Leidsid 33 sarnast õppematerjali, mis on seotud failiga "Laboratoorne töö 7". Need materjalid aitavad sul teemat sügavamalt mõista.
ioon, ioonid, dissotsiatsioon, elektrolüüt, ch3coo, vesinik, hape, elektrolüüdid, ch3cooh, roosa, kontsentratsiooniga, happed, aktiivsustegur, vesilahuste, pöördeala, cocl2, naoh, soolad, lahused, chatelier, bacl2, fenoolftaleiin, reaktsioonivõrrand, elektrolüütiline, ostwaldi, lahjad, soolhape, küllastatud, na2so4, 6h2o, igasse, oranzMetüülpunane (mp) – pöördeala pH 4,2...6,3 (sellest väiksema pH juures punane, suurema juures kollane, pöördealas oranž). Tahked soolad Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. 1. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. Ühte katseklaasi valada 2-3 mL 2M soolhapet, teise samapalju 2M etaanhapet. Mõlemasse katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada kuuma vette. Kumb hape mõjub energilisemalt tsingile? Soolhape mõjub energilisemalt. Kirjutada hapete dissotsiatsiooni reaktsioonide võrrandid. HCl ↔ H+ + Cl- 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2 CH3COOH ↔ H+ + CH3COO- 2CH3COOH + Zn → (CH3COO)2Zn + H2 Teha järeldus hapete tugevusest. Katseklaasis soolhappega on vaadeldav aktiivne gaasi eraldumine. Teises katseklaasis gaas eraldub ka, aga mite nii aktiivselt. Seega on võimalik teha
..6,3 (sellest väiksema pH juures punane, suurema juures kollane, pöördealas oranz), Tahked soolad: Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. Töö käik ning katseandmete töötlus ja analüüs 1 . Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. Ühte katseklaasi valada 2-3 mL 2M soolhapet, teise samapalju 2M etaanhapet (äädikhapet). Kumbagi katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada kuuma vette. Kumb hape mõjub energilisemalt tsingile? Teha järeldus lähtudes happe tugevusest. 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2 2CH3COOH + Zn = (CH3COO)2Zn + H2 Tsink hakkab soolhappes energilisemalt reageerima kui äädikhappes, seega on HCl tugevam hape. 2 . Tasakaal nõrga happe ja aluse lahuses. Katseklaasi valada 4-5 mL vett ja lisada sellele 3-4 tilka 2M etaanhapet (äädikhapet) ja 1-2 tilka metüülpunast. Fikseerida lahuse värvus. Lahus jagada kaheks. Ühele osale lisada väike
TTÜ Keemia ja biotehnoloogia instituut Keemia osakond YKI0022 Laboritöö võtted Laboratoorne Töö pealkiri: Elektrolüütiline töö nr. 7 dissotsiatsioon Õpperühm: Töö teostaja: Lisette Marleen LAAB2018 Mikk 185655LAAB Õppejõud: Kaie Töö teostatud: Protokoll Protokoll Laane 17.10.2018 esitatud: arvestatud: 28.11.2018 Laboratoorne töö VII Elektrolüütiline dissotsiatsioon Töö eesmärgiks ja ülesandeks oli elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide
kus c on molaarne kontsentratsioon, T absoluutne temperatuur, R universaalne gaasikonstant. Rahvusvahelises ühikute süsteemis (SI) R = 8,314 J/molK või R = 8314 Padm3/molK. Praktikas kasutatakse sageli ka väärtust R = 0,082 dm3atm/molK. Lahuseid, mille osmootsed rõhud samal temperatuuril on võrdsed, nimetatakse isotoonilisteks lahusteks. III. TASAKAALUD ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTES A. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid. Elektrolüüdid on ioonilise või polaarse kovalentse sidemega ühendid, mis lahustumisel polaarsetes lahustites või sulamisel jagunevad ioonideks. Ainete ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Dissotsiatsiooni üheks kvantitatiivseks iseloomustajaks on dissotsiatsioonimäär. Viimane näitab ioonideks dissotsieerunud molekulide ja lahustunud molekulide koguarvu suhet ja teda tähistatakse -ga
Saadud lahuse protsentkontsentratsioon on 4.03%, molaarsus 0.705 mol/dm , molaalsus 0.716 mol/kg H2O, moolimurd 0.0127 Destilleerimisel (isegi mitmekordsel) täielikku lahutamist komponentideks ei saavutata! 5.3. Lahjad elektrolüütide lahused 5.2. Lahjade mitteelektro lüütide lahuste omadusi Elektrolüüdid - ained, mille vesilahused ja/või mis vedelas olekus juhivad elektrivoolu Mitteelektrolüüdid - ained, millede vesilahused ei juhi elektrivoolu. Elektrolüütide lahustumisel vees jagunevad molekulid vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Ka ioonvõrega ained lähevad lahusesse ioonidena. Kuna Mitteelektrolüütide lahustumisel molekulid ioonideks ei jagune
tsingigraanulid. 1. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus Ühte katseklaasi valasin ~2,5ml 2M soolhapet, teise 2M etaanhapet. Mõlemasse panin ühesugused tsingitükkid ning kuumutasin katseklaasi veevannis. Katseklaasis soolhappega on vadeldav aktiivne gaasi eraldumine. Teises katseklaasis gaas eraldub ka, aga mite nii aktiivselt. Seega on võimalik teha järeldust, et soolhape on palju tugevam hape kui äädikhape, sest reageerib tsingiga ägedam. 2. Tasakaal nõrga happe ja nõrga aluse lahuses a) Katseklaasi ~4,5ml dest. vett, 3-4 tilka 2M etaanhapet, 1-2 tilka metüülpunast lahus sai intensiivselt punast värvi. Jagasin lahust kaheks. Ühele osale sisasin väike kogus tahket naatriumetanaati, loksutasin värv muutus kollasuks. Seega soola lisamine tõstas atsetaat-ioonide kontsentratsioon, hape dissotsiatsioon vähenes ja
Indikaatorid- universaalindikaatorpaber, fenoolftaleiin (ff), metüülpunane (mp). Tahked soolad Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. 1. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. Ühte katseklaasi valada 2-3 ml 2M soolhapet, teise samapalju 2M etaanhapet. Kumbagi katseklaasi viia ühesugused tsingitükid. Mõlemad katseklaasid asetada kuuma vette. Energilisemalt mõjub tsingile HCl, sest on tugev hape, etaanhape on nõrk hape. HCl dissotsieerub täielikult H+ + Cl- . 2. Tasakaal nõrga happe ja nõrga aluse lahuses. a. Katseklaasi valada 4-5 ml vett ja lisada sellele 3-4 tilka 2M etaanhapet ja 1-2 tilka metüülpunast. Lahus jagada kaheks. Ühele osale lisada väike kogus tahket naatriumetanaati, loksutada ja võrrelda lahuste värvusi mõlemas katseklaasis. Algselt lahus roosa, CH3COONa lisamisel muutus värvus punaseks. Tasakaal nihkus
kasulikku tööd: η = 38 · (–30) · 100 = 40% –2879 Rohkemate vaheprotsesside puhul oleks η suurem aga protsessid aeglased. Praegune vaheastmete arv on optimaalne. ATP süntees on seostatud reaktsioon, mis toimub glükoosi oksüdatsioonil vabaneva energia arvel. II LAHUSED 1. üldseisukohad: 70% inimorganismist on vesi, mis pole puhtal kujul vaid kujutab endast lahust. Seal on lahustunud mitmesugused elektrolüüdid, madalamolekulaarsed orgaanilised ühendid (suhkrud), kõrgmolekulaarsed ühendid, gaasid (O2, N2, CO2). Tänapäeval vaadeldakse lahuseid kui molaarseid ja ioonilisi segusid, kus komponentide vahel esineb keemiline või füüsikaline vastastikune toime. Seisundilt on nad mehaanilise segu ja keemilise ühendi vahepeal. Väga lahjasid (mitteelektrolüüdi) lahuseid võime vaadelda kui mehaanilist segu. Kontsentreeritumates lahustes peame arvestama
Glükoosi kui mitteelektrolüüdi korral i 1 = 1. i 2 = 1 + 0,85(2-1) = 1,85 . Seega 0,283 = 1,85 c 2 , millest c 2 = 0,153 M, st NaCl lahus peab olema 0,153 M. 100 cm 3 (100 g) seda lahust sisaldab siis 0,0153 mol NaCl ehk 0,0153mol 58,5g/mol = 0,895 g NaCl. 16 III. TASAKAALUD ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTES A. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid. Elektrolüüdid on ioonilise või polaarse kovalentse sidemega ühendid, mis lahustumisel polaarsetes lahustites või sulamisel jagunevad ioonideks. Ainete ioonideks jagunemise protsessi nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Dissotsiatsiooni üheks kvantitatiivseks iseloomustajaks on dissotsiatsioonimäär. Viimane näitab ioonideks dissotsieerunud molekulide ja lahustunud molekulide koguarvu suhet ja teda tähistatakse -ga. võib
Keemia aluste praktikum 1 Keemia 1. Henry Kaasik Tasakaal elektrolüütide lahustes Juhendaja: Erika Jüriado Kuupäev: 1) Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid Võetakse neli gradueeritud keeduklaasi, igaühte viiakse 30-40 cm³ demineraliseeritud vett ja lisatakse 1-2 tilka tabelis märgitud indikaatorit. Märgitakse tabelisse indikaatori värvus vees. Seejärel lisatakse keeduklaasidesse üks cm³ ühte järgmistest lahustest: 2M HCl ; 2M CH³COOH ; 2M NH³*H²O ja 2M NaOH ning viiakse vee lisamisega lahuste ruumala 50 cm³ ni . Segatakse ja märgitakse tabelisse indikaatorite värvused hapete/aluse lahustes. Värvuste põhjal
2 mL Al2(SO4)3 lahusele lisasin samapalju Na2CO3 lahust. Soojendasin. 5. Valasin katseklaasi 4 mL vett, lisasin veidi tahket NH4Cl ja 2 tilka metüülpunast. Jagasin lahuse kaheks. Ühe katseklaasi jätsin võrdluseks, teist kuumutasin keemiseni. Võrdlesin värvusi. Jahutasin ning võrdlesin taas värvusi. Katseandmete töötlus ja tulemuste analüüs Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus Soolhape mõjus tsingile tugevamalt kui etaanhape, kuna HCl on tugev elektrolüüt ning vesilahuses dissotsieerub täielikult, seetõttu mõjub ka tugevamalt. Tasakaal nõrga happe ja nõrga aluse lahuses Vesinikioonide kontsentratsioon lahuses vähenes. Tasakaal nihkus vasakule. Tasakaal nihkus molekulide dissotsieerumata suunas, hüdroksiidioone ei ole nii palju. Et nihutada tasakaalu dissotsieerumata molekulide suunas, tuleb nõrgale happele lisada tugev alus ja tugev hape nõrgale alusele. Soolhappe kontroll-lahuse täpse kontsentratsiooni määramine tiitrimisega
.. 15,4; tundlikud pinnased < 6,2. Metallid ja nende ühendid1) Looduslikult leiduvad, peamiselt ühenditena2) Elusorganismidele vajalikud elemendid3)Erinevas vormis, erinevate ühenditena erinevad omadused 4)käitumine keskkonnas ja toime. Ca-Mis ühenditena, mis vormis keskkonnas ? Kaltsiumi sisaldavad mineraalid:lubjakivi, kips, dolomiit... erinevad kaltsiumi soolad CaCl2, CaF2, CaSO4, CaCO3(erinev lahustuvus!) _ Ca2+ ioonid vees (hüdratiseeritud !)_ Ca 2+ ioonid kompleksühendite koosseisus_ Ca- orgaanilised ühendid. Raskemetallid_ Toksilised metallid (Hg, Pb, Cd, ...)nende kontsentratsioonid keskkonnas ?_ Probleemid keskkonnas tänu inimtegevusele _ Ei lagune keskkonnas!! Lahustumine ja sadenemine Tähtsad määramaks metallide käitumist ja transporti keskkonnas_ Lahustumine: määrab ainete sisaldused looduslikes vetes _ Sademe tekkimine: metallide sidumine ja keskkonnas liikumatuks muutmine; oluline vee või reovee puhastamisel
Reaktsioonid elektrolüütide lahustes Töö ülesanne ja eesmärk Elektrolüütide lahustes toimuvate reaktsioonide kulgemise peamiste põhjuste selgitamine, reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon-molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide võrrandite tasakaalustamine. Sissejuhatus Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid. Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu. Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde. Oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevad reaktsioonid (Kulgemise peamised põhjused): · Sademe (vähelahustuva ühendi) teke · Gaasi teke (CO karbonaatidest, HS sulfiididest, NH kuumutamisel ammooniumisooladest) · Vähe- (või vähem) dissotsieeruva ühendi teke
juures kollane, pöördealas oranz), tahked soolad Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3 NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 ning tsingigraanulid. Katseandmete töötlemine ning metoodikat 1. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus. 2HCl + ZnZnCl2+H2 (HCl dissotsieerub täielikult H+ Cl-) CH3COOH+ZnCH3COOZn+H2 Tugev happe on keemilise aktiivsem, reaktsioon voolab kiiremini, sest muutused tsingiga on nähtavad praktiliselt kohe. Tugev happe on HCl ja nõrk happe on CH3COOH 2. Tasakaal nõrga happe ja nõrga aluse lahuses CH3COOH+ CH3COONa CH3COONa+H2 (lahus oli roosa sai oranziks) Tasakaal nihkub vasakule, vesinikioone kontsentratsioon vähenes NH4 H2O+NH4Cl (NH4 H2O)Cl (lahus oli lillaks sai läbipaistvaks) Tasakaal nihkub molekulide dissotsieerumata suunas, OH ioone ei ole nii palju NH4 OH NH4 ++OH- [ NH 3+ ][OH - ] Ka= [ NH 4OH ] CH3COOHCH3COO-+H+ [CH 3COO - ][ H + ] Kh= [CH 3COOH ]
= ≈ i ⋅ x2 . 0 p1 i ⋅ n 2 + n1 TÜ, Füüsikalise Keemia Instituut Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused IV. Elektrolüütide lahuste tasakaalud 1. Elektrolüütiline dissotsiatsioon Tugev elektrolüüt – esineb lahuses ainult ioonidena; nõrk elektrolüüt – esineb lahuses osaliselt ioonide, osaliselt molekulidena. 2. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid Ostwaldi lahjendusseadus – lahuse lahjendamisel nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonimäär α suureneb. Lõpmatul lahjendusel saab α võrdseks 1-ga. cα 2 K K= ≈ cα 2 , α ≈
= i x2 . 0 p1 i n 2 + n1 TÜ, Füüsikalise Keemia Instituut Keemia alused. Põhimõisted ja -seaduspärasused IV. Elektrolüütide lahuste tasakaalud 1. Elektrolüütiline dissotsiatsioon Tugev elektrolüüt esineb lahuses ainult ioonidena; nõrk elektrolüüt esineb lahuses osaliselt ioonide, osaliselt molekulidena. 2. Nõrgad ja tugevad elektrolüüdid Ostwaldi lahjendusseadus lahuse lahjendamisel nõrga elektrolüüdi dissotsiatsioonimäär suureneb. Lõpmatul lahjendusel saab võrdseks 1-ga. c 2 K K= c 2 , 1- c
(H2 H+ + Cl-). Isotooniline tegur e. parandamistegur (vôtab arvesse aine lagunemist ioonideks) [i = kôigi osakeste arv (moolides) / molekulide arv (moolides)]. Dissotsiatsioonimäär [ = Ndiss / N]; [Ndiss = N]; N ioone kokku. Seega, [i = 1 + ( 1)] [ = (i 1) / ( 1)]. 1) Tugev el.lüüt: = 1; i = ; 2) Mitteelektrolüüt: = 0; i = 1. Siin kehtivad seosed: [Tk = iKk m]; [Te = iKe m]; [ = icRT]. IV ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSTE TASAKAAL I Elektrolüütiline dissotsiatsioon. 1) Ioonsed ained ka tahkes ja sulas olukus ioonidena (NaCl), kui panna vette lagunevad ioonid ükshaaval lahusesse, sest vesi nôrgendab nende sidemeid. 2) Polaarsed kovalentsed ained N: H+Cl- ... vesi kisub jälle laiali...mida polaarsem on lahusti, seda tugevamini. Puhas HCl on kovalentne ja koosneb molekulidest, mitte ioonidest. Tugevad el. lüüdid: tugevad happed (HCl, HBr), enamik soolasid, leelised (LiOH, KOH, NaOH), leelismullad (Br(OH)2, Sr(OH2)). Nôrgad el
ELEKTROLÜÜDID Elektrolüüdid – keemilised ühendid, millel on kalduvus laguneda vees/mõnes teises lahustis ioonideks. [ioonid – laenguga osakesed > katioonid +; anioonid –] Elektrolüütiline dissotsiatsioon – aine jagunemine lahusti polaarsete molekulide toimel. elektrolüütiline dissotsatsioon on lahuses seda tugevam, mida polaarsem on lahusti. Dissotsatsioon(iaste/määr) α – palju molekulidest on ära dissotseerunud. tugevad elektrolüüdid α=1; nõrgad elektrolüüdid 0<α<<1; mitteelektrolüüdid α=0. Oswaldi lahjendusseadus – lahuse lahjendamisel nõrga elektrolüüdi dissotsatsionimäär α suureneb; lõpmatul lahjendamisel saab võrdseks 1-ga. Dissotsatsioonivõrrand
KATB12 Õppejõud: Töö teostatud: Protokoll esitatud: Protokoll arvestatud: Viia Lepane SISSEJUHATUS Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid 2NaOH(aq) + CuSO4(aq) Cu(OH)2(s) + Na2SO4(aq) Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu (selles näites SO4 ja Na ). Sama reaktsioon 2 + ioonvõrrandina 2OH(aq) + Cu2+(aq) Cu(OH)2(s) Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde.
Laboratoorne töö 3 Elektrolüütide lahused, pH mõõtmine, hüdrolüüs Töövahendid: koonilised kolvid (250 ml), mõõtkolvid (100 ml), bürett, pipett (10 ml), keeduklaas (50 ml), pH- meeter, katseklaaside komplekt, klaaspulk Reaktiivid: 0,05-0,1M HCl kontroll-lahus, täpse kontsentratsiooniga NaOH standardlahus, ~0,01M NH3H2O lahus, 2M HCl, CH3COOH ja NH3H2O lahused, küllastunud KCl lahus, SbCl3 lahus, konts HCl või H2SO4, universaalindikaatorpaber, fenoolftaleiin, metüülpunane, Zn-graanulid tahked soolad: Al2(SO4)3, NaCl, Na2CO3, Na2SO3, NH4Cl, CH3COONa, CH3COONH4 1. Tugevate ja nõrkade elektrolüütide keemiline aktiivsus katseklaas 2-3 ml soolhappega katseklaas 2-3 ml etaanhappega Katseklaaside kuumutamisel toimus energilisem reaktsioon soolhappega katseklaasis.
ELEKTROLÜÜTIDE LAHUSED 1. Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid Lahuste elektrijuhtivuse alusel võib aineid jaotada 2 liiki: 1) elektrolüüdid hapete, aluste, soolade vesilahused. Elektrolüüdid juhivad elektrivoolu vesilahuses ja sulatatud olekus (kuna sisaldavad vabu laengukandjaid ioone); 2) mitteelektrolüüdid destilleeritud vesi, suhkru, alkoholide ja paljude orgaaniliste ainete vesilahused. Mitteelektrolüüdid praktiliselt ei juhi elektrivoolu (ei ole võimelised vabu ioone moodustama). Elektrolüüdid- ained, mille vesilahused Mitteelektrrolüüdid- ained, mille sisaldavad ioone vesilahused ei sisalda ioone
Vesinikside Vesinikul on ainult üks s -orbitaal ühe elektroniga. naine lahuse moolide arvu suhet: x= . Täiendava sideme võib ta moodustada juhul, kui vesinik on nlahus seotud endast oluliselt elektronegatiivsema aatomiga. Definitsiooni järgi dimensioonita suurus. Näiteks sobib H2O molekul, mis on tugevalt Kontsentratsiooni võib väljendada ka näiteks
1. Sissejuhatus. Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid. Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu. Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde. Ioonvõrrandite kirjutamisel jälgida järgmisi reegleid: lahku võib kirjutada kõik tugevad elektrolüüdid vasakul ja paremal pool korduvad ioonid jäetakse võrrandist välja (taandatakse) kokku jäetakse:
põhjuste selgitamine, reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon-molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide tasakaalustamine. Sissejuhatus Redoksvõrrandeid võib esitada kahel viisil- molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid nt 2NaOH + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2SO4. Täpsimini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu nt 2OH- + Cu2+ Cu(OH)2. Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde: aq- ühend lahuses s- tahke ühend või sade () l- vedelik g- gaas () Ioonvõrrandite kirjutamisel tuleb jälgida: 1
saaduste tekke suunas, ekso reaktsiooni tasakaalu aga vasakule lähteainete tekke suunas. *Gaasiliste ainete osavõtul kulgevate reaktsioonides nihutab rõhu tõstmine tasakaalu suunas, millises on gaasiliste ainete molekulide arv väiksem. Elektrolüüt keemiline ühend, mis vees või mingis teises lahustis lagunevad vastasnimeliselt laetud osakesteks ioonideks. Mitteelektrolüüt keemiline ühend, mis lahustis ei lagune ioonideks. Elektrolüütiline dissotsiatsioon elektrolüütide ioonideks lagunemine lahuses. Dissotsiatsioonimäär kirjeldab ioonide lagunemise ulatust. Dissotsiatsioonikonstant kirjeldab lahuses tekkinud ioonide ja molekulide vahelist tasakaalu. Nõrgad elektrolüüdid vähedissotsieeruvad ühendid, st ained, mille dissotsiatsioon pole täielik ( < 1). Tugevad elektrolüüdid hästi dissotsieeruvad ühendid ( 1), dissotsiatsiooni
reaktsioonivõrrandite kirjutamine molekulaarsel ja ioon-molekulaarsel kujul, redoksreaktsioonide võrrandite tasakaalustamine. Sissejuhatus Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid 2NaOH (aq) + CuSO4 (aq)→ Cu(OH)2(s) + Na2SO4 (aq) Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu (selles näites SO42+ ja Na+). Sama reaktsioon ioonvõrrandina 2OH- (aq) + Cu2+ (aq) → Cu(OH)2(s) Oksüdatsiooniastmete muutuseta kulgevad reaktsioonid Kulgemise peamised põhjused 1. Sademe (vähelahustuva ühendi) teke 2. Gaasi teke (CO2 karbonaatidest, H2S sulfiididest, NH3 kuumutamisel ammooniumisooladest). 3. Vähe- (või vähem) dissotsieeruva ühendi teke. Sageli tasakaalulised protsessid
ELEKTROLÜÜTIDE KASUTUSALAD TÄNAPÄEVA ELUS Laurene Männik Pärnu Hansagümnaasium 11.c 2013 Sisukord 1. Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid 2. Elektrolüütide tugevus 3. Dissotsiatsioonivõrrandid 4. Dissotsiatsioonimäär 5. Vesinikeksponent 6. Keemilisi reaktsioone elektrolüütide lahustes 7. Soolade hüdrolüüs ELEKTROLÜÜDID ja MITTEELEKTROLÜÜDID Mis on elektrolüüt ja mitteelektrolüüt? · Elektrolüüt on aine (happed, alused, soolad), mis vesilahuses jaguneb täielikult või osaliselt ioonideks. · Mitteelektrolüüt on aine (paljud orgaanilised ained, lihtained,
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
· Elektrolüüdid ained, mille vesilahused sisaldavad ioone: kuna ioonid on laengukandjad, siis juhivad elektrolüütide lahused elektrivoolu. · Tugevad elektrolüüdid esinevad lahuses ainult ioonidena (tugevad happed, leelised ja soolad) · Nõrgad elektrolüüdid lahuses esinevad nii molekulid kui ka ioonid (nõrgad happed ja alused) · Ioonilise ja tugevalt polaarse kovalentse sidemega ained. · TH: 5tk H2SO4, HCl, HNO3, HBr, HJ · TA: 10tk IA, IIA, Ca · Mitteelektrolüüdid ained, mille vesilahused ei sisalda ioone ei juhi elektrivoolu. · Lahuses on ainult molekulid (paljud orgaanilised ained, lihtained, oksiidid) · Nõrgalt polaarse ja mittepolaarse kovalentse sidemega ained.
ammoniaakhüdraat (NH3 ∙H2O) Hüdroksiid on mittemolekulaarne kristalne aine, mis annab dissotsieerumisel lahusesse metalli katioone ja hüdroksiidioone. •Leelis on veel lahustuv tugev alus. Leelised on leelis- ja leelismuldmetallide hüdroksiidid, nt. NaOH, KOH, Ca(OH)2. Need on ioonsed ained, mille kristallvõre koosneb metalli katioonidest ja hüdroksiidioonidest 22. Happed. Ainete happelisi omadusi seostatakse tavaliselt nende käitumisega vesilahustes. Hape on keemiline aine, mis annab (dissotsieerudes) vesilahustesse vesinikioone. Osa happeid (puhta ainena) on tavatingimustes vedelikud – nt. väävelhape, lämmastikhape, metaanhape ja etaanhape. Teine osa happeid on tavatingimustes tahked ained – nt. sidrunhape, bensoehape ja oblikhape. On ka selliseid happeid, mis esinevad ainult vesilahustes (puhta ainena neid ei esine), nt. süsihape H2CO3, väävlishape H2SO3. 23. Soolad.
(tema oksüdatsiooniaste kahaneb). Ainult redutseerija ja oksüdeerija olemasolu korral ühel ajal ühes ja samas süsteemis (näiteks katseklaasis), loob võimaluse redoksreaktsiooni toimumiseks. Lihtsad ja enam levinud redoksreaktsioonid on põlemine ja metallide reageerimine hapetega. Kompleksühendid on keemilised ühendid, mille kristallvõres või lahuses esinevad liitosakesed kompleksioonid, mis koosnevad tsentraalaatomist (siin näites Cu) ja sellega seotud ligandidest (aatomid, ioonid või molekulid, siin näites NH3 molekulid). Kompleksioonid on üldjuhul lahustes väga püsivad. Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid 2NaOH(aq) + CuSO4(aq) Cu(OH)2(s) + Na2SO4(aq) Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu (selles näites SO42 ja Na+). Sama reaktsioon ioonvõrrandina
ole neutraalsed,vaid hüdrolüüsi tõttu happelised või aluselised.Soolade hüdrolüüs on tingitud nende reageerimisest veega. Puhverlahused on teatud ainete vesilahused,mis on võimelised säilitama oma pH mõõduka koguse happe või aluse lisamisel (sest nad on võimelised siduma H+ või OH- ).Tähtsamad puhverlahused on: 1. ammooniumpuhver, mille pH~9, koosneb ammoniaakhüdraadist NH3 · H2O ja ammooniumkloriidist NH4Cl. 2. etanaatpuhver, mille pH~4,5, koosneb etaanhappest CH3COOH ja naatriumetanaadist CH3COONa. Molaarne kontsentratsioon näitab lahustunud aine moolide arvu 1 dm3 lahuses.Ühiku mol/dm3 asemel kasutatakse tihti lühemat varianti M. Näiteks 2mol/dm3=2M. Katioonid on positiivse laenguga ioonid: H+,NH4+,kõik metallide ioonid.NH4+ on ammooniumioon, mis võib kuuluda soolade koostisse nagu metallide ioonidki. Anioonid on negatiivse laenguga ioonid: OH-,happejääkioonid.
SISSEJUHATUS Reaktsioonid elektrolüütide lahustes Reaktsioonivõrrandeid võib esitada kahel viisil – molekulaarkujul ja ioonvõrrandina. Molekulaarkujul võrrandis kajastuvad vaid ühendid 2NaOH(aq) + CuSO4(aq) →Cu(OH)2(s) + Na2SO4(aq) Täpsemini kirjeldab toimuvat ioonvõrrand, sest elektrolüüdid on vesilahuses jagunenud ioonideks ja osa ioone mingisse vastastiktoimesse ei astu (selles näites SO42–ja Na+). Sama reaktsioon ioonvõrrandina 2OH–(aq) + Cu2+(aq) →Cu(OH)2(s) Et eristada erinevates agregaatolekutes olevaid ja lahustunud ühendeid, on korrektne märkida olek ühendi või iooni juurde. aq– ühend lahuses, s– tahke ühend või sade (vahel näidatakse ka noolega ↓), l– vedelik, g– gaas (vahel märgitakse ka noolega ↑).
annaabi.ee 
