Сильные электролиты являются хорошим проводником электричества и имеют широкое применение в реальном мире. К этой категории обычно относятся сильные кислоты и сильные основания, поскольку они полностью диссоциируют на ионы в расплавленном состоянии.
иодистоводородная кислота (HI)
Также известна как иодистоводородная кислота и существует в виде водного раствора HI (йодистого водорода). Он относится к категории сильных кислот.
Кроме того, он полностью диссоциирует при смешивании с раствором и поэтому является сильным электролитом. Он бесцветен и обычно существует в количестве около 47-58% в растворе.
Применение:
Он используется как Восстановитель в некоторых химических реакциях.
Бромистоводородная кислота (ХБр)
Бромистоводородная кислота известна как одна из сильнейших минеральных кислот после иодистоводородная кислота. Значение Pka составляет около -9, что делает его сильной кислотой, а также сильным электролитом..
Он диссоциирует внутри водного раствора с образованием положительных ионов водорода и отрицательных ионов брома без следов самой молекулы.
РИО. РАЗБОР ЗАДАНИЯ 31. ХИМИЯ ЕГЭ
Пользы:
Он известен тем, что используется в качестве источника H + в антимарковниковских реакциях гидрирования алкенов.
Используется для получения броморганических соединений.
Соляная кислота (HCl)
Соляная кислота довольно известна в мире самой химии и также называется соляной кислотой. Внутри раствора он существует в виде [H + (водный) Cl — (водный) или H3O + Cl — ] с очень сильным резким запахом. Он относится к категории сильных электролитов с большим Ka значения.
В отношении HCl есть довольно интересная вещь: она присутствует в пищеварительном тракте человеческого тела (желудке) и играет жизненно важную роль в процессе пищеварения.
Пользы:
Важным применением HCl является рафинирование металлов.
Также используется в качестве источника кислоты в многочисленных органических реакциях.
Серная кислота (H2SO4)
Это бесцветная кислота, известная как король кислот и также называемая купоросным маслом. ЧАС2SO4 полярен со значением диэлектрической проницаемости 100, благодаря чему обладает высокой электропроводностью.
Когда Н2SO4 смешивается с растворителем, он подвергается автопротолизу, т.е. Он диссоциирует, пронируя себя, как показано выше.
Применение:
Используется как обезвоживающее средство.
Он используется во многих промышленных процессах, таких как контактный процесс, мокрый серный метод, а также в процессе со свинцовой камерой.
Использование в качестве электролита в лeкислотно-кислотные батареи включает следующие реакции
На аноде
Pb + SO2−4 ⇌ PbSO4 + 2 e —
На катоде
PbO2 + 4H + + SO2−4 + 2 е — ⇌ PbSO4 + 2H2O
В общем:
Pb + PbO2 + 4H + + 2 SO2−4 ⇌ 2 PbSO4 + 2H2O
Азотная кислота (HNO3)
Азотная кислота используется для нитрования, а также является очень сильным окислителем. Для него также используются такие термины, как «аква фортис» и «спирт селитры».
очистить техническое серебро в домашних условиях. Аффинаж с помощью селитры и электролита.
При температуре окружающей среды азотная кислота считается сильной кислотой, и при растворении в растворителе она легко подвергается самоавтоионизации, что называется автопротолизом.
Применение:
Используется для проведения ксантопротеидного теста белков
Iв сельскохозяйственном поле, используется для приготовления удобрений.
Используется для рафинирования металлов, чистящее средство, а также при переработке ядерного топлива
Также используется в царской водке
Трифликовая кислота (CF3SO3)
Тройфловая кислота представляет собой сульфокислоту со значением Ka= 5 × 10 14, pKa -14.7 ± 2.0, что делает его суперкислотой и полностью диссоциирует внутри раствора, обеспечивая протонную проводимость.
Пользы:
Трифликовая кислота используется в реакциях Фриделя Крафта в качестве сильного ацилирующего агента, как показано выше:
Он также повышает октановое число бензина на нефтяной основе.
Используется в качестве источника кислоты во многих реакциях органического синтеза, таких как алкилирование, этерификация, ацилирование, изомеризация, этоксилирование, циклизация и катионная перегруппировка.
Фторсерная кислота ( ФСО3H)
Это бесцветная кислота, тесно связанная с H.2SO4 поскольку обе кислоты имеют тетраэдрическую геометрию с единственным отличием в атоме фтора. Он также относится к категории суперкислот со значением K = 4.0 × 10–8 (при 298 K). Он полностью ионизируется внутри растворителя.
Также происходит самоионизация фторсульфоновой кислоты:
Пользы:
HSO3F полезен для изготовления свинцовых стекол, поскольку он используется при регенерации смесей HF и H.2SO4 требуется в процессе травления.
Изомеризация алканов и алкилирование углеводородов алкенами происходят в присутствии HSO.3F
Он также используется в качестве лабораторного фторирующего агента.
Часто задаваемые вопросы
Что вы понимаете под электролитами?
Термин «электролиты» относится к веществу, которое проводит электричество только в расплавленном состоянии и также известно как электролитические проводники.
Прежде чем двигаться дальше, давайте глубже разберемся в этой концепции электролитов.
Здесь возникает один вопрос: все ли вещества, проводящие электричество, называются электролитами?
Ответ — нет, поскольку не все вещества, проводящие электричество, такие как металлические проводники, не попадают в эту категорию, потому что они не подвергаются процессу разложения для выработки электричества, подобно электролитическим проводникам, которые генерируют электричество только при переходе в расплавленное состояние.
Типы электролитов
Существует три широких категории электролитов.
Существуют три широкие категории электролитов.
1. Сильные электролиты полностью диссоциируют на ионы внутри раствора без следов молекул электролита. Давайте разберемся в этом, взяв случайный пример электролита.
Если АБ диссоциирует полностью, то он считается сильным электролитом только в том случае, если в растворе присутствуют его ионы, как вы можете видеть на картинке выше.
2. Слабые электролиты те, которые полностью не распадаются на ионы. Как видно из приведенного рисунка, при смешивании раствора АБ с растворителем он также содержит следы молекулы АБ.
3. Неэлектролиты не диссоциируют внутри водного раствора и, следовательно, не способствуют проводимости электричества. Предположим, что AB теперь является электролитом.
Что Какие факторы влияют на электролитическую проводимость?
1.Природа электролита:
Как правило, сильный электролит проводит больше электричества, чем слабый электролит, поскольку он ионизируется в меньшей степени.
2. Природа растворителя:
Растворители играют жизненно важную роль, так как в полярных растворителях электролит ионизируется сильнее, чем в неполярных растворителях.
3. температура:
степень диссоциации прямо пропорциональна температуре. Следовательно, при высоких температурах возможна более электролитическая проводимость.
4.Концентрация раствора
Для сильных электролитов коэффициент концентрации прямо пропорционален количеству раствора, поскольку концентрация межионных соединений увеличивается при высокой концентрации и, в конечном итоге, отвечает за большую проводимость.
В случае слабых электролитов степень ионизации меньше. Следовательно, слабый электролит = 1/концентрация раствора.
Назовите разницу между металлической проводимостью и электролитической проводимостью.
Что такое закон разбавления Оствальда и почему он неприменим к сильным электролитам?
Согласно этому закону при диссоциации электролита в воде устанавливается равновесие между диссоциированной и недиссоциированной молекулой.
Однако в случае сильных электролитов образования равновесия не происходит, так как сильный электролит полностью диссоциирует, тогда как слабый электролит не полностью ионизируется, поэтому возможно образование равновесия.
Как определяют электропроводность сильных электролитов?
Параметром, используемым для измерения проводимости сильного электролита, является молярная проводимость.
Что вы понимаете под молярной проводимостью?
Молярная проводимость = Электропроводность/молярная концентрация
Итоги
В заключение, все сильные кислоты являются сильными электролитами и полностью растворяются в растворе, и здесь мы обсуждаем наиболее сильные кислоты в качестве сильных электролитов и их соответствующее использование.
Источник: ru.lambdageeks.com
Таблица сильных и слабых электролитов
Не расписываем на ионы ОКСИДЫ, осадки, газы, Н2О, малодиссоциирующие вещества.
Сильные электролиты (расписываем на ионы) кислоты щёлочи
Материалы на данной страницы взяты из открытых истончиков либо размещены пользователем в соответствии с договором-офертой сайта. Вы можете сообщить о нарушении.
Источник: znanio.ru
Малорастворимые электролиты. Произведение растворимости
Раствор, находящийся при определенных условиях в термодинамическом равновесии с твердым электролитом, является насыщенным относительно этого электролита. Вещества, растворимость которых составляет более 1 г на 100 г растворителя, принято считать хорошо растворимыми, от 0,01 до 1 г — малорастворимыми, менее 0,01 г — практически нерастворимыми. Для краткости последние две группы веществ часто объединяют под общим названием «малорастворимые».
Принимая во внимание, что в равновесии с твердым осадком находятся только гидратированные продукты его диссоциации или ионизации (степень диссоциации около 100%), гетерогенное равновесие между осадком и насыщенным водным раствором электролита А„ВШ может быть представлено в виде
Константа равновесия (6.13) равна
где Л»‘ + и В» — концентрации ионов в насыщенном растворе; Л„В,„ — в твердой фазе.
Произведение К и [А„Вт(к)], с учетом постоянной концентрации инди- видулыюго вещества в осадке, является константой, называемой константой произведения растворимости (Кпр), или упрощенно произведением растворимости (IIP):
В насыщенном растворе электролита произведение концентраций его ионов является постоянной величиной, которая не зависит от массы осадка и определяется только природой электролита и внешними условиями (температурой раствора и др.).
Зная растворимость электролита при определенной температуре, можно рассчитать величину его Кпр. Например, при 25°С в 1 л воды растворяется
- 10.045 мг карбоната бария. Считая плотность раствора равной 1,0 г/мл, концентрация ВаС()3 в его насыщенном водном растворе составит
- 10.045 мг/л, или 0,010045/197, т.е. приблизительно 5,1 • 10 3 моль/л.
В соответствии с уравнением гетерогенного равновесия
из 5,1 ? К) -5 моль растворенного ВаС03 образуется по 5,1-10 5 моль ионов Ва 2 и СО 2 / а следовательно
Возможна и постановка обратной задачи: по известному значению КПР малорастворимого электролита определить его растворимость или равновесные концентрации ионов в его насыщенном растворе. В качестве примера приведем водный раствор оксалата серебра, находящийся в равновесии с избытком кристаллического Ag2C204 | KI1PAg2C2o4 = 5,4 -10 12 J:
Если в 1 л раствора перешло х моль соли, то [Ag + ] = 2х моль/л, а [С20|“] = = х моль/л. Тогда AnPAg2C,04 = [С20 2 ][Ag + ] 2 = х- (2х) 2 = 4л 3 . Подставляя в полученное выражение величину KnPAg2C2o4, находим, что 5,4 • 1 (Г 12 = 4х 3 , откуда х~ 1,59- ИГ 4 . Таким образом, в насыщенном водном растворе оксалата серебра концентрации ионов С20 2- и Ag составляют около 0,16 и 0,32 ммоль/л соответственно. Растворимость (S) данного электролита равна MAg2C20i-x = 304 — 0,16 -10^ 3 ~ 0,048 г/л = 48 мг/л.
Для бинарного электролита АВ: S = MyjKnp [г/л].
В присутствии одноименных ионов растворимость малорастворимых электролитов снижается. Это вызвано тем, что избыток одного из продуктов диссоциации электролита приводит к сдвигу соответствующего гетерогенного равновесия в сторону образования осадка.
Так, если к насыщенному раствору оксалата серебра прибавить некоторое количество фторида серебра, то в результате диссоциации последнего по схеме
в растворе возрастет концентрация ионов Ag + .
В соответствии с принципом Ле Шателье — Брауна положение равновесия (6.15) сместится влево, что приведет к уменьшению концентрации ионов C2Of и увеличению массы твердого Ag2C204. Выпадение осадка будет продолжаться до тех пор, пока произведение концентраций fС20| _ 11 Ag [1] 1~ не станет численно равным величине -Кцрлй,с2 оЛ
Рассчитаем растворимость Ag2C204 в 0,001 М водном растворе AgF. Так как фторид серебра является сильным электролитом, то [Ag + ] = [ F ) = = 0,001 моль/л. Пусть для насыщения 1 л такого раствора необходимо растворить в нем х моль твердого Ag2C204, тогда в полученном растворе концентрация ионов С20|» составит х моль/л, а суммарная концентрация ионов Ag~ станет равной 0,001 + 2х~ 0,001 моль/л. Подставляя концентрации ионов в выражение для ^nPAg2c20c получаем, что х- 0,0012 = 5,4-10 [2] [3] , откуда х = 5,4 ? 10~ 6 моль/л. Следовательно, в 1 л 0,001 М раствора AgF будет содержаться 304-5,4-10~ 6 ~ 1,6 -10 3 г = 1,6 мг оксалата серебра, что примерно в 30 раз меньше его растворимости в чистой воде.
Важной практической задачей является определение возможности выпадения, растворения или изменения состава осадка малорастворимого электролита в результате химических реакций, а также при сливании растворов химически не взаимодействующих веществ, изменении внешних условий и т.д. Очевидно, что если произведение реальных концентраций ионов П(. = с”(А»‘ + )с»‘(В» _ ) в растворе превысит величину КПР(А,гВш), то данный раствор будет являться пересыщенным относительно электролита А,;В,„ и некоторое количество последнего перейдет в осадок. Если Пс = Кпр система будет находиться в равновесии.
В качестве примера рассмотрим раствор, в 1,0 л которого содержится 0,000117 г хлорида натрия (Мг = 58,5) и 0,0206 г бромида натрия (Мг = 103). Определим, образуются ли осадки AgCl (Кпр = 1,8-10 _|() ) и AgBr (Кпр = = 5,4 • 10 13 ) при прибавлении к взятому раствору равного объема 0,0001 М раствора AgN03. Концентрации NaCl, NaBr и AgN03 в исходных растворах составляют 0,000117/58,5-2,0-10~ 6 , 0,0206/103 -2,0 -10 4 и 1,0 -10^ 4 моль/л соответственно. Объем конечного раствора будет равен 2,0 л, а исходные концентрации ионов Cl , Вг и Ag» в нем составят n/V 2,0-10 6 /2,0 = = 1,0-10 -6 моль/л, 2,0-10~ 4 /2,0 = 1,0-10” 4 моль/л и 1,0-10“ 3 /2,0 = = 5,0-10 -5 моль/л соответственно.
[Ag + ][C1~] = 2,0-10 6 -5,0-10~ 5 ~ 1,0- Ю» 10 10 — осадок не выпадет;
[Ag~][Br ] = 2,0-10 4 — 5,0 -10 5 = 1,0-10^ 8 > 5,4-10 13 — осадок образуется.
В данном примере nr(AgBr) KUP(AgBr), поэтому практически все ионы Вг перейдут в осадок AgBr. В тех случаях, когда Пс и КиР имеют близкие значения, выпадение осадка малорастворимого электролита не будет полным.
Произведение растворимости малорастворимого электролита является константой соответствующего гетерогенного равновесия и может быть вычислено с использованием термодинамических данных. Значения стандартной энергии Гиббса (ArG°) и константы равновесия (К) для любого процесса связаны соотношением A,.G° = -RT K. Подставляя Кпр вместо К, получаем 1п/Сир = АГС°/(Я Г Г), откуда
причем при R = 8,315 ДжДмоль • К) величина АГС° должна быть выражена в джоулях [4] .
Например, для гетерогенного равновесия (6.15)
Получаем, что при температуре 25°С A,.G° = 98,46 кДж = 98 460 Дж. Тогда согласно формуле (6.16)
Нарушения ионного или белкового баланса могут привести к выпадению компактных осадков малорастворимых электролитов и развитию различных патологических процессов (мочекаменная болезнь, тромбоз, минерализации тканей и т.п.). Профилактика и лечение подобных явлений основаны на связывании и выведении из организма избытка одного или нескольких ионов, входящих в состав осадка. Так, растворение оксалатных
- [1] Поскольку растворимость Ag2C204 очень мала, объем конечного раствора можно при
- [2] нять равным объему исходного. По той же причине можно пренебречь величиной 2х по срав
- [3] нению с 0,001.
- [4] При 298 К можно воспользоваться формулами , где вели чина ArG° выражена в килоджоулях.
Источник: studme.org