התיאוריה של ניתוק אלקטרוליטיהוצע על ידי המדען השבדי S. Arrhenius בשנת 1887.

דיסוציאציה אלקטרוליטית- זהו פירוק מולקולות אלקטרוליטים עם היווצרות של יונים טעונים חיובית (קטיונים) ויונים בעלי מטען שלילי (אניונים) בתמיסה.

לדוגמה, חומצה אצטית מתפרקת לתוך תמיסה מימית:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

דיסוציאציה היא תהליך הפיך. אבל אלקטרוליטים שונים מתנתקים בצורה שונה. המידה תלויה באופי האלקטרוליט, בריכוזו, באופי הממס, תנאים חיצוניים(טמפרטורה, לחץ).

דרגת דיסוציאציה α -היחס בין מספר המולקולות שהתפרקו ליונים ל מספר כוללמולקולות:

α=v´(x)/v(x).

התואר יכול להשתנות מ-0 ל-1 (מהיעדר דיסוציאציה ועד להשלמתו המלאה). מצוין באחוזים. זה נקבע בניסוי. במהלך פירוק האלקטרוליט, מספר החלקיקים בתמיסה עולה. מידת הדיסוציאציה מצביעה על חוזק האלקטרוליט.

לְהַבחִין חָזָקו אלקטרוליטים חלשים.

אלקטרוליטים חזקים- אלו הם אלקטרוליטים, שמידת הניתוק שלהם עולה על 30%.

אלקטרוליטים בעוצמה בינונית- אלו אלו שמידת הדיסוציאציה שלהם מתחלקת בטווח שבין 3% ל-30%.

אלקטרוליטים חלשים- מידת הדיסוציאציה בתמיסה מימית של 0.1 M היא פחות מ-3%.

דוגמאות לאלקטרוליטים חלשים וחזקים.

אלקטרוליטים חזקים בתמיסות מדוללות מתפרקים לחלוטין ליונים, כלומר. α = 1. אבל ניסויים מראים שדיסוציאציה לא יכולה להיות שווה ל-1, יש לה ערך משוער, אבל לא שווה ל-1. זה לא דיסוציאציה אמיתית, אלא לכאורה.

לדוגמה, תן חיבור כלשהו α = 0.7. הָהֵן. לפי תיאוריית Arrhenius, 30% מהמולקולות הלא מנותקות "צפות" בתמיסה. ו-70% יצרו יונים חופשיים. והתיאוריה האלקטרוסטטית נותנת הגדרה שונה למושג זה: אם α \u003d 0.7, אז כל המולקולות מתפרקות ליונים, אבל היונים חופשיים רק ב-70%, ו-30% הנותרים קשורים לאינטראקציות אלקטרוסטטיות.

מידת הדיסוציאציה הנראית לעין.

מידת הניתוק תלויה לא רק באופי הממס והמומס, אלא גם בריכוז התמיסה ובטמפרטורה.

ניתן לייצג את משוואת הדיסוציאציה באופן הבא:

AK ⇄ A- + K + .

ומידת הדיסוציאציה יכולה להתבטא באופן הבא:

עם עלייה בריכוז התמיסה יורדת מידת הניתוק של האלקטרוליט. הָהֵן. ערך התואר עבור אלקטרוליט מסוים אינו ערך קבוע.

מכיוון שדיסוציאציה היא תהליך הפיך, ניתן לכתוב את משוואות קצב התגובה באופן הבא:

אם דיסוציאציה היא שיווי משקל, אז השיעורים שווים וכתוצאה מכך אנו מקבלים קבוע שיווי משקל(קבוע דיסוציאציה):

K תלוי באופי הממס ובטמפרטורה, אך אינו תלוי בריכוז התמיסות. ניתן לראות מהמשוואה שככל שיש יותר מולקולות שאינן מפורקות, כך ערך קבוע פירוק האלקטרוליט נמוך יותר.

חומצות רב-בסיסיותלהתנתק בשלבים, ולכל צעד יש ערך משלו של קבוע הדיסוציאציה.

אם חומצה רב-בסיסית מתנתקת, אז הפרוטון הראשון מתפצל הכי קל, וככל שמטען האניון גדל, המשיכה גדלה, ולכן הפרוטון מתפצל הרבה יותר קשה. לדוגמה,

קבועי הדיסוציאציה של חומצה זרחתית בכל שלב צריכים להיות שונים מאוד:

אני - שלב:

II - שלב:

III - שלב:

בשלב הראשון חומצה זרחתית היא חומצה בעלת חוזק בינוני, ובשלב 2 היא חלשה, בשלב 3 היא חלשה מאוד.

דוגמאות לקבועי שיווי משקל עבור כמה תמיסות אלקטרוליטים.

שקול דוגמה:

אם מוסיפים נחושת מתכתית לתמיסה המכילה יוני כסף, אזי ברגע של שיווי המשקל, ריכוז יוני הנחושת צריך להיות גדול מריכוז הכסף.

אבל לקבוע יש ערך נמוך:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

מה שמרמז שעד שהושג שיווי משקל, מעט מאוד כסף כלוריד התמוסס.

ריכוז הנחושת והכסף המתכתי מוכנסים לקבוע שיווי המשקל.

תוצר יוני של מים.

הטבלה שלהלן מכילה נתונים:

הקבוע הזה נקרא תוצר יונים של מים, שתלוי רק בטמפרטורה. לפי דיסוציאציה, יש יון הידרוקסיד אחד עבור יון H+1. IN מים נקייםהריכוז של יונים אלה זהה: [ ח + ] = [אה - ].

לפיכך, [ ח + ] = [אה- ] = = 10-7 מול/ליטר.

אם מוסיפים למים חומר זר, כמו חומצה הידרוכלורית, ריכוז יוני המימן יגדל, אך תוצר היונים של המים אינו תלוי בריכוז.

ואם אתה מוסיף אלקלי, אז ריכוז היונים יגדל, וכמות המימן תקטן.

ריכוז וקשורים זה בזה: ככל שערך אחד יותר, כך השני פחות.

החומציות של התמיסה (pH).

החומציות של תמיסות מתבטאת בדרך כלל בריכוז היונים H + .בסביבות חומציות pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 מול/ליטר, באלקליין - pH> 10 -7 מול/ליטר.
החומציות של תמיסה מתבטאת במונחים של הלוגריתם השלילי של ריכוז יוני המימן, וקוראים לזה pH.

pH = -lg[ ח + ].

הקשר בין הקבוע למידת הדיסוציאציה.

שקול דוגמה להתנתקות של חומצה אצטית:

בוא נמצא קבוע:

ריכוז מולארי С=1/V, נחליף לתוך המשוואה ונקבל:

המשוואות האלה הן לפי חוק הרבייה של W. Ostwald, לפיו קבוע הדיסוציאציה של האלקטרוליט אינו תלוי בדילול התמיסה.

ניתן לחלק את כל החומרים לאלקטרוליטים ולא-אלקטרוליטים. אלקטרוליטים כוללים חומרים שתמיסותיהם או ההמסות שלהם מוליכות זרם חשמלי (לדוגמה, תמיסות מימיות או נמסים של KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). חומרים שאינם אלקטרוליטים אינם מוליכים זרם חשמלי כאשר הם נמסים או מומסים (סוכר, אלכוהול, אצטון וכו').

אלקטרוליטים מחולקים לחזקים וחלשים. אלקטרוליטים חזקים בתמיסות או נמס מתפרקים לחלוטין ליונים. כשכותבים משוואות תגובה כימיתזה מסומן בקו תחתון עם חץ בכיוון אחד, לדוגמה:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

אלקטרוליטים חזקים כוללים חומרים בעלי מבנה גבישי הטרופולארי או יוני (טבלה 1.1).

טבלה 1.1 אלקטרוליטים חזקים

אלקטרוליטים חלשים מתפרקים ליונים רק באופן חלקי. יחד עם יונים, בהמסות או בתמיסות של חומרים אלה, הרוב המכריע של מולקולות לא מנותקות נמצאות. בפתרונות אלקטרוליטים חלשיםבמקביל לניתוק, התהליך ההפוך ממשיך - אסוציאציה, כלומר שילוב של יונים למולקולות. בעת כתיבת משוואת התגובה, הדבר מודגש על ידי שני חצים מכוונים הפוכים.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

אלקטרוליטים חלשים כוללים חומרים בעלי סוג הומיאופולארי של סריג גביש (טבלה 1.2).

טבלה 1.2 אלקטרוליטים חלשים

מצב שיווי המשקל של אלקטרוליט חלש בתמיסה מימית מאופיין כמותית במידת הניתוק האלקטרוליטי וקבוע הניתוק האלקטרוליטי.

דרגת הניתוק האלקטרוליטי α היא היחס בין מספר המולקולות שפורקו ליונים למספר הכולל של מולקולות אלקטרוליטים מומסים:

מידת הדיסוציאציה מציינת באיזה חלק סה"כאלקטרוליט מומס מתפרק ליונים ותלוי באופי האלקטרוליט והממס, כמו גם בריכוז החומר בתמיסה, יש לו ערך חסר מימד, אם כי הוא מבוטא בדרך כלל באחוזים. עם דילול אינסופי של תמיסת האלקטרוליטים, דרגת הפירוק מתקרבת לאחדות, התואמת לפירוק השלם, 100%, של מולקולות המומסים ליונים. לתמיסות של אלקטרוליטים חלשים 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.

באופן כללי, תגובה כימית הפיכה יכולה להיות מיוצגת כך:

א A+ בב ד ד D+ הה

קצב התגובה עומד ביחס ישר לתוצר של ריכוז החלקיקים המגיבים בחזקת המקדמים הסטוכיומטריים שלהם. ואז לתגובה הישירה

V 1 = ק 1[A] א[ב] ב,

וקצב התגובה ההפוכה

V 2 = ק 2[D] ד[E] ה.

בנקודת זמן מסוימת, שיעורי התגובות קדימה ואחורה ישתוו, כלומר.

מצב זה נקרא שיווי משקל כימי. מכאן

ק 1[A] א[ב] ב=ק 2[D] ד[E] ה

קיבוץ הקבועים בצד אחד והמשתנים בצד השני, נקבל:

לפיכך, עבור תגובה כימית הפיכה במצב של שיווי משקל, המכפלה של ריכוזי שיווי המשקל של תוצרי התגובה בחזקת המקדמים הסטוכיומטריים שלהם, הקשורים לאותו תוצר עבור חומרי המוצא, הוא ערך קבוע בטמפרטורה ולחץ נתונים. . ערך מספרי של קבוע שיווי המשקל הכימי לאינו תלוי בריכוז המגיבים. לדוגמה, קבוע שיווי המשקל לניתוק החומצה החנקתית, בהתאם לחוק הפעולה המונית, יכול להיכתב כך:

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

.

הערך ק אנקרא קבוע הדיסוציאציה של החומצה, במקרה זה ניטרוס.

קבוע הדיסוציאציה של בסיס חלש מתבטא באופן דומה. לדוגמה, עבור תגובת פירוק האמוניה:

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

.

הערך ק בנקרא קבוע הדיסוציאציה של הבסיס, במקרה זה אמוניה. ככל שקבוע הדיסוציאציה של האלקטרוליט גבוה יותר, כך האלקטרוליט מתנתק יותר וריכוז היונים שלו בתמיסה בשיווי משקל גבוה יותר. יש קשר בין מידת הדיסוציאציה לבין קבוע הדיסוציאציה של אלקטרוליט חלש:

זהו ביטוי מתמטי של חוק דילול אוסטוולד: כאשר אלקטרוליט חלש מדולל, מידת הניתוק שלו עולה. עבור אלקטרוליטים חלשים ב- ל≤1∙10 -4 ו עם≥0.1 מול/ליטר השתמש בביטוי הפשוט:

ל= α 2 ∙עםאו α

דוגמה1. חשב את מידת הניתוק והריכוז של יונים ו-[NH 4+] בתמיסת אמוניום הידרוקסיד של 0.1 M אם ל NH 4 OH \u003d 1.76 ∙ 10 -5

נתון: NH 4 OH

ל NH 4 OH \u003d 1.76 ∙ 10 -5

פִּתָרוֹן:

מכיוון שהאלקטרוליט די חלש ( ל-NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

או 1.33%

ריכוז היונים בתמיסת אלקטרוליט בינארית שווה ל ג∙α, מכיוון שהאלקטרוליט הבינארי מיינן עם היווצרות של קטיון אחד ואניון אחד, אז \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0.1 1.33 10 -2 \u003d 1.33 10 -3 (מול / ליטר).

תשובה:α=1.33%; \u003d [ NH 4 + ] \u003d 1.33 ∙ 10 -3 מול/ליטר.

תיאוריה של אלקטרוליטים חזקים

אלקטרוליטים חזקים בתמיסות ונמסים מתפרקים לחלוטין ליונים. עם זאת, מחקרים ניסיוניים על המוליכות החשמלית של תמיסות של אלקטרוליטים חזקים מראים כי ערכו מוזל במקצת בהשוואה למוליכות החשמלית שאמורה להיות ב-100% דיסוציאציה. אי התאמה זו מוסברת על ידי התיאוריה של אלקטרוליטים חזקים שהוצעו על ידי דבי והוקל. לפי תיאוריה זו, בתמיסות של אלקטרוליטים חזקים, יש אינטראקציה אלקטרוסטטית בין יונים. סביב כל יון נוצרת "אטמוספרה יונית" מיונים בעלי מטען הפוך, מה שמאט את תנועת היונים בתמיסה כאשר מועבר זרם חשמלי ישר. בנוסף לאינטראקציה האלקטרוסטטית של יונים, בתמיסות מרוכזות יש צורך לקחת בחשבון את הקשר של יונים. השפעת הכוחות האינטריוניים יוצרת אפקט של ניתוק לא שלם של מולקולות, כלומר. מידת הדיסוציאציה לכאורה. הערך של α שנקבע בניסוי תמיד נמוך במקצת מה-α האמיתי. לדוגמה, בתמיסת 0.1 M Na 2 SO 4, הערך הניסוי α = 45%. כדי לקחת בחשבון גורמים אלקטרוסטטיים בתמיסות של אלקטרוליטים חזקים, נעשה שימוש במושג הפעילות (א).פעילותו של יון נקראת הריכוז האפקטיבי או לכאורה, לפיו פועל היון בתמיסה. פעילות וריכוז אמיתי קשורים בביטוי:

איפה ו-מקדם פעילות, המאפיין את מידת הסטייה של המערכת מהאידיאל עקב אינטראקציות אלקטרוסטטיות של יונים.

מקדמי הפעילות של יונים תלויים בערך של µ, הנקרא חוזק יוני של התמיסה. חוזק יוני של תמיסה הוא מדד לאינטראקציה האלקטרוסטטית של כל היונים המצויים בתמיסה ושווה למחצית מסכום תוצרי הריכוזים (עם)של כל אחד מהיונים המצויים בתמיסה לכל ריבוע של מספר המטען שלו (z):

.

בתמיסות מדוללות (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 = גוגורם הפעילות הוא 1. זה אומר שאין כמעט אינטראקציות אלקטרוסטטיות. בתמיסות מרוכזות מאוד (µ>1M), מקדמי הפעילות של יונים יכולים להיות גדולים מאחד. הקשר בין מקדם הפעילות לחוזק היוני של התמיסה מתבטא בנוסחאות:

בְּ- µ <10 -2

ב-10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µב-0.1<µ <1

קבוע שיווי המשקל המתבטא במונחים של פעילויות נקרא תרמודינמי. למשל, לתגובה

א A+ בב ד D+ הה

לקבוע התרמודינמי יש את הצורה:

זה תלוי בטמפרטורה, בלחץ ובאופי הממס.

מאז הפעילות של החלקיק, אז

איפה ל C הוא קבוע שיווי משקל הריכוז.

מַשְׁמָעוּת ל C תלוי לא רק בטמפרטורה, באופי הממס ובלחץ, אלא גם בחוזק היוני M. מכיוון שקבועים תרמודינמיים תלויים במספר הקטן ביותר של גורמים, הם, לפיכך, המאפיינים הבסיסיים ביותר של שיווי המשקל. לכן, בספרי עיון, ניתנים קבועים תרמודינמיים. ערכי הקבועים התרמודינמיים של כמה אלקטרוליטים חלשים ניתנים בנספח של מדריך זה. \u003d 0.024 מול/ליטר.

עם עלייה במטען היון יורדים מקדם הפעילות ופעילות היון.

שאלות לשליטה עצמית:

1. מהי מערכת אידיאלית? ציין את הסיבות העיקריות לסטייה של מערכת אמיתית ממערכת אידיאלית.
2. מהי מידת הניתוק של אלקטרוליטים?
3. תן דוגמאות לאלקטרוליטים חזקים וחלשים.
4. מה הקשר בין קבוע הדיסוציאציה למידת הדיסוציאציה של אלקטרוליט חלש? הביעו זאת בצורה מתמטית.
5. מהי פעילות? כיצד קשורים פעילותו של יון והריכוז האמיתי שלו?
6. מהו גורם פעילות?
7. כיצד מטען יון משפיע על ערך מקדם הפעילות?
8. מה החוזק היוני של תמיסה, הביטוי המתמטי שלו?
9. רשמו את הנוסחאות לחישוב מקדמי הפעילות של יונים בודדים בהתאם לחוזק היוני של התמיסה.
10. נסח את חוק הפעולה ההמונית ובטא אותו באופן מתמטי.
11. מהו קבוע שיווי המשקל התרמודינמי? אילו גורמים משפיעים על ערכו?
12. מהו קבוע שיווי משקל הריכוז? אילו גורמים משפיעים על ערכו?
13. כיצד קשורים קבועי שיווי משקל תרמודינמיים וריכוזים?
14. עד כמה ערך מקדם הפעילות יכול להשתנות?
15. מהן ההוראות העיקריות של התיאוריה של אלקטרוליטים חזקים?

אלקטרוליטים חזקים, כאשר הם מומסים במים, מתפרקים כמעט לחלוטין ליונים, ללא קשר לריכוזם בתמיסה.

לכן, במשוואות הדיסוציאציה של אלקטרוליטים חזקים שימו סימן שוויון (=).

אלקטרוליטים חזקים כוללים:

מלחים מסיסים;

חומצות אנאורגניות רבות: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

בסיסים הנוצרים על ידי מתכות אלקליות (LiOH, NaOH, KOH וכו') ומתכות אדמה אלקליות (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

אלקטרוליטים חלשים בתמיסות מימיות מתפרקים רק חלקית (הפיכה) ליונים.

לכן, סימן ההפיכות (⇄) מוכנס במשוואות הדיסוציאציה עבור אלקטרוליטים חלשים.

אלקטרוליטים חלשים כוללים:

כמעט כל החומצות האורגניות והמים;

כמה חומצות אנאורגניות: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 וכו';

הידרוקסידי מתכת בלתי מסיסים: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 וכו'.

משוואות תגובה יונית

משוואות תגובה יונית
תגובות כימיות בתמיסות אלקטרוליטים (חומצות, בסיסים ומלחים) מתרחשות בהשתתפות יונים. התמיסה הסופית עשויה להישאר שקופה (המוצרים מסיסים מאוד במים), אך אחד המוצרים יתברר כאלקטרוליט חלש; במקרים אחרים, ייצפו משקעים או התפתחות גזים.

עבור תגובות בתמיסות הכוללות יונים, לא רק המשוואה המולקולרית מורכבת, אלא גם את המשוואות היוניות המלאות והיוניות הקצרות.
במשוואות יוניות, לפי הצעתו של הכימאי הצרפתי ק.-ל. Berthollet (1801), כל האלקטרוליטים החזקים והמסיסים היטב נכתבים בצורה של נוסחאות יונים, ומשקעים, גזים ואלקטרוליטים חלשים נכתבים בצורה של נוסחאות מולקולריות. משקעים מסומנים בסימן חץ למטה (↓), היווצרות גז מסומנת בסימן חץ למעלה (). דוגמה לכתיבת משוואת התגובה לפי כלל Berthollet:

א) משוואה מולקולרית
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
ב) משוואה יונית מלאה
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - גז, H2O - אלקטרוליט חלש)
ג) משוואה יונית קצרה
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

בדרך כלל, בעת הכתיבה, הם מוגבלים למשוואה יונית קצרה, כאשר ריאגנטים מוצקים מסומנים במדד (t), ריאגנטים גזיים - במדד (g). דוגמאות:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 כמעט בלתי מסיס במים
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(משוואות יוניות מלאות וקצרות זהות)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(רוב מלחי החומצה מסיסים מאוד במים).

אם אלקטרוליטים חזקים אינם משתתפים בתגובה, אין צורה יונית של המשוואה:

Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O

כרטיס מס' 23

הידרוליזה של מלח

הידרוליזה של מלח היא האינטראקציה של יוני מלח עם מים ליצירת חלקיקים מתפרקים נמוך.

הידרוליזה, פשוטו כמשמעו, היא פירוק על ידי מים. על ידי מתן הגדרה זו של התגובה של הידרוליזה של מלחים, נדגיש כי מלחים בתמיסה הם בצורת יונים, וכי הכוח המניע של התגובה הוא היווצרות של חלקיקים מתנתקים מעט (כלל כללי עבור תגובות רבות בתמיסות) .

הידרוליזה מתרחשת רק במקרים שבהם היונים הנוצרים כתוצאה מהתנתקות אלקטרוליטית של המלח - קטיון, אניון או שניהם יחד - מסוגלים ליצור תרכובות מתנתקות חלש עם יוני מים, וזה, בתורו, מתרחש כאשר הקטיון מקוטב חזק (קטיון בסיס חלש), והאניון מקוטב בקלות (אניון חומצה חלש). זה משנה את ה-pH של המדיום. אם הקטיון יוצר בסיס חזק, והאניון יוצר חומצה חזקה, אז הם לא עוברים הידרוליזה.

1. הידרוליזה של מלח של בסיס חלש וחומצה חזקהעובר דרך הקטיון, זה עלול ליצור בסיס חלש או מלח בסיסי וה-pH של התמיסה יקטן

2. הידרוליזה של מלח של חומצה חלשה ובסיס חזקעובר דרך האניון, עלול להיווצר חומצה חלשה או מלח חומצי וה-pH של התמיסה יעלה

3. הידרוליזה של מלח של בסיס חלש וחומצה חלשהבדרך כלל עובר ליצירת חומצה חלשה ובסיס חלש; ה-pH של התמיסה במקרה זה שונה מעט מ-7 ונקבע על ידי החוזק היחסי של החומצה והבסיס

4. הידרוליזה של מלח של בסיס חזק וחומצה חזקה אינה ממשיכה

שאלה 24 סיווג תחמוצות

תחמוצותנקראים חומרים מורכבים, שהרכב המולקולות שלהם כולל אטומי חמצן במצב חמצון - 2 ואלמנט אחר.

תחמוצותניתן להשיג על ידי אינטראקציה ישירה של חמצן עם יסוד אחר, או בעקיפין (למשל, על ידי פירוק של מלחים, בסיסים, חומצות). בתנאים רגילים, תחמוצות נמצאות במצב מוצק, נוזלי וגזי, סוג זה של תרכובות נפוץ מאוד בטבע. תחמוצות נמצאות בקרום כדור הארץ. חלודה, חול, מים, פחמן דו חמצני הם תחמוצות.

תחמוצות יוצרות מלח לדוגמה,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

תחמוצות יוצרות מלח- אלו תחמוצות היוצרות מלחים כתוצאה מתגובות כימיות. אלו הן תחמוצות של מתכות ולא-מתכות, אשר בעת אינטראקציה עם מים, יוצרות את החומצות המתאימות, ובאינטראקציה עם בסיסים, המלחים החומציים והנורמליים התואמים. לדוגמה,תחמוצת נחושת (CuO) היא תחמוצת יוצרת מלח, כי, למשל, כאשר היא מגיבה עם חומצה הידרוכלורית (HCl), נוצר מלח:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

כתוצאה מתגובות כימיות, ניתן להשיג מלחים אחרים:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

תחמוצות שאינן יוצרות מלחנקראים תחמוצות שאינן יוצרות מלחים. דוגמה לכך היא CO, N 2 O, NO.

שנמצאים בשיווי משקל דינמי עם מולקולות לא מפורקות. אלקטרוליטים חלשים כוללים את רוב החומצות האורגניות ובסיסים אורגניים רבים בתמיסות מימיות ולא מימיות.

אלקטרוליטים חלשים הם:

• כמעט כל החומצות האורגניות והמים;
• כמה חומצות אנאורגניות: HF, HClO, HClO 2, HNO 2, HCN, H 2 S, HBrO, H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 2 SO 3 ואחרים;
• כמה הידרוקסידי מתכת מסיסים בקושי: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 ואחרים; כמו גם אמוניום הידרוקסיד NH 4 OH.

סִפְרוּת

• מ"י רביך-שרבו. V. V. Novikov "כימיה פיזיקלית וקולואידלית" M: בית ספר גבוה, 1975

קרן ויקימדיה. 2010 .

ראה מה זה "אלקטרוליטים חלשים" במילונים אחרים:

אלקטרוליטים חלשים- - אלקטרוליטים, מתנתקים מעט בתמיסות מימיות ליונים. תהליך הניתוק של אלקטרוליטים חלשים הוא הפיך ומציית לחוק הפעולה ההמונית. כימיה כללית: ספר לימוד / א. ו. ז'ולנין ... מונחים כימיים

חומרים בעלי מוליכות יונית; הם נקראים מוליכים מהסוג השני, מעבר הזרם דרכם מלווה בהעברת חומר. אלקטרוליטים כוללים מלחים מותכים, תחמוצות או הידרוקסידים, כמו גם (שמתרחש באופן משמעותי ... ... אנציקלופדיית קולייר

במובן הרחב, נוזל או מוצק ב- va ומערכות, בהן נמצאים יונים בריכוז ניכר, הגורם למעבר חשמל דרכם. זרם (מוליכות יונית); במובן הצר ל-va, שמתפרקים ליונים בפרה. בעת המסת E ... ... אנציקלופדיה פיזית

אלקטרוליטים- חומרים נוזליים או מוצקים שבהם, כתוצאה מניתוק אלקטרוליטי, נוצרים יונים בכל ריכוז ניכר, הגורמים למעבר זרם חשמלי ישר. אלקטרוליטים בתמיסות ... ... מילון אנציקלופדיות למטלורגיה

בווא, ב-k ryh בריכוז ניכר יש יונים הגורמים למעבר חשמלי. זרם (מוליכות יונית). ע' נקרא גם. מנצחים מהסוג השני. במובן הצר של המילה, E. in va, מולקולות ל-ryh in p re עקב אלקטרוליטי ... ... אנציקלופדיה כימית

- (מתוך אלקטרו ... ומיוונית lytos מתפרקים, מסיסים) חומרים ומערכות נוזלים או מוצקים שבהם נמצאים יונים בכל ריכוז מורגש, הגורמים למעבר זרם חשמלי. במובן הצר, E. ... ... האנציקלופדיה הסובייטית הגדולה

למונח זה יש משמעויות אחרות, ראה דיסוציאציה. פירוק אלקטרוליטי הוא תהליך פירוק אלקטרוליט ליונים כאשר הוא מתמוסס או נמס. תוכן 1 דיסוציאציה בפתרונות 2 ... ויקיפדיה

אלקטרוליט הוא חומר שההמסה או תמיסה שלו מוליכים זרם חשמלי עקב פירוק ליונים, אך החומר עצמו אינו מוליך זרם חשמלי. דוגמאות לאלקטרוליטים הן תמיסות של חומצות, מלחים ובסיסים ... ... ויקיפדיה

אלקטרוליט הוא מונח כימי המציין חומר שההמסה או הפתרון שלו מוליכים זרם חשמלי עקב ניתוק ליונים. דוגמאות לאלקטרוליטים הם חומצות, מלחים ובסיסים. אלקטרוליטים הם מוליכים מהסוג השני, ... ... ויקיפדיה

אלקטרוליטים חלשיםחומרים שמתפרקים חלקית ליונים. פתרונות של אלקטרוליטים חלשים, יחד עם יונים, מכילים מולקולות לא מפורקות. אלקטרוליטים חלשים אינם יכולים לתת ריכוז גבוה של יונים בתמיסה. אלקטרוליטים חלשים כוללים:

1) כמעט כל החומצות האורגניות (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH וכו');

2) כמה חומצות אנאורגניות (H 2 CO 3, H 2 S וכו');

3) כמעט כל המלחים המסיסים במים, הבסיסים והאמוניום הידרוקסיד Ca 3 (PO 4) 2; Cu(OH) 2; Al(OH)3; NH4OH;

הם מוליכים גרועים (או כמעט לא מוליכים) של חשמל.

ריכוזי יונים בתמיסות של אלקטרוליטים חלשים מאופיינים מבחינה איכותית בדרגה וקבוע הדיסוציאציה.

מידת הדיסוציאציה מתבטאת בשברים של יחידה או באחוזים (\u003d 0.3 הוא גבול החלוקה המותנית לאלקטרוליטים חזקים וחלשים).

מידת הדיסוציאציה תלויה בריכוז תמיסת האלקטרוליטים החלשה. כאשר מדולל במים, מידת הניתוק תמיד עולה, כי מספר מולקולות הממס (H 2 O) גדל לכל מולקולת מומס. על פי עקרון Le Chatelier, שיווי המשקל של ניתוק אלקטרוליטי במקרה זה צריך לעבור לכיוון היווצרות המוצר, כלומר. יונים לחות.

מידת הניתוק האלקטרוליטי תלויה בטמפרטורה של התמיסה. בדרך כלל, עם עליית הטמפרטורה, מידת הדיסוציאציה עולה, כי קשרים במולקולות מופעלים, הם נעשים ניידים יותר וקלים יותר ליינון. ניתן לחשב את ריכוז היונים בתמיסת אלקטרוליט חלשה בידיעה של מידת הדיסוציאציה אוהריכוז הראשוני של החומר גבפתרון.

HAN = H + + An - .

קבוע שיווי המשקל K p של תגובה זו הוא קבוע הדיסוציאציה K d:

K d = . / . (10.11)

אם נבטא את ריכוזי שיווי המשקל במונחים של ריכוז אלקטרוליט C חלש ומידת הניתוק שלו α, אז נקבל:

K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

מערכת יחסים זו נקראת חוק הדילול של אוסטוולד. עבור אלקטרוליטים חלשים מאוד ב-α<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

זה מאפשר לנו להסיק שבדילול אינסופי, מידת הדיסוציאציה α נוטה לאחדות.

שיווי משקל פרוטוליטי במים:

,

,

בטמפרטורה קבועה בתמיסות מדוללות, ריכוז המים במים קבוע ושווה ל-55.5, ( )

, (10.15)

כאשר K in הוא התוצר היוני של מים.

ואז =10 -7 . בפועל, בשל נוחות המדידה והרישום, נעשה שימוש בערך - ערך ה-pH, (קריטריון) של חוזק חומצה או בסיס. באופן דומה .

מתוך משוואה (11.15): . ב-pH = 7 - התגובה של התמיסה היא ניטרלית, ב-pH<7 – кислая, а при pH>7 - אלקליין.

בתנאים רגילים (0°C):

, לאחר מכן

איור 10.4 - pH של חומרים ומערכות שונות

10.7 פתרונות של אלקטרוליטים חזקים

אלקטרוליטים חזקים הם חומרים שכאשר הם מומסים במים, מתפרקים כמעט לחלוטין ליונים. ככלל, אלקטרוליטים חזקים כוללים חומרים בעלי קשרים יוניים או מאוד קוטביים: כל המלחים המסיסים ביותר, חומצות חזקות (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ובסיסים חזקים (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

בתמיסה של אלקטרוליט חזק, המומס נמצא בעיקר בצורת יונים (קטיונים ואניונים); מולקולות לא מפורקות כמעט חסרות.

ההבדל המהותי בין אלקטרוליטים חזקים וחלשים הוא ששיווי המשקל הדיסוציאציה של אלקטרוליטים חזקים מוסט לחלוטין ימינה:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

ולכן קבוע שיווי המשקל (דיסוציאציה) מתגלה כגודל בלתי מוגדר. הירידה במוליכות החשמלית עם הגדלת הריכוז של אלקטרוליט חזק נובעת מאינטראקציה אלקטרוסטטית של יונים.

המדען ההולנדי פטרוס יוספוס וילהלמוס דבי והמדען הגרמני אריך הוקל הניחו:

1) האלקטרוליט מתנתק לחלוטין, אך בתמיסות מדוללות יחסית (C M = 0.01 מול. l -1);

2) כל יון מוקף במעטפת של יונים בסימן ההפוך. בתורו, כל אחד מהיונים הללו מומס. סביבה זו נקראת האטמוספירה היונית. באינטראקציה האלקטרוליטית של יונים בעלי סימנים מנוגדים, יש צורך לקחת בחשבון את השפעת האטמוספירה היונית. כאשר קטיון נע בשדה אלקטרוסטטי, האטמוספירה היונית מעוותת; הוא מתעבה לפניו ומתדלדל מאחוריו. לאסימטריה זו של האטמוספירה היונית יש השפעה מעכבת יותר על תנועת הקטיון, ככל שריכוז האלקטרוליטים גבוה יותר ומטען היונים גדול יותר. במערכות אלו מושג הריכוז הופך להיות מעורפל ויש להחליפו בפעילות. עבור אלקטרוליט בינארי בעל מטען יחיד KatAn = Kat + + An - הפעילויות של הקטיון (a +) והאניון (a -), בהתאמה, הן

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

כאשר C + ו-C - הם הריכוזים האנליטיים של הקטיון והאניון, בהתאמה;

γ + ו- γ - - מקדמי הפעילות שלהם.

(10.17)

אי אפשר לקבוע את הפעילות של כל יון בנפרד, לכן, עבור אלקטרוליטים בעלי מטען יחיד, הערכים הממוצעים הגיאומטריים של הפעילויות i

ומקדמי פעילות:

מקדם הפעילות של Debye-Hückel תלוי לפחות בטמפרטורה, רשות הממס (ε) וחוזק יוני (I); האחרון משמש כמדד לעוצמת השדה החשמלי שנוצר על ידי יונים בתמיסה.

עבור אלקטרוליט נתון, החוזק היוני מבוטא על ידי משוואת Debye-Hückel:

החוזק היוני, בתורו, שווה ל

כאשר C הוא הריכוז האנליטי;

z הוא המטען של הקטיון או האניון.

עבור אלקטרוליט טעון יחיד, חוזק היוני זהה לריכוז. לפיכך, NaCl ו- Na 2 SO 4 באותם ריכוזים יהיו בעלי חוזק יוני שונה. השוואה בין המאפיינים של תמיסות של אלקטרוליטים חזקים יכולה להתבצע רק כאשר החוזקים היוניים זהים; אפילו זיהומים קטנים משנים באופן דרמטי את תכונות האלקטרוליט.

איור 10.5 - תלות