Elektrolit dissosiasiyası kəmiyyətcə dissosiasiya dərəcəsi ilə xarakterizə olunur. Dissosiasiya dərəcəsi a–bu N diss ionlarına dissosiasiya olunan molekulların sayının nisbətidir.,Kimə ümumi sayı həll edilmiş elektrolit molekulları N :

a =

a– ionlara parçalanmış elektrolit molekullarının hissəsi.

Elektrolitin dissosiasiya dərəcəsi bir çox amillərdən asılıdır: elektrolitin təbiəti, həlledicinin təbiəti, məhlulun konsentrasiyası və temperatur.

Dissosiasiya qabiliyyətinə görə elektrolitlər şərti olaraq güclü və zəif bölünür. Məhlulda yalnız ionlar şəklində mövcud olan elektrolitlər adətən adlanır güclü . Həll olunmuş vəziyyətdə qismən molekullar, qismən də ionlar şəklində olan elektrolitlər adlanır. zəif .

Güclü elektrolitlərə demək olar ki, bütün duzlar, bəzi turşular daxildir: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, qələvi və qələvi torpaq metallarının hidroksidləri (bax əlavə, cədvəl 6).

Güclü elektrolitlərin dissosiasiya prosesi başa çatmaqda davam edir:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

və dissosiasiya tənliklərində bərabər işarələr qoyulur.

Güclü elektrolitlərə münasibətdə "dissosiasiya dərəcəsi" anlayışı şərtlidir. " Görünən dissosiasiya dərəcəsi (a hər biri) həqiqi olandan aşağıdır (bax əlavə, cədvəl 6). Bir məhlulda güclü elektrolitin artan konsentrasiyası ilə əks yüklü ionların qarşılıqlı təsiri artır. Bir-birinə kifayət qədər yaxın olduqda, onlar assosiasiya yaradırlar. Onlardakı ionlar hər bir ionu əhatə edən qütb su molekullarının təbəqələri ilə ayrılır. Bu, məhlulun elektrik keçiriciliyinin azalmasına təsir göstərir, yəni. natamam dissosiasiya effekti yaranır.

Bu effekti nəzərə almaq üçün məhlulun konsentrasiyası artdıqca azalan, 0-dan 1-ə qədər dəyişən g aktivlik əmsalı tətbiq edilmişdir. fəaliyyət (a).

İonun aktivliyi onun kimyəvi reaksiyalarda təsirli olduğu effektiv konsentrasiyası kimi başa düşülür.

ion fəaliyyəti ( a) onun molar konsentrasiyasına bərabərdir ( İLƏ), aktivlik əmsalı (g) ilə vurulur:

A = g İLƏ.

Konsentrasiya əvəzinə fəaliyyətdən istifadə etmək ideal həllər üçün müəyyən edilmiş qanunları həllərə tətbiq etməyə imkan verir.

Zəif elektrolitlərə bəzi mineral turşular (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) və əksər üzvi turşular (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 və s.) , ammonium hidroksid NH 4 OH və suda az həll olan bütün əsaslar, üzvi aminlər.

Zəif elektrolitlərin dissosiasiyası geri çevrilir. Zəif elektrolitlərin məhlullarında ionlar və dissosiasiya olunmamış molekullar arasında tarazlıq yaranır. Müvafiq dissosiasiya tənliklərində geri dönmə işarəsi (“”) qoyulur. Məsələn, zəif sirkə turşusu üçün dissosiasiya tənliyi aşağıdakı kimi yazılır:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Zəif ikili elektrolitin məhlulunda ( CA) dissosiasiya sabiti adlanan tarazlıq sabiti ilə xarakterizə olunan aşağıdakı tarazlıq qurulur. TO d:

KA « K + + A - ,

.

1 litr məhlul həll edilərsə İLƏ mol elektrolit CA dissosiasiya dərəcəsi isə a, dissosiasiya deməkdir aС mol elektrolit və hər bir ion əmələ gəldi aС mollar. Ayrılmamış vəziyyətdə qalır ( İLƏ – aС) mol CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Onda dissosiasiya sabiti bərabər olacaq:

(6.1)

Dissosiasiya sabiti konsentrasiyadan asılı olmadığından, alınan əlaqə zəif binar elektrolitin dissosiasiya dərəcəsinin onun konsentrasiyasından asılılığını ifadə edir. (6.1) tənliyindən aydın olur ki, məhlulda zəif elektrolitin konsentrasiyasının azalması onun dissosiasiya dərəcəsinin artmasına səbəb olur. (6.1) tənliyi ifadə edir Ostvaldın seyreltmə qanunu .

Çox zəif elektrolitlər üçün (at a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

TO d a 2 C, və ya a" (6.2)

Hər bir elektrolit üçün dissosiasiya sabiti verilmiş temperaturda sabitdir, məhlulun konsentrasiyasından asılı deyil və elektrolitin ionlara parçalanma qabiliyyətini xarakterizə edir. Kd nə qədər yüksək olsa, elektrolit bir o qədər çox ionlara ayrılır. Zəif elektrolitlərin dissosiasiya sabitləri cədvəl şəklində verilmişdir (bax əlavə, cədvəl 3).

HƏLLLER
ELEKTROLİTİK DISSOSİASİYA NƏZƏRİYYƏSİ

ELEKTROLİTİK DISSOSİASİYA
ELEKTROLITLƏR VƏ QEYRİ-ELEKTROLITLƏR

Elektrolitik dissosiasiya nəzəriyyəsi

(S. Arrhenius, 1887)

1. Suda həll edildikdə (və ya əridikdə) elektrolitlər müsbət və mənfi yüklü ionlara parçalanır (elektrolitik dissosiasiyaya məruz qalır).

2. Elektrik cərəyanının təsiri altında kationlar (+) katoda (-), anionlar (-) isə anoda (+) doğru hərəkət edirlər.

3. Elektrolitik dissosiasiya geri dönən bir prosesdir (əks reaksiya molarizasiya adlanır).

4. Elektrolitik dissosiasiya dərəcəsi ( a ) elektrolit və həlledicinin təbiətindən, temperaturdan və konsentrasiyadan asılıdır. İonlara parçalanan molekulların sayının nisbətini göstərir ( n ) məhlula daxil olan molekulların ümumi sayına ( N).

a = n / N 0< a <1

İon maddələrinin elektrolitik dissosiasiyasının mexanizmi

İon bağları olan birləşmələri həll edərkən ( məsələn, NaCl ) hidratasiya prosesi duz kristallarının bütün çıxıntıları və üzləri ətrafında su dipollarının oriyentasiyası ilə başlayır.

Kristal qəfəsin ionları ətrafında orientasiya edən su molekulları onlarla ya hidrogen, ya da donor-akseptor bağları əmələ gətirir. Bu proses nəmləndirici enerji adlanan böyük miqdarda enerji buraxır.

Kristal qəfəsin məhv edilməsi üçün böyüklüyü kristal qəfəsin enerjisi ilə müqayisə edilə bilən hidratasiya enerjisi istifadə olunur. Bu zaman hidratlanmış ionlar qat-qat həllediciyə keçir və onun molekulları ilə qarışaraq məhlul əmələ gətirir.

Qütblü maddələrin elektrolitik dissosiasiyasının mexanizmi

Molekulları qütb kovalent bağın (qütb molekulları) növünə görə əmələ gələn maddələr oxşar şəkildə dissosiasiya olunur. Maddənin hər bir qütb molekulunun ətrafında ( məsələn HCl ), su dipolları müəyyən bir şəkildə yönəldilmişdir. Su dipolları ilə qarşılıqlı təsir nəticəsində qütb molekulu daha da qütbləşir və ion molekuluna çevrilir, sonra sərbəst hidratlı ionlar asanlıqla əmələ gəlir.

Elektrolitlər və qeyri-elektrolitlər

Sərbəst ionların əmələ gəlməsi ilə baş verən maddələrin elektrolitik dissosiasiyası məhlulların elektrik keçiriciliyini izah edir.

Elektrolitik dissosiasiya prosesi adətən onun mexanizmini açıqlamadan və həlledicini buraxmadan diaqram şəklində yazılır ( H2O ), əsas iştirakçı olmasına baxmayaraq.

CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 « H + + NO 3 -

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

Molekulların elektrik neytrallığından belə nəticə çıxır ki, kationların və anionların ümumi yükü sıfıra bərabər olmalıdır.

Məsələn, üçün

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Güclü elektrolitlər

Bunlar suda həll olunduqda demək olar ki, tamamilə ionlara parçalanan maddələrdir. Bir qayda olaraq, güclü elektrolitlərə ion və ya yüksək qütb bağları olan maddələr daxildir: bütün yüksək həll olunan duzlar, güclü turşular ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) və güclü əsaslar ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Güclü elektrolit məhlulunda həll olunan maddə əsasən ionlar (kationlar və anionlar) şəklində olur; dissosiasiya olunmamış molekullar praktiki olaraq yoxdur.

Zəif elektrolitlər

İonlara qismən dissosiasiya olunan maddələr. Zəif elektrolitlərin məhlullarında ionlarla birlikdə dissosiasiya olunmamış molekullar var. Zəif elektrolitlər məhlulda yüksək ion konsentrasiyası yarada bilməz.

Zəif elektrolitlərə aşağıdakılar daxildir:

1) demək olar ki, bütün üzvi turşular ( CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH və s.);

2) bəziləri qeyri-üzvi turşular ( H 2 CO 3, H 2 S və s.);

3) demək olar ki, bütün duzlar, əsaslar və suda az həll olan ammonium hidroksid(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);

4) su.

Onlar elektrik cərəyanını zəif keçirirlər (və ya demək olar ki, heç də keçirmirlər).

СH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu(OH) 2 «[CuOH] + + OH - (birinci mərhələ)

[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (ikinci mərhələ)

H 2 CO 3 « H + + HCO - (birinci mərhələ)

HCO 3 - « H + + CO 3 2- (ikinci mərhələ)

Qeyri-elektrolitlər

Sulu məhlulları və ərimələri elektrik cərəyanı keçirməyən maddələr. Onların tərkibində ionlara parçalanmayan kovalent qeyri-qütblü və ya aşağı qütblü bağlar var.

Qazlar, bərk maddələr (qeyri-metallar) və üzvi birləşmələr (saxaroza, benzin, spirt) elektrik cərəyanını keçirmir.

Dissosiasiya dərəcəsi. Dissosiasiya sabiti

Məhlullarda ionların konsentrasiyası müəyyən bir elektrolitin ionlara nə qədər tamamilə ayrılmasından asılıdır. Güclü elektrolitlərin dissosiasiyası tam hesab edilə bilən məhlullarında ionların konsentrasiyası konsentrasiyadan asanlıqla müəyyən edilə bilər (c) və elektrolit molekulunun tərkibi (stexiometrik indekslər), Misal üçün :

Zəif elektrolitlərin məhlullarında ionların konsentrasiyası keyfiyyətcə dərəcə və dissosiasiya sabiti ilə xarakterizə olunur.

Dissosiasiya dərəcəsi (a) - ionlara parçalanan molekulların sayının nisbəti ( n ) həll olunmuş molekulların ümumi sayına ( N):

a=n/N

və vahidin fraksiyaları və ya % ilə ifadə edilir ( a = 0,3 – güclü və zəif elektrolitlərə bölünmənin şərti həddi).

Misal

0,01 M məhlullarda kationların və anionların molyar konsentrasiyasını təyin edin KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 və CH 3 COOH.

Zəif elektrolitlərin dissosiasiya dərəcəsi a = 0,3.

Həll

KBr, Ba(OH)2 və ​​H2SO4 - tamamilə dissosiasiya olunan güclü elektrolitlər(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 M

Ba(OH) 2 « Ba 2+ + 2OH -

0,01 M

0.02M

H 2 SO 4 « 2H + + SO 4

0.02M

[ SO 4 2- ] = 0,01 M

NH 4 OH və CH 3 COOH - zəif elektrolitlər(a = 0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M

Dissosiasiya dərəcəsi zəif elektrolit məhlulunun konsentrasiyasından asılıdır. Su ilə seyreltildikdə, dissosiasiya dərəcəsi həmişə artır, çünki həlledici molekulların sayı artır ( H2O ) məhlulun molekulu başına. Le Chatelier prinsipinə görə, bu vəziyyətdə elektrolitik dissosiasiya tarazlığı məhsulların əmələ gəlməsi istiqamətində dəyişməlidir, yəni. nəmlənmiş ionlar.

Elektrolitik dissosiasiya dərəcəsi məhlulun temperaturundan asılıdır. Tipik olaraq, temperatur artdıqca, dissosiasiya dərəcəsi artır, çünki molekullardakı bağlar aktivləşir, onlar daha mobil olur və daha asan ionlaşırlar. Zəif elektrolit məhlulunda ionların konsentrasiyası dissosiasiya dərəcəsini bilməklə hesablana biləravə maddənin ilkin konsentrasiyasıc həllində.

Misal

0,1 M məhlulda dissosiasiya olunmamış molekulların və ionların konsentrasiyasını təyin edin NH4OH , dissosiasiya dərəcəsi 0,01 olarsa.

Həll

Molekulyar konsentrasiyalar NH4OH , tarazlıq anında ionlara parçalanacaq, bərabər olacaqdırac. İon konsentrasiyası NH 4 - və OH - - dissosiasiya olunmuş molekulların konsentrasiyasına bərabər və bərabər olacaqac(elektrolitik dissosiasiya tənliyinə görə)

NH4OH		NH4+		oh-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH 4 OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l

Dissosiasiya sabiti ( K D ) tarazlıq ionlarının konsentrasiyalarının hasilinin müvafiq stoxiometrik əmsalların gücünə dissosiasiya olunmamış molekulların konsentrasiyasına nisbətidir.

Bu, elektrolitik dissosiasiya prosesinin tarazlıq sabitidir; maddənin ionlara parçalanma qabiliyyətini xarakterizə edir: daha yüksək K D , məhlulda ionların konsentrasiyası nə qədər çox olar.

Zəif çoxəsaslı turşuların və ya poliasid əsasların dissosiasiyaları mərhələlərlə baş verir, buna görə də hər bir mərhələnin öz dissosiasiya sabiti var:

Birinci mərhələ:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

İkinci mərhələ:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

Üçüncü mərhələ:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

Misal

Zəif elektrolitin elektrolitik dissosiasiya dərəcəsi ilə bağlı tənliyi əldə edin ( a ) zəif monoprotik turşu üçün dissosiasiya sabiti ilə (Ostvald qatılma qanunu). ON.

HA « H + + A +

K D = () /

Zəif elektrolitin ümumi konsentrasiyası qeyd edilərsəc, sonra tarazlıq konsentrasiyaları H + və A - bərabərdir ac, və dissosiasiya olunmamış molekulların konsentrasiyası ON - (c - a c) = c (1 - a)

K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )

Çox zəif elektrolitlər olduqda (£ 0,01)

K D = c a 2 və ya a = \ é (K D / c )

Misal

Sirkə turşusunun dissosiasiya dərəcəsini və ion konsentrasiyasını hesablayın H + 0,1 M məhlulda, əgər K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Həll

Ostvaldın seyreltmə qanunundan istifadə edək

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

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

Həlledicilik məhsulu

Tərif

Bir stəkana az həll olunan duz qoyun, məsələn AgCl və çöküntüyə distillə edilmiş su əlavə edin. Bu vəziyyətdə ionlar Ag+ və Cl- , ətrafdakı su dipollarının cazibəsini hiss edərək, tədricən kristallardan qoparaq məhlulun içərisinə keçir. Məhlulda toqquşma, ionlar Ag+ və Cl- molekullar əmələ gətirir AgCl və kristalların səthində çökdürülür. Beləliklə, sistemdə vahid vaxtda eyni sayda ion məhlula keçdikdə dinamik tarazlığa səbəb olan iki qarşılıqlı əks proses baş verir. Ag+ və Cl- , onlardan nə qədəri yatırılır. İon yığılması Ag+ və Cl- məhlulda dayanır, belə çıxır doymuş məhlul. Nəticə etibarilə, bu duzun doymuş məhlulu ilə təmasda az həll olunan duzun çöküntüsünün olduğu bir sistemi nəzərdən keçirəcəyik. Bu vəziyyətdə iki qarşılıqlı əks proses baş verir:

1) İonların çöküntüdən məhlula keçidi. Bu prosesin sürəti sabit bir temperaturda sabit hesab edilə bilər: V 1 = K 1 ;

2) Məhluldan ionların çökməsi. Bu prosesin sürəti V 2 ion konsentrasiyasından asılıdır Ag + və Cl -. Kütləvi hərəkət qanununa görə:

V 2 = k 2

Bu sistem tarazlıq vəziyyətində olduğundan, deməli

V 1 = V 2

k 2 = k 1

K 2 / k 1 = sabit (T = sabitdə)

Beləliklə, Sabit temperaturda az həll olunan elektrolitin doymuş məhlulunda ion konsentrasiyalarının məhsulu sabitdir. ölçüsü. Bu miqdar deyilirhəlledicilik məhsulu(VƏT).

Verilmiş nümunədə ETC AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . Elektrolitin tərkibində iki və ya daha çox eyni ion olduğu hallarda, həll məhsulunu hesablayarkən bu ionların konsentrasiyası müvafiq gücə qaldırılmalıdır.

Məsələn, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

Ümumiyyətlə, bir elektrolit üçün həll olma məhsulunun ifadəsi belədir A m B n

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

Müxtəlif maddələr üçün həlledicilik məhsulunun dəyərləri fərqlidir.

Məsələn, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl = 1,56 10 -10.

ETC ra-nı bilməklə hesablamaq asandır c müəyyən bir birləşmənin həll olması t°.

Misal 1

CaCO 3-ün həllolma qabiliyyəti 0,0069 və ya 6,9-dur 10 -3 q/l. CaCO 3 PR-ni tapın.

Həll

Həll qabiliyyətini mollarla ifadə edək:

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

MCaCO3

Hər molekuldan bəri CaCO3 həll edildikdə bir ion verir Ca 2+ və CO 3 2-, sonra
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 10 -5 mol/l ,
deməli, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9

PR dəyərini bilmək , siz, öz növbəsində, bir maddənin həllolma qabiliyyətini mol/l və ya q/l-də hesablaya bilərsiniz.

Misal 2

Həlledicilik məhsulu PR PbSO 4 = 2,2 10 -8 q/l.

Həlledicilik nədir? PbSO 4 ?

Həll

Həll qabiliyyətini qeyd edək X vasitəsilə PbSO 4 mol/l. Həll yoluna keçərək, X mol PbSO 4 X Pb 2+ və X ionlarını verəcəkdir ionlarıBELƏ Kİ 4 2- , yəni:

= = X

ETCPbSO 4 = = = X X = X 2

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

G/l ilə ifadə olunan həllediciliyə getmək üçün tapılan dəyəri molekulyar çəkiyə vururuq, bundan sonra əldə edirik:

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

Yağıntıların əmələ gəlməsi

Əgər

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- doymamış məhlul

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- doymuş məhlul

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- həddindən artıq doymuş məhlul

Bir çöküntü, zəif həll olunan elektrolitin ionlarının konsentrasiyalarının məhsulu müəyyən bir temperaturda onun həlledicilik məhsulunun dəyərini aşdıqda əmələ gəlir. İon məhsulu dəyərə bərabər olduqdaETC, yağıntılar dayanır. Qarışıq məhlulların həcmini və konsentrasiyasını bilməklə, yaranan duzun çöküntüsünün çöküb-çökməyəcəyini hesablamaq olar.

Misal 3

Bərabər həcmdə qarışdırıldıqda çöküntü əmələ gəlirmi 0,2MhəllərPb(YOX 3 ) 2 VəNaCl.
ETCPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Həll

Qarışdırıldıqda, məhlulun həcmi iki dəfə artır və hər bir maddənin konsentrasiyası yarıya qədər azalır, yəni. 0,1 olacaq M və ya 1,0 10 -1 mol/l. Bunlar konsentrasiyalar olacaqPb 2+ VəCl - . Beləliklə,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Nəticə dəyəri aşırETCPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Buna görə duzun bir hissəsiPbCl 2 çökür. Yuxarıda göstərilənlərin hamısından, yağıntıların əmələ gəlməsinə müxtəlif amillərin təsiri haqqında nəticə çıxara bilərik.

Məhlulun konsentrasiyasının təsiri

Kifayət qədər böyük dəyəri olan az həll olunan elektrolitETCseyreltilmiş məhlullardan çökdürülə bilməz.Misal üçün, çöküntüPbCl 2 bərabər həcmdə 0,1 qarışdırdıqda düşməyəcəkMhəllərPb(YOX 3 ) 2 VəNaCl. Bərabər həcmdə qarışdırıldıqda, hər bir maddənin konsentrasiyası olacaqdır0,1 / 2 = 0,05 Mvə ya 5 10 -2 mol/l. İonik məhsul[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Nəticədə dəyər daha azdırETCPbCl 2 , buna görə də yağıntı baş verməyəcək.

Çöküntünün miqdarının təsiri

Mümkün olan ən tam yağıntı üçün həddindən artıq yağıntıdan istifadə olunur.

Misal üçün, duzu çökdürünBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Ekvivalent məbləği əlavə etdikdən sonraNa 2 CO 3 ionlar məhlulda qalırBa 2+ , konsentrasiyası dəyəri ilə müəyyən edilirETC.

İon konsentrasiyasının artmasıCO 3 2- artıq çöküntünün əlavə edilməsi nəticəsində yaranır(Na 2 CO 3 ) , ionların konsentrasiyasının müvafiq azalmasına səbəb olacaqdırBa 2+ məhlulda, yəni. bu ionun çökməsinin tamlığını artıracaq.

Eyni ionun təsiri

Az həll olunan elektrolitlərin həll qabiliyyəti eyni adlı ionları olan digər güclü elektrolitlərin iştirakı ilə azalır. Əgər doymamış məhlul üçünBaSO 4 az-az məhlul əlavə edinNa 2 BELƏ Kİ 4 , sonra əvvəlcə daha kiçik olan ion məhsulu ETCBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , tədricən çatacaqETCvə onu aşacaq. Yağıntılar əmələ gəlməyə başlayacaq.

Temperaturun təsiri

ETCsabit temperaturda sabit qiymətdir. Artan temperaturla ETC artır, buna görə də yağıntı ən yaxşı şəkildə soyudulmuş məhlullardan aparılır.

Çöküntülərin əriməsi

Həlllik məhsulu qaydası zəif həll olunan çöküntüləri məhlula çevirmək üçün vacibdir. Tutaq ki, çöküntünü həll etməliyikBaİLƏO 3 . Bu çöküntü ilə təmasda olan məhlul nisbətən doymuş olurBaİLƏO 3 .
Bu o deməkdir ki[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Bir məhlula turşu əlavə etsəniz, ionlarH + məhlulda mövcud olan ionları bağlayacaqCO 3 2- kövrək karbon turşusunun molekullarına:

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

Nəticədə ion konsentrasiyası kəskin azalacaqCO 3 2- , ion məhsulu daha az olacaqETCBaCO 3 . Həll nisbətən doymamış olacaqBaİLƏO 3 və çöküntünün bir hissəsiBaİLƏO 3 həllinə gedəcək. Kifayət qədər turşu əlavə etməklə bütün çöküntü məhlula gətirilə bilər. Nəticə etibarilə, çöküntünün həlli nədənsə zəif həll olunan elektrolitin ion məhsulu olandan az olduqda başlayır.ETC. Çöküntünü həll etmək üçün məhlula elektrolit daxil edilir, onun ionları az həll olunan elektrolitin ionlarından biri ilə bir qədər dissosiasiya edilmiş birləşmə yarada bilər. Bu, az həll olunan hidroksidlərin turşularda həllini izah edir

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ionlarOH - bir az dissosiasiya olunmuş molekullara bağlanırH 2 O.

Cədvəl.Həlllik məhsulu (SP) və 25-də həllolmaAgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Güclü elektrolitlər suda həll edildikdə, məhluldakı konsentrasiyasından asılı olmayaraq, demək olar ki, tamamilə ionlara ayrılır.

Buna görə də güclü elektrolitlərin dissosiasiya tənliklərində bərabərlik işarəsindən (=) istifadə olunur.

Güclü elektrolitlərə aşağıdakılar daxildir:

həll olunan duzlar;

Bir çox qeyri-üzvi turşular: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Qələvi metallar (LiOH, NaOH, KOH və s.) və qələvi torpaq metalları (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2) tərəfindən əmələ gələn əsaslar.

Zəif elektrolitlər sulu məhlullar yalnız qismən (geri) ionlara dissosiasiya olunur.

Buna görə də zəif elektrolitlərin dissosiasiya tənliklərində geri dönmə işarəsindən (⇄) istifadə olunur.

Zəif elektrolitlərə aşağıdakılar daxildir:

Demək olar ki, bütün üzvi turşular və su;

Bəzi qeyri-üzvi turşular: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 və s.;

Həll olmayan metal hidroksidləri: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 və ​​s.

İon reaksiya tənlikləri

İon reaksiya tənlikləri
Elektrolitlərin (turşuların, əsasların və duzların) məhlullarında kimyəvi reaksiyalar ionların iştirakı ilə baş verir. Son həll şəffaf qala bilər (məhsullar suda çox həll olunur), lakin məhsullardan biri zəif elektrolit olacaq; digər hallarda yağıntı və ya qaz təkamülü baş verəcək.

İonların iştirak etdiyi məhlullardakı reaksiyalar üçün təkcə molekulyar tənlik deyil, həm də tam ion tənliyi və qısa ion tənliyi tərtib edilir.
İon tənliklərində fransız kimyaçısı K.-L.-nin təklifinə əsasən. Berthollet (1801), bütün güclü, tez həll olunan elektrolitlər ion düsturları şəklində, çökmə, qazlar və zəif elektrolitlər şəklində yazılır. molekulyar düsturlar. Yağıntının əmələ gəlməsi “aşağı ox” (↓), qazların əmələ gəlməsi isə “yuxarı ox” işarəsi () ilə qeyd olunur. Bertolet qaydasından istifadə edərək reaksiya tənliyini yazmağa nümunə:

a) molekulyar tənlik
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) tam ion tənliyi
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - qaz, H2O - zəif elektrolit)
c) qısa ion tənliyi
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Adətən, yazarkən onlar qısa ion tənliyi ilə məhdudlaşır, bərk reagentlər indeks (t), qaz reagentləri indeks (g) ilə qeyd olunur. Nümunələr:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 suda praktiki olaraq həll olunmur
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(tam və qısa ion tənlikləri eynidir)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(əksər turşu duzları suda yaxşı həll olunur).

Güclü elektrolitlər reaksiyada iştirak etmirsə, tənliyin ion forması yoxdur:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

BİLET № 23

Duzların hidrolizi

Duz hidrolizi duz ionlarının su ilə bir az dissosiasiya edən hissəciklər əmələ gətirməsidir.

Hidroliz, sözün əsl mənasında, su ilə parçalanmadır. Duzların hidroliz reaksiyasının bu tərifini verməklə, məhluldakı duzların ion şəklində olduğunu vurğulayırıq və hərəkətverici qüvvə reaksiya bir qədər dissosiasiya edən hissəciklərin əmələ gəlməsidir ( ümumi qayda məhlullarda çoxlu reaksiyalar üçün).

Hidroliz yalnız o hallarda baş verir ki, duzun elektrolitik dissosiasiyası nəticəsində əmələ gələn ionlar - kation, anion və ya hər ikisi birlikdə su ionları ilə zəif dissosiasiya edən birləşmələr əmələ gətirə bilir və bu da öz növbəsində o zaman baş verir. kation güclü qütbləşir (zəif əsasın katyonu), anion isə asanlıqla qütbləşir (zəif turşunun anionu). Bu, ətraf mühitin pH-ını dəyişir. Əgər kation güclü əsas, anion isə güclü turşu əmələ gətirirsə, onda onlar hidrolizdən keçmirlər.

1. Zəif əsaslı duzun və güclü turşunun hidrolizi kationdan keçir, zəif əsas və ya əsas duz əmələ gələ bilər və məhlulun pH-ı azalacaq

2. Zəif turşunun və güclü əsasın duzunun hidrolizi aniondan keçir, zəif turşu və ya turşu duzu əmələ gələ bilər və məhlulun pH-ı artacaq

3. Zəif əsasın və zəif turşunun duzunun hidrolizi adətən zəif bir turşu və zəif bir baza meydana gətirmək üçün tamamilə keçir; Məhlulun pH-ı 7-dən bir qədər fərqlənir və turşu və əsasın nisbi gücü ilə müəyyən edilir

4. Güclü əsaslı duzun və güclü turşunun hidrolizi baş vermir

Sual 24 Oksidlərin təsnifatı

Oksidlər adlandırılır mürəkkəb maddələr, molekullarına oksidləşmə vəziyyətində olan oksigen atomları - 2 və bəzi digər elementlər daxildir.

Oksidlər oksigenin başqa bir elementlə birbaşa qarşılıqlı təsiri nəticəsində və ya dolayı yolla (məsələn, duzların, əsasların, turşuların parçalanması zamanı) əldə edilə bilər. Normal şəraitdə oksidlər bərk, maye və qaz hallarında olur; bu tip birləşmələr təbiətdə çox yayılmışdır. Oksidlər yer qabığında olur. Pas, qum, su, karbon qazı oksidlərdir.

Duz əmələ gətirən oksidlər Misal üçün,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Duz əmələ gətirən oksidlər- bunlar oksidlərdir ki, nəticədə kimyəvi reaksiyalar duzlar əmələ gətirir. Bunlar metalların və qeyri-metalların oksidləridir, su ilə qarşılıqlı əlaqədə olduqda müvafiq turşuları, əsaslarla qarşılıqlı əlaqədə olduqda isə müvafiq turşu və normal duzları əmələ gətirirlər. Misal üçün, mis oksidi (CuO) duz əmələ gətirən oksiddir, çünki məsələn, onunla qarşılıqlı əlaqədə olduqda xlorid turşusu(HCl) duzu əmələ gəlir:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kimyəvi reaksiyalar nəticəsində digər duzlar əldə edilə bilər:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Duz əmələ gətirməyən oksidlər Bunlar duz əmələ gətirməyən oksidlərdir. Nümunələrə CO, N 2 O, NO daxildir.

Elektrolitik dissosiasiya nəzəriyyəsi 1887-ci ildə isveçli alim S. Arrhenius tərəfindən təklif edilmişdir.

Elektrolitik dissosiasiya- bu, məhlulda müsbət yüklü (kationlar) və mənfi yüklü (anionlar) ionlarının əmələ gəlməsi ilə elektrolit molekullarının parçalanmasıdır.

Misal üçün, sirkə turşusu sulu məhlulda belə dissosiasiya olunur:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Dissosiasiya aiddir geri dönən proseslər. Lakin müxtəlif elektrolitlər fərqli şəkildə dissosiasiya olunur. Dərəcə elektrolitin təbiətindən, konsentrasiyasından, həlledicinin təbiətindən, xarici şərtlər(temperatur, təzyiq).

Dissosiasiya dərəcəsi α - ionlara parçalanan molekulların sayının molekulların ümumi sayına nisbəti:

α=v´(x)/v(x).

Dərəcə 0-dan 1-ə qədər dəyişə bilər (dissosiasiya olmamasından tam başa çatmasına qədər). Faiz kimi göstərilir. Eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir. Elektrolit dissosiasiya edildikdə, məhluldakı hissəciklərin sayı artır. Dissosiasiya dərəcəsi elektrolitin gücünü göstərir.

fərqləndirmək güclü Və zəif elektrolitlər.

Güclü elektrolitlər- bunlar dissosiasiya dərəcəsi 30% -dən çox olan elektrolitlərdir.

Orta güclü elektrolitlər- bunlar dissosiasiya dərəcəsi 3% -dən 30% -ə qədər olanlardır.

Zəif elektrolitlər- 0,1 M sulu məhlulda dissosiasiya dərəcəsi 3%-dən azdır.

Zəif və güclü elektrolitlərə nümunələr.

Seyreltilmiş məhlullarda olan güclü elektrolitlər tamamilə ionlara parçalanır, yəni. α = 1. Amma eksperimentlər göstərir ki, dissosiasiya 1-ə bərabər ola bilməz, onun təxmini qiyməti var, lakin 1-ə bərabər deyil. Bu, əsl dissosiasiya deyil, görünəndir.

Məsələn, bəzi əlaqəyə icazə verin α = 0,7. Bunlar. Arrhenius nəzəriyyəsinə görə, ayrılmamış molekulların 30% -i məhlulda "üzər". 70% isə sərbəst ionlar əmələ gətirir. Elektrostatik nəzəriyyə isə bu anlayışa başqa bir tərif verir: α = 0,7 olarsa, bütün molekullar ionlara ayrılır, lakin ionlar yalnız 70% sərbəstdir, qalan 30% isə elektrostatik qarşılıqlı təsirlərlə bağlıdır.

Görünən dissosiasiya dərəcəsi.

Dissosiasiya dərəcəsi təkcə həlledicinin və məhlulun təbiətindən deyil, həm də məhlulun konsentrasiyası və temperaturdan asılıdır.

Dissosiasiya tənliyi aşağıdakı kimi təqdim edilə bilər:

AK ⇄ A- + K + .

Və dissosiasiya dərəcəsi aşağıdakı kimi ifadə edilə bilər:

Məhlulun konsentrasiyası artdıqca elektrolitlərin dissosiasiya dərəcəsi azalır. Bunlar. müəyyən elektrolit üçün dərəcə dəyəri sabit dəyər deyil.

Dissosiasiya geri dönən bir proses olduğundan, reaksiya sürəti tənlikləri aşağıdakı kimi yazıla bilər:

Dissosiasiya tarazlıqdırsa, dərəcələr bərabərdir və nəticədə alırıq tarazlıq sabiti(dissosiasiya sabiti):

K həlledicinin təbiətindən və temperaturdan asılıdır, lakin məhlulların konsentrasiyasından asılı deyil. Tənlikdən aydın olur ki, dissosiasiya olunmamış molekullar nə qədər çox olarsa, elektrolit dissosiasiya sabitinin qiyməti bir o qədər aşağı olar.

Çox əsaslı turşular addım-addım dissosiasiya edin və hər addımın öz dissosiasiya sabit dəyəri var.

Çox əsaslı turşu dissosiasiya olunursa, onda birinci proton ən asanlıqla çıxarılır, lakin anion yükü artdıqca cazibə artır və buna görə də protonu çıxarmaq daha çətindir. Misal üçün,

Hər addımda ortofosfor turşusunun dissosiasiya sabitləri çox fərqli olmalıdır:

I - mərhələ:

II - mərhələ:

III - mərhələ:

Birinci mərhələdə ortofosfor turşusu orta güclü turşudur və 2-ci mərhələdə zəif, 3-cü mərhələdə çox zəifdir.

Bəzi elektrolit məhlulları üçün tarazlıq sabitlərinin nümunələri.

Bir misala baxaq:

Gümüş ionları olan bir məhlula metal mis əlavə edilərsə, tarazlıq anında mis ionlarının konsentrasiyası gümüşün konsentrasiyasından çox olmalıdır.

Lakin sabitin aşağı dəyəri var:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Bu, tarazlıq əldə edilən zaman çox az gümüş xloridinin həll olunduğunu göstərir.

Metal mis və gümüş konsentrasiyaları tarazlıq sabitinə daxildir.

Suyun ion məhsulu.

Aşağıdakı cədvəldə aşağıdakı məlumatlar var:

Bu sabit adlanır suyun ion məhsulu, bu yalnız temperaturdan asılıdır. Dissosiasiyaya görə, 1 H+ ionuna bir hidroksid ionu düşür. IN Təmiz su bu ionların konsentrasiyası eynidir: [ H + ] = [OH - ].

Buradan, [ H + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.

Suya yad bir maddə, məsələn, xlorid turşusu əlavə etsəniz, hidrogen ionlarının konsentrasiyası artacaq, lakin suyun ion məhsulu konsentrasiyadan asılı deyil.

Qələvi əlavə etsəniz, ionların konsentrasiyası artacaq və hidrogenin miqdarı azalacaq.

Konsentrasiya və bir-biri ilə əlaqəlidir: bir dəyər nə qədər böyükdürsə, digəri o qədər azdır.

Məhlulun turşuluğu (pH).

Məhlulların turşuluğu adətən ionların konsentrasiyası ilə ifadə edilir H+. Turşu mühitlərdə pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, qələvidə - pH> 10 -7 mol/l.
Məhlulun turşuluğu hidrogen ionlarının konsentrasiyasının mənfi loqarifmi ilə ifadə edilir və onu adlandırır. pH.

pH = -lg[ H + ].

Sabit və dissosiasiya dərəcəsi arasındakı əlaqə.

Sirkə turşusunun dissosiasiya nümunəsinə nəzər salın:

Sabiti tapaq:

Molar konsentrasiyası C=1/V, onu tənliyə əvəz edin və əldə edin:

Bu tənliklər V. Ostvaldın damazlıq qanunu, buna görə elektrolitin dissosiasiya sabiti məhlulun seyreltilməsindən asılı deyil.

1-ə yaxın belə elektrolit var.

Güclü elektrolitlərə çoxlu qeyri-üzvi duzlar, bəzi qeyri-üzvi turşular və sulu məhlullardakı əsaslar, həmçinin yüksək dissosiasiya qabiliyyətinə malik həlledicilər (spirtlər, amidlər və s.) daxildir.

Wikimedia Fondu. 2010.

Digər lüğətlərdə "Güclü elektrolitlər"in nə olduğuna baxın:

güclü elektrolitlər- – sulu məhlullarda demək olar ki, tamamilə dissosiasiya olunan elektrolitlər. Ümumi kimya: dərslik / A. V. Zholnin ... Kimyəvi terminlər

İon keçiriciliyi olan maddələr; Onlara ikinci növ keçiricilər deyilir, onlardan cərəyanın keçməsi maddənin ötürülməsi ilə müşayiət olunur. Elektrolitlərə ərimiş duzlar, oksidlər və ya hidroksidlər, həmçinin (əhəmiyyətli dərəcədə baş verən... ... Collier ensiklopediyası

Elektrolitlər- elektrolitik dissosiasiya nəticəsində hər hansı nəzərə çarpan konsentrasiyada ionların əmələ gəldiyi və birbaşa elektrik cərəyanının keçməsinə səbəb olan maye və ya bərk maddələr. Məhlullarda elektrolitlər ...... ensiklopedik lüğət metallurgiyada

Elektrolit, əriməsi və ya məhlulu ionlara parçalanması səbəbindən elektrik cərəyanı keçirən bir maddəni ifadə edən kimyəvi bir termindir. Elektrolitlərə misal olaraq turşular, duzlar və əsaslar daxildir. Elektrolitlər ikinci növ keçiricilərdir, ... ... Vikipediya

Geniş mənada, ionların nəzərə çarpan bir konsentrasiyada mövcud olduğu maye və ya bərk sistemlər elektrik cərəyanının onlardan keçməsinə səbəb olur. cari (ion keçiriciliyi); dar mənada, in va, p re olaraq ionlara parçalanır. E həll edərkən...... Fiziki ensiklopediya

Va-da, ionların nəzərə çarpan konsentrasiyalarda mövcud olduğu, elektrik cərəyanının keçməsinə səbəb olur. cərəyan (ion keçiriciliyi). E. də çağırıb. ikinci növ dirijorlar. Sözün dar mənasında, E. in va, elektrolitik səbəbiylə p re olan molekullar ... ... Kimya ensiklopediyası

- (Electro... və yunanca lytos-dan parçalanmış, həll olunan) elektrik cərəyanının keçməsinə səbəb olan hər hansı nəzərə çarpan konsentrasiyada ionların mövcud olduğu maye və ya bərk maddələr və sistemlər. Dar mənada E....... Böyük Sovet Ensiklopediyası

Bu terminin başqa mənaları da var, bax Dissosiasiya. Elektrolitik dissosiasiya elektrolitin həll edildiyi və ya əridiyi zaman ionlara parçalanması prosesidir. Məzmun 1 Həlllərdə dissosiasiya 2 ... Vikipediya

Elektrolit, əriməsi və ya məhlulu ionlara parçalanması səbəbindən elektrik cərəyanı keçirən, lakin maddənin özü elektrik cərəyanını keçirməyən bir maddədir. Elektrolitlərə misal olaraq turşuların, duzların və əsasların məhlullarını göstərmək olar... ... Vikipediya

ELEKTROLİTİK DISSOSİASİYA- ELEKTROLİTİK DISSOSİASİYA, məhluldakı elektrolitlərin elektrik yüklü ionlara parçalanması. Coef. van Goffa. Vant Hoff (van t Noy) bir məhlulun osmotik təzyiqinin həll olunanın yaratdığı təzyiqə bərabər olduğunu göstərdi. Böyük Tibb Ensiklopediyası

Kitablar

• Fermi-Makaron-Ulam qaytarma fenomeni və onun bəzi tətbiqləri. Müxtəlif qeyri-xətti mühitlərdə Fermi-Pasta-Ulam qayıdışının öyrənilməsi və tibb üçün FPU spektr generatorlarının inkişafı, Andrey Berezin. Bu kitab sifarişinizə uyğun olaraq Çap On Demand texnologiyasından istifadə etməklə hazırlanacaq. İşin əsas nəticələri aşağıdakılardır. Korteveqin qoşa tənliklər sistemi çərçivəsində...