Sõltuvalt dissotsiatsiooni astmest eristatakse elektrolüüte tugevaid ja nõrku. K on dissotsiatsioonikonstant, mis sõltub temperatuurist ning elektrolüüdi ja lahusti olemusest, kuid ei sõltu elektrolüüdi kontsentratsioonist. Ioonide vahelised reaktsioonid elektrolüütide lahustes kulgevad sademete, gaaside ja nõrkade elektrolüütide tekke suunas peaaegu lõpuni.

Elektrolüüt on aine, mis juhib elektrivoolu ioonideks dissotsieerumise tõttu, mis toimub lahustes ja sulades või ioonide liikumisel tahkete elektrolüütide kristallvõredes. Elektrolüütide näideteks on hapete, soolade ja aluste vesilahused ning mõned kristallid (näiteks hõbejodiid, tsirkooniumdioksiid).

Kuidas tuvastada tugevaid ja nõrku elektrolüüte

Samal ajal toimuvad elektrolüüdis ioonide liitumisprotsessid molekulideks. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni kvantitatiivseks iseloomustamiseks võeti kasutusele dissotsiatsiooniastme mõiste. Enamasti tähendavad need teatud ioone sisaldavat vesilahust (näiteks "elektrolüütide imendumine" soolestikus). Mitmekomponentne lahendus metallide elektrosadadestamiseks, samuti söövitamiseks jne (tehniline termin näiteks kullatav elektrolüüt).

Peamiseks galvaniseerimise uurimis- ja arendustegevuse objektiks on pinnatöötluseks ja katmiseks mõeldud elektrolüüdid. Metallide keemilisel söövitamisel määratakse elektrolüütide nimetused põhiliste hapete või leeliste nimetuste järgi, mis aitavad kaasa metalli lahustumisele. Nii tekib elektrolüütide rühmanimi. Mõnikord tasandatakse erinevate rühmade elektrolüütide erinevust (eriti polariseeritavuse suuruses) elektrolüütide koostises sisalduvate lisanditega.

Elektrolüüdid ja elektrolüütiline dissotsiatsioon

Seetõttu ei saa selline nimi olla klassifikatsiooni (st rühma) nimi, vaid see peaks toimima elektrolüüdi täiendava alarühma nimena. Kui elektrolüüdi tihedus aku kõigis elementides on normaalne või normaalsele lähedane (1,25–1,28 g / cm3) ja NRC ei ole madalam kui 12,5 V, siis on vaja kontrollida, kas aku sees pole avatud vooluringi. . Kui elektrolüüdi tihedus kõigis elementides on madal, tuleb akut laadida, kuni tihedus stabiliseerub.

Inseneritöös [redigeeri redigeeri wiki teksti]

Ühest olekust teise üleminekul muutuvad pinge ja elektrolüütide tiheduse näitajad teatud piirides lineaarselt (joonis 4 ja tabel 1). Mida sügavamal aku tühjeneb, seda väiksem on elektrolüüdi tihedus. Vastavalt sellele sisaldab elektrolüüdi maht väävelhapet, mis on vajalik plaatide toimeaine täielikuks kasutamiseks reaktsioonis.

Ioonjuhtivus on omane paljudele ioonse struktuuriga keemilistele ühenditele, näiteks tahkes või sulas olekus olevatele sooladele, aga ka paljudele vesi- ja mittevesilahustele. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni all mõistetakse elektrolüüdi molekulide lagunemist lahuses positiivse ja negatiivse laenguga ioonide - katioonide ja anioonide moodustumisega. Dissotsiatsiooni astet väljendatakse sageli protsentides. Seda seletatakse asjaoluga, et metallilise vase ja hõbeda kontsentratsioonid sisestatakse tasakaalukonstandisse.

Seda seletatakse asjaoluga, et vee kontsentratsioon reaktsioonide ajal vesilahustes muutub väga vähe. Seetõttu eeldatakse, et kontsentratsioon jääb konstantseks ja sisestatakse tasakaalukonstandisse. Kuna elektrolüüdid moodustavad lahustes ioone, kasutatakse reaktsioonide olemuse kajastamiseks sageli nn ioonreaktsiooni võrrandeid.

Terminit elektrolüüt kasutatakse laialdaselt bioloogias ja meditsiinis. Molekulide lagunemise protsessi elektrolüüdi lahuses või sulamisel ioonideks nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Seetõttu dissotsieerub elektrolüütides teatud osa aine molekule. Nende kahe rühma vahel ei ole selget piiri; sama aine võib avaldada ühes lahustis tugeva ja teises nõrga elektrolüüdi omadusi.

LAHENDUSED
ELEKTROLÜÜTILISE DISSOTSIATSIOONI TEOORIA

ELEKTROLÜÜTILINE DISSOTSIATSIOON
ELEKTROLÜIDID JA MITTEELEKTROLÜIDID

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria

(S. Arrhenius, 1887)

1. Vees lahustumisel (või sulamisel) elektrolüüdid lagunevad positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks (alates elektrolüütilisest dissotsiatsioonist).

2. Elektrivoolu mõjul liiguvad katioonid (+) katoodi (-) ja anioonid (-) anoodi (+) suunas.

3. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördreaktsiooni nimetatakse molarisatsiooniks).

4. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste ( a ) sõltub elektrolüüdi ja lahusti olemusest, temperatuurist ja kontsentratsioonist. See näitab ioonideks lagunenud molekulide arvu suhet ( n ) lahusesse sisestatud molekulide koguarvuni ( N).

a = n/NO< a <1

Ioonsete ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism

Ioonsete sidemetega ühendite lahustamisel ( nt NaCl ) hüdratatsiooniprotsess algab veedipoolide orienteerumisega kõigi soolakristallide servade ja pindade ümber.

Orienteerudes ümber kristallvõre ioonide, moodustavad veemolekulid nendega kas vesinik- või doonor-aktseptorsidemed. Selle protsessi käigus vabaneb suur hulk energiat, mida nimetatakse hüdratatsioonienergiaks.

Hüdratatsioonienergia, mille väärtus on võrreldav kristallvõre energiaga, läheb kristallvõre hävimisele. Sel juhul liiguvad hüdraatunud ioonid kihthaaval lahustisse ja selle molekulidega segunedes moodustavad lahuse.

Polaarsete ainete elektrolüütilise dissotsiatsiooni mehhanism

Sarnaselt dissotsieeruvad ka ained, mille molekulid on moodustatud polaarse kovalentse sideme tüübi järgi (polaarsed molekulid). Iga polaarse aine molekuli ümber ( nt HCl ), on vee dipoolid teatud viisil orienteeritud. Veedipoolidega interaktsiooni tulemusena polaarne molekul polariseerub veelgi ja muutub ioonseks molekuliks, seejärel tekivad kergesti vabad hüdraatioonid.

Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid

Lahuste elektrijuhtivust selgitab ainete elektrolüütiline dissotsiatsioon, mis toimub vabade ioonide moodustumisega.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsess on tavaliselt kirjutatud diagrammi kujul, paljastamata selle mehhanismi ja jättes välja lahusti ( H2O ), kuigi ta on suur panustaja.

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 "H + + NO 3 -

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

Molekulide elektrilisest neutraalsusest järeldub, et katioonide ja anioonide kogulaeng peab olema võrdne nulliga.

Näiteks selleks

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

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

Tugevad elektrolüüdid

Need on ained, mis vees lahustumisel lagunevad peaaegu täielikult ioonideks. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad reeglina ioonsete või väga polaarsete sidemetega ained: kõik hästi lahustuvad soolad, tugevad happed ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) ja tugevad alused ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Tugeva elektrolüüdi lahuses leidub lahustunud ainet peamiselt ioonide (katioonide ja anioonide) kujul; dissotsieerumata molekulid praktiliselt puuduvad.

Nõrgad elektrolüüdid

Ained, mis dissotsieeruvad osaliselt ioonideks. Nõrkade elektrolüütide lahused koos ioonidega sisaldavad dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei suuda anda lahuses suurt ioonide kontsentratsiooni.

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

1) peaaegu kõik orgaanilised happed ( CH3COOH, C2H5COOH jne);

2) mõned anorgaanilised happed ( H2CO3, H2S jne);

3) peaaegu kõik vees lahustuvad soolad, alused ja ammooniumhüdroksiid(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) vesi.

Nad halvasti (või peaaegu ei juhi) elektrit.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (esimene etapp)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (teine ​​etapp)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (esimene etapp)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (teine ​​etapp)

Mitte-elektrolüüdid

Ained, mille vesilahused ja sulad ei juhi elektrit. Need sisaldavad kovalentseid mittepolaarseid või vähepolaarseid sidemeid, mis ei lagune ioonideks.

Gaasid, tahked ained (mittemetallid), orgaanilised ühendid (sahharoos, bensiin, alkohol) ei juhi elektrivoolu.

Dissotsiatsiooni aste. Dissotsiatsioonikonstant

Ioonide kontsentratsioon lahustes sõltub sellest, kui täielikult antud elektrolüüt ioonideks dissotsieerub. Tugevate elektrolüütide lahustes, mille dissotsiatsiooni võib pidada täielikuks, saab ioonide kontsentratsiooni kergesti määrata kontsentratsioonist (c) ja elektrolüüdi molekuli koostis (stöhhiomeetrilised indeksid), näiteks :

Ioonide kontsentratsioone nõrkade elektrolüütide lahustes iseloomustatakse kvalitatiivselt astme ja dissotsiatsioonikonstandiga.

dissotsiatsiooni aste (a) on ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe ( n ) lahustunud molekulide koguarvule ( N):

a = n/N

ja seda väljendatakse ühiku murdosades või protsentides ( a \u003d 0,3 - tingimuslik jaotuspiir tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks).

Näide

Määrake katioonide ja anioonide molaarne kontsentratsioon 0,01 M lahustes KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 ja CH3COOH.

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooni aste a = 0,3.

Lahendus

KBr, Ba(OH)2 ja H2SO4 - tugevad elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad täielikult(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01 miljonit

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

0,01 miljonit

0,02 miljonit

H2SO4"2H + + SO4

0,02 miljonit

[SO42-] = 0,01 M

NH4OH ja CH3COOH - nõrgad elektrolüüdid(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 miljonit

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH 3 COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M

Dissotsiatsiooni aste sõltub nõrga elektrolüüdi lahuse kontsentratsioonist. Veega lahjendamisel dissotsiatsiooniaste alati suureneb, sest lahusti molekulide arv suureneb ( H2O ) lahustunud aine molekuli kohta. Le Chatelier’ printsiibi järgi peaks elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal sel juhul nihkuma produkti moodustumise suunas, s.t. hüdreeritud ioonid.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste sõltub lahuse temperatuurist. Tavaliselt suureneb temperatuuri tõustes dissotsiatsiooni aste, kuna aktiveeruvad molekulides olevad sidemed, need muutuvad liikuvamaks ja kergemini ioniseeritavaks. Ioonide kontsentratsiooni nõrgas elektrolüüdi lahuses saab arvutada dissotsiatsiooniastet teadesaja aine algkontsentratsioonc lahuses.

Näide

Määrake dissotsieerumata molekulide ja ioonide kontsentratsioon 0,1 M lahuses NH4OH kui dissotsiatsiooniaste on 0,01.

Lahendus

Molekulide kontsentratsioonid NH4OH , mis tasakaalu hetkeks laguneb ioonideks, on võrdneac. Ioonide kontsentratsioon NH4- ja OH- - on võrdne dissotsieerunud molekulide kontsentratsiooniga ja võrdneac(vastavalt elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrandile)

NH4OH		NH4+		oh-
c - a c

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

[NH4OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Dissotsiatsioonikonstant ( K D ) on ioonide tasakaalukontsentratsioonide korrutise ja vastavate stöhhiomeetriliste koefitsientide võimsuse ja mittedissotsieerunud molekulide kontsentratsiooni suhe.

See on elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessi tasakaalukonstant; iseloomustab aine võimet laguneda ioonideks: seda kõrgem K D , seda suurem on ioonide kontsentratsioon lahuses.

Nõrkade mitmealuseliste hapete või polühappealuste dissotsiatsioonid toimuvad vastavalt etappidena, iga etapi jaoks on oma dissotsiatsioonikonstant:

Esimene aste:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

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

Teine samm:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

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

Kolmas samm:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

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

K D 1 > K D 2 > K D 3

Näide

Hankige võrrand nõrga elektrolüüdi elektrolüütilise dissotsiatsiooni astme kohta ( a ) nõrga ühealuselise happe dissotsiatsioonikonstandiga (Ostwaldi lahjendusseadus). ON .

HA «H++A+

K D = () /

Kui tähistatakse nõrga elektrolüüdi kogukontsentratsioonic, siis tasakaalukontsentratsioonid H + ja A - on võrdsed acja dissotsieerumata molekulide kontsentratsioon SEES – (c – a c) \u003d c (1 – a)

K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)

Väga nõrkade elektrolüütide korral ( 0,01 naela)

K D = c a 2 või a = \ é (K D / c )

Näide

Arvutage äädikhappe dissotsiatsiooniaste ja ioonide kontsentratsioon H + 0,1 M lahuses, kui K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Lahendus

Kasutame Ostwaldi lahjendusseadust

\ é (K D / c ) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 või a = 1,36%

[ H + ] \u003d a c = 0,0136 0,1 mol/l

Lahustuvusprodukt

Definitsioon

Valage keeduklaasi vähe lahustuvat soola, nt AgCl ja lisage sademele destilleeritud vesi. Samal ajal ioonid Ag+ ja Cl- , mida ümbritsevad vee dipoolid tõmbavad, eralduvad järk-järgult kristallidest ja lahustuvad. Kokkupõrge lahuses, ioonid Ag+ ja Cl- moodustavad molekule AgCl ja sadestub kristalli pinnale. Seega toimub süsteemis kaks vastastikku vastandlikku protsessi, mis viib dünaamilise tasakaaluni, kui lahusesse läheb ajaühikus sama arv ioone Ag+ ja Cl- kui palju on hoiustatud. Ioonide kogunemine Ag+ ja Cl- peatub lahuses, selgub küllastunud lahus. Seetõttu käsitleme süsteemi, milles selle soola küllastunud lahusega kokkupuutel on vähelahustuva soola sade. Sel juhul toimub kaks vastastikku vastandlikku protsessi:

1) Ioonide üleminek sadest lahusesse. Selle protsessi kiirust võib konstantsel temperatuuril pidada konstantseks: V1 = K1;

2) Ioonide sadestumine lahusest. Selle protsessi kiirus V 2 sõltub ioonide kontsentratsioonist Ag+ ja Cl-. Massitegevuse seaduse järgi:

V 2 \u003d k 2

Kuna süsteem on tasakaalus, siis

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = konst (at T = konst)

Sellel viisil, ioonide kontsentratsioonide korrutis vähelahustuva elektrolüüdi küllastunud lahuses konstantsel temperatuuril on konstantne suurusjärk. Seda väärtust nimetatakselahustuvusprodukt(JNE ).

Toodud näites JNE AgCl = [Ag+][Cl-] . Juhtudel, kui elektrolüüt sisaldab kahte või enamat identset iooni, tuleb lahustuvuskorrutise arvutamisel nende ioonide kontsentratsioon tõsta sobiva võimsuseni.

Näiteks PR Ag 2 S = 2 ; PR PbI 2 = 2

Üldjuhul on elektrolüüdi lahustuvusprodukti avaldis A m B n

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

Erinevate ainete lahustuvusprodukti väärtused on erinevad.

Näiteks PR CaCO 3 = 4,8 10-9; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.

JNE lihtne arvutada, teades c ühendi loovus antud t°.

Näide 1

CaCO 3 lahustuvus on 0,0069 või 6,9 10 -3 g/l. Leidke PR CaCO 3 .

Lahendus

Lahustuvust väljendame moolides:

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

M CaCO3

Kuna iga molekul CaCO3 annab igaüks lahustumisel ühe iooni Ca 2+ ja CO 3 2-, siis
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Järelikult PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

PR-i väärtuse teadmine , saate omakorda arvutada aine lahustuvuse mol / l või g / l.

Näide 2

Lahustuvusprodukt PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Mis on lahustuvus PbSO4?

Lahendus

Tähistage lahustuvust PbSO 4 X kaudu mol/l. Lahendusse minek X mooli PbSO4 annab X Pb2+ iooni ja X ioonidNII 4 2- st:

==X

JNEPbSO 4 = = = X X = X 2

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

Lahustuvusele, väljendatuna g / l, korrutame leitud väärtuse molekulmassiga, mille järel saame:

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

Sademete teke

Kui a

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- küllastumata lahus

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- küllastunud lahus

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- üleküllastunud lahus

Sade tekib siis, kui vähelahustuva elektrolüüdi ioonide kontsentratsioonide korrutis ületab antud temperatuuril selle lahustuvusprodukti väärtuse. Kui ioonprodukt muutub võrdseksJNE, sademed lakkavad. Teades segatud lahuste mahtu ja kontsentratsiooni, on võimalik arvutada, kas tekkiv sool sadestub.

Näide 3

Kas võrdsetes kogustes 0,2 segamisel tekib sadeMlahendusiPb(EI 3 ) 2 jaNaCl.
JNEPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Lahendus

Segamisel lahuse maht kahekordistub ja iga aine kontsentratsioon väheneb poole võrra, s.o. muutub 0,1-ks M või 1,0 10 -1 mol/l. Need on tekivad kontsentratsioonidPb 2+ jaCl - . Järelikult[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Saadud väärtus ületabJNEPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Nii et osa soolastPbCl 2 sadeneb välja. Eelnevast võib järeldada, et sademete teket mõjutavad mitmesugused tegurid.

Lahuste kontsentratsiooni mõju

Piisavalt suure väärtusega vähelahustuv elektrolüütJNEei saa lahjendatud lahustest sadestuda.Näiteks, sadePbCl 2 ei kuku välja võrdsete koguste segamisel 0,1MlahendusiPb(EI 3 ) 2 jaNaCl. Võrdsete koguste segamisel muutuvad iga aine kontsentratsioonid0,1 / 2 = 0,05 Mvõi 5 10 -2 mol/l. Iooniline toode[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Saadud väärtus on väiksemJNEPbCl 2 seega sademeid ei teki.

Sadeaine koguse mõju

Kõige täielikuma sadestamise saavutamiseks kasutatakse sadeaine liiast.

Näiteks, sadestada soolaBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Pärast samaväärse koguse lisamistNa 2 CO 3 ioonid jäävad lahusesseBa 2+ , mille kontsentratsiooni määrab kogusJNE.

Ioonide kontsentratsiooni suurendamineCO 3 2- põhjustatud liigse sademe lisamisest(Na 2 CO 3 ) , toob kaasa vastava ioonide kontsentratsiooni vähenemiseBa 2+ lahuses, s.o. suurendab selle iooni sadestumise täielikkust.

Samanimelise iooni mõju

Vähelahustuvate elektrolüütide lahustuvus väheneb teiste sarnaste ioonidega tugevate elektrolüütide juuresolekul. Kui küllastumata lahuseleBaSO 4 lisage lahus vähehaavalNa 2 NII 4 , siis ioonne toode, mis oli esialgu väiksem kui JNEBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , jõuab järk-järgultJNEja ületada seda. Sademed algavad.

Temperatuuri mõju

JNEon konstantsel temperatuuril konstantne. Temperatuuri tõusuga JNE suureneb, nii et sadestamine on kõige parem teha jahutatud lahustest.

Sademete lahustumine

Lahustuvusprodukti reegel on oluline vähelahustuvate sademete lahusesse viimisel. Oletame, et peame sademe lahustamaBaFROMO 3 . Selle sademega kokkupuutuv lahus küllastatakseBaFROMO 3 .
See tähendab et[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Kui lahusele lisada hapet, siis iooneH + seovad lahuses olevaid iooneCO 3 2- nõrkadeks süsihappemolekulideks:

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

Selle tulemusena väheneb ioonide kontsentratsioon järsult.CO 3 2- , ioonprodukt muutub väiksemaks kuiJNEBaCO 3 . Lahus on küllastumataBaFROMO 3 ja osa setetestBaFROMO 3 läheb lahusesse. Piisava koguse happe lisamisega saab kogu sademe lahustada. Järelikult algab sademe lahustumine, kui halvasti lahustuva elektrolüüdi ioonsaadus muutub mingil põhjusel väiksemaks kuiJNE. Sademe lahustamiseks viiakse lahusesse elektrolüüt, mille ioonid võivad moodustada vähelahustuva elektrolüüdi ühe iooniga kergelt dissotsieerunud ühendi. See seletab vähelahustuvate hüdroksiidide lahustumist hapetes.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ioonidOh - seonduvad halvasti dissotsieerunud molekulidegaH 2 O.

Tabel.Lahustuvusprodukt (SP) ja lahustuvus temperatuuril 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Elektrolüüdid liigitatakse sõltuvalt dissotsiatsiooniastmest kahte rühma - tugevad ja nõrgad elektrolüüdid. Tugevate elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on suurem kui üks või üle 30%, nõrkade elektrolüütide dissotsiatsiooniaste on alla ühe või alla 3%.

Dissotsiatsiooniprotsess

Elektrolüütiline dissotsiatsioon - molekulide lagunemise protsess ioonideks - positiivselt laetud katioonideks ja negatiivselt laetud anioonideks. Laetud osakesed kannavad elektrivoolu. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on võimalik ainult lahustes ja sulamites.

Dissotsiatsiooni liikumapanev jõud on kovalentsete polaarsete sidemete lagunemine veemolekulide toimel. Polaarsed molekulid tõmbavad veemolekulid eemale. Tahketes ainetes katkevad ioonsidemed kuumutamise käigus. Kõrge temperatuur põhjustab kristallvõre sõlmedes ioonide vibratsiooni.

Riis. 1. Dissotsiatsiooniprotsess.

Aineid, mis lahustes või sulades lagunevad kergesti ioonideks ja juhivad seetõttu elektrit, nimetatakse elektrolüütideks. Mitteelektrolüüdid ei juhi elektrit, tk. ei lagune katioonideks ja anioonideks.

Sõltuvalt dissotsiatsiooniastmest eristatakse tugevaid ja nõrku elektrolüüte. Tugevad lahustuvad vees, s.t. täielikult, ilma taastumisvõimaluseta, lagunevad ioonideks. Nõrgad elektrolüüdid lagunevad osaliselt katioonideks ja anioonideks. Nende dissotsiatsiooniaste on väiksem kui tugevate elektrolüütide puhul.

Dissotsiatsiooniaste näitab lagunenud molekulide osakaalu ainete kogukontsentratsioonis. Seda väljendatakse valemiga α = n/N.

Riis. 2. Dissotsiatsiooni aste.

Nõrgad elektrolüüdid

Nõrkade elektrolüütide loetelu:

• lahjendatud ja nõrgad anorgaanilised happed - H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
• mõned orgaanilised happed (enamik orgaanilisi happeid on mitteelektrolüüdid) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
• lahustumatud alused - Al (OH) 3, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2;
• ammooniumhüdroksiid - NH 4 OH.

Riis. 3. Lahustuvuse tabel.

Dissotsiatsioonireaktsioon kirjutatakse ioonvõrrandi abil:

• HNO 2 ↔ H + + NO 2 - ;
• H 2 S ↔ H + + HS -;
• NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.

Polüaluselised happed dissotsieeruvad etappidena:

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

Lahustumatud alused lagunevad ka järk-järgult:

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

Vesi on klassifitseeritud nõrgaks elektrolüüdiks. Vesi elektrit praktiliselt ei juhi, sest. laguneb nõrgalt vesinikkatioonideks ja hüdroksiidioonide anioonideks. Saadud ioonid koondatakse uuesti veemolekulideks:

H 2 O ↔ H + + OH -.

Kui vesi juhib kergesti elektrit, siis sisaldab see lisandeid. Destilleeritud vesi ei ole elektrit juhtiv.

Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv. Moodustunud ioonid koondatakse uuesti molekulideks.

Mida me õppisime?

Nõrkade elektrolüütide hulka kuuluvad ained, mis lagunevad osaliselt ioonideks – positiivseteks katioonideks ja negatiivseteks anioonideks. Seetõttu ei juhi sellised ained hästi elektrit. Nende hulka kuuluvad nõrgad ja lahjendatud happed, lahustumatud alused, halvasti lahustuvad soolad. Kõige nõrgem elektrolüüt on vesi. Nõrkade elektrolüütide dissotsiatsioon on pöörduv reaktsioon.

Nõrgad elektrolüüdid Ained, mis dissotsieeruvad osaliselt ioonideks. Nõrkade elektrolüütide lahused koos ioonidega sisaldavad dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei suuda anda lahuses suurt ioonide kontsentratsiooni. Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

1) peaaegu kõik orgaanilised happed (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH jne);

2) mõned anorgaanilised happed (H 2 CO 3, H 2 S jne);

3) peaaegu kõik vees lahustuvad soolad, alused ja ammooniumhüdroksiid Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;

Need on halvad elektrijuhid (või peaaegu mittejuhtivad).

Ioonide kontsentratsioone nõrkade elektrolüütide lahustes iseloomustatakse kvalitatiivselt astme ja dissotsiatsioonikonstandiga.

Dissotsiatsiooniastet väljendatakse ühiku murdosades või protsentides (a \u003d 0,3 on tingimuslik jaotuspiir tugevateks ja nõrkadeks elektrolüütideks).

Dissotsiatsiooni aste sõltub nõrga elektrolüüdi lahuse kontsentratsioonist. Veega lahjendamisel dissotsiatsiooniaste alati suureneb, sest lahusti molekulide (H 2 O) arv lahustunud aine molekuli kohta suureneb. Le Chatelier’ printsiibi järgi peaks elektrolüütilise dissotsiatsiooni tasakaal sel juhul nihkuma produkti moodustumise suunas, s.t. hüdraatunud ioonid.

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste sõltub lahuse temperatuurist. Tavaliselt suureneb temperatuuri tõustes dissotsiatsiooni aste, kuna aktiveeruvad molekulides olevad sidemed, need muutuvad liikuvamaks ja kergemini ioniseeritavaks. Ioonide kontsentratsiooni nõrgas elektrolüüdi lahuses saab arvutada dissotsiatsiooniastet teades a ja aine algkontsentratsioon c lahuses.

HAn = H + + An - .

Selle reaktsiooni tasakaalukonstant K p on dissotsiatsioonikonstant K d:

K d = . / . (10.11)

Kui väljendada tasakaalukontsentratsioone nõrga elektrolüüdi C kontsentratsiooni ja dissotsiatsiooniastme α kaudu, saame:

K d = C. α. C. α/C. (1-a) = C. α 2/1-a. (10.12)

Seda suhet nimetatakse Ostwaldi lahjendusseadus. Väga nõrkade elektrolüütide puhul α juures<<1 это уравнение упрощается:

K d \u003d C. α 2. (10.13)

See võimaldab järeldada, et lõpmatu lahjenduse korral kaldub dissotsiatsiooniaste α ühtsusele.

Protolüütiline tasakaal vees:

,

,

Konstantsel temperatuuril lahjendatud lahustes on vee kontsentratsioon vees konstantne ja võrdne 55,5, ( )

, (10.15)

kus K in on vee ioonprodukt.

Siis =10-7. Praktikas kasutatakse mõõtmise ja salvestamise mugavuse tõttu väärtust - pH väärtust, happe või aluse tugevuse (kriteerium). Samamoodi .

Võrrandist (11.15): . pH = 7 juures - lahuse reaktsioon on neutraalne, pH juures<7 – кислая, а при pH>7 - leeliseline.

Normaaltingimustes (0°C):

, siis

Joonis 10.4 - erinevate ainete ja süsteemide pH

10.7 Tugevate elektrolüütide lahused

Tugevad elektrolüüdid on ained, mis vees lahustumisel lagunevad peaaegu täielikult ioonideks. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad reeglina ioonsete või väga polaarsete sidemetega ained: kõik hästi lahustuvad soolad, tugevad happed (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) ja tugevad alused (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

Tugeva elektrolüüdi lahuses leidub lahustunud ainet peamiselt ioonide (katioonide ja anioonide) kujul; dissotsieerumata molekulid praktiliselt puuduvad.

Põhiline erinevus tugevate ja nõrkade elektrolüütide vahel on see, et tugevate elektrolüütide dissotsiatsioonitasakaal on täielikult nihkunud paremale:

H 2 SO 4 \u003d H + + HSO 4 -,

ja seetõttu osutub tasakaalu (dissotsiatsiooni) konstant määramatuks suuruseks. Elektrijuhtivuse vähenemine tugeva elektrolüüdi kontsentratsiooni suurenemisega on tingitud ioonide elektrostaatilisest vastasmõjust.

Hollandi teadlane Petrus Josephus Wilhelmus Debye ja saksa teadlane Erich Hückel väitsid:

1) elektrolüüt dissotsieerub täielikult, kuid suhteliselt lahjendatud lahustes (C M = 0,01 mol. l -1);

2) iga ioon on ümbritsetud vastasmärgiga ioonide kestaga. Kõik need ioonid on omakorda solvateerunud. Seda keskkonda nimetatakse ioonseks atmosfääriks. Vastandmärgiliste ioonide elektrolüütilises interaktsioonis on vaja arvestada ioonse atmosfääri mõjuga. Kui katioon liigub elektrostaatilises väljas, deformeerub ioonne atmosfäär; see pakseneb enne teda ja hõreneb tema taga. Sellel ioonse atmosfääri asümmeetrial on katiooni liikumist pärssiv toime, seda suurem on elektrolüütide kontsentratsioon ja seda suurem on ioonide laeng. Nendes süsteemides muutub kontsentratsiooni mõiste mitmetähenduslikuks ja see tuleks asendada tegevusega. Binaarse ühekordselt laetud elektrolüüdi KatAn = Kat + + An puhul on vastavalt katiooni (a +) ja aniooni (a -) aktiivsus

a + = γ + . C + , a - = γ - . C – , (10.16)

kus C + ja C - on vastavalt katiooni ja aniooni analüütilised kontsentratsioonid;

γ + ja γ - - nende aktiivsuskoefitsiendid.

(10.17)

Iga iooni aktiivsust ei ole võimalik eraldi määrata, seetõttu on üksikult laetud elektrolüütide puhul aktiivsuste geomeetrilised keskmised väärtused i.

ja aktiivsuskoefitsiendid:

Debye-Hückeli aktiivsuskoefitsient sõltub vähemalt temperatuurist, lahusti läbilaskvusest (ε) ja ioontugevusest (I); viimane on lahuses olevate ioonide tekitatud elektrivälja intensiivsuse mõõt.

Antud elektrolüüdi ioontugevust väljendatakse Debye-Hückeli võrrandiga:

Ioontugevus on omakorda võrdne

kus C on analüütiline kontsentratsioon;

z on katiooni või aniooni laeng.

Ühekordselt laetud elektrolüüdi ioontugevus on sama, mis kontsentratsioon. Seega on NaCl ja Na 2 SO 4 samadel kontsentratsioonidel erinev ioontugevus. Tugevate elektrolüütide lahuste omadusi saab võrrelda ainult siis, kui ioontugevused on samad; isegi väikesed lisandid muudavad elektrolüüdi omadusi dramaatiliselt.

Joonis 10.5 – Sõltuvus

Soola hüdrolüüs

hüdrolüüs nimetatakse aine ja veega interaktsiooni reaktsioonideks, mis põhjustavad nõrkade elektrolüütide (happed, alused, happelised või aluselised soolad) moodustumist. Hüdrolüüsi tulemust võib pidada vee dissotsiatsiooni tasakaalu rikkumiseks. Erinevate klasside ühendid alluvad hüdrolüüsile, kuid kõige olulisem juhtum on soolade hüdrolüüs. Soolad on reeglina tugevad elektrolüüdid, mis dissotsieeruvad täielikult ioonideks ja võivad suhelda veeioonidega.

Olulisemad soolade hüdrolüüsi juhtumid:

1. Soola moodustavad tugev alus ja tugev hape. Näiteks: NaCl on tugeva aluse NaOH ja tugeva happe HCl sool;

NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – molekulaarvõrrand;

Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - on täielik ioonvõrrand;

HOH ↔ OH - + H + - lühendatud ioonvõrrand.

Nagu lühendatud ioonvõrrandist näha, ei interakteeru tugeva aluse ja tugeva happe moodustatud sool veega, see tähendab, et see ei hüdrolüüsi ja keskkond jääb neutraalseks.

2. Soola moodustavad tugev alus ja nõrk hape. Näiteks: NaNO 2 on tugeva aluse NaOH ja nõrga happe HNO 2 poolt moodustatud sool, mis praktiliselt ei dissotsieeru ioonideks.

NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2;

Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;

NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.

Sel juhul sool läbib hüdrolüüsi ja hüdrolüüs kulgeb mööda aniooni, samas kui katioon hüdrolüüsiprotsessis praktiliselt ei osale. Kuna hüdrolüüsi tulemusena tekib leelis, on lahuses OH-anioonide liig. Sellise soola lahus omandab aluselise keskkonna, s.t. pH > 7.

I etapp Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;

CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 -;

II etapp NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;

HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.

Standardtingimustel ja lahuse mõõdukal lahjendamisel toimub soolade hüdrolüüs ainult esimeses etapis. Teise pärsivad tooted, mis moodustuvad esimeses etapis. OH-ioonide akumuleerumine toob kaasa tasakaalu nihke vasakule.

3. Soola moodustavad nõrk alus ja tugev hape. Näiteks: NH4NO3 on sool, mis moodustub nõrgast alusest NH4OH ja tugevast happest HNO3.

NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;

NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.

Sel juhul sool läbib hüdrolüüsi ja hüdrolüüs kulgeb mööda katiooni, samas kui anioon hüdrolüüsiprotsessis praktiliselt ei osale. Sellise soola lahus omandab happelise keskkonna, s.t. pH< 7.

Nagu eelmisel juhul, hüdrolüüsitakse mitmekordse laenguga ioonide soolad etapiviisiliselt, kuigi ka teine ​​etapp on alla surutud.

I etapp Mg (NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;

Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;

II etapp MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg (OH) 2 + HNO 3;

MgOH + + HOH ↔ Mg (OH) 2 + H +.

4. Soola moodustavad nõrk alus ja nõrk hape. Näiteks: NH 4 CN on sool, mille moodustavad nõrk alus NH 4 OH ja nõrk hape HCN.

NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;

NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.

Sel juhul osalevad hüdrolüüsis nii katioonid kui ka anioonid. Nad seovad nii vee vesiniku katioone kui ka hüdrokso anioone, moodustades nõrgad elektrolüüdid (nõrgad happed ja nõrgad alused). Selliste soolade lahuse reaktsioon võib olla kas kergelt happeline (kui hüdrolüüsi tulemusena tekkinud alus on happest nõrgem) või kergelt aluseline (kui alus on happest tugevam) või neutraalne (kui alus ja hape on ühesuguse tugevusega).

Mitmekordse laenguga ioonide soola hüdrolüüsil esimene etapp järgnevaid ei suru alla ja selliste soolade hüdrolüüs toimub täielikult isegi toatemperatuuril.

I etapp (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;

2NH 4 + + S 2- + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS - ;

II etapp NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;

NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.