Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες, διαφορές, παραδείγματα

Το ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που παράγουν ηλεκτρικά αγώγιμο διάλυμα όταν διαλύονται σε πολικό διαλύτη, όπως νερό. Ο διαλυμένος ηλεκτρολύτης διαχωρίζεται σε κατιόντα και ανιόντα, τα οποία διασπείρονται στο εν λόγω διάλυμα. Εάν εφαρμοστεί ηλεκτρικό δυναμικό στο διάλυμα, τα κατιόντα θα προσκολληθούν στο ηλεκτρόδιο που έχει αφθονία ηλεκτρονίων.

Αντίθετα, τα ανιόντα στο διάλυμα δεσμεύονται στο ηλεκτρικώς ανεπαρκές ηλεκτρόδιο. Μια ουσία που διασπάται στα ιόντα αποκτά την ικανότητα να διεξάγει ηλεκτρική ενέργεια. Τα περισσότερα άλατα, οξέα και διαλυτές βάσεις αντιπροσωπεύουν ηλεκτρολύτες.

Μερικά αέρια, όπως το υδροχλώριο, μπορούν να δράσουν ως ηλεκτρολύτες σε ορισμένες συνθήκες θερμοκρασίας και πίεσης. Το νάτριο, το κάλιο, το χλωριούχο, το ασβέστιο, το μαγνήσιο και το φωσφορικό είναι καλά παραδείγματα ηλεκτρολυτών.

Ευρετήριο

• 1 Τι είναι οι ισχυροί και οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες?
• 2 Διαφορές
• 3 Μέθοδοι για τον εντοπισμό των ηλεκτρολυτών
• 4 Παραδείγματα ισχυρών και ασθενών ηλεκτρολυτών
  • 4.1 Ισχυροί ηλεκτρολύτες
  • 4.2 Αδύναμοι ηλεκτρολύτες
• 5 Αναφορές

Τι είναι οι ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες?

Το ισχυρούς ηλεκτρολύτες είναι εκείνα που ιονίζουν πλήρως - δηλαδή είναι 100% διαχωρισμένα - ενώ τα αδύναμους ηλεκτρολύτες ιονίζονται μόνο εν μέρει. Αυτό το ποσοστό ιονισμού είναι συνήθως περίπου 1 έως 10%.

Για να διαφοροποιηθούν καλύτερα αυτούς τους δύο τύπους των ηλεκτρολυτών μπορεί να πει ότι στο διάλυμα ενός ισχυρού ηλεκτρολύτη το είδος (ή είδος) κύρια (ες) είναι τα προκύπτοντα ιόντα, ενώ στο διάλυμα ηλεκτρολύτη ασθενές τα κύρια είδη είναι ένωση μόνη της χωρίς ιονίζουμε.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε τρεις κατηγορίες: ισχυρά οξέα, ισχυρές βάσεις και άλατα. ενώ οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ασθενή οξέα και ασθενείς βάσεις.

Όλες οι ιονικές ενώσεις είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες, διότι διαχωρίζονται σε ιόντα όταν διαλύονται στο νερό.

Ακόμη και οι πλέον αδιάλυτες ιονικές ενώσεις (AgCl, PbSO₄, CaCO₃) είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες, επειδή οι μικρές ποσότητες που διαλύονται στο νερό το κάνουν κυρίως με τη μορφή ιόντων. δηλαδή, δεν υπάρχει διαχωρισμένη μορφή ή ποσότητα της ένωσης στο προκύπτον διάλυμα.

Η ισοδύναμη αγωγιμότητα των ηλεκτρολυτών μειώνεται σε υψηλότερες θερμοκρασίες, αλλά συμπεριφέρεται με διαφορετικούς τρόπους ανάλογα με τη δύναμή τους.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες έχουν μικρότερη μείωση της αγωγιμότητάς τους σε υψηλότερες συγκεντρώσεις, ενώ οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες έχουν μεγάλο ρυθμό μείωσης της αγωγιμότητας σε υψηλότερες συγκεντρώσεις.

Διαφορές

Είναι σημαντικό να γνωρίζουμε πώς να αναγνωρίζουμε μια φόρμουλα και να αναγνωρίζουμε σε ποια ταξινόμηση είναι (ιόντα ή ένωση), διότι αυτό θα εξαρτηθεί από τα πρότυπα ασφαλείας κατά την εργασία με χημικά.

Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, οι ηλεκτρολύτες μπορούν να αναγνωριστούν ως ισχυροί ή αδύναμοι ανάλογα με την ικανότητα ιοντισμού τους, αλλά αυτό μπορεί μερικές φορές να είναι πιο προφανές από ό, τι φαίνεται.

Τα περισσότερα οξέα, βάσεις και διαλυτά άλατα που δεν αντιπροσωπεύουν οξέα ή ασθενείς βάσεις θεωρούνται ασθενείς ηλεκτρολύτες.

Στην πραγματικότητα, πρέπει να υποτεθεί ότι όλα τα άλατα είναι ισχυροί ηλεκτρολύτες. Αντίθετα, τα ασθενή οξέα και βάσεις, εκτός από τις ενώσεις που περιέχουν άζωτο, θεωρούνται ασθενείς ηλεκτρολύτες.

Μέθοδοι εντοπισμού ηλεκτρολυτών

Υπάρχουν μέθοδοι για τη διευκόλυνση της αναγνώρισης των ηλεκτρολυτών. Στη συνέχεια, χρησιμοποιείται μια μέθοδος έξι σταδίων:

1. Είναι ο ηλεκτρολύτης σας ένα από τα επτά ισχυρά οξέα?
2. Είναι σε μεταλλική μορφή (OH)_n? Στη συνέχεια, είναι μια ισχυρή βάση.
3. Είναι σε μεταλλική μορφή (X)_n? Τότε είναι αλάτι.
4. Η φόρμουλα σας αρχίζει με ένα H; Τότε είναι πιθανώς ένα αδύναμο οξύ.
5. Έχει ένα άτομο αζώτου; Τότε μπορεί να είναι μια αδύναμη βάση.
6. Κανένα από τα παραπάνω δεν ισχύει; Τότε δεν είναι ένας ηλεκτρολύτης.

Επίσης, αν η αντίδραση που παρουσιάζεται από τον ηλεκτρολύτη μοιάζει με τα ακόλουθα: NaCl (s) → Na⁺(ac) + Cl^-(ac), όπου η αντίδραση οριοθετείται από μια άμεση αντίδραση (→), μιλάμε για έναν ισχυρό ηλεκτρολύτη. Σε περίπτωση που οριοθετείται από έμμεση (↔), είναι ασθενής ηλεκτρολύτης.

Όπως αναφέρθηκε στην προηγούμενη ενότητα, η αγωγιμότητα του ηλεκτρολύτη ποικίλλει ανάλογα με την συγκέντρωση του αυτό στο διάλυμα, αλλά αυτή η τιμή εξαρτάται από την ισχύ του ηλεκτρολύτη.

Σε υψηλότερες συγκεντρώσεις, ισχυρή και ενδιάμεσα ηλεκτρολύτης δεν πρόκειται να μειωθεί σημαντικά χρονικά διαστήματα, αλλά ασθενές εάν υπάρχει ένα υψηλό μείωση κάτω σε τιμές κοντά στο μηδέν σε υψηλότερες συγκεντρώσεις.

Υπάρχουν επίσης ενδιάμεσες ηλεκτρολύτες, το οποίο μπορεί να διαχωριστεί σε διαλύματα σε υψηλότερα ποσοστά (λιγότερο από 100% αλλά μεγαλύτερο από 10%), μαζί με μη-ηλεκτρολύτη, απλά δεν (ενώσεις άνθρακα όπως σάκχαρα, λίπη και αλκοόλες) διίστανται.

Παραδείγματα ισχυρών και ασθενών ηλεκτρολυτών

Ισχυροί ηλεκτρολύτες

Ισχυρά οξέα:

• Το υπερχλωρικό οξύ (HClO₄₎
• Υδροβρωμικό οξύ (HBr)
• Υδροχλωρικό οξύ (HCl)
• Θειικό οξύ (Η₂Έτσι₄)
• Νιτρικό οξύ (HNO)₃)
• Το περιοδικό οξύ (ΗΙΟ)₄)
• Το φθοροαντιμονικό οξύ (HSbF)₆)
• Μαγικό οξύ (SbF)₅)
• Το φθοροθειικό οξύ (FSO)₃Η)

Ισχυρές βάσεις

• Το υδροξείδιο του λιθίου (LiOH)
• Υδροξείδιο του νατρίου (NaOH)
• Το υδροξείδιο του καλίου (ΚΟΗ)
• Το υδροξείδιο του ρουπιδίου (RbOH)
• Το υδροξείδιο του Cesium (CsOH)
• Το υδροξείδιο του ασβεστίου (Ca (OH))₂)
• Το υδροξείδιο του στροντίου (Sr (ΟΗ)₂)
• Το υδροξείδιο του βαρίου (Ba (ΟΗ)₂)
• Το αμίδιο του νατρίου (NaNH)₂)

Ισχυρές πωλήσεις

• Χλωριούχο νάτριο (NaCI)
• Νιτρικό κάλιο (KNO)₃)
• Το χλωριούχο μαγνήσιο (MgCl2)₂)
• Οξικό νάτριο (CH₃COONa)

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Αδύναμα οξέα

• Οξικό οξύ (CH₃COOH)
• Βενζοϊκό οξύ (C.₆H₅COOH)
• Μυρμηκικό οξύ (HCOOH)
• Κυανιούχο υδρογόνο (HCN)
• Χλωροοξικό οξύ (CH₂ClOOH)
• Ιωϊκό οξύ (ΗΙΟ)₃)
• Νιτρώδες οξύ (HNO₂)
• Το ανθρακικό οξύ (Η₂CO₃)
• Φωσφορικό οξύ (Η₃PO₄)
• Θειικό οξύ (Η₂Έτσι₃)

Αδύνατες βάσεις και ενώσεις αζώτου

• Διμεθυλαμίνη ((CH₃)₂ΝΗ)
• Η αιθυλαμίνη (C.₂H₅NH₂)
• Αμμωνία (ΝΗ₃)
• Υδροξυλαμίνη (ΝΗ₂ΟΗ)
• Η πυριδίνη (C.₅H₅Ν)
• Ανιλίνη (C.₆H₅NH₂)

Αναφορές

1. Ισχυρός ηλεκτρολύτης. Ανακτήθηκε από en.wikipedia.org
2. Anne Helmenstine, Ρ. (S.f.). Επιστημονικές σημειώσεις Ανακτήθηκε από sciencenotes.org
3. OpenCourseWare. (s.f.). UMass Βοστώνη. Ανακτήθηκε από ocw.umb.edu
4. Chemistry, D. ο. (s.f.). Κολλέγιο St. Olaf. Ανακτήθηκε από το stolaf.edu
5. Anne Marie Helmenstine, Ρ. (S.f.). ThoughtCo. Ανακτήθηκε από thoughtco.com