Ang halaga ng a ay ipinahayag sa mga fraction ng isang yunit o sa % at depende sa likas na katangian ng electrolyte, solvent, temperatura, konsentrasyon at komposisyon ng solusyon.
Ang solvent ay gumaganap ng isang espesyal na papel: sa isang bilang ng mga kaso, kapag ang pagpasa mula sa may tubig na mga solusyon sa mga organikong solvent, ang antas ng dissociation ng mga electrolyte ay maaaring tumaas o bumaba nang husto. Sa hinaharap, sa kawalan ng mga espesyal na tagubilin, ipagpalagay namin na ang solvent ay tubig.
Ayon sa antas ng dissociation, ang mga electrolyte ay nahahati sa kondisyon malakas(a > 30%), daluyan (3% < a < 30%) и mahina(a< 3%).
Ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng:
1) ilang mga inorganic acid (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 at marami pang iba);
2) hydroxides ng alkali (Li, Na, K, Rb, Cs) at alkaline earth (Ca, Sr, Ba) na mga metal;
3) halos lahat ng natutunaw na asin.
Kasama sa medium-strength electrolytes ang Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF at ilang iba pa.
Ang lahat ng mga carboxylic acid (maliban sa HCOOH) at mga hydrated na anyo ng aliphatic at aromatic amines ay itinuturing na mahinang electrolyte. Ang mga mahihinang electrolyte ay marami ding mga inorganic acid (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, atbp.) at mga base (NH 3 ∙ H 2 O).
Sa kabila ng ilang pagkakatulad, sa pangkalahatan, hindi dapat kilalanin ng isa ang solubility ng isang substance na may antas ng dissociation nito. Kaya, ang acetic acid at ethyl alcohol ay walang limitasyong natutunaw sa tubig, ngunit sa parehong oras, ang unang sangkap ay isang mahinang electrolyte, at ang pangalawa ay isang non-electrolyte.
Mga acid at base
Sa kabila ng katotohanan na ang mga konsepto ng "acid" at "base" ay malawakang ginagamit upang ilarawan ang mga proseso ng kemikal, walang solong diskarte sa pag-uuri ng mga sangkap sa mga tuntunin ng pag-uuri sa kanila bilang mga acid o base. Mga kasalukuyang teorya ( ionic teorya S. Arrhenius, protolytic teorya I. Bronsted at T. Lowry at elektroniko teorya G. Lewis) ay may ilang partikular na limitasyon at samakatuwid ay naaangkop lamang sa mga espesyal na kaso. Tingnan natin ang bawat isa sa mga teoryang ito.
Teoryang Arrhenius.
Sa ionic theory ng Arrhenius, ang mga konsepto ng "acid" at "base" ay malapit na nauugnay sa proseso ng electrolytic dissociation:
Ang acid ay isang electrolyte na naghihiwalay sa mga solusyon upang bumuo ng mga H + ions;
Ang base ay isang electrolyte na naghihiwalay sa mga solusyon upang bumuo ng mga OH - ion;
Ang ampholyte (amphoteric electrolyte) ay isang electrolyte na naghihiwalay sa mga solusyon sa pagbuo ng parehong H + ions at OH - ions.
Halimbawa:
SA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Ako (OH) n ⇄ Ako n + + nOH -Alinsunod sa teorya ng ionic, ang parehong mga neutral na molekula at mga ion ay maaaring mga acid, halimbawa:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Ang mga katulad na halimbawa ay maaaring ibigay para sa mga batayan:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Kasama sa mga ampholyte ang mga hydroxides ng zinc, aluminum, chromium at ilang iba pa, pati na rin ang mga amino acid, protina, nucleic acid.
Sa pangkalahatan, ang pakikipag-ugnayan ng acid-base sa solusyon ay nabawasan sa isang reaksyon ng neutralisasyon:
H + + OH - H 2 O
Gayunpaman, ang isang bilang ng mga pang-eksperimentong data ay nagpapakita ng mga limitasyon ng teorya ng ionic. Kaya, ammonia, organic amines, metal oxides tulad ng Na 2 O, CaO, anion ng mahina acids, atbp. sa kawalan ng tubig, ipinapakita nila ang mga katangian ng mga tipikal na base, bagaman hindi sila naglalaman ng mga hydroxide ions.
Sa kabilang banda, maraming mga oxide (SO 2, SO 3, P 2 O 5, atbp.), mga halides, acid halides, na walang mga hydrogen ions sa kanilang komposisyon, kahit na sa kawalan ng tubig, ay nagpapakita ng mga acidic na katangian, i.e. ang mga base ay neutralisado.
Bilang karagdagan, ang pag-uugali ng isang electrolyte sa isang may tubig na solusyon at sa isang di-may tubig na daluyan ay maaaring maging kabaligtaran.
Kaya, ang CH 3 COOH sa tubig ay isang mahinang acid:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
at sa likidong hydrogen fluoride ito ay nagpapakita ng mga katangian ng isang base:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Ang mga pag-aaral ng mga ganitong uri ng mga reaksyon, at lalo na ang mga nangyayari sa mga di-may tubig na solvent, ay humantong sa mas pangkalahatang mga teorya ng mga acid at base.
Teorya nina Bronsted at Lowry.
Ang karagdagang pag-unlad ng teorya ng mga acid at base ay ang protolytic (proton) theory na iminungkahi ni I. Bronsted at T. Lowry. Ayon sa teoryang ito:
Ang acid ay anumang sangkap na ang mga molekula (o mga ion) ay may kakayahang mag-donate ng isang proton, i.e. maging isang proton donor;
Ang base ay anumang sangkap na ang mga molekula (o mga ion) ay may kakayahang magdikit ng isang proton, i.e. maging isang proton acceptor;
Kaya, ang konsepto ng batayan ay makabuluhang pinalawak, na kinumpirma ng mga sumusunod na reaksyon:
OH - + H + H 2 O
NH 3 + H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Ayon sa teorya ni I. Bronsted at T. Lowry, ang acid at base ay bumubuo ng conjugated pair at pinag-uugnay ng equilibrium:
ACID ⇄ PROTON + BASE
Dahil ang reaksyon ng paglilipat ng proton (protolytic reaction) ay nababaligtad, at ang isang proton ay inilipat din sa reverse na proseso, ang mga produkto ng reaksyon ay acid at base na may kaugnayan sa isa't isa. Ito ay maaaring isulat bilang isang proseso ng balanse:
ON + B ⇄ VN + + A -,
kung saan ang HA ay isang acid, B ay isang base, BH + ay isang acid conjugated na may base B, A - ay isang base conjugated na may acid HA.
Mga halimbawa.
1) bilang reaksyon:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
Ang HCl at H 2 O ay mga acid, ang Cl - at OH - ay ang kaukulang conjugate base;
2) sa reaksyon:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - at H 3 O + - mga acid, SO 4 2 - at H 2 O - mga base;
3) bilang reaksyon:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
Ang NH 4 + ay isang acid, ang NH 2 - ay isang base, at ang NH 3 ay gumaganap bilang parehong acid (isang molekula) at isang base (isa pang molekula), i.e. nagpapakita ng mga palatandaan ng amphotericity - ang kakayahang magpakita ng mga katangian ng isang acid at isang base.
Ang tubig ay mayroon ding kakayahang ito:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Dito, ang isang molekula ng H 2 O ay nagdaragdag ng isang proton (base), na bumubuo ng isang conjugate acid - isang hydroxonium ion H 3 O +, ang isa ay nagbibigay ng isang proton (acid), na bumubuo ng isang conjugate base OH -. Ang prosesong ito ay tinatawag autoprotolysis.
Makikita mula sa mga halimbawa sa itaas na, sa kaibahan sa mga ideya ni Arrhenius, sa teorya ni Brönsted at Lowry, ang mga reaksyon ng mga acid na may mga base ay hindi humahantong sa mutual neutralization, ngunit sinamahan ng pagbuo ng mga bagong acid at base. .
Dapat ding tandaan na ang protolytic theory ay isinasaalang-alang ang mga konsepto ng "acid" at "base" hindi bilang isang ari-arian, ngunit bilang isang function na ginagawa ng pinag-uusapang compound sa protolytic reaction. Ang parehong tambalan ay maaaring tumugon bilang isang acid sa ilalim ng ilang mga kundisyon at bilang isang base sa ilalim ng iba. Kaya, sa isang may tubig na solusyon ng CH 3 COOH ay nagpapakita ng mga katangian ng isang acid, at sa 100% H 2 SO 4 - isang base.
Gayunpaman, sa kabila ng mga merito nito, ang protolytic theory, tulad ng Arrhenius theory, ay hindi naaangkop sa mga substance na hindi naglalaman ng hydrogen atoms, ngunit, sa parehong oras, ay nagpapakita ng function ng isang acid: boron, aluminum, silicon, at tin halides. .
Teorya ni Lewis.
Ang isang kakaibang diskarte sa pag-uuri ng mga sangkap sa mga tuntunin ng pag-uuri sa kanila bilang mga acid at base ay ang elektronikong teorya ni Lewis. Sa loob ng teoryang elektroniko:
ang acid ay isang particle (molekula o ion) na may kakayahang magdikit ng isang pares ng elektron (electron acceptor);
Ang base ay isang particle (molekula o ion) na may kakayahang mag-donate ng isang pares ng elektron (electron donor).
Ayon kay Lewis, ang isang acid at isang base ay nakikipag-ugnayan sa isa't isa upang bumuo ng isang donor-acceptor bond. Bilang resulta ng pagdaragdag ng isang pares ng mga electron, ang isang electron-deficient atom ay may kumpletong electronic configuration - isang octet ng mga electron. Halimbawa:
Ang reaksyon sa pagitan ng mga neutral na molekula ay maaaring kinakatawan sa katulad na paraan:
Ang reaksyon ng neutralisasyon sa mga tuntunin ng teorya ng Lewis ay itinuturing bilang pagdaragdag ng isang pares ng elektron ng isang hydroxide ion sa isang hydrogen ion, na nagbibigay ng isang libreng orbital upang mapaunlakan ang pares na ito:
Kaya, ang proton mismo, na madaling nakakabit ng isang pares ng elektron, mula sa punto ng view ng teorya ng Lewis, ay gumaganap ng function ng isang acid. Kaugnay nito, ang mga Bronsted acid ay maaaring ituring bilang mga produkto ng reaksyon sa pagitan ng mga acid at base ng Lewis. Kaya, ang HCl ay ang produkto ng neutralisasyon ng acid H + na may base Cl -, at ang H 3 O + ion ay nabuo bilang isang resulta ng neutralisasyon ng acid H + na may base H 2 O.
Ang mga reaksyon sa pagitan ng mga acid at base ng Lewis ay inilalarawan din ng mga sumusunod na halimbawa:
Kasama rin sa mga base ng Lewis ang mga halide ions, ammonia, aliphatic at aromatic amines, mga organikong compound na naglalaman ng oxygen ng uri ng R 2 CO (kung saan ang R ay isang organikong radical).
Kasama sa mga Lewis acid ang halides ng boron, aluminyo, silikon, lata at iba pang elemento.
Malinaw, sa teorya ni Lewis, ang konsepto ng "acid" ay kinabibilangan ng mas malawak na hanay ng mga kemikal na compound. Ito ay ipinaliwanag sa pamamagitan ng katotohanan na, ayon kay Lewis, ang pagtatalaga ng isang sangkap sa klase ng mga acid ay dahil lamang sa istraktura ng molekula nito, na tumutukoy sa mga katangian ng electron-acceptor, at hindi kinakailangang nauugnay sa pagkakaroon ng hydrogen. mga atomo. Ang mga Lewis acid na hindi naglalaman ng mga atomo ng hydrogen ay tinatawag aprotik.
Pamantayan sa Paglutas ng Suliranin
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Al 2 (SO 4) 3 sa tubig.
Ang aluminyo sulfate ay isang malakas na electrolyte at sumasailalim sa kumpletong pagkabulok sa mga ion sa isang may tubig na solusyon. Dissociation equation:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 -,
o (nang hindi isinasaalang-alang ang proseso ng ion hydration):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 -.
2. Ano ang HCO 3 ion - mula sa pananaw ng teoryang Bronsted-Lowry?
Depende sa mga kondisyon, ang HCO 3 ion ay maaaring mag-abuloy ng mga proton:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
at magdagdag ng mga proton:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Kaya, sa unang kaso, ang HCO 3 ion - ay isang acid, sa pangalawa - isang base, iyon ay, ito ay isang ampholyte.
3. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang Ag + ion sa reaksyon:
Ag + + 2NH 3 +
Sa proseso ng pagbuo ng mga bono ng kemikal, na nagpapatuloy ayon sa mekanismo ng donor-acceptor, ang Ag + ion, na may libreng orbital, ay isang acceptor ng mga pares ng elektron, at sa gayon ay nagpapakita ng mga katangian ng isang Lewis acid.
4. Tukuyin ang lakas ng ionic ng solusyon sa isang litro kung saan mayroong 0.1 mol ng KCl at 0.1 mol ng Na 2 SO 4.
Ang dissociation ng ipinakita na mga electrolyte ay nagpapatuloy alinsunod sa mga equation:
Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2 -
Samakatuwid: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0.1 mol / l;
C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) \u003d 0.2 mol / l;
C (SO 4 2 -) \u003d C (Na 2 SO 4) \u003d 0.1 mol / l.
Ang lakas ng ionic ng solusyon ay kinakalkula ng formula:
5. Tukuyin ang konsentrasyon ng CuSO 4 sa isang solusyon ng electrolyte na ito na may ako= 0.6 mol/l.
Ang dissociation ng CuSO 4 ay nagpapatuloy ayon sa equation:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Kunin natin ang C (CuSO 4) para sa x mol / l, pagkatapos, alinsunod sa equation ng reaksyon, C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d x mol/l. Sa kasong ito, ang expression para sa pagkalkula ng lakas ng ionic ay magiging ganito:
6. Tukuyin ang koepisyent ng aktibidad ng K + ion sa isang may tubig na solusyon ng KCl na may C (KCl) = 0.001 mol / l.
na sa kasong ito ay kukuha ng anyo:
.
Ang lakas ng ionic ng solusyon ay matatagpuan sa pamamagitan ng formula:
7. Tukuyin ang koepisyent ng aktibidad ng Fe 2+ ion sa isang may tubig na solusyon, ang lakas ng ionic nito ay katumbas ng 1.
Ayon sa batas ng Debye-Hückel:
kaya:
8. Tukuyin ang dissociation constant ng acid HA, kung sa isang solusyon ng acid na ito na may konsentrasyon na 0.1 mol/l a = 24%.
Sa laki ng antas ng dissociation, matutukoy na ang acid na ito ay isang electrolyte ng katamtamang lakas. Samakatuwid, upang kalkulahin ang acid dissociation constant, ginagamit namin ang Ostwald dilution law sa buong anyo nito:
9. Tukuyin ang konsentrasyon ng electrolyte, kung a = 10%, K d \u003d 10 - 4.
Mula sa Ostwald's Dilution Law:
10. Ang antas ng dissociation ng monobasic acid HA ay hindi hihigit sa 1%. (HA) = 6.4×10 - 7 . Tukuyin ang antas ng dissociation ng HA sa solusyon nito na may konsentrasyon na 0.01 mol/l.
Sa laki ng antas ng dissociation, matutukoy na ang acid na ito ay isang mahinang electrolyte. Nagbibigay-daan ito sa amin na gamitin ang tinatayang formula ng Ostwald dilution law:
11. Ang antas ng dissociation ng electrolyte sa solusyon nito na may konsentrasyon na 0.001 mol / l ay 0.009. Tukuyin ang dissociation constant ng electrolyte na ito.
Makikita sa kondisyon ng problema na mahina ang electrolyte na ito (a = 0.9%). Kaya:
12. (HNO 2) = 3.35. Ihambing ang lakas ng HNO 2 sa lakas ng monobasic acid HA, ang antas ng dissociation kung saan sa solusyon na may C(HA) = 0.15 mol/l ay 15%.
Kalkulahin ang (HA) gamit ang buong anyo ng Ostwald equation:
Mula noong (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Mayroong dalawang mga solusyon sa KCl na naglalaman ng iba pang mga ion. Ito ay kilala na ang ionic na lakas ng unang solusyon ( ako 1) ay katumbas ng 1, at ang pangalawa ( ako 2) ay 10 - 2 . Paghambingin ang Mga Salik ng Aktibidad f(K +) sa mga solusyong ito at tapusin kung paano naiiba ang mga katangian ng mga solusyong ito sa mga katangian ng walang katapusang dilute na solusyon ng KCl.
Ang mga koepisyent ng aktibidad ng mga K + ion ay kinakalkula gamit ang batas ng Debye-Hückel:
Salik ng aktibidad f ay isang sukatan ng paglihis sa pag-uugali ng isang electrolyte na solusyon ng isang naibigay na konsentrasyon mula sa pag-uugali nito sa isang walang katapusang pagbabanto ng solusyon.
Bilang f Ang 1 = 0.316 ay higit na lumilihis mula sa 1 kaysa f 2 \u003d 0.891, pagkatapos ay sa isang solusyon na may mas mataas na lakas ng ionic, ang isang mas malaking paglihis sa pag-uugali ng solusyon ng KCl mula sa pag-uugali nito sa walang katapusang pagbabanto ay sinusunod.
Mga tanong para sa pagpipigil sa sarili
1. Ano ang electrolytic dissociation?
2. Anong mga sangkap ang tinatawag na electrolytes at non-electrolytes? Magbigay ng halimbawa.
3. Ano ang antas ng dissociation?
4. Anong mga salik ang tumutukoy sa antas ng dissociation?
5. Anong mga electrolyte ang itinuturing na malakas? Ano ang katamtamang lakas? Ano ang mahina? Magbigay ng halimbawa.
6. Ano ang dissociation constant? Ano ang nakasalalay sa dissociation constant at saan ito hindi nakasalalay?
7. Paano nauugnay ang pare-pareho at ang antas ng dissociation sa binary solution ng medium at weak electrolytes?
8. Bakit ang mga solusyon ng malalakas na electrolyte ay nagpapakita ng mga paglihis mula sa ideality sa kanilang pag-uugali?
9. Ano ang kakanyahan ng terminong "maliwanag na antas ng dissociation"?
10. Ano ang aktibidad ng isang ion? Ano ang isang koepisyent ng aktibidad?
11. Paano nagbabago ang halaga ng koepisyent ng aktibidad sa pagbabanto (konsentrasyon) ng isang malakas na solusyon sa electrolyte? Ano ang limitasyon ng halaga ng koepisyent ng aktibidad sa walang katapusang pagbabanto ng solusyon?
12. Ano ang lakas ng ionic ng isang solusyon?
13. Paano kinakalkula ang koepisyent ng aktibidad? Bumuo ng batas ng Debye-Hückel.
14. Ano ang kakanyahan ng teorya ng ionic ng mga acid at base (teoryang Arrhenius)?
15. Ano ang pangunahing pagkakaiba sa pagitan ng protolytic theory ng acids at bases (theory of Bronsted and Lowry) at the theory of Arrhenius?
16. Paano binibigyang-kahulugan ng elektronikong teorya (teorya ng Lewis) ang mga konsepto ng "acid" at "base"? Magbigay ng halimbawa.
Mga variant ng mga gawain para sa independiyenteng solusyon
Opsyon numero 1
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Fe 2 (SO 4) 3 .
ON + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.
Opsyon numero 2
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng CuCl 2 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang S 2 ion - sa reaksyon:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Kalkulahin ang molar na konsentrasyon ng electrolyte sa solusyon kung a = 0.75%, a = 10 - 5.
Opsyon numero 3
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Na 2 SO 4 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang CN ion - sa reaksyon:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. Ang lakas ng ionic ng CaCl 2 solution ay 0.3 mol/l. Kalkulahin ang C (CaCl 2).
Opsyon numero 4
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Ca(OH) 2 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Bronsted theory, ang H 2 O molekula sa reaksyon:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. Ang lakas ng ionic ng K 2 SO 4 na solusyon ay 1.2 mol/l. Kalkulahin ang C(K 2 SO 4).
Opsyon numero 5
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng K 2 SO 3 .
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
3. (CH 3 COOH) = 4.74. Ihambing ang lakas ng CH 3 COOH sa lakas ng monobasic acid HA, ang antas ng dissociation kung saan sa solusyon sa C (HA) = 3.6 × 10 - 5 mol / l ay 10%.
Opsyon numero 6
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng K 2 S.
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang AlBr 3 molecule sa reaksyon:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opsyon numero 7
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Fe(NO 3) 2 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang ion Cl - sa reaksyon:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Opsyon numero 8
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng K 2 MnO 4 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Bronsted theory, ang HSO 3 ion - sa reaksyon:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opsyon numero 9
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Al 2 (SO 4) 3 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang Co 3+ ion sa reaksyon:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. Ang 1 litro ng solusyon ay naglalaman ng 0.348 g ng K 2 SO 4 at 0.17 g ng NaNO 3. Tukuyin ang lakas ng ionic ng solusyon na ito.
Opsyon numero 10
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Ca(NO 3) 2 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Bronsted theory, ang H 2 O molekula sa reaksyon:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.
3. Kalkulahin ang konsentrasyon ng electrolyte sa solusyon kung a = 5%, a = 10 - 5.
Opsyon numero 11
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng KMnO 4 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang Cu 2+ ion sa reaksyon:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.
3. Kalkulahin ang koepisyent ng aktibidad ng Cu 2+ ion sa isang solusyong CuSO 4 na may C (CuSO 4) = 0.016 mol / l.
Opsyon numero 12
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Na 2 CO 3 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Bronsted theory, ang H 2 O molekula sa reaksyon:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Mayroong dalawang NaCl solution na naglalaman ng iba pang electrolytes. Ang mga halaga ng lakas ng ionic ng mga solusyon na ito ay pantay-pantay: ako 1 \u003d 0.1 mol / l, ako 2 = 0.01 mol/l. Paghambingin ang Mga Salik ng Aktibidad f(Na +) sa mga solusyong ito.
Opsyon numero 13
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Al(NO 3) 3 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang RNH 2 molecule sa reaksyon:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Ihambing ang mga koepisyent ng aktibidad ng mga kasyon sa isang solusyon na naglalaman ng FeSO 4 at KNO 3, sa kondisyon na ang mga konsentrasyon ng electrolyte ay 0.3 at 0.1 mol/l, ayon sa pagkakabanggit.
Opsyon numero 14
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng K 3 PO 4 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Bronsted theory, ang H 3 O + ion sa reaksyon:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Opsyon numero 15
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng K 2 SO 4 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Lewis theory, ang Pb (OH) 2 sa reaksyon:
Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.
Opsyon numero 16
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Ni(NO 3) 2 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Bronsted theory, ang hydronium ion (H 3 O +) sa reaksyon:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. Ang lakas ng ionic ng isang solusyon na naglalaman lamang ng Na 3 PO 4 ay 1.2 mol / l. Tukuyin ang konsentrasyon ng Na 3 PO 4.
Opsyon numero 17
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng (NH 4) 2 SO 4 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng teoryang Bronsted, ang NH 4 + ion sa reaksyon:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. Ang lakas ng ionic ng isang solusyon na naglalaman ng parehong KI at Na 2 SO 4 ay 0.4 mol / l. C(KI) = 0.1 mol/L. Tukuyin ang konsentrasyon ng Na 2 SO 4.
Opsyon numero 18
1. Isulat ang equation para sa electrolytic dissociation ng Cr 2 (SO 4) 3 .
2. Tukuyin kung ano, mula sa pananaw ng Bronsted theory, ang isang molekula ng protina sa reaksyon:
BLOCK NG IMPORMASYON
sukat ng pH
Talahanayan 3 Ang relasyon sa pagitan ng mga konsentrasyon ng H + at OH - ions.
Pamantayan sa Paglutas ng Suliranin
1. Ang konsentrasyon ng mga hydrogen ions sa solusyon ay 10 - 3 mol/l. Kalkulahin ang mga halaga ng pH, pOH at [OH - ] sa solusyon na ito. Tukuyin ang daluyan ng solusyon.
Tandaan. Ang mga sumusunod na ratios ay ginagamit para sa mga kalkulasyon: lg10 a = a; 10 lg a = a.
Ang medium ng isang solusyon na may pH = 3 ay acidic, dahil pH< 7.
2. Kalkulahin ang pH ng isang hydrochloric acid solution na may molar na konsentrasyon na 0.002 mol/l.
Dahil sa isang dilute na solusyon ng HC1 » 1, at sa isang solusyon ng isang monobasic acid C (k-you) \u003d C (k-you), maaari naming isulat:
3. Sa 10 ml ng isang solusyon ng acetic acid na may C(CH 3 COOH) = 0.01 mol / l ay idinagdag 90 ml ng tubig. Hanapin ang pagkakaiba sa pagitan ng mga halaga ng pH ng solusyon bago at pagkatapos ng pagbabanto, kung (CH 3 COOH) = 1.85 × 10 - 5.
1) Sa paunang solusyon ng mahinang monobasic acid CH 3 COOH:
Kaya naman:
2) Ang pagdaragdag ng 90 ml ng tubig sa 10 ml ng acid solution ay tumutugma sa isang 10-tiklop na pagbabanto ng solusyon. Kaya.
Ang pagsukat ng antas ng dissociation ng iba't ibang electrolytes ay nagpakita na ang mga indibidwal na electrolyte sa parehong normal na konsentrasyon ng mga solusyon ay naghihiwalay sa mga ion na ibang-iba.
Ang pagkakaiba sa mga halaga ng antas ng dissociation ng mga acid ay lalong malaki. Halimbawa, ang mga nitric at hydrochloric acid sa 0.1 N. ang mga solusyon ay halos ganap na nabubulok sa mga ion; carbonic, hydrocyanic at iba pang mga acid ay naghihiwalay sa ilalim ng parehong mga kondisyon sa maliit na lawak lamang.
Sa mga base na nalulusaw sa tubig (alkalis), ang ammonium oxide hydrate ay mahinang naghihiwalay, ang natitirang alkalis ay naghihiwalay ng maayos. Ang lahat ng mga asing-gamot, na may ilang mga pagbubukod, ay nahahati din sa mga ion.
Ang pagkakaiba sa mga halaga ng antas ng dissociation ng mga indibidwal na acid ay dahil sa likas na katangian ng valence bond sa pagitan ng mga atom na bumubuo ng kanilang mga molekula. Kung mas polar ang bono sa pagitan ng hydrogen at ng natitirang molekula, mas madaling mahati ito, mas maghihiwalay ang acid.
Ang mga electrolyte na mahusay na naghihiwalay sa mga ion ay tinatawag na mga malakas na electrolyte, kabaligtaran sa mga mahihinang electrolyte, na bumubuo lamang ng isang maliit na bilang ng mga ion sa mga may tubig na solusyon. Ang mga solusyon ng malalakas na electrolyte ay nagpapanatili ng mataas na electrical conductivity kahit na sa napakataas na konsentrasyon. Sa kabaligtaran, ang electrical conductivity ng mga solusyon ng mahinang electrolytes ay mabilis na bumababa sa pagtaas ng konsentrasyon. Ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng mga acid tulad ng hydrochloric, nitric, sulfuric at ilang iba pa, pagkatapos ay alkalis (maliban sa NH 4 OH) at halos lahat ng mga asin.
Ang mga polyoonic acid at polyacid base ay naghihiwalay sa mga hakbang. Kaya, halimbawa, ang mga molekula ng sulfuric acid una sa lahat ay naghihiwalay ayon sa equation
H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '
o mas tiyak:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '
Pag-aalis ng pangalawang hydrogen ion ayon sa equation
HSO 4 ‘⇄ H + SO 4 »
o
HSO 4 '+ H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4"
mas mahirap na ito, dahil kailangan nitong pagtagumpayan ang atraksyon mula sa dobleng sisingilin na ion SO 4 ”, na, siyempre, umaakit sa hydrogen ion sa sarili nito nang mas malakas kaysa sa singly charged ion HSO 4 '. Samakatuwid, ang pangalawang yugto ng dissociation o, gaya ng sinasabi nila, ang pangalawang dissociation ay nangyayari sa isang mas maliit.degree kaysa sa pangunahing isa, at ang mga ordinaryong solusyon sa sulfuric acid ay naglalaman lamang ng isang maliit na bilang ng mga SO 4 ions "
Ang Phosphoric acid H 3 RO 4 ay naghihiwalay sa tatlong hakbang:
H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 '
H 2 PO 4 ⇄ H + HPO4 »
HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’
Ang mga molekula ng H 3 RO 4 ay malakas na naghihiwalay sa H at H 2 RO 4 na mga ion. Ang mga ions H 2 PO 4 ' ay kumikilos na parang mas mahinang acid, at humihiwalay sa H at HPO 4 "sa mas mababang lawak. Ang HPO 4 ions, sa kabilang banda, ay naghihiwalay bilang isang napakahinang acid, at halos hindi nagbibigay ng H ion.
at PO 4"'
Ang mga base na naglalaman ng higit sa isang hydroxyl group sa molekula ay naghihiwalay din sa mga hakbang. Halimbawa:
Va(OH) 2 ⇄ BaOH + OH'
VaOH ⇄ Va + OH'
Tulad ng para sa mga asing-gamot, ang mga normal na asing-gamot ay laging nahihiwa-hiwalay sa mga metal ions at acid residues. Halimbawa:
CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl 'Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4"
Ang mga acid salt, tulad ng mga polybasic acid, ay naghihiwalay sa mga hakbang. Halimbawa:
NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 '
HCO 3 ‘⇄ H + CO 3 »
Gayunpaman, ang pangalawang yugto ay napakaliit, kaya ang solusyon ng acid salt ay naglalaman lamang ng isang maliit na bilang ng mga hydrogen ions.
Ang mga pangunahing asing-gamot ay nahahati sa mga ion ng mga nalalabi ng basic at acid. Halimbawa:
Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Cl"
Ang pangalawang dissociation ng mga ions ng pangunahing residues sa metal at hydroxyl ions halos hindi nangyayari.
Sa mesa. Ipinapakita ng 11 ang mga numerical na halaga ng antas ng dissociation ng ilang mga acid, base at salts sa 0 , 1 n. mga solusyon.
Bumababa sa pagtaas ng konsentrasyon. Samakatuwid, sa napakakonsentradong mga solusyon, kahit na ang mga malakas na acid ay medyo mahina ang paghihiwalay. Para sa
Talahanayan 11
Mga acid, base at asin sa 0.1 N.mga solusyon sa 18°
| Electrolyte | Formula | Degree ng dissociation sa % |
| mga acid | ||
| asin | HCl | 92 |
| Hydrobromic | HBr | 92 |
| Hydroiodide | HJ | . 92 |
| Nitrogen | HNO3 | 92 |
| sulpuriko | H 2 KAYA 4 | 58 |
| asupre | H 2SO3 | 34 |
| Phosphoric | H 3 PO 4 | 27 |
| Hydrofluoric | HF | 8,5 |
| Acetic | CH3COOH | 1,3 |
| uling | H2 CO3 | 0,17 |
| Hydrogen sulfide | H 2 S | 0,07 |
| hydrocyanic | HCN | 0,01 |
| Bornaya | H 3 BO 3 | 0,01 |
| Mga pundasyon | ||
| barium hydroxide | Ba (OH) 2 | 92 |
| caustic potash | con | 89 |
| Sosa hydroxide | NaON | 84 |
| ammonium hydroxide | NH4OH | 1,3 |
| asin | ||
| Chloride | Kcl | 86 |
| Ammonium chloride | NH4Cl | 85 |
| Chloride | NaCl | 84 |
| Nitrato | KNO 3 | 83 |
| AgNO3 | 81 | |
| acetic acid | NaCH 3 COO | 79 |
| Chloride | ZnCl 2 | 73 |
| sulpate | Na 2 KAYA 4 | 69 |
| sulpate | ZnSO4 | 40 |
| Sulfate |
Ang mga electrolyte ay inuri sa dalawang grupo depende sa antas ng dissociation - malakas at mahina electrolytes. Ang mga malakas na electrolyte ay may antas ng dissociation na mas malaki sa isa o higit sa 30%, mahina - mas mababa sa isa o mas mababa sa 3%.
Proseso ng paghihiwalay
Electrolytic dissociation - ang proseso ng disintegration ng mga molekula sa mga ions - positively charged cations at negatively charged anion. Ang mga naka-charge na particle ay nagdadala ng electric current. Ang electrolytic dissociation ay posible lamang sa mga solusyon at natutunaw.
Ang puwersang nagtutulak ng dissociation ay ang disintegrasyon ng mga covalent polar bond sa ilalim ng pagkilos ng mga molekula ng tubig. Ang mga polar molecule ay hinihila ng mga molekula ng tubig. Sa solids, ang mga ionic bond ay nasira sa panahon ng proseso ng pag-init. Ang mataas na temperatura ay nagdudulot ng mga panginginig ng boses ng mga ion sa mga node ng kristal na sala-sala.
kanin. 1. Ang proseso ng dissociation.
Ang mga sangkap na madaling nabulok sa mga ion sa mga solusyon o natutunaw at samakatuwid ay nagdadala ng kuryente ay tinatawag na electrolytes. Ang mga non-electrolytes ay hindi nagsasagawa ng kuryente, tk. huwag mabulok sa mga cation at anion.
Depende sa antas ng dissociation, ang malakas at mahina na mga electrolyte ay nakikilala. Ang mga malakas ay natutunaw sa tubig, i.e. ganap, nang walang posibilidad ng pagbawi, mabulok sa mga ions. Ang mga mahihinang electrolyte ay nabubulok sa mga cation at anion nang bahagya. Ang antas ng kanilang dissociation ay mas mababa kaysa sa malakas na electrolytes.
Ang antas ng dissociation ay nagpapakita ng proporsyon ng mga decomposed molecule sa kabuuang konsentrasyon ng mga sangkap. Ito ay ipinahayag ng formula α = n/N.
kanin. 2. Degree ng dissociation.
Mahinang electrolytes
Listahan ng mga mahinang electrolyte:
- dilute at mahina inorganic acids - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
- ilang mga organikong acid (karamihan sa mga organikong acid ay hindi electrolytes) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- hindi matutunaw na mga base - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
- ammonium hydroxide - NH 4 OH.
kanin. 3. Talaan ng solubility.
Ang reaksyon ng dissociation ay isinulat gamit ang ionic equation:
- HNO 2 ↔ H + + NO 2 - ;
- H 2 S ↔ H + + HS -;
- NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.
Ang mga polybasic acid ay naghihiwalay sa mga hakbang:
- H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 -;
- HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.
Ang mga hindi matutunaw na base ay bumagsak din sa mga yugto:
- Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
- Fe(OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH - ;
- FeOH 2+ ↔ Fe 3+ + OH -.
Ang tubig ay inuri bilang isang mahinang electrolyte. Ang tubig ay halos hindi nagsasagawa ng kuryente, dahil. mahinang nabubulok sa mga hydrogen cation at hydroxide ion anion. Ang mga nagresultang ion ay muling pinagsama-sama sa mga molekula ng tubig:
H 2 O ↔ H + + OH -.
Kung ang tubig ay madaling nagsasagawa ng kuryente, kung gayon ito ay naglalaman ng mga impurities. Di-conductive ang distilled water.
Ang dissociation ng mahina electrolytes ay nababaligtad. Ang nabuong mga ion ay muling pinagsama-sama sa mga molekula.
Ano ang natutunan natin?
Ang mga mahihinang electrolyte ay kinabibilangan ng mga sangkap na bahagyang nabubulok sa mga ion - mga positibong kasyon at negatibong mga anion. Samakatuwid, ang mga naturang sangkap ay hindi nagsasagawa ng kuryente nang maayos. Kabilang dito ang mahina at dilute na mga acid, mga hindi matutunaw na base, mga matipid na natutunaw na asin. Ang pinakamahina na electrolyte ay tubig. Ang dissociation ng mahina electrolytes ay isang reversible reaksyon.
Ang mga electrolyte ay mga sangkap, haluang metal ng mga sangkap o solusyon na may kakayahang electrolytically magsagawa ng galvanic current. Upang matukoy kung aling mga electrolyte kabilang ang isang sangkap, maaari mong gamitin ang teorya ng electrolytic dissociation.
Pagtuturo
- Ang kakanyahan ng teoryang ito ay kapag natunaw (natunaw sa tubig), halos lahat ng mga electrolyte ay nabubulok sa mga ion, na parehong positibo at negatibong sisingilin (na tinatawag na electrolytic dissociation). Sa ilalim ng impluwensya ng isang electric current, ang mga negatibong (anion "-") ay lumipat patungo sa anode (+), at positibong sisingilin (cations, "+") ay lumipat patungo sa cathode (-). Ang electrolytic dissociation ay isang reversible process (ang reverse process ay tinatawag na "molarization").
- Ang antas (a) ng electrolytic dissociation ay nakasalalay sa likas na katangian ng electrolyte mismo, ang solvent, at sa kanilang konsentrasyon. Ito ang ratio ng bilang ng mga molekula (n) na nabulok sa mga ion sa kabuuang bilang ng mga molekula na ipinasok sa solusyon (N). Makakakuha ka ng: a = n / N
- Kaya, ang mga malakas na electrolyte ay mga sangkap na ganap na nabubulok sa mga ion kapag natunaw sa tubig. Ang mga malakas na electrolyte, bilang panuntunan, ay kinabibilangan ng mga sangkap na may mataas na polar o ionic na mga bono: ito ay mga asing-gamot na lubos na natutunaw, mga malakas na acid (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), pati na rin ang mga malakas na base (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Sa isang malakas na electrolyte, ang sangkap na natunaw dito ay kadalasang nasa anyo ng mga ions (anion at cation); halos walang mga molekula na hindi naghihiwalay.
- Ang mga mahihinang electrolyte ay mga sangkap na bahagyang naghihiwalay sa mga ion. Ang mga mahihinang electrolyte, kasama ang mga ion sa solusyon, ay naglalaman ng mga hindi magkakahiwalay na molekula. Ang mahihinang electrolyte ay hindi nagbibigay ng malakas na konsentrasyon ng mga ion sa solusyon. Kabilang sa mga mahihinang electrolyte ang:
- mga organikong acid (halos lahat) (C2H5COOH, CH3COOH, atbp.);
- ilan sa mga inorganikong acid (H2S, H2CO3, atbp.);
- halos lahat ng mga asing-gamot, bahagyang natutunaw sa tubig, ammonium hydroxide, pati na rin ang lahat ng mga base (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- tubig. Halos hindi sila nagsasagawa ng electric current, o nagsasagawa, ngunit hindi maganda.
Mahinang electrolytes Mga sangkap na bahagyang naghihiwalay sa mga ion. Ang mga solusyon ng mahinang electrolyte, kasama ng mga ion, ay naglalaman ng mga hindi magkakahiwalay na molekula. Ang mga mahihinang electrolyte ay hindi makapagbibigay ng mataas na konsentrasyon ng mga ion sa solusyon. Ang mga mahihinang electrolyte ay kinabibilangan ng:
1) halos lahat ng mga organikong acid (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, atbp.);
2) ilang inorganic acid (H 2 CO 3 , H 2 S, atbp.);
3) halos lahat ng nalulusaw sa tubig na mga asing-gamot, base at ammonium hydroxide Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH4OH;
Sila ay mahihirap na konduktor (o halos hindi konduktor) ng kuryente.
Ang mga konsentrasyon ng ion sa mga solusyon ng mahinang electrolyte ay may husay na nailalarawan sa antas at pare-pareho ng dissociation.
Ang antas ng dissociation ay ipinahayag sa mga fraction ng isang yunit o bilang isang porsyento (a \u003d 0.3 ay ang kondisyonal na hangganan ng paghahati sa malakas at mahina na mga electrolyte).
Ang antas ng dissociation ay depende sa konsentrasyon ng mahinang electrolyte solution. Kapag natunaw ng tubig, palaging tumataas ang antas ng dissociation, dahil ang bilang ng mga solvent molecule (H 2 O) ay tumataas sa bawat solute molecule. Ayon sa prinsipyo ng Le Chatelier, ang equilibrium ng electrolytic dissociation sa kasong ito ay dapat na lumipat sa direksyon ng pagbuo ng produkto, i.e. hydrated ions.
Ang antas ng electrolytic dissociation ay depende sa temperatura ng solusyon. Karaniwan, sa pagtaas ng temperatura, ang antas ng dissociation ay tumataas, dahil Ang mga bono sa mga molekula ay isinaaktibo, sila ay nagiging mas mobile at mas madaling mag-ionize. Ang konsentrasyon ng mga ion sa isang mahinang solusyon sa electrolyte ay maaaring kalkulahin na alam ang antas ng dissociation a at ang paunang konsentrasyon ng sangkap c sa solusyon.
HAn = H + + An - .
Ang equilibrium constant K p ng reaksyong ito ay ang dissociation constant K d:
K d = . / . (10.11)
Kung ipahayag natin ang mga konsentrasyon ng equilibrium sa mga tuntunin ng konsentrasyon ng isang mahinang electrolyte C at ang antas ng dissociation nito α, nakukuha natin ang:
K d \u003d C. α. C. α/C. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
Ang relasyong ito ay tinatawag Batas ng pagbabanto ni Ostwald. Para sa napakahina na mga electrolyte sa α<<1 это уравнение упрощается:
K d \u003d C. α 2. (10.13)
Ito ay nagpapahintulot sa amin na tapusin na, sa walang katapusang pagbabanto, ang antas ng dissociation α ay may gawi sa pagkakaisa.
Protolytic equilibrium sa tubig:
,
,
Sa isang pare-parehong temperatura sa mga dilute na solusyon, ang konsentrasyon ng tubig sa tubig ay pare-pareho at katumbas ng 55.5, ( 
)
, (10.15)
kung saan ang K in ay ang ionic na produkto ng tubig.
Pagkatapos =10 -7 . Sa pagsasagawa, dahil sa kaginhawahan ng pagsukat at pag-record, ginagamit ang isang halaga - ang halaga ng pH, (criterion) ng lakas ng isang acid o base. Ganun din 
.
Mula sa equation (11.15): 
.
Sa pH = 7 - ang reaksyon ng solusyon ay neutral, sa pH<7 – кислая, а при pH>7 - alkalina.
Sa ilalim ng normal na kondisyon (0°C):
, pagkatapos
Larawan 10.4 - pH ng iba't ibang mga sangkap at sistema
10.7 Mga solusyon ng malalakas na electrolyte
Ang mga malakas na electrolyte ay mga sangkap na, kapag natunaw sa tubig, halos ganap na nabubulok sa mga ion. Bilang isang patakaran, ang mga malakas na electrolyte ay kinabibilangan ng mga sangkap na may ionic o mataas na polar na mga bono: lahat ng lubos na natutunaw na mga asing-gamot, malakas na acids (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) at malakas na mga base (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).
Sa isang solusyon ng isang malakas na electrolyte, ang solute ay matatagpuan higit sa lahat sa anyo ng mga ions (cations at anions); ang mga hindi naghihiwalay na molekula ay halos wala.
Ang pangunahing pagkakaiba sa pagitan ng malakas at mahinang electrolyte ay ang dissociation equilibrium ng malakas na electrolytes ay ganap na inilipat sa kanan:
H 2 SO 4 \u003d H ++ HSO 4 -,
at samakatuwid ang pare-pareho ng ekwilibriyo (dissociation) ay lumalabas na isang hindi tiyak na dami. Ang pagbaba sa electrical conductivity na may pagtaas ng konsentrasyon ng isang malakas na electrolyte ay dahil sa electrostatic interaction ng mga ions.
Ang Dutch scientist na si Petrus Josephus Wilhelmus Debye at ang German scientist na si Erich Hückel ay nagpostulate:
1) ang electrolyte ganap na dissociates, ngunit sa medyo dilute solusyon (C M = 0.01 mol. l -1);
2) ang bawat ion ay napapalibutan ng isang shell ng mga ion ng kabaligtaran na tanda. Sa turn, ang bawat isa sa mga ions na ito ay natunaw. Ang kapaligirang ito ay tinatawag na ionic na kapaligiran. Sa pakikipag-ugnayan ng electrolytic ng mga ions ng kabaligtaran na mga palatandaan, kinakailangang isaalang-alang ang impluwensya ng ionic na kapaligiran. Kapag ang isang cation ay gumagalaw sa isang electrostatic field, ang ionic na kapaligiran ay deformed; kumapal ito sa harap niya at pumayat sa likod niya. Ang kawalaan ng simetrya ng ionic na kapaligiran ay may higit na nakakahadlang na epekto sa paggalaw ng kation, mas mataas ang konsentrasyon ng mga electrolyte at mas malaki ang singil ng mga ion. Sa mga sistemang ito, ang konsepto ng konsentrasyon ay nagiging malabo at dapat mapalitan ng aktibidad. Para sa isang binary na singly charged electrolyte KatAn = Kat + + An - ang mga aktibidad ng cation (a +) at anion (a -), ayon sa pagkakabanggit, ay
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
kung saan ang C + at C - ay ang analytical concentrations ng cation at anion, ayon sa pagkakabanggit;
γ + at γ - - ang kanilang mga koepisyent ng aktibidad.
|
Imposibleng matukoy nang hiwalay ang aktibidad ng bawat ion, samakatuwid, para sa singly charged electrolytes, ang geometric mean na mga halaga ng mga aktibidad i
at mga koepisyent ng aktibidad:
Ang koepisyent ng aktibidad ng Debye-Hückel ay nakadepende man lang sa temperatura, solvent permittivity (ε) at ionic strength (I); ang huli ay nagsisilbing sukatan ng intensity ng electric field na nilikha ng mga ions sa solusyon.
Para sa isang ibinigay na electrolyte, ang lakas ng ionic ay ipinahayag ng Debye-Hückel equation:
Ang lakas ng ionic, sa turn, ay katumbas ng
kung saan ang C ay ang analytical concentration;
z ay ang singil ng cation o anion.
Para sa isang singly charged electrolyte, ang lakas ng ionic ay kapareho ng konsentrasyon. Kaya, ang NaCl at Na 2 SO 4 sa parehong mga konsentrasyon ay magkakaroon ng magkakaibang lakas ng ionic. Ang paghahambing ng mga katangian ng mga solusyon ng malakas na electrolytes ay maaaring isagawa lamang kapag ang mga lakas ng ionic ay pareho; kahit na ang maliliit na dumi ay kapansin-pansing nagbabago sa mga katangian ng electrolyte.
Figure 10.5 - Dependency
