Elektrolüüt (1)

Lõik failist

Sarnased õppematerjalid

6

doc

Keemia aluste kokkuvõtlik konspekt

Kui vôtta suurema konts. lahus, ka tugevatel on i < v ja < 1. Ioonpaarid vôivad tekkida, aga molekul mitte, siiski vôib käituda nii nagu poleks täielikult dissotsieerunud. Aktiivne kontsentratsioon ­ [a = c]; a ­ näiline konts. ­ aktiivsustegur (=näiline ). Aktiivsustegur ­ näitab, millise määäaga on lahus kôrvale kaldunud ideaalsest. Reeglina < 0. Mida konstentreeritum lahus (kôikide ainete c), seda väiksem . Ioontugevus ­ 1) 1 elektrolüüt (NaCl) I = cNaCl. 2) 2 elektrolüüti (NaCl (0,1M) + Na2SO4 (0,2M)). [I = 0,5(c1Z12 + c2Z22 + ...)] = 0,5[(0,1 + 20,2)12 + (0,2)22 + (0,1)12] IV Vee ioonkorrutis, vesinikeksponent. K = [H][OH] / [H2O] = 1,810-16 (H2O H + OH). c(H2O) = 1000g / 18/g/mol = 55,56. K ­ näitab, kui suur hulk dissotseerub, tugevate hapete puhul pea lôpmatu. Vee ioonkorrutis ­ [Kw = [H+][OH-] = 10-14] [Kw = K[H2O]]. Puhta vee ioonide konts: [H] = [OH] = 10-7 (toatemperatuuril).

Keemia alused

10

docx

Laboratoorne töö 7

olene kontsentratsioonist. Dissotsiatsioonimäära sõltuvus kontsentratsioonist arvutatakse järgmiselt: [K+ ]=[A– ]=c· Mittedissotsieerunud elektrolüüdi KA molekulide kontsentratsioon lahuses on [KA]= c·(1):-) Viimast avaldist nimetatakse elektrolüütide teooriat uurinud Saksa keemiku Wilhelm Ostwaldi (1):8531):932) järgi Ostwaldi lahjendusseaduseks. Kui  < 0,05 (väga nõrk elektrolüüt, mõõdukas kontsentratsioon), siis võib teha lihtsustuse 1): –   1): s.t võtta dissotsieerumata ühendi kontsentratsioon võrdseks ühendi algkontsentratsiooniga. Kui  > 0,05 (väga lahjad lahused), siis lihtsustada ei tohi ja  leidmiseks tuleb lahendada ruutvõrrand 2  2  C +   K – K = 0 Katioonide (näit

Rakenduskeemia

22

docx

ELEKTROLÜÜDID

2. mida lahjem on lahus, seda suurem on hüdrolüüsi ulatus 3. mida kõrgem on temperatuur, seda suurem on hüdrolüüsi ulatus (Le Chatelier; hüdrolüüs endotermiline protsess ΔH > 0) 4. tugeva leelise lisamine (kui saadustes on OH- ioonid) või tugeva happe lisamine (kui saadustes on H+ ioonid) tõrjub hüdrolüüsi tagasi tavaliselt on hüdrolüüsi tasakaal lähteainete suunas (sest vesi on nõrgem elektrolüüt kui tekkiv nõrk alus/hape). LAHUSTUVUSKORRUTIS Lahustuvuskorrutis KL – ioonide molaarsete kontsentratsioonide korrutis (kusjuures kordajad reaktsioonivõrrandis lähevad astmeteks) rasklahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses. ühend sadeneb välja, kui tema ioonide kontsentratsiooniline korrutis ületab lahustuvuskorrutise väärtuse. sadet moodustub seni kui need võrdseks saavad. mida väiksem on KL, seda halvemini aine lahustub!

Keemia

44

doc

Füüsikaline keemia

[Kt+] = [An‾] = Ci → Ci = α · C [KtAn] = C – Ci = C – 2C = (1 – α) · C Saame: Kd = α² · C 1–α Väga nõrga elektrolüüdi puhul (α ≤ 0,05 ehk 5%) võime lugeda, et (1 – α) = 1 ja saame: α² = Kd → α=√Kd → Kd=c·α² C √c Need on Ostwald’i lahjendusseadus. Mida nõrgem elektrolüüt (mida väiksem Kd), seda väiksem α. Mida väiksem on elektrolüüdi ioonide kontsentratsioon, seda suurem α. Lahuse lahjenedes elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste kasvab: c→0; α→1.  Ostwald’i lahjendusseadus aitab arvutada [H+] kontsentratsiooni nõrkades hapetes ja [OH‾] nõrkades alustes. Kd — leitakse käsiraamatust. [H+]=α·c; [OH‾]=α·c Kuna α on väike ja elektrolüüdi ioonid asuvad üksteisest kaugel, siis nendevaheline mõju peaaegu puudub

Füüsikaline keemia

10

pdf

LAHUSED

5.5 5.6 KKY3031 Üldine keemia A.Trikkel, 2001  ioniseerunud molekulide arv Kui väävelhape on tugev elektrolüüt, siis vesiniksulfaatioon dissotsieerub edasi juba = väga vähesel määral. Viimane seaduspära on iseloomulik kõikidele mitmealuselistele kogu molekulide arv lahuses hapetele. Näiteks 0.05 M fosforhape (H3PO4) kui kolmealuseline hape on esimeses järgus

Kategoriseerimata

6

doc

Üldise keemia kordaisküsimuste vastused

5. Kummas on hapniku lahustuvus suurem, vees või etanoolis? Miks? Etanoolis, kuna hapnik on mittepolaarne ja vesi on polaarne. 6. Millised tegurid ja kuidas mõjutavad a) tahkete ainete, b) gaaside lahustuvust vedelikes? a) Temperatuuri tõstmine, entroopia(tahke < vedel) b) Temperatuuri alandamine 7. Miks soola lisamisel värskele kraaniveele eralduvad sellest kihinal mullikesed? Kuna vesi sisaldab gaase ja sool on elektrolüüt, siis elektorlüüdi lisamine vähendab gaaside lahustuvust. 8. Millistel tingimustel vedelik keeb? Kui vedeliku aururõhk saab võrdseks välisrõhuga. 9. Millistel tingimustel vedelik külmub? Kui vedeliku küllastunud aururõhk saab võrdsetahks tahke faasi aururõhuga. 10. Millised tegurid ja kuidas mõjutavad lahuste keemis- ja külmumistemperatuuri? Keemistemp. ­ rõhust(madal rõhk, madal keemistemp.), lahusti iseloomust, aine konts. (suurem konts

Üldbioloogia

1

doc

Spikker anorgaanika eksamiks

Katioonid: UO22+ dioksouraan(2+)ioon, ka uranüül(2+)katioon; [Al(H2O)4]3+ tetraakvaalumiinium(3+)ioon. Anioonid; lõpp -iid, mitmeaatomilistel ­aat. CN- tsüaniidioon, SCN- tiotsüanaatioon, NCO- tsüanaatioon. Binaarsed ühendid: Rn Xe Kr Ar Ne He B Si C Sb As P N H Te Se S At I Br Cl O F. Hüdriidid ­ vesinikuühendid metallidega, milles vesiniku o-a on -1. Vesinikuühendid mittemetallidega (vesiniku o-a 1). BH3 boraan, SiH4 silaan, AsH3 arsaan, NH3 asaan (trad. ammoniaak), N2H4 diasaan (trad. Hüdrasiin), PH3 fosfaan. Happed: H3BO3 boorhape boraat BO33-; H3AsO4 arseenhape arsenaat AsO43-; HONC fulmiinhape fulminaat ONC-. Madalama o-a korral kasut. -is ja -us liidet, aniooni nimetuse lõpuks on sel juhul -it. Mitu hapet, kus oksüdatsiooniaste on sama, väiksema H ja O meta-, suurema orto-. Hapnikuta hapete vesinik, mittemetall lõpuga -iid hape. Tiohapped tekivad O aatomi asendusel S aatomiga. Oksiidid: Rühma O-O sisaldavad oksiidid on peroksiidid. H2O2 vesinikperoksiidid; Na2O

Anorgaaniline keemia

22

pdf

KEEMILINE KINEETIKA JA TASAKAAL

1  Viimane võrrand on Ostwaldi lahjendusseaduse matemaatiline avaldis. Väikestel  väärtustel 1- 1 ja   dissotsiatsioonimäär kasvab. K c  . Siit nähtub, et lahuse lahjendamisel elektrolüüdi Mõningate hapete ja aluste dissotsiatsioonikonstandid vesilahustes 25 oC juures Elektrolüüt Dissotsiatsioonikonstant KI KII KIII Divesiniksulfiidhape H2S 610-8 110-14 Etaanhape CH3COOH 1,7510-5 Fosforhape H3PO4 7,5210-3 6,3110-8 1,2610-12 Hüpokloorishape HClO 5,0110-8 Lämmastikushape HNO2 410-4

Keemia alused

Kommentaarid (1)