ตัวอย่างอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายน้ำได้สูง ทฤษฎีการแยกตัวด้วยไฟฟ้า

สารทั้งหมดสามารถแบ่งออกเป็นอิเล็กโทรไลต์และไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์ อิเล็กโทรไลต์คือสารที่มีสารละลายหรือตัวนำไฟฟ้าที่หลอมละลาย ไฟฟ้า(ตัวอย่างเช่น สารละลายในน้ำหรือการละลายของ KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3) สารที่ไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์จะไม่นำไฟฟ้าเมื่อละลายหรือละลาย (น้ำตาล แอลกอฮอล์ อะซิโตน ฯลฯ)

อิเล็กโทรไลต์แบ่งออกเป็นแข็งแรงและอ่อนแอ อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งในสารละลายหรือละลายแตกตัวเป็นไอออนอย่างสมบูรณ์ เมื่อเขียนสมการ ปฏิกริยาเคมีสิ่งนี้ถูกขีดเส้นใต้ด้วยลูกศรในทิศทางเดียว ตัวอย่างเช่น:

HCl → H + + คลอ -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งรวมถึงสารที่มีเฮเทอโรโพลาร์หรือไอออนิก โครงสร้างผลึก(ตารางที่ 1.1)

ตารางที่ 1.1 อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่ง

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอจะสลายตัวเป็นไอออนเพียงบางส่วนเท่านั้น นอกจากไอออนแล้ว โมเลกุลที่ไม่แยกตัวส่วนใหญ่ยังปรากฏอยู่ในของเหลวหรือสารละลายของสารเหล่านี้ด้วย ในการแก้ปัญหา อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอควบคู่ไปกับการแยกตัวออก กระบวนการย้อนกลับจะดำเนินการ - การเชื่อมโยง เช่น การรวมกันของไอออนเป็นโมเลกุล เมื่อเขียนสมการปฏิกิริยา สิ่งนี้จะถูกเน้นด้วยลูกศรสองตัวที่กำกับตรงข้ามกัน

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอรวมถึงสารประเภทโฮมโพลาร์ ตาข่ายคริสตัล(ตารางที่ 1.2)

ตารางที่ 1.2 อิเล็กโทรไลต์อย่างอ่อน

สภาวะสมดุลของอิเล็กโทรไลต์อ่อนใน สารละลายน้ำวัดระดับ การแยกตัวด้วยไฟฟ้าและค่าคงที่การแยกตัวด้วยไฟฟ้า

ระดับของการแยกตัวด้วยไฟฟ้า α คืออัตราส่วนของจำนวนโมเลกุลที่แตกตัวเป็นไอออนต่อ จำนวนทั้งหมดโมเลกุลของอิเล็กโทรไลต์ที่ละลาย:

ระดับของการแยกตัวระบุว่าส่วนใดของ ทั้งหมดอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายจะสลายตัวเป็นไอออนและขึ้นอยู่กับธรรมชาติของอิเล็กโทรไลต์และตัวทำละลาย ตลอดจนความเข้มข้นของสารในสารละลาย มีค่าไร้มิติ แม้ว่าโดยปกติจะแสดงเป็นเปอร์เซ็นต์ก็ตาม ด้วยการเจือจางสารละลายอิเล็กโทรไลต์อย่างไม่สิ้นสุด ระดับของการแตกตัวจะเข้าใกล้เอกภาพ ซึ่งสอดคล้องกับการแตกตัวของโมเลกุลตัวถูกละลายออกเป็นไอออนอย่างสมบูรณ์ 100% สำหรับสารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อน 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.

โดยทั่วไป ปฏิกิริยาเคมีที่ผันกลับได้สามารถแสดงเป็น:

กเอ+ ขบี ดี ง D+ อีอี

อัตราการเกิดปฏิกิริยาเป็นสัดส่วนโดยตรงกับผลคูณของความเข้มข้นของอนุภาคที่ทำปฏิกิริยาในพลังของสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ จากนั้นสำหรับปฏิกิริยาโดยตรง

วี 1 = เค 1[เอ] ก[ข] ข

และอัตราการเกิดปฏิกิริยาย้อนกลับ

วี 2 = เค 2[ง] ง[E] อี

ในบางช่วงเวลา อัตราของปฏิกิริยาไปข้างหน้าและย้อนกลับจะเท่ากัน นั่นคือ

สภาวะนี้เรียกว่าสภาวะสมดุลทางเคมี จากที่นี่

เค 1[เอ] ก[ข] ข=เค 2[ง] ง[E] อี

เมื่อจัดกลุ่มค่าคงที่ด้านหนึ่งและตัวแปรอีกด้านหนึ่ง เราจะได้รับ:

ดังนั้น สำหรับปฏิกิริยาเคมีที่ผันกลับได้ในสภาวะสมดุล ผลคูณของความเข้มข้นสมดุลของผลคูณจากปฏิกิริยาในพลังของสัมประสิทธิ์สารสัมพันธ์ที่เกี่ยวข้องกับผลิตภัณฑ์เดียวกันสำหรับสารตั้งต้น จะเป็นค่าคงที่ที่อุณหภูมิและความดันที่กำหนด . ค่าตัวเลขของค่าคงที่สมดุลเคมี ถึงไม่ขึ้นกับความเข้มข้นของสารตั้งต้น ตัวอย่างเช่น ค่าคงที่สมดุลสำหรับการแตกตัวของกรดไนตรัสตามกฎของการกระทำโดยมวล สามารถเขียนเป็น:

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

.

มูลค่า เค เอเรียกว่าค่าคงที่การแตกตัวของกรด ในกรณีนี้คือไนตรัส

ค่าคงที่การแตกตัวของฐานที่อ่อนแอจะแสดงในทำนองเดียวกัน ตัวอย่างเช่น สำหรับปฏิกิริยาการแยกตัวของแอมโมเนีย:

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

.

มูลค่า เค บีเรียกว่าค่าคงที่การแตกตัวของเบส ในกรณีนี้คือแอมโมเนีย ยิ่งค่าคงที่การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์สูง อิเล็กโทรไลต์ก็ยิ่งแตกตัวและความเข้มข้นของไอออนในสารละลายที่สมดุลก็จะยิ่งสูงขึ้น มีความสัมพันธ์ระหว่างระดับการแยกตัวและค่าคงที่การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ:

นี่คือนิพจน์ทางคณิตศาสตร์ของกฎการเจือจางของ Ostwald: เมื่ออิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอถูกเจือจาง ระดับของการแยกตัวของมันจะเพิ่มขึ้น สำหรับอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอที่ ถึง≤1∙10 -4 และ จาก≥0.1 โมล/ลิตร ใช้นิพจน์อย่างง่าย:

ถึง= α 2 ∙จากหรือ α

ตัวอย่างที่ 1. คำนวณระดับการแยกตัวและความเข้มข้นของไอออนและ [ NH 4 + ] ในสารละลายแอมโมเนียมไฮดรอกไซด์ 0.1 M ถ้า ถึง NH 4 OH \u003d 1.76 ∙ 10 -5

ให้ไว้: NH 4 OH

ถึง NH 4 OH \u003d 1.76 ∙ 10 -5

วิธีการแก้:

เนื่องจากอิเล็กโทรไลต์ค่อนข้างอ่อนแอ ( ถึง NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

หรือ 1.33%

ความเข้มข้นของไอออนในสารละลายอิเล็กโทรไลต์แบบไบนารีเท่ากับ ค∙α เนื่องจากอิเล็กโทรไลต์ไบนารีแตกตัวเป็นไอออนด้วยการก่อตัวของไอออนบวกหนึ่งอันและแอนไอออนหนึ่งอัน จากนั้น \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0.1 1.33 10 -2 \u003d 1.33 10 -3 (โมล / ลิตร)

ตอบ:α=1.33%; \u003d [ NH 4 + ] \u003d 1.33 ∙ 10 -3 โมล / ลิตร

ทฤษฎีอิเล็กโทรไลต์ที่แรง

อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งในสารละลายและละลายแตกตัวเป็นไอออนอย่างสมบูรณ์ อย่างไรก็ตาม การศึกษาเชิงทดลองเกี่ยวกับค่าการนำไฟฟ้าของสารละลายของอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นแสดงว่าค่าของอิเล็กโทรไลต์นั้นประเมินค่าต่ำไปเมื่อเทียบกับค่าการนำไฟฟ้าที่ควรอยู่ที่การแยกตัวออก 100% ความคลาดเคลื่อนนี้อธิบายได้จากทฤษฎีของอิเล็กโทรไลต์เข้มข้นที่เสนอโดย Debye และ Hueckel ตามทฤษฎีนี้ ในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์ที่แรง มีปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตระหว่างไอออน รอบๆ ไอออนแต่ละไอออน "บรรยากาศไอออนิก" ก่อตัวขึ้นจากไอออนที่มีประจุตรงข้ามกัน ซึ่งจะทำให้การเคลื่อนที่ของไอออนในสารละลายช้าลงเมื่อผ่านกระแสไฟฟ้าตรง นอกจากปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตของไอออนแล้ว ยังต้องคำนึงถึงความสัมพันธ์ของไอออนในสารละลายเข้มข้นด้วย อิทธิพลของแรงระหว่างไอออนิกสร้างผลของการแตกตัวของโมเลกุลที่ไม่สมบูรณ์ เช่น ระดับความแตกแยกที่ชัดเจน ค่าของ α ที่กำหนดได้จากการทดลองนั้นค่อนข้างต่ำกว่าค่า α จริงเสมอ ตัวอย่างเช่น ในสารละลาย 0.1 M Na 2 SO 4 ค่าการทดลอง α = 45% ในการคำนึงถึงปัจจัยทางไฟฟ้าสถิตในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์ที่เข้มข้น จะใช้แนวคิดของกิจกรรม (ก).กิจกรรมของไอออนเรียกว่าความเข้มข้นที่มีประสิทธิผลหรือชัดเจน ตามที่ไอออนทำหน้าที่ในสารละลาย กิจกรรมและความเข้มข้นที่แท้จริงเกี่ยวข้องโดยนิพจน์:

ที่ไหน ฉ-ค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมซึ่งกำหนดระดับความเบี่ยงเบนของระบบจากอุดมคติเนื่องจากปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตของไอออน

ค่าสัมประสิทธิ์การออกฤทธิ์ของไอออนขึ้นอยู่กับค่า µ ซึ่งเรียกว่าความแรงของไอออนิกของสารละลาย ความแรงของไอออนของสารละลายคือการวัดปฏิสัมพันธ์ทางไฟฟ้าสถิตของไอออนทั้งหมดที่มีอยู่ในสารละลายและมีค่าเท่ากับครึ่งหนึ่งของผลรวมของผลิตภัณฑ์ที่มีความเข้มข้น (กับ)ของไอออนแต่ละตัวที่อยู่ในสารละลายต่อตารางของจำนวนประจุ (ซ):

.

ในสารละลายเจือจาง (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 เอ = คและปัจจัยกิจกรรมคือ 1 ซึ่งหมายความว่าไม่มีปฏิกิริยาไฟฟ้าสถิตในทางปฏิบัติ ในสารละลายที่มีความเข้มข้นสูง (µ>1M) ค่าสัมประสิทธิ์การออกฤทธิ์ของไอออนอาจมากกว่าความเป็นเอกภาพ ความสัมพันธ์ของค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมกับความแรงของไอออนของสารละลายแสดงโดยสูตร:

ที่ µ <10 -2

ที่ 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µที่ 0.1<µ <1

ค่าคงที่สมดุลที่แสดงในรูปของกิจกรรมเรียกว่าเทอร์โมไดนามิกส์ ตัวอย่างเช่นสำหรับปฏิกิริยา

กเอ+ ขข ง D+ อีอี

ค่าคงที่ทางอุณหพลศาสตร์มีรูปแบบ:

ขึ้นอยู่กับอุณหภูมิ ความดัน และลักษณะของตัวทำละลาย

เนื่องจากกิจกรรมของอนุภาคนั้น

ที่ไหน ถึง C คือค่าคงที่สมดุลของความเข้มข้น

ความหมาย ถึง C ไม่เพียงแต่ขึ้นกับอุณหภูมิ ลักษณะของตัวทำละลาย และความดันเท่านั้น แต่ยังขึ้นอยู่กับความแรงของไอออนด้วย ม. เนื่องจากค่าคงที่ทางอุณหพลศาสตร์ขึ้นอยู่กับปัจจัยจำนวนน้อยที่สุด ดังนั้น พวกมันจึงเป็นลักษณะพื้นฐานที่สุดของสมดุล ดังนั้นในหนังสืออ้างอิง ค่าคงที่ทางอุณหพลศาสตร์ที่กำหนด ค่าคงที่ทางอุณหพลศาสตร์ของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอบางตัวมีให้ในภาคผนวกของคู่มือนี้ \u003d 0.024 โมล / ลิตร

เมื่อประจุไอออนเพิ่มขึ้น ค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมและกิจกรรมของไอออนจะลดลง

คำถามสำหรับการควบคุมตนเอง:

1. ระบบในอุดมคติคืออะไร? ระบุสาเหตุหลักของการเบี่ยงเบนของระบบจริงจากระบบในอุดมคติ
2. ระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์คืออะไร?
3. ยกตัวอย่างอิเล็กโทรไลต์แบบเข้มและแบบอ่อน
4. อะไรคือความสัมพันธ์ระหว่างค่าคงที่การแยกตัวและระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ? แสดงมันทางคณิตศาสตร์
5. กิจกรรมคืออะไร? กิจกรรมของไอออนและความเข้มข้นที่แท้จริงของมันเกี่ยวข้องกันอย่างไร?
6. ปัจจัยกิจกรรมคืออะไร?
7. ประจุของไอออนส่งผลต่อค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมอย่างไร?
8. ความแข็งแรงของไอออนิกของสารละลายคืออะไร นิพจน์ทางคณิตศาสตร์ของสารละลายนั้นคืออะไร
9. เขียนสูตรสำหรับคำนวณค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมของไอออนแต่ละตัวขึ้นอยู่กับความแรงของไอออนของสารละลาย
10. กำหนดกฎของการกระทำโดยรวมและแสดงออกทางคณิตศาสตร์
11. ค่าคงที่สมดุลทางอุณหพลศาสตร์คืออะไร? ปัจจัยใดที่มีอิทธิพลต่อมูลค่าของมัน?
12. ค่าคงที่สมดุลความเข้มข้นคืออะไร? ปัจจัยใดที่มีอิทธิพลต่อมูลค่าของมัน?
13. ค่าคงที่สมดุลทางอุณหพลศาสตร์และความเข้มข้นสัมพันธ์กันอย่างไร?
14. ค่าสัมประสิทธิ์กิจกรรมเปลี่ยนแปลงได้มากน้อยเพียงใด
15. อะไรคือบทบัญญัติหลักของทฤษฎีอิเล็กโทรไลต์ที่เข้มข้น?

โซลูชั่น
ทฤษฎีการแยกตัวด้วยไฟฟ้า

การแยกตัวด้วยไฟฟ้า
อิเล็กโทรไลต์และไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์

ทฤษฎีการแยกตัวด้วยไฟฟ้า

(S. Arrhenius, 1887)

1. เมื่อละลายในน้ำ (หรือละลาย) อิเล็กโทรไลต์จะแตกตัวเป็นไอออนที่มีประจุบวกและประจุลบ (ขึ้นอยู่กับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์)

2. ภายใต้การกระทำของกระแสไฟฟ้า ไอออนบวก (+) จะเคลื่อนที่ไปทางแคโทด (-) และแอนไอออน (-) จะเคลื่อนที่ไปทางแอโนด (+)

3. การแยกตัวด้วยไฟฟ้าเป็นกระบวนการที่ผันกลับได้ (ปฏิกิริยาย้อนกลับเรียกว่าโมลาไรเซชัน)

4. ระดับของการแยกตัวด้วยไฟฟ้า (ก ) ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของอิเล็กโทรไลต์และตัวทำละลาย อุณหภูมิ และความเข้มข้น แสดงอัตราส่วนของจำนวนโมเลกุลที่แตกตัวเป็นไอออน (น ) ถึงจำนวนโมเลกุลทั้งหมดที่ถูกนำเข้าสู่สารละลาย (น).

ก = n / N0< a <1

กลไกการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของสารไอออนิก

เมื่อละลายสารประกอบที่มีพันธะไอออนิก (เช่น NaCl ) กระบวนการให้ความชุ่มชื้นเริ่มต้นด้วยการวางแนวของไดโพลน้ำรอบขอบและหน้าของผลึกเกลือทั้งหมด

โมเลกุลของน้ำจะก่อตัวเป็นพันธะไฮโดรเจนหรือตัวรับกับตัวรับ กระบวนการนี้จะปลดปล่อยพลังงานจำนวนมากออกมา ซึ่งเรียกว่าพลังงานน้ำ

พลังงานของความชุ่มชื้นซึ่งเทียบได้กับพลังงานของตาข่ายคริสตัลจะไปทำลายตาข่ายคริสตัล ในกรณีนี้ ไฮเดรตไอออนจะผ่านชั้นทีละชั้นเข้าไปในตัวทำละลายและผสมกับโมเลกุลของมัน ก่อตัวเป็นสารละลาย

กลไกการแยกตัวด้วยไฟฟ้าของสารมีขั้ว

สารที่มีโมเลกุลเกิดขึ้นตามประเภทของพันธะโควาเลนต์ที่มีขั้ว (โมเลกุลมีขั้ว) ก็แยกตัวออกเช่นเดียวกัน รอบโมเลกุลแต่ละขั้วของสสาร (เช่น HCl ) ไดโพลของน้ำมีทิศทางที่แน่นอน อันเป็นผลมาจากการมีปฏิสัมพันธ์กับไดโพลของน้ำ โมเลกุลที่มีขั้วจะกลายเป็นโพลาไรซ์มากขึ้นและกลายเป็นโมเลกุลไอออนิก จากนั้นจึงเกิดไอออนไฮเดรตอิสระได้ง่าย

อิเล็กโทรไลต์และไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์

การแยกตัวด้วยไฟฟ้าของสารซึ่งดำเนินการโดยการก่อตัวของไอออนอิสระ อธิบายถึงการนำไฟฟ้าของสารละลาย

กระบวนการแยกตัวด้วยไฟฟ้ามักเขียนเป็นแผนภาพโดยไม่เปิดเผยกลไกและละเว้นตัวทำละลาย (เอชทูโอ ) แม้ว่าเขาจะเป็นผู้มีส่วนสนับสนุนรายใหญ่

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

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

HNO 3 "H + + NO 3 -

บา (OH) 2 "บา 2+ + 2OH -

จากความเป็นกลางทางไฟฟ้าของโมเลกุล ประจุรวมของไอออนบวกและประจุลบจะต้องเท่ากับศูนย์

ตัวอย่างเช่นสำหรับ

อัล 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

อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่ง

สิ่งเหล่านี้เป็นสารที่เมื่อละลายในน้ำจะสลายตัวเป็นไอออนเกือบทั้งหมด ตามกฎแล้ว อิเล็กโทรไลต์ที่แก่จะรวมถึงสารที่มีพันธะไอออนิกหรือมีขั้วสูง ได้แก่ เกลือที่ละลายได้สูงทั้งหมด กรดแก่ ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 ดังนั้น 4, HNO 3 ) และฐานที่แข็งแกร่ง ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

ในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์ที่เข้มข้น ตัวถูกละลายส่วนใหญ่อยู่ในรูปของไอออน (ไอออนบวกและประจุลบ) โมเลกุลที่ไม่แยกออกจากกันจะหายไปจริง

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ

สารที่แตกตัวเป็นไอออนบางส่วน สารละลายของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอพร้อมกับไอออนประกอบด้วยโมเลกุลที่ไม่แยกตัว อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอไม่สามารถให้ไอออนที่มีความเข้มข้นสูงในสารละลายได้

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ ได้แก่ :

1) กรดอินทรีย์เกือบทั้งหมด ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH เป็นต้น);

2) กรดอนินทรีย์บางชนิด ( H 2 CO 3 , H 2 S ฯลฯ );

3) เกลือ เบส และแอมโมเนียมไฮดรอกไซด์ที่ละลายน้ำได้เกือบทั้งหมด(Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;

4) น้ำ

พวกเขาไม่ดี (หรือเกือบจะไม่นำ) ไฟฟ้า

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (ด่านแรก)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (ขั้นตอนที่สอง)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (ด่านแรก)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (ขั้นที่สอง)

ไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์

สารที่มีสารละลายและละลายในน้ำไม่นำไฟฟ้า ประกอบด้วยพันธะโควาเลนต์ที่ไม่มีขั้วหรือมีขั้วต่ำซึ่งไม่แตกตัวเป็นไอออน

ก๊าซ ของแข็ง (อโลหะ) สารประกอบอินทรีย์ (ซูโครส น้ำมันเบนซิน แอลกอฮอล์) ไม่นำไฟฟ้า

ระดับของความร้าวฉาน ค่าคงที่การแยกตัว

ความเข้มข้นของไอออนในสารละลายขึ้นอยู่กับว่าอิเล็กโทรไลต์ที่ให้มาแตกตัวเป็นไอออนได้อย่างสมบูรณ์เพียงใด ในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์ที่เข้มข้น การแตกตัวของอิออนนั้นถือว่าสมบูรณ์ ความเข้มข้นของไอออนสามารถหาได้ง่ายจากความเข้มข้น (ค) และองค์ประกอบของโมเลกุลอิเล็กโทรไลต์ (ดัชนีปริมาณสารสัมพันธ์)ตัวอย่างเช่น :

ความเข้มข้นของไอออนในสารละลายของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอนั้นมีลักษณะเชิงคุณภาพโดยระดับและค่าคงที่การแยกตัว

ระดับความร้าวฉาน (ก) คืออัตราส่วนของจำนวนโมเลกุลที่สลายตัวเป็นไอออน (น ) ถึงจำนวนโมเลกุลที่ละลายทั้งหมด (น):

a = n / ยังไม่มีข้อความ

และแสดงเป็นเศษส่วนของหน่วยหรือเป็น % (ก \u003d 0.3 - ขอบเขตการแบ่งตามเงื่อนไขเป็นอิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งและอ่อนแอ)

ตัวอย่าง

กำหนดความเข้มข้นของโมลของไอออนบวกและประจุลบในสารละลาย 0.01 M KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 และ CH 3 COOH

ระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอเอ = 0.3

วิธีการแก้

KBr, Ba (OH) 2 และ H 2 SO 4 - อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งซึ่งแยกตัวออกจากกันอย่างสมบูรณ์(ก = 1).

KBr « K + + Br -

0.01M

บา (OH) 2 "บา 2+ + 2OH -

0.01M

0.02M

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0.02M

[สอ 4 2-] = 0.01 ม

NH 4 OH และ CH 3 COOH - อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ(a=0.3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0.3 0.01 = 0.003M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

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

ระดับของการแยกตัวขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารละลายอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ เมื่อเจือจางด้วยน้ำ ระดับของการแยกตัวจะเพิ่มขึ้นเสมอ เพราะ จำนวนโมเลกุลของตัวทำละลายเพิ่มขึ้น (เอชทูโอ ) ต่อโมเลกุลของตัวถูกละลาย ตามหลักการของ Le Chatelier ความสมดุลของการแยกตัวด้วยไฟฟ้าในกรณีนี้ควรเปลี่ยนทิศทางของการเกิดผลิตภัณฑ์ เช่น ไอออนไฮเดรต

ระดับของการแยกตัวด้วยไฟฟ้าขึ้นอยู่กับอุณหภูมิของสารละลาย โดยปกติเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นระดับการแยกตัวจะเพิ่มขึ้นเพราะ พันธะในโมเลกุลถูกเปิดใช้งาน พวกมันเคลื่อนที่ได้มากขึ้นและแตกตัวเป็นไอออนได้ง่ายขึ้น ความเข้มข้นของไอออนในสารละลายอิเล็กโทรไลต์อ่อนสามารถคำนวณได้โดยทราบระดับของการแยกตัวกและความเข้มข้นเริ่มต้นของสารคในการแก้ปัญหา

ตัวอย่าง

กำหนดความเข้มข้นของโมเลกุลและไอออนที่ไม่แยกออกจากกันในสารละลาย 0.1 Mเอ็นเอช4โอ ถ้าระดับความร้าวฉานเท่ากับ 0.01

วิธีการแก้

ความเข้มข้นของโมเลกุลเอ็นเอช4โอ ซึ่งจะสลายตัวเป็นไอออนในช่วงเวลาสมดุลจะเท่ากับกค. ความเข้มข้นของไอออน NH 4 - และ OH - - จะเท่ากับความเข้มข้นของโมเลกุลที่แตกตัวและเท่ากับกค(ตามสมการการแยกตัวด้วยไฟฟ้า)

เอ็นเอช4โอ		เอ็นเอช4+		โอ้-
ค - เอค

ก c = 0.01 0.1 = 0.001 โมล/ลิตร

[NH 4 OH] \u003d ค - ค \u003d 0.1 - 0.001 \u003d 0.099 โมล / ลิตร

ค่าคงที่การแยกตัว (เค ดี ) คืออัตราส่วนของผลคูณของความเข้มข้นของไอออนในสภาวะสมดุลต่อกำลังของสัมประสิทธิ์สัมพันธ์สัมพันธ์ต่อความเข้มข้นของโมเลกุลที่ไม่แยกตัวออกจากกัน

เป็นค่าคงที่สมดุลของกระบวนการแยกตัวด้วยไฟฟ้า ลักษณะความสามารถของสารในการสลายตัวเป็นไอออน: ยิ่งสูงเค ดี ยิ่งความเข้มข้นของไอออนในสารละลายมากขึ้น

การแยกตัวของกรดโพลีเบสิกอย่างอ่อนหรือเบสโพลีแอซิดดำเนินไปตามลำดับ ในแต่ละขั้นตอนมีค่าคงที่การแยกตัวของมันเอง:

ขั้นตอนแรก:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7.1 10 -3

ขั้นตอนที่สอง:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

ขั้นตอนที่สาม:

ป4 2- « ห + + ป4 3-

K D 3 = () / = 5.0 10 -13

KD 1 > KD 2 > KD 3

ตัวอย่าง

รับสมการที่เกี่ยวข้องกับระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ (ก ) ที่มีค่าคงที่การแยกตัว (กฎการเจือจางของ Ostwald) สำหรับกรดโมโนเบสิกอย่างอ่อนบน .

HA «H++A+

K D = () /

หากแสดงความเข้มข้นรวมของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอคแล้วความเข้มข้นสมดุล H + และ A - มีค่าเท่ากัน กคและความเข้มข้นของโมเลกุลที่ไม่แยกตัวเปิด - (c - a c) \u003d c (1 - a)

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

ในกรณีของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอมาก (฿ 0.01 )

K D = c a 2 หรือ a = \ é (K D / c )

ตัวอย่าง

คำนวณระดับการแยกตัวของกรดอะซิติกและความเข้มข้นของไอออน H + ในสารละลาย 0.1 M ถ้า K D (CH 3 COOH) = 1.85 10 -5

วิธีการแก้

ลองใช้กฎการเจือจางของ Ostwald

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

[ H + ] \u003d a c \u003d 0.0136 0.1 โมล / ลิตร

ผลิตภัณฑ์ความสามารถในการละลาย

คำนิยาม

ใส่เกลือที่ละลายได้เล็กน้อยลงในบีกเกอร์เช่น AgCl และเติมน้ำกลั่นให้ตกตะกอน ในขณะเดียวกันไอออน Ag+ และ Cl- สัมผัสกับแรงดึงดูดจากไดโพลน้ำที่อยู่รอบๆ ค่อยๆ แตกตัวออกจากผลึกและเข้าสู่สารละลาย ชนกันในสารละลายไอออน Ag+ และ Cl- สร้างโมเลกุล AgCl และเกาะอยู่บนผิวคริสตัล ดังนั้น จึงมีกระบวนการสองกระบวนการที่ตรงข้ามกันเกิดขึ้นในระบบ ซึ่งนำไปสู่สมดุลไดนามิก เมื่อจำนวนไอออนที่เท่ากันผ่านเข้าไปในสารละลายต่อหน่วยเวลา Ag+ และ Cl- จำนวนที่ฝาก การสะสมไอออน Ag+ และ Cl- หยุดแก้ปัญหาปรากฎว่า สารละลายอิ่มตัว. ดังนั้นเราจะพิจารณาระบบที่มีการตกตะกอนของเกลือที่ละลายได้น้อยเมื่อสัมผัสกับสารละลายอิ่มตัวของเกลือนี้ ในกรณีนี้ จะเกิดกระบวนการสองกระบวนการที่ตรงกันข้ามกัน:

1) การเปลี่ยนแปลงของไอออนจากการตกตะกอนเป็นสารละลาย อัตราของกระบวนการนี้ถือได้ว่าคงที่ที่อุณหภูมิคงที่: V 1 = K 1 ;

2) การตกตะกอนของไอออนจากสารละลาย ความเร็วของกระบวนการนี้วี 2 ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของไอออน Ag + และ Cl - ตามกฎของการกระทำโดยรวม:

V 2 \u003d k 2

เนื่องจากระบบอยู่ในภาวะสมดุลแล้ว

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (ที่ T = const)

ทางนี้, ผลคูณของความเข้มข้นของไอออนในสารละลายอิ่มตัวของอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายได้น้อยที่อุณหภูมิคงที่จะคงที่ ขนาด. ค่านี้เรียกว่าผลิตภัณฑ์ความสามารถในการละลาย(ฯลฯ ).

ในตัวอย่างที่กำหนด ฯลฯ AgCl = [Ag+][Cl-] . ในกรณีที่อิเล็กโทรไลต์มีไอออนที่เหมือนกันตั้งแต่สองตัวขึ้นไป ความเข้มข้นของไอออนเหล่านี้จะต้องเพิ่มขึ้นเป็นกำลังที่เหมาะสมเมื่อคำนวณผลิตภัณฑ์ที่สามารถละลายได้

ตัวอย่างเช่น PR Ag 2 S = 2 ; PR PbI 2 = 2

ในกรณีทั่วไป การแสดงออกของผลิตภัณฑ์ความสามารถในการละลายสำหรับอิเล็กโทรไลต์คือเอ เอ็ม บี เอ็น

ประชาสัมพันธ์ A ม B n = [A] ม [B] n .

ค่าของผลิตภัณฑ์ที่สามารถละลายได้สำหรับสารต่าง ๆ นั้นแตกต่างกัน

ตัวอย่างเช่น PR CaCO 3 = 4.8 10 -9 ; PR AgCl \u003d 1.56 10 -10.

ฯลฯ คำนวณง่ายรู้จริงค ความคิดสร้างสรรค์ของสารประกอบที่กำหนดเสื้อ°

ตัวอย่างที่ 1

ความสามารถในการละลายของ CaCO 3 คือ 0.0069 หรือ 6.9 10 -3 ก./ล. ค้นหา PR CaCO 3

วิธีการแก้

เราแสดงความสามารถในการละลายเป็นโมล:

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

M CaCO3

เพราะทุกอณู CaCO3 ให้หนึ่งไอออนเมื่อละลายน้ำ Ca 2+ และ CO 3 2- แล้ว
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6.9 10 -5 โมล / ลิตร ,
เพราะเหตุนี้,ประชาสัมพันธ์ CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6.9 10 -5 6.9 10 -5 \u003d 4.8 10 -9

รู้คุณค่าของการประชาสัมพันธ์ คุณสามารถคำนวณความสามารถในการละลายของสารเป็นโมล / ลิตรหรือกรัม / ลิตรได้

ตัวอย่างที่ 2

ผลิตภัณฑ์ความสามารถในการละลาย PR PbSO 4 \u003d 2.2 10 -8 g / l

ความสามารถในการละลายคืออะไร PbSO4?

วิธีการแก้

แสดงความสามารถในการละลาย PbSO 4 ผ่าน X นางสาว. เข้าสู่แนวทางแก้ไข X โมลของ PbSO 4 จะให้ X Pb 2+ ไอออนและ X ไอออนดังนั้น 4 2- , เช่น.:

== X

ฯลฯพีบีเอสโอ 4 = = = X X = X 2

X=\ é(ฯลฯพีบีเอสโอ 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 นางสาว.

ไปที่ความสามารถในการละลายซึ่งแสดงเป็น g / l เราคูณค่าที่พบด้วยน้ำหนักโมเลกุล หลังจากนั้นเราจะได้รับ:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 กรัม/ลิตร.

การก่อตัวของฝน

ถ้า ก

[ ก + ] [ คล - ] < ПР AgCl- สารละลายไม่อิ่มตัว

[ ก + ] [ คล - ] = ประชาสัมพันธ์AgCl- สารละลายอิ่มตัว

[ ก + ] [ คล - ] > ประชาสัมพันธ์AgCl- สารละลายอิ่มตัว

การตกตะกอนเกิดขึ้นเมื่อผลคูณของความเข้มข้นของไอออนของอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายได้น้อยมีค่าเกินกว่าค่าของผลิตภัณฑ์ที่มีความสามารถในการละลายได้ที่อุณหภูมิที่กำหนด เมื่อผลิตภัณฑ์ไอออนมีค่าเท่ากับฯลฯ,ฝนหยุดตก. เมื่อทราบปริมาตรและความเข้มข้นของสารละลายที่ผสมแล้ว จะสามารถคำนวณได้ว่าเกลือที่ได้จะตกตะกอนหรือไม่

ตัวอย่างที่ 3

เกิดการตกตะกอนเมื่อผสมปริมาตรเท่ากับ 0.2มโซลูชั่นป(ไม่ 3 ) 2 และโซเดียมคลอไรด์.
ฯลฯPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

วิธีการแก้

เมื่อผสมแล้ว ปริมาตรของสารละลายจะเพิ่มเป็นสองเท่าและความเข้มข้นของสารแต่ละชนิดจะลดลงครึ่งหนึ่ง นั่นคือ จะกลายเป็น 0.1ม หรือ 1.0 10 -1 นางสาว. เหล่านี้คือ จะมีความเข้มข้นป 2+ และคล - . เพราะเหตุนี้,[ ป 2+ ] [ คล - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . ค่าผลลัพธ์เกินฯลฯPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . ดังนั้นส่วนหนึ่งของเกลือPbCl 2 ตกตะกอนออกมา จากที่กล่าวมาสรุปได้ว่าปัจจัยต่าง ๆ ที่มีอิทธิพลต่อการก่อตัวของฝน

อิทธิพลของความเข้มข้นของสารละลาย

อิเล็กโทรไลต์ที่ละลายได้น้อยและมีค่ามากเพียงพอฯลฯไม่สามารถตกตะกอนจากสารละลายเจือจางได้ตัวอย่างเช่น,ตกตะกอนPbCl 2 จะไม่หลุดออกเมื่อผสมในปริมาณที่เท่ากัน 0.1มโซลูชั่นป(ไม่ 3 ) 2 และโซเดียมคลอไรด์. เมื่อผสมในปริมาตรที่เท่ากันจะได้ความเข้มข้นของสารแต่ละชนิด0,1 / 2 = 0,05 มหรือ 5 10 -2 นางสาว. ผลิตภัณฑ์ไอออนิก[ ป 2+ ] [ คล 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .ค่าที่ได้จะน้อยลงฯลฯPbCl 2 ดังนั้นฝนจะไม่เกิดขึ้น

อิทธิพลของปริมาณตะกอน

สำหรับการเร่งรัดที่สมบูรณ์ที่สุด จะใช้การตกตะกอนส่วนเกิน

ตัวอย่างเช่น,ตกตะกอนเกลือบาโค 3 : ปริญญาตรี 2 + นา 2 บจก 3 ® บาโค 3 ¯ + 2 โซเดียมคลอไรด์. หลังจากเพิ่มจำนวนที่เท่ากันนา 2 บจก 3 ไอออนยังคงอยู่ในสารละลายบา 2+ ซึ่งความเข้มข้นถูกกำหนดโดยปริมาณฯลฯ.

การเพิ่มความเข้มข้นของไอออนบจก 3 2- เกิดจากการเติมตะกอนมากเกินไป(นา 2 บจก 3 ) , จะทำให้ความเข้มข้นของไอออนลดลงตามไปด้วยบา 2+ ในการแก้ปัญหาเช่น จะเพิ่มความสมบูรณ์ของการสะสมของไอออนนี้

อิทธิพลของไอออนที่มีชื่อเดียวกัน

ความสามารถในการละลายของอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายได้น้อยจะลดลงเมื่อมีอิเล็กโทรไลต์ที่เข้มข้นอื่นซึ่งมีไอออนที่คล้ายกัน หากเป็นสารละลายที่ไม่อิ่มตัวBaSO 4 เติมสารละลายทีละน้อยนา 2 ดังนั้น 4 จากนั้นผลิตภัณฑ์ไอออนิกซึ่งเริ่มแรกมีค่าน้อยกว่า ฯลฯBaSO 4 (1,1 10 -10 ) จะค่อยๆไปถึงฯลฯและเกินกว่านั้น ฝนจะเริ่มตก

ผลกระทบของอุณหภูมิ

ฯลฯคงที่ที่อุณหภูมิคงที่ ด้วยอุณหภูมิที่เพิ่มขึ้น ฯลฯเพิ่มขึ้น ดังนั้นการเร่งรัดจึงทำได้ดีที่สุดจากสารละลายที่เย็นลง

การละลายของฝน

กฎผลิตภัณฑ์ที่สามารถละลายได้มีความสำคัญต่อการถ่ายโอนตะกอนที่ละลายได้น้อยไปสู่สารละลาย สมมติว่าเราต้องละลายตะกอนบาจากอ 3 . สารละลายที่สัมผัสกับตะกอนนี้จะอิ่มตัวด้วยบาจากอ 3 .
มันหมายความว่า[ บา 2+ ] [ บจก 3 2- ] = ประชาสัมพันธ์บาโค 3 .

หากมีการเติมกรดลงในสารละลาย จะมีการเติมไอออนชม + จับไอออนที่มีอยู่ในสารละลายบจก 3 2- เป็นโมเลกุลของกรดคาร์บอนิกอย่างอ่อน:

2H + + บจก 3 2- ® ชม 2 บจก 3 ® ชม 2 O+CO 2 ­

เป็นผลให้ความเข้มข้นของไอออนจะลดลงอย่างรวดเร็วบจก 3 2- ผลิตภัณฑ์ไอออนจะน้อยกว่าฯลฯบาโค 3 . สารละลายจะไม่อิ่มตัวด้วยความเคารพบาจากอ 3 และตะกอนส่วนหนึ่งบาจากอ 3 ไปสู่การแก้ปัญหา ด้วยการเติมกรดในปริมาณที่เพียงพอ ตะกอนทั้งหมดจะถูกนำเข้าสู่สารละลาย ดังนั้น การละลายของตะกอนเริ่มต้นขึ้นเมื่อ ด้วยเหตุผลบางประการ ผลิตภัณฑ์ไอออนของอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายได้น้อยจะน้อยกว่าฯลฯ. เพื่อละลายตะกอน อิเล็กโทรไลต์จะถูกนำเข้าไปในสารละลาย ซึ่งไอออนของอิเล็กโทรไลต์นี้สามารถสร้างสารประกอบที่แยกตัวออกเล็กน้อยกับหนึ่งในอิออนของอิเล็กโทรไลต์ที่ละลายได้น้อย สิ่งนี้อธิบายถึงการละลายของไฮดรอกไซด์ที่ละลายได้น้อยในกรด

เฟ (OH) 3 +3HCl® FeCl 3 + 3H 2 อ

ไอออนโอ้ - จับตัวกันเป็นโมเลกุลที่แยกตัวได้ไม่ดีชม 2 อ.

โต๊ะ.ผลิตภัณฑ์ความสามารถในการละลาย (SP) และความสามารถในการละลายที่ 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

ก 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

พีบีเอสโอ 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

ทฤษฎีการแยกตัวด้วยไฟฟ้าเสนอโดยนักวิทยาศาสตร์ชาวสวีเดน S. Arrhenius ในปี 1887

การแยกตัวด้วยไฟฟ้า- นี่คือการแตกตัวของโมเลกุลอิเล็กโทรไลต์ด้วยการก่อตัวของไอออนที่มีประจุบวก (ไอออนบวก) และไอออนที่มีประจุลบ (แอนไอออน) ในสารละลาย

ตัวอย่างเช่น กรดอะซิติกแตกตัวในลักษณะนี้ในสารละลายที่เป็นน้ำ:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

การแยกตัวเป็นกระบวนการที่ย้อนกลับได้ แต่อิเล็กโทรไลต์ที่แตกต่างกันจะแยกตัวออกจากกัน ระดับขึ้นอยู่กับลักษณะของอิเล็กโทรไลต์ ความเข้มข้น ลักษณะของตัวทำละลาย สภาวะภายนอก (อุณหภูมิ ความดัน)

ระดับของการแยกตัว α -อัตราส่วนของจำนวนโมเลกุลที่แตกตัวเป็นไอออนต่อจำนวนโมเลกุลทั้งหมด:

α=v´(x)/v(x)

ระดับสามารถเปลี่ยนแปลงได้ตั้งแต่ 0 ถึง 1 (ตั้งแต่ไม่มีการแยกจากกันจนเสร็จสมบูรณ์) ระบุเป็นเปอร์เซ็นต์ มันถูกกำหนดโดยการทดลอง ในระหว่างการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ จำนวนอนุภาคในสารละลายจะเพิ่มขึ้น ระดับการแยกตัวบ่งบอกถึงความแข็งแรงของอิเล็กโทรไลต์

แยกแยะ แข็งแกร่งและ อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ.

อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่ง- สิ่งเหล่านี้คืออิเล็กโทรไลต์ซึ่งมีระดับการแยกตัวที่เกิน 30%

อิเล็กโทรไลต์แรงปานกลาง- นี่คือผู้ที่มีระดับการแยกตัวออกจากกันในช่วง 3% ถึง 30%

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ- ระดับของการแยกตัวในสารละลาย 0.1 M ที่มีน้ำน้อยกว่า 3%

ตัวอย่างของอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอและแข็งแรง

อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งในสารละลายเจือจางจะสลายตัวเป็นไอออนอย่างสมบูรณ์ นั่นคือ α = 1 แต่การทดลองแสดงให้เห็นว่าการแยกตัวไม่สามารถเท่ากับ 1 ได้ ซึ่งมีค่าโดยประมาณ แต่ไม่เท่ากับ 1 นี่ไม่ใช่การแยกตัวที่แท้จริง แต่เป็นค่าที่ชัดเจน

ตัวอย่างเช่นให้การเชื่อมต่อบางอย่าง α = 0.7 เหล่านั้น. ตามทฤษฎีของ Arrhenius 30% ของโมเลกุลที่ไม่แยกออกจากกัน "ลอย" ในสารละลาย และ 70% ก่อตัวเป็นไอออนอิสระ และทฤษฎีไฟฟ้าสถิตให้คำจำกัดความที่แตกต่างกันสำหรับแนวคิดนี้: ถ้า α \u003d 0.7 โมเลกุลทั้งหมดจะแยกตัวออกเป็นไอออน แต่ไอออนจะเป็นอิสระเพียง 70% และอีก 30% ที่เหลือจะถูกผูกมัดโดยอันตรกิริยาของไฟฟ้าสถิต

ระดับความแตกแยกที่เห็นได้ชัดเจน

ระดับของการแยกตัวขึ้นอยู่กับลักษณะของตัวทำละลายและตัวถูกละลายเท่านั้น แต่ยังขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารละลายและอุณหภูมิด้วย

สมการการแยกตัวสามารถแสดงได้ดังนี้:

AK ⇄ A- + K + .

และระดับของการแยกตัวสามารถแสดงได้ดังนี้:

เมื่อความเข้มข้นของสารละลายเพิ่มขึ้น ระดับการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์จะลดลง เหล่านั้น. ค่าระดับของอิเล็กโทรไลต์เฉพาะนั้นไม่ใช่ค่าคงที่

เนื่องจากการแยกตัวเป็นกระบวนการที่ผันกลับได้ สมการอัตราการเกิดปฏิกิริยาจึงสามารถเขียนได้ดังนี้:

หากการแยกตัวออกจากกันเป็นภาวะสมดุล อัตราก็จะเท่ากันและเป็นผลให้เราได้รับ ค่าคงที่สมดุล(ค่าคงที่การแยกตัว):

K ขึ้นอยู่กับธรรมชาติของตัวทำละลายและอุณหภูมิ แต่ไม่ขึ้นอยู่กับความเข้มข้นของสารละลาย ดังจะเห็นได้จากสมการที่ว่ายิ่งมีโมเลกุลที่ไม่แยกตัวออกมากเท่าใด ค่าคงที่การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ก็ยิ่งน้อยลงเท่านั้น

กรดโพลีเบสิกแยกออกเป็นขั้นๆ และแต่ละขั้นจะมีค่าคงที่การแยกส่วนเป็นของตนเอง

ถ้ากรดโพลิเบสิกแตกตัว โปรตอนตัวแรกจะถูกแยกออกได้ง่ายที่สุด และเมื่อประจุของแอนไอออนเพิ่มขึ้น แรงดึงดูดก็เพิ่มขึ้น ดังนั้นโปรตอนจึงแยกออกได้ยากขึ้นมาก ตัวอย่างเช่น,

ค่าคงที่การแยกตัวของกรดฟอสฟอริกในแต่ละขั้นตอนควรแตกต่างกันมาก:

ฉัน - เวที:

II - เวที:

III - เวที:

ในระยะแรกกรดฟอสฟอริกเป็นกรดที่มีความแรงปานกลางและในระยะที่ 2 จะอ่อนแอในระยะที่ 3 จะอ่อนแอมาก

ตัวอย่างของค่าคงที่สมดุลสำหรับสารละลายอิเล็กโทรไลต์บางชนิด

พิจารณาตัวอย่าง:

หากเติมโลหะทองแดงลงในสารละลายที่มีไอออนเงิน ในขณะที่สมดุล ความเข้มข้นของไอออนทองแดงควรมากกว่าความเข้มข้นของเงิน

แต่ค่าคงที่มีค่าต่ำ:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

ซึ่งแสดงว่าเมื่อถึงเวลาสมดุล ซิลเวอร์คลอไรด์ละลายน้อยมาก

ความเข้มข้นของโลหะทองแดงและเงินถูกนำเข้าสู่ค่าคงที่สมดุล

ผลิตภัณฑ์ไอออนิกของน้ำ

ตารางด้านล่างประกอบด้วยข้อมูล:

ค่าคงที่นี้เรียกว่า ผลิตภัณฑ์ไอออนของน้ำซึ่งขึ้นอยู่กับอุณหภูมิเท่านั้น ตามการแยกตัว มีไฮดรอกไซด์ไอออนหนึ่งตัวสำหรับ 1 H + ไอออน ในน้ำบริสุทธิ์ ความเข้มข้นของไอออนเหล่านี้จะเท่ากัน: [ ชม + ] = [โอ้ - ].

เพราะฉะนั้น, [ ชม + ] = [โอ้- ] = = 10-7 โมล/ลิตร

หากมีการเติมสารแปลกปลอม เช่น กรดไฮโดรคลอริก ลงในน้ำ ความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออนจะเพิ่มขึ้น แต่ผลิตภัณฑ์ไอออนของน้ำไม่ได้ขึ้นอยู่กับความเข้มข้น

และถ้าคุณเพิ่มอัลคาไล ความเข้มข้นของไอออนจะเพิ่มขึ้นและปริมาณไฮโดรเจนจะลดลง

ความเข้มข้นและเชื่อมโยงกัน: ยิ่งมีค่ามาก ค่าอื่นยิ่งน้อยลง

ความเป็นกรดของสารละลาย (pH)

ความเป็นกรดของสารละลายมักแสดงด้วยความเข้มข้นของไอออน เอช + .ในสภาพแวดล้อมที่เป็นกรด ค่าความเป็นกรดด่าง<10 -7 моль/л, в нейтральных - ค่าความเป็นกรดด่าง\u003d 10 -7 โมล / ลิตรเป็นด่าง - ค่าความเป็นกรดด่าง> 10 -7 โมล/ลิตร
ความเป็นกรดของสารละลายแสดงในรูปของลอการิทึมเชิงลบของความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออน เรียกสิ่งนี้ว่า ค่าความเป็นกรดด่าง.

ค่า pH = -แอลจี[ ชม + ].

ความสัมพันธ์ระหว่างค่าคงที่และระดับการแยกตัว

พิจารณาตัวอย่างการแยกตัวของกรดอะซิติก:

มาหาค่าคงที่กัน:

ความเข้มข้นของโมลาร์ С=1/วีเราแทนค่าลงในสมการแล้วได้:

สมการเหล่านี้คือ โดยกฎการผสมพันธุ์ของ W. Ostwaldโดยที่ค่าคงที่การแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ไม่ได้ขึ้นอยู่กับการเจือจางของสารละลาย

อิเล็กโทรไลต์สารที่สารละลายหรือละลายนำไฟฟ้าได้

ไม่ใช่อิเล็กโทรไลต์สารที่สารละลายหรือละลายไม่นำไฟฟ้า

การแยกตัว- การสลายตัวของสารประกอบเป็นไอออน

ระดับของความร้าวฉานคืออัตราส่วนของจำนวนโมเลกุลที่แยกตัวออกเป็นไอออนต่อจำนวนโมเลกุลทั้งหมดในสารละลาย

อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งเมื่อละลายในน้ำ พวกมันเกือบจะแตกตัวเป็นไอออน

เมื่อเขียนสมการการแยกตัวของอิเล็กโทรไลต์ที่แรงให้ใส่เครื่องหมายเท่ากับ

อิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่ง ได้แก่ :

เกลือที่ละลายน้ำได้ ( ดูตารางการละลาย);

กรดอนินทรีย์หลายชนิด: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( ดู อิเล็กโทรไลต์ที่เป็นกรดแก่ในตารางการละลาย);

เบสของโลหะอัลคาไล (LiOH, NaOH, KOH) และอัลคาไลน์เอิร์ธ (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( ดูฐานอิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งในตารางการละลาย).

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอในสารละลายที่เป็นน้ำจะแยกตัวออกเป็นไอออนเพียงบางส่วน (ย้อนกลับได้)

เมื่อเขียนสมการการแยกตัวสำหรับอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ เครื่องหมายของการย้อนกลับจะถูกใส่

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ ได้แก่ :

กรดอินทรีย์และน้ำเกือบทั้งหมด (H 2 O);

กรดอนินทรีย์บางชนิด: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( ดู อิเล็กโทรไลต์ที่เป็นกรดอ่อนในตารางการละลาย);

ไฮดรอกไซด์ของโลหะที่ไม่ละลายน้ำ (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( ดูฐานคอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอในตารางการละลาย).

ระดับของการแยกตัวด้วยไฟฟ้าได้รับอิทธิพลจากปัจจัยหลายประการ:

ลักษณะของตัวทำละลายและ อิเล็กโทรไลต์: อิเล็กโทรไลต์แก่คือสารที่มีพันธะไอออนิกและโควาเลนต์มีขั้วมาก ความสามารถในการแตกตัวเป็นไอออนได้ดี เช่น ความสามารถในการทำให้เกิดการแยกตัวของสารมีตัวทำละลายที่มีค่าคงที่ไดอิเล็กตริกสูงซึ่งโมเลกุลมีขั้ว (เช่นน้ำ)

อุณหภูมิ: เนื่องจากการแตกตัวเป็นกระบวนการดูดความร้อน อุณหภูมิที่เพิ่มขึ้นจะเพิ่มค่าของ α;

ความเข้มข้น: เมื่อสารละลายเจือจาง ระดับของการแยกตัวจะเพิ่มขึ้น และความเข้มข้นที่เพิ่มขึ้นจะลดลง

ขั้นตอนของกระบวนการแยกตัว: แต่ละด่านที่ตามมาจะมีประสิทธิภาพน้อยกว่าด่านก่อนหน้าประมาณ 1,000–10,000 เท่า ตัวอย่างเช่น สำหรับกรดฟอสฟอริก α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄Н++H2PO−4 (ด่านแรก, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (ระยะที่สอง, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (ระยะที่สาม, α 3)

ด้วยเหตุผลนี้ ในสารละลายของกรดนี้ ความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออนจะสูงที่สุด และความเข้มข้นของไอออนของฟอสเฟต PO3−4 จะต่ำที่สุด

1. ความสามารถในการละลายและระดับการแยกตัวของสารไม่สัมพันธ์กัน ตัวอย่างเช่น อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอคือกรดอะซิติก ซึ่งละลายในน้ำได้สูง (ไม่จำกัด)

2. สารละลายของอิเล็กโทรไลต์อ่อนมีไอออนน้อยกว่าชนิดอื่นที่เกิดขึ้นในขั้นตอนสุดท้ายของการแยกตัวด้วยอิเล็กโทรไลต์

ระดับของการแยกตัวด้วยไฟฟ้ายังได้รับผลกระทบจาก การเติมอิเล็กโทรไลต์อื่นๆ: เช่น ระดับของการแตกตัวของกรดฟอร์มิก

HCOOH ⇄ HCOOH − + H+

จะลดลงหากมีการเติมโซเดียมเล็กน้อยลงในสารละลาย เกลือนี้จะแตกตัวเพื่อสร้างรูปแบบไอออน HCOO - :

HCOONa → HCOO − + นา +

เป็นผลให้ความเข้มข้นของ HCOO– ไอออนในสารละลายเพิ่มขึ้น และตามหลักการของ Le Chatelier การเพิ่มความเข้มข้นของไอออนรูปแบบจะเปลี่ยนสมดุลของกระบวนการแยกตัวของกรดฟอร์มิกไปทางซ้าย กล่าวคือ ระดับของการแยกตัวลดลง

กฎหมายการเจือจาง Ostwald- อัตราส่วนแสดงการพึ่งพาการนำไฟฟ้าที่เทียบเท่าของสารละลายเจือจางของอิเล็กโทรไลต์อ่อนแบบไบนารีต่อความเข้มข้นของสารละลาย:

นี่คือค่าคงที่การแตกตัวของอิเล็กโทรไลต์ คือความเข้มข้น และเป็นค่าของการนำไฟฟ้าที่สมมูลกันที่ความเข้มข้นและที่การเจือจางแบบไม่สิ้นสุด ตามลำดับ อัตราส่วนเป็นผลมาจากกฎของการกระทำโดยรวมและความเท่าเทียมกัน

ระดับความแตกแยกอยู่ที่ไหน

กฎการเจือจาง Ostwald ได้รับการพัฒนาโดย W. Ostwald ในปี 1888 และได้รับการยืนยันจากเขาในการทดลอง การสร้างการทดลองเพื่อความถูกต้องของกฎการเจือจางของ Ostwald มีความสำคัญอย่างยิ่งต่อการพิสูจน์ทฤษฎีการแยกตัวด้วยไฟฟ้า

การแยกตัวด้วยไฟฟ้าของน้ำ ตัวบ่งชี้ไฮโดรเจน pH น้ำเป็นอิเล็กโทรไลต์แอมโฟเทอริกที่อ่อนแอ: H2O H+ + OH- หรือแม่นยำกว่านั้น: 2H2O \u003d H3O + + OH- ค่าคงที่การแยกตัวของน้ำที่ 25 ° C คือ: ถือได้ว่าคงที่และเท่ากับ 55.55 โมล / ลิตร (ความหนาแน่นของน้ำ 1,000 g / l, มวล 1 l 1,000 g, ปริมาณของสารน้ำ 1,000g: 18g / mol \u003d 55.55 mol, C \u003d 55.55 mol: 1 l \u003d 55 .55 mol/l) จากนั้นค่านี้จะคงที่ที่อุณหภูมิที่กำหนด (25 ° C) เรียกว่าผลิตภัณฑ์ไอออนของน้ำ KW: การแยกตัวของน้ำเป็นกระบวนการดูดความร้อน ดังนั้นเมื่ออุณหภูมิเพิ่มขึ้นตามหลักการของ Le Chatelier การแยกตัวเพิ่มขึ้น ผลิตภัณฑ์ไอออนจะเพิ่มขึ้นและถึงค่า 10-13 ที่อุณหภูมิ 100 องศาเซลเซียส ในน้ำบริสุทธิ์ที่อุณหภูมิ 25°C ความเข้มข้นของไฮโดรเจนและไฮดรอกซิลไอออนจะเท่ากัน: = = 10-7 โมล/ลิตร สารละลายที่ความเข้มข้นของไฮโดรเจนและไฮดรอกซิลไอออนเท่ากันเรียกว่าเป็นกลาง หากเติมกรดลงในน้ำบริสุทธิ์ ความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออนจะเพิ่มขึ้นและกลายเป็นมากกว่า 10-7 โมล / ลิตร สารตัวกลางจะกลายเป็นกรด ในขณะที่ความเข้มข้นของไฮดรอกซิลไอออนจะเปลี่ยนไปทันทีเพื่อให้ผลิตภัณฑ์ไอออนของน้ำคงสภาพเดิม ค่า 10-14 สิ่งเดียวกันนี้จะเกิดขึ้นเมื่อเติมอัลคาไลลงในน้ำบริสุทธิ์ ความเข้มข้นของไฮโดรเจนและไฮดรอกซิลไอออนมีความสัมพันธ์กันผ่านผลิตภัณฑ์ไอออน ดังนั้นเมื่อทราบความเข้มข้นของไอออนตัวใดตัวหนึ่ง จึงง่ายต่อการคำนวณความเข้มข้นของอีกไอออน ตัวอย่างเช่น ถ้า = 10-3 โมล/ลิตร ดังนั้น = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 โมล/ลิตร หรือถ้า = 10-2 โมล/ลิตร ก็จะ = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 โมล/ลิตร ดังนั้น ความเข้มข้นของไฮโดรเจนหรือไฮดรอกซิลไอออนสามารถทำหน้าที่เป็นลักษณะเชิงปริมาณของความเป็นกรดหรือด่างของตัวกลางได้ ในทางปฏิบัติ ไม่ใช่ความเข้มข้นของไฮโดรเจนหรือไฮดรอกซิลไอออนที่ใช้ แต่เป็นตัวบ่งชี้ pH ของไฮโดรเจนหรือไฮดรอกซิล pOH ดัชนีไฮโดรเจน pH เท่ากับลอการิทึมทศนิยมเชิงลบของความเข้มข้นของไอออนไฮโดรเจน: pH = - lg ดัชนีไฮดรอกซิล pOH เท่ากับลอการิทึมทศนิยมเชิงลบของความเข้มข้นของไอออนไฮดรอกซิล: pOH = - lg แสดงได้ง่ายโดย ยืดอายุผลิตภัณฑ์ไอออนิกของน้ำที่ pH + pOH = 14 ตัวกลางจะเป็นกลางหากน้อยกว่า 7 - เป็นกรดและยิ่งค่า pH ต่ำลงเท่าใดความเข้มข้นของไฮโดรเจนไอออนก็จะยิ่งสูงขึ้นเท่านั้น pH มากกว่า 7 - สภาพแวดล้อมที่เป็นด่าง ยิ่งค่า pH สูง ความเข้มข้นของไฮดรอกซิลไอออนก็จะยิ่งสูงขึ้น

คำแนะนำ

สาระสำคัญของทฤษฎีนี้คือเมื่อละลาย (ละลายในน้ำ) อิเล็กโทรไลต์เกือบทั้งหมดจะสลายตัวเป็นไอออนซึ่งมีทั้งประจุบวกและประจุลบ (ซึ่งเรียกว่าการแยกตัวด้วยไฟฟ้า) ภายใต้อิทธิพลของกระแสไฟฟ้า ขั้วลบ (“-”) ไปทางขั้วบวก (+) และประจุบวก (ไอออนบวก “+”) เคลื่อนไปทางขั้วลบ (-) การแยกตัวด้วยไฟฟ้าเป็นกระบวนการที่ผันกลับได้ (กระบวนการย้อนกลับเรียกว่า "โมลาไรเซชัน")

ระดับ (a) ของการแยกตัวด้วยไฟฟ้าจะขึ้นอยู่กับตัวอิเล็กโทรไลต์เอง ตัวทำละลาย และความเข้มข้นของอิเล็กโทรไลต์ นี่คืออัตราส่วนของจำนวนโมเลกุล (n) ที่สลายตัวเป็นไอออนต่อจำนวนโมเลกุลทั้งหมดที่ใส่เข้าไปในสารละลาย (N) คุณได้รับ: a = n / N

ดังนั้นอิเล็กโทรไลต์ที่เข้มข้นจึงเป็นสารที่สลายตัวเป็นไอออนได้อย่างสมบูรณ์เมื่อละลายในน้ำ ตามกฎแล้วอิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่งคือสารที่มีขั้วหรือพันธะสูง: สิ่งเหล่านี้คือเกลือที่ละลายได้สูง (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4) รวมถึงเบสที่แรง (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2 , CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). ในอิเล็กโทรไลต์เข้มข้น สารที่ละลายอยู่ในอิเล็กโทรไลต์ส่วนใหญ่อยู่ในรูปของไอออน ( ); แทบไม่มีโมเลกุลใดที่ไม่แยกจากกัน

อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอคือสารที่แตกตัวเป็นไอออนเพียงบางส่วนเท่านั้น อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอพร้อมกับไอออนในสารละลายประกอบด้วยโมเลกุลที่ไม่แยกออกจากกัน อิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอจะไม่ให้ไอออนที่มีความเข้มข้นสูงในสารละลาย

คนที่อ่อนแอคือ:
- กรดอินทรีย์ (เกือบทั้งหมด) (C2H5COOH, CH3COOH ฯลฯ );
- กรดบางชนิด (H2S, H2CO3 ฯลฯ );
- เกลือเกือบทั้งหมด, ละลายได้เล็กน้อยในน้ำ, แอมโมเนียมไฮดรอกไซด์, เช่นเดียวกับเบสทั้งหมด (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- น้ำ.

พวกเขาไม่นำกระแสไฟฟ้าหรือนำไฟฟ้า แต่ไม่ดี

บันทึก

แม้ว่าน้ำบริสุทธิ์จะนำไฟฟ้าได้ไม่ดีนัก แต่ก็ยังมีค่าการนำไฟฟ้าที่วัดได้ เนื่องจากข้อเท็จจริงที่ว่าน้ำจะแยกตัวออกเป็นไฮดรอกไซด์ไอออนและไฮโดรเจนไอออนเล็กน้อย

คำแนะนำที่เป็นประโยชน์

อิเล็กโทรไลต์ส่วนใหญ่เป็นสารที่มีฤทธิ์กัดกร่อน ดังนั้นเมื่อใช้งานกับอิเล็กโทรไลต์ โปรดระมัดระวังอย่างยิ่งและปฏิบัติตามกฎข้อบังคับด้านความปลอดภัย

เบสแก่คือสารประกอบเคมีอนินทรีย์ที่เกิดจากหมู่ไฮดรอกซิล -OH และอัลคาไล (ธาตุหมู่ I ของระบบธาตุ: Li, K, Na, RB, Cs) หรือโลหะอัลคาไลน์เอิร์ท (ธาตุหมู่ II Ba, Ca) พวกเขาเขียนเป็นสูตร LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂

คุณจะต้องการ

• ถ้วยระเหย
• หัวเตา
• ตัวชี้วัด
• แท่งโลหะ
• H₃RO₄

คำแนะนำ

การแสดงฐานที่แข็งแกร่งลักษณะของทั้งหมด การมีอยู่ของสารละลายนั้นพิจารณาจากการเปลี่ยนสีของตัวบ่งชี้ เติมฟีนอฟทาลีนลงในตัวอย่างด้วยสารละลายทดสอบหรือไม่ใส่กระดาษลิตมัส เมทิลสีส้มเป็นสีเหลือง ฟีนอฟทาลีนเป็นสีม่วง และกระดาษลิตมัสเป็นสีน้ำเงิน ยิ่งฐานแข็งแกร่งมากเท่าไหร่ สีของอินดิเคเตอร์ก็จะยิ่งเข้มขึ้นเท่านั้น

หากคุณต้องการทราบว่ามีอัลคาไลชนิดใดให้คุณทำการวิเคราะห์เชิงคุณภาพของโซลูชัน เบสแก่ที่พบมากที่สุด ได้แก่ ลิเธียม โพแทสเซียม โซเดียม แบเรียม และแคลเซียม เบสทำปฏิกิริยากับกรด (ปฏิกิริยาสะเทิน) เกิดเป็นเกลือและน้ำ ในกรณีนี้ สามารถจำแนก Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ และ LiOH ได้ เมื่ออยู่กับกรดจะเกิดสิ่งที่ไม่ละลายน้ำขึ้น ไฮดรอกไซด์ที่เหลือจะไม่ทำให้เกิดการตกตะกอน tk เกลือ K และ Na ละลายน้ำได้ทั้งหมด
3 Ca(OH) ₂ + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

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

3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
กรองและเช็ดให้แห้ง ฉีดตะกอนแห้งลงในเปลวไฟของหัวเตา ลิเธียม แคลเซียม และแบเรียมไอออนสามารถกำหนดคุณภาพได้โดยการเปลี่ยนสีของเปลวไฟ ดังนั้นคุณจะกำหนดได้ว่าไฮดรอกไซด์อยู่ที่ไหน เกลือลิเธียมทำให้เปลวไฟเป็นสีแดงเลือดหมู เกลือแบเรียม - สีเขียวและเกลือแคลเซียม - ในราสเบอร์รี่

ด่างที่เหลือก่อตัวเป็นออร์โธฟอสเฟตที่ละลายน้ำได้

3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂О

ระเหยน้ำให้แห้ง เกลือที่ระเหยบนแท่งโลหะจะถูกนำเข้าสู่เปลวไฟ ที่นั่นเกลือโซเดียม - เปลวไฟจะเปลี่ยนเป็นสีเหลืองสดใสและโพแทสเซียม - สีม่วงอมชมพู ดังนั้น การมีชุดอุปกรณ์และรีเอเจนต์ขั้นต่ำ คุณได้กำหนดเหตุผลที่ชัดเจนทั้งหมดให้กับคุณแล้ว

อิเล็กโทรไลต์คือสารที่อยู่ในสถานะของแข็งเป็นไดอิเล็กตริก นั่นคือไม่นำกระแสไฟฟ้า อย่างไรก็ตาม ในรูปแบบที่ละลายหรือหลอมเหลว อิเล็กโทรไลต์จะกลายเป็นตัวนำ เหตุใดจึงมีการเปลี่ยนแปลงคุณสมบัติอย่างมาก ความจริงก็คือโมเลกุลของอิเล็กโทรไลต์ในสารละลายหรือละลายแยกตัวออกเป็นไอออนที่มีประจุบวกและประจุลบเนื่องจากสารเหล่านี้ในสถานะของการรวมตัวสามารถนำกระแสไฟฟ้าได้ เกลือ กรด เบสส่วนใหญ่มีคุณสมบัติเป็นอิเล็กโทรไลต์

คำแนะนำ

สารอะไรแรง? สารดังกล่าวในสารละลายหรือของหลอมละลายซึ่งเกือบ 100% ของโมเลกุลสัมผัสอยู่ โดยไม่คำนึงถึงความเข้มข้นของสารละลาย รายการประกอบด้วยด่างที่ละลายน้ำได้ เกลือ และกรดบางชนิด เช่น ไฮโดรคลอริก โบรมีน ไอโอดีน ไนตริก เป็นต้น

และผู้ที่อ่อนแอจะมีพฤติกรรมอย่างไรในการแก้ปัญหาหรือละลาย? อิเล็กโทรไลต์? ประการแรก พวกมันแยกตัวออกในระดับที่น้อยมาก (ไม่เกิน 3% ของจำนวนโมเลกุลทั้งหมด) และประการที่สอง พวกมันแยกตัวออกได้แย่ลงและช้าลง ความเข้มข้นของสารละลายก็จะยิ่งสูงขึ้น อิเล็กโทรไลต์ดังกล่าวรวมถึง (แอมโมเนียมไฮดรอกไซด์) กรดอินทรีย์และอนินทรีย์ส่วนใหญ่ (รวมถึงไฮโดรฟลูออริก - HF) และแน่นอน น้ำที่เราทุกคนคุ้นเคย เนื่องจากโมเลกุลเพียงเล็กน้อยเท่านั้นที่สลายตัวเป็นไฮโดรเจนไอออนและไฮดรอกซิลไอออน

โปรดจำไว้ว่าระดับของการแยกตัวและความแข็งแรงของอิเล็กโทรไลต์ขึ้นอยู่กับปัจจัยต่างๆ ได้แก่ ลักษณะของอิเล็กโทรไลต์ ตัวทำละลาย และอุณหภูมิ ดังนั้นการแบ่งนี้จึงมีเงื่อนไขในระดับหนึ่ง ท้ายที่สุดแล้ว สารชนิดเดียวกันสามารถเป็นได้ทั้งอิเล็กโทรไลต์ที่เข้มข้นและอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอ ภายใต้เงื่อนไขที่ต่างกัน ในการประเมินความแข็งแรงของอิเล็กโทรไลต์ ได้มีการแนะนำค่าพิเศษ - ค่าคงที่การแยกตัว ซึ่งพิจารณาจากกฎของการกระทำของมวล แต่ใช้ได้กับอิเล็กโทรไลต์ที่อ่อนแอเท่านั้น แข็งแกร่ง อิเล็กโทรไลต์พวกเขาไม่ปฏิบัติตามกฎของมวลชนที่ทำหน้าที่

แหล่งที่มา:

• รายการอิเล็กโทรไลต์ที่แข็งแกร่ง

เกลือ- สารเคมีเหล่านี้ประกอบด้วยไอออนบวก ซึ่งก็คือไอออนที่มีประจุบวก โลหะและไอออนที่มีประจุลบ ซึ่งเป็นสารตกค้างที่เป็นกรด เกลือมีหลายประเภท: ปกติ, เป็นกรด, พื้นฐาน, สองเท่า, ผสม, ไฮเดรต, ซับซ้อน ขึ้นอยู่กับองค์ประกอบของไอออนบวกและไอออน คุณจะกำหนดได้อย่างไร ฐานเกลือ?