1. ELECTROLITOS
1.1. disociación electrolítica. Grado de disociación. La fuerza de los electrolitos
De acuerdo con la teoría de la disociación electrolítica, las sales, los ácidos, los hidróxidos, al disolverse en agua, se descomponen total o parcialmente en partículas independientes: iones.
El proceso de desintegración de moléculas de sustancias en iones bajo la acción de moléculas de solventes polares se llama disociación electrolítica. Las sustancias que se disocian en iones en disolución se denominan electrolitos Como resultado, la solución adquiere la capacidad de conducir una corriente eléctrica, porque. en él aparecen los operadores móviles de carga eléctrica. Según esta teoría, cuando se disuelven en agua, los electrolitos se descomponen (se disocian) en iones con carga positiva y negativa. Los iones cargados positivamente se llaman cationes; estos incluyen, por ejemplo, hidrógeno e iones metálicos. Los iones cargados negativamente se llaman aniones; estos incluyen iones de residuos ácidos e iones de hidróxido.
Para una característica cuantitativa del proceso de disociación, se introduce el concepto de grado de disociación. El grado de disociación de un electrolito (α) es la relación entre el número de sus moléculas descompuestas en iones en una solución dada ( norte ), al número total de sus moléculas en solución ( Ni
α = .
El grado de disociación electrolítica generalmente se expresa en fracciones de una unidad o como porcentaje.
Los electrolitos con un grado de disociación superior a 0,3 (30%) generalmente se denominan fuertes, con un grado de disociación de 0,03 (3%) a 0,3 (30%) - medio, menos de 0,03 (3%) - electrolitos débiles. Entonces, para una solución de 0.1 M CH3COOH α = 0,013 (o 1,3%). Por lo tanto, el ácido acético es un electrolito débil. El grado de disociación muestra qué parte de las moléculas disueltas de una sustancia se ha descompuesto en iones. El grado de disociación electrolítica de un electrolito en soluciones acuosas depende de la naturaleza del electrolito, su concentración y temperatura.
Por su naturaleza, los electrolitos se pueden dividir en dos grandes grupos: fuerte y débil. electrolitos fuertes disociarse casi por completo (α = 1).
Los electrolitos fuertes incluyen:
1) ácidos (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);
2) bases - hidróxidos de metales del primer grupo del subgrupo principal (álcalis) - LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , así como hidróxidos de metales alcalinotérreos - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.
3) sales solubles en agua (ver tabla de solubilidad).
Electrolitos débiles se disocian en iones en una proporción muy pequeña, en soluciones se encuentran principalmente en un estado no disociado (en forma molecular). Para electrolitos débiles, se establece un equilibrio entre moléculas e iones no disociados.
Los electrolitos débiles incluyen:
1) ácidos inorgánicos ( H 2 CO 3 , H 2 S , HNO 2 , H 2 SO 3 , HCN , H 3 PO 4 , H 2 SiO 3 , HCNS , HClO, etc.);
2) agua (H2O);
3) hidróxido de amonio ( NH4OH);
4) la mayoría de los ácidos orgánicos
(por ejemplo, CH3COOH acético, HCOOH fórmico);
5) sales e hidróxidos insolubles y poco solubles de ciertos metales (ver tabla de solubilidad).
Proceso disociación electrolítica representada usando ecuaciones químicas. Por ejemplo, la disociación del ácido clorhídrico (HC yo ) se escribe de la siguiente manera:
HCl → H + + Cl - .
Las bases se disocian para formar cationes metálicos e iones de hidróxido. Por ejemplo, la disociación de KOH
KOH → K++ OH-.
Los ácidos polibásicos, así como las bases de metales polivalentes, se disocian en etapas. Por ejemplo,
H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,
HCO 3 - H ++ CO 3 2–.
El primer equilibrio - disociación a lo largo de la primera etapa - se caracteriza por una constante
.
Para la disociación en el segundo paso:
.
En el caso del ácido carbónico, las constantes de disociación tienen los siguientes valores: k= 4,3× 10 -7 , k II = 5,6 × 10–11 . Para la disociación por pasos, siempre k yo> k II > k III >... , porque la energía que se debe gastar para separar un ion es mínima cuando se separa de una molécula neutra.
Las sales medianas (normales), solubles en agua, se disocian con la formación de iones metálicos cargados positivamente e iones cargados negativamente del residuo ácido.
Ca(NO 3 ) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -
Al 2 (SO 4 ) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.
Sales ácidas (hidrosales): electrolitos que contienen hidrógeno en el anión, capaces de dividirse en forma de ion hidrógeno H +. Las sales ácidas se consideran como un producto obtenido a partir de ácidos polibásicos en los que no todos los átomos de hidrógeno están sustituidos por un metal. La disociación de las sales ácidas ocurre en etapas, por ejemplo:
KHCO3 → K++ HCO3- (primera etapa)
La corriente eléctrica es el movimiento dirigido de partículas cargadas, electrones o iones.
Los electrolitos son sustancias, soluciones o fundidos (en el Examen de Estado Unificado hablamos más a menudo de soluciones) de los cuales conducen una corriente eléctrica, es decir, contienen partículas cargadas. No hay electrones libres en solución; los iones son portadores de carga. La corriente eléctrica es conducida por fundidos de sustancias con una red cristalina iónica.
Los electrolitos incluyen:
Cuantas más partículas cargadas haya en la solución, mejor conducirá la corriente eléctrica, es decir, Cuantas más moléculas de una sustancia se disocian, más fuerte es el electrolito.
¡Necesita saber de memoria la lista de electrolitos fuertes y débiles!
Electrolitos fuertes (en soluciones):11
FeCl3, CuSO4, K2CO3, etc.
8 hidróxidos solubles: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ca(OH) 2 .
HI, HBr, HCl, H 2 SO 4 (dif), HNO 3 , HClO 4 , HClO 3 , HMnO 4 , H 2 CrO 4
Electrolitos débiles:
hidróxidos insolubles, NH 3 ∙H 2 O, soluciones de amina
H 3 PO 4 , HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , ácidos orgánicos.
El H 2 O es un electrolito muy débil, se disocia insignificantemente. El agua destilada pura no conduce la electricidad.
No electrolitos: la mayoría de los compuestos orgánicos, óxidos, sustancias en cuyas moléculas sólo hay enlaces covalentes no polares o de baja polaridad, etc.
La fuerza del electrolito está determinada por el grado de disociación. Considere la sal A 2 B y el ácido H 3 X:
La disociación es siempre un proceso reversible.
Las sales se disocian (se descomponen reversiblemente en iones) en casi un 100 %:
A 2 B ⇄ 2A + + B 2-. Dado que todas las moléculas se descomponen en iones, 1 mol de AB produce 1 mol de B 2- y 2 moles de A +, es decir, tres moles de iones.
Los ácidos y bases polibásicos se disocian en pasos:
A 3 X ⇄ A + + A 2 X -
A 2 X - ⇄ A X 2- + A +
HX 2- ⇄X 3- + H +
En este caso, cada siguiente etapa de disociación procede peor que la anterior, porque hay un proceso competitivo, una reacción inversa. El orden es aproximadamente el siguiente: de 1 mol de moléculas de ácido débil, 0,05 mol disociado en la primera etapa, 0,0002 mol en la segunda y 0,00000001 mol en la tercera. En total, se formaron un poco más de 0,1 mol de iones.
Obviamente, esta solución de este ácido conduce peor la corriente que una solución salina.
Un par de preguntas de práctica:
1) ¿Qué partículas se forman durante la disociación del nitrato de sodio?
a) Na+, N+5, O-2; b) Na+, NO 3 - c) Na, NO 2, O 2 d) NaNO 2, O 2
Solución: el nitrato de sodio está formado por un residuo de ácido nítrico y un catión de sodio. Su ecuación de disociación: NaNO3 ⇄ Na ++ NO 3 - . Respuesta b).
2) Cuatro tubos de ensayo contienen soluciones de un molar de las siguientes sustancias:
a) H 3 PO 4 b) Na 2 SO 4 c) NaCl d) HBr
¿Qué tubo de ensayo tiene más iones?
Solución: a) ácido fosfórico: fuerza media, se disocia débilmente, la mayoría de las moléculas permanecerán como moléculas en la solución.
b) sulfato de sodio - sal, se disocia completamente, se obtienen tres moles de iones de un mol de sal: Na 2 SO 4 ⇄ 2Na ++ SO 4 2-.
c) cloruro de sodio - sal, se disocia completamente, se forman dos moles de iones a partir de un mol de sal: NaCl ⇄ Na + + Cl -.
d) el ácido bromhídrico es fuerte, pero no se disocia completamente (a diferencia de las sales). En la reacción HBr ⇄ H+ + Br-, se forman menos de dos moles de iones a partir de un mol de HBr.
Grado de disociación electrolítica
Dado que la disociación electrolítica es un proceso reversible, las soluciones de electrolitos contienen moléculas junto con sus iones. En otras palabras, varios electrolitos, según la teoría de S. Arrhenius, se disocian en iones en diversos grados. La integridad de la descomposición (fuerza del electrolito) se caracteriza por un valor cuantitativo: el grado de disociación.
Grado de disociación (α – letra griega alfa ) es la relación del número de moléculas descompuestas en iones ( norte ), al número total de moléculas disueltas ( NORTE):
El grado de disociación del electrolito se determina empíricamente y se expresa en fracciones de unidad o en porcentaje. Si α = 0, entonces no hay disociación, y si α = 1 o 100%, entonces el electrolito se descompone por completo en iones. Si α = 20%, esto significa que de 100 moléculas de este electrolito, 20 se descomponen en iones.
El grado de disociación depende de la naturaleza del electrolito y del disolvente, de la concentración del electrolito y de la temperatura.
1. Dependencia del grado de disociación de la naturaleza: cuanto más polar es el enlace químico en la molécula del electrolito y el disolvente, más pronunciado es el proceso de disociación del electrolito en iones y mayor es el valor del grado de disociación.
2. Dependencia del grado de disociación de la concentración de electrolitos: con una disminución en la concentración de electrolitos, es decir, cuando se diluye con agua, el grado de disociación siempre aumenta.
3. Dependencia del grado de disociación de la temperatura: el grado de disociación aumenta con el aumento de la temperatura (un aumento de la temperatura conduce a un aumento de la energía cinética de las partículas disueltas, lo que contribuye a la descomposición de las moléculas en iones).
Electrolitos fuertes y débiles.
Según el grado de disociación, los electrolitos se distinguen fuertes y débiles. Los electrolitos con un grado de disociación de más del 30% generalmente se denominan electrolitos fuertes, con un grado de disociación de 3 a 30% - medio, menos del 3% - electrolitos débiles.
Clasificación de electrolitos según el grado de disociación electrolítica (recordatorio)
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Clasificación de electrolitos |
electrolitos fuertes |
Electrolitos medios |
Electrolitos débiles |
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El valor del grado de disociación (α) |
α>30% |
3%≤α≤30% |
α <3% |
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Ejemplos |
1. Sales solubles; 2. Ácidos fuertes (HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 (dif.)); 3. Bases fuertes - álcalis. |
H3PO4 H2SO3 |
1. Casi todos los ácidos orgánicos (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etc.); 2. Algunos ácidos inorgánicos (H 2 CO 3 , H 2 S, etc.); 3. Casi todas las sales solubles en agua, bases e hidróxido de amonio (Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH); 4. Agua. |
Los electrolitos fuertes, cuando se disuelven en agua, se disocian casi por completo en iones, independientemente de su concentración en solución.
Por lo tanto, en las ecuaciones de disociación de electrolitos fuertes ponga un signo igual (=).
Los electrolitos fuertes incluyen:
sales solubles;
Muchos ácidos inorgánicos: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Bases formadas por metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH, etc.) y alcalinotérreos (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Los electrolitos débiles en soluciones acuosas solo se disocian parcialmente (reversiblemente) en iones.
Por lo tanto, el signo de reversibilidad (⇄) se pone en las ecuaciones de disociación para electrolitos débiles.
Los electrolitos débiles incluyen:
Casi todos los ácidos orgánicos y agua;
Algunos ácidos inorgánicos: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, etc.;
Hidróxidos de metales insolubles: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, etc.
Ecuaciones de reacción iónica
Ecuaciones de reacción iónica
Las reacciones químicas en soluciones electrolíticas (ácidos, bases y sales) proceden con la participación de iones. La solución final puede permanecer transparente (los productos son altamente solubles en agua), pero uno de los productos resultará ser un electrolito débil; en otros casos, se observará precipitación o desprendimiento de gases.
Para reacciones en soluciones que involucran iones, no solo se compila la ecuación molecular, sino también las ecuaciones iónica completa y iónica corta.
En ecuaciones iónicas, por sugerencia del químico francés K.-L. Berthollet (1801), todos los electrolitos fuertes y bien solubles se escriben en forma de fórmulas de iones, y la precipitación, los gases y los electrolitos débiles se escriben en forma de fórmulas moleculares. La formación de precipitaciones está marcada con un signo de flecha hacia abajo (↓), la formación de gases con un signo de flecha hacia arriba (). Un ejemplo de cómo escribir la ecuación de reacción de acuerdo con la regla de Berthollet:
a) ecuación molecular
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) ecuación iónica completa
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - electrolito débil)
c) ecuación iónica corta
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Por lo general, al escribir, se limitan a una breve ecuación iónica, con reactivos sólidos indicados por el índice (t), reactivos gaseosos, por el índice (g). Ejemplos:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 es prácticamente insoluble en agua
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(las ecuaciones iónicas completas y cortas son las mismas)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(la mayoría de las sales ácidas son altamente solubles en agua).
Si los electrolitos fuertes no participan en la reacción, no hay forma iónica de la ecuación:
Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O
BOLETO #23
Hidrólisis de sal
La hidrólisis de sal es la interacción de iones de sal con agua para formar partículas de baja disociación.
La hidrólisis, literalmente, es la descomposición por el agua. Al dar esta definición de la reacción de hidrólisis de sales, enfatizamos que las sales en solución están en forma de iones, y que la fuerza motriz de la reacción es la formación de partículas ligeramente disociables (una regla general para muchas reacciones en soluciones) .
La hidrólisis ocurre solo en aquellos casos en que los iones formados como resultado de la disociación electrolítica de la sal -un catión, un anión o ambos juntos- son capaces de formar compuestos débilmente disociables con iones de agua, y esto, a su vez, ocurre cuando el catión es fuertemente polarizante (catión base débil) y el anión se polariza fácilmente (anión ácido débil). Esto cambia el pH del medio. Si el catión forma una base fuerte y el anión forma un ácido fuerte, entonces no se hidrolizan.
1. Hidrólisis de una sal de una base débil y un ácido fuerte pasa a través del catión, este puede formar una base débil o una sal básica y el pH de la solución disminuirá
2. Hidrólisis de una sal de un ácido débil y una base fuerte pasa a través del anión, se puede formar un ácido débil o una sal ácida y el pH de la solución aumentará
3. Hidrólisis de una sal de una base débil y un ácido débil generalmente pasa para formar un ácido débil y una base débil; El pH de la solución en este caso difiere ligeramente de 7 y está determinado por la fuerza relativa del ácido y la base.
4. La hidrólisis de una sal de una base fuerte y un ácido fuerte no procede
Pregunta 24 Clasificación de los óxidos
Óxidos Se llaman sustancias complejas, cuya composición de moléculas incluye átomos de oxígeno en el estado de oxidación - 2 y algún otro elemento.
óxidos puede obtenerse por interacción directa del oxígeno con otro elemento, o indirectamente (por ejemplo, por descomposición de sales, bases, ácidos). En condiciones normales, los óxidos se encuentran en estado sólido, líquido y gaseoso, este tipo de compuestos es muy común en la naturaleza. Los óxidos se encuentran en la corteza terrestre. El óxido, la arena, el agua, el dióxido de carbono son óxidos.
Óxidos formadores de sal Por ejemplo,
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
CuO + SO3 → CuSO4.
Óxidos formadores de sal- Son óxidos que forman sales como resultado de reacciones químicas. Estos son óxidos de metales y no metales, que al interactuar con el agua forman los correspondientes ácidos, y al interactuar con las bases, las correspondientes sales ácidas y normales. Por ejemplo, El óxido de cobre (CuO) es un óxido formador de sal, porque, por ejemplo, cuando reacciona con ácido clorhídrico (HCl), se forma una sal:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Como resultado de reacciones químicas, se pueden obtener otras sales:
CuO + SO3 → CuSO4.
Óxidos que no forman sales llamados óxidos que no forman sales. Un ejemplo es CO, N 2 O, NO.
, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 ,
, 30, , , , , , , , /2003
El material de esta sección le es familiar en parte por los cursos de química escolares estudiados anteriormente y por la sección anterior. Repasemos brevemente lo que sabe y familiarícese con el nuevo material.
En la sección anterior, discutimos el comportamiento en soluciones acuosas de algunas sales y sustancias orgánicas que se descomponen completamente en iones en solución acuosa.
Existe una serie de pruebas sencillas pero indudables de que algunas sustancias en soluciones acuosas se descomponen en partículas. Por lo tanto, las soluciones acuosas de H 2 SO 4 sulfúrico, HNO 3 nítrico, cloro HClO 4 , HCl clorhídrico (clorhídrico), CH 3 COOH acético y otros ácidos tienen un sabor agrio. En las fórmulas de los ácidos, la partícula común es el átomo de hidrógeno, y se puede suponer que él (en forma de ion) es la causa del mismo sabor de todas estas sustancias tan diferentes.
Los iones de hidrógeno formados durante la disociación en una solución acuosa le dan a la solución un sabor agrio, por lo que estas sustancias se llaman ácidos. En la naturaleza, solo los iones de hidrógeno tienen un sabor amargo. Crean un llamado ambiente ácido (ácido) en una solución acuosa.
Recuerde, cuando dice “cloruro de hidrógeno”, se refiere al estado gaseoso y cristalino de esta sustancia, pero para una solución acuosa, debe decir “solución de ácido clorhídrico”, “ácido clorhídrico” o usar el nombre común “ácido clorhídrico”, aunque la composición de la sustancia en cualquier estado expresada por la misma fórmula - Hcl.
Las soluciones acuosas de hidróxidos de litio (LiOH), sodio (NaOH), potasio (KOH), bario (Ba (OH) 2), calcio (Ca (OH) 2) y otros metales tienen el mismo sabor amargo y jabonoso desagradable y causan en la piel de las manos sensación de deslizamiento. Aparentemente, los iones de hidróxido de OH–, que forman parte de dichos compuestos, son los responsables de esta propiedad.
Los ácidos clorhídrico HCl, bromhídrico HBr y yodhídrico HI reaccionan con el zinc de la misma manera, a pesar de su diferente composición, ya que no es el ácido el que realmente reacciona con el zinc:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
e iones de hidrógeno:
Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
y se forman hidrógeno gaseoso e iones de zinc.
La mezcla de algunas soluciones salinas, por ejemplo, cloruro de potasio KCl y nitrato de sodio NaNO 3, no se acompaña de un efecto térmico notable, aunque después de la evaporación de la solución se forma una mezcla de cristales de cuatro sustancias: las originales - potasio cloruro y nitrato de sodio - y los nuevos - nitrato de potasio KNO 3 y cloruro de sodio NaCl . Se puede suponer que en una solución, las dos sales iniciales se descomponen completamente en iones, que al evaporarse forman cuatro sustancias cristalinas:
Comparando esta información con la conductividad eléctrica de soluciones acuosas de ácidos, hidróxidos y sales y con una serie de otras disposiciones, SA Arrhenius en 1887 presentó la hipótesis de la disociación electrolítica, según la cual las moléculas de ácidos, hidróxidos y sales, cuando se disuelven en agua, se disocian en iones.
El estudio de los productos de electrólisis le permite asignar cargas positivas o negativas a los iones. Obviamente, si un ácido, por ejemplo, nítrico HNO 3, se disocia, supongamos, en dos iones y se libera hidrógeno durante la electrólisis de una solución acuosa en el cátodo (electrodo con carga negativa), entonces, por lo tanto, hay iones de hidrógeno con carga positiva. H+ en la solución. Entonces la ecuación de disociación debe escribirse de la siguiente manera:
HNO 3 \u003d H ++.
disociación electrolítica- descomposición total o parcial del compuesto cuando se disuelve en agua en iones como resultado de la interacción con una molécula de agua (u otro solvente).
electrolitos- ácidos, bases o sales, cuyas soluciones acuosas conducen una corriente eléctrica como resultado de la disociación.
Las sustancias que no se disocian en iones en una solución acuosa y cuyas soluciones no conducen la electricidad se denominan no electrolitos.
La disociación de electrolitos se cuantifica grado de disociación- la relación entre el número de "moléculas" (unidades de fórmula) descompuestas en iones y el número total de "moléculas" del soluto. El grado de disociación se denota con la letra griega . Por ejemplo, si de cada 100 "moléculas" de un soluto, 80 se descomponen en iones, entonces el grado de disociación del soluto es: = 80/100 = 0,8, o 80%.
De acuerdo con la capacidad de disociarse (o, como dicen, "por la fuerza"), los electrolitos se dividen en fuerte,
medio y débil. Según el grado de disociación, los electrolitos fuertes incluyen aquellos para cuyas soluciones > 30%, los débiles -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита –
величина, зависящая от концентрации вещества,
температуры, природы растворителя и др.
En el caso de soluciones acuosas, electrolitos fuertes(> 30%) pertenecen a los siguientes grupos de compuestos.
1
. Muchos ácidos inorgánicos, como HCl clorhídrico, HNO 3 nítrico, H 2 SO 4 sulfúrico en soluciones diluidas. El ácido inorgánico más fuerte es el perclórico HClO 4.
La fuerza de los ácidos no oxigenados aumenta en una serie de compuestos del mismo tipo al descender en el subgrupo de elementos formadores de ácido:
HCl-HBr-HI.
El ácido fluorhídrico (hidrofluorhídrico) HF disuelve el vidrio, pero esto no indica en absoluto su fuerza. Este ácido de ácidos que contienen halógenos libres de oxígeno pertenece a los ácidos de fuerza media debido a la alta energía del enlace H-F, la capacidad de las moléculas de HF para unirse (asociarse) debido a los fuertes enlaces de hidrógeno, la interacción de los iones F con Moléculas de HF (puentes de hidrógeno) con la formación de iones y otras partículas más complejas. Como resultado, la concentración de iones de hidrógeno en una solución acuosa de este ácido se reduce significativamente, por lo que se considera que el ácido fluorhídrico tiene una concentración media.
El fluoruro de hidrógeno reacciona con el dióxido de silicio, que forma parte del vidrio, según la ecuación:SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O.
El ácido fluorhídrico no debe almacenarse en recipientes de vidrio. Para ello se utilizan recipientes de plomo, algunos plásticos y vidrios, cuyas paredes están recubiertas por dentro con una gruesa capa de parafina. Si se usa gas de fluoruro de hidrógeno para "grabar" el vidrio, la superficie del vidrio se vuelve mate, que se usa para aplicar inscripciones y varios patrones en el vidrio. El "grabado" del vidrio con una solución acuosa de ácido fluorhídrico erosiona la superficie del vidrio, que permanece transparente. A la venta suele haber una solución al 40% de ácido fluorhídrico.
La fuerza del mismo tipo de ácidos de oxígeno cambia en la dirección opuesta, por ejemplo, el ácido yódico HIO 4 es más débil que el ácido perclórico HClO 4.
Si un elemento forma varios ácidos de oxígeno, entonces el ácido en el que el elemento formador de ácido tiene la mayor valencia tiene la mayor fuerza. Entonces, en la serie de ácidos HclO (hipocloroso) - HclO 2 (clórico) - HclO 3 (clórico) - HclO 4 (clórico), este último es el más fuerte.
Un volumen de agua disuelve aproximadamente dos volúmenes de cloro. El cloro (aproximadamente la mitad) interactúa con el agua:
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.
El ácido clorhídrico es fuerte, prácticamente no hay moléculas de HCl en su solución acuosa. La ecuación correcta para la reacción es:
Cl 2 + H 2 O \u003d H + + Cl - + HClO - 25 kJ / mol.
La solución resultante se llama agua clorada.
El ácido hipocloroso es un agente oxidante de acción rápida, por lo que se utiliza para blanquear tejidos.
2 . Hidróxidos de elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II del sistema periódico: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2, etc. Al descender en el subgrupo, a medida que aumentan las propiedades metálicas del elemento, la fuerza del aumenta los hidróxidos. Los hidróxidos solubles del subgrupo principal de elementos del grupo I se clasifican como álcalis.
Las bases solubles en agua se denominan álcalis. Estos también incluyen los hidróxidos de los elementos del subgrupo principal del grupo II (metales alcalinotérreos) y el hidróxido de amonio (una solución acuosa de amoníaco). A veces, los álcalis son aquellos hidróxidos que crean una alta concentración de iones de hidróxido en una solución acuosa. En la literatura obsoleta, se pueden encontrar entre los álcalis carbonatos de potasio K 2 CO 3 (potasa) y sodio Na 2 CO 3 (sosa), bicarbonato de sodio NaHCO 3 (bicarbonato de sodio), bórax Na 2 B 4 O 7, hidrosulfuros de sodio NaHS y potasio KHS, etc.
El hidróxido de calcio Ca (OH) 2 como electrolito fuerte se disocia en un solo paso:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -.
3 . Casi todas las sales. La sal, si es un electrolito fuerte, se disocia en un solo paso, por ejemplo, el cloruro férrico:
FeCl 3 \u003d Fe 3+ + 3Cl -.
En el caso de soluciones acuosas, electrolitos débiles ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.
1 . El agua H 2 O es el electrolito más importante.
2
. Algunos ácidos inorgánicos y casi todos los ácidos orgánicos: H 2 S (hidrosulfuro), H 2 SO 3 (sulfuroso), H 2 CO 3 (carbón), HCN (cianhídrico), H 3 PO 4 (fosfórico, ortofosfórico), H 2 SiO 3 (silicio), H 3 BO 3 (bórico, ortobórico), CH 3 COOH (acético), etc.
Tenga en cuenta que el ácido carbónico no existe en la fórmula H 2 CO 3. Cuando el dióxido de carbono CO 2 se disuelve en agua, se forma su hidrato CO 2 H 2 O, que escribimos para facilitar los cálculos mediante la fórmula H 2 CO 3, y la ecuación para la reacción de disociación se ve así:
La disociación del ácido carbónico débil se produce en dos pasos. El ion bicarbonato resultante también se comporta como un electrolito débil.
Otros ácidos polibásicos se disocian de la misma manera: H 3 PO 4 (fosfórico), H 2 SiO 3 (silicio), H 3 BO 3 (bórico). En una solución acuosa, la disociación pasa prácticamente solo por la primera etapa. ¿Cómo llevar a cabo la disociación a lo largo del último paso?
3
. Hidróxidos de muchos elementos, como Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3, etc.
Todos estos hidróxidos se disocian en una solución acuosa en pasos, por ejemplo, hidróxido de hierro
Fe(OH)3:
En una solución acuosa, la disociación procede prácticamente solo a través de la primera etapa. ¿Cómo cambiar el equilibrio hacia la formación de iones Fe 3+?
Las propiedades básicas de los hidróxidos del mismo elemento aumentan con la disminución de la valencia del elemento, por lo que las propiedades básicas del dihidróxido de hierro Fe (OH) 2 son más pronunciadas que las del trihidróxido de Fe (OH) 3. Esta afirmación equivale al hecho de que las propiedades ácidas del Fe(OH) 3 son más fuertes que las del Fe(OH) 2 .
4
. Hidróxido de amonio NH 4 OH.
Cuando el amoníaco gaseoso NH 3 se disuelve en agua, se obtiene una solución que conduce muy mal la electricidad y tiene un sabor amargo-jabonoso. El medio de solución es básico o alcalino, este comportamiento del amoníaco se explica de la siguiente manera, cuando el amoníaco se disuelve en agua, se forma hidrato de amoníaco NH 3 H 2 O, al que condicionalmente atribuimos la fórmula del inexistente hidróxido de amonio NH 4 OH, suponiendo que este compuesto se disocia con la formación de ion amonio e ion hidróxido OH-:
NH 4 OH \u003d + OH -.
5 . Algunas sales: cloruro de zinc ZnCl 2, tiocianato de hierro Fe (NCS) 3, cianuro de mercurio Hg (CN) 2, etc. Estas sales se disocian por etapas.
Para electrolitos de fuerza media, algunos incluyen ácido fosfórico H 3 PO 4. Consideraremos al ácido fosfórico como un electrolito débil y anotaremos los tres pasos de su disociación. El ácido sulfúrico en soluciones concentradas se comporta como un electrolito de fuerza media y en soluciones muy concentradas se comporta como un electrolito débil. Consideraremos además el ácido sulfúrico como un electrolito fuerte y escribiremos la ecuación para su disociación en un solo paso.
