- Kas ir stiprie un vājie elektrolīti?
- Atšķirības
- Elektrolītu identificēšanas metodes
- Spēcīgu un vāju elektrolītu piemēri
- Spēcīgi elektrolīti
- Spēcīgas skābes:
- Spēcīgas bāzes
- Spēcīgi sāļi
- Vājas elektrolīti
- Vājās skābes
- Vājās bāzes un slāpekļa savienojumi
- Atsauces
The elektrolīti ir vielas, kas vadītspējīgs risinājums izšķīdināto elektroenerģiju būt polārā šķīdinātājā, piemēram, ūdeni. Izšķīdis elektrolīts sadalās katjonos un anjonos, kas tiek izkliedēti minētajā šķīdumā. Ja šķīdumam tiek piemērots elektriskais potenciāls, katjoni pielips pie elektrodu, kurā ir daudz elektronu.
Tā vietā šķīdumā esošie anjoni saistīsies ar elektrodu, kam trūkst elektronu. Viela, kas disociējas jonos, iegūst spēju vadīt elektrību. Visvairāk šķīstošie sāļi, skābes un bāzes veido elektrolītus.
Dažas gāzes, piemēram, ūdeņraža hlorīds, noteiktos temperatūras un spiediena apstākļos var darboties kā elektrolīti. Nātrijs, kālijs, hlorīds, kalcijs, magnijs un fosfāts ir labi elektrolītu piemēri.
Kas ir stiprie un vājie elektrolīti?
Par spēcīgi elektrolīti ir tie, kas jonizē pilnībā , tas ir, atsevišķa līdz 100%, - bet vāju elektrolītu tikai daļēji jonizē. Šis jonizācijas procents parasti ir no 1 līdz 10%.
Lai labāk atšķirtu šos divus elektrolītu veidus, var teikt, ka spēcīga elektrolīta šķīdumā galvenās sugas (vai sugas) ir iegūtie joni, savukārt vājo elektrolītu šķīdumā galvenās sugas ir pats savienojums bez jonizēt.
Spēcīgus elektrolītus iedala trīs kategorijās: stiprās skābes, stiprās bāzes un sāļi; savukārt vāji elektrolīti tiek sadalīti vājās skābēs un vājās bāzēs.
Visi jonu savienojumi ir stipri elektrolīti, jo, izšķīstot ūdenī, tie sadalās jonos.
Pat nešķīstošākie jonu savienojumi (AgCl, PbSO 4 , CaCO 3 ) ir spēcīgi elektrolīti, jo mazie daudzumi, kas izšķīst ūdenī, to galvenokārt dara jonu veidā; tas ir, iegūtajā šķīdumā nav disociētās formas vai savienojuma daudzuma.
Elektrolītu ekvivalenta vadītspēja pazeminās augstākās temperatūrās, taču atkarībā no stiprības tie izturas atšķirīgi.
Spēcīgiem elektrolītiem ir mazāka vadītspējas samazināšanās pie lielākas koncentrācijas, savukārt vājiem elektrolītiem ir liels vadītspējas samazināšanās ātrums, ja koncentrācija ir augstāka.
Atšķirības
Ir svarīgi zināt, kā atpazīt formulu un noteikt, kurā klasifikācijā tā ir atrodama (jons vai savienojums), jo, strādājot ar ķīmiskām vielām, no tā būs atkarīgi drošības noteikumi.
Kā minēts iepriekš, elektrolītus var identificēt kā stiprus vai vājus, pamatojoties uz to jonizācijas spēju, taču tas dažreiz var būt acīmredzamāks, nekā šķiet.
Visvairāk šķīstošās skābes, bāzes un sāļi, kas nepārstāv vājās skābes vai bāzes, tiek uzskatīti par vājiem elektrolītiem.
Faktiski ir jāpieņem, ka visi sāļi ir stipri elektrolīti. Turpretī vājās skābes un bāzes papildus slāpekli saturošiem savienojumiem tiek uzskatīti par vājiem elektrolītiem.
Elektrolītu identificēšanas metodes
Ir metodes, kas atvieglo elektrolītu identificēšanu. Šeit ir sešu soļu metode:
- Vai jūsu elektrolīts ir viens no septiņiem spēcīgajiem skābēm?
- Vai tas ir metāla (OH) n formā ? Tātad tā ir spēcīga bāze.
- Vai tas ir metāla (X) n formā ? Tad tas ir sāls.
- Vai jūsu formula sākas ar H? Tātad, iespējams, tā ir vāja skābe.
- Vai tajā ir slāpekļa atoms? Tātad tā var būt vāja bāze.
- Neviens no iepriekšminētajiem nav piemērojams? Tātad tas nav elektrolīts.
Turklāt, ja elektrolīta radītā reakcija izskatās šādi: NaCl (s) → Na + (aq) + Cl - (aq), kurā reakciju ierobežo tieša reakcija (→), mēs runājam stipra elektrolīta. Ja to norobežo netiešs (↔), tas ir vājš elektrolīts.
Kā teikts iepriekšējā sadaļā, elektrolīta vadītspēja mainās atkarībā no tā koncentrācijas šķīdumā, taču šī vērtība ir atkarīga arī no elektrolīta stiprības.
Pie augstākas koncentrācijas stiprie un vidējie elektrolīti nozīmīgos intervālos nesamazināsies, bet vājie parādīs lielu kritumu, līdz augstākajās koncentrācijās sasniegs vērtības tuvu nullei.
Starp neelektrolītiem, kas vienkārši nesadalās (oglekļa savienojumi, piemēram, cukuri, tauki un spirti), ir arī starpposma elektrolīti, kas šķīdumos var izdalīties ar lielāku procentuālo daudzumu (mazāk nekā 100%, bet vairāk nekā 10%).
Spēcīgu un vāju elektrolītu piemēri
Spēcīgi elektrolīti
Spēcīgas skābes:
- Perhlorskābe (HClO 4)
- Sālūdeņraža skābe (HBr)
- Sālsskābe (HCl)
- Sērskābe (H 2 SO 4 )
- Slāpekļskābe (HNO 3 )
- Periodiskā skābe (HIO 4 )
- Fluorantimonskābe (HSbF 6 )
- Burvju skābe (SbF 5 )
- Fosforskābe (FSO 3 H)
Spēcīgas bāzes
- Litija hidroksīds (LiOH)
- Nātrija hidroksīds (NaOH)
- Kālija hidroksīds (KOH)
- Rubidija hidroksīds (RbOH)
- Cēzija hidroksīds (CsOH)
- Kalcija hidroksīds (Ca (OH) 2 )
- Stroncija hidroksīds (Sr (OH) 2 )
- Bārija hidroksīds (Ba (OH) 2 )
- Nātrija amīds (NaNH 2 )
Spēcīgi sāļi
- Nātrija hlorīds (NaCl)
- Kālija nitrāts (KNO 3 )
- Magnija hlorīds (MgCl 2 )
- Nātrija acetāts (CH 3 COONa)
Vājas elektrolīti
Vājās skābes
- Etiķskābe (CH 3 COOH)
- Benzoskābe (C 6 H 5 COOH)
- Skudrskābe (HCOOH)
- Ciānūdeņražskābe (HCN)
- Hloretiķskābe (CH 2 ClOOH)
- Jodskābe (HIO 3 )
- Slāpekļskābe (HNO 2 )
- Ogļskābe (H 2 CO 3 )
- Fosforskābe (H 3 PO 4 )
- Sērskābe (H 2 SO 3 )
Vājās bāzes un slāpekļa savienojumi
- Dimetilamīn ((CH 3 ) 2 NH)
- Etilamīns (C 2 H 5 NH 2 )
- Amonjaks (NH 3 )
- Hidroksilamīna (NH 2 OH)
- Piridīns (C 5 H 5 N)
- Anilīns (C 6 H 5 NH 2 )
Atsauces
- Spēcīgs elektrolīts. Saturs iegūts no en.wikipedia.org
- Anne Helmenstine, P. (nd). Zinātnes piezīmes. Saturs iegūts no sciencenotes.org
- OpenCourseWare. (sf). UMass Boston. Saturs iegūts no ocw.umb.edu
- Ķīmija, D. o. (sf). Svētā Olafa koledža. Izgūts no stolaf.edu
- Anne Marie Helmenstine, P. (otrā). ThoughtCo. Izgūts no domaco.com