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, κ.λπ.
• μερικά δυσδιάλυτα υδροξείδια μετάλλων: Fe(OH) 3, Zn(OH) 2, κ.λπ. καθώς και υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH.

Βιβλιογραφία

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

Ίδρυμα Wikimedia. 2010.

Δείτε τι είναι οι "Αδύναμοι ηλεκτρολύτες" σε άλλα λεξικά:

ασθενείς ηλεκτρολύτες- – ηλεκτρολύτες που διασπώνται ελαφρά σε ιόντα σε υδατικά διαλύματα. Η διαδικασία διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι αναστρέψιμη και υπακούει στο νόμο ενεργές μάζες. γενική χημεία: σχολικό βιβλίο / A. V. Zholnin ... Χημικοί όροι

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

ΣΕ με ευρεία έννοιαυγρό ή στερεό σε νερό και συστήματα, στα οποία υπάρχουν ιόντα σε αξιοσημείωτη συγκέντρωση, προκαλώντας τη διέλευση του ηλεκτρισμού μέσα από αυτά. ρεύμα (ιονική αγωγιμότητα); με τη στενή έννοια, in va, που διασπώνται σε p re σε ιόντα. 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 λεξικόστη μεταλλουργία

In va, στο οποίο υπάρχουν ιόντα σε αξιοσημείωτες συγκεντρώσεις, προκαλώντας τη διέλευση του ηλεκτρισμού. ρεύμα (ιονική αγωγιμότητα). Ε. επίσης κάλεσε. αγωγοί δευτέρου είδους. Με τη στενή έννοια της λέξης, E. in va, μόρια που βρίσκονται σε p re λόγω ηλεκτρολυτικής ... ... Χημική εγκυκλοπαίδεια

- (από Ηλεκτρο... και ελληνικό λύτος αποσυντεθειμένος, διαλυτός) υγρός ή στερεάκαι συστήματα στα οποία υπάρχουν ιόντα σε οποιαδήποτε αξιοσημείωτη συγκέντρωση, προκαλώντας τη διέλευση ηλεκτρικού ρεύματος. Με τη στενή έννοια, Ε....... Μεγάλη Σοβιετική Εγκυκλοπαίδεια

Αυτός ο όρος έχει άλλες έννοιες, βλέπε Διάσπαση. Ηλεκτρολυτική διάστασηη 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 αγώγουν ηλεκτρική ενέργειαλόγω διάσπασης σε ιόντα, αλλά η ίδια η ουσία δεν άγει ηλεκτρικό ρεύμα. Παραδείγματα ηλεκτρολυτών είναι διαλύματα οξέων, αλάτων και βάσεων.... ... Wikipedia

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

Η διάσταση ηλεκτρολυτών χαρακτηρίζεται ποσοτικά από το βαθμό διάστασης. Βαθμός διάσπασης α–αυτή είναι η αναλογία του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα N diss.,Προς την συνολικός αριθμόςμόρια του διαλυμένου ηλεκτρολύτη Ν :

ένα =

ένα– το κλάσμα των μορίων του ηλεκτρολύτη που έχουν διασπαστεί σε ιόντα.

Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη εξαρτάται από πολλούς παράγοντες: τη φύση του ηλεκτρολύτη, τη φύση του διαλύτη, τη συγκέντρωση του διαλύματος και τη θερμοκρασία.

Με βάση την ικανότητά τους να διασπώνται, οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται συμβατικά σε ισχυρούς και ασθενείς. Συνήθως ονομάζονται ηλεκτρολύτες που υπάρχουν σε διάλυμα μόνο με τη μορφή ιόντων ισχυρός . Οι ηλεκτρολύτες, οι οποίοι σε διαλυμένη κατάσταση έχουν εν μέρει τη μορφή μορίων και εν μέρει με τη μορφή ιόντων, ονομάζονται αδύναμος .

Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν σχεδόν όλα τα άλατα, ορισμένα οξέα: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, υδροξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών (βλ. παράρτημα, πίνακας 6).

Διαδικασία διάσπασης ισχυρούς ηλεκτρολύτεςπάει μέχρι το τέλος:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

και στις εξισώσεις διάστασης τοποθετούνται πρόσημα ίσου.

Σε σχέση με τους ισχυρούς ηλεκτρολύτες, η έννοια του «βαθμού διάστασης» είναι υπό όρους. " Φαινόμενος βαθμός διάστασης (ατο καθένα) κάτω από το αληθινό (βλ. παράρτημα, πίνακας 6). Με την αύξηση της συγκέντρωσης ενός ισχυρού ηλεκτρολύτη σε ένα διάλυμα, η αλληλεπίδραση των αντίθετα φορτισμένων ιόντων αυξάνεται. Όταν είναι αρκετά κοντά ο ένας στον άλλον, σχηματίζουν συνεργάτες. Τα ιόντα σε αυτά διαχωρίζονται από στρώματα πολικών μορίων νερού που περιβάλλουν κάθε ιόν. Αυτό επηρεάζει τη μείωση της ηλεκτρικής αγωγιμότητας του διαλύματος, δηλ. δημιουργείται η επίδραση της ατελούς διάσπασης.

Για να ληφθεί υπόψη αυτό το αποτέλεσμα, εισήχθη ένας συντελεστής δραστηριότητας g, ο οποίος μειώνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης του διαλύματος, που κυμαίνεται από 0 σε 1. Για να περιγραφούν ποσοτικά οι ιδιότητες των διαλυμάτων ισχυρών ηλεκτρολυτών, μια ποσότητα που ονομάζεται δραστηριότητα (ένα).

Η δραστικότητα ενός ιόντος νοείται ως η αποτελεσματική συγκέντρωσή του, σύμφωνα με την οποία δρα σε χημικές αντιδράσεις.

Δραστηριότητα ιόντων ( ένα) είναι ίσο με το μοριακή συγκέντρωση (ΜΕ), πολλαπλασιαζόμενο με τον συντελεστή δραστηριότητας (g):

ΕΝΑ = σολ ΜΕ.

Η χρήση δραστηριότητας αντί της συγκέντρωσης επιτρέπει σε κάποιον να εφαρμόσει σε λύσεις τους νόμους που έχουν θεσπιστεί για ιδανικές λύσεις.

Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν ορισμένα ανόργανα οξέα (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) και τα περισσότερα οργανικά οξέα (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, κ.λπ.) , υδροξείδιο του αμμωνίου NH 4 OH και όλες οι βάσεις που είναι ελαφρώς διαλυτές στο νερό, οργανικές αμίνες.

Η διάσταση των ασθενών ηλεκτρολυτών είναι αναστρέψιμη. Σε διαλύματα αδύναμων ηλεκτρολυτών, δημιουργείται μια ισορροπία μεταξύ ιόντων και αδιάσπαστων μορίων. ΣΕ αντίστοιχες εξισώσειςστη διάσταση δίνεται ένα σύμβολο αναστρεψιμότητας (“). Για παράδειγμα, η εξίσωση ασθενούς διάστασης οξικό οξύγράφεται ως εξής:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Σε διάλυμα ασθενούς δυαδικού ηλεκτρολύτη ( CA) καθιερώνεται η ακόλουθη ισορροπία, που χαρακτηρίζεται από μια σταθερά ισορροπίας που ονομάζεται σταθερά διάστασης ΠΡΟΣ ΤΗΝρε:

KA « K + + A - ,

.

Εάν διαλυθεί 1 λίτρο διαλύματος ΜΕ mole ηλεκτρολύτη CAκαι ο βαθμός διάστασης είναι α, που σημαίνει αποσυναρμολογημένος aС mole ηλεκτρολύτη και σχηματίστηκε κάθε ιόν aСκρεατοελιές. Παραμένει στην αδιάσπαστη κατάσταση ( ΜΕ – aС) κρεατοελιές CA.

ΚΑ « Κ + + Α - .

C – aС aС aС

Τότε η σταθερά διάστασης θα είναι ίση με:

(6.1)

Εφόσον η σταθερά διάστασης δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση, η προκύπτουσα σχέση εκφράζει την εξάρτηση του βαθμού διάστασης ενός ασθενούς δυαδικού ηλεκτρολύτη από τη συγκέντρωσή του. Από την εξίσωση (6.1) είναι σαφές ότι η μείωση της συγκέντρωσης ενός ασθενούς ηλεκτρολύτη σε ένα διάλυμα οδηγεί σε αύξηση του βαθμού διάστασής του. Η εξίσωση (6.1) εκφράζει Ο νόμος της αραίωσης του Ostwald .

Για πολύ αδύναμους ηλεκτρολύτες (στο ένα<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

ΠΡΟΣ ΤΗΝρε α 2 C, ή ένα"(6.2)

Η σταθερά διάστασης για κάθε ηλεκτρολύτη είναι σταθερή σε μια δεδομένη θερμοκρασία, δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του διαλύματος και χαρακτηρίζει την ικανότητα του ηλεκτρολύτη να διασπάται σε ιόντα. Όσο υψηλότερο είναι το Kd, τόσο περισσότερο ο ηλεκτρολύτης διασπάται σε ιόντα. Οι σταθερές διάστασης των ασθενών ηλεκτρολυτών παρατίθενται σε πίνακα (βλ. παράρτημα, πίνακας 3).

Η μέτρηση του βαθμού διάστασης διαφόρων ηλεκτρολυτών έδειξε ότι μεμονωμένοι ηλεκτρολύτες στην ίδια κανονική συγκέντρωση διαλυμάτων διασπώνται σε ιόντα πολύ διαφορετικά.

Η διαφορά στον βαθμό διάστασης των οξέων είναι ιδιαίτερα μεγάλη. Για παράδειγμα, νιτρικό και υδροχλωρικό οξύ σε 0,1 N. διαλύματα αποσυντίθενται σχεδόν πλήρως σε ιόντα. ανθρακικό, υδροκυάνιο και άλλα οξέα διασπώνται υπό τις ίδιες συνθήκες μόνο σε μικρό βαθμό.

Από τις υδατοδιαλυτές βάσεις (αλκάλια), το ένυδρο οξείδιο του αμμωνίου είναι ασθενώς διασπώμενο από άλλα αλκάλια. Όλα τα άλατα, με λίγες εξαιρέσεις, επίσης διασπώνται καλά σε ιόντα.

Η διαφορά στον βαθμό διάστασης των μεμονωμένων οξέων καθορίζεται από τη φύση του δεσμού σθένους μεταξύ των ατόμων που σχηματίζουν τα μόριά τους. Όσο πιο πολικός είναι ο δεσμός μεταξύ του υδρογόνου και του υπόλοιπου μορίου, τόσο πιο εύκολο είναι να αποσπαστεί, τόσο περισσότερο θα διασπαστεί το οξύ.

Οι ηλεκτρολύτες που διασπώνται καλά σε ιόντα ονομάζονται ισχυροί ηλεκτρολύτες, σε αντίθεση με τους ασθενείς ηλεκτρολύτες, οι οποίοι σχηματίζουν μόνο μικρό αριθμό ιόντων σε υδατικά διαλύματα. Τα διαλύματα ισχυρών ηλεκτρολυτών διατηρούν υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα ακόμη και σε πολύ υψηλές συγκεντρώσεις. Αντίθετα, η ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων των ασθενών ηλεκτρολυτών μειώνεται γρήγορα με την αύξηση της συγκέντρωσης. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν οξέα όπως το υδροχλωρικό, το νιτρικό, το θειικό και μερικά άλλα, μετά τα αλκάλια (εκτός από το NH 4 OH) και σχεδόν όλα τα άλατα.

Τα πολυονικά οξέα και οι βάσεις πολυοξέων διαχωρίζονται σταδιακά. Για παράδειγμα, τα μόρια θειικού οξέος πρώτα διαχωρίζονται σύμφωνα με την εξίσωση

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

ή ακριβέστερα:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

Αφαίρεση του δεύτερου ιόντος υδρογόνου σύμφωνα με την εξίσωση

HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »

ή

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

είναι ήδη πολύ πιο δύσκολο, αφού πρέπει να ξεπεράσει την έλξη από το διπλά φορτισμένο ιόν SO 4, το οποίο, φυσικά, έλκει το ιόν υδρογόνου ισχυρότερα από το μεμονωμένα φορτισμένο ιόν HSO 4. Επομένως, το δεύτερο στάδιο διάσπασης ή, όπως λένε, δευτερογενής διάσπαση συμβαίνει σε πολύ μικρότεροβαθμό από το πρωτογενές, και τα συνηθισμένα διαλύματα θειικού οξέος περιέχουν μόνο μικρό αριθμό ιόντων SO 4 "

Το φωσφορικό οξύ H 3 PO 4 διασπάται σε τρία στάδια:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Τα μόρια H 3 PO 4 διασπώνται έντονα σε ιόντα Η και H 2 PO 4 '. Τα ιόντα H 2 PO 4 ' συμπεριφέρονται σαν ασθενέστερο οξύ και διασπώνται σε Η και HPO 4 ' σε μικρότερο βαθμό. Τα ιόντα HPO 4 διασπώνται σαν ένα πολύ ασθενές οξύ και δεν παράγουν σχεδόν καθόλου ιόντα Η

και Π.Ο. 4"

Οι βάσεις που περιέχουν περισσότερες από μία ομάδες υδροξυλίου στο μόριο διαχωρίζονται επίσης σταδιακά. Για παράδειγμα:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH'

VaON ⇄ Ba + OH'

Όσον αφορά τα άλατα, τα κανονικά άλατα πάντα διασπώνται σε μεταλλικά ιόντα και όξινα υπολείμματα. Για παράδειγμα:

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

Τα όξινα άλατα, όπως τα πολυβασικά οξέα, διαχωρίζονται σταδιακά. Για παράδειγμα:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '

HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »

Ωστόσο, το δεύτερο στάδιο είναι πολύ μικρό, έτσι ώστε το διάλυμα άλατος οξέος να περιέχει μόνο μικρό αριθμό ιόντων υδρογόνου.

Τα βασικά άλατα διασπώνται σε βασικά και όξινα ιόντα. Για παράδειγμα:

Fe(OH)Cl2 ⇄ FeOH + 2 σl"

Σχεδόν δεν λαμβάνει χώρα δευτερεύουσα διάσπαση των βασικών υπολειμμάτων σε ιόντα μετάλλου και υδροξυλίου.

Στον πίνακα 11 δείχνει τις αριθμητικές τιμές του βαθμού διάστασης ορισμένων οξέων, βάσεων και αλάτων σε 0 , 1 n. λύσεις.

Μειώνεται με την αύξηση της συγκέντρωσης. Ως εκ τούτου, σε πολύ συμπυκνωμένα διαλύματα, ακόμη και τα ισχυρά οξέα διαχωρίζονται σχετικά ασθενώς. Για

Πίνακας 11

Οξέα, βάσεις και άλατα σε 0,1 N.διαλύματα στους 18°

Ηλεκτρολύτης	Τύπος	Βαθμός διάστασης σε %
Οξέα
Solyanaya	HCl	92
Υδροβρωμικό	HBr	92
Υδροϊωδίδιο	H.J.	. 92
Αζωτο	HNO3	92
Θειικός	H 2 SO 4	58
Θειούχος	H 2 SO 3	34
Φώσφορος	H 3PO 4	27
Υδροφθορικός	HF	8,5
Ξύδι	CH3COOH	1,3
Γωνιώδης	H 2 CO3	0,17
Υδρόθειο	H2S	0,07
Σινίλναγια	HCN	0,01
Bornaya	H 3 BO 3	0,01
Λόγοι
Υδροξείδιο του βαρίου	Ba(OH)2	92
Καυστικό κάλιο	απατώ	89
Υδροξείδιο του νατρίου	NaON	84
Υδροξείδιο του αμμωνίου	NH4OH	1,3
Άλατα
Χλωριούχο	KCl	86
Χλωριούχο αμμώνιο	NH4Cl	85
Χλωριούχο	NaCl	84
Νιτρικό άλας	KNO 3	83
	AgNO3	81
Οξικό οξύ	NaCH3COO	79
Χλωριούχο	ZnCl2	73
Θειικό άλας	Na 2 ΛΟΙΠΟΝ 4	69
Θειικό άλας	ZnSO4	40
Θειικό άλας

Ισχυροί και αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Σε διαλύματα ορισμένων ηλεκτρολυτών, μόνο ένα μέρος των μορίων διασπάται. Για να χαρακτηριστεί ποσοτικά η ισχύς του ηλεκτρολύτη, εισήχθη η έννοια του βαθμού διάστασης. Ο λόγος του αριθμού των μορίων που διασπώνται σε ιόντα προς τον συνολικό αριθμό των μορίων της διαλυμένης ουσίας ονομάζεται βαθμός διάστασης α.

όπου C είναι η συγκέντρωση των διασπασμένων μορίων, mol/l.

C 0 είναι η αρχική συγκέντρωση του διαλύματος, mol/l.

Σύμφωνα με το βαθμό διάστασης, όλοι οι ηλεκτρολύτες χωρίζονται σε ισχυρούς και ασθενείς. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες περιλαμβάνουν εκείνους των οποίων ο βαθμός διάστασης είναι μεγαλύτερος από 30% (a > 0,3). Αυτά περιλαμβάνουν:

· ισχυρά οξέα (H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HBr, HI);

· διαλυτά υδροξείδια, εκτός από NH 4 OH.

· διαλυτά άλατα.

Η ηλεκτρολυτική διάσταση ισχυρών ηλεκτρολυτών είναι μη αναστρέψιμη

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες έχουν βαθμό διάστασης μικρότερο από 2% (α< 0,02). К ним относятся:

· ασθενή ανόργανα οξέα (H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, HCN, H 2 SiO 3, κ.λπ.) και όλα τα οργανικά, για παράδειγμα, οξικό οξύ (CH 3 COOH).

· αδιάλυτα υδροξείδια, καθώς και διαλυτό υδροξείδιο NH 4 OH.

· αδιάλυτα άλατα.

Οι ηλεκτρολύτες με ενδιάμεσες τιμές του βαθμού διάστασης ονομάζονται ηλεκτρολύτες μέσης ισχύος.

Ο βαθμός διάστασης (α) εξαρτάται από τους ακόλουθους παράγοντες:

σχετικά με τη φύση του ηλεκτρολύτη, δηλαδή, στον τύπο των χημικών δεσμών. Η διάσταση γίνεται πιο εύκολα στη θέση των πιο πολικών δεσμών.

από τη φύση του διαλύτη - όσο πιο πολικός είναι ο τελευταίος, τόσο πιο εύκολη γίνεται η διαδικασία διάσπασης σε αυτόν.

από τη θερμοκρασία - η αύξηση της θερμοκρασίας ενισχύει τη διάσταση.

στη συγκέντρωση του διαλύματος - όταν το διάλυμα αραιώνεται, η διάσταση αυξάνεται επίσης.

Ως παράδειγμα της εξάρτησης του βαθμού διάστασης από τη φύση των χημικών δεσμών, εξετάστε τη διάσταση του όξινου θειικού νατρίου (NaHSO 4), το μόριο του οποίου περιέχει τους ακόλουθους τύπους δεσμών: 1-ιονικός. 2 - πολικό ομοιοπολικό. 3 - ο δεσμός μεταξύ των ατόμων θείου και οξυγόνου είναι χαμηλός πολικός. Το σπάσιμο συμβαίνει πιο εύκολα στη θέση του ιοντικού δεσμού (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. στη συνέχεια στη θέση ενός πολικού δεσμού μικρότερου βαθμού: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4. 3. Το υπόλειμμα οξέος δεν διασπάται σε ιόντα.

Ο βαθμός διάστασης του ηλεκτρολύτη εξαρτάται σε μεγάλο βαθμό από τη φύση του διαλύτη. Για παράδειγμα, το HCl διασπάται έντονα στο νερό, λιγότερο έντονα στην αιθανόλη C 2 H 5 OH και σχεδόν δεν διασπάται στο βενζόλιο, στο οποίο πρακτικά δεν διεξάγει ηλεκτρικό ρεύμα. Διαλύτες με υψηλή διηλεκτρική σταθερά (e) πολώνουν τα μόρια της διαλυμένης ουσίας και σχηματίζουν με αυτά διαλυτωμένα (ενυδατωμένα) ιόντα. Στους 25 0 C e(H2O) = 78,5, e(C2H5OH) = 24,2, e(C6H6) = 2,27.

Σε διαλύματα αδύναμων ηλεκτρολυτών, η διαδικασία διάστασης συμβαίνει αντιστρέψιμα και, ως εκ τούτου, οι νόμοι της χημικής ισορροπίας ισχύουν για την ισορροπία σε διάλυμα μεταξύ μορίων και ιόντων. Έτσι, για τη διάσταση του οξικού οξέος

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Η σταθερά ισορροπίας Kc θα προσδιοριστεί ως

K c = K d = CCH 3 COO - · C H + / CCH 3 COOH.

Η σταθερά ισορροπίας (K c) για τη διαδικασία διάστασης ονομάζεται σταθερά διάστασης (K d). Η τιμή του εξαρτάται από τη φύση του ηλεκτρολύτη, τον διαλύτη και τη θερμοκρασία, αλλά δεν εξαρτάται από τη συγκέντρωση του ηλεκτρολύτη στο διάλυμα. Η σταθερά διάστασης είναι ένα σημαντικό χαρακτηριστικό των αδύναμων ηλεκτρολυτών, καθώς δείχνει την ισχύ των μορίων τους στο διάλυμα. Όσο μικρότερη είναι η σταθερά διάστασης, τόσο πιο αδύναμο διαχωρίζεται ο ηλεκτρολύτης και τόσο πιο σταθερά τα μόριά του. Λαμβάνοντας υπόψη ότι ο βαθμός διάστασης, σε αντίθεση με τη σταθερά διάστασης, μεταβάλλεται με τη συγκέντρωση του διαλύματος, είναι απαραίτητο να βρεθεί η σχέση μεταξύ K d και a. Εάν η αρχική συγκέντρωση του διαλύματος θεωρηθεί ότι είναι ίση με C, και ο βαθμός διάστασης που αντιστοιχεί σε αυτή τη συγκέντρωση είναι a, τότε ο αριθμός των μορίων οξικού οξέος που έχουν διαχωριστεί θα είναι ίσος με a · C.

CCH 3 COO - = C H + = a C,

τότε η συγκέντρωση των αδιάλυτων μορίων οξικού οξέος θα είναι ίση με (C - a · C) ή C(1- a · C). Από εδώ

K d = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)

Η εξίσωση (1) εκφράζει τον νόμο αραίωσης του Ostwald. Για πολύ ασθενείς ηλεκτρολύτες α<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (K/C). (2)

Όπως φαίνεται από τον τύπο (2), με μείωση της συγκέντρωσης του διαλύματος ηλεκτρολύτη (όταν αραιώνεται), ο βαθμός διάστασης αυξάνεται.

Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες διασπώνται σε στάδια, για παράδειγμα:

1ο στάδιο H 2 CO 3 « H + + HCO - 3,

Στάδιο 2 HCO - 3 « H + + CO 2 - 3 .

Τέτοιοι ηλεκτρολύτες χαρακτηρίζονται από πολλές σταθερές, ανάλογα με τον αριθμό των σταδίων αποσύνθεσης σε ιόντα. Για το ανθρακικό οξύ

K 1 = CH + CHCO - 2 / CH 2 CO 3 = 4,45 × 10 -7; K 2 = CH + · CCO 2- 3 / CHCO - 3 = 4,7 × 10 -11.

Όπως φαίνεται, η αποσύνθεση σε ιόντα ανθρακικού οξέος καθορίζεται κυρίως από το πρώτο στάδιο και το δεύτερο μπορεί να εμφανιστεί μόνο όταν το διάλυμα είναι πολύ αραιωμένο.

Η συνολική ισορροπία του H 2 CO 3 « 2H + + CO 2 - 3 αντιστοιχεί στη σταθερά ολικής διάστασης

K d = C 2 n + · CCO 2- 3 / CH 2 CO 3.

Οι ποσότητες K 1 και K 2 σχετίζονται μεταξύ τους με τη σχέση

K d = K 1 · K 2.

Οι βάσεις των πολυσθενών μετάλλων διαχωρίζονται με παρόμοιο σταδιακό τρόπο. Για παράδειγμα, δύο στάδια διάστασης του υδροξειδίου του χαλκού

Cu(OH) 2 «CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

αντιστοιχούν στις σταθερές διάστασης

K 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 και К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .

Εφόσον οι ισχυροί ηλεκτρολύτες διασπώνται πλήρως στο διάλυμα, ο ίδιος ο όρος σταθερά διάστασης για αυτούς δεν έχει νόημα.

Διάσπαση διαφορετικών τάξεων ηλεκτρολυτών

Από τη σκοπιά της θεωρίας της ηλεκτρολυτικής διάστασης οξύ είναι μια ουσία της οποίας η διάσταση παράγει μόνο το ένυδρο ιόν υδρογόνου H3O (ή απλά H+) ως κατιόν.

Η βάσηείναι μια ουσία που, σε ένα υδατικό διάλυμα, σχηματίζει ιόντα υδροξειδίου ΟΗ - και όχι άλλα ανιόντα - ως ανιόν.

Σύμφωνα με τη θεωρία Brønsted, ένα οξύ είναι δότης πρωτονίων και μια βάση είναι ένας δέκτης πρωτονίων.

Η ισχύς των βάσεων, όπως και η ισχύς των οξέων, εξαρτάται από την τιμή της σταθεράς διάστασης. Όσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά διάστασης, τόσο ισχυρότερος είναι ο ηλεκτρολύτης.

Υπάρχουν υδροξείδια που μπορούν να αλληλεπιδράσουν και να σχηματίσουν άλατα όχι μόνο με οξέα, αλλά και με βάσεις. Τέτοια υδροξείδια ονομάζονται αμφοτερικός. Αυτά περιλαμβάνουν Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2, Pb(OH) 2, Cr(OH) 3, Al(OH) 3. Οι ιδιότητές τους οφείλονται στο γεγονός ότι διασπώνται ασθενώς ως οξέα και ως βάσεις

H + + RO - « ROH « R + + OH -.

Αυτή η ισορροπία εξηγείται από το γεγονός ότι η αντοχή του δεσμού μεταξύ του μετάλλου και του οξυγόνου διαφέρει ελαφρώς από την αντοχή του δεσμού μεταξύ οξυγόνου και υδρογόνου. Επομένως, όταν το υδροξείδιο του βηρυλλίου αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ, λαμβάνεται χλωριούχο βηρύλλιο

Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O,

και όταν αλληλεπιδρά με υδροξείδιο του νατρίου - βηρυλικό νάτριο

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

Άλαταμπορούν να οριστούν ως ηλεκτρολύτες που διασπώνται στο διάλυμα για να σχηματίσουν κατιόντα εκτός από κατιόντα υδρογόνου και ανιόντα άλλα από ιόντα υδροξειδίου.

Μέτρια άλατα, που λαμβάνεται με πλήρη αντικατάσταση των ιόντων υδρογόνου των αντίστοιχων οξέων με κατιόντα μετάλλων (ή NH + 4), διαχωρίζονται πλήρως Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4.

Άλατα οξέωνδιαχωρίστε βήμα προς βήμα

1 στάδιο NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2ο στάδιο HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .

Ο βαθμός διάστασης στο 1ο βήμα είναι μεγαλύτερος από ό,τι στο 2ο βήμα και όσο πιο ασθενές είναι το οξύ, τόσο χαμηλότερος είναι ο βαθμός διάστασης στο 2ο βήμα.

Βασικά άλαταπου λαμβάνονται με ατελή αντικατάσταση ιόντων υδροξειδίου με υπολείμματα οξέος, επίσης διασπώνται σε στάδια:

1ο στάδιο (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4,

Στάδιο 2 CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Τα βασικά άλατα ασθενών βάσεων διασπώνται κυρίως στο 1ο βήμα.

Σύνθετα άλατα,που περιέχει ένα πολύπλοκο ιόν συμπλόκου που διατηρεί τη σταθερότητά του κατά τη διάλυση, διασπάται σε ένα σύμπλοκο ιόν και ιόντα εξωτερικής σφαίρας

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

Στο κέντρο του μιγαδικού ιόντος βρίσκεται ένα συμπλεγματικό άτομο. Αυτός ο ρόλος εκτελείται συνήθως από μεταλλικά ιόντα. Τα πολικά μόρια ή ιόντα, και μερικές φορές και τα δύο μαζί, βρίσκονται (συντονίζονται) κοντά στους συμπλοκοποιητικούς παράγοντες που ονομάζονται συνδέτες.Ο παράγοντας συμπλοκοποίησης μαζί με τους συνδέτες αποτελούν την εσωτερική σφαίρα του συμπλόκου. Τα ιόντα που βρίσκονται μακριά από τον παράγοντα συμπλοκοποίησης, λιγότερο στενά συνδεδεμένα με αυτόν, βρίσκονται στο εξωτερικό περιβάλλον της σύνθετης ένωσης. Η εσωτερική σφαίρα συνήθως περικλείεται σε αγκύλες. Ο αριθμός που δείχνει τον αριθμό των προσδεμάτων στην εσωτερική σφαίρα ονομάζεται συντονισμός. Οι χημικοί δεσμοί μεταξύ πολύπλοκων και απλών ιόντων σπάνε σχετικά εύκολα κατά τη διαδικασία της ηλεκτρολυτικής διάστασης. Οι δεσμοί που οδηγούν στο σχηματισμό σύνθετων ιόντων ονομάζονται δεσμοί δότη-δέκτη.

Τα ιόντα της εξωτερικής σφαίρας διαχωρίζονται εύκολα από το σύμπλοκο ιόν. Αυτή η διάσπαση ονομάζεται πρωτογενής. Η αναστρέψιμη διάσπαση της εσωτερικής σφαίρας είναι πολύ πιο δύσκολη και ονομάζεται δευτερογενής διάσπαση

Cl « + + Cl - - πρωτογενής διάσταση,

+ « Ag + +2 NH 3 - δευτερογενής διάσταση.

Η δευτερογενής διάσταση, όπως η διάσταση ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη, χαρακτηρίζεται από μια σταθερά αστάθειας

Κ φωλιά. = × 2 / [ + ] = 6,8 × 10 -8 .

Οι σταθερές αστάθειας (Κ ενστ.) διαφόρων ηλεκτρολυτών είναι ένα μέτρο της σταθερότητας του συμπλόκου. Όσο λιγότερο Κ φωλιά. , τόσο πιο σταθερό είναι το σύμπλεγμα.

Έτσι, μεταξύ παρόμοιων ενώσεων:

-	+	+	+
K φωλιά = 1,3×10 -3	K φωλιά =6,8×10 -8	K φωλιά =1×10 -13	K φωλιά =1×10 -21

Η σταθερότητα του συμπλέγματος αυξάνεται κατά τη μετάβαση από - σε +.

Οι τιμές της σταθεράς αστάθειας δίνονται σε βιβλία αναφοράς χημείας. Χρησιμοποιώντας αυτές τις τιμές, είναι δυνατό να προβλεφθεί η πορεία των αντιδράσεων μεταξύ σύνθετων ενώσεων, με έντονη διαφορά στις σταθερές αστάθειας, η αντίδραση θα προχωρήσει προς το σχηματισμό ενός συμπλόκου με χαμηλότερη σταθερά αστάθειας.

Ένα σύμπλοκο άλας με ένα χαμηλής σταθερότητας σύμπλοκο ιόν ονομάζεται διπλό αλάτι. Τα διπλά άλατα, σε αντίθεση με τα σύνθετα άλατα, διασπώνται σε όλα τα ιόντα που περιλαμβάνονται στη σύνθεσή τους. Για παράδειγμα:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4,

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

ΛΥΣΕΙΣ
ΘΕΩΡΙΑ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗΣ ΑΠΟΣΥΝΔΕΣΗΣ

ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΙΚΗ ΔΙΑΚΟΠΗ
ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ ΚΑΙ ΜΗ ΗΛΕΚΤΡΟΛΥΤΕΣ

Θεωρία ηλεκτρολυτικής διάστασης

(S. Arrhenius, 1887)

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

2. Υπό την επίδραση του 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 διασπώνται σε ιόντα ( n ) στον συνολικό αριθμό των μορίων που εισάγονται στο διάλυμα (Ν).

a = n / N 0< a <1

Μηχανισμός ηλεκτρολυτικής διάστασης ιοντικών ουσιών

Όταν διαλύονται ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς (για παράδειγμα 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, το μέγεθος της οποίας είναι συγκρίσιμο με την ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος, χρησιμοποιείται για την καταστροφή του κρυσταλλικού πλέγματος. Σε αυτή την περίπτωση, τα ενυδατωμένα ιόντα περνούν στρώση-στιβάδα 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) διαχωρίζονται παρόμοια. Γύρω από κάθε πολικό μόριο ύλης (για παράδειγμα 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, που συμβαίνει με το σχηματισμό ελεύθερων ιόντων, εξηγεί την ηλεκτρική αγωγιμότητα των διαλυμάτων.

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

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, ισχυρά οξέα ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) και ισχυρές βάσεις ( LiOH, NaOH, ΚΟΗ, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Σε ένα ισχυρό διάλυμα ηλεκτρολύτη, η διαλυμένη ουσία έχει κυρίως τη μορφή ιόντων (κατιόντα και ανιόντα). αδιάσπαστα μόρια πρακτικά απουσιάζουν.

Αδύναμοι ηλεκτρολύτες

Ουσίες που διασπώνται μερικώς σε ιόντα. Διαλύματα αδύναμων ηλεκτρολυτών περιέχουν αδιάσπαστα μόρια μαζί με ιόντα. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες δεν μπορούν να παράγουν 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 άλατα, οι βάσεις και το υδροξείδιο του αμμωνίου που είναι ελαφρώς διαλυτά στο νερό(Ca3 (PO 4) 2, Cu (OH) 2, Al (OH) 3, NH40H);

4) νερό.

Αγωγοί του ηλεκτρισμού είναι ελάχιστα (ή σχεδόν καθόλου).

СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (πρώτο στάδιο)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (δεύτερο στάδιο)

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 μεταφέρουν ηλεκτρικό ρεύμα. Περιέχουν ομοιοπολικούς μη πολικούς ή χαμηλοπολικούς δεσμούς που δεν διασπώνται σε ιόντα.

Τα αέρια, τα στερεά (μη μέταλλα) και 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 ένας 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) - η αναλογία 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 = 0,3 – συμβατικό όριο διαίρεσης σε ισχυρούς και ασθενείς ηλεκτρολύτες).

Παράδειγμα

Προσδιορίστε τη μοριακή συγκέντρωση κατιόντων και ανιόντων σε διαλύματα 0,01 Μ KBr, NH4OH, Ba (OH) 2, H2SO4 και CH3COOH.

Βαθμός διάστασης ασθενών ηλεκτρολυτών a = 0,3.

Λύση

KBr, Ba(OH)2 και H2SO4 - ισχυροί ηλεκτρολύτες που διασπώνται πλήρως(α = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 Μ

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 Μ

0,02 Μ

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0,02 Μ

[ 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 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 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 του σχηματισμού προϊόντων, δηλ. ενυδατωμένα ιόντα.

Ο βαθμός ηλεκτρολυτικής διάστασης εξαρτάται από τη θερμοκρασία του διαλύματος. Τυπικά, όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, αυξάνεται και ο βαθμός διάστασης, επειδή Οι δεσμοί στα μόρια ενεργοποιούνται, γίνονται πιο κινητοί και ιονίζονται ευκολότερα. Η συγκέντρωση των ιόντων σε ένα διάλυμα ασθενούς ηλεκτρολύτη μπορεί να υπολογιστεί γνωρίζοντας το βαθμό διάστασηςένακαι αρχική συγκέντρωση της ουσίαςντοσε λύση.

Παράδειγμα

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

Λύση

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

NH4OH		NH4+		OH-
γ - α γ

ΕΝΑ c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

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

Σταθερά διάστασης (Κ Δ ) είναι ο λόγος του γινομένου των συγκεντρώσεων ιόντων ισορροπίας προς την ισχύ των αντίστοιχων στοιχειομετρικών συντελεστών προς τη συγκέντρωση των αδιάσπαστων μορίων.

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

Οι διαχωρισμοί ασθενών πολυβασικών οξέων ή βάσεων πολυοξέων συμβαίνουν ανάλογα, κάθε βήμα έχει τη δική του σταθερά διάστασης:

Πρώτο στάδιο:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

Δεύτερο επίπεδο:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

Τρίτο στάδιο:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

Παράδειγμα

Εξάγετε μια εξίσωση που σχετίζεται με τον βαθμό ηλεκτρολυτικής διάστασης ενός αδύναμου ηλεκτρολύτη (ένα ) με σταθερά διάστασης (νόμος αραίωσης Ostwald) για ένα ασθενές μονοπρωτικό οξύΕΠΙ .

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) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = 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 ιόντων H + σε διάλυμα 0,1 Μ, εάν K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Λύση

Ας χρησιμοποιήσουμε τον νόμο αραίωσης του Ostwald

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

[Η+] = a c = 0,0136 0,1 mol/l

Προϊόν διαλυτότητας

Ορισμός

Βάλτε λίγο αλάτι λίγο διαλυτό σε ένα ποτήρι,για παράδειγμα AgCl και προσθέστε απεσταγμένο νερό στο ίζημα. Στην περίπτωση αυτή, τα ιόντα Ag+ και Cl- , βιώνοντας έλξη από τα γύρω δίπολα νερού, σταδιακά αποσπώνται από τους κρυστάλλους και πηγαίνουν σε λύση. Σύγκρουση σε διάλυμα, ιόντα Ag+ και Cl- σχηματίζουν μόρια AgCl και εναποτίθεται στην επιφάνεια των κρυστάλλων. 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 από αυτά κατατίθενται. Συσσώρευση ιόντων Ag+ και Cl- σταματά στη λύση, αποδεικνύεται κορεσμένο διάλυμα. Κατά συνέπεια, 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, συμβαίνουν δύο αμοιβαία αντίθετες διαδικασίες:

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

2) Καθίζηση 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 = k 2

Αφού το σύστημα αυτό βρίσκεται σε κατάσταση ισορροπίας, τότε

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = const (σε T = const)

Ετσι, το γινόμενο των συγκεντρώσεων ιόντων σε ένα κορεσμένο διάλυμα ενός ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη σε σταθερή θερμοκρασία είναι σταθερό Μέγεθος. Αυτή η ποσότητα 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

Γενικά, η έκφραση για το προϊόν της διαλυτότητας για έναν ηλεκτρολύτη είναι A m B n

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

Οι τιμές του προϊόντος διαλυτότητας είναι διαφορετικές για διαφορετικές ουσίες.

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

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ εύκολο να υπολογιστεί, γνωρίζοντας ραντο διαλυτότητα μιας ένωσης σε δεδομένο t°.

Παράδειγμα 1

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

Λύση

Ας εκφράσουμε τη διαλυτότητα σε mol:

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

MCaCO3

Αφού κάθε μόριο CaCO3 δίνει ένα ιόν όταν διαλυθεί Ca 2+ και CO 3 2-, λοιπόν
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol/l ,
ως εκ τούτου, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

Γνωρίζοντας την αξία δημοσίων σχέσεων , μπορείτε με τη σειρά σας να υπολογίσετε τη διαλυτότητα μιας ουσίας σε mol/l ή g/l.

Παράδειγμα 2

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

Τι είναι η διαλυτότητα; PbSO 4;

Λύση

Ας υποδηλώσουμε διαλυτότητα PbSO 4 μέσω X φίλη αλήτη. Έχοντας μπει στη λύση,Χ γραμμομόρια PbSO 4 θα δώσουν ιόντα X Pb 2+ και Χ ιόντωνΕΤΣΙ 4 2- , δηλαδή:

= = Χ

ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑPbSO 4 = = = X X = X 2

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

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

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

Σχηματισμός υετού

Αν

[ 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 ιοντικό γινόμενο γίνει ίσο με την τιμήΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ, η βροχόπτωση σταματά. Γνωρίζοντας τον όγκο και τη συγκέντρωση των μικτών διαλυμάτων, είναι δυνατό να υπολογιστεί εάν θα καταβυθιστεί ένα ίζημα του προκύπτοντος άλατος.

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 κάθε ουσίας μειώνεται στο μισό, δηλ. θα γίνει 0,1Μ ή 1,0 10 -1 φίλη αλήτη. Αυτά είναι θα υπάρξουν συγκεντρώσειςPb 2+ ΚαιCl - . Ως εκ τούτου,[ 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 ) . Ως εκ τούτου μέρος του αλατιούPbCl 2 καθιζάνει. Από όλα τα παραπάνω, μπορούμε να συμπεράνουμε για την επίδραση διαφόρων παραγόντων στο σχηματισμό της βροχόπτωσης.

Επίδραση συγκέντρωσης διαλύματος

Ένας ελάχιστα διαλυτός ηλεκτρολύτης με αρκετά μεγάλη τιμήΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑδεν μπορεί να κατακρημνιστεί από αραιά διαλύματα.Για παράδειγμα, ίζημαPbCl 2 δεν θα πέσει όταν αναμειγνύονται ίσοι όγκοι 0,1ΜλύσειςPb(ΟΧΙ 3 ) 2 ΚαιNaCl. Κατά την ανάμιξη ίσων όγκων, οι συγκεντρώσεις κάθε ουσίας 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.

Επίδραση της ποσότητας του κατακρημνιστή

Για την πληρέστερη δυνατή 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 καθορίζεται από την τιμήΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑ.

Αύξηση της συγκέντρωσης 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 καθίζησης αυτού του ιόντος.

Επίδραση του ίδιου ιόντος

Η διαλυτότητα των ελάχιστα διαλυτών ηλεκτρολυτών μειώνεται παρουσία άλλων ισχυρών ηλεκτρολυτών που έχουν ιόντα με το ίδιο όνομα. Εάν σε ακόρεστο διάλυμαBaSO 4 προσθέτουμε λίγο λίγο διάλυμαΝα 2 ΕΤΣΙ 4 , μετά το ιοντικό προϊόν, το οποίο αρχικά ήταν μικρότερο ΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , σταδιακά θα φτάσειΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑκαι θα το ξεπεράσει. Θα αρχίσουν να σχηματίζονται βροχοπτώσεις.

Επίδραση της θερμοκρασίας

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

Διάλυση ιζημάτων

Ο κανόνας του προϊόντος διαλυτότητας είναι σημαντικός για τη μετατροπή των κακώς διαλυτών ιζημάτων σε διάλυμα. Ας υποθέσουμε ότι πρέπει να διαλύσουμε το ίζημαBaΜΕΟ 3 . Το διάλυμα σε επαφή με αυτό το ίζημα είναι σχετικά κορεσμένοBaΜΕΟ 3 .
Αυτό σημαίνει ότι[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Εάν προσθέσετε ένα οξύ σε ένα διάλυμα, τα ιόνταH + θα δεσμεύσει τα ιόντα που υπάρχουν στο διάλυμαCO 3 2- σε μόρια εύθραυστου ανθρακικού οξέος:

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

Ως αποτέλεσμα, η συγκέντρωση ιόντων θα μειωθεί απότομαCO 3 2- , το ιοντικό προϊόν θα γίνει μικρότερο απόΚΑΙ ΤΑ ΛΟΙΠΑBaCO 3 . Το διάλυμα θα είναι σχετικά ακόρεστοBaΜΕΟ 3 και μέρος του ιζήματοςBaΜΕΟ 3 θα μπει σε λύση. Προσθέτοντας αρκετό οξύ, ολόκληρο το ίζημα μπορεί να τεθεί σε διάλυμα. Κατά συνέπεια, η διάλυση του ιζήματος αρχίζει όταν, για κάποιο λόγο, το ιοντικό προϊόν του 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 του ελάχιστα διαλυτού ηλεκτρολύτη. Αυτό εξηγεί τη διάλυση ελάχιστα διαλυτών υδροξειδίων σε οξέα

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3Η 2 Ο

ΙόνταOH - δεσμεύονται σε ελαφρώς διαχωρισμένα μόριαH 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