- Was sind starke und schwache Elektrolyte?
- Unterschiede
- Methoden zur Identifizierung von Elektrolyten
- Beispiele für starke und schwache Elektrolyte
- Starke Elektrolyte
- Starke Säuren:
- Starke Basen
- Starke Salze
- Schwache Elektrolyte
- Schwache Säuren
- Schwache Basen und Stickstoffverbindungen
- Verweise
Die Elektrolyte sind Substanzen, die eine leitende Lösung für die gelöste Elektrizität in einem polaren Lösungsmittel wie Wasser erzeugen. Der gelöste Elektrolyt trennt sich in Kationen und Anionen, die in der Lösung dispergiert sind. Wenn ein elektrisches Potential an die Lösung angelegt wird, haften die Kationen an der Elektrode, die eine Fülle von Elektronen aufweist.
Stattdessen binden die Anionen in der Lösung an die elektronenarme Elektrode. Eine Substanz, die in Ionen dissoziiert, erhält die Fähigkeit, Elektrizität zu leiten. Die meisten löslichen Salze, Säuren und Basen repräsentieren Elektrolyte.
Einige Gase wie Chlorwasserstoff können bei bestimmten Temperatur- und Druckbedingungen als Elektrolyte wirken. Natrium, Kalium, Chlorid, Calcium, Magnesium und Phosphat sind gute Beispiele für Elektrolyte.
Was sind starke und schwache Elektrolyte?
Die starken Elektrolyte sind diejenigen, die vollständig ionisieren, dh zu 100% getrennt sind - während der schwache Elektrolyt nur teilweise ionisiert. Dieser Prozentsatz der Ionisation liegt üblicherweise bei 1 bis 10%.
Um diese beiden Elektrolyttypen besser unterscheiden zu können, kann gesagt werden, dass in der Lösung eines starken Elektrolyten die Hauptspezies (oder Spezies) die resultierenden Ionen sind, während in der Lösung schwacher Elektrolyte die Hauptspezies die Verbindung selbst ohne ist ionisieren.
Starke Elektrolyte lassen sich in drei Kategorien einteilen: starke Säuren, starke Basen und Salze; während schwache Elektrolyte in schwache Säuren und schwache Basen unterteilt werden.
Alle ionischen Verbindungen sind starke Elektrolyte, da sie sich in Wasser gelöst in Ionen trennen.
Selbst die unlöslichsten ionischen Verbindungen (AgCl, PbSO 4 , CaCO 3 ) sind starke Elektrolyte, da die kleinen Mengen, die sich in Wasser lösen, dies hauptsächlich in Form von Ionen tun; das heißt, es gibt keine dissoziierte Form oder Menge der Verbindung in der resultierenden Lösung.
Die äquivalente Leitfähigkeit von Elektrolyten nimmt bei höheren Temperaturen ab, sie verhalten sich jedoch je nach Stärke unterschiedlich.
Starke Elektrolyte zeigen bei höherer Konzentration eine geringere Abnahme der Leitfähigkeit, während schwache Elektrolyte bei höherer Konzentration eine starke Abnahme der Leitfähigkeit aufweisen.
Unterschiede
Es ist wichtig zu wissen, wie man eine Formel erkennt und in welcher Klassifizierung sie sich befindet (Ion oder Verbindung), da die Sicherheitsbestimmungen davon abhängen, wenn mit Chemikalien gearbeitet wird.
Wie oben erwähnt, können Elektrolyte aufgrund ihrer Ionisationskapazität als stark oder schwach identifiziert werden, aber dies kann manchmal offensichtlicher sein, als es scheint.
Die meisten löslichen Säuren, Basen und Salze, die keine schwachen Säuren oder Basen darstellen, gelten als schwache Elektrolyte.
In der Tat muss angenommen werden, dass alle Salze starke Elektrolyte sind. Im Gegensatz dazu gelten schwache Säuren und Basen neben stickstoffhaltigen Verbindungen als schwache Elektrolyte.
Methoden zur Identifizierung von Elektrolyten
Es gibt Methoden, um die Identifizierung von Elektrolyten zu erleichtern. Hier ist eine sechsstufige Methode:
- Ist Ihr Elektrolyt eine der sieben starken Säuren?
- Liegt es in der Metall (OH) n-Form vor ? Es ist also eine starke Basis.
- Liegt es in der Metall (X) n-Form vor ? Dann ist es ein Salz.
- Beginnt Ihre Formel mit einem H? Es ist also wahrscheinlich eine schwache Säure.
- Hat es ein Stickstoffatom? Es kann also eine schwache Basis sein.
- Keine der oben genannten Aussagen? Es ist also kein Elektrolyt.
Wenn die vom Elektrolyten präsentierte Reaktion wie folgt aussieht: NaCl (s) → Na + (aq) + Cl - (aq), bei der die Reaktion durch eine direkte Reaktion (→) begrenzt ist, sprechen wir eines starken Elektrolyten. Wenn es durch ein indirektes (↔) begrenzt ist, ist es ein schwacher Elektrolyt.
Wie im vorherigen Abschnitt angegeben, variiert die Leitfähigkeit eines Elektrolyten entsprechend seiner Konzentration in der Lösung, dieser Wert hängt jedoch auch von der Stärke des Elektrolyten ab.
Bei höheren Konzentrationen nehmen die starken und mittleren Elektrolyte nicht in signifikanten Intervallen ab, aber die schwachen zeigen eine hohe Abnahme, bis sie bei höheren Konzentrationen Werte nahe Null erreichen.
Neben Nichtelektrolyten, die einfach nicht dissoziieren (Kohlenstoffverbindungen wie Zucker, Fette und Alkohole), gibt es auch Zwischenelektrolyte, die in Lösungen mit höheren Prozentsätzen (weniger als 100%, aber mehr als 10%) dissoziieren können.
Beispiele für starke und schwache Elektrolyte
Starke Elektrolyte
Starke Säuren:
- Perchlorsäure (HClO 4)
- Bromwasserstoffsäure (HBr)
- Salzsäure (HCl)
- Schwefelsäure (H 2 SO 4 )
- Salpetersäure (HNO 3 )
- Periodsäure (HIO 4 )
- Fluorantimonsäure (HSbF 6 )
- Magische Säure (SbF 5 )
- Fluorschwefelsäure (FSO 3 H)
Starke Basen
- Lithiumhydroxid (LiOH)
- Natriumhydroxid (NaOH)
- Kaliumhydroxid (KOH)
- Rubidiumhydroxid (RbOH)
- Cäsiumhydroxid (CsOH)
- Calciumhydroxid (Ca (OH) 2 )
- Strontiumhydroxid (Sr (OH) 2 )
- Bariumhydroxid (Ba (OH) 2 )
- Natriumamid (NaNH 2 )
Starke Salze
- Natriumchlorid (NaCl)
- Kaliumnitrat (KNO 3 )
- Magnesiumchlorid (MgCl 2 )
- Natriumacetat (CH 3 COONa)
Schwache Elektrolyte
Schwache Säuren
- Essigsäure (CH 3 COOH)
- Benzoesäure (C 6 H 5 COOH)
- Ameisensäure (HCOOH)
- Blausäure (HCN)
- Chloressigsäure (CH 2 ClOOH)
- Jodsäure (HIO 3 )
- Salpetersäure (HNO 2 )
- Kohlensäure (H 2 CO 3 )
- Phosphorsäure (H 3 PO 4 )
- Schwefelsäure (H 2 SO 3 )
Schwache Basen und Stickstoffverbindungen
- Dimethylamin ((CH 3 ) 2 NH)
- Ethylamin (C 2 H 5 NH 2 )
- Ammoniak (NH 3 )
- Hydroxylamin (NH 2 OH)
- Pyridin (C 5 H 5 N)
- Anilin (C 6 H 5 NH 2 )
Verweise
- Starker Elektrolyt. Abgerufen von en.wikipedia.org
- Anne Helmenstine, P. (nd). Wissenschaftliche Notizen. Von sciencenotes.org abgerufen
- OpenCourseWare. (sf). UMass Boston. Abgerufen von ocw.umb.edu
- Chemistry, D. o. (sf). St. Olaf College. Von stolaf.edu abgerufen
- Anne Marie Helmenstine, P. (nd). ThoughtCo. Vonoughtco.com abgerufen