid" teistes sõnaraamatutes:

nõrgad elektrolüüdid- - elektrolüüdid, mis lahustuvad vesilahustes kergelt ioonideks. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooniprotsess on pöörduv ja järgib massimõju seadust. Üldine keemia: õpik / A. V. Zholnin ... Keemilised terminid

Ioonjuhtivusega ained; neid nimetatakse teist tüüpi juhtideks, voolu läbiminekuga neist kaasneb aine ülekanne. Elektrolüütide hulka kuuluvad sulasoolad, oksiidid või hüdroksiidid, samuti (mis esineb oluliselt ... ... Collier Encyclopedia

Laiemas mõttes vedel või tahke va ja süsteemides, milles ioonid esinevad märgatavas kontsentratsioonis, põhjustades nende kaudu elektrivoolu. vool (ioonjuhtivus); kitsas tähenduses va-ks, mis lagunevad ioonideks pre. E. lahustamisel ... ... Füüsiline entsüklopeedia

elektrolüüdid- vedelad või tahked ained, milles elektrolüütilise dissotsiatsiooni tulemusena tekivad ioonid mis tahes märgatavas kontsentratsioonis, põhjustades alalisvoolu läbimist. Elektrolüüdid lahustes ...... Metallurgia entsüklopeediline sõnaraamat

Was, k ryh's on märgatavas kontsentratsioonis ioone, mis põhjustavad elektrilise läbipääsu. vool (ioonjuhtivus). E. helistas ka. teist tüüpi dirigendid. Selle sõna kitsas tähenduses E. in va, molekulid, mis ryh in p re tingitud elektrolüütilisest ... ... Keemia entsüklopeedia

- (Electro ... ja kreeka keelest lytos lagunev, lahustuv) vedelad või tahked ained ja süsteemid, milles ioonid esinevad mis tahes märgatavas kontsentratsioonis, põhjustades elektrivoolu läbimist. Kitsas mõttes E. ...... Suur Nõukogude entsüklopeedia

Sellel terminil on ka teisi tähendusi, vt Dissotsiatsioon. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on protsess, mille käigus elektrolüüt laguneb ioonideks, kui see lahustub või sulab. Sisu 1 Dissotsiatsioon lahustes 2 ... Wikipedia

Elektrolüüt on aine, mille sulam või lahus juhib ioonideks dissotsieerumise tõttu elektrivoolu, kuid aine ise elektrivoolu ei juhi. Elektrolüütide näideteks on hapete, soolade ja aluste lahused... ... Wikipedia

Elektrolüüt on keemiline termin, mis tähistab ainet, mille sulam või lahus juhib ioonideks dissotsieerumise tõttu elektrivoolu. Elektrolüütide näideteks on happed, soolad ja alused. Elektrolüüdid on teist tüüpi juhid, ... ... Wikipedia