Էլեկտրական հոսանքը լիցքավորված մասնիկների՝ էլեկտրոնների կամ իոնների ուղղորդված շարժումն է։
Էլեկտրոլիտները նյութեր, լուծույթներ կամ հալվածքներ են (Միասնական պետական ​​քննության ժամանակ մենք հաճախ խոսում ենք լուծույթների մասին), որոնք էլեկտրական հոսանք են փոխանցում, այսինքն՝ պարունակում են լիցքավորված մասնիկներ։ Լուծույթում ազատ էլեկտրոններ չկան, լիցքի կրիչները իոններ են. Էլեկտրական հոսանքն իրականացվում է իոնային բյուրեղյա ցանցով նյութերի հալեցմամբ։

Էլեկտրոլիտները ներառում են.

• Թթուներ
• Հիմքեր

Որքան շատ լիցքավորված մասնիկներ են լուծույթում, այնքան այն ավելի լավ է անցկացնում էլեկտրական հոսանքը, այսինքն. Որքան շատ են նյութի մոլեկուլները տարանջատվում, այնքան ավելի ուժեղ է այն էլեկտրոլիտը:

Դուք պետք է անգիր իմանաք ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտների ցանկը:

Ուժեղ էլեկտրոլիտներ (լուծույթներում).11

• Լուծվող աղեր

FeCl 3, CuSO 4, K 2 CO 3 և այլն:

• Ալկալիներ

8 լուծվող հիդրօքսիդներ՝ LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2:

• Ուժեղ թթուներ

HI, HBr, HCl, H 2 SO 4 (նոսրացված), HNO 3, HClO 4, HClO 3, HMnO 4, H 2 CrO 4

Թույլ էլեկտրոլիտներ.

• Թույլ հիմքեր

չլուծվող հիդրօքսիդներ, NH 3 ∙H 2 O, ամինային լուծույթներ

• Թույլ և միջին թթուներ

H 3 PO 4, HF, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, օրգանական թթուներ:

• Ջուր

H 2 O- ը շատ թույլ էլեկտրոլիտ է, այն աննշանորեն տարանջատվում է: Մաքուր թորած ջուրը հոսանք չի անցկացնում:

Ոչ էլեկտրոլիտներ.օրգանական միացությունների մեծ մասը, օքսիդները, նյութերը, որոնց մոլեկուլները պարունակում են միայն կովալենտային ոչ բևեռային կամ ցածր բևեռային կապեր և այլն։

Էլեկտրոլիտի ուժը որոշվում է դիսոցման աստիճանով։ Դիտարկենք աղ A 2 B և թթու H 3 X:

Դիսոցիացիան միշտ շրջելի գործընթաց է:

Աղերը տարանջատվում են (շրջելիորեն բաժանվում են իոնների) գրեթե 100%-ով.

A 2 B ⇄ 2A + + B 2- . Քանի որ բոլոր մոլեկուլները բաժանվեցին իոնների, AB 1 մոլից ստացանք 1 մոլ B 2- և 2 մոլ A +, այսինքն՝ երեք մոլ իոն:

Պոլիբազային թթուները և հիմքերը տարանջատվում են աստիճանաբար.

H 3 X ⇄ H + + H 2 X -

H 2 X - ⇄ HX 2- + H +

HX 2- ⇄X 3- + H +

Ավելին, տարանջատման յուրաքանչյուր հաջորդ փուլ ավելի վատ է ընթանում, քան նախորդը, քանի որ կա մրցակցային գործընթաց՝ հակադարձ ռեակցիա։ Կարգավորումը մոտավորապես այսպիսին է. 1 մոլ թույլ թթվի մոլեկուլներից առաջին քայլում տարանջատվել է 0,05 մոլ, երկրորդում՝ 0,0002 մոլ և երրորդում՝ 0,00000001 մոլ: Ընդհանուր առմամբ, առաջացել է 0,1 մոլից մի փոքր ավելի իոն։

Ակնհայտ է, որ այս թթվի այս լուծույթը հոսանք է անցկացնում ավելի վատ, քան աղի լուծույթը:

Մի քանի գործնական հարց.

1) Ի՞նչ մասնիկներ են գոյանում նատրիումի նիտրատի տարանջատման ժամանակ

ա) Na +, N +5, O -2; բ) Na +, NO 3 - գ) Na, NO 2, O 2 դ) NaNO 2, O 2

Լուծում. Նատրիումի նիտրատը ձևավորվում է ազոտական ​​թթվի մնացորդից և նատրիումի կատիոնից: Նրա տարանջատման հավասարումն է՝ NaNO3 ⇄ Na + + NO 3 - . Պատասխան բ).

2) Չորս փորձանոթները պարունակում են հետևյալ նյութերի մեկ մոլային լուծույթներ.

ա) H 3 PO 4 բ) Na 2 SO 4 գ) NaCl դ) HBr

Ո՞ր փորձանոթում կա ամենաշատ իոնները:

Լուծում` ա) օրթոֆոսֆորական թթու - միջին ուժգնության, թույլ տարանջատվում է, մոլեկուլների մեծ մասը լուծույթում կմնա մոլեկուլ:

բ) նատրիումի սուլֆատ - աղ, ամբողջությամբ դիսոցվում է, մեկ մոլ աղից ստացվում է երեք մոլ իոն՝ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 4 2- .

գ) նատրիումի քլորիդ՝ աղ, ամբողջությամբ դիսոցվում է, մեկ մոլ աղից առաջանում է երկու մոլ իոն՝ NaCl ⇄ Na + + Cl - ։

դ) հիդրոբրոմաթթուն ուժեղ է, բայց ամբողջությամբ չի տարանջատվում (ի տարբերություն աղերի): HBr ⇄ H+ + Br- ռեակցիայում HBr-ի մեկ մոլից առաջանում է երկու մոլից պակաս իոն։

Բոլոր նյութերը կարելի է բաժանել էլեկտրոլիտների և ոչ էլեկտրոլիտների: Էլեկտրոլիտները ներառում են նյութեր, որոնց լուծույթները կամ հալվածքները փոխանցում են էլեկտրական հոսանք (օրինակ՝ KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3 ջրային լուծույթներ կամ հալվածքներ)։ Ոչ էլեկտրոլիտային նյութերը հալվելիս կամ լուծվելիս չեն փոխանցում էլեկտրական հոսանք (շաքար, սպիրտ, ացետոն և այլն)։

Էլեկտրոլիտները բաժանվում են ուժեղ և թույլ: Լուծույթների կամ հալվածքների ուժեղ էլեկտրոլիտները լիովին տարանջատվում են իոնների: Քիմիական ռեակցիայի հավասարումներ գրելիս սա ընդգծվում է մեկ ուղղությամբ սլաքով, օրինակ.

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Ուժեղ էլեկտրոլիտները ներառում են հետերոբևեռ կամ իոնային բյուրեղային կառուցվածք ունեցող նյութեր (Աղյուսակ 1.1):

Աղյուսակ 1.1 Ուժեղ էլեկտրոլիտներ

Թույլ էլեկտրոլիտները միայն մասամբ են բաժանվում իոնների: Իոնների հետ միասին այս նյութերի հալվածքները կամ լուծույթները պարունակում են ճնշող մեծամասնությամբ չտարանջատված մոլեկուլներ: Թույլ էլեկտրոլիտների լուծույթներում տարանջատմանը զուգահեռ տեղի է ունենում հակառակ գործընթացը՝ ասոցիացիա, այսինքն՝ իոնների միացում մոլեկուլների մեջ։ Ռեակցիայի հավասարումը գրելիս դա ընդգծվում է երկու հակադիր ուղղված սլաքներով։

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Թույլ էլեկտրոլիտները ներառում են հոմեոպոլային տեսակի բյուրեղային ցանց ունեցող նյութեր (Աղյուսակ 1.2):

Աղյուսակ 1.2 Թույլ էլեկտրոլիտներ

Ջրային լուծույթում թույլ էլեկտրոլիտի հավասարակշռության վիճակը քանակապես բնութագրվում է էլեկտրոլիտիկ դիսոցման աստիճանով և էլեկտրոլիտիկ դիսոցման հաստատունով։

Էլեկտրոլիտիկ տարանջատման α աստիճանը իոնների մեջ տարանջատված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է լուծված էլեկտրոլիտի մոլեկուլների ընդհանուր թվին.

Դիսոցացիայի աստիճանը ցույց է տալիս, թե լուծված էլեկտրոլիտի ընդհանուր քանակի որ մասն է քայքայվում իոնների մեջ և կախված է էլեկտրոլիտի և լուծիչի բնույթից, ինչպես նաև լուծույթում նյութի կոնցենտրացիայից, ունի չափազուրկ արժեք, չնայած սովորաբար այն արտահայտված տոկոսով: Էլեկտրոլիտի լուծույթի անսահման նոսրացման դեպքում դիսոցման աստիճանը մոտենում է միասնությանը, որը համապատասխանում է լուծված նյութի մոլեկուլների ամբողջական՝ 100%-ով տարանջատմանը իոնների։ Թույլ էլեկտրոլիտների α լուծույթների համար<<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.

Ընդհանուր առմամբ, շրջելի քիմիական ռեակցիան կարող է ներկայացվել հետևյալ կերպ.

ա A+ բԲ Դ դ D+ եԵ

Ռեակցիայի արագությունը ուղիղ համեմատական ​​է արձագանքող մասնիկների կոնցենտրացիայի արտադրյալին իրենց ստոյխիոմետրիկ գործակիցների հզորություններով: Այնուհետև ուղղակի արձագանքի համար

V 1 = կ 1 [A] ա[B] բ,

և հակադարձ ռեակցիայի արագությունը

V 2 = կ 2 [D] դ[E] ե.

Ժամանակի ինչ-որ պահի առաջընթաց և հակադարձ ռեակցիաների տեմպերը կհավասարվեն, այսինքն.

Այս վիճակը կոչվում է քիմիական հավասարակշռություն: Այստեղից

կ 1 [A] ա[B] բ=կ 2 [D] դ[E] ե

Մի կողմից հաստատունները խմբավորելով, մյուս կողմից՝ փոփոխականները՝ ստանում ենք.

Այսպիսով, հավասարակշռության վիճակում գտնվող շրջելի քիմիական ռեակցիայի համար ռեակցիայի արտադրանքների հավասարակշռության կոնցենտրացիաների արտադրյալը իրենց ստոյխիոմետրիկ գործակիցների հզորությամբ, որը կապված է ելակետային նյութերի նույն արտադրանքի հետ, հաստատուն արժեք է տվյալ ջերմաստիճանում և ճնշման դեպքում: . Քիմիական հավասարակշռության հաստատունի թվային արժեքը TOկախված չէ ռեակտիվների կոնցենտրացիայից: Օրինակ, զանգվածային գործողության օրենքին համապատասխան ազոտային թթվի տարանջատման հավասարակշռության հաստատունը կարող է գրվել հետևյալ կերպ.

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

Չափը Կ ակոչվում է թթվի, այս դեպքում ազոտի դիսոցման հաստատուն։

Նմանապես արտահայտվում է թույլ հիմքի դիսոցման հաստատունը։ Օրինակ, ամոնիակի դիսոցացման ռեակցիայի համար.

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

Չափը Կ բկոչվում է բազայի դիսոցման հաստատուն, այս դեպքում՝ ամոնիակ։ Որքան բարձր է էլեկտրոլիտի դիսոցման հաստատունը, այնքան ավելի ուժեղ է դիսոցվում էլեկտրոլիտը և այնքան բարձր է նրա իոնների կոնցենտրացիան լուծույթում հավասարակշռության պայմաններում: Կա կապ դիսոցման աստիճանի և թույլ էլեկտրոլիտի դիսոցման հաստատունի միջև.

Սա Օստվալդի նոսրացման օրենքի մաթեմատիկական արտահայտությունն է՝ երբ թույլ էլեկտրոլիտը նոսրացվում է, նրա տարանջատման աստիճանը մեծանում է TO≤1∙ 10 -4 և ՀԵՏ≥0.1 մոլ/լ օգտագործեք պարզեցված արտահայտություն.

TO= α 2 ∙ՀԵՏկամ α

Օրինակ 1. Հաշվեք 0,1 մ ամոնիումի հիդրօքսիդի լուծույթում իոնների և [NH 4 + ] դիսոցման և կոնցենտրացիայի աստիճանը, եթե. TO NH 4 OH =1,76∙10 -5

Տրված է՝ NH 4 OH

TO NH 4 OH =1,76∙10 -5

Լուծում:

Քանի որ էլեկտրոլիտը բավականին թույլ է ( Դեպի NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

կամ 1.33%

Երկուական էլեկտրոլիտի լուծույթում իոնների կոնցենտրացիան հավասար է Գ∙α, քանի որ երկուական էլեկտրոլիտը իոնացվում է՝ ձևավորելով մեկ կատիոն և մեկ անիոն, ապա = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (մոլ/լ):

Պատասխան.α=1,33%;

= [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 մոլ/լ.

Ուժեղ էլեկտրոլիտի տեսություն Ուժեղ էլեկտրոլիտները լուծույթներում և հալվածքներում ամբողջությամբ տարանջատվում են իոնների: Այնուամենայնիվ, ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակության փորձարարական ուսումնասիրությունները ցույց են տալիս, որ դրա արժեքը որոշ չափով թերագնահատված է էլեկտրական հաղորդունակության համեմատ, որը պետք է լինի 100% դիսոցիացիայի դեպքում: Այս անհամապատասխանությունը բացատրվում է Դեբիի և Հյուկելի կողմից առաջարկված ուժեղ էլեկտրոլիտների տեսությամբ։ Համաձայն այս տեսության՝ ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթներում իոնների միջև տեղի է ունենում էլեկտրաստատիկ փոխազդեցություն։ Յուրաքանչյուր իոնի շուրջ «իոնային մթնոլորտ» է ձևավորվում հակառակ լիցքի նշանի իոններից, որն արգելակում է իոնների շարժումը լուծույթում, երբ ուղղակի էլեկտրական հոսանք է անցնում: Իոնների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունից բացի, կենտրոնացված լուծույթներում անհրաժեշտ է հաշվի առնել իոնների ասոցիացիան։ Միջիոնական ուժերի ազդեցությունը ստեղծում է մոլեկուլների ոչ լրիվ տարանջատման էֆեկտ, այսինքն. տարանջատման ակնհայտ աստիճանը. α-ի փորձարարորեն որոշված ​​արժեքը միշտ մի փոքր ցածր է իրական α-ից: Օրինակ, Na 2 SO 4 0,1 M լուծույթում փորձնական արժեքը α = 45% է: Ուժեղ էլեկտրոլիտների լուծույթներում էլեկտրաստատիկ գործոնները հաշվի առնելու համար օգտագործվում է ակտիվության հասկացությունը(Ա).

Իոնի ակտիվությունը արդյունավետ կամ ակնհայտ կոնցենտրացիան է, որի դեպքում իոնը գործում է լուծույթում: Ակտիվությունը և իրական կենտրոնացումը կապված են արտահայտությամբ. Որտեղզ –

ակտիվության գործակիցը, որը բնութագրում է իոնների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցությունների պատճառով համակարգի իդեալից շեղման աստիճանը։ Իոնների ակտիվության գործակիցները կախված են μ արժեքից, որը կոչվում է լուծույթի իոնային ուժ։ Լուծույթի իոնային ուժը լուծույթում առկա բոլոր իոնների էլեկտրաստատիկ փոխազդեցության չափումն է և հավասար է կոնցենտրացիաների արտադրյալների գումարի կեսին։լուծույթում առկա իոններից յուրաքանչյուրը իր լիցքի թվի քառակուսի վրա (զ):

նոսր լուծույթներում (մ<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 = cիսկ ակտիվության գործակիցը 1 է։ Սա նշանակում է, որ գործնականում չկան էլեկտրաստատիկ փոխազդեցություններ։ Շատ կենտրոնացված լուծույթներում (µ>1M) իոնների ակտիվության գործակիցները կարող են լինել ավելի մեծ, քան միասնությունը: Ակտիվության գործակցի և լուծույթի իոնային ուժի հարաբերությունն արտահայտվում է բանաձևերով.

ժամը µ <10 -2

Ժամը 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

0,1z 2 μ 0.1-ին<µ <1

Ակտիվության արտահայտված հավասարակշռության հաստատունը կոչվում է թերմոդինամիկ։ Օրինակ՝ ռեակցիայի համար

ա A+ բԲ դ D+ եԵ

Ջերմոդինամիկական հաստատունն ունի ձև.

Դա կախված է ջերմաստիճանից, ճնշումից և լուծիչի բնույթից:

Քանի որ մասնիկի ակտիվությունն է

Իոնի ակտիվությունը արդյունավետ կամ ակնհայտ կոնցենտրացիան է, որի դեպքում իոնը գործում է լուծույթում: Ակտիվությունը և իրական կենտրոնացումը կապված են արտահայտությամբ. TO C-ն կոնցենտրացիայի հավասարակշռության հաստատունն է:

Իմաստը TO C-ն կախված է ոչ միայն ջերմաստիճանից, լուծիչի բնույթից և ճնշումից, այլև իոնային ուժից մ. Քանի որ թերմոդինամիկական հաստատունները կախված են ամենափոքր թվով գործոններից, հետևաբար դրանք հավասարակշռության ամենահիմնական բնութագրերն են: Հետևաբար, թերմոդինամիկական հաստատուններն են, որոնք տրված են տեղեկատու գրքերում: Որոշ թույլ էլեկտրոլիտների թերմոդինամիկ հաստատունները տրված են սույն ձեռնարկի հավելվածում: =0,024 մոլ/լ.

Իոնի լիցքը մեծանալիս նվազում է իոնի ակտիվության գործակիցը և ակտիվությունը։

Հարցեր ինքնատիրապետման համար.

1. Ի՞նչ է իդեալական համակարգը: Նշե՛ք իրական համակարգի իդեալականից շեղման հիմնական պատճառները:
2. Ինչպե՞ս է կոչվում էլեկտրոլիտների տարանջատման աստիճանը:
3. Բերե՛ք ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտների օրինակներ:
4. Ի՞նչ կապ կա դիսոցման հաստատունի և թույլ էլեկտրոլիտի դիսոցման աստիճանի միջև: Արտահայտի՛ր այն մաթեմատիկորեն:
5. Ի՞նչ է գործունեությունը: Ինչպե՞ս են կապված իոնի ակտիվությունը և նրա իրական կոնցենտրացիան:
6. Որքա՞ն է ակտիվության գործակիցը:
7. Ինչպե՞ս է իոնի լիցքն ազդում ակտիվության գործակցի վրա:
8. Որքա՞ն է լուծույթի իոնային ուժը և դրա մաթեմատիկական արտահայտությունը:
9. Գրե՛ք առանձին իոնների ակտիվության գործակիցների հաշվարկման բանաձևեր՝ կախված լուծույթի իոնային ուժից։
10. Ձևակերպե՛ք զանգվածային գործողության օրենքը և արտահայտե՛ք այն մաթեմատիկորեն:
11. Ո՞րն է թերմոդինամիկական հավասարակշռության հաստատունը: Ո՞ր գործոններն են ազդում դրա արժեքի վրա:
12. Որքա՞ն է կոնցենտրացիայի հավասարակշռության հաստատունը: Ո՞ր գործոններն են ազդում դրա արժեքի վրա:
13. Ինչպե՞ս են կապված թերմոդինամիկական և կոնցենտրացիայի հավասարակշռության հաստատունները:
14. Ի՞նչ սահմաններում կարող են փոխվել ակտիվության գործակիցների արժեքները:
15. Որո՞նք են ուժեղ էլեկտրոլիտների տեսության հիմնական սկզբունքները:

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

§ 6.3. Ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ

Այս բաժնի նյութը ձեզ մասամբ ծանոթ է նախկինում սովորած դպրոցական քիմիայի դասընթացներից և նախորդ բաժնից: Եկեք համառոտ վերանայենք ձեր իմացածը և ծանոթանանք նոր նյութին։

Նախորդ բաժնում մենք քննարկեցինք որոշ աղերի և օրգանական նյութերի վարքագիծը ջրային լուծույթներում, որոնք ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների ջրային լուծույթում:
Կան մի շարք պարզ, բայց անհերքելի ապացույցներ այն մասին, որ ջրային լուծույթներում որոշ նյութեր քայքայվում են մասնիկների: Այսպես, ծծմբային H2SO4, ազոտական ​​HNO3, քլորի HClO4, աղած (հիդրոքլորային) HCl, քացախային CH3COOH և այլ թթուների ջրային լուծույթները թթու համ ունեն։ Թթուների բանաձևերում ընդհանուր մասնիկը ջրածնի ատոմն է, և կարելի է ենթադրել, որ այն (իոնի տեսքով) այս բոլոր այդքան տարբեր նյութերի նույն համի պատճառն է։
Ջրային լուծույթում տարանջատման ժամանակ առաջացած ջրածնի իոնները լուծույթին տալիս են թթու համ, այդ իսկ պատճառով նման նյութերը կոչվում են թթուներ։ Բնության մեջ միայն ջրածնի իոններն ունեն թթու համ։

Ջրային լուծույթում ստեղծում են այսպես կոչված թթվային (թթու) միջավայր։

Հիշեք, երբ դուք ասում եք «քլորաջրածին», դուք նկատի ունեք այս նյութի գազային և բյուրեղային վիճակը, բայց ջրային լուծույթի համար պետք է ասել «քլորաջրածնի լուծույթ», «աղաթթու» կամ օգտագործել «աղաթթու» ընդհանուր անվանումը, չնայած. նյութի բաղադրությունը ցանկացած վիճակում՝ արտահայտված նույն բանաձևով՝ HCl.
Լիթիումի (LiOH), նատրիումի (NaOH), կալիումի (KOH), բարիումի (Ba(OH)2), կալցիումի (Ca(OH)2) և այլ մետաղական հիդրօքսիդների ջրային լուծույթներն ունեն նույն տհաճ դառը օճառի համը և առաջացնում են զգացողություն։ սահելու։ Ըստ երևույթին, նման միացություններում ընդգրկված OH – հիդրօքսիդ իոնները պատասխանատու են այս հատկության համար:

Հիդրոքլորաթթու HCl-ը, հիդրոբրոմի HBr-ը և հիդրոիոդաթթունը նույն կերպ են արձագանքում ցինկի հետ՝ չնայած իրենց տարբեր բաղադրությանը, քանի որ իրականում դա թթուն չէ, որ արձագանքում է ցինկի հետ.

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

և ջրածնի իոններ.

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
Որոշ աղի լուծույթների, օրինակ՝ կալիումի քլորիդ KCl-ի և նատրիումի նիտրատի NaNO 3-ի խառնումը չի ուղեկցվում նկատելի ջերմային ազդեցությամբ, չնայած լուծույթի գոլորշիացումից հետո ձևավորվում է չորս նյութերի բյուրեղների խառնուրդ՝ սկզբնականները՝ կալիումի քլորիդ և նատրիումի նիտրատ։ - և նորերը՝ կալիումի նիտրատ KNO 3 և նատրիումի քլորիդ NaCl: Կարելի է ենթադրել, որ լուծույթում սկզբնական երկու աղերն ամբողջությամբ քայքայվում են իոնների, որոնք գոլորշիանալիս ձևավորում են չորս բյուրեղային նյութեր.

Համեմատելով այս տեղեկատվությունը թթուների, հիդրօքսիդների և աղերի ջրային լուծույթների էլեկտրական հաղորդունակության և մի շարք այլ դրույթների հետ՝ S.A. Arrhenius-ը 1887 թվականին առաջ քաշեց էլեկտրոլիտիկ դիսոցիացիայի վարկածը, ըստ որի թթուների, հիդրօքսիդների և աղերի մոլեկուլները լուծվում են ջուր, տարանջատվել իոնների։
Էլեկտրոլիզի արտադրանքների ուսումնասիրությունը հնարավորություն է տալիս իոններին դրական կամ բացասական լիցքեր վերագրել։ Ակնհայտ է, որ եթե թթուն, օրինակ ազոտային HNO 3-ը, տարանջատվում է, ասենք, երկու իոնների և ջրային լուծույթի էլեկտրոլիզի ժամանակ կաթոդում ջրածինը (բացասական լիցքավորված էլեկտրոդ) ազատվում է, ապա, հետևաբար, կան դրական լիցքավորված ջրածին: իոններ H + լուծույթում:

Այնուհետև դիսոցման հավասարումը պետք է գրվի հետևյալ կերպ.

НNO 3 = Н + + .Էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիա
- ջրի մոլեկուլի (կամ այլ լուծիչի) հետ փոխազդեցության արդյունքում միացության ամբողջական կամ մասնակի տարրալուծումը ջրում իոնների մեջ լուծվելիս:Էլեկտրոլիտներ
– թթուներ, հիմքեր կամ աղեր, որոնց ջրային լուծույթները տարանջատման արդյունքում անցկացնում են էլեկտրական հոսանք. Այն նյութերը, որոնք ջրային լուծույթում չեն տարանջատվում իոնների և որոնց լուծույթները էլեկտրական հոսանք չեն անցկացնում, կոչվում են..
ոչ էլեկտրոլիտներ Էլեկտրոլիտների տարանջատումը քանակապես բնութագրվում էտարանջատման աստիճանը
– իոնների մեջ տրոհված «մոլեկուլների» (բանաձևի միավորների) քանակի հարաբերակցությունը լուծված նյութի «մոլեկուլների» ընդհանուր թվին: Դիսոցացիայի աստիճանը նշվում է հունարեն տառով: Օրինակ, եթե լուծված նյութի յուրաքանչյուր 100 «մոլեկուլից» 80-ը տարանջատվում է իոնների, ապա լուծված նյութի տարանջատման աստիճանը հավասար է՝ = 80/100 = 0,8 կամ 80%։ Ըստ տարանջատման ունակության (կամ, ինչպես ասում են, «ուժով») էլեկտրոլիտները բաժանվում են, ուժեղմիջին Եվթույլ< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
. Ըստ տարանջատման աստիճանի, 30% լուծույթ ունեցողները համարվում են ուժեղ էլեկտրոլիտներ Ջրային լուծույթների դեպքումուժեղ էլեկտրոլիտներ
1 . Շատ անօրգանական թթուներ, ինչպիսիք են հիդրոքլորային HCl, ազոտական ​​HNO 3, ծծմբական H 2 SO 4 նոսր լուծույթներում:
Ամենաուժեղ անօրգանական թթուն պերքլորային HClO 4-ն է։

Ոչ թթվածնային թթուների ուժը մեծանում է մի շարք նմանատիպ միացությունների մեջ, երբ շարժվում են թթու ձևավորող տարրերի ենթախմբով.

HCl – HBr – HI.
Հիդրոֆտորաթթուն HF-ն լուծում է ապակին, բայց դա ամենևին չի ցույց տալիս դրա ուժը: Այս թթվածնազուրկ հալոգեն պարունակող թթուն դասակարգվում է որպես միջին հզորության թթու՝ շնորհիվ H–F կապի բարձր էներգիայի, HF մոլեկուլների միանալու (միանալու) ունակության՝ ուժեղ ջրածնային կապերի պատճառով, F – իոնների փոխազդեցության շնորհիվ HF-ի հետ։ մոլեկուլներ (ջրածնային կապեր) իոնների և այլ ավելի բարդ մասնիկների առաջացմամբ։ Արդյունքում ջրածնի իոնների կոնցենտրացիան այս թթվի ջրային լուծույթում զգալիորեն նվազում է, ուստի ֆտորաթթուն համարվում է միջին ուժի։

Ջրածնի ֆտորիդը փոխազդում է սիլիցիումի երկօքսիդի հետ, որը ապակու մի մասն է, համաձայն հավասարման.

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

Հիդրոֆտորաթթուն չի կարելի պահել ապակե տարաներում: Այդ նպատակով օգտագործվում են կապարից, որոշ պլաստմասսայից և ապակուց պատրաստված անոթներ, որոնց պատերը ներսից պատված են պարաֆինի հաստ շերտով։
Եթե ​​ապակին «փորագրելու» համար օգտագործվում է ֆտորաջրածին գազ, ապա ապակու մակերեսը դառնում է փայլատ, որն օգտագործվում է ապակու վրա մակագրություններ և տարբեր ձևավորումներ կիրառելու համար։ Ապակու «փորագրումը» ֆտորաթթվի ջրային լուծույթով հանգեցնում է ապակու մակերեսի կոռոզիայից, որը մնում է թափանցիկ։

Սովորաբար առևտրում առկա է հիդրոֆտորաթթվի 40% լուծույթ:

Նույն տիպի թթվածնային թթուների ուժը փոխվում է հակառակ ուղղությամբ, օրինակ՝ HIO 4 պարբերական թթուն ավելի թույլ է, քան պերքլորաթթուն HClO 4։

Եթե ​​տարրը ձևավորում է մի քանի թթվածնային թթուներ, ապա ամենամեծ ուժն ունի այն թթուն, որի մեջ թթու ձևավորող տարրն ունի ամենաբարձր վալենտությունը։ Այսպիսով, HClO (հիպոքլորային) – HClO 2 (քլորային) – HClO 3 (քլորային) – HClO 4 (քլորային) թթուների շարքում վերջինս ամենաուժեղն է։

Մեկ ծավալ ջուրը լուծում է մոտ երկու ծավալ քլոր: Քլորը (դրա մոտ կեսը) արձագանքում է ջրի հետ.

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO:
Հիդրոքլորային թթուն իր ջրային լուծույթում գործնականում չկա HCl մոլեկուլներ:

2 . Պարբերական համակարգի I և II խմբերի հիմնական ենթախմբերի տարրերի հիդրօքսիդները՝ LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 և այլն: Ենթախմբով ներքև շարժվելիս, տարրի մետաղական հատկությունների մեծացման հետ մեկտեղ, ուժը հիդրօքսիդները մեծանում են.

I խմբի տարրերի հիմնական ենթախմբի լուծվող հիդրօքսիդները դասակարգվում են որպես ալկալիներ։

Ալկալիները հիմքեր են, որոնք լուծելի են ջրում։ Դրանք ներառում են նաև II խմբի հիմնական ենթախմբի տարրերի հիդրօքսիդները (երկրալկալիական մետաղներ) և ամոնիումի հիդրօքսիդը (ամոնիակի ջրային լուծույթ): Երբեմն ալկալիներն այն հիդրօքսիդներն են, որոնք ջրային լուծույթում ստեղծում են հիդրօքսիդի իոնների բարձր խտություն։ Հնացած գրականության մեջ դուք կարող եք գտնել ալկալիների մեջ կալիումի կարբոնատներ K 2 CO 3 (պոտաշ) և նատրիումի կարբոնատներ Na 2 CO 3 (սոդա), նատրիումի բիկարբոնատ NaHCO 3 (խմորի սոդա), բորակ Na 2 B 4 O 7, նատրիումի հիդրոսուլֆիդներ NaHS: եւ կալիումի KHS et al.

Կալցիումի հիդրօքսիդ Ca(OH) 2-ը որպես ուժեղ էլեկտրոլիտ տարանջատվում է մեկ քայլով.

3 Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

. Գրեթե բոլոր աղերը. Աղը, եթե այն ուժեղ էլեկտրոլիտ է, տարանջատվում է մեկ քայլով, օրինակ՝ երկաթի քլորիդը.

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – . Ջրային լուծույթների դեպքում ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 թույլ էլեկտրոլիտներ

2 . Ջուրը H 2 O ամենակարևոր էլեկտրոլիտն է:
. Որոշ անօրգանական և գրեթե բոլոր օրգանական թթուներ. 3 (սիլիցիում), H 3 BO 3 (բորային, օրթոբոր), CH 3 COOH (քացախային) և այլն:

Նշենք, որ ածխաթթու գոյություն չունի H 2 CO 3 բանաձեւում: Երբ ածխածնի երկօքսիդը CO 2-ը լուծվում է ջրի մեջ, ձևավորվում է դրա հիդրատ CO 2 H 2 O, որը մենք հաշվարկների հարմարության համար գրում ենք որպես H 2 CO 3, և դիսոցման ռեակցիայի հավասարումն ունի հետևյալ տեսքը.
Թույլ ածխաթթվի տարանջատումը տեղի է ունենում երկու փուլով. Ստացված բիկարբոնատ իոնը նույնպես իրեն թույլ էլեկտրոլիտ է պահում։ Նույն կերպ տարանջատվում են նաև այլ պոլիբազային թթուներ՝ H 3 PO 4 (ֆոսֆորական), H 2 SiO 3 (սիլիցիում), H 3 BO 3 (բորիկ)։ Ջրային լուծույթում տարանջատումը գործնականում տեղի է ունենում միայն առաջին փուլում:
3 Ինչպե՞ս իրականացնել տարանջատում վերջին փուլում:
. Շատ տարրերի հիդրօքսիդներ, օրինակ՝ Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3 և այլն։
Այս բոլոր հիդրօքսիդները ջրային լուծույթում տարանջատվում են աստիճանաբար, օրինակ՝ երկաթի հիդրօքսիդը

Fe(OH) 3: Ջրային լուծույթում տարանջատումը տեղի է ունենում գրեթե բացառապես առաջին փուլում:
Նույն տարրի հիդրօքսիդների հիմնական հատկությունները մեծանում են տարրի վալենտության նվազման հետ: Այսպիսով, երկաթի երկհիդրօքսիդի Fe(OH) 2-ի հիմնական հատկությունները ավելի ցայտուն են, քան եռահիդրօքսիդի Fe(OH) 3-ը: Այս պնդումը համարժեք է այն փաստին, որ Fe(OH) 3-ի թթվային հատկություններն ավելի ուժեղ են, քան Fe(OH) 2-ի:
4 . Ամոնիումի հիդրօքսիդ NH 4 OH:
Երբ ամոնիակ գազ NH 3-ը լուծվում է ջրի մեջ, ստացվում է լուծույթ, որը շատ վատ է փոխանցում էլեկտրաէներգիան և ունի դառը, օճառի համ։ Լուծման միջավայրը հիմնային է կամ ալկալային: Ամոնիակի այս վարքագիծը բացատրվում է հետևյալ կերպ. 4 OH, հաշվի առնելով, որ այս միացությունը տարանջատվում է՝ ձևավորելով ամոնիումի իոն և հիդրօքսիդ իոն OH –.

NH 4 OH = + OH – .

5 . Որոշ աղեր՝ ցինկի քլորիդ ZnCl 2, երկաթի թիոցիանատ Fe(NCS) 3, սնդիկի ցիանիդ Hg(CN) 2 և այլն: Այս աղերը աստիճանաբար տարանջատվում են:

Որոշ մարդիկ ֆոսֆորաթթուն H 3 PO 4 համարում են միջին հզորության էլեկտրոլիտներ:

Մենք ֆոսֆորական թթուն կհամարենք թույլ էլեկտրոլիտ և գրենք դրա տարանջատման երեք փուլերը։ Ծծմբաթթուն խտացված լուծույթներում իրեն պահում է որպես միջին հզորության էլեկտրոլիտ, իսկ շատ խտացված լուծույթներում՝ թույլ էլեկտրոլիտի պես։ Մենք հետագայում կդիտարկենք ծծմբաթթուն որպես ուժեղ էլեկտրոլիտ և կգրենք դրա տարանջատման հավասարումը մեկ քայլով:

Էլեկտրոլիտային տարանջատման աստիճանը

Քանի որ էլեկտրոլիտային դիսոցիացիան շրջելի գործընթաց է, էլեկտրոլիտների լուծույթներում, նրանց իոնների հետ միասին, կան նաև մոլեկուլներ։ Այլ կերպ ասած, տարբեր էլեկտրոլիտներ, ըստ S. Arrhenius-ի տեսության, տարբեր աստիճաններով տարանջատվում են իոնների։ Քայքայման ամբողջականությունը (էլեկտրոլիտի ուժը) բնութագրվում է քանակական արժեքով՝ տարանջատման աստիճանով։ (α – Տարանջատման աստիճանը ) հունական ալֆա տառիոնների բաժանված մոլեկուլների քանակի հարաբերակցությունն է ( n), լուծված մոլեկուլների ընդհանուր թվին (

N):

Էլեկտրոլիտի տարանջատման աստիճանը որոշվում է փորձարարական եղանակով և արտահայտվում է միավորի ֆրակցիաներով կամ որպես տոկոս։ Եթե ​​α = 0, ապա դիսոցացիա չկա, իսկ եթե α = 1 կամ 100%, ապա էլեկտրոլիտն ամբողջությամբ տրոհվում է իոնների։ Եթե ​​α = 20%, ապա դա նշանակում է, որ տվյալ էլեկտրոլիտի 100 մոլեկուլներից 20-ը բաժանվել են իոնների։

1. Դիսոցացիայի աստիճանը կախված է էլեկտրոլիտի և լուծիչի բնույթից, էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայից և ջերմաստիճանից։ Որքան ավելի բևեռային է քիմիական կապը էլեկտրոլիտի և լուծիչի մոլեկուլում, այնքան ավելի արտահայտված է էլեկտրոլիտի տարանջատման գործընթացը իոնների և այնքան բարձր է դիսոցման աստիճանը։

2. Դիսոցացիայի աստիճանի կախվածությունը էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայից. էլեկտրոլիտի կոնցենտրացիայի նվազմամբ, այսինքն. Ջրով նոսրացնելու դեպքում տարանջատման աստիճանը միշտ մեծանում է։

3. Դիսոցացիայի աստիճանի կախվածությունը ջերմաստիճանից. տարանջատման աստիճանը մեծանում է ջերմաստիճանի բարձրացման հետ (ջերմաստիճանի բարձրացումը հանգեցնում է լուծված մասնիկների կինետիկ էներգիայի ավելացմանը, ինչը նպաստում է մոլեկուլների իոնների քայքայմանը)։

Ուժեղ և թույլ էլեկտրոլիտներ

Կախված դիսոցման աստիճանից՝ էլեկտրոլիտները տարբերվում են ուժեղ և թույլ։ 30%-ից ավելի դիսոցման աստիճան ունեցող էլեկտրոլիտները սովորաբար կոչվում են ուժեղ, 3-ից 30% դիսոցման աստիճանով՝ միջին, 3%-ից պակաս՝ թույլ էլեկտրոլիտներ։

Էլեկտրոլիտների դասակարգումը կախված էլեկտրոլիտիկ դիսոցացիայի աստիճանից (հուշագիր)

Էլեկտրոլիտների դասակարգում	Ուժեղ էլեկտրոլիտներ	Միջին էլեկտրոլիտներ	Թույլ էլեկտրոլիտներ
Դիսոցացիայի աստիճանի արժեքը (α)	α > 30%	3%≤α≤30%	α <3%
Օրինակներ	1. Լուծվող աղեր; 2. Ուժեղ թթուներ (HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 (դիլ.)); 3. Ուժեղ հիմքեր՝ ալկալիներ։	H3PO4 H2SO3	1. Գրեթե բոլոր օրգանական թթուները (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH և այլն); 2. Որոշ անօրգանական թթուներ (H 2 CO 3, H 2 S և այլն); 3. Գրեթե բոլոր աղերը, հիմքերը և ամոնիումի հիդրօքսիդը, որոնք փոքր-ինչ լուծելի են ջրում (Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH); 4. Ջուր.

Հիդրոլիզի հաստատունը հավասար է կոնցենտրացիաների արտադրանքի հարաբերակցությանը
հիդրոլիզի արտադրանք մինչև չհիդրոլիզացված աղի կոնցենտրացիան:

Օրինակ 1.Հաշվե՛ք NH 4 Cl-ի հիդրոլիզի աստիճանը:

Լուծում:Աղյուսակից մենք գտնում ենք Kd(NH 4 OH) = 1.8∙10 -3, այստեղից

Kγ=Kv/Kd k = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10:

Օրինակ 2.Հաշվեք ZnCl 2-ի հիդրոլիզի աստիճանը քայլ առ քայլ 0,5 Մ լուծույթում:

Լուծում: Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H + հիդրոլիզի իոնային հավասարումը

Kd ZnOH +1=1,5∙10 -9; hγ=√(Kv/[Kd հիմք ∙Cm]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%):

Օրինակ 3.Կազմել իոն-մոլեկուլային և մոլեկուլային հավասարումներ աղերի հիդրոլիզի համար. ա) KCN; բ) Na 2 CO 3; գ) ZnSO 4. Որոշե՛ք այս աղերի լուծույթի ռեակցիան։

Լուծում:ա) Կալիումի ցիանիդ KCN-ը թույլ միաբազային թթվի (տես Հավելվածի Աղյուսակ I) HCN-ի և ամուր հիմքի KOH աղ է: Ջրի մեջ լուծարվելիս KCN մոլեկուլները ամբողջությամբ տարանջատվում են K + կատիոնների և CN - անիոնների: K + կատիոնները չեն կարող կապել OH - ջրի իոնները, քանի որ KOH-ը ուժեղ էլեկտրոլիտ է: CN - անիոնները կապում են ջրի H + իոնները՝ ձևավորելով թույլ էլեկտրոլիտի HCN մոլեկուլները։ Աղը հիդրոլիզացվում է անիոնի վրա: Իոն-մոլեկուլային հիդրոլիզի հավասարումը

CN - + H 2 O HCN + OH -

կամ մոլեկուլային տեսքով

KCN + H 2 O HCN + KOH

Հիդրոլիզի արդյունքում լուծույթում առաջանում է OH - իոնների որոշակի ավելցուկ, ուստի KCN լուծույթն ունենում է ալկալային ռեակցիա (pH > 7)։

բ) Նատրիումի կարբոնատ Na 2 CO 3-ը թույլ պոլիհիմնաթթվի և ամուր հիմքի աղ է: Այս դեպքում, CO 3 2- աղի անիոնները, կապելով ջրի ջրածնի իոնները, ձևավորում են HCO-3 թթվային աղի անիոնները, և ոչ թե H2CO3 մոլեկուլները, քանի որ HCO-3 իոնները շատ ավելի դժվար են տարանջատվում, քան H 2 CO 3 մոլեկուլներ. Նորմալ պայմաններում հիդրոլիզն ընթանում է առաջին փուլում։ Աղը հիդրոլիզացվում է անիոնի վրա: Իոն-մոլեկուլային հիդրոլիզի հավասարումը

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

կամ մոլեկուլային տեսքով

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

Լուծույթում առաջանում է OH - իոնների ավելցուկ, ուստի Na 2 CO 3 լուծույթն ունենում է ալկալային ռեակցիա (pH > 7):

գ) Ցինկի սուլֆատ ZnSO 4-ը թույլ բազմաթթվային հիմքի Zn(OH) 2-ի և H 2SO 4 ուժեղ թթվի աղ է: Այս դեպքում Zn + կատիոնները կապում են ջրի հիդրօքսիլ իոնները՝ առաջացնելով ZnOH + հիմնական աղի կատիոնները։ Zn(OH) 2 մոլեկուլների ձևավորումը տեղի չի ունենում, քանի որ ZnOH + իոնները շատ ավելի դժվար են տարանջատվում, քան Zn(OH) 2 մոլեկուլները: Նորմալ պայմաններում հիդրոլիզն ընթանում է առաջին փուլում։ Աղը հիդրոլիզվում է կատիոնի մեջ։ Իոն-մոլեկուլային հիդրոլիզի հավասարումը

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

կամ մոլեկուլային տեսքով

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

Լուծույթում հայտնվում է ջրածնի իոնների ավելցուկ, ուստի ZnSO 4 լուծույթն ունենում է թթվային ռեակցիա (pH< 7).

Օրինակ 4.Ի՞նչ արգասիքներ են առաջանում A1(NO 3) 3 և K 2 CO 3 լուծույթները խառնելիս. Գրի՛ր ռեակցիայի իոն-մոլեկուլային և մոլեկուլային հավասարումը:

Լուծում.Աղ A1(NO 3) 3-ը հիդրոլիզվում է կատիոնով, իսկ K 2CO 3-ը՝ անիոնով.

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

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

Եթե ​​այս աղերի լուծույթները գտնվում են նույն անոթում, ապա դրանցից յուրաքանչյուրի հիդրոլիզը փոխադարձաբար ուժեղանում է, քանի որ H + և OH- իոնները կազմում են H 2 O թույլ էլեկտրոլիտի մոլեկուլը: Այս դեպքում հիդրոլիտիկ հավասարակշռությունը փոխվում է. Վերցված աղերից յուրաքանչյուրի իրավունքը և հիդրոլիզը ավարտվում է A1(OH) 3 և CO 2 (H 2 CO 3) ձևավորմամբ: Իոն-մոլեկուլային հավասարում.

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

մոլեկուլային հավասարում. 3SO 2 + 6KNO 3

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