სუსტი ელექტროლიტები
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 ხსნადი მარილი, ძლიერი მჟავები (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) და ძლიერი ფუძეები (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, ამიტომ, ერთჯერადი დამუხტული ელექტროლიტებისთვის, აქტივობების საშუალო გეომეტრიული მნიშვნელობები ი.
და აქტივობის კოეფიციენტები.
ინსტრუქცია
ამ თეორიის არსი მდგომარეობს იმაში, რომ როდესაც დნება (წყალში იხსნება), თითქმის ყველა ელექტროლიტი იშლება იონებად, რომლებიც დადებითად და უარყოფითად არის დამუხტული (რასაც ელექტროლიტური დისოციაცია ეწოდება). ელექტრული დენის გავლენით, უარყოფითი (“-”) ანოდის მიმართ (+) და დადებითად დამუხტული (კათიონები, “+”), გადაადგილება კათოდისკენ (-). ელექტროლიტური დისოციაცია არის შექცევადი პროცესი (საპირისპირო პროცესს ეწოდება "მოლარიზაცია").
ელექტროლიტური დისოციაციის ხარისხი (a) დამოკიდებულია თავად ელექტროლიტზე, 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. ძლიერი ელექტროლიტები, როგორც წესი, არის ნივთიერებები მაღალი პოლარული ან ბმებით: ეს არის მარილები, რომლებიც ძალიან ხსნადია (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 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.
სუსტები არიან:
- ორგანული მჟავები (თითქმის ყველა) (C2H5COOH, CH3COOH და ა.შ.);
- ზოგიერთი 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.
შენიშვნა
მიუხედავად იმისა, რომ სუფთა წყალი ელექტროენერგიას ძალიან ცუდად ატარებს, მას მაინც აქვს გაზომვადი ელექტრული გამტარობა, იმის გამო, რომ წყალი ოდნავ იშლება ჰიდროქსიდის და წყალბადის იონებში.
სასარგებლო რჩევა
ელექტროლიტების უმეტესობა კოროზიული ნივთიერებებია, ამიტომ მათთან მუშაობისას იყავით ძალიან ფრთხილად და დაიცავით უსაფრთხოების წესები.
ძლიერი ფუძე არის არაორგანული ქიმიური ნაერთი, რომელიც წარმოიქმნება ჰიდროქსილის ჯგუფის -OH და ტუტეს (პერიოდული სისტემის I ჯგუფის ელემენტები: Li, K, Na, RB, Cs) ან ტუტე მიწის ლითონი (II ჯგუფის ელემენტები Ba, Ca). ისინი იწერება ფორმულების სახით LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) 2, Ba(OH) 2.
დაგჭირდებათ
- აორთქლების ჭიქა
- საწვავი
- ინდიკატორები
- ლითონის ჯოხი
- H₃RO4
ინსტრუქცია
ძლიერი ბაზების გამოფენა, ყველასთვის დამახასიათებელი. ხსნარში ყოფნა განისაზღვრება ინდიკატორის ფერის ცვლილებით. დაამატეთ ფენოლფთალეინი სინჯს ტესტის ხსნარით ან გამოტოვეთ ლაკმუსის ქაღალდი. მეთილის ფორთოხალი ყვითელია, ფენოლფთალეინი მეწამული, ხოლო ლაკმუსის ქაღალდი ლურჯია. რაც უფრო ძლიერია ბაზა, მით უფრო ინტენსიურია ინდიკატორის ფერი.
თუ თქვენ უნდა გაარკვიოთ რომელი ტუტეები წარმოგიდგენთ, მაშინ ჩაატარეთ ხსნარების ხარისხობრივი ანალიზი. ყველაზე გავრცელებული ძლიერი ფუძეებია ლითიუმი, კალიუმი, ნატრიუმი, ბარიუმი და კალციუმი. ფუძეები რეაგირებენ მჟავებთან (ნეიტრალიზაციის რეაქციები) მარილისა და წყლის წარმოქმნით. ამ შემთხვევაში შეიძლება გამოიყოს Ca(OH) 2, Ba(OH) 2 და LiOH. მჟავასთან ერთად წარმოიქმნება უხსნადი. დარჩენილი ჰიდროქსიდები არ იძლევა ნალექს, ტკ. ყველა K და Na მარილი ხსნადია.
3 Ca(OH) 2 + 2 H3RO4 --→ Ca3(PO4)2₂↓+ 6 H2O
3 Va(OH) ₂ +2 H3RO4 --→ Va₃(PO4)2₂↓+ 6 H2О
3 LiOH + Н₃РО4 --→ Li₃РО4↓ + 3 H2О
გადაწურეთ და გააშრეთ. ჩაასხით გამხმარი ნალექი სანთურის ცეცხლში. ლითიუმის, კალციუმის და ბარიუმის იონები თვისობრივად შეიძლება განისაზღვროს ცეცხლის ფერის შეცვლით. შესაბამისად, თქვენ განსაზღვრავთ სად არის ჰიდროქსიდი. ლითიუმის მარილები კარმინის წითლად აფერადებენ ცეცხლს. ბარიუმის მარილები - მწვანეში, ხოლო კალციუმის მარილები - ჟოლოში.
დარჩენილი ტუტეები ქმნიან ხსნად ორთოფოსფატებს.
3 NaOH + Н₃РО4--→ Na₃RO4 + 3 H2О
3 KOH + H3PO4--→ K3PO4 + 3 H2O
აორთქლეთ წყალი მშრალ ნარჩენებამდე. ლითონის ღეროზე აორთქლებული მარილები მონაცვლეობით შეჰყავთ სანთურის ცეცხლში. იქ ნატრიუმის მარილი - ალი გახდება ნათელი ყვითელი, ხოლო კალიუმი - ვარდისფერ-იისფერი. ამრიგად, აღჭურვილობისა და რეაგენტების მინიმალური ნაკრების არსებობისას, თქვენ დაადგინეთ თქვენთვის მოყვანილი ყველა ძლიერი მიზეზი.
ელექტროლიტი არის ნივთიერება, რომელიც მყარ მდგომარეობაში არის დიელექტრიკი, ანუ არ ატარებს ელექტრულ დენს, თუმცა, გახსნილი ან გამდნარი სახით ხდება გამტარი. რატომ ხდება თვისებების ასეთი მკვეთრი ცვლილება? ფაქტია, რომ ხსნარებში ან დნობის ელექტროლიტების მოლეკულები იშლება დადებითად დამუხტულ და უარყოფითად დამუხტულ იონებად, რის გამოც ამ ნივთიერებებს აგრეგაციის ასეთ მდგომარეობაში შეუძლიათ ელექტრული დენის გატარება. მარილების, მჟავების, ფუძეების უმეტესობას აქვს ელექტროლიტური თვისებები.
ინსტრუქცია
რა ნივთიერებებია ძლიერი? ისეთი ნივთიერებები, ხსნარებში ან დნობებში, რომელთა მოლეკულების თითქმის 100% გამოფენილია და ხსნარის კონცენტრაციის მიუხედავად. სიაში შედის ხსნადი ტუტეების, მარილების და ზოგიერთი მჟავების დიდი უმრავლესობა, როგორიცაა მარილწყალი, ბრომი, იოდი, აზოტი და ა.შ.
და როგორ იქცევიან სუსტები ხსნარებში ან დნებაში? ელექტროლიტები? ჯერ ერთი, ისინი იშლება ძალიან მცირე ზომით (არაუმეტეს 3% მოლეკულების მთლიანი რაოდენობის) და მეორეც, ისინი მიდიან რაც უფრო უარესი და ნელია, მით უფრო მაღალია ხსნარის კონცენტრაცია. ასეთ ელექტროლიტებს მიეკუთვნება, მაგალითად, (ამონიუმის ჰიდროქსიდი), ორგანული და არაორგანული მჟავების უმეტესობა (მათ შორის ჰიდროფლუორული - HF) და, რა თქმა უნდა, ყველა ჩვენგანისთვის ნაცნობი წყალი. ვინაიდან მისი მოლეკულების მხოლოდ უმნიშვნელო ნაწილი იშლება წყალბადის იონებად და ჰიდროქსილის იონებად.
გახსოვდეთ, რომ დისოციაციის ხარისხი და, შესაბამისად, ელექტროლიტის სიძლიერე დამოკიდებულია ფაქტორებზე: თავად ელექტროლიტის ბუნებაზე, გამხსნელზე და ტემპერატურაზე. ამიტომ, თავად ეს დაყოფა გარკვეულწილად პირობითია. ყოველივე ამის შემდეგ, ერთი და იგივე ნივთიერება სხვადასხვა პირობებში შეიძლება იყოს ძლიერი ელექტროლიტიც და სუსტიც. ელექტროლიტის სიძლიერის შესაფასებლად შემოიღეს სპეციალური მნიშვნელობა - დისოციაციის მუდმივი, რომელიც განისაზღვრება მასის მოქმედების კანონის საფუძველზე. მაგრამ ის გამოიყენება მხოლოდ სუსტ ელექტროლიტებზე; ძლიერი ელექტროლიტებიისინი არ ემორჩილებიან მოქმედი მასების კანონს.
წყაროები:
- ძლიერი ელექტროლიტების სია
მარილი- ეს არის ქიმიკატები, რომლებიც შედგება კატიონისგან, ანუ დადებითად დამუხტული იონისგან, ლითონისგან და უარყოფითად დამუხტული ანიონისგან - მჟავის ნარჩენებისგან. მარილების მრავალი სახეობა არსებობს: ნორმალური, მჟავე, ძირითადი, ორმაგი, შერეული, ჰიდრატირებული, რთული. ეს დამოკიდებულია კატიონისა და ანიონის შემადგენლობაზე. როგორ შეგიძლიათ განსაზღვროთ ბაზამარილი?
, , 21 , , ,
, 25-26 , 27-28 ,
, 30, , , , , , , , /2003
§ 6.3. ძლიერი და სუსტი ელექტროლიტები
ამ განყოფილების მასალა ნაწილობრივ თქვენთვის ცნობილია ადრე შესწავლილი სკოლის ქიმიის კურსებიდან და წინა განყოფილებიდან. მოკლედ მიმოვიხილოთ რა იცით და გავეცნოთ ახალ მასალას.
წინა ნაწილში განვიხილეთ ზოგიერთი მარილისა და ორგანული ნივთიერების წყალხსნარებში ქცევა, რომლებიც მთლიანად იშლება იონებად წყალხსნარში.
არსებობს უამრავი მარტივი, მაგრამ უდავო მტკიცებულება იმისა, რომ წყალხსნარებში ზოგიერთი ნივთიერება ნაწილაკებად იშლება. ამრიგად, გოგირდის H 2 SO 4 , აზოტის HNO 3 , ქლორის HClO 4 , ჰიდროქლორინის (ჰიდროქლორინის) HCl, ძმარმჟავას CH 3 COOH და სხვა მჟავების წყალხსნარებს აქვთ მჟავე გემო. მჟავების ფორმულებში საერთო ნაწილაკი არის წყალბადის ატომი და შეიძლება ვივარაუდოთ, რომ (იონის სახით) ეს არის ყველა ამ ასე განსხვავებული ნივთიერების ერთი და იგივე გემოს მიზეზი.
წყალხსნარში დისოციაციის დროს წარმოქმნილი წყალბადის იონები ხსნარს მჟავე გემოს აძლევს, რის გამოც ასეთ ნივთიერებებს მჟავებს უწოდებენ. ბუნებაში მხოლოდ წყალბადის იონებს მჟავე გემო აქვთ. ისინი წყალხსნარში ქმნიან ეგრეთ წოდებულ მჟავე (მჟავე) გარემოს.
დაიმახსოვრეთ, როცა ამბობთ „წყალბადის ქლორიდს“, გულისხმობთ ამ ნივთიერების აირისებრ და კრისტალურ მდგომარეობას, მაგრამ წყალხსნარისთვის უნდა თქვათ „ჰიდროქლორინის მჟავას ხსნარი“, „ჰიდროქლორინის მჟავა“ ან გამოიყენოთ საერთო სახელწოდება „ჰიდროქლორინის მჟავა“. ნივთიერების შემადგენლობა ნებისმიერ მდგომარეობაში, გამოხატული იგივე ფორმულით - Hcl.
ლითიუმის (LiOH), ნატრიუმის (NaOH), კალიუმის (KOH), ბარიუმის (Ba (OH) 2), კალციუმის (Ca (OH) 2) და სხვა ლითონების ჰიდროქსიდების წყალხსნარებს აქვთ იგივე უსიამოვნო მწარე-საპნის გემო და მიზეზი. ხელების კანზე სრიალის შეგრძნება. როგორც ჩანს, OH–ჰიდროქსიდის იონები, რომლებიც ასეთი ნაერთების ნაწილია, პასუხისმგებელნი არიან ამ თვისებაზე.
ჰიდროქლორინის HCl, ჰიდრობრომული HBr და ჰიდროიოდური HI მჟავები ერთნაირად რეაგირებენ თუთიასთან, მიუხედავად მათი განსხვავებული შემადგენლობისა, ვინაიდან ეს არ არის მჟავა, რომელიც რეალურად რეაგირებს თუთიასთან:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H2,
და წყალბადის იონები:
Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
და წარმოიქმნება წყალბადის გაზი და თუთიის იონები.
ზოგიერთი მარილის ხსნარის, მაგალითად, კალიუმის ქლორიდის KCl და ნატრიუმის ნიტრატის NaNO 3 შერევას არ ახლავს შესამჩნევი თერმული ეფექტი, თუმცა ხსნარის აორთქლების შემდეგ წარმოიქმნება ოთხი ნივთიერების კრისტალების ნარევი: ორიგინალური - კალიუმი. ქლორიდი და ნატრიუმის ნიტრატი - და ახალი - კალიუმის ნიტრატი KNO 3 და ნატრიუმის ქლორიდი NaCl. შეიძლება ვივარაუდოთ, რომ ხსნარში ორი საწყისი მარილი მთლიანად იშლება იონებად, რომლებიც აორთქლებისას წარმოქმნიან ოთხ კრისტალურ ნივთიერებას:
ამ ინფორმაციის შედარებისას მჟავების, ჰიდროქსიდების და მარილების წყალხსნარის ელექტროგამტარობასთან და სხვა რიგ დებულებებთან, S.A. Arrhenius-მა 1887 წელს წამოაყენა ელექტროლიტური დისოციაციის ჰიპოთეზა, რომლის მიხედვითაც მჟავების, ჰიდროქსიდების და მარილების მოლეკულები იხსნება. წყალში, იშლება იონებად.
ელექტროლიზის პროდუქტების შესწავლა საშუალებას გაძლევთ მივანიჭოთ იონებს დადებითი ან უარყოფითი მუხტები. ცხადია, თუ მჟავა, მაგალითად, აზოტის HNO 3, დაიშლება, ვთქვათ, ორ იონად და წყალბადი გამოიყოფა წყალხსნარის ელექტროლიზის დროს კათოდში (უარყოფითად დამუხტული ელექტროდი), მაშინ, შესაბამისად, არსებობს დადებითად დამუხტული წყალბადის იონები. H + ხსნარში. შემდეგ დისოციაციის განტოლება უნდა დაიწეროს შემდეგნაირად:
HNO 3 \u003d H + +.
ელექტროლიტური დისოციაცია- ნაერთის სრული ან ნაწილობრივი დაშლა, როდესაც ის წყალში იხსნება იონებად წყლის მოლეკულასთან (ან სხვა გამხსნელთან) ურთიერთქმედების შედეგად.
ელექტროლიტები- მჟავები, ფუძეები ან მარილები, რომელთა წყალხსნარი ახორციელებს ელექტრულ დენს დისოციაციის შედეგად.
ნივთიერებები, რომლებიც არ იშლება იონებად წყალხსნარში და რომელთა ხსნარები არ ატარებენ ელექტროენერგიას, ე.წ. არაელექტროლიტები.
ელექტროლიტების დისოციაცია რაოდენობრივია დისოციაციის ხარისხი- იონებად დაშლილი "მოლეკულების" (ფორმულის ერთეულების) რაოდენობის თანაფარდობა გამხსნელი ნივთიერების "მოლეკულების" საერთო რაოდენობასთან. დისოციაციის ხარისხი აღინიშნება ბერძნული ასოებით. მაგალითად, თუ გამხსნელი ნივთიერების ყოველი 100 „მოლეკულიდან“ 80 იშლება იონებად, მაშინ გამხსნელის დისოციაციის ხარისხია: \u003d 80/100 \u003d 0.8, ან 80%.
დისოციაციის უნარის მიხედვით (ან, როგორც ამბობენ, "ძლიერებით"), ელექტროლიტები იყოფა ძლიერი,
საშუალოდა სუსტი. დისოციაციის ხარისხის მიხედვით, ძლიერ ელექტროლიტებს მიეკუთვნება ისინი, რომელთა ხსნარებისთვის > 30%, სუსტი -< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита –
величина, зависящая от концентрации вещества,
температуры, природы растворителя и др.
წყალხსნარების შემთხვევაში, ძლიერი ელექტროლიტები(> 30%) მიეკუთვნება ნაერთების შემდეგ ჯგუფებს.
1
. ბევრი არაორგანული მჟავა, როგორიცაა ჰიდროქლორინის HCl, აზოტის HNO 3, გოგირდის H 2 SO 4 განზავებულ ხსნარებში. ყველაზე ძლიერი არაორგანული მჟავაა პერქლორინის HClO4.
არაჟანგბადის მჟავების სიძლიერე იზრდება იმავე ტიპის ნაერთების სერიაში, როდესაც მოძრაობს მჟავა წარმომქმნელი ელემენტების ქვეჯგუფში:
HCl-HBr-HI.
ჰიდროფთორმჟავა HF ხსნის მინას, მაგრამ ეს საერთოდ არ მიუთითებს მის სიძლიერეს. ეს მჟავა უჟანგბადო ჰალოგენის შემცველი მჟავებიდან მიეკუთვნება საშუალო სიძლიერის მჟავებს H–F ბმის მაღალი ენერგიის გამო, HF მოლეკულების გაერთიანების (ასოცირების) უნარის გამო წყალბადის ძლიერი ბმების გამო, F იონების ურთიერთქმედების გამო. HF მოლეკულები (წყალბადის ბმები) იონების და სხვა უფრო რთული ნაწილაკების წარმოქმნით. შედეგად წყალბადის იონების კონცენტრაცია ამ მჟავას წყალხსნარში საგრძნობლად მცირდება, ამიტომ ჰიდროფთორმჟავა ითვლება საშუალო სიძლიერის.
წყალბადის ფტორი რეაგირებს სილიციუმის დიოქსიდთან, რომელიც შუშის ნაწილია, განტოლების მიხედვით:SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O.
ჰიდროფთორმჟავა არ უნდა ინახებოდეს მინის ჭურჭელში. ამისთვის გამოიყენება ტყვიისგან, ზოგიერთი პლასტმასისგან და მინისგან დამზადებული ჭურჭელი, რომლის კედლები შიგნიდან დაფარულია პარაფინის სქელი ფენით. თუ წყალბადის ფტორს გაზს იყენებენ შუშის „დასაჭრელად“, შუშის ზედაპირი ხდება მქრქალი, რომელიც გამოიყენება მინაზე წარწერებისა და სხვადასხვა ნიმუშების დასაყენებლად. ჰიდროფთორმჟავას წყალხსნარით შუშის „აკრავი“ აფუჭებს შუშის ზედაპირს, რომელიც რჩება გამჭვირვალე. ჩვეულებრივ იყიდება ჰიდროფლორმჟავას 40%-იანი ხსნარი.
იგივე ტიპის ჟანგბადის მჟავების სიძლიერე იცვლება საპირისპირო მიმართულებით, მაგალითად, იოდის მჟავა HIO 4 უფრო სუსტია ვიდრე პერქლორინის მჟავა HClO 4.
თუ ელემენტი აყალიბებს რამდენიმე ჟანგბადის მჟავას, მაშინ მჟავას, რომელშიც მჟავას წარმომქმნელ ელემენტს აქვს უმაღლესი ვალენტობა, აქვს ყველაზე დიდი ძალა. ასე რომ, მჟავების სერიაში HclO (ჰიპოქლორიანი) - HclO 2 (ქლორინი) - HclO 3 (ქლორინი) - HclO 4 (ქლორი), ეს უკანასკნელი ყველაზე ძლიერია.
ერთი მოცულობის წყალი ხსნის დაახლოებით ორ მოცულობას ქლორს. ქლორი (მისი დაახლოებით ნახევარი) წყალთან ურთიერთქმედებს:
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO.
მარილმჟავა ძლიერია, მის წყალხსნარში პრაქტიკულად არ არის HCl მოლეკულები. რეაქციის სწორი განტოლებაა:
Cl 2 + H 2 O \u003d H + + Cl - + HClO - 25 კჯ / მოლი.
მიღებულ ხსნარს ქლორის წყალი ეწოდება.
ჰიპოქლორის მჟავა არის სწრაფად მოქმედი ჟანგვის აგენტი, ამიტომ გამოიყენება ქსოვილების გასათეთრებლად.
2 . პერიოდული სისტემის I და II ჯგუფების ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტების ჰიდროქსიდები: LiOH, NaOH, KOH, Ca (OH) 2 და ა.შ. ქვეჯგუფში გადაადგილებისას, ელემენტის მეტალის თვისებების მატებასთან ერთად, სიძლიერე ჰიდროქსიდები იზრდება. I ჯგუფის ელემენტების ძირითადი ქვეჯგუფის ხსნადი ჰიდროქსიდები კლასიფიცირდება როგორც ტუტე.
წყალში ხსნად ფუძეებს ტუტეებს უწოდებენ. ეს ასევე მოიცავს II ჯგუფის ძირითადი ქვეჯგუფის ელემენტების ჰიდროქსიდებს (მიწის ტუტე ლითონები) და ამონიუმის ჰიდროქსიდს (ამიაკის წყალხსნარი). ზოგჯერ ტუტე არის ის ჰიდროქსიდები, რომლებიც ქმნიან ჰიდროქსიდის იონების მაღალ კონცენტრაციას წყალხსნარში. მოძველებულ ლიტერატურაში ტუტეებს შორის შეგიძლიათ იპოვოთ კალიუმის კარბონატები K 2 CO 3 (კალიუმი) და ნატრიუმის Na 2 CO 3 (სოდა), ნატრიუმის ბიკარბონატი NaHCO 3 (საჭმელი სოდა), ბორაქსი Na 2 B 4 O 7, ნატრიუმის ჰიდროსულფიდები NaHS და კალიუმის KHS და ა.შ.
კალციუმის ჰიდროქსიდი Ca (OH) 2, როგორც ძლიერი ელექტროლიტი, იშლება ერთ საფეხურზე:
Ca (OH) 2 \u003d Ca 2+ + 2OH -.
3 . თითქმის ყველა მარილი. მარილი, თუ ეს არის ძლიერი ელექტროლიტი, იშლება ერთ საფეხურზე, მაგალითად, რკინის ქლორიდი:
FeCl 3 \u003d Fe 3+ + 3Cl -.
წყალხსნარების შემთხვევაში, სუსტი ელექტროლიტები ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.
1 . წყალი H 2 O არის ყველაზე მნიშვნელოვანი ელექტროლიტი.
2
. ზოგიერთი არაორგანული და თითქმის ყველა ორგანული მჟავა: H 2 S (ჰიდროსულფიდი), H 2 SO 3 (გოგირდოვანი), H 2 CO 3 (კარბონული), HCN (ჰიდროციანი), H 3 PO 4 (ფოსფორი, ორთოფოსფორი), H 2 SiO 3 (სილიციუმი), H 3 BO 3 (ბორული, ორთობორიული), CH 3 COOH (ძმური) და ა.შ.
გაითვალისწინეთ, რომ ნახშირბადის მჟავა არ არსებობს ფორმულაში H 2 CO 3. როდესაც ნახშირორჟანგი CO 2 იხსნება წყალში, წარმოიქმნება მისი ჰიდრატი CO 2 H 2 O, რომელსაც ჩვენ ვწერთ გამოთვლების მოხერხებულობისთვის H 2 CO 3 ფორმულით და დისოციაციის რეაქციის განტოლება ასე გამოიყურება:
სუსტი ნახშირბადის მჟავის დისოციაცია მიმდინარეობს ორ ეტაპად. მიღებული ბიკარბონატის იონი ასევე იქცევა სუსტი ელექტროლიტივით.
სხვა პოლიბაზური მჟავები იშლება იმავე გზით: H 3 PO 4 (ფოსფორი), H 2 SiO 3 (სილიციუმი), H 3 BO 3 (ბორი). წყალხსნარში დისოციაცია პრაქტიკულად მხოლოდ პირველ ეტაპზე გადის. როგორ განვახორციელოთ დისოციაცია ბოლო საფეხურზე?
3
. მრავალი ელემენტის ჰიდროქსიდები, როგორიცაა Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Fe (OH) 3 და ა.შ.
ყველა ეს ჰიდროქსიდი იშლება წყალხსნარში ეტაპობრივად, მაგალითად, რკინის ჰიდროქსიდი
Fe(OH)3:
წყალხსნარში დისოციაცია პრაქტიკულად მხოლოდ პირველ ეტაპზე მიმდინარეობს. როგორ გადავიტანოთ წონასწორობა Fe 3+ იონების წარმოქმნისკენ?
ერთი და იგივე ელემენტის ჰიდროქსიდების ძირითადი თვისებები იზრდება ელემენტის ვალენტურობის შემცირებით.ამგვარად, რკინის დიჰიდროქსიდის Fe (OH) 2-ის ძირითადი თვისებები უფრო გამოხატულია ვიდრე Fe (OH) 3 ტრიჰიდროქსიდის. ეს განცხადება ექვივალენტურია იმისა, რომ Fe(OH) 3-ის მჟავე თვისებები უფრო ძლიერია ვიდრე Fe(OH) 2-ის.
4
. ამონიუმის ჰიდროქსიდი NH 4 OH.
როდესაც აირისებრი ამიაკი NH 3 იხსნება წყალში, მიიღება ხსნარი, რომელიც ძალიან ცუდად ატარებს ელექტროენერგიას და აქვს მწარე-საპნის გემო. ხსნარის გარემო არის ძირითადი ან ტუტე.ამიაკის ეს ქცევა აიხსნება შემდეგნაირად.ამიაკის წყალში გახსნისას წარმოიქმნება ამიაკის ჰიდრატი NH 3 H 2 O, რომელსაც პირობითად მივაწერთ არარსებული ამონიუმის ჰიდროქსიდის NH 4 OH ფორმულას. , ვივარაუდოთ, რომ ეს ნაერთი დისოცირდება ამონიუმის იონისა და ჰიდროქსიდის იონის OH წარმოქმნით -:
NH 4 OH \u003d + OH -.
5 . ზოგიერთი მარილი: თუთიის ქლორიდი ZnCl 2, რკინის თიოციანატი Fe (NCS) 3, ვერცხლისწყლის ციანიდი Hg (CN) 2 და ა.შ. ეს მარილები ეტაპობრივად იშლება.
საშუალო სიძლიერის ელექტროლიტებისთვის, ზოგიერთში შედის ფოსფორის მჟავა H 3 PO 4. ჩვენ განვიხილავთ ფოსფორის მჟავას სუსტ ელექტროლიტად და ჩამოვწერთ მისი დისოციაციის სამ საფეხურს. გოგირდის მჟავა კონცენტრირებულ ხსნარებში იქცევა როგორც საშუალო სიძლიერის ელექტროლიტი, ხოლო ძალიან კონცენტრირებულ ხსნარებში ის იქცევა სუსტი ელექტროლიტივით. ჩვენ შემდგომ განვიხილავთ გოგირდის მჟავას, როგორც ძლიერ ელექტროლიტს და დავწერთ მისი დისოციაციის განტოლებას ერთ საფეხურზე.
ძლიერი ელექტროლიტები, წყალში გახსნისას, თითქმის მთლიანად იშლება იონებად, ხსნარში მათი კონცენტრაციის მიუხედავად.
ამიტომ, ძლიერი ელექტროლიტების დისოციაციის განტოლებებში ჩადეთ თანაბარი ნიშანი (=).
ძლიერი ელექტროლიტები მოიცავს:
ხსნადი მარილები;
ბევრი არაორგანული მჟავა: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
ტუტე ლითონების (LiOH, NaOH, KOH და სხვ.) და ტუტე მიწის ლითონების (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) მიერ წარმოქმნილი ფუძეები.
წყალხსნარებში სუსტი ელექტროლიტები მხოლოდ ნაწილობრივ (შექცევადად) იშლება იონებად.
ამიტომ, შექცევადობის ნიშანი (⇄) მოთავსებულია სუსტი ელექტროლიტების დისოციაციის განტოლებებში.
სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს:
თითქმის ყველა ორგანული მჟავა და წყალი;
ზოგიერთი არაორგანული მჟავა: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 და სხვ.;
უხსნადი ლითონის ჰიდროქსიდები: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 და სხვ.
იონური რეაქციის განტოლებები
იონური რეაქციის განტოლებები
ქიმიური რეაქციები ელექტროლიტების ხსნარებში (მჟავები, ფუძეები და მარილები) მიმდინარეობს იონების მონაწილეობით. საბოლოო ხსნარი შეიძლება დარჩეს გამჭვირვალე (პროდუქტები წყალში ძალიან ხსნადია), მაგრამ ერთ-ერთი პროდუქტი აღმოჩნდება სუსტი ელექტროლიტი; სხვა შემთხვევებში, ნალექი ან გაზის ევოლუცია შეინიშნება.
იონების შემცველი ხსნარებში რეაქციებისთვის შედგენილია არა მხოლოდ მოლეკულური განტოლება, არამედ სრული იონური და მოკლე იონური განტოლებები.
იონურ განტოლებებში, ფრანგი ქიმიკოსის კ.-ლ. Berthollet (1801), ყველა ძლიერი, კარგად ხსნადი ელექტროლიტი იწერება იონური ფორმულების სახით, ხოლო ნალექი, აირები და სუსტი ელექტროლიტები იწერება მოლეკულური ფორმულების სახით. ნალექი აღინიშნება ქვემოთ ისრის ნიშნით (↓), გაზის წარმოქმნა აღინიშნება ზემოთ ისრის ნიშნით (). ბერტოლეტის წესის მიხედვით რეაქციის განტოლების დაწერის მაგალითი:
ა) მოლეკულური განტოლება
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
ბ) სრული იონური განტოლება
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - გაზი, H2O - სუსტი ელექტროლიტი)
გ) მოკლე იონური განტოლება
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
ჩვეულებრივ, წერისას ისინი შემოიფარგლება მოკლე იონური განტოლებით, მყარი რეაგენტებით აღინიშნება ინდექსით (t), აირისებრი რეაგენტები - ინდექსით (g). მაგალითები:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 პრაქტიკულად არ იხსნება წყალში
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(სრული და მოკლე იონური განტოლებები იგივეა)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(მჟავა მარილების უმეტესობა წყალში ძალიან ხსნადია).
თუ ძლიერი ელექტროლიტები არ მონაწილეობენ რეაქციაში, არ არსებობს განტოლების იონური ფორმა:
Mg(OH)2(t) + 2HF(p) = MgF2↓ + 2H2O
ბილეთი #23
მარილის ჰიდროლიზი
მარილის ჰიდროლიზი არის მარილის იონების ურთიერთქმედება წყალთან და წარმოიქმნება დაბალი დისოციაციური ნაწილაკები.
ჰიდროლიზი, სიტყვასიტყვით, არის წყლის დაშლა. მარილების ჰიდროლიზის რეაქციის ამ განმარტებით, ჩვენ ხაზს ვუსვამთ, რომ ხსნარში მარილები იონების სახითაა და რომ რეაქციის მამოძრავებელი ძალა არის ოდნავ დაშლილი ნაწილაკების წარმოქმნა (ზოგადი წესი ხსნარებში მრავალი რეაქციისთვის). .
ჰიდროლიზი ხდება მხოლოდ იმ შემთხვევებში, როდესაც მარილის ელექტროლიტური დისოციაციის შედეგად წარმოქმნილ იონებს - კატიონს, ანიონს ან ორივეს ერთად შეუძლიათ სუსტად დისოციაციური ნაერთების წარმოქმნა წყლის იონებთან და ეს, თავის მხრივ, ხდება მაშინ, როდესაც კატიონი ძლიერ პოლარიზებულია (სუსტი ბაზის კატიონი), ხოლო ანიონი ადვილად პოლარიზდება (სუსტი მჟავა ანიონი). ეს ცვლის საშუალო pH-ს. თუ კატიონი ქმნის ძლიერ ფუძეს, ხოლო ანიონი ქმნის ძლიერ მჟავას, მაშინ ისინი არ განიცდიან ჰიდროლიზს.
1. სუსტი ფუძისა და ძლიერი მჟავის მარილის ჰიდროლიზიგადის კატიონში, ამან შეიძლება წარმოქმნას სუსტი ბაზა ან ძირითადი მარილი და ხსნარის pH შემცირდეს
2. სუსტი მჟავისა და ძლიერი ფუძის მარილის ჰიდროლიზიგადის ანიონში, შეიძლება წარმოიქმნას სუსტი მჟავა ან მჟავე მარილი და გაიზრდება ხსნარის pH
3. სუსტი ფუძისა და სუსტი მჟავის მარილის ჰიდროლიზიჩვეულებრივ გადის სუსტი მჟავისა და სუსტი ფუძის წარმოქმნით; ხსნარის pH ამ შემთხვევაში ოდნავ განსხვავდება 7-დან და განისაზღვრება მჟავისა და ფუძის ფარდობითი სიძლიერით.
4. ძლიერი ფუძისა და ძლიერი მჟავის მარილის ჰიდროლიზი არ მიმდინარეობს
კითხვა 24 ოქსიდების კლასიფიკაცია
ოქსიდებიკომპლექსურ ნივთიერებებს უწოდებენ, რომელთა მოლეკულების შემადგენლობაში შედის ჟანგბადის ატომები ჟანგვის მდგომარეობაში - 2 და სხვა ელემენტებს.
ოქსიდებიშეიძლება მიღებულ იქნას ჟანგბადის პირდაპირი ურთიერთქმედებით სხვა ელემენტთან, ან არაპირდაპირი გზით (მაგალითად, მარილების, ფუძეების, მჟავების დაშლით). ნორმალურ პირობებში ოქსიდები მყარ, თხევად და აირისებრ მდგომარეობაშია, ამ ტიპის ნაერთები ბუნებაში ძალიან გავრცელებულია. ოქსიდები გვხვდება დედამიწის ქერქში. ჟანგი, ქვიშა, წყალი, ნახშირორჟანგი არის ოქსიდები.
მარილის წარმომქმნელი ოქსიდები Მაგალითად,
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
მარილის წარმომქმნელი ოქსიდები- ეს არის ოქსიდები, რომლებიც წარმოქმნიან მარილებს ქიმიური რეაქციების შედეგად. ეს არის ლითონებისა და არამეტალების ოქსიდები, რომლებიც წყალთან ურთიერთქმედებისას წარმოქმნიან შესაბამის მჟავებს, ხოლო ფუძეებთან ურთიერთქმედებისას შესაბამის მჟავე და ნორმალურ მარილებს. Მაგალითად,სპილენძის ოქსიდი (CuO) არის მარილის წარმომქმნელი ოქსიდი, რადგან, მაგალითად, როდესაც იგი რეაგირებს მარილმჟავასთან (HCl), წარმოიქმნება მარილი:
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
ქიმიური რეაქციების შედეგად შესაძლებელია სხვა მარილების მიღება:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
მარილწარმომქმნელი ოქსიდებიეწოდება ოქსიდები, რომლებიც არ წარმოქმნიან მარილებს. მაგალითია CO, N 2 O, NO.
ელექტროლიტებინივთიერებები, რომელთა ხსნარები ან დნობები ატარებენ ელექტროენერგიას.
არაელექტროლიტებინივთიერებები, რომელთა ხსნარები ან დნება არ ატარებენ ელექტროენერგიას.
დისოციაცია- ნაერთების იონებად დაშლა.
დისოციაციის ხარისხიარის იონებად დაშლილი მოლეკულების რაოდენობის თანაფარდობა ხსნარში მოლეკულების მთლიან რაოდენობასთან.
ძლიერი ელექტროლიტებიწყალში გახსნისას ისინი თითქმის მთლიანად იშლება იონებად.
ძლიერი ელექტროლიტების დისოციაციის განტოლებების დაწერისას დააყენეთ ტოლობის ნიშანი.
ძლიერი ელექტროლიტები მოიცავს:
ხსნადი მარილები ( იხილეთ ხსნადობის ცხრილი);
ბევრი არაორგანული მჟავა: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( შეხედე მჟავებით ძლიერი ელექტროლიტები ხსნადობის ცხრილში);
ტუტე (LiOH, NaOH, KOH) და ტუტე დედამიწის (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ლითონების ფუძეები ( იხილეთ ძლიერი ელექტროლიტური ფუძეები ხსნადობის ცხრილში).
სუსტი ელექტროლიტებიწყალხსნარებში მხოლოდ ნაწილობრივ (შექცევადად) იშლება იონებად.
სუსტი ელექტროლიტების დისოციაციის განტოლებების დაწერისას მითითებულია შექცევადობის ნიშანი.
სუსტი ელექტროლიტები მოიცავს:
თითქმის ყველა ორგანული მჟავა და წყალი (H 2 O);
ზოგიერთი არაორგანული მჟავა: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( შეხედე მჟავებით სუსტი ელექტროლიტები ხსნადობის ცხრილში);
უხსნადი ლითონის ჰიდროქსიდები (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( იხილეთ ბაზებიგსუსტი ელექტროლიტები ხსნადობის ცხრილში).
ელექტროლიტური დისოციაციის ხარისხზე გავლენას ახდენს მრავალი ფაქტორი:
გამხსნელის ბუნება და ელექტროლიტი: ძლიერი ელექტროლიტები არის ნივთიერებები იონური და კოვალენტური ძლიერ პოლარული ბმებით; კარგი მაიონებელი უნარი, ე.ი. ნივთიერებების დისოციაციის გამოწვევის უნარი, აქვთ გამხსნელები მაღალი დიელექტრიკული მუდმივით, რომელთა მოლეკულები პოლარულია (მაგალითად, წყალი);
ტემპერატურა: ვინაიდან დისოციაცია არის ენდოთერმული პროცესი, ტემპერატურის მატება ზრდის α-ს მნიშვნელობას;
კონცენტრაციახსნარის განზავებისას იზრდება დისოციაციის ხარისხი, ხოლო კონცენტრაციის მატებასთან ერთად მცირდება;
დისოციაციის პროცესის ეტაპი: ყოველი მომდევნო ეტაპი წინაზე ნაკლებად ეფექტურია, დაახლოებით 1000–10000-ჯერ; მაგალითად, ფოსფორის მჟავისთვის α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄Н++H2PO−4 (პირველი ეტაპი, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (მეორე ეტაპი, α2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (მესამე ეტაპი, α 3).
ამ მიზეზით, ამ მჟავას ხსნარში წყალბადის იონების კონცენტრაცია ყველაზე მაღალია, ხოლო PO3−4 ფოსფატის იონების კონცენტრაცია ყველაზე დაბალი.
1. ხსნადობა და ნივთიერების დაშლის ხარისხი ერთმანეთთან არ არის დაკავშირებული. მაგალითად, სუსტი ელექტროლიტი არის ძმარმჟავა, რომელიც ძალიან (შეუზღუდავად) იხსნება წყალში.
2. სუსტი ელექტროლიტის ხსნარი სხვებზე ნაკლებ შეიცავს იმ იონებს, რომლებიც წარმოიქმნება ელექტროლიტური დისოციაციის ბოლო ეტაპზე.
ელექტროლიტური დისოციაციის ხარისხზე ასევე მოქმედებს სხვა ელექტროლიტების დამატება: მაგ., ჭიანჭველა მჟავის დისოციაციის ხარისხი
HCOOH ⇄ HCOO − + H+
მცირდება, თუ ხსნარს დაემატება ცოტაოდენი ნატრიუმის ფორმატი. ეს მარილი იშლება და წარმოქმნის ფორმატის იონებს HCOO - :
HCOONa → HCOO − + Na +
შედეგად, ხსნარში HCOO– იონების კონცენტრაცია იზრდება და ლე შატელიეს პრინციპის მიხედვით, ფორმატის იონების კონცენტრაციის მატება მატულობს ჭიანჭველა მჟავას დისოციაციის პროცესის წონასწორობას მარცხნივ, ე.ი. დისოციაციის ხარისხი მცირდება.
ოსტვალდის განზავების კანონი- თანაფარდობა, რომელიც გამოხატავს ორობითი სუსტი ელექტროლიტის განზავებული ხსნარის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის დამოკიდებულებას ხსნარის კონცენტრაციაზე:
აქ არის ელექტროლიტის დისოციაციის მუდმივი, არის კონცენტრაცია და არის ექვივალენტური ელექტრული გამტარობის მნიშვნელობები კონცენტრაციაზე და უსასრულო განზავებისას, შესაბამისად. თანაფარდობა არის მასობრივი მოქმედებისა და თანასწორობის კანონის შედეგი
სად არის დისოციაციის ხარისხი.
ოსტვალდის განზავების კანონი შეიმუშავა ვ. ოსტვალდმა 1888 წელს და დაადასტურა მის მიერ ექსპერიმენტულად. ელექტროლიტური დისოციაციის თეორიის დასაბუთებისთვის დიდი მნიშვნელობა ჰქონდა ოსტვალდის განზავების კანონის სისწორის ექსპერიმენტულ დადგენას.
წყლის ელექტროლიტური დისოციაცია. წყალბადის მაჩვენებელი pH წყალი არის სუსტი ამფოტერული ელექტროლიტი: H2O H+ + OH- ან, უფრო ზუსტად: 2H2O \u003d H3O + + OH- წყლის დისოციაციის მუდმივი 25 ° C-ზე არის: შეიძლება ჩაითვალოს მუდმივი და უდრის 55,55 მოლ/ლ. (წყლის სიმკვრივე 1000 გ / ლ, მასა 1 ლ 1000 გ, წყლის ნივთიერების რაოდენობა 1000 გ: 18 გ / მოლი \u003d 55,55 მოლი, C \u003d 55,55 მოლი: 1 ლ \u003d 55 ,55 მოლ/ლ). მაშინ ეს მნიშვნელობა მუდმივია მოცემულ ტემპერატურაზე (25°C), მას უწოდებენ წყლის იონურ პროდუქტს KW: წყლის დისოციაცია არის ენდოთერმული პროცესი, შესაბამისად, ტემპერატურის მატებასთან ერთად, Le Chatelier პრინციპის შესაბამისად, დისოციაცია იზრდება, იონის პროდუქტი იზრდება და აღწევს 10-13 მნიშვნელობას 100 ° C ტემპერატურაზე. 25°C ტემპერატურაზე სუფთა წყალში წყალბადის და ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაციები ტოლია: = = 10-7 მოლ/ლ ხსნარებს, რომლებშიც წყალბადის და ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაციები ერთმანეთის ტოლია, ნეიტრალური ეწოდება. თუ მჟავას ემატება სუფთა წყალი, წყალბადის იონების კონცენტრაცია გაიზრდება და გახდება 10-7 მოლ/ლ-ზე მეტი, საშუალო გახდება მჟავე, ხოლო ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაცია მყისიერად შეიცვლება ისე, რომ წყლის იონური პროდუქტი ინარჩუნებს თავის თავს. ღირებულება 10-14. იგივე მოხდება, როდესაც ტუტე დაემატება სუფთა წყალს. წყალბადის და ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაციები ერთმანეთთან დაკავშირებულია იონური პროდუქტის საშუალებით, ამიტომ, ერთი იონის კონცენტრაციის ცოდნით, ადვილია მეორის კონცენტრაციის გამოთვლა. მაგალითად, თუ = 10-3 მოლ/ლ, მაშინ = კვტ/ = 10-14/10-3 = 10-11 მოლ/ლ, ან თუ = 10-2 მოლ/ლ, მაშინ = კვტ/ = 10-14 /10-2 = 10-12 მოლ/ლ. ამრიგად, წყალბადის ან ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაცია შეიძლება იყოს გარემოს მჟავიანობის ან ტუტეობის რაოდენობრივი მახასიათებელი. პრაქტიკაში გამოიყენება არა წყალბადის ან ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაცია, არამედ წყალბადის pH ან ჰიდროქსილის pOH ინდიკატორები. წყალბადის ინდექსი pH უდრის წყალბადის იონების კონცენტრაციის უარყოფით ათობითი ლოგარითმს: pH = - lg ჰიდროქსილის ინდექსი pOH უდრის ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაციის უარყოფით ათობითი ლოგარითმს: pOH = - lg ადვილი მისახვედრია წყლის იონური პროდუქტის გახანგრძლივება, რომ pH + pOH = 14, საშუალო ნეიტრალურია, თუ 7-ზე ნაკლებია - მჟავე, და რაც უფრო დაბალია pH, მით უფრო მაღალია წყალბადის იონების კონცენტრაცია. pH 7-ზე მეტი - ტუტე გარემო, რაც უფრო მაღალია pH, მით უფრო მაღალია ჰიდროქსილის იონების კონცენტრაცია.
