Παραδείγματα είναι οι εξαιρετικά υδατοδιαλυτοί ηλεκτρολύτες. Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

Όλες οι ουσίες μπορούν να χωριστούν σε ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες. Οι ηλεκτρολύτες είναι ουσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα φέρουν ηλεκτρική ενέργεια(για παράδειγμα, υδατικά διαλύματα ή τήγματα KCl, H3PO4, Na2CO3). 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 εξισώσεις χημικές αντιδράσειςαυτό υπογραμμίζεται με ένα βέλος προς μία κατεύθυνση, για παράδειγμα:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες με ετεροπολικό ή ιοντικό 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 λύσεις ασθενείς ηλεκτρολύτεςΠαράλληλα με τη διάσταση, προχωρά η αντίστροφη διαδικασία - συσχέτιση, 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 αδύναμου ηλεκτρολύτη σε υδατικό διάλυμαποσοτικοποιήστε το πτυχίο ηλεκτρολυτική διάστασηκαι η σταθερά ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης α είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που αποσυντίθενται σε ιόντα προς συνολικός αριθμόςμόρια διαλυμένου ηλεκτρολύτη:

Ο βαθμός διάστασης δείχνει ποιο μέρος του σύνολοΟ διαλυμένος ηλεκτρολύτης αποσυντίθεται σε ιόντα και εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη και ο διαλύτης, καθώς και από τη συγκέντρωση της ουσίας στο διάλυμα, έχει αδιάστατη τιμή, αν και 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:

ένα A+ 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 «ιοντική 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

ένα A+ 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. Δεδομένου ότι 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;

ΛΥΣΕΙΣ
ΘΕΩΡΙΑ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗΣ ΑΠΟΣΥΝΔΕΣΗΣ

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗ ΑΠΟΣΥΝΔΕΣΗ
ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ ΚΑΙ ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ

Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

(S. Arrhenius, 1887)

1. Όταν διαλύονται στο νερό (ή λιώνονται), οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε θετικά και αρνητικά φορτισμένα ιόντα (υπόκεινται σε ηλεκτρολυτική διάσταση).

2. Υπό τη δράση ενός ηλεκτρικού ρεύματος, τα κατιόντα (+) κινούνται προς την κάθοδο (-), και τα ανιόντα (-) κινούνται προς την άνοδο (+).

3. Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία (η αντίστροφη αντίδραση ονομάζεται μοριακή μοριακή).

4. Βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης (ένα ) εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη και του διαλύτη, τη θερμοκρασία και τη συγκέντρωση. Δείχνει την αναλογία του αριθμού των μορίων που αποσυντίθενται σε ιόντα ( n ) στον συνολικό αριθμό των μορίων που εισάγονται στο διάλυμα (Ν).

a = n / N0< a <1

Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης ιοντικών ουσιών

Όταν διαλύονται ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς (π.χ. NaCl ) η διαδικασία ενυδάτωσης ξεκινά με τον προσανατολισμό των διπόλων του νερού γύρω από όλες τις προεξοχές και τις όψεις των κρυστάλλων αλατιού.

Προσανατολιζόμενοι γύρω από τα ιόντα του κρυσταλλικού πλέγματος, τα μόρια του νερού σχηματίζουν δεσμούς είτε υδρογόνου είτε δότη-δέκτη μαζί τους. Αυτή η διαδικασία απελευθερώνει μεγάλη ποσότητα ενέργειας, η οποία ονομάζεται ενέργεια ενυδάτωσης.

Η ενέργεια της ενυδάτωσης, η αξία της οποίας είναι συγκρίσιμη με την ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος, πηγαίνει στην καταστροφή του κρυσταλλικού πλέγματος. Σε αυτή την περίπτωση, τα ενυδατωμένα ιόντα περνούν στρώμα προς στρώμα στον διαλύτη και, ανακατεύοντας με τα μόριά του, σχηματίζουν ένα διάλυμα.

Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης πολικών ουσιών

Ουσίες των οποίων τα μόρια σχηματίζονται σύμφωνα με τον τύπο του πολικού ομοιοπολικού δεσμού (πολικά μόρια) επίσης διαχωρίζονται παρόμοια. Γύρω από κάθε πολικό μόριο ύλης ( HCl ), τα δίπολα του νερού είναι προσανατολισμένα με συγκεκριμένο τρόπο. Ως αποτέλεσμα της αλληλεπίδρασης με τα δίπολα του νερού, το πολικό μόριο γίνεται ακόμη πιο πολωμένο και μετατρέπεται σε ιοντικό μόριο και στη συνέχεια σχηματίζονται εύκολα ελεύθερα ενυδατωμένα ιόντα.

Ηλεκτρολύτες και μη ηλεκτρολύτες

Η ηλεκτρολυτική διάσταση των ουσιών, προχωρώντας στο σχηματισμό ελεύθερων ιόντων, εξηγεί την ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων.

Η διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης συνήθως γράφεται με τη μορφή διαγράμματος, χωρίς να αποκαλύπτεται ο μηχανισμός της και να παραλείπεται ο διαλύτης ( H2O ), αν και είναι σημαντικός συντελεστής.

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 -

Από την ηλεκτρική ουδετερότητα των μορίων προκύπτει ότι το συνολικό φορτίο κατιόντων και ανιόντων πρέπει να είναι ίσο με μηδέν.

Για παράδειγμα, για

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

Ισχυροί ηλεκτρολύτες

Πρόκειται για ουσίες που όταν διαλύονται στο νερό αποσυντίθενται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. Κατά κανόνα, οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ουσίες με ιοντικούς ή εξαιρετικά πολικούς δεσμούς: όλα τα εξαιρετικά διαλυτά άλατα, τα ισχυρά οξέα ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) και ισχυρές βάσεις ( LiOH, NaOH, ΚΟΗ, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Σε διάλυμα ισχυρού ηλεκτρολύτη, η διαλυμένη ουσία βρίσκεται κυρίως με τη μορφή ιόντων (κατιόντα και ανιόντα). αδιάσπαστα μόρια πρακτικά απουσιάζουν.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Ουσίες που διασπώνται μερικώς σε ιόντα. Διαλύματα αδύναμων ηλεκτρολυτών, μαζί με ιόντα, περιέχουν αδιάσπαστα μόρια. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες δεν μπορούν να δώσουν υψηλή συγκέντρωση ιόντων στο διάλυμα.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

1) σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, κ.λπ.);

2) μερικά ανόργανα οξέα ( H2CO3, H2S, κ.λπ.);

3) σχεδόν όλα τα υδατοδιαλυτά άλατα, βάσεις και υδροξείδιο του αμμωνίου(Ca 3 (PO 4 ) 2 , Cu ( ΟΗ ) 2 , Al ( ΟΗ ) 3 , ΝΗ 4 ΟΗ ) ;

4) νερό.

Έχουν ελάχιστα (ή σχεδόν δεν αγώγουν) ηλεκτρισμό.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (πρώτο βήμα)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (δεύτερο βήμα)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (πρώτο στάδιο)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (δεύτερο στάδιο)

Μη ηλεκτρολύτες

Ουσίες των οποίων τα υδατικά διαλύματα και τα τήγματα δεν αγώγουν ηλεκτρισμό. Περιέχουν ομοιοπολικούς μη πολικούς ή χαμηλοπολικούς δεσμούς που δεν διασπώνται σε ιόντα.

Τα αέρια, τα στερεά (μη μέταλλα), οι οργανικές ενώσεις (σακχαρόζη, βενζίνη, αλκοόλη) δεν μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα.

Βαθμός διάσπασης. Σταθερά διάστασης

Η συγκέντρωση των ιόντων στα διαλύματα εξαρτάται από το πόσο πλήρως ο δεδομένος ηλεκτρολύτης διασπάται σε ιόντα. Σε διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών, η διάσταση των οποίων μπορεί να θεωρηθεί πλήρης, η συγκέντρωση των ιόντων μπορεί να προσδιοριστεί εύκολα από τη συγκέντρωση (ντο) και τη σύνθεση του μορίου του ηλεκτρολύτη (στοιχειομετρικοί δείκτες),για παράδειγμα :

Οι συγκεντρώσεις ιόντων σε διαλύματα ασθενών ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζονται ποιοτικά από τον βαθμό και τη σταθερά διάστασης.

Βαθμός διάσπασης (ένα) είναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα ( n ) στον συνολικό αριθμό των διαλυμένων μορίων (Ν):

a = n / N

και εκφράζεται σε κλάσματα μονάδας ή σε% (ένα \u003d 0,3 - όριο διαίρεσης υπό όρους σε ισχυρούς και ασθενείς ηλεκτρολύτες).

Παράδειγμα

Προσδιορίστε τη μοριακή συγκέντρωση κατιόντων και ανιόντων σε διαλύματα 0,01 Μ KBr, NH40H, Ba (OH) 2, H2SO4 και CH3COOH.

Ο βαθμός διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών a = 0,3.

Λύση

KBr, Ba (OH) 2 και H 2 SO 4 - ισχυροί ηλεκτρολύτες που διασπώνται πλήρως(α = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 εκ

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

0,01 εκ

0,02 εκ

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0,02 εκ

[SO 4 2-] = 0,01 M

NH 4 OH και CH 3 COOH - ασθενείς ηλεκτρολύτες(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 Μ

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH 3 COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M

Ο βαθμός διάστασης εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος ασθενούς ηλεκτρολύτη. Όταν αραιώνεται με νερό, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται πάντα, γιατί ο αριθμός των μορίων του διαλύτη αυξάνεται ( H2O ) ανά μόριο διαλυμένης ουσίας. Σύμφωνα με την αρχή του Le Chatelier, η ισορροπία της ηλεκτρολυτικής διάστασης σε αυτή την περίπτωση θα πρέπει να μετατοπιστεί προς την κατεύθυνση σχηματισμού προϊόντος, δηλ. ενυδατωμένα ιόντα.

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης εξαρτάται από τη θερμοκρασία του διαλύματος. Συνήθως, με την αύξηση της θερμοκρασίας, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται, επειδή Οι δεσμοί στα μόρια ενεργοποιούνται, γίνονται πιο κινητά και ιονίζονται ευκολότερα. Η συγκέντρωση των ιόντων σε ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη μπορεί να υπολογιστεί γνωρίζοντας τον βαθμό διάστασηςένακαι την αρχική συγκέντρωση της ουσίαςντοσε λύση.

Παράδειγμα

Προσδιορίστε τη συγκέντρωση των μη διασπασμένων μορίων και ιόντων σε διάλυμα 0,1 Μ NH4OH αν ο βαθμός διάστασης είναι 0,01.

Λύση

Μοριακές συγκεντρώσεις NH4OH , το οποίο θα διασπαστεί σε ιόντα τη στιγμή της ισορροπίας, θα είναι ίσο μεέναντο. Συγκέντρωση ιόντων NH 4 - και OH - - θα είναι ίση με τη συγκέντρωση των διασπασμένων μορίων και ίση μεέναντο(σύμφωνα με την εξίσωση ηλεκτρολυτικής διάστασης)

NH4OH		NH4+		ω-
γ - α γ

ΕΝΑ c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH 4 OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Σταθερά διάστασης (Κ Δ ) είναι η αναλογία του γινομένου των συγκεντρώσεων ισορροπίας των ιόντων προς την ισχύ των αντίστοιχων στοιχειομετρικών συντελεστών προς τη συγκέντρωση των μη-διαχωρισμένων μορίων.

Είναι η σταθερά ισορροπίας της διαδικασίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης. χαρακτηρίζει την ικανότητα μιας ουσίας να αποσυντίθεται σε ιόντα: τόσο υψηλότερηΚ Δ , τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων στο διάλυμα.

Οι διαστάσεις των ασθενών πολυβασικών οξέων ή των βάσεων πολυοξέων προχωρούν σε στάδια, αντίστοιχα, για κάθε στάδιο υπάρχει η δική του σταθερά διάστασης:

Πρώτο στάδιο:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Δεύτερο βήμα:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Τρίτο βήμα:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Παράδειγμα

Λάβετε μια εξίσωση που σχετίζεται με τον βαθμό ηλεκτρολυτικής διάστασης ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη (ένα ) με σταθερά διάστασης (νόμος αραίωσης Ostwald) για ένα ασθενές μονοβασικό οξύΣΤΟ .

ΗΑ «Η++Α+

K D = () /

Αν συμβολίζεται η συνολική συγκέντρωση ενός ασθενούς ηλεκτρολύτηντο, τότε οι συγκεντρώσεις ισορροπίαςΤα H + και A - είναι ίσα έναντοκαι τη συγκέντρωση των αδιάσπαστων μορίων ON - (c - a c) \u003d c (1 - a)

K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)

Στην περίπτωση πολύ αδύναμων ηλεκτρολυτών ( 0,01 £)

K D = c a 2 ή a = \ é (K D / c )

Παράδειγμα

Να υπολογίσετε το βαθμό διάστασης του οξικού οξέος και τη συγκέντρωση των ιόντων H + σε διάλυμα 0,1 Μ εάν K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Λύση

Ας χρησιμοποιήσουμε τον νόμο αραίωσης Ostwald

\ é (K D / c ) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 ή a = 1,36%

[ H + ] \u003d a c \u003d 0,0136 0,1 mol / l

Προϊόν διαλυτότητας

Ορισμός

Βάλτε λίγο αλάτι λίγο διαλυτό σε ένα ποτήρι,πχ AgCl και προσθέστε απεσταγμένο νερό στο ίζημα. Ταυτόχρονα, ιόντα Ag+ και Cl- , βιώνοντας έλξη από τα γύρω δίπολα νερού, σταδιακά αποσπώνται από τους κρυστάλλους και πηγαίνουν σε διάλυμα. Σύγκρουση σε διάλυμα, ιόντα Ag+ και Cl- σχηματίζουν μόρια AgCl και εναποτίθεται στην κρυσταλλική επιφάνεια. Έτσι, δύο αμοιβαία αντίθετες διεργασίες συμβαίνουν στο σύστημα, οι οποίες οδηγούν σε δυναμική ισορροπία, όταν ο ίδιος αριθμός ιόντων περνά στο διάλυμα ανά μονάδα χρόνου Ag+ και Cl- πόσα κατατίθενται. Συσσώρευση ιόντων Ag+ και Cl- σταματά στη λύση, αποδεικνύεται κορεσμένο διάλυμα. Επομένως, θα εξετάσουμε ένα σύστημα στο οποίο υπάρχει ένα ίζημα ενός ελάχιστα διαλυτού άλατος σε επαφή με ένα κορεσμένο διάλυμα αυτού του άλατος. Σε αυτή την περίπτωση, λαμβάνουν χώρα δύο αμοιβαία αντίθετες διαδικασίες:

1) Η μετάβαση των ιόντων από το ίζημα στο διάλυμα. Ο ρυθμός αυτής της διαδικασίας μπορεί να θεωρηθεί σταθερός σε σταθερή θερμοκρασία: V 1 = K 1 ;

2) Καταβύθιση ιόντων από διάλυμα. Η ταχύτητα αυτής της διαδικασίας V 2 εξαρτάται από τη συγκέντρωση ιόντων Ag + και Cl - . Σύμφωνα με το νόμο της μαζικής δράσης:

V 2 \u003d k 2

Αφού το σύστημα είναι σε ισορροπία, λοιπόν

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (σε T = const)

Με αυτόν τον τρόπο, το γινόμενο των συγκεντρώσεων ιόντων σε ένα κορεσμένο διάλυμα ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη σε σταθερή θερμοκρασία είναι σταθερό μέγεθος. Αυτή η τιμή ονομάζεταιπροϊόν διαλυτότητας(ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ ).

Στο δεδομένο παράδειγμα ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ AgCl = [Ag+][Cl-] . Σε περιπτώσεις όπου ο ηλεκτρολύτης περιέχει δύο ή περισσότερα πανομοιότυπα ιόντα, η συγκέντρωση αυτών των ιόντων πρέπει να αυξηθεί στην κατάλληλη ισχύ κατά τον υπολογισμό του προϊόντος διαλυτότητας.

Για παράδειγμα, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Στη γενική περίπτωση, η έκφραση για το προϊόν διαλυτότητας για έναν ηλεκτρολύτη είναι A m B n

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

Οι τιμές του προϊόντος διαλυτότητας για διαφορετικές ουσίες είναι διαφορετικές.

Για παράδειγμα, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ εύκολο να υπολογιστεί, γνωρίζονταςντο δημιουργικότητα της ένωσης σε δεδομένο t°.

Παράδειγμα 1

Η διαλυτότητα του CaCO 3 είναι 0,0069 ή 6,9 10 -3 g/l. Βρείτε PR CaCO 3 .

Λύση

Εκφράζουμε τη διαλυτότητα σε mol:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 10 -5 mol/l

M CaCO3

Αφού κάθε μόριο CaCO3 δίνει ένα ιόν το καθένα όταν διαλυθεί Ca 2+ και CO 3 2-, λοιπόν
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Συνεπώς, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Γνωρίζοντας την αξία του PR , μπορείτε με τη σειρά σας να υπολογίσετε τη διαλυτότητα της ουσίας σε mol / l ή g / l.

Παράδειγμα 2

Προϊόν διαλυτότητας PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Ποια είναι η διαλυτότητα PbSO4;

Λύση

Δηλώστε τη διαλυτότητα PbSO 4 μέσω X φίλη αλήτη. Προχωρώντας σε λύση X moles PbSO 4 θα δώσουν ιόντα X Pb 2+ και Χ ιόντωνΕΤΣΙ 4 2- , δηλαδή:

== Χ

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbSO 4 = = = X X = X 2

Χ=\ é(ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 φίλη αλήτη.

Για να πάμε στη διαλυτότητα, εκφραζόμενη σε g / l, πολλαπλασιάζουμε την τιμή που βρέθηκε με το μοριακό βάρος, μετά από την οποία παίρνουμε:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Σχηματισμός υετού

Αν ένα

[ Αγ + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- ακόρεστο διάλυμα

[ Αγ + ] [ Cl - ] = PRAgCl- κορεσμένο διάλυμα

[ Αγ + ] [ Cl - ] > PRAgCl- υπερκορεσμένο διάλυμα

Ένα ίζημα σχηματίζεται όταν το προϊόν των συγκεντρώσεων ιόντων ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη υπερβαίνει την τιμή του προϊόντος διαλυτότητάς του σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Όταν το προϊόν ιόντων γίνει ίσο μεΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ, η βροχόπτωση σταματά. Γνωρίζοντας τον όγκο και τη συγκέντρωση των μικτών διαλυμάτων, είναι δυνατό να υπολογιστεί εάν το προκύπτον άλας θα καταβυθιστεί.

Παράδειγμα 3

Δημιουργείται ίζημα κατά την ανάμιξη ίσων όγκων 0,2ΜλύσειςPb(ΟΧΙ 3 ) 2 καιNaCl.
ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Λύση

Όταν αναμειγνύεται, ο όγκος του διαλύματος διπλασιάζεται και η συγκέντρωση καθεμιάς από τις ουσίες θα μειωθεί στο μισό, δηλ. θα γίνει 0,1Μ ή 1,0 10 -1 φίλη αλήτη. Αυτά είναι θα υπάρξουν συγκεντρώσειςPb 2+ καιCl - . Συνεπώς,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Η τιμή που προκύπτει υπερβαίνειΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Μέρος λοιπόν από το αλάτιPbCl 2 καθιζάνει έξω. Από τα προηγούμενα, μπορεί να συναχθεί το συμπέρασμα ότι διάφοροι παράγοντες επηρεάζουν το σχηματισμό της βροχόπτωσης.

Επίδραση της συγκέντρωσης των διαλυμάτων

Ελάχιστα διαλυτός ηλεκτρολύτης με αρκετά μεγάλη τιμήΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑδεν μπορεί να καθιζάνει από αραιά διαλύματα.Για παράδειγμα, επισπεύδειPbCl 2 δεν θα πέσει όταν αναμειγνύονται ίσοι όγκοι 0,1ΜλύσειςPb(ΟΧΙ 3 ) 2 καιNaCl. Κατά την ανάμιξη ίσων όγκων, οι συγκεντρώσεις καθεμιάς από τις ουσίες θα γίνουν0,1 / 2 = 0,05 Μή 5 10 -2 φίλη αλήτη. Ιονικό προϊόν[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Η τιμή που προκύπτει είναι μικρότερηΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbCl 2 επομένως δεν θα σημειωθεί βροχόπτωση.

Επιρροή της ποσότητας του κατακρημνιστή

Για την πληρέστερη κατακρήμνιση, χρησιμοποιείται περίσσεια κατακρημνιστή.

Για παράδειγμα, καθίζηση αλατιούBaCO 3 : BaCl 2 + Να 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Αφού προσθέσετε ισοδύναμη ποσότηταΝα 2 CO 3 ιόντα παραμένουν σε διάλυμαBa 2+ , η συγκέντρωση του οποίου προσδιορίζεται από την ποσότηταΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ.

Αύξηση της συγκέντρωσης των ιόντωνCO 3 2- προκαλείται από την προσθήκη περίσσειας κατακρημνίσματος(Να 2 CO 3 ) , θα συνεπάγεται αντίστοιχη μείωση της συγκέντρωσης των ιόντωνBa 2+ σε λύση, δηλ. θα αυξήσει την πληρότητα της εναπόθεσης αυτού του ιόντος.

Επίδραση του ομώνυμου ιόντος

Η διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών μειώνεται παρουσία άλλων ισχυρών ηλεκτρολυτών που έχουν παρόμοια ιόντα. Εάν σε ακόρεστο διάλυμαBaSO 4 προσθέτουμε λίγο λίγο διάλυμαΝα 2 ΕΤΣΙ 4 , τότε το ιοντικό προϊόν, το οποίο αρχικά ήταν μικρότερο από ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , σταδιακά θα φτάσειΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑκαι να το ξεπεράσεις. Θα ξεκινήσει η βροχόπτωση.

Επίδραση θερμοκρασίας

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑείναι σταθερή σε σταθερή θερμοκρασία. Με την αύξηση της θερμοκρασίας ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑαυξάνεται, επομένως η κατακρήμνιση γίνεται καλύτερα από ψυχρά διαλύματα.

Διάλυση του υετού

Ο κανόνας του προϊόντος διαλυτότητας είναι σημαντικός για τη μεταφορά των ελάχιστα διαλυτών ιζημάτων στο διάλυμα. Ας υποθέσουμε ότι πρέπει να διαλύσουμε το ίζημαBaΑΠΟΟ 3 . Το διάλυμα σε επαφή με αυτό το ίζημα είναι κορεσμένο μεBaΑΠΟΟ 3 .
Αυτό σημαίνει ότι[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Εάν προστεθεί ένα οξύ στο διάλυμα, τότε τα ιόνταH + δεσμεύουν τα ιόντα που υπάρχουν στο διάλυμαCO 3 2- σε αδύναμα μόρια ανθρακικού οξέος:

2Η + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση του ιόντος θα μειωθεί απότομα.CO 3 2- , το προϊόν ιόντων γίνεται μικρότερο απόΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑBaCO 3 . Το διάλυμα θα είναι ακόρεστο σε σχέση μεBaΑΠΟΟ 3 και μέρος του ιζήματοςBaΑΠΟΟ 3 μπαίνει σε λύση. Με την προσθήκη επαρκούς ποσότητας οξέος, ολόκληρο το ίζημα μπορεί να τεθεί σε διάλυμα. Κατά συνέπεια, η διάλυση του ιζήματος αρχίζει όταν, για κάποιο λόγο, το προϊόν ιόντων ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη γίνει λιγότερο απόΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ. Προκειμένου να διαλυθεί το ίζημα, ένας ηλεκτρολύτης εισάγεται στο διάλυμα, τα ιόντα του οποίου μπορούν να σχηματίσουν μια ελαφρώς διάσπαση ένωση με ένα από τα ιόντα ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη. Αυτό εξηγεί τη διάλυση ελάχιστα διαλυτών υδροξειδίων σε οξέα.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3Η 2 Ο

ιόντωνΩ - δεσμεύονται σε μόρια με κακή διάστασηH 2 Ο.

Τραπέζι.Προϊόν διαλυτότητας (SP) και διαλυτότητα στους 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Αγ 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

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

Η θεωρία της ηλεκτρολυτικής διάστασηςπου προτάθηκε από τον Σουηδό επιστήμονα S. Arrhenius το 1887.

Ηλεκτρολυτική διάσταση- αυτή είναι η διάσπαση των μορίων του ηλεκτρολύτη με το σχηματισμό θετικά φορτισμένων (κατιόντων) και αρνητικά φορτισμένων (ανιόντων) ιόντων σε διάλυμα.

Για παράδειγμα, το οξικό οξύ διασπάται ως εξής σε ένα υδατικό διάλυμα:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

Η διάσπαση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία. Αλλά διαφορετικοί ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται διαφορετικά. Ο βαθμός εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τη συγκέντρωσή του, τη φύση του διαλύτη, τις εξωτερικές συνθήκες (θερμοκρασία, πίεση).

Βαθμός διάστασης α -ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων:

α=v´(x)/v(x).

Ο βαθμός μπορεί να κυμαίνεται από 0 έως 1 (από την απουσία διάστασης έως την πλήρη ολοκλήρωσή του). Αναφέρεται ως ποσοστό. Προσδιορίζεται πειραματικά. Κατά τη διάσταση του ηλεκτρολύτη, ο αριθμός των σωματιδίων στο διάλυμα αυξάνεται. Ο βαθμός διάστασης δείχνει την ισχύ του ηλεκτρολύτη.

Διακρίνω ισχυρόςκαι ασθενείς ηλεκτρολύτες.

Ισχυροί ηλεκτρολύτες- πρόκειται για ηλεκτρολύτες, ο βαθμός διάστασης των οποίων υπερβαίνει το 30%.

Ηλεκτρολύτες μεσαίας αντοχής- αυτά είναι εκείνα των οποίων ο βαθμός διάστασης διαιρείται στην περιοχή από 3% έως 30%.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες- ο βαθμός διάστασης σε υδατικό διάλυμα 0,1 Μ είναι μικρότερος από 3%.

Παραδείγματα αδύναμων και ισχυρών ηλεκτρολυτών.

Ισχυροί ηλεκτρολύτες σε αραιά διαλύματα αποσυντίθενται πλήρως σε ιόντα, δηλ. α = 1. Όμως τα πειράματα δείχνουν ότι η διάσταση δεν μπορεί να είναι ίση με 1, έχει κατά προσέγγιση τιμή, αλλά δεν είναι ίση με 1. Δεν πρόκειται για αληθινή διάσταση, αλλά για φαινομενική.

Για παράδειγμα, αφήστε κάποια σύνδεση α = 0,7. Εκείνοι. Σύμφωνα με τη θεωρία του Arrhenius, το 30% των μη διασπασμένων μορίων «επιπλέουν» στο διάλυμα. Και το 70% σχημάτισε ελεύθερα ιόντα. Και η ηλεκτροστατική θεωρία δίνει έναν διαφορετικό ορισμό σε αυτήν την έννοια: εάν α \u003d 0,7, τότε όλα τα μόρια διαχωρίζονται σε ιόντα, αλλά τα ιόντα είναι μόνο 70% ελεύθερα και το υπόλοιπο 30% δεσμεύεται από ηλεκτροστατικές αλληλεπιδράσεις.

Ο φαινομενικός βαθμός διάστασης.

Ο βαθμός διάστασης εξαρτάται όχι μόνο από τη φύση του διαλύτη και της διαλυμένης ουσίας, αλλά και από τη συγκέντρωση του διαλύματος και τη θερμοκρασία.

Η εξίσωση διάστασης μπορεί να αναπαρασταθεί ως εξής:

ΑΚ ⇄ Α- + Κ + .

Και ο βαθμός διάσπασης μπορεί να εκφραστεί ως εξής:

Με την αύξηση της συγκέντρωσης του διαλύματος, ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη μειώνεται. Εκείνοι. η τιμή βαθμού για έναν συγκεκριμένο ηλεκτρολύτη δεν είναι σταθερή τιμή.

Δεδομένου ότι η διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία, οι εξισώσεις του ρυθμού αντίδρασης μπορούν να γραφτούν ως εξής:

Αν η διάσταση είναι ισορροπία, τότε οι ρυθμοί είναι ίσοι και ως αποτέλεσμα παίρνουμε σταθερά ισορροπίας(σταθερά διάστασης):

Το K εξαρτάται από τη φύση του διαλύτη και από τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση των διαλυμάτων. Μπορεί να φανεί από την εξίσωση ότι όσο περισσότερα μόρια χωρίς διάσταση, τόσο χαμηλότερη είναι η τιμή της σταθεράς διάστασης ηλεκτρολυτών.

Πολυβασικά οξέαδιαχωρίζονται σε βήματα και κάθε βήμα έχει τη δική του τιμή της σταθεράς διάστασης.

Εάν ένα πολυβασικό οξύ διασπαστεί, τότε το πρώτο πρωτόνιο αποσπάται πιο εύκολα, και καθώς αυξάνεται το φορτίο του ανιόντος, αυξάνεται η έλξη και επομένως το πρωτόνιο διασπάται πολύ πιο δύσκολα. Για παράδειγμα,

Οι σταθερές διάστασης του φωσφορικού οξέος σε κάθε στάδιο θα πρέπει να είναι πολύ διαφορετικές:

I - στάδιο:

II - στάδιο:

III - στάδιο:

Στο πρώτο στάδιο, το φωσφορικό οξύ είναι ένα οξύ μέτριας ισχύος, και στο 2ο στάδιο είναι ασθενές, στο 3ο στάδιο είναι πολύ ασθενές.

Παραδείγματα σταθερών ισορροπίας για ορισμένα διαλύματα ηλεκτρολυτών.

Εξετάστε ένα παράδειγμα:

Εάν προστεθεί μεταλλικός χαλκός σε διάλυμα που περιέχει ιόντα αργύρου, τότε τη στιγμή της ισορροπίας, η συγκέντρωση των ιόντων χαλκού πρέπει να είναι μεγαλύτερη από τη συγκέντρωση του αργύρου.

Αλλά η σταθερά έχει χαμηλή τιμή:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Κάτι που υποδηλώνει ότι μέχρι να επιτευχθεί η ισορροπία, πολύ λίγο χλωριούχο άργυρο είχε διαλυθεί.

Η συγκέντρωση του μεταλλικού χαλκού και αργύρου εισάγεται στη σταθερά ισορροπίας.

Ιονικό προϊόν νερού.

Ο παρακάτω πίνακας περιέχει δεδομένα:

Αυτή η σταθερά ονομάζεται προϊόν ιόντων νερού, το οποίο εξαρτάται μόνο από τη θερμοκρασία. Σύμφωνα με τη διάσταση, υπάρχει ένα ιόν υδροξειδίου για 1 ιόν Η+. Σε καθαρό νερό, η συγκέντρωση αυτών των ιόντων είναι η ίδια: [ H + ] = [Ω - ].

Ως εκ τούτου, [ H + ] = [Ω- ] = = 10-7 mol/l.

Εάν μια ξένη ουσία, όπως το υδροχλωρικό οξύ, προστεθεί στο νερό, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου θα αυξηθεί, αλλά το προϊόν ιόντων του νερού δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση.

Και αν προσθέσετε αλκάλια, τότε η συγκέντρωση των ιόντων θα αυξηθεί και η ποσότητα του υδρογόνου θα μειωθεί.

Συγκέντρωση και είναι αλληλένδετα: όσο περισσότερη αξία η μία, τόσο λιγότερη η άλλη.

Η οξύτητα του διαλύματος (pH).

Η οξύτητα των διαλυμάτων εκφράζεται συνήθως με τη συγκέντρωση ιόντων H + .Σε όξινα περιβάλλοντα pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, σε αλκαλικό - pH> 10 -7 mol/l.
Η οξύτητα ενός διαλύματος εκφράζεται ως ο αρνητικός λογάριθμος της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου. pH.

pH = -lg[ H + ].

Η σχέση μεταξύ της σταθεράς και του βαθμού διάστασης.

Εξετάστε ένα παράδειγμα διάστασης οξικού οξέος:

Ας βρούμε μια σταθερά:

Μοριακή συγκέντρωση С=1/V, αντικαθιστούμε στην εξίσωση και παίρνουμε:

Αυτές οι εξισώσεις είναι από τον νόμο αναπαραγωγής του W. Ostwald, σύμφωνα με την οποία η σταθερά διάστασης του ηλεκτρολύτη δεν εξαρτάται από την αραίωση του διαλύματος.

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣΟυσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα άγουν ηλεκτρισμό.

ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣΟυσίες των οποίων τα διαλύματα ή τα τήγματα δεν αγώγουν ηλεκτρισμό.

Διάσταση- αποσύνθεση των ενώσεων σε ιόντα.

Βαθμός διάσπασηςείναι ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων στο διάλυμα.

ΙΣΧΥΡΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣόταν διαλύονται στο νερό, διασπώνται σχεδόν πλήρως σε ιόντα.

Όταν γράφετε τις εξισώσεις διάστασης ισχυρών ηλεκτρολυτών βάλτε πρόσημο ίσου.

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

Διαλυτά άλατα ( βλέπε πίνακα διαλυτότητας);

Πολλά ανόργανα οξέα: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Κοίτα ηλεκτρολύτες ισχυροί σε οξέα στον πίνακα διαλυτότητας);

Βάσεις αλκαλίων (LiOH, NaOH, KOH) και αλκαλικών γαιών (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) μετάλλων ( δείτε ισχυρές βάσεις ηλεκτρολυτών στον πίνακα διαλυτότητας).

ΑΔΥΝΑΜΟΙ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣσε υδατικά διαλύματα μόνο μερικώς (αναστρέψιμα) διασπώνται σε ιόντα.

Κατά την εγγραφή των εξισώσεων διάστασης για ασθενείς ηλεκτρολύτες, τίθεται το πρόσημο της αναστρεψιμότητας.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν:

Σχεδόν όλα τα οργανικά οξέα και νερό (H 2 O).

Μερικά ανόργανα οξέα: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Κοίτα οξέα-ασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας);

Αδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( βλέπε βάσειςντοασθενείς ηλεκτρολύτες στον πίνακα διαλυτότητας).

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης επηρεάζεται από διάφορους παράγοντες:

τη φύση του διαλύτη και ηλεκτρολύτη: οι ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι ουσίες με ιοντικούς και ομοιοπολικούς ισχυρά πολικούς δεσμούς. καλή ιονιστική ικανότητα, δηλ. την ικανότητα να προκαλούν διάσταση ουσιών, έχουν διαλύτες με υψηλή διηλεκτρική σταθερά, τα μόρια των οποίων είναι πολικά (για παράδειγμα, νερό).

θερμοκρασία: δεδομένου ότι η διάσταση είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, η αύξηση της θερμοκρασίας αυξάνει την τιμή του α.

συγκέντρωση: όταν το διάλυμα αραιώνεται, ο βαθμός διάστασης αυξάνεται και με την αύξηση της συγκέντρωσης, μειώνεται.

στάδιο της διαδικασίας διάσπασης: κάθε επόμενο στάδιο είναι λιγότερο αποτελεσματικό από το προηγούμενο, περίπου 1000–10.000 φορές. για παράδειγμα, για το φωσφορικό οξύ α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (πρώτο στάδιο, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (δεύτερο στάδιο, α2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (τρίτο στάδιο, α 3).

Για το λόγο αυτό, σε ένα διάλυμα αυτού του οξέος, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου είναι η υψηλότερη και η συγκέντρωση των φωσφορικών ιόντων PO3−4 είναι η χαμηλότερη.

1. Η διαλυτότητα και ο βαθμός διάστασης μιας ουσίας δεν σχετίζονται μεταξύ τους. Για παράδειγμα, ένας αδύναμος ηλεκτρολύτης είναι το οξικό οξύ, το οποίο είναι εξαιρετικά (απεριόριστα) διαλυτό στο νερό.

2. Ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη περιέχει λιγότερα από άλλα εκείνα τα ιόντα που σχηματίζονται στο τελευταίο στάδιο της ηλεκτρολυτικής διάστασης

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης επηρεάζεται επίσης από προσθήκη άλλων ηλεκτρολυτών: π.χ. βαθμός διάστασης μυρμηκικού οξέος

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

μειώνεται εάν προστεθεί λίγο μυρμηκικό νάτριο στο διάλυμα. Αυτό το άλας διασπάται για να σχηματίσει μυρμηκικά ιόντα HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση των ιόντων HCOO– στο διάλυμα αυξάνεται και σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier, μια αύξηση στη συγκέντρωση των μυρμηκικών ιόντων μετατοπίζει την ισορροπία της διαδικασίας διάστασης μυρμηκικού οξέος προς τα αριστερά, δηλ. ο βαθμός διάστασης μειώνεται.

Νόμος αραίωσης Ostwald- λόγος που εκφράζει την εξάρτηση της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας ενός αραιού διαλύματος ενός δυαδικού ασθενούς ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωση του διαλύματος:

Εδώ, είναι η σταθερά διάστασης του ηλεκτρολύτη, είναι η συγκέντρωση και είναι οι τιμές της ισοδύναμης ηλεκτρικής αγωγιμότητας σε συγκέντρωση και σε άπειρη αραίωση, αντίστοιχα. Η αναλογία είναι συνέπεια του νόμου της μαζικής δράσης και της ισότητας

πού είναι ο βαθμός διάστασης.

Ο νόμος της αραίωσης Ostwald αναπτύχθηκε από τον W. Ostwald το 1888 και επιβεβαιώθηκε από τον ίδιο πειραματικά. Η πειραματική διαπίστωση της ορθότητας του νόμου αραίωσης Ostwald είχε μεγάλη σημασία για την τεκμηρίωση της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης.

Ηλεκτρολυτική διάσταση νερού. Δείκτης υδρογόνου pH Το νερό είναι ένας ασθενής αμφοτερικός ηλεκτρολύτης: H2O H+ + OH- ή, πιο συγκεκριμένα: 2H2O \u003d H3O + + OH- Η σταθερά διάστασης του νερού στους 25 ° C είναι: μπορεί να θεωρηθεί σταθερή και ίση με 55,55 mol / l (πυκνότητα νερού 1000 g / l, μάζα 1 l 1000 g, ποσότητα υδάτινης ουσίας 1000g: 18g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 ,55 mol/l). Τότε Αυτή η τιμή είναι σταθερή σε μια δεδομένη θερμοκρασία (25 ° C), ονομάζεται ιοντικό προϊόν του νερού KW: Η διάσταση του νερού είναι μια ενδόθερμη διαδικασία, επομένως, με αύξηση της θερμοκρασίας, σύμφωνα με την αρχή Le Chatelier, η διάσταση αυξάνεται, το προϊόν ιόντων αυξάνεται και φτάνει σε τιμή 10-13 στους 100 ° C. Σε καθαρό νερό στους 25°C, οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους: = = 10-7 mol/l Τα διαλύματα στα οποία οι συγκεντρώσεις ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου είναι ίσες μεταξύ τους ονομάζονται ουδέτερα. Εάν προστεθεί οξύ σε καθαρό νερό, η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου θα αυξηθεί και θα γίνει μεγαλύτερη από 10-7 mol / l, το μέσο θα γίνει όξινο, ενώ η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου θα αλλάξει αμέσως έτσι ώστε το προϊόν ιόντων του νερού να διατηρήσει το αξία 10-14. Το ίδιο θα συμβεί όταν προστεθεί αλκάλιο σε καθαρό νερό. Οι συγκεντρώσεις των ιόντων υδρογόνου και υδροξυλίου σχετίζονται μεταξύ τους μέσω του προϊόντος ιόντων, επομένως, γνωρίζοντας τη συγκέντρωση ενός από τα ιόντα, είναι εύκολο να υπολογιστεί η συγκέντρωση του άλλου. Για παράδειγμα, εάν = 10-3 mol/l, τότε = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ή εάν = 10-2 mol/l, τότε = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Έτσι, η συγκέντρωση ιόντων υδρογόνου ή υδροξυλίου μπορεί να χρησιμεύσει ως ποσοτικό χαρακτηριστικό της οξύτητας ή της αλκαλικότητας του μέσου. Στην πράξη, δεν χρησιμοποιούνται οι συγκεντρώσεις υδρογόνου ή ιόντων υδροξυλίου, αλλά οι δείκτες pH υδρογόνου ή pOH υδροξυλίου. Ο δείκτης υδρογόνου pH είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδρογόνου: pH = - lg Ο δείκτης υδροξυλίου pOH είναι ίσος με τον αρνητικό δεκαδικό λογάριθμο της συγκέντρωσης των ιόντων υδροξυλίου: pOH = - lg Είναι εύκολο να φανεί με παρατείνοντας το ιοντικό προϊόν του νερού ότι pH + pOH = 14 το μέσο είναι ουδέτερο, αν είναι μικρότερο από 7 - όξινο, και όσο χαμηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδρογόνου. pH μεγαλύτερο από 7 - αλκαλικό περιβάλλον, όσο υψηλότερο είναι το pH, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση των ιόντων υδροξυλίου.

Εντολή

Η ουσία αυτής της θεωρίας είναι ότι όταν τήκονται (διαλυθούν στο νερό), σχεδόν όλοι οι ηλεκτρολύτες αποσυντίθενται σε ιόντα, τα οποία είναι τόσο θετικά όσο και αρνητικά φορτισμένα (που ονομάζεται ηλεκτρολυτική διάσταση). Υπό την επίδραση ενός ηλεκτρικού ρεύματος, αρνητικό ("-") προς την άνοδο (+) και θετικά φορτισμένο (κατιόντα, "+"), κινηθείτε προς την κάθοδο (-). Η ηλεκτρολυτική διάσταση είναι μια αναστρέψιμη διαδικασία (η αντίστροφη διαδικασία ονομάζεται "μοριακή μοριακή").

Ο βαθμός (α) της ηλεκτρολυτικής διάστασης εξαρτάται από τον ίδιο τον ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη συγκέντρωσή τους. Αυτή είναι η αναλογία του αριθμού των μορίων (n) που έχουν διασπαστεί σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων που εισάγονται στο διάλυμα (N). Παίρνετε: a = n / N

Έτσι, ισχυροί ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που αποσυντίθενται πλήρως σε ιόντα όταν διαλύονται στο νερό. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες, κατά κανόνα, είναι ουσίες με πολύ πολικούς ή δεσμούς: πρόκειται για άλατα που είναι εξαιρετικά διαλυτά (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), καθώς και ισχυρές βάσεις (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( ΟΗ) 2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Σε έναν ισχυρό ηλεκτρολύτη, η ουσία που διαλύεται σε αυτόν έχει ως επί το πλείστον τη μορφή ιόντων ( ). πρακτικά δεν υπάρχουν μόρια που να είναι αδιάσπαστα.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες είναι ουσίες που διασπώνται μόνο εν μέρει σε ιόντα. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες, μαζί με τα ιόντα στο διάλυμα, περιέχουν αδιάσπαστα μόρια. Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες δεν δίνουν ισχυρή συγκέντρωση ιόντων στο διάλυμα.

Οι αδύναμοι είναι:
- οργανικά οξέα (σχεδόν όλα) (C2H5COOH, CH3COOH, κ.λπ.);
- μερικά από τα οξέα (H2S, H2CO3, κ.λπ.);
- σχεδόν όλα τα άλατα, ελαφρώς διαλυτά στο νερό, υδροξείδιο του αμμωνίου, καθώς και όλες οι βάσεις (Ca3 (PO4) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, NH4OH);
- νερό.

Πρακτικά δεν άγουν ηλεκτρικό ρεύμα, ή αγώγουν, αλλά κακώς.

Σημείωση

Αν και το καθαρό νερό άγει τον ηλεκτρισμό πολύ άσχημα, εξακολουθεί να έχει μετρήσιμη ηλεκτρική αγωγιμότητα, λόγω του γεγονότος ότι το νερό διασπάται ελαφρά σε ιόντα υδροξειδίου και ιόντα υδρογόνου.

Χρήσιμες συμβουλές

Οι περισσότεροι ηλεκτρολύτες είναι διαβρωτικές ουσίες, επομένως όταν εργάζεστε με αυτούς, να είστε εξαιρετικά προσεκτικοί και να ακολουθείτε τους κανονισμούς ασφαλείας.

Μια ισχυρή βάση είναι μια ανόργανη χημική ένωση που σχηματίζεται από μια ομάδα υδροξυλίου -ΟΗ και ένα αλκάλιο (στοιχεία της ομάδας I του περιοδικού συστήματος: Li, K, Na, RB, Cs) ή μέταλλο αλκαλικής γαίας (στοιχεία της ομάδας II Ba, Ca). Γράφονται ως τύποι LiOH, ΚΟΗ, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2.

Θα χρειαστείτε

κύπελλο εξάτμισης
καυστήρας
δείκτες
μεταλλική ράβδος
H3RO4

Εντολή

Ισχυρές βάσεις εκθέτουν, χαρακτηριστικό όλων. Η παρουσία στο διάλυμα καθορίζεται από την αλλαγή στο χρώμα του δείκτη. Προσθέστε φαινολοφθαλεΐνη στο δείγμα με το διάλυμα δοκιμής ή παραλείψτε το χαρτί λακκούβας. Το πορτοκαλί μεθυλίου είναι κίτρινο, η φαινολοφθαλεΐνη είναι μωβ και το χαρτί λακκούβας είναι μπλε. Όσο πιο δυνατή είναι η βάση, τόσο πιο έντονο είναι το χρώμα του δείκτη.

Εάν πρέπει να μάθετε ποια αλκάλια σας παρουσιάζονται, κάντε μια ποιοτική ανάλυση των λύσεων. Οι πιο κοινές ισχυρές βάσεις είναι το λίθιο, το κάλιο, το νάτριο, το βάριο και το ασβέστιο. Οι βάσεις αντιδρούν με οξέα (αντιδράσεις εξουδετέρωσης) σχηματίζοντας αλάτι και νερό. Στην περίπτωση αυτή, μπορούν να διακριθούν Ca(OH)2, Ba(OH)2 και LiOH. Όταν με οξύ, σχηματίζονται αδιάλυτα. Τα υπόλοιπα υδροξείδια δεν θα δώσουν καθίζηση, tk. όλα τα άλατα K και Na είναι διαλυτά.
3 Ca(OH) 2 + 2 H3RO4 --→ Ca3(PO4)2↓+ 6 H2O

3 Va(OH) 2 +2 H3RO4 --→ Va3(PO4)2↓+ 6 H2O

3 LiOH + Н3РО4 --→ Li3RO4↓ + 3 H2О
Τα σουρώνουμε και τα στεγνώνουμε. Εγχύστε τα αποξηραμένα ιζήματα στη φλόγα του καυστήρα. Τα ιόντα λιθίου, ασβεστίου και βαρίου μπορούν να προσδιοριστούν ποιοτικά αλλάζοντας το χρώμα της φλόγας. Αντίστοιχα, θα καθορίσετε πού βρίσκεται το υδροξείδιο. Τα άλατα λιθίου χρωματίζουν τη φλόγα του καυστήρα με κόκκινο χρώμα. Άλατα βαρίου - σε πράσινο, και άλατα ασβεστίου - σε βατόμουρο.

Τα υπόλοιπα αλκάλια σχηματίζουν διαλυτά ορθοφωσφορικά.

3 NaOH + Н3RO4--→ Na3RO4 + 3 H2O

3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O

Εξατμίστε το νερό σε ένα ξηρό υπόλειμμα. Τα εξατμισμένα άλατα σε μια μεταλλική ράβδο φέρνουν εναλλάξ στη φλόγα του καυστήρα. Εκεί, αλάτι νατρίου - η φλόγα θα γίνει λαμπερό κίτρινο και το κάλιο - ροζ-μοβ. Έτσι, έχοντας ένα ελάχιστο σύνολο εξοπλισμού και αντιδραστηρίων, έχετε προσδιορίσει όλους τους ισχυρούς λόγους που σας δίνονται.

Ο ηλεκτρολύτης είναι μια ουσία που σε στερεά κατάσταση είναι διηλεκτρική, δηλαδή δεν άγει ηλεκτρικό ρεύμα, ωστόσο, σε διαλυμένη ή λιωμένη μορφή γίνεται αγωγός. Γιατί υπάρχει τόσο δραστική αλλαγή στα ακίνητα; Το γεγονός είναι ότι τα μόρια ηλεκτρολυτών σε διαλύματα ή τήγματα διασπώνται σε θετικά φορτισμένα και αρνητικά φορτισμένα ιόντα, λόγω των οποίων αυτές οι ουσίες σε τέτοια κατάσταση συσσωμάτωσης είναι σε θέση να διεξάγουν ηλεκτρικό ρεύμα. Τα περισσότερα άλατα, οξέα, βάσεις έχουν ηλεκτρολυτικές ιδιότητες.

Εντολή

Ποιες ουσίες είναι ισχυρές; Τέτοιες ουσίες, σε διαλύματα ή τήγματα των οποίων είναι εκτεθειμένο σχεδόν το 100% των μορίων, και ανεξάρτητα από τη συγκέντρωση του διαλύματος. Ο κατάλογος περιλαμβάνει τη συντριπτική πλειοψηφία των διαλυτών αλκαλίων, αλάτων και ορισμένων οξέων, όπως υδροχλωρικό, βρώμιο, ιώδιο, νιτρικό κ.λπ.

Και πώς συμπεριφέρονται οι αδύναμοι σε διαλύματα ή λιώσεις; ηλεκτρολύτες? Πρώτον, διασπώνται σε πολύ μικρό βαθμό (όχι περισσότερο από το 3% του συνολικού αριθμού μορίων) και δεύτερον, πηγαίνουν όσο χειρότερα και πιο αργά, τόσο μεγαλύτερη είναι η συγκέντρωση του διαλύματος. Τέτοιοι ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, (υδροξείδιο του αμμωνίου), τα περισσότερα οργανικά και ανόργανα οξέα (συμπεριλαμβανομένου του υδροφθορικού - HF) και, φυσικά, το γνωστό σε όλους μας νερό. Επειδή μόνο ένα αμελητέο κλάσμα των μορίων του διασπάται σε ιόντα υδρογόνου και ιόντα υδροξυλίου.

Θυμηθείτε ότι ο βαθμός διάστασης και, κατά συνέπεια, η ισχύς του ηλεκτρολύτη εξαρτώνται από παράγοντες: τη φύση του ίδιου του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη θερμοκρασία. Επομένως, αυτή η ίδια η διαίρεση είναι ως ένα βαθμό υπό όρους. Εξάλλου, η ίδια ουσία μπορεί, υπό διαφορετικές συνθήκες, να είναι και ισχυρός ηλεκτρολύτης και αδύναμος. Για να εκτιμηθεί η ισχύς του ηλεκτρολύτη, εισήχθη μια ειδική τιμή - η σταθερά διάστασης, που προσδιορίζεται με βάση το νόμο της δράσης μάζας. Αλλά ισχύει μόνο για ασθενείς ηλεκτρολύτες. ισχυρός ηλεκτρολύτεςδεν υπακούουν στο νόμο των ενεργών μαζών.

Πηγές:

λίστα ισχυρών ηλεκτρολυτών

άλας- Πρόκειται για χημικές ουσίες που αποτελούνται από ένα κατιόν, δηλαδή ένα θετικά φορτισμένο ιόν, ένα μέταλλο και ένα αρνητικά φορτισμένο ανιόν - ένα υπόλειμμα οξέος. Υπάρχουν πολλά είδη αλάτων: κανονικά, όξινα, βασικά, διπλά, μικτά, ενυδατωμένα, σύνθετα. Εξαρτάται από τις συνθέσεις του κατιόντος και του ανιόντος. Πώς μπορείτε να προσδιορίσετε βάσηάλας?