ومن الأمثلة على ذلك الإلكتروليتات عالية الذوبان في الماء. نظرية التفكك الالكتروليتي

يمكن تقسيم جميع المواد إلى إلكتروليتات وغير إلكتروليتات. الإلكتروليتات هي مواد موصلة محاليلها أو تذوب كهرباء(على سبيل المثال ، المحاليل المائية أو ذوبان KCl ، H 3 PO 4 ، Na 2 CO 3). المواد غير المنحل بالكهرباء لا تقوم بتوصيل تيار كهربائي عند ذوبانها أو إذابتها (السكر ، الكحول ، الأسيتون ، إلخ).

تنقسم الإلكتروليتات إلى قوية وضعيفة. تتفكك الشوارد القوية في المحاليل أو تذوب تمامًا إلى أيونات. عند كتابة المعادلات تفاعلات كيميائيةيتم وضع خط تحتها خط بسهم في اتجاه واحد ، على سبيل المثال:

حمض الهيدروكلوريك → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

تشتمل الإلكتروليتات القوية على مواد ذات قطب غير متجانس أو أيوني هيكل بلوري(الجدول 1.1).

الجدول 1.1 الشوارد القوية

تتحلل الإلكتروليتات الضعيفة إلى أيونات جزئيًا فقط. إلى جانب الأيونات ، في الذوبان أو المحاليل لهذه المواد ، توجد الغالبية العظمى من الجزيئات غير المنفصلة. في الحلول شوارد ضعيفةبالتوازي مع التفكك ، تستمر العملية العكسية - الارتباط ، أي دمج الأيونات في الجزيئات. عند كتابة معادلة التفاعل ، يتم التأكيد على ذلك من خلال سهمين موجهين بشكل معاكس.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

تشمل الإلكتروليتات الضعيفة مواد من النوع المتماثل القطب شعرية الكريستال(الجدول 1.2).

الجدول 1.2 ضعف المنحلات بالكهرباء

حالة توازن إلكتروليت ضعيف في محلول مائيحدد الدرجة التفكك الالكتروليتيوثابت التفكك الإلكتروليتي.

درجة التفكك الإلكتروليتي α هي نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات الرقم الإجماليجزيئات المنحل بالكهرباء المذابة:

درجة التفكك تشير إلى أي جزء المجموعيتحلل المنحل بالكهرباء المذاب إلى أيونات ويعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب ، وكذلك على تركيز المادة في المحلول ، له قيمة عديمة الأبعاد ، على الرغم من أنه يتم التعبير عنها عادة كنسبة مئوية. مع التخفيف اللانهائي لمحلول الإلكتروليت ، تقترب درجة التفكك من الوحدة ، والتي تتوافق مع التفكك الكامل ، 100٪ ، للجزيئات المذابة إلى أيونات. لمحاليل الشوارد الضعيفة 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.

بشكل عام ، يمكن تمثيل تفاعل كيميائي قابل للانعكاس على النحو التالي:

أأ + بب د دد + هه

يتناسب معدل التفاعل طرديًا مع ناتج تركيز الجسيمات المتفاعلة في قوى معاملاتها المتكافئة. ثم لرد الفعل المباشر

الخامس 1 = ك 1 [أ] أ[ب] ب،

ومعدل رد الفعل العكسي

الخامس 2 = ك 2 [د] د[E] ه.

في وقت ما ، ستتعادل معدلات ردود الفعل الأمامية والعكسية ، أي

تسمى هذه الحالة بالتوازن الكيميائي. من هنا

ك 1 [أ] أ[ب] ب=ك 2 [د] د[E] ه

بتجميع الثوابت في جانب والمتغيرات في الجانب الآخر ، نحصل على:

وبالتالي ، بالنسبة للتفاعل الكيميائي القابل للانعكاس في حالة التوازن ، يكون ناتج تركيزات التوازن لمنتجات التفاعل في قوى معاملاتها المتكافئة ، المرتبطة بنفس المنتج للمواد الأولية ، قيمة ثابتة عند درجة حرارة وضغط معينين . القيمة العددية لثابت التوازن الكيميائي إلىلا تعتمد على تركيز المواد المتفاعلة. على سبيل المثال ، يمكن كتابة ثابت التوازن لتفكك حمض النيتروز ، وفقًا لقانون الحركة الجماعية ، على النحو التالي:

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

.

القيمة ك أيسمى ثابت تفكك الحمض ، وفي هذه الحالة نيتروز.

يتم التعبير عن ثابت التفكك لقاعدة ضعيفة بالمثل. على سبيل المثال ، بالنسبة لتفاعل تفكك الأمونيا:

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

.

القيمة ك بيسمى ثابت تفكك القاعدة ، في هذه الحالة الأمونيا. كلما زاد ثابت تفكك الإلكتروليت ، زاد تفكك الإلكتروليت وزاد تركيز أيوناته في المحلول عند التوازن. توجد علاقة بين درجة التفكك وثابت التفكك لإلكتروليت ضعيف:

هذا تعبير رياضي لقانون تخفيف أوستوالد: عندما يتم تخفيف إلكتروليت ضعيف ، تزداد درجة تفككه. بالنسبة للإلكتروليتات الضعيفة عند إلى≤1 ∙ 10 -4 و من≥0.1 مول / لتر استخدم التعبير المبسط:

إلى= α 2 ∙منأو α

مثال 1. احسب درجة تفكك وتركيز الأيونات و [NH4 +] في 0.1 مولار من محلول هيدروكسيد الأمونيوم إذا إلى NH 4 OH = 1.76 ∙ 10 -5

معطى: NH 4 OH

إلى NH 4 OH = 1.76 ∙ 10 -5

المحلول:

نظرًا لأن المنحل بالكهرباء ضعيف نوعًا ما ( إلى NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

أو 1.33٪

تركيز الأيونات في محلول إلكتروليت ثنائي يساوي ج∙ α ، نظرًا لأن الإلكتروليت الثنائي يتأين بتكوين كاتيون واحد وأنيون واحد ، ثم \ u003d [NH 4 +] \ u003d 0.1 1.33 10 -2 \ u003d 1.33 10 -3 (مول / لتر).

إجابه:α = 1.33٪ ؛ \ u003d [NH 4 +] \ u003d 1.33 ∙ 10 -3 مول / لتر.

نظرية الشوارد القوية

الشوارد القوية في المحاليل وتذوب تتفكك تمامًا إلى أيونات. ومع ذلك ، تظهر الدراسات التجريبية للتوصيل الكهربائي لمحاليل الإلكتروليت القوية أن قيمتها أقل من الواقع إلى حد ما مقارنة بالموصلية الكهربائية التي يجب أن تكون عند تفكك 100٪. يتم تفسير هذا التناقض من خلال نظرية الإلكتروليتات القوية التي اقترحها ديباي وهويكل. وفقًا لهذه النظرية ، في حلول الإلكتروليتات القوية ، يوجد تفاعل إلكتروستاتيكي بين الأيونات. حول كل أيون ، يتكون "الغلاف الجوي الأيوني" من أيونات ذات شحنة معاكسة ، مما يؤدي إلى إبطاء حركة الأيونات في المحلول عند تمرير تيار كهربائي مباشر. بالإضافة إلى التفاعل الكهروستاتيكي للأيونات ، من الضروري في المحاليل المركزة مراعاة ارتباط الأيونات. يخلق تأثير القوى البينية تأثير التفكك غير الكامل للجزيئات ، أي درجة التفكك الظاهرة. دائمًا ما تكون قيمة α المحددة تجريبيًا أقل إلى حد ما من قيمة α الحقيقية. على سبيل المثال ، في محلول 0.1 M Na 2 SO 4 ، القيمة التجريبية α = 45٪. لأخذ العوامل الكهروستاتيكية في الاعتبار في محاليل الشوارد القوية ، يتم استخدام مفهوم النشاط (أ).يسمى نشاط أيون بالتركيز الفعال أو الظاهري ، والذي وفقًا له يعمل الأيون في المحلول. يرتبط النشاط والتركيز الحقيقي بالتعبير:

أين F-معامل النشاط ، الذي يميز درجة انحراف النظام عن المثالي بسبب التفاعلات الكهروستاتيكية للأيونات.

معاملات نشاط الأيونات تعتمد على قيمة µ ، تسمى القوة الأيونية للمحلول. القوة الأيونية للمحلول هي مقياس للتفاعل الكهروستاتيكي لجميع الأيونات الموجودة في المحلول وتساوي نصف مجموع نواتج التركيزات (مع)من كل من الأيونات الموجودة في المحلول لكل مربع من رقم شحنته (ض):

.

في المحاليل المخففة (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 أ = جوعامل النشاط هو 1. هذا يعني أنه لا يوجد عملياً أي تفاعلات كهروستاتيكية. في المحاليل شديدة التركيز (µ> 1M) ، يمكن أن تكون معاملات نشاط الأيونات أكبر من الوحدة. يتم التعبير عن علاقة معامل النشاط بالقوة الأيونية للمحلول بالصيغ:

في µ <10 -2

في 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µعند 0.1<µ <1

يسمى ثابت التوازن المعبر عنه من حيث الأنشطة بالديناميكا الحرارية. على سبيل المثال ، لرد الفعل

أأ + بب دد + هه

الثابت الديناميكي الحراري له الشكل:

يعتمد على درجة الحرارة والضغط وطبيعة المذيب.

منذ نشاط الجسيم إذن

أين إلى C هو ثابت توازن التركيز.

المعنى إلىلا تعتمد C فقط على درجة الحرارة وطبيعة المذيب والضغط ، ولكن أيضًا على القوة الأيونية م. نظرًا لأن الثوابت الديناميكية الحرارية تعتمد على أصغر عدد من العوامل ، فهي بالتالي أهم الخصائص الأساسية للتوازن. لذلك ، في الكتب المرجعية ، يتم إعطاء الثوابت الديناميكية الحرارية. تم إعطاء قيم الثوابت الديناميكية الحرارية لبعض الإلكتروليتات الضعيفة في ملحق هذا الدليل. = 0.024 مول / لتر.

مع زيادة شحنة الأيون ، ينخفض ​​معامل النشاط ونشاط الأيون.

أسئلة لضبط النفس:

1. ما هو النظام المثالي؟ قم بتسمية الأسباب الرئيسية لانحراف النظام الحقيقي عن النظام المثالي.
2. ما هي درجة تفكك الشوارد؟
3. أعط أمثلة على الشوارد القوية والضعيفة.
4. ما العلاقة بين ثابت التفكك ودرجة تفكك إلكتروليت ضعيف؟ عبر عنها رياضيا.
5. ما هو النشاط؟ كيف يرتبط نشاط أيون وتركيزه الحقيقي؟
6. ما هو عامل النشاط؟
7. كيف تؤثر شحنة أيون على قيمة معامل النشاط؟
8. ما هي القوة الأيونية للحل ، تعبيرها الرياضي؟
9. اكتب الصيغ لحساب معاملات النشاط للأيونات الفردية اعتمادًا على القوة الأيونية للمحلول.
10. صياغة قانون العمل الجماهيري والتعبير عنه رياضيًا.
11. ما هو ثابت التوازن الديناميكي الحراري؟ ما هي العوامل التي تؤثر على قيمتها؟
12. ما هو ثابت توازن التركيز؟ ما هي العوامل التي تؤثر على قيمتها؟
13. كيف ترتبط ثوابت التوازن الديناميكي الحراري والتركيز؟
14. إلى أي مدى يمكن أن تتغير قيمة معامل النشاط؟
15. ما هي الأحكام الرئيسية لنظرية الإلكتروليتات القوية؟

حلول
نظرية المناقشة الكهروضوئية

التفكيك الكهربائي
الكهرباء وغير الكهربائية

نظرية التفكك الالكتروليتي

(س. أرينيوس ، 1887)

1. عندما تذوب في الماء (أو تذوب) ، تتحلل الإلكتروليتات إلى أيونات موجبة وسالبة الشحنة (تخضع للتفكك الإلكتروليتي).

2. تحت تأثير التيار الكهربائي ، تتحرك الكاتيونات (+) نحو الكاثود (-) ، والأنيونات (-) تتحرك نحو الأنود (+).

3. التفكك الالكتروليتي هو عملية قابلة للعكس (يسمى التفاعل العكسي بالاستقطاب).

4. درجة التفكك الالكتروليتي (أ ) يعتمد على طبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب ودرجة الحرارة والتركيز. يوضح نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات (ن ) إلى العدد الإجمالي للجزيئات التي يتم إدخالها في المحلول (ن).

أ = ن / N0< a <1

آلية التفكك الإلكتروليتي للمواد الأيونية

عند إذابة المركبات ذات الروابط الأيونية (على سبيل المثال كلوريد الصوديوم تبدأ عملية الترطيب بتوجيه ثنائيات أقطاب الماء حول جميع حواف ووجوه بلورات الملح.

بالتوجيه حول أيونات الشبكة البلورية ، تشكل جزيئات الماء إما روابط هيدروجين أو روابط متقبلية مع المانحين. تطلق هذه العملية كمية كبيرة من الطاقة ، والتي تسمى طاقة الماء.

تذهب طاقة الترطيب ، التي تعادل قيمتها طاقة الشبكة البلورية ، إلى تدمير الشبكة البلورية. في هذه الحالة ، تمر الأيونات الرطبة طبقة تلو الأخرى في المذيب ، وتختلط مع جزيئاتها ، وتشكل محلولًا.

آلية التفكك الإلكتروليتي للمواد القطبية

المواد التي تتشكل جزيئاتها وفقًا لنوع الرابطة التساهمية القطبية (الجزيئات القطبية) تنفصل أيضًا بشكل مشابه. حول كل جزيء قطبي للمادة (على سبيل المثال HCl ) ، يتم توجيه ثنائيات أقطاب الماء بطريقة معينة. نتيجة للتفاعل مع ثنائيات أقطاب الماء ، يصبح الجزيء القطبي أكثر استقطابًا ويتحول إلى جزيء أيوني ، ثم تتشكل الأيونات الحرة بسهولة.

المنحلات بالكهرباء وغير المنحل بالكهرباء

يشرح التفكك الإلكتروليتي للمواد ، الذي يشرع في تكوين الأيونات الحرة ، الموصلية الكهربائية للحلول.

عادة ما تتم كتابة عملية التفكك الإلكتروليتي في شكل رسم بياني ، دون الكشف عن آليتها وإهمال المذيب ( H2O ) ، على الرغم من أنه مساهم رئيسي.

CaCl 2 "Ca 2 + + 2Cl -

KAl (SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 "H + + NO 3 -

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

من الحياد الكهربائي للجزيئات ، يترتب على ذلك أن الشحنة الكلية للكاتيونات والأنيونات يجب أن تكون مساوية للصفر.

على سبيل المثال ، ل

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6-6 = 0

KCr (SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

شوارد قوية

هذه هي المواد التي تتحلل بشكل شبه كامل إلى أيونات عندما تذوب في الماء. كقاعدة عامة ، تشتمل الإلكتروليتات القوية على مواد ذات روابط أيونية أو روابط قطبية عالية: جميع الأملاح عالية الذوبان والأحماض القوية ( HCl ، HBr ، HI ، HClO 4 ، H 2 SO 4 ، HNO 3 ) وقواعد قوية ( LiOH ، هيدروكسيد الصوديوم ، KOH ، RbOH ، CsOH ، Ba (OH) 2 ، الأب (OH) 2 ، Ca (OH) 2).

في محلول إلكتروليت قوي ، يوجد المذاب بشكل أساسي في شكل أيونات (كاتيونات وأنيونات) ؛ الجزيئات غير المنفصلة غائبة عمليا.

شوارد ضعيفة

المواد التي تتفكك جزئيًا إلى أيونات. تحتوي محاليل الإلكتروليتات الضعيفة ، إلى جانب الأيونات ، على جزيئات غير منفصلة. لا يمكن للإلكتروليتات الضعيفة أن تعطي تركيزًا عاليًا من الأيونات في المحلول.

تشمل الإلكتروليتات الضعيفة ما يلي:

1) تقريبا جميع الأحماض العضوية ( CH 3 COOH ، C 2 H 5 COOH ، إلخ) ؛

2) بعض الأحماض غير العضوية ( H 2 CO 3 ، H 2 S ، إلخ) ؛

3) تقريبا جميع الأملاح القابلة للذوبان في الماء والقواعد وهيدروكسيد الأمونيوم(Ca 3 (PO 4) 2 ؛ Cu (OH) 2 ؛ Al (OH) 3 ؛ NH 4 OH) ؛

4) الماء.

هم سيئون (أو يكادون لا يوصلون) الكهرباء.

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (المرحلة الأولى)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (الخطوة الثانية)

H 2 CO 3 "H + HCO - (المرحلة الأولى)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (المرحلة الثانية)

غير المنحلات بالكهرباء

المواد التي لا توصل الكهرباء في محاليلها وذوبانها المائي. تحتوي على روابط تساهمية غير قطبية أو روابط قطبية منخفضة لا تتحلل إلى أيونات.

الغازات والمواد الصلبة (غير المعدنية) والمركبات العضوية (السكروز والبنزين والكحول) لا تقوم بتوصيل التيار الكهربائي.

درجة التفكك. التفكك ثابت

يعتمد تركيز الأيونات في المحاليل على كيفية تفكك الإلكتروليت المعطى بالكامل إلى أيونات. في محاليل الشوارد القوية ، والتي يمكن اعتبار تفككها كاملاً ، يمكن تحديد تركيز الأيونات بسهولة من التركيز (ج) وتكوين جزيء المنحل بالكهرباء (مؤشرات القياس المتكافئ) ،فمثلا :

تتميز تركيزات الأيونات في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة نوعياً بالدرجة وثابت التفكك.

درجة التفكك (أ) هي نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات (ن ) إلى العدد الإجمالي للجزيئات الذائبة (ن):

أ = ن / ن

ويتم التعبير عنها في كسور الوحدة أو في المائة (أ = 0.3 - حدود التقسيم الشرطي إلى شوارد قوية وضعيفة).

مثال

تحديد التركيز المولي للكاتيونات والأنيونات في محلول 0.01 م KBr و NH 4 OH و Ba (OH) 2 و H 2 SO 4 و CH 3 COOH.

درجة تفكك الشوارد الضعيفةأ = 0.3.

المحلول

KBr و Ba (OH) 2 و H 2 SO 4 - شوارد قوية تنفصل تماما(أ = 1).

KBr «K + + Br -

0.01 م

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

0.01 م

0.02 م

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0.02 م

[SO 4 2-] = 0.01 م

NH 4 OH و CH 3 COOH - شوارد ضعيفة(أ = 0.3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0.3 0.01 = 0.003 م

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +

[H +] \ u003d [CH 3 COO -] \ u003d 0.3 0.01 \ u003d 0.003 م

تعتمد درجة التفكك على تركيز محلول الإلكتروليت الضعيف. عندما يتم تخفيفه بالماء ، تزداد درجة التفكك دائمًا بسبب يزداد عدد جزيئات المذيب ( H2O ) لكل جزيء مذاب. وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، يجب أن يتحول توازن التفكك الإلكتروليتي في هذه الحالة في اتجاه تكوين المنتج ، أي أيونات رطبة.

تعتمد درجة التفكك الإلكتروليتي على درجة حرارة المحلول. عادة ، مع زيادة درجة الحرارة ، تزداد درجة التفكك بسبب يتم تنشيط الروابط في الجزيئات ، وتصبح أكثر حركة وأسهل في التأين. يمكن حساب تركيز الأيونات في محلول إلكتروليت ضعيف بمعرفة درجة التفككأوالتركيز الأولي للمادةجفي الحل.

مثال

تحديد تركيز الجزيئات والأيونات غير المنفصلة في محلول 0.1 م NH4OH إذا كانت درجة التفكك 0.01.

المحلول

تركيزات الجزيئات NH4OH ، والتي سوف تتحلل إلى أيونات لحظة التوازن ، سوف تساويأج. تركيز الأيونات NH 4 - و OH - - ستكون مساوية لتركيز الجزيئات المنفصلة وتساويأج(وفقًا لمعادلة التفكك الإلكتروليتي)

NH4OH		NH4 +		أوه-
ج - أ ج

أ ج = 0.01 0.1 = 0.001 مول / لتر

[NH 4 OH] \ u003d c - a c = 0.1 - 0.001 = 0.099 مول / لتر

التفكك ثابت (ك د ) هي نسبة ناتج تركيزات توازن الأيونات إلى قوة المعاملات المتكافئة المقابلة لتركيز الجزيئات غير المنفصلة.

إنه ثابت التوازن لعملية التفكك الإلكتروليتي ؛ يميز قدرة المادة على التحلل إلى أيونات: الأعلىك د ، كلما زاد تركيز الأيونات في المحلول.

تفكك أحماض البولياسيك الضعيفة أو قواعد البولي أسيد تتم على مراحل ، على التوالي ، لكل مرحلة يوجد ثابت تفكك خاص بها:

المرحلة الأولى:

H 3 PO 4 «H + H 2 PO 4 -

ك د 1 = () / = 7.1 10 -3

الخطوة الثانية:

H 2 PO 4 - «H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6.2 10 -8

خطوة ثالثة:

HPO 4 2- «H + + PO 4 3-

البوتاسيوم د 3 = () / = 5.0 10-13

ك د 1> ك د 2> ك د 3

مثال

احصل على معادلة تتعلق بدرجة التفكك الإلكتروليتي لإلكتروليت ضعيف (أ ) مع ثابت التفكك (قانون تخفيف أوستوالد) لحمض أحادي القاعدة ضعيفعلى ال .

HA «H ++ A +

ك د = () /

إذا تم الإشارة إلى التركيز الكلي لإلكتروليت ضعيفج، ثم تركيزات التوازن H + و A - متساويان أج، وتركيز الجزيئات غير المنفصلةتشغيل - (ج - أ ج) \ u003d ج ​​(1 - أ)

ك د \ u003d (أ ج أ ج) / ج (1 - أ) \ u003d أ 2 ج / (1 - أ)

في حالة الشوارد الضعيفة جدا ( 0.01 جنيه إسترليني)

ك د = ج أ 2 أو أ = \ é (ك د / ج)

مثال

احسب درجة تفكك حامض الخليك وتركيز الأيونات H + في محلول 0.1 M إذا كان K D (CH 3 COOH) = 1.85 10 -5

المحلول

دعنا نستخدم قانون التخفيف أوستوالد

\ é (K D / c) = \ é ((1.85 10 -5) / 0.1)) = 0.0136 أو a = 1.36٪

[H +] \ u003d أ ج \ u003d 0.0136 0.1 مول / لتر

حاصل الإذابة

تعريف

ضع القليل من الملح القابل للذوبان في دورق ،على سبيل المثال AgCl ويضاف الماء المقطر إلى الراسب. في نفس الوقت ، الأيونات Ag + و Cl- ، التي تعاني من جاذبية من ثنائيات أقطاب الماء المحيطة ، تنفصل تدريجياً عن البلورات وتذهب إلى المحلول. الاصطدام في المحلول ، الأيونات Ag + و Cl- تشكل الجزيئات AgCl وترسبت على سطح الكريستال. وبالتالي ، تحدث عمليتان متعاكستان في النظام ، مما يؤدي إلى توازن ديناميكي ، عندما ينتقل نفس عدد الأيونات إلى المحلول لكل وحدة زمنية Ag + و Cl- كم عدد المودعين. تراكم الأيونات Ag + و Cl- توقف في الحل ، اتضح محلول مشبع. لذلك ، سننظر في نظام يوجد فيه راسب لملح قليل الذوبان عند ملامسته لمحلول مشبع من هذا الملح. في هذه الحالة ، تحدث عمليتان متعارضتان:

1) انتقال الأيونات من الراسب إلى المحلول. يمكن اعتبار معدل هذه العملية ثابتًا عند درجة حرارة ثابتة: V 1 = K 1 ؛

2) ترسيب الأيونات من المحلول. سرعة هذه العمليةالخامس 2 يعتمد على تركيز الأيونات Ag + و Cl -. وفقًا لقانون العمل الجماهيري:

الخامس 2 \ u003d ك 2

بما أن النظام في حالة توازن ، إذن

V1 = V2

ك 2 = ك 1

K 2 / k 1 = const (عند T = const)

في هذا الطريق، يكون ناتج تركيزات الأيونات في محلول مشبع من إلكتروليت قليل الذوبان عند درجة حرارة ثابتة ثابتًا ضخامة. هذه القيمة تسمىحاصل الإذابة(إلخ ).

في المثال المعطى إلخ AgCl = [Ag +] [Cl-] . في الحالات التي يحتوي فيها المنحل بالكهرباء على اثنين أو أكثر من الأيونات المتطابقة ، يجب رفع تركيز هذه الأيونات إلى الطاقة المناسبة عند حساب منتج الذوبان.

على سبيل المثال ، PR Ag 2 S = 2 ؛ PR PbI 2 = 2

في الحالة العامة ، يكون التعبير عن منتج قابلية الذوبان للإلكتروليت هوأ م ب ن

PR A m B n = [A] m [B] n.

تختلف قيم منتج الذوبان للمواد المختلفة.

على سبيل المثال ، PR CaCO 3 = 4.8 10 -9 ؛ PR AgCl \ u003d 1.56 10 -10.

إلخ سهل الحساب والعلمج إبداع المجمع عند معينر °.

مثال 1

تبلغ قابلية ذوبان كربونات الكالسيوم 3 0.0069 أو 6.9 10 -3 جم / لتر. ابحث عن PR CaCO 3.

المحلول

نعبر عن الذوبان في الشامات:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6.9 10-5 مول / لتر

م كربونات الكالسيوم 3

منذ كل جزيءكربونات الكالسيوم 3 يعطي أيونًا واحدًا لكل منهما عند إذابته Ca 2+ و CO 3 2- ، إذن
[Ca 2+] \ u003d [CO 3 2-] \ u003d 6.9 10 -5 مول / لتر ,
بالتالي، PR CaCO 3 \ u003d [Ca 2+] [CO 3 2-] \ u003d 6.9 10 -5 6.9 10 -5 \ u003d 4.8 10 -9

معرفة قيمة العلاقات العامة ، يمكنك بدوره حساب قابلية ذوبان المادة في مول / لتر أو جم / لتر.

مثال 2

حاصل الإذابة PR PbSO 4 = 2.2 10-8 جم / لتر.

ما هي الذوبان PbSO4؟

المحلول

دلالة الذوبان PbSO 4 عبر X مول / لتر. الذهاب إلى الحل X مول من PbSO 4 ستعطي X Pb 2+ أيونات و X الأيوناتلذا 4 2- ، بمعنى آخر.:

== س

إلخPbSO 4 = = = س س = س 2

س =\ é(إلخPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 مول / لتر.

للانتقال إلى القابلية للذوبان ، معبرًا عنها بالجرام / لتر ، نقوم بضرب القيمة الموجودة في الوزن الجزيئي ، وبعد ذلك نحصل على:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 ز / لتر.

تكوين الترسيب

اذا كان

[ اي جي + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- محلول غير مشبع

[ اي جي + ] [ Cl - ] = العلاقات العامةAgCl- محلول مشبع

[ اي جي + ] [ Cl - ]> العلاقات العامةAgCl- محلول مفرط التشبع

يتكون الراسب عندما يتجاوز ناتج تركيزات الأيونات لإلكتروليت قليل الذوبان قيمة منتج قابلية الذوبان عند درجة حرارة معينة. عندما يصبح منتج الأيونات مساوياً لـإلخ، توقف هطول الأمطار. معرفة حجم وتركيز المحاليل المختلطة ، فمن الممكن حساب ما إذا كان الملح الناتج سوف يترسب.

مثال 3

هل يكون شكل راسب عند خلط أحجام متساوية من 0.2محلولالرصاص(رقم 3 ) 2 وكلوريد الصوديوم.
إلخPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

المحلول

عند الخلط ، يتضاعف حجم المحلول ويقل تركيز كل مادة بمقدار النصف ، أي سيصبح 0.1م أو 1.0 10 -1 مول / لتر. هؤلاء هم سيكون هناك تركيزاتالرصاص 2+ وCl - . بالتالي،[ الرصاص 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . القيمة الناتجة تتجاوزإلخPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . لذلك جزء من الملحPbCl 2 يترسب. مما سبق ، يمكن استنتاج أن العوامل المختلفة تؤثر على تكوين الترسيب.

تأثير تركيز المحاليل

إلكتروليت قليل الذوبان ذو قيمة كبيرة بدرجة كافيةإلخلا يمكن أن تترسب من المحاليل المخففة.فمثلا، ترسبPbCl 2 لن تسقط عند خلط أحجام متساوية 0.1محلولالرصاص(رقم 3 ) 2 وكلوريد الصوديوم. عند خلط أحجام متساوية ، ستصبح تركيزات كل مادة0,1 / 2 = 0,05 مأو 5 10 -2 مول / لتر. منتج أيوني[ الرصاص 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .القيمة الناتجة أقلإلخPbCl 2 ومن ثم لن يحدث أي هطول.

تأثير كمية المرسب

للحصول على أكمل ترسيب ، يتم استخدام فائض من المرسب.

فمثلاترسب الملحباكو 3 : باكل 2 + نا 2 كو 3 ® باكو 3 ¯ + 2 كلوريد الصوديوم. بعد إضافة مبلغ معادلنا 2 كو 3 تبقى الأيونات في المحلولبا 2+ ، التي يتم تحديد تركيزها بالكميةإلخ.

زيادة تركيز الأيوناتكو 3 2- بسبب إضافة المرسب الزائد(نا 2 كو 3 ) ، سوف يؤدي إلى انخفاض مماثل في تركيز الأيوناتبا 2+ في الحل ، أي سيزيد من اكتمال ترسب هذا الأيون.

تأثير أيون يحمل نفس الاسم

تقل قابلية ذوبان الإلكتروليتات قليلة الذوبان في وجود إلكتروليتات قوية أخرى لها أيونات مماثلة. إذا لمحلول غير مشبعBaSO 4 إضافة الحل شيئا فشيئانا 2 لذا 4 ، ثم المنتج الأيوني ، والذي كان في البداية أقل من إلخBaSO 4 (1,1 10 -10 ) سوف تصل تدريجياإلخوتجاوزه. سيبدأ هطول الأمطار.

تأثير درجة الحرارة

إلخثابت عند درجة حرارة ثابتة. مع زيادة درجة الحرارة إلخالزيادات ، لذلك من الأفضل أن يتم التهطال من المحاليل المبردة.

انحلال الترسيب

تعتبر قاعدة منتج القابلية للذوبان مهمة لنقل الرواسب قليلة الذوبان إلى محلول. افترض أننا بحاجة إلى إذابة الراسببامنا 3 . المحلول الملامس لهذا الراسب مشبع بـبامنا 3 .
هذا يعني انه[ با 2+ ] [ كو 3 2- ] = العلاقات العامةباكو 3 .

إذا تم إضافة حمض إلى المحلول ، ثم الأيوناتح + ربط الأيونات الموجودة في المحلولكو 3 2- في جزيئات حمض الكربونيك الضعيفة:

2 ح + + شركة 3 2- ® ح 2 كو 3 ® ح 2 O + CO 2 ­

نتيجة لذلك ، سينخفض ​​تركيز الأيون بشكل حاد.كو 3 2- ، يصبح منتج الأيونات أقل منإلخباكو 3 . سيكون الحل غير مشبع فيما يتعلقبامنا 3 وجزء من الرواسببامنا 3 يذهب إلى الحل. مع إضافة كمية كافية من الحمض ، يمكن إحضار الراسب بأكمله إلى المحلول. وبالتالي ، يبدأ انحلال الراسب عندما ، لسبب ما ، يصبح المنتج الأيوني لإلكتروليت قليل الذوبان أقل منإلخ. من أجل إذابة الراسب ، يتم إدخال إلكتروليت في المحلول ، ويمكن أن تشكل أيوناته مركبًا منفصلًا قليلاً مع أحد أيونات إلكتروليت قليل الذوبان. هذا ما يفسر انحلال الهيدروكسيدات قليل الذوبان في الأحماض.

Fe (OH) 3 + 3 حمض الهيدروكلوريك® FeCl 3 + 3 ح 2 ا

الأيوناتأوه - يرتبط بجزيئات سيئة التفككح 2 ا.

الطاولة.منتج الذوبان (SP) والذوبان عند 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

اي جي 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

كربونات الكالسيوم 3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

نظرية التفكك الالكتروليتىاقترحه العالم السويدي س. أرهينيوس في عام 1887.

التفكك الالكتروليتي- هذا هو انهيار جزيئات المنحل بالكهرباء مع تكوين أيونات موجبة الشحنة (كاتيونات) وشحنة سالبة (الأنيونات) في المحلول.

على سبيل المثال ، يتفكك حمض الأسيتيك مثل هذا في محلول مائي:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO -.

التفكك هو عملية قابلة للعكس. لكن الشوارد المختلفة تتفكك بشكل مختلف. تعتمد الدرجة على طبيعة المنحل بالكهرباء وتركيزه وطبيعة المذيب والظروف الخارجية (درجة الحرارة والضغط).

درجة التفكك α -نسبة عدد الجزيئات المتحللة إلى أيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات:

α = v´ (x) / v (x).

يمكن أن تختلف الدرجة من 0 إلى 1 (من غياب التفكك إلى اكتماله بالكامل). يشار إليها كنسبة مئوية. يتم تحديده تجريبيا. أثناء تفكك المنحل بالكهرباء ، يزداد عدد الجسيمات في المحلول. تشير درجة التفكك إلى قوة الإلكتروليت.

يميز قويو شوارد ضعيفة.

شوارد قوية- وهي شوارد تتجاوز درجة تفككها 30٪.

شوارد متوسطة القوة- هؤلاء الذين تتراوح درجة تفككهم بين 3٪ و 30٪.

شوارد ضعيفة- درجة التفكك في محلول مائي 0.1 م أقل من 3٪.

أمثلة على الشوارد الضعيفة والقوية.

تتحلل الإلكتروليتات القوية في المحاليل المخففة تمامًا إلى أيونات ، أي α = 1. لكن التجارب تظهر أن التفكك لا يمكن أن يساوي 1 ، فلها قيمة تقريبية ، لكنها لا تساوي 1. هذا ليس تفككًا حقيقيًا ، ولكنه تفكك واضح.

على سبيل المثال ، دع بعض الاتصال α = 0.7. أولئك. وفقًا لنظرية أرهينيوس ، فإن 30٪ من الجزيئات غير المنفصلة "تطفو" في المحلول. و 70٪ شكلوا أيونات حرة. وتعطي النظرية الكهروستاتيكية تعريفًا مختلفًا لهذا المفهوم: إذا كانت α \ u003d 0.7 ، فسيتم فصل جميع الجزيئات إلى أيونات ، لكن الأيونات خالية بنسبة 70٪ فقط ، والـ 30٪ المتبقية مرتبطة بالتفاعلات الكهروستاتيكية.

درجة التفكك الظاهرة.

لا تعتمد درجة التفكك فقط على طبيعة المذيب والمذاب ، ولكن أيضًا على تركيز المحلول ودرجة الحرارة.

يمكن تمثيل معادلة التفكك على النحو التالي:

AK ⇄ A- + K +.

ويمكن التعبير عن درجة التفكك على النحو التالي:

مع زيادة تركيز المحلول ، تنخفض درجة تفكك المنحل بالكهرباء. أولئك. قيمة درجة إلكتروليت معين ليست قيمة ثابتة.

نظرًا لأن التفكك عملية قابلة للعكس ، يمكن كتابة معادلات معدل التفاعل على النحو التالي:

إذا كان التفكك هو التوازن ، فإن المعدلات متساوية ونتيجة لذلك نحصل عليها توازن ثابت(التفكك ثابت):

يعتمد K على طبيعة المذيب ودرجة الحرارة ، ولكنه لا يعتمد على تركيز المحاليل. يمكن أن نرى من المعادلة أنه كلما زاد عدد الجزيئات غير المنفصلة ، انخفضت قيمة ثابت تفكك الإلكتروليت.

أحماض بولي بيسيكتنفصل بخطوات ، ولكل خطوة قيمتها الخاصة لثابت التفكك.

إذا انفصل حمض البولي بيسك ، فإن البروتون الأول ينفصل بسهولة ، ومع زيادة شحنة الأنيون ، يزداد الجذب ، وبالتالي ينقسم البروتون بشكل أكثر صعوبة. فمثلا،

يجب أن تكون ثوابت تفكك حمض الفوسفوريك في كل مرحلة مختلفة تمامًا:

أنا - المرحلة:

ثانيا - المرحلة:

ثالثا - المرحلة:

في المرحلة الأولى ، حمض الفوسفوريك هو حمض متوسط ​​القوة ، وفي المرحلة الثانية يكون ضعيفًا ، وفي المرحلة الثالثة يكون ضعيفًا جدًا.

أمثلة على ثوابت التوازن لبعض محاليل الإلكتروليت.

فكر في مثال:

إذا تمت إضافة النحاس المعدني إلى محلول يحتوي على أيونات الفضة ، فعند لحظة التوازن ، يجب أن يكون تركيز أيونات النحاس أكبر من تركيز الفضة.

لكن الثابت له قيمة منخفضة:

AgCl⇄Ag + + Cl -.

مما يشير إلى أنه بحلول الوقت الذي تم فيه الوصول إلى التوازن ، تم إذابة القليل جدًا من كلوريد الفضة.

يتم إدخال تركيز النحاس المعدني والفضة في ثابت التوازن.

المنتج الأيوني للماء.

يحتوي الجدول أدناه على بيانات:

هذا الثابت يسمى منتج أيون من الماء، والتي تعتمد فقط على درجة الحرارة. وفقًا للتفكك ، يوجد أيون هيدروكسيد واحد لكل 1 H + أيون. في الماء النقي ، يكون تركيز هذه الأيونات هو نفسه: [ ح + ] = [أوه - ].

بالتالي، [ ح + ] = [أوه-] = = 10-7 مول / لتر.

إذا تمت إضافة مادة غريبة ، مثل حمض الهيدروكلوريك ، إلى الماء ، فإن تركيز أيونات الهيدروجين سيزداد ، لكن منتج أيون الماء لا يعتمد على التركيز.

وإذا قمت بإضافة القلويات ، فسوف يزداد تركيز الأيونات ، وتنخفض كمية الهيدروجين.

التركيز ومترابطان: كلما زادت قيمة واحدة ، قلت الأخرى.

حموضة المحلول (pH).

عادة ما يتم التعبير عن حموضة المحاليل بتركيز الأيونات ح +.في البيئات الحمضية الرقم الهيدروجيني<10 -7 моль/л, в нейтральных - الرقم الهيدروجيني\ u003d 10-7 مول / لتر ، في القلوية - الرقم الهيدروجيني> 10-7 مول / لتر.
يتم التعبير عن حموضة المحلول من حيث اللوغاريتم السالب لتركيز أيونات الهيدروجين ، ويطلق عليه الرقم الهيدروجيني.

الرقم الهيدروجيني = -إل جي[ ح + ].

العلاقة بين الثابت ودرجة التفكك.

ضع في اعتبارك مثالًا لتفكك حمض الأسيتيك:

لنجد ثابتًا:

التركيز المولي С = 1 /الخامس، نعوض في المعادلة ونحصل على:

هذه المعادلات بموجب قانون تربية دبليو أوستوالد، والتي بموجبها لا يعتمد ثابت تفكك المنحل بالكهرباء على تخفيف المحلول.

الشواردالمواد التي توصل محاليلها أو تذوب بالكهرباء.

غير الكهربائيةالمواد التي لا توصل محاليلها أو تذوب بالكهرباء.

التفكك- تحلل المركبات إلى أيونات.

درجة التفككهي نسبة عدد الجزيئات المنفصلة في الأيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات في المحلول.

الكهرباء القويةعندما تذوب في الماء ، فإنها تنفصل تمامًا تقريبًا إلى أيونات.

عند كتابة معادلات تفكك الإلكتروليتات القوية ضع علامة متساوية.

تشمل الإلكتروليتات القوية:

أملاح قابلة للذوبان ( انظر جدول الذوبان);

العديد من الأحماض غير العضوية: HNO 3 ، H 2 SO 4 ، HClO 3 ، HClO 4 ، HMnO 4 ، HCl ، HBr ، HI ( نظرة إلكتروليتات أحماض قوية في جدول الذوبان);

قواعد القلويات (LiOH ، NaOH ، KOH) والأرض القلوية (Ca (OH) 2 ، Sr (OH) 2 ، Ba (OH) 2) المعادن ( رؤية قواعد الإلكتروليت القوية في جدول الذوبان).

ضعيف الكهرباءفي المحاليل المائية تنفصل جزئيًا (بشكل عكسي) إلى أيونات.

عند كتابة معادلات التفكك للإلكتروليتات الضعيفة ، توضع علامة الانعكاس.

تشمل الإلكتروليتات الضعيفة ما يلي:

تقريبا جميع الأحماض العضوية والمياه (H 2 O) ؛

بعض الأحماض غير العضوية: H 2 S، H 3 PO 4، HClO 4، H 2 CO 3، HNO 2، H 2 SiO 3 ( نظرة الإلكتروليتات الضعيفة في الأحماض في جدول الذوبان);

هيدروكسيدات المعادن غير القابلة للذوبان (Mg (OH) 2 ، Fe (OH) 2 ، Zn (OH) 2) ( انظر القواعدجإلكتروليتات ضعيفة في جدول الذوبان).

تتأثر درجة التفكك الإلكتروليتي بعدة عوامل:

طبيعة المذيب و بالكهرباء: الشوارد القوية هي مواد ذات روابط أيونية وتساهمية قوية القطبية ؛ قدرة مؤينة جيدة ، أي القدرة على التسبب في تفكك المواد ، لها مذيبات ذات ثابت عازل عالي ، جزيئاتها قطبية (على سبيل المثال ، الماء) ؛

درجة الحرارة: نظرًا لأن التفكك عملية ماصة للحرارة ، فإن الزيادة في درجة الحرارة تزيد من قيمة α ؛

تركيز: عندما يتم تخفيف المحلول ، تزداد درجة التفكك ، ومع زيادة التركيز تقل ؛

مرحلة عملية التفكك: كل ​​مرحلة لاحقة أقل فعالية من السابقة ، ما يقرب من 1000-10000 مرة ؛ على سبيل المثال ، بالنسبة لحمض الفوسفوريك α 1> α 2> α 3:

H3PO4⇄Н ++ H2PO − 4 (المرحلة الأولى ، α 1) ،

H2PO − 4⇄H ++ HPO2−4 (المرحلة الثانية ، α 2) ،

PO2−4⇄Н ++ PO3−4 (المرحلة الثالثة ، α 3).

لهذا السبب ، في محلول هذا الحمض ، يكون تركيز أيونات الهيدروجين هو الأعلى ، ويكون تركيز أيونات الفوسفات PO3−4 هو الأدنى.

1. الذوبان ودرجة تفكك مادة لا يرتبطان ببعضهما البعض. على سبيل المثال ، المنحل بالكهرباء الضعيف هو حمض الأسيتيك ، وهو قابل للذوبان بدرجة عالية (بشكل غير مقيد) في الماء.

2. يحتوي محلول إلكتروليت ضعيف على أقل من غيره من الأيونات التي تتشكل في المرحلة الأخيرة من التفكك الإلكتروليتي

تتأثر درجة التفكك الإلكتروليتي أيضًا بـ إضافة إلكتروليتات أخرى: على سبيل المثال درجة تفكك حمض الفورميك

HCOOH ⇄ HCOO - + H +

ينخفض ​​إذا تم إضافة القليل من فورمات الصوديوم إلى المحلول. هذا الملح ينفصل ليشكل فورمات أيونات HCOO -:

HCOONa → HCOO - + Na +

نتيجة لذلك ، يزداد تركيز أيونات HCOO في المحلول ، ووفقًا لمبدأ Le Chatelier ، تؤدي الزيادة في تركيز أيونات الفورمات إلى إزاحة توازن عملية تفكك حمض الفورميك إلى اليسار ، أي تنخفض درجة التفكك.

قانون التخفيف أوستوالد- النسبة التي تعبر عن اعتماد التوصيل الكهربائي المكافئ لمحلول مخفف من إلكتروليت ثنائي ضعيف على تركيز المحلول:

هنا ، ثابت تفكك المنحل بالكهرباء ، هو التركيز ، وقيم الموصلية الكهربائية المكافئة عند التركيز والتخفيف اللانهائي ، على التوالي. النسبة هي نتيجة لقانون العمل الجماهيري والمساواة

أين درجة التفكك.

تم تطوير قانون تخفيف أوستوالد من قبل دبليو أوستوالد في عام 1888 وأكده تجريبياً. كان التأسيس التجريبي لصحة قانون تخفيف أوستوالد ذا أهمية كبيرة لإثبات نظرية التفكك الإلكتروليتي.

التفكك الالكتروليتي للماء. مؤشر الهيدروجين الرقم الهيدروجيني الماء عبارة عن إلكتروليت مذبذب ضعيف: H2O H + + OH- أو ، بشكل أكثر دقة: 2H2O \ u003d H3O + + OH- ثابت تفكك الماء عند 25 درجة مئوية هو: يمكن اعتباره ثابتًا ويساوي 55.55 مول / لتر (كثافة الماء 1000 جم / لتر ، الكتلة 1 لتر 1000 جم ، كمية مادة الماء 1000 جم: 18 جم / مول \ u003d 55.55 مول ، C \ u003d 55.55 مول: 1 لتر \ u003d 55.55 مول / لتر). ثم تكون هذه القيمة ثابتة عند درجة حرارة معينة (25 درجة مئوية) ، وتسمى المنتج الأيوني للماء KW: تفكك الماء هو عملية ماصة للحرارة ، وبالتالي ، مع زيادة درجة الحرارة ، وفقًا لمبدأ Le Chatelier ، يزداد التفكك ، ويزداد منتج الأيونات ويصل إلى قيمة 10-13 عند 100 درجة مئوية. في الماء النقي عند 25 درجة مئوية ، تكون تركيزات أيونات الهيدروجين والهيدروكسيل متساوية مع بعضها البعض: = = 10-7 مول / لتر المحاليل التي تتساوى فيها تركيزات أيونات الهيدروجين والهيدروكسيل مع بعضها البعض تسمى محايدة. إذا تمت إضافة الحمض إلى الماء النقي ، سيزداد تركيز أيونات الهيدروجين ويصبح أكثر من 10-7 مول / لتر ، وسيصبح الوسط حمضيًا ، بينما يتغير تركيز أيونات الهيدروكسيل على الفور بحيث يحتفظ منتج أيون الماء به. قيمة 10-14. سيحدث نفس الشيء عند إضافة القلويات إلى الماء النقي. ترتبط تركيزات أيونات الهيدروجين والهيدروكسيل ببعضها البعض من خلال منتج الأيونات ، لذلك ، مع معرفة تركيز أحد الأيونات ، من السهل حساب تركيز الآخر. على سبيل المثال ، إذا كانت = 10-3 مول / لتر ، إذن = KW / = 10-14 / 10-3 = 10-11 مول / لتر ، أو إذا = 10-2 مول / لتر ، ثم = KW / = 10-14 / 10-2 = 10-12 مول / لتر. وبالتالي ، فإن تركيز أيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيل يمكن أن يكون بمثابة خاصية كمية للحموضة أو القلوية في الوسط. من الناحية العملية ، لا يتم استخدام تركيزات أيونات الهيدروجين أو الهيدروكسيل ، ولكن مؤشرات الأس الهيدروجيني أو الهيدروكسيل الهيدروكسيل. مؤشر الهيدروجين pH يساوي اللوغاريتم العشري السالب لتركيز أيونات الهيدروجين: pH = - lg مؤشر الهيدروكسيل pOH يساوي اللوغاريتم العشري السالب لتركيز أيونات الهيدروكسيل: pOH = - lg من السهل إظهاره بواسطة لإطالة المنتج الأيوني للماء بحيث يكون الرقم الهيدروجيني + الأس الهيدروجيني = 14 ، يكون الوسط متعادلًا ، إذا كان أقل من 7 - حمضي ، وكلما انخفض الرقم الهيدروجيني ، زاد تركيز أيونات الهيدروجين. الرقم الهيدروجيني أكبر من 7 - البيئة القلوية ، كلما ارتفع الرقم الهيدروجيني ، زاد تركيز أيونات الهيدروكسيل.

تعليمات

جوهر هذه النظرية هو أنه عند الذوبان (المذاب في الماء) ، تتحلل جميع الإلكتروليتات تقريبًا إلى أيونات ، والتي تكون موجبة وسالبة الشحنة (وهو ما يسمى التفكك الإلكتروليتي). تحت تأثير التيار الكهربائي ، السالب ("-") باتجاه القطب الموجب (+) ، والشحنة الموجبة (الكاتيونات ، "+") ، تحرك نحو الكاثود (-). التفكك الالكتروليتي هو عملية عكسية (تسمى العملية العكسية "الاستقطاب").

درجة (أ) التفكك الإلكتروليتي تعتمد على المنحل بالكهرباء نفسه ، والمذيب ، وتركيزها. هذه هي نسبة عدد الجزيئات (n) التي تحللت إلى أيونات إلى العدد الإجمالي للجزيئات التي تم إدخالها في المحلول (N). تحصل على: أ = ن / ن

وبالتالي ، فإن الإلكتروليتات القوية هي مواد تتحلل تمامًا إلى أيونات عند إذابتها في الماء. الإلكتروليتات القوية ، كقاعدة عامة ، هي مواد ذات قطبية عالية أو روابط: هذه أملاح عالية الذوبان (HCl ، HI ، HBr ، HClO4 ، HNO3 ، H2SO4) ، وكذلك القواعد القوية (KOH ، NaOH ، RbOH ، Ba ( OH) 2 ، CsOH ، الأب (OH) 2 ، LiOH ، Ca (OH) 2). في إلكتروليت قوي ، تكون المادة المذابة فيه في الغالب على شكل أيونات () ؛ لا يوجد عمليا أي جزيئات غير مرتبطة.

الإلكتروليتات الضعيفة هي المواد التي تتفكك جزئيًا فقط في الأيونات. تحتوي الإلكتروليتات الضعيفة ، جنبًا إلى جنب مع الأيونات في المحلول ، على جزيئات غير منفصلة. لا تعطي الإلكتروليتات الضعيفة تركيزًا قويًا للأيونات في المحلول.

الضعفاء هم:
- الأحماض العضوية (جميعها تقريبًا) (C2H5COOH ، CH3COOH ، إلخ) ؛
- بعض الأحماض (H2S ، H2CO3 ، إلخ) ؛
- جميع الأملاح تقريبًا ، قابلة للذوبان بشكل طفيف في الماء ، هيدروكسيد الأمونيوم ، وكذلك جميع القواعد (Ca3 (PO4) 2 ؛ Cu (OH) 2 ؛ Al (OH) 3 ؛ NH4OH) ؛
- ماء.

هم عمليا لا يجرون تيارا كهربائيا ، أو يجرون ، ولكن بشكل سيئ.

ملاحظة

على الرغم من أن المياه النقية توصل الكهرباء بشكل سيئ للغاية ، إلا أنها لا تزال تتمتع بموصلية كهربائية قابلة للقياس ، نظرًا لحقيقة أن الماء يتفكك قليلاً إلى أيونات الهيدروكسيد وأيونات الهيدروجين.

نصيحة مفيدة

معظم الإلكتروليتات هي مواد أكالة ، لذلك عند العمل معها ، كن حذرًا للغاية واتبع لوائح السلامة.

القاعدة القوية عبارة عن مركب كيميائي غير عضوي يتكون من مجموعة هيدروكسيل -OH وقلوي (عناصر المجموعة الأولى من النظام الدوري: Li ، K ، Na ، RB ، Cs) أو معدن أرضي قلوي (عناصر المجموعة II Ba ، Ca). تمت كتابتها على هيئة صيغ LiOH و KOH و NaOH و RbOH و CsOH و Ca (OH) ₂ و Ba (OH) ₂.

سوف تحتاج

• كوب تبخير
• حارق
• المؤشرات
• قضيب معدني
• H₃RO₄

تعليمات

عرض قواعد قوية ، سمة من سمات الجميع. يتم تحديد التواجد في الحل من خلال تغيير لون المؤشر. أضف الفينول فثالين إلى العينة بمحلول الاختبار أو احذف ورق عباد الشمس. برتقالي الميثيل أصفر ، الفينول فثالين أرجواني ، وورق عباد الشمس أزرق. كلما كانت القاعدة أقوى ، كان لون المؤشر أكثر كثافة.

إذا كنت بحاجة إلى معرفة القلويات التي يتم تقديمها لك ، فقم بإجراء تحليل نوعي للحلول. القواعد القوية الأكثر شيوعًا هي الليثيوم والبوتاسيوم والصوديوم والباريوم والكالسيوم. تتفاعل القواعد مع الأحماض (تفاعلات التعادل) لتكوين الملح والماء. في هذه الحالة ، يمكن تمييز Ca (OH) ₂ و Ba (OH) ₂ و LiOH. عندما تتشكل مع الحمض ، غير قابلة للذوبان. الهيدروكسيدات المتبقية لن تعطي الترسيب ، tk. جميع أملاح K و Na قابلة للذوبان.
3 Ca (OH) ₂ + 2 H₃RO₄ - → Ca₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О

3 Va (OH) ₂ +2 H₃RO₄ - → Va₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О

3 LiOH + Н₃РО₄ - → Li₃РО₄ ↓ + 3 H₂О
صفيهم وجففهم. احقن الرواسب الجافة في لهب الموقد. يمكن تحديد أيونات الليثيوم والكالسيوم والباريوم نوعياً عن طريق تغيير لون اللهب. وفقًا لذلك ، ستحدد مكان وجود الهيدروكسيد. تلون أملاح الليثيوم لون الشعلة باللون الأحمر القرمزي. أملاح الباريوم - باللون الأخضر ، وأملاح الكالسيوم - في توت العليق.

تشكل القلويات المتبقية مركبات أورثوفوسفات قابلة للذوبان.

3 هيدروكسيد الصوديوم + Н₃РО₄-- → Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄ - → K₃PO₄ + 3 H₂O

تبخر الماء إلى بقايا جافة. تعمل الأملاح المبخرة على قضيب معدني بالتناوب على إحضار شعلة الموقد. هناك ملح الصوديوم - اللهب سوف يتحول إلى اللون الأصفر الفاتح والبوتاسيوم - وردي أرجواني. وبالتالي ، مع وجود مجموعة دنيا من المعدات والكواشف ، فقد حددت جميع الأسباب القوية التي أعطيت لك.

الإلكتروليت هو مادة تكون في الحالة الصلبة عازلة للكهرباء ، أي لا تجري تيارًا كهربائيًا ، ومع ذلك ، في شكل مذاب أو منصهر يصبح موصلًا. لماذا يوجد مثل هذا التغيير الجذري في الخصائص؟ والحقيقة هي أن جزيئات الإلكتروليت في المحاليل أو الذوبان تتفكك إلى أيونات موجبة الشحنة وشحنة سالبة ، مما يجعل هذه المواد في مثل هذه الحالة من التجميع قادرة على توصيل التيار الكهربائي. معظم الأملاح والأحماض والقواعد لها خصائص إلكتروليتية.

تعليمات

ما هي المواد القوية؟ هذه المواد ، في المحاليل أو الذوبان التي يتعرض لها ما يقرب من 100 ٪ من الجزيئات ، وبغض النظر عن تركيز المحلول. تشمل القائمة الغالبية العظمى من القلويات القابلة للذوبان والأملاح وبعض الأحماض ، مثل الهيدروكلوريك والبروم واليود والنتريك ، إلخ.

وكيف يتصرف الضعفاء في المحاليل أم يذوب؟ الشوارد؟ أولاً ، ينفصلون إلى حد صغير جدًا (لا يزيد عن 3 ٪ من العدد الإجمالي للجزيئات) ، وثانيًا ، يزدادون سوءًا وأبطأ ، كلما زاد تركيز المحلول. تشمل هذه الإلكتروليتات ، على سبيل المثال ، (هيدروكسيد الأمونيوم) ، ومعظم الأحماض العضوية وغير العضوية (بما في ذلك الهيدروفلوريك - HF) وبالطبع الماء المألوف لنا جميعًا. نظرًا لأن جزءًا ضئيلًا فقط من جزيئاته يتحلل إلى أيونات الهيدروجين وأيونات الهيدروكسيل.

تذكر أن درجة التفكك ، وبالتالي ، قوة الإلكتروليت تعتمد على عوامل: طبيعة المنحل بالكهرباء نفسه ، والمذيب ، ودرجة الحرارة. لذلك ، هذا التقسيم بحد ذاته مشروط إلى حد ما. بعد كل شيء ، يمكن أن تكون نفس المادة ، في ظل ظروف مختلفة ، إلكتروليتًا قويًا وآخر ضعيفًا. لتقييم قوة المنحل بالكهرباء ، تم إدخال قيمة خاصة - ثابت التفكك ، محددًا على أساس قانون العمل الجماعي. لكنها تنطبق فقط على الشوارد الضعيفة ؛ قوي الشواردإنهم لا يخضعون لقانون الجماهير المؤثرة.

مصادر:

• قائمة الشوارد القوية

ملح- هذه مواد كيميائية تتكون من كاتيون ، أي أيون موجب الشحنة ، ومعدن وأنيون سالب الشحنة - بقايا حمضية. هناك أنواع عديدة من الأملاح: عادية ، حمضية ، أساسية ، مزدوجة ، مختلطة ، رطبة ، معقدة. يعتمد ذلك على تكوينات الكاتيون والأنيون. كيف يمكنك تحديد قاعدةملح؟