التي هي في حالة توازن ديناميكي مع جزيئات غير مرتبطة. تشمل الإلكتروليتات الضعيفة معظم الأحماض العضوية والعديد من القواعد العضوية في المحاليل المائية وغير المائية.

الإلكتروليتات الضعيفة هي:

• تقريبا جميع الأحماض العضوية والماء ؛
• بعض الأحماض غير العضوية: HF و HClO و HClO 2 و HNO 2 و HCN و H 2 S و HBrO و H 3 PO 4 و H 2 CO 3 و H 2 SiO 3 و H 2 SO 3 وغيرها ؛
• بعض هيدروكسيدات المعادن القابلة للذوبان بشكل ضئيل: Fe (OH) 3 ، Zn (OH) 2 وغيرها ؛ وكذلك هيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH.

المؤلفات

• إم آي رافيش شيربو. في. نوفيكوف "الكيمياء الفيزيائية والغروية" م: المدرسة العليا ، 1975

مؤسسة ويكيميديا. 2010.

تعرف على "إلكتروليتات ضعيفة" في القواميس الأخرى:

شوارد ضعيفة- - إلكتروليتات ، تنفصل قليلاً في المحاليل المائية إلى أيونات. عملية تفكك الإلكتروليتات الضعيفة قابلة للعكس وتخضع لقانون العمل الجماعي. الكيمياء العامة: كتاب مدرسي / أ.زولنين ... المصطلحات الكيميائية

المواد ذات الموصلية الأيونية يطلق عليهم موصلات من النوع الثاني ، ويرافق مرور التيار من خلالها نقل المادة. تشمل الإلكتروليتات الأملاح المنصهرة أو الأكاسيد أو الهيدروكسيدات ، وكذلك (التي تحدث بشكل كبير ... ... موسوعة كولير

بالمعنى الواسع ، السائل أو الصلب في va والأنظمة ، حيث توجد الأيونات بتركيز ملحوظ ، مما يتسبب في مرور الكهرباء من خلالها. التيار (الموصلية الأيونية) ؛ بالمعنى الضيق إلى va ، والتي تتحلل إلى أيونات في ما قبل. عند حل E. ... موسوعة فيزيائية

الشوارد- المواد السائلة أو الصلبة التي تتشكل فيها الأيونات نتيجة التفكك الإلكتروليتي بأي تركيز ملحوظ ، مما يتسبب في مرور تيار كهربائي مباشر. المنحلات بالكهرباء في المحاليل ... ... القاموس الموسوعي لعلم المعادن

في وا ، في k ryh بتركيز ملحوظ ، توجد أيونات تسبب مرور الكهرباء. التيار (الموصلية الأيونية). E. دعا أيضا. موصلات من النوع الثاني. بالمعنى الضيق للكلمة ، E. in va ، جزيئات ryh في p re بسبب التحليل الكهربائي ... ... موسوعة كيميائية

- (من Electro ... واليونانية lytos قابلة للتحلل ، قابلة للذوبان) مواد وأنظمة سائلة أو صلبة توجد فيها أيونات في أي تركيز ملحوظ ، مما يتسبب في مرور التيار الكهربائي. بالمعنى الضيق ، E. ... ... الموسوعة السوفيتية العظمى

هذا المصطلح له معاني أخرى ، انظر التفكك. التفكك الإلكتروليتي هو عملية تكسير المنحل بالكهرباء إلى أيونات عندما يذوب أو يذوب. المحتويات 1 التفكك في الحلول 2 ... ويكيبيديا

المنحل بالكهرباء هو مادة يقوم ذوبانها أو محلولها بتوصيل تيار كهربائي بسبب التفكك إلى أيونات ، لكن المادة نفسها لا تقوم بتوصيل تيار كهربائي. ومن أمثلة الإلكتروليتات محاليل الأحماض والأملاح والقواعد ...... ويكيبيديا

الإلكتروليت هو مصطلح كيميائي يشير إلى مادة يقوم ذوبانها أو محلولها بتوصيل تيار كهربائي بسبب التفكك في الأيونات. من أمثلة الإلكتروليتات الأحماض والأملاح والقواعد. المنحلات بالكهرباء هي موصلات من النوع الثاني ، ...... ويكيبيديا

يتميز تفكك الإلكتروليت كمياً بدرجة التفكك. درجة التفكك أ–هي نسبة عدد الجزيئات المنفصلة في الأيونات N ديس.,إلى العدد الإجمالي لجزيئات الإلكتروليت المذابة N :

أ =

أهو جزء من جزيئات الإلكتروليت المتحللة إلى أيونات.

تعتمد درجة تفكك الإلكتروليت على عدة عوامل: طبيعة المنحل بالكهرباء ، وطبيعة المذيب ، وتركيز المحلول ، ودرجة الحرارة.

وفقًا للقدرة على الانفصال ، تنقسم الإلكتروليتات بشكل مشروط إلى قوية وضعيفة. الشوارد الموجودة في المحلول فقط كما تسمى الأيونات قوي . تسمى الإلكتروليتات ، التي تكون في حالة مذابة جزئيًا في شكل جزيئات وجزئيًا في شكل أيونات ضعيف .

تشتمل الإلكتروليتات القوية على جميع الأملاح تقريبًا وبعض الأحماض: H 2 SO 4 و HNO 3 و HCl و HI و HClO 4 وهيدروكسيدات الفلزات الأرضية القلوية والقلوية (انظر الملحق ، الجدول 6).

تنتهي عملية تفكك الإلكتروليتات القوية:

HNO 3 \ u003d H + + NO 3 - ، NaOH \ u003d Na + + OH - ،

ويتم وضع علامات التساوي في معادلات التفكك.

كما هو مطبق على الإلكتروليتات القوية ، فإن مفهوم "درجة التفكك" مشروط. " درجة التفكك "الظاهرة" (أكل واحد) تحت الصحيح (انظر الملحق ، الجدول 6). مع زيادة تركيز إلكتروليت قوي في محلول ، يزداد تفاعل الأيونات ذات الشحنة المعاكسة. عند الاقتراب من بعضهم البعض بشكل كاف ، فإنهم يشكلون شركاء. يتم فصل الأيونات الموجودة فيها بواسطة طبقات من جزيئات الماء القطبية المحيطة بكل أيون. يؤثر هذا على انخفاض التوصيل الكهربائي للمحلول ، أي يتم إنشاء تأثير التفكك غير الكامل.

لأخذ هذا التأثير في الاعتبار ، يتم إدخال معامل النشاط g ، والذي يتناقص مع زيادة تركيز المحلول ، ويتراوح من 0 إلى 1. لوصف خصائص محاليل الإلكتروليت القوية كمياً ، وهي كمية تسمى نشاط (أ).

يُفهم نشاط أيون على أنه التركيز الفعال له ، والذي وفقًا له يعمل في التفاعلات الكيميائية.

نشاط أيوني ( أ) يساوي تركيزه المولي ( من) مضروبًا في عامل النشاط (ز):

أ = ز من.

إن استخدام النشاط بدلاً من التركيز يجعل من الممكن تطبيق القواعد المنتظمة للحلول المثالية على الحلول.

تشمل الإلكتروليتات الضعيفة بعض المعادن (HNO 2 ، H 2 SO 3 ، H 2 S ، H 2 SiO 3 ، HCN ، H 3 PO 4) ومعظم الأحماض العضوية (CH 3 COOH ، H 2 C 2 O 4 ، وما إلى ذلك) ، هيدروكسيد الأمونيوم NH 4 OH وجميع القواعد ضعيفة الذوبان في الماء ، الأمينات العضوية.

يمكن عكس تفكك الإلكتروليتات الضعيفة. في محاليل الشوارد الضعيفة ، يتم إنشاء توازن بين الأيونات والجزيئات غير المرتبطة. في معادلات التفكك المقابلة ، يتم وضع علامة الانعكاس (""). على سبيل المثال ، تتم كتابة معادلة التفكك لحمض الخليك الضعيف على النحو التالي:

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +.

في محلول إلكتروليت ثنائي ضعيف ( كا) يتم إنشاء التوازن التالي ، الذي يتميز بثابت توازن يسمى ثابت التفكك إلىد:

KA "K + A -،

.

إذا تم إذابته في 1 لتر من المحلول منمولات المنحل بالكهرباء كاودرجة التفكك تساوي أ ، مما يعني أن التفكك أتم تشكيل مولات المنحل بالكهرباء وكل أيون وفقًا لـ أحيوانات الخلد. لا يزال في حالة غير مرتبطة ( من – أ) حيوانات الخلد كا.

KA «K + A -.

ج - aC aC

ثم سيكون ثابت التفكك مساويًا لـ:

(6.1)

نظرًا لأن ثابت التفكك لا يعتمد على التركيز ، فإن العلاقة المشتقة تعبر عن اعتماد درجة تفكك إلكتروليت ثنائي ضعيف على تركيزه. توضح المعادلة (6.1) أن انخفاض تركيز إلكتروليت ضعيف في محلول يؤدي إلى زيادة درجة تفككه. تعبر المعادلة (6.1) عن قانون التخفيف أوستوالد .

للشوارد الضعيفة جدا (في أ<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

إلىد أ 2 ج، أو أ»(6.2)

يكون ثابت التفكك لكل إلكتروليت ثابتًا عند درجة حرارة معينة ، ولا يعتمد على تركيز المحلول ويميز قدرة الإلكتروليت على التحلل إلى أيونات. كلما زادت Kd ، زاد تفكك المنحل بالكهرباء إلى أيونات. تم جدولة ثوابت تفكك الإلكتروليتات الضعيفة (انظر الملحق ، الجدول 3).

أظهر قياس درجة تفكك الإلكتروليتات المختلفة أن الإلكتروليتات الفردية عند نفس التركيز الطبيعي للمحاليل تتفكك إلى أيونات بشكل مختلف تمامًا.

الاختلاف في قيم درجة تفكك الأحماض كبير بشكل خاص. على سبيل المثال ، أحماض النيتريك والهيدروكلوريك في 0.1 ن. تتحلل المحاليل بالكامل تقريبًا إلى أيونات ؛ الأحماض الكربونية والهيدروسيانيك والأحماض الأخرى تتفكك في نفس الظروف فقط إلى حد ضئيل.

من القواعد القابلة للذوبان في الماء (القلويات) ، تنفصل هيدرات أكسيد الأمونيوم بشكل ضعيف ، وتتفكك القلويات المتبقية جيدًا. جميع الأملاح ، مع استثناءات قليلة ، تنفصل جيدًا أيضًا في الأيونات.

يرجع الاختلاف في قيم درجة تفكك الأحماض الفردية إلى طبيعة رابطة التكافؤ بين الذرات التي تشكل جزيئاتها. كلما زادت الرابطة القطبية بين الهيدروجين وبقية الجزيء ، كلما كان من الأسهل أن ينفصل ، كلما زاد تفكك الحمض.

تسمى الإلكتروليتات التي تنفصل جيدًا إلى أيونات بالكهرباء القوية ، على عكس الشوارد الضعيفة التي تشكل عددًا صغيرًا فقط من الأيونات في المحاليل المائية. تحتفظ محاليل الإلكتروليت القوية بموصلية كهربائية عالية حتى في التركيزات العالية جدًا. على العكس من ذلك ، فإن الموصلية الكهربائية لمحاليل الإلكتروليت الضعيفة تتناقص بسرعة مع زيادة التركيز. تشتمل الإلكتروليتات القوية على أحماض مثل الهيدروكلوريك والنتريك والكبريتيك وبعض المواد الأخرى ، ثم القلويات (باستثناء NH 4 OH) وتقريباً جميع الأملاح.

الأحماض البوليونيك وقواعد البولي أسيد تنفصل في خطوات. لذلك ، على سبيل المثال ، جزيئات حامض الكبريتيك أولاً وقبل كل شيء تتفكك وفقًا للمعادلة

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

أو بتعبير أدق:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

القضاء على أيون الهيدروجين الثاني حسب المعادلة

HSO 4 '⇄ H + SO 4 »

أو

HSO 4 '+ H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

إنه بالفعل أصعب بكثير ، لأنه يتعين عليه التغلب على الجاذبية من الأيون المضاعف الشحنة SO 4 "، والذي ، بالطبع ، يجذب أيون الهيدروجين إلى نفسه بقوة أكبر من الأيونات المفردة الشحنة HSO 4 '. لذلك ، فإن المرحلة الثانية من التفكك أو ، كما يقولون ، يحدث التفكك الثانوي بشكل أصغر بكثيردرجة من الدرجة الأولية ، وتحتوي محاليل حمض الكبريتيك العادية على عدد صغير فقط من SO 4 أيونات "

يتفكك حمض الفوسفوريك H 3 RO 4 في ثلاث خطوات:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '

H 2 PO 4 ⇄ H. + HPO4 »

HPO 4 »⇄ H + PO 4»

تنفصل جزيئات H 3 RO 4 بقوة إلى H و H 2 RO 4 أيونات. أيونات H 2 PO 4 'تتصرف مثل حمض أضعف ، وتتفكك في H و HPO 4 "بدرجة أقل. من ناحية أخرى ، تنفصل أيونات HPO 4 على أنها حمض ضعيف جدًا ، وتقريباً لا تعطي أيونات H

و PO أربعة ""

القواعد التي تحتوي على أكثر من مجموعة هيدروكسيل في الجزيء تنفصل أيضًا على مراحل. فمثلا:

Va (OH) 2 ⇄ BaOH + OH '

VaOH ⇄ Va + OH '

بالنسبة للأملاح ، فإن الأملاح العادية تتفكك دائمًا إلى أيونات معدنية وبقايا حمضية. فمثلا:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl 'Na 2 SO 4 2Na + SO 4 "

الأملاح الحمضية ، مثل الأحماض متعددة الأسس ، تنفصل في خطوات. فمثلا:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 '⇄ H + CO 3 »

ومع ذلك ، فإن المرحلة الثانية صغيرة جدًا ، بحيث يحتوي محلول الملح الحمضي على عدد صغير فقط من أيونات الهيدروجين.

تتفكك الأملاح الأساسية إلى أيونات المخلفات القاعدية والحمضية. فمثلا:

Fe (OH) Cl 2 ⇄ FeOH + 2Cl "

لا يحدث تقريبًا التفكك الثانوي لأيونات المخلفات الرئيسية في أيونات المعادن والهيدروكسيل.

في الجدول. يوضح الشكل 11 القيم العددية لدرجة تفكك بعض الأحماض والقواعد والأملاح في 0 , 1 ن. حلول.

ينخفض ​​مع زيادة التركيز. لذلك ، في المحاليل شديدة التركيز ، حتى الأحماض القوية تكون ضعيفة نسبيًا. إلى عن على

الجدول 11

الأحماض والقواعد والأملاح في 0.1 ن.محاليل عند 18 درجة

بالكهرباء	معادلة	درجة التفكك في٪
الأحماض
ملح	حمض الهيدروكلوريك	92
هيدروبروميك	HBr	92
هيدرويوديد	هجرية	. 92
نتروجين	HNO3	92
كبريتية	ح 2 SO 4	58
كبريتي	ح 2 SO 3	34
فوسفوري	ح 3 PO 4	27
هيدروفلوريك	HF	8,5
خليك	CH3COOH	1,3
فحم	H2 CO3	0,17
كبريتيد الهيدروجين	H 2 S.	0,07
هيدروسيانيك	HCN	0,01
بورنايا	ح 3 BO 3	0,01
أسس
هيدروكسيد الباريوم	با (أوه) 2	92
البوتاس الكاوية	يخدع	89
هيدروكسيد الصوديوم	نون	84
هيدروكسيد الأمونيوم	NH4OH	1,3
ملح
كلوريد	كيو سي إل	86
كلوريد الأمونيوم	NH4Cl	85
كلوريد	كلوريد الصوديوم	84
نترات	KNO 3	83
	AgNO3	81
حمض الاسيتيك	NaCH 3 COO	79
كلوريد	ZnCl 2	73
كبريتات	نا 2 SO 4	69
كبريتات	ZnSO4	40
كبريتات

الشوارد القوية والضعيفة

في محاليل بعض الإلكتروليتات ، لا ينفصل سوى جزء من الجزيئات. بالنسبة للخاصية الكمية لقوة الإلكتروليت ، تم تقديم مفهوم درجة التفكك. تسمى نسبة عدد الجزيئات المنفصلة في الأيونات إلى العدد الإجمالي لجزيئات المذاب درجة التفكك أ.

حيث C هو تركيز الجزيئات المنفصلة ، مول / لتر ؛

C 0 - التركيز الأولي للمحلول ، مول / لتر.

وفقًا لدرجة التفكك ، تنقسم جميع الإلكتروليتات إلى قوية وضعيفة. تشمل الإلكتروليتات القوية تلك التي تزيد درجة تفككها عن 30٪ (أ> 0.3). وتشمل هذه:

أحماض قوية (H 2 SO 4 ، HNO 3 ، HCl ، HBr ، HI) ؛

· هيدروكسيدات قابلة للذوبان ، باستثناء NH4 OH ؛

أملاح قابلة للذوبان.

يستمر التفكك الالكتروليتي للشوارد القوية بشكل لا رجعة فيه

HNO 3 ® H + NO - 3.

الشوارد الضعيفة لها درجة تفكك أقل من 2٪ (أ< 0,02). К ним относятся:

أحماض غير عضوية ضعيفة (H 2 CO 3 ، H 2 S ، HNO 2 ، HCN ، H 2 SiO 3 ، إلخ.) وجميع الأحماض العضوية ، على سبيل المثال ، حمض الأسيتيك (CH 3 COOH) ؛

· هيدروكسيدات غير قابلة للذوبان ، وكذلك هيدروكسيد قابل للذوبان NH 4 OH ؛

أملاح غير قابلة للذوبان.

تسمى الإلكتروليتات ذات القيم المتوسطة لدرجة التفكك بالكهرباء ذات القوة المتوسطة.

تعتمد درجة التفكك (أ) على العوامل التالية:

على طبيعة المنحل بالكهرباء ، أي على نوع الروابط الكيميائية ؛ يحدث التفكك بسهولة أكبر في موقع معظم الروابط القطبية ؛

من طبيعة المذيب - كلما كان الأخير أكثر قطبية ، كانت عملية التفكك أسهل ؛

على درجة الحرارة - زيادة درجة الحرارة تعزز التفكك ؛

على تركيز المحلول - عندما يتم تخفيف المحلول ، يزداد التفكك أيضًا.

كمثال على اعتماد درجة التفكك على طبيعة الروابط الكيميائية ، ضع في اعتبارك تفكك هيدرو كبريتات الصوديوم (NaHSO 4) ، حيث توجد أنواع الروابط التالية في الجزيء: 1-أيون ؛ 2 - التساهمية القطبية ؛ 3 - الرابطة بين ذرات الكبريت والأكسجين ذات قطبية منخفضة. يحدث التمزق بسهولة في موقع الرابطة الأيونية (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4، 2. ثم في مكان الرابطة القطبية بدرجة أقل: H SO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. لا تتفكك بقايا الحمض إلى أيونات.

تعتمد درجة تفكك الإلكتروليت بشدة على طبيعة المذيب. على سبيل المثال ، يتفكك حمض الهيدروكلوريك بشدة في الماء ، وهو أضعف في الإيثانول C 2 H 5 OH ، تقريبًا لا ينفصل في البنزين ، حيث لا يقوم عمليًا بإجراء تيار كهربائي. المذيبات ذات السماحية العالية (هـ) تستقطب الجزيئات الذائبة وتشكل معها أيونات مذابة (رطبة). عند 25 0 درجة مئوية (H 2 O) \ u003d 78.5 ، e (C 2 H 5 OH) \ u003d 24.2 ، e (C 6 H 6) = 2.27.

في محاليل الإلكتروليتات الضعيفة ، تستمر عملية التفكك بشكل عكسي ، وبالتالي ، فإن قوانين التوازن الكيميائي قابلة للتطبيق على التوازن في المحلول بين الجزيئات والأيونات. لذلك ، لتفكك حامض الخليك

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +.

سيتم تحديد ثابت التوازن K مع

K ج \ u003d K د \ u003d CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.

يسمى ثابت التوازن (ك ج) لعملية التفكك بثابت التفكك (ك د). تعتمد قيمتها على طبيعة المنحل بالكهرباء والمذيب ودرجة الحرارة ، ولكنها لا تعتمد على تركيز المنحل بالكهرباء في المحلول. يعتبر ثابت التفكك خاصية مهمة للإلكتروليتات الضعيفة ، لأنه يشير إلى قوة جزيئاتها في المحلول. كلما كان ثابت التفكك أصغر ، كلما كان تفكك المنحل بالكهرباء أضعف وكلما كانت جزيئاته أكثر ثباتًا. بالنظر إلى أن درجة التفكك ، على عكس ثابت التفكك ، تتغير مع تركيز المحلول ، فمن الضروري إيجاد علاقة بين K d و a. إذا تم أخذ التركيز الأولي للمحلول مساويًا لـ C ، ودرجة التفكك المقابلة لهذا التركيز ، فإن عدد جزيئات حمض الأسيتيك المنفصلة سيكون مساويًا لـ C.

CCH 3 COO - \ u003d C H + \ u003d أ C ،

ثم يكون تركيز جزيئات حمض الخليك غير المتحللة مساويًا لـ (C - a C) أو C (1- a C). من هنا

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

المعادلة (1) تعبر عن قانون تخفيف أوستوالد. للكهارل الضعيفة جدا أ<<1, то приближенно К @ a 2 С и

أ = (ك / ج). (2)

كما يتضح من الصيغة (2) ، مع انخفاض تركيز محلول الإلكتروليت (عند تخفيفه) ، تزداد درجة التفكك.

تنفصل الإلكتروليتات الضعيفة على مراحل ، على سبيل المثال:

1 مرحلة H 2 CO 3 "H + + HCO - 3 ،

مرحلتان HCO - 3 "H + + CO 2 - 3.

تتميز هذه الإلكتروليتات بعدة ثوابت - اعتمادًا على عدد مراحل التحلل إلى أيونات. لحمض الكربونيك

K 1 \ u003d CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 \ u003d 4.45 × 10 -7 ؛ K 2 \ u003d CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 \ u003d 4.7 × 10 -11.

كما يتضح ، يتم تحديد التحلل إلى أيونات حمض الكربونيك بشكل أساسي من خلال المرحلة الأولى ، بينما يمكن أن تظهر الثانية فقط عندما يكون المحلول مخففًا بدرجة عالية.

التوازن الكلي H 2 CO 3 «2H + CO 2 - 3 يتوافق مع ثابت التفكك الكلي

K د \ u003d C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

ترتبط قيم K 1 و K 2 ببعضهما البعض من خلال العلاقة

ك د \ u003d ك 1 ك 2.

قواعد المعادن متعددة التكافؤ تنفصل بطريقة مماثلة. على سبيل المثال ، خطوتان لتفكك هيدروكسيد النحاس

Cu (OH) 2 "CuOH + + OH - ،

CuOH + "Cu 2+ + OH -

تتوافق مع ثوابت التفكك

K 1 \ u003d CCuOH + SON - / CCu (OH) 2 و K 2 \ u003d Ccu 2+ SON - / CCuOH +.

نظرًا لأن الإلكتروليتات القوية يتم فصلها تمامًا في المحلول ، فإن مصطلح ثابت التفكك نفسه لا معنى له.

تفكك فئات مختلفة من الإلكتروليتات

من وجهة نظر نظرية التفكك الالكتروليتي حامض تسمى المادة ، أثناء تفككها ، يتشكل فقط أيون الهيدروجين المائي H 3 O (أو ببساطة H +) ككاتيون.

المؤسسةتسمى المادة مادة تشكل ، في محلول مائي ، أيونات هيدروكسيد الهيدروكسيد كأنيون وليس أي أنيون آخر.

وفقًا لنظرية برونستيد ، فإن الحمض هو مانح للبروتون والقاعدة هي متقبل للبروتون.

تعتمد قوة القواعد ، مثل قوة الأحماض ، على قيمة ثابت التفكك. كلما زاد ثابت التفكك ، زادت قوة الإلكتروليت.

هناك هيدروكسيدات يمكن أن تتفاعل وتشكل الأملاح ليس فقط مع الأحماض ، ولكن أيضًا مع القواعد. تسمى هذه الهيدروكسيدات مذبذب. وتشمل هذه Be (OH) 2، Zn (OH) 2، Sn (OH) 2، Pb (OH) 2، Cr (OH) 3، Al (OH) 3. تعود خصائصها إلى حقيقة أنها تنفصل إلى درجة ضعيفة حسب نوع الأحماض ونوع القواعد.

H ++ ريال عماني- « ROH « R + + أوه -.

يفسر هذا التوازن بحقيقة أن قوة الرابطة بين المعدن والأكسجين تختلف قليلاً عن قوة الرابطة بين الأكسجين والهيدروجين. لذلك ، عندما يتفاعل هيدروكسيد البريليوم مع حمض الهيدروكلوريك ، يتم الحصول على كلوريد البريليوم

يكون (OH) 2 + HCl \ u003d BeCl 2 + 2H 2 O ،

وعند التفاعل مع هيدروكسيد الصوديوم - بيريلات الصوديوم

يكون (OH) 2 + 2NaOH \ u003d Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

ملحيمكن تعريفها على أنها إلكتروليتات تنفصل في المحلول لتكوين كاتيونات غير كاتيونات الهيدروجين والأنيونات غير أيونات الهيدروكسيد.

أملاح متوسطة, تم الحصول عليها من خلال الاستبدال الكامل لأيونات الهيدروجين للأحماض المقابلة مع الكاتيونات المعدنية (أو NH + 4) ، افصل تمامًا Na 2 SO 4 "2Na + + SO 2- 4.

الأملاح الحمضيةتنفصل في خطوات

1 مرحلة NaHSO 4 «Na + + H SO - 4 ,

2 المرحلة HSO - 4 "H + + SO 2-4.

تكون درجة التفكك في المرحلة الأولى أكبر مما كانت عليه في المرحلة الثانية ، وكلما كان الحمض أضعف ، انخفضت درجة التفكك في المرحلة الثانية.

أملاح أساسيةتم الحصول عليها عن طريق الاستبدال غير الكامل لأيونات الهيدروكسيد بالمخلفات الحمضية ، كما تنفصل أيضًا في خطوات:

خطوة واحدة (CuOH) 2 SO 4 "2 CuOH + + SO 2- 4 ،

2 مرحلة CuOH + "Cu 2+ + OH -.

تنفصل الأملاح الأساسية للقواعد الضعيفة بشكل أساسي في الخطوة الأولى.

أملاح معقدةتحتوي على أيون معقد معقد يحتفظ باستقراره عند الانحلال ، وينفصل إلى أيون معقد وأيونات الكرة الخارجية

K 3 «3K + + 3 - ،

SO 4 "2+ + SO2-4.

يوجد في وسط الأيون المعقد ذرة - عامل معقد. عادة ما يتم تنفيذ هذا الدور بواسطة أيونات المعادن. بالقرب من عوامل التعقيد توجد جزيئات أو أيونات قطبية (منسقة) ، وفي بعض الأحيان يتم استدعاؤها معًا يجند.يشكل العامل المركب ، مع الروابط ، المجال الداخلي للمجمع. الأيونات الموجودة بعيدًا عن عامل التعقيد ، الأقل ارتباطًا به ، موجودة في البيئة الخارجية للمركب المعقد. عادة ما يتم وضع الكرة الداخلية بين أقواس مربعة. يتم استدعاء الرقم الذي يشير إلى عدد الروابط في المجال الداخلي التنسيق. يتم كسر الروابط الكيميائية بين الأيونات المعقدة والبسيطة بسهولة نسبيًا في عملية التفكك الإلكتروليتي. تسمى الروابط المؤدية إلى تكوين الأيونات المعقدة روابط متقبل المانح.

تنفصل أيونات الكرة الخارجية بسهولة عن الأيون المركب. يسمى هذا التفكك الابتدائي. يعد التفكك القابل للانعكاس للكرة الداخلية أكثر صعوبة ويسمى التفكك الثانوي.

Cl "+ + Cl - - التفكك الأساسي ،

+ «Ag +2 NH 3 - تفكك ثانوي.

التفكك الثانوي ، مثل تفكك المنحل بالكهرباء الضعيف ، يتميز بثابت عدم الاستقرار

إلى العش. \ u003d × 2 / [+] \ u003d 6.8 × 10 -8.

ثوابت عدم الاستقرار (K inst.) للإلكتروليتات المختلفة هي مقياس لاستقرار المركب. أقل K عش. ، كلما كان المجمع أكثر استقرارًا.

لذلك ، من بين نفس النوع من المركبات:

-	+	+	+
عش K \ u003d 1.3 × 10 -3	عش K \ u003d 6.8 × 10 -8	عش K \ u003d 1 × 10 -13	عش K \ u003d 1 × 10 -21

يزداد استقرار المجمع مع الانتقال من - إلى +.

يتم إعطاء قيم ثابت عدم الاستقرار في الكتب المرجعية في الكيمياء. باستخدام هذه القيم ، من الممكن التنبؤ بمسار التفاعلات بين المركبات المعقدة مع وجود اختلاف قوي في ثوابت عدم الاستقرار ، وسوف يتجه التفاعل نحو تكوين معقد مع ثابت عدم استقرار أقل.

يسمى الملح المركب مع أيون مركب غير مستقر ملح مزدوج. الأملاح المزدوجة ، على عكس الأملاح المعقدة ، تنفصل في جميع الأيونات التي تتكون منها. فمثلا:

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

NH 4 Fe (SO 4) 2 "NH 4 + Fe 3+ + 2SO 2- 4.

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 - (الخطوة 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 + اربط 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 ، فإن انحلال الراسب يبدأ 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 الإلكتروليت القابل للذوبان بشكل ضئيل. 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