Elektrolītiskās disociācijas teorija ierosināja zviedru zinātnieks S. Arrhenius 1887. gadā.

Elektrolītiskā disociācija- tā ir elektrolītu molekulu sadalīšanās, šķīdumā veidojot pozitīvi lādētus (katjonus) un negatīvi lādētus (anjonus).

Piemēram, etiķskābe disociējas šādi: ūdens šķīdums:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

Disociācija ir atgriezenisks process. Bet dažādi elektrolīti disociējas atšķirīgi. Pakāpe ir atkarīga no elektrolīta rakstura, tā koncentrācijas, šķīdinātāja rakstura, ārējiem apstākļiem(temperatūra, spiediens).

Disociācijas pakāpe α - jonos sadalīto molekulu skaita attiecība pret kopējais skaits molekulas:

α=v´(x)/v(x).

Pakāpe var mainīties no 0 līdz 1 (no disociācijas neesamības līdz pilnīgai pabeigšanai). Norādīts procentos. Eksperimentāli noteikts. Kad elektrolīts disociējas, daļiņu skaits šķīdumā palielinās. Disociācijas pakāpe norāda uz elektrolīta stiprumu.

Atšķirt stiprs Un vāji elektrolīti.

Spēcīgi elektrolīti- tie ir tie elektrolīti, kuru disociācijas pakāpe pārsniedz 30%.

Vidēja stipruma elektrolīti- tie ir tie, kuru disociācijas pakāpe svārstās no 3% līdz 30%.

Vāji elektrolīti- disociācijas pakāpe 0,1 M ūdens šķīdumā ir mazāka par 3%.

Vāju un spēcīgu elektrolītu piemēri.

Spēcīgi elektrolīti atšķaidītos šķīdumos pilnībā sadalās jonos, t.i. α = 1. Taču eksperimenti rāda, ka disociācija nevar būt vienāda ar 1, tai ir aptuvenā vērtība, bet tā nav vienāda ar 1. Tā nav patiesa, bet šķietama disociācija.

Piemēram, izveidojiet savienojumu α = 0,7. Tie. saskaņā ar Arrhenius teoriju 30% nedisociēto molekulu “peld” šķīdumā. Un 70% veidoja brīvos jonus. Un elektrostatiskā teorija šim jēdzienam dod citu definīciju: ja α = 0,7, tad visas molekulas tiek disocītas jonos, bet joni ir tikai 70% brīvi, bet atlikušos 30% saista elektrostatiskā mijiedarbība.

Šķietamā disociācijas pakāpe.

Disociācijas pakāpe ir atkarīga ne tikai no šķīdinātāja un izšķīdušās vielas īpašībām, bet arī no šķīduma koncentrācijas un temperatūras.

Disociācijas vienādojumu var attēlot šādi:

AK ⇄ A- + K + .

Un disociācijas pakāpi var izteikt šādi:

Palielinoties šķīduma koncentrācijai, elektrolītu disociācijas pakāpe samazinās. Tie. pakāpes vērtība konkrētam elektrolītam nav nemainīga vērtība.

Tā kā disociācija ir atgriezenisks process, reakcijas ātruma vienādojumus var uzrakstīt šādi:

Ja disociācija ir līdzsvarota, tad likmes ir vienādas un rezultātā mēs iegūstam līdzsvara konstante(disociācijas konstante):

K ir atkarīgs no šķīdinātāja rakstura un temperatūras, bet nav atkarīgs no šķīdumu koncentrācijas. No vienādojuma ir skaidrs, ka jo vairāk ir nedisociētu molekulu, jo mazāka ir elektrolītu disociācijas konstantes vērtība.

Polibāziskās skābes disociē pakāpeniski, un katram solim ir sava disociācijas konstante vērtība.

Ja daudzvērtīgā skābe disociējas, tad visvieglāk tiek noņemts pirmais protons, bet, palielinoties anjona lādiņam, palielinās pievilcība, un tāpēc protonu ir daudz grūtāk noņemt. Piemēram,

Ortofosforskābes disociācijas konstantēm katrā posmā vajadzētu ievērojami atšķirties:

Es - posms:

II posms:

III posms:

Pirmajā posmā ortofosforskābe ir vidēja stipruma skābe, un 2. stadijā tā ir vāja, 3. posmā tā ir ļoti vāja.

Dažu elektrolītu šķīdumu līdzsvara konstantu piemēri.

Apskatīsim piemēru:

Ja sudraba jonus saturošam šķīdumam pievieno metālisku varu, tad līdzsvara brīdī vara jonu koncentrācijai jābūt lielākai par sudraba koncentrāciju.

Bet konstantei ir zema vērtība:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Tas liecina, ka līdz līdzsvara sasniegšanai ļoti maz sudraba hlorīda bija izšķīdis.

Metāliskā vara un sudraba koncentrācija ir iekļauta līdzsvara konstantē.

Jonu ūdens produkts.

Tālāk esošajā tabulā ir šādi dati:

Šo konstanti sauc jonu ūdens produkts, kas ir atkarīgs tikai no temperatūras. Saskaņā ar disociāciju uz 1 H+ jonu ir viens hidroksīda jons. IN tīrs ūdensšo jonu koncentrācija ir vienāda: [ H + ] = [Ak! - ].

No šejienes, [ H + ] = [Ak!- ] = = 10-7 mol/l.

Ja ūdenim pievienosiet svešu vielu, piemēram, sālsskābi, ūdeņraža jonu koncentrācija palielināsies, bet ūdens jonu produkts nav atkarīgs no koncentrācijas.

Un, ja pievienosit sārmu, jonu koncentrācija palielināsies, un ūdeņraža daudzums samazināsies.

Koncentrācija un ir savstarpēji saistītas: jo lielāka viena vērtība, jo mazāka otra.

Šķīduma skābums (pH).

Šķīdumu skābumu parasti izsaka ar jonu koncentrāciju H+. Skābā vidē pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, sārmainā - pH> 10 -7 mol/l.
Šķīduma skābumu izsaka caur ūdeņraža jonu koncentrācijas negatīvo logaritmu, to saucot pH.

pH = -lg[ H + ].

Saikne starp konstanti un disociācijas pakāpi.

Apsveriet etiķskābes disociācijas piemēru:

Atradīsim konstanti:

Molārā koncentrācija C=1/V, aizstājiet to vienādojumā un iegūstiet:

Šie vienādojumi ir V. Ostvalda selekcijas likums, saskaņā ar kuru elektrolīta disociācijas konstante nav atkarīga no šķīduma atšķaidīšanas.

Visas vielas var iedalīt elektrolītos un neelektrolītos. Pie elektrolītiem pieder vielas, kuru šķīdumi vai kausējumi vada elektrisko strāvu (piemēram, KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3 ūdens šķīdumi vai kausējumi). Vielas, kas nav elektrolīti, nevada elektrisko strāvu kausējot vai izšķīdinot (cukurs, spirts, acetons utt.).

Elektrolītus iedala stiprajos un vājajos. Spēcīgi elektrolīti šķīdumos vai kausējumos pilnībā sadalās jonos. Rakstot vienādojumus ķīmiskās reakcijas tas tiek uzsvērts ar bultiņu vienā virzienā, piemēram:

HCl → H + + Cl -

Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Pie spēcīgiem elektrolītiem pieder vielas ar heteropolāru vai jonu kristālu struktūru (1.1. tabula).

1.1. tabula Spēcīgi elektrolīti

Vāji elektrolīti tikai daļēji sadalās jonos. Šo vielu kausējumos vai šķīdumos kopā ar joniem pārsvarā ir nedisociētas molekulas. Risinājumos vāji elektrolīti Paralēli disociācijai notiek apgrieztais process - asociācija, tas ir, jonu apvienošanās molekulās. Rakstot reakcijas vienādojumu, tas tiek uzsvērts ar divām pretēji vērstām bultiņām.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Vājie elektrolīti ietver vielas ar homeopolāru kristāliskā režģa tipu (1.2. tabula).

1.2. tabula Vāji elektrolīti

Vāja elektrolīta līdzsvara stāvokli ūdens šķīdumā kvantitatīvi raksturo elektrolītiskās disociācijas pakāpe un elektrolītiskās disociācijas konstante.

Elektrolītiskās disociācijas pakāpe α ir jonos disociēto molekulu skaita attiecība pret kopējo izšķīdinātā elektrolīta molekulu skaitu:

Disociācijas pakāpe parāda, no kuras daļas kopējais skaits izšķīdis elektrolīts sadalās jonos un ir atkarīgs no elektrolīta un šķīdinātāja rakstura, kā arī no vielas koncentrācijas šķīdumā, ir bezizmēra vērtība, lai gan to parasti izsaka procentos. Ar bezgalīgu elektrolīta šķīduma atšķaidīšanu disociācijas pakāpe tuvojas vienotībai, kas atbilst pilnīgai, 100%, izšķīdušās vielas molekulu disociācijai jonos. Vāju elektrolītu šķīdumiem 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.

Kopumā atgriezenisku ķīmisko reakciju var attēlot šādi:

a A+ b B D d D+ e E

Reakcijas ātrums ir tieši proporcionāls reaģējošo daļiņu koncentrācijas reizinājumam to stehiometrisko koeficientu pakāpēs. Pēc tam tiešai reakcijai

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

un apgrieztās reakcijas ātrumu

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

Kādā brīdī tiešās un reversās reakcijas ātrums izlīdzināsies, t.i.

Šo stāvokli sauc par ķīmisko līdzsvaru. No šejienes

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

Grupējot konstantes vienā pusē un mainīgos otrā pusē, mēs iegūstam:

Tādējādi atgriezeniskai ķīmiskai reakcijai līdzsvara stāvoklī reakcijas produktu līdzsvara koncentrāciju reizinājums to stehiometrisko koeficientu pakāpēs, kas attiecas uz to pašu produktu izejvielām, ir nemainīga vērtība noteiktā temperatūrā un spiedienā. . Ķīmiskā līdzsvara konstantes skaitliskā vērtība UZ nav atkarīgs no reaģentu koncentrācijas. Piemēram, slāpekļskābes disociācijas līdzsvara konstanti saskaņā ar masas darbības likumu var uzrakstīt šādi:

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

.

Izmērs K a sauc par skābes, šajā gadījumā slāpekļa, disociācijas konstanti.

Vājas bāzes disociācijas konstante tiek izteikta līdzīgi. Piemēram, amonjaka disociācijas reakcijai:

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

.

Izmērs K b sauc par bāzes, šajā gadījumā amonjaka, disociācijas konstanti. Jo augstāka ir elektrolīta disociācijas konstante, jo spēcīgāk elektrolīts disociējas un jo lielāka ir tā jonu koncentrācija šķīdumā līdzsvara stāvoklī. Pastāv saistība starp disociācijas pakāpi un vāja elektrolīta disociācijas konstanti:

Tā ir Ostvalda atšķaidīšanas likuma matemātiska izteiksme: atšķaidot vāju elektrolītu, palielinās tā disociācijas pakāpe.Vājiem elektrolītiem plkst. UZ≤1∙ 10 -4 un AR≥0,1 mol/l izmanto vienkāršotu izteiksmi:

UZ= α 2 ∙AR vai α

Piemērs1. Aprēķināt jonu un [NH 4 + ] disociācijas pakāpi un koncentrāciju 0,1 M amonija hidroksīda šķīdumā, ja UZ NH4OH =1,76∙10 -5

Dots: NH 4 OH

UZ NH4OH =1,76∙10 -5

Risinājums:

Tā kā elektrolīts ir diezgan vājš ( Uz NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

jeb 1,33%

Jonu koncentrācija binārā elektrolīta šķīdumā ir vienāda ar C∙α, jo binārais elektrolīts jonizējas, veidojot vienu katjonu un vienu anjonu, tad = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).

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

Spēcīga elektrolītu teorija

Spēcīgi elektrolīti šķīdumos un kausējumos pilnībā sadalās jonos. Tomēr eksperimentālie pētījumi par spēcīgu elektrolītu šķīdumu elektrovadītspēju liecina, ka tā vērtība ir nedaudz novērtēta, salīdzinot ar elektrisko vadītspēju, kurai vajadzētu būt 100% disociācijā. Šī neatbilstība ir izskaidrojama ar Debye un Hückel ierosināto spēcīgu elektrolītu teoriju. Saskaņā ar šo teoriju spēcīgu elektrolītu šķīdumos starp joniem notiek elektrostatiskā mijiedarbība. Ap katru jonu no pretējās lādiņa zīmes joniem veidojas “jonu atmosfēra”, kas aizkavē jonu kustību šķīdumā, kad tiek palaista tieša elektriskā strāva. Papildus jonu elektrostatiskajai mijiedarbībai koncentrētos šķīdumos ir jāņem vērā jonu saistība. Starpjonu spēku ietekme rada molekulu nepilnīgas disociācijas efektu, t.i. šķietamā disociācijas pakāpe. Eksperimentāli noteiktā α vērtība vienmēr ir nedaudz zemāka par patieso α. Piemēram, 0,1 M Na 2 SO 4 šķīdumā eksperimentālā vērtība ir α = 45%. Lai ņemtu vērā elektrostatiskos faktorus spēcīgu elektrolītu šķīdumos, tiek izmantots aktivitātes jēdziens (A). Jona aktivitāte ir efektīvā vai šķietamā koncentrācija, kurā jons iedarbojas šķīdumā. Aktivitāte un patiesā koncentrēšanās ir saistītas ar izteiksmi:

Kur f – aktivitātes koeficients, kas raksturo sistēmas novirzes pakāpi no ideālā jonu elektrostatiskās mijiedarbības dēļ.

Jonu aktivitātes koeficienti ir atkarīgi no vērtības µ, ko sauc par šķīduma jonu stiprumu. Šķīduma jonu stiprums ir visu šķīdumā esošo jonu elektrostatiskās mijiedarbības mērs un ir vienāds ar pusi no koncentrāciju produktu summas (ar) katrs no šķīdumā esošajiem joniem uz tā lādiņa skaitļa kvadrātu (z):

.

Atšķaidītos šķīdumos (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 un aktivitātes koeficients ir 1. Tas nozīmē, ka elektrostatiskās mijiedarbības praktiski nav. Ļoti koncentrētos šķīdumos (µ>1M) jonu aktivitātes koeficienti var būt lielāki par vienību. Attiecību starp aktivitātes koeficientu un šķīduma jonu stiprumu izsaka ar formulām:

plkst µ <10 -2

pie 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 µ pie 0.1<µ <1

Līdzsvara konstanti, kas izteikta aktivitātes izteiksmē, sauc par termodinamisko. Piemēram, par reakciju

a A+ b B d D+ e E

Termodinamiskajai konstantei ir šāda forma:

Tas ir atkarīgs no temperatūras, spiediena un šķīdinātāja īpašībām.

Tā kā daļiņas aktivitāte ir

Kur UZ C ir koncentrācijas līdzsvara konstante.

Nozīme UZ C ir atkarīga ne tikai no temperatūras, šķīdinātāja īpašībām un spiediena, bet arī no jonu stipruma m. Tā kā termodinamiskās konstantes ir atkarīgas no mazākā faktoru skaita, tās ir līdzsvara pamatīpašības. Tāpēc atsauces grāmatās ir norādītas termodinamiskās konstantes. Dažu vāju elektrolītu termodinamiskās konstantes ir norādītas šīs rokasgrāmatas pielikumā. =0,024 mol/l.

Palielinoties jona lādiņam, jona aktivitātes koeficients un aktivitāte samazinās.

Jautājumi paškontrolei:

1. Kas ir ideāla sistēma? Nosauciet galvenos iemeslus, kādēļ reāla sistēma novirzās no ideālās.
2. Kā sauc elektrolītu disociācijas pakāpi?
3. Sniedziet spēcīgu un vāju elektrolītu piemērus.
4. Kādas attiecības pastāv starp disociācijas konstanti un vāja elektrolīta disociācijas pakāpi? Izsakiet to matemātiski.
5. Kas ir aktivitāte? Kā ir saistīta jona aktivitāte un tā patiesā koncentrācija?
6. Kāds ir aktivitātes koeficients?
7. Kā jonu lādiņš ietekmē aktivitātes koeficientu?
8. Kāds ir risinājuma jonu stiprums, tā matemātiskā izteiksme?
9. Pierakstiet formulas atsevišķu jonu aktivitātes koeficientu aprēķināšanai atkarībā no šķīduma jonu stipruma.
10. Formulējiet masu darbības likumu un izsakiet to matemātiski.
11. Kas ir termodinamiskā līdzsvara konstante? Kādi faktori ietekmē tā vērtību?
12. Kāda ir koncentrācijas līdzsvara konstante? Kādi faktori ietekmē tā vērtību?
13. Kā ir saistītas termodinamiskās un koncentrācijas līdzsvara konstantes?
14. Kādās robežās aktivitātes koeficienta vērtības var atšķirties?
15. Kādi ir stipro elektrolītu teorijas galvenie principi?

Spēcīgi elektrolīti, izšķīdinot ūdenī, gandrīz pilnībā sadalās jonos neatkarīgi no to koncentrācijas šķīdumā.

Tāpēc spēcīgu elektrolītu disociācijas vienādojumos tiek izmantota vienādības zīme (=).

Spēcīgi elektrolīti ietver:

Šķīstošie sāļi;

Daudzas neorganiskās skābes: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Sārmu metālu (LiOH, NaOH, KOH u.c.) un sārmzemju metālu (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) veidotās bāzes.

Vāji elektrolīti ūdens šķīdumos tikai daļēji (atgriezeniski) sadalās jonos.

Tāpēc vāju elektrolītu disociācijas vienādojumos izmanto atgriezeniskuma zīmi (⇄).

Vājie elektrolīti ietver:

Gandrīz visas organiskās skābes un ūdens;

Dažas neorganiskās skābes: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 utt.;

Nešķīstošie metālu hidroksīdi: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 u.c.

Jonu reakciju vienādojumi

Jonu reakciju vienādojumi
Ķīmiskās reakcijas elektrolītu (skābju, bāzu un sāļu) šķīdumos notiek ar jonu piedalīšanos. Gala šķīdums var palikt dzidrs (produkti labi šķīst ūdenī), bet viens no produktiem būs vājš elektrolīts; citos gadījumos notiks nokrišņi vai gāzes izdalīšanās.

Reakcijām šķīdumos, kuros iesaistīti joni, tiek apkopots ne tikai molekulārais vienādojums, bet arī pilns jonu vienādojums un īsais jonu vienādojums.
Jonu vienādojumos saskaņā ar franču ķīmiķa K. -L. Saskaņā ar Bertolē (1801) visi spēcīgie, viegli šķīstošie elektrolīti ir uzrakstīti jonu formulu veidā, un nogulumi, gāzes un vājie elektrolīti ir ierakstīti molekulāro formulu veidā. Nokrišņu veidošanās ir apzīmēta ar zīmi “bultiņa uz leju” (↓), bet gāzu veidošanās ar zīmi “bultiņa uz augšu” (). Piemērs reakcijas vienādojuma rakstīšanai, izmantojot Bertoleta likumu:

a) molekulārais vienādojums
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) pilns jonu vienādojums
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 — gāze, H2O — vājš elektrolīts)
c) īss jonu vienādojums
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Parasti, rakstot, tie aprobežojas ar īsu jonu vienādojumu, kurā cietie reaģenti apzīmēti ar indeksu (t), gāzveida reaģenti – ar indeksu (g). Piemēri:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 praktiski nešķīst ūdenī
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(pilnais un īsais jonu vienādojums ir vienāds)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(lielākā daļa skābju sāļu labi šķīst ūdenī).

Ja reakcijā nav iesaistīti spēcīgi elektrolīti, vienādojuma jonu formas nav:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

BIĻETE Nr.23

Sāļu hidrolīze

Sāls hidrolīze ir sāls jonu mijiedarbība ar ūdeni, veidojot nedaudz disociējošas daļiņas.

Hidrolīze burtiski ir sadalīšanās ar ūdeni. Šādi definējot sāls hidrolīzes reakciju, mēs uzsveram, ka sāļi šķīdumā ir jonu formā un reakcijas virzītājspēks ir nedaudz disociējošu daļiņu veidošanās (vispārējs noteikums daudzām reakcijām šķīdumos).

Hidrolīze notiek tikai tajos gadījumos, kad sāls elektrolītiskās disociācijas rezultātā izveidotie joni - katjons, anjons vai abi kopā - spēj veidot vāji disociējošus savienojumus ar ūdens joniem, un tas savukārt notiek, kad katjons ir stipri polarizējošs (vājas bāzes katjons), un anjons ir viegli polarizējies (vājas skābes anjons). Tas maina vides pH. Ja katjons veido spēcīgu bāzi, bet anjons veido spēcīgu skābi, tad tie netiek hidrolizēti.

1. Vājas bāzes un stipras skābes sāls hidrolīze iziet cauri katjonam, var veidoties vāja bāze vai bāzisks sāls un pazeminās šķīduma pH

2. Vājas skābes un stipras bāzes sāls hidrolīze iziet cauri anjonam, var veidoties vāja skābe vai skābes sāls un paaugstinās šķīduma pH

3. Vājas bāzes un vājas skābes sāls hidrolīze parasti pilnībā iziet, veidojot vāju skābi un vāju bāzi; Šķīduma pH nedaudz atšķiras no 7, un to nosaka skābes un bāzes relatīvais stiprums

4. Stipras bāzes un stipras skābes sāls hidrolīze nenotiek

24. jautājums Oksīdu klasifikācija

Oksīdi sauc par kompleksām vielām, kuru molekulās ir skābekļa atomi oksidācijas stāvoklī – 2 un kāds cits elements.

Oksīdi var iegūt tiešā skābekļa mijiedarbībā ar citu elementu vai netieši (piemēram, sāļu, bāzu, skābju sadalīšanās laikā). Normālos apstākļos oksīdi ir cietā, šķidrā un gāzveida stāvoklī; šāda veida savienojumi dabā ir ļoti izplatīti. Oksīdi ir atrodami Zemes garozā. Rūsa, smiltis, ūdens, oglekļa dioksīds ir oksīdi.

Sāli veidojoši oksīdi Piemēram,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Sāli veidojoši oksīdi- Tie ir oksīdi, kas ķīmisku reakciju rezultātā veido sāļus. Tie ir metālu un nemetālu oksīdi, kas, mijiedarbojoties ar ūdeni, veido atbilstošās skābes, bet, mijiedarbojoties ar bāzēm, atbilstošos skābos un normālos sāļus. Piemēram, Vara oksīds (CuO) ir sāli veidojošs oksīds, jo, piemēram, tam reaģējot ar sālsskābi (HCl), veidojas sāls:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Ķīmisko reakciju rezultātā var iegūt citus sāļus:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Sāli neveidojoši oksīdi Tie ir oksīdi, kas neveido sāļus. Piemēri: CO, N 2 O, NO.

Kas atrodas dinamiskā līdzsvarā ar nedisociētām molekulām. Vājie elektrolīti ietver lielāko daļu organisko skābju un daudzas organiskās bāzes ūdens un neūdens šķīdumos.

Vāji elektrolīti ir:

• gandrīz visas organiskās skābes un ūdens;
• dažas neorganiskās skābes: 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 utt.;
• daži slikti šķīstoši metālu hidroksīdi: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 utt.; kā arī amonija hidroksīds NH 4 OH.

Literatūra

• M. I. Ravihs-Šerbo. V. V. Novikovs “Fizikālā un koloidālā ķīmija” M: Augstskola, 1975

Wikimedia fonds. 2010. gads.

Skatiet, kas ir “Vāji elektrolīti” citās vārdnīcās:

vāji elektrolīti- – elektrolīti, kas ūdens šķīdumos nedaudz disociējas jonos. Vāju elektrolītu disociācijas process ir atgriezenisks un pakļaujas masas iedarbības likumam. Vispārējā ķīmija: mācību grāmata / A. V. Žolnins ... Ķīmiskie termini

Vielas ar jonu vadītspēju; Tos sauc par otrā veida vadītājiem; strāvas pāreju caur tiem pavada vielas pārnešana. Elektrolītos ietilpst izkausēti sāļi, oksīdi vai hidroksīdi, kā arī (kas notiek ievērojami... ... Koljēra enciklopēdija

Plašā nozīmē šķidras vai cietas sistēmas, kurās joni atrodas ievērojamā koncentrācijā, izraisot elektrības pāreju caur tām. strāva (jonu vadītspēja); šaurā nozīmē, va, kas p re sadalās jonos. Izšķīdinot E...... Fiziskā enciklopēdija

Elektrolīti- šķidras vai cietas vielas, kurās elektrolītiskās disociācijas rezultātā jebkurā manāmā koncentrācijā veidojas joni, izraisot līdzstrāvas pāreju. Elektrolīti šķīdumos...... Enciklopēdiskā metalurģijas vārdnīca

In va, kurā joni atrodas manāmā koncentrācijā, izraisot elektrības pāreju. strāva (jonu vadītspēja). E. arī zvanīja. otrā veida diriģenti. Šā vārda šaurā nozīmē E. in va, molekulas, kas atrodas p re elektrolītisko ... ... Ķīmiskā enciklopēdija

- (no Electro... un grieķu lytos sadalīts, šķīstošs) šķidras vai cietas vielas un sistēmas, kurās joni atrodas jebkurā manāmā koncentrācijā, izraisot elektriskās strāvas pāreju. Šaurā nozīmē E...... Lielā padomju enciklopēdija

Šim terminam ir citas nozīmes, skatiet Disociāciju. Elektrolītiskā disociācija ir process, kurā elektrolīts sadalās jonos, kad tas izšķīst vai kūst. Saturs 1 Disociācija risinājumos 2 ... Wikipedia

Elektrolīts ir viela, kuras kausējums vai šķīdums vada elektrisko strāvu disociācijas dēļ jonos, bet pati viela nevada elektrisko strāvu. Elektrolītu piemēri ir skābju, sāļu un bāzu šķīdumi.... ... Wikipedia

Elektrolīts ir ķīmisks termins, kas apzīmē vielu, kuras kausējums vai šķīdums vada elektrisko strāvu disociācijas dēļ jonos. Elektrolītu piemēri ir skābes, sāļi un bāzes. Elektrolīti ir otrā veida vadītāji, ... ... Wikipedia

Vāji elektrolīti- vielas, kas daļēji sadalās jonos. Vāju elektrolītu šķīdumi satur nedisociētas molekulas kopā ar joniem. Vāji elektrolīti nevar radīt lielu jonu koncentrāciju šķīdumā. Vājie elektrolīti ietver:

1) gandrīz visas organiskās skābes (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH utt.);

2) dažas neorganiskās skābes (H 2 CO 3, H 2 S utt.);

3) gandrīz visi sāļi, bāzes un amonija hidroksīds Ca 3 (PO 4) 2, kas nedaudz šķīst ūdenī; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Viņi slikti vada elektrību (vai gandrīz nemaz).

Jonu koncentrācijas vāju elektrolītu šķīdumos kvalitatīvi raksturo pakāpes un disociācijas konstante.

Disociācijas pakāpi izsaka vienības daļās vai procentos (a = 0,3 ir parastā robeža sadalīšanai stiprajos un vājajos elektrolītos).

Disociācijas pakāpe ir atkarīga no vājā elektrolīta šķīduma koncentrācijas. Atšķaidot ar ūdeni, disociācijas pakāpe vienmēr palielinās, jo palielinās šķīdinātāja molekulu (H 2 O) skaits uz vienu izšķīdušās vielas molekulu. Saskaņā ar Le Šateljē principu elektrolītiskās disociācijas līdzsvaram šajā gadījumā vajadzētu mainīties produktu veidošanās virzienā, t.i. hidratēti joni.

Elektrolītiskās disociācijas pakāpe ir atkarīga no šķīduma temperatūras. Parasti, paaugstinoties temperatūrai, palielinās disociācijas pakāpe, jo molekulās tiek aktivizētas saites, tās kļūst kustīgākas un vieglāk jonizējamas. Jonu koncentrāciju vājā elektrolīta šķīdumā var aprēķināt, zinot disociācijas pakāpi a un sākotnējā vielas koncentrācija cšķīdumā.

HAn = H + + An - .

Šīs reakcijas līdzsvara konstante K p ir disociācijas konstante K d:

K d = . / . (10.11)

Ja izsakām līdzsvara koncentrācijas vājā elektrolīta C koncentrācijas un tā disociācijas pakāpes α izteiksmē, iegūstam:

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

Šīs attiecības sauc Ostvalda atšķaidīšanas likums. Ļoti vājiem elektrolītiem pie α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

Tas ļauj secināt, ka ar bezgalīgu atšķaidījumu disociācijas pakāpei α ir tendence uz vienotību.

Protolītiskais līdzsvars ūdenī:

,

,

Pastāvīgā temperatūrā atšķaidītos šķīdumos ūdens koncentrācija ūdenī ir nemainīga un vienāda ar 55,5, ( )

, (10.15)

kur K in ir ūdens jonu produkts.

Tad =10 -7. Praksē mērīšanas un reģistrēšanas ērtības dēļ izmanto skābes vai bāzes stipruma ūdeņraža indeksu (kritēriju). Līdzīgi .

No vienādojuma (11.15): . Pie pH=7 – šķīduma reakcija ir neitrāla, pie pH<7 – кислая, а при pH>7 – sārmains.

Normālos apstākļos (0°C):

, Tad

10.4. attēls - dažādu vielu un sistēmu pH

10.7. Spēcīgi elektrolītu šķīdumi

Spēcīgi elektrolīti ir vielas, kas, izšķīdinot ūdenī, gandrīz pilnībā sadalās jonos. Parasti stipros elektrolītos ietilpst vielas ar jonu vai ļoti polārām saitēm: visi labi šķīstošie sāļi, stiprās skābes (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) un spēcīgas bāzes (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2, Sr(OH) 2, Ca(OH) 2).

Spēcīgā elektrolīta šķīdumā izšķīdinātā viela galvenokārt atrodama jonu (katjonu un anjonu) veidā; nedisociētu molekulu praktiski nav.

Būtiskā atšķirība starp spēcīgajiem un vājajiem elektrolītiem ir tāda, ka spēcīgu elektrolītu disociācijas līdzsvars ir pilnībā nobīdīts pa labi:

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

un tāpēc līdzsvara (disociācijas) konstante izrādās nenoteikts lielums. Elektrovadītspējas samazināšanās, palielinoties spēcīga elektrolīta koncentrācijai, ir saistīta ar jonu elektrostatisko mijiedarbību.

Nīderlandes zinātnieks Petruss Džozefs Vilhelmuss Debijs un vācu zinātnieks Ērihs Hükels, ierosinājuši modeli, kas veidoja spēcīgu elektrolītu teorijas pamatu, postulēja:

1) elektrolīts pilnībā disocē, bet samērā atšķaidītos šķīdumos (C M = 0,01 mol. l -1);

2) katru jonu ieskauj pretējās zīmes jonu apvalks. Savukārt katrs no šiem joniem ir solvatēts. Šo vidi sauc par jonu atmosfēru. Pretēju zīmju jonu elektrolītiskās mijiedarbības laikā ir jāņem vērā jonu atmosfēras ietekme. Kad katjons pārvietojas elektrostatiskā laukā, jonu atmosfēra tiek deformēta; tas sabiezē viņa priekšā un retināt aiz viņa. Šai jonu atmosfēras asimetrijai ir vairāk kavējoša ietekme uz katjona kustību, jo augstāka ir elektrolītu koncentrācija un lielāks jonu lādiņš. Šajās sistēmās koncentrācijas jēdziens kļūst neskaidrs un jāaizstāj ar aktivitāti. Bināram viena lādiņa elektrolītam KatAn = Kat + + An - katjona (a +) un anjona (a -) aktivitātes ir attiecīgi vienādas.

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

kur C + un C - ir attiecīgi katjona un anjona analītiskā koncentrācija;

γ + un γ - ir to aktivitātes koeficienti.

(10.17)

Katra jona aktivitāti atsevišķi noteikt nav iespējams, tāpēc viena lādiņa elektrolītiem tiek izmantotas aktivitāšu vidējās ģeometriskās vērtības.

un aktivitātes koeficienti:

Debye-Hückel aktivitātes koeficients ir atkarīgs vismaz no temperatūras, šķīdinātāja dielektriskās konstantes (ε) un jonu stiprības (I); pēdējais kalpo kā šķīdumā esošo jonu radītā elektriskā lauka intensitātes mērs.

Konkrētam elektrolītam jonu stiprumu izsaka ar Debija-Hiķeļa vienādojumu:

Jonu stiprums savukārt ir vienāds ar

kur C ir analītiskā koncentrācija;

z ir katjona vai anjona lādiņš.

Atsevišķi uzlādētam elektrolītam jonu stiprums sakrīt ar koncentrāciju. Tādējādi NaCl un Na 2 SO 4 vienādās koncentrācijās būs atšķirīga jonu stiprība. Spēcīgu elektrolītu šķīdumu īpašību salīdzināšanu var veikt tikai tad, ja jonu stiprums ir vienāds; pat nelieli piemaisījumi krasi maina elektrolīta īpašības.

10.5. attēls — atkarība