Kaikki vahvat ja heikko elektrolyyttipöytä. Ratkaisut. EL-Lithic Dissosiaation teoria

Vahvat elektrolyytit, kun veteen liuotetaan lähes täysin dissosioituna ioneihin riippumatta niiden pitoisuudesta liuoksessa.

Siksi voimakkaiden elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöissä laittaa merkki tasa-arvosta (\u003d).

Vahvat elektrolyyttejä ovat:

Liukoiset suolat;

Monet epäorgaaniset hapot: HNO3, H2S04, HCI, HBR, HI;

Emäksisten metallien (LiOH, NaOH, KOH jne.) Ja emäksisten maadoitusmetallien muodostamat emäkset (CA (OH) 2, SR (OH) 2, BA (OH) 2).

Heikko elektrolyyttejä vesipitoisissa liuoksissa ovat vain osittain (käännettävissä), jotka on erotettu ioneihin.

Siksi heikko elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöissä on merkki kääntymisestä (⇄).

Heikko elektrolyyttejä ovat:

Lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi;

Jotkut epäorgaaniset hapot: H2S, H3P04, H2C03, HNO2, H2SIO3 jne.;

Liukenemattomat metallihydroksidit: mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2 jne.

Ioniset yhtälön reaktiot

Ioniset yhtälön reaktiot
Kemialliset reaktiot elektrolyyttiliuoksissa (hapot, emäkset ja suolat) esiintyvät ionien osallistumisen kanssa. Lopullinen ratkaisu voi olla läpinäkyvä (tuotteet ovat hyvin liukoisia veteen), mutta yksi tuotteesta on heikko elektrolyytti; Muissa tapauksissa on sademäärä tai kaasun valinta.

Reaktioita koskevissa ratkaisuissa, joilla on ionien osallistuminen, paitsi molekyyliyhtälö, vaan myös täysi ioni ja lyhyt ioni.
Ionisissa yhtälöissä Ranskan kemisti K. -l: n ehdotuksessa. Bertoll (1801) Kaikki voimakkaat hyvin liukoiset elektrolyyttejä tallennetaan ionien kaavan ja saostuksen, kaasujen ja heikkojen elektrolyyttien muodossa molekyylikaavat. Sateen muodostuminen merkitsee "nuolen alas" merkki (↓), kaasujen muodostuminen on "nuoli ylös" (). Esimerkki reaktioyhtälön tallennuksesta Burtoll Säännön mukaan:

a) Molekyyliyhtälö
Na2CO3 + H2S04 \u003d Na2S04 + CO2 + H2O
b) Täysi ioniyhtälö
2NA + + CO32- + 2H + + SO42- \u003d 2NA + + SO42- + CO2 + H20
(CO2 - kaasu, H2O - heikko elektrolyytti)
c) Lyhyt ioni yhtälö
CO32- + 2H + \u003d CO2 + H2O

Tyypillisesti kun tallennus rajoittuu lyhyesti ioniyhtälöön, kiintoaineiden reagenssit merkitään indeksillä (T), kaasun reagenssit - indeksi (g). Esimerkkejä:

1) Cu (OH) 2 (T) + 2HNO3 \u003d CU (NO3) 2 + 2H2O
Cu (OH) 2 (T) + 2H + \u003d CU2 + + 2H2O
Cu (OH) 2 lähes liukenematon veteen
2) BAS + H2SO4 \u003d BASO4 ↓ + H2S
BA2 + + S2- + 2H + + SO42- \u003d BASO4 ↓ + H2S
(Täydelliset ja lyhyet ioniyhtälöt ovat samat)
3) CACO3 (T) + CO2 (G) + H20 \u003d CA (HCO3) 2
CACO3 (T) + CO2 (G) + H20 \u003d CA2 + + 2HCO3-
(Useimmat happosuolat ovat hyvin liukoisia veteen).

Jos reaktiossa on vahvoja elektrolyyttejä, ionin yhtälön tyyppi on poissa:

Mg (OH) 2 (T) + 2HF (P) \u003d MGF2 ↓ + 2H2O

Lippu numero 22.

Suolojen hydrolyysi

Suolanojen hydrolyysi on suola-ionien vuorovaikutus vedellä matalalla maakohtaisilla hiukkasiksi.

Hydrolyysi, kirjaimellisesti on veden hajoaminen. Tällaisen suolojen hydrolyysin määrittelemällä korostamme, että liuoksen suolat ovat ionien muodossa ja että reaktion käyttövoima on pienikokoisten hiukkasten muodostuminen (yleinen sääntö monille ratkaisujen reaktioihin).

Hydrolyysi tapahtuu vain silloin, kun suolan elektrolyyttisestä dissosiaatiosta johtuvat ionit voivat muodostaa heikosti liuottaa yhdisteitä vesi-ioneilla, ja tämä puolestaan \u200b\u200btapahtuu, kun kationi on voimakas polarisoi (Heikko pohjan kationi) ja anion - helposti polarisoi (anion heikko happo). Se muuttaa väliainetta. Jos kationi muodostaa vahvan pohjan, ja anioni on voimakas happo, ne eivät altistu hydrolyysille.

1. Heikon ja vakavan hapon suolojen hydrolyysi Se kulkee kationin läpi, kun taas heikko pohja tai tärkein suola ja liuoksen pH laskevat

2. Heikon hapon suolojen hydrolyysi ja vahva pohja kulkee anionin läpi, kun taas heikko happo tai hapan suola ja pH-liuos lisääntyvät

3. Heikon pohjan suolojen hydrolyysi ja heikko happo yleensä kulkee heikentyneen hapon muodostamiseen ja heikkoun pohjaan; Liuoksen pH on hieman erilainen kuin 7 ja määritetään hapon ja emäksen suhteellinen voima

4. Vahvan emäksen ja voimakkaan hapon hydrolyysisuolat eivät jatketa

Kysymys 24 Oksidien luokittelu

Oksiditmonimutkaisia \u200b\u200baineita kutsutaan, joiden molekyylit sisältävät happiatomeja steppe hapettumisessa - 2 ja jotain muuta elementtiä.

Oksidit.sitä voidaan saada happeen suoralla vuorovaikutuksella toisella elementillä ja epäsuorasti (esimerkiksi suolojen, emästen, happojen) hajoamisella. Normaaleissa olosuhteissa oksidit ovat kiinteässä, nestemäisessä ja kaasumaisessa tilassa, tämän tyyppiset yhdisteet ovat luonteeltaan hyvin yleisiä. Oksidit sisältyvät maapallon kuoreen. Rust, hiekka, vesi, hiilidioksidi ovat oksideja.

Saline-muodostusoksidit Esimerkiksi,

CUO + 2HCL → CUCL 2 + H 2 O.

CUO + SO 3 → CUSO 4.

Saline-muodostusoksidit- Nämä ovat sellaisia \u200b\u200boksideja, jotka kemiallisten reaktioiden seurauksena suolat. Nämä ovat metallien ja ei-metallien oksideja, jotka vuorovaikutuksessa veden kanssa muodostavat sopivat hapot ja vuorovaikutuksessa emäksillä, vastaavilla happamilla ja normaaleilla suoloilla. Esimerkiksi, Kuparioksidi (CUO) on suolamuodostusoksidi, koska esimerkiksi suolahapon (HCI) vuorovaikutuksessa muodostuu suola:

CUO + 2HCL → CUCL 2 + H 2 O.

Kemiallisten reaktioiden seurauksena voidaan saada muita suoloja:

CUO + SO 3 → CUSO 4.

Ei-itsenäiset oksidit Niitä kutsutaan sellaisiksi oksideiksi, jotka eivät muodosta suoloja. Esimerkki on CO, N 2 O, Ei.

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 käännettävä, kaksi vastakkaista prosessivirtaa: samanaikaisesti aineen hajoamisen kanssa ioneihin (dissosiaatio) on käänteinen menetelmä ionien yhdistämiseksi aineen molekyylit (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

Kaikki aineet voidaan jakaa elektrolyytteihin ja ei-elektrolyytteihin. Elektrolyyttejä sisältää aineita, liuoksia tai sulaa, joista sähkövirta (esimerkiksi vesipitoiset liuokset tai sulaa KCl, H3P04, Na 2C03). Sähköisolujen aineet sulattaessa tai liuottamalla sähkövirtoja (sokeri, alkoholi, asetoni jne.).

Elektrolyyttejä jaetaan voimakkaiksi ja heikoksi. Vahvat elektrolyytteet liuoksissa tai sulat ovat täysin dissosoituneet ioneihin. Kun kirjoitat kemiallisten reaktioiden yhtälöitä, tämä korostetaan nuolella yhteen suuntaan, esimerkiksi:

HCL → H + + Cl -

CA (OH) 2 → CA 2+ + 2OH -

Silent elektrolyyttejä ovat aineet, joissa on heteropolaarinen tai ioninen kiderakenne (taulukko 1.1).

Taulukko 1.1 Vahvat elektrolyytteet

Heikot elektrolyytteet ionit hajoavat vain osittain. Yhdessä ionien kanssa näiden aineiden sulat tai ratkaisut, aineet ovat läsnä ylivoimaisessa enemmistöllä, eivät ole dissosioituneet molekyylit. Heikkojen elektrolyyttien liuoksissa samanaikaisesti dissosiaatioprosessin kanssa on yhdistys, ts. Ionien liittäminen molekyylissä. Reaktion yhtälön tallennuksessa korostetaan kaksi vastakkaista suuntaa nuolta.

CH3 COOH D CH3 COO - + H +

Heikkoja elektrolyyttejä ovat aineet, joissa on homeopolaarinen kristalli-ristikko (taulukko 1.2).

Taulukko 1.2 Heikko elektrolyyttejä

Heikon elektrolyytin tasapainotila vesiliuoksessa on kvantitatiivisesti tunnusomaista elektrolyyttisen dissosiainnin aste ja elektrolyyttisen dissosiaation vakio.

Elektrolyyttisen dissosiaation aste on ioneihin kohdistuvien molekyylien lukumäärän suhde liuennettujen elektrolyyttimolekyylien kokonaismäärään:

Dissosiaatioaste osoittaa, mikä osa liuotettujen elektrolyyttien hajoamista ioneille ja riippuu elektrolyytin ja liuottimen luonteesta sekä aineen konsentraatiosta liuoksessa, sillä on dimensioton arvo, vaikka se yleensä ilmaistaan \u200b\u200bprosentteina. Elektrolyyttiliuoksen äärettömän laimennuksen avulla dissosiaatioaste lähestyy yksikköä, joka vastaa liuenneen aineen molekyylien täydellistä, 100%, dissosiaatiota ioneihin. Heikko elektrolyyttejä a<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Yleensä käännettävä kemiallinen reaktio voidaan esittää:

a.A +. b.B D. d.D +. e.E.

Reaktionopeus on suoraan verrannollinen tuotteeseen, joka koskee hiukkasten reagoinnin stoikiometristen kertoimiensaasteissa. Sitten suora reaktio

V 1 \u003d. k. 1 [a] A.[B] b,

ja käänteisen reaktionopeus

V 2 \u003d. k. 2 [D] D.[E] e.

Jossain vaiheessa suora ja käänteisen reaktion nopeus tasoitetaan, ts.

Tätä ehtoa kutsutaan kemiallisen tasapainona. Täältä

k. 1 [a] A.[B] B.= K. 2 [D] D.[E] E.

Ryhmillään vakioarvot ja toisaalta muuttujat, toisaalta saamme:

Näin ollen käännettävä kemiallinen reaktio tasapainotustilassa, reaktiotuotteiden tasapainopitoisuuksien tuote stoikiometristen kertoimiensa asteina, joita kutsutaan samaan tuotteeseen lähtöaineille, on pysyvä arvo näissä lämpötiloissa ja paineessa. Kemiallisen tasapainon numeerinen arvo Jllek Se ei riipu reaktanttien pitoisuudesta. Esimerkiksi typpihapon dissosiaation tasapainovakio massan lainsäädännön mukaisesti voidaan kirjoittaa seuraavasti:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + Ei 2 -

Suuruus A. Ne viittaavat hapon dissosiaatioon, tässä tapauksessa typpipitoisuudessa.

Myös heikko pohjan dissosiaation vakio ilmaistaan. Esimerkiksi ammoniakin dissosiaatioreaktiolle:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

Suuruus B. Ne viittaavat pohjan dissosiaation vakioon tässä tapauksessa ammoniakilla. Mitä korkeampi elektrolyyttien dissosiaatiovakio, vahvempi elektrolyytti dissokiaatti ja sitä korkeampi sen ioneiden pitoisuus tasapainossa. Dissosiaatin asteen ja heikko elektrolyytin vakio on suhde:

Tämä on Ostelin laimennuslain matemaattinen ilmentyminen: kun heikko elektrolyytti laimennetaan, sen dissosiaatio kasvaa. Heikko elektrolyyttejä Jllek≤1 ∙ 10 -4 ja Peräkkäin ≥0.1 mol / l Käytä yksinkertaistettua lauseketta:

Jllek= α 2 ∙Peräkkäintai α.

Esimerkki1. Laske dissosiaatioaste ja ionien konsentraatio ja [NH4 +] 0,1 M ammoniumhydroksidiliuoksessa, jos Jllek NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Dano: NH 4 OH

Jllek NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Päätös:

Koska elektrolyytti on melko heikko ( NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

tai 1,33%

Ionien konsentraatio binäärielektrolyyttiliuoksessa on yhtä suuri kuin C.∙ α, koska binaarinen elektrolyytti ionisoituu yhden kationin ja yhden anionin muodostumiseen, sitten \u003d [NH4 +] \u003d 0,1 ∙ 1,33 ° C 10 -2 \u003d 1,33 ° C).

Vastaus: α \u003d 1,33%; \u003d [NH 4 +] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.

Vahvan elektrolyytin teoria

Vahvat elektrolyytteet liuoksissa ja sulat ovat täysin dissosioituneet ioneihin. Vahvojen elektrolyyttien sähkönjohtavuuden kokeelliset tutkimukset osoittavat kuitenkin, että sen arvo on jonkin verran aliarvioitu verrattuna tähän sähkönjohtavuuteen, jonka pitäisi olla 100% dissosiaatiossa. Tällainen epäsuhta selitetään Debayn ja Gukallin ehdottamien voimakkaiden elektrolyyttien teorialla. Tämän teorian mukaan sähköstaattiset vuorovaikutukset ovat voimakkaiden elektrolyyttien liuoksissa ionien välillä. "Ion-ilmakehä" muodostuu jokaisen ionin ympärille vastakkaisen merkkien ioneista, joka hidastaa ionien liikkumista liuoksessa siirtämällä vakio sähkövirta. Ionien sähköstaattisen vuorovaikutuksen lisäksi keskittyneissä liuoksissa ionien yhdistys olisi otettava huomioon. Mehylic-voimien vaikutus luo vaikutuksen epätäydellisen molekyylien dissosiaation, ts. Näyttely dissosiaatioasteesta. Kokeen määritellyn a-arvo on aina jonkin verran alhaisempi kuin todellinen α. Esimerkiksi 0,1 M liuoksessa Na2S04, kokeellinen arvo α \u003d 45%. Voit ottaa sähköstaattisiin tekijöihin vahvojen elektrolyyttien ratkaisuissa käyttämällä toiminnan käsitettä (mutta). Ionin aktiivisuus kutsutaan tehokkaaksi tai ilmeiseksi pitoisuudeksi, jonka mukaan ioni toimii liuoksessa. Toiminta ja todellinen pitoisuus liittyvät ilmaisuun:

missä f - Toimintakerroin, joka luonnehtii järjestelmän poikkeamaa ihanteesta ionien sähköstaattisista vuorovaikutuksista johtuen.

Ionien toimintakertoimet riippuvat μ: n arvosta, jota kutsutaan liuoksen ionivoiman. Liuoksen ioninen voima on liuoksen sisältämien ioneiden sähköstaattinen vuorovaikutus ja yhtä suuri kuin pitoisuuksien määrä (alkaen) jokainen ioneista läsnä latausnumeron neliöllä (z):

Laimenneissa liuoksissa (μ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a \u003d C. Ja aktiivisuuskerroin on 1. Tämä tarkoittaa, että sähköstaattiset vuorovaikutukset ovat käytännössä poissa. Erittäin väkevöityjä liuoksissa (μ\u003e 1 m) ionien aktiivisuuden kertoimet voivat olla useampi kuin yksi. Liuoksen ionivoiman aktiivisuuskertoimen suhde ilmaistaan \u200b\u200bkaavoilla:

varten µ <10 -2

10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 μ. 0,1.<µ <1

Tasapainovakio, joka ilmaistaan \u200b\u200baktiivisuuden kautta, kutsutaan termodynaamiseksi. Esimerkiksi reaktiossa

a.A +. b.B. d.D +. e.E.

termodynaamisella vakiolla on lomake:

Se riippuu liuottimen lämpötilasta, paineesta ja luonteesta.

Koska hiukkasen toiminta, sitten

missä Jllek C - jatkuva tasapainovakio.

Arvo Jllek C riippuu paitsi lämpötilasta, liuottimen ja paineen luonteesta, vaan myös ionivoimasta m.. Koska termodynaamiset vakiot riippuvat pienimmistä tekijöistä, ovat siis tasapainon tärkeimmät ominaisuudet. Siksi hakemistot tarjoavat tarkalleen termodynaamiset vakiot. Joidenkin heikkojen elektrolyyttien termodynaamisten vakioiden suuruus on tämän käsikirjan soveltamisessa. \u003d 0,024 mol / l.

Ionin kasvavassa latauksessa, toimintakerroin ja ionin toiminta vähenee.

Itsehallinnon kysymykset:

Mikä on ihanteellinen järjestelmä? Nimeä tärkeimmät syyt todellisen järjestelmän hylkäämiseen ihanteelliselta.
Mitä he kutsuvat elektrolyyttien dissosiaatioasteeksi?
Anna esimerkkejä vahvoista ja heikosta elektrolyytteistä.
Mitä yhteenliittämistä on dissosiaatiovakion ja heikko elektrolyytin dissosiaatioaste? Ilmaista se matemaattisesti.
Mikä on toiminta? Miten ionin toiminta ja sen todellinen keskittyminen ovat?
Mikä on toimintakerroin?
Miten ionin maksu vaikuttaa toimintakerroinnin arvoon?
Mikä on liuoksen ionivoima, sen matemaattinen ilme?
Tallenna kaava laskea yksittäisten ionien aktiivisuuden kertoimet riippuen liuoksen ionivoimasta.
Sana massojen lakia ja ilmaista sitä matemaattisesti.
Mikä on termodynaaminen tasapainovakio? Mitkä tekijät vaikuttavat sen suuruuteen?
Mikä on pitoisuus jatkuva tasapaino? Mitkä tekijät vaikuttavat sen suuruuteen?
Miten termodynaaminen ja pitoisuus jatkuva tasapaino?
Mitä rajoituksia voi muuttaa toimintakerroin arvoja?
Mitkä ovat vahvojen elektrolyyttien teorian tärkeimmät määräykset?

Suolat, niiden ominaisuudet, hydrolyysi

Oppilas 8. luokka B koulun numero 182

Petrova Polina.

Kemian opettaja:

Harina Ekaterina Aleksevna

Moskova 2009.

Jokapäiväisessä elämässä käytimme vain yhden suolan ruoanlaittoon, ts. Natriumkloridi NaCl. Kuitenkin kemiassa suolat kutsutaan koko yhdisteeksi. Suolat voidaan pitää vedyn substituutiotuotteina metallia varten. Esimerkiksi pöydän suola voidaan saada kloorivetyhaposta reaktioreaktiolla:

2NA + 2HCL \u003d 2NACl + H2.

hapanjärjestelmä

Jos natriumin sijaan on alumiini, muodostuu toinen suola - alumiinikloridi:

2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H 2

SOLOLI. - Nämä ovat monimutkaisia \u200b\u200baineita, jotka koostuvat metalleista ja happojäljistä. Ne ovat tuotteita, jotka ovat täydellisiä tai osittaisia \u200b\u200bvedyn korvaamista happoa metallia tai hydroksyyliryhmälle pohjassa happojäännökseen. Esimerkiksi jos rikkihapolla H2S04 korvataan yksi vetyatomi, saamme KHSO 4-suolan ja jos kaksi K2S04.

Erottaa useita erilaisia \u200b\u200bsuoloja.

Tyypit suolat	Määritelmä	Esimerkkejä suoloista
Keskellä	Metallihapon täydellisen korvaamisen tuote. Kumpikaan atomien n n-ryhmä ei sisällä.	Na 2S04 Natriumsulfaatti CUCL 2 kuparikloridi (II) Ca 3 (PO 4) 2 Kalsiumfosfaatti Na2C03 natriumkarbonaatti (sooda kalsinoitu)
Hapan	Tuote, joka on epätäydellinen korvaaminen vetyhapon metallia varten. Sisältää vedyn koostumamyymälöissään. (Ne ovat vain koulutettuja happoja)	CAHPO 4 kalsiumhydrofosfaatti CA (H2P04) 2 kalsiumdihydrofosfaatti NaHC03 Natrium-barbonaatti (juominen sooda)
Huolto	Tuote epätäydellisen substituution hydroksogroupien substitumenssista happojäännökseen. Sisällytä ryhmä. (Muodostuu vain monihapon emäksisillä)	Cu (OH) Cl Cop Hydrogokloridi (II) Ca 5 (PO 4) 3 (OH) kalsiumhydroksifosfaatti (CUOH) 2C03 kuparihydroksiokarbonaatti (II) (malakiitti)
Sekoitettu	Kahden hapon suolat	CA (OCL) Cl - kloori kalkki
Kaksinkertainen	Kaksi metallia	K 2 Napo 4 - Ortofosfaatti Dicalia Natrium
Kristallihydraatit	Sisältää kiteytysvettä. Kun lämmitetään, ne ovat kuivuneet - menettää vettä, kääntymällä vedettömään suolaksi.	CUSO 4. 5H 2 O on viisikymmentä kuparisulfaatti (II) (kuparisulfaatti) Na2C03. 10H 2 O - Tirthdow Natriumkarbonaatti (sooda)

Menetelmät suolojen saamiseksi.

1. Suolat voidaan saada toimimalla hapoilla metalleilla, pääoksideilla ja emäksillä:

Zn + 2HCL ZnCl 2 + H2

sinkkikloridi

3H 2 SO 4 + FE 2 O 3 FE 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

raudan sulfaatti (III)

3hno 3 + Cr (OH) 3 op (ei 3) 3 + 3H 2 O

kromi-nitraatti (III)

2. Suolat muodostetaan happoputedien reaktiossa alkalilla, samoin kuin happamat oksidit, joissa on pääoksideja:

N 2 O 5 + CA (OH) 2 CA (NO 3) 2 + H 2 O

kalsiumnitraatti

SiO 2 + CAO CASIO 3

kalsiumsilikaatti

3. Suolat voidaan saada reagoimaan suoloja happojen, alkisten, metallien, haihtumattomien happopuvien ja muiden suolojen kanssa. Tällaiset reaktiot etenevät kaasun eristämisen, sademäärän putoamisen ja heikomman hapon oksidin eristämiseksi tai haihtuvan oksidin erottamiseksi.

Ca 3 (PO4) 2 + 3H 2SO 4 3CASO 4 + 2H 3 PO 4

kalsiumsulfaatti kalsium ortofosfaatti

FE 2 (SO 4) 3 + 6NAOH 2FE (OH) 3 + 3NA 2S04

raudan sulfaatti (III) natriumsulfaatti

CUSO 4 + FE FESO 4 + CU

kuparisulfaatti (II) Rautasulfaatti (II)

CACO 3 + SiO 2 Casio 3 + CO 2

kalsiumsilikaatti kalsiumkarbonaatti

Al 2 (SO 4) 3 + 3BACL 2 3 3BASO 4 + 2AALCL3

sulfaattikloridisulfaattikloridi

alumiinibiumbiumbarium alumiini

4. Hapettujen happojen suolat muodostetaan, kun metallien vuorovaikutus ei-metallien kanssa:

2FE + 3C1 2 2FECL 3

ironkloridi (III)

Fyysiset ominaisuudet.

Suolat ovat eri värejä. Liukoisuus veteen on erilainen. Kaikki tytti- ja etikkahappojen suolat ovat liukoisia, samoin kuin natrium- ja kaliumsuoloja. Liukoisuudesta muiden suolojen vedessä voit oppia liukoisuustaulukosta.

Kemialliset ominaisuudet.

1) Suolat reagoivat metallien kanssa.

Koska nämä reaktiot virtaavat vesiliuoksissa Li, Na, K, CA, BA ja muita aktiivisia metalleja ei voida käyttää kokeisiin, jotka normaaleissa olosuhteissa reagoivat veden kanssa tai suorittavat reaktioita sulaa.

CUSO 4 + ZN ZNSO 4 + Cu

Pb (nro 3) 2 + Zn Zn (nro 3) 2 + Pb

2) Suolat reagoivat happojen kanssa. Nämä reaktiot etenevät, kun vahvempi happo syrjäyttää heikompi ja kaasu vapautuu tai sakka putoaa.

Näiden reaktioiden aikana yleensä otetaan kuiva suola ja toimii konsentroidulla hapolla.

BACL 2 + H2S04 Baso 4 + 2HCL

Na 2 SiO 3 + 2HCL 2NACL + H2 SiO 3

3) Suolat reagoivat alkalilla vesiliuoksissa.

Tämä on tapa saada liukenemattomat emäkset ja emäkset.

FECL 3 (P-P) + 3NAOH (P-P) FE (OH) 3 + 3NACL

CUSO 4 (P-P) + 2NAOH (P-P) Na2S04 + CU (OH) 2

Na 2SO 4 + BA (OH) 2 Baso 4 + 2NAOH

4) Suolat reagoivat suolojen kanssa.

Reaktiot toimivat ratkaisuissa ja niitä käytetään käytännöllisesti katsoen liukenemattomien suolojen saamiseksi.

AGNO 3 + KBR AGBR + KNO 3

CaCl 2 + Na 2C03 CACO 3 + 2NACl

5) Joitakin suoloja hajoaa lämmitettäessä.

Tyypillinen esimerkki tällaisesta reaktiosta on kalkkikiven polttaminen, jonka pääkomponentti on kalsiumkarbonaatti:

CACO 3 CAO + CO2-kalsiumkarbonaatti

1. Jotkut suolat kykenevät kiteyttämään kristallehydraattien muodostumista.

Kuparisulfaatti (II) CUSO 4 on valkoinen kiteinen aine. Kun se liukenee veteen, lämmitys tapahtuu ja sinisen värin liuos muodostuu. Lämpö- ja värimaailman valinta - Nämä ovat kemiallisen reaktion merkkejä. Liuoksen haihduttamalla CUSO 4-kiteinen jaetaan. 5H 2 O (kuparisulfaatti). Tämän aineen muodostuminen osoittaa, että kuparisulfaatti (II) reagoi veden kanssa:

CUSO 4 + 5H 2 O CUSO 4. 5h 2 o + q

valkoinen sininen väri

Suolojen käyttö.

Useimmat suolat käytetään laajalti teollisuudessa ja arjessa. Esimerkiksi natriumkloridi NaCl tai pöytäsuola, joka on välttämätön ruoanlaittoon. Teollisuudessa natriumkloridia käytetään natriumhydroksidin, NaHC03 soodan, kloorin, natriumin saamiseksi. Tyreiden ja ortofosforihappojen suolat ovat pääasiassa mineraalilannoitteita. Esimerkiksi Kali Nitraatti KNO 3 - Potash Selith. Se on myös osa jauhetta ja muita pyroteknisiä sekoituksia. Suolat käytetään metallien, happojen, lasituotantoon. Monet sairauksien kasvinsuojeluaineet, tuholaiset, jotkut lääkevalmisteet kuuluvat myös suolasuoritukseen. Permanganaatti kalium KMNO 4 kutsutaan usein mangaaniksi. Limestonit ja kipsia - Caso 4 käytetään rakennusmateriaalina. 2H 2 O, jota käytetään myös lääketieteessä.

Ratkaisut ja liukoisuus.

Kuten aiemmin mainittiin, liukoisuus on tärkeä suolojen tärkeä ominaisuus. Liukoisuus - Aineen kyky muodostaa homogeenisen aineen yhdellä aineella, vakaa vaihteleva koostumus, joka koostuu kahdesta tai useammasta komponenteesta.

Ratkaisut - Nämä ovat homogeenisia järjestelmiä, jotka koostuvat liuotinmolekyyleistä ja liuottavista hiukkasista.

Esimerkiksi keittoastian liuos koostuu liuottimen vedestä, liuotetusta aineesta - Na +, CLO-ionit.

Ionit (Kreikan. Ión - tulossa), sähköisesti varautuneet hiukkaset, jotka on muodostettu menetyksestä tai elektronien (tai muiden ladattujen hiukkasten) atomien tai atomien ryhmien lisäämisestä. Konsepti ja termi "ioni" otettiin käyttöön 1834 M. Faradayssa, joka tutkii sähkövirran vaikutusta happojen, alkisten ja suolojen vesiliuoksiin, mikä ehdotti, että tällaisten liuosten sähkönjohtavuus johtuu ionien liikkeestä. Positiivisesti ladatut ionit, jotka liikkuvat liuoksessa negatiiviseen napaan (katodi), Faratays kutsutaan kationeiksi ja negatiivisesti ladataan siirtymään positiiviseen napaan (anodiin), anioneihin.

Liukoisuuden liukoisuuden mukaan aineet jaetaan kolmeen ryhmään:

1) Hyvin liukoinen;

2) matala liukoinen;

3) käytännössä liukenematon.

Monet suolat ovat hyvin liukoisia veteen. Kun ratkaista kysymysliukoisuus veteen, muut suolat käyttävät liukoisuustaulukkoa.

On hyvin tunnettua, että jotkin liuotetun tai sulan muodon aineet suoritetaan sähkövirralla, toiset eivät suoriteta samoissa olosuhteissa.

Aineet, jotka hajoavat ioneihin liuoksissa tai sulaa ja siksi johtava sähkövirtapuhelu elektrolyytti.

Aineet, jotka samoissa olosuhteissa ioneihin ei hajota ja sähkövirtaa ei suoriteta, kutsutaan ei-elektrolit.

Elektrolyyttejä sisältää happoja, emäksiä ja lähes kaikki suolat. Sähkövirrat itse ei suoriteta. Ratkaisuissa ja sulaa, ne hajoavat ioneihin, joiden vuoksi virta virtaa.

Elektrolyyttien hajoaminen ioneihin, kun niitä liuotettiin veteen elektrolyyttinen dissosiaatio. Sen sisältö tulee kolmeen seuraaviin säännöksiin:

1) elektrolyyttejä, kun se liuotettiin veden hajoamiseen (dissosioitu) ionien positiiviseksi ja negatiivisiksi.

2) Sähkövirran ionien toiminnan alla hankittava suunta: positiivisesti varautuneet ionit siirtyvät katodiin ja kutsutaan kationeiksi ja negatiivisesti varautuvat ionit siirtyvät anodiin ja kutsutaan anioiksi.

3) Dissoosi on käännettävä prosessi: rinnakkain molekyylien hajoamisen kanssa ioneihin (dissosiaatio), ionien (yhdistys) virtausprosessi.

peruutus

Vahvat ja heikot elektrolyyttejä.

Elektrolyytti-kyvyn määrällisten ominaisuuksien määrittämiseksi ionit, dissosiaatioaste (α), t . E. Suhde molekyylien määrän, jotka ovat hajonnut ioneihin, molekyylien upokkaaseen. Esimerkiksi α \u003d 1 ilmaisee, että elektrolyytti hajosi kokonaan ioneihin ja α \u003d 0,2 tarkoittaa, että vain kukin viidesosa sen molekyyleistä sadettiin. Kun laimennetaan väkevää liuosta, sekä kuumennettaessa sen sähkönjohtavuus kasvaa, koska dissosiaatioaste nousee.

Riippuen α: n arvosta, elektrolyyttejä jaetaan ehdollisesti voimakkaaseen (detonoitiin lähes keskimmäisen voiman (0,95) keskimmäisen (0,95)

Vahvat elektrolyyttejä ovat monia mineraalihappoja (HCl, HBr, HI, H2S04, HN03 jne.), Alkalit (NaOH, KOH, CA (OH) 2 jne.) Lähes kaikki suolat. Joidenkin mineraalihapon ratkaisut kuuluvat heikkoon (H2S, H2S03, H2C03, HCN, HCLO), monia orgaanisia happoja (esimerkiksi etikkahappoa, ammoniakin vesiliuosta (NH3 . 2 O), vesi, eräät elohopeasuolat (HGCL 2). Keski-voiman elektrolyyttejä viittaa usein uuniin HF, ortofosfokous H3P3 ja typpipitoiset HNO2-hapot.

Suolojen hydrolyysi.

Termi "hydrolyysi" on peräisin kreikkalaisista sanoista hidor (vesi) ja lyysi (hajoaminen). Hydrolyysissä yleensä ymmärtää yleensä vaihtoa reaktio aineen ja veden välillä. Hydrolyyttiset prosessit ovat erittäin yleisiä luonteeltaan ympärillämme (sekä elossa että eloton), ja niitä käytetään laajalti nykyaikaisessa valmistuksessa ja kotitalouksien teknologiassa.

Suolan hydrolyysi kutsutaan ionien vuorovaikutuksen reaktioksi, joka sisältyy suolaan, vedellä, joka johtaa heikko elektrolyytin muodostumiseen ja siihen liittyy liuosväliaineen muutos.

Kolme tyyppiä ovat hydrolyysi: Kolme tyyppiä altistetaan:

a) Heikon pohjan ja voimakkaan hapon muodostamat suolat (CUCL2, NH 4Cl, Fe 2 (SO 4) 3 - kationin hydrolyysi)

NH 4 + + H20 NH3 + H3O +

NH 4 Cl + H 2 O NH3. H20 + HCI

Keskitason reaktio - hapan.

b) vahvan pohjan ja heikko hapon muodostamat suolat (K2C03, Na2S - anionin hydrolyysi)

SiO 3 2- + 2H 2 O H2 Si0 3 + 2OH -

K 2 SiO 3 + 2H 2 O H2 Si0 3 + 2KOH

Keskikokoinen reaktio - alkalinen.

c) Heikon emäs ja heikko happo (NH4) 2C03, Fe 2 (CO3) 3 - hydrolyysi kationiin ja anioniin voi esiintyä.

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H20 2NH3. H20 + H 2C03

(NH 4) 2C0 + H20 2NH3. H20 + H 2C03

Usein keskipitkän reaktio on neutraali.

d) Vahvan emäksen ja voimakkaan hapon (NaCl, BA (nro 3) 2) hydrolyysin muodostamat suolat eivät vaikuta.

Joissakin tapauksissa hydrolyysi etenee peruuttamattomasti (kuten he sanovat, se menee loppuun). Joten, sekoittaen natriumkarbonaattiliuoksia ja kuparisulfaattia laskee hydratoidun pää- suolan sinisen saostuman, joka kuumennetaan, menettää osan kiteytysvedestä ja hankkii vihreää kuparia - malakiitti:

2CUSO 4 + 2Na 2C03 + H20 (CUOH) 2C0 + 2Na 2S04 + CO 2

Natriumsulfidiliuosten sekoittaessa ja alumiinikloridihydrolyysi menee myös loppuun:

2Alcl 3 + 3NA 2 S + 6H 2 O2Al (OH) 3 + 3H 2 S + 6NACL

Siksi Al 2 S 3: ta ei voida eristää vesiliuoksesta. Tämä suola saadaan yksinkertaisista aineista.

Elektrolyyttejä- MITÄ SÄHKÖISET SÄHKÖISET SÄHTEET TAI SÄILYTTÄMISET.

Neelectrics- aineet, liuokset tai sulavat, jotka eivät tee sähkövirtaa.

Dissosiaatio - yhteyksien hajoaminen ioneihin.

Dissosiaatioaste - Molekyylien suhde, joka on perusteltu ioneihin liuoksen molekyylien kokonaismäärään.

Vahvat elektrolyytteet Kun veteen liuotetaan, lähes täysin dissosioituna ioneihin.

Kun kirjoitat voimakkaiden elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöt, aseta merkki tasa-arvosta.

Vahvat elektrolyyttejä ovat:

· Saltuolat ( katso liukoisuustaulukko);

· Monet epäorgaaniset hapot: HNO3, H2S04, HClo 3, HCLO 4, HMNO 4, HCI, HBR, HI ( katso happo-voimakkaita elektrolyyttejä liukoisuuspöydässä);

· Alkalinen, NaOH, KOH-emäkset ja emäksinen maa (CA (OH) 2, SR (OH) 2, BA (OH) 2) Metallit ( katso liukoisuuspöydässä liukoisuuspöydällä olevia perusvoimaisia \u200b\u200belektrolyyttejä).

Heikko elektrolyyttejä Vesiliuoksissa vain osittain (reversibly) erotetaan ioneilla.

Kun kirjoitat heikko elektrolyyttien dissosiaatioyhtälöt, käännettävyys.

Heikko elektrolyyttejä ovat:

· Lähes kaikki orgaaniset hapot ja vesi (H20);

· Jotkin epäorgaaniset hapot: H2S, H3P04, HCLO 4, H2C03, HNO2, H2 SiO 3 ( katso happo-heikko elektrolyytti liukoisuuspöydässä);

· Liukenemattomat metallihydroksidit (mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( katso säätiöc.labous elektrolyytes liukoisuuspöydässä).

Useat tekijät vaikuttavat elektrolyyttisen dissosiaation asteeseen:

liuottimen luonne I. elektrolyytti: Vahvat elektrolyytteet ovat aineita, joissa on ioni- ja kovalenttiset high-polaariset sidokset; Hyvä ionisoiva kyky, toisin sanoen kyky aiheuttaa aineiden dissosiaatiota, liuottimia suurella dielektrisellä vakiolla, joiden molekyylit ovat polaarisia (esimerkiksi vesi);

lämpötila: Koska dissosiaatio on endoterminen prosessi, lämpötilan nousu lisää α: n arvoa;

keskittyminen: Kun liuos laimennetaan, dissosiaatioaste kasvaa ja konsentroinnin kasvu vähenee;

dissosiaatioprosessin vaihe: Jokainen myöhempi vaihe on vähemmän tehokas kuin edellinen, noin 1000-10 000 kertaa; Esimerkiksi fosforihappoa varten a 1\u003e a 2\u003e a 3:

H3PO4⇄N ++ H2PO-4 (ensimmäinen vaihe, α 1),

H2PO-4⇄N ++ HPO2-4 (toinen vaihe, α 2),

NPO2-4⇄N ++ PO3-4 (kolmas vaihe, α 3).

Tästä syystä tietyn hapon liuoksessa vetyionipitoisuus on suurin ja fosfaatti-ionit RO3-4 on pienin.

1. Solubility ja aineen dissosiaatioaste eivät liity. Esimerkiksi heikko elektrolyytti on hyvä (rajoittamaton) etikkahappo liukenee veteen.

2. Heikon elektrolyytin liuoksessa vähemmän kuin toiset sisältävät ne ioneja, jotka on muodostettu elektrolyyttisen dissosiaation viimeisessä vaiheessa.

Elektrolyyttisen dissosiaation aste vaikuttaa myös muiden elektrolyyttien lisääminen: Esimerkiksi muurahaishapon dissosiaatioaste

HCOOH ⇄ HCOO - + H +

se laskee, jos liuokseen lisätään pieni natriumformiaatti. Tämä suola hajottaa HCOO-ionien muodostumisen muodostamisen -:

HCOONA → HCOO - + na +

Tämän seurauksena liuoksessa ionien nsoo-kasvun pitoisuus ja Le Chateelin periaatteen mukaan muodostuneiden ioneiden konsentraatio lisääntyy muurahaishapon dissosiaatioprosessin tasapainoon vasemmalle eli ts. Dissosiaatioaste pienenee.

Ostvaldin laimennuksen laki - suhde, jossa ilmaistaan \u200b\u200bbinaarisen heikko elektrolyytin rakenteellisen liuoksen riippuvuus liuoksen konsentraatiosta:

Tässä on elektrolyyttien dissosiaation vakio, konsentraatio ja vastaavan sähkönjohtavuuden arvot pitoisuudessa ja vastaavasti infinite-laimennuksella. Suhde on seurausta nykyisten massojen ja tasa-arvon lain seurauksena

missä dissosiaatioaste on.

Ostelaldan laimennusta johtui V. Super vuonna 1888 ja se vahvistettiin myös kokeneella tavalla. Ostelin laimennuslain oikeellisuuden kokeellinen perustaminen oli erittäin tärkeää elektrolyyttisen dissosiaation teorian kannalta.

Elektrolyyttinen veden dissosiaatio. Vety PH-vesimerkki on heikko amfoteerinen elektrolyytti: H20H + + tai tarkemmin: 2N2O \u003d H3O + + veden dissosiaation dissosoituminen 25 ° C: ssa: Tällainen vakioarvo vastaa yhden sadan miljoonan dissosiaatiota Vesimolekyylit, joten vesipitoisuutta voidaan pitää vakiona ja yhtä suuri kuin 55,55 mol / l (veden tiheys 1000 g / l, massa 1 1 1000 g, veden määrä 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 Mol : 1 L \u003d 55, 55 mol / l). Sitten tämä arvo on pysyvä tiettyyn lämpötilaan (25 ° C), sitä kutsutaan veden kW: n ionituotteeksi: veden dissosiaatio on endoterminen prosessi, jolloin lämpötilan nousu nenän, dissosiaation periaatteen mukaisesti On parannettu, ioninen tuote kasvaa ja saavuttaa 100 ° C 10-13. Puhdas vedessä 25 ° C: ssa vetyionien pitoisuus ja hydroksyyli ovat yhtä kuin toisilleen: \u003d \u003d 10-7 mol / l liuosta, jossa vetyionien ja hydroksyylin konsentraatio yhtä kuin toisistaan \u200b\u200bkutsutaan neutraaleiksi. Jos happoa lisätään puhdasta vettä, vety-ionien konsentraatio kasvaa ja suurempi kuin 10-7 mol / l, väliaine muuttuu happamana, kun taas hydroksyyli-ioneiden konsentraatio muuttuu välittömästi niin, että veden ioninen tuote säästää Sen arvo 10-14. Sama tapahtuu, kun lisäät alkalia puhdasta vettä. Vety- ja hydroksyyli-ionien pitoisuudet liitetään yhteen ionisen tuotteen kautta, joten tietäen yhden ionien pitoisuus, on helppo laskea toisen pitoisuus. Esimerkiksi jos \u003d 10-3 mol / l, sitten \u003d kW / \u003d 10-14 / 10-3 \u003d 10-11 mol / l, tai, jos \u003d 10-2 mol / l, sitten \u003d kW / \u003d 10- 14 / 10-2 \u003d 10-12 mol / l. Siten vetyionien tai hydroksyylin konsentraatio voi toimia väliaineen happamuuden tai emäksisyyden kvantitatiivisena ominaisuutena. Käytännössä ne eivät käytä vetyionien tai hydroksyylin pitoisuuksia, mutta vety pH: ta tai hydroksyylirungon indikaattoreilla. Vety-indikaattorin pH on yhtä suuri kuin negatiivinen desimaalimerkin pitoisuus: pH \u003d - LG-hydroksyylironin indikaattori on yhtä suuri kuin hydroksyyli-ionikonsentraation negatiivinen desimaalilogaritmi: RON \u003d - LG on helppo näyttää, mikä on ioni- Vesi, joka pH + RON \u003d 14, jos väliaineen pH on 7 - väliaine on neutraali, jos alle 7 on happamaa ja pienempi pH, sitä korkeampi vety-ionien pitoisuus. PN on suurempi kuin 7 on emäksinen väliaine, suurempi pH, sitä suurempi hydroksyyli-ionien pitoisuus.