Starke und schwache Elektrolyte, Unterschiede, Beispiele



Die Elektrolyte sie sind Substanzen, die eine elektrisch leitfähige Lösung erzeugen, wenn sie in einem polaren Lösungsmittel wie Wasser gelöst werden. Der gelöste Elektrolyt wird in Kationen und Anionen getrennt, 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.

Im Gegensatz dazu werden die Anionen in der Lösung an die elektrisch mangelhafte Elektrode binden. Eine Substanz, die in Ionen dissoziiert, erhält die Fähigkeit, Elektrizität zu leiten. Die meisten Salze, Säuren und löslichen Basen stellen Elektrolyte dar.

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.

Index

  • 1 Was sind starke und schwache Elektrolyte?
  • 2 Unterschiede
  • 3 Methoden zur Identifizierung von Elektrolyten
  • 4 Beispiele für starke und schwache Elektrolyte
    • 4.1 Starke Elektrolyte
    • 4.2 Schwache Elektrolyte
  • 5 Referenzen

Was sind starke und schwache Elektrolyte?

Die starke Elektrolyte sind diejenigen, die vollständig ionisieren - das heißt, sie sind zu 100% getrennt - während der schwache Elektrolyte sie ionisieren nur teilweise. Dieser Ionisationsprozentsatz beträgt normalerweise etwa 1 bis 10%.

Um diese beiden Arten von Elektrolyten besser zu unterscheiden, kann gesagt werden, dass in der Lösung eines starken Elektrolyten die Hauptspezies (oder Spezies) die resultierenden Ionen sind, während in der schwachen Elektrolytlösung die Hauptspezies die Verbindung selbst ist. ionisieren

Starke Elektrolyte werden in drei Kategorien eingeteilt: starke Säuren, starke Basen und Salze; während schwache Elektrolyte in schwache Säuren und schwache Basen unterteilt werden.

Alle ionischen Verbindungen sind starke Elektrolyte, weil sie sich in Ionen auflösen, wenn sie sich in Wasser auflösen.

Selbst die unlöslichsten ionischen Verbindungen (AgCl, PbSO4, CaCO3) sind starke Elektrolyte, weil 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, verhält sich aber je nach Stärke unterschiedlich.

Starke Elektrolyte haben eine geringere Abnahme ihrer Leitfähigkeit bei höheren Konzentrationen, während schwache Elektrolyte eine große Abnahme der Leitfähigkeit bei höheren Konzentrationen aufweisen.

Unterschiede

Es ist wichtig zu wissen, wie man eine Formel erkennt und erkennt, in welcher Klassifizierung sie ist (Ion oder Compound), da dies von den Sicherheitsregeln bei der Arbeit mit Chemikalien abhängt.

Wie oben erwähnt, können Elektrolyte abhängig von ihrer Ionisationskapazität als stark oder schwach identifiziert werden, aber dies kann manchmal offensichtlicher sein, als es scheint.

Die meisten Säuren, Basen und löslichen Salze, die keine Säuren oder schwachen Basen darstellen, gelten als schwache Elektrolyte.

In der Tat muss angenommen werden, dass alle Salze starke Elektrolyte sind. Im Gegensatz dazu werden schwache Säuren und Basen neben stickstoffhaltigen Verbindungen als schwache Elektrolyte angesehen.

Methoden zur Identifizierung von Elektrolyten

Es gibt Methoden, um die Identifizierung von Elektrolyten zu erleichtern. Als nächstes wird eine sechsstufige Methode verwendet:

  1. Ist Ihr Elektrolyt eine der sieben starken Säuren?
  2. Ist es in der Metallform (OH)n? Dann ist es eine starke Basis.
  3. Ist es in der Metallform (X)n? Dann ist es ein Salz.
  4. Beginnt Ihre Formel mit einem H? Dann ist es wahrscheinlich eine schwache Säure.
  5. Hat es ein Stickstoffatom? Dann kann es eine schwache Basis sein.
  6. Keines der oben genannten gilt? Dann ist es kein Elektrolyt.

Wenn die Reaktion des Elektrolyten der folgenden ähnelt: NaCl (s) → Na+(ac) + Cl-(Aq), in dem die Reaktion durch eine direkte Reaktion begrenzt wird (→) sind wir von einem starken Elektrolyten sprechen. Wenn es von einem indirekten (↔) begrenzt wird, ist es ein schwacher Elektrolyt.

Wie im vorherigen Abschnitt erwähnt, ändert sich die Leitfähigkeit eines Elektrolyten mit der Konzentration dieses in der Lösung, aber dieser Wert ist abhängig von der Stärke des Elektrolyten.

Bei höheren Konzentrationen stark und Zwischen Elektrolyt in signifikanten Intervalle nicht schmälern, aber schwach, wenn vorhanden eine hohe Abnahme auf Werte nahe Null bei höheren Konzentrationen.

Es gibt auch Zwischen Elektrolyte, die in Lösungen mit höheren Prozentsatz (weniger als 100%, aber mehr als 10%), zusammen mit nicht-Elektrolyten dissoziieren können, sie einfach nicht (Kohlenstoff-Verbindungen, wie Zucker, Fett und Alkohole) dissoziieren.

Beispiele für starke und schwache Elektrolyte

Starke Elektrolyte

Starke Säuren:

  • Perchlorsäure (HClO4)
  • Bromwasserstoffsäure (HBr)
  • Salzsäure (HCl)
  • Schwefelsäure (H2SO4)
  • Salpetersäure (HNO)3)
  • Periodsäure (HIO)4)
  • Fluorantimonsäure (HSbF)6)
  • Magische Säure (SbF)5)
  • Fluorschwefelsäure (FSO)3H)

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 Verkäufe

  • Natriumchlorid (NaCl)
  • Kaliumnitrat (KNO)3)
  • Magnesiumchlorid (MgCl2)
  • Natriumacetat (CH3COONa)

Schwache Elektrolyte

Schwache Säuren

  • Essigsäure (CH3COOH)
  • Benzoesäure (C6H5COOH)
  • Ameisensäure (HCOOH)
  • Cyanwasserstoff (HCN)
  • Chloressigsäure (CH2ClOOH)
  • Jodsäure (HIO)3)
  • Salpetrige Säure (HNO)2)
  • Kohlensäure (H2CO3)
  • Phosphorsäure (H3PO4)
  • Schwefelsäure (H2SO3)

Schwache Basen und Stickstoffverbindungen

  • Dimethylamin ((CH3)2NH)
  • Ethylamin (C2H5NH2)
  • Ammoniak (NH3)
  • Hydroxylamin (NH2OH)
  • Pyridin (C5H5N)
  • Anilin (C6H5NH2)

Referenzen

  1. Starker Elektrolyt. Von en.wikipedia.org abgerufen
  2. Anne Helmenstine, P. (s.f.). Wissenschaftsnotizen Von scientifices.org abgerufen
  3. OpenCourseWare. (s.). UMass Boston. Von ocw.umb.edu abgerufen
  4. Chemie, D. o. (s.). St. Olaf College. Von stolaf.edu abgerufen
  5. Anne Marie Helmenstine, P. (s.f.). Gedankenco. Von thinkco.com abgerufen