- Hvad er stærke og svage elektrolytter?
- Forskelle
- Metoder til identificering af elektrolytter
- Eksempler på stærke og svage elektrolytter
- Stærke elektrolytter
- Stærke syrer:
- Stærke baser
- Stærke salte
- Svage elektrolytter
- Svage syrer
- Svage baser og nitrogenforbindelser
- Referencer
De elektrolytter er stoffer med en ledende opløsning til den opløste elektricitet være i et polært opløsningsmiddel, såsom vand. Den opløste elektrolyt separeres i kationer og anioner, der er spredt i nævnte opløsning. Hvis der anvendes et elektrisk potentiale til opløsningen, vil kationerne klæbe til elektroden, der har en overflod af elektroner.
I stedet vil anionerne i opløsningen binde til den elektronmangel elektrode. Et stof, der adskiller sig i ioner, får evnen til at lede elektricitet. De fleste opløselige salte, syrer og baser repræsenterer elektrolytter.
Nogle gasser, såsom hydrogenchlorid, kan fungere som elektrolytter ved bestemte temperatur- og trykbetingelser. Natrium, kalium, chlorid, calcium, magnesium og fosfat er gode eksempler på elektrolytter.
Hvad er stærke og svage elektrolytter?
De stærke elektrolytter er dem, der ioniserer fuldstændigt, det vil sige adskilt til 100% - mens den svage elektrolyt kun delvis ioniserer. Denne procentdel af ionisering er normalt omkring 1 til 10%.
For bedre at differentiere disse to typer elektrolytter kan det siges, at i opløsningen af en stærk elektrolyt er hovedarten (eller arten) de resulterende ioner, mens hovedopløsningen i opløsningen af svage elektrolytter er forbindelsen i sig selv uden ionisere.
Stærke elektrolytter falder i tre kategorier: stærke syrer, stærke baser og salte; mens svage elektrolytter er opdelt i svage syrer og svage baser.
Alle ioniske forbindelser er stærke elektrolytter, fordi de adskilles i ioner, når de opløses i vand.
Selv de mest uopløselige ioniske forbindelser (AgCI, PbSO 4, CaCO 3) er stærke elektrolytter, fordi de små mængder, der opløses i vand, gør det hovedsageligt i form af ioner; der er ingen dissocieret form eller mængde af forbindelsen i den resulterende opløsning.
Den ækvivalente ledningsevne for elektrolytter falder ved højere temperaturer, men de opfører sig på forskellige måder afhængigt af deres styrke.
Stærke elektrolytter viser mindre reduktion i konduktivitet ved højere koncentration, mens svage elektrolytter har en stor hastighed af reduktion i konduktivitet ved højere koncentration.
Forskelle
Det er vigtigt at vide, hvordan man genkender en formel og anerkender, i hvilken klassificering den findes (ion eller forbindelse), fordi sikkerhedsforskrifterne afhænger heraf, når man arbejder med kemikalier.
Som anført ovenfor kan elektrolytter identificeres som stærke eller svage baseret på deres ioniseringskapacitet, men dette kan undertiden være mere indlysende, end det ser ud til.
De fleste opløselige syrer, baser og salte, der ikke repræsenterer svage syrer eller baser, betragtes som svage elektrolytter.
Det må faktisk antages, at alle salte er stærke elektrolytter. I modsætning hertil betragtes svage syrer og baser ud over nitrogenholdige forbindelser som svage elektrolytter.
Metoder til identificering af elektrolytter
Der er metoder til at lette identifikationen af elektrolytter. Her er en seks-trins metode:
- Er din elektrolyt en af de syv stærke syrer?
- Er det i metalformen (OH) n ? Så det er en stærk base.
- Er det i metalformen (X) n ? Så er det et salt.
- Begynder din formel med en H? Så det er sandsynligvis en svag syre.
- Har det et nitrogenatom? Så det kan være en svag base.
- Intet af ovenstående gælder? Så det er ikke en elektrolyt.
Hvis reaktionen præsenteret af elektrolytten ser ud som følgende: NaCl (r) → Na + (aq) + Cl - (aq), hvor reaktionen er afgrænset af en direkte reaktion (→), taler vi af en stærk elektrolyt. Hvis det afgrænses af en indirekte (↔), er det en svag elektrolyt.
Som anført i det foregående afsnit varierer konduktiviteten af en elektrolyt afhængigt af dens koncentration i opløsningen, men denne værdi afhænger også af elektrolytens styrke.
Ved højere koncentrationer vil de stærke og mellemliggende elektrolytter ikke falde i betydelige intervaller, men de svage vil vise et højt fald, indtil de når værdier tæt på nul ved højere koncentrationer.
Der er også mellemliggende elektrolytter, der kan dissocieres i opløsninger med højere procentdele (mindre end 100% men større end 10%), ud over ikke-elektrolytter, der simpelthen ikke dissocierer (carbonforbindelser som sukker, fedt og alkoholer).
Eksempler på stærke og svage elektrolytter
Stærke elektrolytter
Stærke syrer:
- Perchlorsyre (HClO 4)
- Hydrobrominsyre (HBr)
- Saltsyre (HCI)
- Svovlsyre (H 2 SO 4)
- Salpetersyre (HNO 3)
- Periodisk syre (HIO 4)
- Fluoroantimonsyre (HSbF 6)
- Magisk syre (SbF 5)
- Fluorosulfuric syre (FSO 3 H)
Stærke baser
- Lithiumhydroxid (LiOH)
- Natriumhydroxid (NaOH)
- Kaliumhydroxid (KOH)
- Rubidiumhydroxid (RbOH)
- Cesiumhydroxid (CsOH)
- Calciumhydroxid (Ca (OH) 2)
- Strontiumhydroxid (Sr (OH) 2)
- Bariumhydroxid (Ba (OH) 2)
- Natriumamid (NaNH 2)
Stærke salte
- Natriumchlorid (NaCl)
- Kaliumnitrat (KNO 3)
- Magnesium Chloride (MgCl 2)
- Natriumacetat (CH 3 COONa)
Svage elektrolytter
Svage syrer
- Eddikesyre (CH 3 COOH)
- Benzoesyre (C 6 H 5 COOH)
- Myresyre (HCOOH)
- Hydrocyansyre (HCN)
- Chloreddikesyre (CH 2 ClOOH)
- Jodsyre (HIO 3)
- Salpetersyre (HNO 2)
- Kulsyre (H 2 CO 3)
- Phosphorsyre (H 3 PO 4)
- Svovlsyrling (H 2 SO 3)
Svage baser og nitrogenforbindelser
- 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)
Referencer
- Stærk elektrolyt. Hentet fra en.wikipedia.org
- Anne Helmenstine, P. (nd). Videnskabsnotater. Hentet fra sciencenotes.org
- OpenCourseWare. (Sf). UMass Boston. Hentet fra ocw.umb.edu
- Kemi, D. o. (Sf). St. Olaf College. Hentet fra stolaf.edu
- Anne Marie Helmenstine, P. (nd). ThoughtCo. Hentet fra thoughtco.com