Elektrolyyttisen dissosiaation teoria ehdotti ruotsalainen tiedemies S. Arrhenius vuonna 1887.

Elektrolyyttinen dissosiaatio- tämä on elektrolyyttimolekyylien hajoamista, jolloin liuokseen muodostuu positiivisesti varautuneita (kationeja) ja negatiivisesti varautuneita (anioneja) ioneja.

Esimerkiksi etikkahappo dissosioituu näin: vesiliuos:

CH3COOH⇄H + +CH3COO-.

Dissosiaatio on palautuva prosessi. Mutta eri elektrolyytit dissosioituvat eri tavalla. Aste riippuu elektrolyytin laadusta, sen pitoisuudesta, liuottimen laadusta, ulkoiset olosuhteet(lämpötila, paine).

Dissosiaatioaste α - ioneiksi hajoaneiden molekyylien lukumäärän suhde kokonaismäärä molekyylit:

α=v´(x)/v(x).

Tutkinto voi vaihdella 0:sta 1:een (ei dissosiaatiota sen täydelliseen valmistumiseen). Ilmoitettu prosentteina. Kokeellisesti määritetty. Kun elektrolyytti hajoaa, hiukkasten määrä liuoksessa kasvaa. Dissosiaatioaste kertoo elektrolyytin vahvuuden.

Erottaa vahva Ja heikkoja elektrolyyttejä.

Vahvat elektrolyytit- nämä ovat niitä elektrolyyttejä, joiden dissosiaatioaste on yli 30%.

Keskivahvat elektrolyytit- nämä ovat niitä, joiden dissosiaatioaste vaihtelee 3 prosentista 30 prosenttiin.

Heikot elektrolyytit- dissosiaatioaste 0,1 M vesiliuoksessa on alle 3 %.

Esimerkkejä heikoista ja vahvoista elektrolyyteistä.

Vahvat elektrolyytit laimeissa liuoksissa hajoavat täysin ioneiksi, ts. α = 1. Mutta kokeet osoittavat, että dissosiaatio ei voi olla yhtä suuri kuin 1, sillä on likimääräinen arvo, mutta se ei ole yhtä suuri kuin 1. Tämä ei ole todellinen dissosiaatio, vaan näennäinen.

Antaa esimerkiksi yhteyden α = 0,7. Nuo. Arrhenius-teorian mukaan 30 % dissosioitumattomista molekyyleistä "kelluu" liuoksessa. Ja 70 % muodosti vapaita ioneja. Ja sähköstaattinen teoria antaa tälle käsitteelle toisen määritelmän: jos α = 0,7, niin kaikki molekyylit hajoavat ioneiksi, mutta ionit ovat vain 70% vapaita ja loput 30% ovat sähköstaattisten vuorovaikutusten sitomia.

Näennäinen dissosiaatioaste.

Dissosiaatioaste ei riipu vain liuottimen ja liuenneen aineen luonteesta, vaan myös liuoksen pitoisuudesta ja lämpötilasta.

Dissosiaatioyhtälö voidaan esittää seuraavasti:

AK ⇄ A- + K + .

Ja dissosiaatioaste voidaan ilmaista seuraavasti:

Liuoksen pitoisuuden kasvaessa elektrolyytin dissosiaatioaste pienenee. Nuo. tietyn elektrolyytin astearvo ei ole vakioarvo.

Koska dissosiaatio on palautuva prosessi, reaktionopeusyhtälöt voidaan kirjoittaa seuraavasti:

Jos dissosiaatio on tasapainoinen, niin nopeudet ovat yhtä suuret ja tuloksena saamme tasapainovakio(dissosiaatiovakio):

K riippuu liuottimen laadusta ja lämpötilasta, mutta ei riipu liuosten pitoisuudesta. Yhtälöstä käy selvästi ilmi, että mitä enemmän dissosioitumattomia molekyylejä on, sitä pienempi on elektrolyytin dissosiaatiovakion arvo.

Moniemäksiset hapot dissosioitua vaiheittain, ja jokaisella askeleella on oma dissosiaatiovakioarvonsa.

Jos moniemäksinen happo dissosioituu, ensimmäinen protoni poistetaan helpoimmin, mutta kun anionin varaus kasvaa, vetovoima kasvaa, ja siksi protoni on paljon vaikeampi poistaa. Esimerkiksi,

Ortofosforihapon dissosiaatiovakioiden tulisi kussakin vaiheessa vaihdella suuresti:

I - vaihe:

II - vaihe:

III - vaihe:

Ensimmäisessä vaiheessa ortofosforihappo on keskivahva happo, ja toisessa vaiheessa se on heikko, kolmannessa vaiheessa se on erittäin heikko.

Esimerkkejä joidenkin elektrolyyttiliuosten tasapainovakioista.

Katsotaanpa esimerkkiä:

Jos hopeaioneja sisältävään liuokseen lisätään metallista kuparia, niin tasapainohetkellä kupari-ionien pitoisuuden tulee olla suurempi kuin hopean pitoisuus.

Mutta vakiolla on pieni arvo:

AgCl⇄Ag + +Cl-.

Mikä viittaa siihen, että siihen mennessä, kun tasapaino saavutettiin, hopeakloridia oli liuennut hyvin vähän.

Metalliset kupari- ja hopeapitoisuudet sisältyvät tasapainovakioon.

Veden ioninen tuote.

Alla oleva taulukko sisältää seuraavat tiedot:

Tätä vakiota kutsutaan veden ioninen tuote, joka riippuu vain lämpötilasta. Dissosioinnin mukaan yhtä H+-ionia kohti on yksi hydroksidi-ioni. SISÄÄN puhdas vesi näiden ionien pitoisuus on sama: [ H + ] = [VAI NIIN - ].

Täältä, [ H + ] = [VAI NIIN- ] = = 10-7 mol/l.

Jos lisäät veteen vieraita aineita, esimerkiksi kloorivetyhappoa, vetyionien pitoisuus kasvaa, mutta veden ioninen tuote ei riipu pitoisuudesta.

Ja jos lisäät alkalia, ionien pitoisuus kasvaa ja vedyn määrä vähenee.

Keskittyminen ja ovat yhteydessä toisiinsa: mitä suurempi yksi arvo, sitä vähemmän toinen.

Liuoksen happamuus (pH).

Liuosten happamuus ilmaistaan ​​yleensä ionipitoisuudella H+. Happamissa ympäristöissä pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10-7 mol/l, alkalisessa - pH> 10-7 mol/l.
Liuoksen happamuus ilmaistaan ​​vetyionien pitoisuuden negatiivisen logaritmin kautta, jota kutsutaan nimellä pH.

pH = -lg[ H + ].

Vakion ja dissosiaatioasteen välinen suhde.

Harkitse esimerkkiä etikkahapon dissosiaatiosta:

Etsitään vakio:

Molaarinen keskittyminen C=1/V, korvaa se yhtälössä ja saat:

Nämä yhtälöt ovat W. Ostwaldin jalostuslaki, jonka mukaan elektrolyytin dissosiaatiovakio ei riipu liuoksen laimennuksesta.

Kaikki aineet voidaan jakaa elektrolyytteihin ja ei-elektrolyytteihin. Elektrolyyttejä ovat aineet, joiden liuokset tai sulat johtavat sähkövirtaa (esimerkiksi KCl:n, H 3 PO 4:n, Na 2 CO 3:n vesiliuokset tai sulatteet). Ei-elektrolyyttiaineet eivät johda sähkövirtaa sulaessaan tai liuotettuna (sokeri, alkoholi, asetoni jne.).

Elektrolyytit jaetaan vahvoihin ja heikkoihin. Liuoksissa tai sulaissa vahvat elektrolyytit hajoavat täysin ioneiksi. Kun kirjoitat yhtälöitä kemialliset reaktiot tätä korostaa nuoli yhteen suuntaan, esimerkiksi:

HCl → H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Vahvoja elektrolyyttejä ovat aineet, joilla on heteropolaarinen tai ioninen kiderakenne (taulukko 1.1).

Taulukko 1.1 Vahvat elektrolyytit

Heikot elektrolyytit hajoavat vain osittain ioneiksi. Näiden aineiden sulatteet tai liuokset sisältävät ionien ohella ylivoimaisesti dissosioitumattomia molekyylejä. Ratkaisuissa heikkoja elektrolyyttejä Samanaikaisesti dissosioitumisen kanssa tapahtuu käänteinen prosessi - assosiaatio, eli ionien yhdistäminen molekyyleiksi. Reaktioyhtälöä kirjoitettaessa tätä korostetaan kahdella vastakkain suunnatulla nuolella.

CH 3COOH D CH 3 COO - + H +

Heikkoihin elektrolyytteihin kuuluvat aineet, joiden kidehila on homeopolaarista (taulukko 1.2).

Taulukko 1.2 Heikot elektrolyytit

Heikon elektrolyytin tasapainotila vesiliuoksessa on kvantitatiivisesti karakterisoitu elektrolyyttisen dissosiaation asteella ja elektrolyyttisen dissosiaatiovakion avulla.

Elektrolyyttisen dissosiaation aste α on ioneiksi dissosioituneiden molekyylien lukumäärän suhde liuenneen elektrolyytin molekyylien kokonaismäärään:

Dissosiaatioaste osoittaa, mistä osasta kokonaismäärä liuennut elektrolyytti hajoaa ioneiksi ja riippuu elektrolyytin ja liuottimen laadusta sekä aineen pitoisuudesta liuoksessa, sillä on dimensioton arvo, vaikka se ilmaistaan ​​yleensä prosentteina. Elektrolyyttiliuoksen äärettömällä laimennuksella dissosiaatioaste lähestyy yhtenäisyyttä, mikä vastaa liuenneen aineen molekyylien täydellistä, 100-prosenttista dissosiaatiota ioneiksi. Heikkojen elektrolyyttien liuoksille 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.

Yleensä palautuva kemiallinen reaktio voidaan esittää seuraavasti:

a A+ b B D d D+ e E

Reaktionopeus on suoraan verrannollinen reagoivien hiukkasten pitoisuuden tuloon niiden stoikiometristen kertoimien potenssien perusteella. Sitten suoraan reaktioon

V1 = k 1 [A] a[B] b,

ja käänteisen reaktion nopeus

V 2 = k 2 [D] d[E] e.

Jossain vaiheessa eteenpäin- ja taaksepäinreaktioiden nopeudet tasoittuvat, ts.

Tätä tilaa kutsutaan kemialliseksi tasapainoksi. Täältä

k 1 [A] a[B] b=k 2 [D] d[E] e

Ryhmittelemällä vakiot toiselle puolelle ja muuttujat toiselle, saamme:

Siten reversiibelissä kemiallisessa reaktiossa tasapainotilassa reaktiotuotteiden tasapainokonsentraatioiden tulo niiden stökiömetristen kertoimien potenssiina, jotka liittyvät samaan lähtöaineiden tuotteeseen, on vakioarvo tietyssä lämpötilassa ja paineessa. . Kemiallisen tasapainovakion numeerinen arvo TO ei riipu reagenssien pitoisuudesta. Esimerkiksi typpihapon dissosioitumisen tasapainovakio massan vaikutuksen lain mukaisesti voidaan kirjoittaa seuraavasti:

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

.

Koko K a kutsutaan hapon, tässä tapauksessa typpihapon, dissosiaatiovakioksi.

Heikon emäksen dissosiaatiovakio ilmaistaan ​​samalla tavalla. Esimerkiksi ammoniakin dissosiaatioreaktiolle:

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

.

Koko K b kutsutaan emäksen, tässä tapauksessa ammoniakin, dissosiaatiovakioksi. Mitä korkeampi elektrolyytin dissosiaatiovakio on, sitä voimakkaammin elektrolyytti dissosioituu ja sitä suurempi on sen ionien pitoisuus liuoksessa tasapainotilassa. Dissosiaatioasteen ja heikon elektrolyytin dissosiaatiovakion välillä on yhteys:

Tämä on Ostwaldin laimennuslain matemaattinen ilmaus: kun heikko elektrolyytti laimennetaan, sen dissosiaatioaste kasvaa. TO≤1∙ 10 -4 ja KANSSA≥0,1 mol/l käytä yksinkertaistettua lauseketta:

TO= α 2 ∙KANSSA tai α

Esimerkki1. Laske ionien ja [NH 4 + ]:n dissosiaatioaste ja pitoisuus 0,1 M ammoniumhydroksidiliuoksessa, jos TO NH40H = 1,76-10-5

Annettu: NH4OH

TO NH40H = 1,76-10-5

Ratkaisu:

Koska elektrolyytti on melko heikko ( NH4OH:lle =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

tai 1,33 %

Ionien pitoisuus binäärisessä elektrolyyttiliuoksessa on yhtä suuri C∙α, koska binäärinen elektrolyytti ionisoituu muodostaen yhden kationin ja yhden anionin, niin = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

Vastaus: a = 1,33 %; = [NH4+] = 1,33∙10-3 mol/l.

Vahva elektrolyyttiteoria

Liuoksissa ja sulaissa vahvat elektrolyytit hajoavat täysin ioneiksi. Kuitenkin kokeelliset tutkimukset vahvojen elektrolyyttien liuosten sähkönjohtavuudesta osoittavat, että sen arvo on jonkin verran aliarvioitu verrattuna sähkönjohtavuuteen, jonka pitäisi olla 100 % dissosiaatiossa. Tämä ero selittyy Debyen ja Hückelin ehdottamalla vahvojen elektrolyyttien teorialla. Tämän teorian mukaan vahvojen elektrolyyttien liuoksissa ionien välillä on sähköstaattista vuorovaikutusta. Jokaisen ionin ympärille muodostuu vastakkaisen varausmerkin ioneista "ioniatmosfääri", joka estää ionien liikkeen liuoksessa tasavirtaa kuljetettaessa. Konsentroiduissa liuoksissa ionien sähköstaattisen vuorovaikutuksen lisäksi on otettava huomioon ionien assosiaatio. Ionivälisten voimien vaikutus saa aikaan molekyylien epätäydellisen dissosioitumisen vaikutuksen, ts. näennäinen dissosiaatioaste. Kokeellisesti määritetty α:n arvo on aina hieman pienempi kuin todellinen α. Esimerkiksi 0,1 M Na 2SO 4 -liuoksessa kokeellinen arvo on α = 45 %. Sähköstaattisten tekijöiden huomioon ottamiseksi vahvojen elektrolyyttien liuoksissa käytetään aktiivisuuden käsitettä (A). Ionin aktiivisuus on tehokas tai näennäinen pitoisuus, jossa ioni toimii liuoksessa. Aktiivisuus ja todellinen keskittyminen liittyvät lauseeseen:

Missä f – aktiivisuuskerroin, joka kuvaa järjestelmän poikkeamaastetta ihanteesta ionien sähköstaattisten vuorovaikutusten vuoksi.

Ioniaktiivisuuskertoimet riippuvat arvosta µ, jota kutsutaan liuoksen ionivahvuudeksi. Liuoksen ionivahvuus on kaikkien liuoksessa olevien ionien sähköstaattisen vuorovaikutuksen mitta ja on yhtä suuri kuin puolet pitoisuuksien tulojen summasta (Kanssa) jokainen liuoksessa oleva ioni sen varausluvun neliötä kohden (z):

.

Laimeissa liuoksissa (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 = c ja aktiivisuuskerroin on 1. Tämä tarkoittaa, että sähköstaattista vuorovaikutusta ei käytännössä ole. Hyvin väkevöidyissä liuoksissa (µ>1M) ioniaktiivisuuskertoimet voivat olla suurempia kuin yksikkö. Aktiivisuuskertoimen ja liuoksen ionivahvuuden välinen suhde ilmaistaan ​​kaavoilla:

klo µ <10 -2

klo 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ klo 0.1<µ <1

Aktiivisuutena ilmaistua tasapainovakiota kutsutaan termodynaamiseksi. Esimerkiksi reaktiolle

a A+ b B d D+ e E

Termodynaamisella vakiolla on muoto:

Se riippuu lämpötilasta, paineesta ja liuottimen laadusta.

Koska hiukkasen aktiivisuus on

Missä TO C on pitoisuuden tasapainovakio.

Merkitys TO C ei riipu vain lämpötilasta, liuottimen laadusta ja paineesta, vaan myös ionivahvuudesta m. Koska termodynaamiset vakiot riippuvat pienimmästä määrästä tekijöitä, ne ovat siksi tasapainon perusominaisuuksia. Siksi viitekirjoissa annetaan termodynaamiset vakiot. Joidenkin heikkojen elektrolyyttien termodynaamiset vakiot on annettu tämän käsikirjan liitteessä. = 0,024 mol/l.

Kun ionin varaus kasvaa, ionin aktiivisuuskerroin ja aktiivisuus pienenevät.

Itsehillintäkysymyksiä:

1. Mikä on ihanteellinen järjestelmä? Nimeä tärkeimmät syyt todellisen järjestelmän poikkeamiseen ihanteellisesta.
2. Mitä kutsutaan elektrolyyttien dissosiaatioasteeksi?
3. Anna esimerkkejä vahvoista ja heikoista elektrolyyteistä.
4. Mikä suhde on dissosiaatiovakion ja heikon elektrolyytin dissosiaatioasteen välillä? Ilmaise se matemaattisesti.
5. Mitä on aktiivisuus? Miten ionin aktiivisuus ja sen todellinen pitoisuus liittyvät toisiinsa?
6. Mikä on aktiivisuuskerroin?
7. Miten ionin varaus vaikuttaa aktiivisuuskertoimeen?
8. Mikä on ratkaisun ionivahvuus, sen matemaattinen ilmaisu?
9. Kirjoita kaavat yksittäisten ionien aktiivisuuskertoimien laskemiseksi liuoksen ionivahvuudesta riippuen.
10. Muotoile massatoiminnan laki ja ilmaise se matemaattisesti.
11. Mikä on termodynaaminen tasapainovakio? Mitkä tekijät vaikuttavat sen arvoon?
12. Mikä on pitoisuuden tasapainovakio? Mitkä tekijät vaikuttavat sen arvoon?
13. Miten termodynaamiset ja pitoisuuden tasapainovakiot liittyvät toisiinsa?
14. Missä rajoissa aktiivisuuskertoimien arvot voivat vaihdella?
15. Mitkä ovat vahvojen elektrolyyttien teorian pääperiaatteet?

Vahvat elektrolyytit veteen liuotettuina hajoavat lähes täysin ioneiksi riippumatta niiden pitoisuudesta liuoksessa.

Siksi vahvojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöissä käytetään yhtäläisyysmerkkiä (=).

Vahvoja elektrolyyttejä ovat mm.

Liukoiset suolat;

Monet epäorgaaniset hapot: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Alkalimetallien (LiOH, NaOH, KOH jne.) ja maa-alkalimetallien (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) muodostamat emäkset.

Vesiliuosten heikot elektrolyytit dissosioituvat vain osittain (reversiibelisti) ioneiksi.

Siksi heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöissä käytetään palautuvuusmerkkiä (⇄).

Heikot elektrolyytit sisältävät:

Lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi;

Jotkut epäorgaaniset hapot: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 jne.;

Liukenemattomat metallihydroksidit: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 jne.

Ionireaktioyhtälöt

Ionireaktioyhtälöt
Kemialliset reaktiot elektrolyyttiliuoksissa (hapot, emäkset ja suolat) tapahtuvat ionien osallistuessa. Lopullinen liuos voi jäädä kirkkaaksi (tuotteet ovat hyvin vesiliukoisia), mutta yksi tuotteista on heikko elektrolyytti; muissa tapauksissa tapahtuu saostumista tai kaasun kehittymistä.

Ioneja sisältävien liuosten reaktioihin ei laadita vain molekyyliyhtälöä, vaan myös koko ioniyhtälö ja lyhyt ioniyhtälö.
Ioniyhtälöissä ranskalaisen kemistin K.-L. Berthollet'n (1801) mukaan kaikki vahvat, helposti liukenevat elektrolyytit kirjoitetaan ionikaavojen muodossa, ja sedimentit, kaasut ja heikot elektrolyytit kirjoitetaan molekyylikaavojen muotoon. Sateen muodostuminen on merkitty "nuoli alas" (↓) -merkillä ja kaasujen muodostuminen "nuoli ylös" -merkillä (). Esimerkki reaktioyhtälön kirjoittamisesta Bertholletin säännöllä:

a) molekyyliyhtälö
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) täydellinen ioniyhtälö
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - kaasu, H2O - heikko elektrolyytti)
c) lyhyt ioniyhtälö
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Yleensä kirjoitettaessa ne rajoittuvat lyhyeen ioniseen yhtälöön, jossa kiinteät reagenssit merkitään indeksillä (t), kaasumaiset reagenssit indeksillä (g). Esimerkkejä:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H20
Cu(OH)2 on käytännössä liukenematon veteen
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(täysi ja lyhyt ioniyhtälöt ovat samat)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(useimmat happamat suolat ovat hyvin vesiliukoisia).

Jos reaktiossa ei ole mukana vahvoja elektrolyyttejä, yhtälön ioninen muoto puuttuu:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

LIPPU nro 23

Suolojen hydrolyysi

Suolahydrolyysi on suola-ionien vuorovaikutusta veden kanssa, jolloin muodostuu hieman dissosioituvia hiukkasia.

Hydrolyysi on kirjaimellisesti hajoamista veden vaikutuksesta. Määrittelemällä suolahydrolyysin reaktiota tällä tavalla korostamme, että liuoksessa olevat suolat ovat ionien muodossa ja että reaktion liikkeellepaneva voima on hieman dissosioituvien hiukkasten muodostuminen (yleinen sääntö monissa liuoksissa tapahtuvissa reaktioissa).

Hydrolyysi tapahtuu vain niissä tapauksissa, joissa suolan elektrolyyttisen dissosioitumisen seurauksena muodostuneet ionit - kationi, anioni tai molemmat yhdessä - pystyvät muodostamaan heikosti dissosioituvia yhdisteitä vesi-ionien kanssa, ja tämä puolestaan ​​tapahtuu, kun kationi on voimakkaasti polarisoiva (heikon emäksen kationi) ja anioni on helposti polarisoituva (heikon hapon anioni). Tämä muuttaa ympäristön pH:ta. Jos kationi muodostaa vahvan emäksen ja anioni muodostaa vahvan hapon, ne eivät hydrolysoi.

1. Heikon emäksen ja vahvan hapon suolan hydrolyysi kationin läpi, voi muodostua heikko emäs tai emäksinen suola ja liuoksen pH laskee

2. Heikon hapon ja vahvan emäksen suolan hydrolyysi kulkeutuu anionin läpi, voi muodostua heikko happo tai happosuola ja liuoksen pH nousee

3. Heikon emäksen ja heikon hapon suolan hydrolyysi yleensä menee kokonaan läpi muodostaen heikon hapon ja heikon emäksen; Liuoksen pH poikkeaa hieman arvosta 7 ja sen määrää hapon ja emäksen suhteellinen vahvuus

4. Vahvan emäksen ja vahvan hapon suolan hydrolyysiä ei tapahdu

Kysymys 24 Oksidien luokitus

Oksidit kutsutaan kompleksiaineiksi, joiden molekyyleissä on happiatomeja hapetustilassa - 2 ja jokin muu alkuaine.

Oksidit voidaan saada hapen suoralla vuorovaikutuksella toisen alkuaineen kanssa tai epäsuorasti (esimerkiksi suolojen, emästen, happojen hajoamisen aikana). Normaaleissa olosuhteissa oksidit ovat kiinteässä, nestemäisessä ja kaasumaisessa tilassa; tämän tyyppiset yhdisteet ovat hyvin yleisiä luonnossa. Oksideja löytyy maankuoresta. Ruoste, hiekka, vesi, hiilidioksidi ovat oksideja.

Suolaa muodostavat oksidit Esimerkiksi,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H2O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Suolaa muodostavat oksidit- Nämä ovat oksideja, jotka muodostavat suoloja kemiallisten reaktioiden seurauksena. Nämä ovat metallien ja ei-metallien oksideja, jotka vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostavat vastaavia happoja ja emästen kanssa vuorovaikutuksessa vastaavia happamia ja normaaleja suoloja. Esimerkiksi, Kuparioksidi (CuO) on suolaa muodostava oksidi, koska esimerkiksi reagoidessaan kloorivetyhapon (HCl) kanssa muodostuu suolaa:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H2O.

Kemiallisten reaktioiden seurauksena voidaan saada muita suoloja:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Ei-suolaa muodostavat oksidit Nämä ovat oksideja, jotka eivät muodosta suoloja. Esimerkkejä ovat CO, N20, NO.

Ne ovat dynaamisessa tasapainossa dissosioitumattomien molekyylien kanssa. Heikkoihin elektrolyytteihin kuuluvat useimmat orgaaniset hapot ja monet orgaaniset emäkset vesipitoisissa ja vedettömissä liuoksissa.

Heikot elektrolyytit ovat:

• lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi;
• jotkut epäorgaaniset hapot: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H2S, HBrO, H3PO4, H2CO3, H2SiO3, H2SO3 jne.;
• jotkut heikosti liukenevat metallihydroksidit: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 jne.; sekä ammoniumhydroksidi NH 4OH.

Kirjallisuus

• M. I. Ravich-Sherbo. V. V. Novikov "Fysikaalinen ja kolloidinen kemia" M: Higher School, 1975

Wikimedia Foundation. 2010.

Katso, mitä "heikot elektrolyytit" ovat muissa sanakirjoissa:

heikkoja elektrolyyttejä- – elektrolyytit, jotka hajoavat hieman ioneiksi vesiliuoksissa. Heikkojen elektrolyyttien dissosiaatioprosessi on palautuva ja noudattaa massatoiminnan lakia. Yleinen kemia: oppikirja / A. V. Zholnin ... Kemialliset termit

Aineet, joilla on ionijohtavuus; Niitä kutsutaan toisen tyyppisiksi johtimiksi; virran kulkemiseen niiden läpi liittyy aineen siirtyminen. Elektrolyyttejä ovat sulat suolat, oksidit tai hydroksidit sekä (mitä esiintyy merkittävästi... ... Collier's Encyclopedia

Laajassa merkityksessä nestemäiset tai kiinteät järjestelmät, joissa ioneja on läsnä huomattavassa pitoisuudessa, mikä aiheuttaa sähkön kulkeutumisen niiden läpi. virta (ioninjohtavuus); suppeassa merkityksessä va:ssa, jotka hajoavat p re ioneiksi. Kun liuotetaan E....... Fyysinen tietosanakirja

Elektrolyytit- nestemäiset tai kiinteät aineet, joissa elektrolyyttisen dissosiaation seurauksena muodostuu ioneja missä tahansa havaittavassa pitoisuudessa, mikä aiheuttaa tasavirran kulkeutumisen. Elektrolyytit liuoksissa...... Ensyklopedinen metallurgian sanakirja

va:ssa, jossa ioneja on havaittavissa pitoisuuksina aiheuttaen sähkön kulkeutumisen. virta (ioninjohtavuus). E. soitti myös. toisen tyyppiset johtimet. Sanan suppeassa merkityksessä E. in va, molekyylit, jotka ovat p re johtuen elektrolyyttisestä ... ... Kemiallinen tietosanakirja

- (Electro... ja kreikkalaisista sanoista lytos hajotettu, liukeneva) nestemäiset tai kiinteät aineet ja järjestelmät, joissa ioneja on läsnä missä tahansa havaittavassa pitoisuudessa, mikä aiheuttaa sähkövirran kulkeutumisen. Suppeassa merkityksessä E....... Suuri Neuvostoliiton tietosanakirja

Tällä termillä on muita merkityksiä, katso Dissosiaatio. Elektrolyyttinen dissosiaatio on prosessi, jossa elektrolyytit hajoavat ioneiksi, kun se liukenee tai sulaa. Sisältö 1 Dissosiaatio ratkaisuissa 2 ... Wikipedia

Elektrolyytti on aine, jonka sula tai liuos johtaa sähkövirtaa dissosioituessaan ioneiksi, mutta aine itse ei johda sähkövirtaa. Esimerkkejä elektrolyyteistä ovat happojen, suolojen ja emästen liuokset... ... Wikipedia

Elektrolyytti on kemiallinen termi, joka tarkoittaa ainetta, jonka sula tai liuos johtaa sähkövirtaa dissosioituessaan ioneiksi. Esimerkkejä elektrolyyteistä ovat hapot, suolat ja emäkset. Elektrolyytit ovat toisen tyyppisiä johtimia, ... ... Wikipedia

Heikot elektrolyytit- aineet, jotka hajoavat osittain ioneiksi. Heikkojen elektrolyyttien liuokset sisältävät ionien ohella dissosioitumattomia molekyylejä. Heikot elektrolyytit eivät voi tuottaa suuria ionipitoisuuksia liuoksessa. Heikot elektrolyytit sisältävät:

1) melkein kaikki orgaaniset hapot (CH3COOH, C2H5COOH jne.);

2) jotkut epäorgaaniset hapot (H2CO3, H2S jne.);

3) lähes kaikki suolat, emäkset ja ammoniumhydroksidi Ca 3 (PO 4) 2, jotka liukenevat heikosti veteen; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Ne johtavat sähköä huonosti (tai eivät melkein ollenkaan).

Ionipitoisuudet heikkojen elektrolyyttien liuoksissa on laadullisesti karakterisoitu asteella ja dissosiaatiovakiolla.

Dissosiaatioaste ilmaistaan ​​yksikön murto-osina tai prosentteina (a = 0,3 on tavanomainen raja jakamiselle vahvoihin ja heikkoihin elektrolyytteihin).

Dissosiaatioaste riippuu heikon elektrolyyttiliuoksen pitoisuudesta. Kun laimennetaan vedellä, dissosiaatioaste kasvaa aina, koska liuotinmolekyylien (H 2 O) määrä liukenevaa ainemolekyyliä kohti kasvaa. Le Chatelier'n periaatteen mukaan elektrolyyttisen dissosiaation tasapainon tulisi tässä tapauksessa siirtyä tuotteiden muodostumisen suuntaan, ts. hydratoituneita ioneja.

Elektrolyyttisen dissosiaation aste riippuu liuoksen lämpötilasta. Tyypillisesti lämpötilan noustessa dissosiaatioaste kasvaa, koska molekyylien sidokset aktivoituvat, niistä tulee liikkuvampia ja helpompi ionisoida. Ionien pitoisuus heikon elektrolyyttiliuoksessa voidaan laskea dissosiaatioasteella a ja aineen alkupitoisuus c ratkaisussa.

HAn = H + + An-.

Tämän reaktion tasapainovakio K p on dissosiaatiovakio K d:

K d = . / . (10.11)

Jos ilmaistamme tasapainopitoisuudet heikon elektrolyytin C konsentraationa ja sen dissosiaatioasteena α, saadaan:

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

Tätä suhdetta kutsutaan Ostwaldin laimennuslaki. Erittäin heikoille elektrolyyteille arvolla α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

Tästä voidaan päätellä, että äärettömällä laimennuksella dissosiaatioaste α pyrkii ykseyteen.

Protolyyttinen tasapaino vedessä:

,

,

Vakiolämpötilassa laimeissa liuoksissa veden pitoisuus vedessä on vakio ja yhtä suuri kuin 55,5, ( )

, (10.15)

jossa K in on veden ioninen tuote.

Sitten = 10 -7. Käytännössä mittauksen ja tallennuksen mukavuuden vuoksi arvona käytetään hapon tai emäksen vahvuuden vetyindeksiä (kriteeriä). samalla lailla .

Yhtälöstä (11.15): . Kun pH = 7 – liuosreaktio on neutraali, pH:ssa<7 – кислая, а при pH>7 – emäksinen.

Normaaleissa olosuhteissa (0°C):

, Sitten

Kuva 10.4 - Eri aineiden ja järjestelmien pH

10.7 Vahvat elektrolyyttiliuokset

Vahvat elektrolyytit ovat aineita, jotka veteen liuotettuina hajoavat lähes kokonaan ioneiksi. Vahvoja elektrolyyttejä ovat pääsääntöisesti aineet, joissa on ionisia tai erittäin polaarisia sidoksia: kaikki hyvin liukenevat suolat, vahvat hapot (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ja vahvat emäkset (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

Vahvassa elektrolyyttiliuoksessa liuennut aine löytyy pääasiassa ionien (kationien ja anionien) muodossa; dissosioitumattomat molekyylit ovat käytännössä poissa.

Perusero vahvojen ja heikkojen elektrolyyttien välillä on, että vahvojen elektrolyyttien dissosiaatiotasapaino on siirtynyt kokonaan oikealle:

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

ja siksi tasapaino- (dissosiaatio-)vakio osoittautuu epävarmaksi suureksi. Sähkönjohtavuuden väheneminen vahvan elektrolyytin pitoisuuden kasvaessa johtuu ionien sähköstaattisesta vuorovaikutuksesta.

Hollantilainen tiedemies Petrus Josephus Wilhelmus Debye ja saksalainen tiedemies Erich Hückel ehdottaneet mallia, joka muodosti vahvojen elektrolyyttien teorian perustan, olettivat:

1) elektrolyytti dissosioituu täysin, mutta suhteellisen laimeissa liuoksissa (C M = 0,01 mol. l -1);

2) jokaista ionia ympäröi vastakkaisen merkin ionien kuori. Jokainen näistä ioneista vuorostaan ​​solvatoituu. Tätä ympäristöä kutsutaan ioniseksi ilmakehoksi. Vastakkaisten merkkien ionien elektrolyyttisessä vuorovaikutuksessa on otettava huomioon ionisen ilmakehän vaikutus. Kun kationi liikkuu sähköstaattisessa kentässä, ioninen ilmakehä muuttuu; se paksunee hänen edessään ja ohenee hänen takanaan. Tällä ionisen ilmakehän epäsymmetrialla on estävämpi vaikutus kationin liikkeisiin, mitä suurempi on elektrolyyttien pitoisuus ja sitä suurempi ionien varaus. Näissä järjestelmissä keskittymisen käsite muuttuu moniselitteiseksi ja se on korvattava toiminnalla. Binääriselle yksivarauselektrolyytille KatAn = Kat + + An - kationin (a +) ja anionin (a -) aktiivisuus on vastaavasti sama.

a + = γ +. C+, a- = γ-. C - , (10.16)

jossa C+ ja C- ovat vastaavasti kationin ja anionin analyyttiset pitoisuudet;

γ + ja γ - ovat niiden aktiivisuuskertoimet.

(10.17)

Jokaisen ionin aktiivisuutta on mahdotonta määrittää erikseen, joten yksilatauksisille elektrolyyteille käytetään aktiivisuuksien geometrisia keskiarvoja.

ja aktiivisuuskertoimet:

Debye-Hückel-aktiivisuuskerroin riippuu ainakin lämpötilasta, liuottimen dielektrisyysvakiosta (ε) ja ionivahvuudesta (I); jälkimmäinen toimii liuoksessa olevien ionien synnyttämän sähkökentän voimakkuuden mittana.

Tietyn elektrolyytin ionivahvuus ilmaistaan ​​Debye-Hückel-yhtälöllä:

Ionivahvuus puolestaan ​​on yhtä suuri kuin

jossa C on analyyttinen pitoisuus;

z on kationin tai anionin varaus.

Yksittäisvarautetun elektrolyytin ionivahvuus on sama kuin pitoisuus. Siten NaCl:lla ja Na 2SO 4:lla samoissa pitoisuuksissa on eri ionivahvuudet. Voimakkaiden elektrolyyttien liuosten ominaisuuksien vertailu voidaan suorittaa vain, kun ionivahvuudet ovat samat; pienetkin epäpuhtaudet muuttavat dramaattisesti elektrolyytin ominaisuuksia.

Kuva 10.5 - Riippuvuus