Các chất điện ly hòa tan trong nước cao là những ví dụ. Thuyết phân ly điện ly

Tất cả các chất có thể được chia thành chất điện giải và chất không điện giải. Chất điện ly là những chất mà dung dịch hoặc chất dẫn điện nóng chảy điện lực(ví dụ, dung dịch nước hoặc dung dịch nóng chảy của KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Các chất không điện li không dẫn điện khi nóng chảy hoặc hoà tan (đường, rượu, axeton, v.v.).

Chất điện giải được chia thành mạnh và yếu. Các chất điện li mạnh trong dung dịch hoặc nóng chảy phân li hoàn toàn thành ion. Khi viết phương trình phản ứng hoá họcđiều này được gạch dưới bằng một mũi tên theo một hướng, ví dụ:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Các chất điện ly mạnh bao gồm các chất có điện cực hoặc ion cấu trúc tinh thể(bảng 1.1).

Bảng 1.1 Các chất điện giải mạnh

Các chất điện li yếu chỉ bị phân huỷ thành ion một phần. Cùng với các ion, trong sự tan chảy hoặc dung dịch của các chất này, phần lớn các phân tử không phân ly có mặt. trong các giải pháp chất điện giải yếu song song với sự phân ly, quá trình ngược lại diễn ra - liên kết, tức là sự kết hợp của các ion thành phân tử. Khi viết phương trình phản ứng, điều này được nhấn mạnh bằng hai mũi tên hướng ngược nhau.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Chất điện ly yếu bao gồm các chất có loại vi lượng đồng căn mạng tinh thể(bảng 1.2).

Bảng 1.2 Chất điện giải yếu

Trạng thái cân bằng của chất điện li yếu ở dung dịch nướcđịnh lượng mức độ sự phân ly điện phân và hằng số phân li điện li.

Mức độ phân ly điện li α là tỷ số giữa số phân tử bị phân hủy thành ion để Tổng số các phân tử chất điện ly hòa tan:

Mức độ phân ly cho biết phần nào của toàn bộ chất điện ly hòa tan phân hủy thành ion và phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly và dung môi, cũng như nồng độ của chất trong dung dịch, có giá trị không thứ nguyên, mặc dù nó thường được biểu thị bằng phần trăm. Với độ pha loãng vô hạn của dung dịch chất điện ly, mức độ phân ly đạt đến sự thống nhất, tương ứng với sự phân ly hoàn toàn, 100% của các phân tử chất tan thành ion. Đối với các dung dịch của chất điện li yếu 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.

Nói chung, phản ứng hóa học thuận nghịch có thể được biểu diễn dưới dạng:

một A + b B D d D + e E

Tốc độ phản ứng tỷ lệ thuận với tích của nồng độ của các hạt phản ứng theo lũy thừa của hệ số cân bằng của chúng. Sau đó cho phản ứng trực tiếp

V 1 = k 1 [A] một[B] b,

và tốc độ của phản ứng ngược

V 2 = k 2 [D] d[E] e.

Tại một thời điểm nào đó, tốc độ của phản ứng thuận và nghịch sẽ bằng nhau, tức là

Trạng thái này được gọi là trạng thái cân bằng hóa học. Từ đây

k 1 [A] một[B] b=k 2 [D] d[E] e

Nhóm các hằng số ở một phía và các biến ở phía bên kia, chúng ta nhận được:

Do đó, đối với một phản ứng hóa học thuận nghịch ở trạng thái cân bằng, tích của nồng độ cân bằng của các sản phẩm phản ứng theo lũy thừa của hệ số cân bằng của chúng, liên quan đến cùng một sản phẩm đối với các chất ban đầu, là một giá trị không đổi ở nhiệt độ và áp suất nhất định. . Giá trị số của hằng số cân bằng hóa học Đến không phụ thuộc vào nồng độ chất phản ứng. Ví dụ, hằng số cân bằng đối với sự phân ly của axit nitơ, phù hợp với quy luật tác dụng của khối lượng, có thể được viết là:

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

.

giá trị K ađược gọi là hằng số phân ly của axit, trong trường hợp này là nitơ.

Hằng số phân ly của một bazơ yếu được biểu thị tương tự. Ví dụ, đối với phản ứng phân ly amoniac:

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

.

giá trị K bđược gọi là hằng số phân ly của bazơ, trong trường hợp này là amoniac. Hằng số phân li của chất điện li càng cao thì chất điện li càng nhiều và nồng độ các ion của nó trong dung dịch ở trạng thái cân bằng càng cao. Có mối quan hệ giữa độ phân li và hằng số phân li của chất điện li yếu:

Đây là một biểu thức toán học của định luật pha loãng Ostwald: khi pha loãng một chất điện ly yếu, mức độ phân ly của nó sẽ tăng lên. Đối với chất điện ly yếu ở Đến≤1 ∙ 10 -4 và TỪ≥0,1 mol / l sử dụng biểu thức đơn giản:

Đến= α 2 ∙TỪ hoặc α

Ví dụ 1. Tính mức độ phân ly và nồng độ của các ion và [NH 4 +] trong dung dịch amoni hydroxit 0,1 M nếu Đến NH 4 OH \ u003d 1,76 ∙ 10 -5

Cho: NH 4 OH

Đến NH 4 OH \ u003d 1,76 ∙ 10 -5

Dung dịch:

Vì chất điện ly khá yếu ( Đến NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

hoặc 1,33%

Nồng độ của các ion trong dung dịch điện phân nhị phân bằng C∙ α, vì chất điện phân nhị phân ion hóa với sự hình thành của một cation và một anion, thì \ u003d [NH 4 +] \ u003d 0,1 1,33 10 -2 \ u003d 1,33 10 -3 (mol / l).

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

Lý thuyết về chất điện li mạnh

Chất điện li mạnh trong dung dịch và nóng chảy phân li hoàn toàn thành ion. Tuy nhiên, các nghiên cứu thực nghiệm về độ dẫn điện của dung dịch chất điện ly mạnh cho thấy rằng giá trị của nó có phần bị đánh giá thấp hơn so với độ dẫn điện đáng lẽ ở mức phân ly 100%. Sự khác biệt này được giải thích bởi lý thuyết về chất điện ly mạnh do Debye và Hueckel đề xuất. Theo lý thuyết này, trong dung dịch của các chất điện ly mạnh, có sự tương tác tĩnh điện giữa các ion. Xung quanh mỗi ion, một “bầu không khí ion” được hình thành từ các ion mang điện tích trái dấu, làm chậm chuyển động của các ion trong dung dịch khi có dòng điện một chiều chạy qua. Ngoài tương tác tĩnh điện của các ion, trong dung dịch đậm đặc cần tính đến sự liên kết của các ion. Ảnh hưởng của các lực tương tác tạo ra hiệu ứng phân ly không hoàn toàn của các phân tử, tức là mức độ phân ly biểu kiến. Giá trị của α được xác định bằng thực nghiệm luôn luôn thấp hơn một chút so với giá trị của α thực. Ví dụ, trong dung dịch Na 2 SO 4 0,1 M, giá trị thực nghiệm α = 45%. Để tính đến các yếu tố tĩnh điện trong dung dịch của các chất điện li mạnh, người ta sử dụng khái niệm hoạt độ (một). Hoạt độ của một ion được gọi là nồng độ hiệu dụng hoặc nồng độ biểu kiến, theo đó ion đó hoạt động trong dung dịch. Hoạt độ và nồng độ thực có liên quan với nhau bởi biểu thức:

ở đâu f- Hệ số hoạt độ, đặc trưng cho mức độ lệch của hệ so với lý tưởng do tương tác tĩnh điện của các ion.

Hệ số hoạt độ của các ion phụ thuộc vào giá trị của µ, được gọi là cường độ ion của dung dịch. Cường độ ion của dung dịch là thước đo tương tác tĩnh điện của tất cả các ion có trong dung dịch và bằng một nửa tổng tích của các nồng độ (Với) của mỗi ion có trong dung dịch trên một bình phương của số điện tích của nó (z):

.

Trong dung dịch loãng (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 a = c và hệ số hoạt động là 1. Điều này có nghĩa là thực tế không có tương tác tĩnh điện. Trong các dung dịch rất đậm đặc (µ> 1M), hệ số hoạt độ của các ion có thể lớn hơn hệ số đồng nhất. Mối quan hệ của hệ số hoạt độ với cường độ ion của dung dịch được biểu thị bằng công thức:

tại µ <10 -2

ở 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µở 0,1<µ <1

Hằng số cân bằng thể hiện dưới dạng hoạt động được gọi là nhiệt động lực học. Ví dụ, đối với phản ứng

một A + b B d D + e E

hằng số nhiệt động có dạng:

Nó phụ thuộc vào nhiệt độ, áp suất và bản chất của dung môi.

Kể từ khi hoạt động của hạt, thì

ở đâu Đến C là hằng số cân bằng nồng độ.

Nghĩa Đến C không chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất của dung môi và áp suất mà còn phụ thuộc vào cường độ ion m. Vì các hằng số nhiệt động lực học phụ thuộc vào số lượng nhỏ nhất của các yếu tố, do đó, chúng là những đặc điểm cơ bản nhất của trạng thái cân bằng. Vì vậy, trong các sách tham khảo, người ta đưa ra các hằng số nhiệt động. Các giá trị của hằng số nhiệt động của một số chất điện ly yếu được đưa ra trong phần phụ lục của sách hướng dẫn này. \ u003d 0,024 mol / l.

Khi điện tích của ion tăng lên, hệ số hoạt độ và hoạt độ của ion giảm.

Các câu hỏi để kiểm soát bản thân:

1. Một hệ thống lý tưởng là gì? Kể tên những lý do chính dẫn đến sự sai lệch của một hệ thống thực so với một hệ thống lý tưởng.
2. Mức độ phân ly của các chất điện li là gì?
3. Cho ví dụ về chất điện li mạnh và yếu.
4. Mối quan hệ giữa hằng số phân li và mức độ phân li của chất điện li yếu là gì? Diễn đạt nó bằng toán học.
5. Hoạt động là gì? Hoạt động của một ion và nồng độ thực của nó có liên quan như thế nào?
6. Yếu tố hoạt động là gì?
7. Điện tích của một ion ảnh hưởng như thế nào đến giá trị của hệ số hoạt độ?
8. Độ mạnh ion của một dung dịch, biểu thức toán học của nó là gì?
9. Viết công thức tính hệ số hoạt độ của từng ion phụ thuộc vào cường độ ion của dung dịch.
10. Hình thành định luật tác động của khối lượng và diễn đạt nó bằng toán học.
11. Hằng số cân bằng nhiệt động là gì? Những yếu tố nào ảnh hưởng đến giá trị của nó?
12. Hằng số cân bằng nồng độ là gì? Những yếu tố nào ảnh hưởng đến giá trị của nó?
13. Hằng số cân bằng nhiệt động và nồng độ có quan hệ với nhau như thế nào?
14. Giá trị của hệ số hoạt động có thể thay đổi ở mức độ nào?
15. Các quy định chính của thuyết về chất điện li mạnh là gì?

CÁC GIẢI PHÁP
LÝ THUYẾT VỀ GIẢI PHÓNG ĐIỆN TỬ

TRANH CHẤP ĐIỆN TỬ
ELECTROLYTES VÀ NON-ELECTROLYTES

Thuyết phân ly điện ly

(S. Arrhenius, 1887)

1. Khi hòa tan trong nước (hoặc nóng chảy), các chất điện phân phân hủy thành các ion tích điện dương và âm (chịu sự phân ly điện ly).

2. Dưới tác dụng của dòng điện, các cation (+) chuyển động về phía cực âm (-), và các anion (-) chuyển động về phía cực dương (+).

3. Sự điện li là một quá trình thuận nghịch (phản ứng nghịch được gọi là sự phân li).

4. Mức độ phân ly điện ly ( một ) phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly và dung môi, nhiệt độ và nồng độ. Nó cho thấy tỷ lệ số phân tử bị phân hủy thành các ion ( N ) đến tổng số phân tử được đưa vào dung dịch ( N).

a = n / N0< a <1

Cơ chế phân ly điện ly của các chất ion

Khi hòa tan các hợp chất có liên kết ion ( ví dụ: NaCl ) quá trình hydrat hóa bắt đầu với sự định hướng của các lưỡng cực nước xung quanh tất cả các gờ và mặt của tinh thể muối.

Định hướng xung quanh các ion của mạng tinh thể, các phân tử nước hình thành liên kết hydro hoặc chất nhận cho với chúng. Quá trình này giải phóng một lượng lớn năng lượng, được gọi là năng lượng hydrat hóa.

Năng lượng của hydrat hóa, giá trị của nó có thể so sánh với năng lượng của mạng tinh thể, đi đến sự phá hủy mạng tinh thể. Trong trường hợp này, các ion ngậm nước đi từng lớp vào dung môi và trộn với các phân tử của nó, tạo thành dung dịch.

Cơ chế phân ly điện li của các chất phân cực

Những chất mà phân tử của chúng được tạo thành theo kiểu liên kết cộng hóa trị có cực (phân tử có cực) cũng phân ly tương tự. Xung quanh mỗi phân tử cực của vật chất ( ví dụ: HCl ), các lưỡng cực của nước được định hướng theo một cách nhất định. Kết quả của sự tương tác với các lưỡng cực nước, phân tử phân cực trở nên phân cực hơn nữa và chuyển thành phân tử ion, sau đó các ion ngậm nước tự do dễ dàng được hình thành.

Chất điện giải và chất không điện giải

Sự phân ly điện li của các chất, dẫn đến sự hình thành các ion tự do, giải thích tính dẫn điện của các dung dịch.

Quá trình phân ly điện li thường được viết dưới dạng sơ đồ, không tiết lộ cơ chế của nó và bỏ qua dung môi ( H2O ), mặc dù anh ấy là một người có đóng góp lớn.

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 -

Từ tính trung hòa về điện của các phân tử, theo đó tổng điện tích của các cation và anion phải bằng không.

Ví dụ, cho

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

Chất điện giải mạnh

Đây là những chất khi hòa tan vào nước sẽ bị phân hủy gần như hoàn toàn thành ion. Theo quy luật, chất điện li mạnh bao gồm các chất có liên kết ion hoặc liên kết phân cực cao: tất cả các muối hòa tan cao, axit mạnh ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) và bazơ mạnh ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Trong dung dịch của chất điện ly mạnh, chất tan chủ yếu ở dạng ion (cation và anion); thực tế là không có các phân tử không phân ly.

Chất điện giải yếu

Những chất phân ly một phần thành ion. Dung dịch của chất điện ly yếu, cùng với các ion, chứa các phân tử không phân ly. Chất điện li yếu không thể cho nồng độ ion cao trong dung dịch.

Các chất điện giải yếu bao gồm:

1) hầu như tất cả các axit hữu cơ ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, v.v.);

2) một số axit vô cơ ( H 2 CO 3, H 2 S, v.v.);

3) hầu như tất cả các muối, bazơ và amoni hydroxit hòa tan trong nước(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) nước.

Chúng kém (hoặc gần như không dẫn điện).

CH 3 COOH «CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (bước đầu tiên)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (bước thứ hai)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (giai đoạn đầu)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (giai đoạn hai)

Chất không điện giải

Các chất có dung dịch nước và nóng chảy không dẫn điện. Chúng chứa các liên kết cộng hóa trị không phân cực hoặc ít phân cực không bị phân hủy thành ion.

Các chất khí, chất rắn (phi kim loại), hợp chất hữu cơ (sacarozơ, xăng, rượu) không dẫn điện.

Mức độ phân ly. Hằng số phân ly

Nồng độ của các ion trong dung dịch phụ thuộc vào mức độ phân ly hoàn toàn của chất điện ly thành ion. Trong dung dịch của các chất điện ly mạnh, sự phân ly có thể được coi là hoàn toàn, nồng độ của các ion có thể dễ dàng xác định từ nồng độ (c) và thành phần của phân tử chất điện ly (chỉ số đo phân vị), Ví dụ :

Nồng độ ion trong dung dịch của các chất điện ly yếu được đặc trưng về mặt định tính bằng độ và hằng số phân ly.

Mức độ phân ly (một) là tỷ số giữa số phân tử bị phân rã thành các ion ( N ) đến tổng số phân tử hòa tan ( N):

a = n / N

và được biểu thị bằng phần nhỏ của một đơn vị hoặc bằng% ( một \ u003d 0,3 - ranh giới phân chia có điều kiện thành chất điện ly mạnh và yếu).

Thí dụ

Xác định nồng độ mol của các cation và anion trong các dung dịch 0,01M KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 và CH 3 COOH.

Mức độ phân ly của các chất điện ly yếu a = 0,3.

Dung dịch

KBr, Ba (OH) 2 và H 2 SO 4 - chất điện li mạnh phân li hoàn toàn(a = 1).

KBr «K + + Br -

0,01 triệu

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

0,01 triệu

0,02 triệu

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0,02 triệu

[SO 4 2-] = 0,01 triệu

NH 4 OH và CH 3 COOH - chất điện giải yếu(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 M

Mức độ phân ly phụ thuộc vào nồng độ của dung dịch chất điện li yếu. Khi pha loãng với nước, mức độ phân ly luôn tăng lên, bởi vì số lượng phân tử dung môi tăng lên ( H2O ) mỗi phân tử chất tan. Theo nguyên lý của Le Chatelier, cân bằng của sự phân ly điện phân trong trường hợp này nên chuyển dịch theo hướng hình thành sản phẩm, tức là các ion ngậm nước.

Mức độ phân ly điện li phụ thuộc vào nhiệt độ của dung dịch. Thông thường, khi nhiệt độ tăng, mức độ phân ly tăng lên, bởi vì các liên kết trong phân tử được kích hoạt, chúng trở nên di động hơn và dễ bị ion hóa hơn. Có thể tính được nồng độ của các ion trong dung dịch chất điện li yếu khi biết mức độ phân lymộtvà nồng độ ban đầu của chấtc trong dung dịch.

Thí dụ

Xác định nồng độ của các phân tử và ion không phân ly trong dung dịch 0,1 M. NH4OH nếu mức độ phân ly là 0,01.

Dung dịch

Nồng độ phân tử NH4OH , sẽ phân rã thành các ion tại thời điểm cân bằng, sẽ bằngmộtc. Nồng độ ion NH 4 - và OH - - sẽ bằng nồng độ của các phân tử phân ly và bằngmộtc(theo phương trình điện li)

NH4OH		NH4 +		Oh-
c - a c

Một 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

Hằng số phân ly ( K D ) là tỷ số giữa tích của nồng độ cân bằng của các ion với lũy thừa của hệ số cân bằng tương ứng với nồng độ của các phân tử không phân ly.

Nó là hằng số cân bằng của quá trình phân li điện li; đặc trưng cho khả năng phân hủy thành ion của một chất: càng cao K D , nồng độ của các ion trong dung dịch càng lớn.

Sự phân ly của axit đa bazơ yếu hoặc bazơ đa axit lần lượt diễn ra theo từng giai đoạn, đối với mỗi giai đoạn có hằng số phân ly riêng:

Giai đoạn đầu tiên:

H 3 PO 4 «H + + H 2 PO 4 -

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

Bước thứ hai:

H 2 PO 4 - «H + + HPO 4 2-

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

Bước thứ ba:

HPO 4 2- «H + + PO 4 3-

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

K D 1> K D 2> K D 3

Thí dụ

Nhận một phương trình liên hệ với mức độ phân ly điện ly của một chất điện ly yếu ( một ) với hằng số phân ly (định luật pha loãng của Ostwald) đối với axit đơn bazơ yếu VÀO.

HA «H ++ A +

K D = () /

Nếu tổng nồng độ của một chất điện li yếu được kí hiệu làc, sau đó là nồng độ cân bằng H + và A - bằng nhau mộtc, và nồng độ của các phân tử không phân ly BẬT - (c - a c) \ u003d c (1 - a)

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

Trong trường hợp chất điện giải rất yếu ( 0,01 bảng Anh)

K D = c a 2 hoặc a = \ é (K D / c)

Thí dụ

Tính mức độ phân ly của axit axetic và nồng độ của các ion H + trong dung dịch 0,1 M nếu K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Dung dịch

Hãy sử dụng định luật pha loãng Ostwald

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

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

Sản phẩm hòa tan

Sự định nghĩa

Cho một ít muối hòa tan vào cốc, ví dụ: AgCl và thêm nước cất vào kết tủa. Đồng thời, các ion Ag + và Cl- , chịu sức hút từ các lưỡng cực nước xung quanh, dần dần tách khỏi các tinh thể và đi vào dung dịch. Va chạm trong dung dịch, các ion Ag + và Cl- hình thành các phân tử AgCl và lắng đọng trên bề mặt tinh thể. Do đó, hai quá trình trái ngược nhau xảy ra trong hệ, dẫn đến trạng thái cân bằng động, khi cùng một số lượng ion đi vào dung dịch trong một đơn vị thời gian Ag + và Cl- bao nhiêu được ký gửi. Tích tụ ion Ag + và Cl- dừng lại trong dung dịch, hóa ra dung dịch bão hòa. Do đó, chúng ta sẽ xem xét một hệ thống trong đó có một kết tủa của một muối tan ít khi tiếp xúc với dung dịch bão hòa của muối này. Trong trường hợp này, hai quá trình trái ngược nhau diễn ra:

1) Sự chuyển đổi của các ion từ kết tủa sang dung dịch. Tốc độ của quá trình này có thể được coi là không đổi ở nhiệt độ không đổi: V 1 = K 1;

2) Kết tủa các ion từ dung dịch. Tốc độ của quá trình này V 2 phụ thuộc vào nồng độ ion Ag + và Cl -. Theo luật hành động quần chúng:

V 2 \ u003d k 2

Vì hệ ở trạng thái cân bằng nên

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (tại T = const)

Bằng cách này, tích của nồng độ ion trong dung dịch bão hòa của chất điện ly ít hòa tan ở nhiệt độ không đổi là không đổi kích cỡ. Giá trị này được gọi làSản phẩm hòa tan(VÂN VÂN ).

Trong ví dụ đã cho VÂN VÂN AgCl = [Ag +] [Cl-] . Trong trường hợp chất điện phân chứa hai hoặc nhiều ion giống nhau, nồng độ của các ion này phải được nâng lên công suất thích hợp khi tính tích số tan.

Ví dụ, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Trong trường hợp tổng quát, biểu thức của tích số tan của chất điện ly là A m B n

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

Các giá trị của tích số tan đối với các chất khác nhau là khác nhau.

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

VÂN VÂN dễ tính, biết c sự sáng tạo của hợp chất tại một t °.

ví dụ 1

Độ tan của CaCO 3 là 0,0069 hoặc 6,9 10 -3 g / l. Tìm PR CaCO 3.

Dung dịch

Chúng tôi biểu thị độ tan theo mol:

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

M CaCO3

Vì mọi phân tử CaCO3 cho một ion mỗi khi hòa tan Ca 2+ và CO 3 2-, sau đó
[Ca 2+] \ u003d [CO 3 2-] \ u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Do đó, PR CaCO 3 \ u003d [Ca 2+] [CO 3 2-] \ u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \ u003d 4,8 10 -9

Biết giá trị của PR , bạn có thể lần lượt tính độ tan của chất theo mol / l hoặc g / l.

Ví dụ 2

Sản phẩm hòa tan PR PbSO 4 \ u003d 2,2 10-8 g / l.

Độ hòa tan là gì PbSO4?

Dung dịch

Biểu thị độ hòa tan PbSO 4 qua X mol / l. Đi vào giải pháp X số mol PbSO 4 sẽ cho ion X Pb 2+ và X ionVÌ THẾ 4 2- , I E.:

== X

VÂN VÂNPbSO 4 = = = X X = X 2

X =\ é(VÂN VÂNPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol / l.

Để đi đến độ tan, biểu thị bằng g / l, chúng ta nhân giá trị tìm được với khối lượng phân tử, sau đó chúng ta nhận được:

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

Sự hình thành lượng mưa

Nếu một

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- dung dịch không bão hòa

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- dung dịch bão hòa

[ Ag + ] [ Cl - ]> PRAgCl- dung dịch quá bão hòa

Kết tủa được tạo thành khi tích của nồng độ ion của một chất điện ly ít tan vượt quá giá trị của tích số tan của nó ở một nhiệt độ nhất định. Khi tích số ion trở nên bằngVÂN VÂN, kết tủa ngừng. Biết thể tích và nồng độ của các dung dịch hỗn hợp, có thể tính được muối tạo thành có kết tủa hay không.

Ví dụ 3

Có kết tủa không khi trộn các thể tích bằng nhau 0,2Mcác giải phápPb(KHÔNG 3 ) 2 vàNaCl.
VÂN VÂNPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Dung dịch

Khi trộn lẫn, thể tích của dung dịch tăng gấp đôi và nồng độ của mỗi chất sẽ giảm đi một nửa, tức là sẽ trở thành 0,1 M hoặc 1,0 10 -1 mol / l. đó là sẽ có nồng độPb 2+ vàCl - . Do đó,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Giá trị kết quả vượt quáVÂN VÂNPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Vì vậy, một phần của muốiPbCl 2 kết tủa hết. Từ những điều trên, có thể kết luận rằng các yếu tố khác nhau ảnh hưởng đến sự hình thành lượng mưa.

Ảnh hưởng của nồng độ dung dịch

Chất điện ly hòa tan ít với giá trị đủ lớnVÂN VÂNkhông thể kết tủa từ các dung dịch loãng.Ví dụ, kết tủaPbCl 2 sẽ không bị rơi ra ngoài khi trộn các thể tích bằng nhau 0,1Mcác giải phápPb(KHÔNG 3 ) 2 vàNaCl. Khi trộn các thể tích bằng nhau, nồng độ của mỗi chất sẽ trở thành0,1 / 2 = 0,05 Mhoặc 5 10 -2 mol / l. Sản phẩm ion[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Giá trị kết quả nhỏ hơnVÂN VÂNPbCl 2 do đó không có kết tủa sẽ xảy ra.

Ảnh hưởng của lượng chất kết tủa

Để kết tủa hoàn toàn nhất, người ta dùng một lượng dư kết tủa.

Ví dụ, muối kết tủaBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Sau khi thêm một số tiền tương đươngNa 2 CO 3 các ion vẫn còn trong dung dịchBa 2+ , nồng độ của nó được xác định bởi số lượngVÂN VÂN.

Tăng nồng độ các ionCO 3 2- gây ra bởi việc bổ sung lượng kết tủa dư thừa(Na 2 CO 3 ) , sẽ kéo theo sự giảm tương ứng về nồng độ của các ionBa 2+ trong giải pháp, tức là sẽ làm tăng tính hoàn chỉnh của quá trình lắng đọng của ion này.

Ảnh hưởng của ion cùng tên

Độ tan của các chất điện ly ít tan giảm khi có mặt các chất điện ly mạnh khác có các ion tương tự. Nếu đến một dung dịch không bão hòaBaSO 4 thêm từng chút mộtNa 2 VÌ THẾ 4 , sau đó là sản phẩm ion, ban đầu nhỏ hơn VÂN VÂNBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , dần dần sẽ đạtVÂN VÂNvà vượt quá nó. Mưa sẽ bắt đầu.

Hiệu ứng nhiệt độ

VÂN VÂNkhông đổi ở nhiệt độ không đổi. Với nhiệt độ ngày càng tăng VÂN VÂN tăng, do đó, kết tủa được thực hiện tốt nhất từ ​​các dung dịch đã làm lạnh.

Sự hòa tan của kết tủa

Quy tắc tích số tan rất quan trọng để chuyển các kết tủa ít tan vào dung dịch. Giả sử ta cần hòa tan kết tủaBaTỪO 3 . Dung dịch tiếp xúc với kết tủa này bão hòa vớiBaTỪO 3 .
Nó có nghĩa là[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Nếu một axit được thêm vào dung dịch, thì các ionH + liên kết các ion có trong dung dịchCO 3 2- thành các phân tử axit cacbonic yếu:

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

Kết quả là, nồng độ của ion sẽ giảm mạnh.CO 3 2- , sản phẩm ion trở nên nhỏ hơnVÂN VÂNBaCO 3 . Dung dịch sẽ không bão hòa đối vớiBaTỪO 3 và một phần của trầm tíchBaTỪO 3 đi vào giải pháp. Khi thêm một lượng axit vừa đủ, toàn bộ kết tủa có thể được đưa vào dung dịch. Do đó, sự hòa tan kết tủa bắt đầu khi, vì một lý do nào đó, sản phẩm ion của chất điện ly ít hòa tan trở nên nhỏ hơnVÂN VÂN. Để hòa tan kết tủa, một chất điện ly được đưa vào dung dịch, các ion của chất này có thể tạo thành hợp chất phân ly nhẹ với một trong các ion của chất điện ly ít tan. Điều này giải thích sự hòa tan của các hydroxit ít tan trong axit.

Fe (OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ionỒ - liên kết thành các phân tử phân ly kémH 2 O.

Bàn.Tích số hòa tan (SP) và độ hòa tan ở 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 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

Lý thuyết về sự phân ly điện ly do nhà khoa học Thụy Điển S. Arrhenius đề xuất năm 1887.

Sự phân ly điện phân- Đây là sự phân hủy các phân tử chất điện ly với sự hình thành các ion mang điện tích dương (cation) và ion (anion) tích điện âm trong dung dịch.

Ví dụ, axit axetic phân ly như thế này trong dung dịch nước:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO -.

Sự phân ly là một quá trình thuận nghịch. Nhưng các chất điện ly khác nhau thì phân ly khác nhau. Mức độ phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly, nồng độ của nó, bản chất của dung môi, điều kiện bên ngoài (nhiệt độ, áp suất).

Mức độ phân ly α - tỉ lệ giữa số phân tử bị phân huỷ thành ion trên tổng số phân tử:

α = v´ (x) / v (x).

Mức độ có thể thay đổi từ 0 đến 1 (từ khi không có phân ly đến khi hoàn thành). Được biểu thị dưới dạng phần trăm. Nó được xác định bằng thực nghiệm. Trong quá trình phân ly của chất điện ly, số lượng các hạt trong dung dịch tăng lên. Mức độ phân ly cho biết độ bền của chất điện ly.

Phân biệt mạnh và chất điện giải yếu.

Chất điện giải mạnh- Đây là những chất điện ly, mức độ phân ly vượt quá 30%.

Chất điện giải cường độ trung bình- Đây là những người có mức độ phân ly phân chia trong khoảng từ 3% đến 30%.

Chất điện giải yếu- mức độ phân ly trong dung dịch nước 0,1 M nhỏ hơn 3%.

Ví dụ về chất điện li yếu và mạnh.

Các chất điện li mạnh trong dung dịch loãng bị phân hủy hoàn toàn thành ion, tức là α = 1. Nhưng các thí nghiệm cho thấy phân ly không thể bằng 1, nó có giá trị gần đúng, nhưng không bằng 1. Đây không phải là phân ly thực sự, mà là biểu kiến.

Ví dụ, hãy để một số kết nối α = 0,7. Những thứ kia. theo lý thuyết Arrhenius, 30% các phân tử không phân ly "trôi nổi" trong dung dịch. Và 70% hình thành các ion tự do. Và lý thuyết tĩnh điện đưa ra một định nghĩa khác cho khái niệm này: nếu α \ u003d 0,7, thì tất cả các phân tử đều phân ly thành các ion, nhưng các ion chỉ có 70% tự do, và 30% còn lại được liên kết bởi tương tác tĩnh điện.

Mức độ phân ly biểu kiến.

Mức độ phân ly không chỉ phụ thuộc vào bản chất của dung môi và chất tan mà còn phụ thuộc vào nồng độ của dung dịch và nhiệt độ.

Phương trình phân ly có thể được biểu diễn như sau:

AK ⇄ A- + K +.

Và mức độ phân ly có thể được biểu thị như sau:

Khi tăng nồng độ của dung dịch, mức độ phân ly của chất điện ly giảm. Những thứ kia. giá trị độ cho một chất điện phân cụ thể không phải là một giá trị hằng số.

Vì sự phân ly là một quá trình thuận nghịch, các phương trình tốc độ phản ứng có thể được viết như sau:

Nếu sự phân ly là cân bằng, thì các tỷ lệ bằng nhau và kết quả là chúng ta nhận được không đổi thế cân bằng(hằng số phân ly):

K phụ thuộc vào bản chất của dung môi và nhiệt độ, nhưng không phụ thuộc vào nồng độ của các dung dịch. Qua phương trình có thể thấy càng nhiều phân tử không phân ly thì giá trị của hằng số điện ly càng giảm.

Axit polybasic phân ly theo từng bước, và mỗi bước có giá trị riêng của hằng số phân ly.

Nếu một axit polybasic phân ly, thì proton đầu tiên dễ bị tách ra nhất, và khi điện tích của anion tăng, lực hút tăng, và do đó proton bị tách ra khó hơn nhiều. Ví dụ,

Hằng số phân ly của axit photphoric ở mỗi giai đoạn sẽ rất khác nhau:

I - giai đoạn:

II - giai đoạn:

III - giai đoạn:

Ở giai đoạn đầu, axit photphoric là một axit có độ mạnh trung bình, ở giai đoạn 2 là axit yếu, ở giai đoạn 3 thì rất yếu.

Ví dụ về hằng số cân bằng đối với một số dung dịch điện phân.

Hãy xem xét một ví dụ:

Nếu cho đồng kim loại vào dung dịch có chứa ion bạc thì tại thời điểm cân bằng, nồng độ của ion đồng phải lớn hơn nồng độ của bạc.

Nhưng hằng số có giá trị thấp:

AgCl⇄Ag + + Cl -.

Điều này cho thấy rằng tại thời điểm đạt đến trạng thái cân bằng, rất ít bạc clorua đã bị hòa tan.

Nồng độ của kim loại đồng và bạc được đưa vào hằng số cân bằng.

Sản phẩm ion của nước.

Bảng dưới đây chứa dữ liệu:

Hằng số này được gọi là sản phẩm ion của nước, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ. Theo sự phân ly, cứ 1 ion H + thì có một ion hydroxit. Trong nước tinh khiết, nồng độ của các ion này là như nhau: [ H + ] = [Ồ - ].

Kể từ đây, [ H + ] = [Ồ-] = = 10-7 mol / l.

Nếu một chất lạ, chẳng hạn như axit clohydric, được thêm vào nước, nồng độ của các ion hydro sẽ tăng lên, nhưng tích số ion của nước không phụ thuộc vào nồng độ.

Và nếu bạn thêm kiềm, thì nồng độ của các ion sẽ tăng lên, và lượng hydro sẽ giảm.

Sự tập trung và liên kết với nhau: giá trị này càng nhiều thì giá trị kia càng ít.

Độ axit của dung dịch (pH).

Tính axit của các dung dịch thường được biểu thị bằng nồng độ của các ion H +. Trong môi trường axit độ pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - độ pH\ u003d 10 -7 mol / l, trong kiềm - pH> 10 -7 mol / l.
Tính axit của dung dịch được biểu thị dưới dạng lôgarit âm của nồng độ ion hydro, gọi nó là độ pH.

pH = -lg[ H + ].

Mối quan hệ giữa hằng số và mức độ phân ly.

Hãy xem xét một ví dụ về sự phân ly của axit axetic:

Hãy tìm một hằng số:

Nồng độ mol С = 1 /V, chúng tôi thay thế vào phương trình và nhận được:

Các phương trình này là theo luật nhân giống của W. Ostwald, theo đó hằng số phân ly của chất điện ly không phụ thuộc vào độ loãng của dung dịch.

ELECTROLYTES Các chất mà dung dịch hoặc chất nóng chảy dẫn điện.

KHÔNG CÓ ĐIỆN TỬ Các chất có dung dịch hoặc nóng chảy không dẫn điện.

Phân ly- Sự phân hủy các hợp chất thành các ion.

Mức độ phân ly là tỉ số giữa số phân tử phân li thành ion trên tổng số phân tử trong dung dịch.

ELECTROLYTES MẠNH MẼ khi hòa tan trong nước, chúng gần như phân ly hoàn toàn thành ion.

Khi viết phương trình phân li của các chất điện li mạnh hãy đặt dấu bằng.

Các chất điện giải mạnh bao gồm:

Các muối hòa tan ( xem bảng độ hòa tan);

Nhiều axit vô cơ: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( nhìn axit-chất điện ly mạnh trong bảng độ tan);

Bazơ của kim loại kiềm (LiOH, NaOH, KOH) và kim loại kiềm thổ (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( xem bazơ điện li mạnh trong bảng tính tan).

WEAK ELECTROLYTES trong dung dịch nước chỉ phân ly một phần (thuận nghịch) thành ion.

Khi viết phương trình phân li của các chất điện li yếu, người ta đặt dấu hiệu của sự thuận nghịch.

Các chất điện giải yếu bao gồm:

Hầu hết các axit hữu cơ và nước (H 2 O);

Một số axit vô cơ: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( nhìn axit-chất điện li yếu trong bảng độ tan);

Các hiđroxit kim loại không tan (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( xem căn cứcchất điện li yếu trong bảng độ tan).

Mức độ phân ly điện ly bị ảnh hưởng bởi một số yếu tố:

bản chất của dung môi và chất điện giải: chất điện li mạnh là chất có liên kết ion và cộng hoá trị phân cực mạnh; khả năng ion hóa tốt, tức là khả năng gây ra sự phân ly của các chất, có dung môi có hằng số điện môi cao, các phân tử có cực (ví dụ, nước);

nhiệt độ: vì sự phân ly là một quá trình thu nhiệt, sự tăng nhiệt độ sẽ làm tăng giá trị của α;

nồng độ: khi dung dịch được pha loãng, mức độ phân ly tăng lên, và khi tăng nồng độ, nó giảm;

giai đoạn của quá trình phân ly: mỗi giai đoạn tiếp theo kém hiệu quả hơn giai đoạn trước, khoảng 1000–10.000 lần; ví dụ, đối với axit photphoric α 1> α 2> α 3:

H3PO4⇄Н ++ H2PO-4 (giai đoạn đầu, α 1),

H2PO − 4⇄H ++ HPO2−4 (giai đoạn thứ hai, α 2),

НPO2−4⇄Н ++ PO3−4 (giai đoạn thứ ba, α 3).

Vì lý do này, trong dung dịch axit này, nồng độ của các ion hydro là cao nhất và nồng độ của các ion photphat PO3−4 là thấp nhất.

1. Độ tan và mức độ phân ly của một chất không liên quan với nhau. Ví dụ, một chất điện ly yếu là axit axetic, chất này hòa tan nhiều (không hạn chế) trong nước.

2. Dung dịch của chất điện li yếu chứa ít hơn các ion khác được tạo thành ở giai đoạn cuối của quá trình điện li.

Mức độ phân ly điện ly cũng bị ảnh hưởng bởi bổ sung các chất điện giải khác: ví dụ mức độ phân ly của axit fomic

HCOOH ⇄ HCOO - + H +

giảm nếu thêm một ít natri fomat vào dung dịch. Muối này phân ly tạo thành ion formate HCOO -:

HCOONa → HCOO - + Na +

Kết quả là, nồng độ của ion HCOO– trong dung dịch tăng lên, và theo nguyên tắc Le Chatelier, sự gia tăng nồng độ của các ion formate sẽ làm thay đổi trạng thái cân bằng của quá trình phân ly axit formic sang trái, tức là mức độ phân ly giảm dần.

Định luật pha loãng Ostwald- tỷ số biểu thị sự phụ thuộc của độ dẫn điện đương lượng của dung dịch loãng của chất điện ly yếu nhị phân vào nồng độ của dung dịch:

Ở đây, là hằng số phân ly của chất điện ly, là nồng độ, và lần lượt là các giá trị của độ dẫn điện tương đương ở nồng độ và ở độ pha loãng vô hạn. Tỷ lệ là hệ quả của quy luật hành động số đông và bình đẳng

mức độ phân ly ở đâu.

Định luật pha loãng Ostwald được W. Ostwald phát triển năm 1888 và được ông xác nhận bằng thực nghiệm. Việc thiết lập thực nghiệm tính đúng đắn của định luật pha loãng Ostwald có tầm quan trọng lớn đối với việc chứng minh lý thuyết về sự phân ly điện ly.

Sự điện ly của nước. Chỉ thị hydro pH Nước là chất điện li lưỡng tính yếu: H2O H + + OH- hay chính xác hơn là: 2H2O \ u003d H3O + + OH- Hằng số phân li của nước ở 25oC là: có thể coi là hằng số và bằng 55,55 mol / l (khối lượng riêng của nước 1000 g / l, khối lượng 1 l 1000 g, lượng chất của nước 1000g: 18g / mol \ u003d 55,55 mol, C \ u003d 55,55 mol: 1 l \ u003d 55,55 mol / l). Sau đó, giá trị này không đổi ở nhiệt độ nhất định (25 ° C), nó được gọi là tích số ion của nước KW: Sự phân ly của nước là một quá trình thu nhiệt, do đó, khi nhiệt độ tăng, phù hợp với nguyên lý Le Chatelier, độ phân ly tăng, tích số ion tăng và đạt giá trị 10-13 ở 100 ° C. Trong nước tinh khiết ở 25 ° C, nồng độ của ion hydro và hydroxyl bằng nhau: = = 10-7 mol / l Các dung dịch trong đó nồng độ của ion hydro và hydroxyl bằng nhau được gọi là trung tính. Nếu axit được thêm vào nước tinh khiết, nồng độ của các ion hydro sẽ tăng lên và trở nên hơn 10-7 mol / l, môi trường sẽ trở thành axit, trong khi nồng độ của các ion hydroxyl sẽ ngay lập tức thay đổi do đó sản phẩm ion của nước vẫn giữ nguyên. giá trị 10-14. Điều tương tự cũng sẽ xảy ra khi thêm kiềm vào nước tinh khiết. Nồng độ của các ion hydro và hydroxyl liên quan với nhau thông qua tích số ion, do đó, khi biết nồng độ của một trong các ion, ta dễ dàng tính được nồng độ của ion kia. Ví dụ, nếu = 10-3 mol / l, thì = KW / = 10-14 / 10-3 = 10-11 mol / l, hoặc nếu = 10-2 mol / l, thì = KW / = 10-14 / 10-2 = 10-12 mol / l. Do đó, nồng độ của các ion hydro hoặc hydroxyl có thể dùng như một đặc trưng định lượng của độ axit hoặc độ kiềm của môi trường. Trong thực tế, nó không phải là nồng độ của các ion hydro hoặc hydroxyl được sử dụng, mà là các chỉ số pH hydro hoặc hydroxyl pOH. Chỉ số hydro pH bằng logarit thập phân âm của nồng độ ion hydro: pH = - lg Chỉ số hydroxyl pOH bằng logarit thập phân âm của nồng độ ion hydroxyl: pOH = - lg Rất dễ biểu diễn bằng kéo dài sản phẩm ion của nước mà pH + pOH = 14 môi trường là trung tính, nếu nhỏ hơn 7 - có tính axit, và pH càng thấp, nồng độ của các ion hydro càng cao. pH lớn hơn 7 - môi trường kiềm, pH càng cao thì nồng độ ion hydroxyl càng cao.

Hướng dẫn

Bản chất của lý thuyết này là khi nóng chảy (hòa tan trong nước), hầu hết tất cả các chất điện phân đều phân hủy thành các ion vừa mang điện tích dương vừa mang điện tích âm (gọi là sự phân ly chất điện ly). Dưới tác động của dòng điện, âm (“-”) về phía cực dương (+), và tích điện dương (cation, “+”), chuyển động về phía cực âm (-). Sự phân ly điện phân là một quá trình thuận nghịch (quá trình ngược lại được gọi là "sự phân hóa").

Mức độ (a) của sự phân ly chất điện ly phụ thuộc vào chất điện ly, dung môi và nồng độ của chúng. Đây là tỷ số giữa số phân tử (n) đã bị phân rã thành ion trên tổng số phân tử được đưa vào dung dịch (N). Bạn nhận được: a = n / N

Như vậy, chất điện li mạnh là chất bị phân hủy hoàn toàn thành ion khi hòa tan vào nước. Theo quy luật, chất điện li mạnh là những chất có liên kết hoặc phân cực cao: đây là những muối có tính tan nhiều (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), cũng như bazơ mạnh (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH) 2, CsOH, Sr (OH) 2, LiOH, Ca (OH) 2). Trong chất điện li mạnh, chất bị hoà tan trong nó hầu hết ở dạng ion (); thực tế không có phân tử nào không phân ly.

Chất điện li yếu là chất chỉ phân li một phần thành ion. Chất điện ly yếu, cùng với các ion trong dung dịch, chứa các phân tử không phân ly. Chất điện li yếu không tạo ra nồng độ ion mạnh trong dung dịch.

Những điểm yếu là:
- axit hữu cơ (hầu hết) (C2H5COOH, CH3COOH, v.v.);
- một số axit (H2S, H2CO3, v.v.);
- hầu như tất cả các muối, ít tan trong nước, amoni hydroxit, cũng như tất cả các bazơ (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- nước.

Thực tế chúng không dẫn điện, hoặc dẫn điện nhưng kém.

Ghi chú

Mặc dù nước tinh khiết dẫn điện rất kém, nhưng nó vẫn có độ dẫn điện có thể đo được, do thực tế là nước phân ly nhẹ thành các ion hydroxit và ion hydro.

Lời khuyên hữu ích

Hầu hết các chất điện phân là chất ăn mòn, vì vậy khi làm việc với chúng, phải cực kỳ cẩn thận và tuân theo các quy định an toàn.

Bazơ mạnh là hợp chất hóa học vô cơ được tạo thành bởi một nhóm hiđroxyl –OH và một kiềm (các nguyên tố nhóm I của hệ thống tuần hoàn: Li, K, Na, RB, Cs) hoặc kim loại kiềm thổ (các nguyên tố nhóm II Ba, Ca). Chúng được viết dưới dạng công thức LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂.

Bạn sẽ cần

• cốc bốc hơi
• đầu đốt
• chỉ số
• thanh kim loại
• HRO₄

Hướng dẫn

Các cơ sở mạnh thể hiện, đặc trưng của tất cả. Sự hiện diện trong dung dịch được xác định bởi sự thay đổi màu sắc của chất chỉ thị. Thêm phenolphtalein vào mẫu cùng với dung dịch thử hoặc bỏ giấy quỳ. Metyl da cam có màu vàng, phenolphtalein có màu tím, và giấy quỳ có màu xanh. Cơ sở càng mạnh thì màu sắc của chất chỉ thị càng đậm.

Nếu bạn cần tìm hiểu chất kiềm nào được đưa ra cho bạn, sau đó tiến hành phân tích định tính các dung dịch. Các bazơ mạnh phổ biến nhất là liti, kali, natri, bari và canxi. Bazơ phản ứng với axit (phản ứng trung hòa) để tạo thành muối và nước. Trong trường hợp này, có thể phân biệt Ca (OH) ₂, Ba (OH) ₂ và LiOH. Khi với axit, những chất không hòa tan được tạo thành. Các hiđroxit còn lại sẽ không cho kết tủa, tk. các muối K và Na đều tan.
3 Ca (OH) ₂ + 2 H₃RO₄ - → Ca₃ (PO₄) ₂ ↓ + 6 H₂О

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

3 LiOH + Н₃РО₄ - → Li₃РО₄ ↓ + 3 H₂О
Lọc chúng và làm khô chúng. Bơm các chất cặn đã khô vào ngọn lửa của đầu đốt. Các ion liti, canxi và bari có thể được xác định định tính bằng cách thay đổi màu của ngọn lửa. Theo đó, bạn sẽ xác định được đâu là hiđroxit. Các muối liti tạo màu đỏ cho ngọn lửa carmine. Muối bari - trong màu xanh lục và muối canxi - trong quả mâm xôi.

Các chất kiềm còn lại tạo thành các orthophotphat hòa tan.

3 NaOH + Н₃РО₄-- → Na₃РО₄ + 3 H₂О

3 KOH + H₃PO₄-- → K₃PO₄ + 3 H₂O

Làm bay hơi nước đến cặn khô. Các muối bay hơi trên thanh kim loại lần lượt đưa vào ngọn lửa đốt. Ở đó, muối natri - ngọn lửa sẽ chuyển sang màu vàng tươi, và muối kali - màu tím hồng. Vì vậy, có một bộ thiết bị và thuốc thử tối thiểu, bạn đã xác định được tất cả các lý do chính đáng đưa ra cho bạn.

Chất điện phân là chất ở trạng thái rắn là chất điện môi, tức là không dẫn điện, tuy nhiên, ở dạng hòa tan hoặc nóng chảy nó trở thành chất dẫn điện. Tại sao lại có sự thay đổi mạnh mẽ về tính chất như vậy? Thực tế là các phân tử chất điện phân trong dung dịch hoặc chất nóng chảy phân ly thành các ion tích điện dương và tích điện âm, do đó các chất này ở trạng thái tập hợp như vậy có khả năng dẫn điện. Hầu hết các muối, axit, bazơ đều có tính điện li.

Hướng dẫn

Chất nào mạnh? Những chất như vậy, trong dung dịch hoặc tan chảy mà gần như 100% phân tử tiếp xúc, và không phụ thuộc vào nồng độ của dung dịch. Danh sách này bao gồm phần lớn các chất kiềm hòa tan, muối và một số axit, chẳng hạn như hydrochloric, brom, iot, nitric, v.v.

Và làm thế nào để những người yếu kém hành xử trong các giải pháp hoặc tan chảy? chất điện giải? Thứ nhất, chúng phân ly ở mức độ rất nhỏ (không quá 3% tổng số phân tử), thứ hai, chúng đi càng xấu và chậm, nồng độ của dung dịch càng cao. Các chất điện giải như vậy bao gồm, ví dụ, (amoni hydroxit), hầu hết các axit hữu cơ và vô cơ (bao gồm hydrofluoric - HF) và tất nhiên, nước quen thuộc với tất cả chúng ta. Vì chỉ một phần không đáng kể các phân tử của nó bị phân hủy thành các ion hydro và ion hydroxyl.

Hãy nhớ rằng mức độ phân ly và do đó, độ bền của chất điện ly phụ thuộc vào các yếu tố: bản chất của chất điện ly, dung môi và nhiệt độ. Do đó, bản thân sự phân chia này ở một mức độ nhất định đã có điều kiện. Rốt cuộc, cùng một chất, ở những điều kiện khác nhau, vừa là chất điện li mạnh vừa là chất điện li yếu. Để đánh giá độ bền của chất điện ly, một giá trị đặc biệt đã được đưa ra - hằng số phân ly, được xác định trên cơ sở quy luật tác dụng của khối lượng. Nhưng nó chỉ được áp dụng cho các chất điện giải yếu; mạnh chất điện giải họ không tuân theo luật của quần chúng hành động.

Nguồn:

• danh sách chất điện giải mạnh

Muối- Đây là những hóa chất bao gồm một cation, tức là một ion mang điện tích dương, một kim loại và một anion mang điện tích âm - một dư lượng axit. Có nhiều loại muối: thường, axit, bazơ, kép, hỗn hợp, ngậm nước, phức chất. Nó phụ thuộc vào thành phần của cation và anion. Làm thế nào bạn có thể xác định cơ sở Muối?