Sterke en zwakke elektrolyten, verschillen, voorbeelden
de elektrolyten het zijn stoffen die een elektrisch geleidende oplossing produceren wanneer ze worden opgelost in een polair oplosmiddel, zoals water. De opgeloste elektrolyt wordt gescheiden in kationen en anionen, die in de oplossing zijn gedispergeerd. Als een elektrische potentiaal op de oplossing wordt toegepast, zullen de kationen zich hechten aan de elektrode met een overvloed aan elektronen.
Daarentegen zullen de anionen in de oplossing binden aan de elektrisch deficiënte elektrode. Een stof die dissocieert in ionen verwerft de mogelijkheid om elektriciteit te geleiden. De meeste zouten, zuren en oplosbare basen stellen elektrolyten voor.
Sommige gassen, zoals waterstofchloride, kunnen fungeren als elektrolyten bij bepaalde temperatuur- en drukomstandigheden. Natrium, kalium, chloride, calcium, magnesium en fosfaat zijn goede voorbeelden van elektrolyten.
index
- 1 Wat zijn sterke en zwakke elektrolyten?
- 2 verschillen
- 3 Methoden om elektrolyten te identificeren
- 4 Voorbeelden van sterke en zwakke elektrolyten
- 4.1 Sterke elektrolyten
- 4.2 Zwakke elektrolyten
- 5 Referenties
Wat zijn sterke en zwakke elektrolyten?
de sterke elektrolyten zijn die volledig ioniseren - dat wil zeggen, ze zijn 100% gescheiden - terwijl de zwakke elektrolyten ze ioniseren slechts gedeeltelijk. Dit percentage ionisatie ligt meestal rond de 1 tot 10%.
Een beter onderscheid deze twee soorten elektrolyten zeggen dat in de oplossing van een sterke elektrolyt de soort (of soorten) opdrachtgever (s) de resulterende ionen, terwijl in de elektrolytoplossing zwakke de belangrijkste soort verbinding zichzelf zonder ioniseren.
Sterke elektrolyten zijn onderverdeeld in drie categorieën: sterke zuren, sterke basen en zouten; terwijl zwakke elektrolyten worden verdeeld in zwakke zuren en zwakke basen.
Alle ionische verbindingen zijn sterke elektrolyten, omdat ze zich scheiden in ionen wanneer ze oplossen in water.
Zelfs de meest onoplosbare ionische verbindingen (AgCl, PbSO4, CaCO3) zijn sterke elektrolyten, omdat de kleine hoeveelheden die in water oplossen, dit vooral doen in de vorm van ionen; dat wil zeggen, er is geen gedissocieerde vorm of hoeveelheid van de verbinding in de resulterende oplossing.
De equivalente geleidbaarheid van elektrolyten neemt af bij hogere temperaturen, maar gedraagt zich op verschillende manieren, afhankelijk van hun sterkte.
Sterke elektrolyten hebben een lagere afname in hun geleidbaarheid bij hogere concentraties, terwijl zwakke elektrolyten een hoge mate van geleidingsvermindering hebben bij hogere concentraties.
verschillen
Het is belangrijk om te weten hoe een formule te herkennen en te herkennen in welke classificatie het is (ion of verbinding), omdat dit afhankelijk is van veiligheidsnormen bij het werken met chemicaliën.
Zoals eerder vermeld, kunnen elektrolyten worden geïdentificeerd als sterk of zwak, afhankelijk van hun ionisatiecapaciteit, maar dit kan soms duidelijker zijn dan het lijkt.
De meeste zuren, basen en oplosbare zouten die geen zuren of zwakke basen voorstellen, worden als zwakke elektrolyten beschouwd.
In feite moet worden aangenomen dat alle zouten sterke elektrolyten zijn. Daarentegen worden zwakke zuren en basen, naast stikstofbevattende verbindingen, beschouwd als zwakke elektrolyten.
Methoden om elektrolyten te identificeren
Er zijn methoden om de identificatie van elektrolyten te vergemakkelijken. Vervolgens wordt een zesstapsmethode gebruikt:
- Is uw elektrolyt een van de zeven sterke zuren?
- Is het in de metaalvorm (OH)n? Dan is het een sterke basis.
- Is het in de metalen vorm (X)n? Dan is het een zout.
- Begint uw formule met een H? Dan is het waarschijnlijk een zwak zuur.
- Heeft het een stikstofatoom? Dan kan het een zwakke basis zijn.
- Geen van bovenstaande is van toepassing? Dan is het geen elektrolyt.
Ook als de reactie gepresenteerd door de elektrolyt er als volgt uit ziet: NaCl (s) → Na+(ac) + Cl-(ac), waarbij de reactie wordt begrensd door een directe reactie (→), we hebben het hier over een sterke elektrolyt. In het geval dat het wordt begrensd door een indirecte (↔) is het een zwak elektrolyt.
Zoals in de vorige paragraaf, de geleidbaarheid van een elektrolyt varieert met de concentratie van deze in de oplossing, maar deze waarde is afhankelijk van de sterkte van het elektrolyt.
Bij hogere concentraties zal sterk en tussengelegen elektrolyt niet significant afnemen in intervallen, maar zwakke indien aanwezig hoge af tot waarden nabij nul bij hogere concentraties.
Er zijn ook intermediaire elektrolyten, die dissociëren in oplossing bij hogere percentages (minder dan 100% maar meer dan 10%), samen met niet-elektrolyt, ze gewoon niet (koolstofverbindingen zoals suikers, vetten en alcoholen) dissociëren.
Voorbeelden van sterke en zwakke elektrolyten
Sterke electrolyten
Sterke zuren:
- Perchloorzuur (HClO4)
- Hydrobroomzuur (HBr)
- Zoutzuur (HCl)
- Zwavelzuur (H.2SW4)
- Salpeterzuur (HNO)3)
- Periodiek zuur (HIO)4)
- Fluoroantimonzuur (HSbF)6)
- Magisch zuur (SbF)5)
- Fluorzwavelzuur (FSO)3H)
Sterke basissen
- Lithiumhydroxide (LiOH)
- Natriumhydroxide (NaOH)
- Kaliumhydroxide (KOH)
- Rubidiumhydroxide (RbOH)
- Cesiumhydroxide (CsOH)
- Calciumhydroxide (Ca (OH))2)
- Strontiumhydroxide (Sr (OH)2)
- Bariumhydroxide (Ba (OH)2)
- Natriumamide (NaNH)2)
Sterke verkoop
- Natriumchloride (NaCl)
- Kaliumnitraat (KNO)3)
- Magnesiumchloride (MgCl2)
- Natriumacetaat (CH3COONa)
Zwakke elektrolyten
Zwakke zuren
- Azijnzuur (CH3COOH)
- Benzoëzuur (C6H5COOH)
- Mierenzuur (HCOOH)
- Waterstofcyanide (HCN)
- Chloorazijnzuur (CH2ClOOH)
- Jodiumzuur (HIO)3)
- Salpeterig zuur (HNO2)
- Koolzuur (H.2CO3)
- Fosforzuur (H3PO4)
- Zwavelzuur (H.2SW3)
Zwakke basen en stikstofverbindingen
- Dimethylamine ((CH3)2NH)
- Ethylamine (C2H5NH2)
- Ammonia (NH3)
- Hydroxylamine (NH2OH)
- Pyridine (C5H5N)
- Aniline (C6H5NH2)
referenties
- Sterk elektrolyt. Opgehaald van en.wikipedia.org
- Anne Helmenstine, P. (s.f.). Science Notes Opgehaald van sciencenotes.org
- OpenCourseWare. (N.D.). UMass Boston. Opgehaald uit ocw.umb.edu
- Chemistry, D. o. (N.D.). St. Olaf College. Teruggeplaatst van stolaf.edu
- Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). ThoughtCo. Opgehaald van thoughtco.com