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

§ 6.3. Elettroliti forti e deboli

Il materiale in questa sezione ti è parzialmente familiare dai corsi di chimica scolastica studiati in precedenza e dalla sezione precedente. Rivediamo brevemente ciò che sai e facciamo conoscenza con il nuovo materiale.

Nella sezione precedente abbiamo discusso il comportamento in soluzioni acquose di alcuni sali e sostanze organiche che in una soluzione acquosa si decompongono completamente in ioni.
Esistono numerose prove semplici ma innegabili che alcune sostanze nelle soluzioni acquose si disintegrano in particelle. Pertanto, le soluzioni acquose di H2SO4 solforico, HNO3 nitrico, HClO4 clorico, HCl cloridrico (cloridrico), CH3COOH acetico e altri acidi hanno un sapore aspro. Nelle formule degli acidi, la particella comune è l'atomo di idrogeno, e si può presumere che esso (sotto forma di ione) sia la ragione dello stesso gusto di tutte queste sostanze così diverse.
Gli ioni idrogeno formati durante la dissociazione in una soluzione acquosa conferiscono alla soluzione un sapore aspro, motivo per cui tali sostanze sono chiamate acidi. In natura solo gli ioni idrogeno hanno un sapore aspro. Creano un cosiddetto ambiente acido (aspro) in una soluzione acquosa.

Ricorda, quando dici “acido cloridrico”, intendi lo stato gassoso e cristallino di questa sostanza, ma per una soluzione acquosa dovresti dire “soluzione di acido cloridrico”, “acido cloridrico” o usare il nome comune “acido cloridrico”, anche se la composizione della sostanza in qualsiasi stato espressa dalla stessa formula - HCl.

Le soluzioni acquose di litio (LiOH), sodio (NaOH), potassio (KOH), bario (Ba(OH)2), calcio (Ca(OH)2) e altri idrossidi metallici hanno lo stesso sgradevole sapore amaro e saponoso e provocano sensazione di scorrimento. Apparentemente, gli ioni OH-idrossido inclusi in tali composti sono responsabili di questa proprietà.
L'acido cloridrico HCl, l'acido bromidrico HBr e l'acido iodidrico HI reagiscono con lo zinco allo stesso modo, nonostante la loro diversa composizione, poiché in realtà non è l'acido a reagire con lo zinco:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

e ioni idrogeno:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,

e si formano idrogeno gassoso e ioni zinco.
La miscelazione di alcune soluzioni saline, ad esempio cloruro di potassio KCl e nitrato di sodio NaNO 3, non è accompagnata da un notevole effetto termico, sebbene dopo l'evaporazione della soluzione si formi una miscela di cristalli di quattro sostanze: quelle originali - cloruro di potassio e sodio nitrato - e nuovi - nitrato di potassio KNO 3 e cloruro di sodio NaCl . Si può presumere che nella soluzione i due sali iniziali si disintegrino completamente in ioni che, una volta evaporati, formano quattro sostanze cristalline:

Confrontando queste informazioni con la conduttività elettrica di soluzioni acquose di acidi, idrossidi e sali e con una serie di altre disposizioni, S.A. Arrhenius nel 1887 avanzò l'ipotesi della dissociazione elettrolitica, secondo la quale le molecole di acidi, idrossidi e sali, quando disciolte in acqua, si dissociano in ioni.
Lo studio dei prodotti dell'elettrolisi ci consente di assegnare agli ioni cariche positive o negative. Ovviamente, se un acido, ad esempio nitrico HNO 3, si dissocia, diciamo, in due ioni durante l'elettrolisi soluzione acquosa L'idrogeno viene rilasciato sul catodo (elettrodo caricato negativamente), il che significa che nella soluzione sono presenti ioni idrogeno H + caricati positivamente. Quindi l’equazione di dissociazione dovrebbe essere scritta come segue:

ÍNO 3 = Í + + .

Dissociazione elettrolitica– decomposizione completa o parziale di un composto quando disciolto in acqua in ioni a seguito dell'interazione con una molecola di acqua (o altro solvente).
Elettroliti– acidi, basi o sali, le cui soluzioni acquose conducono corrente elettrica per dissociazione.
Le sostanze che in una soluzione acquosa non si dissociano in ioni e le cui soluzioni non conducono corrente elettrica sono chiamate non elettroliti.
La dissociazione degli elettroliti è caratterizzata quantitativamente grado di dissociazione– il rapporto tra il numero di “molecole” (unità di formula) disintegrate in ioni e numero totale"molecole" del soluto. Il grado di dissociazione è indicato dalla lettera greca. Ad esempio, se su 100 “molecole” di una sostanza disciolta, 80 si dissociano in ioni, allora il grado di dissociazione della sostanza disciolta è pari a: = 80/100 = 0,8, ovvero 80%.
In base alla loro capacità di dissociarsi (o, come si suol dire, "per forza"), gli elettroliti sono divisi in forte, media E Debole. Secondo il grado di dissociazione a elettroliti forti quelli di essi, per soluzioni di cui > 30%, sono classificati come deboli -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
Nel caso di soluzioni acquose elettroliti forti(> 30%) comprendono i seguenti gruppi di composti.
1 . Molti acidi inorganici, come HCl cloridrico, HNO 3 nitrico, H 2 SO 4 solforico in soluzioni diluite. L'acido inorganico più forte è l'HClO4 perclorico.
La forza degli acidi non ossigenati aumenta in una serie di composti simili quando si scende nel sottogruppo degli elementi che formano acidi:

HCl – HBr – HI.

L'acido fluoridrico HF dissolve il vetro, ma ciò non indica affatto la sua forza. Questo acido privo di ossigeno contenente alogeni è classificato come un acido di media resistenza a causa dell'elevata energia del legame H–F, della capacità delle molecole HF di combinarsi (associarsi) a causa di forti legami idrogeno, dell'interazione degli ioni F con HF molecole (legami idrogeno) con la formazione di ioni e altre particelle più complesse. Di conseguenza, la concentrazione di ioni idrogeno in una soluzione acquosa di questo acido è significativamente ridotta, quindi l'acido fluoridrico è considerato di media forza.
Il fluoruro di idrogeno reagisce con il biossido di silicio, che fa parte del vetro, secondo l'equazione:

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O.

L'acido fluoridrico non deve essere conservato in contenitori di vetro. A questo scopo vengono utilizzati recipienti di piombo, alcune materie plastiche e vetro, le cui pareti sono rivestite all'interno con uno spesso strato di paraffina. Se per “incidere” il vetro viene utilizzato il gas fluoruro di idrogeno, la superficie del vetro diventa opaca e viene utilizzata per applicare iscrizioni e vari disegni sul vetro. La “incisione” del vetro con una soluzione acquosa di acido fluoridrico porta alla corrosione della superficie del vetro, che rimane trasparente. Di solito è disponibile in commercio una soluzione al 40% di acido fluoridrico.

La forza degli acidi dell'ossigeno dello stesso tipo cambia nella direzione opposta, ad esempio l'acido periodico HIO 4 è più debole dell'acido perclorico HClO 4.
Se un elemento forma più acidi ossigenati, l'acido in cui l'elemento formante acido ha la valenza più alta ha la forza maggiore. Pertanto, nella serie degli acidi HClO (ipocloroso) – HClO 2 (cloroso) – HClO 3 (cloroso) – HClO 4 (clorico), quest'ultimo è il più forte.

Un volume di acqua scioglie circa due volumi di cloro. Il cloro (circa la metà) reagisce con l'acqua:

Cl2 + H2O = HCl + HСlO.

L'acido cloridrico è forte; nella sua soluzione acquosa non ci sono praticamente molecole di HCl. È più corretto scrivere l’equazione di reazione come segue:

Cl2 + H2O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.

La soluzione risultante è chiamata acqua clorata.
L'acido ipocloroso è un agente ossidante ad azione rapida, quindi viene utilizzato per candeggiare i tessuti.

2 . Idrossidi di elementi dei principali sottogruppi dei gruppi I e II tavola periodica: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2, ecc. Quando si scende nel sottogruppo, man mano che aumentano le proprietà metalliche dell'elemento, aumenta la forza degli idrossidi. Gli idrossidi solubili del sottogruppo principale degli elementi del gruppo I sono classificati come alcali.

Gli alcali sono basi solubili in acqua. Questi includono anche idrossidi di elementi del sottogruppo principale del gruppo II (metalli alcalino terrosi) e idrossido di ammonio (una soluzione acquosa di ammoniaca). A volte gli alcali sono quegli idrossidi che creano un'alta concentrazione di ioni idrossido in una soluzione acquosa. Nella letteratura obsoleta si possono trovare tra gli alcali carbonati di potassio K 2 CO 3 (potassa) e carbonati di sodio Na 2 CO 3 (soda), bicarbonato di sodio NaHCO 3 (bicarbonato di sodio), borace Na 2 B 4 O 7, idrosolfuri di sodio NaHS e potassio KHS et al.

L'idrossido di calcio Ca(OH) 2 come elettrolita forte si dissocia in un unico passaggio:

Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH – .

3 . Quasi tutti i sali. Il sale, se è un elettrolita forte, si dissocia in un unico passaggio, ad esempio il cloruro ferrico:

FeCl3 = Fe3+ + 3Cl – .

Nel caso di soluzioni acquose elettroliti deboli ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 . L'acqua H 2 O è l'elettrolita più importante.

2 . Alcuni acidi inorganici e quasi tutti gli acidi organici: H 2 S (idrogeno solforato), H 2 SO 3 (solforoso), H 2 CO 3 (carbonico), HCN (idrocianico), H 3 PO 4 (fosforico, ortofosforico), H 2 SiO 3 (silicio), H 3 BO 3 (borico, ortoborico), CH 3 COOH (acetico), ecc.
Si noti che l'acido carbonico non esiste nella formula H 2 CO 3. Quando l'anidride carbonica CO 2 viene sciolta in acqua, si forma il suo idrato CO 2 H 2 O, che scriviamo per comodità di calcolo come H 2 CO 3, e l'equazione della reazione di dissociazione è simile a questa:

La dissociazione dell'acido carbonico debole avviene in due fasi. Lo ione bicarbonato risultante si comporta anche come un elettrolita debole.
Altri acidi polibasici si dissociano allo stesso modo: H 3 PO 4 (fosforico), H 2 SiO 3 (silicio), H 3 BO 3 (borico). In una soluzione acquosa la dissociazione avviene praticamente solo nella prima fase. Come effettuare la dissociazione nell'ultima fase?
3 . Idrossidi di molti elementi, ad esempio Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, ecc.
Tutti questi idrossidi si dissociano gradualmente in una soluzione acquosa, ad esempio l'idrossido di ferro
Fe(OH)3:

In una soluzione acquosa la dissociazione avviene quasi esclusivamente nella prima fase. Come spostare l'equilibrio verso la formazione di ioni Fe 3+?
Le proprietà basiche degli idrossidi dello stesso elemento aumentano al diminuire della valenza dell'elemento Pertanto, le proprietà basiche del diidrossido di ferro Fe(OH) 2 sono più pronunciate di quelle del triidrossido Fe(OH) 3. Questa affermazione equivale al fatto che le proprietà acide di Fe(OH) 3 sono più forti di quelle di Fe(OH) 2.
4 . Idrossido di ammonio NH 4 OH.
Quando il gas di ammoniaca NH 3 viene sciolto in acqua, si ottiene una soluzione che conduce molto male l'elettricità e ha un sapore amaro e saponoso. Il mezzo della soluzione è basico, o alcalino. Questo comportamento dell'ammoniaca si spiega come segue: Quando l'ammoniaca viene sciolta in acqua, si forma l'idrato di ammoniaca NH 3 H 2 O, al quale attribuiamo convenzionalmente la formula dell'inesistente idrossido di ammonio NH. 4 OH, considerando che questo composto si dissocia per formare ione ammonio e ione idrossido OH –:

NH4OH = +OH – .

5 . Alcuni sali: cloruro di zinco ZnCl 2, tiocianato di ferro Fe(NCS) 3, cianuro di mercurio Hg(CN) 2, ecc. Questi sali si dissociano gradualmente.

Alcune persone considerano l'acido fosforico H 3 PO 4 elettroliti di media resistenza. Considereremo l'acido fosforico un elettrolita debole e annoteremo le tre fasi della sua dissociazione. L'acido solforico in soluzioni concentrate si comporta come un elettrolita di media resistenza e in soluzioni molto concentrate si comporta come un elettrolita debole. Considereremo inoltre l'acido solforico un elettrolita forte e scriveremo l'equazione della sua dissociazione in un unico passaggio.

Come distinguere gli elettroliti forti da quelli deboli? e ho ottenuto la risposta migliore

Risposta da Pavel Beskrovny[maestro]
Gli ELETTROLITI FORTI, quando sciolti in acqua, si dissociano quasi completamente in ioni. Per tali elettroliti il ​​VALORE DEL GRADO DI DISSOCIAZIONE tende all'UNITÀ in soluzioni diluite.
Gli elettroliti forti includono:
1) quasi tutti i sali;
2) acidi forti, ad esempio: H2SO4 (acido solforico), HCl (acido cloridrico), HNO3 (acido nitrico);
3) tutti gli alcali, ad esempio: NaOH (idrossido di sodio), KOH (idrossido di potassio).
Gli ELETTROLITI DEBOLI, quando disciolti in acqua, quasi non si dissociano in ioni. Per tali elettroliti il ​​VALORE DEL GRADO DI DISSOCIAZIONE tende a ZERO.
Gli elettroliti deboli includono:
1) acidi deboli - H2S (idrogeno solforato), H2CO3 (acido carbonico), HNO2;
2) soluzione acquosa di ammoniaca NH3 * H2O
IL GRADO DI DISSOCIAZIONE è il rapporto tra il numero di particelle disintegrate in ioni (Nd) e il numero totale di particelle disciolte (Np) (indicato con la lettera greca alfa):
a= Nd / Nr. La dissociazione elettrolitica è un processo reversibile per gli elettroliti deboli. Spero che tu sappia cosa sono gli elettroliti, visto che me lo stai chiedendo. Questo è più semplice, se è più complicato, vedi sopra (per un numero di EO).
La dissociazione elettrolitica è un processo reversibile per gli elettroliti deboli.
Se hai domande, vai al sapone.

Sali, loro proprietà, idrolisi

Studente di 8a elementare B della scuola n. 182

Petrova Polina

Insegnante di chimica:

Kharina Ekaterina Alekseevna

MOSCA 2009

Nella vita di tutti i giorni siamo abituati a trattare con un solo sale: il sale da cucina, ad es. cloruro di sodio NaCl. Tuttavia, in chimica, un'intera classe di composti è chiamata sali. I sali possono essere considerati come prodotti della sostituzione dell'idrogeno in un acido con un metallo. Il sale da cucina, ad esempio, può essere ottenuto dall'acido cloridrico mediante una reazione di sostituzione:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

sale acido

Se prendi alluminio invece di sodio, si forma un altro sale: cloruro di alluminio:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

Sali- Si tratta di sostanze complesse costituite da atomi di metallo e residui acidi. Sono i prodotti della sostituzione completa o parziale dell'idrogeno in un acido con un metallo o di un gruppo ossidrile in una base con un residuo acido. Ad esempio, se nell'acido solforico H 2 SO 4 sostituiamo un atomo di idrogeno con potassio, otteniamo il sale KHSO 4 e se due - K 2 SO 4.

Esistono diversi tipi di sali.

Metodi per ottenere i sali.

1. I sali possono essere ottenuti agendo con acidi su metalli, ossidi basici e basi:

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

cloruro di zinco

3H2SO4 + Fe2O3 Fe2 (SO4) 3 + 3H2O

solfato di ferro (III).

3HNO3 + Cr(OH)3 Cr(NO3)3 + 3H2O

nitrato di cromo (III).

2. I sali sono formati dalla reazione di ossidi acidi con alcali, nonché di ossidi acidi con ossidi basici:

N2O5 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O

nitrato di calcio

SiO2 + CaO CaSiO3

Silicato di calcio

3. I sali possono essere ottenuti facendo reagire i sali con acidi, alcali, metalli, ossidi di acidi non volatili e altri sali. Tali reazioni avvengono nelle condizioni di sviluppo di gas, precipitazione di un precipitato, evoluzione di un ossido di un acido più debole o evoluzione di un ossido volatile.

Ca3(PO4)2 + 3H2 SO4 3CaSO4 + 2H3 PO4

ortofosfato di calcio solfato di calcio

Fe2(SO4)3 + 6NaOH2Fe(OH)3 + 3Na2SO4

solfato di ferro (III) solfato di sodio

CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu

solfato di rame (II) solfato di ferro (II).

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

carbonato di calcio silicato di calcio

Al2(SO4)3 + 3BaCl2 3BaSO4 + 2AlCl3

solfato cloruro solfato cloruro

alluminio bario bario alluminio

4. I sali di acidi privi di ossigeno sono formati dall'interazione di metalli con non metalli:

2Fe + 3Cl2 2FeCl3

cloruro di ferro (III).

Proprietà fisiche.

I sali sono solidi di vari colori. La loro solubilità in acqua varia. Tutti i sali dell'acido nitrico e acetico, nonché i sali di sodio e di potassio, sono solubili. La solubilità degli altri sali in acqua si trova nella tabella di solubilità.

Proprietà chimiche.

1) I sali reagiscono con i metalli.

Poiché queste reazioni avvengono in soluzioni acquose, Li, Na, K, Ca, Ba e altri metalli attivi che reagiscono con l'acqua in condizioni normali non possono essere utilizzati per esperimenti o le reazioni non possono essere eseguite in una massa fusa.

CuSO4 + Zn ZnSO4 + Cu

Pb(NO3)2 + Zn Zn(NO3)2 + Pb

2) I sali reagiscono con gli acidi. Queste reazioni si verificano quando un acido più forte ne sposta uno più debole, liberando gas o precipitando.

Quando eseguono queste reazioni, di solito prendono sale secco e agiscono con acido concentrato.

BaCl2 + H2SO4 BaSO4 + 2HCl

Na2SiO3 + 2HCl2NaCl + H2SiO3

3) I sali reagiscono con gli alcali in soluzioni acquose.

Questo è un metodo per ottenere basi e alcali insolubili.

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

CuSO4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na2SO4 + Cu(OH)2

Na2SO4 + Ba(OH)2BaSO4 + 2NaOH

4) I sali reagiscono con i sali.

Le reazioni avvengono in soluzioni e servono per ottenere sali praticamente insolubili.

AgNO3 + KBr AgBr + KNO3

CaCl2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaCl

5) Alcuni sali si decompongono se riscaldati.

Un tipico esempio di tale reazione è la cottura del calcare, il cui componente principale è il carbonato di calcio:

CaCO 3 CaO + CO2 carbonato di calcio

1. Alcuni sali sono in grado di cristallizzare per formare idrati cristallini.

Il solfato di rame (II) CuSO 4 è una sostanza cristallina bianca. Quando si scioglie in acqua, si riscalda e si forma una soluzione blu. Il rilascio di calore e il cambiamento di colore sono segni di una reazione chimica. Quando la soluzione viene evaporata, viene rilasciato l'idrato cristallino CuSO 4. 5H 2 O (solfato di rame). La formazione di questa sostanza indica che il solfato di rame (II) reagisce con l'acqua:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H2O+Q

bianco blu-blu

Utilizzo dei sali.

La maggior parte dei sali è ampiamente utilizzata nell'industria e nella vita di tutti i giorni. Ad esempio, il cloruro di sodio NaCl, o sale da cucina, è indispensabile in cucina. Nell'industria, il cloruro di sodio viene utilizzato per produrre idrossido di sodio, soda NaHCO 3, cloro, sodio. I sali degli acidi nitrico e ortofosforico sono principalmente concimi minerali. Ad esempio, il nitrato di potassio KNO 3 è nitrato di potassio. Fa parte anche della polvere da sparo e di altre miscele pirotecniche. I sali vengono utilizzati per ottenere metalli, acidi e nella produzione del vetro. Molti prodotti fitosanitari contro malattie, parassiti, alcuni sostanze medicinali appartengono anche alla classe dei sali. Il permanganato di potassio KMnO 4 è spesso chiamato permanganato di potassio. COME materiale da costruzione vengono utilizzati calcare e gesso - CaSO 4. 2H 2 O, utilizzato anche in medicina.

Soluzioni e solubilità.

Come affermato in precedenza, la solubilità è una proprietà importante dei sali. La solubilità è la capacità di una sostanza di formare con un'altra sostanza un sistema omogeneo e stabile di composizione variabile, costituito da due o più componenti.

Soluzioni- Si tratta di sistemi omogenei costituiti da molecole di solvente e particelle di soluto.

Quindi, ad esempio, una soluzione di sale da cucina è costituita da un solvente - acqua, una sostanza disciolta - ioni Na +, Cl -.

Ioni(dal greco ión - andare), particelle elettricamente cariche formate dalla perdita o dall'acquisto di elettroni (o altre particelle cariche) da parte di atomi o gruppi di atomi. Il concetto e il termine "ione" furono introdotti nel 1834 da M. Faraday, il quale, studiando l'effetto della corrente elettrica su soluzioni acquose di acidi, alcali e sali, suggerì che la conduttività elettrica di tali soluzioni è dovuta al movimento degli ioni . Faraday chiamò cationi gli ioni caricati positivamente che si muovono in soluzione verso il polo negativo (catodo) e gli ioni caricati negativamente che si muovono verso il polo positivo (anodo) - anioni.

In base al grado di solubilità in acqua, le sostanze si dividono in tre gruppi:

1) Altamente solubile;

2) Leggermente solubile;

3) Praticamente insolubile.

Molti sali sono altamente solubili in acqua. Per decidere la solubilità degli altri sali in acqua, dovrai utilizzare la tabella di solubilità.

È noto che alcune sostanze, quando disciolte o fuse, conducono corrente elettrica, mentre altre non conducono corrente nelle stesse condizioni.

Vengono chiamate sostanze che si disintegrano in ioni in soluzioni o si fondono e quindi conducono corrente elettrica elettroliti.

Vengono chiamate sostanze che, nelle stesse condizioni, non si disintegrano in ioni e non conducono corrente elettrica non elettroliti.

Gli elettroliti comprendono acidi, basi e quasi tutti i sali. Gli elettroliti stessi non conducono elettricità. Nelle soluzioni e nelle fusioni si dividono in ioni, motivo per cui scorre la corrente.

Viene chiamata la scomposizione degli elettroliti in ioni quando disciolti in acqua dissociazione elettrolitica. Il suo contenuto si riduce alle seguenti tre disposizioni:

1) Gli elettroliti, quando disciolti in acqua, si dividono (si dissociano) in ioni: positivi e negativi.

2) Sotto l'influenza di una corrente elettrica, gli ioni acquisiscono movimento direzionale: gli ioni caricati positivamente si muovono verso il catodo e sono chiamati cationi, e gli ioni caricati negativamente si muovono verso l'anodo e sono chiamati anioni.

3) La dissociazione è un processo reversibile: parallelamente alla disintegrazione delle molecole in ioni (dissociazione), avviene il processo di combinazione degli ioni (associazione).

reversibilità

Elettroliti forti e deboli.

Per caratterizzare quantitativamente la capacità di un elettrolita di disintegrarsi in ioni, si utilizza il concetto di grado di dissociazione (α), t . E. Il rapporto tra il numero di molecole disintegrate in ioni e il numero totale di molecole. Ad esempio, α = 1 indica che l'elettrolita si è completamente disintegrato in ioni, mentre α = 0,2 significa che solo un quinto delle sue molecole si è dissociato. Quando una soluzione concentrata viene diluita, così come quando viene riscaldata, la sua conduttività elettrica aumenta, all'aumentare del grado di dissociazione.

A seconda del valore di α, gli elettroliti sono convenzionalmente divisi in forti (si dissociano quasi completamente, (α 0,95)) medi (0,95)

Gli elettroliti forti sono molti acidi minerali (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4, HNO 3, ecc.), alcali (NaOH, KOH, Ca(OH) 2, ecc.) e quasi tutti i sali. Quelli deboli includono soluzioni di alcuni acidi minerali (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), molti acidi organici (ad esempio acido acetico CH 3 COOH), una soluzione acquosa di ammoniaca (NH 3 .2 O), acqua, alcuni sali di mercurio (HgCl 2). Gli elettroliti di media resistenza spesso includono HF fluoridrico, H 3 PO 4 ortofosforico e acidi nitrosi HNO 2.

Idrolisi dei sali.

Il termine "idrolisi" deriva dalle parole greche hidor (acqua) e lisi (decomposizione). L'idrolisi è solitamente intesa come una reazione di scambio tra una sostanza e l'acqua. I processi idrolitici sono estremamente comuni nella natura che ci circonda (sia vivente che non vivente) e sono ampiamente utilizzati anche dagli esseri umani nelle moderne tecnologie produttive e domestiche.

L'idrolisi del sale è la reazione di interazione tra gli ioni che compongono il sale e l'acqua, che porta alla formazione di un elettrolita debole ed è accompagnata da un cambiamento nell'ambiente della soluzione.

Tre tipi di sali subiscono l'idrolisi:

a) sali formati da una base debole e un acido forte (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - avviene l'idrolisi del catione)

NH4++H2ONH3+H3O+

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

La reazione del mezzo è acida.

b) sali formati da una base forte e un acido debole (K 2 CO 3, Na 2 S - l'idrolisi avviene nell'anione)

SiO32- + 2H2OH2 SiO3 + 2OH -

K2SiO3+2H2OH2SiO3+2KOH

La reazione del mezzo è alcalina.

c) sali formati da una base debole e un acido debole (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - l'idrolisi avviene nel catione e nell'anione.

2NH4 + + CO3 2- + 2H2O2NH3 . H2O+H2CO3

(NH4)2CO3 + H2O2NH3. H2O+H2CO3

Spesso la reazione dell'ambiente è neutra.

d) i sali formati da una base forte e un acido forte (NaCl, Ba(NO 3) 2) non sono soggetti a idrolisi.

In alcuni casi, l'idrolisi procede in modo irreversibile (come si suol dire, arriva fino alla fine). Quindi, quando si mescolano soluzioni di carbonato di sodio e solfato di rame, precipita un precipitato blu di sale basico idrato che, una volta riscaldato, perde parte dell'acqua di cristallizzazione e acquisisce un colore verde - si trasforma in carbonato di rame basico anidro - malachite:

2CuSO4 + 2Na2 CO3 + H2O (CuOH)2 CO3 + 2Na2SO4 + CO2

Quando si mescolano soluzioni di solfuro di sodio e cloruro di alluminio, anche l'idrolisi procede fino al completamento:

2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S + 6NaCl

Pertanto Al 2 S 3 non può essere isolato da una soluzione acquosa. Questo sale è ottenuto da sostanze semplici.

ELETTROLITI– sostanze le cui soluzioni o fusioni conducono corrente elettrica.

NON ELETTROLITI– sostanze le cui soluzioni o fusioni non conducono corrente elettrica.

Dissociazione– decomposizione dei composti in ioni.

Grado di dissociazione– il rapporto tra il numero di molecole dissociate in ioni e il numero totale di molecole presenti nella soluzione.

ELETTROLITI FORTI quando disciolti in acqua si dissociano quasi completamente in ioni.

Quando si scrivono equazioni per la dissociazione degli elettroliti forti, viene utilizzato il segno uguale.

Gli elettroliti forti includono:

· Sali solubili ( vedere la tabella di solubilità);

· Molti acidi inorganici: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Aspetto elettroliti acidi-forti nella tabella di solubilità);

· Basi di metalli alcalini (LiOH, NaOH, KOH) e alcalino terrosi (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) ( vedere elettroliti basi-forti nella tabella di solubilità).

ELETTROLITI DEBOLI nelle soluzioni acquose solo parzialmente (reversibilmente) si dissociano in ioni.

Quando si scrivono equazioni di dissociazione per elettroliti deboli, viene indicato il segno di reversibilità.

Gli elettroliti deboli includono:

· Quasi tutti gli acidi organici e l'acqua (H 2 O);

· Alcuni acidi inorganici: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Aspetto elettroliti acidi-deboli nella tabella di solubilità);

· Idrossidi metallici insolubili (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( guarda i giardini-Celettroliti deboli nella tabella di solubilità).

Il grado di dissociazione elettrolitica è influenzato da una serie di fattori:

natura del solvente e elettrolita: gli elettroliti forti sono sostanze con legami ionici e covalenti fortemente polari; buona capacità ionizzante, ad es. la capacità di provocare la dissociazione delle sostanze è posseduta da solventi con un'elevata costante dielettrica, le cui molecole sono polari (ad esempio l'acqua);

temperatura: poiché la dissociazione è un processo endotermico, aumentando la temperatura aumenta il valore di α;

concentrazione: quando la soluzione viene diluita il grado di dissociazione aumenta, mentre all'aumentare della concentrazione diminuisce;

fase del processo di dissociazione: ogni fase successiva è meno efficace della precedente, circa 1000–10.000 volte; ad esempio, per l'acido fosforico α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (primo stadio, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (secondo stadio, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (terzo stadio, α 3).

Per questo motivo, in una soluzione di questo acido la concentrazione di ioni idrogeno è la più alta e la concentrazione di ioni fosfato PO3−4 è la più bassa.

1. La solubilità e il grado di dissociazione di una sostanza non sono correlati tra loro. Ad esempio, l'acido acetico, che è altamente (illimitatamente) solubile in acqua, è un elettrolita debole.

2. Una soluzione di un elettrolita debole contiene meno di altri quegli ioni che si formano nell'ultimo stadio della dissociazione elettrolitica

Anche il grado di dissociazione elettrolitica viene influenzato aggiungendo altri elettroliti: es. grado di dissociazione dell'acido formico

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

diminuisce se alla soluzione viene aggiunto un po' di formiato di sodio. Questo sale si dissocia per formare ioni formiato HCOO −:

HCOONa → HCOO−+Na+

Di conseguenza, la concentrazione di ioni HCOO– nella soluzione aumenta e, secondo il principio di Le Chatelier, un aumento della concentrazione di ioni formiato sposta l'equilibrio del processo di dissociazione dell'acido formico a sinistra, cioè il grado di dissociazione diminuisce.

Legge di diluizione di Ostwald- una relazione che esprime la dipendenza della conduttività elettrica equivalente di una soluzione diluita di un elettrolita debole binario dalla concentrazione della soluzione:

Ecco la costante di dissociazione dell'elettrolita, la concentrazione e i valori di conducibilità elettrica equivalente rispettivamente a concentrazione e a diluizione infinita. Il rapporto è una conseguenza della legge dell’azione di massa e dell’uguaglianza

dove è il grado di dissociazione.

La legge di diluizione di Ostwald fu derivata da W. Ostwald nel 1888 e la confermò anche sperimentalmente. La verifica sperimentale della correttezza della legge di diluizione di Ostwald è stata di grande importanza per convalidare la teoria della dissociazione elettrolitica.

Dissociazione elettrolitica dell'acqua. Idrogeno pH L'acqua è un elettrolita anfotero debole: H2O H+ + OH- o più precisamente: 2H2O = H3O+ + OH- La costante di dissociazione dell'acqua a 25°C è pari a: Questo valore della costante corrisponde alla dissociazione di uno di cento milioni di molecole d'acqua, pertanto la concentrazione dell'acqua può considerarsi costante e pari a 55,55 mol/l (densità dell'acqua 1000 g/l, massa di 1 l 1000 g, quantità di sostanza acquosa 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Quindi questo valore è costante ad una data temperatura (25°C), si chiama prodotto ionico dell'acqua KW: La dissociazione dell'acqua è un processo endotermico, quindi all'aumentare della temperatura, secondo il principio di Le Chatelier, la dissociazione si intensifica, la il prodotto ionico aumenta e raggiunge il valore di 10-13 a 100°C. Nell'acqua pura a 25°C le concentrazioni di idrogeno e di ioni ossidrile sono uguali tra loro: = = 10-7 mol/l Le soluzioni in cui le concentrazioni di idrogeno e di ioni ossidrile sono uguali tra loro sono dette neutre. Se a acqua pulita aggiungere acido, la concentrazione di ioni idrogeno aumenterà e diventerà maggiore di 10-7 mol/l, il mezzo diventerà acido e la concentrazione di ioni idrossile cambierà istantaneamente in modo che il prodotto ionico dell'acqua mantenga il suo valore di 10-14 . La stessa cosa accadrà quando si aggiungeranno alcali all'acqua pulita. Le concentrazioni di idrogeno e ioni ossidrile sono legate tra loro attraverso il prodotto ionico, pertanto, conoscendo la concentrazione di uno degli ioni, è facile calcolare la concentrazione dell'altro. Ad esempio, se = 10-3 mol/l, allora = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, oppure se = 10-2 mol/l, allora = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Pertanto, la concentrazione di idrogeno o ioni ossidrile può servire come caratteristica quantitativa dell'acidità o dell'alcalinità del mezzo. In pratica non utilizzano le concentrazioni di idrogeno o di ioni idrossile, ma gli indicatori di pH dell'idrogeno o pH dell'ossidrile. L'indicatore del pH dell'idrogeno è uguale al logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni idrogeno: pH = - lg L'indicatore del pH dell'idrossile è uguale al logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni ossidrile: pH = - log È facile dimostrarlo con prendendo il logaritmo del prodotto ionico dell'acqua che pH + pH = 14 Se il pH del mezzo è 7 - l'ambiente è neutro, se inferiore a 7 è acido, e più basso è il pH, maggiore è la concentrazione di ioni idrogeno . Un pH maggiore di 7 significa che l'ambiente è alcalino; maggiore è il pH, maggiore è la concentrazione di ioni ossidrile.

La corrente elettrica è il movimento diretto di particelle cariche: elettroni o ioni.
Gli elettroliti sono sostanze, soluzioni o fusioni (nell'Esame di Stato Unificato si parla spesso di soluzioni) che conducono corrente elettrica, cioè contengono particelle cariche. In una soluzione non ci sono elettroni liberi; i portatori di carica sono ioni. La corrente elettrica viene effettuata mediante fusioni di sostanze con un reticolo cristallino ionico.

Gli elettroliti includono:

• Acidi
• Motivi

Più particelle cariche sono presenti in una soluzione, migliore è la conduzione della corrente elettrica, cioè Più molecole di una sostanza si dissociano, più forte è l'elettrolita.

Devi conoscere a memoria l'elenco degli elettroliti forti e deboli!

Elettroliti forti (in soluzioni):11

• Sali solubili

FeCl 3, CuSO 4, K 2 CO 3, ecc.

• Alcali

8 idrossidi solubili: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2.

• Acidi forti

HI, HBr, HCl, H 2 SO 4 (diluito), HNO 3, HClO 4, HClO 3, HMnO 4, H 2 CrO 4

Elettroliti deboli:

• Fondamenta deboli

idrossidi insolubili, NH 3 ∙H 2 O, soluzioni amminiche

• Acidi deboli e medi

H 3 PO 4, HF, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, acidi organici.

• Acqua

L'H 2 O è un elettrolita molto debole; si dissocia in modo trascurabile. L'acqua distillata pura non conduce corrente.

Non elettroliti: la maggior parte dei composti organici, ossidi, sostanze le cui molecole contengono solo legami covalenti non polari o poco polari, ecc.

La forza dell'elettrolita è determinata dal grado di dissociazione. Consideriamo il sale A 2 B e l'acido H 3 X:

La dissociazione è sempre un processo reversibile.

I sali si dissociano (si scompongono reversibilmente in ioni) quasi al 100%:

UN 2 B ⇄ 2A + + B 2- . Poiché tutte le molecole si sono disintegrate in ioni, da 1 mole AB abbiamo ottenuto 1 mole B 2- e 2 moli A +, cioè tre moli di ioni.

Gli acidi e le basi polibasici si dissociano gradualmente:

H 3 X ⇄ H + + H 2 X -

H2X- ⇄ HX2- + H+

HX2- ⇄X3- + H+

Inoltre, ogni fase successiva della dissociazione procede peggio della precedente, perché c'è un processo competitivo: una reazione inversa. L'ordine è approssimativamente questo: di 1 mole di molecole di acido debole, 0,05 moli sono state dissociate nel primo passaggio, 0,0002 moli nel secondo e 0,00000001 mole nel terzo. In totale si sono formate poco più di 0,1 moli di ioni.

Ovviamente, questa soluzione di questo acido conduce la corrente peggio della soluzione salina.

Un paio di domande pratiche:

1) Quali particelle si formano durante la dissociazione del nitrato di sodio

a) Na+, N+5, O-2; b) Na+, NO3 - c) Na, NO2, O2 d) NaNO2, O2

Soluzione: il nitrato di sodio è formato da un residuo di acido nitrico e un catione di sodio. L'equazione della sua dissociazione è: NaNO3 ⇄ Na + + NO 3 - . Risposta b).

2) Quattro provette contengono soluzioni un molari delle seguenti sostanze:

a) H 3 PO 4 b) Na 2 SO 4 c) NaCl d) HBr

Quale provetta contiene più ioni?

Soluzione: a) acido ortofosforico - forza media, si dissocia debolmente, la maggior parte delle molecole rimarranno molecole nella soluzione.

b) solfato di sodio - sale, si dissocia completamente, da una mole di sale si ottengono tre moli di ioni: Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 4 2- .

c) cloruro di sodio - sale, si dissocia completamente, da una mole di sale si formano due moli di ioni: NaCl ⇄ Na + + Cl - .

d) l'acido bromidrico è forte, ma non si dissocia completamente (a differenza dei sali). Nella reazione HBr ⇄ H+ + Br-, da una mole di HBr si formano meno di due moli di ioni.