Προσδιορίστε τα δυνατά και τα αδύνατα σημεία. Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Τα οποία βρίσκονται σε δυναμική ισορροπία με αδιάσπαστα μόρια. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν τα περισσότερα οργανικά οξέα και πολλές οργανικές βάσεις σε υδατικά και μη υδατικά διαλύματα.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες είναι:

σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα και το νερό.
μερικά ανόργανα οξέα: 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 και άλλα.
μερικά λιγο-διαλυτά υδροξείδια μετάλλων: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2 και άλλα. καθώς και υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH.

Βιβλιογραφία

Μ. Ι. Ράβιτς-Σέρμπο. V. V. Novikov "Φυσική και κολλοειδής χημεία" M: Γυμνάσιο, 1975

Ίδρυμα Wikimedia. 2010 .

Δείτε τι είναι το "Weak electrolytes" σε άλλα λεξικά:

ασθενείς ηλεκτρολύτες- - ηλεκτρολύτες, που διασπώνται ελαφρά σε υδατικά διαλύματα σε ιόντα. Η διαδικασία διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι αναστρέψιμη και υπακούει στο νόμο της δράσης της μάζας. Γενική χημεία: σχολικό βιβλίο / A. V. Zholnin ... Χημικοί όροι

Ουσίες με ιοντική αγωγιμότητα. ονομάζονται αγωγοί δεύτερου είδους, η διέλευση ρεύματος από αυτούς συνοδεύεται από μεταφορά ύλης. Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν τηγμένα άλατα, οξείδια ή υδροξείδια, καθώς και (το οποίο εμφανίζεται σημαντικά ... ... Εγκυκλοπαίδεια Collier

Με την ευρεία έννοια, υγρό ή στερεό σε va και συστήματα, στα οποία υπάρχουν ιόντα σε αξιοσημείωτη συγκέντρωση, προκαλώντας τη διέλευση του ηλεκτρισμού μέσα από αυτά. ρεύμα (ιονική αγωγιμότητα); με τη στενή έννοια σε va, τα οποία διασπώνται σε ιόντα στο πρ. Κατά τη διάλυση του Ε. ... ... Φυσική Εγκυκλοπαίδεια

ηλεκτρολύτες- υγρές ή στερεές ουσίες στις οποίες, ως αποτέλεσμα ηλεκτρολυτικής διάστασης, σχηματίζονται ιόντα σε οποιαδήποτε αξιοσημείωτη συγκέντρωση, προκαλώντας τη διέλευση συνεχούς ηλεκτρικού ρεύματος. Ηλεκτρολύτες σε διαλύματα ...... Εγκυκλοπαιδικό Λεξικό Μεταλλουργίας

Σε wa, σε k ryh σε αξιοσημείωτη συγκέντρωση υπάρχουν ιόντα που προκαλούν τη διέλευση του ηλεκτρικού. ρεύμα (ιονική αγωγιμότητα). Ε. επίσης κάλεσε. αγωγοί δευτέρου είδους. Με τη στενή έννοια της λέξης, E. in va, μόρια σε ryh in p re λόγω ηλεκτρολυτικής ... ... Χημική Εγκυκλοπαίδεια

- (από το Electro ... και το ελληνικό λύτος διασπώμενο, διαλυτό) υγρές ή στερεές ουσίες και συστήματα στα οποία υπάρχουν ιόντα σε οποιαδήποτε αξιοσημείωτη συγκέντρωση, προκαλώντας τη διέλευση ηλεκτρικού ρεύματος. Με στενή έννοια, η Ε. ... ... Μεγάλη Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια

Αυτός ο όρος έχει άλλες έννοιες, βλέπε Διάσπαση. Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι η διαδικασία διάσπασης ενός ηλεκτρολύτη σε ιόντα όταν διαλύεται ή λιώνει. Περιεχόμενα 1 Διάσπαση σε λύσεις 2 ... Wikipedia

Ο ηλεκτρολύτης είναι μια ουσία της οποίας το τήγμα ή το διάλυμα άγει ηλεκτρικό ρεύμα λόγω διάσπασης σε ιόντα, αλλά η ίδια η ουσία δεν άγει ηλεκτρικό ρεύμα. Παραδείγματα ηλεκτρολυτών είναι διαλύματα οξέων, αλάτων και βάσεων. ... ... Wikipedia

Ο ηλεκτρολύτης είναι ένας χημικός όρος που δηλώνει μια ουσία της οποίας το τήγμα ή το διάλυμα άγει ηλεκτρικό ρεύμα λόγω διάσπασης σε ιόντα. Παραδείγματα ηλεκτρολυτών είναι τα οξέα, τα άλατα και οι βάσεις. Οι ηλεκτρολύτες είναι αγωγοί του δεύτερου είδους, ... ... Wikipedia

Οι ηλεκτρολύτες ταξινομούνται σε δύο ομάδες ανάλογα με το βαθμό διάστασης - ισχυρούς και ασθενείς ηλεκτρολύτες. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες έχουν βαθμό διάστασης μεγαλύτερο από ένα ή περισσότερο από 30%, οι αδύναμοι - λιγότερο από ένα ή λιγότερο από 3%.

Διαδικασία διάσπασης

Ηλεκτρολυτική διάσταση - η διαδικασία αποσύνθεσης μορίων σε ιόντα - θετικά φορτισμένα κατιόντα και αρνητικά φορτισμένα ανιόντα. Τα φορτισμένα σωματίδια μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι δυνατή μόνο σε διαλύματα και τήγματα.

Η κινητήρια δύναμη της διάστασης είναι η αποσύνθεση των ομοιοπολικών πολικών δεσμών υπό τη δράση των μορίων του νερού. Τα πολικά μόρια απομακρύνονται από τα μόρια του νερού. Στα στερεά, οι ιοντικοί δεσμοί σπάνε κατά τη διαδικασία θέρμανσης. Οι υψηλές θερμοκρασίες προκαλούν δονήσεις ιόντων στους κόμβους του κρυσταλλικού πλέγματος.

Ρύζι. 1. Η διαδικασία της διάσπασης.

Οι ουσίες που διασπώνται εύκολα σε ιόντα σε διαλύματα ή τήκονται και επομένως φέρουν ηλεκτρισμό ονομάζονται ηλεκτρολύτες. Οι μη ηλεκτρολύτες δεν μεταφέρουν ηλεκτρισμό, tk. δεν αποσυντίθενται σε κατιόντα και ανιόντα.

Ανάλογα με το βαθμό διάστασης διακρίνονται οι ισχυροί και οι ασθενείς ηλεκτρολύτες. Τα δυνατά διαλύονται στο νερό, δηλ. πλήρως, χωρίς δυνατότητα ανάκτησης, αποσυντίθενται σε ιόντα. Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε κατιόντα και ανιόντα μερικώς. Ο βαθμός διάστασής τους είναι μικρότερος από αυτόν των ισχυρών ηλεκτρολυτών.

Ο βαθμός διάστασης δείχνει την αναλογία των αποσυντεθειμένων μορίων στη συνολική συγκέντρωση των ουσιών. Εκφράζεται με τον τύπο α = n/N.

Ρύζι. 2. Βαθμός διάστασης.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Κατάλογος ασθενών ηλεκτρολυτών:

αραιά και ασθενή ανόργανα οξέα - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
ορισμένα οργανικά οξέα (τα περισσότερα οργανικά οξέα είναι μη ηλεκτρολύτες) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH.
αδιάλυτες βάσεις - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
υδροξείδιο του αμμωνίου - NH 4 OH.

Ρύζι. 3. Πίνακας διαλυτότητας.

Η αντίδραση διάστασης γράφεται χρησιμοποιώντας την ιοντική εξίσωση:

HNO 2 ↔ H + + NO 2 - ;
H 2 S ↔ H + + HS -;
NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Τα πολυβασικά οξέα διασπώνται σε βήματα:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -;
HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.

Οι αδιάλυτες βάσεις διασπώνται επίσης σε στάδια:

Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH - ;
FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.

Το νερό ταξινομείται ως αδύναμος ηλεκτρολύτης. Το νερό πρακτικά δεν μεταφέρει ηλεκτρισμό, γιατί. αποσυντίθεται ασθενώς σε κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα ιόντων υδροξειδίου. Τα ιόντα που προκύπτουν επανασυναρμολογούνται σε μόρια νερού:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Εάν το νερό μεταφέρει εύκολα το ηλεκτρικό ρεύμα, τότε περιέχει ακαθαρσίες. Το απεσταγμένο νερό είναι μη αγώγιμο.

Η διάσταση των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι αναστρέψιμη. Τα σχηματισμένα ιόντα επανασυναρμολογούνται σε μόρια.

Τι μάθαμε;

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες που αποσυντίθενται εν μέρει σε ιόντα - θετικά κατιόντα και αρνητικά ανιόντα. Επομένως, τέτοιες ουσίες δεν μεταφέρουν καλά τον ηλεκτρισμό. Αυτά περιλαμβάνουν ασθενή και αραιά οξέα, αδιάλυτες βάσεις, ελάχιστα διαλυτά άλατα. Ο πιο αδύναμος ηλεκτρολύτης είναι το νερό. Η διάσταση των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι μια αναστρέψιμη αντίδραση.

Άλατα, οι ιδιότητές τους, υδρόλυση

Μαθητής 8 τάξη Β' σχολείο αριθμός 182

Πέτροβα Πωλίνα

Καθηγητής Χημείας:

Kharina Ekaterina Alekseevna

ΜΟΣΧΑ 2009

Στην καθημερινότητα έχουμε συνηθίσει να ασχολούμαστε μόνο με ένα αλάτι – επιτραπέζιο αλάτι, δηλ. χλωριούχο νάτριο NaCl. Ωστόσο, στη χημεία, μια ολόκληρη κατηγορία ενώσεων ονομάζεται άλατα. Τα άλατα μπορούν να θεωρηθούν ως προϊόντα υποκατάστασης μετάλλου από υδρογόνο σε οξύ. Το επιτραπέζιο αλάτι, για παράδειγμα, μπορεί να ληφθεί από το υδροχλωρικό οξύ με μια αντίδραση υποκατάστασης:

2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H2.

όξινο αλάτι

Εάν πάρετε αλουμίνιο αντί για νάτριο, σχηματίζεται ένα άλλο άλας - χλωριούχο αλουμίνιο:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2

άλας- Πρόκειται για πολύπλοκες ουσίες που αποτελούνται από άτομα μετάλλων και υπολείμματα οξέος. Είναι προϊόντα πλήρους ή μερικής αντικατάστασης του υδρογόνου σε ένα οξύ με ένα μέταλλο ή μια ομάδα υδροξυλίου σε μια βάση με ένα υπόλειμμα οξέος. Για παράδειγμα, εάν στο θειικό οξύ H 2 SO 4 αντικαταστήσουμε ένα άτομο υδρογόνου με κάλιο, παίρνουμε ένα άλας KHSO 4 και εάν δύο - K 2 SO 4.

Υπάρχουν διάφορα είδη αλάτων.

Τύποι αλατιού	Ορισμός	Παραδείγματα αλατιού
Μεσαίο	Το προϊόν της πλήρους αντικατάστασης του όξινου υδρογόνου από ένα μέταλλο. Δεν περιέχουν ούτε άτομα Η ούτε ομάδες ΟΗ.	Na 2 SO 4 θειικό νάτριο CuCl 2 χαλκός (II) χλωριούχος Ca 3 (PO 4) 2 φωσφορικό ασβέστιο Na 2 CO 3 ανθρακικό νάτριο (ανθρακικό νάτριο)
Θυμώνω	Το προϊόν της ατελούς αντικατάστασης του υδρογόνου ενός οξέος με ένα μέταλλο. Περιέχουν άτομα υδρογόνου. (Σχηματίζονται μόνο από πολυβασικά οξέα)	CaHPO 4 όξινο φωσφορικό ασβέστιο Ca (H 2 PO 4) 2 διόξινο φωσφορικό ασβέστιο NaHCO 3 διττανθρακικό νάτριο (μαγειρική σόδα)
Κύριος	Το προϊόν της ατελούς αντικατάστασης των υδροξοομάδων μιας βάσης με ένα υπόλειμμα οξέος. Περιλαμβάνει ομάδες ΟΗ. (σχηματίζεται μόνο από πολυόξινες βάσεις)	Cu (OH) Cl χαλκός (II) υδροξοχλωριούχος Ca 5 (PO 4) 3 (OH) υδροξοφωσφορικό ασβέστιο (CuOH) 2 CO 3 χαλκός (II) υδροξοανθρακικός (μαλαχίτης)
μικτός	Άλατα δύο οξέων	Ca(OCl)Cl - λευκαντικό
Διπλό	Άλατα δύο μετάλλων	K 2 NaPO 4 - ορθοφωσφορικό δικάλιο νάτριο
Κρυσταλλικά ένυδρα	Περιέχει νερό κρυστάλλωσης. Όταν θερμαίνονται, αφυδατώνονται - χάνουν νερό, μετατρέποντας σε άνυδρο αλάτι.	CuSO4. 5H 2 O - πενταένυδρος θειικός χαλκός (II) (θειικός χαλκός) Na 2 CO 3. 10H 2 O - δεκαϋδρικό ανθρακικό νάτριο (σόδα)

Μέθοδοι λήψης αλάτων.

1. Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με δράση με οξέα σε μέταλλα, βασικά οξείδια και βάσεις:

Zn + 2HCl ZnCl 2 + H 2

χλωριούχος ψευδάργυρος

3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

θειικός σίδηρος (III).

3HNO 3 + Cr(OH) 3 Cr(NO 3) 3 + 3H 2 O

νιτρικό χρώμιο (III).

2. Τα άλατα σχηματίζονται από την αντίδραση οξειδίων οξέος με αλκάλια, καθώς και οξειδίων οξέος με βασικά οξείδια:

N 2 O 5 + Ca (OH) 2 Ca (NO 3) 2 + H 2 O

νιτρικό ασβέστιο

SiO 2 + CaO CaSiO 3

πυριτικό ασβέστιο

3. Τα άλατα μπορούν να ληφθούν με αντίδραση αλάτων με οξέα, αλκάλια, μέταλλα, μη πτητικά οξείδια οξέος και άλλα άλατα. Τέτοιες αντιδράσεις προχωρούν υπό την προϋπόθεση της έκλυσης αερίου, της καθίζησης, της έκλυσης ενός οξειδίου ενός ασθενέστερου οξέος ή της έκλυσης ενός πτητικού οξειδίου.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2 SO 4 3CaSO 4 + 2H 3 PO 4

ορθοφωσφορικό ασβέστιο θειικό ασβέστιο

Fe 2 (SO 4) 3 + 6NaOH 2Fe (OH) 3 + 3Na 2 SO 4

θειικός σίδηρος (III) θειικό νάτριο

CuSO 4 + Fe FeSO 4 + Cu

θειικός χαλκός(ΙΙ) θειικός σίδηρος(ΙΙ).

CaCO 3 + SiO 2 CaSiO 3 + CO 2

ανθρακικό ασβέστιο πυριτικό ασβέστιο

Al 2 (SO 4) 3 + 3BaCl 2 3BaSO 4 + 2AlCl 3

θειικό χλωρίδιο θειικό χλωρίδιο

αλουμίνιο βάριο βάριο αλουμίνιο

4. Τα άλατα των οξέων χωρίς οξυγόνο σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση των μετάλλων με τα αμέταλλα:

2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3

χλωριούχος σίδηρος (III).

φυσικές ιδιότητες.

Τα άλατα είναι στερεά διαφόρων χρωμάτων. Η διαλυτότητά τους στο νερό είναι διαφορετική. Όλα τα άλατα νιτρικού και οξικού οξέος, καθώς και τα άλατα νατρίου και καλίου, είναι διαλυτά. Η υδατοδιαλυτότητα άλλων αλάτων μπορεί να βρεθεί στον πίνακα διαλυτότητας.

Χημικές ιδιότητες.

1) Τα άλατα αντιδρούν με μέταλλα.

Δεδομένου ότι αυτές οι αντιδράσεις προχωρούν σε υδατικά διαλύματα, τα Li, Na, K, Ca, Ba και άλλα ενεργά μέταλλα, τα οποία αντιδρούν με το νερό υπό κανονικές συνθήκες, δεν μπορούν να χρησιμοποιηθούν για πειράματα ή οι αντιδράσεις μπορούν να πραγματοποιηθούν σε τήγμα.

CuSO 4 + Zn ZnSO 4 + Cu

Pb(NO 3) 2 + Zn Zn(NO 3) 2 + Pb

2) Τα άλατα αντιδρούν με οξέα. Αυτές οι αντιδράσεις λαμβάνουν χώρα όταν ένα ισχυρότερο οξύ αντικαθιστά ένα ασθενέστερο οξύ, απελευθερώνοντας αέριο ή καθιζάνει.

Κατά τη διεξαγωγή αυτών των αντιδράσεων, συνήθως παίρνουν ένα ξηρό αλάτι και δρουν με πυκνό οξύ.

BaCl 2 + H 2 SO 4 BaSO 4 + 2HCl

Na 2 SiO 3 + 2HCl 2NaCl + H 2 SiO 3

3) Τα άλατα αντιδρούν με αλκάλια σε υδατικά διαλύματα.

Αυτή είναι μια μέθοδος για τη λήψη αδιάλυτων βάσεων και αλκαλίων.

FeCl 3 (p-p) + 3NaOH(p-p) Fe(OH) 3 + 3NaCl

CuSO 4 (p-p) + 2NaOH (p-p) Na 2 SO 4 + Cu(OH) 2

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 BaSO 4 + 2NaOH

4) Τα άλατα αντιδρούν με τα άλατα.

Οι αντιδράσεις προχωρούν σε διαλύματα και χρησιμοποιούνται για τη λήψη πρακτικά αδιάλυτων αλάτων.

AgNO 3 + KBr AgBr + KNO 3

CaCl 2 + Na 2 CO 3 CaCO 3 + 2NaCl

5) Μερικά άλατα αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται.

Χαρακτηριστικό παράδειγμα τέτοιας αντίδρασης είναι η καύση ασβεστόλιθου, το κύριο συστατικό του οποίου είναι το ανθρακικό ασβέστιο:

CaCO 3 CaO + CO2 ανθρακικό ασβέστιο

1. Μερικά άλατα μπορούν να κρυσταλλωθούν με το σχηματισμό κρυσταλλικών ένυδρων αλάτων.

Ο θειικός χαλκός (II) CuSO 4 είναι μια λευκή κρυσταλλική ουσία. Όταν διαλύεται στο νερό, θερμαίνεται και σχηματίζει ένα μπλε διάλυμα. Η απελευθέρωση θερμότητας και η αλλαγή χρώματος είναι σημάδια μιας χημικής αντίδρασης. Όταν το διάλυμα εξατμιστεί, απελευθερώνεται η κρυσταλλική ένυδρη ένωση CuSO 4. 5Η 2 Ο (θειικός χαλκός). Ο σχηματισμός αυτής της ουσίας δείχνει ότι ο θειικός χαλκός (II) αντιδρά με το νερό:

CuSO 4 + 5H 2 O CuSO 4 . 5H2O+Q

λευκό μπλε μπλε

Η χρήση αλάτων.

Τα περισσότερα άλατα χρησιμοποιούνται ευρέως στη βιομηχανία και στην καθημερινή ζωή. Για παράδειγμα, το χλωριούχο νάτριο NaCl, ή το επιτραπέζιο αλάτι, είναι απαραίτητο στη μαγειρική. Στη βιομηχανία, το χλωριούχο νάτριο χρησιμοποιείται για την παραγωγή υδροξειδίου του νατρίου, σόδας NaHCO 3, χλωρίου και νατρίου. Τα άλατα των νιτρικών και ορθοφωσφορικών οξέων είναι κυρίως ορυκτά λιπάσματα. Για παράδειγμα, το νιτρικό κάλιο KNO 3 είναι νιτρικό κάλιο. Βρίσκεται επίσης στην πυρίτιδα και σε άλλα μείγματα πυροτεχνίας. Τα άλατα χρησιμοποιούνται για τη λήψη μετάλλων, οξέων, στην παραγωγή γυαλιού. Πολλά φυτοπροστατευτικά προϊόντα από ασθένειες, παράσιτα και ορισμένες φαρμακευτικές ουσίες ανήκουν επίσης στην κατηγορία των αλάτων. Το υπερμαγγανικό κάλιο KMnO 4 ονομάζεται συχνά υπερμαγγανικό κάλιο. Ως δομικά υλικά χρησιμοποιούνται ασβεστόλιθος και γύψος - CaSO 4. 2H 2 O, που χρησιμοποιείται και στην ιατρική.

Διαλύματα και διαλυτότητα.

Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, η διαλυτότητα είναι μια σημαντική ιδιότητα των αλάτων. Διαλυτότητα - η ικανότητα μιας ουσίας να σχηματίζει με μια άλλη ουσία ένα ομοιογενές, σταθερό σύστημα μεταβλητής σύνθεσης, που αποτελείται από δύο ή περισσότερα συστατικά.

Λύσειςείναι ομοιογενή συστήματα που αποτελούνται από μόρια διαλύτη και σωματίδια διαλυμένης ουσίας.

Έτσι, για παράδειγμα, ένα διάλυμα επιτραπέζιου αλατιού αποτελείται από έναν διαλύτη - νερό, μια διαλυμένη ουσία - ιόντα Na +, Cl -.

ιόντων(από το ελληνικό ión - πηγαίνοντας), ηλεκτρικά φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται όταν χάνονται ή αποκτώνται ηλεκτρόνια (ή άλλα φορτισμένα σωματίδια) από άτομα ή ομάδες ατόμων. Η έννοια και ο όρος «ιόν» εισήχθη το 1834 από τον M. Faraday, ο οποίος, μελετώντας την επίδραση του ηλεκτρικού ρεύματος σε υδατικά διαλύματα οξέων, αλκαλίων και αλάτων, πρότεινε ότι η ηλεκτρική αγωγιμότητα τέτοιων διαλυμάτων οφείλεται στην κίνηση των ιόντων. . Τα θετικά φορτισμένα ιόντα που κινούνται σε διάλυμα προς τον αρνητικό πόλο (κάθοδος) Ο Faraday ονομάζεται κατιόντα, και τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα που κινούνται προς τον θετικό πόλο (άνοδος) - ανιόντα.

Σύμφωνα με το βαθμό διαλυτότητας στο νερό, οι ουσίες χωρίζονται σε τρεις ομάδες:

1) Εξαιρετικά διαλυτό.

2) Ελαφρώς διαλυτό.

3) Πρακτικά αδιάλυτο.

Πολλά άλατα είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Όταν αποφασίζετε για τη διαλυτότητα άλλων αλάτων στο νερό, θα πρέπει να χρησιμοποιήσετε τον πίνακα διαλυτότητας.

Είναι ευρέως γνωστό ότι ορισμένες ουσίες σε διαλυμένη ή λιωμένη μορφή μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα, ενώ άλλες δεν μεταφέρουν ρεύμα υπό τις ίδιες συνθήκες.

Οι ουσίες που διασπώνται σε ιόντα σε διαλύματα ή τήκονται και επομένως αγώγουν ηλεκτρισμό ονομάζονται ηλεκτρολύτες.

Ουσίες που δεν διασπώνται σε ιόντα υπό τις ίδιες συνθήκες και δεν φέρουν ηλεκτρικό ρεύμα ονομάζονται μη ηλεκτρολύτες.

Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξέα, βάσεις και σχεδόν όλα τα άλατα. Οι ίδιοι οι ηλεκτρολύτες δεν μεταφέρουν ηλεκτρισμό. Σε διαλύματα και τήγματα, αποσυντίθενται σε ιόντα, λόγω των οποίων ρέει το ρεύμα.

Η διάσπαση των ηλεκτρολυτών σε ιόντα όταν διαλυθούν στο νερό ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση. Το περιεχόμενό του συνοψίζεται στις ακόλουθες τρεις διατάξεις:

1) Οι ηλεκτρολύτες, όταν διαλυθούν στο νερό, αποσυντίθενται (διασπώνται) σε ιόντα - θετικά και αρνητικά.

2) Υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος, τα ιόντα αποκτούν κατευθυνόμενη κίνηση: θετικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την κάθοδο και ονομάζονται κατιόντα και τα αρνητικά φορτισμένα ιόντα κινούνται προς την άνοδο και ονομάζονται ανιόντα.

3) Η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία: παράλληλα με τη διάσπαση των μορίων σε ιόντα (διάσπαση), προχωρά η διαδικασία σύνδεσης ιόντων (σύνδεση).

αναστρεπτό

Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες.

Για να χαρακτηρίσουμε ποσοτικά την ικανότητα ενός ηλεκτρολύτη να αποσυντίθεται σε ιόντα, η έννοια του βαθμού διάστασης (α), t . ΜΙ.Η αναλογία του αριθμού των μορίων που αποσυντίθενται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων. Για παράδειγμα, α = 1 υποδηλώνει ότι ο ηλεκτρολύτης έχει αποσυντεθεί πλήρως σε ιόντα και α = 0,2 σημαίνει ότι μόνο κάθε πέμπτο των μορίων του έχει διαχωριστεί. Όταν ένα συμπυκνωμένο διάλυμα αραιώνεται, καθώς και όταν θερμαίνεται, αυξάνεται η ηλεκτρική του αγωγιμότητα, αφού αυξάνεται ο βαθμός διάστασης.

Ανάλογα με την τιμή του α, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται υπό όρους σε ισχυρούς (διαχωρίζονται σχεδόν πλήρως, (α 0,95) μέτριας ισχύος (0,95

Ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι πολλά ανόργανα οξέα (HCl, HBr, HI, H 2 SO 4 , HNO 3 κ.λπ.), τα αλκάλια (NaOH, KOH, Ca(OH) 2 κ.λπ.), σχεδόν όλα τα άλατα. Τα αδύναμα διαλύματα περιλαμβάνουν διαλύματα ορισμένων ανόργανων οξέων (H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, HCN, HClO), πολλών οργανικών οξέων (για παράδειγμα, οξικού CH 3 COOH), ενός υδατικού διαλύματος αμμωνίας (NH 3 ). 2 O), νερό, μερικά άλατα υδραργύρου (HgCl 2). Οι ηλεκτρολύτες μέσης ισχύος περιλαμβάνουν συχνά υδροφθορικό HF, ορθοφωσφορικό H3PO4 και νιτρώδες HNO2 οξέα.

Υδρόλυση άλατος.

Ο όρος «υδρόλυση» προέρχεται από τις ελληνικές λέξεις hidor (νερό) και λύσις (αποσύνθεση). Η υδρόλυση συνήθως νοείται ως μια αντίδραση ανταλλαγής μεταξύ μιας ουσίας και του νερού. Οι υδρολυτικές διεργασίες είναι εξαιρετικά κοινές στη φύση γύρω μας (τόσο έμψυχα όσο και άψυχα) και χρησιμοποιούνται επίσης ευρέως από τον άνθρωπο στη σύγχρονη παραγωγή και οικιακές τεχνολογίες.

Η υδρόλυση άλατος είναι η αντίδραση της αλληλεπίδρασης των ιόντων που συνθέτουν το άλας με το νερό, η οποία οδηγεί στο σχηματισμό ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη και συνοδεύεται από αλλαγή στο μέσο του διαλύματος.

Τρεις τύποι αλάτων υφίστανται υδρόλυση:

α) άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ισχυρό οξύ (CuCl 2, NH 4 Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - προχωρά η υδρόλυση κατιόντων)

NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +

NH 4 Cl + H 2 O NH 3. H2O + HCl

Η αντίδραση του μέσου είναι όξινη.

β) άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ασθενές οξύ (K 2 CO 3, Na 2 S - λαμβάνει χώρα υδρόλυση ανιόντων)

SiO 3 2- + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 + 2H 2 O H 2 SiO 3 + 2KOH

Η αντίδραση του μέσου είναι αλκαλική.

γ) άλατα που σχηματίζονται από μια ασθενή βάση και ένα ασθενές οξύ (NH 4) 2 CO 3, Fe 2 (CO 3) 3 - η υδρόλυση προχωρά κατά μήκος του κατιόντος και του ανιόντος.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H 2 O 2NH 3. H 2 O + H 2 CO 3

(NH 4) 2 CO 3 + H 2 O 2NH 3. H 2 O + H 2 CO 3

Συχνά η αντίδραση του περιβάλλοντος είναι ουδέτερη.

δ) τα άλατα που σχηματίζονται από μια ισχυρή βάση και ένα ισχυρό οξύ (NaCl, Ba (NO 3) 2) δεν υπόκεινται σε υδρόλυση.

Σε ορισμένες περιπτώσεις, η υδρόλυση προχωρά αμετάκλητα (όπως λένε, πηγαίνει μέχρι το τέλος). Έτσι, όταν αναμιγνύονται διαλύματα ανθρακικού νατρίου και θειικού χαλκού, κατακρημνίζεται ένα μπλε ίζημα ενός ένυδρου βασικού άλατος, το οποίο, όταν θερμαίνεται, χάνει μέρος του νερού κρυστάλλωσης και γίνεται πράσινο - μετατρέπεται σε άνυδρο βασικό ανθρακικό χαλκό - μαλαχίτη:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O (CuOH) 2 CO 3 + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Κατά την ανάμιξη διαλυμάτων θειούχου νατρίου και χλωριούχου αργιλίου, η υδρόλυση πηγαίνει επίσης στο τέλος:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Επομένως, το Al 2 S 3 δεν μπορεί να απομονωθεί από ένα υδατικό διάλυμα. Αυτό το αλάτι λαμβάνεται από απλές ουσίες.

Διάκριση μεταξύ ισχυρών και αδύναμων ηλεκτρολυτών. Ισχυροί ηλεκτρολύτες στα διαλύματα είναι σχεδόν πλήρως διαχωρισμένοι. Αυτή η ομάδα ηλεκτρολυτών περιλαμβάνει τα περισσότερα άλατα, αλκάλια και ισχυρά οξέα. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ασθενή οξέα και ασθενείς βάσεις και μερικά άλατα: χλωριούχο υδράργυρο (II), κυανιούχο υδράργυρο (II), θειοκυανικό σίδηρο (III) και ιωδιούχο κάδμιο. Διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών σε υψηλές συγκεντρώσεις έχουν σημαντική ηλεκτρική αγωγιμότητα και αυξάνεται ελαφρά με την αραίωση των διαλυμάτων.

Τα διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών σε υψηλές συγκεντρώσεις χαρακτηρίζονται από ασήμαντη ηλεκτρική αγωγιμότητα, η οποία αυξάνεται πολύ με την αραίωση των διαλυμάτων.

Όταν μια ουσία διαλύεται σε οποιονδήποτε διαλύτη, σχηματίζονται απλά (μη διαλυτωμένα) ιόντα, ουδέτερα μόρια της διαλυμένης ουσίας, διαλυτωμένα (ενυδατωμένα σε υδατικά διαλύματα) ιόντα (για παράδειγμα, κ.λπ.), ζεύγη ιόντων (ή δίδυμα ιόντων), τα οποία είναι ηλεκτροστατικά συνδεδεμένες ομάδες αντίθετα φορτισμένων ιόντων (για παράδειγμα,), ο σχηματισμός των οποίων παρατηρείται στη συντριπτική πλειονότητα των μη υδατικών διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, των συμπλόκων ιόντων (για παράδειγμα,), των διαλυτωμένων μορίων κ.λπ.

Σε υδατικά διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών υπάρχουν μόνο απλά ή διαλυτωμένα κατιόντα και ανιόντα. Δεν υπάρχουν μόρια διαλυμένης ουσίας στα διαλύματά τους. Επομένως, δεν είναι σωστό να υποθέσουμε την παρουσία μορίων ή την παρουσία μακροχρόνιων δεσμών μεταξύ ή και σε ένα υδατικό διάλυμα χλωριούχου νατρίου.

Σε υδατικά διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών, η διαλυμένη ουσία μπορεί να υπάρχει με τη μορφή απλών και διαλυτωμένων (-ενυδατωμένων) ιόντων και αδιάσπαστων μορίων.

Σε μη υδατικά διαλύματα, ορισμένοι ισχυροί ηλεκτρολύτες (για παράδειγμα, ) δεν διασπώνται πλήρως ακόμη και σε μέτρια υψηλές συγκεντρώσεις. Στους περισσότερους οργανικούς διαλύτες, παρατηρείται ο σχηματισμός ζευγών ιόντων αντίθετα φορτισμένων ιόντων (για περισσότερες λεπτομέρειες, βλέπε Βιβλίο 2).

Σε ορισμένες περιπτώσεις, είναι αδύνατο να χαράξουμε μια απότομη γραμμή μεταξύ ισχυρών και αδύναμων ηλεκτρολυτών.

Εντεριονικές δυνάμεις. Κάτω από τη δράση των διαιονικών δυνάμεων γύρω από κάθε ελεύθερα κινούμενο ιόν, άλλα ιόντα ομαδοποιούνται συμμετρικά, φορτισμένα με το αντίθετο πρόσημο, σχηματίζοντας τη λεγόμενη ιοντική ατμόσφαιρα ή ιονικό νέφος, που επιβραδύνει την κίνηση του ιόντος στο διάλυμα.

Για παράδειγμα, σε ένα διάλυμα, τα ιόντα χλωρίου συγκεντρώνονται γύρω από κινούμενα ιόντα καλίου και δημιουργείται μια ατμόσφαιρα ιόντων καλίου κοντά σε κινούμενα ιόντα χλωρίου.

Τα ιόντα, η κινητικότητα των οποίων εξασθενεί από τις δυνάμεις της διαιονικής επέκτασης, παρουσιάζουν μειωμένη χημική δραστηριότητα στα διαλύματα. Αυτό προκαλεί αποκλίσεις στη συμπεριφορά των ισχυρών ηλεκτρολυτών από την κλασική μορφή του νόμου της δράσης της μάζας.

Τα ξένα ιόντα που υπάρχουν σε ένα διάλυμα ενός δεδομένου ηλεκτρολύτη έχουν επίσης ισχυρή επίδραση στην κινητικότητα των ιόντων του. Όσο υψηλότερη είναι η συγκέντρωση, τόσο πιο σημαντική είναι η διαιονική αλληλεπίδραση και τόσο ισχυρότερα τα ξένα ιόντα επηρεάζουν την κινητικότητα των ιόντων.

Τα αδύναμα οξέα και βάσεις έχουν δεσμό υδρογόνου ή υδροξυλίου στα μόριά τους που είναι σε μεγάλο βαθμό ομοιοπολικός παρά ιοντικός. Ως εκ τούτου, όταν οι ασθενείς ηλεκτρολύτες διαλύονται σε διαλύτες που διακρίνονται από μια πολύ υψηλή διηλεκτρική σταθερά, τα περισσότερα από τα μόριά τους δεν αποσυντίθενται σε ιόντα.

Τα διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών διαφέρουν από τα διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών στο ότι δεν περιέχουν αδιάσπαστα μόρια. Αυτό επιβεβαιώνεται από σύγχρονες φυσικές και φυσικοχημικές μελέτες. Για παράδειγμα, η μελέτη κρυστάλλων ισχυρών ηλεκτρολυτών του τύπου με περίθλαση ακτίνων Χ επιβεβαιώνει το γεγονός ότι τα κρυσταλλικά πλέγματα των αλάτων είναι κατασκευασμένα από ιόντα.

Όταν διαλύονται σε διαλύτη με υψηλή διηλεκτρική σταθερά, σχηματίζονται κελύφη διαλυτώματος (ενυδατωμένο σε νερό) γύρω από τα ιόντα, εμποδίζοντας τον συνδυασμό τους σε μόρια. Έτσι, αφού οι ισχυροί ηλεκτρολύτες, ακόμη και σε κρυσταλλική κατάσταση, δεν περιέχουν μόρια, δεν περιέχουν μόρια σε διάλυμα ακόμη περισσότερο.

Ωστόσο, έχει βρεθεί πειραματικά ότι η ηλεκτρική αγωγιμότητα των υδατικών διαλυμάτων ισχυρών ηλεκτρολυτών δεν είναι ισοδύναμη με την ηλεκτρική αγωγιμότητα που θα μπορούσε να αναμένεται κατά τη διάσταση των μορίων των διαλυμένων ηλεκτρολυτών σε ιόντα.

Χρησιμοποιώντας τη θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασης που προτάθηκε από τον Arrhenius, αποδείχθηκε ότι ήταν αδύνατο να εξηγήσουμε αυτό και μια σειρά άλλων γεγονότων. Για να τα εξηγήσουν, προτάθηκαν νέες επιστημονικές διατάξεις.

Προς το παρόν, η ασυμφωνία μεταξύ των ιδιοτήτων των ισχυρών ηλεκτρολυτών και της κλασικής μορφής του νόμου της δράσης μάζας μπορεί να εξηγηθεί χρησιμοποιώντας τη θεωρία των ισχυρών ηλεκτρολυτών που προτείνεται από τους Debye και Hückel. Η κύρια ιδέα αυτής της θεωρίας είναι ότι οι δυνάμεις αμοιβαίας έλξης προκύπτουν μεταξύ ιόντων ισχυρών ηλεκτρολυτών σε διαλύματα. Αυτές οι ενδοιονικές δυνάμεις προκαλούν τη συμπεριφορά των ισχυρών ηλεκτρολυτών να αποκλίνει από τους νόμους των ιδανικών λύσεων. Η παρουσία αυτών των αλληλεπιδράσεων προκαλεί αμοιβαία επιβράδυνση κατιόντων και ανιόντων.

Επίδραση της αραίωσης στη διαιονική έλξη. Η διαιονική έλξη προκαλεί αποκλίσεις στη συμπεριφορά των πραγματικών διαλυμάτων με τον ίδιο τρόπο που η διαμοριακή έλξη σε πραγματικά αέρια συνεπάγεται αποκλίσεις στη συμπεριφορά τους από τους νόμους των ιδανικών αερίων. Όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του διαλύματος, τόσο πιο πυκνή είναι η ιοντική ατμόσφαιρα και τόσο μικρότερη είναι η κινητικότητα των ιόντων και επομένως η ηλεκτρική αγωγιμότητα των ηλεκτρολυτών.

Ακριβώς όπως οι ιδιότητες ενός πραγματικού αερίου σε χαμηλές πιέσεις προσεγγίζουν αυτές ενός ιδανικού αερίου, έτσι και οι ιδιότητες των διαλυμάτων ισχυρών ηλεκτρολυτών προσεγγίζουν εκείνες των ιδανικών διαλυμάτων σε υψηλή αραίωση.

Με άλλα λόγια, σε αραιά διαλύματα, οι αποστάσεις μεταξύ των ιόντων είναι τόσο μεγάλες που η αμοιβαία έλξη ή απώθηση που βιώνουν τα ιόντα είναι εξαιρετικά μικρή και πρακτικά μειώνεται στο μηδέν.

Έτσι, η παρατηρούμενη αύξηση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας ισχυρών ηλεκτρολυτών κατά την αραίωση των διαλυμάτων τους εξηγείται από την εξασθένηση των διαιονικών δυνάμεων έλξης και απώθησης, η οποία προκαλεί αύξηση της ταχύτητας κίνησης των ιόντων.

Όσο μικρότερη διάσταση είναι ο ηλεκτρολύτης και όσο πιο αραιωμένο είναι το διάλυμα, τόσο λιγότερη διαιονική ηλεκτρική επίδραση και λιγότερες αποκλίσεις από το νόμο της δράσης μάζας παρατηρούνται και, αντίθετα, όσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του διαλύματος, τόσο μεγαλύτερη είναι η διαιονική ηλεκτρική επίδραση και η παρατηρούνται περισσότερες αποκλίσεις από το νόμο της μαζικής δράσης.

Για τους παραπάνω λόγους, ο νόμος της δράσης μάζας στην κλασική του μορφή δεν μπορεί να εφαρμοστεί σε υδατικά διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών, καθώς και σε συμπυκνωμένα υδατικά διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών.

Όλες οι ουσίες μπορούν να χωριστούν σε ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες. Οι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα άγουν ηλεκτρικό ρεύμα (για παράδειγμα, υδατικά διαλύματα ή τήγματα KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3 ). Οι μη ηλεκτρολυτικές ουσίες δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα όταν λιώνουν ή διαλύονται (ζάχαρη, αλκοόλη, ακετόνη κ.λπ.).

Οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρούς και ασθενείς. Ισχυροί ηλεκτρολύτες σε διαλύματα ή τήγματα διασπώνται πλήρως σε ιόντα. Όταν γράφετε τις εξισώσεις των χημικών αντιδράσεων, αυτό τονίζεται με ένα βέλος προς μία κατεύθυνση, για παράδειγμα:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες με ετεροπολική ή ιοντική κρυσταλλική δομή (πίνακας 1.1).

Πίνακας 1.1 Ισχυροί ηλεκτρολύτες

Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε ιόντα μόνο εν μέρει. Μαζί με τα ιόντα, σε τήγματα ή διαλύματα αυτών των ουσιών, υπάρχει η συντριπτική πλειονότητα των μη διασπασμένων μορίων. Σε διαλύματα αδύναμων ηλεκτρολυτών, παράλληλα με τη διάσταση, προχωρά η αντίστροφη διαδικασία - ένωση, δηλαδή ο συνδυασμός ιόντων σε μόρια. Κατά τη σύνταξη της εξίσωσης αντίδρασης, αυτό τονίζεται από δύο αντίθετα κατευθυνόμενα βέλη.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες με ομοιοπολικό τύπο κρυσταλλικού πλέγματος (πίνακας 1.2).

Πίνακας 1.2 Ασθενείς ηλεκτρολύτες

Η κατάσταση ισορροπίας ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη σε ένα υδατικό διάλυμα χαρακτηρίζεται ποσοτικά από τον βαθμό ηλεκτρολυτικής διάστασης και τη σταθερά ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης α είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που αποσυντίθενται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων ηλεκτρολύτη:

Ο βαθμός διάστασης δείχνει ποιο μέρος της συνολικής ποσότητας του διαλυμένου ηλεκτρολύτη αποσυντίθεται σε ιόντα και εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη και του διαλύτη, καθώς και από τη συγκέντρωση της ουσίας στο διάλυμα, έχει αδιάστατη τιμή, αν και είναι συνήθως εκφράζεται ως ποσοστό. Με άπειρη αραίωση του διαλύματος ηλεκτρολύτη, ο βαθμός διάστασης προσεγγίζει τη μονάδα, η οποία αντιστοιχεί στην πλήρη, 100%, διάσταση των μορίων της διαλυμένης ουσίας σε ιόντα. Για διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών 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.

Γενικά, μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση μπορεί να αναπαρασταθεί ως:

έναΑ+ σιΒ Δ ρε D+ μιμι

Ο ρυθμός αντίδρασης είναι ευθέως ανάλογος με το γινόμενο της συγκέντρωσης των αντιδρώντων σωματιδίων σε δυνάμεις των στοιχειομετρικών συντελεστών τους. Μετά για την άμεση αντίδραση

V 1 = κ 1[A] ένα[ΣΙ] σι,

και ο ρυθμός της αντίστροφης αντίδρασης

V 2 = κ 2[D] ρε[ΜΙ] μι.

Σε κάποια χρονική στιγμή, οι ρυθμοί των μπροστινών και των αντίστροφων αντιδράσεων θα εξισωθούν, δηλ.

Αυτή η κατάσταση ονομάζεται χημική ισορροπία. Από εδώ

κ 1[A] ένα[ΣΙ] σι=κ 2[D] ρε[ΜΙ] μι

Ομαδοποιώντας τις σταθερές στη μία πλευρά και τις μεταβλητές στην άλλη πλευρά, παίρνουμε:

Έτσι, για μια αναστρέψιμη χημική αντίδραση σε κατάσταση ισορροπίας, το γινόμενο των συγκεντρώσεων ισορροπίας των προϊόντων αντίδρασης σε ισχύ των στοιχειομετρικών συντελεστών τους, που σχετίζονται με το ίδιο προϊόν για τις αρχικές ουσίες, είναι μια σταθερή τιμή σε μια δεδομένη θερμοκρασία και πίεση . Αριθμητική τιμή της σταθεράς χημικής ισορροπίας Προς τηνδεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των αντιδρώντων. Για παράδειγμα, η σταθερά ισορροπίας για τη διάσταση του νιτρώδους οξέος, σύμφωνα με το νόμο της δράσης της μάζας, μπορεί να γραφτεί ως:

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

η αξία Κ αονομάζεται σταθερά διάστασης του οξέος, στην περίπτωση αυτή νιτρώδες.

Η σταθερά διάστασης μιας ασθενούς βάσης εκφράζεται παρόμοια. Για παράδειγμα, για την αντίδραση διάστασης αμμωνίας:

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

η αξία Κ βονομάζεται σταθερά διάστασης της βάσης, στην περίπτωση αυτή αμμωνία. Όσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά διάστασης του ηλεκτρολύτη, τόσο περισσότερο διαχωρίζεται ο ηλεκτρολύτης και τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων του στο διάλυμα σε κατάσταση ισορροπίας. Υπάρχει μια σχέση μεταξύ του βαθμού διάστασης και της σταθεράς διάστασης ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη:

Αυτή είναι μια μαθηματική έκφραση του νόμου αραίωσης Ostwald: όταν ένας ασθενής ηλεκτρολύτης αραιώνεται, ο βαθμός διάστασής του αυξάνεται. Για ασθενείς ηλεκτρολύτες σε Προς την≤1∙10 -4 και ΑΠΟ≥0,1 mol/l χρησιμοποιήστε την απλοποιημένη έκφραση:

Προς την= α 2 ∙ΑΠΟή α

Παράδειγμα 1. Υπολογίστε τον βαθμό διάστασης και συγκέντρωσης των ιόντων και του [ NH 4 + ] σε διάλυμα υδροξειδίου του αμμωνίου 0,1 M εάν Προς την NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Δίνεται: NH 4 OH

Προς την NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Λύση:

Επειδή ο ηλεκτρολύτης είναι μάλλον αδύναμος ( Προς NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

ή 1,33%

Η συγκέντρωση των ιόντων σε ένα δυαδικό διάλυμα ηλεκτρολύτη είναι ίση με ντο∙α, αφού ο δυαδικός ηλεκτρολύτης ιονίζεται με το σχηματισμό ενός κατιόντος και ενός ανιόντος, τότε \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).

Απάντηση:α=1,33%; \u003d [ NH 4 + ] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.

Θεωρία ισχυρών ηλεκτρολυτών

Ισχυροί ηλεκτρολύτες σε διαλύματα και τήγματα διασπώνται πλήρως σε ιόντα. Ωστόσο, πειραματικές μελέτες της ηλεκτρικής αγωγιμότητας διαλυμάτων ισχυρών ηλεκτρολυτών δείχνουν ότι η τιμή της είναι κάπως υποτιμημένη σε σύγκριση με την ηλεκτρική αγωγιμότητα που θα έπρεπε να είναι σε διάσταση 100%. Αυτή η απόκλιση εξηγείται από τη θεωρία των ισχυρών ηλεκτρολυτών που προτάθηκε από τους Debye και Hueckel. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, σε διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών, υπάρχει ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση μεταξύ ιόντων. Γύρω από κάθε ιόν, σχηματίζεται μια «ιονική ατμόσφαιρα» από ιόντα αντίθετου φορτίου, η οποία επιβραδύνει την κίνηση των ιόντων στο διάλυμα όταν διέρχεται συνεχές ηλεκτρικό ρεύμα. Εκτός από την ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση των ιόντων, στα συμπυκνωμένα διαλύματα είναι απαραίτητο να λαμβάνεται υπόψη η σύνδεση των ιόντων. Η επίδραση των διαιονικών δυνάμεων δημιουργεί το αποτέλεσμα της ατελούς διάστασης των μορίων, δηλ. εμφανής βαθμός διάστασης. Η τιμή του α που προσδιορίζεται πειραματικά είναι πάντα κάπως χαμηλότερη από την αληθινή α. Για παράδειγμα, σε διάλυμα Na 2 SO 4 0,1 M, η πειραματική τιμή α = 45%. Για να ληφθούν υπόψη οι ηλεκτροστατικοί παράγοντες σε διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών, χρησιμοποιείται η έννοια της δραστηριότητας (ένα).Η δραστηριότητα ενός ιόντος ονομάζεται αποτελεσματική ή φαινομενική συγκέντρωση, σύμφωνα με την οποία το ιόν δρα σε διάλυμα. Η δραστηριότητα και η πραγματική συγκέντρωση σχετίζονται με την έκφραση:

όπου φά-συντελεστής δραστηριότητας, ο οποίος χαρακτηρίζει τον βαθμό απόκλισης του συστήματος από το ιδανικό λόγω ηλεκτροστατικών αλληλεπιδράσεων ιόντων.

Οι συντελεστές δραστηριότητας των ιόντων εξαρτώνται από την τιμή του μ, που ονομάζεται ιοντική ισχύς του διαλύματος. Η ιοντική ισχύς ενός διαλύματος είναι ένα μέτρο της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης όλων των ιόντων που υπάρχουν σε ένα διάλυμα και ισούται με το ήμισυ του αθροίσματος των προϊόντων των συγκεντρώσεων (Με)καθενός από τα ιόντα που υπάρχουν στο διάλυμα ανά τετράγωνο του αριθμού φορτίου του (z):

Σε αραιά διαλύματα (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 α = γκαι ο συντελεστής δραστηριότητας είναι 1. Αυτό σημαίνει ότι πρακτικά δεν υπάρχουν ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις. Σε πολύ συμπυκνωμένα διαλύματα (μ>1Μ), οι συντελεστές δραστικότητας των ιόντων μπορεί να είναι μεγαλύτεροι από τη μονάδα. Η σχέση του συντελεστή δραστηριότητας με την ιοντική ισχύ του διαλύματος εκφράζεται με τους τύπους:

στο µ <10 -2

σε 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2μστο 0,1<µ <1

Η σταθερά ισορροπίας που εκφράζεται ως προς τις δραστηριότητες ονομάζεται θερμοδυναμική. Για παράδειγμα, για την αντίδραση

έναΑ+ σισι ρε D+ μιμι

η θερμοδυναμική σταθερά έχει τη μορφή:

Εξαρτάται από τη θερμοκρασία, την πίεση και τη φύση του διαλύτη.

Από τη δραστηριότητα του σωματιδίου, λοιπόν

όπου Προς την C είναι η σταθερά ισορροπίας συγκέντρωσης.

Εννοια Προς τηνΟ C εξαρτάται όχι μόνο από τη θερμοκρασία, τη φύση του διαλύτη και την πίεση, αλλά και από την ιοντική ισχύ Μ. Εφόσον οι θερμοδυναμικές σταθερές εξαρτώνται από τον μικρότερο αριθμό παραγόντων, είναι, επομένως, τα πιο θεμελιώδη χαρακτηριστικά της ισορροπίας. Επομένως, στα βιβλία αναφοράς, δίνονται οι θερμοδυναμικές σταθερές. Οι τιμές των θερμοδυναμικών σταθερών ορισμένων ασθενών ηλεκτρολυτών δίνονται στο παράρτημα αυτού του εγχειριδίου. \u003d 0,024 mol / l.

Με την αύξηση του φορτίου του ιόντος, ο συντελεστής δραστηριότητας και η δραστηριότητα του ιόντος μειώνονται.

Ερωτήσεις για αυτοέλεγχο:

Τι είναι το ιδανικό σύστημα; Να αναφέρετε τους κύριους λόγους για την απόκλιση ενός πραγματικού συστήματος από το ιδανικό.
Ποιος είναι ο βαθμός διάστασης των ηλεκτρολυτών;
Δώστε παραδείγματα ισχυρών και ασθενών ηλεκτρολυτών.
Ποια είναι η σχέση μεταξύ της σταθεράς διάστασης και του βαθμού διάστασης ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη; Εκφράστε το μαθηματικά.
Τι είναι δραστηριότητα; Πώς σχετίζονται η δραστηριότητα ενός ιόντος και η πραγματική συγκέντρωση του;
Τι είναι ο παράγοντας δραστηριότητας;
Πώς επηρεάζει το φορτίο ενός ιόντος την τιμή του συντελεστή δραστηριότητας;
Ποια είναι η ιοντική ισχύς ενός διαλύματος, η μαθηματική του έκφραση;
Να γράψετε τους τύπους για τον υπολογισμό των συντελεστών δραστικότητας μεμονωμένων ιόντων ανάλογα με την ιοντική ισχύ του διαλύματος.
Να διατυπώσετε το νόμο της δράσης της μάζας και να τον εκφράσετε μαθηματικά.
Ποια είναι η σταθερά θερμοδυναμικής ισορροπίας; Ποιοι παράγοντες επηρεάζουν την αξία του;
Ποια είναι η σταθερά ισορροπίας συγκέντρωσης; Ποιοι παράγοντες επηρεάζουν την αξία του;
Πώς συνδέονται οι σταθερές ισορροπίας θερμοδυναμικής και συγκέντρωσης;
Σε ποιο βαθμό μπορεί να αλλάξει η τιμή του συντελεστή δραστηριότητας;
Ποιες είναι οι κύριες διατάξεις της θεωρίας των ισχυρών ηλεκτρολυτών;