Arvo A ilmaistaan \u200b\u200byksikön fraktioissa tai prosentteina ja riippuu liuoksen elektrolyytin, liuottimen, lämpötilan, pitoisuuden ja koostumuksen luonteesta.

Liuottimella oli erityinen rooli: joissakin tapauksissa siirtymisen aikana vesipitoisista liuoksista orgaanisiin liuottimiin elektrolyyttien dissosiaatioaste voi kasvaa tai laskea. Tulevaisuudessa oletamme erityisohjeita, oletamme, että liuotin on vettä.

Dissosiaation asteen mukaan elektrolyyttejä on tavanomaisesti jaettu vahva (A\u003e 30%), keskellä (3% < a < 30%) и heikko (A.< 3%).

Silent elektrolyyttejä ovat:

1) eräitä epäorgaanisia happoja (HCl, HBr, HCO, HNO3, H2S04, HCLO 4 ja useita muita);

2) alkalihydroksidit (Li, Na, K, RB, CS) ja emäksinen maa (CA, SR, BA) metallit;

3) Lähes kaikki liukoiset suolat.

Korkean voiman elektrolyyttejä ovat Mg (OH) 2, H3P04, HCOOH, H2S03, HF ja jotkut muut.

Kaikki karboksyylihapot pidetään heikkoja elektrolyyttejä (paitsi HCOOH) ja hydratoituja alifaattisia ja aromaattisia amiineja. Monet epäorgaaniset hapot ovat myös heikkoja elektrolyyttejä (HCN, H2S, H2C03 jne.) Ja emäs (NH3∙ H20).

Huolimatta joistakin sattumuksista yleensä ei saisi yksilöidä aineen liukoisuutta dissosiaatioasteella. Siten etikkahappo ja etyylialkoholi ovat rajoittamattomia liukoisia veteen, mutta samanaikaisesti ensimmäinen aine on heikko sähkö, ja toinen ei ole vaaleja.

Hapot ja emäkset

Huolimatta siitä, että "hapon" ja "pohjan" käsitteitä käytetään laajalti kuvaamaan kemiallisia prosesseja, yksi lähestymistapa aineiden luokitteluun niiden ominaisuuksista happoihin tai ei ole perusteita. Tällä hetkellä olemassa olevat teoriat ( ioninen teoria S. ARHENIUS, ulkona teoria I. Brensteda ja T. Lowry ja sähköinen teoria G. Lewisa) on tiettyjä rajoituksia ja siten sovellettavat vain erityisesti tapaukset. Asu meidät jokaiseen näistä teorioista.

Arrpenius-teoria.

ARHENIUS-ioni-teoriassa "hapon" ja "pohja" käsite liittyy läheisesti elektrolyyttisen dissosiaation prosessiin:

Happo on elektrolyytti, joka hajottaa liuoksiin H + -ionien muodostamiseksi;

Pohja on elektrolyytti, disosciating liuoksissa ionien se -;

Ampholiitti (amfoteerinen elektrolyytti) on elektrolyytti, joka on liuotettu liuoksissa sekä H + ionien että ionien muodostamiseksi.

Esimerkiksi:

ON ⇄ N + A - NH + + meo n n - ⇄ minua (IT) n ⇄ Me n + + ei - ei -

Ionisen teorian mukaan hapot voivat olla sekä neutraaleja molekyylejä että ioneja, esimerkiksi:

HF ⇄ H + + F -

H2P 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH 4 + ⇄ H + + NH3

Samanlaisia \u200b\u200besimerkkejä voidaan tuoda pohjalle:

KON K + + Hän -

- ⇄ Al (OH) 3 + Hän -

+ ⇄ Fe 2+ + Hän -

Ampholiitit ovat sinkkihydroksidit, alumiini, kromi ja muut sekä aminohapot, proteiinit, nukleiinihapot.

Yleensä happo-emäs vuorovaikutus liuoksessa pienenee neutralointireaktioon:

H + + IT - H 2 O

Kuitenkin useat kokeelliset tiedot osoittavat rajoitetun ioniteorian. Joten, ammoniakki, orgaaniset amiinit, metallien oksidit Na 2 O, CaO, anionit heikko hapot jne. Veden puuttuessa tyypillisten emästen ominaisuudet näyttävät, vaikka niillä ei ole hydroksidi-ioneja.

Toisaalta monet oksidit (SO 2, S03, P 2O 5 jne.), Halidit, vetyhalogenihydridit ilman vety-ioneja, vaikka veden puuttuessa happoominaisuudet näyttely, ts. Neutraloida perusteet.

Lisäksi elektrolyytin käyttäytyminen vesiliuoksessa ja ei-vesipitoisessa väliaineessa voi olla päinvastainen.

Joten, CH3 COOH vedessä on heikko happo:

CH3 COOH ⇄ CH3 COO - + H +,

ja nestemäisessä fluoridissa on pohjan ominaisuudet:

HF + CH3 COOH ⇄ CH3 COOH 2 + + F -

Tutkimukset tällaisista reaktioista ja erityisesti ei-vesipitoisissa liuottimissa esiintyvät reaktiot johtivat happojen ja emästen yleisemmän teorioiden luomiseen.

Brennsteadin teoria ja Lowry.

Happojen ja syiden teorian jatkokehittäminen oli ehdotettu protolyyttinen (proton) teoria I. Brensted ja T. Lowri. Tämän teorian mukaisesti:

Happoa kutsutaan kaikkiin aineiksi, molekyyleiksi (tai ioneiksi), jotka pystyvät antamaan protonia, ts. Ole protonin luovuttaja;

Pohja kutsutaan jokin aine, molekyylit (tai ionit), jotka kykenevät kiinnittämään protonin, ts. olla protonin hyväksyjä;

Siten säätiön käsite laajenee merkittävästi, mikä vahvistetaan seuraavilla reaktioilla:

Hän on - + n + n 2

NH 3 + H + NH 4 +

H2N-NH3 + + H + H3N + -NH3 +

I. Brensted, T. Loury happo ja pohja muodostavat konjugaattiparin ja liittyvät tasapainoon:

Acid ⇄ Proton + Base

Koska protoninsiirtoreaktio (protopolyyttinen reaktio) on palautuva ja protoni lähetetään myös käänteisprosessissa, sitten reaktiotuotteet ovat kumpikin happoa ja emästä. Tämä voidaan kirjoittaa tasapainoprosessin muodossa:

ON + kohdassa ⇄ VN + + A -,

missä on happo, B - emäs, VN +-happo, joka on konjugoitu B: n kanssa, A on emäs, joka liittyy happoa.

Esimerkkejä.

1) Reaktiossa:

HCL + OH - ⇄ Cl - + H20,

HCI ja H 2 O-hapot, CL - ja OH - sopivat emäkset konjugaatti niiden kanssa;

2) Reaktiossa:

HS04 - + H 2O ⇄ SO 4 2 - + H3O +,

HS04 - ja H3O +-hapot, SO 42 - ja H20 - emäkset;

3) Reaktiossa:

NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,

NH 4 + - happo, NH2 - emäs ja NH3 toimii happoa (yhtä molekyyliä) ja emäksinä (muu molekyyli), ts. Osoittaa amfoterisuuden merkkejä - kyky näyttää hapon ja pohjan ominaisuudet.

Vesi on tämä kyky:

2N 2 O ⇄ H3O + + Hän -

Tässä yksi molekyyli H20 liittyy protoniin (emäs) muodostaen konjugaattihappo-ionihydroksonium H3O +, toinen antaa protonin (happo) muodostaen konjugaattipohjan. Tätä prosessia kutsutaan autoprotolize.

Edellä esitetyistä esimerkeistä voidaan nähdä, että toisin kuin Arrenusin esitykset Brensmanin ja Louryn teoriassa, happojen reaktiot eivät johda keskinäiseen neutralointiin ja niihin liittyy uusien happojen ja syiden muodostaminen.

On myös huomattava, että protolyyttinen teoria pitää "hapon" ja "pohjan" käsitettä, vaan toiminnassa, että protolyyttisen reaktion mukaista yhdistettä suoritetaan. Sama yhdiste voi reagoida joissakin olosuhteissa happoina, toisissa - emäksenä. Siten CH3: n vesiliuoksessa Coxy on hapon ominaisuudet ja 100% H2S04 - emäs.

Kuitenkin sen eduista huolimatta protolyyttinen teoria, samoin kuin Arreniuksen teoria, ei voida soveltaa aineisiin, jotka eivät sisällä vetyatomeja, mutta samanaikaisesti ilmenee hapon funktion: boorihalidit, alumiini, pii , tina.

Lewis-teoria.

Toinen lähestymistapa aineiden luokitteluun happoihin ja syihin oli Lewisin elektroninen teoria. Osana sähköteoriaa:

happoa kutsutaan hiukkaseksi (molekyyli tai ioni), joka kykenee kiinnittämään elektronipari (elektronin akseptor);

pohja kutsutaan hiukkaseksi (molekyyli tai ioni), joka kykenee muodostamaan elektronipari (elektronin luovuttaja).

Lewisin ideoiden, hapon ja pohjan mukaan vuorovaikutuksessa toistensa kanssa muodostamalla luovuttajan hyväksyttävä viestintä. Elektronien parin lisäämisen seurauksena sähköisessä alijäämäatomissa tapahtuu täydellinen elektroninen konfiguraatio - elektronit Octet. Esimerkiksi:

Vastaavasti neutraalien molekyylien välinen reaktio voidaan esittää:

Neutralointireaktiota Lewis-teorian ehdoin katsotaan lisäämällä hydroksidion ionin elektronipari vety-ioni, joka tarjoaa vapaan orbitaalin tämän parin sovittamiseksi:

Siten protoni itsessään, helposti liittää sähköisen parin helposti Lewis-teorian näkökulmasta, suorittaa hapon toiminnon. Tältä osin Branet-happoja voidaan pitää reaktiotuotteina Lewis-happojen ja emäksiin. Joten, HCl on valmistettu hapon H + -peitteen Cl - ja ion H3O + neutraloinnin tuote, joka on muodostettu hapon H + emäksen H20: n neutraloinnin seurauksena.

Happojen ja Lewisin alustojen väliset reaktiot havainnollistavat myös seuraavia esimerkkejä:

Lewis-emäkset sisältävät myös halidi-ionit, ammoniakki, alifaattiset ja aromaattiset amiinit, happipitoiset orgaaniset orgaaniset orgaaniset orgaaniset yhdisteet, (jossa R on orgaaninen radikaali).

Lewis-hapot ovat boorihalogenidit, alumiini, pii, tina ja muut elementit.

Ilmeisesti Lewisin teoriassa "hapon" käsite sisältää laajemman valikoiman kemiallisia yhdisteitä. Tämä selitetään se, että LEWIS: ssä Aineen luovuttaminen hapon luokalle johtuu pohjasta sen molekyylin rakenteeseen, joka määrittää elektronin akseptorin ominaisuudet ja ei välttämättä liity vedyn läsnäoloon atomeja. Lewis-hapot, jotka eivät sisällä vetyatomia, kutsutaan apulainen.

Standardit Ratkaisu tehtävät

1. Kirjoita AL 2 -elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö (niin 4) 3 veteen.

Alumiinisulfaatti on vahva elektrolyytti ja vesiliuoksessa altistetaan täysi hajoaminen ioneihin. Dissosiaation yhtälö:

Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3Y) H20 2 3+ + 3 2 -,

tai (lukuun ottamatta ionin hydratointiprosessia):

Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3S04 2 -.

2. Mikä on HCO 3 ioni - Brennsted-Lowri-teorian näkökulmasta?

HCO 3 -ionin olosuhteista riippuen voi antaa protoneja:

HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H20 (1),

kiinnitä protonit:

HCO 3 - + H3O + H2C03 + H20 (2).

Näin ollen ensimmäisessä tapauksessa HCO 3-ioni on happo, toisessa emäksessä, ts. On amfoliitti.

3. Määritä kuin Lewis-teorian asennosta on AG + ioni reaktiossa:

Ag + + 2NH 3 +

Kemiallisten sidosten muodostamisessa, joka virtaa luovuttajan akseptorin mekanismin, AG +-ionin kautta, jolla on vapaa kierteinen orbitaali, on sähköinen paria vastaanotto, ja siinä on siten Lewis-happoominaisuudet.

4. Määritä liuoksen ionivoima yhdellä litralla, joka on 0,1 mol KCl ja 0,1 mol Na 2S04.

Edustetun elektrolyyttien hajoaminen johtuu yhtälöiden mukaisesti:

Na 2SO 4 2NA + +S04 2 -

Tästä syystä: C (k +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0,1 mol / l;

C (Na +) \u003d 2 × C (Na2S04) \u003d 0,2 mol / l;

C (SO 4 2 -) \u003d C (Na2S04) \u003d 0,1 mol / l.

Ioninen voima voima lasketaan kaavalla:

5. Määritä CUSO 4: n pitoisuus tämän elektrolyytin liuoksessa I. \u003d 0,6 mol / l.

Dissosiaation CUSO 4 virtaa yhtälön läpi:

CUSO 4 CU 2+ + SO 4 2 -

Tule (CUSO 4) x. mol / l, sitten reaktioyhtälön mukaan C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d x. mol / l Tässä tapauksessa ilmenee ionivoiman laskemista:

6. Määritä Ion K +: n aktiivisuuskerroin KCl: n vesiliuoksessa C (KCl) \u003d 0,001 mol / l.

mikä tässä tapauksessa on lomakkeen:

.

Liuoksen ionivoima löytää kaava:

7. Määritä Fe 2+ -ionin toimintakerroin vesiliuoksessa, jonka ioninen lujuus on yhtä suuri kuin 1.

Debai Hyukkelin lain mukaan:

siten:

8. Määritä dissosiaatiovakio HA, jos tämän hapon liuoksessa konsentraatio on 0,1 mol / l a \u003d 24%.

Dissosiaation suuruuden mukaan voidaan määrittää, että tämä happo on keskikorkea elektrolyytti. Siksi laskemaan hapon dissosiaation vakio, käytämme Ostelaldin jalostusta kokonaisuudessaan:

9. Määritä elektrolyyttikonsentraatio, jos A \u003d 10%, K. D \u003d 10 - 4.

OSTALDA: n jalostuslain mukaan:

10. Monoatiivisen hapon HA: n dissosiaatioaste ei ylitä 1%. (Ha) \u003d 6,4 × 10 - 7. Määritä dissosiaatioaste HA: n liuoksessa konsentraatiolla 0,01 mol / l.

Dissosiaatioasteella voidaan määrittää, että tämä happo on heikko elektrolyytti. Tämä mahdollistaa lunastuslainsäädännön likimääräisen kaavan käytön:

11. Elektrolyytin epäpuhtausaste sen liuoksessa konsentraatiolla 0,001 mol / l on 0,009. Määritä tämän elektrolyytin dissosiaatiovakio.

Ongelman kunnosta voidaan havaita, että tämä elektrolyytti on heikko (A \u003d 0,9%). Siksi:

12. (HNO 2) \u003d 3.35. Vertaa HNO 2: n voimakkuutta yksittäisen hapon HA: n avulla, jonka dissosiaatioaste, jonka liuoksessa C (HA) \u003d 0,15 mol / l on 15%.

Laske (ha) käyttämällä täydellistä Ostvald-yhtälön muotoa:

Kuten (ha)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .

13. Muut ionit sisältävät kaksi KCL-ratkaisuja. Tiedetään, että ensimmäisen liuoksen ionivoima ( I. 1) yhtä suuri kuin 1 ja toinen ( I. 2) on 10 - 2 määrää. Vertaa aktiviteettikerroksia f.(K +) Näissä ratkaisuissa ja päätellä, miten näiden ratkaisujen ominaisuudet poikkeavat äärettömän laimennetuista KCL-liuoksista.

K + ionien aktiivisuuskertoimet lasketaan käyttämällä DEBYE-HYOKKEL-lakia:

Toimintakerroin f. - Tämä on poikkeama tämän pitoisuuden elektrolyyttiliuoksen käyttäytymisessä sen käyttäytymisestä äärettömällä laastilla.

Kuten f. 1 \u003d 0,316 taipui yli 1 kuin f. 2 \u003d 0,891, liuoksessa, jolla on suurempi ionivoima, havaitaan suurempi taipuma KCl-liuoksen käyttäytymisessä sen käyttäytymisestä äärettömällä laimennuksella.

Kysymyksiä itseohjauksesta

1. Mikä on elektrolyyttinen dissosiaatio?

2. Mitä aineita kutsutaan elektrolyytteiksi ja ei-elektrolyytteiksi? Antaa esimerkkejä.

3. Mikä on dissosiaatioaste?

4. Mitkä tekijät riippuvat dissosiaatioasteesta?

5. Mitä elektrolyyttejä pidetään vahvana? Mitkä ovat keskimääräinen teho? Mitkä ovat heikkoja? Antaa esimerkkejä.

6. Mikä on dissosiaatiovakio? Mikä riippuu ja mitä dissosiaatiovakio ei riipu?

7. Miten vakio ja dissosiaatioaste keskipitkän ja heikkojen elektrolyyttien binaariliuoksissa?

8. Miksi vahvojen elektrolyyttien ratkaisut käyttäytymisessä havaitsee poikkeamat idealisuudesta?

9. Mikä on termin "ilmeinen dissosiaatioaste"?

10. Mikä on ionin toiminta? Mikä on omaisuuskerroin?

11. Kuinka aktiivisuuskerroin on suuruus laimennuksella (pitoisuus), jolla on vahva elektrolyytti? Mikä on raja-arvon raja-arvo ääretön laasti jalostukseen?

12. Mikä on ratkaisun ionivoima?

13. Miten lasketaan toimintakerroin? Word Debai Hyukka Law.

14. Mikä on happojen ja säätiöiden ioni-teorian ydin (ARHENIUS-teoria)?

15. Mikä on pääasiallinen ero hapon protolyyttisen teorian ja Brensteadin ja Lowri-teorian teorian välillä Arrenus-teoriasta?

16. Kuinka käsittelee elektronista teoriaa (Lewis-teoria) käsite "hapon" ja "pohja"? Antaa esimerkkejä.

Tehtävävaihtoehdot itseratkaisuille

Vaihtoehto numero 1

1. Kirjoita FE 2 (SO 4) 3 elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö (SO 4) 3.

On + H 2O ⇄ H3O + + A -.

Vaihtoehto numero 2.

1. Kirjoita elektrolyyttisen dissosiaation cucl 2: n yhtälö.

2. Määritä kuin Lewis-teorian sijainti on ioni S 2 - reaktiossa:

2AG + + S 2 - ⇄ AG 2 S.

3. Laske elektrolyytin molaarinen pitoisuus liuoksessa, jos A \u003d 0,75% ja \u003d 10 - 5.

Vaihtoehto numero 3.

1. Kirjoita Na2S04 Elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö.

2. Määritä kuin Lewis-teorian näkökulmasta CN-ioni - reaktiossa:

FE 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.

3. CaCl2-liuoksen ionivoima on 0,3 mol / l. Laske C (CaCl 2).

Vaihtoehto numero 4.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö CA (OH) 2.

2. Määritä kuin Brensmanin teorian näkökulmasta on H20-molekyyli reaktiossa:

H3O + ⇄ H + + H20.

3. Liuoksen K2S04 ionivoima on 1,2 mol / l. Laske (K2S04).

Vaihtoehto 5.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö K2S03.

NH 4 + + H20 ⇄ NH3 + H3O +.

3. (CH3 COOH) \u003d 4,74. Vertaa CH 3 COOH: n voimaa mono-lohkohapon HA: n teholla, jonka dissosiaatioaste, jonka liuoksessa C (HA) \u003d 3,6 × 10 - 5 mol / l on yhtä suuri kuin 10%.

Vaihtoehto numero 6.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö K2 S.

2. Määritä kuin Lewis-teorian näkökulmasta on albr 3-molekyyli reaktiossa:

Br - + Albr 3 ⇄ -.

Vaihtoehto 7.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaation yhtälö FE (nro 3) 2.

2. Määritä kuin Lewis-teorian asennosta on Cl ioni - reaktiossa:

Cl - + Alcl 3 ⇄ -.

Vaihtoehto 8.

1. Kirjoita elektrolyyttisen dissosiaation K2 MNO 4: n yhtälö.

2. Määritä kuin Blennestian-teorian näkökulmasta on HS03-ioni - reaktiossa:

HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

Vaihtoehto 9.

1. Kirjoita elektrolyyttisen dissosiaation Al 2 (SO 4) 3.

2. Määritä kuin Lewis-teorian näkökulmasta on Reaktion CO 3+ ioni:

CO 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.

3. 1 litra liuosta sisältää 0,348 g K2S04 ja 0,17 g nanoa 3. Määritä tämän ratkaisun ioninen vahvuus.

Vaihtoehto numero 10.

1. Kirjoita elektrolyyttisen dissosiaation CA (NO 3) 2.

2. Määritä kuin Brensmanin teorian näkökulmasta on H20-molekyyli reaktiossa:

B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.

3. Laske elektrolyyttikonsentraatio liuoksessa, jos A \u003d 5% ja \u003d 10 - 5.

Vaihtoehto numero 11.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö KMNO 4.

2. Määritä kuin Lewis-teorian sijainti on Cu 2+ ioni reaktiossa:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.

3. Laske CU 2+ -ionin aktiivisuuskerroin CUSO 4C-liuoksessa (cuso 4) \u003d 0,016 mol / l.

Vaihtoehto 12.

1. Kirjoita elektrolyyttisen dissosiaation Na2C03: n yhtälö.

2. Määritä kuin Brensmanin teorian näkökulmasta on H20-molekyyli reaktiossa:

K + + XH 2 O ⇄ +.

3. On olemassa kaksi NaCl-ratkaisua, jotka sisältävät muita elektrolyyttejä. Näiden ratkaisujen ionisen lujuuden arvot ovat vastaavasti yhtä suuret: I. 1 \u003d 0,1 mol / l, I. 2 \u003d 0,01 mol / l. Vertaa aktiviteettikerroksia f.(Na +) näissä ratkaisuissa.

Vaihtoehto 13.

1. Kirjoita Al (nro 3) 3 elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö.

2. Määritä kuin Lewis-teorian asemista on RNH 2-molekyyli reaktiossa:

RNH 2 + H3O + ⇄ RNH 3 + + H20.

3. Vertaa kationien aktiivisuuden kertoimia liuoksessa, joka sisältää Feeso 4 ja KNO 3, edellyttäen, että elektrolyyttien pitoisuudet ovat vastaavasti 0,3 ja 0,1 mol / l.

Vaihtoehto numero 14.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö K3 PO 4.

2. Määritä kuin Brenstead-teorian näkökulmasta ionin H3O + reaktiossa:

HS03 - + H3O + ⇄ H2S03 + H20.

Vaihtoehto numero 15.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö K2S2S04.

2. Määritä kuin Lewis-teorian sijainti on PB (OH) 2 reaktiossa:

Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.

Vaihtoehto 16.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö NI (NO 3) 2.

2. Määritä kuin Brennsteadin teorian näkökulmasta on hydroksoniumioni (H3O +) reaktiossa:

2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.

3. Vain Na3P04: n sisältävän liuoksen ionivoima on 1,2 mol / l. Määritä Na 3 PO 4: n pitoisuus.

Vaihtoehto 17.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö (NH4) 2S04.

2. Määritä kuin Brennsteadin teorian näkökulmasta ioni NH4 + reaktiossa:

NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.

3. Samalla Ki: n ja Na2S04: n liuoksen ioninen voima on 0,4 mol / l. C (Ki) \u003d 0,1 mol / l. Määritä Na2S04: n pitoisuus.

Vaihtoehto numero 18.

1. Kirjoita elektrolyyttinen dissosiaatioyhtälö CR 2 (SO 4) 3.

2. Määritä kuin Brennsteadin teorian näkökulmasta on proteiinimolekyyli reaktiossa:

Tietolohko

Mittakaava pH

Taulukko 3. H +: n ja Oh-ionien pitoisuuksien suhde -.

Standardit Ratkaisu tehtävät

1. Vety-ionien pitoisuus liuoksessa on 10 - 3 mol / l. Laske PH, POH ja [IT -] tässä ratkaisussa. Määritä liuosväliaine.

Merkintä.Rekrytointia käytetään tietojenkäsittelyyn: LG10 A. = a.; 10 lg. a. = mutta.

Liuoksen ympäristö, jossa pH \u003d 3 on happamaa, koska pH< 7.

2. Laske suolahappoliuoksen pH moolivikonsentraatiolla 0,002 mol / l.

Koska NS1: n 1 laimennetussa liuoksessa ja monoskondihapon C (k-you) \u003d C (to-you), voimme kirjoittaa:

3. 10 ml etikkahappoliuosta C: llä (SOAM: n CH3) \u003d 0,01 mol / l, lisättiin 90 ml vettä. Etsi ero PN-liuoksen arvoista ennen laimennusta ja sen jälkeen, jos (CH3 Coxy) \u003d 1,85 × 10 - 5.

1) NAAM: n heikkoon mono-hapon CH3: n alkuperäisessä liuoksessa:

Siten:

2) Lisätään 10 ml: aan happoliuosta 90 ml vettä vastaa liuoksen 10-kertainen laimennus. Siksi.

Elektrolyyttejä luokitellaan kahteen ryhmään riippuen dissosiaatioasteesta - vahvoja ja heikkoja elektrolyyttejä. Vahvoilla elektrolyytteillä on dissosiaatioaste yli yhden tai useamman kuin 30%, heikko - vähemmän kuin yksi tai alle 3%.

Dissosiaatioprosessi

Elektrolyyttinen dissosiaatio - Molekyylien hajoaminen ioneihin - positiivisesti ladatut kationit ja negatiivisesti varatut anionit. Ladatut hiukkaset kuljettavat sähkövirtaa. Elektrolyyttinen dissosiaatio on mahdollista vain liuoksissa ja sulaa.

Dissosiaation liikkeellepaneva voima on kovalenttisten polaaristen sidosten hajoaminen vesimolekyylien vaikutuksesta. Polar molekyylit viivästyvät vesipitoisilla molekyyleillä. Kiinteissä ioniyhteisöt tuhoutuvat lämmitysprosessin aikana. Korkeat lämpötilat aiheuttavat ionin värähtelyjä kristallikanteen solmuissa.

Kuva. 1. Dissosiaatioprosessi.

Aineet, jotka helposti hajoavat ioneihin liuoksissa tai sulaa ja siksi sähkövirtaa kutsutaan elektrolyytteiksi. Ei-elektrolyyttejä eivät tee sähköä, koska Älä hajota kationeille ja anioneille.

Dissosiaatiosta riippuen voimakkaita ja heikkoja elektrolyyttejä eroaa toisistaan. Vahva liukenee veteen, ts. Täysin ilman mahdollisuutta elvytys hajoaa ioneihin. Heikot elektrolyytteet hajoavat kationeihin ja anioneihin osittain. Dissosiaation aste on pienempi kuin voimakkaiden elektrolyyttien.

Dissosiaatioaste osoittaa molekyylien osuuden aineiden kokonaispitoisuudessa. Se ilmaistaan \u200b\u200bkaava α \u003d n / n.

Kuva. 2. Dissosiaatioaste.

Heikko elektrolyyttejä

Luettelo heikko elektrolyytes:

• laimennetut ja heikot epäorgaaniset hapot - H2S, H2S03, H2C03, H2S03, H3BO 3;
• jotkut orgaaniset hapot (useimmat orgaaniset hapot - ei-elektrolyytteet) - CH3 COOH, C2H5COOH;
• liukenemattomat perusteet - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
• ammoniumhydroksidi - NH 4 OH.

Kuva. 3. Liukoisuustaulukko.

Dissosiaatioreaktio tallennetaan ionin yhtälöllä:

• HNO 2 ↔ H + + Ei 2 -;
• H 2 S ↔ H + + HS -;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Multi-akselin hapot dissosoivat vaiheittain:

• H2C03 ↔ H + + HCO 3 -;
• HCO 3 - ↔ H + + CO 3 2-.

Liukenemattomat syyt kerätään myös vaiheittain:

• FE (OH) 3 ↔ Fe (OH) 2 + + OH -;
• Fe (OH) 2 + ↔ FeOH 2+ + OH -;
• FEOH 2+ ↔ FE 3+ + OH -.

Vesi kuuluu heikkoihin elektrolyytteihin. Vesi käytännössä ei tee sähkövirtaa, koska Heikosti hajosi vetykatoksille ja anioiksi gyroksidi-ionin. Muodostuneet ionit kerätään vesimolekyyleihin:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Jos vesi sisältää helposti sähköä, se tarkoittaa, että siinä on epäpuhtauksia. Tislattu vesi on ei-elefroprip.

Heikon elektrolyyttien dissosiaatio on palautuva. Muodostuneet ionit kerätään molekyyliin.

Mitä me tiedämme?

Heikko elektrolyyttejä ovat aineet, jotka osittain hajoavat ioneja ovat positiiviset kationit ja negatiiviset anionit. Siksi tällaiset aineet suoritetaan huonosti sähkövirralla. Näihin kuuluvat heikkoja ja laimennettuja happoja, liukenemattomia emäksiä, matala-liukoisia suoloja. Heikoin elektrolyytti on vettä. Heikon elektrolyyttien dissosiaatio on käännettävä reaktio.

Vahvat ja heikot elektrolyyttejä

Happoja, emäksiä ja suoloja vesiliuoksissa erotetaan - hajota ioneihin. Tämä prosessi voi olla palautuva tai peruuttamaton.

Ratkaisujen peruuttamattomalla dissosiaatiolla kaikki aineet tai lähes kaikki kuuluu ioneihin. Tämä on ominaista voimakkaisiin elektrolyytteihin (kuvio 10.1 ja s. 56). Jotkut hapot ja kaikki liukoiset suolat ja emäkset (alkaliset ja maa-alkalihydroksidit) (kaavio 5, s. 56) ovat liukoiset elektrolyytteet.

Kuva. 10.1. Vertailu ionien määrän liuoksissa, joilla on sama alkuperäinen elektrolyytti: a - kloridihappo (voimakas elektrolyytti); B - nitriittihappo

(heikko elektrolyytti)

Kaavio 5. Elektrolyyttien luokittelu voimalla

Kun dissosiaatio on palautuva, kaksi vastakkaista prosessi virtaa: samanaikaisesti hajoaminen aineen ionit (dissosiaatio) on käänteinen prosessi yhdistää ionien aineen molekyylien (yhdistys). Tästä johtuen osa liuoksen aineesta on ionien muodossa ja osa molekyylien muodossa (kuvio 10.1, b). Elektrolyyttejä,

mikä veteen liuotettuna, hajoaa vain osittain, kutsutaan heikkoksi elektrolyytteiksi. Näihin kuuluvat vesi, monet hapot sekä liukenemattomat hydroksidit ja suolat (kaavio 5).

Heikon elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöissä tavanomaisen nuolen sijasta kaksisuuntainen nuoli (peruutusmerkki):

Elektrolyyttien voima voidaan selittää kemiallisen sidoksen napaisuuden avulla, joka on jaettu dissosiaationa. Mitä enemmän polaarinen viestintä, helpompi vesimolekyylit, se muuttuu ioniseksi, siksi voimakkaampi elektrolyytti. Suolassa ja hydroksideissa viestinnän napaisuus on suurin, koska ionisten elementtien ja hydroksidi-ionien välillä on ioninen yhteys, joten kaikki liukoiset suolat ja emäkset ovat voimakkaita elektrolyyttejä. Happipitoisissa hapoissa dissosiaation aikana O-H: n liitos on rikki, jonka napaisuus riippuu happojäännöksen laadullisesta ja kvantitaalisesta koostumuksesta. Useimpien happipitoisten happojen voima voidaan määrittää, jos tavallinen happo-kaava on kirjoitettu E (OH) m o n. Jos tämä kaava on n< 2 — кислота слабая, если n >2 - Vahva.

Happojen riippuvuus happojäännöksen koostumuksesta

Dissosiaatioaste

Elektrolyyttien voima luonnehtivat kvantitatiivisesti elektrolyyttisen dissosiaation asteen, joka osoittaa aineiden molekyylien osuus, joka hajosi ioneihin liuoksessa.

Dissosiaation aste A on yhtä suuri kuin Mmolekyylien N tai aineen n määrän suhde, joka on otettu ioneille, molekyylien N 0: n kokonaismäärään tai liuenneen aineen n 0:

Dissosiaatioaste voidaan ilmaista paitsi yksikön fraktioissa myös prosentteina:

Arvo A voi vaihdella 0: sta (ei ole dissosiaatiota) 1: een tai 100% (täydellinen dissosiaatio). Mitä parempi elektrolyytti hajoaa, sitä suurempi dissosiaatiotason arvo.

Elektrolyyttisen dissosiaation arvon arvon mukaan elektrolyyttejä erotetaan usein kahdella, vaan kolmeen ryhmään: keski-, heikkoja ja elektrolyyttejä keski-voiman. Nämä voimakkaat elektrolyytit pitävät dissosiaatiota, jonka yli 30 prosenttia ja heikko on alle 3%. Elektrolyyttejä, joilla on väliarvot A - 3 - 30% - nimeltään Medium Power Elektrolyytti. Tästä luokituksesta happoja pidetään: HF, HNO 2, H3P3, H2S03 ja jotkut muut. Kaksi viimeistä happoa ovat keskisuuret sähköiset elektrolyytti vain dissosiaatiovaiheessa ja toisissa se on heikko elektrolyytti.

Dissosiaatioaste on muuttuva arvo. Se riippuu paitsi elektrolyytin luonteesta myös sen pitoisuudesta liuoksessa. Tämä riippuvuus tunnisti ensin ja tutkitaan Wilhelm Ostvald. Nykyään sitä kutsutaan lakiksi, joka vähentää Ostvald: Kun liuos laimennetaan vedellä sekä lisäämällä lämpötilaa, dissosiaatioaste nousee.

Dissosiaatin asteen laskeminen

Esimerkki. Yhdellä litralla vettä liuotettua vetyfluoridia aineen 5 mol määrän kanssa. Saatu liuos sisältää 0,06 mol-vety-ionia. Määrittää fluoridihapon dissosiaatioaste (prosentteina).

Me kirjoitamme fluoridihapon dissosiaatioyhtälön:

Yhden happamolekyylin dissosiaationa muodostuu yksi vety-ioni. Jos liuos sisältää 0,06 mol H + -ionia, tämä tarkoittaa, että vetyfluoridimolekyylien presisoraatti-arvo 0,06 mooli. Näin ollen dissosiaatioaste on:

Erinomainen Saksan fysikaalis-kemisti, Nobel-palkinnon voittaja vuonna 1909 kemia. Riikassa syntynyt, opiskeli Derptan yliopistossa, jossa hän aloitti opetuksen ja tieteellisen toiminnan. 35: llä hän muutti Leipzigiin, jossa hänet johtavat fysiikan ja kemiallisen instituutin. Hän opiskeli kemiallisen tasapainon lakeja, ratkaisujen ominaisuuksia, löysi nimeään kutsutun jalostuslain, kehittivät hapon peruskatalyysin teorian perustukset, paljon aikaa maksoi kemian historiaa. Hän perusti maailman ensimmäisen fyysisen kemian ja ensimmäisen fysikaalis-kemiallisen lehden. Henkilökohtaisessa elämässä hallussa oli outoja tottumuksia: Hän tunsi inhottavaa hiustenleikkuria ja hänen sihteerinsä yhteydessä yksinomaan polkupyörän puhelun avulla.

Keskeinen ajatus

Heikko elektrolyytti - käännettävä prosessi ja vahva -

peruuttamaton.

Ohjauskysymykset

116. Anna vahvojen ja heikkojen elektrolyyttien määritelmä.

117. Anna esimerkkejä vahvoista ja heikosta elektrolyytteistä.

118. Mitä kokoa käytetään elektrolyytin voiman kvantitatiiviseen ominaispiirteeseen? Onko se vakio missä tahansa ratkaisuissa? Miten voin lisätä elektrolyyttien dissosiaation astetta?

Tehtävät materiaalin hallitsemiseksi

119. Anna yksi esimerkki suola, happo ja emäkset, jotka ovat: a) voimakkaalla elektrolyyttillä; b) heikko elektrolyytti.

120. Anna esimerkki aineesta: a) kaksi-akselinen happo, joka ensimmäisessä vaiheessa on keskikorkea elektrolyytti ja toisella heikko elektrolyytti; b) Kaksi-akselinen happo, joka molemmissa vaiheissa on heikko elektrolyytti.

121. Joissakin hapoissa ensimmäisessä vaiheessa dissosiaatioaste on 100% ja toisessa 15 prosentilla. Mitä happoa se voi olla?

122. Millaiset hiukkaset ovat suurempia sulfidin vetyliuoksessa: molekyylit H2S, H + -ionit, S2-ionit tai HS-ionit -?

123. Edellä esitetystä aineista erikseen, kirjoita kaava: a) voimakkaita elektrolyyttejä; b) heikko elektrolyyttejä.

NaCl, HCl, NaOH, Nano 3, HNO3, HNO2, H2S04, BA (OH) 2, H2S, K2 S, PB (NO 3) 2.

124. Tee strontiumnitraatin, elohopean (11) kloridin, kalsiumkarbonaatin, kalsiumhydroksidin, sulfidihapon hajoamisen yhtälö. Missä tapauksissa dissosiaatio on palautuva?

125. Vesipitoisessa natriumsulfaattiliuoksessa sisältää 0,3 molionia. Mitä massan tämän suolan käytettiin tällaisen liuoksen valmistamiseksi?

126. Vetyfluoridin liuoksessa 1 litra sisältää 2 g tätä happoa ja vety-ionien aineen määrä on 0,008 mol. Mikä on fluoridi-ioni-aineiden määrä tässä ratkaisussa?

127. Kolmessa putkessa on samat kloridin, fluoridi- ja sulfidihapon liuokset. Kaikissa aineen määrän testiputkissa hapot ovat yhtä suuret. Mutta ensimmäisessä koeputkessa vety-ionien aineen määrä on 3. 10 -7 mol, toisessa - 8. 10 -5 mol ja kolmannessa - 0,001 mol. Mikä putki sisältää kukin hapon?

128. Ensimmäinen koeputki sisältää elektrolyyttiliuoksen, jonka dissosiaatioaste on 89%, toisessa elektrolyytti, jonka dissosiaatio on 8% O, ja kolmannella 0,2%. Tuo kaksi esimerkkiä eri yhdisteiden eri luokkien elektrolyytteistä, jotka voivat olla näissä testiputkissa.

129 *. Löydät lisälähteitä tietoa elektrolyyttien voiman riippuvuudesta aineiden luonteesta. Aseta aineiden rakenteen välinen suhde, ne muodostavat kemialliset elementit ja elektrolyyttien teho.

Tämä on oppikirjan materiaali

Vahvat ja heikot elektrolyyttejä

Vain osa molekyyleistä erotetaan joidenkin elektrolyyttien liuoksissa. Elektrolyyttivoiman kvantitatiivisen ominaispiirteen osalta dissosiaatiotutkinnon käsite otettiin käyttöön. Ionien sisältämien molekyylien määrän suhde liuottavien molekyylien kokonaismäärään kutsutaan dissosiaatioasteeksi A.

jossa c on ennalta, mol / l: n pitoisuus;

C 0 - Liuoksen alkuperäinen pitoisuus, mol / l.

Dissosiaation suuruuden mukaan kaikki elektrolyytteet jaetaan voimakkaaseen ja heikkoon. Vahvat elektrolyytit kuuluvat dissosiaatioasteeseen, jonka yli 30% (a\u003e 0,3). Nämä sisältävät:

· Vahvat hapot (H2S04, HNO3, HCl, HBr, HI);

· Liukoiset hydroksidit, paitsi NH40H;

· Salkit liukenevat.

Vahvojen elektrolyyttien elektrolyyttinen dissosiaatio etenee peruuttamattomiksi

HNO 3 ® H + + Ei - 3.

Heikko elektrolyytteillä on dissosiaatioaste alle 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· Heikot epäorgaaniset hapot (H2C03, H2S, HNO2, HCN, H2 Si03 jne.) Ja kaikki orgaaniset, esimerkiksi etikkahappo (CH3COOH);

· Liukenemattomat hydroksidit sekä liukoinen NH4OH-hydroksidi;

· Liukenemattomat suolat.

Elektrolyyttejä dissosiaationa olevien väliarvojen kanssa kutsutaan keskisuuret sähköelektrolyytteiksi.

Dissosiaatioaste (A) riippuu seuraavista tekijöistä:

elektrolyyttien luonteesta, eli kemiallisten sidoksen tyypistä; Dissosiaatiota esiintyy helposti kaikkein polaarisimpien joukkovelkakirjojen sijasta;

liuottimen luonteesta - mitä suurempi jälkimmäinen, sitä helpompi se menee siinä dissosiaatioprosessissa;

lämpötilan lämpötilan nousu lisää dissosiaatiota;

liuoksen pitoisuudesta - liuoksen dissosiaation laimennettaessa kasvaa myös.

Esimerkkinä kemiallisten sidosten luonteen dissosiaatioasteesta riippuen pidämme natriumhydrosulfaatin (NaHS04) dissosiaatiota, jonka molekyylissä on saatavana seuraavat linkit: 1-ioni; 2 - Polar kovalenttinen; 3 - Rikki- ja happiatomien välinen suhde on pieni polaarinen. Helposti taukoja ioniyhteyden paikassa (1):

Na 1 O 3 O 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4, 2. Sitten polaarisen viestinnän sijasta vähäisempi: HSO - 4 ® H + +S02 - 4. 3. ionien hapon jäännös ei hajota.

Elektrolyytin dissosiaatioaste riippuu voimakkaasti liuottimen luonteesta. Esimerkiksi HCI erottaa voimakkaasti veteen, heikompi etanolissa C2H500H: ssa, melkein ei hajota bentseenissä, jossa käytännössä se ei käytä sähkövirtaa. Liuottimet, joilla on korkea dielektrisyysvakio (E) Polarisoi liuoksen aineen molekyylit ja muodostaa solvia (hydratoitu) ionit niiden kanssa. 25 ° C: ssa (H20) \u003d 78,5, E (C2H5H) \u003d 24.2, E (C6H6) \u003d 2,27.

Heikkojen elektrolyyttien liuoksissa dissosiaatioprosessi on palautuva, ja siksi kemiallisen tasapainon lakeja sovelletaan tasapainoon molekyylien ja ionien välisessä liuoksessa. Joten etikkahapon dissosiaatiosta

CH3 COOH "CH3 COO - + H +.

Tasapaino vakio C: hen määritetään

K \u003d K D \u003d Сх 3 COO - · H + / SCH 3 COOH.

Dissosiaatioprosessin tasapainon vakio (k c) kutsutaan dissosiaatiovakioksi (k d). Sen arvo riippuu elektrolyytin, liuottimen ja lämpötilan luonteesta, mutta se ei riipu elektrolyytin pitoisuudesta liuoksessa. Dissosiaatiovakio on tärkeä ominaisuus heikoilla elektrolyytteillä, sillä se osoittaa niiden molekyylien lujuuden liuoksessa. Mitä pienempi dissosiaatiovakio, heikompi elektrolyytti dissosyytit ja vakemmat sen molekyyli. Ottaen huomioon, että dissosiaatioaste toisin kuin dissosiaatiovakio muuttuu liuoksen pitoisuuteen, on välttämätöntä löytää yhteys K D: n ja A: n välillä. Jos liuoksen alkuperäinen pitoisuus on yhtä suuri kuin C ja dissosiaatioaste, joka vastaa tätä konsentraatiota A etikkahapon ennalta laskettujen molekyylien määrä yhtä suuri kuin A · C.

Сх 3 COO - \u003d H + \u003d A · S,

sitten epäonnistuneiden etikkahappomolekyylien konsentraatio on yhtä suuri kuin (C - A-C) tai C (1- a · c). Täältä

K D \u003d AS · A C / (C - A) \u003d A 2 C / (1- A). (yksi)

Yhtälö (1) ilmaisee Ostelaldin laimentamisen lakia. Erittäin heikko elektrolyytti a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a \u003d (k / s). (2)

Kuten kaavaa (2) nähdään, vähenee elektrolyyttiliuoksen pitoisuuten (laimennettaessa), dissosiaatioaste nousee.

Heikko elektrolyyttejä erotetaan vaiheittain, esimerkiksi:

1 vaihe h 2C03 "H + + NSO - 3,

2 Vaihe NSO - 3 "H + + CO 2 - 3.

Tällaisia \u200b\u200belektrolyyttejä on tunnusomaista useita vakioita - riippuen ionien hajoamisen vaiheen määrästä. Coalihappoa varten

K 1 \u003d CH + · SNO - 2 / CH 2C3 \u003d 4,45 × 10 -7; K 2 \u003d CH + · CSO 2-3 / SNSO - 3 \u003d 4,7 × 10 -11.

Kuten voidaan nähdä, coaliinihapon ioneja määritetään pääasiassa ensimmäisellä vaiheella, ja toinen voi ilmetä vain suurella soolo laimennuksella.

Tasapaino H2C03 "2H + +C02 - 3 vastaa dissosiaation kokonaisvakiota

K D \u003d C2H + · CSO 2-3 / CH 2C03.

Arvot 1 ja K2 liittyvät toisiinsa suhteeseen

K D \u003d K 1 · K2.

Vastaavasti monivalenssisten metallien perusteet erotetaan. Esimerkiksi kaksi vaihetta kuparihydroksidin dissosiaatiosta

Cu (OH) 2 "Cuoh + + OH -,

Cuoh + "Cu 2+ + OH -

vastaa dissosiaation vakioihin

K 1 \u003d CUOH + · SLEEP - / CCU (OH) 2 ja K 2 \u003d CCU 2+ · SLEEP - / CUOH +.

Koska liuoksessa erottuvat voimakkaat elektrolyytteet, itsessään dissosiaatiovakion aika on riistetty sisällöstä.

Erilaisten elektrolyyttien luokkien dissosiaatio

Elektrolyyttisen dissosiaation teorian näkökulmasta happo aineita kutsutaan, ja dissosiaatio, jonka vain hydratoitu vety-ioni H3O (tai yksinkertaisesti H +) on muodostettu kationiksi.

Pohjasitä kutsutaan aineeksi, joka vesiliuoksessa anionisuodossa muodostaa hydroksidi-ionit - eikä muita anioneja.

Brecentedin teorian mukaan happo on protonin luovuttaja ja pohja on protons-akseptori.

Perusvoima, koska happojen voima riippuu dissosiaation vakion suuruudesta. Mitä suurempi dissosiaatiovakio, vahvempi elektrolyytti.

On hydroksideja, jotka kykenevät pääsemään yhteistyöhön ja muodostavat suoloja paitsi happojen vaan myös syistä. Tällaisia \u200b\u200bhydroksideja kutsutaan amfoteerinen. Nämä sisältävät Ole (OH) 2, Zn (OH) 2, SN (OH) 2, Pb (OH) 2, Cr (OH) 3, Al (OH) 3. Ominaisuudet johtuvat siitä, että ne erotetaan happojen tyypistä heikolla asteella ja pohjan tyypillä

H + + RO - « Roh. « R + + ON -.

Tämä tasapaino selitetään se, että metallin ja hapen välisen yhteyden voimakkuus eroaa hieman hapen ja vedyn välisen yhteyden lujuudesta. Siksi hydroksidin berylliumin vuorovaikutus kloorivetyhapolla, se muuttuu berylliumkloridista

Olla (OH) 2 + HCl \u003d BECL 2 + 2H 2O,

ja kun vuorovaikutuksessa natriumhydroksidin kanssa - beryllate natrium

Ole (OH) 2 + 2NAOH \u003d Na2 BEO 2 + 2H20.

SOLOLI. Se voidaan määrittää elektrolyytteinä, jotka erottavat liuoksessa muita kuin vetykatioita ja muita kuin hydroksidi-ioneja.

Keskisuolat, Tuloksena saadaan aikaan sopiviin happojen vetyionien korvaaminen metallikamuseissa (EithNH + 4) erottaa kokonaan Na2S04 "2Na + +S02-4.

Hapan suolat dissosoida askeleita

1 Vaihe Nahso 4 "Na + + HSO - 4 ,

2 Vaihe HSO. - 4 "H + + SO 2-4.

Ensimmäisessä vaiheessa dissosiaatioaste on suurempi kuin 2. vaiheessa ja vähemmän happoa, sitä vähemmän dissosiaatioaste 2. vaiheessa.

Perussuoloja, Hydroksidi-ionien epätäydellinen korvaaminen happotähteisiin, dissosoidaan myös vaiheissa:

1 vaihe (CUOH) 2S04 "2 CUOH + +S02-4,

2 Vaihe Cuoh + "Cu 2+ + OH -.

Heikkojen tärkeimpiä suoloja erotetaan pääasiassa 1. vaiheessa.

Monimutkaiset suolat, Joka sisältää monimutkaisen monimutkaisen ionin, joka säilyttää sen stabiilisuuden liukenemisen aikana, erottaa ulkoisen pallon monimutkainen ioni ja ionit

K 3 "3K + + 3 -,

SO 4 "2+ + SO 2 - 4.

Monimutkaisen ionin keskellä on atomi - kuluttajien monimutkainen. Tämä rooli suoritetaan yleensä metalli-ionit. Lähellä kompleksointiaineita sijaitsee (koordinoidut) polar molekyylejä tai ioneja, ja joskus niitä ja muita yhdessä, niitä kutsutaan ligands.Monimutkainen aine yhdessä ligandien kanssa muodostaa monimutkaisen sisäpiirin. Ionit kaukana kompleksin agentti ovat vähemmän tiukasti liittyviä, ovat monimutkaisen yhdisteen ulkoisessa ympäristössä. Sisäpinta päätyy yleensä neliön kiinnikkeisiin. Numero, joka ilmaisee ligandien lukumäärän sisällikössä koordinaatio. Monimutkaisten ja yksinkertaisten ionien väliset kemialliset sidokset elektrolyyttisen dissosiaation prosessissa ovat suhteellisen helppoja katkaista. Viestintä, joka johtaa monimutkaisten ionien muodostumiseen, saivat luovuttajien hyväksymisliisien nimen.

Ulkopuolisen pallon ionit hajoavat helposti monimutkaisesta ioneesta. Tämä dissosiaatio kutsutaan ensisijaiseksi. Sisäisen pallon palautuva hajoaminen tapahtuu paljon vaikeammaksi ja sitä kutsutaan toissijaiseksi dissosiaatioksi.

CL "+ + cl - - ensisijainen dissosiaatio,

+ "AG + +2 NH 3 - toissijainen dissosiaatio.

toissijainen dissosiaatio, koska heikko elektrolyytti, on ominaista vakio vakio

Pesään. \u003d × 2 / [+] \u003d 6,8 × 10 -8.

Erilaisten elektrolyyttien epävarmuuden (hölynpöly) vakiot ovat monimutkaisen kestävyyden mitta. Pienempi kuin NAST. , Mikä on vakaa monimutkainen.

Joten samantyyppiset yhteydet:

-	+	+	+
K NAST \u003d 1,3 × 10 -3	K NAST \u003d 6,8 × 10 -8	K NAST \u003d 1 × 10 -13	K NAST \u003d 1 × 10 -21

kompleksin stabiilius kasvaa, kun siirrytään - ja +.

Epävakauden vakion johdon arvot kemian viitekirjoissa. Näiden arvojen avulla on mahdollista ennustaa monimutkaisten yhdisteiden väliset reaktiot, joilla on vahva ero haittaavaismien vakioiden välillä, reaktio menee kompleksin muodostumiseen pienemmällä vakiolla epäkunnossa.

Monimutkainen suola, jossa on pieni resistentti monimutkainen ioni, jota kutsutaan double Sali.. Kaksinkertaiset suolat, toisin kuin monimutkainen, erottaa kaikki niiden koostumukseen sisältyvät ionit. Esimerkiksi:

KAL (SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2S02-4,

NH 4 FE (SO 4) 2 "NH 4 + + FE 3+ + 2S02-4.