Цахилгаан гүйдэл нь цэнэглэгдсэн бөөмс - электрон эсвэл ионуудын чиглэсэн хөдөлгөөн юм.
Электролит нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодис, уусмал эсвэл хайлмал (Улсын нэгдсэн шалгалтанд бид ихэвчлэн уусмалын тухай ярьдаг), өөрөөр хэлбэл цэнэглэгдсэн хэсгүүдийг агуулдаг. Уусмал дахь чөлөөт электронууд байхгүй бөгөөд цэнэгийн тээвэрлэгчид нь ионууд юм. Цахилгаан гүйдэл нь ионы болор тор бүхий бодисын хайлмалаар явагддаг.

Электролит нь дараахь зүйлийг агуулдаг.

• Хүчил
• Шалтгаан

Уусмал дахь цэнэглэгдсэн тоосонцор их байх тусам цахилгаан гүйдлийг илүү сайн дамжуулдаг, өөрөөр хэлбэл. Бодисын молекулууд их байх тусам электролит нь илүү хүчтэй болно.

Хүчтэй ба сул электролитийн жагсаалтыг цээжээр мэдэж байх хэрэгтэй!

Хүчтэй электролитууд (уусмал дахь):11

• Уусдаг давс

FeCl 3, CuSO 4, K 2 CO 3 гэх мэт.

• шүлт

8 уусдаг гидроксид: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2.

• Хүчтэй хүчил

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

Сул электролитууд:

• Сул суурь

уусдаггүй гидроксид, NH 3 ∙H 2 O, амины уусмал

• Сул ба дунд хүчил

H 3 PO 4, HF, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, органик хүчил.

• Ус

H 2 O нь маш сул электролит юм; Цэвэр нэрмэл ус нь гүйдэл дамжуулахгүй.

Электролит бус бодисууд:ихэнх органик нэгдлүүд, исэлүүд, молекулууд нь зөвхөн ковалент туйлтгүй эсвэл бага туйлттай холбоог агуулсан бодисууд гэх мэт.

Электролитийн хүчийг диссоциацийн зэргээр тодорхойлно. A 2 B давс ба H 3 X хүчилийг авч үзье.

Диссоциаци нь үргэлж урвуу үйл явц юм.

Давс нь бараг 100% задардаг (ион болон хувирдаг):

A 2 B ⇄ 2A + + B 2- . Бүх молекулууд ион болон хуваагдсан тул 1 моль AB-аас бид 1 моль B 2- ба 2 моль A +, өөрөөр хэлбэл гурван моль ионыг авсан.

Олон суурьт хүчил ба суурь нь үе шаттайгаар хуваагддаг.

H 3 X ⇄ H + + H 2 X -

H 2 X - ⇄ HX 2- + H +

HX 2- ⇄X 3- + H +

Түүнээс гадна диссоциацийн дараагийн үе шат бүр өмнөхөөсөө муу явагддаг, учир нь өрсөлдөх үйл явц байдаг - урвуу урвал. Дараалал нь ойролцоогоор дараах байдалтай байна: 1 моль сул хүчлийн молекулаас эхний алхамд 0.05 моль, хоёр дахь шатанд 0.0002 моль, гурав дахь моль 0.00000001 моль задарсан байна. Нийтдээ 0.1 моль гаруй ион үүссэн.

Мэдээжийн хэрэг, энэ хүчлийн уусмал нь давсны уусмалаас муу гүйдэл дамжуулдаг.

Дадлага хийх хэдэн асуулт:

1) Натрийн нитратын задралын явцад ямар хэсгүүд үүсдэг

a) Na +, N +5, O -2; b) Na +, NO 3 - c) Na, NO 2, O 2 d) NaNO 2, O 2

Шийдэл: Натрийн нитрат нь азотын хүчлийн үлдэгдэл ба натрийн катионоос үүсдэг. Түүний диссоциацийн тэгшитгэл нь: NaNO3 ⇄ Na + + NO 3 - . Хариулт b).

2) Дөрвөн туршилтын хоолойд дараахь бодисын нэг молийн уусмал агуулагдана.

a) H 3 PO 4 b) Na 2 SO 4 c) NaCl d) HBr

Аль туршилтын хоолойд хамгийн их ион байдаг вэ?

Шийдэл: а) ортофосфорын хүчил - дунд зэргийн хүч чадалтай, сул задардаг, ихэнх молекулууд нь уусмал дахь молекулууд хэвээр үлдэнэ.

б) натрийн сульфат - давс, бүрэн задарч, нэг моль давснаас гурван моль ион гаргаж авдаг: Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + + SO 4 2- .

в) натрийн хлорид - давс, бүрэн задарч, нэг моль давснаас хоёр моль ион үүсдэг: NaCl ⇄ Na + + Cl - .

г) гидробромик хүчил хүчтэй боловч бүрэн задрахгүй (давсаас ялгаатай). HBr ⇄ H+ + Br- урвалд нэг моль HBr-аас хоёр моль хүрэхгүй ион үүсдэг.

Бүх бодисыг электролит ба электролит бус гэж хувааж болно. Электролитуудад уусмал эсвэл хайлмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисууд (жишээлбэл, KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3-ийн усан уусмал эсвэл хайлмал) орно. Электролит бус бодисууд нь хайлсан эсвэл ууссан (элсэн чихэр, спирт, ацетон гэх мэт) үед цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй.

Электролитийг хүчтэй ба сул гэж хуваадаг. Уусмал эсвэл хайлмал дахь хүчтэй электролит нь ион руу бүрэн задардаг. Химийн урвалын тэгшитгэлийг бичихдээ үүнийг нэг чиглэлд сумаар онцлон тэмдэглэнэ, жишээлбэл:

HCl→ H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Хүчтэй электролитууд нь гетерополяр эсвэл ионы талст бүтэцтэй бодисуудыг агуулдаг (Хүснэгт 1.1).

Хүснэгт 1.1 Хүчтэй электролитууд

Сул электролитууд нь зөвхөн хэсэгчлэн ионуудад задардаг. Эдгээр бодисын хайлмал эсвэл уусмал нь ионуудтай хамт дийлэнх нь салаагүй молекулуудыг агуулдаг. Сул электролитийн уусмалд диссоциацийн зэрэгцээ урвуу процесс явагддаг - холбоо, өөрөөр хэлбэл ионуудыг молекул болгон нэгтгэдэг. Урвалын тэгшитгэлийг бичихдээ үүнийг эсрэг чиглэлтэй хоёр сумаар онцлон тэмдэглэв.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Сул электролитүүдэд гомеополяр хэлбэрийн болор тортой бодисууд орно (Хүснэгт 1.2).

Хүснэгт 1.2 Сул электролит

Усан уусмал дахь сул электролитийн тэнцвэрийн төлөвийг электролитийн диссоциацийн зэрэг ба электролитийн диссоциацийн тогтмолоор тоон байдлаар тодорхойлно.

Электролитийн диссоциацийн зэрэг α нь ионуудад задарсан молекулуудын тоог ууссан электролитийн нийт молекулуудын тоонд харьцуулсан харьцаа юм.

Диссоциацийн зэрэг нь ууссан электролитийн нийт дүнгийн аль хэсэг нь ион болж задардагийг харуулдаг бөгөөд электролит ба уусгагчийн шинж чанар, уусмал дахь бодисын концентраци зэргээс хамаарч хэмжээсгүй утгатай байдаг боловч энэ нь ихэвчлэн байдаг. хувиар илэрхийлнэ. Электролитийн уусмалыг хязгааргүй шингэрүүлснээр диссоциацийн зэрэг нь нэгдмэл байдалд ойртдог бөгөөд энэ нь ууссан бодисын молекулуудыг ион болгон бүрэн, 100% задлахтай тохирч байна. Сул электролитийн уусмалын хувьд 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.

Ерөнхийдөө урвуу химийн урвалыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

а A+ бБ Д г D+ дЭ

Урвалын хурд нь урвалж буй хэсгүүдийн концентрацийн үржвэртэй шууд пропорциональ бөгөөд тэдгээрийн стехиометрийн коэффициентүүд. Дараа нь шууд хариу үйлдэл үзүүлэхийн тулд

V 1 = к 1 [A] а[B] б,

ба урвуу урвалын хурд

V 2 = к 2 [D] г[E] д.

Хэзээ нэгэн цагт урагшлах болон урвуу урвалын хурд жигдрэх болно, өөрөөр хэлбэл.

Энэ төлөвийг химийн тэнцвэр гэж нэрлэдэг. Эндээс

к 1 [A] а[B] б=к 2 [D] г[E] д

Нэг талдаа тогтмолууд, нөгөө талдаа хувьсагчдыг бүлэглэснээр бид дараахь зүйлийг авна.

Тиймээс тэнцвэрт байдалд байгаа буцах химийн урвалын хувьд урвалын бүтээгдэхүүний тэнцвэрийн концентрацийн үржвэр нь тэдгээрийн стехиометрийн коэффициентийн хүчин чадалтай, эхлэлийн бодисуудын ижил бүтээгдэхүүнтэй холбоотой бөгөөд өгөгдсөн температур, даралт дахь тогтмол утга юм. . Химийн тэнцвэрийн тогтмолын тоон утга TOурвалд орох бодисын концентрацаас хамаардаггүй. Жишээлбэл, массын үйл ажиллагааны хуулийн дагуу азотын хүчлийн диссоциацийн тэнцвэрийн тогтмолыг дараах байдлаар бичиж болно.

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

Хэмжээ К ахүчлийн диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэдэг ба энэ тохиолдолд азот.

Сул суурийн диссоциацийн тогтмолыг мөн адил илэрхийлнэ. Жишээлбэл, аммиакийн диссоциацийн урвалын хувьд:

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

Хэмжээ К бсуурийн диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэдэг ба энэ тохиолдолд аммиак. Электролитийн диссоциацийн тогтмол өндөр байх тусам электролит нь илүү хүчтэй диссоциацилах ба тэнцвэрт байдалд уусмал дахь түүний ионуудын концентраци өндөр болно. Сул электролитийн диссоциацийн зэрэг ба диссоциацийн тогтмол хоорондын хамаарал байдаг.

Энэ нь Ostwald-ийн шингэрүүлэлтийн хуулийн математик илэрхийлэл юм: сул электролитийг шингэлэх үед түүний диссоциацийн зэрэг нь сул электролитийн хувьд нэмэгддэг TO≤1∙ 10 -4 ба ХАМТ≥0.1 моль/л хялбаршуулсан илэрхийлэл ашиглана:

TO= α 2 ∙ХАМТэсвэл α

Жишээ 1. 0.1 М аммонийн гидроксидын уусмал дахь ион ба [NH 4 + ]-ийн диссоциацийн зэрэг ба концентрацийг тооцоол. TO NH 4 OH =1.76∙10 -5

Өгөгдсөн: NH 4 OH

TO NH 4 OH =1.76∙10 -5

Шийдэл:

Электролит нь нэлээд сул учраас ( NH 4 OH хүртэл =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

эсвэл 1.33%

Хоёртын электролитийн уусмал дахь ионы концентраци тэнцүү байна C∙α, хоёртын электролит нь иончлон нэг катион, нэг анион үүсгэдэг тул = [ NH 4 + ]=0.1∙1.33∙10 -2 =1.33∙10 -3 (моль/л).

Хариулт:α=1.33%;

= [NH 4 + ]=1.33∙10 -3 моль/л.

Хүчтэй электролитийн онол Уусмал болон хайлмал дахь хүчтэй электролитууд нь ионуудад бүрэн задардаг. Гэсэн хэдий ч хүчтэй электролитийн уусмалын цахилгаан дамжуулалтын туршилтын судалгаагаар түүний утгыг 100% диссоциацийн үед байх ёстой цахилгаан дамжуулах чадвартай харьцуулахад бага зэрэг дутуу үнэлдэг болохыг харуулж байна. Энэ зөрүүг Дебай, Хюккел нарын дэвшүүлсэн хүчтэй электролитийн онолоор тайлбарлав. Энэ онолын дагуу хүчтэй электролитийн уусмалд ионуудын хооронд электростатик харилцан үйлчлэл байдаг. Ион бүрийн эргэн тойронд эсрэг цэнэгийн тэмдгийн ионуудаас бүрдсэн "ионы уур амьсгал" үүсдэг бөгөөд энэ нь шууд цахилгаан гүйдэл дамжих үед уусмал дахь ионуудын хөдөлгөөнийг саатуулдаг. Төвлөрсөн уусмалд ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлээс гадна ионуудын холбоог харгалзан үзэх шаардлагатай. Ион хоорондын хүчний нөлөөлөл нь молекулуудын бүрэн бус диссоциацийн үр нөлөөг бий болгодог, i.e. диссоциацийн илэрхий зэрэг. Туршилтаар тодорхойлсон α-ийн утга нь жинхэнэ α-аас үргэлж бага зэрэг бага байдаг. Жишээлбэл, Na 2 SO 4-ийн 0.1 М уусмал дахь туршилтын утга нь α = 45% байна. Хүчтэй электролитийн уусмал дахь электростатик хүчин зүйлийг харгалзан үзэхийн тулд үйл ажиллагааны тухай ойлголтыг ашигладаг(A).

Ионы идэвхжил нь уусмал дахь ион үйлчилдэг үр дүнтэй буюу илэрхий концентрац юм. Идэвх ба жинхэнэ төвлөрөл нь дараахь илэрхийллээр холбогддог. Хаана f -

ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас системийн идеалаас хазайх түвшинг тодорхойлдог үйл ажиллагааны коэффициент. Ионы үйл ажиллагааны коэффициентууд нь уусмалын ионы хүч гэж нэрлэгддэг μ утгаас хамаарна. Уусмалын ионы хүч нь уусмалд агуулагдах бүх ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн хэмжүүр бөгөөд концентрацийн бүтээгдэхүүний нийлбэрийн хагастай тэнцүү байна.уусмалд агуулагдах ион бүр өөрийн цэнэгийн дугаарын квадрат тутамд (z):

Шингэрүүлсэн уусмалд (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 = cүйл ажиллагааны коэффициент нь 1. Энэ нь цахилгаан статик харилцан үйлчлэл бараг байхгүй гэсэн үг юм. Маш их төвлөрсөн уусмалд (μ>1M) ионы үйл ажиллагааны коэффициент нь нэгдмэл байдлаас их байж болно. Уусмалын үйл ажиллагааны коэффициент ба ионы хүч хоорондын хамаарлыг дараах томъёогоор илэрхийлнэ.

At µ <10 -2

10 -2 ≤ үед µ ≤ 10 -1

0,1z 2 μ 0.1-д<µ <1

Үйлдлээр илэрхийлэгдэх тэнцвэрийн тогтмолыг термодинамик гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, урвалын хувьд

а A+ бБ г D+ дЭ

Термодинамик тогтмол нь дараах хэлбэртэй байна.

Энэ нь температур, даралт, уусгагчийн шинж чанараас хамаарна.

Бөөмийн идэвхжил нь

Ионы идэвхжил нь уусмал дахь ион үйлчилдэг үр дүнтэй буюу илэрхий концентрац юм. Идэвх ба жинхэнэ төвлөрөл нь дараахь илэрхийллээр холбогддог. TO C нь концентрацийн тэнцвэрийн тогтмол юм.

Утга TO C нь зөвхөн температур, уусгагчийн шинж чанар, даралтаас гадна ионы хүчээс хамаарна м. Термодинамикийн тогтмолууд нь хамгийн бага хүчин зүйлээс хамаардаг тул тэдгээр нь тэнцвэрийн хамгийн үндсэн шинж чанар юм. Тиймээс энэ нь лавлах номонд өгөгдсөн термодинамик тогтмолууд юм. Зарим сул электролитийн термодинамик тогтмолуудыг энэ гарын авлагын хавсралтад өгсөн болно. =0.024 моль/л.

Ионы цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр ионы үйл ажиллагааны коэффициент ба идэвхжил буурдаг.

Өөрийгөө хянах асуултууд:

1. Хамгийн тохиромжтой систем гэж юу вэ? Бодит системийг идеалаас хазайх гол шалтгааныг нэрлэнэ үү.
2. Электролитийн диссоциацийн зэргийг юу гэж нэрлэдэг вэ?
3. Хүчтэй ба сул электролитийн жишээг өг.
4. Сул электролитийн диссоциацийн тогтмол ба диссоциацийн зэрэг хооронд ямар хамаарал байдаг вэ? Үүнийг математикийн аргаар илэрхийл.
5. Үйл ажиллагаа гэж юу вэ? Ионы идэвхжил ба түүний жинхэнэ концентраци хэрхэн хамааралтай вэ?
6. Үйл ажиллагааны коэффициент гэж юу вэ?
7. Ионы цэнэг үйл ажиллагааны коэффициентэд хэрхэн нөлөөлдөг вэ?
8. Уусмалын ионы хүч ба түүний математик илэрхийлэл гэж юу вэ?
9. Уусмалын ионы хүчнээс хамааран бие даасан ионуудын идэвхижүүлэлтийн коэффициентийг тооцоолох томъёог бичнэ үү.
10. Массын үйл ажиллагааны хуулийг томъёолж, математикийн аргаар илэрхийл.
11. Термодинамикийн тэнцвэрийн тогтмол гэж юу вэ? Түүний үнэ цэнэд ямар хүчин зүйл нөлөөлдөг вэ?
12. Концентрацийн тэнцвэрийн тогтмол гэж юу вэ? Түүний үнэ цэнэд ямар хүчин зүйл нөлөөлдөг вэ?
13. Термодинамик ба концентрацийн тэнцвэрийн тогтмолууд хэрхэн хамааралтай вэ?
14. Үйл ажиллагааны коэффициентийн утгууд ямар хязгаарт өөрчлөгдөж болох вэ?
15. Хүчтэй электролитийн онолын үндсэн зарчим юу вэ?

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

§ 6.3. Хүчтэй ба сул электролитууд

Энэ хэсгийн материал нь сургуулийн химийн хичээлүүд болон өмнөх хэсгээс хэсэгчлэн танил юм. Мэддэг зүйлээ товчхон дүгнэж, шинэ материалтай танилцацгаая.

Өмнөх хэсэгт бид усан уусмал дахь ион болон бүрэн задардаг зарим давс, органик бодисын усан уусмал дахь зан үйлийн талаар авч үзсэн.
Усан уусмал дахь зарим бодисууд бөөмс болж задардаг хэд хэдэн энгийн боловч үгүйсгэх аргагүй нотолгоо байдаг. Тиймээс хүхрийн H2SO4, азотын HNO3, хлорт HClO4, давсны (давсны) HCl, цууны CH3COOH болон бусад хүчлүүдийн усан уусмал нь исгэлэн амттай байдаг. Хүчлийн томъёонд нийтлэг бөөмс нь устөрөгчийн атом бөгөөд энэ нь (ион хэлбэрээр) эдгээр бүх өөр өөр бодисуудын ижил амттай байх шалтгаан болсон гэж үзэж болно.
Усан уусмал дахь диссоциацийн явцад үүссэн устөрөгчийн ионууд нь уусмалд исгэлэн амтыг өгдөг тул ийм бодисыг хүчил гэж нэрлэдэг. Байгальд зөвхөн устөрөгчийн ионууд исгэлэн амттай байдаг.

Тэд усан уусмалд хүчиллэг (исгэлэн) орчинг бий болгодог.

Та "устөрөгчийн хлорид" гэж хэлэхэд энэ бодисын хийн ба талст төлөвийг хэлж байгааг санаарай, гэхдээ усан уусмалын хувьд "устөрөгчийн хлоридын уусмал", "давсны хүчил" гэж хэлэх эсвэл "давсны хүчил" гэсэн нийтлэг нэрийг ашиглах хэрэгтэй. ижил томъёогоор илэрхийлсэн аливаа төлөвт байгаа бодисын найрлага - HCl.
Лити (LiOH), натри (NaOH), кали (KOH), бари (Ba (OH) 2), кальци (Ca (OH) 2) болон бусад металлын гидроксидын усан уусмалууд нь ижил тааламжгүй гашуун-саванлаг амттай бөгөөд мэдрэмж төрүүлдэг. гулсах. Ийм нэгдлүүдэд агуулагдах OH - гидроксидын ионууд энэ өмчийг хариуцдаг бололтой.

Давсны хүчил HCl, гидробромик HBr ба гидроиодын хүчил HI нь өөр өөр найрлагатай хэдий ч цайртай ижил аргаар урвалд ордог, учир нь бодит байдал дээр энэ нь цайртай урвалд ордог хүчил биш юм.

Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,

ба устөрөгчийн ионууд:

Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
Зарим давсны уусмал, жишээлбэл, калийн хлорид KCl, натрийн нитрат NaNO 3 зэрэг холилдох нь мэдэгдэхүйц дулааны нөлөө үзүүлэхгүй боловч уусмалыг ууршуулсаны дараа анхных нь калийн хлорид, натрийн нитрат гэсэн дөрвөн бодисын талстуудын холимог үүсдэг. - ба шинэ - калийн нитрат KNO 3 ба натрийн хлорид NaCl . Уусмал дахь анхны хоёр давс нь ион руу бүрэн задарч, ууршуулах үед дөрвөн талст бодис үүсгэдэг гэж үзэж болно.

Энэхүү мэдээллийг хүчил, гидроксид, давсны усан уусмалын цахилгаан дамжуулах чанар болон бусад олон заалттай харьцуулж 1887 онд С.А.Аррениус электролитийн диссоциацийн таамаглал дэвшүүлж, үүний дагуу хүчил, гидроксид, давсны молекулууд ууссан үед электролитийн диссоциацийн таамаглал дэвшүүлжээ. ус, ион болгон задлах.
Электролизийн бүтээгдэхүүнийг судлах нь ионуудад эерэг эсвэл сөрөг цэнэгийг хуваарилах боломжийг олгодог. Хэрэв хүчил, жишээлбэл, азотын HNO 3 нь хоёр ион болон хуваагдаж, усан уусмалын электролизийн явцад катод (сөрөг цэнэгтэй электрод) дээр устөрөгч ялгардаг бол эерэг цэнэгтэй устөрөгч бий болно. уусмал дахь H + ионууд.

Дараа нь диссоциацийн тэгшитгэлийг дараах байдлаар бичнэ.

НNO 3 = Н + + .Электролитийн диссоциаци
- усны молекул (эсвэл бусад уусгагч) -тай харилцан үйлчлүүлсний үр дүнд усанд ууссан нэгдлүүдийг ион болгон бүрэн буюу хэсэгчлэн задлах.Электролит
Усан уусмал нь диссоциацийн үр дүнд цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг хүчил, суурь эсвэл давс. Усан уусмалд ион болон задрахгүй, уусмал нь цахилгаан гүйдэл дамжуулахгүй бодисыг гэнэ..
электролит бус Электролитийн диссоциацийг тоон байдлаар тодорхойлнодиссоциацийн зэрэг
– ионуудад задарсан “молекулуудын” (томъёоны нэгж) тоог ууссан бодисын нийт “молекулуудын” тоонд харьцуулсан харьцаа. Диссоциацийн зэрэг нь Грек үсгээр тэмдэглэгдсэн байдаг. Жишээлбэл, хэрэв ууссан бодисын 100 "молекул" тутмын 80 нь ион болон хуваагддаг бол ууссан бодисын диссоциацийн зэрэг нь: = 80/100 = 0.8 буюу 80% байна. Салгах чадварын дагуу (эсвэл тэдний хэлснээр "хүчээр") электролитийг дараахь байдлаар хуваана., хүчтэйдундаж Тэгээдсул< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита – величина, зависящая от концентрации вещества, температуры, природы растворителя и др.
. Диссоциацийн зэргээс хамааран уусмалаас 30% -иас их байгаа нь хүчтэй электролит гэж тооцогддог Усан уусмалын хувьдхүчтэй электролитууд
1 . Шингэрүүлсэн уусмал дахь давсны HCl, азотын HNO 3, хүхрийн H 2 SO 4 зэрэг олон органик бус хүчил.
Хамгийн хүчтэй органик бус хүчил бол перхлорт HClO 4 юм.

Хүчилтөрөгчийн бус хүчлүүдийн хүч нь хүчил үүсгэгч элементүүдийн дэд бүлгийг доошлуулах үед ижил төстэй нэгдлүүдийн цувралаар нэмэгддэг.

HCl - HBr - HI.
Усны фторын хүчил HF нь шилийг уусгадаг боловч энэ нь түүний бат бөх чанарыг огт илтгэдэггүй. Хүчилтөрөгчгүй галоген агуулсан энэхүү хүчил нь H-F бондын энерги ихтэй, хүчтэй устөрөгчийн бондын улмаас HF молекулуудын нэгдэх (холбох) чадвар, F - ионууд нь HF-тэй харилцан үйлчилдэг тул дунд зэргийн хүч чадлын хүчил гэж ангилдаг. молекулууд (устөрөгчийн холбоо) нь ионууд болон бусад нарийн төвөгтэй хэсгүүдийг үүсгэдэг. Үүний үр дүнд энэ хүчлийн усан уусмал дахь устөрөгчийн ионы агууламж мэдэгдэхүйц багасдаг тул фторын хүчил нь дунд зэргийн хүч чадалтай гэж тооцогддог.

Устөрөгчийн хайлуур жонш нь шилний нэг хэсэг болох цахиурын давхар исэлтэй дараах тэгшитгэлийн дагуу урвалд ордог.

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

Усны фторын хүчлийг шилэн саванд хийж болохгүй. Энэ зорилгоор хар тугалга, зарим хуванцар, шилээр хийсэн савыг ашигладаг бөгөөд тэдгээрийн ханыг дотор талаас нь парафины зузаан давхаргаар бүрсэн байдаг.
Устөрөгчийн хайлуур жоншны хий нь шилийг "цийлгэхэд" ашигладаг бол шилний гадаргуу нь царцсан болж, шилэн дээр бичээс, янз бүрийн дизайн хийхэд хэрэглэгддэг. Усны фторын хүчлийн усан уусмалаар шилийг "сэхэх" нь шилэн гадаргууг зэврэхэд хүргэдэг бөгөөд энэ нь тунгалаг хэвээр байна.

Усны фторын хүчлийн 40% -ийн уусмалыг ихэвчлэн худалдаанд гаргадаг.

Ижил төрлийн хүчилтөрөгчийн хүчлүүдийн хүч нь эсрэг чиглэлд өөрчлөгддөг, жишээлбэл, HIO 4 үечилсэн хүчил нь перхлорт хүчил HClO 4-ээс сул байдаг.

Хэрэв элемент хэд хэдэн хүчилтөрөгчийн хүчил үүсгэдэг бол хүчил үүсгэгч элемент нь хамгийн их валенттай хүчил нь хамгийн их хүч чадалтай байдаг. Тиймээс HClO (гипохлорт) – HClO 2 (хлорт) – HClO 3 (хлорт) – HClO 4 (хлорт) хүчлүүдийн цувралд сүүлийнх нь хамгийн хүчтэй нь юм.

Нэг эзэлхүүнтэй усанд ойролцоогоор хоёр боть хлор уусдаг. Хлор (түүний тал орчим нь) устай урвалд ордог:

Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.
Давсны хүчил хүчтэй, түүний усан уусмалд бараг HCl молекул байдаггүй.

2 . Үелэх системийн I ба II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн гидроксид: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH) 2 гэх мэт Дэд бүлгийг доошлуулах үед элементийн металлын шинж чанар нэмэгдэх тусам хүч чадал гидроксид нэмэгддэг.

I бүлгийн элементүүдийн үндсэн дэд бүлгийн уусдаг гидроксидыг шүлтлэг гэж ангилдаг.

Шүлтүүд нь усанд уусдаг суурь юм. Эдгээрт мөн II бүлгийн үндсэн дэд бүлгийн элементүүдийн гидроксид (шүлтлэг шороон металл) ба аммонийн гидроксид (аммиакийн усан уусмал) орно. Заримдаа шүлтүүд нь усан уусмал дахь гидроксидын ионуудын өндөр концентрацийг үүсгэдэг гидроксидууд юм. Хоцрогдсон уран зохиолоос та калийн карбонат K 2 CO 3 (кали) ба натрийн карбонат Na 2 CO 3 (сод), натрийн бикарбонат NaHCO 3 (хоолны натри), борын Na 2 B 4 O 7, натрийн гидросульфид NaHS зэргийг олж болно. болон калийн KHS et al.

Хүчтэй электролитийн хувьд кальцийн гидроксид Ca(OH) 2 нэг үе шаттайгаар задарч:

3 Ca(OH) 2 = Ca 2+ + 2OH – .

. Бараг бүх давс. Давс, хэрэв энэ нь хүчтэй электролит бол нэг үе шатанд задардаг, жишээ нь төмрийн хлорид:

FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – . Усан уусмалын хувьд ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.

1 сул электролит

2 . Ус H 2 O бол хамгийн чухал электролит юм.
. Зарим органик бус ба бараг бүх органик хүчил: H 2 S (хүхэрт устөрөгч), H 2 SO 3 (хүхэр), H 2 CO 3 (нүүрстөрөгч), HCN (гидроцианик), H 3 PO 4 (фосфор, ортофосфор), H 2 SiO 3 (цахиур), H 3 BO 3 (бор, ортобор), CH 3 COOH (цууны бодис) гэх мэт.

H 2 CO 3 томъёонд нүүрстөрөгчийн хүчил байхгүй гэдгийг анхаарна уу. Нүүрстөрөгчийн давхар исэл CO 2 усанд уусвал түүний гидрат CO 2 H 2 O үүсдэг бөгөөд бид тооцооллыг хялбар болгох үүднээс H 2 CO 3 гэж бичдэг бөгөөд диссоциацийн урвалын тэгшитгэл нь дараах байдалтай байна.
Сул нүүрстөрөгчийн хүчлийн задрал нь хоёр үе шаттайгаар явагддаг. Үүссэн бикарбонатын ион нь сул электролитийн үүрэг гүйцэтгэдэг. Бусад олон үндэстний хүчлүүд ижил аргаар задалдаг: H 3 PO 4 (фосфор), H 2 SiO 3 (цахиур), H 3 BO 3 (борын). Усан уусмалд диссоциаци нь зөвхөн эхний шатанд л тохиолддог.
3 Сүүлийн шатанд диссоциацийг хэрхэн хийх вэ?
. Олон элементийн гидроксид, жишээлбэл Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3 гэх мэт.
Эдгээр бүх гидроксидууд нь усан уусмалд үе шаттайгаар, жишээлбэл төмрийн гидроксид хуваагддаг

Fe(OH) 3: Усан уусмалд диссоциаци нь эхний шатанд бараг л тохиолддог.
Нэг элементийн гидроксидын үндсэн шинж чанар нь элементийн валент буурах тусам нэмэгддэг тул төмрийн дигидроксид Fe(OH) 2-ийн үндсэн шинж чанар нь трихидоксид Fe(OH) 3-аас илүү тод илэрдэг. Энэ мэдэгдэл нь Fe (OH) 3-ийн хүчиллэг шинж чанар нь Fe (OH) 2-ээс илүү хүчтэй байдагтай тэнцүү юм.
4 . Аммонийн гидроксид NH 4 OH.
Аммиакийн хий NH 3-ийг усанд уусгахад цахилгааныг маш муу дамжуулдаг, гашуун, савантай амттай уусмал гарч ирдэг. Уусмалын орчин нь үндсэн буюу шүлтлэг Аммиакийн энэ үйлдлийг дараах байдлаар тайлбарлав. 4 OH, энэ нэгдэл нь аммонийн ион ба гидроксидын ион OH -ийг үүсгэхийн тулд салж байгааг харгалзан үзвэл:

NH 4 OH = + OH – .

5 . Зарим давс: цайрын хлорид ZnCl 2, төмрийн тиоцианат Fe(NCS) 3, мөнгөн усны цианид Hg(CN) 2 гэх мэт. Эдгээр давс нь шат дараалсан диссоциацлагдана.

Зарим хүмүүс фосфорын хүчил H 3 PO 4-ийг дунд зэргийн электролит гэж үздэг.

Бид фосфорын хүчлийг сул электролит гэж үзээд түүний задралын гурван үе шатыг бичнэ. Баяжуулсан уусмал дахь хүхрийн хүчил нь дунд зэргийн хүч чадалтай электролит шиг, маш их төвлөрсөн уусмалд сул электролит шиг ажилладаг. Цаашид хүхрийн хүчлийг хүчтэй электролит гэж үзээд түүний диссоциацийн тэгшитгэлийг нэг алхамаар бичнэ.

Электролитийн диссоциацийн зэрэг

Электролитийн диссоциаци нь урвуу процесс тул электролитийн уусмалд тэдгээрийн ионуудтай хамт молекулууд бас байдаг. Өөрөөр хэлбэл, С.Аррениусын онолын дагуу янз бүрийн электролитууд янз бүрийн хэмжээгээр ионуудад хуваагддаг. Задралын бүрэн байдал (электролитийн хүч) нь тоон үзүүлэлтээр тодорхойлогддог - диссоциацийн зэрэг. (α – Диссоциацийн зэрэг ) Грек үсэг альфань ион болгон задарсан молекулуудын тооны харьцаа ( n), ууссан молекулуудын нийт тоонд (

N):

Электролитийн диссоциацийн зэрэг нь туршилтаар тодорхойлогддог бөгөөд нэгжийн бутархай эсвэл хувиар илэрхийлэгдэнэ. Хэрэв α = 0 бол диссоциаци байхгүй, α = 1 эсвэл 100% бол электролит нь ион руу бүрэн задардаг. Хэрэв α = 20% бол энэ нь өгөгдсөн электролитийн 100 молекулаас 20 нь ион болон хуваагдсан гэсэн үг юм.

1. Диссоциацийн зэрэг нь электролит ба уусгагчийн шинж чанар, электролитийн концентраци, температураас хамаарна. Электролит ба уусгагчийн молекул дахь химийн холбоо нь туйлшрал ихтэй байх тусам электролитийг ион болгон задлах үйл явц илүү тод, диссоциацийн зэрэг өндөр байна.

2. Электролитийн концентрациас диссоциацийн түвшингийн хамаарал: электролитийн концентраци буурах үед, i.e. Усаар шингэлэх үед диссоциацийн зэрэг нь үргэлж нэмэгддэг.

3. Температураас диссоциацийн түвшингийн хамаарал: диссоциацийн зэрэг нь температур нэмэгдэх тусам нэмэгддэг (температурын өсөлт нь ууссан хэсгүүдийн кинетик энергийг нэмэгдүүлэхэд хүргэдэг бөгөөд энэ нь молекулуудыг ион болгон задлахад хувь нэмэр оруулдаг).

Хүчтэй ба сул электролитууд

Диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийг хүчтэй ба сул гэж ялгадаг. 30% -иас дээш диссоциацийн зэрэгтэй электролитийг ихэвчлэн хүчтэй гэж нэрлэдэг бөгөөд 3-30% -ийн диссоциацийн зэрэгтэй - дунд, 3% -иас бага - сул электролитууд.

Электролитийн диссоциацийн зэргээс хамааран электролитийн ангилал (санамж)

Электролитийн ангилал	Хүчтэй электролитууд	Дундаж электролит	Сул электролит
Диссоциацийн зэрэглэлийн утга (α)	α >30%	3%≤α≤30%	α <3%
Жишээ	1. Уусдаг давс; 2. Хүчтэй хүчил (HCl, HBr, HI, HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4 (дил.)); 3. Хүчтэй суурь - шүлт.	H3PO4 H2SO3	1. Бараг бүх органик хүчил (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH гэх мэт); 2. Зарим органик бус хүчил (H 2 CO 3, H 2 S гэх мэт); 3. Усанд бага зэрэг уусдаг бараг бүх давс, суурь, аммонийн гидроксид (Ca 3 (PO 4) 2; Cu(OH) 2; Al(OH) 3; NH 4 OH); 4. Ус.

Гидролизийн тогтмол нь концентрацийн бүтээгдэхүүний харьцаатай тэнцүү байна
гидролизийн бүтээгдэхүүнийг гидролизгүй давсны концентраци хүртэл .

Жишээ 1. NH 4 Cl-ийн гидролизийн зэргийг тооцоол.

Шийдэл:Хүснэгтээс бид Kd(NH 4 OH) = 1.8∙10 -3, эндээс олно.

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

Жишээ 2. 0.5 М уусмал дахь ZnCl 2-ийн гидролизийн зэргийг нэг алхамаар тооцоол.

Шийдэл: Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H + -ийн гидролизийн ионы тэгшитгэл

Kd ZnOH +1=1.5∙10 -9 ; hγ=√(Кв/[Кд суурь ∙См]) = 10 -14 /1.5∙10 -9 ∙0.5=0.36∙10 -2 (0.36%).

Жишээ 3.Давсны гидролизийн ион-молекул ба молекулын тэгшитгэлийг зохио: a) KCN; b) Na 2 CO 3; в) ZnSO 4. Эдгээр давсны уусмалын урвалыг тодорхойлно уу.

Шийдэл: a) Калийн цианид KCN нь сул нэг суурьт хүчлийн давс (Хавсралтын I хүснэгтийг үзнэ үү) HCN ба хүчтэй суурь KOH. Усанд ууссан үед KCN молекулууд нь K + катионууд болон CN - анионуудад бүрэн задардаг. K + катионууд нь усны OH - ионуудыг холбож чадахгүй, учир нь KOH нь хүчтэй электролит юм. CN - анионууд нь усны H + ионуудыг холбож, HCN сул электролитийн молекулуудыг үүсгэдэг. Давс нь анион дээр гидролиз болдог. Ион-молекул гидролизийн тэгшитгэл

CN - + H 2 O HCN + OH -

эсвэл молекул хэлбэрээр

KCN + H 2 O HCN + KOH

Гидролизийн үр дүнд уусмалд тодорхой хэмжээний OH - ионууд гарч ирдэг тул KCN уусмал нь шүлтлэг урвалтай байдаг (рН > 7).

б) Натрийн карбонат Na 2 CO 3 нь сул олон суурьт хүчил ба хүчтэй суурийн давс юм. Энэ тохиолдолд усны устөрөгчийн ионуудыг холбосон CO 3 2- давсны анионууд нь H 2 CO 3 молекул биш харин хүчиллэг давс HCO - 3 -ийн анионуудыг үүсгэдэг, учир нь HCO - 3 ионууд нь илүү хэцүү диссоциациасаа илүү хэцүү байдаг. H 2 CO 3 молекулууд. Хэвийн нөхцөлд гидролиз эхний шатанд явагдана. Давс нь анион дээр гидролиз болдог. Ион-молекул гидролизийн тэгшитгэл

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

эсвэл молекул хэлбэрээр

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

Уусмалд OH - ионуудын илүүдэл гарч ирдэг тул Na 2 CO 3 уусмал нь шүлтлэг урвалтай байдаг (рН > 7).

c) Цайрын сульфат ZnSO 4 нь сул полихүчлийн суурь Zn(OH) 2 ба хүчтэй хүчлийн H 2 SO 4-ийн давс юм. Энэ тохиолдолд Zn + катионууд нь усны гидроксил ионуудыг холбож, ZnOH + гол давсны катионуудыг үүсгэдэг. Zn(OH) 2 молекул үүсэхгүй, учир нь ZnOH + ионууд нь Zn(OH) 2 молекулуудаас хамаагүй хэцүү задалдаг. Хэвийн нөхцөлд гидролиз эхний шатанд явагдана. Давс нь гидролиз болж катион болдог. Ион-молекул гидролизийн тэгшитгэл

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

эсвэл молекул хэлбэрээр

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

Уусмал дахь илүүдэл устөрөгчийн ионууд гарч ирдэг тул ZnSO 4 уусмал нь хүчиллэг урвалтай (рН) байдаг.< 7).

Жишээ 4. A1(NO 3) 3 ба K 2 CO 3-ийн уусмалыг холиход ямар бүтээгдэхүүн үүсдэг вэ? Урвалын ион-молекул ба молекулын тэгшитгэлийг бич.

Шийдэл.Давс A1(NO 3) 3 нь катионоор, K 2 CO 3 нь анионоор гидролиз болдог.

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

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

Хэрэв эдгээр давсны уусмалууд нэг саванд байгаа бол тэдгээрийн гидролиз нь харилцан нэмэгддэг, учир нь H + ба OH - ионууд нь сул электролитийн H 2 O молекулыг үүсгэдэг. Энэ тохиолдолд гидролизийн тэнцвэрт байдал өөрчлөгддөг. Авсан давс бүрийн баруун ба гидролиз нь A1(OH) 3 ба CO 2 (H 2 CO 3) үүсэх замаар дуусдаг. Ион-молекулын тэгшитгэл:

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

молекулын тэгшитгэл: 3SO 2 + 6KNO 3

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