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 elektrit ioonideks dissotsiatsiooni tõttu, mis toimub lahustes ja sulades, või ioonide liikumisest sisse kristallvõred tahked elektrolüüdid. 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. Kvantitatiivsete omaduste jaoks elektrolüütiline dissotsiatsioon 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.

Elektrolüüdid on ained, ainete sulamid või lahused, millel on võime juhtida elektrolüütiliselt galvaanilist voolu. Et määrata, millistesse elektrolüütidesse aine kuulub, võite kasutada elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooriat.

Juhend

• Selle teooria olemus seisneb selles, et sulamisel (vees lahustamisel) lagunevad peaaegu kõik elektrolüüdid ioonideks, mis on nii positiivselt kui ka negatiivselt laetud (mida nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks). Elektrivoolu mõjul liiguvad negatiivsed (anioonid "-") anoodi (+) poole ja positiivselt laetud (katioonid, "+") katoodi (-) suunas. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördprotsessi nimetatakse "molarisatsiooniks").
• Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste (a) sõltub elektrolüüdi enda olemusest, lahustist ja nende kontsentratsioonist. See on ioonideks lagunenud molekulide arvu (n) suhe koguarv lahusesse sisestatud molekulid (N). Saad: a = n / N
• Sellel viisil, tugevad elektrolüüdid Ained, mis vees lahustumisel lagunevad täielikult ioonideks. Tugevad elektrolüüdid hõlmavad reeglina väga polaarsete või ioonsete sidemetega aineid: need on hästi lahustuvad soolad, tugevad happed (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), aga ka tugevad alused (KOH, NaOH, RbOH, Ba (OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Tugevas elektrolüüdis on selles lahustunud aine enamasti ioonide (anioonide ja katioonide) kujul; dissotsieerumata molekule praktiliselt pole.
• Nõrgad elektrolüüdid on ained, mis dissotsieeruvad ioonideks ainult osaliselt. Nõrgad elektrolüüdid koos lahuses olevate ioonidega sisaldavad dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei anna lahuses tugevat ioonide kontsentratsiooni. Nõrkade hulka kuuluvad:
  - orgaanilised happed(peaaegu kõik) (C2H5COOH, CH3COOH jne);
  - mõned anorgaanilised happed (H2S, H2CO3 jne);
  - peaaegu kõik vees vähelahustuvad soolad, ammooniumhüdroksiid, samuti kõik alused (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
  - vesi.Praktiliselt ei juhi elektrivoolu või juhivad halvasti.

Elektrolüüdid on ained, ainete sulamid või lahused, millel on võime juhtida elektrolüütiliselt galvaanilist voolu. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria abil on võimalik määrata, millistesse elektrolüütidesse aine kuulub.

Juhend

1. Selle teooria olemus seisneb selles, et sulamisel (vees lahustamisel) lagunevad praktiliselt kõik elektrolüüdid ioonideks, mis on nii positiivselt kui negatiivselt laetud (mida nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks). Elektrivoolu mõjul liiguvad negatiivsed (anioonid "-") anoodi (+) poole ja positiivselt laetud (katioonid, "+") katoodi (-) suunas. Elektrolüütiline dissotsiatsioon on pöörduv protsess (pöördprotsessi nimetatakse "molarisatsiooniks").

2. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste (a) sõltub elektrolüüdi enda olemusest, lahustist ja nende kontsentratsioonist. See on ioonideks lagunenud molekulide arvu (n) ja lahusesse sisestatud molekulide koguarvu (N) suhe. Saad: a = n / N

3. Seega on võimsad elektrolüüdid ained, mis vees lahustumisel lagunevad täielikult ioonideks. Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad nagu tavaliselt väga polaarsete või ioonsete sidemetega ained: need on ideaalselt lahustuvad soolad, tugevad happed (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), aga ka võimsad alused (KOH, NaOH, RbOH). , Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). Tugevas elektrolüüdis on selles lahustunud aine enamasti ioonide (anioonide ja katioonide) kujul; dissotsieerumata molekulid praktiliselt puuduvad.

4. Nõrgad elektrolüüdid on ained, mis dissotsieeruvad ioonideks vaid osaliselt. Nõrgad elektrolüüdid koos lahuses olevate ioonidega sisaldavad dissotsieerumata molekule. Nõrgad elektrolüüdid ei anna lahuses tugevat ioonide kontsentratsiooni. Nõrkade hulka kuuluvad: - orgaanilised happed (peaaegu kõik) (C2H5COOH, CH3COOH jne); - mõned anorgaanilised happed (H2S, H2CO3 jne); - praktiliselt kõik vees halvasti lahustuvad soolad, ammooniumhüdroksiid, samuti kõik alused (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH); - vesi. Need tegelikult ei juhi elektrit või käitumine, aga nõme.

Tugev alus on anorgaaniline keemiline ühend, mille moodustavad hüdroksüülrühm -OH ja leelis (perioodisüsteemi I rühma elemendid: Li, K, Na, RB, Cs) või leelismuldmetall (II rühma elemendid Ba, Ca). Need on kirjutatud valemitena LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)?, Ba(OH)?.

Sa vajad

• aurustustops
• põleti
• näitajad
• metallist varras
• H?RO?

Juhend

1. Ilmnevad võimsad alused Keemilised omadused iseloomulik kõigile hüdroksiididele. Leeliste olemasolu lahuses määratakse indikaatori värvimuutuse järgi. Lisage koos uuritava lahusega proovile metüülapelsini, fenoolftaleiini või langetage lakmuspaber. Metüüloranž annab kollase, fenoolftaleiin lilla ja lakmuspaber muudab värvi Sinine värv. Mida tugevam on alus, seda rikkalikum on indikaatori värv.

2. Kui peate välja selgitama, milliseid leeliseid teile pakutakse, vaadake lahendused põhjalikult läbi. Eriti levinud võimsad alused on liitiumi, kaaliumi, naatriumi, baariumi ja kaltsiumi hüdroksiidid. Alused reageerivad hapetega (neutraliseerimisreaktsioonid), moodustades soola ja vett. Sel juhul on võimalik isoleerida Ca(OH) y, Ba(OH) ? ja LiOH. Ortofosforhappega suhtlemisel tekivad lahustumatud sademed. Ülejäänud hüdroksiidid ei anna sadet, tk. kõik K ja Na soolad on lahustuvad.3 Ca(OH)? + 2 H?RO? -? Ca2(PO3)5+ 6 H203Ba(OH)5? +2 N?RO? -? Ba?(PO?)??+ 6 H203 LiOH + H?PO? -? Li?RO?? + 3 H? Kurna need ja patsuta kuivaks. Süstige kuivanud setted põleti leeki. Liitiumi, kaltsiumi ja baariumi ioone saab positiivselt määrata, muutes leegi värvi. Vastavalt sellele määrate, kus milline hüdroksiid on. Liitiumisoolad värvivad põleti leegi karmiinpunaseks. Baariumisoolad - rohelised ja kaltsiumisoolad - punased.

3. Ülejäänud leelised moodustavad lahustuvaid ortofosfaate.3 NaOH + H?PO?–? Na?RO? + 3 H?O3 KOH + H?PO?–? K?RO? + 3 H2OH on vaja vesi aurustada kuivaks jäägiks. Aurustunud soolad peale metallist varras vaheldumisi tuua põleti leeki. Naatriumsoola asukohas muutub leek selgeks kollane, ja kaaliumortofosfaat - roosakasvioletselt. Seega omades väikseim komplekt seadmed ja reaktiivid olete määranud kõik teile antud võimsad alused.

Elektrolüüt on aine, mis tahkes olekus on dielektrik, st ei juhi elektrivoolu, kuid lahustunud või sula kujul muutub see juhiks. Miks toimub omadustes nii järsk muutus? Fakt on see, et lahustes või sulamites olevad elektrolüüdi molekulid dissotsieeruvad positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks, mille tulemusena on need ained sellises agregatsiooniseisundis võimelised juhtima elektrivoolu. Paljudel sooladel, hapetel, alustel on elektrolüütilised omadused.

Juhend

1. Kas see on kõik elektrolüüdid tugevuselt identsed, see tähendab, et need on lahedad voolujuhid? Ei, sest paljud ained lahuses või sulatis dissotsieeruvad vaid vähesel määral. Järelikult elektrolüüdid jagatud tugevateks keskmise tugevusega ja nõrk.

2. Millised ained on võimsad elektrolüüdid? Sellised ained, mille lahustes või sulamites dissotsieerub tegelikult 100% molekulidest ja sõltumata lahuse kontsentratsioonist. Tugevate elektrolüütide loend sisaldab tingimusteta lahustuvate leeliste, soolade ja mõnede hapete komplekti, nagu vesinikkloriid, broom, jood, lämmastik jne.

3. Mille poolest need erinevad elektrolüüdid keskmine tugevus? Asjaolu, et nad dissotsieeruvad palju vähemal määral (3–30% molekulidest lagunevad ioonideks). Tüüpilised esindajad sellised elektrolüüdid on väävel- ja ortofosforhape.

4. Ja kuidas käituvad nõrgad lahustes või sulades? elektrolüüdid? Esiteks dissotsieeruvad nad väga vähesel määral (mitte rohkem kui 3% molekulide koguarvust) ja teiseks on nende dissotsiatsioon, mida halvem ja aeglasem, seda suurem on lahuse küllastus. Nende elektrolüütide hulka kuuluvad näiteks ammoniaak(ammooniumhüdroksiid), mitmesugused orgaanilised ja anorgaanilised happed (sh vesinikfluoriid – HF) ja loomulikult kõigile tuttav vesi. Sellest, et vaid haletsusväärselt väike osa selle molekulidest laguneb vesinikioonideks ja hüdroksüülioonideks.

5. Pidage meeles, et dissotsiatsiooniaste ja vastavalt elektrolüüdi tugevus sõltuvad paljudest teguritest: elektrolüüdi enda olemusest, lahustist ja temperatuurist. Järelikult on see jaotus ise teatud määral tinglik. Tee sama ainega saab erinevad tingimused olla nii võimas kui ka nõrk elektrolüüt. Elektrolüüdi tugevuse hindamiseks võeti kasutusele spetsiaalne väärtus - dissotsiatsioonikonstant, mis määratakse massi toime seaduse alusel. Kuid see kehtib ainult nõrkade elektrolüütide puhul; võimas elektrolüüdid nad ei allu tegutseva massi seadusele.

soola- see on keemilised ained, mis koosneb katioonist ehk positiivselt laetud ioonist, metallist ja negatiivselt laetud anioonist – happejäägist. Sooli on mitut tüüpi: tüüpilised, happelised, aluselised, kahekordsed, segatud, hüdraatunud, komplekssed. See sõltub katiooni ja aniooni koostisest. Kuidas on võimalik kindlaks teha alus soola?

Juhend

1. Kujutagem ette, et teil on neli ühesugust põletuslahusega konteinerit. Teate, et need on liitiumkarbonaadi, naatriumkarbonaadi, kaaliumkarbonaadi ja baariumkarbonaadi lahused. Teie ülesanne: teha kindlaks, millist soola kogu konteiner sisaldab.

2. Tuletage meelde nende metallide ühendite füüsikalisi ja keemilisi omadusi. Liitium, naatrium, kaalium on esimese rühma leelismetallid, nende omadused on väga sarnased, aktiivsus suureneb liitiumilt kaaliumile. Baarium on 2. rühma leelismuldmetall. Selle süsisool lahustub suurepäraselt kuumas vees, kuid halvasti lahustub külmas vees. Lõpeta! Siin on esimene tõenäosus kohe kindlaks teha, milline konteiner sisaldab baariumkarbonaati.

3. Jahutage anumad, näiteks asetades need jääga täidetud anumasse. Kolm lahust jäävad selgeks ja neljas muutub kiiresti häguseks, valge sade hakkab välja kukkuma. Siin asub baariumisool. Pange see konteiner kõrvale.

4. Baariumkarbonaati on lubatud kiiresti määrata mõne muu meetodiga. Teise võimalusena valage veidi lahust mõne sulfaatsoola (näiteks naatriumsulfaadi) lahusega teise anumasse. Ainult baariumiioonid, mis seostuvad sulfaadiioonidega, moodustavad koheselt tiheda valge sademe.

5. Selgub, et olete tuvastanud baariumkarbonaadi. Kuidas aga eristada kolme leelismetalli soola? Seda on piisavalt lihtne teha, vajate ainult portselanist aurustustopse ja piirituslampi.

6. Valage väike kogus kogu lahust eraldi portselanist tassi ja aurustage vesi piirituslambi tulel. Moodustuvad väikesed kristallid. Viige need alkoholilambi või Bunseni põleti leeki – teraspintsettide või portselanlusika abil. Sinu ülesandeks on märgata leegi lõõmava "keele" värvi. Kui see on liitiumisool, on värvus selge punane. Naatrium muudab leegi intensiivse kollaseks ja kaalium lillakasvioletseks. Muide, kui baariumisoola samamoodi testida, oleks leegi värvus pidanud olema roheline.

Kasulikud nõuanded
Nooruses tuntud keemik paljastas pansionaadi ahne perenaise umbes samamoodi. Ta puistas pooleldi söödud roa jäägid üle liitiumkloriidiga – ainega, mis oli väikestes kogustes kindlasti kahjutu. Järgmise päeva õhtusöögi ajal põletati lauale serveeritud roa lihaviil spektroskoobi ees - ja pansionaadi asukad nägid selget punast riba. Perenaine valmistas eilsest toidujäägist süüa.

Märge!
Tõde puhas vesi juhib elektrit üsna halvasti, sellel on siiski mõõdetav elektrijuhtivus, mis on seletatav sellega, et vesi dissotsieerub kergelt hüdroksiidioonideks ja vesinikioonideks.

Kasulikud nõuanded
Paljud elektrolüüdid on vaenulikud ained, seetõttu olge nendega töötamisel äärmiselt ettevaatlik ja järgige ohutusreegleid.

1. ELEKTROLÜÜDID

1.1. elektrolüütiline dissotsiatsioon. Dissotsiatsiooni aste. Elektrolüütide tugevus

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria kohaselt lagunevad vees lahustuvad soolad, happed, hüdroksiidid täielikult või osaliselt iseseisvateks osakesteks - ioonideks.

Ainete molekulide lagunemist ioonideks polaarsete lahusti molekulide toimel nimetatakse elektrolüütiliseks dissotsiatsiooniks. Aineid, mis lahuses dissotsieeruvad ioonideks, nimetatakse elektrolüüdid. Selle tulemusena omandab lahendus võime juhtida elektrivoolu, sest. selles ilmuvad elektrilaengu mobiilsed kandjad. Selle teooria kohaselt lagunevad (dissotsieeruvad) elektrolüüdid vees lahustumisel positiivselt ja negatiivselt laetud ioonideks. Positiivselt laetud ioone nimetatakse katioonid; nende hulka kuuluvad näiteks vesiniku- ja metalliioonid. Negatiivselt laetud ioone nimetatakse anioonid; ioonid kuuluvad neile happelised jäägid ja hüdroksiidioonid.

Dissotsiatsiooniprotsessi kvantitatiivse tunnuse jaoks võetakse kasutusele dissotsiatsiooniastme mõiste. Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste (α) on antud lahuses ioonideks lagunenud molekulide arvu suhe ( n ), selle molekulide koguarvuni lahuses ( N), või

α = .

Elektrolüütilise dissotsiatsiooni astet väljendatakse tavaliselt kas ühiku murdosades või protsentides.

Elektrolüüte, mille dissotsiatsiooniaste on suurem kui 0,3 (30%), nimetatakse tavaliselt tugevateks elektrolüütideks, dissotsiatsiooniastmega 0,03 (3%) kuni 0,3 (30%) - keskmine, alla 0,03 (3%) - nõrkadeks elektrolüütideks. Niisiis, 0,1 M lahuse jaoks CH3COOH α = 0,013 (või 1,3%). Seetõttu on äädikhape nõrk elektrolüüt. Dissotsiatsiooniaste näitab, milline osa aine lahustunud molekulidest on lagunenud ioonideks. Elektrolüüdi elektrolüütilise dissotsiatsiooni aste vesilahustes sõltub elektrolüüdi olemusest, selle kontsentratsioonist ja temperatuurist.

Oma olemuselt võib elektrolüüdid jagada kaheks suured rühmad: tugev ja nõrk. Tugevad elektrolüüdid dissotsieeruvad peaaegu täielikult (α = 1).

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

1) happed (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) alused - põhialarühma (leelised) esimese rühma metallide hüdroksiidid - LiOH , NaOH , KOH , RbOH , CsOH , samuti leelismuldmetallide hüdroksiidid - Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) vees lahustuvad soolad (vt lahustuvuse tabel).

Nõrgad elektrolüüdid dissotsieeruvad ioonideks väga vähesel määral, lahustes on nad peamiselt dissotsieerumata olekus (molekulaarses vormis). Nõrkade elektrolüütide puhul luuakse tasakaal dissotsieerumata molekulide ja ioonide vahel.

Nõrgad elektrolüüdid hõlmavad järgmist:

1) anorgaanilised happed ( H2CO3, H2S, HNO2, H2SO3, HCN, H3PO4, H2SiO3, HCNS, HClO jne);

2) vesi (H20);

3) ammooniumhüdroksiid ( NH4OH);

4) enamik orgaanilisi happeid

(näiteks äädikhape CH3COOH, sipelghape HCOOH);

5) teatud metallide lahustumatud ja vähelahustuvad soolad ja hüdroksiidid (vt lahustuvuse tabel).

Protsess elektrolüütiline dissotsiatsioon kujutatud kasutades keemilised võrrandid. Näiteks vesinikkloriidhappe dissotsiatsioon (HC l ) on kirjutatud järgmiselt:

HCl → H+ + Cl-.

Alused dissotsieeruvad, moodustades metalli katioone ja hüdroksiidiioone. Näiteks KOH dissotsiatsioon

KOH → K + + OH -.

Polübaashapped, aga ka mitmevalentsete metallide alused dissotsieeruvad astmeliselt. Näiteks,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 -,

HCO 3 - H + + CO 3 2–.

Esimest tasakaalu - dissotsiatsiooni piki esimest etappi - iseloomustab konstant

.

Dissotsiatsiooniks teises etapis:

.

Millal süsihape dissotsiatsioonikonstantidel on järgmised väärtused: K I = 4,3× 10 -7, K II = 5,6 × 10–11 . Järkjärguliseks dissotsiatsiooniks alati K I> K II > K III >... , sest energia, mida tuleb kulutada iooni eraldumiseks, on minimaalne, kui see eraldatakse neutraalsest molekulist.

Vees lahustuvad keskmised (normaalsed) soolad dissotsieeruvad positiivselt laetud metalliioonide ja happejäägi negatiivselt laetud ioonide moodustumisega

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 -

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ + 3SO 4 2–.

Happesoolad (hüdrosoolad) - anioonis vesinikku sisaldavad elektrolüüdid, mis on võimelised eralduma vesinikiooni H + kujul. Happesoolasid käsitletakse mitmealuselistest hapetest saadud produktina, milles kõik vesinikuaatomid ei ole asendatud metalliga. Happesoolade dissotsiatsioon toimub etappidena, näiteks:

KHCO3 → K + + HCO 3 - (esimene aste)

A väärtust väljendatakse ühiku murdosades või protsentides ning see sõltub elektrolüüdi olemusest, lahustist, temperatuurist, kontsentratsioonist ja lahuse koostisest.

Lahustil on eriline roll: mitmel juhul võib vesilahustelt orgaanilistele lahustitele üleminekul elektrolüütide dissotsiatsiooniaste järsult suureneda või väheneda. Edaspidi eeldame erijuhiste puudumisel, et lahustiks on vesi.

Dissotsiatsiooniastme järgi jagunevad elektrolüüdid tinglikult tugev(a > 30%), keskmine (3% < a < 30%) и nõrk(a< 3%).

Tugevate elektrolüütide hulka kuuluvad:

1) mõned anorgaanilised happed (HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 ja mitmed teised);

2) leelismetallide (Li, Na, K, Rb, Cs) ja leelismuldmetallide (Ca, Sr, Ba) hüdroksiidid;

3) peaaegu kõik lahustuvad soolad.

Keskmise tugevusega elektrolüüdid on Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF ja mõned teised.

Kõik peavad nõrku elektrolüüte karboksüülhapped(va HCOOH) ning alifaatsete ja aromaatsete amiinide hüdraatunud vormid. Nõrgad elektrolüüdid on ka paljud anorgaanilised happed (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 jne) ja alused (NH 3 ∙ H 2 O).

Vaatamata mõningatele sarnasustele ei tohiks üldiselt aine lahustuvust selle dissotsiatsiooniastmega tuvastada. Niisiis lahustuvad äädikhape ja etüülalkohol vees piiramatult, kuid samal ajal on esimene aine nõrk elektrolüüt ja teine ​​​​mitteelektrolüüt.

Happed ja alused

Hoolimata asjaolust, et mõisteid "hape" ja "alus" kasutatakse laialdaselt keemiliste protsesside kirjeldamiseks, ei ole ainete klassifitseerimisel ühtset lähenemisviisi nende hapeteks või alusteks klassifitseerimisel. Praegused teooriad ( iooniline teooria S. Arrhenius, protolüütiline teooria I. Bronsted ja T. Lowry ja elektrooniline teooria G. Lewis) on teatud piirangud ja seetõttu kohaldatakse neid ainult teatud juhtudel. Vaatame kõiki neid teooriaid lähemalt.

Arrheniuse teooria.

Arrheniuse iooniteoorias on mõisted "hape" ja "alus" tihedalt seotud elektrolüütilise dissotsiatsiooni protsessiga:

Hape on elektrolüüt, mis dissotsieerub lahustes, moodustades H + ioone;

Alus on elektrolüüt, mis dissotsieerub lahustes, moodustades OH - ioone;

Amfolüüt (amfoteerne elektrolüüt) on elektrolüüt, mis dissotsieerub lahustes nii H + kui ka OH - ioonide moodustumisel.

Näiteks:

ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me (OH) n ⇄ Me n + + nOH -

Iooniteooria kohaselt võivad nii neutraalsed molekulid kui ioonid olla happed, näiteks:

HF⇄H++F-

H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -

NH4 + ⇄ H + + NH3

Põhjenduseks võib tuua sarnaseid näiteid:

KOH K + + OH -

- ⇄ Al(OH)3 + OH -

+ ⇄ Fe 2+ + OH -

Amfolüütide hulka kuuluvad tsingi, alumiiniumi, kroomi ja mõnede teiste hüdroksiidid, samuti aminohapped, valgud, nukleiinhapped.

Üldiselt taandub happe-aluse interaktsioon lahuses neutraliseerimisreaktsiooniks:

H + + OH - H2O

Siiski näitavad mitmed eksperimentaalsed andmed iooniteooria piiranguid. Niisiis, ammoniaak, orgaanilised amiinid, metallioksiidid nagu Na 2 O, CaO, nõrkade hapete anioonid jne. vee puudumisel on neil tüüpiliste aluste omadused, kuigi need ei sisalda hüdroksiidioone.

Teisest küljest on paljudel oksiididel (SO 2, SO 3, P 2 O 5 jne), halogeniididel, happehalogeniididel, mille koostises pole vesinikioone, isegi vee puudumisel happelised omadused, s.t. alused neutraliseeritakse.

Lisaks võib elektrolüüdi käitumine vesilahuses ja mittevesikeskkonnas olla vastupidine.

Niisiis, CH 3 COOH vees on nõrk hape:

CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,

ja vedelas vesinikfluoriidis on sellel aluse omadused:

HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -

Seda tüüpi reaktsioonide ja eriti mittevesilahustes toimuvate reaktsioonide uuringud on viinud üldisemate hapete ja aluste teooriateni.

Bronstedi ja Lowry teooria.

Edasine areng hapete ja aluste teooria oli I. Brönstedi ja T. Lowry välja pakutud protolüütiline (prootoniteooria). Selle teooria järgi:

Hape on igasugune aine, mille molekulid (või ioonid) on võimelised loovutama prootonit, s.t. olla prootoni doonor;

Alus on igasugune aine, mille molekulid (või ioonid) on võimelised siduma prootonit, s.t. olla prootonite vastuvõtja;

Seega laieneb aluse mõiste märkimisväärselt, mida kinnitavad järgmised reaktsioonid:

OH - + H + H2O

NH3 + H + NH4+

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

I. Bronstedi ja T. Lowry teooria kohaselt moodustavad hape ja alus konjugeeritud paari ning on omavahel seotud tasakaalu kaudu:

HAPPE ⇄ PROTON + ALUS

Kuna prootoniülekande reaktsioon (protolüütiline reaktsioon) on pöörduv ja prootoni ülekanne toimub ka pöördprotsessis, on reaktsioonisaadused üksteise suhtes happelised ja aluselised. Seda saab kirjutada tasakaaluprotsessina:

ON + B ⇄ VN + + A -,

kus HA on hape, B on alus, BH + on alusega B konjugeeritud hape, A - on happega HA konjugeeritud alus.

Näited.

1) vastuseks:

HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,

HCl ja H 2 O on happed, Cl - ja OH - on vastavad konjugeeritud alused;

2) vastuseks:

HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,

HSO 4 - ja H 3 O + - happed, SO 4 2 - ja H 2 O - alused;

3) vastuseks:

NH4 + + NH2 - ⇄ 2NH3,

NH 4 + on hape, NH 2 - on alus ja NH 3 toimib nii happe (üks molekul) kui ka alusena (teine ​​molekul), st. näitab amfoteersuse märke – võimet avaldada happe ja aluse omadusi.

Veel on see omadus:

2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -

Siin lisab üks H 2 O molekul prootoni (aluse), moodustades konjugeeritud happe - hüdroksooniumiooni H 3 O +, teine ​​annab prootoni (happe), moodustades konjugeeritud aluse OH -. Seda protsessi nimetatakse autoprotolüüs.

Eeltoodud näidetest on näha, et erinevalt Arrheniuse ideedest ei too Brönstedi ja Lowry teoorias hapete reaktsioonid alustega kaasa vastastikust neutraliseerumist, vaid nendega kaasneb uute hapete ja aluste teke. .

Samuti tuleb märkida, et protolüütiline teooria käsitleb mõisteid "hape" ja "alus" mitte kui omadust, vaid kui funktsiooni, mida kõnealune ühend protolüütilises reaktsioonis täidab. Sama ühend võib teatud tingimustel reageerida happena ja teistel alusena. Seega on CH 3 COOH vesilahuses happe omadused ja 100% H 2 SO 4 - aluse omadused.

Vaatamata oma eelistele ei ole protolüütiline teooria, nagu ka Arrheniuse teooria, rakendatav ainete suhtes, mis ei sisalda vesinikuaatomeid, kuid millel on samal ajal happe funktsioon: boor, alumiinium, räni ja tinahalogeniidid. .

Lewise teooria.

Teistsugune lähenemine ainete klassifitseerimisele hapeteks ja alusteks klassifitseerimisel oli Lewise elektroonikateooria. Elektroonilise teooria raames:

hape on osake (molekul või ioon), mis on võimeline siduma elektronipaari (elektroni aktseptor);

Alus on osake (molekul või ioon), mis on võimeline loovutama elektronipaari (elektronide doonor).

Lewise sõnul interakteeruvad hape ja alus üksteisega doonor-aktseptor sideme moodustamiseks. Paari elektronide lisamise tulemusena on elektronidefitsiidiga aatomil täielik elektrooniline konfiguratsioon - elektronide oktett. Näiteks:

Neutraalsete molekulide vahelist reaktsiooni saab kujutada sarnaselt:

Lewise teooria kohaselt peetakse neutraliseerimisreaktsiooniks hüdroksiidiooni elektronpaari lisamist vesinikuioonile, mis annab vaba orbitaali selle paari mahutamiseks:

Seega täidab prooton ise, mis Lewise teooria seisukohalt kergesti elektronpaari seob, happe funktsiooni. Sellega seoses võib Bronstedi happeid pidada Lewise hapete ja aluste vahelise reaktsiooniproduktina. Niisiis, HCl on happe H + neutraliseerimise produkt Cl - alusega ja H 3 O + ioon moodustub happe H + neutraliseerimise tulemusena alusega H 2 O.

Lewise hapete ja aluste vahelisi reaktsioone illustreerivad ka järgmised näited:

Lewise aluste hulka kuuluvad ka halogeniidioonid, ammoniaak, alifaatsed ja aromaatsed amiinid, hapnikku sisaldavad R2CO tüüpi orgaanilised ühendid (kus R on orgaaniline radikaal).

Lewise hapete hulka kuuluvad boori, alumiiniumi, räni, tina ja muude elementide halogeniidid.

Ilmselgelt hõlmab "happe" mõiste Lewise teoorias laiemat hulka keemilisi ühendeid. See on seletatav asjaoluga, et Lewise sõnul tuleneb aine määramine hapete klassi üksnes selle molekuli struktuurist, mis määrab elektroniaktseptori omadused, ja see ei pruugi olla seotud vesiniku olemasoluga. aatomid. Lewise happeid, mis ei sisalda vesinikuaatomeid, nimetatakse aprootiline.

Probleemide lahendamise standardid

1. Kirjutage Al 2 (SO 4) 3 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand vees.

Alumiiniumsulfaat on tugev elektrolüüt ja laguneb vesilahuses täielikult ioonideks. Dissotsiatsioonivõrrand:

Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 -,

või (ilma ioonide hüdratatsiooni protsessi arvesse võtmata):

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

2. Mis on HCO 3 ioon – Bronsted-Lowry teooria seisukohast?

Olenevalt tingimustest võib HCO 3 ioon annetada prootoneid:

HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),

ja lisage prootonid:

HCO3 - + H3O + H2CO3 + H2O (2).

Seega on esimesel juhul HCO 3 ioon hape, teisel juhul alus, see tähendab amfolüüt.

3. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohast reaktsioonis Ag + ioon:

Ag + + 2NH3 +

Keemiliste sidemete moodustumise protsessis, mis toimub vastavalt doonor-aktseptormehhanismile, on vaba orbitaaliga Ag + ioon elektronpaaride aktseptor ja seega on sellel Lewise happe omadused.

4. Määrake lahuse, mille ühes liitris on 0,1 mol KCl ja 0,1 mol Na 2 SO 4, ioontugevus.

Esitatud elektrolüütide dissotsiatsioon toimub vastavalt võrranditele:

Na 2SO 4 2Na + + SO 4 2 -

Seega: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0,1 mol / l;

C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) = 0,2 mol / l;

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

Lahuse ioontugevus arvutatakse järgmise valemiga:

5. Määrake CuSO 4 kontsentratsioon selle elektrolüüdi lahuses koos I= 0,6 mol/l.

CuSO4 dissotsiatsioon toimub vastavalt võrrandile:

CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -

Võtame C (CuSO 4) jaoks x mol / l, siis vastavalt reaktsioonivõrrandile C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d x mol/l. AT sel juhul ioontugevuse arvutamise avaldis on järgmine:

6. Määrake K + iooni aktiivsuskoefitsient KCl vesilahuses, mille C (KCl) = 0,001 mol / l.

mis antud juhul on kujul:

.

Lahuse ioontugevus leitakse järgmise valemiga:

7. Määrake Fe 2+ iooni aktiivsuskoefitsient vesilahuses, mille ioontugevus on võrdne 1-ga.

Vastavalt Debye-Hückeli seadusele:

Järelikult:

8. Määrake happe HA dissotsiatsioonikonstant, kui selle happe lahuses kontsentratsiooniga 0,1 mol/l a = 24%.

Dissotsiatsiooniastme järgi saab kindlaks teha, et see hape on keskmise tugevusega elektrolüüt. Seetõttu kasutame happe dissotsiatsioonikonstandi arvutamiseks Ostwaldi lahjendusseadust selle täiskujul:

9. Määrake elektrolüüdi kontsentratsioon, kui a = 10%, K d \u003d 10–4.

Ostwaldi lahjendusseadusest:

10. Ühealuselise happe HA dissotsiatsiooniaste ei ületa 1%. (HA) = 6,4 × 10-7. Määrake HA dissotsiatsiooniaste selle lahuses kontsentratsiooniga 0,01 mol/l.

Dissotsiatsiooniastme järgi saab kindlaks teha, et see hape on nõrk elektrolüüt. See võimaldab meil kasutada Ostwaldi lahjendusseaduse ligikaudset valemit:

11. Elektrolüüdi dissotsiatsiooniaste selle lahuses kontsentratsiooniga 0,001 mol / l on 0,009. Määrake selle elektrolüüdi dissotsiatsioonikonstant.

Probleemi olukorrast on näha, et see elektrolüüt on nõrk (a = 0,9%). Sellepärast:

12. (HNO 2) = 3,35. Võrrelge HNO 2 tugevust ühealuselise happe HA tugevusega, mille dissotsiatsiooniaste lahuses C(HA) = 0,15 mol/l on 15%.

Arvutage (HA), kasutades Ostwaldi võrrandi täiskuju:

Alates (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более tugev hape võrreldes HNO 2 -ga.

13. On kaks KCl lahust, mis sisaldavad teisi ioone. On teada, et esimese lahuse ioontugevus ( I 1) on võrdne 1-ga ja teine ​​( I 2) on 10–2. Võrrelge aktiivsustegureid f(K +) nendes lahustes ja järeldada, kuidas nende lahuste omadused erinevad KCl lõpmatult lahjendatud lahuste omadustest.

K + ioonide aktiivsuskoefitsiendid arvutatakse Debye-Hückeli seaduse alusel:

Aktiivsustegur f on teatud kontsentratsiooniga elektrolüüdi lahuse käitumise kõrvalekalde mõõt selle käitumisest lahuse lõpmatu lahjenduse korral.

Sest f 1 = 0,316 erineb 1-st rohkem kui f 2 \u003d 0,891, siis suurema ioontugevusega lahuses täheldatakse KCl lahuse käitumises suuremat kõrvalekallet selle käitumisest lõpmatu lahjenduse korral.

Küsimused enesekontrolliks

1. Mis on elektrolüütiline dissotsiatsioon?

2. Milliseid aineid nimetatakse elektrolüütideks ja mitteelektrolüütideks? Too näiteid.

3. Mis on dissotsiatsiooniaste?

4. Millised tegurid määravad dissotsiatsiooni astme?

5. Milliseid elektrolüüte peetakse tugevateks? Mis on keskmise tugevusega? Mis on nõrgad? Too näiteid.

6. Mis on dissotsiatsioonikonstant? Millest dissotsiatsioonikonstant sõltub ja millest mitte?

7. Kuidas on omavahel seotud keskmiste ja nõrkade elektrolüütide binaarlahuste konstant ja dissotsiatsiooniaste?

8. Miks esineb tugevate elektrolüütide lahuste käitumises kõrvalekaldeid ideaalsusest?

9. Mis on mõiste "nähtav dissotsiatsiooniaste" olemus?

10. Mis on iooni aktiivsus? Mis on aktiivsuskoefitsient?

11. Kuidas muutub aktiivsuskoefitsiendi väärtus tugeva elektrolüüdi lahuse lahjendamisel (kontsentratsioonil)? Mis on aktiivsuskoefitsiendi piirväärtus lahuse lõpmatu lahjenduse korral?

12. Mis on lahuse ioontugevus?

13. Kuidas arvutatakse aktiivsuskoefitsienti? Sõnastage Debye-Hückeli seadus.

14. Milles seisneb hapete ja aluste iooniteooria (Arrheniuse teooria) olemus?

15. Mis on põhimõtteline erinevus hapete ja aluste protolüütilise teooria (Bronstedi ja Lowry teooria) ja Arrheniuse teooria vahel?

16. Kuidas tõlgendab elektroonikateooria (Lewise teooria) mõisteid "hape" ja "alus"? Too näiteid.

Ülesande valikud sõltumatu lahendus

Valik number 1

1. Kirjutage Fe 2 (SO 4) 3 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

ON + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.

Valik number 2

1. Kirjutage CuCl 2 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohalt S 2 ioon - reaktsioonis:

2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.

3. Arvutage elektrolüüdi molaarne kontsentratsioon lahuses, kui a = 0,75%, a = 10 - 5.

Valik number 3

1. Kirjutage Na 2 SO 4 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohast CN ioon - reaktsioonis:

Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.

3. CaCl 2 lahuse ioontugevus on 0,3 mol/l. Arvutage C (CaCl 2).

Valik number 4

1. Kirjutage Ca(OH) 2 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Bronstedi teooria seisukohast reaktsioonis H 2 O molekul:

H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.

3. K 2 SO 4 lahuse ioontugevus on 1,2 mol/l. Arvutage C(K 2 SO 4).

Valik number 5

1. Kirjutage K 2 SO 3 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.

3. (CH3COOH) = 4,74. Võrrelge CH 3 COOH tugevust ühealuselise happe HA tugevusega, mille dissotsiatsiooniaste lahuses C (HA) = 3,6 × 10 - 5 mol / l on 10%.

Valik number 6

1. Kirjutage K 2 S elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohalt AlBr 3 molekul reaktsioonis:

Br - + AlBr 3 ⇄ - .

Valik number 7

1. Kirjutage Fe(NO 3) 2 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohast reaktsioonis ioon Cl -:

Cl - + AlCl 3 ⇄ - .

Valik number 8

1. Kirjutage K 2 MnO 4 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Bronstedi teooria seisukohast HSO 3 ioon - reaktsioonis:

HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.

Valik number 9

1. Kirjutage Al 2 (SO 4) 3 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohast Co 3+ ioon reaktsioonis:

Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.

3. 1 liiter lahust sisaldab 0,348 g K 2 SO 4 ja 0,17 g NaNO 3. Määrake selle lahuse ioontugevus.

Valik number 10

1. Kirjutage Ca(NO 3) 2 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Bronstedi teooria seisukohast reaktsioonis H 2 O molekul:

B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.

3. Arvutage elektrolüüdi kontsentratsioon lahuses, kui a = 5%, a = 10 - 5.

Valik number 11

1. Kirjutage KMnO 4 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Lewise teooria seisukohast reaktsioonis Cu 2+ ioon:

Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.

3. Arvutage Cu 2+ iooni aktiivsuskoefitsient CuSO 4 lahuses, mille C (CuSO 4) = 0,016 mol / l.

Valik number 12

1. Kirjutage Na 2 CO 3 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Bronstedi teooria seisukohast reaktsioonis H 2 O molekul:

K + + xH 2 O ⇄ + .

3. On kaks NaCl lahust, mis sisaldavad muid elektrolüüte. Nende lahuste ioontugevuse väärtused on vastavalt võrdsed: I 1 \u003d 0,1 mol / l, I 2 = 0,01 mol/l. Võrrelge aktiivsustegureid f(Na +) nendes lahustes.

Valik number 13

1. Kirjutage Al(NO 3) 3 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohalt reaktsioonis esinev RNH 2 molekul:

RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.

3. Võrrelge katioonide aktiivsuskoefitsiente FeSO 4 ja KNO 3 sisaldavas lahuses eeldusel, et elektrolüütide kontsentratsioonid on vastavalt 0,3 ja 0,1 mol/l.

Valik number 14

1. Kirjutage K 3 PO 4 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Bronstedi teooria seisukohast reaktsioonis H 3 O + ioon:

HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.

Valik number 15

1. Kirjutage K 2 SO 4 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Lewise teooria seisukohast reaktsioonis Pb (OH) 2:

Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.

Valik number 16

1. Kirjutage Ni(NO 3) 2 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Bronstedi teooria seisukohast reaktsioonis hüdroniumioon (H 3 O +):

2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2 H 2 O.

3. Ainult Na 3 PO 4 sisaldava lahuse ioontugevus on 1,2 mol/l. Määrake Na 3 PO 4 kontsentratsioon.

Valik number 17

1. Kirjutage (NH 4) 2 SO 4 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Määrake, mis on Bronstedi teooria seisukohast reaktsioonis NH 4 + ioon:

NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.

3. Nii KI kui ka Na 2 SO 4 sisaldava lahuse ioontugevus on 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/L. Määrake Na 2 SO 4 kontsentratsioon.

Valik number 18

1. Kirjutage Cr 2 (SO 4) 3 elektrolüütilise dissotsiatsiooni võrrand.

2. Tehke kindlaks, mis on Bronstedi teooria seisukohast reaktsioonis valgu molekul:

TEABEPLOK

pH skaala

Tabel 3 H + ja OH - ioonide kontsentratsioonide seos.

Probleemide lahendamise standardid

1. Vesinikuioonide kontsentratsioon lahuses on 10 - 3 mol/l. Arvutage selle lahuse pH, pOH ja [OH - ] väärtused. Määrake lahuse keskkond.

Märge. Arvutamiseks kasutatakse järgmisi suhteid: lg10 a = a; 10 lg a = a.

pH = 3 lahuse keskkond on happeline, kuna pH< 7.

2. Arvutage 0,002 mol/l molaarse kontsentratsiooniga vesinikkloriidhappe lahuse pH.

Kuna HC1 lahjendatud lahuses » 1 ja ühealuselise happe lahuses C (k-you) \u003d C (k-you), võime kirjutada:

3. 10 ml äädikhappe lahusele, mille C(CH3COOH) = 0,01 mol/l, lisati 90 ml vett. Leidke erinevus lahuse pH väärtuste vahel enne ja pärast lahjendamist, kui (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.

1) Nõrga ühealuselise happe CH 3 COOH alglahuses:

Järelikult:

2) 90 ml vee lisamine 10 ml happelahusele vastab lahuse 10-kordsele lahjendamisele. Sellepärast.