Хүчтэй электролитууд нь усанд ууссан үед уусмал дахь концентрациас үл хамааран ионуудад бараг бүрэн задардаг.
Тиймээс диссоциацийн тэгшитгэлд хүчтэй электролитуудтэнцүү тэмдэг (=) тавина.
Хүчтэй электролитууд нь:
уусдаг давс;
Олон тооны органик бус хүчил: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Суурь бий болсон шүлтлэг металлууд(LiOH, NaOH, KOH гэх мэт) ба шүлтлэг шороон металууд (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Усан уусмал дахь сул электролитууд нь зөвхөн хэсэгчлэн (буцах замаар) ион руу задардаг.
Тиймээс диссоциацийн тэгшитгэлд сул электролитурвуу шинж тэмдэг (⇄) тавина.
Сул электролит нь дараахь зүйлийг агуулдаг.
Бараг бүх органик хүчил ба ус;
Зарим органик бус хүчил: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 гэх мэт;
Уусдаггүй гидроксидметаллууд: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 гэх мэт.
Ионы урвалын тэгшитгэл
Ионы урвалын тэгшитгэл
Электролит (хүчил, суурь, давс) уусмал дахь химийн урвал нь ионуудын оролцоотойгоор явагддаг. Эцсийн шийдэл нь тунгалаг хэвээр байж болно (бүтээгдэхүүн нь усанд маш сайн уусдаг), гэхдээ бүтээгдэхүүний нэг нь сул электролит байх болно; бусад тохиолдолд хур тунадас эсвэл хий үүсэх болно.
Зөвхөн ион агуулсан уусмал дахь урвалын хувьд молекулын тэгшитгэл, гэхдээ бас бүрэн ионы болон богино ионы.
Санал болгож буй ионы тэгшитгэлд Францын химичК.-Л. Berthollet (1801) бүх хүчтэй хүмүүс сайн байдаг уусдаг электролитуудионы томьёо хэлбэрээр, хур тунадас, хий, сул электролитийг молекулын томъёо хэлбэрээр бичнэ. Хур тунадас үүсэхийг доош сумаар (↓), хий үүсэхийг дээш сумаар () тэмдэглэнэ. Бертоллегийн дүрмийг ашиглан урвалын тэгшитгэл бичих жишээ:
a) молекулын тэгшитгэл
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) бүрэн ионы тэгшитгэл
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - хий, H2O - сул электролит)
в) богино ионы тэгшитгэл
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Ихэвчлэн бичихдээ тэдгээр нь товч ионы тэгшитгэлээр хязгаарлагддаг бөгөөд хатуу урвалжуудыг индекс (t), хийн урвалжуудыг индекс (g) гэж тэмдэглэдэг. Жишээ нь:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu (OH) 2 нь усанд бараг уусдаггүй
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(бүрэн, богино ионы тэгшитгэлтаарч)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(ихэнх хүчиллэг давс нь усанд уусдаг).
Хэрэв урвал нь хүчтэй электролит агуулаагүй бол ионы төрөл зүйлтэгшитгэл байхгүй:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
23-р тасалбар
Давсны гидролиз
Давсны гидролиз нь давсны ионуудын устай харилцан үйлчлэлцэж бага зэрэг задрах хэсгүүдийг үүсгэдэг.
Гидролиз гэдэг нь шууд утгаараа усаар задрах явдал юм. Давсны гидролизийн урвалын ийм тодорхойлолтыг өгснөөр бид уусмал дахь давс нь ион хэлбэртэй байдаг гэдгийг онцлон тэмдэглэв. хөдөлгөгч хүчурвал нь бага зэрэг салангид хэсгүүд үүсэх явдал юм ( ерөнхий дүрэмуусмал дахь олон урвалын хувьд).
Гидролиз нь зөвхөн ионууд үүссэн тохиолдолд л тохиолддог электролитийн диссоциациДавс - катион, анион эсвэл хоёулаа хамтдаа усны ионуудтай сул диссоциацийн нэгдлүүдийг үүсгэх чадвартай бөгөөд энэ нь эргээд катион хүчтэй туйлшрах үед үүсдэг (катион) сул суурь), анион нь амархан туйлширдаг (сул хүчлийн анион). Энэ нь орчны рН-ийг өөрчилдөг. Хэрэв катион нь хүчтэй суурь, анион нь хүчтэй хүчил үүсгэдэг бол тэдгээр нь гидролизд ордоггүй.
1. Сул суурийн давсны гидролиз ба хүчтэй хүчил катионоор дамжин өнгөрөхөд сул суурь буюу үндсэн давс үүсч, уусмалын рН буурна
2. Сул хүчлийн давсны гидролиз ба бат бөх суурь анионоор дамждаг ба сул хүчил буюу хүчиллэг давсмөн уусмалын рН нэмэгдэх болно
3. Сул суурь ба сул хүчлийн давсны гидролизсул хүчил, сул суурь үүсгэхийн тулд ихэвчлэн бүрэн дамждаг; Уусмалын рН нь 7-оос бага зэрэг ялгаатай бөгөөд хүчил ба суурийн харьцангуй хүчээр тодорхойлогддог
4. Хүчтэй суурь ба хүчтэй хүчлийн давсны гидролиз үүсэхгүй
Асуулт 24 Оксидын ангилал
Оксидгэж нэрлэдэг нарийн төвөгтэй бодисууд, молекулууд нь исэлдэлтийн төлөвт байгаа хүчилтөрөгчийн атомуудыг агуулдаг - 2 болон бусад зарим элемент.
ОксидХүчилтөрөгчийг өөр элементтэй шууд харьцах замаар эсвэл шууд бусаар (жишээлбэл, давс, суурь, хүчил задрах үед) олж авч болно. Хэвийн нөхцөлд исэл нь хатуу, шингэн болон хийн төлөв, энэ төрлийн холболт нь байгальд маш түгээмэл байдаг. Оксидууд агуулагддаг Дэлхийн царцдас. Зэв, элс, ус, нүүрстөрөгчийн давхар исэл- эдгээр нь исэл юм.
Давс үүсгэгч исэл Жишээлбэл,
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Давс үүсгэгч исэл- эдгээр нь исэл бөгөөд үүний үр дүнд химийн урвалдавс үүсгэдэг. Эдгээр нь устай харилцан үйлчлэхэд үүсдэг металл ба металл бус исэл юм харгалзах хүчил, ба суурьтай харилцан үйлчлэх үед - харгалзах хүчиллэг ба хэвийн давсууд. Жишээлбэл,зэсийн исэл (CuO) нь давс үүсгэгч исэл юм, учир нь жишээ нь: давсны хүчил(HCl) давс үүсдэг:
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
Химийн урвалын үр дүнд бусад давсыг авч болно.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Давс үүсгэдэггүй исэлЭдгээр нь давс үүсгэдэггүй исэл юм. Жишээ нь CO, N 2 O, NO орно.
Электролитийн диссоциаци нь диссоциацийн зэргээр тоон тодорхойлогддог. Диссоциацийн зэрэг a–Энэ нь N diss ионуудад задарсан молекулуудын тооны харьцаа юм.,руу нийт тооууссан электролитийн молекулууд N :
а =
а– ион болгон задарсан электролитийн молекулуудын хэсэг.
Электролитийн диссоциацийн зэрэг нь олон хүчин зүйлээс хамаардаг: электролитийн шинж чанар, уусгагчийн шинж чанар, уусмалын концентраци, температур.
Тэдний задрах чадвараас хамааран электролитийг хүчтэй ба сул гэж хуваадаг. Уусмалд зөвхөн ион хэлбэрээр байдаг электролитийг ихэвчлэн нэрлэдэг хүчтэй . Ууссан төлөвт хэсэгчлэн молекул, зарим хэсэг нь ион хэлбэрээр байдаг электролитийг нэрлэдэг. сул .
Хүчтэй электролитуудад бараг бүх давс, зарим хүчил орно: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, шүлтлэг ба шүлтлэг шороон металлын гидроксид (хүснэгт 6-г үзнэ үү).
Хүчтэй электролитийн задралын үйл явц үргэлжилж байна.
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
диссоциацийн тэгшитгэлд тэнцүү тэмдгүүдийг байрлуулна.
Хүчтэй электролитийн хувьд "диссоциацийн зэрэг" гэсэн ойлголт нь нөхцөлт юм. " Илэрхий диссоциацийн зэрэг (aтус бүр) үнэнээс доогуур (хавсралт, хүснэгт 6-г үзнэ үү). Уусмал дахь хүчтэй электролитийн концентраци нэмэгдэх тусам эсрэг цэнэгтэй ионуудын харилцан үйлчлэл нэмэгддэг. Бие биендээ хангалттай ойртох үед тэд холбоотон болдог. Тэдгээрийн ионууд нь ион бүрийг тойрсон туйлын усны молекулуудын давхаргаар тусгаарлагдсан байдаг. Энэ нь уусмалын цахилгаан дамжуулах чанар буурахад нөлөөлдөг, i.e. бүрэн бус диссоциацийн нөлөө бий болно.
Энэ нөлөөг харгалзан үзэхийн тулд уусмалын концентраци ихсэх тусам буурч, 0-ээс 1 хооронд хэлбэлздэг үйл ажиллагааны g коэффициентийг нэвтрүүлсэн. тоон тодорхойлолтхүчтэй электролитийн уусмалын шинж чанар, хэмжигдэхүүн гэж нэрлэдэг үйл ажиллагаа (а).
Ионы идэвхийг түүний үр дүнтэй концентраци гэж ойлгодог бөгөөд үүний дагуу химийн урвалд ордог.
Ионы идэвхжил ( а) үүнтэй тэнцүү байна молийн концентраци (ХАМТ), үйл ажиллагааны коэффициентоор үржүүлсэн (g):
А = g ХАМТ.
Анхаарал төвлөрүүлэхийн оронд үйл ажиллагааг ашиглах нь хамгийн тохиромжтой шийдэлд зориулагдсан хуулиудыг шийдэлд хэрэгжүүлэх боломжийг олгодог.
Сул электролитэд зарим эрдэс бодис (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) багтана. органик хүчил(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 гэх мэт), аммонийн гидроксид NH 4 OH ба усанд муу уусдаг бүх суурь, органик аминууд.
Сул электролитийн диссоциаци нь буцаах боломжтой. Сул электролитийн уусмалд ион ба салаагүй молекулуудын хооронд тэнцвэр тогтдог. Харгалзах диссоциацийн тэгшитгэлд урвуу байдлын тэмдгийг ("") байрлуулна. Жишээлбэл, сул диссоциацийн тэгшитгэл цууны хүчилингэж бичсэн байна:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
Сул хоёртын электролитийн уусмалд ( CA) диссоциацийн тогтмол гэж нэрлэгддэг тэнцвэрийн тогтмолоор тодорхойлогддог дараах тэнцвэрт байдал бий болно. TOг:
KA « K + + A - ,
Хэрэв 1 литр уусмал ууссан бол ХАМТэлектролитийн моль CAмөн диссоциацийн зэрэг нь а, энэ нь салсан гэсэн үг аСмоль электролит ба ион бүр үүссэн аСмэнгэ. Салаагүй төлөвт үлддэг ( ХАМТ – аС) мэнгэ CA.
KA « K + + A - .
C – aС aС aС
Дараа нь диссоциацийн тогтмол нь дараахтай тэнцүү болно.
Диссоциацийн тогтмол нь концентрацаас хамаардаггүй тул үүссэн хамаарал нь сул хоёртын электролитийн диссоциацийн зэрэг нь түүний концентрацаас хамаарах хамаарлыг илэрхийлдэг. (6.1) тэгшитгэлээс харахад уусмал дахь сул электролитийн концентраци буурах нь түүний диссоциацийн зэрэг нэмэгдэхэд хүргэдэг. (6.1) тэгшитгэлийг илэрхийлнэ Оствальд шингэрүүлэлтийн хууль .
Маш сул электролитийн хувьд (ат а<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
TOг а 2 С, эсвэл а" (6.2)
Электролит бүрийн диссоциацийн тогтмол нь өгөгдсөн температурт тогтмол байдаг бөгөөд энэ нь уусмалын концентрацаас хамаардаггүй бөгөөд электролитийг ион болгон задлах чадварыг тодорхойлдог. Kd өндөр байх тусам электролит нь ион болгон задрах болно. Сул электролитийн диссоциацийн тогтмолуудыг хүснэгтэд үзүүлэв (хавсралт, хүснэгт 3-ыг үзнэ үү).
Электролитийг химийн бодис гэж эрт дээр үеэс мэддэг байсан. Гэсэн хэдий ч тэд харьцангуй саяхан хэрэглээнийхээ ихэнх хэсгийг байлдан дагуулсан. Бид эдгээр бодисыг ашиглах салбарын хамгийн тэргүүлэх чиглэлүүдийн талаар ярилцаж, сүүлийнх нь юу болох, бие биенээсээ юугаараа ялгаатай болохыг олж мэдэх болно. Гэхдээ түүхийн аялалаас эхэлье.
Өгүүллэг
Хамгийн эртний мэдэгдэж байгаа электролит нь эртний ертөнцөд олдсон давс ба хүчил юм. Гэсэн хэдий ч электролитийн бүтэц, шинж чанарын талаархи санаанууд цаг хугацааны явцад бий болсон. Эдгээр үйл явцын онолууд 1880-аад оноос электролитийн шинж чанарын онолуудтай холбоотой хэд хэдэн нээлт хийснээс хойш хөгжиж ирсэн. Электролитийн устай харилцан үйлчлэх механизмыг тодорхойлсон онолуудад чанарын хэд хэдэн үсрэлт ажиглагдсан (эцэст нь тэд зөвхөн уусмалд үйлдвэрт ашиглагдаж байгаа шинж чанарыг олж авдаг).
Одоо бид электролит ба тэдгээрийн шинж чанарын талаархи санаа бодлыг хөгжүүлэхэд хамгийн их нөлөө үзүүлсэн хэд хэдэн онолыг нарийвчлан судлах болно. Бидний хүн нэг бүр сургуульд сурч байсан хамгийн нийтлэг бөгөөд энгийн онолоос эхэлье.
Электролитийн диссоциацийн Аррениус онол
1887 онд Шведийн химич Вильгельм Оствальд нар электролитийн диссоциацийн онолыг бүтээжээ. Гэсэн хэдий ч энд бас тийм ч энгийн зүйл биш юм. Аррениус өөрөө уусмалын физикийн онол гэгчийг дэмжигч байсан бөгөөд энэ нь бодисыг бүрдүүлэгч хэсгүүдийн устай харилцан үйлчлэлийг тооцдоггүй бөгөөд уусмалд чөлөөт цэнэгтэй хэсгүүд (ионууд) байдаг гэж үздэг. Дашрамд хэлэхэд, энэ байр сууринаас электролитийн диссоциацийг өнөөдөр сургуульд авч үздэг.
Энэ онол нь юу өгч, бодисуудын устай харилцан үйлчлэх механизмыг бидэнд хэрхэн тайлбарлаж байгаа талаар ярилцъя. Бусад хүмүүсийн нэгэн адил тэрээр хэд хэдэн баримт бичгийг ашигладаг:
1. Устай харилцан үйлчлэхэд бодис нь ион (эерэг - катион ба сөрөг - анион) болж задардаг. Эдгээр хэсгүүд нь усжилтанд ордог: усны молекулуудыг татдаг бөгөөд нэг талдаа эерэг, нөгөө талдаа сөрөг цэнэгтэй (диполь үүсгэдэг) бөгөөд үүний үр дүнд усан цогцолбор (солват) үүсдэг.
2. Диссоциацийн процесс нь буцаах боломжтой - өөрөөр хэлбэл, хэрэв бодис ион болон хуваагдсан бол ямар нэгэн хүчин зүйлийн нөлөөн дор дахин анхны хэлбэрт шилжиж болно.
3. Хэрэв та уусмалд электродуудыг холбож, гүйдлийг асаавал катионууд сөрөг электрод - катод, анионууд эерэг цэнэгтэй - анод руу шилжиж эхэлнэ. Тийм ч учраас усанд маш сайн уусдаг бодисууд цахилгаан гүйдлийг уснаас илүү сайн дамжуулдаг. Үүнтэй ижил шалтгаанаар тэдгээрийг электролит гэж нэрлэдэг.
4. электролит нь ууссан бодисын хувийг тодорхойлдог. Энэ үзүүлэлт нь уусгагч ба ууссан бодисын шинж чанар, сүүлчийн концентраци болон гадаад температураас хамаарна.
Чухамдаа энэ энгийн онолын бүх үндсэн постулатууд энд байна. Электролитийн уусмалд юу тохиолддогийг тайлбарлахын тулд бид энэ нийтлэлд тэдгээрийг ашиглах болно. Бид эдгээр холболтын жишээг хэсэг хугацааны дараа авч үзэх болно, гэхдээ одоо өөр онолыг авч үзье.
Хүчил ба суурийн тухай Льюисийн онол
Электролитийн диссоциацийн онолын дагуу уусмалд устөрөгчийн катион агуулагдах бодисыг хүчил, харин уусмалд задран гидроксидын анион болж хувирдаг бодисыг суурь гэнэ. Нэрт химич Гилберт Льюисийн нэрээр нэрлэгдсэн өөр нэг онол бий. Энэ нь хүчил ба суурь гэсэн ойлголтыг тодорхой хэмжээгээр өргөжүүлэх боломжийг бидэнд олгодог. Льюисийн онолоор хүчил нь чөлөөт электрон орбиталтай, өөр молекулаас электрон хүлээн авах чадвартай бодисын молекулууд юм. Суурь нь нэг буюу хэд хэдэн электроноо хүчил "ашиглахад" өгөх чадвартай бөөмс байх болно гэдгийг таахад хялбар байдаг. Энд маш сонирхолтой зүйл бол зөвхөн электролит төдийгүй аливаа бодис, тэр ч байтугай усанд уусдаггүй, хүчил эсвэл суурь байж болно.
Брендстед-Лоури протолитик онол
1923 онд бие биенээсээ үл хамааран хоёр эрдэмтэн - Ж.Бронстед, Т.Лоури нар химийн процессыг тодорхойлоход эрдэмтэд идэвхтэй ашигладаг онолыг санал болгосон. Энэхүү онолын мөн чанар нь диссоциацийн утга нь протоныг хүчилээс суурь руу шилжүүлэхэд оршдог. Тиймээс сүүлийнх нь энд протон хүлээн авагч гэж ойлгогддог. Дараа нь хүчил нь тэдний хандивлагч юм. Энэ онол нь хүчил ба суурийн аль алиных нь шинж чанарыг харуулдаг бодисууд байдгийг сайн тайлбарладаг. Ийм нэгдлүүдийг амфотер гэж нэрлэдэг. Бронстед-Лоуригийн онолд амфолит гэсэн нэр томъёог бас ашигладаг бол хүчил эсвэл суурийг ихэвчлэн протолит гэж нэрлэдэг.
Бид нийтлэлийн дараагийн хэсэгт ирлээ. Энд бид хүчтэй ба сул электролитууд бие биенээсээ хэрхэн ялгаатай болохыг хэлж, тэдгээрийн шинж чанарт гадны хүчин зүйлсийн нөлөөллийн талаар ярилцах болно. Дараа нь бид тэдний практик хэрэглээг тайлбарлаж эхэлнэ.
Хүчтэй ба сул электролитууд
Бодис бүр устай тус тусад нь харилцан үйлчилдэг. Зарим нь сайн уусдаг (жишээлбэл, ширээний давс), бусад нь огт уусдаггүй (жишээлбэл, шохой). Тиймээс бүх бодисыг хүчтэй ба сул электролит гэж хуваадаг. Сүүлийнх нь устай муу харилцан үйлчилж, уусмалын ёроолд суурьшдаг бодисууд юм. Энэ нь тэдгээр нь маш бага диссоциацийн түвшинтэй, өндөр бондын энергитэй байдаг бөгөөд энэ нь молекулыг хэвийн нөхцөлд түүний бүрэлдэхүүн ион болгон задлахыг зөвшөөрдөггүй. Сул электролитийн диссоциаци нь маш удаан эсвэл уусмал дахь энэ бодисын температур, концентраци нэмэгдэх тусам явагддаг.
Хүчтэй электролитийн талаар ярилцъя. Эдгээрт бүх уусдаг давсууд, түүнчлэн хүчтэй хүчил, шүлтүүд орно. Тэд ион руу амархан задардаг бөгөөд хур тунадас болгон цуглуулахад маш хэцүү байдаг. Дашрамд хэлэхэд электролит дахь гүйдэл нь уусмалд агуулагдах ионуудын ачаар яг нарийн явагддаг. Тиймээс хүчтэй электролит нь гүйдлийг хамгийн сайн дамжуулдаг. Сүүлчийн жишээ: хүчтэй хүчил, шүлт, уусдаг давс.
Электролитийн төлөв байдалд нөлөөлдөг хүчин зүйлүүд
Одоо гадаад орчны өөрчлөлт хэрхэн нөлөөлж байгааг олж мэдье. Төвлөрөл нь электролитийн диссоциацийн зэрэгт шууд нөлөөлдөг. Түүнээс гадна энэ хамаарлыг математикийн аргаар илэрхийлж болно. Энэ хамаарлыг тодорхойлсон хуулийг Оствальд шингэрүүлэлтийн хууль гэж нэрлэх ба дараах байдлаар бичнэ: a = (K / c) 1/2. Энд а нь диссоциацийн зэрэг (бутархайгаар авсан), K нь бодис тус бүрийн хувьд ялгаатай диссоциацийн тогтмол, c нь уусмал дахь электролитийн концентраци юм. Энэ томъёог ашигласнаар та бодис, түүний уусмал дахь зан байдлын талаар их зүйлийг мэдэж болно.
Гэхдээ бид сэдвээсээ хазайсан. Концентрациас гадна диссоциацийн зэрэг нь электролитийн температурт нөлөөлдөг. Ихэнх бодисын хувьд үүнийг нэмэгдүүлэх нь уусах чадвар, химийн идэвхийг нэмэгдүүлдэг. Энэ нь зөвхөн өндөр температурт зарим урвал явагдахыг тайлбарлаж чадах зүйл юм. Хэвийн нөхцөлд тэд маш удаан эсвэл хоёр чиглэлд явдаг (энэ процессыг урвуу гэж нэрлэдэг).
Бид электролитийн уусмал гэх мэт системийн үйл ажиллагааг тодорхойлдог хүчин зүйлүүдэд дүн шинжилгээ хийсэн. Одоо маш чухал химийн бодисуудын практик хэрэглээ рүү шилжье.
Аж үйлдвэрийн хэрэглээ
Мэдээжийн хэрэг, батерейтай холбоотой "электролит" гэдэг үгийг хүн бүр сонссон. Машин нь хар тугалганы хүчлийн батерейг ашигладаг бөгөөд электролит нь 40% хүхрийн хүчил юм. Энэ бодис яагаад тэнд хэрэгтэй байгааг ойлгохын тулд батерейны ашиглалтын шинж чанарыг ойлгох нь зүйтэй.
Тэгэхээр аливаа батерейны ажиллах зарчим юу вэ? Тэд нэг бодисыг нөгөөд хувиргах урвуу урвалд ордог бөгөөд үүний үр дүнд электронууд ялгардаг. Зайг цэнэглэх үед ердийн нөхцөлд тохиолддоггүй бодисуудын харилцан үйлчлэл үүсдэг. Үүнийг химийн урвалын үр дүнд бодист цахилгаан хуримтлуулах гэж үзэж болно. Цэнэглэх явцад урвуу хувирал эхэлж, системийг анхны төлөв рүү хөтөлдөг. Эдгээр хоёр процесс нь нийлээд нэг цэнэгийн цэнэгийн циклийг бүрдүүлдэг.
Хар тугалганы хүчлийн батерейны тодорхой жишээг ашиглан дээрх үйл явцыг харцгаая. Таны таамаглаж байгаачлан энэхүү одоогийн эх үүсвэр нь хар тугалга (мөн хар тугалганы давхар исэл PbO 2) ба хүчил агуулсан элементээс бүрддэг. Аливаа батерей нь электродоос бүрдэх ба тэдгээрийн хоорондох зай нь электролитээр дүүрдэг. Сүүлчийн хувьд бид аль хэдийн олж мэдсэнээр бидний жишээн дээр 40 хувийн агууламжтай хүхрийн хүчил хэрэглэдэг. Ийм батерейны катод нь хар тугалганы давхар ислээр хийгдсэн бөгөөд анод нь цэвэр хар тугалгаас бүрдэнэ. Энэ бүхэн нь эдгээр хоёр электрод дээр хүчил задарсан ионуудын оролцоотойгоор өөр өөр урвуу урвал явагддагтай холбоотой юм.
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (сөрөг электрод - катод дээр үүсэх урвал).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Эерэг электрод - анод дээр үүсэх урвал).
Хэрэв бид зүүнээс баруун тийш урвалыг уншвал зай цэнэггүй болох үед, баруунаас зүүн тийш бол зай цэнэглэгдэх үед тохиолддог процессуудыг авна. Эдгээр урвал бүрт эдгээр урвалууд өөр өөр байдаг боловч тэдгээрийн үүсэх механизмыг ерөнхийд нь ижил аргаар тайлбарладаг: хоёр процесс явагддаг бөгөөд тэдгээрийн аль нэгэнд нь электронууд "шингэдэг", нөгөө нь эсрэгээрээ "шингээдэг". орхих." Хамгийн гол нь шингэсэн электронуудын тоо нь суллагдсан электронуудын тоотой тэнцүү байна.
Үнэн хэрэгтээ батерейгаас гадна эдгээр бодисуудад зориулсан олон хэрэглээ байдаг. Ерөнхийдөө бидний жишээ болгон өгсөн электролитууд нь зөвхөн энэ нэр томъёоны дор нэгдсэн олон төрлийн бодисын үр тариа юм. Тэд биднийг хаа сайгүй, хаа сайгүй хүрээлж байдаг. Энд жишээ нь хүний бие юм. Эдгээр бодисууд тэнд байхгүй гэж та бодож байна уу? Та маш их андуурч байна. Тэд бидний хаа сайгүй байдаг бөгөөд хамгийн их нь цусны электролитээс бүрддэг. Тухайлбал, гемоглобины нэг хэсэг болох төмрийн ионууд нь бидний биеийн эд эсэд хүчилтөрөгч тээвэрлэхэд тусалдаг. Цусан дахь электролит нь усны давсны тэнцвэр, зүрхний үйл ажиллагааг зохицуулахад чухал үүрэг гүйцэтгэдэг. Энэ функцийг кали, натрийн ионууд гүйцэтгэдэг (бүр эсэд кали-натрийн шахуурга гэж нэрлэгддэг процесс байдаг).
Бага зэрэг уусгах боломжтой аливаа бодис бол электролит юм. Мөн тэдгээрийг ашигладаггүй салбар, бидний амьдрал гэж байдаггүй. Энэ нь зөвхөн машины батерей, батерей биш юм. Эдгээр нь аливаа химийн болон хүнсний үйлдвэрлэл, цэргийн үйлдвэр, хувцасны үйлдвэр гэх мэт.
Дашрамд хэлэхэд электролитийн найрлага өөр өөр байдаг. Тиймээс хүчиллэг ба шүлтлэг электролитийг ялгаж болно. Эдгээр нь шинж чанараараа үндсэндээ ялгаатай: бидний хэлсэнчлэн хүчил нь протоны донор, шүлт нь хүлээн авагч юм. Гэвч цаг хугацаа өнгөрөхөд бодисын нэг хэсэг нь алдагдсанаас болж электролитийн найрлага өөрчлөгддөг (энэ нь юу алдагдах, ус эсвэл электролитээс хамаарна).
Бид тэдэнтэй өдөр бүр тааралддаг боловч цөөхөн хүн электролит гэх нэр томъёоны тодорхойлолтыг яг таг мэддэг. Бид тодорхой бодисуудын жишээг авч үзсэн тул арай илүү төвөгтэй ойлголтууд руу шилжье.
Электролитийн физик шинж чанар
Одоо физикийн тухай. Энэ сэдвийг судлахдаа ойлгох ёстой хамгийн чухал зүйл бол электролит дэх гүйдэл хэрхэн дамждаг вэ? Үүнд ионууд шийдвэрлэх үүрэг гүйцэтгэдэг. Эдгээр цэнэглэгдсэн хэсгүүд нь уусмалын нэг хэсгээс нөгөөд цэнэгийг шилжүүлж чаддаг. Тиймээс анионууд үргэлж эерэг электрод руу, катионууд сөрөг тал руу чиглэнэ. Тиймээс цахилгаан гүйдэл бүхий уусмал дээр ажиллах замаар бид системийн янз бүрийн талуудын цэнэгийг ялгадаг.
Маш сонирхолтой физик шинж чанар бол нягтрал юм. Бидний хэлэлцэж буй нэгдлүүдийн олон шинж чанар нь үүнээс хамаардаг. "Электролитийн нягтыг хэрхэн нэмэгдүүлэх вэ?" Гэсэн асуулт ихэвчлэн гарч ирдэг. Үнэн хэрэгтээ хариулт нь энгийн: уусмал дахь усны хэмжээг багасгах шаардлагатай. Электролитийн нягтыг ихэвчлэн тодорхойлдог тул сүүлийнх нь концентрациас ихээхэн хамаардаг. Төлөвлөгөөгөө хэрэгжүүлэх хоёр арга бий. Эхнийх нь маш энгийн: зайнд агуулагдах электролитийг буцалгана. Үүнийг хийхийн тулд доторх температур цельсийн 100 хэмээс дээш гарахын тулд та үүнийг цэнэглэх хэрэгтэй. Хэрэв энэ арга нь тус болохгүй бол санаа зовох хэрэггүй, өөр нэг зүйл бий: зүгээр л хуучин электролитийг шинээр солино. Үүнийг хийхийн тулд та хуучин уусмалыг зайлуулж, дотор талыг үлдэгдэл хүхрийн хүчлээс нэрмэл усаар цэвэрлэж, дараа нь шинэ хэсгийг дүүргэх хэрэгтэй. Дүрмээр бол өндөр чанартай электролитийн уусмал нь хүссэн концентрацийг нэн даруй авдаг. Солигдсоны дараа та электролитийн нягтыг хэрхэн нэмэгдүүлэх талаар удаан хугацаанд мартаж болно.
Электролитийн найрлага нь түүний шинж чанарыг ихээхэн тодорхойлдог. Жишээлбэл, цахилгаан дамжуулах чанар, нягтрал зэрэг шинж чанарууд нь ууссан бодисын шинж чанар, түүний концентрацаас ихээхэн хамаардаг. Батерейд хэр их электролит агуулагдаж болох талаар тусдаа асуулт байна. Үнэн хэрэгтээ түүний эзэлхүүн нь бүтээгдэхүүний зарласан хүчнээс шууд хамаардаг. Батерейны доторх хүхрийн хүчил их байх тусам илүү хүчтэй, өөрөөр хэлбэл илүү их хүчдэл үүсгэж чадна.
Энэ нь хаана ашигтай байх вэ?
Хэрэв та машин сонирхогч эсвэл зүгээр л машин сонирхдог бол та өөрөө бүх зүйлийг ойлгодог. Та одоо батерейнд хэр их электролит байгааг хэрхэн тодорхойлохоо мэдэж байгаа нь лавтай. Хэрэв та машинаас хол байгаа бол эдгээр бодисын шинж чанар, тэдгээрийн хэрэглээ, бие биетэйгээ хэрхэн харьцах талаархи мэдлэг нь хэт их байх болно. Үүнийг мэдсэнээр та батарейнд ямар электролит байгааг хэлэхийг хүсэх юм бол эргэлзэхгүй. Хэдийгээр та машин сонирхогч биш ч гэсэн машинтай байсан ч батерейны бүтцийн талаархи мэдлэг нь хэт их биш бөгөөд засвар хийхэд тусална. Бүх зүйлийг өөрөө хийх нь авто төв рүү явахаас хамаагүй хялбар бөгөөд хямд байх болно.
Мөн энэ сэдвийг илүү сайн судлахын тулд сургууль, их дээд сургуулиудад зориулсан химийн сурах бичгийг уншихыг зөвлөж байна. Хэрэв та энэ шинжлэх ухааныг сайн мэддэг, хангалттай сурах бичиг уншсан бол хамгийн сайн сонголт бол Варыпаевын "Химийн гүйдлийн эх үүсвэр" байх болно. Батерей, янз бүрийн батерей, устөрөгчийн эсийн үйл ажиллагааны онолыг бүхэлд нь нарийвчлан тодорхойлсон болно.
Дүгнэлт
Бид төгсгөлд ирлээ. Дүгнэж хэлье. Дээр бид электролит гэх мэт ойлголттой холбоотой бүх зүйлийг авч үзсэн: жишээ, бүтэц, шинж чанарын онол, функц, хэрэглээ. Эдгээр нэгдлүүд нь бидний амьдралын нэг хэсэг бөгөөд үүнгүйгээр бидний бие махбодь, үйлдвэрлэлийн бүх салбар оршин тогтнох боломжгүй гэдгийг дахин хэлэх нь зүйтэй болов уу. Та цусны электролитийн талаар санаж байна уу? Тэдний ачаар бид амьдарч байна. Манай машинууд яах вэ? Энэхүү мэдлэгээр бид батерейтай холбоотой аливаа асуудлыг шийдэж чадна, учир нь бид одоо байгаа электролитийн нягтыг хэрхэн нэмэгдүүлэх талаар ойлгож байна.
Бүгдийг хэлэх боломжгүй, бид ийм зорилго тавиагүй. Эцсийн эцэст, энэ нь эдгээр гайхалтай бодисуудын талаар хэлж чадах зүйл биш юм.
Электролитийн диссоциацийн онол 1887 онд Шведийн эрдэмтэн С.Аррениус санал болгосон.
Электролитийн диссоциаци- энэ нь уусмал дахь эерэг цэнэгтэй (катион) ба сөрөг цэнэгтэй (анион) ионууд үүсэх замаар электролитийн молекулуудын задрал юм.
Жишээлбэл, цууны хүчил нь усан уусмалд дараах байдлаар хуваагддаг.
CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .
Диссоциаци нь буцаах үйл явц юм. Гэхдээ өөр өөр электролитууд өөр өөр хуваагддаг. Зэрэг нь электролитийн шинж чанар, түүний концентраци, уусгагчийн шинж чанар, гадаад нөхцөл (температур, даралт) зэргээс хамаарна.
Диссоциацийн зэрэг α -Ионуудад задарсан молекулуудын тоог нийт молекулуудын тоонд харьцуулсан харьцаа:
α=v´(x)/v(x).
Зэрэг нь 0-ээс 1 хооронд хэлбэлзэж болно (диссоциацгүй байхаас бүрэн гүйцэд дуусах хүртэл). Хувиар илэрхийлнэ. Туршилтаар тодорхойлсон. Электролит задрахад уусмал дахь хэсгүүдийн тоо нэмэгддэг. Диссоциацийн зэрэг нь электролитийн хүчийг илтгэнэ.
Ялгах хүчтэйТэгээд сул электролит.
Хүчтэй электролитууд- эдгээр нь диссоциацийн зэрэг нь 30% -иас давсан электролитууд юм.
Дунд зэргийн чадалтай электролитууд- эдгээр нь диссоциацийн зэрэг нь 3% -иас 30% хооронд хэлбэлздэг хүмүүс юм.
Сул электролит- 0.1 М усан уусмал дахь диссоциацийн зэрэг нь 3% -иас бага байна.
Сул ба хүчтэй электролитийн жишээ.
Шингэрүүлсэн уусмал дахь хүчтэй электролитууд нь ион руу бүрэн задардаг, өөрөөр хэлбэл. α = 1. Гэвч туршилтууд диссоциацийг 1-тэй тэнцүү байж болохгүй, ойролцоо утгатай боловч 1-тэй тэнцүү биш гэдгийг харуулж байна. Энэ бол жинхэнэ диссоциаци биш, илэрхий юм.
Жишээлбэл, зарим холболтыг үзье α = 0.7. Тэдгээр. Аррениусын онолын дагуу салаагүй молекулуудын 30% нь уусмалд "хөвдөг". Мөн 70% нь чөлөөт ион үүсгэдэг. Мөн электростатик онол нь энэ үзэл баримтлалын өөр нэг тодорхойлолтыг өгдөг: хэрэв α = 0.7 бол бүх молекулууд ионуудад хуваагддаг боловч ионууд нь зөвхөн 70% чөлөөтэй, үлдсэн 30% нь электростатик харилцан үйлчлэлээр холбогддог.
Илэрхий диссоциацийн зэрэг.
Диссоциацийн зэрэг нь зөвхөн уусгагч ба ууссан бодисын шинж чанараас гадна уусмалын концентраци ба температураас хамаарна.
Диссоциацийн тэгшитгэлийг дараах байдлаар илэрхийлж болно.
AK ⇄ A- + K +.
Мөн диссоциацийн зэргийг дараах байдлаар илэрхийлж болно.
Уусмалын концентраци ихсэх тусам электролитийн диссоциацийн зэрэг буурдаг. Тэдгээр. тодорхой электролитийн градусын утга нь тогтмол утга биш юм.
Диссоциаци нь урвуу процесс учраас урвалын хурдны тэгшитгэлийг дараах байдлаар бичиж болно.
Хэрэв диссоциаци нь тэнцвэртэй байвал хувь хэмжээ нь тэнцүү бөгөөд үр дүнд нь бид олж авна тэнцвэрийн тогтмол(диссоциацийн тогтмол):
K нь уусгагчийн шинж чанар ба температураас хамаардаг боловч уусмалуудын концентрацаас хамаардаггүй. Диссоциагүй молекулууд их байх тусам электролитийн диссоциацийн тогтмолын утга бага байх нь тэгшитгэлээс тодорхой харагдаж байна.
Олон суурьт хүчилалхам алхмаар салгах ба алхам бүр өөрийн диссоциацийн тогтмол утгатай байна.
Хэрэв олон суурьт хүчил задрах юм бол эхний протоныг хамгийн амархан арилгадаг боловч анионы цэнэг нэмэгдэхийн хэрээр таталцал нэмэгддэг тул протоныг арилгахад илүү хэцүү байдаг. Жишээлбэл,
Алхам бүрт ортофосфорын хүчлийн диссоциацийн тогтмолууд ихээхэн ялгаатай байх ёстой.
I - үе шат:
II - үе шат:
III - үе шат:
Эхний шатанд ортофосфорын хүчил нь дунд зэргийн хүч чадалтай хүчил бөгөөд 2-р шатанд сул, 3-р шатанд маш сул байдаг.
Зарим электролитийн уусмалуудын тэнцвэрийн тогтмолуудын жишээ.
Нэг жишээг харцгаая:
Хэрэв мөнгөний ион агуулсан уусмалд металл зэс нэмбэл тэнцвэрт байдалд байх үед зэсийн ионы концентраци нь мөнгөний агууламжаас их байх ёстой.
Гэхдээ тогтмол нь бага утгатай:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Энэ нь тэнцвэрт байдалд хүрэх үед мөнгөний хлорид маш бага ууссан болохыг харуулж байна.
Металл зэс, мөнгөний агууламжийг тэнцвэрийн тогтмол байдалд оруулна.
Усны ионы бүтээгдэхүүн.
Доорх хүснэгтэд дараах өгөгдлийг агуулна.
Энэ тогтмол гэж нэрлэдэг усны ионы бүтээгдэхүүн, энэ нь зөвхөн температураас хамаарна. Диссоциацийн дагуу 1 H+ ион тутамд нэг гидроксидын ион байна. Цэвэр усанд эдгээр ионуудын концентраци ижил байна: [ Х + ] = [Өө - ].
Эндээс, [ Х + ] = [Өө- ] = = 10-7 моль/л.
Усанд гадны бодис, жишээ нь давсны хүчил нэмбэл устөрөгчийн ионы концентраци нэмэгдэх боловч усны ионы бүтээгдэхүүн нь концентрацаас хамаардаггүй.
Хэрэв та шүлт нэмбэл ионы концентраци нэмэгдэж, устөрөгчийн хэмжээ буурах болно.
Төвлөрөл ба харилцан уялдаатай: нэг утга их байх тусам нөгөө нь бага байна.
Уусмалын хүчиллэг байдал (рН).
Уусмалын хүчиллэгийг ихэвчлэн ионы агууламжаар илэрхийлдэг H+.Хүчиллэг орчинд рН<10 -7 моль/л, в нейтральных - рН= 10 -7 моль/л, шүлтлэг - рН> 10 -7 моль/л.
Уусмалын хүчиллэгийг устөрөгчийн ионуудын концентрацийн сөрөг логарифмээр илэрхийлдэг бөгөөд үүнийг нэрлэдэг. рН.
рН = -lg[ Х + ].
Тогтмол ба диссоциацийн зэрэг хоорондын хамаарал.
Цууны хүчлийн диссоциацийн жишээг авч үзье.
Тогтмолыг олъё:
Молийн концентраци C=1/В, үүнийг тэгшитгэлд орлуулаад дараахийг авна уу:
Эдгээр тэгшитгэлүүд нь В.Оствальдын үржлийн хууль, үүний дагуу электролитийн диссоциацийн тогтмол нь уусмалын шингэрүүлэлтээс хамаардаггүй.
Давсны гидролиз
Гидролизсул электролит (хүчил, суурь, хүчиллэг эсвэл үндсэн давс) үүсэхэд хүргэдэг бодисыг устай харилцан үйлчлэх урвал гэж нэрлэдэг. Гидролизийн үр дүнг усны диссоциацийн тэнцвэрт байдлыг зөрчсөн гэж үзэж болно. Төрөл бүрийн ангиллын нэгдлүүд нь гидролизд ордог боловч хамгийн чухал тохиолдол бол давсны гидролиз юм. Давс нь дүрмээр бол хүчтэй электролит бөгөөд ион руу бүрэн хуваагдаж, усны ионуудтай харилцан үйлчилж чаддаг.
Давсны гидролизийн хамгийн чухал тохиолдлууд:
1. Давс нь хүчтэй суурь ба хүчтэй хүчлээс үүсдэг. Жишээ нь: NaCl нь хүчтэй суурь NaOH ба хүчтэй хүчил HCl-ээс үүссэн давс;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – молекулын тэгшитгэл;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - – бүрэн ионы тэгшитгэл;
HOH ↔ OH - + H + – товчилсон ионы тэгшитгэл.
Товчлогдсон ионы тэгшитгэлээс харахад хүчтэй суурь ба хүчтэй хүчлээс үүссэн давс нь устай харилцан үйлчлэлцдэггүй, өөрөөр хэлбэл гидролизд ордоггүй бөгөөд орчин нь төвийг сахисан хэвээр байна.
2. Давс нь хүчтэй суурь ба сул хүчлээс үүсдэг. Жишээ нь: NaNO 2 нь хүчтэй суурь NaOH ба сул хүчил HNO 2-аас үүссэн давс бөгөөд бараг ионуудад задрахгүй.
NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
Энэ тохиолдолд давс нь гидролизд орж, гидролиз нь анион дээр явагддаг бөгөөд катион нь гидролизийн процесст бараг оролцдоггүй. Гидролизийн үр дүнд шүлт үүсдэг тул уусмал дахь OH - анионууд илүүдэлтэй байдаг. Ийм давсны уусмал нь шүлтлэг орчинг олж авдаг, өөрөөр хэлбэл. рН > 7.
I үе шат Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3 ;
CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 - ;
II үе шат NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
Стандарт нөхцөлд, уусмалын дунд зэргийн шингэрүүлэлтийн үед давсны гидролиз нь зөвхөн эхний шатанд явагддаг. Хоёр дахь нь эхний шатанд үүссэн бүтээгдэхүүнээр дарагддаг. OH - ионуудын хуримтлал нь тэнцвэрийг зүүн тийш шилжүүлэхэд хүргэдэг.
3. Давс нь сул суурь ба хүчтэй хүчлээс үүсдэг. Жишээ нь: NH 4 NO 3 нь сул суурь NH 4 OH ба хүчтэй хүчил HNO 3-аас үүссэн давс юм.
NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;
NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.
Энэ тохиолдолд давс нь гидролизд орж, гидролиз нь катионын дагуу явагддаг бөгөөд анион нь гидролизийн процесст бараг оролцдоггүй. Ийм давсны уусмал нь хүчиллэг орчинг олж авдаг, өөрөөр хэлбэл. рН< 7.
Өмнөх тохиолдлын нэгэн адил үржүүлсэн цэнэгтэй ионы давс нь үе шаттайгаар гидролиз болдог боловч хоёр дахь үе шат нь дарагдсан байдаг.
I үе шат Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;
II шат MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg(OH) 2 + HNO 3 ;
MgOH + + HOH ↔ Mg(OH) 2 + H + .
4. Давс нь сул суурь ба сул хүчлээс үүсдэг. Жишээ нь: NH 4 CN нь сул суурь NH 4 OH ба сул хүчил HCN-ээс үүссэн давс юм.
NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;
NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.
Энэ тохиолдолд катион ба анион хоёулаа гидролизд оролцдог. Тэд устөрөгчийн катион ба усны гидроксо анионыг хоёуланг нь холбож, сул электролит (сул хүчил ба сул суурь) үүсгэдэг. Ийм давсны уусмалын урвал нь сул хүчиллэг (хэрэв гидролизийн үр дүнд үүссэн суурь нь хүчлээс сул байвал) эсвэл сул шүлтлэг (хэрэв суурь нь хүчилээс хүчтэй бол) эсвэл төвийг сахисан (хэрэв суурь нь байвал) байж болно. хүчил нь адилхан хүчтэй байдаг).
Олон тооны цэнэглэгдсэн ионуудын давсыг гидролиз хийх үед I үе шат нь дараагийнхыг дардаггүй бөгөөд ийм давсны гидролиз нь өрөөний температурт ч бүрэн явагддаг.
I шат (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;
2NH 4 + + S 2- + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS -;
II үе шат NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
