Güçlü ve zayıf elektrolitler sırasıyla anılır. Güçlü ve zayıf elektrolitler, özellikleri

Zayıf elektrolitler

Zayıf elektrolitler- kısmen iyonlara ayrışan maddeler. Çözümler zayıf elektrolitlerİyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerirler. Zayıf elektrolitler çözeltide yüksek konsantrasyonda iyon üretemez. Zayıf elektrolitler şunları içerir:

1) hemen hemen her şey organik asitler(CH3COOH, C2H5COOH, vb.);

2) bazıları inorganik asitler(H2C03, H2S, vb.);

3) suda az çözünen hemen hemen tüm tuzlar, bazlar ve amonyum hidroksit Ca3 (PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Elektriği zayıf iletiyorlar (ya da neredeyse hiç yapmıyorlar).

Zayıf elektrolit çözeltilerindeki iyon konsantrasyonları, derece ve ayrışma sabiti ile niteliksel olarak karakterize edilir.

Ayrışma derecesi, bir birimin kesirleri veya yüzde olarak ifade edilir (a = 0,3, güçlü ve zayıf elektrolitlere bölünme için geleneksel sınırdır).

Ayrışmanın derecesi zayıf elektrolit çözeltisinin konsantrasyonuna bağlıdır. Su ile seyreltildiğinde ayrışma derecesi her zaman artar, çünkü çözünen molekül başına çözücü moleküllerinin (H 2 O) sayısı artar. Le Chatelier ilkesine göre, bu durumda elektrolitik ayrışmanın dengesi, ürünlerin oluşumu yönünde değişmelidir; hidratlı iyonlar.

Elektrolitik ayrışmanın derecesi çözeltinin sıcaklığına bağlıdır. Tipik olarak sıcaklık arttıkça ayrışma derecesi de artar, çünkü Moleküllerdeki bağlar aktive olur, daha hareketli hale gelirler ve iyonize olmaları daha kolaydır. Zayıf bir elektrolit çözeltisindeki iyonların konsantrasyonu, ayrışma derecesi bilinerek hesaplanabilir. A ve maddenin başlangıç konsantrasyonu Cçözüm halinde.

HAn = H++ An - .

Bu reaksiyonun denge sabiti K p, ayrışma sabiti K d'dir:

K d = . / . (10.11)

Denge konsantrasyonlarını zayıf elektrolit C'nin konsantrasyonu ve onun ayrışma derecesi α cinsinden ifade edersek şunu elde ederiz:

Kd = C. α. S.α/S. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)

Bu ilişkiye denir Ostwald'ın seyreltme yasası. α'daki çok zayıf elektrolitler için<<1 это уравнение упрощается:

Kd = C. α 2. (10.13)

Bu, sonsuz seyreltme ile ayrışma derecesinin (a) birliğe doğru yöneldiği sonucuna varmamızı sağlar.

Sudaki protolitik denge:

Seyreltik çözeltilerde sabit bir sıcaklıkta, sudaki su konsantrasyonu sabittir ve 55,5'e eşittir, ( )

, (10.15)

burada K, suyun iyonik ürünüdür.

O halde =10 -7. Uygulamada, ölçüm ve kayıt kolaylığı nedeniyle kullanılan değer, bir asit veya bazın kuvvetinin hidrojen indeksidir (kriteri). benzer şekilde .

Denklemden (11.15): . pH=7'de – çözelti reaksiyonu pH'da nötrdür<7 – кислая, а при pH>7 – alkalin.

Normal koşullar altında (0°C):

, Daha sonra

Şekil 10.4 - Çeşitli madde ve sistemlerin pH'ı

10.7 Güçlü elektrolit çözeltileri

Güçlü elektrolitler, suda çözündüğünde neredeyse tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Kural olarak, güçlü elektrolitler iyonik veya yüksek derecede polar bağlara sahip maddeleri içerir: tüm yüksek oranda çözünür tuzlar, güçlü asitler (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ve güçlü bazlar (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

Güçlü bir elektrolit çözeltisinde çözünen madde öncelikle iyonlar (katyonlar ve anyonlar) formunda bulunur; ayrışmamış moleküller pratikte yoktur.

Güçlü elektrolitlerle zayıf elektrolitler arasındaki temel fark, güçlü elektrolitlerin ayrışma dengesinin tamamen sağa kaymasıdır:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

ve bu nedenle denge (ayrışma) sabitinin belirsiz bir miktar olduğu ortaya çıkar. Güçlü bir elektrolitin konsantrasyonunun artmasıyla elektriksel iletkenliğin azalması, iyonların elektrostatik etkileşiminden kaynaklanmaktadır.

Hollandalı bilim adamı Petrus Josephus Wilhelmus Debye ve Alman bilim adamı Erich Hückel, güçlü elektrolit teorisinin temelini oluşturan bir model önererek şunları öne sürdüler:

1) elektrolit tamamen ayrışır, ancak nispeten seyreltik çözeltiler halinde (CM = 0,01 mol. 1 -1);

2) her iyon, zıt işaretli bir iyon kabuğuyla çevrilidir. Buna karşılık, bu iyonların her biri çözülmüştür. Bu ortama iyonik atmosfer denir. Zıt işaretli iyonların elektrolitik etkileşimi sırasında iyonik atmosferin etkisini hesaba katmak gerekir. Bir katyon elektrostatik alanda hareket ettiğinde iyonik atmosfer deforme olur; önünde kalınlaşır, arkasında incelir. İyonik atmosferdeki bu asimetri, katyonun hareketi üzerinde daha fazla engelleyici etkiye sahiptir; elektrolit konsantrasyonu ne kadar yüksekse ve iyonların yükü de o kadar büyük olur. Bu sistemlerde konsantrasyon kavramı belirsiz hale gelir ve yerini aktivitenin alması gerekir. İkili tek yüklü elektrolit için KatAn = Kat + + An - katyon (a +) ve anyonun (a -) aktiviteleri sırasıyla eşittir

a + = γ + . C+, a- = γ-. C - , (10.16)

burada C+ ve C- sırasıyla katyon ve anyonun analitik konsantrasyonlarıdır;

γ + ve γ - bunların aktivite katsayılarıdır.

(10.17)

Her iyonun aktivitesini ayrı ayrı belirlemek mümkün olmadığından tek yüklü elektrolitler için aktivitelerin geometrik ortalama değerleri kullanılır.

ve aktivite katsayıları.

Güçlü ve zayıf elektrolitler

Sulu çözeltilerdeki asitler, bazlar ve tuzlar ayrışır - iyonlara ayrılır. Bu süreç geri döndürülebilir veya geri döndürülemez olabilir.

Çözeltilerde geri dönüşü olmayan ayrışma sırasında maddenin tamamı veya neredeyse tamamı iyonlara ayrışır. Bu, güçlü elektrolitler için tipiktir (Şekil 10.1, a, s. 56). Güçlü elektrolitler, bazı asitleri ve suda çözünebilen tüm tuzları ve bazları (alkali ve alkali toprak elementlerinin hidroksitleri) içerir (Şema 5, s. 56).

Pirinç. 10.1. Aynı başlangıç elektrolit miktarına sahip çözeltilerdeki iyon sayısının karşılaştırılması: a - klorür asit (güçlü elektrolit); b - nitrit asit

(zayıf elektrolit)

Şema 5. Elektrolitlerin mukavemete göre sınıflandırılması

Tersine çevrilebilir ayrışma ile iki zıt süreç meydana gelir: maddenin iyonlara parçalanmasıyla (ayrışma) eş zamanlı olarak, iyonların maddenin molekülleri (birleşme) halinde birleştirilmesinin ters süreci meydana gelir. Bundan dolayı çözeltideki maddenin bir kısmı iyon formunda, bir kısmı da molekül formunda bulunur (Şekil 10.1, b). Elektrolitler,

suda çözündüğünde yalnızca kısmen iyonlara ayrışanlara zayıf elektrolitler denir. Bunlar arasında su, birçok asit, ayrıca çözünmeyen hidroksitler ve tuzlar bulunur (Şema 5).

Zayıf elektrolitlerin ayrışma denklemlerinde normal ok yerine çift başlı ok (tersinirlik işareti) yazılır:

Elektrolitlerin gücü, ayrışma sırasında kopan kimyasal bağın polaritesi ile açıklanabilir. Bağ ne kadar polar olursa, su moleküllerinin etkisi altında iyonik bir bağa o kadar kolay dönüştürülür, dolayısıyla elektrolit o kadar güçlü olur. Tuzlarda ve hidroksitlerde, metal elementlerin iyonları, asit kalıntıları ve hidroksit iyonları arasında iyonik bir bağ olduğundan bağın polaritesi en yüksektir, bu nedenle tüm çözünür tuzlar ve bazlar güçlü elektrolitlerdir. Oksijen içeren asitlerde ayrışma sırasında, polaritesi asit kalıntısının niteliksel ve niceliksel bileşimine bağlı olan O-H bağı kırılır. Oksijen içeren asitlerin çoğunun kuvveti, olağan asit formülünün E(OH)mOn olarak yazılmasıyla belirlenebilir. Bu formül n içeriyorsa< 2 — кислота слабая, если n >2 - güçlü.

Asitlerin gücünün asit kalıntısının bileşimine bağımlılığı

Ayrışma derecesi

Elektrolitlerin gücü, niceliksel olarak, çözelti içinde iyonlara parçalanan bir maddenin moleküllerinin oranını gösteren elektrolitik ayrışma derecesi a ile karakterize edilir.

Ayrışma derecesi a, N molekül sayısının veya iyonlara parçalanan n maddesi miktarının toplam N 0 molekül sayısına veya çözünmüş madde n 0 miktarına oranına eşittir:

Ayrışma derecesi yalnızca bir birimin kesirleri olarak değil aynı zamanda yüzde olarak da ifade edilebilir:

a'nın değeri 0'dan (ayrışma yok) 1'e veya %100'e (tam ayrışma) kadar değişebilir. Elektrolit ne kadar iyi parçalanırsa, ayrışma derecesi de o kadar büyük olur.

Elektrolitik ayrışma derecesine bağlı olarak, elektrolitler genellikle ikiye değil üç gruba ayrılır: güçlü, zayıf ve orta kuvvette elektrolitler. Güçlü elektrolitler, ayrışma derecesi %30'dan fazla olanlardır ve zayıf elektrolitler, derecesi %3'ün altında olanlardır. A -% 3 ila% 30 arasında - ara değerlerine sahip elektrolitlere orta mukavemetli elektrolitler denir. Bu sınıflandırmaya göre aşağıdaki asitler dikkate alınır: HF, HNO2, H3PO4, H2SO3 ve diğerleri. Son iki asit, ayrışmanın yalnızca ilk aşamasında orta kuvvette elektrolitlerdir, diğerlerinde ise zayıf elektrolitlerdir.

Ayrışma derecesi değişken bir değerdir. Bu sadece elektrolitin doğasına değil aynı zamanda çözeltideki konsantrasyonuna da bağlıdır. Bu bağımlılık ilk olarak Wilhelm Ostwald tarafından tanımlanmış ve incelenmiştir. Bugün buna Ostwald'ın seyreltme yasası deniyor: Bir çözelti suyla seyreltildiğinde ve sıcaklık arttığında ayrışma derecesi artar.

Ayrışma derecesinin hesaplanması

Örnek. Hidrojen florür, 5 mol madde miktarı ile bir litre suda çözüldü. Ortaya çıkan çözelti 0,06 mol Hidrojen iyonu içerir. Florik asidin ayrışma derecesini (yüzde olarak) belirleyin.

Florik asit için ayrışma denklemini yazalım:

Ayrışma üzerine bir asit molekülünden bir Hidrojen iyonu oluşur. Çözelti 0,06 mol H+ iyonu içeriyorsa bu, 0,06 mol hidrojen florür molekülünün ayrıştığı anlamına gelir. Bu nedenle, ayrışma derecesi:

1909'da Nobel Kimya Ödülü'nü kazanan seçkin Alman fizik kimyacısı. Riga'da doğdu, Dorpat Üniversitesi'nde okudu ve burada öğretmenlik ve bilimsel faaliyetlere başladı. 35 yaşında Leipzig'e taşındı ve burada Fiziko-Kimya Enstitüsü'nün başına geçti. Kimyasal denge yasalarını, çözeltilerin özelliklerini inceledi, kendi adını taşıyan seyreltme yasasını keşfetti, asit-baz katalizi teorisinin temellerini geliştirdi ve kimya tarihine çok zaman ayırdı. Dünyanın ilk fiziksel kimya bölümünü ve ilk fiziksel-kimya dergisini kurdu. Kişisel yaşamında tuhaf alışkanlıkları vardı: Saçını kestirmekten hoşlanmıyordu ve sekreteriyle yalnızca bisiklet zili kullanarak iletişim kuruyordu.

Anahtar fikir

Zayıf elektrolitlerin ayrışması geri dönüşümlü bir süreç iken, güçlü elektrolitlerin ayrışması tersinir bir süreçtir.

geri döndürülemez.

Kontrol soruları

116. Güçlü ve zayıf elektrolitleri tanımlayın.

117. Güçlü ve zayıf elektrolitlere örnekler verin.

118. Elektrolitin gücünü niceliksel olarak karakterize etmek için hangi değer kullanılır? Herhangi bir çözümde sabit mi? Elektrolitin ayrışma derecesini nasıl artırabilirsiniz?

Malzemeye hakim olmak için ödevler

119. Aşağıdaki özelliklere sahip tuz, asit ve bazın her birine birer örnek verin: a) güçlü bir elektrolit; b) zayıf bir elektrolit.

120. Bir maddeye bir örnek verin: a) ilk aşamada orta kuvvette bir elektrolit ve ikincisinde zayıf bir elektrolit olan dibazik asit; b) her iki aşamada da zayıf bir elektrolit olan dibazik asit.

121. Bazı asitlerde, ilk aşamada ayrışma derecesi% 100, ikinci aşamada ise% 15'tir. Ne tür bir asit olabilir?

122. Bir hidrojen sülfit çözeltisinde hangi parçacıklar daha çok sayıdadır: H 2 S molekülleri, H + iyonları, S 2- iyonları veya HS - iyonları?

123. Verilen madde listesinden formülleri ayrı ayrı yazın: a) güçlü elektrolitler; b) zayıf elektrolitler.

NaCl, HC1, NaOH, NaN03, HNO3, HNO2, H2S04, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(NO3)2.

124. Stronsiyum nitrat, cıva(11) klorür, kalsiyum karbonat, kalsiyum hidroksit, sülfür asit için ayrışma denklemlerini oluşturun. Ayrışma hangi durumlarda geri dönüşümlü olarak gerçekleşir?

125. Sulu bir sodyum sülfat çözeltisi 0,3 mol iyon içerir. Böyle bir çözelti hazırlamak için bu tuzun hangi kütlesi kullanıldı?

126. 1 litrelik bir hidrojen florür çözeltisi bu asitten 2 g içerir ve hidrojen iyonlarının miktarı 0,008 mol'dür. Bu çözeltideki florür iyonlarının miktarı nedir?

127. Üç test tüpü eşit hacimlerde klorür, florür ve sülfür asit çözeltileri içerir. Tüm test tüplerindeki asit miktarları eşittir. Ancak ilk test tüpünde hidrojen iyonlarının miktarı 3'tür. 10 -7 mol, ikincisinde - 8. 10-5 mol ve üçüncüsü - 0,001 mol. Her asit hangi test tüpünde bulunur?

128. İlk test tüpü, ayrışma derecesi %89 olan bir elektrolit çözeltisi içerir, ikincisi, ayrışma derecesi %o ve üçüncüsü ise %0,2 olan bir elektrolit içerir. Bu test tüplerinde bulunabilecek farklı bileşik sınıflarından elektrolitlere iki örnek verin.

129*. Ek kaynaklarda, elektrolitlerin gücünün maddelerin doğasına bağımlılığı hakkında bilgi bulun. Maddelerin yapısı, onları oluşturan kimyasal elementlerin doğası ve elektrolitlerin gücü arasında ilişki kurun.

Bu ders kitabı materyali

Zayıf elektrolitler- kısmen iyonlara ayrışan maddeler. Zayıf elektrolitlerin çözeltileri iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide yüksek konsantrasyonda iyon üretemez. Zayıf elektrolitler şunları içerir:

1) hemen hemen tüm organik asitler (CH3COOH, C2H5COOH, vb.);

2) bazı inorganik asitler (H2C03, H2S, vb.);

3) suda az çözünen hemen hemen tüm tuzlar, bazlar ve amonyum hidroksit Ca3 (PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Elektriği zayıf iletiyorlar (ya da neredeyse hiç yapmıyorlar).

Zayıf elektrolit çözeltilerindeki iyon konsantrasyonları, derece ve ayrışma sabiti ile niteliksel olarak karakterize edilir.

Ayrışma derecesi, bir birimin kesirleri veya yüzde olarak ifade edilir (a = 0,3, güçlü ve zayıf elektrolitlere bölünme için geleneksel sınırdır).

HAn = H++ An - .

Bu reaksiyonun denge sabiti K p, ayrışma sabiti K d'dir:

K d = . / . (10.11)

Denge konsantrasyonlarını zayıf elektrolit C'nin konsantrasyonu ve onun ayrışma derecesi α cinsinden ifade edersek şunu elde ederiz:

Kd = C. α. S.α/S. (1-α) = C. a2/1-α. (10.12)

Bu ilişkiye denir Ostwald'ın seyreltme yasası. α'daki çok zayıf elektrolitler için<<1 это уравнение упрощается:

Kd = C. α 2. (10.13)

Bu, sonsuz seyreltme ile ayrışma derecesinin (a) birliğe doğru yöneldiği sonucuna varmamızı sağlar.

Sudaki protolitik denge:

Seyreltik çözeltilerde sabit bir sıcaklıkta, sudaki su konsantrasyonu sabittir ve 55,5'e eşittir, ( )

, (10.15)

burada K, suyun iyonik ürünüdür.

O halde =10 -7. Uygulamada, ölçüm ve kayıt kolaylığı nedeniyle kullanılan değer, bir asit veya bazın kuvvetinin hidrojen indeksidir (kriteri). benzer şekilde .

Denklemden (11.15): . pH=7'de – çözelti reaksiyonu pH'da nötrdür<7 – кислая, а при pH>7 – alkalin.

Normal koşullar altında (0°C):

, Daha sonra

Şekil 10.4 - Çeşitli madde ve sistemlerin pH'ı

10.7 Güçlü elektrolit çözeltileri

Güçlü bir elektrolit çözeltisinde çözünen madde öncelikle iyonlar (katyonlar ve anyonlar) formunda bulunur; ayrışmamış moleküller pratikte yoktur.

Güçlü elektrolitlerle zayıf elektrolitler arasındaki temel fark, güçlü elektrolitlerin ayrışma dengesinin tamamen sağa kaymasıdır:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

Hollandalı bilim adamı Petrus Josephus Wilhelmus Debye ve Alman bilim adamı Erich Hückel, güçlü elektrolit teorisinin temelini oluşturan bir model önererek şunları öne sürdüler:

1) elektrolit tamamen ayrışır, ancak nispeten seyreltik çözeltiler halinde (CM = 0,01 mol. 1 -1);

a + = γ + . C+, a- = γ-. C - , (10.16)

burada C+ ve C- sırasıyla katyon ve anyonun analitik konsantrasyonlarıdır;

γ + ve γ - bunların aktivite katsayılarıdır.

(10.17)

Her iyonun aktivitesini ayrı ayrı belirlemek mümkün olmadığından tek yüklü elektrolitler için aktivitelerin geometrik ortalama değerleri kullanılır.

ve aktivite katsayıları:

Debye-Hückel aktivite katsayısı en azından sıcaklığa, çözücünün dielektrik sabitine (ε) ve iyon gücüne (I) bağlıdır; ikincisi, çözeltideki iyonların yarattığı elektrik alanının yoğunluğunun bir ölçüsü olarak hizmet eder.

Belirli bir elektrolit için iyon gücü Debye-Hückel denklemiyle ifade edilir:

İyonik kuvvet ise şuna eşittir:

burada C analitik konsantrasyondur;

z katyon veya anyonun yüküdür.

Tek yüklü bir elektrolit için iyon kuvveti konsantrasyonla çakışır. Dolayısıyla aynı konsantrasyonlardaki NaCl ve Na2S04 farklı iyonik kuvvetlere sahip olacaktır. Güçlü elektrolit çözeltilerinin özelliklerinin karşılaştırılması ancak iyon güçleri aynı olduğunda yapılabilir; küçük yabancı maddeler bile elektrolitin özelliklerini önemli ölçüde değiştirir.

Şekil 10.5 - Bağımlılık

ÇÖZÜMLER
ELEKTROLİTİK AYRIŞMA TEORİSİ

ELEKTROLİTİK AYRIŞMA
ELEKTROLİTLER VE ELEKTROLİT OLMAYANLAR

Elektrolitik ayrışma teorisi

(S. Arrhenius, 1887)

1. Suda çözündüğünde (veya eritildiğinde), elektrolitler pozitif ve negatif yüklü iyonlara ayrılır (elektrolitik ayrışmaya tabidir).

2. Elektrik akımının etkisi altında katyonlar (+) katoda (-) doğru, anyonlar (-) ise anoda (+) doğru hareket eder.

3. Elektrolitik ayrışma geri dönüşümlü bir süreçtir (tersine reaksiyona molarizasyon denir).

4. Elektrolitik ayrışma derecesi ( A ) elektrolitin ve çözücünün doğasına, sıcaklığa ve konsantrasyona bağlıdır. İyonlara ayrılan molekül sayısının oranını gösterir ( N ) çözeltiye eklenen toplam molekül sayısına ( N).

a = n / N 0< a <1

İyonik maddelerin elektrolitik ayrışma mekanizması

Bileşikleri iyonik bağlarla çözerken (örneğin NaCl ) hidrasyon süreci, su dipollerinin tuz kristallerinin tüm çıkıntıları ve yüzleri etrafında yönlendirilmesiyle başlar.

Kristal kafesin iyonları etrafında yönlenen su molekülleri, onlarla hidrojen ya da donör-alıcı bağları oluşturur. Bu işlem, hidrasyon enerjisi adı verilen büyük miktarda enerji açığa çıkarır.

Büyüklüğü kristal kafesin enerjisiyle karşılaştırılabilir olan hidrasyon enerjisi, kristal kafesi yok etmek için kullanılır. Bu durumda hidratlanmış iyonlar katman katman çözücüye geçer ve molekülleriyle karışarak bir çözelti oluşturur.

Polar maddelerin elektrolitik ayrışma mekanizması

Molekülleri polar kovalent bağın türüne (polar moleküller) göre oluşan maddeler de benzer şekilde ayrışır. Maddenin her bir polar molekülünün etrafında (örneğin HCl ), su dipolleri belirli bir şekilde yönlendirilmiştir. Su dipolleri ile etkileşim sonucunda polar molekül daha da polarize hale gelerek iyonik moleküle dönüşür, ardından serbest hidratlı iyonlar kolaylıkla oluşur.

Elektrolitler ve elektrolit olmayanlar

Serbest iyonların oluşmasıyla meydana gelen maddelerin elektrolitik ayrışması, çözeltilerin elektriksel iletkenliğini açıklar.

Elektrolitik ayrışma süreci genellikle mekanizmasını açıklamadan ve çözücüyü atlamadan bir diyagram şeklinde yazılır ( H2O ), ana katılımcı olmasına rağmen.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Moleküllerin elektriksel nötrlüğünden, katyon ve anyonların toplam yükünün sıfıra eşit olması gerektiği sonucu çıkar.

Örneğin,

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(S04) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Güçlü elektrolitler

Bunlar suda çözündüğünde neredeyse tamamen iyonlara ayrışan maddelerdir. Kural olarak, güçlü elektrolitler iyonik veya yüksek derecede polar bağlara sahip maddeleri içerir: yüksek oranda çözünür tuzların tümü, güçlü asitler ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) ve güçlü bazlar ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Güçlü bir elektrolit çözeltisinde çözünen madde esas olarak iyonlar (katyonlar ve anyonlar) formundadır; ayrışmamış moleküller pratikte yoktur.

Zayıf elektrolitler

Kısmen iyonlara ayrışan maddeler. Zayıf elektrolitlerin çözeltileri iyonlarla birlikte ayrışmamış moleküller içerir. Zayıf elektrolitler çözeltide yüksek konsantrasyonda iyon üretemez.

Zayıf elektrolitler şunları içerir:

1) hemen hemen tüm organik asitler ( CH3COOH, C2H5COOH, vb.);

2) bazı inorganik asitler ( H2C03, H2S, vb.);

3) suda az çözünen hemen hemen tüm tuzlar, bazlar ve amonyum hidroksit(Ca3(P04)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) su.

Elektriği zayıf iletiyorlar (ya da neredeyse hiç yapmıyorlar).

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (ilk aşama)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (ikinci aşama)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (ilk aşama)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (ikinci aşama)

Elektrolit olmayanlar

Sulu çözeltileri ve eriyikleri elektrik akımını iletmeyen maddeler. İyonlara parçalanmayan kovalent polar olmayan veya düşük polariteli bağlar içerirler.

Gazlar, katılar (metal olmayanlar) ve organik bileşikler (sakkaroz, benzin, alkol) elektrik akımını iletmezler.

Ayrışma derecesi. Ayrışma sabiti

Çözeltilerdeki iyonların konsantrasyonu, belirli bir elektrolitin iyonlara ne kadar tamamen ayrıştığına bağlıdır. Ayrışmasının tamamlandığı kabul edilebilecek güçlü elektrolit çözeltilerinde iyonların konsantrasyonu konsantrasyondan kolaylıkla belirlenebilir (C) ve elektrolit molekülünün bileşimi (stokiyometrik indeksler),Örneğin :

Zayıf elektrolit çözeltilerindeki iyon konsantrasyonları, derece ve ayrışma sabiti ile niteliksel olarak karakterize edilir.

Ayrışma derecesi (A) - iyonlara parçalanan molekül sayısının oranı ( N ) toplam çözünmüş molekül sayısına ( N):

a=n/N

ve bir birimin kesirleri veya % olarak ifade edilir ( A = 0,3 – güçlü ve zayıf elektrolitlere bölünmenin geleneksel sınırı).

Örnek

0,01 M çözeltilerde katyon ve anyonların molar konsantrasyonunu belirleyin KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2S04 ve CH3COOH.

Zayıf elektrolitlerin ayrışma derecesi bir = 0,3.

Çözüm

KBr, Ba(OH)2 ve H2SO4 - tamamen ayrışan güçlü elektrolitler(bir = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 milyon

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 milyon

0,02 milyon

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 milyon

[S042-] = 0,01 M

NH4OH ve CH3COOH – zayıf elektrolitler(bir = 0,3)

NH4OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH3COOH « CH3COO - + H +

[H + ] = [ CH3COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Ayrışmanın derecesi zayıf elektrolit çözeltisinin konsantrasyonuna bağlıdır. Su ile seyreltildiğinde ayrışma derecesi her zaman artar, çünkü çözücü moleküllerinin sayısı artar ( H2O ) çözünen molekül başına. Le Chatelier ilkesine göre, bu durumda elektrolitik ayrışmanın dengesi, ürünlerin oluşumu yönünde değişmelidir; hidratlı iyonlar.

Elektrolitik ayrışmanın derecesi çözeltinin sıcaklığına bağlıdır. Tipik olarak sıcaklık arttıkça ayrışma derecesi de artar, çünkü Moleküllerdeki bağlar aktive olur, daha hareketli hale gelirler ve iyonize olmaları daha kolaydır. Zayıf bir elektrolit çözeltisindeki iyonların konsantrasyonu, ayrışma derecesi bilinerek hesaplanabilir.Ave maddenin başlangıç konsantrasyonuCçözüm halinde.

Örnek

0,1 M'lik bir çözeltideki ayrışmamış moleküllerin ve iyonların konsantrasyonunu belirleyin NH4OH ayrışma derecesi 0,01 ise.

Çözüm

Moleküler konsantrasyonlar NH4OH Denge anında iyonlara ayrışacak olan, şuna eşit olacaktır:AC. İyon konsantrasyonu NH4 - ve OH - - ayrışmış moleküllerin konsantrasyonuna eşit ve eşit olacaktırAC(elektrolitik ayrışma denklemine göre)

NH4OH		NH4+		AH-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH4OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Ayrışma sabiti ( K D ) denge iyon konsantrasyonlarının ürününün karşılık gelen stokiyometrik katsayıların gücüne, ayrışmamış moleküllerin konsantrasyonuna oranıdır.

Elektrolitik ayrışma sürecinin denge sabitidir; bir maddenin iyonlara parçalanma yeteneğini karakterize eder: ne kadar yüksek olursa K D çözeltideki iyon konsantrasyonu artar.

Zayıf polibazik asitlerin veya poliasit bazların ayrışması adım adım gerçekleşir; buna göre her adımın kendi ayrışma sabiti vardır:

İlk aşama:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

İkinci sahne:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Üçüncü sahne:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Örnek

Zayıf bir elektrolitin elektrolitik ayrışma derecesine ilişkin bir denklem türetin ( A ) zayıf bir monoprotik asit için ayrışma sabiti (Ostwald seyreltme yasası) ile AÇIK .

HA « H + + A +

K D = () /

Zayıf bir elektrolitin toplam konsantrasyonu belirtilirseC, daha sonra denge konsantrasyonları H + ve A - eşittir ACve ayrışmamış moleküllerin konsantrasyonu AÇIK - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

Çok zayıf elektrolitler durumunda (£ 0,01)

K D = ca 2 veya a = \ é (K D / c )

Örnek

Asetik asidin ayrışma derecesini ve iyon konsantrasyonunu hesaplayın 0,1 M çözeltide H+, eğer KD (CH3COOH) = 1,85 10 -5

Çözüm

Ostwald'ın seyreltme yasasını kullanalım

\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 veya a = %1,36

[H+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l

Çözünürlük ürünü

Tanım

Bir behere bir miktar az çözünen tuz koyun,örneğin AgCl ve çökeltiye damıtılmış su ekleyin. Bu durumda iyonlar Ag+ ve Cl- Çevredeki su dipollerinden çekim hissederek yavaş yavaş kristallerden kopup çözeltiye geçer. Çözeltide çarpışan iyonlar Ag+ ve Cl- moleküller oluşturmak AgCl ve kristallerin yüzeyinde biriktirilir. Böylece, birim zamanda çözeltiye aynı sayıda iyon geçtiğinde sistemde dinamik dengeye yol açan birbirine zıt iki süreç meydana gelir. Ag+ ve Cl- , kaç tanesi yatırıldı. İyon birikimi Ag+ ve Cl- çözümde duruyor, ortaya çıkıyor doymuş Çözelti. Sonuç olarak, az çözünen bir tuzun çökeltisinin, bu tuzun doymuş bir çözeltisi ile temas halinde olduğu bir sistemi ele alacağız. Bu durumda birbirine zıt iki süreç meydana gelir:

1) İyonların çökeltiden çözeltiye geçişi. Bu sürecin hızı sabit bir sıcaklıkta sabit kabul edilebilir: V1 = K1;

2) İyonların çözeltiden çökeltilmesi. Bu sürecin hızı V2 iyon konsantrasyonuna bağlıdır Ag+ ve Cl-. Kitle eylemi yasasına göre:

V2 = k2

Bu sistem dengede olduğundan

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = sabit (T = sabitte)

Böylece, sabit sıcaklıkta, az çözünen bir elektrolitin doymuş çözeltisindeki iyon konsantrasyonlarının ürünü sabittir boyut. Bu miktara denirçözünürlük ürünü(VESAİRE ).

Verilen örnekte VESAİRE AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . Elektrolitin iki veya daha fazla özdeş iyon içerdiği durumlarda, çözünürlük çarpımı hesaplanırken bu iyonların konsantrasyonu uygun güce yükseltilmelidir.

Örneğin PR Ag2S = 2; PR PbI 2 = 2

Genel olarak bir elektrolitin çözünürlük çarpımı ifadesi şu şekildedir: A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Çözünürlük ürününün değerleri farklı maddeler için farklıdır.

Örneğin PR CaCO3 = 4,8 · 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.

VESAİRE hesaplaması kolay, ra'yı bilmek C bir bileşiğin belirli bir sıcaklıktaki çözünürlüğü t°.

örnek 1

CaCO3'ün çözünürlüğü 0,0069 veya 6,9'dur 10 -3 g/l. CaCO3'ün PR değerini bulun.

Çözüm

Çözünürlüğü mol cinsinden ifade edelim:

S CaCO3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l

MCaCO3

Çünkü her molekül CaCO3 çözündüğünde bir iyon verir Ca 2+ ve CO 3 2-, ardından
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol/l ,
buradan, PR CaCO3 = [Ca2+ ] [CO3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

PR değerini bilmek , bir maddenin çözünürlüğünü mol/l veya g/l cinsinden hesaplayabilirsiniz.

Örnek 2

Çözünürlük ürünü PR PbS04 = 2,2 · 10 -8 g/l.

Çözünürlük nedir? PbS04?

Çözüm

Çözünürlüğü gösterelim X yoluyla PbSO 4 mol/l. Çözüme girdikten sonra, X mol PbS04, X Pb 2+ ve X iyonlarını verecektir iyonlarBU YÜZDEN 4 2- , yani:

= = X

VESAİREPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(VESAİREPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

G/l cinsinden ifade edilen çözünürlüğe ulaşmak için bulunan değeri moleküler ağırlıkla çarparız ve ardından şunu elde ederiz:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Yağış oluşumu

Eğer

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- doymamış çözelti

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- doymuş Çözelti

[ Ag + ] [ Cl - ] > Halkla ilişkilerAgCl- aşırı doymuş çözelti

Az çözünen bir elektrolitin iyon konsantrasyonlarının ürünü, belirli bir sıcaklıkta çözünürlük ürününün değerini aştığında bir çökelti oluşur. İyonik ürün değere eşit olduğundaVESAİRE, yağış durur. Karışık çözeltilerin hacmini ve konsantrasyonunu bilerek, elde edilen tuz çökeltisinin çökelip çökelmeyeceğini hesaplamak mümkündür.

Örnek 3

0,2 eşit hacimleri karıştırırken çökelti oluşuyor mu?Mçözümlerkurşun(HAYIR 3 ) 2 VeNaCl.
VESAİREPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Çözüm

Karıştırıldığında çözeltinin hacmi iki katına çıkar ve her maddenin konsantrasyonu yarı yarıya azalır; 0,1 olacak M veya 1,0 10 -1 mol/l. Bunlar yoğunlaşmalar olacakkurşun 2+ VeCl - . Buradan,[ kurşun 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Ortaya çıkan değer aşıyorVESAİREPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Bu nedenle tuzun bir kısmıPbCl 2 çökelir. Yukarıdakilerin hepsinden, çeşitli faktörlerin yağış oluşumu üzerindeki etkisi hakkında sonuca varabiliriz.

Çözelti konsantrasyonunun etkisi

Yeterince büyük bir değere sahip, az çözünen bir elektrolitVESAİREseyreltik çözeltilerden çökeltilemez.Örneğin, tortuPbCl 2 0,1 eşit hacimleri karıştırırken düşmezMçözümlerkurşun(HAYIR 3 ) 2 VeNaCl. Eşit hacimler karıştırıldığında her maddenin konsantrasyonu0,1 / 2 = 0,05 Mveya 5 10 -2 mol/l. İyonik ürün[ kurşun 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Ortaya çıkan değer daha azdırVESAİREPbCl 2 dolayısıyla yağış oluşmayacaktır.

Çökeltici miktarının etkisi

Mümkün olan en eksiksiz çökeltme için aşırı miktarda çökeltici kullanılır.

Örneğin, tuzu çökeltinBaCO 3 : BaCl 2 + Hayır 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Eşdeğer bir miktar ekledikten sonraHayır 2 CO 3 iyonlar çözelti içinde kalırBa 2+ konsantrasyonu değere göre belirlenirVESAİRE.

İyon konsantrasyonunun arttırılmasıCO 3 2- aşırı çökeltici ilavesinden kaynaklanan(Hayır 2 CO 3 ) iyon konsantrasyonunda buna karşılık gelen bir azalmaya yol açacaktırBa 2+ çözümde, yani bu iyonun çökelmesinin bütünlüğünü artıracaktır.

Aynı iyonun etkisi

Az çözünen elektrolitlerin çözünürlüğü, aynı adı taşıyan iyonlara sahip diğer güçlü elektrolitlerin varlığında azalır. Doymamış bir çözelti iseBaSO 4 çözümü azar azar ekleyinHayır 2 BU YÜZDEN 4 , daha sonra başlangıçta daha küçük olan iyonik ürün VESAİREBaSO 4 (1,1 10 -10 ) yavaş yavaş ulaşacakVESAİREve onu aşacaktır. Yağış oluşmaya başlayacak.

Sıcaklığın etkisi

VESAİREsabit sıcaklıkta sabit bir değerdir. Artan sıcaklıkla VESAİRE artar, bu nedenle çökeltme en iyi şekilde soğutulmuş çözeltilerden gerçekleştirilir.

Tortuların çözünmesi

Çözünürlük çarpımı kuralı, az çözünen çökeltilerin çözeltiye dönüştürülmesi için önemlidir. Diyelim ki çökeltiyi çözmemiz gerekiyorBaİLEÖ 3 . Bu çökelti ile temas halindeki çözelti nispeten doymuşturBaİLEÖ 3 .
Bu demektir[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Bir çözeltiye asit eklerseniz iyonlarH + çözeltide bulunan iyonları bağlayacakCO 3 2- kırılgan karbonik asit moleküllerine:

2 saat + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2

Sonuç olarak iyon konsantrasyonu keskin bir şekilde azalacaktır.CO 3 2- iyonik ürün daha az olacaktırVESAİREBaCO 3 . Çözüm nispeten doymamış olacaktırBaİLEÖ 3 ve tortunun bir kısmıBaİLEÖ 3 çözüme gidecek. Yeterli asit eklenerek çökeltinin tamamı çözelti haline getirilebilir. Sonuç olarak, çökeltinin çözünmesi, herhangi bir nedenle, az çözünen elektrolitin iyonik ürününün,VESAİRE. Çökeltiyi çözmek için çözeltiye, iyonları az çözünen elektrolitin iyonlarından biriyle hafifçe ayrışmış bir bileşik oluşturabilen bir elektrolit eklenir. Bu, asitlerde az çözünen hidroksitlerin çözünmesini açıklar.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3 saat 2 Ö

iyonlarAH - hafifçe ayrışmış moleküllere bağlanırH 2 Ö.

Masa.Çözünürlük ürünü (SP) ve 25°C'de çözünürlükAgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Güçlü elektrolitler suda çözündüğünde, çözeltideki konsantrasyonlarına bakılmaksızın neredeyse tamamen iyonlara ayrışır.

Bu nedenle güçlü elektrolitlerin ayrışma denklemlerinde eşittir işareti (=) kullanılır.

Güçlü elektrolitler şunları içerir:

Çözünür tuzlar;

Birçok inorganik asit: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Alkali metallerin (LiOH, NaOH, KOH, vb.) ve alkali toprak metallerin (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) oluşturduğu bazlar.

Sulu çözeltilerdeki zayıf elektrolitler yalnızca kısmen (geri dönüşümlü olarak) iyonlara ayrışır.

Bu nedenle zayıf elektrolitlerin ayrışma denklemlerinde tersinirlik işareti (⇄) kullanılır.

Zayıf elektrolitler şunları içerir:

Hemen hemen tüm organik asitler ve su;

Bazı inorganik asitler: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, vb.;

Çözünmeyen metal hidroksitler: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, vb.

İyonik reaksiyon denklemleri

İyonik reaksiyon denklemleri
Elektrolit çözeltilerinde (asitler, bazlar ve tuzlar) kimyasal reaksiyonlar iyonların katılımıyla meydana gelir. Nihai çözelti berrak kalabilir (ürünler suda oldukça çözünür), ancak ürünlerden biri zayıf bir elektrolit olacaktır; diğer durumlarda yağış veya gaz oluşumu meydana gelecektir.

İyon içeren çözeltilerdeki reaksiyonlar için yalnızca moleküler denklem değil aynı zamanda tam iyonik denklem ve kısa iyonik denklem de derlenir.
İyonik denklemlerde Fransız kimyager K.-L. Berthollet'e (1801) göre, tüm güçlü, kolayca çözünebilen elektrolitler iyon formülleri biçiminde, çökeltiler, gazlar ve zayıf elektrolitler ise moleküler formüller biçiminde yazılır. Yağış oluşumu “aşağı ok” (↓) işaretiyle, gaz oluşumu ise “yukarı ok” işaretiyle () işaretlenmiştir. Berthollet kuralını kullanarak reaksiyon denklemi yazmaya bir örnek:

a) moleküler denklem
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) tam iyonik denklem
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gaz, H2O - zayıf elektrolit)
c) kısa iyonik denklem
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Genellikle, yazarken, kısa bir iyonik denklemle sınırlıdırlar; katı reaktifler indeks (t) ile gösterilir, gaz halindeki reaktifler indeks (g) ile gösterilir. Örnekler:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 pratik olarak suda çözünmez
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(tam ve kısa iyonik denklemler aynıdır)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(ler) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(çoğu asit tuzları suda oldukça çözünür).

Reaksiyona güçlü elektrolitler dahil değilse denklemin iyonik formu yoktur:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

BİLET NO: 23

Tuzların hidrolizi

Tuz hidrolizi, tuz iyonlarının su ile etkileşime girerek hafif ayrışan parçacıklar oluşturmasıdır.

Hidroliz, kelimenin tam anlamıyla su ile ayrışmadır. Tuz hidroliz reaksiyonunu bu şekilde tanımlayarak, çözeltideki tuzların iyon formunda olduğunu ve reaksiyonun itici gücünün, hafif ayrışan parçacıkların oluşması olduğunu (çözeltilerdeki birçok reaksiyon için genel bir kural) vurguluyoruz.

Hidroliz, yalnızca tuzun (bir katyon, bir anyon veya her ikisinin birlikte) elektrolitik ayrışması sonucu oluşan iyonların, su iyonlarıyla zayıf ayrışan bileşikler oluşturabildiği durumlarda meydana gelir ve bu da, şu durumlarda meydana gelir: katyon güçlü bir şekilde polarize olur (zayıf bir bazın katyonu) ve anyon kolayca polarize olur (zayıf bir asidin anyonu). Bu da ortamın pH'ını değiştirir. Katyon güçlü bir baz oluşturuyorsa ve anyon güçlü bir asit oluşturuyorsa hidrolize uğramazlar.

1. Zayıf bir bazın ve güçlü bir asidin tuzunun hidrolizi katyondan geçerse zayıf bir baz veya bazik tuz oluşabilir ve çözeltinin pH'ı düşer

2. Zayıf bir asit ile güçlü bir bazın tuzunun hidrolizi anyondan geçerse zayıf bir asit veya asit tuzu oluşabilir ve çözeltinin pH'ı artacaktır

3. Zayıf bir bazın ve zayıf bir asidin tuzunun hidrolizi genellikle tamamen geçerek zayıf bir asit ve zayıf bir baz oluşturur; Çözeltinin pH'ı 7'den biraz farklıdır ve asit ve bazın bağıl kuvveti ile belirlenir.

4. Güçlü bir bazın ve güçlü bir asidin tuzunun hidrolizi gerçekleşmez

Soru 24 Oksitlerin sınıflandırılması

Oksitler molekülleri oksidasyon durumundaki oksijen atomlarını - 2 ve başka bir elementi içeren karmaşık maddeler olarak adlandırılır.

Oksitler oksijenin başka bir elementle doğrudan etkileşimi yoluyla veya dolaylı olarak (örneğin tuzların, bazların, asitlerin ayrışması sırasında) elde edilebilir. Normal koşullar altında oksitler katı, sıvı ve gaz halinde bulunur; bu tür bileşikler doğada çok yaygındır. Oksitler yer kabuğunda bulunur. Pas, kum, su, karbondioksit oksitlerdir.

Tuz oluşturan oksitler Örneğin,

CuO + 2HCl → CuCl2 + H20.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Tuz oluşturan oksitler- Kimyasal reaksiyonlar sonucu tuz oluşturan oksitlerdir. Bunlar, suyla etkileşime girdiğinde karşılık gelen asitleri ve bazlarla etkileşime girdiğinde karşılık gelen asidik ve normal tuzları oluşturan metal ve metal olmayan oksitlerdir. Örneğin, Bakır oksit (CuO) tuz oluşturan bir oksittir, çünkü örneğin hidroklorik asit (HCl) ile reaksiyona girdiğinde bir tuz oluşur:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H20.

Kimyasal reaksiyonlar sonucunda başka tuzlar elde edilebilir:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Tuz oluşturmayan oksitler Bunlar tuz oluşturmayan oksitlerdir. Örnekler arasında CO, N20, NO yer alır.