Dissotsilanish konstantasidan tashqari, elektrolitning kuchini eritmaning konsentratsiyasiga bog'liq bo'lgan boshqa parametr qiymatidan aniqlash mumkin. Bu parametr aniq dissotsiatsiya darajasi bu molekulalarning ionlarga parchalangan qismini ko'rsatadi.
Dissotsiatsiya darajasi ( ) - ionlarga parchalangan molekulalar sonining nisbati (N dis. ) erigan molekulalarning umumiy soniga (N jami ) :
Dissotsilanish darajasi birlikning kasrlarida yoki foizda ifodalanadi. Eritmadagi modda molekulalarining umumiy soni uning moddasi miqdori va uning molyar konsentratsiyasiga mutanosib bo'lganligi sababli, biz yozishimiz mumkin:
(7.6.5.)
qaerda n dis. va c dis. - mos ravishda elektrolitik dissotsiatsiyaga uchragan erigan moddaning miqdori va molyar konsentratsiyasi.
Kuchli elektrolitlarga shartli ravishda eritmadagi dissotsilanish darajasi 30% dan oshadigan moddalar kiradi ( > 0,3). Qachon < 3% ( < 0,03) электролиты считают слабыми, в других случаях о них говорят как об электролитах средней силы.
Dissotsilanish darajasi odatda eritmalarning elektr o'tkazuvchanligini o'lchash orqali aniqlanadi, bu erkin harakatlanuvchi ionlarning konsentratsiyasiga to'g'ridan-to'g'ri proportsionaldir. Bunday holda, ning haqiqiy qiymatlari emas, balki ko'rinadigan qiymatlar olinadi. Ular har doim ning haqiqiy qiymatlaridan kamroq, chunki elektrodlar tomon harakatlanayotganda, ionlar to'qnashadi va ularning harakatchanligini qisman kamaytiradi, ayniqsa eritmadagi yuqori konsentratsiyalarda, ionlar orasidagi elektrostatik tortishish sodir bo'lganda. Masalan, suyultirilgan eritmada HCl ning elektrolitik dissotsilanish darajasining haqiqiy qiymati 1 ga, 1 M eritmada 18 0 S da = 0,78 (78%) ga teng, ammo bu eritmada 22% dissotsilanmagan HCl mavjud emas. molekulalar, deyarli barcha molekulalar dissotsiatsiyalangan.
Suyultirilgan suvli eritmada deyarli butunlay dissotsiatsiyalanadigan elektrolitlar kuchli elektrolitlar deyiladi..
Deyarli barcha tuzlar, ko'plab noorganik kislotalar (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, gidrogal kislotalar, HF dan tashqari va boshqalar), s-elementlarning gidroksidlari (Be (OH) 2 va Mg (OH) 2 bundan mustasno) . Ushbu elektrolitlarning ko'rinadigan qiymatlari 70 dan 100% gacha. Kuchli elektrolitlarning dissotsiatsiyasi deyarli qaytmas jarayondir. :
HCl H + + Cl - yoki HCl = H + + Cl -
kislotalar - suvli eritmada vodorod kationlari va kislota qoldig'ining anionlarini hosil qiluvchi moddalar, asoslar - gidroksid ionlari OH hosil qilish uchun suvli eritmada dissotsiatsiyalanadigan moddalar. - va metall kationlari .
Kuchsiz ko'p asosli kislotalar bosqichma-bosqich dissotsilanadi. Har bir bosqich dissotsiatsiya konstantasining qiymati bilan tavsiflanadi, masalan:
Bosqichli dissotsiatsiya tufayli ko'p asosli kislotalar kislota tuzlarini hosil qilishga qodir, NaHSO 4, NaHCO 3, K 2 HPO 4 va boshqalar.
Kuchsiz poli kislotali asoslar bosqichma-bosqich dissotsilanadi:
Bu tushuntiradi poli kislotali asoslarning asosiy tuzlar hosil qilish qobiliyati: CuOHCl, (ZnOH) 2 SO 4 va boshqalar.
Suyultirilgan suvli eritmada qisman dissotsiatsiyalanadigan elektrolitlar kuchsiz elektrolitlar deyiladi. Kuchsiz elektrolitlarning dissotsiatsiyasi teskari jarayondir
Masalan:
Elektrolitik dissotsilanish darajasiga bog'liq:
elektrolit va erituvchining tabiati;
eritma konsentratsiyasi;
harorat
Va eritmaning suyultirilishi ortishi bilan ortadi:
Eritma harorati oshishi bilan dissotsilanish darajasi ortadi. Erigan zarrachalarning kinetik energiyasining ortishi molekulalarning ionlarga parchalanishiga yordam beradi, bu esa eritmalar qizdirilganda dissotsilanish darajasining oshishiga olib keladi.
Agar kuchsiz kislota yoki kuchsiz asos eritmasida bir xil nomdagi ionning konsentratsiyasi mos tuz kiritilsa, kuchsiz elektrolitning dissotsilanish darajasining keskin o zgarishi kuzatiladi. Masalan, natriy asetat eritmaga kiritilganda (CH3COO- bir xil nomdagi ionlarning kiritilishi) sirka kislotasi (CH3COOH) qanday o'zgarishini ko'rib chiqing.
Le Shatelye printsipiga ko'ra, dissotsiatsiya jarayonining muvozanati
natriy asetatning dissotsiatsiyasida hosil bo'lgan CH 3 COO asetat ionlari kontsentratsiyasining oshishi natijasida chapga siljiydi:
CH 3 COONa CH 3 COO - + Na +.
Bunday muvozanatning CH 3 COOH hosil bo'lishiga qarab siljishi uning dissotsilanish darajasining pasayishini anglatadi va vodorod ionlari kontsentratsiyasining pasayishiga olib keladi, masalan:
Shunday qilib, CH 3 COOH ning 1 l 0,01 M eritmasiga 0,01 mol CH 3 COONa kiritish natijasida vodorod ionlarining konsentratsiyasi 2 ga kamaydi.
.
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi nuqtai nazaridan amfoter gidroksidlar (amfolitlar) suvli eritmada kislota va asos sifatida ajraladigan moddalardir.. Bularga Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Pb (OH) 2, Sn (OH) 2, Al (OH) 3, Cr (OH) 3 va boshqalar kiradi.Masalan, elektrolitik dissotsilanish tenglamalari Be ( OH)2:
1) asos turi bo'yicha dissotsiatsiya:
Be(OH) 2 + 3H 2 O OH - +
H 2 O OH - +
2) kislota turiga qarab dissotsilanish:
Be(OH) 2 + 2H 2 O H + +
H + +
Konstanta va dissotsiatsiya darajasi o'rtasida ma'lum bir qonuniyat mavjud bo'lib, u 1888 yilda V. Ostvald tomonidan kashf etilgan va uni tushuntirishga muvaffaq bo'lgan. Bu naqsh keyinchalik Ostvald suyultirish qonuni deb ataldi.
Ostvaldning suyultirish qonunining to'g'riligini eksperimental tarzda aniqlash elektrolitik dissotsilanish nazariyasini asoslash uchun katta ahamiyatga ega edi.
K d oddiy bog`liqlik bilan bog`langan. Agar eritmadagi elektrolitning umumiy molyar kontsentratsiyasi C KA deb belgilansa, binar elektrolitlar uchun K y+ va A x- ionlarining kontsentratsiyasi ·C KA ga teng bo'ladi. Bu aniq
= = C KA,
C KA - C KA = C KA (1-), keyin
(7.6.6.)
Kuchsiz elektrolitlar uchun 0 va (1 - ) 1. Shuning uchun,
(7.6.7.)
Olingan bog'liqlik matematik ifodadir Ostvaldning suyultirish qonuni :
kuchsiz elektrolitning dissotsilanish darajasi eritmaning molyar konsentratsiyasining kvadrat ildiziga teskari proportsional ravishda suyultirish bilan ortadi..
Kimyoda elektrolitik dissotsilanish kabi qiziqarli hodisaning kashf etilishi tarixi 1887 yilda, shved kimyogari Svante Arennius suvli eritmalarning elektr o'tkazuvchanligini o'rganayotganda, bunday eritmalarda moddalar zaryadlangan zarrachalarga - ionlarga parchalanishi mumkinligini taklif qilgandan keyin boshlangan. Bu ionlar harakatda bo'lib, elektrodlarga, ham musbat zaryadlangan katodga, ham manfiy zaryadlangan anodga qarab harakatlanadi. Ushbu parchalanish jarayoni elektrolitik dissotsiatsiya deb ataladi, u eritmalarda elektr tokining paydo bo'lishiga sababchi bo'ladi.
Elektrolitik dissotsilanish nazariyasi
Kashfiyotchi S.Arennius V.Osvald bilan birgalikda ishlab chiqqan elektrolitik dissotsilanishning klassik nazariyasi, eng avvalo, molekulalarning ionlarga parchalanishi (to'g'ri dissotsilanish) elektr toki ta'sirida sodir bo'ladi, deb faraz qilgan. Keyinchalik, bu mutlaqo to'g'ri emasligi ma'lum bo'ldi, chunki suvli eritmalarda ionlarning mavjudligi, ular orqali oqim o'tgan-o'tmaganligidan qat'i nazar, aniqlangan. Keyin Svante Arennius yangi nazariyani shakllantirdi, uning mohiyati shundaki, elektrolitlar erituvchi ta'sirida o'z-o'zidan ionlarga parchalanadi. Va allaqachon ionlarning mavjudligi eritmadagi elektr o'tkazuvchanligi uchun ideal sharoitlarni yaratadi.
Elektrolitik dissotsiatsiya sxematik tarzda shunday ko'rinadi.
Eritmalarda elektrolitik dissotsilanishning katta ahamiyati shundaki, u kislotalar, asoslar va tuzlarning xossalarini tavsiflashga imkon beradi va bundan keyin bu haqda batafsil to'xtalamiz.
Kislotalarning elektrolitik dissotsiatsiyasi
H 3 RO 4 ⇄ H + H 2 RO- 4 (birinchi bosqich)
H 2 RO 4 ⇄ H + HPO 2 - 4 (ikkinchi bosqich)
H 2 RO 4 ⇄ H + PO Z - 4 (uchinchi bosqich)
Kislotalarning elektrolitik dissotsiatsiyasining kimyoviy tenglamalari shunday ko'rinadi. Misol vodorod H (kation) va anod ionlariga parchalanadigan fosfor kislotasi H 3 PO 4 ning elektrolitik dissotsiatsiyasini ko'rsatadi. Bundan tashqari, ko'plab asosiy kislotalarning dissotsiatsiyasi, qoida tariqasida, faqat birinchi bosqichdan o'tadi.
Asoslarning elektrolitik dissotsiatsiyasi
Asoslarning kislotalardan farqi shundaki, ular dissotsilanganda gidroksid ionlari kationlar holida hosil bo'ladi.
Bazalar uchun kimyoviy dissotsiatsiya tenglamasiga misol
KOH ⇄ K + OH-; NH 4 OH ⇄ NH+ 4 + OH-
Suvda eriydigan asoslar ishqorlar deb ataladi, ular unchalik ko'p emas, asosan ishqoriy va ishqoriy tuproq asoslari, masalan, LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH va Ca (OH) 2, Sr (OH) 2 , Va(OH) 2 , Ra(OH) 2
Tuzlarning elektrolitik dissotsiatsiyasi
Tuzlarning elektrolitik dissotsiatsiyasi jarayonida metallar kationlar, shuningdek ammoniy kationi NH 4, kislota qoldiqlari esa anionlarga aylanadi.
(NH 4) 2 SO 4 ⇄ 2NH + 4 + SO 2 - 4; Na 3 PO 4 ⇄ 3Na + PO 3- 4
Tuzlarning elektrolitik dissotsilanish tenglamasiga misol.
Elektrolitik dissotsiatsiya, video
Va nihoyat, bizning maqolamiz mavzusi bo'yicha o'quv videosi.
Kimyoning asosiy ustuni D. I. Mendeleyevning davriy tizimi, A. M. Butlerovning organik birikmalar tuzilishi va boshqa muhim kashfiyotlar qatorida elektrolitik dissotsilanish nazariyasi hisoblanadi. 1887 yilda u Svante Arrhenius tomonidan suvdagi, boshqa qutbli suyuqliklar va eritmalardagi elektrolitlarning o'ziga xos harakatlarini tushuntirish uchun ishlab chiqilgan. U o'sha paytda mavjud bo'lgan ikkita mutlaqo boshqacha echimlar nazariyasi - fizik va kimyoviy o'rtasida murosani topdi. Birinchisi, erigan modda va erituvchi bir-biri bilan hech qanday tarzda o'zaro ta'sir qilmaydi, oddiy mexanik aralashmani hosil qiladi. Ikkinchisi, ular orasida kimyoviy bog'lanish mavjud. Ma'lum bo'lishicha, aslida ikkala xususiyat ham eritmalarga xosdir.
Fan rivojining keyingi bosqichlarida ko`pgina olimlar atomlarning tuzilishi va ular orasidagi kimyoviy bog`larning tabiati haqidagi mavjud ma`lumotlarga asoslanib, bu yo`nalishdagi tadqiqot va ishlanmalarni davom ettirdilar. Jumladan, I. A. Kablukov solvatsiya jarayonlari masalasi bilan shug'ullangan, V. A. Kistyakovskiy kapillyardagi suyuqlik ustunining qaynash harorati sharoitida ko'tarilishining molekulyar massaga bog'liqligini aniqlagan.
Nazariyaning zamonaviy talqini
Ushbu kashfiyot paydo bo'lishidan oldin, bo'linish jarayonlarining ko'plab xususiyatlari va holatlari, shuningdek, echimlarning o'zlari o'rganilmagan. Elektrolitik dissotsilanish - suvda yoki boshqa qutbli suyuqliklarda moddaning uni tashkil etuvchi ionlariga parchalanishi, birikma zarrachalarining erituvchi molekulalari bilan o'zaro ta'siri, erish natijasida kristall panjara tugunlarida kationlar va anionlarning harakatchanligi paydo bo'lishi. Buning natijasida hosil bo'lgan moddalar yangi xususiyatga ega bo'ladi - elektr o'tkazuvchanligi.
Erkin eritma yoki erish holatida bo'lgan ionlar bir-biri bilan o'zaro ta'sir qiladi. O'xshash zaryadlanganlar qaytaradi, aksincha zaryadlanganlar tortadi. Zaryadlangan zarralar erituvchi molekulalari tomonidan eriydi - har biri Kulonning tortishish kuchlariga ko'ra qat'iy yo'naltirilgan dipollar bilan mahkam o'ralgan, ma'lum bir holatda, agar muhit suvli bo'lsa, ular gidratlanadi. Kationlar har doim anionlarga qaraganda kattaroq radiuslarga ega bo'ladi, chunki ular atrofidagi zarrachalarning o'ziga xos joylashuvi chekkalarida lokalizatsiya qilingan zaryadlarga ega.
Elektrolitik dissotsilanish nuqtai nazaridan zaryadlangan zarrachalarning tarkibi, tasnifi va nomlari
Ion - bu musbat yoki manfiy zaryadga ega bo'lgan atom yoki atomlar guruhi. Ular oddiylarga shartli bo'linish bilan tavsiflanadi (K (+) , Ca (2+) , H (+) - bitta kimyoviy elementdan iborat), murakkab va murakkab (OH (-) , SO 4 (2-), HCO 3 (- ) - bir nechtadan). Agar kation yoki anion erituvchi molekulasi bilan bog'langan bo'lsa, u solvatlangan, H 2 O molekulasining dipol bilan - gidratlangan deb ataladi.
Suvning elektrolitik dissotsiatsiyasi sodir bo'lganda, ikkita zaryadlangan H (+) va OH (-) zarralar hosil bo'ladi. Vodorod protoni boshqa suv molekulasidan bo'sh orbitalga taqsimlanmagan elektron juft kislorodni qabul qiladi, buning natijasida gidroniy ioni H 3 O (+) hosil bo'ladi.
Arrenius kashfiyotining asosiy qoidalari
Noorganik birikmalar sinflarining barcha vakillari, oksidlardan tashqari, suyuqliklarning yo'naltirilgan dipollari eritmalarida parchalanadi, kimyoviy tilda - ular ko'p yoki kamroq darajada ularning tarkibiy ionlariga ajraladi. Bu jarayon elektr tokining mavjudligini talab qilmaydi, elektrolitik dissotsiatsiya tenglamasi uning sxematik tasviridir.
Eritmada yoki eritmada ionlar elektr tokiga ta'sir qilishi va katod (salbiy elektrod) va anod (ijobiy) tomon yo'nalishda harakatlanishi mumkin. Ikkinchisi qarama-qarshi zaryadlangan atom agregatlarini tortadi. Bu yerdan zarralar o'z nomlarini oldi - kationlar va anionlar.
Moddaning parchalanishi bilan parallel ravishda va bir vaqtning o'zida teskari jarayon sodir bo'ladi - ionlarning asl molekulalarga birlashishi, shuning uchun moddaning yuz foiz erishi sodir bo'lmaydi. Elektrolitik dissotsilanish reaktsiyasining bunday tenglamasi uning o'ng va chap qismlari o'rtasida teng belgini o'z ichiga oladi. Elektrolitik dissotsilanish, boshqa reaksiyalar singari, kimyoviy muvozanatni tartibga soluvchi qonunlarga bo'ysunadi va massa ta'siri qonuni bundan mustasno emas. Unda aytilishicha, ionlarga parchalanish jarayonining tezligi elektrolitlar konsentratsiyasiga mutanosib.
Dissotsilanish jarayonida moddalarning tasnifi
Kimyoviy terminologiya moddalarni erimaydigan, ozgina eriydigan va eriydiganlarga ajratadi. Oxirgi ikkitasi zaif va kuchli elektrolitlardir. Ayrim birikmalarning eruvchanligi haqidagi ma'lumotlar eruvchanlik jadvalida umumlashtiriladi. Kuchli elektrolitlarning dissotsiatsiyasi qaytarilmas jarayon bo'lib, ular butunlay ionlarga parchalanadi. Zaif - faqat qisman, assotsiatsiya hodisasi ularga xosdir va shuning uchun davom etayotgan jarayonlarning muvozanati.
Shuni ta'kidlash kerakki, elektrolitning eruvchanligi va kuchi o'rtasida to'g'ridan-to'g'ri bog'liqlik yo'q. Kuchlilarda u zaif ifodalangan bo'lishi mumkin. Zaif elektrolitlar singari ular ham suvda yaxshi eriydi.
Eritmalari elektr tokini o'tkazadigan birikmalarga misollar
"Kuchli elektrolitlar" sinfiga barcha yaxshi dissotsiatsiyalanuvchi kislotalar, masalan, nitrat, xlorid, brom, oltingugurt, perxlorid va boshqalar kiradi. Xuddi shu darajada, ishqorlar gidroksidi gidroksidlar va "ishqoriy tuproq metallari" guruhining alohida vakillaridir. Ba'zi siyanatlar va tiosiyanatlardan, shuningdek simob (II) xloriddan tashqari tuzlarning elektrolitik dissotsiatsiyasi juda kuchli.
"Zaif elektrolitlar" sinfi mineralning qolgan qismi va deyarli barcha organik kislotalar bilan ifodalanadi: karbonat, sulfid, borik, azotli, oltingugurt, kremniy, sirka va boshqalar. Shuningdek, kam eriydigan va uglevodorod asoslari va amfoter gidroksidlari (magniy gidroksidlari, berilliy, temir, rux oksidlanish holatida (2+)). O'z navbatida, suv molekulalari juda zaif elektrolitlardir, ammo baribir ionlarga parchalanadi.
Dissotsilanish jarayonlarining miqdoriy tavsifi
Elektrolitik dissotsilanish darajasi aslida bo'linish jarayonining darajasini tavsiflaydi. Buni hisoblash mumkin - ionlarga bo'lingan zarrachalar sonini tizimdagi erigan moddaning umumiy molekulalari soniga bo'lish kerak. Bu qiymat "alfa" harfi bilan belgilanadi.
Kuchli elektrolitlar uchun "a" bir yoki yuz foizga teng bo'lishi mantiqan to'g'ri, chunki parchalangan zarralar soni ularning umumiy soniga teng. Zaiflar uchun - har doim bittadan kamroq. Dastlabki molekulalarning suvli muhitda ionlarga to'liq parchalanishi sodir bo'lmaydi va teskari jarayon sodir bo'ladi.
Emirilishning to'liqligiga ta'sir qiluvchi asosiy omillar
Elektrolitik dissotsilanish darajasiga bir qator inkor etilmaydigan omillar ta'sir qiladi. Eng avvalo, erituvchining tabiati va unda parchalanadigan modda muhim ahamiyatga ega. Masalan, barcha kuchli elektrolitlar tarkibiy zarralar orasidagi kovalent yuqori qutbli yoki ionli bog'lanish turiga ega. Suyuqliklar dipollar, xususan, suv bilan ifodalanadi, molekulalarda zaryadlarning ajralishi mavjud va ularning o'ziga xos yo'nalishi natijasida erigan moddaning elektrolitik dissotsiatsiyasi sodir bo'ladi.
Alfa qiymati konsentratsiyaga teskari ta'sir qiladi. Oshgani sayin dissotsilanish darajasining qiymati kamayadi va aksincha. Jarayonning o'zi butunlay endotermikdir, ya'ni uni boshlash uchun ma'lum miqdorda issiqlik kerak bo'ladi. Harorat omilining ta'siri quyidagicha asoslanadi: u qanchalik baland bo'lsa, dissotsiatsiya darajasi shunchalik yuqori bo'ladi.
Ikkilamchi omillar
Fosfor kabi ko'p asosli kislotalar va Fe(OH) 3 kabi ko'p gidroksil guruhlari bo'lgan asoslar bosqichma-bosqich ionlarga parchalanadi. Bog'liqlik aniqlanadi - dissotsiatsiyaning har bir keyingi bosqichi avvalgisidan minglab yoki o'n minglab marta kam bo'lgan daraja bilan tavsiflanadi.
Parchalanish darajasini tizimga asosiy erigan moddaning ionlaridan birining konsentratsiyasini o'zgartiruvchi boshqa elektrolitlar qo'shish orqali ham o'zgartirish mumkin. Bu Le Chatelier-Brown qoidasi bilan belgilanadigan muvozanatning yon tomonga siljishiga olib keladi - reaktsiya tizimga tashqi tomondan ta'sir etuvchi ta'sirning neytrallanishi kuzatiladigan yo'nalishda davom etadi.
Klassik muvozanat jarayoni konstantasi
Kuchsiz elektrolitning parchalanish jarayonini tavsiflash uchun uning darajasiga qo'shimcha ravishda elektrolitik dissotsilanish konstantasi (K d) qo'llaniladi, bu kationlar va anionlar kontsentratsiyasining dastlabki molekulalarning miqdoriy tarkibiga nisbati sifatida ifodalanadi. tizimi. Aslida, bu erigan moddaning ionlarga bo'linishining teskari reaktsiyasi uchun odatiy kimyoviy muvozanat konstantasi.
Masalan, birikmaning uning tarkibiy zarrachalariga parchalanish jarayoni uchun dissotsilanish konstantasi (K d) eritma tarkibidagi kationlar va anionlarning doimiy konsentrasiyalarining tegishli kuchlarga ko'tarilgan koeffitsienti bilan aniqlanadi. kimyoviy tenglamada ularning oldidagi raqamlar va erigan moddaning qolgan ajratilmagan formula birliklarining umumiy soni. Bog'liqlik mavjud - qanchalik baland bo'lsa (K d), tizimdagi kationlar va anionlar soni shunchalik ko'p bo'ladi.
Kuchsiz parchalanadigan birikmaning kontsentratsiyasi, dissotsilanish darajasi va konstanta o'rtasidagi bog'liqlik Ostvald suyultirish qonuni yordamida quyidagi tenglama bo'yicha aniqlanadi: K d \u003d a 2 s.
Suv zaif dissotsiatsiyalanuvchi modda sifatida
Dipol molekulalari zaryadlangan zarrachalarga juda kichik darajada parchalanadi, chunki bu energiya jihatidan noqulay. Shunga qaramay, vodorod kationlari va gidroksil anionlariga bo'linish mavjud. Gidratsiya jarayonlarini hisobga olgan holda, ikkita suv molekulasidan gidroniy ioni va OH (-) hosil bo'lishi haqida gapirish mumkin.
Doimiy dissotsiatsiya suvning ion mahsuloti deb ataladigan vodorod protonlari va gidroksid guruhlari mahsulotining eritmadagi parchalanmagan molekulalarning muvozanat konsentratsiyasiga nisbati bilan aniqlanadi.
Suvning elektrolitik dissotsiatsiyasi uning kislotaliligini tavsiflovchi H (+) tizimida mavjudligini va OH (-) - asosliligini aniqlaydi. Agar proton va gidroksil guruhining kontsentratsiyasi teng bo'lsa, bunday muhit neytral deb ataladi. PH indeksi deb ataladigan narsa mavjud - bu eritmadagi H (+) ning umumiy miqdoriy tarkibining salbiy logarifmi. 7 dan kam pH muhitning kislotali ekanligini ko'rsatadi, ko'proq - uning ishqoriyligi haqida. Bu juda muhim qiymat bo'lib, uning tajriba qiymatiga ko'ra turli xil suv tizimlari - ko'llar, hovuzlar, daryolar va dengizlarning biologik, biokimyoviy va kimyoviy reaktsiyalari tahlil qilinadi. Vodorod indikatorining sanoat jarayonlari uchun ahamiyati ham inkor etilmaydi.
Reaksiyalarni yozib olish va qayd qilish
Kimyoviy belgilar yordamida elektrolitik dissotsilanish tenglamasi molekulalarning tegishli zarrachalarga parchalanish jarayonlarini tavsiflaydi va ion deb ataladi. U standart molekulyardan ko'p marta sodda va umumiy shaklga ega.
Bunday tenglamani tuzishda shuni hisobga olish kerakki, reaksiya jarayonida gaz bug'ining bir qismi sifatida cho'kmaga tushadigan yoki reaksiyaga kirishuvchi aralashmadan chiqariladigan moddalar faqat kuchli vakillari bo'lgan elektrolit birikmalaridan farqli o'laroq, har doim faqat molekulyar shaklda yozilishi kerak. ionlarga bo'lingan shakldagi eritmalar tarkibiga kiradi. Ular uchun elektrolitik dissotsiatsiya qaytarib bo'lmaydigan jarayondir, chunki parchalanmaydigan moddalar yoki gazlar hosil bo'lishi tufayli assotsiatsiya mumkin emas. Ushbu turdagi tenglamalar uchun boshqa kimyoviy reaktsiyalar bilan bir xil qoidalar qo'llaniladi - moddiy muvozanatni saqlash uchun chap va o'ng qismlarning koeffitsientlari yig'indilari bir-biriga teng bo'lishi kerak.
Kislotalar va asoslarning elektrolitik dissotsiatsiyasi, agar moddalar ko'p asosli yoki ko'p kislotali bo'lsa, bir necha bosqichda davom etishi mumkin. Har bir subreaktsiya o'z tenglamasiga ega.
Kimyo fanidagi roli va uning rivojlanishi
Svante Arrenius nazariyasining yaratilishi fizika va xususan, elektrokimyo fanining shakllanishining umumiy jarayoni uchun eng katta ahamiyatga ega edi. Elektrolitik dissotsilanish, elektrod jarayonlari, oqimlarning turli muhitlar orqali o'tish xususiyatlari va katod-anod potentsiallarining induksiyasi nazariyasi kabi hodisaning ochilishi asosida jadal rivojlandi. Bundan tashqari, yechimlar nazariyasi ancha rivojlangan. Kimyoviy kinetika, metallar va qotishmalarning korroziyasi sohasi, shuningdek, undan himoyalanishning yangi vositalarini izlash bo'yicha misli ko'rilmagan kashfiyotlar kutildi.
Zamonaviy dunyoda juda ko'p yangi va noma'lum narsalar mavjud. Har kuni olimlar kimyo kabi buyuk fanni bilishda tobora ko'proq harakat qilmoqdalar. Elektrolitik dissotsiatsiya, shuningdek, uning yaratuvchilari va izdoshlari, jahon ilm-fani taraqqiyoti sharoitida abadiy faxrli o'rinni egalladi.
Kislotalarning dissotsilanishida kationlar rolini bajaradi vodorod ionlari(H +), kislotalarning dissotsiatsiyasida boshqa kationlar hosil bo'lmaydi:
HF ↔ H + + F - HNO 3 ↔ H + + NO 3 -
Aynan vodorod ionlari kislotalarga o'ziga xos xususiyatlarni beradi: nordon ta'm, indikatorning qizil rangi va boshqalar.
Kislota molekulasidan ajralib chiqadigan manfiy ionlar (anionlar). kislota qoldig'i.
Kislotalarning dissotsilanish xususiyatlaridan biri ularning asosliligi - dissotsilanish jarayonida hosil bo'lishi mumkin bo'lgan kislota molekulasidagi vodorod ionlarining soni:
- monobazik kislotalar: HCl, HF, HNO 3;
- ikki asosli kislotalar: H 2 SO 4, H 2 CO 3;
- uch asosli kislotalar: H 3 PO 4.
Ko'p asosli kislotalarda vodorod kationlarini ajratish jarayoni bosqichma-bosqich sodir bo'ladi: birinchi navbatda bitta vodorod ioni, keyin ikkinchisi (uchinchi) ajraladi.
Ikki asosli kislotaning bosqichma-bosqich dissotsiatsiyasi:
H 2 SO 4 ↔ H + + HSO 4 - HSO 4 - ↔ H + + HSO 4 2-
Uch asosli kislotaning bosqichma-bosqich dissotsiatsiyasi:
H 3 PO 4 ↔ H + + H 2 PO 4 - H 2 PO 4 - ↔ H + + HPO 4 2- HPO 4 2- ↔ H + + PO 4 3-
Ko'p asosli kislotalarning dissotsiatsiyasida eng yuqori dissotsilanish darajasi birinchi bosqichga to'g'ri keladi. Masalan, fosfor kislotasini dissotsilashda birinchi bosqichning dissotsilanish darajasi 27% ni tashkil qiladi; ikkinchisi - 0,15%; uchinchi - 0,005%.
Baza dissotsiatsiyasi
Asoslarning dissotsiatsiyasida anionlar rolini bajaradi gidroksid ionlari(OH -), asoslarning dissotsiatsiyasi paytida boshqa anionlar hosil bo'lmaydi:
NaOH ↔ Na + + OH -
Asosning kislotaligi bitta asos molekulasining dissotsiatsiyasi paytida hosil bo'lgan gidroksid ionlarining soni bilan belgilanadi:
- yagona kislota asoslari - KOH, NaOH;
- diatsid asoslari - Ca (OH) 2;
- uch kislotali asoslar - Al (OH) 3.
Ko'p kislotali asoslar kislotalarga o'xshab, bosqichma-bosqich ajraladi - har bir bosqichda bitta gidroksid ioni ajralib chiqadi:
Ba'zi moddalar sharoitga qarab ham kislota (vodorod kationlarini yo'q qilish bilan ajraladi), ham asoslar (gidroksid ionlarini yo'q qilish bilan ajraladi) sifatida harakat qilishi mumkin. Bunday moddalar deyiladi amfoter(qarang Kislota-asos reaktsiyalari).
Zn(OH) 2 ning asos sifatida dissotsilanishi:
Zn(OH) 2 ↔ ZnOH + + OH - ZnOH + ↔ Zn 2+ + OH -
Zn(OH) 2 ning kislotalar sifatida dissotsilanishi:
Zn(OH) 2 + 2H 2 O ↔ 2H + + 2-
Tuzning dissotsiatsiyasi
Tuzlar suvda kislota qoldiqlarining anionlariga va metallar (yoki boshqa birikmalar) kationlariga ajraladi.
Tuz dissotsiatsiyasining tasnifi:
- Oddiy (o'rta) tuzlar kislotadagi barcha vodorod atomlarini bir vaqtning o'zida metall atomlari bilan to'liq almashtirish orqali olinadi - bu kuchli elektrolitlar bo'lib, metall katoinlari va bitta kislota qoldig'i hosil bo'lishi bilan suvda to'liq ajraladi: NaNO 3, Fe 2 (SO 4) 3, K 3 PO 4.
- Kislota tuzlari tarkibida metall atomlari va kislota qoldig'iga qo'shimcha ravishda yana bitta (bir nechta) vodorod atomlarini o'z ichiga oladi - ular metall kationlari, kislota qoldig'i anionlari va vodorod kationlari hosil bo'lishi bilan bosqichma-bosqich ajraladi: NaHCO 3, KH 2 PO 4 , NaH 2 PO 4.
- Asosiy tuzlar tarkibida metall atomlari va kislota qoldig'iga qo'shimcha ravishda yana bir (bir nechta) gidroksil guruhlari mavjud - ular metall kationlari, kislota qoldig'i anionlari va gidroksid ionlari hosil bo'lishi bilan ajralib turadi: (CuOH) 2 CO 3, Mg (OH) Cl.
- qo'sh tuzlar kislotadagi vodorod atomlarini turli metallar atomlari bilan bir vaqtda almashtirish natijasida olinadi: KAl(SO 4) 2.
- aralash tuzlar bir qancha kislota qoldiqlarining metall kationlari va anionlariga dissotsilanadi: CaClBr.
(1887) elektrolitlarning suvli eritmalarining xossalarini tushuntirish. Kelajakda u atom tuzilishi va kimyoviy bog'lanish haqidagi ta'limot asosida ko'plab olimlar tomonidan ishlab chiqilgan. Ushbu nazariyaning hozirgi mazmunini quyidagi uchta taklifga qisqartirish mumkin:
Tuz kristalining erish sxemasi. Eritmada natriy va xlorid ionlari.
1. Suvda eritilganda elektrolitlar ionlarga ajraladi (parchalanadi) - musbat va manfiy zaryadlangan. ("Ion" yunoncha "ayyorlik" degan ma'noni anglatadi. Eritmada ionlar turli yo'nalishlarda tasodifiy harakat qiladi.)
2. Elektr toki ta'sirida ionlar yo'naltirilgan harakatga ega bo'ladi: musbat zaryadlanganlar katod tomon, manfiy zaryadlanganlar - anod tomon harakatlanadi. Shuning uchun birinchisiga kationlar, ikkinchisiga anionlar deyiladi. Ionlarning yo'naltirilgan harakati ularning qarama-qarshi zaryadlangan elektrodlarini jalb qilish natijasida yuzaga keladi.
3. Dissotsiatsiya teskari jarayondir. Bu shuni anglatadiki, bunday muvozanat holati yuzaga keladi, bunda qancha molekulalar ionlarga parchalanadi (dissosiatsiya), ularning ko'pchiligi ionlardan qayta hosil bo'ladi (assotsiatsiya). Shuning uchun elektrolitik dissotsilanish tenglamalarida tenglik belgisi o'rniga qaytuvchanlik belgisi qo'yiladi.
Masalan:
KA ↔ K + + A - ,
bu yerda KA elektrolit molekulasi, K + kation, A - anion.
Kimyoviy bog'lanish haqidagi ta'limot elektrolitlar nima uchun ionlarga ajraladi degan savolga javob berishga yordam beradi. Ion bogʻi boʻlgan moddalar eng oson ajraladi, chunki ular allaqachon ionlardan iborat (qarang Kimyoviy bogʻ). Ular eriganida, suvning dipollari musbat va manfiy ionlar atrofida yo'naltiriladi. Suvning ionlari va dipollari o'rtasida o'zaro tortishish kuchlari paydo bo'ladi. Natijada ionlar orasidagi bog'lanish zaiflashadi va ionlarning kristalldan eritmaga o'tishi sodir bo'ladi. Xuddi shunday, elektrolitlar ajraladi, ularning molekulalari kovalent qutbli bog'lanish turiga ko'ra hosil bo'ladi. Polar molekulalarning dissotsiatsiyasi to'liq yoki qisman bo'lishi mumkin - bularning barchasi bog'lanishlarning qutblanish darajasiga bog'liq. Ikkala holatda ham (ionli va qutbli aloqalar bilan birikmalarning dissotsiatsiyasi paytida) gidratlangan ionlar, ya'ni suv molekulalari bilan kimyoviy bog'langan ionlar hosil bo'ladi.
Elektrolitik dissotsilanish haqidagi bu qarashning asoschisi faxriy akademik I. A. Kablukov edi. Erigan moddaning erituvchi bilan oʻzaro taʼsirini hisobga olmagan Arrenius nazariyasidan farqli oʻlaroq, I. A. Kablukov elektrolitik dissotsilanishni tushuntirish uchun D. I. Mendeleyevning eritmalar kimyoviy nazariyasini qoʻlladi. U eritish paytida erigan moddaning suv bilan kimyoviy o'zaro ta'siri sodir bo'lishini ko'rsatdi, bu esa gidratlarning hosil bo'lishiga olib keladi va keyin ular ionlarga ajraladi. I. A. Kablukov suvli eritmada faqat gidratlangan ionlar bor deb hisoblagan. Bu qarash hozirda umumiy qabul qilingan. Demak, ionlarning hidratsiyasi dissotsilanishning asosiy sababidir. Boshqa, suvsiz elektrolitlar eritmalarida erigan moddaning zarralari (molekulalari, ionlari) va erituvchi zarralari orasidagi kimyoviy bog'lanish solvatatsiya deb ataladi.
Gidratlangan ionlar doimiy va o'zgaruvchan miqdordagi suv molekulalariga ega. Doimiy tarkibdagi gidrat bitta suv molekulasini ushlab turadigan vodorod ionlarini H + hosil qiladi - bu gidratlangan proton H + (H 2 O). Ilmiy adabiyotlarda u odatda H 3 O + (yoki OH 3 +) formulasi bilan ifodalanadi va gidroniy ioni deb ataladi.
Elektrolitik dissotsilanish teskari jarayon bo'lganligi sababli, elektrolitlar eritmalarida ionlari bilan birga molekulalar mavjud. Shuning uchun elektrolitlar eritmalari dissotsilanish darajasi bilan tavsiflanadi (yunoncha a harfi bilan belgilanadi). Dissotsilanish darajasi - ionlarga parchalangan molekulalar sonining n ning erigan molekulalarning umumiy soniga nisbati, N:
Elektrolitning dissotsilanish darajasi empirik tarzda aniqlanadi va birlik kasrlarida yoki foizlarda ifodalanadi. Agar a = 0 bo'lsa, u holda dissotsiatsiya bo'lmaydi va a = 1 yoki 100% bo'lsa, elektrolit butunlay ionlarga parchalanadi. Turli elektrolitlar turli darajadagi dissotsiatsiyaga ega. Eritmani suyultirish bilan u ortadi va bir xil nomdagi ionlar (elektrolit ionlari bilan bir xil) qo'shilishi bilan u kamayadi.
Biroq, elektrolitlarning ionlarga ajralish qobiliyatini tavsiflash uchun dissotsilanish darajasi juda qulay qiymat emas, chunki u. elektrolitlar kontsentratsiyasiga bog'liq. Umumiy xarakteristikasi dissotsilanish konstantasi K. Elektrolitlar dissotsilanish muvozanatiga (1) massalar ta’siri qonunini qo‘llash orqali osonlik bilan olinishi mumkin:
K = () / ,
bu yerda KA elektrolitning muvozanat konsentratsiyasi va uning ionlarining muvozanat konsentratsiyasi (qarang Kimyoviy muvozanat ). K konsentratsiyaga bog'liq emas. Bu elektrolit, erituvchi va haroratning tabiatiga bog'liq. Kuchsiz elektrolitlar uchun K qanchalik katta (dissosiatsiya konstantasi), elektrolitlar kuchliroq bo'lsa, eritmadagi ionlar shunchalik ko'p bo'ladi.
Kuchli elektrolitlar dissotsilanish konstantalariga ega emas. Rasmiy ravishda ularni hisoblash mumkin, ammo konsentratsiya o'zgarganda ular doimiy bo'lmaydi.