جریان الکتریکی حرکت هدایت شده ذرات باردار - الکترون ها یا یون ها است.
الکترولیت‌ها مواد، محلول‌ها یا مذاب‌هایی هستند (در آزمون حالت متحد ما اغلب در مورد محلول‌ها صحبت می‌کنیم) که جریان الکتریکی را هدایت می‌کنند، یعنی حاوی ذرات باردار هستند. هیچ الکترون آزاد در یک محلول وجود ندارد. جریان الکتریکی توسط ذوب مواد با شبکه کریستالی یونی انجام می شود.

الکترولیت ها عبارتند از:

• اسیدها
• زمینه ها

هرچه ذرات باردار در یک محلول بیشتر باشد، جریان الکتریکی را بهتر هدایت می کند، به عنوان مثال. هر چه مولکول های یک ماده بیشتر تفکیک شود، الکترولیت آن قوی تر است.

لیست الکترولیت های قوی و ضعیف را باید از روی قلب بدانید!

الکترولیت های قوی (در محلول):11

• نمک های محلول

FeCl 3، CuSO 4، K 2 CO 3 و غیره

• مواد قلیایی

8 هیدروکسید محلول: LiOH، NaOH، KOH، RbOH، CsOH، Ba(OH)2، Sr(OH)2، Ca(OH)2.

• اسیدهای قوی

HI، HBr، HCl، H2SO4 (رقیق شده)، HNO3، HClO4، HClO3، HMnO4، H2CrO4

الکترولیت های ضعیف:

• پایه های ضعیف

هیدروکسیدهای نامحلول، NH 3 ∙H 2 O، محلول های آمین

• اسیدهای ضعیف و متوسط

H3PO4، HF، H2SO3، H2CO3، H2S، H2SiO3، اسیدهای آلی.

• آب

H 2 O یک الکترولیت بسیار ضعیف است که به طور ناچیزی تجزیه می شود. آب مقطر خالص جریانی را هدایت نمی کند.

غیر الکترولیت ها:اکثر ترکیبات آلی، اکسیدها، موادی که مولکول های آنها فقط حاوی پیوندهای کووالانسی غیر قطبی یا کم قطبی هستند و غیره.

قدرت الکترولیت با درجه تفکیک تعیین می شود. نمک A 2 B و اسید H 3 X را در نظر بگیرید:

تفکیک همیشه یک فرآیند برگشت پذیر است.

نمک ها تقریباً 100٪ تجزیه می شوند (به طور برگشت پذیر به یون ها تجزیه می شوند):

A 2 B ⇄ 2A + + B 2- . از آنجایی که همه مولکول ها به یون تقسیم شدند، از 1 مول AB 1 مول B 2- و 2 مول A + به دست آوردیم، یعنی سه مول یون.

اسیدها و بازهای پلی بازیک به صورت مرحله ای تفکیک می شوند:

H 3 X ⇄ H + + H 2 X -

H 2 X - ⇄ HX 2- + H +

HX 2- ⇄X 3- + H +

علاوه بر این، هر مرحله بعدی از تجزیه بدتر از مرحله قبلی پیش می رود، زیرا یک فرآیند رقابتی وجود دارد - یک واکنش معکوس. ترتیب تقریباً به این صورت است: از 1 مول مولکول اسید ضعیف، 0.05 مول در مرحله اول، 0.0002 مول در مرحله دوم و 0.00000001 مول در مرحله سوم جدا می شوند. در مجموع، کمی بیش از 0.1 مول یون تشکیل شد.

بدیهی است که این محلول این اسید جریان را بدتر از محلول نمک هدایت می کند.

چند سوال تمرینی:

1) در هنگام تفکیک نیترات سدیم چه ذراتی تشکیل می شود

الف) Na +، N +5، O -2. ب) Na +، NO 3 - ج) Na، NO 2، O 2 د) NaNO 2، O 2

راه حل: نیترات سدیم از باقیمانده اسید نیتریک و کاتیون سدیم تشکیل می شود. معادله تفکیک آن عبارت است از: NaNO3 ⇄ Na + + NO 3 - . پاسخ ب).

2) چهار لوله آزمایش حاوی محلول های یک مولی از مواد زیر است:

الف) H 3 PO 4 ب ) Na 2 SO 4 ج ) NaCl د ) HBr

کدام لوله آزمایش بیشترین یون را دارد؟

راه حل: الف) اسید اورتوفسفریک - استحکام متوسط، ضعیف تجزیه می شود، بیشتر مولکول ها در محلول مولکول باقی می مانند.

ب) سولفات سدیم - نمک، کاملاً تجزیه می شود، از یک مول نمک سه مول یون به دست می آید: Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 4 2- .

ج) کلرید سدیم - نمک، کاملاً تجزیه می شود، از یک مول نمک دو مول یون تشکیل می شود: NaCl ⇄ Na + + Cl - .

د) اسید هیدروبرومیک قوی است، اما به طور کامل تجزیه نمی شود (بر خلاف نمک). در واکنش HBr ⇄ H+ + Br- از یک مول HBr کمتر از دو مول یون تشکیل می شود.

همه مواد را می توان به الکترولیت و غیر الکترولیت تقسیم کرد. الکترولیت‌ها شامل موادی هستند که محلول‌ها یا مذاب‌های آنها جریان الکتریکی را هدایت می‌کنند (به عنوان مثال، محلول‌های آبی یا مذاب KCl، H 3 PO 4، Na 2 CO 3). مواد غیر الکترولیتی هنگام ذوب یا حل شدن، جریان الکتریکی را هدایت نمی کنند (قند، الکل، استون و غیره).

الکترولیت ها به دو دسته قوی و ضعیف تقسیم می شوند. الکترولیت های قوی در محلول ها یا مذاب ها به طور کامل به یون تجزیه می شوند. هنگام نوشتن معادلات واکنش شیمیایی، این مورد با یک فلش در یک جهت تاکید می شود، به عنوان مثال:

HCl → H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2 + + 2OH -

الکترولیت های قوی شامل موادی با ساختار بلوری هتروپولار یا یونی است (جدول 1.1).

جدول 1.1 الکترولیت های قوی

الکترولیت های ضعیف فقط تا حدی به یون تجزیه می شوند. همراه با یون ها، مذاب ها یا محلول های این مواد حاوی مولکول های غیرقابل تفکیک هستند. در محلول های الکترولیت های ضعیف، به موازات تفکیک، فرآیند معکوس رخ می دهد - پیوند، یعنی ترکیب یون ها به مولکول ها. هنگام نوشتن معادله واکنش، این مورد توسط دو فلش مخالف هم تاکید می شود.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

الکترولیت‌های ضعیف شامل موادی با نوع هموپولار شبکه کریستالی هستند (جدول 1.2).

جدول 1.2 الکترولیت های ضعیف

حالت تعادل یک الکترولیت ضعیف در یک محلول آبی از نظر کمی با درجه تفکیک الکترولیتی و ثابت تفکیک الکترولیتی مشخص می شود.

درجه تفکیک الکترولیتی α نسبت تعداد مولکول های تفکیک شده به یون ها به تعداد کل مولکول های الکترولیت محلول است:

درجه تفکیک نشان می دهد که چه بخشی از مقدار کل الکترولیت محلول به یون تجزیه می شود و به ماهیت الکترولیت و حلال و همچنین به غلظت ماده در محلول بستگی دارد، اگرچه معمولاً دارای مقدار بی بعدی است. به صورت درصد بیان می شود. با رقت بی نهایت محلول الکترولیت، درجه تفکیک به وحدت نزدیک می شود، که مربوط به تفکیک کامل، 100٪ از مولکول های ماده محلول به یون است. برای محلول های الکترولیت های ضعیف α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

به طور کلی، یک واکنش شیمیایی برگشت پذیر را می توان به صورت زیر نشان داد:

الف A+ ب B D د D+ ه E

سرعت واکنش مستقیماً با حاصلضرب غلظت ذرات واکنش دهنده در توان ضرایب استوکیومتری آنها متناسب است. سپس برای واکنش مستقیم

V 1 = ک 1 [A] الف[B] ب

و سرعت واکنش معکوس

V 2 = ک 2 [D] د[E] ه.

در مقطعی از زمان، نرخ واکنش های رو به جلو و معکوس یکسان می شود، یعنی.

به این حالت تعادل شیمیایی می گویند. از اینجا

ک 1 [A] الف[B] ب=ک 2 [D] د[E] ه

با گروه بندی ثابت ها در یک طرف و متغیرها از طرف دیگر، دریافت می کنیم:

بنابراین، برای یک واکنش شیمیایی برگشت‌پذیر در حالت تعادل، حاصل ضرب غلظت‌های تعادلی محصولات واکنش به توان ضرایب استوکیومتری آنها، مربوط به همان محصول برای مواد اولیه، یک مقدار ثابت در دما و فشار معین است. . مقدار عددی ثابت تعادل شیمیایی بهبه غلظت واکنش دهنده ها بستگی ندارد. به عنوان مثال، ثابت تعادل برای تفکیک اسید نیتروژن مطابق با قانون عمل جرم را می توان به صورت زیر نوشت:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

اندازه K aثابت تفکیک یک اسید، در این مورد نیتروژن، نامیده می شود.

ثابت تفکیک یک پایه ضعیف به طور مشابه بیان می شود. به عنوان مثال، برای واکنش تجزیه آمونیاک:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

اندازه ک بثابت تفکیک یک باز، در این مورد آمونیاک نامیده می شود. هر چه ثابت تفکیک الکترولیت بیشتر باشد، الکترولیت با شدت بیشتری تفکیک می شود و غلظت یون های آن در محلول در حالت تعادل بیشتر می شود. بین درجه تفکیک و ثابت تفکیک یک الکترولیت ضعیف رابطه وجود دارد:

این یک بیان ریاضی از قانون رقیق سازی استوالد است: هنگامی که یک الکترولیت ضعیف رقیق می شود، درجه تفکیک آن برای الکترولیت های ضعیف افزایش می یابد به≤1∙ 10 -4 و با≥0.1 mol/l از عبارت ساده شده استفاده می کند:

به= α 2 ∙بایا α

مثال 1. درجه تفکیک و غلظت یونها و [NH 4 + ] را در محلول هیدروکسید آمونیوم 0.1 مولار محاسبه کنید، اگر به NH 4 OH = 1.76∙10 -5

داده شده: NH 4 OH

به NH 4 OH = 1.76∙10 -5

راه حل:

از آنجایی که الکترولیت بسیار ضعیف است ( به NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

یا 1.33٪

غلظت یون ها در محلول الکترولیت دوتایی برابر است سی∙α، از آنجایی که الکترولیت دوتایی یونیزه می شود و یک کاتیون و یک آنیون تشکیل می دهد، پس = [NH 4 + ]=0.1∙1.33∙10 -2 =1.33∙10 -3 (mol/l).

پاسخ:α=1.33%;

= [NH 4 + ] = 1.33∙10 -3 mol/l.

نظریه الکترولیت قوی الکترولیت های قوی در محلول ها و مذاب ها به طور کامل به یون تجزیه می شوند. با این حال، مطالعات تجربی رسانایی الکتریکی محلول های الکترولیت های قوی نشان می دهد که مقدار آن در مقایسه با رسانایی الکتریکی که باید در تفکیک 100٪ باشد، تا حدودی دست کم گرفته شده است. این اختلاف با تئوری الکترولیت های قوی ارائه شده توسط Debye و Hückel توضیح داده می شود. بر اساس این نظریه، در محلول های الکترولیت های قوی، برهمکنش الکترواستاتیکی بین یون ها وجود دارد. در اطراف هر یون، یک "اتمسفر یونی" از یون هایی با علامت بار مخالف تشکیل می شود که با عبور جریان الکتریکی مستقیم از حرکت یون ها در محلول جلوگیری می کند. علاوه بر برهمکنش الکترواستاتیکی یونها، در محلولهای غلیظ لازم است که ارتباط یونها نیز در نظر گرفته شود. تأثیر نیروهای بین یونی اثر تفکیک ناقص مولکول ها را ایجاد می کند. درجه تفکیک آشکار مقدار آزمایشی تعیین شده α همیشه کمی کمتر از α واقعی است. به عنوان مثال، در محلول 0.1 مولار Na 2 SO 4 مقدار تجربی α = 45٪ است. برای در نظر گرفتن عوامل الکترواستاتیک در محلول های الکترولیت های قوی، از مفهوم فعالیت استفاده می شود(الف).

فعالیت یک یون غلظت مؤثر یا ظاهری است که در آن یون در محلول عمل می کند. فعالیت و تمرکز واقعی با عبارت زیر مرتبط هستند: کجا f –

ضریب فعالیت، که درجه انحراف سیستم از ایده آل را به دلیل برهمکنش های الکترواستاتیکی یون ها مشخص می کند. ضرایب فعالیت یونی به مقدار μ که قدرت یونی محلول نامیده می شود بستگی دارد. قدرت یونی یک محلول اندازه گیری برهمکنش الکترواستاتیکی تمام یون های موجود در محلول است و برابر با نصف مجموع محصولات غلظت است.هر یک از یون های موجود در محلول به ازای هر مربع تعداد بار خود (ز):

در محلول های رقیق (μ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = cو ضریب فعالیت 1 است. این بدان معنی است که عملاً هیچ برهمکنش الکترواستاتیکی وجود ندارد. در محلول های بسیار غلیظ (µ> 1M) ضرایب فعالیت یونی می تواند بیشتر از واحد باشد. رابطه بین ضریب فعالیت و قدرت یونی محلول با فرمول های زیر بیان می شود:

در µ <10 -2

در 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

0,1z 2μدر 0.1<µ <1

ثابت تعادل که بر حسب فعالیت بیان می شود ترمودینامیکی نامیده می شود. مثلا برای واکنش

الف A+ بب د D+ ه E

ثابت ترمودینامیکی به شکل زیر است:

بستگی به دما، فشار و ماهیت حلال دارد.

از آنجایی که فعالیت ذره است

فعالیت یک یون غلظت مؤثر یا ظاهری است که در آن یون در محلول عمل می کند. فعالیت و تمرکز واقعی با عبارت زیر مرتبط هستند: به C ثابت تعادل غلظت است.

معنی به C نه تنها به دما، ماهیت حلال و فشار بستگی دارد، بلکه به قدرت یونی نیز بستگی دارد متر. از آنجایی که ثابت‌های ترمودینامیکی به کمترین تعداد عوامل بستگی دارند، بنابراین اساسی‌ترین مشخصه‌های تعادل هستند. بنابراین، این ثابت های ترمودینامیکی هستند که در کتاب های مرجع آورده شده اند. ثابت های ترمودینامیکی برخی از الکترولیت های ضعیف در پیوست این راهنما آورده شده است. = 0.024 مول در لیتر.

با افزایش بار یون، ضریب فعالیت و فعالیت یون کاهش می یابد.

سوالاتی برای خودکنترلی:

1. سیستم ایده آل چیست؟ دلایل اصلی انحراف یک سیستم واقعی از یک سیستم ایده آل را نام ببرید.
2. درجه تفکیک الکترولیت ها چیست؟
3. نمونه هایی از الکترولیت های قوی و ضعیف را ذکر کنید.
4. چه رابطه ای بین ثابت تفکیک و درجه تفکیک یک الکترولیت ضعیف وجود دارد؟ آن را به صورت ریاضی بیان کنید.
5. فعالیت چیست؟ فعالیت یک یون و غلظت واقعی آن چگونه به هم مرتبط هستند؟
6. ضریب فعالیت چقدر است؟
7. بار یک یون چگونه بر ضریب فعالیت تأثیر می گذارد؟
8. قدرت یونی محلول و بیان ریاضی آن چیست؟
9. فرمول هایی را برای محاسبه ضرایب فعالیت یون های منفرد بسته به قدرت یونی محلول بنویسید.
10. قانون عمل جرم را فرموله کنید و آن را به صورت ریاضی بیان کنید.
11. ثابت تعادل ترمودینامیکی چیست؟ چه عواملی بر ارزش آن تأثیر می گذارد؟
12. ثابت تعادل غلظت چیست؟ چه عواملی بر ارزش آن تأثیر می گذارد؟
13. ثابت های ترمودینامیکی و تعادل غلظت چگونه به هم مرتبط هستند؟
14. مقادیر ضریب فعالیت در چه حدودی می تواند تغییر کند؟
15. اصول اصلی تئوری الکترولیت های قوی چیست؟

, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 , , 30, , , , , , , , /2003

§ 6.3. الکترولیت های قوی و ضعیف

مطالب این بخش تا حدی از دروس شیمی مدارس که قبلاً مطالعه کرده اید و از بخش قبلی برای شما آشنا است. بیایید به طور خلاصه آنچه را که می دانید مرور کنیم و با مطالب جدید آشنا شویم.

در بخش قبل، رفتار برخی از نمک ها و مواد آلی در محلول های آبی را که در یک محلول آبی کاملاً به یون تجزیه می شوند، مورد بحث قرار دادیم.
تعدادی شواهد ساده اما غیرقابل انکار وجود دارد که نشان می دهد برخی از مواد در محلول های آبی به ذرات تجزیه می شوند. بنابراین، محلول های آبی سولفوریک H2SO4، HNO3 نیتریک، HClO4 کلرید، HCl هیدروکلریک (هیدروکلریک)، CH3COOH استیک و سایر اسیدها طعم ترش دارند. در فرمول اسیدها، ذره مشترک اتم هیدروژن است و می توان فرض کرد که آن (به شکل یون) دلیل طعم یکسان همه این مواد بسیار متفاوت است.
یون های هیدروژن که در حین تفکیک در یک محلول آبی تشکیل می شوند، طعم ترش به محلول می دهند، به همین دلیل است که چنین موادی اسید نامیده می شوند. در طبیعت فقط یون های هیدروژن طعم ترش دارند.

آنها یک محیط به اصطلاح اسیدی (ترش) را در محلول آبی ایجاد می کنند.

به یاد داشته باشید که وقتی می گویید "هیدروژن کلرید" منظور حالت گازی و کریستالی این ماده است، اما برای محلول آبی باید "محلول کلرید هیدروژن"، "اسید کلریدریک" یا از نام رایج "اسید کلریدریک" استفاده کنید. ترکیب ماده در هر حالتی که با همان فرمول بیان می شود - HCl.
محلول های آبی لیتیوم (LiOH)، سدیم (NaOH)، پتاسیم (KOH)، باریم (Ba(OH)2)، کلسیم (Ca(OH)2) و سایر هیدروکسیدهای فلزی همان طعم ناخوشایند تلخ صابونی را دارند و باعث ایجاد احساس می شوند. از کشویی ظاهراً یون های هیدروکسید OH موجود در چنین ترکیباتی مسئول این خاصیت هستند.

هیدروکلریک اسید HCl، هیدروبرومیک HBr و اسید هیدرویدیک HI علیرغم ترکیب متفاوتشان با روی به یک شکل واکنش می دهند، زیرا در واقع این اسید نیست که با روی واکنش می دهد:

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2،

و یون های هیدروژن:

Zn + 2H + = Zn 2 + + H 2،
مخلوط کردن برخی از محلول های نمک، به عنوان مثال کلرید پتاسیم KCl و نیترات سدیم NaNO 3، با اثر حرارتی قابل توجهی همراه نیست، اگرچه پس از تبخیر محلول، مخلوطی از کریستال های چهار ماده تشکیل می شود: بلورهای اصلی - کلرید پتاسیم و نیترات سدیم. - و موارد جدید - نیترات پتاسیم KNO 3 و کلرید سدیم NaCl. می توان فرض کرد که در محلول، دو نمک اولیه به طور کامل به یون تجزیه می شوند، که پس از تبخیر، چهار ماده کریستالی را تشکیل می دهند:

با مقایسه این اطلاعات با رسانایی الکتریکی محلولهای آبی اسیدها، هیدروکسیدها و نمکها و با تعدادی از مقررات دیگر، S.A. Arrhenius در سال 1887 فرضیه تفکیک الکترولیتی را مطرح کرد که بر اساس آن مولکولهای اسیدها، هیدروکسیدها و نمکها در صورت حل شدن در آب، تجزیه به یون.
مطالعه محصولات الکترولیز امکان اختصاص بارهای مثبت یا منفی به یون ها را فراهم می کند. بدیهی است که اگر یک اسید، برای مثال HNO 3 نیتریک، مثلاً به دو یون تفکیک شود و در طی الکترولیز یک محلول آبی، هیدروژن در کاتد (الکترود با بار منفی) آزاد شود، در نتیجه، هیدروژن با بار مثبت وجود دارد. یون H + در محلول.

سپس معادله تفکیک باید به صورت زیر نوشته شود:

НNO 3 = Н + + .تفکیک الکترولیتی
- تجزیه کامل یا جزئی یک ترکیب زمانی که در آب به یون ها حل شود در نتیجه برهمکنش با یک مولکول آب (یا حلال دیگر).الکترولیت ها
- اسیدها، بازها یا نمک ها، محلول های آبی که در نتیجه تفکیک، جریان الکتریکی را هدایت می کنند. موادی که در یک محلول آبی به یون تجزیه نمی شوند و محلول آنها جریان الکتریکی را رسانا نمی کند نامیده می شود..
غیر الکترولیت ها تفکیک الکترولیت ها از نظر کمی مشخص می شوددرجه تفکیک
- نسبت تعداد "مولکول" (واحد فرمول) تجزیه شده به یون ها به تعداد کل "مولکول" ماده محلول. درجه تفکیک با حرف یونانی نشان داده می شود. به عنوان مثال، اگر از هر 100 "مولکول" یک ماده محلول، 80 مولکول به یون تجزیه شود، آنگاه درجه تفکیک ماده محلول برابر است با: = 80/100 = 0.8 یا 80%. با توجه به توانایی آنها در تفکیک (یا، همانطور که می گویند، "با قدرت")، الکترولیت ها به دو دسته تقسیم می شوند, قویمتوسط وضعیف< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
. با توجه به درجه تفکیک، آنهایی که محلولهای آنها 30% است، الکترولیتهای ضعیف در نظر گرفته می شوند در مورد محلول های آبیالکترولیت های قوی
1 . بسیاری از اسیدهای معدنی مانند هیدروکلریک هیدروکلریک، نیتریک HNO 3، سولفوریک H 2 SO 4 در محلول های رقیق.
قوی ترین اسید معدنی پرکلریک HClO 4 است.

قدرت اسیدهای غیر اکسیژن در یک سری از ترکیبات مشابه هنگام حرکت به سمت پایین زیر گروه عناصر تشکیل دهنده اسید افزایش می یابد:

HCl – HBr – HI.
اسید هیدروفلوریک HF شیشه را حل می کند، اما این به هیچ وجه نشان دهنده قدرت آن نیست. این اسید هالوژن بدون اکسیژن به دلیل انرژی باند H-F بالا، توانایی مولکول های HF برای ترکیب (همبستگی) به دلیل پیوندهای هیدروژنی قوی، برهمکنش یون های F با HF به عنوان یک اسید با استحکام متوسط ​​طبقه بندی می شود. مولکول ها (پیوندهای هیدروژنی) با تشکیل یون ها و سایر ذرات پیچیده تر. در نتیجه غلظت یون هیدروژن در محلول آبی این اسید به میزان قابل توجهی کاهش می یابد، بنابراین اسید هیدروفلوئوریک دارای قدرت متوسط ​​در نظر گرفته می شود.

فلورید هیدروژن با دی اکسید سیلیکون، که بخشی از شیشه است، مطابق با معادله واکنش می دهد:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.

اسید هیدروفلوریک نباید در ظروف شیشه ای نگهداری شود. برای این منظور از ظروف سرب، مقداری پلاستیک و شیشه استفاده می شود که دیواره های آن از داخل با لایه ضخیم پارافین پوشانده شده است.
اگر از گاز هیدروژن فلوراید برای "اچ کردن" شیشه استفاده شود، سطح شیشه مات می شود که برای اعمال کتیبه ها و طرح های مختلف روی شیشه استفاده می شود. "اچ کردن" شیشه با محلول آبی اسید هیدروفلوئوریک منجر به خوردگی سطح شیشه می شود که شفاف باقی می ماند.

محلول 40 درصد اسید هیدروفلوئوریک معمولاً به صورت تجاری در دسترس است.

قدرت اسیدهای اکسیژن از همان نوع در جهت مخالف تغییر می کند، به عنوان مثال، اسید پریودیک HIO 4 ضعیف تر از اسید پرکلریک HClO 4 است.

اگر عنصری چند اسید اکسیژن تشکیل دهد، اسیدی که در آن عنصر اسیدساز بیشترین ظرفیت را دارد، بیشترین قدرت را دارد. بنابراین، در سری اسیدهای HClO (هیپوکلری) – HClO 2 (کلر) – HClO 3 (کلری) – HClO 4 (کلریک)، دومی قوی ترین است.

یک حجم آب حدود دو حجم کلر را حل می کند. کلر (تقریباً نیمی از آن) با آب واکنش می دهد:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.
اسید کلریدریک قوی است.

2 . هیدروکسیدهای عناصر زیرگروه های اصلی گروه های I و II جدول تناوبی: LiOH، NaOH، KOH، Ca(OH) 2 و غیره. هنگام حرکت به سمت پایین زیر گروه، با افزایش خواص فلزی عنصر، استحکام هیدروکسیدها افزایش می یابد.

هیدروکسیدهای محلول زیرگروه اصلی عناصر گروه I به عنوان قلیایی طبقه بندی می شوند.

قلیاها بازهایی هستند که در آب محلول هستند. اینها همچنین شامل هیدروکسیدهای عناصر زیرگروه اصلی گروه II (فلزات قلیایی خاکی) و هیدروکسید آمونیوم (محلول آبی آمونیاک) هستند. گاهی اوقات قلیایی ها هیدروکسیدهایی هستند که غلظت بالایی از یون های هیدروکسید را در یک محلول آبی ایجاد می کنند. در ادبیات قدیمی، می توانید از میان قلیایی ها کربنات پتاسیم K 2 CO 3 (پتاس) و کربنات سدیم Na 2 CO 3 ( نوشابه )، بی کربنات سدیم NaHCO 3 ( جوش شیرین )، بوراکس Na 2 B 4 O 7، سدیم هیدروسولفید NaHS پیدا کنید. و پتاسیم KHS و همکاران.

هیدروکسید کلسیم Ca(OH) 2 به عنوان یک الکترولیت قوی در یک مرحله تجزیه می شود:

3 Ca(OH) 2 = Ca 2 + + 2OH – .

. تقریبا تمام نمک ها. نمک، اگر یک الکترولیت قوی باشد، در یک مرحله تجزیه می شود، به عنوان مثال کلرید آهن:

FeCl 3 = Fe 3 + + 3Cl – . در مورد محلول های آبی ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 الکترولیت های ضعیف

2 . آب H 2 O مهمترین الکترولیت است.
. برخی از اسیدهای معدنی و تقریباً همه آلی: H 2 S (سولفید هیدروژن)، H 2 SO 3 ( گوگردی )، H 2 CO 3 ( کربنیک )، HCN ( هیدروسیانیک )، H 3 PO 4 ( فسفریک، ارتو فسفریک )، H 2 SiO 3 (سیلیکون)، H 3 BO 3 (بوریک، ارتوبوریک)، CH3 COOH (استیک)، و غیره.

توجه داشته باشید که اسید کربنیک در فرمول H 2 CO 3 وجود ندارد. هنگامی که دی اکسید کربن CO 2 در آب حل می شود، هیدرات CO 2 H 2 O تشکیل می شود که برای راحتی محاسبات آن را به صورت H 2 CO 3 می نویسیم و معادله واکنش تفکیک به این صورت است:
تفکیک اسید کربنیک ضعیف در دو مرحله انجام می شود. یون بی کربنات حاصل نیز مانند یک الکترولیت ضعیف عمل می کند. سایر اسیدهای پلی بازیک به همین ترتیب تجزیه می شوند: H 3 PO 4 (فسفریک)، H 2 SiO 3 (سیلیکون)، H 3 BO 3 (بوریک). در یک محلول آبی، تفکیک عملا فقط در مرحله اول اتفاق می افتد.
3 چگونه تفکیک را در آخرین مرحله انجام دهیم؟
. هیدروکسیدهای بسیاری از عناصر، به عنوان مثال Al(OH) 3، Cu(OH) 2، Fe(OH) 2، Fe(OH) 3 و غیره.
همه این هیدروکسیدها در یک محلول آبی به صورت مرحله ای تجزیه می شوند، به عنوان مثال هیدروکسید آهن

Fe(OH) 3: در یک محلول آبی، تفکیک تقریباً منحصراً در مرحله اول اتفاق می افتد.
خواص اساسی هیدروکسیدهای همان عنصر با کاهش ظرفیت عنصر افزایش می یابد بنابراین، خواص پایه دی هیدروکسید آهن Fe(OH) 2 بیشتر از تری هیدروکسید Fe(OH) 3 است. این عبارت معادل این واقعیت است که خواص اسیدی Fe(OH) 3 قوی تر از Fe(OH) 2 است.
4 . هیدروکسید آمونیوم NH 4 OH.
هنگامی که گاز آمونیاک NH 3 در آب حل می شود، محلولی به دست می آید که رسانای الکتریکی بسیار ضعیفی دارد و طعم تلخ و صابونی دارد. محیط محلول بازی یا قلیایی است که این رفتار آمونیاک به صورت زیر توضیح داده می شود. 4 OH، با توجه به اینکه این ترکیب برای تشکیل یون آمونیوم و یون هیدروکسید OH تجزیه می شود -:

NH 4 OH = + OH – .

5 . برخی از نمک ها: روی کلرید ZnCl 2، تیوسیانات آهن Fe(NCS) 3، سیانید جیوه Hg(CN) 2 و غیره. این نمک ها به صورت مرحله ای تفکیک می شوند.

برخی افراد اسید فسفریک H 3 PO 4 را الکترولیت هایی با قدرت متوسط ​​می دانند.

اسید فسفریک را یک الکترولیت ضعیف در نظر می گیریم و سه مرحله تفکیک آن را یادداشت می کنیم. اسید سولفوریک در محلول های غلیظ به عنوان یک الکترولیت با قدرت متوسط ​​و در محلول های بسیار غلیظ مانند یک الکترولیت ضعیف عمل می کند. در ادامه اسید سولفوریک را یک الکترولیت قوی در نظر می گیریم و معادله تفکیک آن را در یک مرحله می نویسیم.

درجه تفکیک الکترولیتی

از آنجایی که تفکیک الکترولیتی یک فرآیند برگشت پذیر است، در محلول های الکترولیت ها به همراه یون های آنها، مولکول هایی نیز وجود دارد. به عبارت دیگر، الکترولیت های مختلف، طبق نظریه S. Arrhenius، به درجات مختلف به یون تجزیه می شوند. کامل بودن تجزیه (قدرت الکترولیت) با یک مقدار کمی مشخص می شود - درجه تفکیک. (α – درجه تفکیک ) حرف یونانی آلفانسبت تعداد مولکول های شکسته شده به یون است ( n، به تعداد کل مولکول های محلول (

ن):

درجه تفکیک الکترولیت به صورت تجربی تعیین می شود و بر حسب کسری از واحد یا به صورت درصد بیان می شود. اگر α = 0 باشد، تجزیه وجود ندارد و اگر α = 1 یا 100٪ باشد، الکترولیت کاملاً به یون تجزیه می شود. اگر α = 20% باشد، این بدان معناست که از 100 مولکول یک الکترولیت معین، 20 مولکول به یون تجزیه شده اند.

1. درجه تفکیک به ماهیت الکترولیت و حلال، غلظت الکترولیت و دما بستگی دارد. هر چه پیوند شیمیایی در مولکول الکترولیت و حلال قطبی تر باشد، فرآیند تجزیه الکترولیت به یون ها بارزتر و درجه تفکیک بالاتر می رود.

2. وابستگی درجه تفکیک به غلظت الکترولیت: با کاهش غلظت الکترولیت، به عنوان مثال. هنگامی که با آب رقیق می شود، درجه تفکیک همیشه افزایش می یابد.

3. وابستگی درجه تفکیک به دما: درجه تفکیک با افزایش دما افزایش می یابد (افزایش دما منجر به افزایش انرژی جنبشی ذرات محلول می شود که به تجزیه مولکول ها به یون ها کمک می کند).

الکترولیت های قوی و ضعیف

بسته به درجه تفکیک، الکترولیت ها بین قوی و ضعیف تشخیص داده می شوند. الکترولیت هایی با درجه تفکیک بیش از 30٪ معمولا قوی نامیده می شوند، با درجه تفکیک از 3 تا 30٪ - متوسط، کمتر از 3٪ - الکترولیت های ضعیف.

طبقه بندی الکترولیت ها بسته به درجه تفکیک الکترولیتی (یادداشت)

طبقه بندی الکترولیت ها	الکترولیت های قوی	متوسط ​​الکترولیت ها	الکترولیت های ضعیف
مقدار درجه تفکیک (α)	α > 30%	3%≤α≤30%	α <3%
نمونه ها	1. نمک های محلول; 2. اسیدهای قوی (HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 (dil.)). 3. پایه های قوی - قلیایی.	H3PO4 H2SO3	1. تقریبا تمام اسیدهای آلی (CH 3 COOH، C 2 H 5 COOH، و غیره). 2. برخی از اسیدهای معدنی (H 2 CO 3، H 2 S، و غیره). 3. تقریباً تمام نمک ها، بازها و هیدروکسید آمونیوم که کمی در آب محلول هستند (Ca 3 (PO 4) 2؛ Cu(OH) 2؛ Al(OH) 3؛ NH 4 OH). 4. آب.

ثابت هیدرولیز برابر است با نسبت حاصلضرب غلظت ها
محصولات هیدرولیز به غلظت نمک غیرهیدرولیز شده.

مثال 1.درجه هیدرولیز NH 4 Cl را محاسبه کنید.

راه حل:از جدول Kd(NH 4 OH) = 1.8∙10 -3 را پیدا می کنیم، از اینجا

Kγ=Kv/Kd k = =10 -14 /1.8∙10 -3 = 5.56∙10 -10.

مثال 2.درجه هیدرولیز ZnCl 2 را هر بار در یک محلول 0.5 M محاسبه کنید.

راه حل:معادله یونی برای هیدرولیز Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +

Kd ZnOH +1=1.5∙10 -9; hγ=√(Kv/[Kd پایه ∙Cm]) = 10 -14 /1.5∙10 -9 ∙0.5=0.36∙10 -2 (0.36%).

مثال 3.معادلات یون مولکولی و مولکولی را برای هیدرولیز نمکها بسازید: الف) KCN. ب) Na 2 CO 3; ج) ZnSO 4. واکنش محلول این نمک ها را مشخص کنید.

راه حل:الف) سیانید پتاسیم KCN نمک یک اسید مونوبازیک ضعیف (به جدول 1 پیوست مراجعه کنید) HCN و یک باز قوی KOH است. هنگامی که در آب حل می شود، مولکول های KCN به طور کامل به کاتیون های K + و آنیون های CN - تجزیه می شوند. کاتیون های K + نمی توانند یون های OH - آب را متصل کنند، زیرا KOH یک الکترولیت قوی است. آنیون های CN به یون های H + آب متصل می شوند و مولکول های الکترولیت ضعیف HCN را تشکیل می دهند. نمک در آنیون هیدرولیز می شود. معادله هیدرولیز یونی - مولکولی

CN - + H 2 O HCN + OH -

یا به شکل مولکولی

KCN + H 2 O HCN + KOH

در نتیجه هیدرولیز، مقدار زیادی یون OH - در محلول ظاهر می شود، بنابراین محلول KCN یک واکنش قلیایی دارد (PH> 7).

ب) کربنات سدیم Na 2 CO 3 نمک یک اسید پلی بازیک ضعیف و یک باز قوی است. در این حالت، آنیون‌های نمک CO 3 2 - که به یون‌های هیدروژن آب متصل می‌شوند، آنیون‌های نمک اسیدی HCO - 3 را تشکیل می‌دهند و نه مولکول‌های H 2 CO 3، زیرا یون‌های HCO - 3 بسیار دشوارتر از تجزیه می‌شوند. مولکول های H 2 CO 3. در شرایط عادی، هیدرولیز در مرحله اول ادامه دارد. نمک در آنیون هیدرولیز می شود. معادله هیدرولیز یونی - مولکولی

CO 2-3 +H 2 O HCO - 3 +OH -

یا به شکل مولکولی

Na 2 CO 3 + H 2 O NaHCO 3 + NaOH

مقدار اضافی یون OH - در محلول ظاهر می شود، بنابراین محلول Na 2 CO 3 یک واکنش قلیایی دارد (pH > 7).

ج) سولفات روی ZnSO 4 نمکی از یک باز پلی اسیدی ضعیف Zn(OH) 2 و یک اسید قوی H 2 SO 4 است. در این مورد، کاتیون های Zn + یون های هیدروکسیل آب را به هم متصل می کنند و کاتیون های نمک اصلی ZnOH + را تشکیل می دهند. تشکیل مولکول های Zn(OH) 2 اتفاق نمی افتد، زیرا یون های ZnOH + بسیار دشوارتر از مولکول های Zn(OH) 2 تجزیه می شوند. در شرایط عادی، هیدرولیز در مرحله اول ادامه دارد. نمک به کاتیون هیدرولیز می شود. معادله هیدرولیز یونی - مولکولی

Zn 2 + + H 2 O ZnON + + H +

یا به شکل مولکولی

2ZnSO 4 + 2H 2 O (ZnOH) 2 SO 4 + H 2 SO 4

مقدار اضافی یون هیدروژن در محلول ظاهر می شود، بنابراین محلول ZnSO 4 یک واکنش اسیدی دارد (pH)< 7).

مثال 4.هنگام مخلوط کردن محلول های A1(NO 3) 3 و K 2 CO 3 چه محصولاتی تشکیل می شود؟ یک معادله یون مولکولی و مولکولی برای واکنش بنویسید.

راه حل.نمک A1(NO 3) 3 توسط کاتیون و K 2 CO 3 توسط آنیون هیدرولیز می شوند:

A1 3 + + H 2 O A1OH 2 + + H +

CO 2-3 + H 2 O NSO - s + OH -

اگر محلول های این نمک ها در یک ظرف باشند، هیدرولیز هر یک از آنها متقابلاً افزایش می یابد، زیرا یون های H + و OH - مولکولی از الکترولیت ضعیف H 2 O را تشکیل می دهند. در این حالت، تعادل هیدرولیتیک به سمت راست و هیدرولیز هر یک از نمک های گرفته شده با تشکیل A1(OH) 3 و CO 2 (H 2 CO 3 ) به پایان می رسد. معادله یون مولکولی:

2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN 2 O = 2A1 (OH) 3 + ZSO 2

معادله مولکولی: 3SO 2 + 6KNO 3

2A1(NO 3) 3 + ZK 2 CO 3 + ZN 2 O = 2A1 (OH) 3