Бүх бодисыг электролит ба электролит бус гэж хувааж болно. Электролитуудад цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодис, уусмал эсвэл хайлмал (жишээлбэл, KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3 усан уусмал эсвэл хайлмал) орно. Электролит бус бодисууд нь хайлсан эсвэл ууссан (элсэн чихэр, спирт, ацетон гэх мэт) үед цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй.

Электролитийг хүчтэй ба сул гэж ангилдаг. Уусмал эсвэл хайлмал дахь хүчтэй электролитууд нь ион руу бүрэн задардаг. Химийн урвалын тэгшитгэлийг бичихдээ үүнийг нэг чиглэлд сумаар онцлон тэмдэглэнэ, жишээлбэл:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Хүчтэй электролитууд нь гетерополяр эсвэл ионы талст бүтэцтэй бодисуудыг агуулдаг (хүснэгт 1.1).

Хүснэгт 1.1 Хүчтэй электролитууд

Сул электролитууд нь зөвхөн хэсэгчлэн ионуудад задардаг. Хайлмал эсвэл эдгээр бодисын уусмал дахь ионуудын хамт дийлэнх нь салаагүй молекулууд байдаг. Сул электролитийн уусмалд диссоциацийн зэрэгцээ эсрэг үйл явц явагддаг - нэгдэл, өөрөөр хэлбэл ионуудыг молекул болгон нэгтгэх. Урвалын тэгшитгэлийг бичихдээ үүнийг хоёр эсрэг чиглэлтэй сумаар онцлон тэмдэглэв.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Сул электролитүүдэд гомеополяр хэлбэрийн болор тортой бодисууд орно (хүснэгт 1.2).

Хүснэгт 1.2 Сул электролит

Усан уусмал дахь сул электролитийн тэнцвэрийн төлөвийг электролитийн диссоциацийн зэрэг ба электролитийн диссоциацийн тогтмол үзүүлэлтээр тоон байдлаар тодорхойлно.

Электролитийн диссоциацийн зэрэг α нь ион болгон задарсан молекулуудын тоог ууссан электролитийн нийт молекулуудын тоонд харьцуулсан харьцаа юм.

Диссоциацийн зэрэг нь ууссан электролитийн нийт дүнгийн аль хэсэг нь ион болгон задарч, электролит ба уусгагчийн шинж чанар, уусмал дахь бодисын агууламжаас хамаардаг боловч хэмжээсгүй утгатай болохыг харуулж байна. хувиар илэрхийлнэ. Электролитийн уусмалыг хязгааргүй шингэрүүлснээр диссоциацийн зэрэг нь нэгдмэл байдалд ойртдог бөгөөд энэ нь ууссан бодисын молекулуудыг ион болгон бүрэн, 100% задлахтай тохирч байна. Сул электролитийн уусмалын хувьд α<<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.

Ерөнхийдөө буцах боломжтой химийн урвалыг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

а A + бБ Д г D + дЭ

Урвалын хурд нь урвалд орж буй хэсгүүдийн концентрацийн үржвэртэй шууд пропорциональ, тэдгээрийн стехиометрийн коэффициентүүд. Дараа нь шууд хариу үйлдэл үзүүлэхийн тулд

V 1 = к 1 [A] а[B] б,

болон санал хүсэлтийн хурд

V 2 = к 2 [D] г[E] д.

Хэзээ нэгэн цагт урагшлах болон урвуу урвалын хурд тэнцүү болно, өөрөөр хэлбэл.

Энэ төлөвийг химийн тэнцвэр гэж нэрлэдэг. Эндээс

к 1 [A] а[B] б=к 2 [D] г[E] д

Нэг талаас тогтмол хэмжигдэхүүн, нөгөө талаас хувьсагчдыг бүлэглэвэл бид дараахь зүйлийг авна.

Тиймээс тэнцвэрт байдалд байгаа химийн урвалын урвуу урвалын хувьд урвалын бүтээгдэхүүний тэнцвэрийн концентрацийн үржвэр нь тэдгээрийн стехиометрийн коэффициентүүдээр илэрхийлэгдсэн анхны бодисуудын хувьд ижил бүтээгдэхүүнд хамаарах бүтээгдэхүүн нь өгөгдсөн температур, даралт дахь тогтмол утга юм. . Химийн тэнцвэрийн тогтмолын тоон утга TOурвалд орох бодисын концентрацаас хамаардаггүй. Жишээлбэл, массын үйл ажиллагааны хуулийн дагуу азотын хүчлийн диссоциацийн тэнцвэрийн тогтмолыг дараах байдлаар бичиж болно.

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

.

Үнэ цэнэ aхүчил, энэ тохиолдолд азотын диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэдэг.

Сул суурийн диссоциацийн тогтмолыг үүнтэй адил илэрхийлнэ. Жишээлбэл, аммиакийн диссоциацийн урвалын хувьд:

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

.

Үнэ цэнэ К бсуурийн диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэдэг ба энэ тохиолдолд аммиак. Электролитийн диссоциацийн тогтмол нь өндөр байх тусам электролитийн диссоциаци хүчтэй болж, тэнцвэрт байдалд байгаа уусмал дахь ионуудын концентраци өндөр болно. Сул электролитийн диссоциацийн зэрэг ба диссоциацийн тогтмол хоорондын хамаарал байдаг.

Энэ нь Оствальд шингэрүүлэх хуулийн математик илэрхийлэл юм: сул электролитийг шингэлэх үед түүний диссоциацийн зэрэг нэмэгддэг. TO≤1 ∙ 10 -4 ба ХАМТ≥0.1 моль / л хялбаршуулсан илэрхийлэл ашиглана:

TO= α 2 ∙ХАМТэсвэл α

Жишээ 1... 0.1 М аммонийн гидроксидын уусмал дахь ион ба [NH 4+]-ийн диссоциацийн зэрэг ба концентрацийг тооцоол. TO NH 4 OH = 1.76 ∙ 10 -5

Өгөгдсөн: NH 4 OH

TO NH 4 OH = 1.76 ∙ 10 -5

Шийдэл:

Электролит нь нэлээд сул учраас ( K NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

эсвэл 1.33%

Хоёртын электролитийн уусмал дахь ионы концентраци нь C∙ α, учир нь хоёртын электролит нь нэг катион ба нэг анион үүсэх замаар ионждог тул = [NH 4 +] = 0.1 ∙ 1.33 ∙ 10 -2 = 1.33 ∙ 10 -3 (моль / л).

Хариулт:α = 1.33%; = [NH 4 +] = 1.33 ∙ 10 -3 моль / л.

Хүчтэй электролитийн онол

Уусмал болон хайлмал дахь хүчтэй электролитууд ион руу бүрэн задардаг. Гэсэн хэдий ч хүчтэй электролитийн уусмалын цахилгаан дамжуулалтын туршилтын судалгаагаар түүний утгыг 100% диссоциацийн үед байх ёстой цахилгаан дамжуулалттай харьцуулахад бага зэрэг дутуу үнэлдэг болохыг харуулж байна. Энэ зөрүүг Дебай, Гүккел нарын дэвшүүлсэн хүчтэй электролитийн онолоор тайлбарлав. Энэ онолын дагуу хүчтэй электролитийн уусмалд ионуудын хооронд электростатик харилцан үйлчлэл байдаг. Ион бүрийн эргэн тойронд цэнэгийн эсрэг тэмдэгтэй ионуудаас "ионы уур амьсгал" үүсдэг бөгөөд энэ нь шууд цахилгаан гүйдэл дамжуулах үед уусмал дахь ионуудын хөдөлгөөнийг удаашруулдаг. Төвлөрсөн уусмал дахь ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлээс гадна ионуудын холбоог харгалзан үзэх шаардлагатай. Ион хоорондын хүчний нөлөөлөл нь молекулуудын бүрэн бус диссоциацийн үр нөлөөг бий болгодог, i.e. диссоциацийн илэрхий зэрэг. Туршилтаар тодорхойлсон α-ийн утга нь жинхэнэ α-аас үргэлж бага зэрэг бага байдаг. Жишээлбэл, Na 2 SO 4-ийн 0.1 М уусмалд туршилтын утга нь α = 45% байна. Хүчтэй электролитийн уусмал дахь электростатик хүчин зүйлийг харгалзан үзэхийн тулд үйл ажиллагааны тухай ойлголтыг ашигладаг (a).Ионы идэвхийг үр дүнтэй буюу илэрхий концентраци гэж нэрлэдэг бөгөөд үүний дагуу ион нь уусмалд үйлчилдэг. Идэвх ба жинхэнэ төвлөрөл нь дараахь илэрхийллээр холбогддог.

хаана f -ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн улмаас системийн идеалаас хазайх түвшинг тодорхойлдог үйл ажиллагааны коэффициент.

Ионы үйл ажиллагааны коэффициент нь уусмалын ионы хүч гэж нэрлэгддэг μ-ийн утгаас хамаарна. Уусмалын ионы хүч нь уусмалд агуулагдах бүх ионуудын электростатик харилцан үйлчлэлийн хэмжүүр бөгөөд концентрацийн бүтээгдэхүүний нийлбэрийн хагастай тэнцүү байна. (хамт)уусмалд агуулагдах ион тус бүрийн цэнэгийн дугаарын квадрат тутамд (z):

.

Шингэрүүлсэн уусмалд (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 = cүйл ажиллагааны коэффициент нь 1. Энэ нь цахилгаан статик харилцан үйлчлэл бараг байхгүй гэсэн үг юм. Маш их төвлөрсөн уусмалд (μ> 1М) ионы үйл ажиллагааны коэффициент нь нэгдмэл байдлаас их байж болно. Уусмалын үйл ажиллагааны коэффициент ба ионы хүч хоорондын хамаарлыг дараах томъёогоор илэрхийлнэ.

цагт µ <10 -2

10 -2 ≤ үед µ ≤ 10 -1

+ 0,1z 2 μ 0.1-д<µ <1

Үйлдлээр илэрхийлэгдэх тэнцвэрийн тогтмолыг термодинамик гэж нэрлэдэг. Жишээлбэл, урвалын хувьд

а A + бБ г D + дЭ

Термодинамик тогтмол нь дараах хэлбэртэй байна.

Энэ нь температур, даралт, уусгагчийн шинж чанараас хамаарна.

Бөөмийн үйл ажиллагаанаас хойш, дараа нь

хаана TOС - тэнцвэрийн концентрацийн тогтмол.

Утга TOС нь зөвхөн температур, уусгагчийн шинж чанар, даралтаас гадна ионы хүчээс хамаарна м... Термодинамикийн тогтмолууд нь хамгийн бага хүчин зүйлээс хамаардаг тул тэдгээр нь тэнцвэрийн хамгийн үндсэн шинж чанар юм. Тиймээс энэ нь лавлах номонд өгөгдсөн термодинамик тогтмолууд юм. Зарим сул электролитийн термодинамикийн тогтмолуудын утгыг энэхүү гарын авлагын хавсралтад өгсөн болно. = 0.024 моль / л.

Ионы цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр ионы үйл ажиллагааны коэффициент ба идэвхжил буурдаг.

Өөрийгөө хянах асуултууд:

1. Хамгийн тохиромжтой систем гэж юу вэ? Бодит тогтолцоо идеалаас гажсан гол шалтгаан юу вэ?
2. Электролитийн диссоциацийн зэрэг гэж юу вэ?
3. Хүчтэй ба сул электролитийн жишээг өг.
4. Сул электролитийн диссоциацийн тогтмол ба диссоциацийн зэрэг хооронд ямар хамааралтай вэ? Үүнийг математикийн аргаар илэрхийл.
5. Үйл ажиллагаа гэж юу вэ? Ионы идэвхжил ба түүний жинхэнэ концентраци хэрхэн хамааралтай вэ?
6. Үйл ажиллагааны түвшин гэж юу вэ?
7. Ионы цэнэг үйл ажиллагааны коэффициентийн утгад хэрхэн нөлөөлдөг вэ?
8. Уусмалын ионы хүч, түүний математик илэрхийлэл гэж юу вэ?
9. Уусмалын ионы хүчнээс хамааран бие даасан ионуудын идэвхижүүлэлтийн коэффициентийг тооцоолох томъёог бичнэ үү.
10. Массын үйл ажиллагааны хуулийг томъёолж, математикийн аргаар илэрхийл.
11. Термодинамикийн тэнцвэрийн тогтмол гэж юу вэ? Түүний үнэ цэнэд ямар хүчин зүйл нөлөөлдөг вэ?
12. Концентрацийн тэнцвэрийн тогтмол гэж юу вэ? Түүний үнэ цэнэд ямар хүчин зүйл нөлөөлдөг вэ?
13. Термодинамик ба концентрацийн тэнцвэрийн тогтмолууд хэрхэн хамааралтай вэ?
14. Үйл ажиллагааны коэффициентийн утгууд ямар хязгаарт өөрчлөгдөж болох вэ?
15. Хүчтэй электролитийн онолын үндсэн заалтууд юу вэ?

Электролитийн диссоциацийн онол 1887 онд Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус санал болгосон.

Электролитийн диссоциаци- Энэ нь уусмал дахь эерэг цэнэгтэй (катион) ба сөрөг цэнэгтэй (анион) ион үүсэх замаар электролитийн молекулуудын задрал юм.

Жишээлбэл, цууны хүчил усан уусмалд дараах байдлаар хуваагдана.

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO -.

Диссоциаци гэдэг нь буцах боломжтой процессуудыг хэлдэг. Гэхдээ янз бүрийн электролитүүд өөр өөр аргаар салдаг. Зэрэг нь электролитийн шинж чанар, түүний концентраци, уусгагчийн шинж чанар, гадаад нөхцөл (температур, даралт) зэргээс хамаарна.

Диссоциацийн зэрэг α -Ион болгон задарсан молекулуудын тоог нийт молекулуудын тоонд харьцуулсан харьцаа:

α = v´ (x) / v (x).

Зэрэг нь 0-ээс 1 хооронд хэлбэлзэж болно (засаагүй байхаас бүрэн дуусгах хүртэл). Үүнийг хувиар илэрхийлнэ. Туршилтаар тодорхойлсон. Электролит задрахад уусмал дахь хэсгүүдийн тоо нэмэгддэг. Диссоциацийн зэрэг нь электролитийн хүчийг илтгэнэ.

Ялгах хүчтэйболон сул электролит.

Хүчтэй электролитууд- эдгээр нь диссоциацийн зэрэг нь 30% -иас давсан электролитууд юм.

Дунд зэргийн чадалтай электролит- эдгээр нь диссоциацийн зэрэг нь 3% -иас 30% хооронд хуваагддаг.

Сул электролит- 0.1 М усан уусмал дахь диссоциацийн зэрэг нь 3% -иас бага байна.

Сул ба хүчтэй электролитийн жишээ.

Шингэрүүлсэн уусмал дахь хүчтэй электролитууд нь ион болгон бүрэн задардаг, өөрөөр хэлбэл. α = 1. Гэвч туршилтаас харахад диссоциац нь 1-тэй тэнцүү байж болохгүй, энэ нь ойролцоо утгатай боловч 1-тэй тэнцүү биш юм. Энэ бол жинхэнэ диссоциаци биш, илэрхий юм.

Жишээ нь, зарим холболттой байг α = 0.7. Тэдгээр. Аррениусын онолын дагуу салаагүй молекулуудын 30% нь уусмалд "хөвдөг". Мөн 70% нь чөлөөт ион үүсгэдэг. Мөн электростатик онол нь энэ үзэл баримтлалд өөр тодорхойлолт өгдөг: хэрэв α = 0.7 бол бүх молекулууд ионуудад хуваагддаг боловч ионууд нь зөвхөн 70% чөлөөтэй, үлдсэн 30% нь электростатик харилцан үйлчлэлээр холбогддог.

Илэрхий диссоциацийн зэрэг.

Диссоциацийн зэрэг нь зөвхөн уусгагч ба ууссан бодисын шинж чанараас гадна уусмалын концентраци ба температураас хамаарна.

Диссоциацийн тэгшитгэлийг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

AK ⇄ A- + K +.

Мөн диссоциацийн зэргийг дараах байдлаар илэрхийлж болно.

Уусмалын концентраци нэмэгдэх тусам электролитийн диссоциацийн зэрэг буурдаг. Тэдгээр. тодорхой электролитийн градусын утга тогтмол биш байна.

Диссоциаци нь урвуу процесс учраас урвалын хурдны тэгшитгэлийг дараах байдлаар бичиж болно.

Хэрэв диссоциаци тэнцвэрт байдалд байвал хувь хэмжээ нь тэнцүү бөгөөд үр дүнд нь бид олж авна тэнцвэрийн тогтмол(диссоциацийн тогтмол):

K нь уусгагчийн шинж чанар ба температураас хамаардаг боловч уусмалын концентрацаас хамаардаггүй. Диссоциагүй молекул их байх тусам электролитийн диссоциацийн тогтмолын утга бага болохыг тэгшитгэлээс харж болно.

Олон суурьт хүчилалхам алхмаар салгах ба алхам бүр нь диссоциацийн тогтмолын өөрийн гэсэн утгатай байна.

Хэрэв олон суурьт хүчил задрах юм бол эхний протон хамгийн амархан хуваагддаг бөгөөд анионы цэнэг нэмэгдэх тусам таталцал нэмэгдэж, улмаар протоныг салгахад илүү хэцүү байдаг. Жишээлбэл,

Үе шат бүрт фосфорын хүчлийн диссоциацийн тогтмолууд маш өөр байх ёстой.

I - үе шат:

II - үе шат:

III - үе шат:

Эхний шатанд ортофосфорын хүчил нь дунд зэргийн хүч чадалтай хүчил, хоёр дахь нь сул, гурав дахь нь маш сул байдаг.

Зарим электролитийн уусмалуудын тэнцвэрийн тогтмолуудын жишээ.

Жишээ авч үзье:

Хэрэв мөнгөний ион агуулсан уусмалд металл зэс нэмбэл тэнцвэрт байдалд байх үед зэсийн ионы концентраци нь мөнгөний агууламжаас их байх ёстой.

Гэхдээ тогтмол нь бага утгатай:

AgCl⇄Ag + + Cl -.

Энэ нь тэнцвэрт байдалд хүрэх үед маш бага хэмжээний мөнгөн хлорид ууссан болохыг харуулж байна.

Металл зэс, мөнгөний концентрацийг тэнцвэрийн тогтмол байдалд оруулна.

Усны ионы бүтээгдэхүүн.

Дараах хүснэгтэд өгөгдлийг агуулна.

Энэ тогтмол гэж нэрлэдэг усны ионы бүтээгдэхүүн, энэ нь зөвхөн температураас хамаарна. Диссоциацийн дагуу 1 H + ион тутамд нэг гидроксидын ион байна. Цэвэр усанд эдгээр ионуудын концентраци ижил байна: [ Х + ] = [Өө - ].

Тиймээс, [ Х + ] = [Өө-] = = 10-7 моль / л.

Хэрэв та усанд гадны бодис, жишээлбэл, давсны хүчил нэмбэл устөрөгчийн ионы концентраци нэмэгдэх боловч усны ионы бүтээгдэхүүн нь концентрацаас хамаардаггүй.

Хэрэв та шүлт нэмбэл ионы концентраци нэмэгдэж, устөрөгчийн хэмжээ буурах болно.

Төвлөрөл ба харилцан хамааралтай: нэг утга их байх тусам нөгөө нь бага.

Уусмалын хүчиллэг байдал (рН).

Уусмалын хүчиллэгийг ихэвчлэн ионы концентрациар илэрхийлдэг H +.Хүчиллэг орчинд NS<10 -7 моль/л, в нейтральных - NS= 10 -7 моль / л, шүлтлэг - Н.С> 10 -7 моль / л.
Уусмалын хүчиллэгийг устөрөгчийн ионуудын концентрацийн сөрөг логарифмээр илэрхийлдэг бөгөөд үүнийг нэрлэдэг. NS.

рН = -lg[ Х + ].

Тогтмол ба диссоциацийн зэрэг хоорондын хамаарал.

Цууны хүчлийн диссоциацийн жишээг авч үзье.

Тогтмолыг олъё:

Молийн концентраци C = 1 /В, үүнийг тэгшитгэлд орлуулаад дараахийг авна уу:

Эдгээр тэгшитгэлүүд нь үржлийн хууль V. Ostwald, үүний дагуу электролитийн диссоциацийн тогтмол нь уусмалын шингэрүүлэлтээс хамаардаггүй.

Электролитийн диссоциаци нь диссоциацийн хэмжээгээр тодорхойлогддог. Диссоциацийн зэрэг a–энэ нь N diss ионуудад задарсан молекулуудын тооны харьцаа юм.,ууссан электролитийн молекулуудын нийт тоонд N :

а =

а- ион болгон задарсан электролитийн молекулуудын эзлэх хувь.

Электролитийн диссоциацийн зэрэг нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг: электролитийн шинж чанар, уусгагчийн шинж чанар, уусмалын концентраци, температур.

Салгах чадварын дагуу электролитийг хүчтэй ба сул гэж хуваадаг. Уусмалд зөвхөн ион хэлбэрээр байдаг электролитийг ихэвчлэн нэрлэдэг хүчтэй ... Ууссан төлөвт нэг хэсэг нь молекул, нөгөө хэсэг нь ион хэлбэртэй байдаг электролитийг гэнэ. сул .

Хүчтэй электролитуудад бараг бүх давс, зарим хүчил орно: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын гидроксид (Хавсралт, Хүснэгт 6-г үз).

Хүчтэй электролитийн диссоциацийн үйл явц эцэс хүртэл явагдана.

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

диссоциацийн тэгшитгэлд тэнцүү тэмдгүүдийг тавьдаг.

Хүчтэй электролитийн хувьд "диссоциацийн зэрэг" гэсэн ойлголт нь нөхцөлт юм. " Илэрхий "диссоциацийн зэрэг (aтус бүр) үнэнээс доогуур байна (Хавсралт, Хүснэгт 6-г үзнэ үү). Уусмал дахь хүчтэй электролитийн концентраци нэмэгдэх тусам эсрэг цэнэгтэй ионуудын харилцан үйлчлэл нэмэгддэг. Бие биендээ хангалттай ойр байх үед тэд хамтрагч болдог. Тэдгээрийн ионууд нь ион бүрийг хүрээлж буй туйлын усны молекулуудын давхаргаар тусгаарлагдсан байдаг. Энэ нь уусмалын цахилгаан дамжуулах чанар буурахад нөлөөлдөг, i.e. бүрэн бус диссоциацийн нөлөө бий болно.

Энэ нөлөөг харгалзан үзэхийн тулд уусмалын концентраци ихсэх тусам буурдаг үйл ажиллагааны g коэффициентийг нэвтрүүлсэн бөгөөд энэ нь 0-ээс 1 хүртэл хэлбэлздэг. Хүчтэй электролитийн уусмалын шинж чанарыг тоон байдлаар тодорхойлохын тулд хэмжигдэхүүн гэж нэрлэдэг. үйл ажиллагаа (а).

Ионы идэвхжил нь түүний үр дүнтэй концентрацийг ойлгодог бөгөөд үүний дагуу химийн урвалд ордог.

Ионы идэвхжил ( а) түүний молийн концентрацтай тэнцүү ( ХАМТ) үйл ажиллагааны коэффициентоор үржүүлсэн (g):

а = g ХАМТ.

Төвлөрөлийн оронд үйл ажиллагааг ашиглах нь шийдэлд хамгийн тохиромжтой шийдэлд зориулагдсан хууль тогтоомжийг хэрэгжүүлэх боломжийг олгодог.

Сул электролитэд зарим эрдэс (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) болон ихэнх органик хүчил (CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 гэх мэт) орно. аммонийн гидроксид NH 4 OH ба усанд муу уусдаг бүх суурь, органик аминууд.

Сул электролитийн диссоциаци нь буцаах боломжтой. Сул электролитийн уусмалд ион ба салаагүй молекулуудын хооронд тэнцвэр тогтдог. Диссоциацийн харгалзах тэгшитгэлд урвуу шинж тэмдгийн («) тэмдэг тавина. Жишээлбэл, сул цууны хүчлийн диссоциацийн тэгшитгэлийг дараах байдлаар бичнэ.

CH 3 COOH “CH 3 COO - + H +.

Сул хоёртын электролитийн уусмалд ( CA) диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэгддэг тэнцвэрийн тогтмолоор тодорхойлогддог дараах тэнцвэрт байдал бий болно. TOг:

SC "K + + A -,

.

Хэрэв 1 литр уусмалд ууссан бол ХАМТэлектролитийн моль CAмөн диссоциацийн зэрэг нь а, энэ нь салсан гэсэн үг aCмоль электролит ба ион бүрийг үүсгэсэн aCмэнгэ. Салаагүй төлөвт ( ХАМТ – aC) мэнгэ CA.

SC "K + + A -.

С - aС aС aС

Дараа нь диссоциацийн тогтмол нь дараахтай тэнцүү болно.

(6.1)

Диссоциацийн тогтмол нь концентрацаас хамаардаггүй тул үүссэн харьцаа нь сул хоёртын электролитийн диссоциацийн зэрэг нь түүний концентрацаас хамаарах хамаарлыг илэрхийлдэг. Томъёо (6.1) нь уусмал дахь сул электролитийн концентраци буурах нь түүний диссоциацийн зэрэг нэмэгдэхэд хүргэдэг болохыг харуулж байна. (6.1) тэгшитгэлийг илэрхийлнэ Оствальд шингэрүүлэлтийн хууль .

Маш сул электролитийн хувьд (хамт а<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

TOг а 2 С, эсвэл а"(6.2)

Электролит бүрийн диссоциацийн тогтмол нь өгөгдсөн температурт тогтмол байдаг бөгөөд энэ нь уусмалын концентрацаас хамаардаггүй бөгөөд электролитийг ион болгон задлах чадварыг тодорхойлдог. K d их байх тусам электролит нь ион болгон задрах болно. Сул электролитийн диссоциацийн тогтмолуудыг хүснэгтэд нэгтгэн үзүүлэв (Хавсралт, Хүснэгт 3-ыг үзнэ үү).

Эдгээр электролитууд нь 1-тэй ойролцоо байна.

Хүчтэй электролит нь олон тооны органик бус давс, зарим органик бус хүчил, усан уусмал дахь суурь, түүнчлэн өндөр задрах чадвартай уусгагч (архи, амид гэх мэт) орно.

Викимедиа сан. 2010 он.

Бусад толь бичгүүдээс "Хүчтэй электролит" гэж юу болохыг харна уу.

хүчтэй электролитууд- - усан уусмалд бараг бүрэн задардаг электролитууд. Ерөнхий хими: сурах бичиг / A. V. Жолнин ... Химийн нэр томъёо

Ионы дамжуулалттай бодисууд; тэдгээрийг хоёр дахь төрлийн дамжуулагч гэж нэрлэдэг бөгөөд тэдгээрийн дундуур гүйдэл дамжих нь материйн дамжуулалт дагалддаг. Электролит нь хайлсан давс, исэл эсвэл гидроксид, түүнчлэн (энэ нь ихээхэн тохиолддог ... ...) орно. Коллиерийн нэвтэрхий толь бичиг

Электролит- электролитийн диссоциацийн үр дүнд шууд цахилгаан гүйдэл дамжуулахад хүргэдэг аливаа мэдэгдэхүйц концентрацид ионууд үүсдэг шингэн эсвэл хатуу бодисууд. Уусмал дахь электролитууд ...... Металлургийн нэвтэрхий толь бичиг

Электролит гэдэг нь хайлмал эсвэл уусмал нь ион болгон задрахаас болж цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисын химийн нэр томъёо юм. Электролитийн жишээнд хүчил, давс, суурь орно. Электролит нь хоёр дахь төрлийн дамжуулагч, ... ... Википедиа

Өргөн утгаараа шингэн эсвэл хатуу шингэн ба системд ионууд нь мэдэгдэхүйц концентрацитай байдаг тул цахилгаан гүйдэл дамжин өнгөрөхөд хүргэдэг. гүйдэл (ионы дамжуулалт); явцуу утгаараа va-д, p re-ээр ион болж задрах. Уусгах E....... Физик нэвтэрхий толь бичиг

Va, in to rykh-д мэдэгдэхүйц концентрацид цахилгаан дамжуулалтыг үүсгэдэг ионууд байдаг. гүйдэл (ионы дамжуулалт). Э. бас дуудсан. хоёр дахь төрлийн дамжуулагчид. Үгийн явцуу утгаараа E. in va, молекулууд электролитийн ... ... улмаас p re байна. Химийн нэвтэрхий толь бичиг

- (Electro ... ба Грек хэлнээс lytos, задардаг, уусдаг) цахилгаан гүйдэл дамжуулахад хүргэдэг ионууд нь мэдэгдэхүйц концентрацитай шингэн эсвэл хатуу бодис ба системүүд. Нарийн утгаараа Е....... Зөвлөлтийн агуу нэвтэрхий толь бичиг

Энэ нэр томьёо өөр утгатай, Диссоциацийг үзнэ үү. Электролитийн диссоциаци нь электролитийг татан буулгах эсвэл хайлуулах явцад ион болгон задлах үйл явц юм. Агуулга 1 Уусмал дахь диссоциаци 2 ... Википедиа

Хайлмал эсвэл уусмал нь ионуудад задрахаас болж цахилгаан гүйдэл дамжуулдаг бодисыг электролит гэж нэрлэдэг боловч бодис нь өөрөө цахилгаан гүйдэл дамжуулдаггүй. Электролитийн жишээ бол хүчил, давс, суурийн уусмал юм ... ... Википедиа

ЭЛЕКТРОЛИТИЙН диссоциаци- ЭЛЕКТРОЛИТИЙН ДИССОЦИАЦ, уусмал дахь электролитийг цахилгаан цэнэгтэй ион болгон задлах. Коэф. Вант Хоффа. Вант Ной уусмалын осмосын даралт нь ууссан бодис үүсгэх даралттай тэнцүү болохыг харуулсан ... ... Их анагаах ухааны нэвтэрхий толь бичиг

Номууд

• Ферми-Паста-Уламын буцах үзэгдэл ба түүний зарим хэрэглээ. Төрөл бүрийн шугаман бус орчинд Ферми-Паста-Уламын өгөөжийг судлах, анагаах ухаанд зориулсан FPU спектр генераторыг боловсруулах, Березин Андрей. Энэхүү номыг таны захиалгын дагуу Print-on-Demand технологийг ашиглан хэвлэх болно. Ажлын гол үр дүн нь дараах байдалтай байна. Кортевегийн хосолсон тэгшитгэлийн системийн хүрээнд ...

Хүчтэй ба сул электролитууд

Усан уусмал дахь хүчил, суурь, давс нь салж, ион болгон задалдаг. Энэ үйл явц нь эргэлт буцалтгүй эсвэл эргэлт буцалтгүй байж болно.

Уусмал дахь эргэлт буцалтгүй диссоциацийн үед бүх бодис эсвэл бараг бүх бодис ион болж задардаг. Энэ нь хүчтэй электролитийн хувьд ердийн зүйл юм (Зураг 10.1, a, хуудас 56). Хүчтэй электролитуудад зарим хүчил, усанд уусдаг бүх давс, суурь (шүлтлэг ба шүлтлэг газрын элементийн гидроксид) орно (Схем 5, х. 56).

Цагаан будаа. 10.1. Эхний электролитийн ижил хэмжээтэй уусмал дахь ионы тоог харьцуулах: a - хлоридын хүчил (хүчтэй электролит); б - азотын хүчил

(сул электролит)

Схем 5. Хүчээр электролитийн ангилал

Урвуу диссоциацийн үед хоёр эсрэг тэсрэг процесс явагдана: бодисыг ион болгон задлах (диссоциаци) зэрэг нь ионуудыг бодисын молекул болгон нэгтгэх урвуу үйл явц (холбоо) үүсдэг. Үүний улмаас уусмал дахь бодисын нэг хэсэг нь ион хэлбэрээр, нэг хэсэг нь молекул хэлбэрээр байдаг (Зураг 10.1, б). Электролит,

Усанд ууссан үед зөвхөн хэсэгчлэн ион болж задардаг тэдгээрийг сул электролит гэж нэрлэдэг. Үүнд ус, олон хүчил, түүнчлэн уусдаггүй гидроксид, давс орно (Схем 5).

Сул электролитийн диссоциацийн тэгшитгэлд ердийн сумны оронд хоёр толгойтой сум (буцах шинж тэмдэг) бичнэ.

Электролитийн хүчийг диссоциацийн үед эвдэрсэн химийн бондын туйлшралаар тайлбарлаж болно. Бонд нь илүү туйлтай байх тусам усны молекулуудын нөлөөн дор ион болж хувирах нь илүү хялбар байдаг тул электролит нь илүү хүчтэй болдог. Давс ба гидроксидын хувьд бондын туйлшрал хамгийн их байдаг, учир нь металлын элементүүдийн ионууд, хүчиллэг үлдэгдэл ба гидроксидын ионуудын хооронд ионы холбоо байдаг тул бүх уусдаг давс, суурь нь хүчтэй электролит юм. Хүчилтөрөгч агуулсан хүчилд диссоциаци нь O-H холбоог тасалдаг бөгөөд туйлшрал нь хүчлийн үлдэгдлийн чанарын болон тоон найрлагаас хамаардаг. Ердийн хүчиллэг томъёог E (OH) m O n гэж бичсэн бол ихэнх хүчилтөрөгч агуулсан хүчлүүдийн хүчийг тодорхойлж болно. Хэрэв энэ томьёо нь n< 2 — кислота слабая, если n >2 - хүчтэй.

Хүчлийн үлдэгдлийн найрлагаас хүчлүүдийн бат бэхийн хамаарал

Диссоциацийн зэрэг

Электролитийн хүч нь электролитийн диссоциацийн зэрэглэлээр тодорхойлогддог a бөгөөд энэ нь уусмал дахь ион болон задарсан бодисын молекулуудын эзлэх хувийг харуулдаг.

Диссоциацийн зэрэг нь N молекулын тоо эсвэл ион болгон задарсан n бодисын хэмжээ, нийт молекулын N 0 буюу ууссан бодисын хэмжээ n 0 харьцаатай тэнцүү байна.

Диссоциацийн зэргийг зөвхөн нэгжийн бутархайгаар бус, мөн хувиар илэрхийлж болно.

a-ийн утга 0-ээс (диссоциацгүй) 1 эсвэл 100% (бүрэн диссоциаци) хооронд хэлбэлзэж болно. Электролит сайн задрах тусам диссоциацийн зэрэг нь их байх болно.

Электролитийн диссоциацийн түвшний утгын дагуу электролитийг ихэвчлэн хоёр биш, харин хүчтэй, сул, дунд хүч чадалтай электролит гэж гурван бүлэгт хуваадаг. Хүчтэй электролитууд нь диссоциацийн зэрэг нь 30% -иас их, сул электролитууд нь 3% -иас бага байдаг. 3% -иас 30% хүртэл завсрын утгатай электролитийг дунд зэргийн хүч чадалтай электролит гэж нэрлэдэг. Энэ ангиллын дагуу хүчлүүдийг HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 болон бусад гэж үздэг. Сүүлийн хоёр хүчил нь диссоциацийн эхний шатанд л дунд зэргийн хүч чадалтай электролит байдаг бол бусад нь сул электролит юм.

Диссоциацийн зэрэг нь хувьсах хэмжигдэхүүн юм. Энэ нь зөвхөн электролитийн шинж чанараас гадна уусмал дахь концентрацаас хамаарна. Энэ харилцааг Вильгельм Оствальд анх тодорхойлж, судалжээ. Өнөөдөр үүнийг Оствальд шингэлэх хууль гэж нэрлэдэг: уусмалыг усаар шингэлэх, түүнчлэн температур нэмэгдэхэд диссоциацийн зэрэг нэмэгддэг.

Диссоциацийн зэргийг тооцоолох

Жишээ. Нэг литр усанд 5 моль фтор устөрөгч ууссан. Үүссэн уусмал нь 0.06 моль устөрөгчийн ион агуулдаг. Фторын хүчлийн диссоциацийн зэргийг (хувиар) тодорхойлно.

Фторын хүчлийн диссоциацийн тэгшитгэлийг бичье.

Нэг хүчлийн молекулаас салгахад нэг устөрөгчийн ион үүсдэг. Хэрэв уусмалд 0,06 моль H + ион байгаа бол энэ нь 0,06 моль фтор устөрөгчийн молекулыг задалсан гэсэн үг юм. Тиймээс диссоциацийн зэрэг нь:

Германы нэрт физикч, химич, 1909 оны химийн салбарын Нобелийн шагналт. Рига хотод төрж, Дорпатын их сургуульд суралцаж, тэндээ багшилж, судалгаа хийж эхэлсэн. 35 настайдаа тэрээр Лейпциг рүү нүүж, Физик-химийн хүрээлэнг удирдаж байжээ. Тэрээр химийн тэнцвэрийн хууль, уусмалын шинж чанарыг судалж, шингэрүүлэх хуулийг нээж, түүний нэрээр нэрлэж, хүчил шүлтийн катализын онолын үндсийг боловсруулж, химийн түүхэнд багагүй цаг зарцуулсан. Тэрээр дэлхийн анхны физик химийн тэнхим болон анхны физик, химийн сэтгүүлийг үүсгэн байгуулжээ. Хувийн амьдралдаа тэрээр хачирхалтай зуршилтай байсан: үс засахдаа дургүйцэж, нарийн бичгийн даргатайгаа зөвхөн дугуйны хонхны тусламжтайгаар харилцдаг байв.

Гол санаа

Сул электролитийн диссоциаци нь урвуу процесс бөгөөд хүчтэй нь -

эргэлт буцалтгүй.

Хяналтын асуултууд

116. Хүчтэй ба сул электролитийн тодорхойлолтыг өг.

117. Хүчтэй ба сул электролитийн жишээг өг.

118. Электролитийн хүчийг тоон үзүүлэлтээр тодорхойлоход ямар утгыг ашигладаг вэ? Энэ нь бүх шийдэлд тогтмол байдаг уу? Электролитийн диссоциацийн түвшинг хэрхэн нэмэгдүүлэх вэ?

Материалыг эзэмших даалгавар

119. Давс, хүчил, суурийн нэг жишээг өг: a) хүчтэй электролит; б) сул электролит.

120. Бодисын жишээг бичнэ үү: a) эхний шатанд дунд зэргийн бат бэх электролит болох хоёр суурьт хүчил, хоёрдугаар шатанд сул электролит; б) хоёр үе шатанд сул электролит болох хоёр үндсэн хүчил.

121. Зарим хүчилд эхний үе шатанд диссоциацийн зэрэг 100%, хоёрдугаарт - 15% байна. Энэ нь ямар хүчил байж болох вэ?

122. Хүхэрт устөрөгчийн уусмалд H 2 S молекулууд, H + ионууд, S 2- ионууд эсвэл HS - ионууд ямар хэсгүүд илүү байдаг вэ?

123. Дээрх бодисуудын жагсаалтаас томъёог тусад нь бичнэ үү: a) хүчтэй электролит; б) сул электролит.

NaCl, HCl, NaOH, NaNO 3, HNO 3, HNO 2, H 2 SO 4, Ba (OH) 2, H 2 S, K 2 S, Pb (NO 3) 2.

124. Стронцийн нитрат, мөнгөн ус (11) хлорид, кальцийн карбонат, кальцийн гидроксид, сульфидын хүчлийн диссоциацийн тэгшитгэлийг хий. Диссоциацийг хэзээ буцаах боломжтой вэ?

125. Натрийн сульфатын усан уусмалд 0.3 моль ион агуулагддаг. Ийм уусмал бэлтгэхийн тулд энэ давсны ямар массыг ашигласан бэ?

126. 1 литр эзэлхүүнтэй фтор устөрөгчийн уусмалд энэ хүчил 2 г агуулагдах ба устөрөгчийн ионы бодисын хэмжээ 0,008 моль байна. Энэ уусмал дахь фтор-ион бодисын хэмжээ хэд вэ?

127. Гурван туршилтын хоолойд хлорид, фтор, сульфидын хүчлүүдийн ижил хэмжээний уусмал байна. Бүх туршилтын хоолойд хүчиллэг бодисын хэмжээ тэнцүү байна. Гэхдээ эхний туршилтын хоолойд устөрөгчийн ионы бодисын хэмжээ 3 байна. 10 -7 моль, хоёр дахь нь - 8. 10 -5 моль, гурав дахь нь - 0.001 моль. Аль хоолойд хүчил бүр агуулагддаг вэ?

128. Эхний туршилтын хоолойд диссоциацийн зэрэг нь 89% электролитийн уусмал, хоёр дахь нь 8% o диссоциацийн зэрэгтэй электролит, гурав дахь нь 0,2% o байна. Эдгээр хоолойд агуулагдаж болох өөр өөр ангиллын нэгдлүүдийн электролитийн хоёр жишээг өг.

129 *. Нэмэлт эх сурвалжаас электролитийн хүч нь бодисын шинж чанараас хамаарах тухай мэдээллийг олж болно. Бодисын бүтэц, тэдгээрийг үүсгэдэг химийн элементүүдийн шинж чанар, электролитийн хүч чадлын хоорондын хамаарлыг тогтоох.

Энэ бол сургалтын материал юм