a-ს მნიშვნელობა გამოიხატება ერთეულის ფრაქციებში ან პროცენტებში და დამოკიდებულია ელექტროლიტის ბუნებაზე, გამხსნელზე, ტემპერატურაზე, კონცენტრაციაზე და ხსნარის შემადგენლობაზე.
გამხსნელი განსაკუთრებულ როლს ასრულებს: რიგ შემთხვევებში, წყალხსნარებიდან ორგანულ გამხსნელებზე გადასვლისას, ელექტროლიტების დისოციაციის ხარისხი შეიძლება მკვეთრად გაიზარდოს ან შემცირდეს. მომავალში, სპეციალური ინსტრუქციების არარსებობის შემთხვევაში, ვივარაუდებთ, რომ გამხსნელი წყალია.
დისოციაციის ხარისხის მიხედვით ელექტროლიტები პირობითად იყოფა ძლიერი(ა > 30%), საშუალო (3% < a < 30%) и სუსტი(ა< 3%).
ძლიერი ელექტროლიტები მოიცავს:
1) ზოგიერთი არაორგანული მჟავა (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4 , HClO 4 და მრავალი სხვა);
2) ტუტე (Li, Na, K, Rb, Cs) და მიწის ტუტე (Ca, Sr, Ba) ლითონების ჰიდროქსიდები;
3) თითქმის ყველა ხსნადი მარილი.
საშუალო სიმტკიცის ელექტროლიტები მოიცავს Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF და სხვა.
ყველა კარბოქსილის მჟავა (გარდა HCOOH) და ალიფატური და არომატული ამინების ჰიდრატირებული ფორმები ითვლება სუსტ ელექტროლიტებად. სუსტი ელექტროლიტებია ასევე მრავალი არაორგანული მჟავა (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 და სხვ.) და ფუძეები (NH 3 ∙ H 2 O).
გარკვეული მსგავსების მიუხედავად, ზოგადად, არ უნდა განისაზღვროს ნივთიერების ხსნადობა მისი დისოციაციის ხარისხით. ასე რომ, ძმარმჟავა და ეთილის სპირტი შეუზღუდავად იხსნება წყალში, მაგრამ ამავე დროს, პირველი ნივთიერება არის სუსტი ელექტროლიტი, ხოლო მეორე არის არაელექტროლიტი.
მჟავები და ფუძეები
იმისდა მიუხედავად, რომ "მჟავა" და "ბაზის" ცნებები ფართოდ გამოიყენება ქიმიური პროცესების აღსაწერად, არ არსებობს ნივთიერებების კლასიფიკაციის ერთიანი მიდგომა მათი მჟავებად ან ფუძეებად კლასიფიკაციის თვალსაზრისით. აქტუალური თეორიები ( იონურითეორია ს.არენიუსი, პროტოლიზურითეორია I. Bronsted და T. Lowryდა ელექტრონულითეორია გ.ლუისი) აქვს გარკვეული შეზღუდვები და ამიტომ გამოიყენება მხოლოდ განსაკუთრებულ შემთხვევებში. მოდით, უფრო ახლოს მივხედოთ თითოეულ ამ თეორიას.
არენიუსის თეორია.
არენიუსის იონურ თეორიაში "მჟავა" და "ბაზის" ცნებები მჭიდრო კავშირშია ელექტროლიტური დისოციაციის პროცესთან:
მჟავა არის ელექტროლიტი, რომელიც იშლება ხსნარებში H + იონების წარმოქმნით;
ფუძე არის ელექტროლიტი, რომელიც იშლება ხსნარებში OH - იონების წარმოქმნით;
ამფოლიტი (ამფოტერული ელექტროლიტი) არის ელექტროლიტი, რომელიც იშლება ხსნარებში H + იონების და OH - იონების წარმოქმნით.
Მაგალითად:
ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me (OH) n ⇄ Me n + + nOH -იონური თეორიის შესაბამისად, როგორც ნეიტრალური მოლეკულები, ასევე იონები შეიძლება იყოს მჟავები, მაგალითად:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
მსგავსი მაგალითების მოყვანა შეიძლება საფუძვლებისთვის:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
ამფოლიტებში შედის თუთიის, ალუმინის, ქრომის და ზოგიერთი სხვა ჰიდროქსიდები, ასევე ამინომჟავები, ცილები, ნუკლეინის მჟავები.
ზოგადად, ხსნარში მჟავა-ტუტოვანი ურთიერთქმედება მცირდება ნეიტრალიზაციის რეაქციამდე:
H + + OH - H 2 O
თუმცა, რიგი ექსპერიმენტული მონაცემები აჩვენებს იონური თეორიის შეზღუდვებს. ასე რომ, ამიაკი, ორგანული ამინები, ლითონის ოქსიდები, როგორიცაა Na 2 O, CaO, სუსტი მჟავების ანიონები და ა. წყლის არარსებობის შემთხვევაში ისინი ავლენენ ტიპიური ფუძეების თვისებებს, თუმცა არ შეიცავს ჰიდროქსიდის იონებს.
მეორეს მხრივ, ბევრი ოქსიდი (SO 2, SO 3, P 2 O 5 და ა.შ.), ჰალოიდები, მჟავა ჰალოიდები, წყალბადის იონების გარეშე მათ შემადგენლობაში, თუნდაც წყლის არარსებობის შემთხვევაში, ავლენენ მჟავე თვისებებს, ე.ი. ბაზები განეიტრალებულია.
გარდა ამისა, ელექტროლიტის ქცევა წყალხსნარში და არაწყლიან გარემოში შეიძლება იყოს საპირისპირო.
ასე რომ, CH 3 COOH წყალში არის სუსტი მჟავა:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
ხოლო თხევად წყალბადის ფტორში ავლენს ფუძის თვისებებს:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
ამ ტიპის რეაქციების და განსაკუთრებით არაწყლიან გამხსნელებში მომხდარი რეაქციების შესწავლამ გამოიწვია მჟავებისა და ფუძეების უფრო ზოგადი თეორიები.
ბრონსტედისა და ლოურის თეორია.
მჟავებისა და ფუძეების თეორიის შემდგომი განვითარება იყო პროტოლიზური (პროტონული) თეორია, შემოთავაზებული I. Bronsted და T. Lowry. ამ თეორიის მიხედვით:
მჟავა არის ნებისმიერი ნივთიერება, რომლის მოლეკულებს (ან იონებს) შეუძლიათ პროტონის შემოწირულობა, ე.ი. იყავი პროტონის დონორი;
ფუძე არის ნებისმიერი ნივთიერება, რომლის მოლეკულებს (ან იონებს) შეუძლიათ პროტონის მიმაგრება, ე.ი. იყოს პროტონის მიმღები;
ამრიგად, საფუძვლის კონცეფცია მნიშვნელოვნად გაფართოვდა, რაც დასტურდება შემდეგი რეაქციებით:
OH - + H + H 2 O
NH 3 + H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
I. Bronsted-ისა და T. Lowry-ის თეორიის მიხედვით, მჟავა და ფუძე ქმნიან შეერთებულ წყვილს და ერთმანეთს უერთდებიან წონასწორობით:
მჟავა ⇄ პროტონი + ფუძე
ვინაიდან პროტონის გადაცემის რეაქცია (პროტოლიზური რეაქცია) შექცევადია და პროტონი ასევე გადადის საპირისპირო პროცესში, რეაქციის პროდუქტები ერთმანეთთან მიმართებაში მჟავა და ფუძეა. ეს შეიძლება დაიწეროს როგორც წონასწორობის პროცესი:
ON + B ⇄ VN + + A -,
სადაც HA არის მჟავა, B არის ფუძე, BH + არის მჟავა, რომელიც შერწყმულია B ფუძესთან, A - არის ფუძე შერწყმული HA მჟავასთან.
მაგალითები.
1) რეაქციაში:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl და H 2 O არის მჟავები, Cl - და OH - შესაბამისი კონიუგატური ფუძეები;
2) რეაქციაში:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - და H 3 O + - მჟავები, SO 4 2 - და H 2 O - ფუძეები;
3) რეაქციაში:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + არის მჟავა, NH 2 - არის ფუძე, და NH 3 მოქმედებს როგორც მჟავა (ერთი მოლეკულა), ასევე ფუძე (სხვა მოლეკულა), ე.ი. აჩვენებს ამფოტერულობის ნიშნებს - მჟავისა და ფუძის თვისებების გამოვლენის უნარს.
წყალს ასევე აქვს ეს უნარი:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
აქ, ერთი H 2 O მოლეკულა ამატებს პროტონს (ბაზას), წარმოქმნის კონიუგატ მჟავას - ჰიდროქსონიუმის იონს H 3 O +, მეორე იძლევა პროტონს (მჟავას), რომელიც ქმნის კონიუგატებულ ფუძეს OH -. ამ პროცესს ე.წ ავტოპროტოლიზი.
ზემოთ მოყვანილი მაგალითებიდან ჩანს, რომ არენიუსის იდეებისგან განსხვავებით, ბრონსტედისა და ლოურის თეორიაში მჟავების რეაქცია ფუძეებთან არ იწვევს ურთიერთნეიტრალიზაციას, მაგრამ ახლავს ახალი მჟავებისა და ფუძეების წარმოქმნა. .
აქვე უნდა აღინიშნოს, რომ პროტოლიზური თეორია განიხილავს ცნებებს "მჟავა" და "ფუძე" არა როგორც თვისება, არამედ როგორც ფუნქცია, რომელსაც მოცემული ნაერთი ასრულებს პროტოლიზურ რეაქციაში. ერთსა და იმავე ნაერთს შეუძლია რეაგირება მოახდინოს როგორც მჟავა გარკვეულ პირობებში და როგორც ბაზა სხვა პირობებში. ასე რომ, CH 3 COOH წყალხსნარში ავლენს მჟავის თვისებებს, ხოლო 100% H 2 SO 4 - ფუძეს.
თუმცა, მიუხედავად მისი უპირატესობისა, პროტოლიზური თეორია, ისევე როგორც არენიუსის თეორია, არ გამოიყენება ნივთიერებებზე, რომლებიც არ შეიცავს წყალბადის ატომებს, მაგრამ, ამავე დროს, ავლენენ მჟავას ფუნქციას: ბორის, ალუმინის, სილიციუმის და კალის ჰალოიდები. .
ლუისის თეორია.
განსხვავებული მიდგომა ნივთიერებების კლასიფიკაციის კუთხით მჟავებად და ფუძეებად კლასიფიკაციის თვალსაზრისით იყო ლუისის ელექტრონული თეორია. ელექტრონული თეორიის ფარგლებში:
მჟავა არის ნაწილაკი (მოლეკულა ან იონი), რომელსაც შეუძლია მიამაგროს ელექტრონული წყვილი (ელექტრონის მიმღები);
ბაზა არის ნაწილაკი (მოლეკულა ან იონი), რომელსაც შეუძლია ელექტრონული წყვილის დონორი (ელექტრონის დონორი).
ლუისის აზრით, მჟავა და ფუძე ურთიერთქმედებენ ერთმანეთთან და ქმნიან დონორ-მიმღების კავშირს. ელექტრონების წყვილის დამატების შედეგად ელექტრონის დეფიციტის ატომს აქვს სრული ელექტრონული კონფიგურაცია - ელექტრონების ოქტეტი. Მაგალითად:
ნეიტრალურ მოლეკულებს შორის რეაქცია შეიძლება წარმოდგენილი იყოს ანალოგიურად:
ნეიტრალიზაციის რეაქცია ლუისის თეორიის თვალსაზრისით განიხილება, როგორც ჰიდროქსიდის იონის ელექტრონული წყვილის დამატება წყალბადის იონში, რომელიც უზრუნველყოფს თავისუფალ ორბიტალს ამ წყვილის დასაბინავებლად:
ამრიგად, თავად პროტონი, რომელიც ადვილად ამაგრებს ელექტრონულ წყვილს, ლუისის თეორიის თვალსაზრისით, ასრულებს მჟავის ფუნქციას. ამასთან დაკავშირებით, ბრონსტედის მჟავები შეიძლება ჩაითვალოს რეაქციის პროდუქტებად ლუისის მჟავებსა და ფუძეებს შორის. ასე რომ, HCl არის H + მჟავის ნეიტრალიზაციის პროდუქტი Cl - ფუძით, ხოლო H 3 O + იონი წარმოიქმნება H + მჟავის ნეიტრალიზაციის შედეგად H 2 O ფუძით.
ლუისის მჟავებსა და ფუძეებს შორის რეაქციები ასევე ილუსტრირებულია შემდეგი მაგალითებით:
ლუისის ფუძეებში ასევე შედის ჰალოგენური იონები, ამიაკი, ალიფატური და არომატული ამინები, R 2 CO ტიპის ჟანგბადის შემცველი ორგანული ნაერთები (სადაც R არის ორგანული რადიკალი).
ლუისის მჟავებს მიეკუთვნება ბორის, ალუმინის, სილიციუმის, კალის და სხვა ელემენტების ჰალოგენები.
ცხადია, ლუისის თეორიაში „მჟავის“ ცნება მოიცავს ქიმიურ ნაერთების უფრო ფართო სპექტრს. ეს აიხსნება იმით, რომ ლუისის მიხედვით, ნივთიერების მინიჭება მჟავების კლასში განპირობებულია მხოლოდ მისი მოლეკულის სტრუქტურით, რომელიც განსაზღვრავს ელექტრონის მიმღების თვისებებს და არ არის აუცილებლად დაკავშირებული წყალბადის არსებობასთან. ატომები. ლუისის მჟავებს, რომლებიც არ შეიცავს წყალბადის ატომებს, ე.წ აპროტიკული.
პრობლემის გადაჭრის სტანდარტები
1. დაწერეთ Al 2 (SO 4) 3-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება წყალში.
ალუმინის სულფატი ძლიერი ელექტროლიტია და წყალხსნარში იონებად იშლება. დისოციაციის განტოლება:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 -,
ან (იონური ჰიდრატაციის პროცესის გათვალისწინების გარეშე):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.
2. რა არის HCO 3 იონი - ბრონსტედ-ლოურის თეორიის თვალსაზრისით?
პირობებიდან გამომდინარე, HCO 3 იონს შეუძლია პროტონების დონაცია:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
და დაამატეთ პროტონები:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
ამრიგად, პირველ შემთხვევაში, HCO 3 იონი არის მჟავა, მეორეში - ფუძე, ანუ ეს არის ამფოლიტი.
3. დაადგინეთ, რა არის, ლუისის თეორიის თვალსაზრისით, რეაქციაში Ag + იონი:
Ag + + 2NH 3 +
ქიმიური ბმების წარმოქმნის პროცესში, რომელიც მიმდინარეობს დონორ-მიმღები მექანიზმის მიხედვით, Ag + იონი, რომელსაც აქვს თავისუფალი ორბიტალი, არის ელექტრონული წყვილის მიმღები და ამით ავლენს ლუისის მჟავის თვისებებს.
4. განსაზღვრეთ ხსნარის იონური სიძლიერე, რომლის ერთ ლიტრში არის 0,1 მოლი KCl და 0,1 მოლი Na 2 SO 4.
წარმოდგენილი ელექტროლიტების დისოციაცია მიმდინარეობს განტოლებების შესაბამისად:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
აქედან გამომდინარე: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0.1 მოლ / ლ;
C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) \u003d 0.2 მოლ / ლ;
C (SO 4 2 -) \u003d C (Na 2 SO 4) \u003d 0,1 მოლ / ლ.
ხსნარის იონური სიძლიერე გამოითვლება ფორმულით:
5. განსაზღვრეთ CuSO 4-ის კონცენტრაცია ამ ელექტროლიტის ხსნარში მე= 0,6 მოლ/ლ.
CuSO 4-ის დისოციაცია მიმდინარეობს განტოლების მიხედვით:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
ავიღოთ C (CuSO 4) ამისთვის xმოლ / ლ, შემდეგ, რეაქციის განტოლების შესაბამისად, C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d xმოლი/ლ. ამ შემთხვევაში, იონური სიძლიერის გამოთვლის გამოთქმა ასე გამოიყურება:
6. განსაზღვრეთ K + იონის აქტივობის კოეფიციენტი KCl-ის წყალხსნარში C (KCl) = 0,001 მოლ/ლ.
რომელიც ამ შემთხვევაში მიიღებს ფორმას:
.
ხსნარის იონური სიძლიერე გამოითვლება ფორმულით:
7. განსაზღვრეთ Fe 2+ იონის აქტივობის კოეფიციენტი წყალხსნარში, რომლის იონური სიძლიერე 1-ის ტოლია.
Debye-Hückel კანონის მიხედვით:
აქედან გამომდინარე:
8. განვსაზღვროთ HA მჟავას დისოციაციის მუდმივი, თუ ამ მჟავას 0,1 მოლ/ლ კონცენტრაციის ხსნარში a = 24%.
დისოციაციის ხარისხის სიდიდის მიხედვით შეიძლება დადგინდეს, რომ ეს მჟავა არის საშუალო სიმტკიცის ელექტროლიტი. ამიტომ, მჟავას დისოციაციის მუდმივის გამოსათვლელად, ჩვენ ვიყენებთ ოსტვალდის განზავების კანონს მისი სრული სახით:
9. განსაზღვრეთ ელექტროლიტის კონცენტრაცია, თუ a = 10%, კ d \u003d 10 - 4.
ოსტვალდის განზავების კანონიდან:
10. მონობაზმჟავას HA დისოციაციის ხარისხი არ აღემატება 1%-ს. (HA) = 6.4×10 - 7. განსაზღვრეთ ჰა-ის დისოციაციის ხარისხი მის ხსნარში 0,01 მოლ/ლ კონცენტრაციით.
დისოციაციის ხარისხის სიდიდის მიხედვით შეიძლება დადგინდეს, რომ ეს მჟავა სუსტი ელექტროლიტია. ეს საშუალებას გვაძლევს გამოვიყენოთ ოსტვალდის განზავების კანონის სავარაუდო ფორმულა:
11. ელექტროლიტის დისოციაციის ხარისხი მის ხსნარში 0,001 მოლ/ლ კონცენტრაციით არის 0,009. განსაზღვრეთ ამ ელექტროლიტის დისოციაციის მუდმივი.
პრობლემის მდგომარეობიდან ჩანს, რომ ეს ელექტროლიტი სუსტია (a = 0.9%). Ისე:
12. (HNO 2) = 3.35. შეადარეთ HNO 2-ის სიძლიერე მონობაზური მჟავას HA სიძლიერეს, რომლის დისოციაციის ხარისხი ხსნარში C(HA) = 0,15 მოლ/ლ არის 15%.
გამოთვალეთ (HA) ოსტვალდის განტოლების სრული ფორმის გამოყენებით:
მას შემდეგ, რაც (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. არსებობს ორი KCl ხსნარი, რომელიც შეიცავს სხვა იონებს. ცნობილია, რომ პირველი ხსნარის იონური სიძლიერე ( მე 1) უდრის 1-ს, ხოლო მეორე ( მე 2) არის 10 - 2. შეადარეთ აქტივობის ფაქტორები ვ(K +) ამ ხსნარებში და დაასკვნათ, როგორ განსხვავდება ამ ხსნარების თვისებები KCl-ის უსასრულოდ განზავებული ხსნარების თვისებებისგან.
K + იონების აქტივობის კოეფიციენტები გამოითვლება დებაი-ჰუკელის კანონის გამოყენებით:
აქტივობის ფაქტორი ვარის მოცემული კონცენტრაციის ელექტროლიტური ხსნარის ქცევის გადახრის საზომი მისი ქცევისგან ხსნარის უსასრულო განზავებისას.
როგორც ვ 1 = 0.316 გადახრის მეტი 1-დან ვ 2 \u003d 0.891, შემდეგ უფრო მაღალი იონური სიძლიერის მქონე ხსნარში, შეინიშნება KCl ხსნარის ქცევაში უფრო დიდი გადახრა მისი ქცევისგან უსასრულო განზავების დროს.
კითხვები თვითკონტროლისთვის
1. რა არის ელექტროლიტური დისოციაცია?
2. რა ნივთიერებებს ეწოდება ელექტროლიტები და არაელექტროლიტები? მიეცით მაგალითები.
3. როგორია დისოციაციის ხარისხი?
4. რა ფაქტორები განაპირობებს დისოციაციის ხარისხს?
5. რომელი ელექტროლიტები ითვლება ძლიერად? რა არის საშუალო სიძლიერის? რა არის სუსტები? მიეცით მაგალითები.
6. რა არის დისოციაციის მუდმივი? რაზეა დამოკიდებული დისოციაციის მუდმივი და რაზე არა?
7. როგორ არის დაკავშირებული საშუალო და სუსტი ელექტროლიტების ორობით ხსნარებში მუდმივი და დისოციაციის ხარისხი?
8. რატომ ავლენენ ძლიერი ელექტროლიტების ხსნარებს გადახრები იდეალურისგან თავიანთ ქცევაში?
9. რაში მდგომარეობს ტერმინი „დისოციაციის აშკარა ხარისხი“?
10. როგორია იონის აქტივობა? რა არის აქტივობის კოეფიციენტი?
11. როგორ იცვლება აქტივობის კოეფიციენტის მნიშვნელობა ძლიერი ელექტროლიტური ხსნარის განზავების (კონცენტრაციის) დროს? რა არის აქტივობის კოეფიციენტის ზღვრული მნიშვნელობა ხსნარის უსასრულო განზავებისას?
12. რა არის ხსნარის იონური სიძლიერე?
13. როგორ გამოითვლება აქტივობის კოეფიციენტი? ჩამოაყალიბეთ დებიე-ჰუკელის კანონი.
14. რა არის მჟავებისა და ფუძეების იონური თეორიის არსი (არენიუსის თეორია)?
15. რა ფუნდამენტური განსხვავებაა მჟავებისა და ფუძეების პროტოლიზურ თეორიას (ბრონსტედისა და ლოურის თეორია) და არენიუსის თეორიას შორის?
16. როგორ განმარტავს ელექტრონული თეორია (ლუისის თეორია) „მჟავა“ და „ბაზის“ ცნებებს? მიეცით მაგალითები.
ამოცანების ვარიანტები დამოუკიდებელი გადაწყვეტისთვის
ვარიანტი ნომერი 1
1. დაწერეთ Fe 2 (SO 4) 3-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
ON + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.
ვარიანტი ნომერი 2
1. დაწერეთ CuCl 2-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ლუისის თეორიის თვალსაზრისით, S 2 იონი - რეაქციაში:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. გამოთვალეთ ელექტროლიტის მოლური კონცენტრაცია ხსნარში, თუ a = 0,75%, a = 10 - 5.
ვარიანტი ნომერი 3
1. დაწერეთ Na 2 SO 4-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ რა არის ლუისის თეორიის თვალსაზრისით CN იონი - რეაქციაში:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. CaCl 2 ხსნარის იონური სიძლიერე არის 0,3 მოლ/ლ. გამოთვალეთ C (CaCl 2).
ვარიანტი ნომერი 4
1. დაწერეთ Ca(OH) 2-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, H 2 O მოლეკულა რეაქციაში:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. K 2 SO 4 ხსნარის იონური სიძლიერე არის 1,2 მოლ/ლ. გამოთვალეთ C(K 2 SO 4).
ვარიანტი ნომერი 5
1. დაწერეთ K 2 SO 3-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
3. (CH 3 COOH) = 4.74. შეადარეთ CH 3 COOH-ის სიძლიერე მონობაზური მჟავას HA სიძლიერეს, რომლის დისოციაციის ხარისხი ხსნარში C (HA) = 3,6 × 10 - 5 მოლ/ლ არის 10%.
ვარიანტი ნომერი 6
1. დაწერეთ K 2 S-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის AlBr 3 მოლეკულა რეაქციაში ლუისის თეორიის თვალსაზრისით:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
ვარიანტი ნომერი 7
1. დაწერეთ Fe(NO 3) 2-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ლუისის თეორიის თვალსაზრისით, იონი Cl - რეაქციაში:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
ვარიანტი ნომერი 8
1. დაწერეთ K 2 MnO 4-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, HSO 3 იონი - რეაქციაში:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
ვარიანტი ნომერი 9
1. დაწერეთ Al 2 (SO 4) 3-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის Co 3+ იონი რეაქციაში ლუისის თეორიის თვალსაზრისით:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. 1 ლიტრი ხსნარი შეიცავს 0,348 გ K 2 SO 4 და 0,17 გ NaNO 3. განსაზღვრეთ ამ ხსნარის იონური სიძლიერე.
ვარიანტი ნომერი 10
1. დაწერეთ Ca(NO 3) 2-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, H 2 O მოლეკულა რეაქციაში:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.
3. გამოთვალეთ ელექტროლიტების კონცენტრაცია ხსნარში, თუ a = 5%, a = 10 - 5.
ვარიანტი ნომერი 11
1. დაწერეთ KMnO 4-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის Cu 2+ იონი რეაქციაში ლუისის თეორიის თვალსაზრისით:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.
3. გამოთვალეთ Cu 2+ იონის აქტივობის კოეფიციენტი CuSO 4 ხსნარში C (CuSO 4) = 0,016 მოლ/ლ.
ვარიანტი ნომერი 12
1. დაწერეთ Na 2 CO 3-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, H 2 O მოლეკულა რეაქციაში:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. არსებობს ორი NaCl ხსნარი, რომელიც შეიცავს სხვა ელექტროლიტებს. ამ ხსნარების იონური სიძლიერის მნიშვნელობები შესაბამისად ტოლია: მე 1 \u003d 0.1 მოლ/ლ, მე 2 = 0,01 მოლ/ლ. შეადარეთ აქტივობის ფაქტორები ვ(Na +) ამ ხსნარებში.
ვარიანტი ნომერი 13
1. დაწერეთ Al(NO 3) 3-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, ლუისის თეორიის თვალსაზრისით, რა არის RNH 2 მოლეკულა რეაქციაში:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. შეადარეთ კათიონების აქტივობის კოეფიციენტები FeSO 4-ისა და KNO 3-ის შემცველ ხსნარში, იმ პირობით, რომ ელექტროლიტების კონცენტრაცია იქნება შესაბამისად 0,3 და 0,1 მოლ/ლ.
ვარიანტი ნომერი 14
1. დაწერეთ K 3 PO 4-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, H 3 O + იონი რეაქციაში:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
ვარიანტი ნომერი 15
1. დაწერეთ K 2 SO 4-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის Pb (OH) 2 რეაქციაში ლუისის თეორიის თვალსაზრისით:
Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.
ვარიანტი ნომერი 16
1. დაწერეთ Ni(NO 3) 2-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, ჰიდრონიუმის იონი (H 3 O +) რეაქციაში:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. მხოლოდ Na 3 PO 4 შემცველი ხსნარის იონური სიძლიერე არის 1,2 მოლ/ლ. განსაზღვრეთ Na 3 PO 4-ის კონცენტრაცია.
ვარიანტი ნომერი 17
1. დაწერეთ (NH 4) 2 SO 4-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, NH 4 + იონი რეაქციაში:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. ხსნარის იონური სიძლიერე, რომელიც შეიცავს როგორც KI-ს, ასევე Na 2 SO 4-ს, არის 0,4 მოლ/ლ. C(KI) = 0.1 მოლ/ლ. განსაზღვრეთ Na 2 SO 4-ის კონცენტრაცია.
ვარიანტი ნომერი 18
1. დაწერეთ Cr 2 (SO 4) 3-ის ელექტროლიტური დისოციაციის განტოლება.
2. დაადგინეთ, რა არის, ბრონსტედის თეორიის თვალსაზრისით, ცილის მოლეკულა რეაქციაში:
საინფორმაციო ბლოკი
pH მასშტაბი
ცხრილი 3ურთიერთობა H + და OH - იონების კონცენტრაციებს შორის.
პრობლემის გადაჭრის სტანდარტები
1. წყალბადის იონების კონცენტრაცია ხსნარში არის 10 - 3 მოლ/ლ. გამოთვალეთ pH, pOH და [OH - ] მნიშვნელობები ამ ხსნარში. განსაზღვრეთ ხსნარის გარემო.
Შენიშვნა.გამოთვლებისთვის გამოიყენება შემდეგი კოეფიციენტები: lg10 ა = ა; 10 ლგ ა = ა.
ხსნარის საშუალო pH = 3 არის მჟავე, რადგან pH< 7.
2. გამოთვალეთ 0,002 მოლ/ლ მოლური კონცენტრაციის მარილმჟავას ხსნარის pH.
ვინაიდან HC1 » 1 გაზავებულ ხსნარში და ერთბაზის მჟავას C (k-you) \u003d C (k-you) ხსნარში შეგვიძლია დავწეროთ:
3. 10 მლ ძმარმჟავას ხსნარს C(CH 3 COOH) = 0,01 მოლ/ლ დაემატა 90 მლ წყალი. იპოვეთ სხვაობა ხსნარის pH მნიშვნელობებს შორის განზავებამდე და განზავების შემდეგ, თუ (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) სუსტი მონობაზური მჟავის CH 3 COOH საწყის ხსნარში:
აქედან გამომდინარე:
2) 90 მლ წყლის დამატება 10 მლ მჟავა ხსნარში შეესაბამება ხსნარის 10-ჯერ განზავებას. Ისე.
სხვადასხვა ელექტროლიტების დისოციაციის ხარისხის გაზომვამ აჩვენა, რომ ცალკეული ელექტროლიტები ხსნარების ერთსა და იმავე ნორმალურ კონცენტრაციაზე ძალიან განსხვავებულად იშლება იონებად.
განსაკუთრებით დიდია განსხვავება მჟავების დისოციაციის ხარისხის მნიშვნელობებში. მაგალითად, აზოტის და მარილმჟავები 0,1 ნ. ხსნარები თითქმის მთლიანად იშლება იონებად; ნახშირწყალბადის, ჰიდროციანური და სხვა მჟავები ერთსა და იმავე პირობებში იშლება მხოლოდ მცირე რაოდენობით.
წყალში ხსნადი ფუძეებიდან (ტუტეებიდან), ამონიუმის ოქსიდის ჰიდრატი სუსტად იშლება, დანარჩენი ტუტეები კარგად იშლება. ყველა მარილი, რამდენიმე გამონაკლისის გარდა, ასევე კარგად იშლება იონებად.
ცალკეული მჟავების დისოციაციის ხარისხის მნიშვნელობებში განსხვავება განპირობებულია ატომებს შორის ვალენტური კავშირის ბუნებით, რომლებიც ქმნიან მათ მოლეკულებს. რაც უფრო პოლარულია კავშირი წყალბადსა და დანარჩენ მოლეკულას შორის, მით უფრო ადვილია მისი გაყოფა, მით უფრო მეტად დაიშლება მჟავა.
ელექტროლიტებს, რომლებიც კარგად იშლება იონებად, უწოდებენ ძლიერ ელექტროლიტებს, განსხვავებით სუსტი ელექტროლიტებისგან, რომლებიც ქმნიან იონების მხოლოდ მცირე რაოდენობას წყალხსნარებში. ძლიერი ელექტროლიტების ხსნარები ინარჩუნებენ მაღალ ელექტრულ გამტარობას ძალიან მაღალ კონცენტრაციებშიც კი. პირიქით, სუსტი ელექტროლიტების ხსნარების ელექტრული გამტარობა სწრაფად მცირდება კონცენტრაციის მატებასთან ერთად. ძლიერი ელექტროლიტები მოიცავს მჟავებს, როგორიცაა მარილმჟავა, აზოტის, გოგირდის და სხვა, შემდეგ ტუტეები (გარდა NH 4 OH) და თითქმის ყველა მარილი.
პოლიონური მჟავები და პოლიმჟავური ფუძეები იშლება ეტაპობრივად. ასე, მაგალითად, გოგირდის მჟავას მოლეკულები უპირველეს ყოვლისა დისოცირდებიან განტოლების მიხედვით
H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '
ან უფრო ზუსტად:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '
მეორე წყალბადის იონის აღმოფხვრა განტოლების მიხედვით
HSO 4 ‘⇄ H + SO 4 »
ან
HSO 4 '+ H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "
ეს უკვე ბევრად უფრო რთულია, რადგან მას უნდა გადალახოს მიზიდულობა ორმაგად დამუხტული იონიდან SO 4 ”, რაც, რა თქმა უნდა, უფრო ძლიერად იზიდავს წყალბადის იონს, ვიდრე ერთჯერადი დამუხტული იონი HSO 4'. აქედან გამომდინარე, დისოციაციის მეორე ეტაპი ან, როგორც ამბობენ, მეორადი დისოციაცია ხდება ბევრად უფრო მცირეხარისხი, ვიდრე პირველადი და ჩვეულებრივი გოგირდმჟავას ხსნარები შეიცავს მხოლოდ მცირე რაოდენობით SO 4 იონებს.
ფოსფორის მჟავა H 3 RO 4 იშლება სამ ეტაპად:
H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '
H 2 PO 4 ⇄ H + HPO4 »
HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »'
H 3 RO 4 მოლეკულები ძლიერად იშლება H და H 2 RO 4 იონებად. იონები H 2 PO 4 ' იქცევიან როგორც სუსტი მჟავა და იშლება H და HPO 4 "ნაკლებად. მეორეს მხრივ, HPO 4 იონები იშლება, როგორც ძალიან სუსტი მჟავა და თითქმის არ იძლევა H იონებს.
და PO 4"
მოლეკულაში ერთზე მეტი ჰიდროქსილის ჯგუფის შემცველი ფუძეები ასევე იშლება ეტაპობრივად. Მაგალითად:
Va(OH) 2 ⇄ BaOH + OH'
VaOH ⇄ Va + OH'
რაც შეეხება მარილებს, ნორმალური მარილები ყოველთვის იშლება ლითონის იონებად და მჟავას ნარჩენებად. Მაგალითად:
CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl 'Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "
მჟავა მარილები, პოლიბაზური მჟავების მსგავსად, ეტაპობრივად იშლება. Მაგალითად:
NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3'
HCO 3 '⇄ H + CO 3 »
თუმცა, მეორე ეტაპი ძალიან მცირეა, ისე, რომ მჟავა მარილის ხსნარი შეიცავს მხოლოდ მცირე რაოდენობით წყალბადის იონებს.
ძირითადი მარილები იშლება ძირითადი და მჟავა ნარჩენების იონებად. Მაგალითად:
Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Cl"
ძირითადი ნარჩენების იონების მეორადი დისოციაცია ლითონისა და ჰიდროქსილის იონებად თითქმის არ ხდება.
მაგიდაზე. 11 გვიჩვენებს ზოგიერთი მჟავის, ფუძის და მარილის დისოციაციის ხარისხის რიცხვითი მნიშვნელობებს 0-ში , 1 n. გადაწყვეტილებები.
მცირდება კონცენტრაციის მატებასთან ერთად. ამიტომ, ძალიან კონცენტრირებულ ხსნარებში, ძლიერი მჟავებიც კი შედარებით სუსტად იშლება. ამისთვის
ცხრილი 11
მჟავები, ფუძეები და მარილები 0,1 ნ.ხსნარები 18°-ზე
| ელექტროლიტი | ფორმულა | დისოციაციის ხარისხი პროცენტებში |
| მჟავები | ||
| Მარილი | HCl | 92 |
| ჰიდრობრომული | HBr | 92 |
| ჰიდროიოდიდი | ჰჯ | . 92 |
| აზოტი | HNO3 | 92 |
| გოგირდის | ჰ 2 SO 4 | 58 |
| გოგირდოვანი | ჰ 2 SO 3 | 34 |
| ფოსფორის | ჰ 3 PO 4 | 27 |
| ჰიდროფლუორული | HF | 8,5 |
| ძმარმჟავა | CH3COOH | 1,3 |
| Ქვანახშირი | H2 CO3 | 0,17 |
| Გოგირდწყალბადის | H 2 S | 0,07 |
| ჰიდროციანური | HCN | 0,01 |
| ბორნაია | ჰ 3 BO 3 | 0,01 |
| ფონდები | ||
| ბარიუმის ჰიდროქსიდი | Ba (OH) 2 | 92 |
| კაუსტიკური კალიუმი | კონ | 89 |
| ნატრიუმის ჰიდროქსიდი | NaON | 84 |
| ამონიუმის ჰიდროქსიდი | NH4OH | 1,3 |
| მარილი | ||
| ქლორიდი | კკლ | 86 |
| ამონიუმის ქლორიდი | NH4Cl | 85 |
| ქლორიდი | NaCl | 84 |
| ნიტრატი | KNO 3 | 83 |
| AgNO3 | 81 | |
| ძმარმჟავა | NaCH 3 COO | 79 |
| ქლორიდი | ZnCl 2 | 73 |
| სულფატი | Na 2 SO 4 | 69 |
| სულფატი | ZnSO4 | 40 |
| სულფატი |
დისოციაციის ხარისხის მიხედვით ელექტროლიტები იყოფა ორ ჯგუფად - ძლიერი და სუსტი ელექტროლიტები. ძლიერ ელექტროლიტებს აქვთ დისოციაციის ხარისხი ერთზე მეტი ან 30%-ზე მეტი, სუსტებს - ერთზე ნაკლები ან 3%-ზე ნაკლები.
დისოციაციის პროცესი
ელექტროლიტური დისოციაცია - მოლეკულების იონებად - დადებითად დამუხტულ კატიონებად და უარყოფითად დამუხტულ ანიონებად დაშლის პროცესი. დამუხტული ნაწილაკები ელექტრო დენს ატარებენ. ელექტროლიტური დისოციაცია შესაძლებელია მხოლოდ ხსნარებში და დნობაში.
დისოციაციის მამოძრავებელი ძალა არის კოვალენტური პოლარული ბმების დაშლა წყლის მოლეკულების მოქმედებით. პოლარული მოლეკულები მოშორებულია წყლის მოლეკულებით. მყარ სხეულებში იონური ბმები იშლება გათბობის პროცესში. მაღალი ტემპერატურა იწვევს იონების ვიბრაციას კრისტალური მედის კვანძებში.
ბრინჯი. 1. დისოციაციის პროცესი.
ნივთიერებებს, რომლებიც ადვილად იშლება იონებად ხსნარებში ან დნება და, შესაბამისად, ატარებენ ელექტროენერგიას, ეწოდება ელექტროლიტები. არაელექტროლიტები არ ატარებენ ელექტროენერგიას, ტკ. არ იშლება კატიონებად და ანიონებად.
დისოციაციის ხარისხის მიხედვით განასხვავებენ ძლიერ და სუსტ ელექტროლიტებს. ძლიერები იხსნება წყალში, ე.ი. მთლიანად, აღდგენის შესაძლებლობის გარეშე, იშლება იონებად. სუსტი ელექტროლიტები ნაწილობრივ იშლება კატიონებად და ანიონებად. მათი დისოციაციის ხარისხი უფრო დაბალია, ვიდრე ძლიერი ელექტროლიტები.
დისოციაციის ხარისხი გვიჩვენებს დაშლილი მოლეკულების პროპორციას ნივთიერებების მთლიან კონცენტრაციაში. იგი გამოიხატება ფორმულით α = n/N.
ბრინჯი. 2. დისოციაციის ხარისხი.
სუსტი ელექტროლიტები
სუსტი ელექტროლიტების სია:
- განზავებული და სუსტი არაორგანული მჟავები - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
- ზოგიერთი ორგანული მჟავა (ორგანული მჟავების უმეტესობა არაელექტროლიტებია) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- უხსნადი ფუძეები - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
- ამონიუმის ჰიდროქსიდი - NH 4 OH.
ბრინჯი. 3. ხსნადობის ცხრილი.
დისოციაციის რეაქცია იწერება იონური განტოლების გამოყენებით:
- HNO 2 ↔ H + + NO 2 - ;
- H 2 S ↔ H + + HS -;
- NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.
პოლიბაზური მჟავები იშლება ეტაპად:
- H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -;
- HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.
უხსნადი ფუძეები ასევე იშლება ეტაპად:
- Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
- Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH - ;
- FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.
წყალი კლასიფიცირდება როგორც სუსტი ელექტროლიტი. წყალი პრაქტიკულად არ ატარებს ელექტროენერგიას, რადგან. სუსტად იშლება წყალბადის კათიონებად და ჰიდროქსიდის იონურ ანიონებად. შედეგად მიღებული იონები ხელახლა იკრიბება წყლის მოლეკულებში:
H 2 O ↔ H + + OH -.
თუ წყალი ადვილად ატარებს ელექტროენერგიას, მაშინ ის შეიცავს მინარევებს. გამოხდილი წყალი არაგამტარია.
სუსტი ელექტროლიტების დისოციაცია შექცევადია. წარმოქმნილი იონები ხელახლა იკრიბება მოლეკულებად.
რა ვისწავლეთ?
სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს ნივთიერებებს, რომლებიც ნაწილობრივ იშლება იონებად - დადებით კატიონებად და უარყოფით ანიონებად. ამიტომ, ასეთი ნივთიერებები კარგად არ ატარებენ ელექტროენერგიას. მათ შორისაა სუსტი და განზავებული მჟავები, უხსნადი ფუძეები, ნაკლებად ხსნადი მარილები. ყველაზე სუსტი ელექტროლიტი წყალია. სუსტი ელექტროლიტების დისოციაცია არის შექცევადი რეაქცია.
ელექტროლიტები არის ნივთიერებები, ნივთიერებების შენადნობები ან ხსნარები, რომლებსაც აქვთ გალვანური დენის ელექტროლიტური გატარების უნარი. იმის დასადგენად, თუ რომელ ელექტროლიტებს მიეკუთვნება ნივთიერება, შეგიძლიათ გამოიყენოთ ელექტროლიტური დისოციაციის თეორია.
ინსტრუქცია
- ამ თეორიის არსი მდგომარეობს იმაში, რომ როდესაც დნება (წყალში იხსნება), თითქმის ყველა ელექტროლიტი იშლება იონებად, რომლებიც დადებითად და უარყოფითად არიან დამუხტული (რასაც ელექტროლიტური დისოციაცია ეწოდება). ელექტრული დენის გავლენით უარყოფითი (ანიონები „-“) მოძრაობს ანოდისკენ (+), დადებითად დამუხტული (კათიონები, „+“) კათოდისკენ (-). ელექტროლიტური დისოციაცია არის შექცევადი პროცესი (საპირისპირო პროცესს ეწოდება "მოლარიზაცია").
- ელექტროლიტური დისოციაციის ხარისხი (a) დამოკიდებულია თავად ელექტროლიტის ბუნებაზე, გამხსნელზე და მათ კონცენტრაციაზე. ეს არის იონებად დაშლილი მოლეკულების (n) რაოდენობის თანაფარდობა ხსნარში შეყვანილი მოლეკულების მთლიან რაოდენობასთან (N). თქვენ მიიღებთ: a = n / N
- ამრიგად, ძლიერი ელექტროლიტები არის ნივთიერებები, რომლებიც წყალში გახსნისას მთლიანად იშლება იონებად. ძლიერ ელექტროლიტებს, როგორც წესი, შეიცავს ნივთიერებები ძლიერ პოლარული ან იონური ბმებით: ეს არის მარილები, რომლებიც არიან ძალიან ხსნადი, ძლიერი მჟავები (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), ასევე ძლიერი ფუძეები (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). ძლიერ ელექტროლიტში მასში გახსნილი ნივთიერება უმეტესად იონების (ანიონებისა და კატიონების) სახითაა; პრაქტიკულად არ არსებობს არადისოცირებული მოლეკულები.
- სუსტი ელექტროლიტები არის ნივთიერებები, რომლებიც მხოლოდ ნაწილობრივ იშლება იონებად. სუსტი ელექტროლიტები ხსნარში იონებთან ერთად შეიცავს გაუნაწილებელ მოლეკულებს. სუსტი ელექტროლიტები არ იძლევა იონების ძლიერ კონცენტრაციას ხსნარში, სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს:
- ორგანული მჟავები (თითქმის ყველა) (C2H5COOH, CH3COOH და ა.შ.);
- ზოგიერთი არაორგანული მჟავა (H2S, H2CO3 და სხვ.);
- თითქმის ყველა მარილი, ოდნავ ხსნადი წყალში, ამონიუმის ჰიდროქსიდში, ისევე როგორც ყველა ფუძე (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- წყალი, ისინი პრაქტიკულად არ ატარებენ ელექტრო დენს, ან ატარებენ, მაგრამ ცუდად.
სუსტი ელექტროლიტებინივთიერებები, რომლებიც ნაწილობრივ იშლება იონებად. სუსტი ელექტროლიტების ხსნარები იონებთან ერთად შეიცავს გაუნაწილებელ მოლეკულებს. სუსტი ელექტროლიტები ვერ აძლევენ იონების მაღალ კონცენტრაციას ხსნარში. სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს:
1) თითქმის ყველა ორგანული მჟავა (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH და ა.შ.);
2) ზოგიერთი არაორგანული მჟავა (H 2 CO 3 , H 2 S და ა.შ.);
3) თითქმის ყველა წყალში ხსნადი მარილი, ფუძე და ამონიუმის ჰიდროქსიდი Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2; Al(OH) 3; NH4OH;
ისინი ელექტროენერგიის ცუდი გამტარები (ან თითქმის არაგამტარები არიან).
სუსტი ელექტროლიტების ხსნარებში იონების კონცენტრაცია ხარისხობრივად ხასიათდება ხარისხითა და დისოციაციის მუდმივით.
დისოციაციის ხარისხი გამოიხატება ერთეულის ფრაქციებში ან პროცენტულად (a \u003d 0.3 არის პირობითი დაყოფის საზღვარი ძლიერ და სუსტ ელექტროლიტებად).
დისოციაციის ხარისხი დამოკიდებულია სუსტი ელექტროლიტური ხსნარის კონცენტრაციაზე. წყლით განზავებისას დისოციაციის ხარისხი ყოველთვის იზრდება, რადგან გამხსნელის მოლეკულების რაოდენობა (H 2 O) იზრდება ხსნარის მოლეკულაზე. ლე შატელიეს პრინციპის მიხედვით, ელექტროლიტური დისოციაციის წონასწორობა ამ შემთხვევაში უნდა გადაინაცვლოს პროდუქტის წარმოქმნის მიმართულებით, ე.ი. ჰიდრატირებული იონები.
ელექტროლიტური დისოციაციის ხარისხი დამოკიდებულია ხსნარის ტემპერატურაზე. ჩვეულებრივ, ტემპერატურის მატებასთან ერთად, დისოციაციის ხარისხი იზრდება, რადგან მოლეკულებში ობლიგაციები აქტიურდება, ისინი უფრო მოძრავი და იონიზირებული ხდება. იონების კონცენტრაცია სუსტი ელექტროლიტის ხსნარში შეიძლება გამოითვალოს დისოციაციის ხარისხის ცოდნით ადა ნივთიერების საწყისი კონცენტრაცია გხსნარში.
HAn = H + + An - .
ამ რეაქციის K p წონასწორობის მუდმივი არის დისოციაციის მუდმივი K d:
K d = . / . (10.11)
თუ წონასწორულ კონცენტრაციებს გამოვხატავთ C სუსტი ელექტროლიტის კონცენტრაციით და α დისოციაციის ხარისხით, მაშინ მივიღებთ:
K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
ამ ურთიერთობას ე.წ ოსტვალდის განზავების კანონი. ძალიან სუსტი ელექტროლიტებისთვის α-ზე<<1 это уравнение упрощается:
K d \u003d C. α 2. (10.13)
ეს საშუალებას გვაძლევს დავასკვნათ, რომ უსასრულო განზავებისას α დისოციაციის ხარისხი მიდრეკილია ერთიანობისკენ.
პროტოლიზური წონასწორობა წყალში:
,
,
განზავებულ ხსნარებში მუდმივ ტემპერატურაზე წყლის კონცენტრაცია წყალში მუდმივია და უდრის 55,5, ( 
)
, (10.15)
სადაც K in არის წყლის იონური პროდუქტი.
შემდეგ =10 -7. პრაქტიკაში, გაზომვისა და ჩაწერის მოხერხებულობის გამო, გამოიყენება მნიშვნელობა - მჟავის ან ფუძის სიძლიერის pH მნიშვნელობა (კრიტერიუმი). ანალოგიურად 
.
განტოლებიდან (11.15): 
.
pH = 7-ზე - ხსნარის რეაქცია ნეიტრალურია, pH-ზე<7 – кислая, а при pH>7 - ტუტე.
ნორმალურ პირობებში (0°C):
, მაშინ
სურათი 10.4 - სხვადასხვა ნივთიერებებისა და სისტემების pH
10.7 ძლიერი ელექტროლიტების ხსნარები
ძლიერი ელექტროლიტები არის ნივთიერებები, რომლებიც წყალში გახსნისას თითქმის მთლიანად იშლება იონებად. როგორც წესი, ძლიერ ელექტროლიტებში შედის ნივთიერებები იონური ან მაღალპოლარული ბმებით: ყველა მაღალ ხსნად მარილს, ძლიერ მჟავებს (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) და ძლიერ ფუძეებს (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
ძლიერი ელექტროლიტის ხსნარში ხსნადი ძირითადად გვხვდება იონების (კატიონებისა და ანიონების) სახით; არადისოცირებული მოლეკულები პრაქტიკულად არ არსებობს.
ფუნდამენტური განსხვავება ძლიერ და სუსტ ელექტროლიტებს შორის არის ის, რომ ძლიერი ელექტროლიტების დისოციაციის წონასწორობა მთლიანად გადადის მარჯვნივ:
H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,
და ამიტომ წონასწორობის (დისოციაციის) მუდმივი გამოდის განუსაზღვრელი სიდიდე. ელექტრული გამტარობის დაქვეითება ძლიერი ელექტროლიტის კონცენტრაციის მატებასთან ერთად განპირობებულია იონების ელექტროსტატიკური ურთიერთქმედებით.
ჰოლანდიელმა მეცნიერმა პეტრუს ჯოზეფუს ვილჰელმუს დებიმ და გერმანელმა მეცნიერმა ერიხ ჰუკელმა განაცხადეს:
1) ელექტროლიტი მთლიანად იშლება, მაგრამ შედარებით განზავებულ ხსნარებში (C M = 0,01 მოლ. ლ -1);
2) თითოეულ იონს აკრავს საპირისპირო ნიშნის იონების გარსი. თავის მხრივ, თითოეული ეს იონი ხსნადია. ამ გარემოს იონური ატმოსფერო ეწოდება. საპირისპირო ნიშნების იონების ელექტროლიტური ურთიერთქმედებისას აუცილებელია იონური ატმოსფეროს გავლენის გათვალისწინება. როდესაც კატიონი მოძრაობს ელექტროსტატიკურ ველში, იონური ატმოსფერო დეფორმირებულია; მის წინ სქელდება და უკან თხელდება. იონური ატმოსფეროს ეს ასიმეტრია რაც უფრო მეტ მაინჰიბირებელ გავლენას ახდენს კატიონის მოძრაობაზე, მით უფრო მაღალია ელექტროლიტების კონცენტრაცია და მით მეტია იონების მუხტი. ამ სისტემებში კონცენტრაციის ცნება ხდება ორაზროვანი და უნდა შეიცვალოს აქტივობით. ორობითი ერთჯერადი დამუხტული ელექტროლიტისთვის KatAn = Kat + + An - კატიონის (a +) და ანიონის (a -) მოქმედებები, შესაბამისად, არის
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
სადაც C + და C - არის კათიონის და ანიონის ანალიზური კონცენტრაციები, შესაბამისად;
γ + და γ - - მათი აქტივობის კოეფიციენტები.
|
შეუძლებელია თითოეული იონის აქტივობის ცალ-ცალკე დადგენა, შესაბამისად, ერთჯერადი დამუხტული ელექტროლიტებისთვის, აქტივობების საშუალო გეომეტრიული მნიშვნელობები ი.
და აქტივობის კოეფიციენტები:
Debye-Hückel-ის აქტივობის კოეფიციენტი დამოკიდებულია მინიმუმ ტემპერატურაზე, გამხსნელის გამტარიანობაზე (ε) და იონურ სიძლიერეზე (I); ეს უკანასკნელი ემსახურება ხსნარში იონების მიერ შექმნილი ელექტრული ველის ინტენსივობის საზომს.
მოცემული ელექტროლიტისთვის იონური სიძლიერე გამოიხატება დები-ჰუკელის განტოლებით:
იონური სიძლიერე, თავის მხრივ, უდრის
სადაც C არის ანალიტიკური კონცენტრაცია;
z არის კატიონის ან ანიონის მუხტი.
ერთჯერად დამუხტული ელექტროლიტისთვის იონური სიძლიერე იგივეა, რაც კონცენტრაცია. ამრიგად, NaCl და Na 2 SO 4 ერთსა და იმავე კონცენტრაციებში ექნებათ განსხვავებული იონური სიძლიერე. ძლიერი ელექტროლიტების ხსნარების თვისებების შედარება შეიძლება განხორციელდეს მხოლოდ მაშინ, როდესაც იონური სიძლიერე იგივეა; მცირე მინარევებიც კი მკვეთრად ცვლის ელექტროლიტის თვისებებს.
სურათი 10.5 - დამოკიდებულება
