- Wat zijn sterke en zwakke elektrolyten?
- Verschillen
- Methoden om elektrolyten te identificeren
- Voorbeelden van sterke en zwakke elektrolyten
- Sterke elektrolyten
- Sterke zuren:
- Sterke bases
- Sterke zouten
- Zwakke elektrolyten
- Zwakke zuren
- Zwakke basen en stikstofverbindingen
- Referenties
De elektrolyten zijn stoffen die een geleidende oplossing produceren voor de opgeloste elektriciteit in een polair oplosmiddel zoals water. De opgeloste elektrolyt scheidt zich af in kationen en anionen, die in genoemde oplossing worden gedispergeerd. Als er een elektrische potentiaal op de oplossing wordt toegepast, zullen de kationen zich hechten aan de elektrode die een overvloed aan elektronen heeft.
In plaats daarvan zullen de anionen in de oplossing binden aan de elektron-deficiënte elektrode. Een stof die dissocieert in ionen verkrijgt het vermogen om elektriciteit te geleiden. De meeste oplosbare zouten, zuren en basen vertegenwoordigen elektrolyten.
Sommige gassen, zoals waterstofchloride, kunnen bij bepaalde temperatuur- en drukomstandigheden als elektrolyten werken. Natrium, kalium, chloride, calcium, magnesium en fosfaat zijn goede voorbeelden van elektrolyten.
Wat zijn sterke en zwakke elektrolyten?
De sterke elektrolyten zijn die welke volledig ioniseren , dat wil zeggen, voor 100% gescheiden - terwijl de zwakke elektrolyt slechts gedeeltelijk ioniseren. Dit ionisatiepercentage ligt meestal rond de 1 tot 10%.
Om deze twee soorten elektrolyten beter te onderscheiden, kan worden gezegd dat in de oplossing van een sterke elektrolyt de belangrijkste soort (of soort) de resulterende ionen zijn, terwijl bij de oplossing van zwakke elektrolyten de belangrijkste soort de verbinding zelf is zonder ioniseren.
Sterke elektrolyten vallen in drie categorieën: sterke zuren, sterke basen en zouten; terwijl zwakke elektrolyten zijn onderverdeeld in zwakke zuren en zwakke basen.
Alle ionische verbindingen zijn sterke elektrolyten, omdat ze zich scheiden in ionen wanneer ze in water worden opgelost.
Zelfs de meest onoplosbare ionische verbindingen (AgCl, PbSO 4 , CaCO 3 ) zijn sterke elektrolyten, omdat de kleine hoeveelheden die wel in water oplossen dat voornamelijk doen in de vorm van ionen; dat wil zeggen, er is geen gedissocieerde vorm of hoeveelheid van de verbinding in de resulterende oplossing.
De equivalente geleidbaarheid van elektrolyten neemt af bij hogere temperaturen, maar ze gedragen zich op verschillende manieren, afhankelijk van hun sterkte.
Sterke elektrolyten vertonen minder afname in geleidbaarheid bij hogere concentraties, terwijl zwakke elektrolyten een grote afname van geleidbaarheid hebben bij hogere concentratie.
Verschillen
Het is belangrijk om te weten hoe een formule te herkennen en te herkennen in welke classificatie deze voorkomt (ion of verbinding), omdat de veiligheidsvoorschriften hiervan zullen afhangen bij het werken met chemicaliën.
Zoals hierboven vermeld, kunnen elektrolyten worden geïdentificeerd als sterk of zwak op basis van hun ionisatiecapaciteit, maar dit kan soms duidelijker zijn dan het lijkt.
De meeste oplosbare zuren, basen en zouten die geen zwakke zuren of basen vertegenwoordigen, worden als zwakke elektrolyten beschouwd.
In feite moet worden aangenomen dat alle zouten sterke elektrolyten zijn. Daarentegen worden zwakke zuren en basen, naast stikstofhoudende verbindingen, als zwakke elektrolyten beschouwd.
Methoden om elektrolyten te identificeren
Er zijn methoden om de identificatie van elektrolyten te vergemakkelijken. Hier is een methode in zes stappen:
- Is uw elektrolyt een van de zeven sterke zuren?
- Is het in de vorm van metaal (OH) n ? Het is dus een sterke basis.
- Is het in de vorm van metaal (X) n ? Dan is het een zout.
- Begint uw formule met een H? Het is dus waarschijnlijk een zwak zuur.
- Heeft het een stikstofatoom? Het kan dus een zwakke basis zijn.
- Geen van bovenstaande is van toepassing? Het is dus geen elektrolyt.
Als de reactie van de elektrolyt er bovendien als volgt uitziet: NaCl (s) → Na + (aq) + Cl - (aq), waarin de reactie wordt afgebakend door een directe reactie (→), hebben we het hier over van een sterke elektrolyt. Als het wordt begrensd door een indirecte (↔), is het een zwakke elektrolyt.
Zoals vermeld in de vorige paragraaf, varieert de geleidbaarheid van een elektrolyt afhankelijk van de concentratie in de oplossing, maar deze waarde hangt ook af van de sterkte van de elektrolyt.
Bij hogere concentraties zullen de sterke en intermediaire elektrolyten niet met significante tussenpozen afnemen, maar de zwakke zullen een sterke afname vertonen totdat ze waarden bereiken die dicht bij nul liggen bij hogere concentraties.
Er zijn ook tussenliggende elektrolyten, die kunnen dissociëren in oplossingen met hogere percentages (minder dan 100% maar meer dan 10%), naast niet-elektrolyten, die eenvoudigweg niet dissociëren (koolstofverbindingen zoals suikers, vetten en alcoholen).
Voorbeelden van sterke en zwakke elektrolyten
Sterke elektrolyten
Sterke zuren:
- Perchloorzuur (HClO 4)
- Broomwaterstofzuur (HBr)
- Zoutzuur (HCl)
- Zwavelzuur (H 2 SO 4 )
- Salpeterzuur (HNO 3 )
- Periodiek zuur (HIO 4 )
- Fluorantimonzuur (HSbF 6 )
- Magisch zuur (SbF 5 )
- Fluorzwavelzuur (FSO 3 H)
Sterke bases
- Lithiumhydroxide (LiOH)
- Natriumhydroxide (NaOH)
- Kaliumhydroxide (KOH)
- Rubidium hydroxide (RbOH)
- Cesiumhydroxide (CsOH)
- Calciumhydroxide (Ca (OH) 2 )
- Strontiumhydroxide (Sr (OH) 2 )
- Bariumhydroxide (Ba (OH) 2 )
- Natriumamide (NaNH 2 )
Sterke zouten
- Natriumchloride (NaCl)
- Kaliumnitraat (KNO 3 )
- Magnesiumchloride (MgCl 2 )
- Natriumacetaat (CH 3 COONa)
Zwakke elektrolyten
Zwakke zuren
- Azijnzuur (CH 3 COOH)
- Benzoëzuur (C 6 H 5 COOH)
- Mierenzuur (HCOOH)
- Blauwzuur (HCN)
- Chloorazijnzuur (CH 2 ClOOH)
- Jodiumzuur (HIO 3 )
- Salpeterig zuur (HNO 2 )
- Koolzuur (H 2 CO 3 )
- Fosforzuur (H 3 PO 4 )
- Zwavelig zuur (H 2 SO 3 )
Zwakke basen en stikstofverbindingen
- Dimethylamine ((CH 3 ) 2 NH)
- Ethylamine (C 2 H 5 NH 2 )
- Ammoniak (NH 3 )
- Hydroxylamine (NH 2 OH)
- Pyridine (C 5 H 5 N)
- Aniline (C 6 H 5 NH 2 )
Referenties
- Sterke elektrolyt. Opgehaald van en.wikipedia.org
- Anne Helmenstine, P. (zd). Science Notes. Opgehaald van sciencenotes.org
- OpenCourseWare. (sf). UMass Boston. Opgehaald van ocw.umb.edu
- Scheikunde, D. o. (sf). St. Olaf College. Opgehaald van stolaf.edu
- Anne Marie Helmenstine, P. (zd). ThoughtCo. Opgehaald van thoughtco.com