Примери за силни и слаби киселини и основи. Силните електролити включват киселина.Силен електролит е co2 o2 h2s h2so4

Как да различим силните електролити от слабите? и получи най-добрия отговор

Отговор от Павел Бескровни [master]
СИЛНИТЕ ЕЛЕКТРОЛИТИ, когато се разтворят във вода, почти напълно се дисоциират на йони. За такива електролити СТОЙНОСТТА НА СТЕПЕНТА НА ДИСОЦИАЦИЯ клони към ЕДИНСТВО в разредени разтвори.
Силните електролити включват:
1) почти всички соли;
2) силни киселини, например: H2SO4 (сярна киселина), HCl (солна киселина), HNO3 (азотна киселина);
3) всички основи, например: NaOH (натриев хидроксид), KOH (калиев хидроксид).
СЛАБИТЕ ЕЛЕКТРОЛИТИ, когато се разтварят във вода, почти не се дисоциират на йони. За такива електролити СТОЙНОСТТА НА СТЕПЕНТА НА ДИСОЦИАЦИЯ клони към НУЛА.
Слабите електролити включват:
1) слаби киселини - H2S (сероводород), H2CO3 (въглена киселина), HNO2;
2) воден разтвор на амоняк NH3 * H2O
СТЕПЕНТА НА ДИСОЦИАЦИЯ е съотношението на броя на частиците, разпаднали се на йони (Nd) към общия брой на разтворените частици (Np) (обозначава се с гръцката буква алфа):
a= Nd / Nr. Електролитната дисоциация е обратим процес за слабите електролити. Надявам се, че знаете какво представляват електролитите, тъй като питате. Това е по-просто, ако е по-сложно, вижте по-горе (за няколко EO).
Електролитната дисоциация е обратим процес за слабите електролити.
Ако имате въпроси, отидете на сапун.

Силните електролити, когато се разтварят във вода, почти напълно се дисоциират на йони, независимо от тяхната концентрация в разтвора.

Следователно в уравненията на дисоциация на силни електролити се използва знак за равенство (=).

Силните електролити включват:

Разтворими соли;

Много неорганични киселини: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Основи, образувани от алкални метали (LiOH, NaOH, KOH и др.) и алкалоземни метали (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабите електролити във водни разтвори само частично (обратимо) се дисоциират на йони.

Следователно в уравненията на дисоциация на слаби електролити се използва знакът за обратимост (⇄).

Слабите електролити включват:

Почти всички органични киселини и вода;

Някои неорганични киселини: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;

Неразтворими метални хидроксиди: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др.

Уравнения на йонни реакции

Уравнения на йонни реакции
Химичните реакции в разтвори на електролити (киселини, основи и соли) протичат с участието на йони. Крайният разтвор може да остане бистър (продуктите са силно разтворими във вода), но един от продуктите ще бъде слаб електролит; в други случаи ще настъпи утаяване или отделяне на газ.

За реакции в разтвори, включващи йони, се съставя не само молекулярното уравнение, но и пълното йонно уравнение и краткото йонно уравнение.
В йонните уравнения, според предложението на френския химик K. -L. Според Berthollet (1801) всички силни, лесно разтворими електролити се записват под формата на йонни формули, а утайките, газовете и слабите електролити се записват под формата на молекулни формули. Образуването на утаяване е отбелязано със знак „стрелка надолу“ (↓), а образуването на газове със знак „стрелка нагоре“ (). Пример за писане на уравнение на реакция с помощта на правилото на Berthollet:

а) молекулярно уравнение
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) пълно йонно уравнение
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - газ, H2O - слаб електролит)
в) кратко йонно уравнение
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Обикновено, когато пишат, те се ограничават до кратко йонно уравнение, като твърдите реагенти се обозначават с индекс (t), газообразните реагенти с индекс (g). Примери:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 е практически неразтворим във вода
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(пълните и кратките йонни уравнения са еднакви)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(повечето киселинни соли са силно разтворими във вода).

Ако в реакцията не участват силни електролити, йонната форма на уравнението отсъства:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

БИЛЕТ №23

Хидролиза на соли

Солната хидролиза е взаимодействието на солни йони с вода за образуване на леко дисоцииращи частици.

Хидролизата буквално е разлагане с вода. Като дефинираме реакцията на солева хидролиза по този начин, подчертаваме, че солите в разтвора са под формата на йони и че движещата сила на реакцията е образуването на леко дисоцииращи частици (общо правило за много реакции в разтвори).

Хидролизата възниква само в случаите, когато йоните, образувани в резултат на електролитната дисоциация на солта - катион, анион или и двете заедно - са способни да образуват слабо дисоцииращи съединения с водни йони, а това от своя страна се случва, когато катионът е силно поляризиращ (катион на слаба основа), а анионът е лесно поляризиран (анион на слаба киселина). Това променя pH на околната среда. Ако катионът образува силна основа, а анионът образува силна киселина, тогава те не се подлагат на хидролиза.

1. Хидролиза на сол на слаба основа и силна киселинапреминава през катиона, може да се образува слаба основа или основна сол и рН на разтвора ще намалее

2. Хидролиза на сол на слаба киселина и силна основапреминава през аниона, може да се образува слаба киселина или кисела сол и pH на разтвора ще се повиши

3. Хидролиза на сол на слаба основа и слаба киселинаобикновено преминава напълно, за да образува слаба киселина и слаба основа; pH на разтвора се различава леко от 7 и се определя от относителната сила на киселината и основата

4. Хидролиза на сол на силна основа и силна киселина не се случва

Въпрос 24 Класификация на оксидите

Оксидисе наричат ​​сложни вещества, чиито молекули включват кислородни атоми в степен на окисление - 2 и някой друг елемент.

Оксидиможе да се получи чрез директно взаимодействие на кислород с друг елемент или индиректно (например по време на разлагането на соли, основи, киселини). При нормални условия оксидите са в твърди, течни и газообразни състояния; този тип съединения са много често срещани в природата. Оксидите се намират в земната кора. Ръждата, пясъкът, водата, въглеродният диоксид са оксиди.

Солеобразуващи оксиди Например,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Солеобразуващи оксиди- Това са оксиди, които образуват соли в резултат на химични реакции. Това са оксиди на метали и неметали, които при взаимодействие с вода образуват съответните киселини, а при взаимодействие с основи - съответните киселинни и нормални соли. Например,Медният оксид (CuO) е солеобразуващ оксид, тъй като например, когато реагира със солна киселина (HCl), се образува сол:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В резултат на химични реакции могат да се получат други соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Несолеобразуващи оксидиТова са оксиди, които не образуват соли. Примерите включват CO, N2O, NO.

ЕЛЕКТРОЛИТИ– вещества, чиито разтвори или стопилки провеждат електрически ток.

НЕЕЛЕКТРОЛИТНИ– вещества, чиито разтвори или стопилки не провеждат електрически ток.

Дисоциация– разлагане на съединенията до йони.

Степен на дисоциация– отношението на броя на молекулите, дисоциирани на йони, към общия брой молекули в разтвора.

СИЛНИ ЕЛЕКТРОЛИТИкогато се разтворят във вода, те почти напълно се дисоциират на йони.

При писане на уравнения за дисоциацията на силни електролити се използва знак за равенство.

Силните електролити включват:

· Разтворими соли ( виж таблицата за разтворимост);

· Много неорганични киселини: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Виж киселини-силни електролити в таблицата за разтворимост);

· Основи на алкални (LiOH, NaOH, KOH) и алкалоземни (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) метали ( вижте базично силните електролити в таблицата за разтворимост).

СЛАБИ ЕЛЕКТРОЛИТИвъв водни разтвори само частично (обратимо) се дисоциират на йони.

При писане на уравнения на дисоциация за слаби електролити се посочва знакът за обратимост.

Слабите електролити включват:

· Почти всички органични киселини и вода (H 2 O);

· Някои неорганични киселини: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Виж киселини-слаби електролити в таблицата за разтворимост);

· Неразтворими метални хидроксиди (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( погледнете основанията-° Сслаби електролити в таблицата за разтворимост).

Степента на електролитна дисоциация се влияе от редица фактори:

природата на разтворителя и електролит: силните електролити са вещества с йонни и ковалентни силно полярни връзки; добра йонизираща способност, т.е. способността да предизвикват дисоциация на веществата се притежава от разтворители с висока диелектрична константа, чиито молекули са полярни (например вода);

температура: тъй като дисоциацията е ендотермичен процес, повишаването на температурата увеличава стойността на α;

концентрация: когато разтворът се разрежда, степента на дисоциация се увеличава, а с увеличаване на концентрацията намалява;

етап на процеса на дисоциация: всеки следващ етап е по-малко ефективен от предишния, приблизително 1000–10 000 пъти; например за фосфорна киселина α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (първи етап, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (втори етап, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (трети етап, α 3).

Поради тази причина в разтвор на тази киселина концентрацията на водородни йони е най-висока, а концентрацията на фосфатни йони PO3−4 е най-ниска.

1. Разтворимостта и степента на дисоциация на дадено вещество не са свързани помежду си. Например оцетната киселина, която е силно (неограничено) разтворима във вода, е слаб електролит.

2. Разтворът на слаб електролит съдържа по-малко от другите онези йони, които се образуват в последния етап на електролитна дисоциация

Степента на електролитна дисоциация също е засегната добавяне на други електролити: например степен на дисоциация на мравчена киселина

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

намалява, ако към разтвора се добави малко натриев формиат. Тази сол се дисоциира, за да образува формиатни йони HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

В резултат на това концентрацията на HCOO– йони в разтвора се увеличава и според принципа на Льо Шателие, увеличаването на концентрацията на формиатните йони измества равновесието на процеса на дисоциация на мравчената киселина наляво, т.е. степента на дисоциация намалява.

Закон за разреждане на Оствалд- зависимост, изразяваща зависимостта на еквивалентната електрическа проводимост на разреден разтвор на бинарен слаб електролит от концентрацията на разтвора:

Тук е константата на дисоциация на електролита, е концентрацията и са стойностите на еквивалентната електрическа проводимост при концентрация и съответно при безкрайно разреждане. Отношението е следствие от закона за масовото действие и равенството

където е степента на дисоциация.

Законът за разреждане на Оствалд е изведен от У. Оствалд през 1888 г. и той също го потвърждава експериментално. Експерименталното установяване на правилността на закона за разреждане на Оствалд беше от голямо значение за обосноваване на теорията за електролитната дисоциация.

Електролитна дисоциация на вода. Водород pH Водата е слаб амфотерен електролит: H2O H+ + OH- или по-точно: 2H2O = H3O+ + OH- Константата на дисоциация на водата при 25°C е равна на: Тази стойност на константата съответства на дисоциацията на един изв. от сто милиона водни молекули, следователно концентрацията на водата може да се счита за постоянна и равна на 55,55 mol/l (плътност на водата 1000 g/l, маса на 1 l 1000 g, количество водно вещество 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Тогава тази стойност е постоянна при дадена температура (25°C), тя се нарича йонен продукт на водата KW: дисоциацията на водата е ендотермичен процес, следователно с повишаване на температурата, в съответствие с принципа на Le Chatelier, дисоциацията се засилва, йонният продукт нараства и достига стойност от 10-13 при 100°C. В чиста вода при 25°C концентрациите на водородни и хидроксилни йони са равни една на друга: = = 10-7 mol/l Разтвори, в които концентрациите на водородни и хидроксилни йони са равни една на друга, се наричат ​​неутрални. Ако киселина се добави към чиста вода, концентрацията на водородни йони ще се увеличи и ще стане по-голяма от 10-7 mol/l, средата ще стане кисела и концентрацията на хидроксилни йони незабавно ще се промени, така че йонният продукт на водата да остане стойността му е 10-14. Същото ще се случи и при добавяне на алкали към чиста вода. Концентрациите на водородните и хидроксилните йони са свързани една с друга чрез йонния продукт, следователно, знаейки концентрацията на един от йоните, е лесно да се изчисли концентрацията на другия. Например, ако = 10-3 mol/l, тогава = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, или ако = 10-2 mol/l, тогава = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. По този начин концентрацията на водородни или хидроксилни йони може да служи като количествена характеристика на киселинността или алкалността на средата. На практика те не използват концентрациите на водородни или хидроксилни йони, а водородните рН или хидроксилните рН индикатори. Водородният pH индикатор е равен на отрицателния десетичен логаритъм от концентрацията на водородни йони: pH = - lg Хидроксилният индикатор pH е равен на отрицателния десетичен логаритъм от концентрацията на хидроксилни йони: pH = - log Лесно се показва чрез вземане на логаритъм на йонното произведение на вода, че pH + pH = 14 Ако pH на средата е 7 - средата е неутрална, ако е по-малко от 7 е кисела и колкото по-ниско е pH, толкова по-висока е концентрацията на водородни йони . pH над 7 означава, че средата е алкална; колкото по-високо е pH, толкова по-висока е концентрацията на хидроксилни йони.

1. ЕЛЕКТРОЛИТИ

1.1. Електролитна дисоциация. Степен на дисоциация. Мощност на електролита

Според теорията на електролитната дисоциация солите, киселините и хидроксидите, когато се разтворят във вода, напълно или частично се разпадат на независими частици - йони.

Процесът на разлагане на молекулите на веществото в йони под въздействието на молекули на полярния разтворител се нарича електролитна дисоциация. Веществата, които се дисоциират на йони в разтвори, се наричат електролити.В резултат на това разтворът придобива способността да провежда електрически ток, т.к в него се появяват подвижни носители на електрически заряд. Според тази теория, когато се разтворят във вода, електролитите се разпадат (дисоциират) на положително и отрицателно заредени йони. Положително заредените йони се наричат катиони; те включват, например, водород и метални йони. Отрицателно заредените йони се наричат аниони; Те включват йони на киселинни остатъци и хидроксидни йони.

За количествена характеристика на процеса на дисоциация беше въведена концепцията за степента на дисоциация. Степента на дисоциация на електролит (α) е съотношението на броя на неговите молекули, разпаднати на йони в даден разтвор (н ), към общия брой на неговите молекули в разтвора (Нито

α = .

Степента на електролитна дисоциация обикновено се изразява или във фракции от единица, или като процент.

Електролитите със степен на дисоциация над 0,3 (30%) обикновено се наричат ​​силни, със степен на дисоциация от 0,03 (3%) до 0,3 (30%) - средни, по-малко от 0,03 (3%) - слаби електролити. И така, за 0,1 М разтвор CH3COOH α = 0,013 (или 1,3%). Следователно оцетната киселина е слаб електролит. Степента на дисоциация показва каква част от разтворените молекули на дадено вещество се е разпаднала на йони. Степента на електролитна дисоциация на електролит във водни разтвори зависи от природата на електролита, неговата концентрация и температура.

По своето естество електролитите могат да бъдат разделени на две големи групи: силен и слаб. Силни електролитидисоциират почти напълно (α = 1).

Силните електролити включват:

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

2) основи - метални хидроксиди от първата група на основната подгрупа (алкали) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , както и хидроксиди на алкалоземни метали – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) соли, разтворими във вода (виж таблицата за разтворимост).

Слаби електролити дисоциират на йони в много малка степен; в разтворите се намират главно в недисоциирано състояние (в молекулярна форма). При слабите електролити се установява равновесие между недисоциирани молекули и йони.

Слабите електролити включват:

1) неорганични киселини ( H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO и др.);

2) вода (H2O);

3) амониев хидроксид ( NH4OH);

4) повечето органични киселини

(например оцетна CH3COOH, мравчена HCOOH);

5) неразтворими и слабо разтворими соли и хидроксиди на някои метали (вижте таблицата за разтворимост).

Процес електролитна дисоциацияизобразени с помощта на химични уравнения. Например, дисоциация на солна киселина (HCл ) се записва по следния начин:

HCl → H + + Cl – .

Базите се дисоциират, за да образуват метални катиони и хидроксидни йони. Например, дисоциацията на KOH

KOH → K + + OH – .

Многоосновните киселини, както и основите на многовалентните метали, се дисоциират стъпаловидно. Например,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

Първото равновесие - дисоциация според първата стъпка - се характеризира с константата

.

За втори етап на дисоциация:

.

В случая на въглеродна киселина константите на дисоциация имат следните стойности: К I = 4,3× 10 –7, К II = 5,6 × 10–11. Винаги за поетапно разпадане Каз > К II > К III >... , защото енергията, която трябва да се изразходва за отделяне на йон е минимална, когато той се отделя от неутрална молекула.

Средните (нормални) соли, разтворими във вода, се дисоциират, за да образуват положително заредени метални йони и отрицателно заредени йони на киселинния остатък

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Киселинните соли (хидросоли) са електролити, съдържащи водород в аниона, който може да бъде отделен под формата на водороден йон Н +. Киселинните соли се считат за продукт, получен от многоосновни киселини, в които не всички водородни атоми са заменени с метал. Дисоциацията на киселинни соли се извършва на етапи, например:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (първи етап)